高中化学必修一第二章第三节 氧化还原反应

第三节氧化还原反应

知识点一、氧化还原反应

【思考与交流】请列举几个氧化反应和还原反应的实例，讨论并交流这类反应的分类标准。【答案】①3Fe + 2O2点燃Fe3O4；②S + O2点燃SO2；

③2H2 + O2点燃2H2O ；④C+2CuO 高温2Cu + CO2↑。

这类反应的4类标准为得氧为氧化反应，失氧为还原反应。

【思考与交流】氧化反应和还原反应为什么一定是同时发生的？

【答案】以H2 + CuO △Cu+ H2O为例，既有CuO失去氧发生还原反应，又有H2得到氧发生氧化反应。因此氧化反应与还原反应是同时进行的。

全面认识氧化还原反应

(1)从得、失氧的角度认识氧化还原反应

初中根据反应中物质是否得到氧或失去氧，将化学反应分为氧化反应和还原反应。

反应类型得氧失氧的情况举例

氧化反应物质得到氧的反

应

还原反应物质失去氧的反

应

氧化反应和还原反应是同时发生的，我们把这样的反应称为氧化还原反应。

【特别提醒】氧化反应和还原反应一定是同时发生的。因为任何化学反应都遵循质量守恒定律，即原子个数守恒,有物质得到氧，就必然有物质失去氧，所以在同一个反应中，既有氧化反应，又有还原反应。

(2)从化合价升、降的角度认识氧化还原反应

在氧化还原反应中，某些元素的化合价在反应前后发生了变化。如在一氧化碳还原氧化铜的反应中

碳元素化合价升高，发生氧化反应；铜元素化合价降低，发生还原反应。

由此可知，元素化合价升高的反应是氧化反应；元素化合价降低的反应是还原反应。

在上述反应中，铁元素化合价升高，发生氧化反应；铜元素化合价降低，发生还原反应。此反应中并没有氧的得失，但也属于氧化还原反应。

【总结】①凡是有元素化合价升降的化学反应，都是氧化还原反应。氧化还原反应不一定有氧得失。

②若无元素化合价升降，就是非氧化还原反应。

【注意】①在氧化还原反应中，并不是所有的元素化合价都发生改变,故不一定所有的元素都发生氧化还原反应。

②并非只有得氧、失氧的反应才是氧化还原反应。

(3)从电子转移角度认识氧化还原反应

①从电子得失角度分析

在化学反应中，活泼的金属元素原子（如Na、K等最外层是1个电子）易失去电子，达到8电子的稳定结构，表现出正价，形成阳离子。较活泼的非金属元素原子（如Cl、O、F等最外层分别是7、6、7个电子）易得到电子而达到8 电子稳定结构，表现出负价，形成阴离子。

例如氯化钠的形成：

②从共用电子对角度分析

非金属原子间不易通过得失电子形成化合物，它们通过共用电子对达到8 电子（或2电子）的稳定结构。电子对常偏向对其吸引力较强的原子（该原子显负价），而偏离对其吸引力

较弱的原子（该原子显正价）。例如氯化氢的形成。

【结论】①氧化还原反应的本质：有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应。

②氧化反应的本质：元素失去电子或共用电子对偏离的反应。

③还原反应的本质：元素得到电子或共用电子对偏向的反应。

知识点二、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系

反应类型氧化还原反应实例非氧化还原反应实例结论

化合反应A + B= AB 2NO + O2 = 2NO2CaO + H2O = Ca(OH)2

有单质参加的化合反应全部

是氧化还原反应

分解反应AB = A + B 2H2O 通电2H2↑

+O2↑

CaCO3高温CaO +

CO2↑

有单质生成的分解反应全部

都是氧化还原反应

置换反应

A + BC = AC +

B Zn +2HCl= ZnCl2 +

H2↑

—

置换反应全部都是氧化还原

反应

复分解反应

AB + CD = AD

+CB —

Na2CO3 + Ca( OH)2 =

CaCO3↓+2NaOH

复分解反应都不是氧化还原

反应

综上所述，在四种基本反应类型中，置换反应都是氧化还原反应，复分解反应都不是氧化还原反应,有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应都是氧化还原反应。其相互关系可用下图表示。

