氧化还原反应教案.docx

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氧化还原反应教案

氧化还原反应

一.化学反应的分类：

四大基本反应类型：

A+B=AB………………化合反应

AB=A+B……………分解反应

化合和分解互为逆过程：

A+BC=AC+B……………置换反应

AB+CD=AD+BC……………复分解反应

初中的氧化还原反应：

氧化反应与还原反应（此处将氧化还原反应分开）此时单纯从得氧与失氧来分类

定义:

物质得到氧的反应称之为氧化反应,物质失去氧的反应称为还原反应

S+O2=SO2…………氧化反应

CuO+H2=Cu+H2O…………还原反应

二.氧化还原反应：

在氧化还原反应中，为何发生元素化合价的升降？

以Na和Cl2的反应为例：

（分析）在离子化合物里，元素化合价的数值就是这种元素一个原子得失电子的数目。

由于电子带负电荷，失去电子的原子就带有正电，这种元素的化合价为正价；得到电子的原子带负电，这种元素的化合价为负价。

对于钠和氯气的反应，Na原子最外层有1个电子，

反应中Na失去这1个电子，化合价从0价升高到＋1价；

Cl最外层有7个电子，反应中得到1个电子，化合价从

0价降到－1价。

因此，我们完全可以这样说：

元素化合价的升或降是由于它们的原子失去或得到

电子的缘故。

化合价升高的价数就是失去的电子数，化合价降低

的价数就是得到的电子数。

（例如）Mg+Cl2点燃＝＝MgCl2

（分析）Mg化合价升高2价，因为失去2个电子，

Cl化合价降低1价，因为得到1个电子，又因有2个Cl，所以共得到2×e-

（追问）有些反应如H2与Cl2的反应并无电子的真正得失，为何元素化合价也有升有降？

（分析）对于氢气和氯气的反应，H和Cl通过共用一对电子形成HCl分子。

由于Cl吸引电子能力强，共用电子对偏向与Cl，氯元素化合价从0价降到－1价；共用电子对偏离于H，氢元素化合价从0价升高到＋1价。

所以共用电子对的偏移也会导致化合价的升降，也符合氧化还原反应的定义。

对于氧化还原反应的认识，我们应透过化合价变化这一特征现象，看到其本质原因是电子得失或偏移。

a有化合价升降的化学反应的是氧化还原反应

几种简单的氧化还原反应：

CuO+H2=Cu+H2O2CuO+C=2Cu+CO2H2O+C=H2+CO

b（本质定义）有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应

化合价的升降是由于电子的转移的结果。

注：

氧化还原反应中应注意的几个问题：

1、氧化剂氧化性的强弱，不是看得电子的多少，而是看得电子的难易；

还原剂还原性的强弱，不是看失电子的多少，而是看失电子的难易。

eg：

氧化性：

浓HNO3>稀HNO3还原性：

Na>Al

2、有新单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应

eg：

C（金刚石）==C（石墨）；3O2==2O3（放电）；P4（白磷）==4P（红磷）

3、任何元素在化学反应中，从游离态变为化合态，或由化合态变为游离态，

均发生氧化还原反应（比如置换反应，化合反应，分解反应）

4、置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应；

有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应全部属于氧化还原反应。

5、元素具有最高价的化合物不一定具有强氧化性！

eg.H3PO4、H2SiO3（或H4SiO4）两酸均无强氧化性但硝酸有强氧化性。

三.常见化合价：

H:

-1,0,+1;

Li：

0,+1;

C:

-4------+4;

N:

-3———+5：

O：

-2——0

F：

-1——0

Na：

0——+1；

Mg：

0——+2；

Al:

0——+3；

Si:

-4——+4；

P:

-3——+5；

S:

-2——+6；

Cl:

-1——+7；

化合价规律：

金属永远显负价；

F和O最高正价为零价；

元素的最高价态=最外层电子数；

元素的最低价态=最外层电子式-8；

元素常见化合价表见附表1

四.氧化剂和还原剂：

1、氧化剂和还原剂

氧化剂：

得电子（或电子对偏向）的物质

还原剂：

失电子（或电子对偏离）的物质

Wen1.氧化剂还原剂具有什么样的性质呢？

氧化性：

物质得电子的性质

还原性：

物质失电子的性质

氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性

得电子能力越强（越容易），物质的氧化性就越强；失电子能力越强（越容易），物质的还原性就越强。

至此，围绕氧化还原反应的本质——电子转移，我们介绍了多组概念，可小结如下：

（板书）两条关系：

本质特征本身反应产物物质性质

得电子→化合价下降→被还原→还原反应→还原产物→氧化剂→氧化性

失电子→化合价升高→被氧化→氧化反应→氧化产物→还原剂→还原性

（口诀）升失氧，降得还

备注：

“高价氧，低价还”

