氧化還原反應(講)-2023年高考化學一輪復習(解析版)

第03講氧化還原反應

公考綱考情

1.理解氧化還原反應的本質是電子的轉移。

2.知道常見的氧化還原反應，并能利用氧化還原反應等概念對常見反應進行分類和分析說明。

3.能從元素價態(tài)的角度，依據(jù)氧化還原反應原理，預測物質的化學性質和變化。

4.能利用得失電子守恒法進行氧化還原反應方程式的配平和計算。

5.掌握質量守恒定律及其應用。

6.能從化學反應中元素化合價的變化認識氧化劑和還原劑、氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物等概念，熟知常見的氧

化劑和還原劑，理清相關概念間的關系。促進“變化觀念”化學核心素養(yǎng)的發(fā)展。

7.認識物質的氧化性、還原性，學會分析預測物質具有的氧化性或還原性，建立判斷物質氧化性、還原

性強弱的“思維模型

【核心素養(yǎng)分析】

證據(jù)推理與模型認知：建立氧化還原反應的觀點，掌握氧化還原反應的規(guī)律，結合常見的氧化還原反

應理解有關規(guī)律；通過分析、推理等方法認識氧化還原反應的特征和實質，建立氧化還原反應計算和配平

的思維模型。

科學探究與創(chuàng)新意識：認識科學探究是進行科學解釋和發(fā)現(xiàn)。創(chuàng)造和應用的科學實踐活動；能從氧化

還原反應的角度，設計探究方案，進行實驗探究，加深對物質氧化性、還原性的理解。

⑥考點梳理

知識點一氧化還原反應的相關概念

一、氧化還原反應

1.氧化還原反應的本質和特征

葡嬴電子轉移（得失或偏移）

、原反應尸體反應過程中元素的化合價發(fā)生變化

2.氧化還原反應的相關概念及其關系

.合價降低得到電子，發(fā)生還子反應,

一|生成

氧化劑+還原劑——?還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

|［生成

化合價升高失去電子，發(fā)生氧化反應

1/18

I氧,劑產(chǎn)T氧，性警還原，反應H被呼記!生叫還原,產(chǎn)物|

囂常是性質反應過程產(chǎn)物

?還:劑畢』還!性誓?氧化L應口被!碎鷗~i氧化［物?

例如，反應MnC)2+4HCl(濃尸=2==MnC12+CbT+2H2。中，氧化劑是MnCh，還原劑是HC1,氧化產(chǎn)物

是Cl2?生成1molCl2時轉移電子數(shù)目為2NA,被氧化的HC1的物質的量是2_moL鹽酸表現(xiàn)的性質是酸性

和還原性。

【特別提醒】元素由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)時，該元素不一定被還原。如：Cu2+-Cu時，銅元素被還原，

C「1C12時，氯元素被氧化。

3.氧化還原反應中電子轉移的表示方法

(1)雙線橋法

①表示方法

得到?ie

II

氧化劑十還原劑一還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

It

失去ne

寫出Cu與稀硝酸反應的化學方程式并用雙線橋標出電子轉移的方向和數(shù)目：

失去3X2-

II

3Cu+8HNC)3(稀)==3CU(NO3)2+2NOf+4H2O

It

得到2X3e-o

②注意事項

a.箭頭指向反應前后有元素化合價變化的同種元素的原子，且需注明“得到”或“失去”。

b.箭頭的方向不代表電子轉移的方向，僅表示電子轉移前后的變化。

C.失去電子的總數(shù)等于得到電子的總數(shù)。

(2)單線橋法

①表示方法

ne

II

氧化劑+還原劑——還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

寫出Cu與稀硝酸反應的化學方程式并用單線橋標出電子轉移的方向和數(shù)目：

2/18

6e

3Cu+8HN()s(#)—3CU(N()3)2+2N()f+4H4)

