第二部分：水化学基础 —氧化还原作用
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氧化还原反应
自然界一类重要的化学反应. 氧化还原反应研究的是电子（e）在反应物与生成物之间的转移问题 地下水中含有大量的变价元素和组分，氧化-还原作用对于其迁移、富 集至关重要 氧化还原反应引起离(原)子电价的变化, 从而大大改变物质（离、原
子）的溶解度、迁移特性及其他化学性质. 例：某些金属元素在一种氧化态比另一种氧化态下更易溶解和迁移：
Cr(VI)较之 Cr(III)； U(VI)较之U(IV). 这些特性被应用于污染治理和成矿研究中。 地下水污染治理许多依赖于生物氧化-还原作用
例1：地下水中微生物通过加速氧化或还原作用，去除污染物： 氯乙烯的氧化：
C(-I)HCl + 5N(V)O3- + H2O(l) + 6H+ 8C(IV)O2 + 5N(-III)H4+ + 4Cl-
例2：金属硫化物的氧化导致形成酸性水： 黄铁矿的氧化：
4Fe(II)S(-I)2 + 15O(0)2 +14H2O 4Fe(III)(OH)3 + 8S(VI)O42- + 16H+
质子在水溶液中可以以自由离子形式存在，电子则不 能。水溶液中任何一种组分失去的电子，必然被另一 种组分所得到。
氧化半反应式
化学反应中，物质失去电子的反应为氧化反应，而此物质称为还原剂； 物质得到电子的反应称为还原反应，该物质称为氧化剂。
在反应中氧化和还原反应同时发生，氧化剂和还原剂同时存在，因此 称为氧化还原反应。
如 4Fe2+ + O2 +4H+ = 4Fe3+ + 2H2O 两个半反应分别如下
O2 + 4H+ + 4e -= 2H2O 4Fe2+ = 4Fe3+ + 4e-
(还原反应) (氧化反应)
标准氧化还原电位
定义：在标准状态下，金属与含有该金属离子且活度为1mol的溶液相 接触的电位称为金属的标准电极电位（以氢的标准电极电位为零测 定）。又称标准氧化还原电位（符号E0，单位：V）。
每个半反应都有它的E0 值：
Pb2+ + 2e- = P
两个半反应分别如下
O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O (还原反应)
4Fe2+ = 4Fe3+ + 4e-
(氧化反应)
氧化还原电位
在实际系统中，参加氧化还原反应的组分活度一般不是1mol， 该反应达到平衡时的电位为氧化还原电位，以Eh表示，单位V。
Eh值与E0值和参加组分的活度有关，它们的关系用能斯特方 程来表示：
还原剂 氧化剂 n电子
Eh E0 RT ln [Ox] nF [Red]
E0 2.303RT lg [Ox] nF [Red]
在标准状态下，上式变为：
R：气体常数，8.314J/molK F：法拉第常数，96.564KJ/V T：绝对温度，K n：反应中的电子数
Eh E0 0.059 lg [Ox] n [Red]
1
氧化还原电位
在达到反应平衡时， E0值可按下式求得
E 0 Gr Gr nF 96.564n
式中：△Gr为标准自由能变化（k J/mol) 利用热力学常数，就可以计算E0值。
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电子活度
电子活度（Electron Activity ）
虽然在溶液中不存在自由电子，但为了计算和表 达的方便，一些学者建议引入电子活度（pE)的概念，来 代替氧化还原电位Eh：
pE=-lg[e]
pE与Eh的关系为：
pE F Eh 2.303RT
pE0越大，氧化态是强氧化剂 pE0越小，还原态是强还原剂
当这些电极处于同一体系中，且有充足的Cl2时 首先，Cl2与Zn反应，形成Zn2+和Cl然后，依次氧化Fe、H2、Cu、Fe2+ 当Fe2+的量仍然不足时，将使H2O中的氧发生氧化， 从而使H2O转化为O2，即：这时H2O已经不稳定 了 反之，有充足的Zn，而Cu2+不足时，将还原H+， H2O同样不稳定
氧化还原电位与电子活度
半反应式（还原反应） aA + bB + ne- = cC + dD 或 OX + ne‐ = RED
K
[C ]c [ D]d [ A]a[B]b[e]n
lge
1 n
lgK
1 n
lg
[C]c[D]d [A]a [B]b
1 n
lgK
1 n
lg
[Ox] [Red]
pE 1 lg K 1 lg [Re d ]
n
n [Ox]
氧化还原电位与电子活度
pE 1 lgK 1 lg [Re d ]
n
n [Ox]
Eh
E0
RT nF
ln
Ox Re d
RT nF
lnK
RT nF
ln
Ox Re d
2.303RT nF
lgK
lg
ROexd
Eh
2.303RT F
1 n
lgK
1 n
lg
ROexd
2.303RT F
pE
标准状态下：
pE F Eh 2.303RT
pE 16.89 Eh
Eh
0.059
pE
基于平衡常数求pE: O2 + 4H+ + 4e = 2H2O
pE=-lg[e]
K
[H 2 O]2 PO2 [H ]4[e]4
1083.1
K
1 PO2 [H ]4[e]4
1083.1
pE
20.78
1 4
lgPO2
pH
2
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如考虑以下半反应式：
Fe3+ + 4e = Fe2+
K
[Fe2 ] [Fe3 ][e]
pE
13.0
[Fe3 [Fe2
] ]
尽管溶液中有多种溶解组分，但达到平衡时，只有一个pE (Eh) 值。
在实际的地下水系统中，情况比较复杂，很多氧化还原反应十 分缓慢，没有达到平衡，而且很多反应是不可逆的；另外可以 还存在生物反应。使得平衡模型预测的氧化还原物质的浓度和 实际情况不符。
EH-PH图的绘制
通常在等温状况下，以PH为横坐标，以Eh或pE为纵 坐标，绘出Eh随PH变化的关系图，这种关系图叫作EhpH图或pE-PH图。
实际资料表明，不同环境中的天然水及其所含元素和 化合物都有一定的Eh-PH范围。而且都不会超过水的稳 定场。
PE(EH)-PH图
pE值反映了体系中电子的丰度 大量可被利用的电子将赋予体系一个还原环境 缺乏可资利用的电子将赋予体系一个氧化环境
pH值反映了体系中质子的丰度 大量可被利用的质子将赋予体系一个酸性环境 缺乏可资利用的质子将赋予体系一个碱性环境
pE(Eh)-pH图，稳定场图 pH为横坐标，pE(Eh)为纵坐标，绘制出一定条件下给定体系中 所有电极的pE(Eh)值随pH值的变化关系 判定：氧化还原反应的方向；各组分的稳定状态
水的稳定场
O2 + 4H+ + 4e = 2H2O Gr0 474.28kJ / mol 2.303RT lg Ka
Gr0 0kJ / mol 2.303RT lg Ka
Eh0 0.059 pE 0 or pE 0 16.89Eh0
若令PO2=1
若令PH2=1
水的稳定场
PE(EH)-PH图绘制：FE-H2O-O2
确定该系统中铁的种类（存在形式） 溶解组分考虑Fe2+和Fe3+ ；固体组分考虑Fe(OH)2和Fe(OH)3 。
列出化学反应并查出或计算出计算所需的参数
序号 1 2 3 4 5 6 7
电极反应
标准电位或反应平衡常数
Fe2+(aq)+2e = Fe(s) Fe3++e = Fe2+
E0=-0.41（V） E0=0.77（V）
