資源簡介

(共61張PPT)
第一章 物質及其變化
第一節氧化還原反應
第一課時多角度認識氧化還原反應
1. 通過對氧化還原反應概念的發展史料的了解，從得氧失氧、
化合價變化和電子轉移等多角度認識并判斷氧化還原反應；
2.能從宏觀和微觀相結合的角度理解氧化還原反應與四種基本 反應類型的關系；
3.認識元素在物質中可以具有不同價態，可通過氧化還原反應 實現含有不同價態同種元素的物質的相互轉化。
學習目標
同學們能準確標出下列物質中各元素的價態嗎
H O H S Na SO KMnO
K Cr O Na O H C O KIO
NH NO K FeO H SO Na PO
熟記常見元素的化合價口訣表
溫故知新
1774年，法國化學家拉瓦錫正式提出了氧化學說：
燃燒的本質是物質與氧的化合。
人們把物質與氧結合的反應叫做氧化反應，把失 去氧的反應叫做還原反應。
拉瓦錫
燃燒氧化學說
鐵絲在氧氣中燃燒
3Fe+2O 點燃 Fe O
木炭在氧氣中燃燒
C+O 點燃co
硫在氧氣中燃燒
S+O 點燃so
C+CuO 得氧元素，發生氧化反應
澄清
石灰水
2CuO+C—
氧化還原反應：氧化反應和還原反應同時發生的反應
一、從得失氧的角度認識氧化還原反應
木炭與氧化銅反應，生成銅和二氧化碳
失氧元素，發生還原反應
同時 發生
Cu+CO
高溫
物質 反應物
發生的反應(氧化反應或還原反應)
得氧物質 C、CO
氧化反應
失氧物質 CuO、Fe O
還原反應
氧化反應和還原反應，是分開進行的嗎
在化學反應中， 一種物質得到氧發生氧化反應， 必然有一種物質失去氧發生還原反應。
一、從得失氧的角度認識氧化還原反應
高溫 高溫
2CuO+C ====2Cu+CO 個 Fe O +3CO====2Fe+3CO
1852年，英國化學家弗蘭克蘭提出吸引元素的化
合能力，即原子價、化合價。逐步完善后，人們 從化合價角度重新認識了氧化還原反應。
化合價降低，失氧元素，發生還原反應
+2 0 高溫 0 +4
2CuO+ C ==2Cu +CO
化合價升高，得氧元素，發生氧化反應
化合價降低，失氧元素，發生還原反應
+3 +2 高溫 0 +4
Fe O +3CO= 2Fe+3CO
化合價升高，得氧元素，發生氧化反應
物質 反應物 發生的反應(氧化反應 或還原反應)
化合價變化
得氧物質 C、CO 氧化反應
升高
失氧物質 CuO、Fe O 還原反應
降低
請從元素化合價角度觀察分析，上述化學方程式中有什么特征
元素化合價在反應前后發生了改變
二、從化合價的角度認識氧化還原反應
0 +4
高溫
2Fe+3CO
=
+3 +2
Fe O +3CO
0 +4
2Cu+CO 個
+2 0
2CuO+C
高溫
二、從化合價的角度認識氧化還原反應
1、氧化還原反應的定義
凡是有元素 化合價 升降的化學反應稱之為氧化還原反應。
2、氧化還原反應的特征
元素的化合價在反應前后發生了變化。
3、氧化反應、還原反應的定義(元素化合價角度)
(2)還原反應：物質所含元素化合價 降低 的反應叫做還原反應。
升高 的反應叫做氧化反應。
(1)氧化反應：物質所含元素化合價
1.判斷下列過程是氧化反應還是還原反應。
0 +3 0 +2 0 -3 +2 +3
Fe→Fe O Cu→CuCl N →NH FeCl →FeCl
氧化反應 氧化反應 還原反應 氧化反應
課堂練習
2.下列反應中，屬于非氧化還原反應的是
課堂練習
總結： 復分解反應
③ 化合反應和分解反應可能為氧化還原反應；
④有單質參與的化合反應和有單質生成的分解反應是氧化還原反應.
