【文章內容簡介】 還原反應。①指出上述化學方程式中各元素的化合價。②你能否從化合價的變化認識氧化還原反應的特征？ 思考、回答：氧化還原反應的主要特征是元素的化合價在反應前后發(fā)生了改變。板書】氧化還原反應的特征：元素化合價升降（也是判斷依據）【過渡】 為什么氧化還原反應前后元素化合價會發(fā)生變化?其本質原因是什么? 以反應2Na+Cl2 ====2NaCl為例，觀看NaCl的形成過程的flash，分析元素化合價升降的本質原因。鈉最外層一個電子，在化學反應中易失去一個電子達穩(wěn)定結構，氯最外層七個電子在化學反應中易得一個電子達穩(wěn)定結構。（【觀看動畫并回答】鈉元素在反應后化合價升高是由于鈉原子在反應中失去了一個電子，顯+1價；氯元素在反應前后化合價降低是由于氯原子在反應中得到一個電子，顯1價。元素化合價升降是由元素得或失電子所引起的。從NaCl的形成看化合價升降的根本原因是電子的得失【過渡】再以H2 ＋ Cl2 == 2HCl為例觀看HCl的形成過程的flash，分析元素化合價升降的本質原因?！縃2 和Cl2化合時沒有電子的得失，氫氯兩原子通過共用電子對結合成共價化合物的分子由于原子吸引電子的能力有差別，造成共用電子對的偏移，且共用電子對偏向氯原子，偏離氫原子，即化合價的變化是由于共用電子對的偏移引起的。）【總結】電子得失共用電子對偏移【板書】氧化還原反應的本質：電子轉移（得失或偏移）板書總結：氧化劑發(fā)生還原反應，得電子，化合價降低，有氧化性，被還原,生成還原產物。還原劑發(fā)生氧化反應，失電子，化合價升高，有還原性，被氧化,生成氧化產物。編輯本段與電化學(electrochemistry)的關系每一個氧化還原反應都可以做成一個原電池。其中發(fā)生氧化反應的一極為原電池的負極,在金屬做兩極時,活潑性較強的金屬常做負極；發(fā)生還原反應的一極為原電池的正極,在金屬做兩極時,活潑性較弱的金屬常做正極。兩個電極之間有電勢差(電化學上通常叫電動勢)，因此反應可以進行，同時可以用來做功?！疽辍扛鶕项}進行填空：歸納氧化還原反應和四種基本反應類型的關系？教師活動 學生活動 設計意圖[思考與交流6] ①有沒有氧化還原反應？若有，請找出來。②你認為四種基本類型的反應與氧化還原反應的關系怎樣？化合反應① CO2 + C高溫 2CO ② SO2+H2O=H2SO3分解反應③CaCO3 高溫 CaO + CO2↑④2H2O 通電2H2↑+O2↑置換反應⑤Fe+2HCl=FeCl2+H2↑ ⑥2CuO + C高溫 2Cu + CO2 ↑復分解反應⑦HCl＋NaOH＝NaCl＋H2O ⑧BaCl2+Na2SO4=2NaCl+BaSO4↓ ③有人說置換反應，有單質參加的化合反應和有單質生成的分解反應全部氧化還原反應。你認為這個說法正確嗎？請說明你的理由。④嘗試畫出化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應與氧化還原反應的交叉分類示意圖，并列舉具體的化學反應加以說明?！疽昃毩暋縖歸納與整理6] 從氧化還原反應的角度認識四種基本類型 置換反應全部屬于氧化還原反應有單質參加的化合反應和有單質生成的分解反應全部屬于氧化還原反應 復分解反應全部屬于非氧化還原反應有單質生成的分解反應一定是氧化還原反應，但有單質參與的反應不一定是氧化還原反應（如石墨變成金剛石）。復分解反應則一定不是氧化還原反應。對于不屬于上述四種基本反應類型的化學反應，有屬于氧化還原反應的（例如一氧化碳還原氧化銅），也有不屬于氧化還原反應的（例如氧氣在一定條件下反應變成臭氧）歸中反應，歧化反應可以看作是特殊的氧化還原反應下列個反應是否為氧化還原反應 ①CaO + H2O == Ca(OH)2 ②2Na + Cl2 == 2NaCl ③CaCO3 == CaO + CO2↑ ④2H2O == 2H2↑+ O2↑⑤Zn + H2SO4 ==ZnSO4+H2↑ ⑥Fe+CuSO4 == FeSO4 +Cu ⑦BaCl2+Na2CO3=BaCO3+2NaCl判斷題：有單質參加的化合反應一定是氧化還原反應。（）有單質生成的分解反應一定是氧化還原反應。（）有單質參加或生成的反應一定是氧化還原反應（）【隨堂練習】判斷下列反應是否屬于氧化還原反應？ ⑴ 2Mg + O2 ==2MgO ⑵ 2KClO3 == 2KCl+3O2↑⑶ Na2CO3 + 2HCl == 2NaCl + H2O + CO2↑ ⑷ Fe+2HCl== FeCl2 + H2↑ ⑸ Cu(OH)2 == CuO + H2O【隨堂練習】模仿課本分析2Na+Cl2 =2NaCl的模式分析下列氧化還原反應：（1）Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu（2）2H2O ==== 2H2↑+ O2↑【課堂練習5】下列反應不是氧化還原反應的是（）+2H2O==4HF+O2+SO2+H2O==H2SO4+2HI ＋16HCl(濃)==2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O＋H2O==2NaOH【引言】氧化還原反應中，電子的得失或轉移如何表示呢？【板書】二、氧化還原反應表示法【設問】寫出氫氣還原氧化銅的化學方程式，并標出各元素的化合價。此反應中的電子轉移如何表示呢？ 一個學生板書：編輯本段表示方法——雙線橋法表明反應前后同一元素原子間的電子轉移情況(1)標價態(tài)明確標出各發(fā)生氧化還原反應的元素化合價。(2)連雙線連一條線由氧化劑中化合價降低的元素指向還原產物中的相應元素，另一條線由還原劑中化合價升高的元素指向氧化產物中的相應元素。(3)注得失一律標出“失去”或“得到”的電子數，格式為“得或失 發(fā)生氧化還原反應的原子數單位原子得失電子數”和該元素“被氧化”或“被還原”。)【組織討論】雙線橋法可以表示什么？書寫時應注意什么？ 討論后回答。雙線橋法可以表示出同一元素，在反應物和生成物之間原子或離子得失電子的結果。注意： ①雙箭號從反應物指向生成物；②箭頭，箭尾一律指向化合價變化的同種元素 ；③還原劑失去電子總數和氧化劑得到電子數總數相等(得失電子數目應相等。)(4)(一律在線上標出升降變化，如“化合價升高”“化合價降低”，不可標為“升價”或“降價”。一律注明“得”或“失”（也是另一元素得到）電子的總數圖示:失 ne電子還 原 劑 +氧 化劑→氧化產物+ 還原產物得ne電子【課堂練習1】用雙線橋表示下列氧化還原反應，標出電子轉移的方向和數目 MnO2＋4HCl(濃)==MnCl2＋2H2O＋Cl2↑2FeCl3＋H2S==2FeCl2＋S↓＋2HCl 2FeCl3 + 2HI =2FeCl2 + 2HCl + I2【設問】能否用其它的方法表示氧化還原反應呢？編輯本段表示方法——單線橋法表明反應前后不同元素原子間的電子轉移情況(1)標價態(tài)明確標明發(fā)生氧化還原反應的元素的化合價(2)連單線連接方程式左邊的氧化劑與還原劑，箭頭一律指向氧化劑(3)注得失標出轉移的電子的總數，這里不用像雙線橋那樣，僅需直接標出電子總數(1)不得標明“得”或“失”，否則是錯的(2)箭頭表示電子轉移的方向，（也是另一元素得到）電子的總數.②箭號的出發(fā)點是失電子的元素。圖示：ne還 原 劑 +氧 化劑→氧化產物+ 還原產物【課堂練習二】【課堂練習2】溴化碘（IBr）的化學性質與鹵素單質相似，能與大多數金屬反應生成相應的氯化物，跟水反應的化學方程式為：IBr＋H2O==HBr＋HIO,下列有關IBr的敘述中，不正確的是（），IBr既是氧化劑又是還原劑氧化還原反應五規(guī)律一、表現性質的規(guī)律價態(tài)律：元素處于最高價態(tài)，只具有氧化性；元素處于最低價態(tài)，只具有還原性；處于中間價態(tài)，既具氧化性，又具有還原性例1在下列物質中，既具有氧化性又具有還原性的是（）。A．鐵B．硫C．鐵和硫D．氧和鐵答案：B。二、性質強弱的規(guī)律強弱律：反應中滿足：氧化性：氧化劑＞氧化產物還原性：還原劑＞還原產物（一物質還原性很強=失電子的能力強一個反應中，具有還原性的物質：還原劑還原產物一個反應中，具有氧化性的物質：氧化劑氧化產物金屬性在本質上就是還原性，而還原性不僅僅表現為金屬的性質。非金屬性在本質上就是氧化性，而氧化性不僅僅表現為非金屬單質的性質。一個粒子的還原性越強，表明它的氧化性越弱；粒子的氧化性越強，表明它的還原性越弱。即在金屬活動性順序表中，排在前面的金屬還原性強，排在后面的金屬離子氧化性強如：在元素周期表中，非金屬性最強的非金屬元素氟，它的氧化性最強，因此氟元素無正價。反之，金屬性越強的元素，它的還原性也就越強。一切氧化還原反應之中，還原劑的還原性＞還原產物的還原性一切氧化還原反應之中，氧化劑的氧化性＞氧化產物的氧化性還原性的強弱只與失電子的難易程度有關，與失電子的多少無關。金屬得電子不一定變?yōu)?價 例：2Fe+Cu=2Fe2+ + Cu2+，Fe3+—Fe2+）例2（1993年高考題）根據反應式：(1)2Fe3++2I=2Fe2++I2，(2)Br2+2Fe2+=2Br+2Fe3+，可判斷出離子的還原性從強到弱的順序是（）。A．Br、Fe2+、IB．I、Fe2+、BrC．Br、I、Fe2+D．