Fe(OH)2(s) = Fe2+(aq)+2OHFe(OH)3(s) = Fe3+(aq)+3OHFe(OH)3(s)+3H++e = Fe2++3H2O Fe(OH)2(s)+2H++2e = Fe+2H2O Fe(OH)3(s)+ H++e = Fe(OH)2(s)+ H2O
K=10-16.29 K=10-38.52 E0=0. 972（V） E0=-0.06（V） E0=0.28（V）
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分别计算各反应相应的Eh- pH关系 （计算过程中对各组分活度作出假定）
例如：（1） Fe2+(aq)+2e = Fe(s)
Eh E 0 0.059 lg [Fe2 ] E 0 0.059 lg[Fe2 ]
2 [Fe]
2
假定[Fe2+]=10-5mol/L, 得：Eh=-0.56V
（2） Fe3++e = Fe2+
假定[Fe2+]= [Fe3+]， 得： Eh=0.77V
(3)Fe(OH)2(s) = Fe2+(aq)+2OHK [Fe2 ][OH- ]2 [Fe(OH)2 ]
lgK lg[Fe2 ] 2lg[OH- ] lg[OH- ] lgKw lg[H ] lgKw pH
pH lgK - lg[Fe2 ] lgKw 2
pH=8.36
根据相似的计算，可得到：
1. Fe2+(aq)+2e = Fe(s) 2. Fe3++e = Fe2+ 3. Fe(OH)2(s) = Fe2+(aq)+2OH4. Fe(OH)3(s) = Fe3+(aq)+3OH 5. Fe(OH)3(s)+3H++e = Fe2++3H2O 6. Fe(OH)2(s)+2H++2e = Fe+2H2O 7. Fe(OH)3(s)+ H++e = Fe(OH)2(s)+ H2O
Eh=-0.56V Eh=0.77V pH=8.36 pH=2.76 Eh=1.267-0.177pH Eh=-0.06-0.059pH Eh=0.28-0.059pH
①：Fe2+稳定场的
下限；
②：Fe2+稳定场的
上限，Fe3+稳定 场的下限；
③：Fe2+稳定场的
pH上限
④：Fe3+稳定场的
上限
⑤稳：定Fe场2+的和分Fe界(O线H)3
⑥：Fe(OH)2稳定
场的下限
⑦：Fe(OH)3稳定
场的下限， Fe(OH)2稳定场的 上限。
①：Fe2+稳定场的
下限；
②：Fe2+稳定场的
上限，Fe3+稳定 场的下限；
③：Fe2+稳定场的
pH上限
④：Fe3+稳定场的
pH上限
⑤：Fe2+和Fe(OH)3
稳定场的分界线
⑥场：的Fe下(O限H)2稳定
⑦：Fe(OH)3稳定
场的下限， Fe(OH)2稳定场的 上限。
Fe3+ Fe2+
Fe(OH)3 Fe(OH)2
PE(EH)-PH图绘制：S-H2O-O2
4
PE(EH)-PH图绘制：S-H2O-O2
① ② ③ ④
⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨
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实例
? 1、一些含Fe2+较高的地下水，刚抽出来时，透明无色，不 久，就出现红褐色的悬浮物，这就是Eh升高引起Fe (OH)3沉 淀的结果
? 2、长期抽取含Fe2+较高的地下水的井，其过滤器往往产生 堵塞，这是由于抽水过程中引起CO2逸散，地下水pH升高， 引起FeCO3沉淀的结果
? 参照书上图1.5进行分析。
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EH-PH图是一种简化的理想模型
? 所有的Eh-pH图都是代表标准状态下的稳定场范围，而实际 情况常常偏离标准状态
? 野外实际观察到的Eh值并不与某种金属离子严格有关，而是 众多离子的综合
? Eh-pH图的绘制并未考虑离子强度及离子络合的影响
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作业题：不同价态与形态的砷（As）在地下水中的地球化 学形为相差很大，影响着砷的迁移、吸附等。请根据下述 反应来绘制As的PH-PE图（假设：仅考虑以下表中的组分 形态，将不同组分的分界线设在两两活度相等处）。
组分 As(5) As(3) As(5)/As(3) HAsO42-/ H3AsO3
HAsO42-/ H2AsO3-
反应 H2AsO4- = HAsO42- + H+ H3AsO3 = H2AsO3- + H+ H3AsO3 + H2O =H2AsO4- + 3H+ + 2e-
反应（1）+反应（3）
反应（2）+反应（3）
logK
-6.76 (1)
-9.23 (2) -21.14 (3)
？？ （自己 计算）
？？ （自己 计算）
（4） （5）
思考题：如何运用PHREEQC模拟氧化还原序列？
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第六讲氧化还原反应的规律及应用 1、了解氧化还原反应的基本规律并运用其解题。 2、利用氧化还原反应的基本原理判断氧化还原产物，正确书写出氧化还原反应化学 方程式。 3、会利用化合价升价法对氧化还原反应进行配平。 4、能利用得失电子守恒原理进行相关计算。 一、氧化还原反应基本规律及应用 1、价态律 当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。如：浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S 中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。 2、强弱律 在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物) +弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2可知，FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。 一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2S04 >SO2（H2SO3)> S；还原性：H2S>S>SO2。 在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。
