专题04 氧化还原反应(核心精讲)(解析版)

专题04 氧化还原反应【知识导图】【目标导航】本专题内容为各种考试的高频考点，主要考查点有四：一是氧化还原反应概念的辨析，包括判断所给反应是否是氧化还原反应，氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物的判断，氧化还原反应类型的判断，电子转移的方向和数目等；二是氧化还原反应规律及应用，包括氧化性和还原性强弱的比较、化合价变化规律及其应用等；三是氧化还原反应方程式的书写和配平，主要是利用氧化还原反应化合价变化规律书写产物，并能够利用化合价升降法进行配平等；四是氧化还原反应的定量计算，主要是利用电子守恒进行相关量的计算等。

【重难点精讲】一、氧化还原反应的概念1.氧化还原反应的本质和特征2.基于双线桥理解氧化还原反应概念之间的关系规律总结：分析电子转移数目的关键——标出元素化合价(1)基本方法：先标出熟悉元素的化合价，再根据化合物中正负化合价的代数和为零的原则求解其他元素的化合价。

(2)熟记常见元素的化合价：一价氢、钾、钠、氟、氯、溴、碘、银；二价氧、钙、钡、镁、锌；三铝、四硅、五价磷；说变价也不难，二三铁、二四碳、二四六硫都齐全；铜汞二价最常见。

(3)明确一些特殊物质中元素的化合价：CuFeS 2：Cu ＋2、Fe ＋2、S －2；K 2FeO 4：Fe ＋6；Li 2NH 、LiNH 2、AlN ：N －3；Na 2S 2O 3：S ＋2；MO ＋2：M ＋5；C 2O 2－4：C ＋3；HCN ：C ＋2、N －3；CuH ：Cu ＋1、H －1；FeO n －4：Fe ＋8－n；Si 3N 4：Si ＋4、N －3。

概括为“氧、氧、得、降、还、还、还”。

3.氧化还原反应与四种基本类型反应间的关系 根据下图，将下面反应类型的序号填入下表中。

反应实例 反应类型 CO ＋CuO=====高温Cu ＋CO 2____________ CaCO 3=====高温CaO ＋CO 2↑ ____________ 2FeCl 2＋Cl 2===2FeCl 3 ____________ NH 3＋HCl===NH 4Cl ____________ Zn ＋H 2SO 4===ZnSO 4＋H 2↑ ____________ HCl ＋NaOH===NaCl ＋H 2O ____________ 2KClO 3=====MnO 2△2KCl ＋3O 2↑____________根据上表总结：①一定属于氧化还原反应的是________反应。

②一定不属于氧化还原反应的是________反应。

③属于氧化还原反应的常见化合反应的共同点是______________。

④属于氧化还原反应的常见分解反应的共同点是______________。

答案：⑤ ③ ② ① ⑥ ⑦ ④；①置换 ②复分解 ③有单质参加 ④有单质生成 4.常见的氧化剂和还原剂 (1)常见氧化剂常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。

如：(2)常见还原剂常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属阴离子及含低价态元素的化合物、低价金属阳离子、某些非金属单质及其氢化物等。

如：(3)元素化合价处于中间价态的物质既有氧化性，又有还原性其中：Fe2＋、SO2－3主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。

易错提醒：(1)根据化合价的高低可判断物质是否具有氧化性或还原性，但不能判断氧化性或还原性的强弱。

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＋、SO2－4；同理，元素处于最低价态时也不一定具有强还原性。

(2)非金属阴离子不一定只具有还原性，如O2－2既有氧化性又有还原性。

金属阳离子不一定只具有氧化性，如Fe2＋既有还原性又有氧化性。

二、氧化还原反应规律及其应用（一）、氧化性、还原性强弱规律1.氧化性、还原性的判断(1)氧化性是指得电子的性质(或能力)；还原性是指失电子的性质(或能力)。

(2)氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。

如：Na－e－===Na ＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。

从元素的价态考虑：最高价态——只有氧化性，如：Fe3＋、H2SO4、KMnO4等；最低价态——只有还原性，如：金属单质、Cl －、S 2－等； 中间价态——既有氧化性又有还原性，如：Fe 2＋、S 、Cl 2等。

2.氧化性、还原性强弱的比较方法 (1)依据氧化还原反应方程式判断氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物口诀：比什么“性”找什么“剂”，“产物”之“性”小于“剂”。

(2)依据反应条件及反应的剧烈程度判断当不同的氧化剂(或还原剂)与同一还原剂(或氧化剂)反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂(或还原剂)的氧化性(或还原性)越强，反之越弱。

