氧化還原反基本概念

1、氧化還原反應(yīng)高考化學熱點知識訓(xùn)練：氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)中的概念與規(guī)律:一、 五對概念  在氧化還原反應(yīng)中，有五對既相對立又相聯(lián)系的概念。它們的名稱和相互關(guān)系是：二、 五條規(guī)律1、表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性、處于最低價態(tài)時只具有還原性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。2、性質(zhì)強弱規(guī)律3、反應(yīng)先后規(guī)律在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先

2、被氧化的是Fe2+   4、價態(tài)歸中規(guī)律含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價低價中間價”的規(guī)律。5、電子守恒規(guī)律在任何氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數(shù)一定相等。三物質(zhì)氧化性或還原性強弱的比較:（1）由元素的金屬性或非金屬性比較<1>金屬陽離子的氧化性隨其單質(zhì)還原性的增強而減弱非金屬陰離子的還原性隨其單質(zhì)的氧化性增強而減弱（2）由反應(yīng)條件的難易比較不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，反應(yīng)條件越易，其氧化劑的氧化性越強。如： 前者比后者容易發(fā)生反應(yīng)，可判斷氧化性： 。同理，

3、不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時，反應(yīng)條件越易，其還原劑的還原性越強。（3）根據(jù)被氧化或被還原的程度不同進行比較當不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。如 ，根據(jù)鐵被氧化程度的不同 ，可判斷氧化性： 。同理，當不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越強。（4）根據(jù)反應(yīng)方程式進行比較氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物（5）根據(jù)元素周期律進行比較一般地，氧化性：上>下，右>左；還原性：下>上，左>右。（6）某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與

4、下列因素有關(guān)：溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。酸堿性：如中性環(huán)境中 不顯氧化性，酸性環(huán)境中 顯氧化性；又如 溶液的氧化性隨溶液的酸性增強而增強。注意：物質(zhì)的氧化性或還原性的強弱只決定于得到或失去電子的難易，與得失電子的多少無關(guān)。如還原性： ，氧化性：主干知識梳理一從元素的化合價的角度分析：從化合價升降的角度分析鈉和氯氣的反應(yīng)2Na+Cl2點燃2NaCl由此可見，用化合價變化的觀點不僅能分析有氧元素得失的反應(yīng)，還能分析無氧元素得失的反應(yīng)。氧化反應(yīng)所含元素有化合價升高的反應(yīng)，還原反應(yīng)所含元素有化合價降低的反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)凡有化合價升降的化學反

5、應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)。氧化劑化合價降低的物質(zhì), 被還原還原劑化合價升高的物質(zhì)，被氧化 二、從電子轉(zhuǎn)移的角度分析：電子轉(zhuǎn)移與價變的關(guān)系電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目與化合價的升降總數(shù)相等。1.氧化反應(yīng)：所含元素有失去（或偏離）電子的反應(yīng)。 2.還原反應(yīng)：所含元素有得到（或偏向）電子的反應(yīng)。 3.氧化還原反應(yīng)：凡是有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）的反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)。 4.氧化劑：在氧化還原反應(yīng)中，得到電子（或電子對偏向）的物質(zhì)。5.還原劑：在氧化還原反應(yīng)中，失去電子（或電子對偏離）的物質(zhì)。 6.氧化產(chǎn)物：反應(yīng)物中的某元素發(fā)生氧化反應(yīng)后對應(yīng)的生成物。7.還原產(chǎn)物：反應(yīng)物中的某元素發(fā)生還原反應(yīng)后對應(yīng)的生成物。小結(jié)：基本概念

6、之間的關(guān)系：氧化劑有氧化性化合價降低得電子被還原發(fā)生還原反應(yīng)生成還原產(chǎn)物還原劑有還原性化合價升高失電子被氧化發(fā)生氧化反應(yīng)生成氧化產(chǎn)物三、電子轉(zhuǎn)移的表示方法（1）單線橋法。從被氧化（失電子，化合價升高）的元素指向被還原（得電子，化合價降低）的元素，標明電子數(shù)目，不需注明得失。例：2e-MnO2+4HCl（濃）MnCl2+Cl2+2H2O （2）雙線橋法。得失電子分開注明，從反應(yīng)物指向生成物（同種元素）注明得失及電子數(shù)。例：得2e-失2e-MnO2+4HCl（濃）MnCl2+Cl2+2H2O失5e得5×e注意兩類特殊的化學反應(yīng)。歧化反應(yīng)，同種元素同價態(tài)在反應(yīng)中部分原子化合價升高，部分原子

