氧化還原反應(yīng)復(fù)習(xí)教案

1、 高中化學(xué) 課程教案 第 次課授課題目：氧化還原反應(yīng)課時第 課時計劃課時：授課對象年級： 班級： 人數(shù)： 授課時間年 月 日 星期授課老師：教學(xué)過程設(shè)計：舊課復(fù)習(xí)_分鐘，授新課_分鐘，復(fù)習(xí)新課_分鐘授課類型（請打）：理論課 討論課 實驗課 練習(xí)課 測試課 其他教學(xué)方式（請打）：講授 討論 問答 實驗 演示 練習(xí) 其他教學(xué)資源（請打）：多媒體 模型 實物 標(biāo)本 掛圖 音像 其他參考資料（含參考書、文獻(xiàn)等）： 教學(xué)目的、要求（分掌握、熟悉、了解三個層次）：1、熟悉氧化還原反應(yīng)的相關(guān)概念、性質(zhì)比較、電子轉(zhuǎn)移計算等；2、掌握陌生氧化還原反應(yīng)的配平方法及計算。教學(xué)主要內(nèi)容及重點、難點： 配平及計算內(nèi)容批

2、注課堂導(dǎo)入開門見山教學(xué)內(nèi)容的講解一、基本概念1、氧化性、還原性氧化性得電子的能力（難易程度） 與個數(shù)無關(guān)、原子半徑小氧化性強(qiáng)還原性失電子的能力（難易程度） 與個數(shù)無關(guān)、原子半徑大還原性強(qiáng)2、概念梳理 化合價升高的總價數(shù)=化合價降低的總價數(shù)=轉(zhuǎn)移的電子數(shù)思考1：怎樣判斷一個反應(yīng)是否為氧化還原反應(yīng)呢？答：看反應(yīng)中是否有化合價升降。Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4（Y）2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3（Y）CaCO3 H2O CO2 = Ca(HCO3)2（N）思考2：在氧化還原反應(yīng)中，一種元素被氧化，則一定有另一種元素被還原，這句話對嗎？答：不對?？梢允峭环N元素既被氧化、

3、又被還原。如：（氧化劑和還原劑都是Cl2）氧化劑 、還原劑可以為同一物質(zhì)，同樣，氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物也可以為同一物質(zhì)。如：結(jié)論：1）.有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)或有單質(zhì)產(chǎn)生的分解反應(yīng)都屬于氧化還原應(yīng)。2）.所有置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)。3）.所有復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)。問題：有單質(zhì)參加或單質(zhì)生成的反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)嗎？不一定。如：3O2 =2O3練習(xí)：3、電子轉(zhuǎn)移的表示方法1）雙線橋法同種元素間建橋，標(biāo)出“得到”或“失去”字樣；箭頭從反應(yīng)物出發(fā)，指向生成物；簡頭方向不代表電子轉(zhuǎn)移方向，只代表電子轉(zhuǎn)移前后變化。2）單線橋法反應(yīng)物間建橋，不標(biāo)“得到”或“失去”字樣；箭頭從失去電子元素(升高)出發(fā)

4、，指向得到電子(降低)的元素。二、常見的氧化劑和還原劑1、氧化劑活潑的非金屬單質(zhì)，如O2、 Cl2 、Br2、O3等；某些高價氧化物，如SO3、MnO2等；高價氧化性含氧酸，如HNO3、濃H2SO4、HClO等；高價含氧酸鹽，如KMnO4、KNO3、KClO3等；某些金屬陽離子，如Ag+、Hg2+、Fe3+、Sn4+等；還有王水、Na2O2 、H2O2等。2、還原劑活潑的金屬，如Na、Mg、Al、Zn、Fe等；某些非金屬單質(zhì)，如C、H2 、等； 某些低價態(tài)氧化物，如CO、SO2、NO等；含低價元素的酸和其離子，如H2S、HI、HBr、HCl等；一些低價含氧酸及其鹽，如H2SO3、Na2SO3、