3、优先律 在浓度相差不大的溶液中： (1)同时含有几种还原剂时―――――→加入氧化剂 将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。 如向FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋＞Br －，所以Fe 2＋先与Cl 2反应。 (2)同时含有几种氧化剂时―――――→加入还原剂 将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。 如在含有Fe 3＋、Cu 2＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋＞Cu 2＋，所以铁粉先与 Fe 3＋反应，然后再与Cu 2＋反应。 4、价态归中规律 含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循 “高价十低价→中间价”而不会出现交错现象。 同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时可总结为： 价态相邻能共存，价态相间能归中， 归中价态不交叉，价升价降只靠拢。 5、歧化反应规律 发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反 应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价十低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应。 【典型例题1】【百强校·2020届固原一中12月月考】向含SO 32-、Fe 2＋、Br －、I －各0.1 mol 的溶液中通入标准状况下的Cl 2，通入Cl 2的体积和溶液中相关离子的物质的量的关系图正确的是 （ ） 【点评】确定离子反应发生的先后顺序是解题的关键，因此需要熟练掌握常见离子的氧
氧化剂和还原剂教案
一、教学目标 知识目标 1.通过化学方程式的分析，使学生能以化合价的变化和电子转移的得失认识并建立起氧化剂和还原剂的概念 2.初步了解化合价与氧化剂、还原剂、氧化性、还原性之间的联系 3.了解常见的氧化剂和还原剂 能力目标 学会用化合价的变化来判断氧化剂和还原剂，能够判断氧化性和还原性的相对强弱 情感目标 培养学生用辩证的对立统一的观点分析事物的意识 二、教学重点 1.掌握氧化剂和还原剂的概念 2.掌握氧化性和还原性的概念 三、教学难点 判断物质的氧化性和还原性的相对强弱从而来判断这种物质是氧化剂还是还原剂 四、教学过程 老师：同学们，在上新课之前我们先回顾一下上节课学的知识，在上节课中我们学习了氧化还原反应的概念，实质以及用双线桥法来表示一个氧化还原反应，现在我请一位同学回答一下什么是氧化还原反应？xx同学 学生：在反应过程中元素化合价发生变化的反应叫氧化还原反应 老师：请坐，回答的很好，氧化还原反应的实质也是上节课的重点，再请一位同学回答一下氧化还原反应的实质是什么? xx同学 学生：实质是电子的转移 老师：很好，请坐，看来同学们对上节课的内容都掌握了，下面我写几个反应大家判断一下哪些反应是氧化还原反应 CaCO3==CaO + CO2↑（1） Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑（2） Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2（3） Cl2+H2O=HClO+HCl （4） 老师：大家看一下哪几个反应是氧化还原反应
学生：2,3,4是氧化还原反应 老师：对，第1个反应中元素的化合价没有发生变化所以不是氧化还原反应我们把它擦掉，上节课我们学习了用双线桥法表示一个氧化还原反应，下面我们以锌和硫酸反应为例我们一起用双线桥表示一下。首先是标元素的化合价，Zn是0价，生成的ZnSO4中的Zn是+2价，H2SO4中的H是+1价，生成H2后的化合价是0价，Zn是失电子，失2个电子，化合价呢？对，化合价升高；氢得1个电子，硫酸中有两个氢原子，得两个电子，化合价降低。在这个反应中Zn和H2SO4是反应物，并且Zn的化合价降低H的化合价升高，在氧化还原反应中所含元素化合价升高的反应物叫还原剂，所含元素化合价降低的反应物叫氧化剂，这就是我们这节课所学习的内容氧化剂和还原剂。 【板书】 2.3.2 氧化剂与还原剂 老师：首先我们先来看一下氧化剂和还原剂的定义 【板书】 一．氧化剂和还原剂 1.定义 氧化剂：元素化合价降低的反应物 还原剂：元素化合价升高的反应物 老师：在这里注意一下，氧化剂和还原剂存在于氧化还原反应中并且是相对于反应物而言的。下面我们根据氧化剂和还原剂的定义我们看一下这个反应中谁做氧化剂谁做还原剂，Zn的化合价升高所以它做还原剂，H的化合价降低所以H2SO4做氧化剂。下面根据定义大家看一下Fe2O3和CO这个反应中谁是氧化剂谁是还原剂，我请一位同学上黑板来做，其他同学在下面自己写，xx同学 学生：Fe2O3作氧化剂，CO作还原剂 老师：我们看一下xx同学写的对吗？ 学生：对 老师：我们一起来看一下Fe反应前是+3价，反应后是0价化合价降低所以Fe作氧化剂；C 反应前是+2价，反应后是+4价化合价升高所以CO作还原剂。做的很好，下面我们一起来看一下Cl2和H2O的反应，Cl反应前是0价，反应后既有+1价也有-1价，化合价既有升高也有下降所以Cl2在这里既是氧化剂又是还原剂 老师：氧化剂和还原剂的概念都清楚了吗？
第6讲 氧化还原反应方程式的配平及计算 1.了解氧化还原反应的本质。 2.了解常见的氧化还原反应。 考点一 氧化还原反应方程式的配平 1．配平原则 2．配平步骤 3．步骤示例 H 2S ＋HNO 3―→S ↓＋NO ↑＋H 2O 第一步：标变价，H 2S －2 ＋HN ＋5 O 3―→S 0↓＋N ＋2 O ↑＋H 2O 第二步：列得失， H 2S －2 ＋ HN ＋5 O 3 失去↓2e － ↓得到(5－2)e － S 0 N ＋2 O ↑ 第三步：求总数，从而确定氧化剂(或还原产物)和还原剂(或氧化产物)的化学计量数。 H 2S －2 ＋ HN ＋5 O 3 失去2e － ×3↓ ↓得到3e － ×2 S 0 N ＋2 O ↑
故H 2S 的化学计量数为3，HNO 3的化学计量数为2。 第四步：配系数，先配平变价元素，再利用原子守恒配平其他元素。 3H 2S ＋2HNO 3===3S ↓＋2NO ↑＋4H 2O 第五步：查守恒，其他原子在配平时相等，最后利用O 原子守恒来进行验证。 1．正向配平类 (1)4HCl(浓)＋1MnO 2=====△ 1Cl 2↑＋1MnCl 2＋2H 2O (2)5KI ＋1KIO 3＋3H 2SO 4===3I 2＋3K 2SO 4＋3H 2O (3)2MnO － 4＋16H ＋ ＋10Cl － ===2Mn 2＋ ＋5Cl 2↑＋8H 2O 2．逆向配平类 (1)3S ＋6KOH=====△ 2K 2S ＋1K 2SO 3＋3H 2O (2)2P 4＋9KOH ＋3H 2O===3K 3PO 4＋5PH 3 (3)2Cl 2＋2Ca(OH)2===1CaCl 2＋1Ca(ClO)2＋2H 2O 3．缺项配平类 (1)3ClO － ＋2Fe(OH)3＋4OH － ===3Cl － ＋2FeO 2－ 4＋5H 2O (2)2MnO － 4＋5H 2O 2＋6H ＋ ===2Mn 2＋ ＋5O 2↑＋8H 2O (3)某高温还原法制备新型陶瓷氮化铝(AlN)的反应体系中的物质有：Al 2O 3、C 、N 2、AlN 、CO 。 请写出该反应的化学方程式并配平：Al 2O 3＋3C ＋N 2===2AlN ＋3CO 。 (4)某离子反应中共有 H 2O 、ClO － 、NH ＋ 4、H ＋ 、N 2、Cl － 六种微粒。其中c (ClO － )随反应进行逐渐减小。请写出该反应的离子方程式并配平：3ClO － ＋2NH ＋ 4===N 2↑＋3H 2O ＋3Cl － ＋2H ＋ 。 配平的基本技能 (1)全变从左边配：氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，一般从左边反应物着手配平。 (2)自变从右边配：自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边着手配平。 (3)缺项配平法：先将得失电子数配平，再观察两边电荷。若反应物这边缺正电荷，一般加H ＋ ，生成物一边加水；若反应物这边缺负电荷，一般加OH － ，生成物一边加水，然后进行两边电荷数配平。 (4)当方程式中有多个缺项时，应根据化合价的变化找准氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