7、化合價降低。例：3Cl2+6KOHKClO3+5KCl+3H2O 失5×e-得5e-歸中反應(yīng)。不同價態(tài)的同種元素的原子在反應(yīng)中趨于中間價態(tài)，解此類題最好將該元素的不同價態(tài)用數(shù)軸標出，變化的區(qū)域只靠攏，不重疊。例：KClO3+6HCl3Cl2+ 6KCl +3H2O 四氧化還原反應(yīng)與四大基本反應(yīng)類型的關(guān)系置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)；復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)；有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)；有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)也是氧化還原反應(yīng)。從數(shù)學集合角度考慮：【要點透析】 1氧化還原反應(yīng)的判斷方法凡是有元素化合價升降的化學反應(yīng)就是氧化還原反應(yīng)。判斷的依據(jù)就是尋找整個反應(yīng)過程是否有元素化合價在反

8、應(yīng)前后發(fā)生變化。2、氧化還原中的基本規(guī)律：電子得失相等：對于一個完整的氧化還原反應(yīng)，氧化劑得到的電子總數(shù)與還原劑失去的電子總數(shù)相等?；蟽r升降相等：在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑化合價降低的總數(shù)一定等于還原劑化合價升高的總數(shù)。3常見的氧化劑（1）活潑的非金屬單質(zhì)：Cl2、Br2、O2等（2）含高價金屬陽離子的化合物：FeCl3、CuCl2、AgNO3等（3）含有較高化合價元素的化合物：H2SO4、HNO3、KMnO4、K2Cr2O3、MnO2、HClO4、HClO3、HClO等4常見的還原劑（1）活潑成較活潑的金屬：K、Na、Al、Mg、Zn等（2）含低價金屬陽離子的化合物：FeCl2（3）某些非金

9、屬單質(zhì)：C、H2、Sr、P等（4）含有較低化合價元素的化合物：HCl、Na2S、KI、NH3、CO、SO2、Na2SO3等在含可變價元素的化合物中，具有中間價態(tài)元素的物質(zhì)（單質(zhì)成化合物）既可做氧化劑，又可做還原劑。如Cl2、SO2、S、H2O2等既具有氧化性、又具有還原性。學習中應(yīng)注意：氧化劑和還原劑的確定要以實際反應(yīng)為依據(jù)，是相對而言的，同一物質(zhì)在不同條件下，不同反應(yīng)中，可以作還原劑，也可以作氧化劑。如：（還原劑）（氧化劑）（氧化劑）（還原劑）還有一些物質(zhì)，在同一反應(yīng)中既是氧化劑又是還原劑。如（氧化劑、 還原劑）因此對規(guī)律性的知識既不能生搬硬套，也不能死記硬背，靈活掌握知識，以辯證的觀點去看

10、待問題、解決問題。5、氧化性還原性強弱判斷（一）根據(jù)氧化還原反應(yīng)判斷1反應(yīng)方向：由強到弱氧化劑還原劑還原產(chǎn)物氧化產(chǎn)物氧化性：氧化劑 氧化產(chǎn)物；氧化劑還原劑還原性：還原劑 還原產(chǎn)物；還原劑氧化劑2反應(yīng)條件：強易弱難達到相同的氧化程度（還原劑升高到同一價態(tài)），強氧化劑容易，弱氧化劑難；達到相同的還原程度（氧化劑降低到同一價態(tài)），強還原劑容易，弱還原劑難。3反應(yīng)產(chǎn)物：氧化還原程度：強大弱小氧化同一還原劑，強氧化劑比弱氧化劑氧化程度大，即使還原劑的化合價升得更高；還原同一氧化劑，強還原劑比弱還原劑還原程度在，即使氧化劑的化合價降得更低。 (二)根據(jù)金屬活動性判斷還原性K>Ca>Na>

