氧化還原反應知識點總結

1、氧化還原反應氧化還原反應與四大基本反應類型的關系 置換反應都是氧化還原反應； 復分解反應都不是氧化還原反應； 有單質生成的分解反應是氧化還原反應； 有單質參加的化合反應也是氧化還原反應。從數學集合角度考慮：氧化還原反應的概念1. 基本概念.氧化還原反應、氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物概念定義注意點氧化反應物質失去電子的反應物質失去電子的外部表現為化合價的升咼還原反應物質得到電子的反應物質得到電子的外部表現為化合價的降低被氧化兀素失去電子的過程兀素失去電子的外部表現為化合價的升高被還原兀素得到電子的過程兀素得到電子的外部表現為化合價的降低氧化產物通過發(fā)生氧化反應所得的生成物氧化還原反應中，氧

2、化產物、還原產物可以是同一種產物，也可以是不同產物，還可以是兩種或兩種以上的產物。如反應4FeS2+11Q=2FesQ+8SQ中，Fe2Q3和SQ均既為氧化產物，又為還原產物。還原產物通過發(fā)生還原反應所得的生成物氧化劑得到電子的反應物常見氧化劑：(1)活潑的非金屬單質； 如鹵素單質(X2)、6 S等 高價金屬陽離子；如 Fe3、Cu2等高價或較高價含氧化合物；如MnQ、濃HzSQ、HN0 KMnQ等 過氧化物；如 NaO、H2Q等還原劑失去電子的反應物常見還原劑：活潑或較活潑的金屬；如K、Na、Zn、Fe等一些非金屬單質；如 H2、C Si等較低態(tài)的化合物； CO SO、H2S、NaSO、Fe

3、SO氧化性得到電子的能力物質的氧化性、還原性的強弱與其得失電子能力有關，與得失電子的數目無關。還原性失去電子的能力2. 基本概念之間的關系：氧化劑| .有氧化性|，化合價降低 一 得電子一被還原 一發(fā)生還原反應 生成還原產物還原劑|.有還原性| 化合價升高 失電子被氧化A發(fā)生氧化反應生成氧化產物例1金屬鈦（Ti ）性能優(yōu)越，被稱為繼鐵、鋁制后的"第三金屬”。工業(yè)上以金紅石為原料制取Ti的反應為：aTiO2+ bCh+ cCaTiCl 4+ cCO 反應TiCI 4+ 2Mg 口 1 2 ' Ti + 2MgCb反應關于反應、的分析不正確的是（） TiCI 4在反應中是還原產物

4、，在反應中是氧化劑； C Mg在反應中均為還原劑，被還原； 在反應、中 Mg的還原性大于C, C的還原性大于 TiCI 4； a= 1, b = c = 2; 每生成，反應、中共轉移e-。A.B.C . D .標電子轉移的方向和數目（雙線橋法、單線橋法） 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，標明電子數目，不需注明得失。例：I 2eIMnO+4HCI （濃）MnCI2+CI2 f +2H0 雙線橋法。得失電子分開注明，從反應物指向生成物（同種元素）注明得失及電子數。例:得2eMn O+4HCIMn CI2+CI2+2H2O失2e-兩類特殊的化學反

5、應歧化反應，同種元素同價態(tài)在反應中部分原子化合價升高，部分原子化合價降低。例:3CI2+6KOH ' KCIQ+5KCI+3H2O1t失5e歸中反應。不同價態(tài)的同種元素的原子在反應中趨于中間價態(tài)，解此類題最好將該元素的 不同價態(tài)用數軸標出，變化的區(qū)域只靠攏，不重疊。例:得5eIIKCIQ+6HCL3CI2+ 6KCI f +3H2O失5 X物質的氧化性強弱、還原性強弱的比較氧化性t得電子性，得到電子越容易t氧化性越強還原性t失電子性，失去電子越容易t還原性越強由此，金屬原子因其最外層電子數較少，通常都容易失去電子，表現出還原性，所以， 一般來說，金屬性也就是還原性； 非金屬原子因其最外

6、層電子數較多，通常都容易得到電子,表現出氧化性，所以，一般來說，非金屬性也就是氧化性。1. 根據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越容易，氧化性越強。金屋的活動性逐漸減弱旅原性遜漸減菊»MOM®*2. 根據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越難，還原性越弱。F CCl DiTSFUJClHi1 叱3.根據氧化還原反應發(fā)生的規(guī)律來判斷