有單質參與或生成的反應通常是氧化還原反應，但同素異形體之間的轉化除外
總結：
①置換反應都是氧化還原反應；
②復分解反應都是非氧化還原反應；
有單質生成的
分解反應是氧
化還原反應
氧化還原反應與基本反應類型的關系
氧化還原 反應
反 應 分解
置換反應
化合
有單質參加
的化合反應
是氧化還原
反應
反應
課堂練習
3.氧化還原反應與四種基本反應類型的關系如圖所示。下列化學反應屬
于陰影部分的是( A ) 化合反應 分解反應
A.2Na O +2CO =2Na CO +O 氧化還原反應
B.2NaHCO =Na CO +H O+CO 個
置換反應
D.Cl +2KBr=Br +2KCl
4.有單質參與的反應是否一定是氧化還原反應
有單質參加的化合反應和有單質生成的分解
反應屬于氧化還原反應。
C.4Fe(OH) +O +2H O=4Fe(OH)
提示：2O =30
閱讀課本21頁請回答
①什么原因導致元素的化合價變化
②氧化還原反應的本質是什么
1897年，英國物理學家湯姆孫發現了電子。
在伏打、戴維、法拉第的電化學重大理論突破上， 20世紀初，建立了化合價的電子理論。人們把化合 價的升降與原子最外層電子的得失和共用聯系起來。
C
結論：1.通過電子得失可以達到穩定結構
2.電子得失導致元素化合價升降
失去2×e-,化合價升高
得到2×e-, 化合價下降
三、從電子轉移的角度認識氧化還原反應
Na
Na+
Cl
Cl-
+1
HCI 電子對偏向，化合價降低
+1
Cl H Cl
結論：1.通過形成共用電子對達到穩定結構
2.共用電子對的偏移(偏向或偏離)導致元素化合價升降
H
Cl
+1
電子對偏離，化合價升高
三、從電子轉移的角度認識氧化還原反應
四 、氧化還原反應的本質
氧化還原反應的本質，是發生了電子的 轉移
包括電子得 失、共用電子對的 偏移 兩種情況。
元素化合價的變化
根本原因
電子的轉移(電子的得 失或共用電子對的偏移)
得電子→化合價降低→被還原→還原反應(得降還) 失電子→化合價升高→被氧化→氧化反應(失升氧)
電子轉移、化合價升降、反應類型的關系：
課堂小結
氧化還原反應的特征
氧化還原反應的本質
第一章 物質及其變化
第一節氧化還原反應
第二課時氧化還原反應中
電子轉移的表示方法
一、雙線橋法表示電子轉移
雙線橋法表示反應前后同一元素由反應物轉化為生成物時電子轉移的情況。
Fe O +3CO 高溫2 Fe+3 CO
基本步驟
標價態一 正確標出反應前后各元素化合價明確變價元素的化合價升降關系
一條線始于反應物中的降價元素，止于產物中同種元素
另一條線始于反應物中的升價元素，止于產物中同種元素
正確標出反應前后“得到”電子或“失去”電子總數
價態變化原子個數×每個原子得失電子數
連雙線
注得失
MnO +4HCI(濃)=MnCl +Cl 個+2H O
Cl +2NaOH—NaCl+NaC1O+H O
2H S+SO =3SJ+2H O
用雙線橋法表示下列方程式電子轉移的方向和數目
Fe O +3CO 高溫2 Fe+3 CO
基本步驟
正確標出反應前后各元素化合價
明確變價元素的化合價升降關系
始于反應物中的升價元素，止于反應物中降價元素
正確標出反應中轉移的電子總數
二、單線橋法表示電子轉移
標價態
連單線
注數目
表示反應過程中不同元素原子間的電子轉移情況。
單線橋法
△
MnO +4HCl(濃)= MnCl +Cl 個+2H O
Cl +2NaOH—NaCl+NaC1O+H O
用單線橋法表示下列方程式電子轉移的方向和數目
第一章 物質及其變化
第一節氧化還原反應
第三課時 氧化劑和還原劑
請用雙線橋法表示下列反應的電子轉移情況
得到2 ×3e-, 化合價降低，發生還原反應
+3 +2 +4
Fe O +3CO—2Fe+3CO
失去3×2e-, 化合價升高，發生氧化反應
溫故知新
還原產物
氧化劑
還原劑
氧 化
失電子能力
得到電子，化合價降低，發生還原反應
氧化劑+ 還原劑= 還原產物+ 氧化產物 失去電子，化合價升高，發生氧化反應
