高中化學《重要的氧化劑和還原劑》教案

高中化學《重要的氧化劑和還原劑》教案

  【教學目的】

  1.使學生了解氧化劑和還原劑是性質相反的一對物質。

  2.使學生掌握重要氧化劑和還原劑的常見反應。

  3.對學生進行矛盾的對立統一等辯證唯物主義觀點教育。

  【教學重點】

  氧化劑、還原劑與元素化合價的關係,重要氧化劑和還原劑的常見反應。

  【教學難點】

  重要氧化劑和還原劑的常見反應。

  【教具準備】

  試管、膠頭滴管、濾紙。

  飽和氯水、飽和NaBr溶液、飽和KI溶液、鐵粉、濃硫酸、稀硫酸、溪水、KSCN溶液、濃硝酸。

  【教學方法】

  複習、歸納法及實驗、分析、總結法。

  【課時安排】

  2課時。

  第一課時 重要的氧化劑和還原劑

  第二課時 重要氧化劑和還原劑的常見反應

  【教學過程】

  第一課時

  【引言】同學們,你們還記得氧化還原反應、氧化劑和還原劑等有關知識是在什麼時候開始學習的嗎?透過高一的學習,大家對氧化劑和還原劑的知識已經有了較好基礎,今天我們將進一步學習重要的氧化劑和還原劑。

  【板書】第一節 重要的氧化劑和還原劑

  【提問】氧化還原反應中物質變化的特徵是什麼?實質是什麼?什麼物質是氧化劑?什麼物質是還原劑?

  【投影】(師生共同完成)

  【練習】在 3Cu+8HNO3(稀)= 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O的反應中,還原劑是 ,氧化劑是 ,還原產物是 ,氧化產物是 ,4 mol HNO3參加反應,其中被還原的是 mol。用“雙線橋”表示該反應。

  【過渡】在氧化還原反應方程式裡,除了用箭頭表明反應前後同一元素原子的電子轉移外,還可以用箭頭表示不同元素原子的電子轉移,即“單線橋”。

  【板書】一、電子轉移的表示方法

  (1)雙線橋法:

  (2)單線橋法:

  【講述】單線橋表示反應過程中,電子由還原劑轉移給氧化劑的情況,從失電子的原子出發,箭頭指向得電子的原子,箭頭上標出電子轉移總數,不需標明“失去”或“得到”字樣。

  【練習】用單線橋表示下列氧化還原反應中電子轉移的方向和數目,並指出氧化劑和還原劑。

  (1)2KClO3 2KCl+3O2

  (2)Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

  (3)4NH3+6NO=5N2+6H2O

  【投影】展示學生上述練習,並進行講評。

  【討論】物質在反應中是作為氧化劑還是作為還原劑,與元素的化合價有什麼關係?

  【小結】元素處於最高價態,反應中該物質只能得電子作氧化劑;處於最低價態,只能失電子作還原劑;元素處於中間價態,它的原子隨反應條件不同,既能得電子,又能失去電子,因此,物質既能作氧化劑,又能作還原劑。如硫元素。

  【投影】

  -2 0 +4 +6

  S S S S

  只能作還原劑 既能作氧化劑又能作還原劑 只能作氧化劑

  【過渡】為了更好地瞭解氧化還原反應規律,根據我們已有知識把常見的重要氧化劑和還原劑進行歸納總結。

  【板書】二、重要的氧化劑和還原劑

  【投影】(由學生寫出化學式)

  【練習】1.對於反應NaH+NH3=NaNH2+H2的說法正確的是()。

  A.NH3是還原劑

  B.H2既是氧化產物又是還原產物

  C.電子轉移數為2

  D.NaH是還原劑

  2.高錳酸鉀溶液與氫澳酸可發生反應:KmnO4+HBr = Br2+MnBr2+KBr+H2O,其中還原劑是 。若消耗0.1 mol氧化劑,則被氧化的還原劑的物質的量是 mol。

  3.在一定條件下,NO與NH3可發生反應生成N2和H2O。現有NO和NH3的混合物 lmol,充分反應後,所得產物中,若經還原得到的N2比經氧化得到的N2多1.4 g。

  (1)寫出反應的化學方程式,並標明電子轉移的方向和數目。

  (2)若以上反應進行完全,試計算原反應混合物中 NO與 NH3的物質的量可能各是多少?

