第三节《氧化还原反应》

氧化还原反应的基本规律几种特殊的氧化还原反应：部分氧化或还原：MnO2+4H C l(浓2+Cl2+2H2On(被氧化HCl) :n(未被氧化HCl)=2：2三线桥表示方法(习惯也叫双线桥)32↑化合价升高失得1×4e- 被氧化性质规律：（1）元素处于最低价，只具有还原性（2）元素处于最高价，只具有氧化性（3）元素处于中间态，即具有氧化性，又具有还原性（高价氧、低价还、中间价态两边转）歧化反应：同物质中同价态的同种元素，部分价态升高，部分降低（种元素化合态向两边散开）2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2价态转化规律：(1)互不交叉规律(核心是能量最低原则，自然界是节能大师，能转移一个e-绝不转移多个)归中规律：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互相靠近，最多达到相同价态，绝不会出现高价变低，低价变高的交叉现象举例：硫化氢和浓硫酸浓度差不多时：H222↑+2H2O(2)举例：浓硫酸过量时：H222↑+4H2O硫化氢过量时：3H2(3)相邻价态不反应规律举例：SO2具有强还原性，浓硫酸具有强氧化性，+4、+6价态相邻，不反应，用浓硫酸干燥SO2(4)等价转换规律4个O化合价不变化举例：2Na2强弱规律：1e-① 氧化性：氧化剂＞氧化产物（弱氧化性）还原性：还原剂＞还原产物（弱还原性）举例：Fe3++2I-=Fe2++I2 Fe3+＞I2氧化性：Br2＞Fe3+＞I2Br2+Fe2+=2Br-+Fe3+ Br2＞Fe3+I-+＞Fe2+还原性：I-+＞Fe2+＞Br-Fe2+＞Br-②根据金属活动性顺序金属位置越靠后，还原性越差，对应的金属阳离子氧化性越强。

容易失电子的物质，失去电子后越难得到电子，容易到电子的物质，得电子后越难失电子。

金属元素的低价态具有还原性，高价态具有氧化性。

（没能力的人（金属）即使拿到项目（电子）也会被抢走，表现还原性，有能力的人（非金属）容易得到项目（电子），表现为强氧化性）③根据反应进行难易（反应条件）制备氯气：4HCI+O2===2Cl2+2H2O2（氯化铜做催化剂，450摄氏度）MnO2+4H C l(浓)=MnCl2+Cl2+2H2O（条件加热）2KMnO4+16HCl（浓）===2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O氧化性：高锰酸钾＞二氧化锰＞氧气反应先后规律：强者先行氧化剂越强的氧化剂和还原性越强的还原剂优先反应。

教学设计：新2024秋季高中化学必修人教版第一册《第一章物质及其变化：第三节氧化还原反应》一、教学目标（核心素养）1.宏观辨识与微观探析：学生能够识别并理解氧化还原反应中的宏观现象（如颜色变化、气体生成等）与微观本质（电子转移）。

2.变化观念与平衡思想：通过实例分析，学生能够认识到氧化还原反应是物质变化的基本类型之一，理解氧化与还原是同时发生的对立统一过程。

3.证据推理与模型认知：培养学生基于实验现象和化合价变化，推理判断反应类型，构建氧化还原反应的基本概念模型。

4.科学探究与创新意识：通过实验探究，激发学生对氧化还原反应的兴趣，培养设计简单实验验证反应类型的能力。

5.科学态度与社会责任：认识氧化还原反应在日常生活、工业生产及环境保护中的重要作用，树立绿色化学理念。

二、教学重点•氧化还原反应的基本概念：氧化、还原、氧化剂、还原剂的定义。

•化合价变化与电子转移的关系：理解化合价升降是氧化还原反应的标志，电子转移是其实质。

•氧化还原反应方程式的配平方法：掌握利用化合价变化进行方程式配平的基本步骤。

三、教学难点•理解电子转移在氧化还原反应中的具体过程，区分氧化反应与还原反应。

•灵活运用化合价变化规则进行复杂氧化还原反应方程式的配平。

四、教学资源•多媒体课件（含动画演示电子转移过程）•实验器材：铜丝、稀硫酸、硝酸银溶液、锌粒、硫酸铜溶液等•教材、教辅资料及网络学习资源五、教学方法•讲授法：结合多媒体讲解氧化还原反应的基本概念。