1.元素的最高价态具有氧化性，最低价态具有还原性，中间价态两者兼具有。

但最高价态具有氧化性，但是不一定是强氧化性（例如：

Na+）

最低价态具有还原性，但是不一定是强还原性

2.氧化剂与还原剂，氧化产物与还原产物，氧化反应与还原反应的判断

第一步：

前剂后物

第二步：

标变价元素价态

第三步：

同种元素等号前后进行化合价的高低比较

若元素（物质）为高价态，则为氧化剂

若元素（物质）为低价态，则为还原剂

3.此元素化合价升高，则为氧化反应（从本质上来讲，化合价升高，说明失去电子）

若此元素化合价降低，则为还原反应（从本质上来讲，化合价降低，说明得到电子）2.常见的氧化剂和还原剂

（1）常见的氧化剂有：

活泼的非金属单质：

O2、Cl2、F2

含高价态元素的化合物：

浓H2SO4、KMnO4、HNO3、FeCl3、CuCl2

（2）常见的还原剂有：

活泼或较活泼的金属：

K、Na、Mg、Al、Zn等

某些非金属单质：

H2、C、Si、P

含低价态元素的化合物：

FeCl2、HCl、H2S、KI、NH3、CO、SO2、Na2SO3等

五.几种特殊氧化还原反应

歧化反应:

在反应中，若氧化作用和还原作用发生在同一分子内部处于同一氧化态的元素上，使该元素的原子（或离子）一部分被氧化，另一部分被还原。

这种自身的氧化还原反应称为歧化反应.

2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2↑

归中反应:

归中反应就是指同种元素的不同化合物发生氧化还原反应，那种元素的化合价向中间靠拢.

2H2S+SO2=3S↓+2H2O

自身氧化还原反应:

是指氧化剂和还原剂都是同一物质的氧化还原反应，反应时物质里的不同元素或相同元素间发生了电子转移,像歧化反应就是一种常见的自身氧化还原反应.

2KClO3=2KCl+3O2↑

区分：

歧化是同一种元素，自身则可以是同一种元素被氧化还原，也可以是不同种元素被氧化还原。

六.氧化还原反应的表示方法

（1）“双线桥”表示氧化还原反应

1）跨过等号

步骤2）指向同一元素

3）标注得失电子，还有得失电子数目相等

以3H2+Fe2O3高温＝＝2Fe+3H2O为例

a.首先判断是否属于氧化还原反应，是则标出元素化合价的变化。

0＋30＋1

3H2+Fe2O3高温＝＝2Fe+3H2O

b.化合价升高的价数就是失去的电子数目。

其中，得到电子的物质是氧化剂；失去电子的物质是还原剂；被氧化后得到的物质是氧化产物；被还原后得到的物质是还原产物。

失6×e-，化合价升高，被氧化

0＋30＋1

3H2+Fe2O3高温＝＝2Fe+3H2O

得2×3e-，化合价降低，被还原

清楚地表示出氧化还原反应中电子转移的方向和数目，同一元素在反应前后的价态变化及氧化还原的情况和结果。

这种方法即为“双线桥”法。

注：

用“双线桥”法表示氧化还原反应，书写时注意：

1）首先标出变价元素的化合价。

两个线桥一个在上，一个在下分布，线桥的方向是从反应物一方指向生成物一方，首尾必须对应于发生化合价变化的同种元素。

2）桥上标明电子得失、化合价升降、被氧化被还原等内容。

3）“×”号前是参加氧化还原反应的原子数目，和方程式前面系数不一定一致。

“×”号后是每一个参加氧化还原反应的原子得到或失去的电子数目，和化合价的改变量相等。

4）对表示电子的符号勿漏掉“e”字右上面的“－”

