第一節(jié) 重要的氧化劑和還原劑(1、2時)

【教學(xué)目的】
1．使學(xué)生了解氧化劑和還原劑是性質(zhì)相反的一對物質(zhì)。
2．使學(xué)生掌握重要氧化劑和還原劑的常見反應(yīng)。
3．對學(xué)生進(jìn)行矛盾的對立統(tǒng)一等辯證唯物主義觀點教育。
【教學(xué)重點】
氧化劑、還原劑與元素化合價的關(guān)系，重要氧化劑和還原劑的常見反應(yīng)。
【教學(xué)難點】
重要氧化劑和還原劑的常見反應(yīng)。
【教具準(zhǔn)備】
試管、膠頭滴管、濾紙。
飽和氯水、飽和NaBr溶液、飽和I溶液、鐵粉、濃硫酸、稀硫酸、溪水、SCN溶液、濃硝酸。
【教學(xué)方法】
復(fù)習(xí)、歸納法及實驗、分析、法。
【時安排】
2時。
第一時 重要的氧化劑和還原劑
第二時 重要氧化劑和還原劑的常見反應(yīng)
【教學(xué)過程】

第一時
【引言】同學(xué)們，你們還記得氧化還原反應(yīng)、氧化劑和還原劑等有關(guān)知識是在什么時候開始學(xué)習(xí)的嗎？通過高一的學(xué)習(xí)，大家對氧化劑和還原劑的知識已經(jīng)有了較好基礎(chǔ)，今天我們將進(jìn)一步學(xué)習(xí)重要的氧化劑和還原劑。
【板書】第一節(jié) 重要的氧化劑和還原劑
【提問】氧化還原反應(yīng)中物質(zhì)變化的特征是什么？實質(zhì)是什么？什么物質(zhì)是氧化劑？什么物質(zhì)是還原劑？
【投影】(師生共同完成)

【練習(xí)】在 3Cu＋8HNO3(稀)= 3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O的反應(yīng)中，還原劑是，氧化劑是，還原產(chǎn)物是，氧化產(chǎn)物是，4 mol HNO3參加反應(yīng)，其中被還原的是mol。用“雙線橋”表示該反應(yīng)。
【過渡】在氧化還原反應(yīng)方程式里，除了用箭頭表明反應(yīng)前后同一元素原子的電子轉(zhuǎn)移外，還可以用箭頭表示不同元素原子的電子轉(zhuǎn)移，即“單線橋”。
【板書】一、電子轉(zhuǎn)移的表示方法
(1)雙線橋法：

(2)單線橋法：

【講述】單線橋表示反應(yīng)過程中，電子由還原劑轉(zhuǎn)移給氧化劑的情況，從失電子的原子出發(fā)，箭頭指向得電子的原子，箭頭上標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移總數(shù)，不需標(biāo)明“失去”或“得到”字樣。
【練習(xí)】用單線橋表示下列氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目，并指出氧化劑和還原劑。
(1)2ClO3 2Cl+3O2

(2)Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O
(3)4NH3＋6NO＝5N2＋6H2O
【投影】展示學(xué)生上述練習(xí)，并進(jìn)行講評。
【討論】物質(zhì)在反應(yīng)中是作為氧化劑還是作為還原劑，與元素的化合價有什么關(guān)系？
【小結(jié)】元素處于最高價態(tài)，反應(yīng)中該物質(zhì)只能得電子作氧化劑；處于最低價態(tài)，只能失電子作還原劑；元素處于中間價態(tài)，它的原子隨反應(yīng)條不同，既能得電子，又能失去電子，因此，物質(zhì)既能作氧化劑，又能作還原劑。如硫元素。
【投影】
-20+4+6
SSSS
只能作還原劑 既能作氧化劑又能作還原劑 只能作氧化劑
【過渡】為了更好地了解氧化還原反應(yīng)規(guī)律，根據(jù)我們已有知識把常見的重要氧化劑和還原劑進(jìn)行歸納。
【板書】二、重要的氧化劑和還原劑
【投影】(由學(xué)生寫出化學(xué)式)

