高考化學(xué)知識點之氧化還原反應(yīng)

1、學(xué)習(xí)必備歡迎下載高考化學(xué)知識點之氧化還原反應(yīng)考試要點考試說明理解氧化還原反應(yīng)，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(yīng)熟練掌握氧化性和還原性強弱能判斷氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目，并能配平反應(yīng)方程式能運用元素守恒、電子守恒、電荷守恒，進行氧化還原反應(yīng)計算考綱解讀氧化還原反應(yīng)的基本概念；氧化劑、氧化產(chǎn)物、還原劑、還原產(chǎn)物的判斷氧化 還原反應(yīng)中電子得失情況的表示方法；氧化性、 還原性強弱的比較； 氧化還原反應(yīng)方程式的配平；能根據(jù)質(zhì)量守恒定律正確書寫化學(xué)方程式，并能進行有關(guān)計算命題方向：氧化還原反應(yīng)是高考的必考考點，近年來呈現(xiàn)如下命題趨勢， 以典型物質(zhì)或社會實際問題為載體，

2、 考查學(xué)科內(nèi)知識的綜合運用能力。氧化性、 還原性強弱的判斷方法高考題中可能加了一句信息， 增加了題目難度。這提示大家讀題要細致，千萬不要只憑經(jīng)驗！氧化還原反應(yīng)的計算是高考的重點也是高考的難點，做這種類型的題時， 要抓住氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)和特征；得失電子守恒，即得失電子總數(shù)相等或化合價升降總數(shù)相等?？傊痪湓挘耗膬河醒?化 )還(原 )反應(yīng)，哪兒有得失 (電子 )守恒。知識點 1.氧化還原反應(yīng)、氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物概念定義注意點氧化反應(yīng)物質(zhì)失去電子的反應(yīng)物質(zhì)失去電子的外部表現(xiàn)為化合價的升高還原反應(yīng)物質(zhì)得到電子的反應(yīng)物質(zhì)得到電子的外部表現(xiàn)為化合價的降低被氧化元素失去電子的過程元素失去

3、電子的外部表現(xiàn)為化合價的升高被還原元素得到電子的過程元素得到電子的外部表現(xiàn)為化合價的降低通過發(fā)生氧化反應(yīng)所得氧化還原反應(yīng)中，氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物可以是同一氧化產(chǎn)物的生成物種產(chǎn)物，也可以是不同產(chǎn)物，還可以是兩種或兩種學(xué)習(xí)必備歡迎下載還原產(chǎn)物通過發(fā)生還原反應(yīng)所得的生成物以上的產(chǎn)物。如反應(yīng) 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 中， Fe2O3 和 SO2 均既為氧化產(chǎn)物，又為還原產(chǎn)物。常見氧化劑：(1) 活潑的非金屬單質(zhì)；如鹵素單質(zhì)氧化劑得到電子的反應(yīng)物還原劑失去電子的反應(yīng)物氧化性得到電子的能力(X 2)、 O2 、S 等 (2) 高價金屬陽離子；如Fe3+、 Cu2+等 (3)高價或較高價

4、含氧化合物； 如 MnO 2、濃 H 2SO4、HNO 3、 KMnO 4 等(4) 過氧化物；如Na2O2 、H 2O2 等常見還原劑：活潑或較活潑的金屬；如K 、 Na、Z n、Fe 等一些非金屬單質(zhì)；如H2、C、Si 等較低態(tài)的化合物；CO、 SO2、 H 2S、 Na 2SO3、 FeSO4物質(zhì)的氧化性、還原性的強弱與其得失電子能力有關(guān)，與得失電子的數(shù)目無關(guān)。知識點 2物質(zhì)的氧化性強弱、還原性強弱的比較。氧化性 得電子性，得到電子越容易 氧化性越強還原性 失電子性，失去電子越容易 還原性越強由此，金屬原子因其最外層電子數(shù)較少，通常都容易失去電子，表現(xiàn)出還原性，所以，一般來說， 金屬性也

5、就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數(shù)較多， 通常都容易得到電子，表現(xiàn)出氧化性，所以，一般來說，非金屬性也就是氧化性。1.根據(jù)金屬活動性順序來判斷:一般來說， 越活潑的金屬， 失電子氧化成金屬陽離子越容易， 其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越容易，氧化性越強。2.根據(jù)非金屬活動性順序來判斷:一般來說， 越活潑的非金屬， 得到電子還原成非金屬陰離子越容易， 其陰離子失電子氧化成單質(zhì)越難，還原性越弱。3.根據(jù)氧化還原反應(yīng)發(fā)生的規(guī)律來判斷: 氧化還原反應(yīng)可用如下式子表示：學(xué)習(xí)必備歡迎下載規(guī)律：反應(yīng)物中氧化劑的