一、氧化劑和還原劑
得電子能力
氧化反應
還原反應
氧化產物
還原產物
還原性
氧化性
氧化劑
還原劑
具有
發生
具有
生成
生成
發生
物質的氧化性或還原性的強弱取決于物質得、失電子的難易程度，與得
失電子數目的多少無關。
例如：Na -e-===Na+,AI-3e-===Al +,Al失去電子的數目較多， 但Na比Al的還原性比鋁強。
氧化性、還原性的理解
氧化性指物質得電子的性質(或能力); 還原性指物質失電子的性質(或能力)。
物質失去電子越多，還原性越強嗎
一、氧化劑和還原劑
【例1】分析下列反應并按要求填空。
(1)2Fe+3Cl —-2FeCl
氧化劑是 Cl , 還原劑是 Fe; 發生氧化反應的是 Fe, 發生還
原反應的是Cl o
(2)2KMnO K MnO +MnO +O I
氧化劑是KMnO , 還原劑是KMnO ;氧化產物是O 還原產物是 K MnO 、 MnO
課堂練習
(3)2H S+SO ===3SI+2H O
氧化劑是 SO2, 還原劑是 H S; 氧化產物是 S 還原產物是 S 0
(4)H O +2H++2Fe +===2Fe ++2H O
氧化劑是H O2,還原劑是 Fe2+;氧化產物是Fe + 還原產物是H O
課堂練習
2.下列變化中，必須需要加入合適的氧化劑才能實現的是 B
A.KClO3→O B.FeCl → FeCl
C.CaCO3→CO D.CuO→Cu
3.根據反應8NH +3Cl =6NH Cl+N , 回答下列問題。
(1)氧化劑 ,還原劑
(2)氧化產物 ,還原產物
(3)用單線橋的方法表示該反應的電子轉移情況
(4)用雙線橋的方法表示該反應的電子轉移情況。
(5)當有8個NH 分子參加反時，轉移的電子個數為
課堂練習
常見的氧化劑 常見的還原劑
活潑的非金屬 單質 Cl 、O 活潑的金屬單質
Al、Fe、Zn
高價態化合物 濃 硫 酸 、 K M n O HNO 、FeCl 低價態化合物
CO、SO 、KI
過氧化物 Na O 、H O 某些非金屬單質
C、H 、S
一、氧化劑和還原劑
第一章 物質及其變化
第一節氧化還原反應
第四課時 氧化還原反應的規律及應用
根據氧化還原反應原理來判斷
根據元素的活動性順序來判斷
根據反應條件的難易來判斷
根據元素被氧化/還原的程度來判斷
根據所處環境(溫度、濃度、pH) 來判斷
價態決定性質規律
相鄰價態轉化規律(不交叉規律)
反應先后規律
得失電子守恒規律
氧化性、還原性強弱的判斷
氧化還原反應的規律
學習目標
氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物
氧化性 還原性 弱還原性 弱氧化性
氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物
一 、物質氧化性、還原性強弱判斷規律
1.方程式法
同 — 反應
例1:常溫下，發生下列反應：
①16H++10CI-+2MnO4===2Mn ++5Cl 個+8H O
②2Fe ++Br ===2Fe ++2Br-
③2Br-+Cl ===Br +2Cl-
根據上述反應，可得知相關微粒氧化性由強到弱的順序是
MnO ->Cl >Br >Fe +
課堂練習
陽離子的氧化性逐漸增強
■金屬單質的還原性越強，對應陽離子的氧化性越弱
2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+ Fe+Cu2+=Fe2++Cu
氧化性：Fe +>Cu +>Fe +
其單質的還原性逐漸減弱
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H)Cu Hg Ag Pt Au 十 十 十 十 十
K+Ca +Na+Mg +Al +Zn +Fe +Sn +Pb +(H+)Cu +Hg +Ag+
一、物質氧化性、還原性強弱判斷規律
2.根據元素的活動性順序比較
