新教材苏教版（2019）必修第一册化学专题4 2-2氧化还原方程式的配平 教案

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1、专题4-2-2氧化还原方程式的配平教材分析本节教材位于专题四第二单元硫及其化合物的相互转化的第二课时，在学习本节内容前，学生已经学习了有关硫的化合物的知识，接触到了很多氧化还原反应方程式，对本节内容的学习有一定帮助。同时本节内容的学习也为后面知识的学习打下基础。因此，本节内容的学习起到了一个承上启下的作用。且本节课以教师引导，学生思考为主线，主要介绍了氧化还原反应方程式的配平，将已学知识联系起来，构建知识框架。教学目标与核心素养教学目标：1.掌握氧化还原反应方程式的配平方法；2.会判断氧化还原反应中的氧化剂、还原剂；3.会比较不同物质的氧化性或还原性。核心素养：1.通过学习知识，及时练习例子，

2、总结氧化还原反应方程式的配平方法及判断氧化剂、还原剂的方法，使学生构建知识网络，加深对各物质性质的认识理解。2.会根据化合价变化分析、判断、理解氧化还原反应。教学重点1、掌握氧化还原反应方程式的配平方法；2、会判断氧化还原反应中的氧化剂、还原剂；课前准备学生复习上节课已学的内容，并预习本课内容；教师准备本节需要的多媒体课件。教学过程【引入】回顾练习：用双线桥表明下列反应电子转移的方向和数目，并判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物1、MnO2 + 4 HCl(浓) = MnCl2 + Cl2 + 2H2O2.、Cl2 + H2O =HCl + HClO【学生活动】回顾并完成：【过渡】 思考：氧

3、化还原反应中都有哪些守恒？如何配平陌生的氧化还原反应方程式？【学生活动】回顾并完成：【讲解】氧化还原反应中的守恒：1、氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数等于转移电子总数，即电子守恒。2、化合价降低总数和化合价升高总数相等。【讲解】氧化还原反应方程式的配平一、配平原则：1、得失电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高总数=化合价降低总数；2、质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变 ；3电荷守恒：离子反应前后，所带电荷总数相等。二、配平基本方法：化合价升降法三、配平步骤：(以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例)1、标变价：写出反应物和生成物的化学式，标出有化合价变化的元素的化合价。 +7

4、 -1 +2 0KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O2、算升降：算出物质整体反应前后元素化合价的变化值。 +7 -1 +2 0KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 5 23、求总数，配系数：将化合价升高数和化合价降低数的最小公倍数定为电子转移总数。依据电子守恒，确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。 +7 -1 +2 02KMnO4 + HCl KCl +2 MnCl2 + 5Cl2 + H2O 5*2 2*54、观察法，最后定：用观察法配平其他物质的化学计量数，配平后，把单线改成等号。 +7 -1 +2 02KMnO

5、4 + 16HCl = 2KCl +2 MnCl2 + 5Cl2 +8 H2O 5*2 2*55、查个数，遵守恒：利用守恒三原则，检查是否配平【练习】配平下列方程式：C + HNO3 NO2+ CO2 + H2O【学生活动】思考并完成：【讲解】四、配平技巧（一）左边配平1、氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，以反应物为基准从左边配平。2、归中反应（变价元素只有一种，“高价低价中间价”）以反应物为基准从左边配平。【练习】K2Cr2O7 + HCl = KCl + CrCl3 + H2O + Cl2【讲解】（二）、右边配平1、适用对象：氧化剂、还原剂中某元素化合价部分变的;自身氧化还原反应； 歧化

6、反应（变价元素只有一种，中间价高价低价）。2、方法：从右边生成物着手配平，即：选择氧化产物、还原产物为基准物质【练习】Cl2 + KOH KCl + KClO3 + H2O【讲解】(三)缺项配平：缺项方程式：某些反应物或生成物的分子式未写出（缺项），它们一般为水、酸、碱。先根据化合价变化找氧化剂、还原剂及还原产物与氧化产物；再根据质量守恒、电荷守恒确定所缺的物质的化学式（分子或离子），若反应物缺正电荷，一般加H+，生成物加水；若反应物缺负电荷，一般加OH-，生成物加水。最后观察配平其他物质系数。【练习】Cr(OH)4- +（ ）+ ClO- CrO42- + Cl - + H2O【过渡】思考：