【練習(xí)】1．對于反應(yīng)NaH＋NH3＝NaNH2＋H2的說法正確的是()。
A．NH3是還原劑
B．H2既是氧化產(chǎn)物又是還原產(chǎn)物
C．電子轉(zhuǎn)移數(shù)為2
D．NaH是還原劑
2．高錳酸鉀溶液與氫澳酸可發(fā)生反應(yīng)：mnO4＋HBr = Br2＋nBr2＋Br＋H2O，其中還原劑是。若消耗0.1 mol氧化劑，則被氧化的還原劑的物質(zhì)的量是mol。
3．在一定條下，NO與NH3可發(fā)生反應(yīng)生成N2和H2O�，F(xiàn)有NO和NH3的混合物 lmol，充分反應(yīng)后，所得產(chǎn)物中，若經(jīng)還原得到的N2比經(jīng)氧化得到的N2多1.4 g。
(1)寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式，并標(biāo)明電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目。
(2)若以上反應(yīng)進(jìn)行完全，試計算原反應(yīng)混合物中 NO與 NH3的物質(zhì)的量可能各是多少？
【點評】正確分析化合價的升降情況，確定氧化劑和還原劑，利用得失電子數(shù)相等，解有關(guān)氧化還原反應(yīng)的計算題。
【小結(jié)】1．氧化劑和還原劑是性質(zhì)相反的一對物質(zhì)，在反應(yīng)戶是作氧化劑還是作還原劑主要取決于元素的化合價。
2．氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目的表示。
【思考】重要氧化劑和還原劑的常見反應(yīng)有哪些？
【作業(yè)】教材習(xí)題一、二，2；二、三。