7、命上城口蔑寧'的還圧性油當:氧化還原反應可用如下式子表示：ft a*- 仇咅聆爵崗-1還艙軸t氧化劑一1一氧化產恂十還腎尹物11ik t-化發(fā)汗陳#t.秋貶哎性強更化桎貓），:氧1心性校矽 阪廉性較罷）< /）規(guī)律：反應物中氧化劑的氧化性強于生成物中氧化產物的氧化性，反應物中還原劑的還原性強于生成物中還原產物的還原性。4. 根據氧化還原反應發(fā)生的條件來判斷：女口： Mn 02+4HCI（濃） MnCI 2+CI2T +2H2O2KMnO4+16HCI（濃）=2M nCl2+5Cl2f +8H2O后者比前者容易（不需要加熱），可判斷氧化性 KMn04>Mn025. 根據反應速

8、率的大小來判斷：催化劑如:2Na2SO+Q=2Na2SQ （快） , 2H2SO+Q=2H2SQ （慢） , 2SO 2 02 “、2SO 3 ,其還原性：Na 2SQ>HzSQ>SQ6. 根據被氧化或被還原的程度來判斷：丄點燃女口： Cu Cl2 CuCI2 , 2Cu =Cu2S,即氧化性：Cl 2 S。又如：2HBr H2SO4cS_Br2 SO22H 2O , 8HI H2SO4（濃）4I2 H 2S 4H2O ,即有還原性：HI HBr。7. 根據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. 根據電解池中溶液里陰、陽離子在兩極放電

9、順序來判斷。如:Cl -失去電子的能力強于 0H，還原性：Cl OH 。9. 根據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(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

10、有還原性。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:Fe 3+>Fe2+>Fe,S(+6 價)>S(+4 價)等，還原性：H2S>S>S0,但是，氧化性： HCIQ< HClO34< HClO24< HClO。注意： 物質的氧化性、還原性不是一成不變的。同一物質在不同的條件下，其氧化能力或還原能力會有所不同。如：氧化性： HNO(濃)HNO(稀)；Cu與濃HSQ常溫下不反應， 加熱條件下反應；KMnO在酸性條件下的氧化性比在中性、堿性條件下強。 例 2常溫下，在下列溶液中發(fā)生如下反應 16H+1OZ-+2XO- = 2x2

11、+5Za+8HO 2A2+ +Ba = 2A3+2B- 2B-+Z2 =政+2Z- 由此判斷下列說法錯誤的是( )A.反應Z2+2A2+= 2A3+2Z-可以進行。元素在反應中均被還原C. 氧化性由強到弱的順序是 XQ-、乙、B、£+D. 還原性由強到弱的順序是 八+、B-、Z-、乂+常見氧化劑(1 )非金屬性較強的單質：F2、Cl2、Br2、|2、Q、Q等(2)變價元素中高價態(tài)化合物：KCIQ、KMnO Fe3+鹽、KaCO、濃 HSQ、HNO等(3)其它 HCIO、MnO、NQ、HO、NQ等常見還原劑 (1)金屬性較強的單質 K、 Na、 Mg、 Al、 Fe、 Zn( 2)某些

12、非金屬單質：H2、 C、 Si 等(3)變價元素中某些低價態(tài)化合物：H2S、HBr、HI、Fe2+及鹽，SO等氧化還原反應方程式的配平方法1.配平原則：電子守恒、原子守恒、電荷守恒2.化合價升降法的基本步驟為：“一標、二等、三定、四平、五查一標”指的是標出反應中發(fā)生氧化和還原反應的元素的化合價，注明每種物質中升高或降低的總價數。+5+2+2*HNO3Cb(NO3).2 +N0 +H20二等”指的是化合價升降總數相等，即為兩個互質（非互質的應約分）的數交叉相乘。Oi(N03)3 +NO4H2O三定”指的是用跟蹤法確定氧化產物、還原產物化學式前的系數。o+ 2日 NQ 丈u(NO 禺 +2NO-h

13、H2O四平”指的是通過觀察法配平其它各物質化學式前的系數。3(li4gHN03懸(NO) +O + 4H2O“五查”指的是在有氧元素參加的反應中可通過查對反應式左右兩邊氧原子總數是否相等進行復核（離子反應還應檢查電荷數是否相等 ），如相等則方程式已配平， 最后將方程式 中“_”改為“=”。例3對于反應 KMn（4+HCHKCI+MnCh+Ch+HO （未配平），若有 KMnQ參加反應，下列 說法正確的是（）A.其轉移電子B .生成C.參加反應 HCI為16mol D . Cl 2是還原產物氧化還原反應的五條基本規(guī)律：（1）電子得失守恒規(guī)律：氧化劑得到電子總數=還原劑失去電子總數；（2） “以強