  【點評】正確分析化合價的升降情況,確定氧化劑和還原劑,利用得失電子數相等,解有關氧化還原反應的計算題。

  【小結】1.氧化劑和還原劑是性質相反的一對物質,在反應戶是作氧化劑還是作還原劑主要取決於元素的化合價。

  2.氧

  氧化還原反應中電子轉移的方向和數目的表示。

  【思考】重要氧化劑和還原劑的常見反應有哪些?

  【作業】教材習題一、二,2;二、三。

  【板書設計】

  第一節 重要的氧化劑和還原劑

  一、電子轉移的表示方法

  二、重要的氧化劑和還原劑

  第二課時

  【引言】上節課我們總結了一些重要的氧化劑和還原劑,瞭解了它們與元素化合價之間的關係。這節課我們將進一步總結這些重要的氧化劑和還原劑的常見反應。

  【板書】三、重要氧化劑和還原劑的常見反應

  【學生實驗】【實驗3-l】

  【提問】請同學敘述上述實驗現象,解釋原因並寫出反應的方程式。

  【投影】2NaBr+Cl2 = 2NaCI+Br2 2KI+Cl2 = 2KCl+I2 2KI+Br2 = 2KBr+I2

  【設疑】透過以上反應說明了什麼問題?

  【講述】透過鹵素單質間的置換反應,說明單質的氧化性不同,按F2、Cl2、Br2、I2順序逐漸減弱。

  【板書】1.對於氧化劑,同主族的非金屬原子隨原子半徑增大,單質的氧化性逐漸減弱。

  【設疑】若是金屬間的置換反應呢?

  【板書】2.對於還原劑,金屬單質的還原性強弱一般與金屬活動性順序一致。

  K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

  還原性逐漸減弱

  【說明】一般元素的金屬性越強,單質的還原性越強,對應形成金屬陽離子的氧化性越弱。

  【設疑】高價物質具有氧化性,低價物質具有還原性,透過實驗如何驗證呢?

  【演示】【實驗3—2】

  引導學生對實驗過程進行分析,觀察實驗現象。

  【提問】產生上述現象的原因是什麼?寫出對應的化學方程式。

  【投影】Fe+H2SO4(稀)=FeSO4+H2↑

  6FeSO4+3Br2 = 2Fe2(SO4)3+2FeBr3

  2FeSO4+2HNO3(濃)+H2SO4 = Fe2(SO4)3+2NO2+2H2O

  Fe3++3SCN- = Fe(SCN)3

  【補充對比實驗】FeCl3溶液中滴加KSCN溶液;FeCl3溶液中先加足量Fe粉後,再加KSCN溶液。

  【提問】透過上述實驗進一步說明了什麼問題?(學生回答後歸納)

