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2019-2020年高中化學 1.4《氧化還原反應方程式的配平》教案 舊人教版必修2 教學目標：1）掌握用化合價升降法配平各種類型的氧化還原反應。 2）判斷氧化還原反應的各種類型，總結氧化還原反應有關規(guī)律。 教學重點： 用化合價長降法配平氧化還原反應議程式的原則和步驟。 教學內容和過程： 復習： 1、 氧化還原反應概念： 2、 氧化還原反應類型：（依據氧化劑與還原劑反應方式分為三類） a) 分子間的氧化還原反應： b) 分子內的氧化還原反應： c) 自身氧化還原反應（歧化反應）： 氧化還原反應的配平 1、 配平依據：“三守恒”得失電子守恒、質理守恒、電荷守恒 2、 配平步驟：1）劃好價2）列變化3）求總數4）配系數 說明： a) “劃好價”：1）C2O4H2 CH3COOH 2）NaH CaH2 NaBH4 3）BrCl BrF3 4）Fe3O4 Pb3O4 5）Na2S2O3 FeS2 Na2SX Na2S2O8 6）Na2O2 H2O2 BaO2 7）CrI3 K2Cr2O7 KCrO3 8）CuS Cu2S Cu3P 9）KMnO4 K2MnO4 MnO2 MnCl2。 b) 配平的一般規(guī)律： i. “配系數”：用依據“質量守恒”、“電荷守恒”進行觀察法。 ii. “配系數”：一般從右向左配，有時也會從左向右配如歸中反應的配平 iii. “求總數”：對集合原子優(yōu)先配平：如HCl Cl2 Cu3PCuSO4 P4H3PO4 在計算得失電子最小公倍數前，應先處理好“2、3、4” 如：KMnO4+2HCl——KCl+Cl2+MnCl2+H2O 物質 性質 過程 反應 產物 氧化劑 得電子 失電子 還原劑 還原性 氧化性 化合價降低 化合價升高 被還原 被氧化 還原反應 氧化反應 還原產物 氧化產物 具有 具有 發(fā)生 發(fā)生 表象 實質 本身 本身 生成 生成 對歧化反應和歸中反應一般使用先分后合的拆項配平法 如：Cl2+NaOH——NaCl+NaClO+H2O 2.常見的氧化劑與還原劑 常見還原劑 常見氧化劑 (1)活潑金屬單質，如K、Na、Mg、Al等 (1)活潑非金屬單質，如：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等 (2)非金屬離子，含低價態(tài)元素的化合物和某些非金屬單質，如S2－、H2S、SO、I－、HI、HCl、NH3、CO、H2、Si、C等 (2)含較高價態(tài)元素的化合物如：HNO3、H2SO4、KClO3、KMnO4、MnO2、HClO、NO2等 (3)低價陽離子，如Fe2＋、Cu＋、Sn2＋等 金屬性較弱的正高價陽離子，如：Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、Sn4＋ 某些物質既可作氧化劑又可作還原劑，如：Na2O2、H2O2 3.氧化還原反應實質的表示方法 (1)電子得失法即雙線橋法 在化學方程式中表示原子或離子得失電子的結果，在線上標出得失電子的數目。一般失電子的一方寫在上面，得電子的一方寫在下面，一定要寫出得失電子總數。箭頭由反應物指向生成物，即氧化劑指向還原產物，還原劑指向氧化產物。 失32e－(化合價升高被氧化) 得23e－(化合價降低被還原) 如：3Cu＋8HNO3====3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 4H2O 在化學方程式中表示原子或離子間電子轉移情況，在線上標出電子轉移總數，但不寫得、失。 6e－ 如：3Cu＋8HNO3====3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 4.氧化還原反應的一般規(guī)律 （1）、相等規(guī)律 在一個氧化還原反應中，氧化劑得到電子的數目等于還原劑失去電子的數目?；蛘哒f氧化劑化合價降低總數等于還原劑化合價升高總數。 根據這個規(guī)律，我們可以進行氧化還原反應方程式的配平以及有關氧化還原反應的計算。 (2)表現性質規(guī)律： +3 0 +7 +6 +5 ①某種元素處于最高價態(tài)時，則含有該元素的物質就具有氧化性。因為在氧化還原反應中，該元素的化合價只能降低，不可再升高。例如：KMnO4、H2SO4、HNO3、FeCl3、F2（無正價）等。 -1 0 -2 ②某種元素處于最低價態(tài)時，則含有該元素的物質就具有還原性。因為在氧化還原反應中，該元素的化合價只能升高而不可再降低。例如：HCl、Na（無負價）、Na2S等。 0 0 0 +4 ③某元素處于中間價態(tài)時，則含有該元素的物質，即具有氧化性又具有還原性。