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2019-2020年高中化學(xué) 1.4《氧化還原反應(yīng)方程式的配平》教案 舊人教版必修2 教學(xué)目標(biāo)：1）掌握用化合價(jià)升降法配平各種類型的氧化還原反應(yīng)。 2）判斷氧化還原反應(yīng)的各種類型，總結(jié)氧化還原反應(yīng)有關(guān)規(guī)律。 教學(xué)重點(diǎn)： 用化合價(jià)長(zhǎng)降法配平氧化還原反應(yīng)議程式的原則和步驟。 教學(xué)內(nèi)容和過(guò)程： 復(fù)習(xí)： 1、 氧化還原反應(yīng)概念： 2、 氧化還原反應(yīng)類型：（依據(jù)氧化劑與還原劑反應(yīng)方式分為三類） a) 分子間的氧化還原反應(yīng)： b) 分子內(nèi)的氧化還原反應(yīng)： c) 自身氧化還原反應(yīng)（歧化反應(yīng)）： 氧化還原反應(yīng)的配平 1、 配平依據(jù)：“三守恒”得失電子守恒、質(zhì)理守恒、電荷守恒 2、 配平步驟：1）劃好價(jià)2）列變化3）求總數(shù)4）配系數(shù) 說(shuō)明： a) “劃好價(jià)”：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(shù)”：用依據(jù)“質(zhì)量守恒”、“電荷守恒”進(jìn)行觀察法。 ii. “配系數(shù)”：一般從右向左配，有時(shí)也會(huì)從左向右配如歸中反應(yīng)的配平 iii. “求總數(shù)”：對(duì)集合原子優(yōu)先配平：如HCl Cl2 Cu3PCuSO4 P4H3PO4 在計(jì)算得失電子最小公倍數(shù)前，應(yīng)先處理好“2、3、4” 如：KMnO4+2HCl——KCl+Cl2+MnCl2+H2O 物質(zhì) 性質(zhì) 過(guò)程 反應(yīng) 產(chǎn)物 氧化劑 得電子 失電子 還原劑 還原性 氧化性 化合價(jià)降低 化合價(jià)升高 被還原 被氧化 還原反應(yīng) 氧化反應(yīng) 還原產(chǎn)物 氧化產(chǎn)物 具有 具有 發(fā)生 發(fā)生 表象 實(shí)質(zhì) 本身 本身 生成 生成 對(duì)歧化反應(yīng)和歸中反應(yīng)一般使用先分后合的拆項(xiàng)配平法 如：Cl2+NaOH——NaCl+NaClO+H2O 2.常見(jiàn)的氧化劑與還原劑 常見(jiàn)還原劑 常見(jiàn)氧化劑 (1)活潑金屬單質(zhì)，如K、Na、Mg、Al等 (1)活潑非金屬單質(zhì)，如：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等 (2)非金屬離子，含低價(jià)態(tài)元素的化合物和某些非金屬單質(zhì)，如S2－、H2S、SO、I－、HI、HCl、NH3、CO、H2、Si、C等 (2)含較高價(jià)態(tài)元素的化合物如：HNO3、H2SO4、KClO3、KMnO4、MnO2、HClO、NO2等 (3)低價(jià)陽(yáng)離子，如Fe2＋、Cu＋、Sn2＋等 金屬性較弱的正高價(jià)陽(yáng)離子，如：Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、Sn4＋ 某些物質(zhì)既可作氧化劑又可作還原劑，如：Na2O2、H2O2 3.氧化還原反應(yīng)實(shí)質(zhì)的表示方法 (1)電子得失法即雙線橋法 在化學(xué)方程式中表示原子或離子得失電子的結(jié)果，在線上標(biāo)出得失電子的數(shù)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(shù)。箭頭由反應(yīng)物指向生成物，即氧化劑指向還原產(chǎn)物，還原劑指向氧化產(chǎn)物。 失32e－(化合價(jià)升高被氧化) 得23e－(化合價(jià)降低被還原) 如：3Cu＋8HNO3====3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 4H2O 在化學(xué)方程式中表示原子或離子間電子轉(zhuǎn)移情況，在線上標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移總數(shù)，但不寫得、失。 6e－ 如：3Cu＋8HNO3====3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 4.氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律 （1）、相等規(guī)律 在一個(gè)氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得到電子的數(shù)目等于還原劑失去電子的數(shù)目?；蛘哒f(shuō)氧化劑化合價(jià)降低總數(shù)等于還原劑化合價(jià)升高總數(shù)。 根據(jù)這個(gè)規(guī)律，我們可以進(jìn)行氧化還原反應(yīng)方程式的配平以及有關(guān)氧化還原反應(yīng)的計(jì)算。 (2)表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律： +3 0 +7 +6 +5 ①某種元素處于最高價(jià)態(tài)時(shí)，則含有該元素的物質(zhì)就具有氧化性。因?yàn)樵谘趸€原反應(yīng)中，該元素的化合價(jià)只能降低，不可再升高。例如：KMnO4、H2SO4、HNO3、FeCl3、F2（無(wú)正價(jià)）等。 -1 0 -2 ②某種元素處于最低價(jià)態(tài)時(shí)，則含有該元素的物質(zhì)就具有還原性。因?yàn)樵谘趸€原反應(yīng)中，該元素的化合價(jià)只能升高而不可再降低。例如：HCl、Na（無(wú)負(fù)價(jià)）、Na2S等。 0 0 0 +4 ③某元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)，則含有該元素的物質(zhì)，即具有氧化性又具有還原性。因?yàn)樵谝欢l件下，該元素的化合價(jià)可能升高或者降低。例如：C、S、Fe、SO2等。 ④金屬單質(zhì)只具有還原性。非金屬單質(zhì)多數(shù)既具有氧化性又具有還原性。少數(shù)只具有氧化性。 ⑤含同種元素相鄰價(jià)態(tài)的兩物質(zhì)之間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)。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(yīng)。 (還原產(chǎn)物) 得電子 還原反應(yīng) (氧化產(chǎn)物) 失電子 氧化反應(yīng) 強(qiáng)氧化劑＋強(qiáng)還原劑 ==== 弱還原劑 ＋ 弱氧化劑 (3)性質(zhì)強(qiáng)弱規(guī)律： 氧化性：氧化劑強(qiáng)于氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑強(qiáng)于還原產(chǎn)物。例如：2FeCl3＋Cu====2FeCl2＋CuCl2，氧化性：Fe3＋＞Cu2＋，還原性：Cu＞Fe2＋。 (4)反應(yīng)先后規(guī)律： 在濃度相差不大的溶液中，同時(shí)含有幾種還原劑時(shí)，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強(qiáng)的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時(shí)含有幾種氧化劑時(shí)，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強(qiáng)的氧化劑作用。 根據(jù)這個(gè)規(guī)律，可判斷氧化還原反應(yīng)發(fā)生的先后次序，寫出相應(yīng)的化學(xué)方程式。例如：把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2的強(qiáng)氧化性可將Fe2+，Br—氧化，由于還原性Fe2+>Br—，所以，當(dāng)通入有限量Cl2時(shí)，根據(jù)先后規(guī)律，Cl2首先將Fe2+氧化；但Cl2足量時(shí)，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(jià)態(tài)歸中規(guī)律 含不同價(jià)態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，該元素價(jià)態(tài)的變化一定遵循“高價(jià) + 低價(jià) 中間價(jià)”的規(guī)律。也可歸納為：兩相靠，不相交。 