②注意事項

a.箭頭從失電子元素的原子指向得電子元素的原子。

b.不標“得至/或"失去”，只標明電子轉移的總數(shù)。

c.線橋只出現(xiàn)在反應物中。

4.一些特殊物質中元素的化合價

+2+4+3+2

Mn(0H)2MnO(OH)2FeP04LiFePO4

+6+2-2+1+2

K2FeO4CuFeS2CuClCu2(OH)2cb

+i-i+3+5+3

CuHAs2s3H3Ase)4H3Ase)3

+i+3+5+4

NaClONaC102NaC103C102

+i-2+4-3

N20N2H4N2O4LiNH2

-3+2-3+3+2

AINKCNH2C2O4Na2s2O3

+3-1+6+6

NaBH4K2Cr2O7K2CrO4Na2楞O5

5.氧化還原反應與四種基本反應類型間的關系

(1)有單質參與的化合反應是氧化還原反應。

(2)有單質生成的分解反應是氧化還原反應。

放由

(3)有單質參加或生成的化學反應，不一定是氧化還原反應，如3O2=^=2O3o

(4)所有的置換反應都是氧化還原反應。

(5)所有的復分解反應都不是氧化還原反應。

二、氧化劑與還原劑

3/18

1.常見氧化劑

常見氧化劑包括某些非金屬單質、含有高價態(tài)元素的化合物、過氧化物等。如:

3+

Cl2濃硫酸HNO3KMnO4Fe

IIIII

crS02NO或NC)2MI?+Fe2+或Fe

【特別提醒】

（1）02、在水溶液中的還原產(chǎn)物，其中酸性條件下是H2。，中性、堿性條件下是0H-；而當還原

產(chǎn)物為固態(tài)時是一或01。

（2）濃硝酸的還原產(chǎn)物是N02,稀HN03的還原產(chǎn)物是NO。

2.常見還原劑

常見還原劑包括活潑的金屬單質、非金屬離子及低價態(tài)化合物、低價金屬陽離子、非金屬單質及其氫

化物等。如:

3.既可作氧化劑，又可作還原劑的物質或粒子

具有中間價態(tài)的物質或粒子既具有氧化性，又具有還原性,當遇到強還原劑反應時，作氧化劑，表現(xiàn)

氧化性；當遇到強氧化劑反應時，作還原劑，表現(xiàn)還原性。?？嘉镔|或粒子歸納如下:

【特別提醒】同一種氧化劑（或還原劑）所對應的還原產(chǎn)物（或氧化產(chǎn)物）不是一成不變的，而是決定于還

原劑（或氧化劑）的性質、反應條件、反應物的濃度、反應介質的酸堿性等多種因素。如KMnCU在酸性溶液

中的還原產(chǎn)物一般是MM+；在中性或堿性溶液中的還原產(chǎn)物一般是鑄的較高價態(tài)的化合物，如MnCh、

K2M11O4等。

【名師歸納】氧化還原反應概念的“五個誤區(qū)”

4/18

誤區(qū)一：某元素由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)時，該元素不一定被還原，也不一定被氧化。因為元素處于化合