氧化还原反应 一、内容概述 本周学习了氧化还原反应，重点介绍了：化学反应的分类，从得氧和失氧观、化合价升降观、电子转移观分析氧化还原反应，找出氧化还原反应的判断依据和氧化还原的本质；氧化还原反应有关概念，如氧化剂、还原剂、氧化性、还原性、氧化产物、还原产物等；氧化性和还原性强弱的判断方法、常见的氧化剂和还原剂、氧化还原反应的规律。 二、重难点知识剖析 （一）化学反应的分类 （二）元素的化合价 元素原子的最外电子层结构决定了原子间是按一定数目相互化合，元素的原子相互化合的数目叫这种元素的化合价。 1、单质中元素的化合价为0； 2、在化合物中金属元素的化合价全为正值，非金属元素的化合价一般既有负值又有正值； 3、在化合物中，各元素的正、负化合价的代数和为0； 如：原子团的化合价：NO3－、SO42－、SO32－、HSO3－（亚硫酸氢根）、CO32－、HCO3－、ClO3－（氯酸根）、NH4＋（铵根）、MnO4－（高锰酸根）、PO43－（磷酸根）。 中心元素的化合价：
4、离子化合物中，元素的化合价与在生成它们的反应中原子得、失电子数目及离子的电荷数在数值上相等，如NaCl： 共价化合物中，元素的化合价与在生成它们的反应中共用电子对的偏向、偏离的对数在数值上相等。如HCl： 共用电子对偏向氯原子，氯元素化合价为－1价； 共用电子对偏离氢原子，氢元素化合价为＋1价。 （三）氧化还原反应的特征与本质 1、比较 2、氧化反应与还原反应同时发生，既对立又统一，在反应中化合价上升和下降总数相等，得到电子和失去电子总数相等。 3、特征（或判断依据）：元素的化合价是否发生变化。 4、本质：有电子转移（得失或偏移） 5、氧化还原反应与四种基本类型反应的关系为 置换反应全部属于氧化还原反应，复分解反应全部属于非氧化还原反应，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。 例：有下列反应
第七章氧化还原反应电化学基础 [教学要求] 1．熟悉氧化还原反应的基本概念，能熟练地配平氧化反应方程式。 2．了解原电池的基本概念和电池电动势的概念。 3．掌握电极电势的概念及其影响因素、Nernst方程式及其有关的简单计算、电极电势的应用。 4．掌握元素电势图及其应用。 [教学重点] 1．电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸度等对电极电势的影响。 2．电极电势的应用。 3．元素电势图及其运用。 [教学难点] 电极电势的应用。 [教学时数]10学时 [主要内容] 1．氧化还原反应的实质，氧化值，氧化还原方程式配平。 2．原电池，电极电势（电极电势的概念，标准电极电势及其测定，能斯特方程式，影响电极电势的因素）。 3．电极电势的应用：判断氧化还原反应的方向和氧化剂还原剂的强弱，判断氧化还原反应进行的程度。 4．元素电势图及其运用。 [教学内容] §7.1 氧化还原反应的基本概念 7.1.1 氧化值 氧化值：是指某元素的一个原子的荷电数。该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。 确定氧化值的规则：
①单质中，元素的氧化值为零。 ②在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数 。 ③在大多数化合物中，氢的氧化值为 +1；只有在金属氢化物中氢的氧化值为-1。 ④通常，氧在化合物中的氧化值为-2；但是在过氧化物中，氧的氧化值为-1，在氟的氧化物中，如OF 2 和O 2F 2中，氧的氧化值分别为+2和+1。 ⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和为零 ，复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。 例： K 2Cr 2O 7 Cr 为+6 Fe 3O 4 中，Fe 为+8/3 Na 2S 2O 3中，S 为+2 Na 2S 4O 6中，平均为2.5 (2个S 为0, 二个S 为+5) 但 CrO 5中Cr 为+6，而不习惯认为10。 7.1.2 氧化还原反应方程式的配平 配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。 ② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。 配平步骤： ①用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式)。 ②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。 ③分别配平两个半反应方程式，等号两边的各种元素的原子总数各自相等且电荷数相等。 ④确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍数。将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧化还原反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分子方程式。 例：配平下列反应方程式 423424KMnO (aq)K SO (aq)MnSO (aq)K SO (aq)+????→+酸性溶液中
第5讲 实验探究及综合设计与评价 一、装置气密性的检查 A B C D 二、溶解尾气 一般溶解度不大的气体 极易溶于水的气体 （如：CO 2、Cl 等）用A 装置 （如NH 3、HCl 等）用B 装置 ①常见的试纸及选择：红色石蕊试纸和蓝色石蕊试纸、pH 试纸、淀粉KI 试纸等。 ②操作方法：检验液体：先将一小块试纸放在表面皿或玻璃片，用干净的玻璃棒蘸待测液并点在试纸的中部，观察颜色的变化。 检验气体：先将试纸湿润，再把湿润的试纸粘在玻璃棒的一端并与气体接触。 试纸的选择：：使用pH 试纸时，应用洁净而干燥的玻璃棒蘸取待测液点到干燥的pH 四、气体的制取与净化 （1）气体发生装置选择原则是根据反应物的状态和反应条件。 固+固 加热型 固+液 不加热型 固+液 加热型 （2）尾气处理 五、探究性实验 （1）科学探究的全过程 提出问题 → 假设猜想 →查阅资料→ 设计实验 → 实验操作 → 观察现象、记录数据→得出结论→问题讨论 （2）对设计实验方案能力的考查，常见的有气体实验设计、有关酸碱盐的实验设计、有关上 下 移动两端液面水平 ,不变
