高三化学 1.3 氧化还原反应教学设计.doc

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1、氧化还原反应〖复习目标〗（1）理解、掌握氧化还原反应有关概念、本质和特征。（2）能比较与判断氧化性或还原性强弱。（3）能判断氧化还原反应中的电子转移方向和数目并进行相关计算。（4）能配平氧化还原反应的化学方程式。〖教学重点〗氧化还原反应的规律及计算。〖教学难点〗氧化还原反应的规律及计算。〖教学过程〗考点一、氧化还原反应的基本概念及特征【知识精讲】1、氧化还原反应的基本概念及关系2、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系3、电子转移的方向及数目（1）氧化还原反应的特征：化学反应前后化合价发生了变化氧

2、化还原反应的实质：化学反应中发生了电子转移（2）氧化还原反应中电子转移的表示方法①单线桥法表示氧化剂与还原剂之间电子转移的方向和总数。ne－还原剂＋氧化剂===氧化产物＋还原产物【注意事项】：a.箭头必须由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素b.箭头方向表示电子转移的方向c.在“桥”上标明转移的是电子总数②双线桥法表示氧化剂及其还原产物、还原剂及其氧化产物之间电子转移情况。【注意事项】：a.箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。b.箭头方向不代表电子转移方向，仅表示电子转移前后

3、的变化。c.在“桥”上标明电子的“得”与“失”，且得失电子总数应相等。4、氧化性、还原性强弱的判断方法（1）根据金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。（2）根据非金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。（3）根据氧化还原反应发生的规律

4、来判断:氧化还原反应可用如下式子表示：规律：氧化性：氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性还原性：还原剂的还原性>还原产物的还原性（4）根据氧化还原反应发生的条件来判断:如：Mn02+4HCl(浓)MnCl2+C12↑+2H202KMn04+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性KMn04>Mn02（5）根据反应速率的大小来判断:如：2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快），2H2SO3+O2=2H2SO4（慢），2SO2+O22SO3，其还原

5、性：Na2SO4>H2SO3>SO2（6）根据被氧化或被还原的程度来判断:如：Cu+Cl2CuCl2，2Cu+SCu2S，即氧化性：Cl2>S。（7）根据原电池的正负极来判断：在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。（8）根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。如：Cl-失去电子的能力强于OH-，还原性：Cl->OH-。（9）根据元素在周期表中位置判断：①对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。②对同主

6、族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如Li、Na、K、Rb、Cs金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。③对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。（10）根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。如氧化性：Fe3+>Fe2+>Fe,S(+6价)>S(+4价)等，还原性：H2S>S>S

7、O2，但是，氧化性：HClO4F2、Cl>Cl2、O>O2等。【方法精讲】1、氧化还原反应的概念辨析氧化还原反应及相关概念，通过整体，关注发生过程的方法进行掌握，关

8、键是对分析化合价。①先标出熟悉元素的化合价，再根据化合物中正负化合价的代数和为零的原则求解其他元素的化合价。②个别非金属元素的化合物中元素的价态是正还是负，取决于非金属性的相对强弱。如：Si3N4中Si显+4价，N显-3价。2、氧化还原反应中氧化性、还原性比较及应用物质的氧化性、还原性的强弱只与得失电子的难易有关，与得失电子的多少无关。在判断时要注意与相关概念的联系。①元素金属性、非金属性与物质的还原性、氧化性之间既有区别又有联系，并不是元素的价态越高，其氧化能力就越强。物质的氧化性还与物质的稳