《氧化还原反应的计算及方程式的配平》教学设计
班级（类课题 氧化还原反应的计算及方程式的配平 总课时 1 型） 1.掌握常见氧化还原反应方程式的配学习 目标 平。2.掌握常见氧化还原反应的相关计算。3.理解质量守恒定律。 重、难点 教师学习环节和内容 学生活动 反思
考点一 氧化还原反应的基本规律
1．价态规律
(1)升降规律：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。 (2)价态归中规律
含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。
1
例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是
注：⑤中不会出现H2S转化为SO2而H2SO4转化为S的情况。 (3)歧化反应规律
“中间价―→高价＋低价”。
具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。 2．强弱规律
自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“由强制弱”。 3．先后规律
加入氧化剂(1)同时含有几种还原剂时―――――→将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe＞Br，所以Fe先与Cl2反应。
加入还原剂3＋2＋＋(2)同时含有几种氧化剂时―――――→将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如在含有Fe、Cu、H的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe＞Cu＞H，所以铁粉先与Fe反应，然后依次为Cu、H。 4．电子守恒规律
氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
题组一 电子转移数目判断与计算
1．下列表示反应中电子转移的方向和数目正确的是( )
3＋
2＋
＋
3＋
2＋
＋
2＋
－
2＋
答案 B
解析 B项，硫元素发生歧化反应，两个S由0降低为－2价，总共降低4价，一个S由0价升高为＋4价，总升高4价，共失去4个电子，正确；C项，根据化合价不能交叉的原则，氯酸钾中氯元素的化合价应从＋5价降到0
2
价，盐酸中氯元素的化合价应从－1价升高到0价，转移电子数是5；D项，氯酸钾中氯元素化合价降低，得到电子，氧元素化合价升高，失去电子，箭头应该是从O指向Cl，故D错误。
2．ClO2遇浓盐酸会生成Cl2，反应方程式为2ClO2＋8HCl===5Cl2＋4H2O，该反应中若转移电子的数目为9.632×10，则产生的Cl2在标况下的体积为( ) A．11.2 L B．33.6 L C．22.4 L D．44.8 L 答案 C
解析 2ClO2＋8HCl===5Cl2＋4H2O中，ClO2中Cl由＋4价降低为0，HCl中Cl由－1价升高为0， 则生成5 mol Cl2转移8×6.02×10个电子， 若转移电子的数目为9.632×10， 5×9.632×10则生成氯气为23＝1 mol，
8×6.02×10
所以产生的Cl2在标况下的体积为1 mol×22.4 L·mol＝22.4 L。
3．用下列方法制取O2：①KClO3(MnO2)受热分解；②Na2O2加水；③H2O2中加MnO2；④KMnO4受热分解，若制得相同质量的O2，反应中上述各种物质(依编号顺序)的电子转移数目之比是( ) A．3∶2∶2∶4 B．1∶1∶1∶1 C．2∶1∶1∶2 D．1∶2∶1∶2 答案 C
解析 由反应可知，生成氧气时，①④中O元素的化合价均为－2价升高为0，即O元素失去电子，②③中O元素的化合价从－1升高到0价，并且都只有氧元素的化合价升高，则制得相同质量的氧气，失去电子的氧原子相同，所以制得相同质量的氧气(假设是1 mol)，反应中电子转移数目之比为4∶2∶2∶4，即2∶1∶1∶2。 题组二 价态规律的应用
4．已知G、Q、X、Y、Z均为含氯元素的化合物，在一定条件下有下列转化关系(未配平)： ①G―→Q＋NaCl 电解②Q＋H2O――→X＋H2 ③Y＋NaOH―→G＋Q＋H2O ④Z＋NaOH―→Q＋X＋H2O
这五种化合物中Cl元素化合价由低到高的顺序是( ) A．G、Y、Q、Z、X B．X、Z、Q、G、Y C．X、Z、Q、Y、G D．G、Q、Y、Z、X 答案 A
解析 由①得出Q价态高于G，因为G必介于Q和－1价的氯元素之间，－1价为氯元素的最低价；将该结论引用到③，Y介于Q与G之间，故有Q价态高于Y，Y价态高于G；分析②：H2O中的H元素化合价降低，则Q中的氯元素转变为X中的氯元素，化合价必升高，则得出X价态高于Q；最后分析④：Z介于Q、X之间，则X价态高于Z，Z价态高于Q。
5．氯气跟氢氧化钾溶液在一定条件下发生如下反应：Cl2＋KOH―→KX＋KY(未配平)，KX在一定条件下能自身反应：
3
－1
23
23
23
23