11、Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 氧化性K+<Ca2+<Na+<Mg2+<Al3+<Zn2+<Fe2+<Sn2+<Pb2+<Cu2+<Fe3+<Hg2+<Ag+（三）根據(jù)化合價推斷含同種元素的物質(zhì)，一般是價態(tài)越高的氧化性越強,價態(tài)越低的還原性越強。6、氧化還原反應(yīng)方程式的配平（1）配平依據(jù)：化合價升降總數(shù)相等或電子轉(zhuǎn)移總數(shù)相等。（2）配平方法：化合價升降法或電子轉(zhuǎn)移法。（3）配平步驟：標價態(tài)：標出反應(yīng)前后化合價有變化的元素的化合價。

12、列變化：列出反應(yīng)前后化合價的改變情況。求總數(shù)：根據(jù)化合價升降總數(shù)相等求最小公倍數(shù)。配關(guān)鍵化學計量數(shù)。用觀察法配平其他物質(zhì)的化學計量數(shù)。檢查兩邊原子個數(shù)和電荷是否守恒。（4）氧化還原反應(yīng)離子方程式的配平首先利用化合價升降法配平參加氧化還原反應(yīng)的離子或分子的化學計量數(shù)；然后利用電荷守恒和質(zhì)量守恒配平未參加氧化還原反應(yīng)的離子或分子的化學計量數(shù)。如：MnO4+ H2S+ H Mn2 + S + H2O （5）缺項氧化還原方程式的配平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(yīng)物與生成物，觀察增減的原子或離子數(shù)確定未知項及其化學計量數(shù)，缺項一般是水、酸、堿等3、氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律 （1）表現(xiàn)性質(zhì)

13、規(guī)律 當元素具有可變化合價時,一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有原性，處于中間價態(tài)時既具有氧化性又具有還原姓。如：濃H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有還原性，單質(zhì)S既具有氧化性又具有還原性。 （2）性質(zhì)強弱規(guī)律 在氧化還原反應(yīng)中，強氧化劑+強還原劑=弱氧化劑(氧化產(chǎn)物)+弱還原劑(還原產(chǎn)物)，即氧化劑的氧化性比氧化產(chǎn)物強，還原劑的還原性比還原產(chǎn)物強。如由反應(yīng)2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知， FeCl3的氧化性比I2強，KI的還原性比FeCl2強。 一般來說，含有同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)，價態(tài)越高氧化性越強(氯的含氧酸除外)，價態(tài)越低還原性越強。

14、如氧化性：濃H2SO4，S02(H2S03)，S；還原性： H2S>S>SO2。 在金屬活動性順序表中，從左到右單質(zhì)的還原性逐漸減弱，陽離子(鐵指Fe2+)的氧化性逐漸增強。 （3）反應(yīng)先后規(guī)律 同一氧化劑與含多種還原劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應(yīng)時，首先被氧化的是還原性較強的物質(zhì)；同一還原劑與含多種氧化劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應(yīng)時，首先被還原的是氧化性較強的物質(zhì)。如：將Cl2通人物質(zhì)的量濃度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先與NaI反應(yīng)；將過量鐵粉加入到物質(zhì)的量濃度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，F(xiàn)e首先與Fe3+反應(yīng)。FeBr2 中通入Cl2 ,HBr

15、和H2SO3 中通入Cl2 （4）價態(tài)歸中規(guī)律 含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)問發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價一中間價”，而不會出現(xiàn)交錯現(xiàn)象。-5e-+5e-KClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O 而不是-6e-+6e-KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O (5)歧化反應(yīng)規(guī)律 發(fā)生在同一物質(zhì)分子內(nèi)、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應(yīng)，叫做歧化反應(yīng)。其反應(yīng)規(guī)律是：所得產(chǎn)物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即“中間價高價+低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應(yīng)，如： Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20

16、5、有關(guān)計算 在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑與還原劑得失電子數(shù)相等。這是進行氧化還原反應(yīng)計算的基本依據(jù)。點撥：氧化還原反應(yīng)比較典型的計算有：求氧化劑與還原劑物質(zhì)的量之比或質(zhì)量比，計算參加反應(yīng)的氧化劑或還原劑的量，確定反應(yīng)前后某一元素的價態(tài)變化等。計算的關(guān)鍵是依據(jù)氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)，列出守恒關(guān)系式求解。從試題的變化趨勢來看，有一類題目已知參加反應(yīng)的氧化劑與還原劑的物質(zhì)的量之比，計算確定產(chǎn)物。計算公式如下：  氧化劑物質(zhì)的量×變價元素的個數(shù)×化合價的變化值=還原劑物質(zhì)的量×變化元素的個數(shù)×化合價的變化值。氧化還原反應(yīng)中的一些規(guī)律(1)氧

