氧化还原反应知识点总结-氧化还原反应 

氧化还原反应

氧化还原反应与四大基本反应类型的关系

①置换反应都是氧化还原反应； ②复分解反应都不是氧化还原反应； ③有单质生成的分解反应是氧化还原反应；

④有单质参加的化合反应也是氧化还原反应。

从数学集合角度考虑：

氧化还原反应的概念

1.基本概念

.氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 概念 定义 注意点 物质失去电子的外部表现为化合价的升高 物质得到电子的外部表现为化合价的降低 元素失去电子的外部表现为化合价的升高 元素得到电子的外部表现为化合价的降低 氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一种产物，也可以是不同产物，还可以是两种或两种以上的产物。如反应4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2中，Fe2O3和SO2均既为氧化产物，又为还原产物。 常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质；如卤素单质 氧化剂 (X2)、O2、S等(2)高价金属阳离子；如Fe、Cu3+2+氧化反应 物质失去电子的反应 还原反应 物质得到电子的反应 被氧化 被还原 氧化产物 还原产物 元素失去电子的过程 元素得到电子的过程 通过发生氧化反应所得的生成物 通过发生还原反应所得的生成物 得到电子的反应物 等(3)高价或较高价含氧化合物；如MnO2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4等(4)过氧化物；如Na2O2、H2O2等 还原剂 氧化性 还原性 失去电子的反应物 得到电子的能力 失去电子的能力 常见还原剂：①活泼或较活泼的金属；如K、Na、Zn、Fe等②一些非金属单质；如H2、C、Si等③较低态的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4 物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有关，与得失电子的数目无关。 2.基本概念之间的关系：

氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应

生成还原产物 还原剂

有还原性

化合价升高

失电子

被氧化

发生氧化反应

生成氧化产物

[例1]金属钛（Ti）性能优越，被称为继铁、铝制后的“第三金属”。工业上以金红石为原料

制取Ti的反应为：

aTiO2＋bCl2＋cCaTiCl4＋cCO ……反应① TiCl4＋2MgTi＋2MgCl2 ……反应②

关于反应①、②的分析不正确的是（ ）

①TiCl4在反应①中是还原产物，在反应②中是氧化剂； ②C、Mg在反应中均为还原剂，被还原；

③在反应①、②中Mg的还原性大于C，C的还原性大于TiCl4； ④a＝1，b＝c＝2；

⑤每生成19.2gTi，反应①、②中共转移4.8mol e-。

A．①②④ B．②③④ C．③④ D．②⑤

标电子转移的方向和数目（双线桥法、单线桥法）

①单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低）的元素，标明电子数目，不需注明得失。例：

2e-MnCl2+Cl2↑+2H2O

MnO2+4HCl（浓）

②双线桥法。得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）注明得失及电子数。例：

得2e-—— MnO2+4HCl（浓）

MnCl2+Cl2↑+2H2O

—

失2e-—

两类特殊的化学反应

①歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例：

得5×e

KClO3+5KCl+3H2O

②归中反应。不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态，解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。例：

得5e-

3Cl2+6KOH

失5e

失5×e-

KClO3+6HCl

3Cl2+ 6KCl↑ +3H2O

物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较

氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强 还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强

由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。

1.根据金属活动性顺序来判断:

一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。

2.根据非金属活动性顺序来判断:

一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。

3.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示：

规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。

4.根据氧化还原反应发生的条件来判断: 如：Mn02+4HCl(浓) MnCl2+C12↑+2H20 2KMn04+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O

后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04>Mn02 5.根据反应速率的大小来判断:

如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢）， 2SO2其还原性: Na2SO4>H2SO3>SO2

6.根据被氧化或被还原的程度来判断: 如：Cu?Cl2点燃?O2催化剂?2SO3 ，

CuCl2，2Cu?S?Cu2S， 即氧化性:Cl2?S。

又如:2HBr?H2SO4(浓)?Br2?SO2??2H2O，8HI?H2SO4(浓)?4I2?H2S??4H2O， 即有还原性:HI?HBr。 7.根据原电池的正负极来判断：

在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。 8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。

??--如:Cl失去电子的能力强于OH，还原性:Cl?OH。

9.根据元素在周期表中位置判断：

(1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。

(2)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如Li、Na、K、Rb、Cs金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。

（3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。

10.根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：

元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。 一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。如氧化性:Fe>Fe>Fe, S(+6价)>S(+4价)等，还原性:H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4< HClO34< HClO24< HClO。

注意：物质的氧化性、还原性不是一成不变的。同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。如：氧化性：HNO3（浓）＞HNO3（稀）；Cu与浓H2SO4常温下不反应，加热条件下反应；KMnO4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。

[例2]常温下，在下列溶液中发生如下反应

①16H++10Z-+2XO4-＝2x2++5Z2+8H2O ②2A2+ +B2＝2A3++2B- ③2B-+Z2＝B2+2Z- 由此判断下列说法错误的是（ ）

A.反应Z2+2A2+＝2A3++2Z-可以进行。 B.Z元素在①③反应中均被还原

3+

2+

C.氧化性由强到弱的顺序是XO4-、Z2、B2、A3+ D.还原性由强到弱的顺序是A2+、B-、Z-、X2+

常见氧化剂（1）非金属性较强的单质：F2、Cl2、Br2、I2、O3、O2等

（2）变价元素中高价态化合物：KClO3、KMnO4、Fe3+盐、K2Cr2O7、

浓H2SO4、HNO3等

（3）其它HClO、MnO2、Na2O2、H2O2、NO2等

常见还原剂（1）金属性较强的单质K、Na、Mg、Al、Fe、Zn

（2）某些非金属单质：H2、C、Si等

（3）变价元素中某些低价态化合物：H2S、HBr、HI、Fe2+及盐，SO2等

氧化还原反应方程式的配平方法

1.配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒

2.化合价升降法的基本步骤为：“一标、二等、三定、四平、五查”。

“一标”指的是标出反应中发生氧化和还原反应的元素的化合价，注明每种物质中升高或降低的总价数。

“二等”指的是化合价升降总数相等，即为两个互质(非互质的应约分)的数交叉相乘。

“三定”指的是用跟踪法确定氧化产物、还原产物化学式前的系数。

“四平”指的是通过观察法配平其它各物质化学式前的系数。

“五查”指的是在有氧元素参加的反应中可通过查对反应式左右两边氧原子总数是否相等进行复核(离子反应还应检查电荷数是否相等)，如相等则方程式已配平，最后将方程式中“—”改为“=”。