【特别提醒】（1)化合反应和分解反应有单质出现就一定是氧化还原反应。

(2)有单质参加的反应不一定是氧化还原反应，如：3O2放电2O3。虽反应前后都是单质，但氧元素的化合价没有变化，则不是氧化还原反应。

知识点三、氧化剂和还原剂

1、氧化剂和还原剂的相关概念

(1) 氧化剂：在氧化还原反应中得到电子（或电子对偏向）的物质。

(2) 还原剂：在氧化还原反应中失去电子（或电子对偏离）的物质。

(3) 氧化剂具有氧化性，物质中所含元素的原子或离子得电子能力越强，物质的氧化性就越强。

(4) 还原剂具有还原性，物质中所含元素的原子或离子失电子越容易，物质的还原性就越强。

(5) 氧化产物：物质失电子被氧化的生成物，具有得电子的性质（氧化性）。

(6) 还原产物：物质得电子被还原的生成物，具有失电子的性质（还原性）。

【巧记】关键词联想记忆法

记忆口诀：升失氧还、降得还氧。

其含义：化合价升高→失去电子（电子对偏离）→被氧化→是还原剂；

化合价降低→得到电子（电子对偏向）→被还原→是氧化剂。

2、常见的氧化剂和还原剂

氧化剂

还原剂

①活泼的非金属单质：O 2、

Cl 2、Br 2、I 2 (第四章会学到）

②高价金属阳离子：Fe 3+、Cu 2+、Ag +

③高价或较高价含氧化合物：MnO 2、 KMnO 4、K 2Cr 2O 7、HNO 3、H 2SO 4、KClO 3 ④其他：H 2O 2、Na 2O 2

①活泼或较活泼金属：K 、Ca 、Na 、 Mg 、Al 、Zn 、Fe

②某些非金属单质：C 、H 2

③低价金属阳离子：Cu +、Fe 2+ ④非金属阴离子：S 2—、I —、Br —、Cl — ⑤较低价化合物：CO 、SO 2、H 2S 、 NH 3

【特别提醒】根据元素的化合价可判断物质可否作氧化剂和还原剂。若元素处于最高价态，则只表现氧化性，作氧化剂；若元素处于最低价态，则只表现还原性，作还原剂；若元素处于中间价态，则既表现氧化性又表现还原性，既可作氧化剂又可作还原剂。

知识点四、氧化还原反应中的电子转移的表示方法

1、双线桥法：表示反应前后同一元素原子间的电子转移情况。 如：

双线桥的书写步骤：

① 标价态：标出有化合价变化的元素的化合价。

② 连双线：箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。两个线桥一般一个在上一个在下。

③注得失：在“桥”上标出“失去”或“得到”的电子总数，且失去和得到的电子总数必须相等。电子转移数以a×be—形式表示。a表示发生氧化还原反应的原子个数，b表示每个原子得到或失去的电子数，当a = 1，b = 1时，1省略不写。

2、单线桥法：表示反应过程中电子在反应物之间的转移情况。

如：

单线桥法的书写步骤：

①标价态：标出有化合价变化的元素的化合价，判断其升降，进而确定得失电子的元素。

②连单线：用线桥将反应物中失电子的元素和得电子的元素连接起来，箭头由失电子的元素原子指向得电子的元素原子。

③标出转移的电子总数（不需要注明“得到”或“失去”）。

【例题】

用“双线桥”，“单线桥”表示下列氧化还原反应电子转移的方向和数目。

1、2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl32FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