17、化劑的氧化能力必須大于氧化產(chǎn)物的氧化能力，還原劑的還原能力必須大于還原產(chǎn)物的能力，氧化還原反應(yīng)才能發(fā)生。即：氧化劑+ 還原劑 還原產(chǎn)物+ 氧化產(chǎn)物（強氧化性）(強還原性)(弱還原性)（弱氧化性）(2)同種元素之間，若價態(tài)相鄰，則不發(fā)生氧化還原反應(yīng)；若價態(tài)相間隔，一般在一定條件下能反應(yīng)。如C與CO不能反應(yīng)而C與CO2可以反應(yīng)。（3）同種元素不同價態(tài)物質(zhì)間的氧化還原反應(yīng)，氧化劑被還原到的價態(tài)不能低于還原劑被氧化到的價態(tài)。如：（4）多個氧化劑的混合物遇同一還原劑時，氧化性強的優(yōu)先反應(yīng)。反之亦然。如把一定量的Zn粉加入到物質(zhì)的量濃度相同的Ag+、Cu2+的混合溶液中。因氧化能力Ag+Cu2+，所以Zn

18、先被Ag+氧化。一、常見的氧化劑和還原劑常見幾種氧化劑及其還原產(chǎn)物 類別氧化劑 還原產(chǎn)物實例 注活潑非金屬X2 （F2、Cl2 Br2 I2），O2X-；含氧化合物 溶液高價態(tài)氧化物MnO2 Mn2+高價態(tài)含氧酸H2SO4 (濃)，HNO3 (濃)HNO3 （稀）SO2 ，NO2 NO高價態(tài)鹽KMnO4 （MnO4-） FeCl3 （Fe3+ ）Mn2+ Fe2+酸性過氧化物Na2O2 H2O2O2常見幾種還原劑及其氧化產(chǎn)物 類別 還原劑氧化產(chǎn)物 實例注活潑金屬單質(zhì)Na、Al、Zn、Fe 金屬陽離子某些非金屬單質(zhì)H2 、C、Si H2O、CO2 、SiO2 高溫低價態(tài)氧化物CO，SO2 CO2

19、 ，SO42- 高溫，溶液低價態(tài)無氧酸HX、H2S X2、，S低價態(tài)鹽Na2SO3 （SO32-）FeCl2 (Fe2+ )SO42- ，F(xiàn)e3+二：標電子轉(zhuǎn)移的情況：（1）雙線橋法要點：箭頭指向 標“得或失” 箭頭表示反應(yīng)前后變化，不表示電子轉(zhuǎn)移方向MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O KClO3 +6HCl=KCl+3Cl2 +3H2O（2）單線橋法： 要點：箭頭指向 不標“得或失”強化訓(xùn)練：一、標出下列反應(yīng)電子轉(zhuǎn)移情況1、2Na+Cl2=2NaCl 2、2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O23、4NH3+5O2=4NO+6H2O 4、Cl2+H2O=HCl

20、+HClO 5、MnO2+4HCl（濃）=MnCl2+Cl2+2H2O 6、KClO3+6HCl=2KCl+3Cl2+3H2O 7、2KClO3+4HCl（濃）=2KCl+Cl2+2ClO2+2H2O氧化反應(yīng)方程的配平【基礎(chǔ)知識精講】1.氧化還原反應(yīng)的實質(zhì)參加反應(yīng)的原子間的電子轉(zhuǎn)移(包括電子得失或共用電子對的偏移).2.氧化還原反應(yīng)的有關(guān)概念可從下列關(guān)系中歸納出來.3.氧化還原反應(yīng)方程式的配平(1)配平依據(jù)氧化劑化合價降低總數(shù)與還原劑化合價升高總數(shù)相等，即得失電子守恒和質(zhì)量守恒.(2)配平的步驟標好價、列變化、求總數(shù)、配系數(shù)(3)配平方法：化合價升降法、觀察法、代數(shù)法、整體標價法等，其中最常見