6、氧化性強于生成物中氧化產(chǎn)物的氧化性，反應(yīng)物中還原劑的還原性強于生成物中還原產(chǎn)物的還原性。4.根據(jù)氧化還原反應(yīng)發(fā)生的條件來判斷:如： Mn0 2+4HCl( 濃 )MnCl 2+C1 2 +2H02KMn0 4+16HCl( 濃 )=2MnCl 2+5C1 2 +8H2O后者比前者容易 (不需要加熱 )，可判斷氧化性KMn0 4>Mn0 25.根據(jù)反應(yīng)速率的大小來判斷:如:2Na 2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H 2SO3+O 2=2H 2SO4（慢），催化劑，2SO2 O22SO 3其還原性 : Na2SO4>H 2SO3>SO26.根據(jù)被氧化或被還原的程度來判斷

7、:點燃CuCl 2 ， 2Cu SCu 2 S，即氧化性 : Cl 2S 。如： Cu Cl 2又如 : 2HBr H 2SO 4(濃 )Br2SO22H 2O ， 8HI H 2SO 4(濃) 4I 2 H 2S4H2O ，即有還原性 : HIHBr。7.根據(jù)原電池的正負極來判斷：在原電池中，作負極的金屬的還原性一般比作正極金屬的還原性強。8.根據(jù)電解池中溶液里陰、陽離子在兩極放電順序來判斷。如:Cl -失去電子的能力強于OH-，還原性 : ClOH。9.根據(jù)元素在周期表中位置判斷：(1) 對同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、 Mg 、 A1 金屬性依次減弱，其還原性也

8、依次減弱。(2) 對同主族的金屬而言，從上到下其金屬活潑性依次增強。如Li 、Na、K 、 Rb、 Cs 金屬活潑性依次增強，其還原性也依次增強。（3）對同主族的非金屬而言，從上到下其非金屬活潑性依次減弱。如F、Cl 、Br 、 I 非金屬活潑性依次減弱，其氧化性也依次減弱。10.根據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)進行判斷：元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態(tài)既有氧化又有還原性。學(xué)習(xí)必備歡迎下載一般來說，同種元素價越高，氧化性越強；價越低還原性越強。如氧化性:Fe3+>Fe2+>Fe,S(+6 價 )>S(+4 價 )等，還原性 :H 2S>S>

9、SO2，但是，氧化性： HClO 4< HClO 34< HClO 24< HClO 。注意： 物質(zhì)的氧化性、 還原性不是一成不變的。同一物質(zhì)在不同的條件下，其氧化能力或還原能力會有所不同。如：氧化性：HNO 3（濃） HNO 3（稀）； Cu 與濃 H 2SO4 常溫下不反應(yīng)，加熱條件下反應(yīng)；KMnO 4 在酸性條件下的氧化性比在中性、堿性條件下強。原子的氧化性一般都強于分子的氧化性。如：氧化性F F2、Cl Cl 2、OO2 等。知識點 3氧化還原反應(yīng)方程式的配平方法1.配平原則：電子守恒、原子守恒、電荷守恒2.配平步驟（ 以高錳酸鉀和濃鹽酸反應(yīng)制氯氣為例）：標出化合價變化了的元素的化合價。如：+7-1+40KMnO 4+HCl=KCl+MnCl2+Cl 2 +H2O根據(jù)元素存在的實際形式調(diào)整發(fā)生了氧化還原反應(yīng)的物質(zhì)的系數(shù)，使之成1 1 的關(guān)系。如： +7-1+40KMnO 4+2HCl=KCl+MnCl2+Cl 2 +H2O調(diào)整系數(shù)，使化合價升降總數(shù)相等?；蟽r 5×KMnO 4+2HCl=KCl+MnCl2+Cl 2 +H2O化合價 2×根據(jù)化合價升降總數(shù)相等確定發(fā)生氧化還原反應(yīng)的物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)。如：42+5Cl2 +H22KMnO +10HCl=KCl+2MnClO利用元素守恒，用觀察方法配平?jīng)]有參加氧化還原反應(yīng)的其他物質(zhì)的系數(shù)。