高一化学 233 氧化还原反应专题教学设计.docx
《高一化学 233 氧化还原反应专题教学设计.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高一化学 233 氧化还原反应专题教学设计.docx（18页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。
高一化学233氧化还原反应专题教学设计
氧化还原反应
课题
专题氧化还原反应
教学
目标
知识与技能
1．能准确判断和分析氧化还原反应；
2．理解氧化还原反应的本质，提升氧化还原反应的应用；
过程与方法
培养学生科学抽象、概括整理、归纳总结，准确系统地掌握知识规律的方法。
情感、态度与价值观
综合培养学生思考及分析，解决问题的能力
教学重点
1．理解氧化还原反应、氧化剂和还原剂等概念。
2．熟练掌握氧化性和还原性强弱的判断。
3．能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目，并能配平反应方程式。
4．能运用元素守恒、电子守恒、电荷守恒，进行氧化还原反应计算。
教学难点
理解和应用氧化还原反应的规律
教学设计
环节
教师活动
学生活动
设计意图
引入
纵观近几年高考对氧化还原反应的考查，主要包括下列四点：
以生产、生活、社会中的实际问题为载体，考查氧化还原反应的基本概念；比较物质氧化性、还原性的强弱及其规律应用；氧化还原反应的计算及氧化还原反应方程式的配平。
聆听
通过介绍，引入主题
基础梳理
【引导学生讨论，思考、整理】
【板书】专题氧化还原反应
一、氧化反应的基本规律及其应用
1．守恒规律
氧化还原反应中有物质失电子必有物质得电子，且得电子总数等于失电子总数。
或者说氧化还原反应中，有元素化合价升高必有元素化合价降低，且化合价降低总数必等于升高总数。
有关得失电子守恒（化合价守恒）的规律有如下应用：
（1）求某一反应中被氧化与被还原的原子数之比，或氧化剂与还原剂分子数之比及氧化产物与还原产物分子数之比。
（2）配平氧化还原反应方程式。
（3）进行有关氧化还原反应的计算。
2．强弱规律
较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。
应用：
在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质。
亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
3．价态规律
元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。
应用：
判断元素或物质氧化性或还原性的有无。
4．转化规律
氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易；同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。
例如：
应用：
判断氧化还原反应能否发生及表明电子转移情况。
5．难易规律
越易失去电子的物质，失去后就越难得电子；越易得到电子的物质，得到后就越难失去电子。
一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，氧化性最强的优先发生反应，如FeBr2溶液中通入Cl2时，发生离子反应的先后顺序为2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－，2Br－＋Cl2=Br2＋2Cl－。
应用：
判断物质的氧化性（或还原性）强弱及反应顺序。
二、氧化性、还原性强弱的判断
氧化性、还原性的强弱与元素化合价没有直接关系，取决于得、失电子的能力，得电子能力强，则其氧化性强，失电子能力强，则其还原性强。
常见判断氧化性、还原性的方法有以下几种。
1．根据反应方程式
氧化剂＋还原剂=还原产物＋氧化产物
氧化性：
氧化剂>氧化产物
还原性：
还原剂>还原产物
2．依据元素周期表
（1）同周期从左到右，金属元素的金属性逐渐减弱，对应阳离子的氧化性逐渐增强；非金属元素的非金属性逐渐增强，对应阴离子的还原性逐渐减弱。
（2）同主族从上到下，金属元素的金属性逐渐增强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱；非金属元素的非金属性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。
3．依据金属、非金属活动性顺序
（1）依据金属活动性顺序
（2）依据非金属活动性顺序
4．依据反应条件及反应的剧烈程度
反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强，如是否加热、有无催化剂及反应温度高低等。
例如：
下面三个均为HCl被氧化生成Cl2的反应：
2KMnO4＋16HCl（浓）=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
MnO2＋4HCl（浓）
MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
4HCl＋O2
2H2O＋2Cl2