因為在一定條件下，該元素的化合價可能升高或者降低。例如：C、S、Fe、SO2等。 ④金屬單質只具有還原性。非金屬單質多數既具有氧化性又具有還原性。少數只具有氧化性。 ⑤含同種元素相鄰價態(tài)的兩物質之間不發(fā)生氧化還原反應。例如：C與CO、CO與CO2、Cl2與HCl、濃H2SO4與SO2等均不能發(fā)生氧化還原反應。 (還原產物) 得電子 還原反應 (氧化產物) 失電子 氧化反應 強氧化劑＋強還原劑 ==== 弱還原劑 ＋ 弱氧化劑 (3)性質強弱規(guī)律： 氧化性：氧化劑強于氧化產物；還原性：還原劑強于還原產物。例如：2FeCl3＋Cu====2FeCl2＋CuCl2，氧化性：Fe3＋＞Cu2＋，還原性：Cu＞Fe2＋。 (4)反應先后規(guī)律： 在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。 根據這個規(guī)律，可判斷氧化還原反應發(fā)生的先后次序，寫出相應的化學方程式。例如：把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2的強氧化性可將Fe2+，Br—氧化，由于還原性Fe2+>Br—，所以，當通入有限量Cl2時，根據先后規(guī)律，Cl2首先將Fe2+氧化；但Cl2足量時，方可把Fe2+、Br—一并氧化。離子方程式可分別表示為：2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl—，2Fe2+ + 4Br— +3Cl2 = 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl—。 （5）價態(tài)歸中規(guī)律 含不同價態(tài)同種元素的物質間發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價 + 低價 中間價”的規(guī)律。也可歸納為：兩相靠，不相交。 根據這個規(guī)律：便于我們判斷氧化產物和還原產物，標明電子轉移關系。 得5e - 失5e - 得6e - 失6e - 例如：KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑+ 3H2O 而不是KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑+ 3H2O 5.氧化性、還原性強弱比較 (1)根據原子結構：原子半徑大；最外層電子少，其單質易失電子，還原性強；原子半徑小，最外層電子多，其單質易得電子，氧化性強。氧化性還原性的強弱并不決定于得失電子的數目而決定于得失電子的難易程度。 金屬單質的還原性看金屬活動順序表： K　Ba　Ca　Mg　Al　Mn　Zn　Fe　Sn　Pb　(H)　Cu　Hg Ag　Pt　Au 失電子能力逐漸減弱，還原性逐漸減弱 非金屬離子的還原性強弱看非金屬活動順序表倒過來的順序： S2－＞I－＞Br－＞O2－＞Cl－＞F－ 非金屬單質的氧化性看非金屬活動順序： F2＞Cl2＞O2＞Br2＞I2＞S 金屬離子的氧化性看金屬活動順序表倒過來的順序。例如下列幾種陽離子氧化性由強到弱的順序是：Ag＋＞Cu2＋＞Fe2＋＞Al3＋＞K＋(注：Fe3＋＞Cu2＋) 催化劑 △ (2)根據反應條件：是否加熱、溫度高低，有無催化劑等，如：由2H2SO3＋O2====2H2SO4(快) 2Na2SO3＋O2== =2Na2SO4(慢) 2SO2＋O2=======2SO3可知還原性：H2SO3＞Na2SO3＞SO2 △ ＋2 (3)根據反應劇烈程度：如Cu與濃HNO3反應劇烈，Cu與稀HNO3反應微弱，故氧化性濃HNO3＞稀HNO3。 ＋2、＋3 點燃 ＋3 點燃 (4)根據不同氧化劑在同一物質反應后，還原劑中相關元素價態(tài)高低：如Fe＋S====Fe 2Fe＋3Cl2=====2FeCl3，3Fe＋2O2==== Fe3O4，故氧化性Cl2＞O2＞S。 此外某些物質的氧化性、還原性與溶液的濃度、溫度、酸堿度也有關。濃度：如MnO2只與濃鹽酸反應生成Cl2，不與稀鹽酸反應。溫度：如濃H2SO4與Cu常溫不反應，加熱則反應。酸堿度：如KClO3能氧化鹽酸中的Cl－→Cl2，而不能氧化NaCl中的Cl－；在中性溶液中Fe2＋與NO可共存但在H＋存在的條件下Fe2＋與NO不共存等。 (2)電子轉移法即單線橋法 在化學方程式中表示原子或離子間電子轉移情況，在線上標出電子轉移總數，但不寫得、失。 6e－ 如：3Cu＋8HNO3====3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 箭頭由反應物指向反應物，即箭頭由還原劑中失電子的元素指向氧化劑中得電子的元素。 