14、制弱”規(guī)律：氧化劑 +還原劑= 較弱氧化劑+較弱還原劑；這是氧化還原反應發(fā) 生的條件。（3 ）價態(tài)歸中規(guī)律：同一元素不同價態(tài)間發(fā)生的氧化還原反應，化合價的變化規(guī)律遵循： 高價+低價t中間價態(tài)，中間價態(tài)可相同、可不同，但只能靠近不能相互交叉（即價態(tài)向中 看齊）。-5e.-6eItrKCIO 3+6HCI =KCI+3CI 2+3H2O 而不是 KCIQ+6HCI=KCI+3CI 2+3H2O+5e- f+6e f（4）歧化反應規(guī)律：發(fā)生在同一物質分子內、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。其反應規(guī)律是：所得產物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即“中間價t高價+低價”。具

15、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，如：CI 2十 2NaOH=NaC十 NaCIO十 H20（5 ）優(yōu)先反應原理：在溶液中如果存在多種氧化劑（還原劑），當向溶液中加入一種還原劑（或氧化劑）時，還原劑（或氧化劑）先把氧化性（或還原性）強的氧化劑（或還原劑）還原（或氧化）。四、鞏固練習氧化還原反應一、選擇題1 下面有關氧化還原反應的敘述不正確的是（）A. 在反應中不一定所有元素的化合價都發(fā)生變化B. 肯定有一種元素被氧化，另一種元素被還原C. 在氧化還原反應中，失去電子的物質，所含元素化合價降低D. 氧化還原反應的本質是電子的轉移2.下列反應中，屬于氧化還原反應的是（）A

16、. CaC&2HCI CaCb+COT +H0 B . CaO+H Ca（OH）C. Fe+CuSO FeSO+Cu D . CaCO3 高溫 CaO C023 . CaH常做生氫劑，其中氫元素是1價，化學方程式為：CaH+ 2H2O= Ca（OH£+ 2H2 T，其中水是（）A.還原劑B.既是氧化劑，又是還原劑C.氧化劑D.既不是氧化劑，又不是還原劑4 .在 2KMn4=2KMnO+ MnQ + O2T 中，KMnO所起的作用是：（）A.氧化劑B.既不是氧化劑又不是還原劑C.還原劑D.既是氧化劑又是還原劑5.黑火藥的爆炸反應為：2KN<3+S+3C=2S+Mt +3C

17、OT，其中被還原的元素是（）A. NB . C C . N 和 S D . N 和 C6 .在下列生成二氧化硫的反應中，反應物中的含硫物質被氧化的是A.硫在空氣中燃燒B . 銅片與濃硫酸共熱C. 紅熱的木炭與濃硫酸反應D . 亞硫酸鈉與稀硫酸反應7. 下列微粒Al3+ClN MnOCO "Q Fe2+MnO-既具有氧化性又具有還原性的是A.B.C.D.8. 人體血紅蛋白中含有 Fe2+離子，如果誤食亞硝酸鹽，會使人中毒，因為亞硝酸鹽會使Fe2+離子轉化為Fe3+離子，生成高鐵血紅蛋白而喪失與 Q的結合的能力, 服用維生素C可緩解亞硝酸鹽的中毒，這說明維生素 C具有（）A.酸性B 堿性

18、 C 氧化性 D 還原性9下列變化必須加入氧化劑才能實現的是（）A. CuXCuSO B. CGCO C. Fe FaQ D . KCIQ Q10.從海水中可以提取溴，主要反應為：2Br +Cl2=2CI +Br2，下列說法正確的是A.溴離子具有氧化性B.氯氣是還原劑C.該反應屬于復分解反應D.氯氣的氧化性比溴單質強11.根據以下四個反應：(1) HS+l2=2H+2l-+S(2)HSO+2HS=3S +3HO(3) 2I-+Br2=2Br-+l2(4)H2SO+l2+HO=HSQ+2HI確定Br-、I-、H2S和HSO還原性由強到弱的順序是A. HS>HSO>l->Br-B. Br->l->HSO>HSC. HSO>HS>Br>l-D. I->Br->HS>HSO12. G Q X、Y、Z均為氯的含氧化合物，我們不了解它們的化學式，但知道它們在一定條件下具有如下的轉換關系（未配平）（1）G Q+NaCl;Q 4叭0電解 +巧(3) Y 十 NaOH G + Q + HO;<4)2 卜啤+ X + HaOj這五種化合物中氯的化合價由低到高的順序為 （）A. QGZYX B GYQZX C . GYZQX D ZXGYQ13. 已知下列 3 個反應：2FeCla