21、的是化合價升降法.氧化還原方程式的配平方法很多，下面介紹幾種配平策略和技巧：1.自身反應(yīng)，逆向配平如果化合價有升降的元素是同一物質(zhì)中的同種元素，或氧化劑、還原劑是同一種物質(zhì)時，可從生成物的一邊進行配平，首先確定氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù).2.多種變價，合并計算如果同一分子內(nèi)有多種元素的化合價發(fā)生升降變化，可把這個分子當整體，合并計算此分子內(nèi)化合價升高或降低的總值.3.同種元素的化合價變化，只相鄰不相交同種元素間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)，化合價升降后一般變成相鄰狀態(tài)，或是同處于高價(氧化劑)和低價(還原劑)中間的某一價態(tài)，而不可能出現(xiàn)化合價的交叉現(xiàn)象其中FeS中的被氧化成S，H2SO4中的被還原為SO2

22、，F(xiàn)e2(SO4)3中的SO42-由H2SO4提供.氧化性、還原性強弱的判斷方法知識點：1、氧化性 還原性 2、判斷方法：（1）根據(jù)周期律判斷 非金屬單質(zhì)氧化性：同周期左右 ，同主族上下 ，在周期表中，氧化性強的單質(zhì)在： 陰離子的還原性： 同周期左右 ，同主族上下 ，金屬單質(zhì)還原性：同周期左右 ，同主族上下 。在周期表中，還原性強的單質(zhì)在： 陽離子的氧化性：同周期左右 ，同主族上下 ，（2）、根據(jù)反應(yīng)方程式判斷氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物氧化性： 還原性： （3）、利用反應(yīng)時的不同條件判斷例1：2 KMnO4 + 16 HCl(濃) = 2 KCl + 2 MnCl2 + 5

23、 Cl2+ 8 H2OMnO2 + 4 HCl（濃） MnCl2 + Cl2 + 2 H2OO2 + 4 HCl(濃) 2 Cl2 + 2 H2O(地康法制氯氣)三個反應(yīng)從氯元素的化合價看共同點是由1價升高到0價，氧化能力 KMnO4、MnO2、O2由小到大順序為 KMnO4、MnO2、O2 。小結(jié)：氧化劑不同，還原劑相同，需要條件越多（濃度、溫度、催化劑等），則該物質(zhì)的氧化能力越弱。（4）、根據(jù)氧化還原的程度判斷當具有可變化合價的還原劑與不同氧化劑在相同條件下作用時，可根據(jù)氧化產(chǎn)物價態(tài)的高低來判斷氧化劑氧化性強弱例2：已知 Fe + S FeS 2Fe + 3 Cl2 2FeCl3 2Cu

24、+ S Cu2S Cu + Cl2 CuCl2比較S、Cl2的氧化性強弱 Cl2S 。小結(jié)：還原劑、反應(yīng)條件均相同，氧化劑不同，還原劑被氧化后價態(tài)越高（氧化程度越深），則氧化劑的氧化性越強。（5）、根據(jù)金屬活動性順序表判斷（非金屬順序：F2 > Cl2 > O2 > Br2 > I2 > S）K Ca Na Mg Al (H) Cu Fe2+ Hg Ag PtK+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ (H+) Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+ Pt2+（6）、根據(jù)元素的化合價判斷含有同種元素的不同物質(zhì)，一般情況下，價態(tài)越高其氧化性越強。Fe3+ > F

25、e2+ (反常：HClO > HClO2> HClO3 > HClO4)（7）、反應(yīng)中得到相同數(shù)目的電子所放出的能量越多，則該元素氧化性越強，反應(yīng)中失去相同數(shù)目的電子所需要的能量越少，則該元素還原性越強。例3：A與B兩元素的原子，當他們分別獲得一個電子形成稀有氣體的電子層結(jié)構(gòu)時，A放出的能量大于B，則可判斷（CD）A、A的氧化性小于B B、A-的還原性大于B- C、B- 的還原性大于A- D、A的氧化性大于B（8）、根據(jù)電極反應(yīng)判斷一般：原電池：活潑金屬作負極（金屬還原性強）電解池：陽極：先放電的陰離子還原性強 陰極：先放電的陽離子氧化性強 例4、X、Y、Z、M代表四種金屬元素，金屬X和Z用導(dǎo)線連接放入稀硫酸中時，X溶解，Z極上有H2