5）电子转移总数的计算：

如例题中电子转移总数为6e-，不是12e-

Wen1.氧化还原反应中电子得失总数是什么关系？

化合价升降总数又如何？

均为相等关系

6）得失电子总数应相等。

（可检查）

（2）“单线桥”表示氧化还原反应

1）跨过等号

步骤2）指向同一元素

3）标注得失电子，还有得失电子数目相等

七.物质氧化性、还原性强弱比较方法

1、依据元素周期表比较

注意：

元素的非金属，金属性与物质的还原性和氧化性有一定的差别。

如元素非金属性：

O>CL,但单质氧化性：

CL2>O2

2、利用金属活动顺序表进行比较

KCaNaMgAlZnFeSnPb（H）CuHgAgPtAu

还原性

K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+（H+）Cu2+Hg2+Ag+

氧化性

F2＞Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞S氧化性比较

▲Fe3++Fe=Fe2+比较Fe3+FeFe2+的氧化性及还原性？

▲Fe3+与I2能否发生反应？

Fe3+能否与Br2发生反应？

3、依据性质强弱规律通式比较：

（见上规律一）

氧化剂+还原剂===还原产物+氧化产物

（较强氧化性）（较强还原性）（弱还原性）（弱氧化性）

氧化性强弱：

氧化剂>氧化产物还原性强弱：

还原剂>还原产物

氧化剂的氧化性越强，其还原产物的还原性越____还原剂的还原性越强，其氧化产物的氧化性越____

4、根据外界条件（如温度，浓度，溶液的酸碱度）：

a.温度

ex.氧化性：

热浓H2SO4___>_冷H2SO4；还原性热HCL_>___冷HCL

b.依据溶液的浓度比较

ex.氧化性：

浓H2SO4___>_H2SO4；浓HNO3__>__稀HNO3

c.酸碱度

ex.KMnO4的氧化性随着溶液酸性的增强而增强。

一般地，在酸性环境中，KMnO4还原产物是Mn2+，在中性环境中，KMnO4还原产物是MnO2，在碱性环境中，KMnO4还原产物是K2MnO4

由不同氧化剂与相同还原剂反应生成相同物质，条件越容易，氧化性越强；

由不同还原剂与相同氧化剂反应生成相同物质，条件越容易，还原性越强。

ex.

（1）2KMnO4+16HCl==KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O（反应条件：

常温）

（2）MnO2+4HCl==MnCl2+Cl2+2H2O（反应条件：

△）

（3）4HCl+O2======2Cl2+2H2O（反应条件：

CuCl2/450℃）

氧化性：

KMnO4_________MnO2___________O2（填“>”、“<”、“=”）

5、依据被氧化或被还原的程度比较（即氧化产物的价态的高低）

ex.Fe+Cl2Fe+S则氧化性：

Cl2_____S

6依据反应的剧烈程度

ex.钠与水的反应常温下剧烈反应

镁与水的反应在加热后才明显

铝与水的反应加热也不明显

7、依据电化学原理：

依据原电池工作情况比较

一般情况：

还原性：

负极____正极（铜，锌原电池）

但特殊情况例外：

Mg/Al（NaOH）原电池和Cu/Fe（浓HNO3）原电池不能如此判断

依据电解池工作情况比较

阳极：

易失电子的先放电S2->I->Br->Cl->OH_（还原性）

阴极：

易得电子的先放电：

AU3+>Ag+>Fe3+>Hg2+>Cu2+>H+（氧化性）

8、放能规律

M1-ne-==M1n+；△H1=--akJ/mol（a>0）

（1）金属

M2-ne-==M2n+；△H2=--bkJ/mol（b>0）

若a>b，则还原性：

M1_______M2

即：

相同条件下，失去相同电子数目的两种金属，放能大的还原性强

N1+ne-==N1n—；△H1=--ckJ/mol（c>0）

（2）非金属

N2+ne-==N2n—；△H2=--dkJ/mol（d>0）

若c>d，则氧化性：

N1_______N2

即：

相同条件下，得到相同电子数目的两种非金属，放能大的氧化性强

ex.已知两反应：

①2A+Cl2==2ACl；△H1kJ/mol②2B+Cl2==2BCl；△H2kJ/mol

若△H1>△H2，则：

还原性A_______B

八.氧化还原反应规律

1、性质强弱规律

氧化剂+还原剂===还原产物+氧化产物

（较强氧化性）（较强还原性）（弱还原性）（弱氧化性）

氧化性强弱：

氧化剂>氧化产物还原性强弱：

还原剂>还原产物

2、电子守恒规律

恒等关系式：

氧化剂得电子总数==还原剂失电子总数即：

n（氧）N得e==n（还）N失e

ex.已知下列变化过程中，0.2molRxO42--离子参加反应时共转移0.4mol电子。

RxO42-+MnO4--+H+→RO2+Mn2++H2O

（1）x=___________；

（2）参加反应的H+的物质的量为_________。

3、优先反应规律

同一种氧化剂与不同的还原剂相遇，氧化剂优先与还原性强的物质反应；

同一种还原剂与不同的氧化剂相遇，还原剂优先与氧化性强的物质反应。

ex.