5、等；一些處于低價態(tài)的金屬陽離子，如Fe2+、Sn2+等。三、規(guī)律方法1、性質(zhì)強(qiáng)弱規(guī)律1）同一反應(yīng)中，*劑*產(chǎn)物。2）周期表中右上角單質(zhì)氧化性強(qiáng)；左下角單質(zhì)還原性強(qiáng)。3）金屬活動順序表中，越活潑的金屬還原性越強(qiáng)。4）單質(zhì)的氧化性越強(qiáng)，其離子的還原性越弱。2、反應(yīng)先后規(guī)律反應(yīng)有先后，性質(zhì)強(qiáng)的先反應(yīng)。3、價態(tài)轉(zhuǎn)化規(guī)律化合價能不變就不變；若必修變，則讓變化量最小。4、三大守恒規(guī)律1）質(zhì)量守恒2）得失電子守恒3）電荷守恒四、氧化還原方程式的配平（升降價守恒）1、一種元素自身氧化還原1）標(biāo)價 2）找變價 3）找最小公倍數(shù) 4）觀察S+ KOH= K2S+ K2SO3+ H2OKClO3+ HCl= KCl

6、+ Cl2 + H2O2、兩種元素相互氧化還原技巧：右下角標(biāo)大的一方找變價KMnO4+ HCl= KCl+ MnCl2+ Cl2+ H2O3、多種元素變價整體法配平 FeS2+ O2= Fe2O3+ SO24、不確定化合價零價法方法：不知道化合價時，把所有元素當(dāng)成0價。Fe3C + HNO3(濃) = Fe(NO3)3 + CO2 + NO2 + H2O板書設(shè)計一、基本概念1、氧化性、還原性氧化性得電子的能力（難易程度） 與個數(shù)無關(guān)、原子半徑小氧化性強(qiáng)還原性失電子的能力（難易程度） 與個數(shù)無關(guān)、原子半徑大還原性強(qiáng)2、概念梳理 化合價升高的總價數(shù)=化合價降低的總價數(shù)=轉(zhuǎn)移的電子數(shù)結(jié)論：1）.有單

7、質(zhì)參加的化合反應(yīng)或有單質(zhì)產(chǎn)生的分解反應(yīng)都屬于氧化還原應(yīng)。2）.所有置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)。3）.所有復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)。3、電子轉(zhuǎn)移的表示方法1）雙線橋法2）單線橋法二、常見的氧化劑和還原劑1、氧化劑活潑的非金屬單質(zhì)，如O2、 Cl2 、Br2、O3等；某些高價氧化物，如SO3、MnO2等；高價氧化性含氧酸，如HNO3、濃H2SO4、HClO等；高價含氧酸鹽，如KMnO4、KNO3、KClO3等；某些金屬陽離子，如Ag+、Hg2+、Fe3+、Sn4+等；還有王水、Na2O2 、H2O2等。2、還原劑活潑的金屬，如Na、Mg、Al、Zn、Fe等；某些非金屬單質(zhì)，如C、H2 、等； 某些低價態(tài)氧化物，如CO、SO2、NO等；含低價元素的酸和其離子，如H2S、HI、HBr、HCl等；一些低價含氧酸及其鹽，如H2SO3、Na2SO3、等；一些處于低價態(tài)的金屬陽離子，如Fe2+、Sn2+等。三、規(guī)律方法1、性質(zhì)強(qiáng)弱規(guī)律1）同一反應(yīng)中，*劑*產(chǎn)物。2）周期表中，右上角單質(zhì)氧化性強(qiáng)；左下角單質(zhì)還原性強(qiáng)。3）金屬活動順序表中，越活潑的金屬還原性越強(qiáng)。4）單質(zhì)的氧化性越強(qiáng)，其離子的還原性越弱。2、反應(yīng)先后規(guī)律反應(yīng)有先后，性質(zhì)強(qiáng)的先反應(yīng)。3、價態(tài)轉(zhuǎn)化規(guī)律化合價能不變就不變；若必修變，則讓變化量最小。4、三大守恒規(guī)律1）質(zhì)量守恒2）得失電子守恒3）電荷守恒四、氧化還原方程式的配平