態(tài)時，其化合價可能為正，也可能為負。若元素由負價變?yōu)?價，則其被氧化，若元素由正價變?yōu)?價，

則其被還原。

誤區(qū)二：在氧化還原反應中，非金屬單質不一定只作氧化劑，大部分非金屬單質往往既具有氧化性又

具有還原性，只是以氧化性為主。如在反應Cb+HzO-^HCl+HClO中，C12既表現(xiàn)氧化性又表現(xiàn)還原性。

誤區(qū)三：物質的氧化性或還原性的強弱取決于元素原子得失電子的難易程度，與得失電子數(shù)目的多少

無關。

誤區(qū)四：氧化還原反應中的反應物不一定都是氧化劑或還原劑，有的反應物可能既不是氧化劑也不是

還原劑。如Cb+fhOu^HCl+HClO,H2O既不是氧化劑，也不是還原劑。

誤區(qū)五：在氧化還原反應中，一種元素被氧化，不一定有另一種元素被還原，也可能是同一元素既被

氧化又被還原。如：2Na2C）2+2H2O===4NaOH+O2T中，NazCh既是氧化劑又是還原劑，氧元素一部分化合

價升高，一部分化合價降低。

【歸納總結】

標志本質結果反應行為

化合價降低得電子被還原發(fā)生還原反應

II

氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

（氧化性）（還原性）（弱還原性）（弱氧化性）

I1

化合價升高失電子被氧化發(fā)生氧化反應

tttt

標志本質結果反應行為

知識點二物質氧化性、還原性強弱的判斷

一、氧化性、還原性強弱的認識

1.氧化性指物質得電子的性質（或能力）；還原性指物質失電子的性質（或能力）。

2.氧化性、還原性的強弱取決于物質得、失電子的難易程度，與得、失電子數(shù)目的多少無關。例如：

Na-e-=Na+,Al-3e-=Al3+,根據(jù)金屬活動性順序可知，Na比A1活潑，更易失去電子，所以Na比

A1的還原性強。

3.從元素的價態(tài)考慮：最高價態(tài)——只有氧化性，如H2s0八KMnC>4等；最低價態(tài)——只有還原性，

如金屬單質、Cl>S?一等；中間價態(tài)——既有氧化性，又有還原性，如Fe2+、S、CI2等。

二、氧化性、還原性強弱的比較方法

5/18

物質氧化性(得電子的能力)、還原性(失電子的能力)的強弱取決于物質得失電子的難易，與得失電子的

數(shù)目無關，但也與外界因素(如反應條件、反應物濃度、酸堿性等)有關，具體判斷方法如下：

1.依據(jù)氧化還原反應原理來判斷

失電子，化合價升高，被氧化

r1

還原劑+氧化劑一氧化產(chǎn)物+還原產(chǎn)物

得電子，化合價降低，被還原

(1)氧化性強弱：氧化劑〉氧化產(chǎn)物。

(2)還原性強弱：還原劑>還原產(chǎn)物。

2.依據(jù)“二表、一律”判斷

(1)依據(jù)元素周期表判斷

①同主族元素對應單質的氧化性從上到下逐漸減弱，對應陰離子的還原性逐漸增強。

F->Cl2Br2b氧化性減弱

FCABr1還原性增強

②同周期元素對應單質的還原性從左到右逐漸減弱，氧化性逐漸增強。

NaMgAlSiPSCb還原性減弱，氧化性增強:

(2)依據(jù)元素的活動性順序表判斷

其單質的還原性逐漸減弱

金KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu

屬~~I——I~I——I~I~~I~I~I~I---------

K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+(H+)Cu2+Hg2+Ag+

陽離子的氧化性逐漸增強

非其單質的氧化性逐漸減弱

金FClBrIS

屬——I-------1----------1-----------1----------1------------->

F-ClBrIS2-

陰離子的還原性逐漸增強

(3)依據(jù)元素周期律判斷

①非金屬元素的最高價氧化物對應水化物的酸性越強，其對應單質的氧化性越強。

如酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3,則氧化性：Cl2>S>P>OSio

②金屬元素的最高價氧化物對應水化物的堿性越強，其對應單質的還原性越強。

如堿性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,則還原性：Na>Mg>AL

3.依據(jù)產(chǎn)物中元素價態(tài)的高低判斷

(1)相同條件下，不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產(chǎn)物價態(tài)高的其氧化性強。例如:

6/18

占燃

2Fe+3CU2FeCl3-------------------------------------

—?氧化性：C1?＞S

Fe+S-----FeS----------------------------------------------

（2）相同條件下，不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產(chǎn)物價態(tài)低的其還原性強。例如：

Cu+2Fe3+Cu2++2Fe2+—i------------------------

---,■還原性：Zn〉Cu

3Zn+2Fe"3Zn葉+2Fe」----------------------------

4.依據(jù)電化學原理判斷

（1）原電池：一般情況下，兩種不同的金屬構成原電池的兩極，其還原性：負極〉正極。

（2）電解池：用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的陽離子的氧化性較強，在陽極先放電的陰離

子的還原性較強。

5.依據(jù)影響因素判斷

⑴濃度：同一種物質，濃度越大，氧化性（或還原性）越強。如氧化性：濃H2s。4＞稀H2so4,濃HNC）3＞

稀HNO3;還原性：濃HC1＞稀HC1。

（2）溫度：同一種物質，溫度越高其氧化性越強。如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。

（3）酸堿性：同一種物質，所處環(huán)境酸（堿）性越強其氧化（還原）性越強。如氧化性:KMnC＞4（酸性）＞KMn04（中

性）〉KMn04（堿性）。

6.依據(jù)反應條件判斷

同一種物質，濃度越大，氧化性（或還原性）越強。如氧化性：濃H2s。4＞稀H2s04,

濃度

濃HN03＞稀HNO3;還原性：濃HC1＞稀HC1

同一種物質，溫度越高其氧化性越強。如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的

溫度

氧化性強

知識點三氧化還原反應的規(guī)律及其應用

一、價態(tài)規(guī)律

I.升降規(guī)律

氧化還原反應中，化合價有升必有降，升降總值相等。

2.價態(tài)歸中規(guī)律

含不同價態(tài)的同種元素的物質間發(fā)生氧化還原反應時，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)交叉現(xiàn)象。簡記為“兩相靠，不相交”。