由上述反应条件由易到难，可判断反应中氧化剂的氧化性由强到弱的顺序为KMnO4>MnO2>O2。
5．根据氧化还原反应的程度
当有变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可根据氧化产物价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。
如：
2Fe＋3Cl2
2FeCl3，Fe＋S
FeS，可以判断氧化性：
Cl2>S。
6．依据电化学原理
原电池中，负极物质的还原性一般强于正极物质；用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性强，在阳极先放电的阴离子的还原性强。
7．依据物质的浓度及溶液酸碱性
（1）具有氧化性（或还原性）的物质的浓度越大，其氧化性（或还原性）越强；反之，其氧化性（或还原性）越弱。
例如：
氧化性：
HNO3（浓）>HNO3（稀）；
还原性：
HCl（浓）>HCl（稀）。
（2）溶液的酸碱性对物质的氧化性、还原性强弱亦有影响，KMnO4在酸性、中性、碱性溶液中的氧化性依次减弱。
8．依据温度
一般来说温度升高，氧化剂的氧化性增强，还原剂的还原性也增强。
如热的浓H2SO4的氧化性比冷的浓H2SO4的氧化性强。
三、氧化还原反应方程式的配平及有关计算
1．氧化还原反应方程式的配平方法
（1）一般氧化还原反应方程式的配平——化合价升降法
①配平原则
电子守恒、原子守恒、电荷守恒（离子反应中）。
②配平方法——化合价升降法
步骤如下：
（2）缺项氧化还原反应方程式的配平
缺项方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有写出来，一般为水、酸或碱。
①方法
先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的化学计量数，然后由原子守恒确定未知物，再根据原子守恒进行配平。
②补项原则
2．计算方法——电子守恒法
（1）应用电子守恒解题的一般步骤——“一、二、三”
①“一找各物质”
找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。
②“二定得失数”
确定一个原子或离子得失电子数（注意化学式中的原子个数）。
③“三列关系式”
根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出关系式。
n（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值＝n（还原剂）×变价原子个数×化合价变化值。
（2）多步连续进行的氧化还原反应的有关计算
对于多步连续进行的氧化还原反应，只要中间各步反应过程中电子没有损耗，可直接找出起始物和最终产物，删去中间产物，建立二者之间的电子守恒关系，快速求解。
四、新情境下化学方程式的书写
1．书写新情境下氧化还原方程式的步骤
（以酸性KMnO4溶液与SO2的反应为例）
（1）找物质
找出反应中参加反应的氧化剂还原剂，并判断出还原产物和氧化产物。
（2）列变化
将反应物和产物列在等号的两侧，同时注意留出一定的空间用于下一步配平，MnO4－＋SO2=Mn2＋＋SO42－。
（3）电子恒
依据化合价发生变化的情况和得失电子守恒，配平主要反应物和主要产物。
2MnO4－＋5SO2=2Mn2＋＋5SO42－
（4）质量恒
考虑反应体系的酸碱性，依据质量守恒完成化学方程式的配平。
（3）步中的方程式左边2个负电荷，右边6个负电荷，溶液显酸性，故在方程式右边加4个H＋；左边加2个H2O
2MnO4－＋5SO2＋2H2O=2Mn2＋＋5SO42－＋4H＋，通过各项守恒的验证可以确认书写正确。
思考，按照老师引导的思路进行分析，小组内讨论，代表回答。
通过阅读，培养学生的自主学习能力和团队合作精神。
拓展延伸
一、氧化还原反应的基本规律及应用
（1）使用守恒规律讨论氧化剂（还原产物）与还原剂（氧化产物）的个数比时，一定利用化合价的降低的原子个数和化合价升高的原子个数比值。
（2）使用转化规律时，有中间价态的不同物质之间不一定发生归中反应，如S和SO3不发生反应。
（3）使用价态规律时，只能判断有无氧化性、还原性，不能判断强弱。
二、氧化性、还原性强弱判断
（1）对于一种物质既作氧化剂，又作还原剂的反应，不能根据反应方程式判断氧化性、还原性的强弱。
（2）对于可逆反应，不能利用反应方程式判断氧化性和还原性的强弱。
（3）根据金属活动顺序表判断阳离子的氧化性强弱时，注意Fe对应的阳离子为Fe2＋，不是Fe3＋。
（4）H2、CO、C还原性的强弱受温度影响，如3CO＋Fe2O3
2Fe＋3CO2。
三、氧化还原反应的配平及计算
（1）注意特殊物质中元素的化合价，如Na2O2中氧元素、FeS2中硫元素的化合价均为－1。
（2）配平化学方程式时，化学计量数“1”也必须填写在空格里。
（3）依据电子得失守恒列等式时不要忽略变价原子的个数。
（4）找到化学方程式中关键的化学式，定其化学式前计量数为1，然后根据关键化学式去配平其他化学式前的化学计量数。
若出现计量数为分数，再将各计量数同乘以同一整数，化分数为整数，这种先定关键化学式计量数为1的配平方法，称为归一法。
做法：