金屬元素活動性順序表
易失不易得
金 屬
一 、物質氧化性、還原性強弱判斷規律
2.根據元素的活動性順序比較
■非金屬單質的氧化性越強，對應陰離子的還原性越弱
其單質的氧化性逐漸減弱
F Cl Br I S
>非金屬元素活動性順序表
陰離子的還原性逐漸增強
F- Cl- Br- I- S -
易得不易失
非金屬
反應條件越低，對應物質的氧化性或還原性越強
F +H 暗處2HF 氧化性：F >Cl
MnO +4HCl (濃)—MnCl +Cl 個+2H O
2KMnO +16HCl (濃)=2KCl+2MnCl +5Cl 個+8H O
氧化性：KMnO >MnO
一、物質氧化性、還原性強弱判斷規律
3.根據反應條件
一 、物質氧化性、還原性強弱判斷規律
Cu+2Fe3+=Cu2++2Fe2+
3Zn+2Fe3+=3Zn2++2Fe
4.根據變價元素被氧化或被還原的程度
2Fe+3Cl =2FeCl
Fe+S △ FeS
還原性：Zn >Cu
氧化性：Cl >S
一 、物質氧化性、還原性強弱判斷規律
5.價態規律
元素處于最高價態時只有氧化性 ；
元素處于最低價態時只有還原性 ；
元素處于中 間價態時既具有氧化性又具有還原性。 如 ：H S 、S 、SO (SO 2-) 、SO (SO 2-)
一般來說，同種元素價態越高，氧化性越強；價態越低，還原性越強。
如氧化性：Fe +>Fe +>Fe,SO >SO ;
還原性：H S>S>SO 。
例1:下列變化中，需加氧化劑才能實現的是(B)
A .NaClO→ NaCl B.C→CO
C.Fe O →Fe D.CaO→Ca(OH)
例2:下列說法正確的是(A)
A .鹽酸中HC1既有氧化性又有還原性
B. 陽離子只有氧化性，陰離子只有還原性
C. 氧化劑在反應中被氧化，還原劑在反應中被還原
D. 在氧化還原反應中，氧化劑與還原劑不可能是同一種物質
課堂練習
例3:已知常溫下，在溶液中發生如下反應：
①16H++10Z-+2XO===2X ++5Z +8H O
②2A ++B ===2A ++2B-
③2B-+Z ===B +2Z-
由此推斷下列說法錯誤的是(D)
A. 反應Z +2A +===2A ++2Z- 可以進行
B.Z 元素在反應③中被還原，在反應①中被氧化 C. 氧化性由強到弱的順序是XO、Z2、B 、A + D. 還原性由強到弱的順序是Z-、B-、A +、X2+
課堂練習
■在氧化還原反應中
還原劑失電子的總數=氧化劑得電子的總數
元素化合價降低的總數=元素化合價升高的總數
■應用：氧化還原反應方程的配平、氧化還原反應的相關計算
二、電子守恒規律
例1:在Fe+4HNO (稀)===Fe(NO )3+NO個+2H O的反應
中 ，HNO 表現了 酸 性和 還原 性，則生成1分子NO 轉移電子數為 3個；56 g Fe參加反應時，被還原的HNO 為 63 g。
課堂練習
■同一氧化劑與多種還原劑混合時，還原性強的先被氧化
例如：已知還原性：Fe +>Br-, 當把氯氣通入FeBr 溶液時，
因為還原性：Fe +>Br-, 所以氯氣的量不足時首先氧化Fe +
√ 先強后弱
■ 同一還原劑與多種氧化劑混合時，氧化性強的先被還原
例如：在含有Fe +、Cu2+、H+的溶液中加入鐵粉，因為氧 化性：Fe +>Cu2+>H+, 所以鐵粉先與Fe +反應，然后再依 次與Cu2+、H+反應。
三、反應先后規律
元素處于最高價態時只有氧化性；
元素處于最低價態時只有還原性；
元素處于中間價態時既具有氧化性又具有還原性。
高價氧化，低價還原，中間價態兩頭兼
四、價態規律
1.高低規律
同種元素不同價態之間發生氧化還原反應時，高價態+低
價態→中間價態，即“只靠攏，不交叉”“就近變價”。
失去2e-,化合價升高，被氧化
-2 +6 0 +4
H S+H SO 4(濃) S 十 SO 個+2H O
得到2e-, 化合價降低，被還原
四、價態規律
2.歸中規律
同種元素相同價態之間發生氧化還原反應時， 中間價態→高價態+低價態。