•实验探究法：通过分组实验观察现象，验证氧化还原反应的存在。

•讨论法：小组合作，分析化合价变化与电子转移的关系。

•问题引导法：设置问题链，引导学生逐步深入理解氧化还原反应的本质。

六、教学过程1. 导入新课•情境引入：展示铁钉生锈、铜丝在硝酸银溶液中变色等生活实例，引导学生思考这些变化背后的化学原理。

•提出问题：这些变化中，物质的性质发生了什么改变？是什么力量促使了这种改变？2. 新课教学•概念讲解：•引入氧化、还原、氧化剂、还原剂的定义，结合实例说明。

第三节氧化还原反应一、氧化还原反应1、氧化反应：元素化合价升高的反应还原反应：元素化合价降低的反应氧化还原反应：凡是有元素化合价升降的反应2、氧化还原反应的实质——电子的转移（电子的得失或共用电子对的偏离）口诀：化合价升高，失电子，被氧化（氧化反应），还原剂（升失氧还）化合价降低得电子，，被还原（还原反应），氧化剂（降得还氧）3、氧化还原反应的判断依据——有元素化合价变化失电子总数=化合价升高总数=得电子总数=化合价降低总数4、氧化还原反应中电子转移的表示方法○1双线桥法——表示电子得失结果○2单线桥法——表示电子转移情况注意：A、单箭号（在反应物之间）B、箭号起点为被氧化（失电子）元素，终点为被还原（得电子）元素C、指标转移电子总数，不标得与失（氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数）5、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系四大基本反应类型是置换反应、化合、分解、复分解反应（1）置换反应全是氧化还原反应，因为有单质参与，必然有化合价的升降，（2）化合、分解则部分为氧化还原反应，部分不是。

（3）复分解反应由于只是阴阳离子的相互交换，没有化合价的升降，所以都不是氧化还原反应。

6、氧化还原反应中的一般规律：（1）强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。

（2）价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。

（3）转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的氧化数只接近而不交叉，最多达到同种价态。

（4）优先律：对于同一氧化剂，当存在多种还原剂时，通常先和还原性最强的还原剂反应。

（5）守恒律：氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。

7、氧化还原方程式的配平（1）配平原理：发生氧化还原反应时，还原剂失去电子、氧化剂得到电子，得失电子数守恒；（2）配平方法：○1奇数配偶法：如S＋C＋KNO3——CO2＋N2＋K2S，反应物KNO3中三种元素原子数均为奇数，而生成物中三种元素的原子数均为偶数，故可将KNO3乘以2，然后观察法配平得1，3，2，3，1，1。

第三节 氧化还原反应氧化还原反应相关概念 问题引领 【问题1】初中学习了四大基本反应类型，但是有些反应如：CO 2+C 2CO 不属于它们中的任何一种，那应该怎么分类呢？这样的反应有什么特征？还有哪些反应和它属于同一类型？ 【问题2】3Fe+2O 2 Fe 3O 4 CuO+C Cu+CO 2↑这两个反应属于哪种反应类型？ 概念理解 一、氧化还原反应1、概念：凡有元素化合价升降的化学反应2、特征（判别方法）：化合价改变3、微观解释4、本质：电子的转移（得失或偏移）5、四大基本反应类型与氧化还原的关系高温高温点燃二、氧化剂和还原剂1、氧化剂：得到电子（降价）还原剂：失去电子（升价）【讲例】（双选）氧化还原反应中，水的作用可以是氧化剂、还原剂、既是氧化剂又是还原剂、既非氧化剂又非还原剂等。