Fe2+、I、Br解析：反應(1)中還原劑是I，還原產物是Fe2+，故還原性I＞Fe2+；反應(2)中還原劑是Fe2+，還原產物是Br，故還原性Fe2+＞Br。綜合起來可知還原性I＞Fe2+＞Br，應選(B)。【課堂練習3】下列反應中，能說明鹵素氧化性順序是ClBrI的是（）①2HClO4+Br2==2HBrO4+Cl2②2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2③2KI+Cl2==2KCl+I2④ 2KI+Br2==2KBr+I2 ①②③①②④②③④D.①②③④【課堂練習4】根據下列反應判斷有關物質還原性由強到弱的順序是（）H2SO3 + I2 +H2O = 2HI + H2SO42FeCl3 + 2HI =2FeCl2 + 2HCl + I23FeCl2 + 4HNO3 = 2FeCl3 + NO↑ + 2H2O + Fe(NO3)3 I Fe2+ NO F e2+ H2SO3 NO+ I H2SO3 NO Fe2+ H2SO3 I三、反應先后的一般規(guī)律優(yōu)先律：在同一氧化還原反應中,氧化劑遇多種還原劑時,先和最強還原劑反應在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧劑，則它首先與溶液中還原性最強的還原劑作用；同理，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中氧化性最強的氧化劑作用。例如1993年全國高考化學題中涉及到NaBr、H2SOMnO2之間發(fā)生的主要反應的化學方程式。我們知道，濃H2SO4，可氧化Br，MnO2也可氧化Br，究竟是發(fā)生反應2NaBr+3H2SO4（濃）+MnO2 2NaHSO4+MnSO4＋2H2O+Br2↑，還是2NaBr+3H2SO4（濃）=2NaHSO4+SO2↑+2H2O+Br2↑？這就要分析濃H2SOMnO2的氧化性哪個更強些。我們熟知濃H2SO4不能氧化Cl而MnO2可氧化Cl，說明MnO2的氧化性比濃H2SO4強，故前述兩個反應中第一個是正確的。四、價態(tài)歸中的規(guī)律轉化律：同種元素不同價態(tài)間發(fā)生歸中反應時，元素的化合價只接近而不交叉，最多只能達到同種價態(tài)含同種元素不同價態(tài)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。這里的中間價可以相同（謂之“靠攏”），也可以不同——但此時必是高價轉變成較高中間價，低價轉變成較低中間價（謂之“不相錯”）。例如不同價態(tài)硫之間可以發(fā)生的氧化—還原反應是：五． 守恒律在任何氧化—還原反應中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數一定相等。例3（1993年高考題）硫酸銨在強熱條件下分解，生成氨、二氧化硫、氮氣和水。反應中生成的氧化產物和還原產物的物質的量之比是（）。A．1∶3B．2∶3C．1∶1D．4∶3設有n摩電子得失，則得到氧化產物N2為n/6摩，還原產物SO2為n／2摩，它們的物質的量之比n／6∶n／2=1∶3，故選(A)。編輯本段范例氧化還原方程式的書寫——碳與硝酸 1,寫出反應物和生成物的化學式C+HNO3→NO2+CO2+H2O 2,列出元素的化合價的變化在反應物這邊 在生成物這邊 變化量C化合價 0 +4 升高4N化合價 +5 +4 降低13,使化合價的升高和降低的總數相等C+4HNO3→4NO2+CO2+H2O 4,配平其他物質的系數 C+4HNO3=4NO2↑+CO2↑+2H2O編輯本段配平方法1——電子守恒法配平原理發(fā)生氧化還原反應時，還原劑失去電子、氧化劑得到電子。因為整個過程的本質好比是還原劑把電子給了氧化劑，在這一失一得之間，電子守恒。故根據還原劑失去電子的數目和氧化劑得到電子的數目相等，結合二者化合價的改變情況，可以分別把氧化劑、還原劑的計量數計算出來，這樣整個氧化還原反應就順利配平了。方法和步驟①標出發(fā)生變化的元素的化合價，并確定氧化還原反應的配平方向。在配平時，需要確定先寫方程式那邊物質的計量數。有時先寫出方程式左邊反應物的計量數，有時先寫出方程式右邊生成物的計量數。一般遵循這樣的原則：自身氧化還原反應→ 先配平生成物的計量數；部分氧化還原反應 → 先配平生成物的計量數；一般的氧化還原反應→既可先配平生成物的計量數，也可先配平反應物的計量數。②列出化合價升降的變化情況。當升高或降低的元素不止一種時，需要根據不同元素的原子個數比，將化合價變化的數值進行疊加。③根據電子