例如：不同價態(tài)硫之間可以發(fā)生的氧化還原反應是下圖中的①②③④。

7/18

r下一ii③

-20+4+6

H,SSSO,H,SO4

IMI②1I

l

⑤

【特別提醒】不會出現(xiàn)⑤中H2s轉化為SO2,而H2sCM轉化為S的情況。

3.歧化反應規(guī)律

“中間價一>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。

例如：Cl2+2Na0H=NaCl+NaC10+H200

二、強弱規(guī)律

1.根據(jù)氧化性和還原性規(guī)律判斷

同一個反應中，氧化劑的氧化性強（填“強”或“弱”）于氧化產(chǎn)物的氧化性，還原劑的還原性強于還原產(chǎn)物

3+

的還原性。如反應2FeCb+2KI=2FeC12+l2+2KCl中，氧化性：Fe>I2；還原性：廠>Fe2+。

2.根據(jù)金屬活動性或非金屬活動性順序判斷

K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag,由左至右，單質的還原性逐漸減弱；K

+、Ca2+、Na+、Mg2+、A“、Zn2+>Fe2+^Sn2+>Pb2+.（H+）>Cu2+>Hg2+>Ag+,由左至右，陽離子的氧

化性逐漸增強；F2、Cb、Bn、I2、S,由左至右，單質的氧化性逐漸減弱；F-、Cl>Br\I->S2-,由左至

右，陰離子的還原性逐漸增強。

3.根據(jù)產(chǎn)物中元素價態(tài)的高低判斷

占燃A

如2Fe+3cl2=^=2FeCb，F(xiàn)e+S=FeS,則氧化性：CL>（填“>"或

三、先后規(guī)律

同一體系中，當有多個氧化還原反應發(fā)生時，反應的先后順序遵循強者優(yōu)先的規(guī)律。例如：向含相同

物質的量濃度的S2-、I,B「溶液中，緩慢通入氯氣，還原性強的離子優(yōu)先發(fā)生反應，先后順序為S2一、「、

Br；向含等物質的量濃度的Fe3+、Cu2\H\Ag+溶液中，緩慢加入足量的鎂粉，氧化性強的離子優(yōu)先發(fā)

生反應，先后順序為Ag+、Fe3+、Cu2+、H+o

四、守恒規(guī)律

氧化還原反應中，氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)。

知識點四氧化還原反應方程式的書寫與配平

1.氧化還原方程式配平的基本原則

8/18

,

數(shù)相等

電子總

劑得失

和還原

配氧化劑

守恒I—

—I電子

低總數(shù)

合價降

數(shù)=化

高總

價升

平化合

三

大

變

數(shù)不

和個

種類

子的

后原

應前

卜而

守恒

原―I質量

則

所帶電

陽離子

，陰、

前后

反應

離子

—

荷

—|電

相等

荷總數(shù)

驟

一般步

配平的

方程式

化還原

2.氧

：

如下

說明

為例

配平

程式

的方

反應

N03

與稀H

以Cu

步驟

方法

以上

變價

(1)標

+2

+2

+5

0

-

2O

O+H

2HN

(N03)

--Cu

(稀)-

NC)3

Cu+H

變化

(2)列

+2

+2

,

+5

0

H2O

P+

)3)2+4

p(NC

——C

3(稀)

HNO

Cu+

總數(shù)

(3)求

+2

+2

,

+5

0

O

+H2

+NP

O3)2

3(N

----錢

)3(稀)

HNC

du+

2

系數(shù)

(4)定

H2。

NOT+4

)2+2

(NO3

3CU

)===

C)3(稀

+8HN

3Cu

。

驗證

進行

恒來

子守

O原

利用

最后

等，

時相

配平

子在

他原

，其

守恒

(5)查

方法

的基本

】配平

技巧

【方法

平。

手配