如：MnO 2＋4HCl(浓)=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O2KMnO 4＋16HCl(浓)===2KCl ＋2MnCl 2＋5Cl 2↑＋8H 2O O 2＋4HCl(浓)=====催化剂△2Cl 2＋2H 2O 氧化性：KMnO 4>MnO 2>O 2 2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2＋H 2↑ 还原性：Na>Mg（3）依据被氧化还原的程度判断 相同条件下：a.不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。

例如：⎦⎥⎤2Fe ＋3Cl 2=====点燃2FeCl 3Fe ＋S=====△FeS→氧化性Cl 2>Sb.不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的其还原性强。

例如：⎦⎥⎤Cu ＋2Fe 3＋===Cu 2＋＋2Fe 2＋3Zn ＋2Fe 3＋===3Zn 2＋＋2Fe →还原性Zn>Cu(4)依据“三表”判断 a.根据元素周期表判断b.根据金属活动顺序表c.根据非金属活动性顺序表判断 ――→F 2 Cl 2 O 2 Br 2 I 2 S得电子能力逐渐减弱，氧化性逐渐减弱 ――→F －Cl －Br －I －S 2－失电子能力逐渐增强，还原性逐渐增强 (5)依据“两池”判断a.原电池：一般情况下，两种不同的金属构成原电池的两极，其还原性：负极>正极。

b.电解池：用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。

(6)依据“三度”判断(“三度”即：浓度、温度、酸碱度)a.浓度：同一种物质浓度越大，氧化性(或还原性)越强。

如氧化性：浓H 2SO 4>稀H 2SO 4，浓HNO 3>稀HNO 3；还原性：浓盐酸>稀盐酸。

b.温度：同一种物质，温度越高其氧化性(或还原性)越强。

如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。

c.酸碱度：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(或还原性)越强。

如KMnO 4溶液的氧化性随溶液酸性的增强而增强。

（二）价态归中、歧化规律及其应用1.价态归中规律思维模型含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。

简记为“两相靠，不相交”。

例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是注：不会出现⑤中H 2S 转化为SO 2而H 2SO 4转化为S 的情况。

2.歧化反应规律思维模型 “中间价―→高价＋低价”。

具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O 。

3.应用(1)判断同种元素不同价态物质间发生氧化还原反应的可能性，如浓H 2SO 4与SO 2不发生反应。

(2)根据化合价判断反应体系中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。

如对于反应6HCl ＋NaClO 3===NaCl ＋3Cl 2↑＋3H 2O 中，氧化剂为NaClO 3，还原剂为HCl ，氧化产物和还原产物都为Cl 2。

（三）先后规律及其应用 1、规律①同时含有几种还原剂时――→加入氧化剂将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。

如：在FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋>Br －，所以Fe 2＋先与Cl 2反应。

②同时含有几种氧化剂时――→加入还原剂将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。

如：在含有Fe 3＋、Cu 2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋>Cu 2＋>H ＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应，然后依次为Cu 2＋、H ＋。

2、应用⎩⎪⎨⎪⎧①可判断物质发生氧化还原反应的先后顺序②判断某氧化还原反应中物质氧化性、还原性 的相对强弱③判断某氧化还原反应能否正常进行（四）守恒规律及其应用 1、规律氧化还原反应遵循以下三个守恒规律： ①质量守恒：反应前后元素的种类和质量不变。

②电子守恒：即氧化剂得电子的总数等于还原剂失电子的总数，这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。

③电荷守恒：离子方程式中，反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。

书写氧化还原反应的离子方程式时要注意满足电荷守恒，如Fe 3＋＋Cu===Fe 2＋＋Cu 2＋(错误)，2Fe 3＋＋Cu===2Fe 2＋＋Cu 2＋(正确)。

2、应用⎩⎪⎨⎪⎧①直接计算反应物与产物或与转移电子的数量关系。

如用铜电极电解Na 2SO 4溶液，其 阳、阴极产物及转移电子关系式为：Cu 2＋～2e －～H 2～2OH －②配平氧化还原反应方程式三、氧化还原反应的计算对于氧化还原反应的计算，要根据氧化还原反应中得失电子守恒，即反应中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数相等进行计算。

利用守恒思想，可以抛开烦琐的反应过程，只要把物质分为始态和终态，从得电子与失电子两个方面进行整体思维，便可迅速获得正确结果。

(1)应用得失电子守恒解题的一般步骤①“一找物质”——找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。

②“二定得失”——确定一个原子或离子得失电子数(注意化学式中的原子个数)。

③“三列关系”——根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出关系式。

n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(2)多步连续进行的氧化还原反应的有关计算对于多步连续进行的氧化还原反应，只要中间各步反应过程中电子没有损耗，可直接找出起始物和最终产物，建立二者之间的电子守恒关系，快速求解。

四、氧化还原反应方程式的书写与配平1．正向配平法2．逆向配平法适用于一种元素的化合价既升高又降低的反应和分解反应中的氧化还原反应。

先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。