連彥明

新課改下氧化還原反應教學設(shè)計

連彥明

氧化還原反應貫穿于中學化學教學始終，是眾多化學知識的靈魂所在，也是歷年各地高考試題中的熱點問題?？荚嚧缶V對氧化還原反應知識提出明確的要求：理解氧化還原反應，了解氧化劑和還原劑等概念；掌握重要氧化劑、還原劑之間的常見反應；能判斷氧化還原反應中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目，并能配平反應方程式。筆者認為新課改下應從4個方面進行氧化還原反應教學。

1 理解氧化還原反應的概念

中學化學將有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）或有元素化合價升降的化學反應稱為氧化還原反應?；蟽r升降是氧化還原反應的特征，電子轉(zhuǎn)移則是氧化還原反應的本質(zhì)所在。

1.1 氧化還原反應與4種基本反應類型的關(guān)系

化合、分解、置換、復分解等4種基本反應類型與氧化還原反應有區(qū)別，也有聯(lián)系：置換反應全部屬于氧化還原反應，復分解反應全部屬于非氧化還原反應，而化合、分解反應中的一部分屬于氧化還原反應。有的反應如3CO+Fe2O3＝＝ 2Fe+3CO2是氧化還原反應，卻不屬于4種基本反應類型；而有單質(zhì)參加或生成的反應也不全是氧化還原反應，如3O2＝＝ 2O3屬于非氧化還原反應。

1.2 氧化還原反應中幾個重要概念之間的聯(lián)系

氧化劑在反應中得電子（或電子偏向），使元素化合價降低，物質(zhì)表現(xiàn)氧化性，自身被還原，發(fā)生還原反應，所得產(chǎn)物是還原產(chǎn)物。還原劑在反應中失電子（或電子偏離），使元素化合價升高，物質(zhì)表現(xiàn)還原性，自身被氧化，發(fā)生氧化反應，所得產(chǎn)物是氧化產(chǎn)物。

2 常見的氧化劑、還原劑及其氧化性、還原性強弱判斷

2.1 常見的氧化劑、還原劑

常見的氧化劑有：活潑的非金屬單質(zhì)，如Cl2、Br2、O2；元素處于高價時的氧化物、含氧酸、鹽等，如MnO2、HNO3、KMnO4；部分過氧化物，如Na2O2、H2O2。常見的還原劑有：活潑的金屬單質(zhì)，如Na、Al、Mg；某些非金屬單質(zhì)，如H2、C、Si；元素處于低價時的氧化物、酸、鹽等，如SO2、H2S、FeSO4。

2.2 氧化性、還原性強弱判斷

1）根據(jù)氧化還原反應方程式。在同一反應中，氧化劑的氧化性強于氧化產(chǎn)物，還原劑的還原性強于還原產(chǎn)物。

2）依據(jù)活動性判斷。在金屬活動順序表中，從左至右金屬單質(zhì)的還原性逐漸減弱，金屬陽離子的氧化性逐漸增強。在元素周期表中，一般情況下同主族元素，從上至下，非金屬單質(zhì)的氧化性逐漸減弱，對應陰離子的還原性逐漸增強；金屬單質(zhì)還原性增強，對應陽離子氧化性減弱。同周期主族元素，從左至右，非金屬單質(zhì)的氧化性逐漸增強，對應陰離子的還原性逐漸減弱；金屬單質(zhì)還原性減弱，對應陽離子氧化性增強。

3）根據(jù)電化學反應。在原電池中，作負極的金屬還原性一般來說比作正極的金屬還原性強；在電解池中用惰性電極電解混合溶液時，陰極上先放電的陽離子氧化性較強，在陽極上先放電的陰離子還原性較強。

4）根據(jù)物質(zhì)中元素的化合價。一般來說，同種元素的化合價越高，物質(zhì)的氧化性越強；化合價越低，物質(zhì)的還原性越強。

5）根據(jù)反應的條件、難易程度、產(chǎn)物價態(tài)判斷。如根據(jù)Na、Mg、Al與水反應的難易，判斷還原性Na＞Mg＞Al；根據(jù)F2、Cl2、Br2、I2與H2反應的條件以及生成物的穩(wěn)定性，判斷氧化性F2＞Cl2＞Br2＞I2；根據(jù)Fe分別與S、O2和Cl2反應的產(chǎn)物FeS、Fe3O4、FeCl3中鐵元素的價態(tài)，判斷氧化性S＜O2＜Cl2。

6）根據(jù)溶液的濃度、反應溫度、溶液酸堿性判斷。如MnO2能氧化濃HCl卻不能氧化稀HCl，說明還原性濃HCl＞稀HCl；Cu在加熱條件下能與濃H2SO4反應，常溫下卻不能反應，說明濃H2SO4溫度越高氧化性越強；Fe2+和NO3-在中性溶液中不反應，在酸性溶液中反應，說明酸性條件下NO3-氧化性增強。

3 氧化還原反應方程式的配平

1）氧化還原反應方程式通常根據(jù)化合價的升降、電子得失相等來配平。

2）缺項配平。某反應物或生成物的化學式未寫出，它們一般為水、酸、堿等，要先配平含變價元素物質(zhì)的化學計量數(shù)，再通過比較反應物與生成物，觀察增減的原子或離子數(shù)確定未知物，并配平。

3）有機物參與的氧化還原反應配平?？刹捎闷骄蟽r法先確定C的化合價，一般H為+1價，O為-2價，N為-3價，X為-1價。

4 氧化還原反應的基本規(guī)律

1）先強后弱規(guī)律。一種氧化劑與多種還原性物質(zhì)反應時，首先與還原性較強的物質(zhì)反應；同理，還原性物質(zhì)與多種氧化性物質(zhì)反應時，首先與氧化性較強的物質(zhì)反應。利用此規(guī)律，可判斷物質(zhì)反應的先后順序及進行有關(guān)反應的定量分析及計算。

2）歸中規(guī)律。指含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應時，該元素的化合價的變化一定遵循“高價+低價→中間價”，而不會出現(xiàn)交錯現(xiàn)象。如反應H2S+H2SO4→S+SO2+H2O（未配平）中氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物分別為S、SO2，而不是SO2、S。反應KClO3+6HCl＝＝KCl+3Cl2+3H2O中氧化產(chǎn)物與還原產(chǎn)物的物質(zhì)的量之比為5:1，而不是3:1。

3）電子得失相等規(guī)律。在氧化還原反應中，還原劑失去電子的總數(shù)等于氧化劑得到電子總數(shù)，此規(guī)律是配平氧化還原反應方程式的重要依據(jù)，也是進行氧化還原反應有關(guān)計算的關(guān)鍵。

氧化還原反應涉及面廣，復雜多變，需要在學習中不斷積累更多的氧化還原反應并熟練掌握有關(guān)元素化合物的性質(zhì)，以不變應萬變，最終達到靈活運用氧化還原反應知識的目的。

（作者單位：河北省涉縣第一中學）