  【板書】3.元素處於高價態的物質具有氧化性。如:CO2、FeCl3、MnO2。

  4.元素處於低價態的物質具有還原性。如:CO、FeSO4。

  5.具有多種可變價態的金屬元素,一般高價態時氧化性強,隨著化合價的降低,氧化性減弱,還原性增強。

  Fe3+ Fe2+ Fe

  氧化性較強 氧化性較弱 無氧化性,還原性較強

  【練習】書寫下列反應的方程式。

  1.C+CO2 2.FeCl3+Fe 3.FeCl2+Cl2 4.MnO2+HCl 5.CO+CuO

  【提問】回憶Fe與濃硫酸、稀硫酸反應現象;Cu與濃硫酸反應現象;Cu與濃硝酸、稀硝酸反應現象,寫出對應的化學反應方程式,並分析起氧化作用的元素。

  +6

  【板書】6.濃硫酸是強氧化劑,起氧化作用的是 S,反應後一般生成SO2。

  稀硫酸與活潑金屬反應放出H2,起氧化作用的是H+。

  +5

  7.濃硝酸、稀硝酸均是強氧化劑,反應時主要是N得電子,被還原成NO2、NO等。

  【說明】氧化性酸和酸的氧化性不同,氧化性酸是指酸根部分的某元素易於得電子的酸,如濃硫酸、硝酸等;而酸的氧化性是指H+得電子形成H2,酸都有氧化性是指H+的氧化性。

  【小結】透過以上重要的氧化劑和還原劑的`常見反應,可歸納出發生氧化還原反應的一般規律。

  【板書】四、發生氧化還原反應的一般規律:

  強氧化劑十強還原劑 = 弱還原劑十弱氧化劑

  【講述】在適當的條件下,可用氧化性強的物質製取氧化性弱的物質;也可用還原性強的物質製取還原性弱的物質。如:Cl2 + 2KI = ZKCl+I2

  2Al + 3CuCl2

  = 2AlCl3 + 3Cu

  【討論】已知在常溫時能發生下列反應:

  Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu

  2Fe2+ + Br2 = 2Fe3+ + 2Br-

  2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+

  根據上述實驗事實,分析Fe3+、Fe2+、Cu2+、br2作為氧化劑時,其氧化能力的強弱順序。

  【板書】根據方程式判斷氧化和還原能力的相對強弱:

  氧化性:氧化劑>氧化產物

  還原性:還原劑>還原產物

  【強調】根據氧化劑和還原劑的相對強弱,我們不但可判斷某些氧化還原反應能否發生和反應的難易,而且還能判斷反應進行的程度以及氧化產物、還原產物。

  【練習】已知I-、Fe2+、SO2、Cl-和H2O2均有還原性,它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為:Cl-<H2O2<Fe2+<I-<SO2,判斷下列反應不能發生的是()。

  A.2Fe3+ + SO2 + 2H2O = SO42- + 4H+ + 2Fe2+

  B.I2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + 2HI

  C.H2O2 + 2H+ + SO42- = SO2↑ + O2↑ + 2H2O

  D.2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2

  【小結】本節重點要掌握重要氧化劑和還原劑的常見反應,並能分析判斷氧化性、還原性的強弱。

  【作業】教材習題一、3;四。

  【板書設計】

  三、重要氧化劑和還原劑的常見反應

  1.對於氧化劑,同主族的非金屬原子隨原子半徑增大,單質的氧化性逐漸減弱。

  2.對於還原劑,金屬單質的還原性強弱一般與金屬活動性順序一致。

  K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

  還原性逐漸減弱

  3.元素處於高價態的物質具有氧化性。如:CO2、FeCl3、MnO2。

  4.元素處於低價態的物質具有還原性。如:CO、FeSO4。

  5.具有多種可變價態的金屬元素,一般高價態時氧化性強,隨著化合價的降低,氧化性減弱,還原性增強。

  Fe3+ Fe2+ Fe

  氧化性較強 氧化性較弱 無氧化性,還原性較強

  +6

  6.濃硫酸是強氧化劑,起氧化作用的是 S,反應後一般生成SO2。

  稀硫酸與活潑金屬反應放出H2,起氧化作用的是H+。

  +5

  7.濃硝酸、稀硝酸均是強氧化劑,反應時主要是N得電子,被還原成NO2、NO等。 四、發生氧化還原反應的一般規律:

  強氧化劑十強還原列二弱還原劑十弱氧化劑

  根據方程式判斷氧化和還原能力的相對強弱:

  氧化性:氧化劑>氧化產物

  還原性:還原劑>還原產物

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