（1）Cl2通入到含同浓度的S2-、Br-、I-的溶液中；反应次序：

_________

（2）Fe与同含浓度的Ag+、Fe3+、Cu2+溶液中。

反应次序：

_________

4、价态规律

最高价：

只具氧化性

同种元素具有多种化合价中间价：

既具氧化性又具还原性

最低价：

只具还原性

-10+1+3+5+7

ex.含氯元素化合物：

HCl、Cl2、HClO、HClO2、HClO3、HClO4

-20+4+6

含硫元素化合物：

H2S、S、SO2、H2SO4

5、歧化反应规律

同物质中同一价态的同一元素，部分价态升高，部分价态降低的反应叫歧化反应

其规律是：

中间价高价+低价

具有多种价态的元素（如Cl、S、N、P等元素）均可发生歧化反应

ex.Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O3S+6NaOH==2Na2S+Na2SO3+3H2O3NO2+H2O==2HNO3+NO

P+NaOH+H2O----Na2HPO4+PH3（试配平此反应式）

6、归中规律（不交叉规律）

含同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应，其结果是两种价态只能相互靠近，或最多达到相同价态，而决不会出现高价变低，低价变高的交叉现象。

ex.1.试配平下列反应式：

KClO3+HCl---KCl+Cl2↑+H2O

KClO3+HCl（浓）---KCl+ClO2+Cl2↑+H2O

ex.2.已知G、Q、X、Y、Z均为含氯的含氧化合物，我们不了解它们的化学式，但知道它们在一定条件下具有如下的转换关系（未配平）

①G→Q+NaCl②Q+H2O→X+H2（电解）

③Y+NaOH→G+Q+H2O④Z+NaOH→Q+X+H2O

这五种化合物中氯的化合价由低到高的顺序为（）

A、QGZYXB、GYQZXC、GYZQXD、ZXGYQ

7邻位转化规律：

一般情况下，在大多数氧化还原反应中，氧化剂和还原剂的价态变化是邻位的。

Eg：

硫化氢一般被氧化为单质硫，浓硫酸一般被还原为二氧化硫。

（浓硫酸可以干燥二氧化硫）

8、氧化还原反应配平.