选择化学方程式中组成最复杂的化学式，设它的计量数为1，再依次推断。
根据课堂内容进行知识的提升。
通过从不同角度对氧化还原反应的分析，进一步理解氧化还原反应的理论，把零散的认识升华到系统认识。
例题训练
例1．根据表中信息，判断下列叙述中正确的是（ A ）
A．反应①中可能有一种或两种元素被氧化
B．反应①中，当只有少量Cl2时，反应可表示为：
Cl2＋Fe2＋=Fe3＋＋2Cl－
C．反应②中KClO3被氧化，HCl被还原
D．若反应②的另一种产物是KCl，则反应过程中1molKClO3得到6mole－
例2．在一定条件下，下列微粒的还原性顺序为Cl－A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O=2Fe2＋＋SO42－＋4H＋
B．2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－
C．2Br－＋4H＋＋SO42－=SO2＋Br2＋2H2O
D．I2＋SO2＋2H2O=4H＋＋SO42－＋2I－
例3．将0．08molKMnO4固体（质量为12．64g）加热一段时间后，收集到amolO2；向反应后残留的固体中加入足量的浓盐酸，又收集到bmolCl2，此时Mn元素全部以Mn2＋的形式存在于溶液中。
（1）请配平下列方程式：
（2）上式反应中的还原剂是________，当还原剂失去1mol电子时，氧化产物的物质的量为________。
（3）a＋b的最大值为________，a＋b的最小值为_____。
（4）当a＋b＝0．18时，残留固体的质量为________。
例4．已知硫酸锰（MnSO4）和过硫酸钾（K2S2O8）两种盐溶液在银离子催化下可发生氧化还原反应，生成高锰酸钾、硫酸钾和硫酸。
①请写出并配平上述反应的化学方程式：
_____________________________________
②若该反应所用的硫酸锰改为氯化锰（MnCl2），当它跟过量的过硫酸钾反应时，除有高锰酸钾、硫酸钾、硫酸生成外，其他的生成物还有______________。
例题分析、分组讨论，集中评讲
通过针对性例题训练，巩固对氧化还原反应的认识
针对训练
1．
（1）等物质的量的下列化合物与足量浓盐酸反应，得到氯气的物质的量最多的是________（填序号）。
已知：
MnO4－＋H＋＋Cl－→Mn2＋＋Cl2↑＋H2O（未配平）
ClO3－＋H＋＋Cl－→Cl2↑＋H2O（未配平）
ClO－＋H＋＋Cl－→Cl2↑＋H2O（未配平）
A．KClO3 B．KMnO4C．MnO2D．Ca（ClO）2
（2）已知Co2O3在酸性溶液中易被还原成Co2＋，Co2O3、Cl2、FeCl3、I2的氧化性依次减弱。
下列反应在水溶液中不可能发生的是_____（填序号）。
A．3Cl2＋6FeI2===2FeCl3＋4FeI3
B．Cl2＋FeI2===FeCl2＋I2
C．Co2O3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O
D．2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2
2．根据下列事实，判断离子的氧化性顺序为（ A ）
①A＋B2＋=A2＋＋B
②D＋2H2O=D（OH）2＋H2↑
③以B、E为电极与E的盐溶液组成原电池，电极反应为
E2＋＋2e－=E，B－2e－=B2＋
A．E2＋>B2＋>A2＋>D2＋
B．D2＋>E2＋>A2＋>B2＋
C．A2＋>B2＋>D2＋>E2＋
D．D2＋>B2＋>A2＋>E2＋
3．向含有1molFeCl2的溶液中通入0．2molCl2，再加入含0．1molX2O72－的酸性溶液，使溶液中Fe2＋全部恰好被氧化，并使X2O72－被还原为Xn＋，则n值为（ B ）
A．2 B．3C．4D．5
4．向FeCl2溶液中加入大量固体Na2O2，写出反应的离子方程式：
_______________________。
5．铝在碱性条件下与NO3－反应生成NH3，反应的离子方程式为__________________。
巩固训练
通过针对性练习，及时反馈课堂教学效果，巩固氧化还原反应的分析与判断的理论知识，提升分析问题解决问题的能力。
总结归纳
结束新课
我们这节课归纳整理氧化还原反应理论，学会从不同角度分析氧化还原反应，提升对氧化还原反应的理解和应用能力；请课后整理教学案，并准备本章节复习。
聆听
通过课堂总结，使学生明白本节所学内容，并注重知识的归纳和理解。
板书设计
专题氧化还原反应
【基础梳理】
一、氧化反应的基本规律及其应用
1．守恒规律
2．强弱规律
3．价态规律
4．转化规律
5．难易规律
二、氧化性、还原性强弱的判断
1．根据反应方程式
2．依据元素周期表
3．依据金属、非金属活动性顺序
4．依据反应条件及反应的剧烈程度
5．根据氧化还原反应的程度
6．依据电化学原理
7．依据物质的浓度及溶液酸碱性
8．依据温度
三、氧化还原反应方程式的配平及有关计算
1．氧化还原反应方程式的配平方法
2．计算方法——电子守恒法
四、新情境下化学方程式的书写
1．书写新情境下氧化还原方程式的步骤
【拓展提升】
一、氧化还原反应的基本规律及应用
二、氧化性、还原性强弱判断
三、氧化还原反应的配平及计算
升级会员 