【板書設(shè)計】
第一節(jié) 重要的氧化劑和還原劑
一、電子轉(zhuǎn)移的表示方法

二、重要的氧化劑和還原劑

第二時
【引言】上節(jié)我們總結(jié)了一些重要的氧化劑和還原劑，了解了它們與元素化合價之間的關(guān)系。這節(jié)我們將進(jìn)一步總結(jié)這些重要的氧化劑和還原劑的常見反應(yīng)。
【板書】三、重要氧化劑和還原劑的常見反應(yīng)
【學(xué)生實驗】【實驗3-l】
【提問】請同學(xué)敘述上述實驗現(xiàn)象，解釋原因并寫出反應(yīng)的方程式。
【投影】2NaBr＋Cl2 = 2NaCI＋Br2 2I＋Cl2 = 2Cl＋I(xiàn)2 2I＋Br2 = 2Br+I2
【設(shè)疑】通過以上反應(yīng)說明了什么問題？
【講述】通過鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng)，說明單質(zhì)的氧化性不同，按F2、Cl2、Br2、I2順序逐漸減弱。
【板書】1．對于氧化劑，同主族的非金屬原子隨原子半徑增大，單質(zhì)的氧化性逐漸減弱。
【設(shè)疑】若是金屬間的置換反應(yīng)呢？
【板書】2．對于還原劑，金屬單質(zhì)的還原性強弱一般與金屬活動性順序一致。
Ca Na g Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
還原性逐漸減弱
【說明】一般元素的金屬性越強，單質(zhì)的還原性越強，對應(yīng)形成金屬陽離子的氧化性越弱。
【設(shè)疑】高價物質(zhì)具有氧化性，低價物質(zhì)具有還原性，通過實驗如何驗證呢？
【演示】【實驗3—2】
引導(dǎo)學(xué)生對實驗過程進(jìn)行分析，觀察實驗現(xiàn)象。
【提問】產(chǎn)生上述現(xiàn)象的原因是什么？寫出對應(yīng)的化學(xué)方程式。
【投影】Fe＋H2SO4(稀)＝FeSO4＋H2↑
6FeSO4＋3Br2 ＝ 2Fe2(SO4)3＋2FeBr3
2FeSO4＋2HNO3(濃)＋H2SO4 ＝ Fe2(SO4)3＋2NO2＋2H2O
Fe3+＋3SCN- = Fe(SCN)3
【補充對比實驗】FeCl3溶液中滴加SCN溶液；FeCl3溶液中先加足量Fe粉后，再加SCN溶液。
【提問】通過上述實驗進(jìn)一步說明了什么問題？(學(xué)生回答后歸納)
【板書】3．元素處于高價態(tài)的物質(zhì)具有氧化性。如：CO2、FeCl3、nO2。
4．元素處于低價態(tài)的物質(zhì)具有還原性。如：CO、FeSO4。
5．具有多種可變價態(tài)的金屬元素，一般高價態(tài)時氧化性強，隨著化合價的降低，氧化性減弱，還原性增強。
Fe3+Fe2+Fe
氧化性較強 氧化性較弱 無氧化性，還原性較強
【練習(xí)】書寫下列反應(yīng)的方程式。
1．C+CO22．FeCl3+Fe3．FeCl2+Cl24．nO2+HCl5．CO+CuO
【提問】回憶Fe與濃硫酸、稀硫酸反應(yīng)現(xiàn)象；Cu與濃硫酸反應(yīng)現(xiàn)象；Cu與濃硝酸、稀硝酸反應(yīng)現(xiàn)象，寫出對應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)方程式，并分析起氧化作用的元素。
+6
【板書】6．濃硫酸是強氧化劑，起氧化作用的是S，反應(yīng)后一般生成SO2。
稀硫酸與活潑金屬反應(yīng)放出H2，起氧化作用的是H+。
+5
7．濃硝酸、稀硝酸均是強氧化劑，反應(yīng)時主要是N得電子，被還原成NO2、NO等。
【說明】氧化性酸和酸的氧化性不同，氧化性酸是指酸根部分的某元素易于得電子的酸，如濃硫酸、硝酸等；而酸的氧化性是指H+得電子形成H2，酸都有氧化性是指H+的氧化性。
【小結(jié)】通過以上重要的氧化劑和還原劑的常見反應(yīng)，可歸納出發(fā)生氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律。
【板書】四、發(fā)生氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律：
強氧化劑十強還原劑 = 弱還原劑十弱氧化劑
【講述】在適當(dāng)?shù)臈l下，可用氧化性強的物質(zhì)制取氧化性弱的物質(zhì)；也可用還原性強的物質(zhì)制取還原性弱的物質(zhì)。如：Cl2 ＋ 2I = ZCl＋I(xiàn)2
2Al + 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu
【討論】已知在常溫時能發(fā)生下列反應(yīng)：
Fe ＋ Cu2+ ＝ Fe2+ ＋ Cu
2Fe2+ ＋ Br2 ＝ 2Fe3+ ＋ 2Br-
2Fe3+ ＋ Cu ＝ 2Fe2+ ＋ Cu2+
根據(jù)上述實驗事實，分析Fe3+、Fe2+、Cu2+、br2作為氧化劑時，其氧化能力的強弱順序。
【板書】根據(jù)方程式判斷氧化和還原能力的相對強弱：
氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物
還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物
【強調(diào)】根據(jù)氧化劑和還原劑的相對強弱，我們不但可判斷某些氧化還原反應(yīng)能否發(fā)生和反應(yīng)的難易，而且還能判斷反應(yīng)進(jìn)行的程度以及氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物。
【練習(xí)】已知I-、Fe2+、SO2、Cl-和H2O2均有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為：Cl-＜H2O2＜Fe2+＜I-＜SO2，判斷下列反應(yīng)不能發(fā)生的是()。
A．2Fe3+ + SO2 + 2H2O = SO42- + 4H+ + 2Fe2+
B．I2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + 2HI
C．H2O2 + 2H+ + SO42- = SO2↑ + O2↑ + 2H2O
D．2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2
【小結(jié)】本節(jié)重點要掌握重要氧化劑和還原劑的常見反應(yīng)，并能分析判斷氧化性、還原性的強弱。
【作業(yè)】教材習(xí)題一、3；四。
【板書設(shè)計】
三、重要氧化劑和還原劑的常見反應(yīng)
1．對于氧化劑，同主族的非金屬原子隨原子半徑增大，單質(zhì)的氧化性逐漸減弱。
2．對于還原劑，金屬單質(zhì)的還原性強弱一般與金屬活動性順序一致。
Ca Na g Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
還原性逐漸減弱
3．元素處于高價態(tài)的物質(zhì)具有氧化性。如：CO2、FeCl3、nO2。
4．元素處于低價態(tài)的物質(zhì)具有還原性。如：CO、FeSO4。
5．具有多種可變價態(tài)的金屬元素，一般高價態(tài)時氧化性強，隨著化合價的降低，氧化性減弱，還原性增強。
Fe3+Fe2+Fe
氧化性較強 氧化性較弱 無氧化性，還原性較強
+6
6．濃硫酸是強氧化劑，起氧化作用的是S，反應(yīng)后一般生成SO2。
稀硫酸與活潑金屬反應(yīng)放出H2，起氧化作用的是H+。
+5
7．濃硝酸、稀硝酸均是強氧化劑，反應(yīng)時主要是N得電子，被還原成NO2、NO等。 四、發(fā)生氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律：
強氧化劑十強還原列二弱還原劑十弱氧化劑
根據(jù)方程式判斷氧化和還原能力的相對強弱：
氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物
還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物

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