失去e-, 化合價升高，被氧化
Cl +2NaOH=NaCl+NaC1O+H O 得到e-, 化合價升高，被氧化
四、價態規律
3.歧化規律
例1:在S -、Fe +、Fe +、Mg +、S、I-、H+中，只有
氧化性的是 Fe +、Mg +、H+ ,只有還原性的是 S -、I- 既有氧化性又有還原性的是 Fe + 、S
例2:在氧化還原反應3S+ 6KOH=K SO +2K S+3H O 中，被氧化與被還原的硫原子數之比為(A)
A.1:2 B.2:1 C.1:1 D.3:2
課堂練習
根據氧化還原反應原理來判斷
根據元素的活動性順序來判斷
根據反應條件的難易來判斷
根據元素被氧化/還原的程度來判斷
根據所處環境(溫度、濃度、pH) 來判斷
價態決定性質規律
相鄰價態轉化規律(不交叉規律)
反應先后規律
得失電子守恒規律
課堂小結
氧化性、還原性強弱的判斷
氧化還原反應的規律
第一章 物質及其變化
第一節氧化還原反應
第五課時 氧化還原反應配平
■ 電子守恒
還原劑失電子的總數=氧化劑得電子的總數
元素化合價降低的總數=元素化合價升高的總數
■ 原子守恒
反應前后原子的種類和個數不變
■ 電荷守恒
反應前后電荷總數相等
一 、配平三大原則
標價態：標明反應前后變價元素的化合價
列變化：列出元素化合價的變化值
> 求總數：通過求最小公倍數使化合價的升降總數相等 配系數：先確定氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產 物的化學計量數，再確定其他物質
查守恒：檢查原子、電荷得失電子是否守恒
二、配平步驟
1.全變左邊配：
某元素化合價完全變化，先配氧化劑與還原劑的系數
類型：一般氧化還原反應、歸中反應
2 FeCl + 1 H S — 2 FeCl + 2 HCl+ 1 SI
2 H S+ 1 SO - 3 SI+ 2 H O
三、配平技巧
2.自變右邊配：
自身的氧化還原反應，先配氧化產物與還原產物的系數
類型：歧化反應
1 Cl + 2 NaOH —— 1 NaCl+ 1 NaClO+ 1 H O
三 、配平技巧
3.部分變兩邊配：
某元素化合價部分變，含該元素的物質先配生成物。
1 MnO + 4 HCl 濃)一 1 MnCl + 1 Cl T+ 1 H O
三、配平技巧
4.整體零價法：
將都升高或降低的兩種或多種元素看做一個整體，都按0價
4 FeS +11 O —2 Fe O +8 SO
三、配平技巧
5.缺項配平法：
指某些反應物或生成物的化學式沒有寫出來，一般為水、酸或堿
堿性環境
√ 缺H補H O √ 缺O補OH-
酸性環境
√ 缺H補H+ √ 缺O補H O
三 、配平技巧
> 補項原則：
例、配平下列化學反應。
(1)_____HCl(濃)+_____MnO △ Cl 個+ MnC2+ H O
(2) Cu+ HNO ( 稀 ) = Cu(NO3)2+ NO 個 + H O
(3) S+ KOH= K S+ K SO3+ H O
(4) ClO-+ Fe(OH)3+ 二 Cl-+ 十 H O
課堂練習
例1:實驗室制取少量的氮氣，常利用的反應是NaNO2+
NH Cl===NaCl+N T+2H O 。 關于該反應說法正確的是()
A .NaNO 是還原劑 C
B.生成1分子N 時轉移的電子為6個
C.NH Cl 中的氮元素被氧化
D.N 既是氧化劑又是還原劑
課堂練習
例2:(雙選)某工廠的酸性廢水中含有劇毒的H AsO , 可加入
SnCl 除去H AsO 并回收As。反應的化學方程式為3SnCl + 12HCl+2H AsO ===2Asl+3H SnCl +6M。 下列關于該反
應的說法中正確的是()BD
A. 還原劑是H AsO
B. 還原性：AsC.M 為H O, 是氧化產物
D. 每生成2個As, 還原劑失去6個電子
課堂練習

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