根據(jù)這個(gè)規(guī)律：便于我們判斷氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物，標(biāo)明電子轉(zhuǎn)移關(guān)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(qiáng)弱比較 (1)根據(jù)原子結(jié)構(gòu)：原子半徑大；最外層電子少，其單質(zhì)易失電子，還原性強(qiáng)；原子半徑小，最外層電子多，其單質(zhì)易得電子，氧化性強(qiáng)。氧化性還原性的強(qiáng)弱并不決定于得失電子的數(shù)目而決定于得失電子的難易程度。 金屬單質(zhì)的還原性看金屬活動(dòng)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(qiáng)弱看非金屬活動(dòng)順序表倒過(guò)來(lái)的順序： S2－＞I－＞Br－＞O2－＞Cl－＞F－ 非金屬單質(zhì)的氧化性看非金屬活動(dòng)順序： F2＞Cl2＞O2＞Br2＞I2＞S 金屬離子的氧化性看金屬活動(dòng)順序表倒過(guò)來(lái)的順序。例如下列幾種陽(yáng)離子氧化性由強(qiáng)到弱的順序是：Ag＋＞Cu2＋＞Fe2＋＞Al3＋＞K＋(注：Fe3＋＞Cu2＋) 催化劑 △ (2)根據(jù)反應(yīng)條件：是否加熱、溫度高低，有無(wú)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(jù)反應(yīng)劇烈程度：如Cu與濃HNO3反應(yīng)劇烈，Cu與稀HNO3反應(yīng)微弱，故氧化性濃HNO3＞稀HNO3。 ＋2、＋3 點(diǎn)燃 ＋3 點(diǎn)燃 (4)根據(jù)不同氧化劑在同一物質(zhì)反應(yīng)后，還原劑中相關(guān)元素價(jià)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(zhì)的氧化性、還原性與溶液的濃度、溫度、酸堿度也有關(guān)。濃度：如MnO2只與濃鹽酸反應(yīng)生成Cl2，不與稀鹽酸反應(yīng)。溫度：如濃H2SO4與Cu常溫不反應(yīng)，加熱則反應(yīng)。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(zhuǎn)移法即單線橋法 在化學(xué)方程式中表示原子或離子間電子轉(zhuǎn)移情況，在線上標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移總數(shù)，但不寫得、失。 6e－ 如：3Cu＋8HNO3====3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 箭頭由反應(yīng)物指向反應(yīng)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(jù)：在氧化還原反應(yīng)中，得失電子總數(shù)相等或化合價(jià)升降總數(shù)相等。 (2)配平步驟：“一標(biāo)、二找、三定、四配、五查”，即標(biāo)好價(jià)，找變化，定總數(shù)，配系數(shù)、再檢查?！? ①確定氧化劑、氧化產(chǎn)物、還原劑、還原產(chǎn)物的化合價(jià) ②用觀察法找出元素化合價(jià)的變化值 ③用化合價(jià)升降總數(shù)相等的原則確定化學(xué)計(jì)量數(shù)。 ④調(diào)整計(jì)量數(shù)，用觀察法確定化合價(jià)無(wú)變化的物質(zhì)的計(jì)量數(shù)，同時(shí)將單線改成等號(hào)。 ⑤檢查核實(shí)各元素原子個(gè)數(shù)在反應(yīng)前后是否相等。對(duì)于用離子方程式表示的氧化還原方程式還必須核對(duì)反應(yīng)前后離子的總電荷數(shù)是否相等。 (3)配平技法 ①奇數(shù)配偶法：如S＋C＋KNO3——CO2＋N2＋K2S，反應(yīng)物KNO3中三種元素原子數(shù)均為奇數(shù)，而生成物中三種元素的原子數(shù)均為偶數(shù)，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(zhì)種類少且分子組成簡(jiǎn)單的氧化還原反應(yīng)。 0 －2 化合價(jià)降低2 ＋4 化合價(jià)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(xué)計(jì)量數(shù)，然后再確定反應(yīng)物的化學(xué)計(jì)量數(shù)。