定量实验设计等。 （3）对完成实验操作、观察实验现象和收集实验数据的能力考查 （4）对研究实验信息、发现和应用实验结论能力的考查（包括解释实验现象、得出实验结论、对实验方案及结果进行反思评价、对实验过程中的问题进行讨论、应用实验结论解决新的问题等）。 六、元素化学物的工业流程 要求对物质的性质以及工业制法流程原理有明确的认识，熟悉每一步反应原理。 【课堂练习】 1.下图分别表示四种操作，其中有两个错误的是（） 2.对发生在实验室的下列事故的处理，正确的是（） ①苯酚溶液滴在手上，用酒精洗涤 ②汞洒落地上，立即用硫粉覆盖汞珠 ③酒精灯弄倒洒出酒精着火，迅速用湿抹布扑盖 ④被玻璃割伤手后，先取出伤口里的碎玻璃片，再用稀双氧水擦洗，然后敷药包扎 A.①②③④ B.只有①② C.只有②和③ D.只有③和④ 3.已知KMnO4和浓HCl在常温下反应能生产Cl2，若用下图所示的实验装置来制备纯净的氯气，并试验它与金属的反应。每个虚线框表示一个单元装置，其中有错误的是（） A.只有①和②处 B.只有②处 C.只有②处和③处 D.只有②③④处 4.广口瓶被称为气体实验的“万能瓶”，是因为它可以配合玻璃管和其他简单仪器组成各种功能的装置，下图中能用作安全瓶防倒吸的装置是（） 5.如下图装置进行实验，将液体A逐滴加入到固体B中，下列叙述正确的是…（）
第7讲 氧化还原反应方程式的配平、书写及计算 [考纲要求] 1.掌握常见氧化还原反应方程式的配平。2.掌握常见氧化还原反应的相关计算。3.理解质量守恒定律。 考点一 氧化还原反应方程式的配平方法 类型一 直接型氧化还原反应方程式的配平 配平化学方程式： H 2S ＋HNO 3―→S ↓＋NO ↑＋H 2O 分析：配平步骤如下 第一步：标变价 H 2S －2＋H N ＋5O 3―→S 0↓＋N ＋2 O ↑＋H 2O 第二步：列得失 第三步：求总数 从而确定氧化剂(或还原产物)和还原剂(或氧化产物)的化学计量数。 故H 2S 的化学计量数为3，NO 的化学计量数为2。 第四步：配系数 先配平变价元素，再利用原子守恒配平其他元素。 3H 2S ＋2HNO 3===3S ↓＋2NO ↑＋4H 2O 第五步：查守恒 其他原子在配平时相等，最后利用O 原子守恒来进行验证。 [题组训练·解题探究] 1．(1) HCl(浓)＋ MnO 2=====△ Cl 2↑＋ MnCl 2＋ H 2O (2) KI ＋ KIO 3＋ H 2SO 4=== I 2＋ K 2SO 4＋ H 2O
(3)MnO－4＋H＋＋Cl－===Mn2＋＋Cl2↑＋H2O 答案：(1)4111 2 (2)51333 3 (3)21610258 2．(1)S＋KOH===K2S＋K2SO3＋H2O (2)P4＋KOH＋H2O===K3PO4＋PH3 答案：(1)3621 3 (2)2933 5 类型二缺项型氧化还原反应方程式的配平 缺项方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有写出来，一般为水、酸或碱。 (1)配平方法 先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的化学计量数，然后由原子守恒确定未知物，再根据原子守恒进行配平。 (2)补项原则 条件补项原则 酸性条件下缺H(氢)或多O(氧)补H＋，少O(氧)补H2O(水) 碱性条件下缺H(氢)或多O(氧)补H2O(水)，少O(氧)补OH－ 将NaBiO3固体(黄色，微溶)加入MnSO4和H2SO4的混合溶液里，加热，溶液显紫色(Bi3＋无色)。配平该反应的离子方程式： NaBiO3＋Mn2＋＋______―→Na＋＋Bi3＋＋______＋______。 分析：(1)由溶液显紫色可推知有MnO－4生成，确定变价元素物质的化学计量数： 化合价分析如下： Bi(＋5→＋3)2× 5(化学计量数5配在NaBiO3和Bi3＋前) Mn(＋2→＋7)5×2(化学计量数2配在Mn2＋和MnO－4前) (2)利用原子守恒确定缺项物质及其他物质的化学计量数。 5NaBiO3＋2Mn2＋＋______―→5Na＋＋5Bi3＋＋2MnO－4＋______。 (3)据补项原则，在酸性条件下，方程式左边多O，故应补H＋，而方程式右边少O，故应补H2O，再根据原子守恒配平H＋和H2O之前的化学计量数： 5NaBiO3＋2Mn2＋＋14H＋===5Na＋＋5Bi3＋＋2MnO－4＋7H2O。 [题组训练·解题探究] 3．(1)ClO－＋Fe(OH)3＋________===Cl－＋FeO2－4＋
第7章氧化还原反应电化学基础 一、单选题 1. 下列电对中，Eθ值最小的是： A: Ag+/Ag； B: AgCl/Ag； C: AgBr/Ag； D: AgI/Ag 2. Eθ(Cu2+/Cu+)=0.158V，Eθ(Cu+/Cu)=0.522V，则反应 2 Cu+ Cu2+ + Cu的Kθ为： A: 6.93×10-7； B: 1.98×1012； C: 1.4×106； D: 4.8×10-13 3. 已知Eθ（Cl2/ Cl-）= +1.36V，在下列电极反应中标准电极电势为+1.36V 的电极反应是： A: Cl2+2e- = 2Cl- B: 2 Cl- - 2e- = Cl2 C: 1/2 Cl2+e- = Cl- D: 都是 4. 下列都是常见的氧化剂，其中氧化能力与溶液pH 值的大小无关的是： A: K2Cr2O7 B: PbO2 C: O2 D: FeCl3 5. 下列电极反应中，有关离子浓度减小时，电极电势增大的是：A: Sn4+ + 2e- = Sn2+ B: Cl2+2e- = 2Cl- C: Fe - 2e- = Fe2+ D: 2H+ + 2e- = H2 6. 为防止配制的SnCl2 溶液中Sn2+被完全氧化，最好的方法是：A: 加入Sn 粒 B:. 加Fe 屑 C: 通入H2 D: 均可
7. 反应Zn (s) + 2H+ → Zn 2++ H2 (g)的平衡常数是多少？ A: 2×10-33 B: 1×10-13 C: 7×10-12 D: 5×10 26 二、是非题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”） 1. 在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快 2．由于Eθ（Cu+/Cu）= +0.52V , Eθ（I2/ I-）= +0.536V , 故Cu+ 和I2不能发生氧化还原反应。 3．氢的电极电势是零。 4．计算在非标准状态下进行氧化还原反应的平衡常数，必须先算出非标准电动势。 5．FeCl3，KMnO4和H2O2是常见的氧化剂，当溶液中[H+]增大时，它们的氧化能力 都增加。 三、填空题 1. 根据Eθ(PbO2/PbSO4) >Eθ(MnO4-/Mn2+) >Eθ(Sn4+/Sn2+)，可以判断在组成电对的六种物质中，氧化性最强的是，还原性最强的是。 2. 随着溶液的pH值增加，下列电对 Cr2O72-/Cr3+、Cl2/Cl-、MnO4- /MnO42-的E值将分别、、。 3. 用电对MnO4-/Mn2+，Cl2/Cl-组成的原电池，其正极反应为 ，负极反应为，电池的电动势等于，
