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重要的氧化劑和還原劑（共2課時）
第一課時
學習目標
1．從得失電子的角度加深對氧化還原反應及氧化劑、還原劑的理解，了解氧化產物和還原產物。
2．掌握氧化劑、還原劑中所含元素化合價的情況，掌握用單線橋表示氧化還原反應的電子轉移情況。
學習過程
一、自學探究
1．用單線橋表示下列反應，并指明氧化劑與還原劑
(1) Fe + H2SO4 =FeSO4 + H2↑
(2) 2H2 + O2 =2H2O
(3) Cl2 + H2O =HCl + HClO
2．分析并配平下列氧化還原反應，指出氧化劑，還原劑，氧化產物，還原產物，標出電子轉移的方向和數(shù)目。
(1) KClO3 + HCl —— KCl + Cl2 +
(2) Cl2 + NH3 —— N2 + HCl
(3) NO + NH3 —— N2 + H2O
2． 閱讀課本24頁，請歸納：
氧化還原反應的實質是 ，
判斷氧化還原反應的依據(jù)是 。
4．聽老師講解圖3—2，并按要求填寫下表：
常見的氧化劑
得電子化合價降低
舉例
（1）活潑非金屬單質，如：Cl2、Br2、O2等
（2）元素處于高價的氧化物時，如CO2、MnO2等
（3）元素處于最高化合價時的酸，如H2SO4、HNO3等
（4）元素處于最高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3等
2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2
（5）過氧化物如Na2O2、H2O2等
常見的還原劑
失電子化合價升高
舉例
（1）活潑金屬單質，如：Na、Al、Zn、Fe等
（2）某些非金屬單質，如：H2、C、Si等
（3）元素處于低化合價時的氧化物，如CO、SO2等
（4）元素處于低化合價時的酸，如HCl、H2S等
（5）元素處于低化合價時的鹽，如Na2SO3、FeCl2等
2FeCl2 + Cl2 =2FeCl3
二、總結與評價
【總結】
氧化還原反應配平的一般步驟：
一標出有變的元素化合價；
二找出化合價升降的最小公倍數(shù)，使化合價升高和降低的數(shù)目相等；
三定出氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數(shù)；
四平：觀察配平其它物質的系數(shù)；
五查：檢查是否原子守恒、電荷守恒（通常通過檢查氧元素的原子數(shù)），畫上等號。
通過配平，加深了對氧化還原反應的理解，并能解決有關計算問題。
【評價】
1．下列下畫線的元素是被氧化還是被還原，要加氧化劑還是加還原劑才能實現(xiàn)?
(1) KI→I2
(2) SO2→SO3
(3) HgCl2→Hg2Cl2
(4) NO2→HNO3
(5) FeCl3→FeCl2
2．IBr + H2O =HBr + HIO是氧化還原反應嗎?為什么?
3．SO2與H2S可發(fā)生下列反應，SO2 + 2H2S =3S + 2H2O，當生成硫48 g時，氧化產物比還原產物多還是少?兩者相差多少克?
4．宋代初期，人們發(fā)現(xiàn)江西上饒有一苦泉，蒸發(fā)這種苦泉水會得到藍色晶體，熬苦泉水的鐵鍋用久了會變成銅鍋，這也是濕法煉銅的起源。寫出這個反應的化學方程式 ，離子方程式 。標出電子轉移的方向和數(shù)目（單線橋法），該反應中的還原劑是 ，氧化劑是 ，其中 被 ， 被 。
第一節(jié) 重要的氧化劑和還原劑（第2課時）
學習目標
掌握重要的氧化劑、還原劑的常見反應；學會比較氧化劑、還原劑的相對強弱。
學習過程
一、自學探究
1．根據(jù)【實驗3—1】、【實驗3—2】和下列兩個反應
2FeCl3 + 2KI =2FeCl2 + I2 + 2KCl I2 + H2S =S + 2HI
推知有關物質的氧化性由強到弱的順序是 ；
而有關物質的還原性由強到弱的順序是 。
1． 非金屬越活潑，其單質的氧化性越 ，而所生成的陰離子的 性越 ；
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