2019-2020年高中化學 3.1《重要的氧化劑和還原劑》教案 舊人教版選修.doc

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2019-2020年高中化學 3.1《重要的氧化劑和還原劑》教案 舊人教版選修 【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(tǒng)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系，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】 復習、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么時候開始學習的嗎？通過高一的學習，大家對氧化劑和還原劑的知識已經(jīng)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(jié) 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征是什么？實質是什么？什么物質是氧化劑？什么物質是還原劑？ 【投影】(師生共同完成) 反應物 表現(xiàn)性質 變化過程 反應類型 生成物 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ 還原劑 → 還原性 → 被氧化 → 氧化反應 → 氧化產(chǎn)物 氧化劑 → 氧化性 → 被還原 → 還原反應 → 還原產(chǎn)物 具有 價升 價降 具有 生成 發(fā)生 生成 發(fā)生 e- 具有 【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(chǎn)物是 ，氧化產(chǎn)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里，除了用箭頭表明反應前后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： 失支32e- 得到23e- (2)單線橋法： 6e- 【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(fā)，箭頭指向得電子的原子，箭頭上標出電子轉移總數(shù)，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(shù)目，并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，并進行講評。 【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么關系？ 【小結】元素處于最高價態(tài)，反應中該物質只能得電子作氧化劑；處于最低價態(tài)，只能失電子作還原劑；元素處于中間價態(tài)，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】為了更好地了解氧化還原反應規(guī)律，根據(jù)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．對于反應NaH＋NH3＝NaNH2＋H2的說法正確的是()。 A．NH3是還原劑 B．H2既是氧化產(chǎn)物又是還原產(chǎn)物 C．電子轉移數(shù)為2 D．NaH是還原劑 2．高錳酸鉀溶液與氫澳酸可發(fā)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(fā)生反應生成N2和H2O。現(xiàn)有NO和NH3的混合物 lmol，充分反應后，所得產(chǎn)物中，若經(jīng)還原得到的N2比經(jīng)氧化得到的N2多1.4 g。 (1)寫出反應的化學方程式，并標明電子轉移的方向和數(shù)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(shù)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于元素的化合價。 2．氧化還原反應中電子轉移的方向和數(shù)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(yè)】教材習題一、二，2；二、三。 【板書設計】 第一節(jié) 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(jié)課我們總結了一些重要的氧化劑和還原劑，了解了它們與元素化合價之間的關系。這節(jié)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(xiàn)象，解釋原因并寫出反應的方程式。 【投影】2NaBr＋Cl2 = 2NaCI＋Br2 2KI＋Cl2 = 2KCl＋I2 2KI＋Br2 = 2KBr+I2 【設疑】通過以上反應說明了什么問題？ 【講述】通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．對于氧化劑，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．對于還原劑，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，通過實驗如何驗證呢？ 【演示】【實驗3—2】 引導學生對實驗過程進行分析，觀察實驗現(xiàn)象。 【提問】產(chǎn)生上述現(xiàn)象的原因是什么？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粉后，再加KSCN溶液。 【提問】通過上述實驗進一步說明了什么問題？(學生回答后歸納) 【板書】3．元素處于高價態(tài)的物質具有氧化性。如：CO2、FeCl3、MnO2。 4．元素處于低價態(tài)的物質具有還原性。如：CO、FeSO4。 5．具有多種可變價態(tài)的金屬元素，一般高價態(tài)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(xiàn)象；Cu與濃硫酸反應現(xiàn)象；Cu與濃硝酸、稀硝酸反應現(xiàn)象，寫出對應的化學反應方程式，并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，反應后一般生成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于得電子的酸，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】通過以上重要的氧化劑和還原劑的常見反應，可歸納出發(fā)生氧化還原反應的一般規(guī)律。 【板書】四、發(fā)生氧化還原反應的一般規(guī)律： 強氧化劑十強還原劑 = 弱還原劑十弱氧化劑 【講述】在適當?shù)臈l件下，可用氧化性強的物質制取氧化性弱的物質；也可用還原性強的物質制取還原性弱的物質。如：Cl2 ＋ 2KI = ZKCl＋I2 2Al + 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu 【討論】已知在常溫時能發(fā)生下列反應： Fe ＋ Cu2+ ＝ Fe2+ ＋ Cu 2Fe2+ ＋ Br2 ＝ 2Fe3+ ＋ 2Br- 2Fe3+ ＋ Cu ＝ 2Fe2+ ＋ Cu2+ 根據(jù)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(jù)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(chǎn)物 還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物 【強調】根據(jù)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(fā)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(chǎn)物、還原產(chǎn)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(fā)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(jié)重點要掌握重要氧化劑和還原劑的常見反應，并能分析判斷氧化性、還原性的強弱。 【作業(yè)】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．對于氧化劑，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．對于還原劑，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．元素處于高價態(tài)的物質具有氧化性。如：CO2、FeCl3、MnO2。 4．元素處于低價態(tài)的物質具有還原性。如：CO、FeSO4。 5．具有多種可變價態(tài)的金屬元素，一般高價態(tài)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，反應后一般生成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(fā)生氧化還原反應的一般規(guī)律： 強氧化劑十強還原列二弱還原劑十弱氧化劑 根據(jù)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(chǎn)物 還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物