2、3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO

知识点五、氧化还原反应方程式的配平（双线桥法的应用）

1、配平原则

配平氧化还原反应方程式应遵循三个原则：

（1）得失电子守恒（即化合价升降总数相等）；

（2）质量守恒（即化学方程式两边每种元素的原子总数相等）；

（3）电荷守恒（若是离子反应，要使方程式两边的正负电荷总数相等）。

2、配平步骤（以硫和浓硝酸反应为例）

（1）标：在化学方程式中标出化合价发生变化的元素的化合价。如：

O H O N O S H O N H S 224

4623

50++++++——（浓） （2）列：列出变价元素化合价升高和降低的数目。

（3）求：通过求最小公倍数，使元素化合价升高与降低的总数相等。

（4）平：用观察法配平化合价无变化的物质。

S + 6HNO 3（浓）= H 2SO 4 + 6NO 2↑+ 2H 2O

（5）查：检查各元素原子个数反应前后是否相等，对于有离子参加的氧化还原反应，配平后还要检查反应前后离子总电荷数是否相等。

【例题】

配平下列氧化还原反应。

1、 C + HNO 3（浓） → CO 2↑ + NO 2↑ + H 2O

2、 Cu + HNO 3（浓）→ Cu （NO 3）2+ NO 2↑ + H 2O

3、Cu + HNO3（稀）→ Cu（NO3）2+ NO↑ + H2O

知识点六、氧化剂、还原剂强弱的判断

1、根据金属活动性顺序判断

在金属活动性顺序表中，从左到右原子的还原性逐渐减弱，但其对应阳离子的氧化性逐渐增强。

例如：

还原性：Mg>Zn>Cu

氧化性：Cu2+ >Zn2+ >Mg2+

2、根据反应方向判断

若下列反应能向右进行，

则

氧化性强弱：氧化剂> 氧化产物

还原性强弱：还原剂> 还原产物

例如：2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2

氧化性：Fe3+ >Cu2+ ；还原性：Cu > Fe2+

3、根据物质所含元素反应前后价态不同判断

4、根据反应条件判断

当不同的氧化剂（或还原剂）作用于同一种还原剂（或氧化剂）时，氧化产物（或还原产

物）所含元素价态相同，可根据反应条件的难易进行判断。条件越简单，氧化性（或还原性）越强。一般从反应是否需加热、温度高低、有无催化剂等方面判断。

例如：

4HCl(浓）+MnO2△MnCl2 +2H2O + Cl2↑

16HCl(浓）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2 + 5Cl2↑+8H2O

可知氧化性：KMnO4 > MnO2。

5、根据反应剧烈程度判断

例如：Cu与浓HNO3反应较剧烈，Cu与稀HNO3反应较微弱。

故氧化性：HNO3(浓) >HNO3(稀)。

【特别提醒】比较氧化性（还原性）的强弱不在于比较得（失）电子数目的多少，而在于比较得（失）电子的难易，而难易程度就是依据反应的剧烈程度来判断的。例如同浓度的盐酸与Mg、Al反应，虽然1 mol Al比1 mol Mg失电子更多，但还原性还是Mg强于Al。

知识点七、氧化还原反应的规律

1、守恒规律

氧化还原反应中：化合价升高总数= 化合价降低总数，即失电子数= 得电子数。

2、价态规律

①元素处于最高价态，只有氧化性（只针对该元素），如Fe3+等；

②元素处于最低价态，只有还原性（只针对该元素），如S2—等；

③元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，如Fe2+等。

【提示】某元素处于最高价态时只有氧化性，但不一定有强氧化性，如Na+；元素处于最低价态时只有还原性，但不一定有强还原性，如F—。

3、先后规律

氧化还原反应中，强者优先。即氧化性（或还原性）强，优先发生反应。

（1）一种氧化剂遇多种还原剂时，还原剂按还原性先强后弱的顺序与氧化剂发生反应。

如：Cl2通入等物质的量浓度的FeI2、FeBr2溶液中，由于还原性I—＞Fe2+＞Br—，所以Cl2先氧化I—，再氧化Fe2+，最后氧化Br—。

（2）一种还原剂遇多种氧化剂时，氧化剂按氧化性先强后弱的顺序与还原剂发生反应。

如：将Fe粉投入含有CuCl2、HCl的混合溶液中，因为氧化性Cu2+＞H+，所以Fe先和Cu2+反应，再和H+反应。

4、强弱规律

氧化性：氧化剂＞氧化产物

还原性：还原剂＞还原产物

5、不交叉规律

即同种元素不同价态之间，相邻价态不反应，发生反应时化合价向中间靠拢，但不交叉。

如：H2S + H2SO4 (浓) △S↓+ SO2↑+2H2O中硫元素的价态变化为：

再如：

而不是

知识点八、有关氧化还原反应的计算方法

1、计算依据——电子得失守恒

发生氧化还原反应时，氧化剂得到的电子总数一定等于还原剂失去的电子总数。从化合价角度分析，氧化剂降低的化合价总数一定等于还原剂升高的化合价总数。

在氧化还原反应中（或系列化学反应中）氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数，表现在价态上为化合价升高总数等于化合价降低总数，即电子守恒。其核心就是利用得失电子的物质的量守恒建立等式。因此，准确找出氧化剂和还原剂得失电子的数目，并利用相关公式是解答这类问题的关键。

2、得失电子守恒解题步骤

①首先找出氧化剂、还原剂及其物质的量以及每摩尔氧化剂、还原剂得失电子的物质的量；

②然后根据电子守恒列出等式，即

氧化剂的物质的量×每摩尔氧化剂得电子数= 还原剂的物质的量×每摩尔还原剂失电子数

3、常见题型

①求氧化剂与还原剂的物质的量之比或质量之比；

②计算参加反应的氧化剂或还原剂的物质的量；

③确定反应前后某一元素价态的变化。