下列反应与 Br2+SO2+2H2O = H2SO4+2HBr 相比较，水的作用不相同的是（）A．2Na2O2+2H2O = 4NaOH+O2↑B．4Fe(OH)2+ O2+2H2O = 4Fe(OH)3C．2F2+ 2H2O = 4HF+ O2D．2Al+2NaOH+2H2O = 2NaAlO2+3H2↑常见氧化剂：①活泼金属单质：O2、Cl2、Br2、I2②高价金属阳离子：Fe3+、Cu2+、Ag+③高价或较高含氧化合物：KMnO4、MnO2、K2Cr2O7、HNO3、KClO3④过氧化物：H2O2、Na2O2常见还原剂：①活泼或较活泼非金属②某些非金属单质：C、H2③低价金属阳离子：Cu2+、Fe2+④非金属阴离子：S2-、I-、Br-、Cl-⑤较低价化合物：CO、SO2、H2S、NH3疑难化解三、规律1、判断反应类型点燃高温3Fe+2O2 Fe3O4 CuO+C Cu+CO2↑氧化剂→氧化性→得电子→降价→还原反应→还原产物被还原还原剂→还原性→失电子→升价→氧化反应→氧化产物被氧化八字口诀：升失氧，还；降得还，氧2、判断性质强弱①金属活动性顺序：单质还原性越强，离子氧化性越弱 ②剂强物弱③根据被氧化或被还原的程度不同2Fe+3Cl 2=2FeCl 3 Fe+S=FeS 氧化性：Cl 2>S 同种还原剂/氧化剂，看产物价态 ④反应条件H 2+F 2=HF （黑暗处爆炸） H 2+Br 2 2HBr 氧化性F 2>Br 2⑤根据反应剧烈程度浓度越大，性质越强，现象越明显 氧化性：浓硫酸>稀硫酸；浓硝酸>稀硝酸 还原性：浓盐酸>稀盐酸 牛刀小试 【对位专练】1、下列变化中必须加入氧化剂才能发生的是（ ） A ．Na 2O→NaOHB ．Fe→FeCl 2C ．CuO→CuD ．H 2O 2→H 2O2、已知有如下反应：①2BrO 3﹣+Cl 2═Br 2+2ClO 3﹣②ClO 3﹣+5Cl ﹣+6H +═3Cl 2+3H 2O ③2FeCl 3+2KI═2FeCl 2+2KCl+I 2 ④2FeCl 2+Cl 2═2FeCl 3 下列各微粒氧化能力由强到弱的顺序正确的是（ ） A ．ClO 3﹣＞BrO 3﹣＞Cl 2＞Fe 3+＞I 2 B ．BrO 3﹣＞Cl 2＞ClO 3﹣＞I 2＞Fe 3+C ．BrO 3﹣＞ClO 3﹣＞Cl 2＞Fe 3+＞I 2 D ．BrO 3﹣＞ClO 3﹣＞Fe 3+＞Cl 2＞I 23、下列氧化还原反应中，实际参加反应的氧化剂与还原剂的物质的量之比正确的是（ ） A ．KClO 3+6HCl(浓) = KCl+3Cl 2↑+3H 2O ；1：6 B ．3Cu+8HNO 3(稀) =3Cu(NO 3)2+2NO↑+4H 2O ；2：3C ．SiO 2+3C SiC+2CO↑；1：2D ．3NO 2+H 2O = 2HNO 3+NO ；2：34、反应5NH 4NO 32HNO 3+4N 2↑+9H 2O 中，发生氧化反应的氮原子与发生还原反应的氮原子的物质的量之比为（ ）A ．3：5B ．5：3C ．5：8D ．5：4∆ 高温∆巩固提高【强化】1、对于反应：KClO3+5KCl+3H2SO4=3K2SO4+3Cl2↑+3H2O，被氧化的氯元素与被还原的氯元素的质量之比（）A．1：5 B．5：1 C．3：1 D．1：32、某氧化还原反应中反应物与生成物有：AsH3、H2SO4、KIO3、K2SO4、H3AsO4、H2O、I2．已知KIO3之发生反应KIO3→I2（1）则该反应的还原剂是，氧化剂是．（2）该反应中，发生氧化反应的过程是→．（3）根据上述反应可推知．a．氧化性：KIO3＞H3AsO4b．氧化性：H3AsO4＞KIO3c．还原性：AsH3＞I2d．还原性：I2＞AsH3氧化还原反应应用问题引领【问题1】氧化还原反应有何规律？在高中阶段如何考察？【问题2】氧化还原反应的离子方程式如何书写？概念理解一、电子转移1、电子转移方向和数目——表达方法【双线桥法】①步骤：标价态→连双线→注得失→定总数→查守恒②箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种变价元素③“桥”上需标明电子的“得”与“失”，且得失电子总数应相等Fe2O3 + 3CO 2Fe +3CO2失去3×2e-【讲例】请用双线桥表示其电子转移情况① 2KClO 3 2KCl+3O 2↑② KClO 3+6HCl （浓）═KCl+3Cl 2↑+3H 2O③ 2KMnO 4+16HCl （浓）═2KCl+8H 2O+5Cl 2↑+2MnCl 2【单线桥法】① 步骤：标价态 → 连单线 → 定总数 → 查守恒 ② 箭头必须从还原剂（升价元素）指向氧化剂（降价元素） ③ 桥”上必须注明转移的电子总数 H 2S+H 2SO 4(浓) = S↓+SO 2+2H 2O Cl 2+2NaOH = NaClO+NaCl+H 2O二、氧化还原反应的基本规律 1、强弱规律：剂强物弱，以强制弱 2、互不交叉原则：同种元素不同价态之间，相邻价态不反应；发生反应时化合价向中间靠拢，但不交叉H 2S+H 2SO 4(浓) = S↓+SO 2+2H 2O3、价态规律：①同一元素：价态越低，还原性越强 H 2S > S > SO 2价态越高，氧化性越强 HNO 3 > NO 2 > NO ②金属元素无负化合价，单质只有还原性 氟（F ）元素无正化合价，单质只有氧化性 ④ 化反应：同一元素中间价态 → 高价态+低价态 Cl 2+2NaOH = NaClO+NaCl+H 2O 4、先后规律同一氧化剂，优先与还原性最强的还原剂反应； 同一还原剂，优先与氧化性最强的氧化剂反应。