N0.1重要的氧化剂和还原剂 教学目标： 1 ?从得失电子的角度加深对氧化还原反应及氧化剂、还原剂的理解，了解氧化产物和还原产物。 2?掌握氧化剂、还原剂中所含元素化合价的情况，掌握用单线桥表示氧化还原反应的电子转移情况。 3?掌握重要的氧化剂、还原剂的常见反应；学会比较氧化剂、还原剂的相对强弱。教学过程： 一、用单线桥表示下列反应，并指明氧化剂与还原剂 (1)Fe + H2SO4 = FeS04 + H2f ⑵ 2H2 + 02 = 2H2O (3)CI2 + H20 = HCl + HC10 二、分析并配平下列氧化还原反应，指出氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标出电子转移的方向和数目 (1)_KCI0 3 + _HCI ——_ KCI + _CI2 + ____________ (2)CI2 + ~N H3N2 + HCI (3)_NO + _NH3 ——_N2 +_H20 三、读课本24页，请归纳：—— 氧化还原反应的实质是________________________________________________________ ， 判断氧化还原反应的依据 四、讲解图3—2,并 1 ?下列下画线的元素是被氧化还是被还原，要加氧化剂还是加还原剂才能实现 (1) Kl_—J2 ⑵SO2— S03 HgCI 2— ⑷NO2—H N03 (5) FeCl3—FeCl2 2.IBr + H 20 = HBr + HI0 是氧化还原反应吗？为什么？ 3.S02与H2S可发生下列反应，S02 + 2H2S = 3S + 2H 20，当生成硫48 g时，氧化产物比还原产物多还是少多 ?两者相差少克？ N0.2氧化还原反应： 1：判断下列那些为氧化还原反应，并说出理由 IBr + H 20 = HBr + HI0 K0H+CI 2=KCI +KCI0+H 20 NaH+H 20 =Na0H+H 2 Ca02+H20 =Ca(OH) 2 +H 2O2 5C2H5OH +2KMnO 4+3H2SO4 —5CH3CHO +K 2SO4+2MnSO 4 +8H2O 氧化还原反应的实质是_______________________________________________________ 判断氧化还原反应的依据是__________________________________________ 。 小结：氧化还原反应发生规律和有关概念。
第六讲氧化还原反应的概念及其关系 一、复习预习 1.一些常见元素的化合价 2．初中化学中常见的带电原子团： 碳酸根离子 CO 2－、碳酸氢根离子 HCO3－、硫酸根离子 SO42－、亚硫酸根离子 SO32－、高锰酸根离子 3 MnO4－、硝酸根离子 NO3－、磷酸根离子 PO43－、氢氧根离子 OH－、铵根离子 NH4+
3．氧化反应和还原反应： CuO+H 2 Cu+H 2 O H 生 过 的氧化反应 二、知识讲解 知识点1：氧化还原反应的概念 1.从得失氧的角度认识氧化还原反应 结论：根据得失氧的情况，得到氧的反应是氧化反应；失去氧的反应是还原反应。 一种物质被氧化，另一种物质被还原的反应叫氧化还原反应。 2．从元素化合价升降的角度认识氧化还原反应 结论：根据化合价升降情况，所含元素的化合价升高的物质发生氧化反应；所含元素化合价降低的物质发生还原反应。 反应前后有元素化合价升降的反应叫氧化还原反应。 3．从电子转移的角度认识氧化还原反应
结论：根据元素的化合价变化与电子得失或电子对偏移的关系，从电子得失的角度分析失去电子的反应为氧化反应，得到电子的反应为还原反应。 凡有电子转移(得失或偏移)的化学反应叫氧化还原反应。 4.小结 氧化还原反应的本质是电子转移(得失或偏移)； 特征是反应前后元素的化合价发生变化。 判断方法为标明元素的化合价，分析元素的化合价是否变化。 知识点2：氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 (1).换反应一定是氧化还原反应； (2).分解反应一定不是氧化还原反应；(3).单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应是氧化还原反应。 关系如图所示： 知识点3：氧化还原反应的一些概念 1.氧化剂和还原剂 氧化剂：得到电子或电子对偏向的物质--------所含元素化合价降低的物质 还原剂：失去电子或电子对偏离的物质———所含元素化合价升高的物质 2.氧化产物和还原产物 氧化产物：氧化反应得到的产物 还原产物：还原反应得到的产物 3.氧化性和还原性 (1)氧化性：氧化剂得电子的能力。 (2)还原性：还原剂失电子的能力。 4. 氧化反应和还原反应
重要的氧化剂和还原剂 [重要知识点] 1．熟悉常见的氧化剂和还原剂。 2．重要的氧化剂和还原剂的常见反应。 3．熟练使用单线桥分析氧化还原反应及电子转移情况。 [知识点精析] 一．化学反应的分类 二、重要的氧化剂和还原剂 1．氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应从化合价的角度来说是指有元素化合价升降的化学反应；从本质上来看则是指有电子转移（得失或偏移）的反应。涉及氧化剂、还原剂、氧化性、还原性、氧化产物、还原产物等概念。 （1）氧化剂、还原剂 氧化剂是指在反应中得到电子（或电子对偏向）的反应物，表现为反应后所含某些元素化合价降低。氧化剂具有氧化性，在反应中本身被还原，其生成物叫还原产物。 还原剂是指在反应中失去电子（或电子对偏离）的反应物，表现为反应后所含某些元素化合价升高，还原剂具有还原性，反应中本身被氧化，生成物是氧化产物。 如下图所示：
（2）氧化剂和还原剂是性质相反的物质 在氧化还原反应中，还原剂把电子转移给氧化剂，即还原剂是电子的给予体，氧化剂是电子的接受体。 如下图所示： （3）氧化还原反应中各概念间的关系 2．氧化还原反应的判断和分析 （1）氧化还原反应的判断 判断一个化学反应是否为氧化还原反应，常根据反应中有无元素的化合价变化（有升有降）来判断。 判断一个反应是否为氧化还原反应的技巧： ①当有单质参加反应，或有单质生成时可认为该反应一定是氧化还原反应(但同素异形体间的转化除外，如白磷变红磷就不是氧化还原反应)。 ②有机物发生的反应，当分子中引入氧或失去氢被氧化，反之分子中失去氧或得到氢被还原。 （2）氧化还原反应的分析
在氧化还原反应化学方程式里，除了可用箭头表明同一元素原子的电子转移情况外(即：双线桥法)，还可以用箭头表示不同原子的电子转移情况(称为“单线桥法”)。 用箭头表明同一元素原子的电子转移情况即大家熟悉的“双线桥”。如： 用箭头表示不同原子的电子转移情况——“单线桥”。如： 更好地体现了氧化剂和还原剂在反应中的电子转移的关系。再如： ①单线桥分析氧化还原反应可简单表示为 ②反应中电子转移总数即为还原剂给出的电子总数，也是氧化剂接受的电子总数。 ③在单线桥中不写“得”或“失”。 3．常见的氧化剂、还原剂 （1）物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。 ①元素处于最高价时，它的原子只能得到电子，因此该元素只能作氧化剂，如、。 ②元素处于中间价态时，它的原子随反应条件不同，既能得电子，又能失电子，因此该元素 既能作氧化剂，又能作还原剂，如和。
2020年专用高考化学专题复习一轮课程 2020年高考一轮复习第六讲氧化还原反应及规律教材版本全国通用课时说明120分钟 知识点氧化还原反应、氧化还原反应的规律 复习目标1、了解氧化还原反应基本概念。 2、了解氧化还原反应的本质。 3、了解常见的氧化还原反应。 4、掌握常见氧化还原反应的配平和相关计算。 5、掌握还原反应及规律。 复习重点1、理解氧化还原反应基本概念。 2、掌握常见氧化还原反应的配平和相关计算。 3、掌握还原反应及规律。 复习难点还原反应及规律 一、自我诊断知己知彼 1、（2017天津卷）下列能量转化过程与氧化还原反应无关的是（） A．硅太阳能电池工作时，光能转化成电能 B．锂离子电池放电时，化学能转化成电能 C．电解质溶液导电时，电能转化成化学能 D．葡萄糖为人类生命活动提供能量时，化学能转化成热能 2、（2016年高考上海卷）O2F2可以发生反应：H2S+4O2F2→SF6+2HF+4O2，下列说法正确的是（）A．氧气是氧化产物 B．O2F2既是氧化剂又是还原剂 C．若生成4.48L HF，则转移0.8mol电子 D．还原剂与氧化剂的物质的量之比为1：4 3、（2018?南关区校级模拟）下列说法涉及到氧化还原反应的有几种（） ①人工固氮 ②农药波尔多液不能用铁质容器盛放 ③维生素C又称抗坏血酸，能帮助人体将食物中摄取的、不易吸收的Fe3+转变为易吸收的Fe2+