例如： 由于S的化合價(jià)既升又降，而且升降總數(shù)要相等，所以K2S的化學(xué)計(jì)量數(shù)為2，K2SO3的計(jì)量數(shù)為1，然后再確定S的化學(xué)計(jì)量數(shù)為3。此類方法適宜于一種元素的化合價(jià)既升高又降低的氧化還原反應(yīng)，即歧化反應(yīng)。 ③零價(jià)法：配平依據(jù)是還原劑中各元素化合價(jià)升高總數(shù)等于氧化劑中各元素化合價(jià)降低總數(shù)，此法適宜于還原劑中兩種元素價(jià)態(tài)難以確定但均屬于升高的氧化還原反應(yīng)。例如：Fe3P＋HNO3——Fe(NO3)3＋NO＋H3PO4＋H2O，因Fe3P中價(jià)數(shù)不好確定，而把Fe、P皆看成零價(jià)。在相應(yīng)的生成物中Fe為＋3價(jià)，P為＋5價(jià)，所以價(jià)態(tài)升高總數(shù)為33＋5＝14，而降低的價(jià)態(tài)為3，最小公倍數(shù)為42，故Fe3P的計(jì)量數(shù)為3，HNO3作氧化劑部分計(jì)量數(shù)為14，然后用觀察法配平得到：3，41，9，14，3，16。 ④1n法(不用標(biāo)價(jià)態(tài)的配平法) 本法往往用于多元素且有氧元素時(shí)氧化還原反應(yīng)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(fù)雜反應(yīng)物的計(jì)量數(shù)設(shè)為1，較簡(jiǎn)單的設(shè)為n。然后，a.丟掉氧，用觀察法來(lái)調(diào)整其它項(xiàng)的計(jì)量數(shù)。b.再由a得的系數(shù)根據(jù)氧原子數(shù)相等列出方程求出n值，c.將n值代入有n的各計(jì)量數(shù)，再調(diào)整配平。 例如：KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O設(shè)KIO3的化學(xué)計(jì)量數(shù)為1，KI的化學(xué)計(jì)量數(shù)為n。 a.nKI＋1KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O b.列方程(根據(jù)氧原子數(shù)相等) 3＝4＋ 解之n＝ c.代入n值： KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O 將分?jǐn)?shù)調(diào)整為整數(shù)得1，5，3，3，3，3。 有時(shí)也可以把沒(méi)氧的復(fù)雜項(xiàng)定為1，如配平 1Na2Sx＋nNaClO＋(2x－2)NaOH——xNa2SO4＋nNaCl＋H2O 據(jù)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(jī)配平法：配平時(shí)先假定H、O的化合價(jià)分別為＋1，－2，C的化合價(jià)要根據(jù)有機(jī)物的分子式定出其平均化合價(jià)(分子中各元素化合價(jià)的代數(shù)和為零)，其它配平步驟同化合價(jià)升降法。如KMnO4＋H2SO4＋H2C2O4——CO2＋MnSO4＋K2SO4＋H2O的計(jì)量數(shù)為2，3，5，10，2，1，8。 小結(jié)： 氧化還原反應(yīng)的配平重點(diǎn)注意以下幾點(diǎn)： 1：“集合原子”應(yīng)做到優(yōu)先配平。 2：先拆后合的拆項(xiàng)配平法中，需要拆的項(xiàng)是那些在反應(yīng)中化合價(jià)既升高又降低（既作氧化劑又作還原劑）的物質(zhì)。 3：整體法配平法中，選擇把哪第個(gè)化合價(jià)升降過(guò)程“捆綁”作為一個(gè)過(guò)程是關(guān)鍵，選擇時(shí)一定要把在反應(yīng)中存在固定物質(zhì)的量之比的升降過(guò)程過(guò)程進(jìn)行“捆綁”，不存在固定物質(zhì)的量之比的升降過(guò)程就不能進(jìn)行“捆綁”。如S+KNO3+C——K2S+CO2+N2 4：離子反應(yīng)配平：關(guān)鍵在于能否充分利用“電荷守恒” 5：缺項(xiàng)配平：注意兩點(diǎn)：★如果是化學(xué)后應(yīng)方程式其缺項(xiàng)一般為：水、酸、堿。如果是離子反應(yīng)方程式其缺項(xiàng)般為：水、H+、OH-?！镌陔x子反應(yīng)方程式配平其缺項(xiàng)時(shí)如有兩種可能如（H2O、H+）或（H2O、OH-），還應(yīng)考慮離子共存的問(wèn)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。