氧化还原反应学案
<p>学习目标：1、了解氧化还原反应的基本概念</p><p>2、掌握氧化性、还原性强弱的比较</p><p>3、综合运用化合价升降和电子转移的观点分析氧化还原反应</p><p>学习重点和难点：表示电子转移的方法、氧化还原反应的基本规律及其应用</p><p>目标1：氧化还原反应基本概念</p><p>根据反应中是否有元素化合价的升降，可以把反应分成两类：氧化还原反应和非氧化还原反应。</p><p>1.氧化还原反应的特征： 。</p><p>判断一个反应是否为氧化还原反应的依据 。</p><p>2.氧化还原反应的实质： 。</p><p>3. 氧化还原反应与基本反应类型的关系：</p><p>⑴化合反应：可能是氧化还原反应，一般说， 的化合反应是氧化还原反应。</p><p>⑵分解反应：可能是氧化还原反应，一般说， 的分解反应是氧化还原反应。</p><p>⑶置换反应：全部是氧化还原反应。 ⑷复分解反应：都是非氧化还原反应。</p><p>4.有关概念之间的联系：</p><p>氧化剂(具有氧化性)→ 电子 →被 →发生 反应 →得到 产物</p><p>还原剂(具有还原性)→ 电子 →被 →发生 反应 →得到 产物</p><p>目标2：表示电子转移的方法</p><p>1.双线桥法：表示同种元素在反应前后转移电子的情况。</p><p>例如：</p><p> </p><center></center><p> </p><p>注意：①箭号从反应物指向生成物，起止为同一元素。</p><p>②箭号不代表电子转移的方向。 ③电子有得必有失，电子得失总数应相等。</p><p>④参加反应的所有元素可能是全部，也可能只是其中一部分参加了氧化还原反应。</p><p>练习：2Mg + CO2</p><center></center><p>2MgO + C 2KClO3</p><center></center><p>2KCl + 3O2 ↑</p><p> </p><p>2.单线桥法：表示反应过程中电子在反应物之间的转移情况。</p><p>例如：</p><p> </p><center></center><p> </p><p>注意：①箭号从还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。</p><p>②箭号表示电子转移的方向。</p><p>③数字表示某元素失电子(也是另一元素得电子)的总数。</p><p>练习：</p><p>4NH3 + 5O2</p><center></center><p>4NO + 6H2O 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O</p><p> </p><p>目标3：氧化还原反应的基本规律及作用</p><p>1.守恒律：对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数和降低总数相等，失电子总数和得电子总数相等。除此之外，质量和原子个数也都守恒。</p><p>作用：有关氧化还原反应的计算及配平氧化还原方程式。</p><p>2.强弱律：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。</p><p> </p><center></center><p> </p><p>氧化性： 剂 > 产物 还原性： 剂 > 产物</p><p>3.互不换位规律</p><p>① 同种元素相邻价态的粒子不发生氧化还原反应(即不发生转化)。</p><p>如：S与H2S，SO2与H2SO4，均不能反应，因此可以用浓H2SO4来干燥SO2气体。</p><p>② 含同一元素的高价态化合物和低价态化合物反应时，该元素的价态互不换位，而是生成中间</p><p>价态的物质，即高价态 + 低价态→中间价态(同种元素之间的氧化还原只靠拢不交叉)。</p><p>如：H2S(-2) + H2S(+6)O4(浓)= ; KCl(+5)O3 + 6HCl(-1) =</p><p>作用：a.判断元素或物质氧化性或还原性的有无或可能，但非难易。</p><p>b.分析判断氧化还原反应中的物质变化及推测变化产物。</p><p>4.优先律：在同一个反应环境中，氧化剂遇到多种还原剂时，首先与最强的还原剂反应，反之亦然。如在 FeI2溶液中通入Cl2，因还原性I->Fe2+，所以当Cl2不足时，先将I—氧化，FeI2 + Cl2(少量) = 当Cl2足量时，才能将Fe2+，I—完全氧化。 FeI2 + Cl2(过量) =</p><p>目标四：氧化性和还原性强弱程度的判断</p><p>1.根据金属活动顺序表判断</p><p>金属单质的还原性：</p><p>K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H2>Cu>Hg>Ag>Pt>Au</p><p>金属离子氧化性：</p><p>Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+</p><p>2.根据非金属活动顺序进行判断</p><p>非金属单质的氧化性顺序：F2>O2>Cl2>Br2>I2>S</p><p>阴离子的还原性顺序：F-<o2-<cl-<br-<i-<s2-< p=""> </o2-<cl-<br-<i-<s2-<></p><p>3.根据周期表位置判断</p><p>在周期表中，从左往右，元素的非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱;同主族元素，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱.</p><p>4.根据元素化合价价态的高低判断</p><p>一般说来，氧化剂含有较高价态的元素，还原剂含有较低价态的元素。变价元素位于最高价态时，只有氧化性;位于最低价态时只有还原性，处于中间价态时既有氧化性又有还原性。可记忆为：“高价氧化低价还，中间价态两边转”。如：</p><p> </p><center></center><p> </p><p>H2S为强还原剂;浓H2SO4为强氧化剂，单质S和SO2既有氧化性，又有还原性。</p><p>5.根据氧化还原反应进行的方向判断</p><p>氧化性强弱为：氧化剂>氧化产物，氧化剂>还原剂</p><p>还原性强弱为：还原剂>还原产物，还原剂>氧化剂</p><p>如：5Cl2+I2+6H2O=10HCl+2HIO3 氧化性：Cl2>HIO3 Cl2>I2 还原性：I2>HCl</p><p>6.根据氧化还原反应进行的难易程度(反应条件)的不同进行判断</p><p> </p><center></center><p> </p><p>应当注意的是：判断氧化性或还原性的依据是得失电子的难易程度，而不是得失电子数目的多少，所以反应条件越容易，反应速度越快。氧化性或还原性就越强，反之则弱。</p><p>7.根据原电池中的电极反应判断</p><p>正极：强氧化剂 + ne- = 弱还原性物质</p><p>负极：强还原剂 - ne- = 弱氧化性物质</p><p>8.根据元素最高价氧化物的水化物酸碱性强弱判断</p><p>如酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3，可判断氧化性：Cl>S>P>C。</p><p>9.外界条件对某物质氧化性或还原性强弱的影响</p><p>⑴物质的浓度越高，氧化性或还原性越强。(如HNO3)</p><p>⑵温度越高，氧化性或还原性越强。 ⑶酸性越强，氧化性越强(KMnO4)。</p><p>目标5 ： 氧化还原反应方程式的配平</p><p>1、原则：化学方程式中化合价升高和降低的总数相等。</p><p>2、步骤：标变价、列变化.求总数、配系数</p><p>[说明]配平离子方程式时，配平时应注意质量守恒和电荷守恒。</p><p>练习：</p><p>1.Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O</p><p>2. Cl2 + KOH = KClO3 + KCl + H2O</p><p>3. Cu2S + HNO3(稀) = Cu(NO3)2 + NO↑+ H2SO4 + H2O</p><p>4. MnO4—+ SO32— + H+ = Mn2+ + SO42— + H2O</p><p>5.H2O2 + Cr 2(SO4)3 + NaOH = Na2SO4 + Na 2CrO4 + ;</p><p>6.FeSO4 + O2 + H2O = Fe(OH)3 + Fe2(SO4)3</p>
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