高一化學(xué)教案：《氧化還原反應》教學(xué)設計(2)
來(lái)源：網(wǎng)絡(luò )整理 2018-11-24 22:00:20
目標3：氧化還原反應的基本規律及作用
1．守恒律：對于一個(gè)完整的氧化還原反應，化合價(jià)升高總數和降低總數相等，失電子總數和得電子總數相等。除此之外，質(zhì)量和原子個(gè)數也都守恒。
作用：有關(guān)氧化還原反應的計算及配平氧化還原方程式。
2．強弱律：較強氧化性的氧化劑跟較強還原性的還原劑反應，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（即不發(fā)生轉化）。
如：S與H2S，SO2與H2SO4，均不能反應，因此可以用濃H2SO4來(lái)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 + H2SO4（濃）＝ ； KClO3 + 6HCl ＝
作用：a．判斷元素或物質(zhì)氧化性或還原性的有無(wú)或可能，但非難易。
b．分析判斷氧化還原反應中的物質(zhì)變化及推測變化產(chǎn)物。
4．優(yōu)先律：在同一個(gè)反應環(huán)境中，氧化劑遇到多種還原劑時(shí)，首先與最強的還原劑反應，反之亦然。如在 FeI2溶液中通入Cl2，因還原性I－＞Fe2+，所以當Cl2不足時(shí)，先將I—氧化，FeI2 + Cl2(少量) = 當Cl2足量時(shí)，才能將Fe2+，I—完全氧化。 FeI2 + Cl2(過(guò)量) =
目標四：氧化性和還原性強弱程度的判斷
1．根據金屬活動(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,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，非金屬性逐漸減弱.
4．根據元素化合價(jià)價(jià)態(tài)的高低判斷
一般說(shuō)來(lái)，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�？捎洃洖椋�“高價(jià)氧化低價(jià)還，中間價(jià)態(tài)兩邊轉”。如：
H2S為強還原劑；濃H2SO4為強氧化劑，單質(zhì)S和SO2既有氧化性，又有還原性。
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