高一化學(xué)教案：《氧化還原反應(yīng)》教學(xué)設(shè)計(jì)(2)

來源：網(wǎng)絡(luò)整理 2018-11-24 22:00:20

目標(biāo)3：氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律及作用

1．守恒律：對(duì)于一個(gè)完整的氧化還原反應(yīng)，化合價(jià)升高總數(shù)和降低總數(shù)相等，失電子總數(shù)和得電子總數(shù)相等。除此之外，質(zhì)量和原子個(gè)數(shù)也都守恒。

作用：有關(guān)氧化還原反應(yīng)的計(jì)算及配平氧化還原方程式。

2．強(qiáng)弱律：較強(qiáng)氧化性的氧化劑跟較強(qiáng)還原性的還原劑反應(yīng)，生成弱還原性的還原產(chǎn)物和弱氧化性的氧化產(chǎn)物。

氧化性：劑＞產(chǎn)物還原性：劑＞產(chǎn)物

3．互不換位規(guī)律

① 同種元素相鄰價(jià)態(tài)的粒子不發(fā)生氧化還原反應(yīng)（即不發(fā)生轉(zhuǎn)化）。

如：S與H₂S，SO₂與H₂SO₄，均不能反應(yīng)，因此可以用濃H₂SO₄來干燥SO₂氣體。

② 含同一元素的高價(jià)態(tài)化合物和低價(jià)態(tài)化合物反應(yīng)時(shí)，該元素的價(jià)態(tài)互不換位，而是生成中間

價(jià)態(tài)的物質(zhì)，即高價(jià)態(tài) + 低價(jià)態(tài)→中間價(jià)態(tài)（同種元素之間的氧化還原只靠攏不交叉）。

如：H₂S(-2) + H₂S(+6)O₄（濃）＝； KCl(+5)O₃ + 6HCl(-1) ＝

作用：a．判斷元素或物質(zhì)氧化性或還原性的有無或可能，但非難易。

b．分析判斷氧化還原反應(yīng)中的物質(zhì)變化及推測(cè)變化產(chǎn)物。

4．優(yōu)先律：在同一個(gè)反應(yīng)環(huán)境中，氧化劑遇到多種還原劑時(shí)，首先與最強(qiáng)的還原劑反應(yīng)，反之亦然。如在 FeI₂溶液中通入Cl₂，因還原性I^－＞Fe²⁺，所以當(dāng)Cl₂不足時(shí)，先將I^—氧化，FeI₂ + Cl₂(少量) = 當(dāng)Cl₂足量時(shí)，才能將Fe²⁺，I^—完全氧化。 FeI₂ + Cl₂(過量) =

目標(biāo)四：氧化性和還原性強(qiáng)弱程度的判斷

1．根據(jù)金屬活動(dòng)順序表判斷

金屬單質(zhì)的還原性：

K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞Zn＞Fe＞Sn＞Pb＞H₂＞Cu＞Hg＞Ag＞Pt＞Au

金屬離子氧化性：

Ag⁺＞Hg²⁺＞Fe³⁺＞Cu²⁺＞H⁺＞Pb²⁺＞Sn²⁺＞Fe²⁺＞Zn²⁺＞Al³⁺＞Mg²⁺

＞Na⁺＞Ca²⁺＞K⁺

2．根據(jù)非金屬活動(dòng)順序進(jìn)行判斷

非金屬單質(zhì)的氧化性順序：F₂＞O₂＞Cl₂＞Br₂＞I₂＞S

陰離子的還原性順序：F^－＜O²^－＜Cl^－＜Br^－＜I^－＜S²^－

3．根據(jù)周期表位置判斷

在周期表中，從左往右，元素的非金屬性逐漸增強(qiáng),金屬性逐漸減弱；同主族元素，從上到下，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱.

4．根據(jù)元素化合價(jià)價(jià)態(tài)的高低判斷

一般說來，氧化劑含有較高價(jià)態(tài)的元素，還原劑含有較低價(jià)態(tài)的元素。變價(jià)元素位于最高價(jià)態(tài)時(shí)，只有氧化性；位于最低價(jià)態(tài)時(shí)只有還原性，處于中間價(jià)態(tài)時(shí)既有氧化性又有還原性。可記憶為：“高價(jià)氧化低價(jià)還，中間價(jià)態(tài)兩邊轉(zhuǎn)”。如：