④黑火药爆炸 ⑤铝的表面生成致密氧化膜 ⑥氢氧化钠久置于空气中表面发生潮解 ⑦Fe（OH）3胶体的制备 ⑧氨气的实验室制备 ⑨漂白粉做消毒剂 ⑩铁粉做食品袋内的脱氧剂。 A．6B．7C．8D．9 4、（2018?松江区二模）N A表示阿伏加德罗常数。硫与浓硝酸反应的化学方程式为：S+6HNO3（浓） →H2SO4+6NO2↑+2H2O，有关说法正确的是（） A．氧化剂与还原剂物质的量之比为1：6 B．每产生2.24升NO2转移电子0.1N A个 C．随着反应进行溶液的酸性逐渐增强 D．氧化性：HNO3（浓）＞H2SO4 5、（2017秋?周口期末）今有下列三个氧化还原反应： ①2FeCl3+2KI═2FeCl2+2KCl+I2 ②2FeCl2+Cl2═2FeCl3 ③2KMnO4+16HCl═2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑ 若某溶液中有Fe2+和I﹣共存，要氧化除去I﹣而又不影响Fe2+和Cl﹣，可加入的试剂是（） A．Cl2B．KMnO4C．FeCl3D．HCl 【参考答案】1、A2、D3、B.4、D5、C 【解析】 1、A、硅太阳能电池主要是以半导体材料为基础，利用光电材料吸收光能后发生光电转换反应，与氧化还原反应无关；B、锂离子电池工作时，涉及到氧化还原反应；C、电解质溶液导电实质是离子定项移动的过程中，与氧化还原反应有关；D、葡萄糖供能时，涉及到生理氧化过程。故选A。 2、A.O元素的化合价由反应前的+1价变为反应后的O价，化合价降低，获得电子，所以氧气为还原产物，A错误；B.在反应中O2F2中的O元素的化合价降低，获得电子，所以该物质是氧化剂，而H2S中的S元素的化合价是-2价，反应后变为SF6中的+6价，所以H2S是还原剂，B错误；C.外界条件不明确，不能确定HF的物质的量，所以不能确定转移电子的数目，C错误； D.根据方程式可知还原剂H2S与氧化剂
第7讲氧化还原反应 课时集训 测控导航表 1.下列说法中正确的是( C ) A.强氧化剂和弱还原剂易发生氧化还原反应 B.实验室制氯气的反应中,氯离子通过还原反应生成氯气 C.由Cu(OH)2生成Cu2O时,铜元素被还原 D.I-、Br-、Cl-的还原性依次减弱,氧化性依次增强 解析:强氧化剂和弱还原剂不易发生氧化还原反应,A错误;B项,氯离子通过氧化反应生成氯气,B错误;D项,I-、Br-、Cl-的还原性依次减弱,但无氧化性,D错误。 2.(2018·安徽合肥一模)乙醇与酸性K2Cr2O7溶液混合可发生如下反 H5OH+H+C+CH3COOH+H2O(未配平)。下列叙述不正确的是 应:Cr ( D ) A.Cr2中Cr元素化合价为+6 B.氧化产物为CH3COOH
C.K2Cr2O7溶液常用硫酸酸化 D.1 mol C2H5OH发生上述反应转移2 mol e- 解析:根据化合物中各元素正负化合价代数和为0,Cr2中Cr元素化合价为+6,故A正确;C2H5OH中碳的化合价是-2,CH3COOH中碳的化合价是0,则CH3COOH是氧化产物,1 mol C2H5OH发生上述反应转移4 mol e-,故B正确、D不正确;K2Cr2O7溶液具有强氧化性,所以不能用还原性的酸酸化,如盐酸,常用硫酸酸化,故C正确。 3.已知反应:O3+2I-+H2O O2+I2+2OH-,下列说法不正确的是( A ) A.O2为还原产物 B.氧化性:O3>I2 C.H2O既不是氧化剂也不是还原剂 D.反应生成1 mol I2时转移2 mol电子 解析:反应O3+2I-+H2O O2+I2+2OH-中,O元素化合价降低,O3部分被还原生成OH-,I元素化合价升高,I-被氧化生成I2。O3生成O2时氧元素化合价没有发生变化,故O2不是还原产物,故A不正确;该反应中I2是氧化产物,O3是氧化剂,故氧化性:O3>I2,故B正确;H2O在反应中所含元素化合价没有发生变化,所以水既不是氧化剂也不是还原剂,故C正确; I元素化合价由-1价升高到0价,则反应生成1 mol I2时转移2 mol电子,故D正确。 4.铋(Bi)位于元素周期表中ⅤA族,其价态为+3价时较稳定,铋酸钠(NaBiO3)溶液呈无色。现取一定量的硫酸锰(MnSO4)溶液,向其中依次滴加下列溶液,对应的现象如表所示: KI
教案氧化剂和还原剂 氧化剂和还原剂 一、教学目标 知识目标 1.通过化学方程式的分析，使学生能以化合价的变化和电子转移的得失认识并建立起氧化剂和还原剂的概念 2.初步了解化合价与氧化剂、还原剂、氧化性、还原性之间的联系 3.了解常见的氧化剂和还原剂 能力目标 学会用化合价的变化来判断氧化剂和还原剂，能够判断氧化性和还原性的相对强弱情感目标 培养学生用辩证的对立统一的观点分析事物的意识
二、教学重点 1.掌握氧化剂和还原剂的概念 2.掌握氧化性和还原性的概念 三、教学难点 判断物质的氧化性和还原性的相对强弱从而来判断这种物质是氧化剂还是还原剂 四、教学过程 老师：同学们，在上新课之前我们先回顾一下上节课学的知识，在上节课中我们学习了氧化还原反应的概念，实质以及用双线桥法来表示一个氧化还原反应，现在我请一位同学回答一下什么是氧化还原反应？xx同学 学生：在反应过程中元素化合价发生变化的反应叫氧化还原反应 老师：请坐，回答的很好，氧化还原反应的实质也是上节课的重点，再请一位同学回答一下氧化还原反应的实质是什么? xx同学
学生：实质是电子的转移 老师：很好，请坐，看来同学们对上节课的内容都掌握了，下面我写几个反应大家判断一下哪些反应是氧化还原反应 CaCO3==CaO + CO2↑（1） Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑（2） Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2 （3） Cl2+H2O=HClO+HCl （4） 老师：大家看一下哪几个反应是氧化还原反应 学生：2,3,4是氧化还原反应 老师：对，第1个反应中元素的化合价没有发生变化所以不是氧化还原反应我们把它擦掉，上节课我们学习了用双线桥法表示一个氧化还原反应，下面我们以锌和硫酸反应为例我们一起用双线桥表示一下。首先是标元素的化合价，Zn是0价，生成的ZnSO4中的Zn是+2
化学实验基本方法（一） 化学实验基本方法（二） 化学计量在实验中的应用（一） 化学计量在实验中的应用（二） 化学计量在实验中的应用（下） 物质的分类及胶体 离子反应（一） 离子反应（二） 氧化还原反应（一） 氧化还原反应（二） 钠和钠的化合物 铝和铝的化合物 铁和铁的化合物 氯和氯的化合物 硫和硫的化合物 钠和钠的化合物 铝和铝的化合物 铁和铁的化合物 氯和氯的化合物 硫和硫的化合物 化学计量基本概念综合应用（一） 化学计量基本概念综合应用（二） 阿伏伽德罗定律及其推论 离子反应概念综合 离子反应常考应用（一） 离子反应常考应用（二） 氧化还原反应概念综合 比较物质的氧化性、还原性强弱 氧化还原反应配平及相关计算 常见金属元素（一）：钠和钠的化合物常见金属元素（二）：铝和铁 常见非金属元素（一）：硅和硅的化合物常见非金属元素（二）：氯和氯的化合物常见非金属元素（三）：硫和硫的化合物常见非金属元素（四）：氮和氮的化合物