6.氧化還原方程式的配平 (1)配平依據：在氧化還原反應中，得失電子總數相等或化合價升降總數相等。 (2)配平步驟：“一標、二找、三定、四配、五查”，即標好價，找變化，定總數，配系數、再檢查?！? ①確定氧化劑、氧化產物、還原劑、還原產物的化合價 ②用觀察法找出元素化合價的變化值 ③用化合價升降總數相等的原則確定化學計量數。 ④調整計量數，用觀察法確定化合價無變化的物質的計量數，同時將單線改成等號。 ⑤檢查核實各元素原子個數在反應前后是否相等。對于用離子方程式表示的氧化還原方程式還必須核對反應前后離子的總電荷數是否相等。 (3)配平技法 ①奇數配偶法：如S＋C＋KNO3——CO2＋N2＋K2S，反應物KNO3中三種元素原子數均為奇數，而生成物中三種元素的原子數均為偶數，故可將KNO3乘以2，然后觀察法配平得1，3，2，3，1，1。此法適于物質種類少且分子組成簡單的氧化還原反應。 0 －2 化合價降低2 ＋4 化合價升高4 S＋KOH(熱、濃) = K2S＋K2SO3＋H2O ②逆向配平法：即先確定生成物的化學計量數，然后再確定反應物的化學計量數。例如： 由于S的化合價既升又降，而且升降總數要相等，所以K2S的化學計量數為2，K2SO3的計量數為1，然后再確定S的化學計量數為3。此類方法適宜于一種元素的化合價既升高又降低的氧化還原反應，即歧化反應。 ③零價法：配平依據是還原劑中各元素化合價升高總數等于氧化劑中各元素化合價降低總數，此法適宜于還原劑中兩種元素價態(tài)難以確定但均屬于升高的氧化還原反應。例如：Fe3P＋HNO3——Fe(NO3)3＋NO＋H3PO4＋H2O，因Fe3P中價數不好確定，而把Fe、P皆看成零價。在相應的生成物中Fe為＋3價，P為＋5價，所以價態(tài)升高總數為33＋5＝14，而降低的價態(tài)為3，最小公倍數為42，故Fe3P的計量數為3，HNO3作氧化劑部分計量數為14，然后用觀察法配平得到：3，41，9，14，3，16。 ④1n法(不用標價態(tài)的配平法) 本法往往用于多元素且有氧元素時氧化還原反應方程式的配平，但不能普遍適用。其法是先把有氧元素的較復雜反應物的計量數設為1，較簡單的設為n。然后，a.丟掉氧，用觀察法來調整其它項的計量數。b.再由a得的系數根據氧原子數相等列出方程求出n值，c.將n值代入有n的各計量數，再調整配平。 例如：KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O設KIO3的化學計量數為1，KI的化學計量數為n。 a.nKI＋1KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O b.列方程(根據氧原子數相等) 3＝4＋ 解之n＝ c.代入n值： KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O 將分數調整為整數得1，5，3，3，3，3。 有時也可以把沒氧的復雜項定為1，如配平 1Na2Sx＋nNaClO＋(2x－2)NaOH——xNa2SO4＋nNaCl＋H2O 據氧原子相等列方程： n＋2x－2＝4x＋x－1 解之n＝3x＋1 將n值代入得： 1，(3x＋1)，2(x－1)，x，(3x＋1)，(x－1) ＋2 ＋4 ＋3 ＋7 ⑤有機配平法：配平時先假定H、O的化合價分別為＋1，－2，C的化合價要根據有機物的分子式定出其平均化合價(分子中各元素化合價的代數和為零)，其它配平步驟同化合價升降法。如KMnO4＋H2SO4＋H2C2O4——CO2＋MnSO4＋K2SO4＋H2O的計量數為2，3，5，10，2，1，8。 小結： 氧化還原反應的配平重點注意以下幾點： 1：“集合原子”應做到優(yōu)先配平。 2：先拆后合的拆項配平法中，需要拆的項是那些在反應中化合價既升高又降低（既作氧化劑又作還原劑）的物質。 3：整體法配平法中，選擇把哪第個化合價升降過程“捆綁”作為一個過程是關鍵，選擇時一定要把在反應中存在固定物質的量之比的升降過程過程進行“捆綁”，不存在固定物質的量之比的升降過程就不能進行“捆綁”。如S+KNO3+C——K2S+CO2+N2 4：離子反應配平：關鍵在于能否充分利用“電荷守恒” 5：缺項配平：注意兩點：★如果是化學后應方程式其缺項一般為：水、酸、堿。如果是離子反應方程式其缺項般為：水、H+、OH-?！镌陔x子反應方程式配平其缺項時如有兩種可能如（H2O、H+）或（H2O、OH-），還應考慮離子共存的問題如： Cu2++FeS2+囗____——Cu2S+SO42-+Fe2++囗____ 可有兩種選擇：（14、5、12H2O、7、3、5、24H+）或（14、5、24OH-、7、3、5、12H2O）后一種配平由于OH-與Cu2+不能共存所以不正確。