7、如何判断一个反应中的氧化剂和还原剂？常见物质中，哪些能做氧化剂？哪些能做还原剂？【讲解】利用氧化还原反应规律来判断氧化剂、还原剂1.守恒规律：电子得失总数相等； 化合价升降总数相等2.价态规律（1）同种元素:元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价，既有氧化性又有还原性。如：硫元素化合价有-2、0、+4、+6价，所以H2S化合价只能升高，只有还原性；S、SO2中间价既有氧化性又有还原性；浓H2SO4只有氧化性。（2）归中规律：变价元素只有一种时，化合价转化符合只归中不交叉规律，即遵循“高价低价中间价”的规律例如，在反应2H2S +SO2 =3S +2 H2O中，变

8、价元素只有硫元素，硫元素反应前为-2价和+4价，反应后为0价，根据归中不交叉规律得:H2S做还原剂，SO2 做氧化剂。（3）歧化规律：同一种物质中的同一元素部分化合价升高，另一部分化合价降低，发生自身的氧化还原反应。例如，在反应3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O中，变价元素只有氯元素，氯元素反应前为0价，反应后为-1价和+5价，根据歧化规律得:Cl2既是还原剂又是氧化剂。（4）优先规律当一种氧化剂（还原剂）， 遇到多种还原剂（氧化剂），还原性强（氧化性强）的还原剂优先被氧化（被还原）。如：把少量Cl2通入FeBr2溶液中，Fe2先失电子；把少量Cl2通入FeI2

9、溶液中，I先失电子。【过渡】那么，常见物质中，哪些能做氧化剂？哪些能做还原剂？【讲解】1常见的氧化剂(1)非金属单质：Cl2 、 O2。(2)含有高价态元素的化合物：浓H2SO4、 HNO3 、 KMnO4、 MnO2 、 KClO3 、 K2Cr2O7 、 HClO NaClO等。(3)某些金属性较弱的金属的高价态离子：Fe3、 Ag、 Cu2等。(4)过氧化物：Na2O2 、H2O2 等。2常见的还原剂(1)活泼金属 K、Na、Mg。(2)非金属离子及低价态化合物：S2、H2S、I、SO2、H2SO3、Na2SO3(3)非金属单质及其氢化物：H2、C、CO (4)低价阳离子：Fe2+【设疑

10、】思考：如何比较不同物质氧化性、还原性的强弱？【讲解】氧化性、还原性强弱比较：氧化性得电子能力；还原性失电子能力。物质的氧化性或还原性的强弱只取决于得到或失去电子的难易程度，与得失电子的数目无关。如：还原性强弱依次为NaMgAl。【讲解】（一）根据氧化还原反应方程式判断氧化性：氧化剂氧化产物，氧化剂还原剂；还原性：还原剂还原产物，还原剂氧化剂。【课堂练习】已知I-、Fe2+、和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱顺序为： H2O2 Fe2+ I- I2（四） 依据反应条件判断：与同一种物质反应，其反应越困难(即要求条件越高)，其性质越弱如：KMnO4和浓盐酸反应制氯气不需加热， MnO2和浓盐酸反应制氯气需加热氧化性：KMnO4 MnO2课后作业1. 化学必修1-氧化还原反应方程式的配平P101：32. 化学必修1-氧化还原反应方程式的配平同步练习3. 重点笔记：课件中9教学反思本节课内容较多，学生接受起来比较 难。重点在于让学生掌握氧化还原反应方程式的配平方法及氧化剂、还原剂的判断方法。需要学生多对知识进行了解和记忆，并及时做练习进行巩固。