浅析氧化还原反应方程式的配平方法和几种特殊的配平技巧

   氧化还原反应是中学化学教学的重点和难点，而它的配平更使很多同学在学习时非常感到吃力。

事实上，只要我们掌握一些特殊技巧，结合少量的练习，就可以做到对氧化还原反应的配平迎刃而解。

下面本文分三个部分简单介绍氧化还原反应的配平原则、一般方法和特殊技巧。

一、配平原则

由于在氧化还原反应里存在着电子的转移，因此元素的化合价必然有升有降，我们把化合价能升高的元素或含该元素的物质称还原剂；反之称为氧化剂。

由氧化还原反应的知识我们不难得出配平原则：

还原剂失电子总数=氧化剂的电子总数，即还原剂（元素）化合价升高的总价数=氧化剂（元素）化合价降低的总价数。

二、氧化还原反应方程式配平的一般方法与步骤

1、一般方法：

从左向右配。

2、步骤：

标变价、找变化、求总数、配系数。

即

⑴标出变化元素化合价的始态和终态；

⑵  始态    终态    变化的总价数=变化× 系数

注：

假设以上变化均以正价表示，其中（b-a）×（d-c）为最小公倍数。

⑶将   上的系数，分别填在还原剂和氧化剂化学式的前面作为系数；

⑷用观察法配平其它元素；

⑸检查配平后的方程式是否符合质量守恒定律（离子方程式还要看是否符合电荷守恒）

例1、 C+HNO3（浓）-NO2+CO2+H2O

分析：

⑴标变价

0C+H+5NO3（浓）-+4NO2++4CO2+H2O

⑵找变化

                始态    终态   变化的总价数=变化×系数

⑶求总数

        1×4=4

⑷配系数

  C的系数为 1  HNO3的系数为 4  ，用观察法将其它系数配平

后，经检查满足质量守恒定律。

配平后的化学方程式为：

C+4HNO3（浓）=4NO2+CO2+2H2O

三、氧化还原反应配平的特殊技巧。

1、从右向左配平法

例2、Cu+ HNO3（浓）-Cu（NO3）2+NO2+H2O

分析：

由于HNO3在反应中有两个作用即酸性和氧化性，因此如按照一般的方法从左向右配的话比较麻烦，但如采用从右向左配平法的方法，这个问题显得很简单。

不同之处：

配系数时只需将   中的系数先写在对应产物化学式之前，其它步骤相同。

                 始态    终态    变化的总价数=变化× 系数

Cu+4HNO3（浓）=Cu（NO3）2+2NO2+2H2O

总结使用范围：

此法最适用于某些物质（如硝酸、浓硫酸的反应）部分参加氧化还原反应的类型。

2、整体总价法（零价法）

适用范围：

在氧化还原反应中，一种反应物中有两种或两种以上的元素化合价发生变化或几种不同物质中的元素化合价经变化后同存在于一种产物中。

技巧：

把该物质当成一个“整体”来考虑。

例3、FeS2+O2—Fe2O3+SO2

分析：

在FeS2中Fe的化合价由+2变到+3，S的化合价由-1变到+4，即同一种物质中有两种元素的化合价同时在改变，我们可以用整体总价法，把FeS2当成一个“整体”来考虑。

故  4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2

 3、歧化归一法

适用范围：

同种元素之间的歧化反应或归一反应。

技巧：

第三种价态元素之前的系数等于另两种元素价态的差值与该价态原子数目的比值。

例4、Cl2+KOH—KCl+KClO+H2O

 分析：

在氧化还原反应中，电子转移只发生在氯元素之间，属于歧化反应。

      0            -1   +5

Cl2+KOH—KCl+KClO3+H2O

Cl2的系数为6/2=3   KCl的系数为5    KClO3的系数为1

故 3Cl2+6KOH= 5KCl+KClO3+3H2O

4、判断未知物

 顾名思义，在一个氧化还原反应中缺少反应物或生成物。

 技巧：

一般是把反应物和生成物中的所有原子进行比较，通过观察增加或减少了哪种元素：

①若增加的元素是除H、O以外的非金属，未知物一般是相应的酸；

②若增加的元素是金属，未知物一般是相应的碱；

③若反应前后经部分配平后发现两边氢、氧原子不平衡，则未知物是水。

 例5、KMnO4+KNO2+       —MnSO4+K2SO4+ KNO3+H2O

 分析：

经比较发现，生成物中增加了S元素，则未知物是H2SO4，其它步骤同上略。

2KMnO4+5KNO2+3H2SO4 =2MnSO4+K2SO4+ 5KNO3+3H2O

5、单质后配法

适用范围：

反应物或生成物中有单质参加或单质生成，如有机物的燃烧

都可用此法。

 技巧：

把游离态的那种元素放在最后来配。

例6、FeS2+O2—Fe2O3+SO2

 分析：

反应物中有单质O2，我们可以把O元素放在最后来配。

首先假定

    Fe2O3的系数为1，则FeS2的系数为2，那么SO2的系数为4，因此O2的系数为11/2，然后把每种物质前的系数都扩大2倍，即可配平。

   4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2

6、待定系数法

  技巧：

将各种物质的系数分别设为不同的未知数，然后根据质量守恒定律列方程求解最后配平。

7、加合法

  技巧：

把某个复杂的反应看成是某几个反应的叠加而成。

  例7、Na2O2+H2O—NaOH+O2

  分析：

我们可把这个反应看成是以下两个反应的叠加：

    Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2  ①

       2H2O2= 2H2O+O2            ②

   把①×2+②，最后我们得到：

2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2

总结：

从以上示例我们发现，对于同一氧化还原反应，有时可采用不同的方法来配平，也有时用几种方法综合应用。

总之，只要我们能掌握以上技巧，配平氧化还原反应方程式会易如反掌。

附练习：

1、P+Cl2—PCl3

2、Cu+ HNO3（稀）-Cu（NO3）2+NO +H2O

3、Cu2S+HNO3 —Cu（NO3）2+NO+H2SO4+H2O

4、KI+KIO3+H2SO4—I2+K2SO4+H2O

5、H2O2+Cr2（SO4）3+     —K2SO4+ H2O+K2CrO4

6、AgNO3—Ag+NO2+O2

7、FeSO4+H2O+O2—Fe2（SO4）3 + Fe（OH）3

8、NO2+O2+H2O—HNO3

参考答案

1、2，3，2