第1讲物质的量与化学计量专... 第2讲物质的量与化学计量专... 第3讲物质的量与化学计量专... 第4讲离子反应（上） 第5讲离子反应（中） 第6讲离子反应（下） 第7讲氧化还原反应（上） 第8讲氧化还原反应（中） 第9讲氧化还原反应（下） 第10讲Na及其化合物（上）第11讲Na及其化合物（中）第12讲Na及其化合物（下）第13讲Al及其化合物（上） 第14讲Al及其化合物（中） 第15讲Al及其化合物（下） 第16讲Fe及其化合物（上） 第17讲Fe及其化合物（中） 第18讲Fe及其化合物（下） 第19讲Si及其化合物（上） 第20讲Si及其化合物（下） 第21讲Cl及其化合物（上） 第22讲Cl及其化合物（中） 第23讲Cl及其化合物（下） 第24讲S及其化合物（上） 第25讲S及其化合物（中） 第26讲S及其化合物（下） 第27讲N及其化合物（上） 第28讲N及其化合物（中） 第29讲N及其化合物（下） 第30讲期末复习串讲
第3节氧化剂和还原剂 1氧化还原反应 1．元素化合价在化学反应中的变化 （1）化合价：化合价是认识氧化还原的前提与基础。 ①规则：①在化合物中，正负化合价的代数和为零；②单质中，元素的化合价为零。 ②本质： a化合价的正与负：失去电子或共用电子对偏离呈正价；得到电子或共用电子对偏向呈负价。 b化合价的数值：化合价的数值等于得、失电子（或共用电子对）的数目。 c化合价的变动：元素在氧化还原反应中，得到电子，化合价降低；失去电子，化合价升高。 ③有关规律： a金属元素一般没有负化合价，除零价外，只显正价，因为在反应中只能失去电子。 b非金属元素（除氧、氟外）在反应中既可得到电子，亦可失去电子，故既可呈正价，也能显负价。 c氧、氟的非金属性很强，在反应中一般不失去电子，故一般没有正化合价。 d显最高化合价的元素，在反应中只能得电子而不能失电子，故发生氧化还原反应化合价只能降低。相反，显最低化合价的元素，在反应中化合价只能升高。 （2）基本概念 ①氧化反应和还原反应：反应物所含元素化合价升高（或者说是物质失去电子）的反应称为氧化反应；反应物所含元素化合价降低（或者说是物质得到电子）的反应称为还原反应。 ②氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化（或电子转移）的化学反应叫做氧化还原反应。 说明：氧化反应和还原反应是一对对立的反应，而又统一存在于一个反应中，不能分割，所以人们把这两种同时存在的一个化学反应叫做氧化还原反应。 【联想·发散】 四种基本反应类型和氧化还原反应的关系
2．氧化还原反应的实质 （1）研究表明，所有的氧化还原反应中都存在着电子的转移，电子的转移是氧化还原反应的实质。 说明：“转移”包含两方面内容：电子的得到、失去和电子的偏离、偏向。电子的偏离和偏向又统称电子的偏移。 （2）认识氧化还原反应概念的三个阶段： ①首先是从得到氧和失去氧的视角认识的。 ②接着是从元素的化合价升和降的视角去认识的。 ③最后是从元素原子电子的得到和失去的视角去认识的。 注意：第①种情况只适宜在初中阶段使用，因为它解决问题的范围太狭窄，只局限在有氧参与的反应。第②种情况没有反映出氧化还原反应产生的本质，只是氧化还原反应的一种表象，我们用来作为判断一个化学反应是否是氧化还原反应的工具。第③种情况才是氧化还原反应的本质。 2氧化剂和还原剂 1．基本概念 （3）氧化剂和还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低（或说得到电子）的反应物叫做氧化剂；而所含元素化合价升高（或说失去电子）的反应物，叫做还原剂。 （2）氧化产物和还原产物：还原剂失去电子被氧化所得的产物叫氧化产物；氧化剂得到电子被还原所得的产物叫还原产物。 【领悟·整合】 氧化还原反应的有关概念是互相独立，又互相依存的，其关系如下：
重要的氧化剂和还原剂 重点、难点 1. 熟悉常见的氧化剂和还原剂。 2. 重要的氧化剂和还原剂的常见反应。 3. 熟练使用单线桥分析氧化还原反应及电子转移情况。 具体内容 （一）重要的氧化剂和还原剂 1. 氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应从化合价的角度来说是指有元素化合价升降的化学反应；从本质上来看则是指有电子转移（得失或偏移）的反应。涉及氧化剂、还原剂、氧化性、还原性等概念。 （1）氧化剂、还原剂的概念及它们在氧化还原反应中关系，及其本质变化及外在表现。 氧化剂是指在反应中得到电子（或电子对偏向）的物质，表现为反应后所含某些元素化合价降低。氧化剂具有氧化性，在反应中本身被还原，其生成物叫还原产物。 还原剂是指在反应中失去电子（或电子对偏离）的物质，表现为反应后所含某些元素化合价升高，还原剂具有还原性，在反应中本身被氧化，其生成物是氧化产物。 （2）氧化剂和还原剂是性质相反的物质 在氧化还原反应中，还原剂把电子转移给氧化剂，即还原剂是电子的给予体，氧化性是电子的接受体。 （3）氧化还原反应中各概念间的关系 2. 氧化还原反应的判断和分析 （1）氧化还原反应的判断 判断一个化学反应是否为氧化还原反应，常根据反应中有无元素的化合价变化（有升有降）来判断。 判断一个反应是否为氧化还原反应的技巧： ①当有单质参与反应，或有单质生成时可认为该反应一定是氧化还原反应。 ②有机物发生的反应，当分子中引入氧或失去氢可认为被氧化，反之分子中失去氧或得到氢可认为被还原。
（2）氧化还原反应的分析 在氧化还原反应化学方程式里，除了可用箭头表明同一元素原子的电子转移情况外，还可以用箭头表示不同原子的电子转移情况。 用箭头表明同一元素原子的电子转移情况即大家熟悉的“双线桥”。如： 用箭头表示不同原子的电子转移情况——“单线桥”。如： 更好地体现了氧化剂和还原剂在反应中的关系。 再如： ①单线桥分析氧化还原反应可简单表示为 ②反应中电子转移总数等于还原剂给出的电子总数，也必然等于氧化剂接受的电子总数。 3. 常见的氧化剂、还原剂 （1）物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。 ①元素处于最高价时，它的原子只能得到电子，因此该元素只能作氧化剂，如、。 ②元素处于中间价态时，它的原子随反应条件不同，既能得电子，又能失电子，因此该元素既能作氧化剂，又能作还原剂，如和。 ③元素处于最低价时，它的原子则只能失去电子，因此该元素只能作还原剂，如。 （2）重要的氧化剂 ①活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2等。 ②元素处于高价时的氧化物、含氧酸、盐等，如MnO2，NO2；浓H2SO4，HNO3；KMnO4，KClO3，FeCl3等。 ③过氧化物，如Na2O2，H2O2等。 （3）重要的还原剂 ①活泼的金属单质，如Na，K，Zn，Fe等。 ②某些非金属单质，如H2，C，Si等。 ③元素处于低化合价时的氧化物，如CO，SO2等。 ④元素处于低化合价时的酸，如HCl（浓），HBr，HI，H2S等。