第十一章 氧化还原反应要点

一、氧化还原基本概念1、四组重要概念间的关系(1)氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化(或电子转移)的化学变化叫氧化还原反应。

氧化还原反应的特征：元素化合价的升降；氧化还原反应的实质：电子转移。

(2)氧化反应和还原反应：在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高(或者说物质失去)电子的反应成为氧化反应；反应物所含元素化合价降低(或者说是物质得到电子)的反应称为还原反应。

(3)氧化剂、还原剂是指反应物。

所含元素化合价降低的物质叫做氧化剂，所含元素化合价升高的物质叫做还原剂。

(4)氧化产物、还原产物是指生成物。

所含元素化合价升高被氧化，所得产物叫做氧化产物，所含元素化合价降低被还原，所得产物叫做还原产物。

关系：口诀：化合价升．高，失．电子，被氧．化，还．原剂，氧．化反应；（升失氧还氧）化合价降．低，得．电子，被还．原，氧．化剂，还．原反应；（降得还氧还）2、氧化还原反应与四种基本反应类型注意：有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应均为氧化还原反应。

二、氧化还原反应的有关计算1．氧化还原中的电子转移表示法(1)双线侨法：在反应物和生成物之间表示电子转移结果，该法侧重于表示同一元素的原子或离子间的电子转移情况，如注意：○1线桥从方程式的左侧指向右侧；○2箭头不表示得失，只表示变化，所以一定要标明“得”或“失”。

(2)单线桥法：在反应物中的还原剂与氧化剂之间箭头指向氧化剂，具体讲是箭头从失电子的元素出发指向得电子的元素。

如三、氧化还原反应的类型1．还原剂+氧化剂氧化产物+还原产物此类反应的特点是还原剂和氧化剂分别为不同的物质，参加反应的氧化剂或还原剂全部被还原或氧化，有关元素的化合价全部发生变化。

例如：2．部分氧化还原反应此类反应的特点是还原剂或氧化剂只有部分被氧化或还原，有关元素的化合价只有部分发生变化，除氧化还原反应外，还伴随非氧化还原反应。

例如3．自身氧化还原反应自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间，即同一种物质中的一种元素被氧化，另一种元素被还原，该物质既是氧化剂又是还原剂；也可以发生在同一物质的同种元素之间，即同一物质中的同一种元素既被氧化又被还原。

氧化还原知识点归纳总结1.了解氧化还原反应的本质是电子转移；2. 能正确理解氧化还原反应的概念及概念间的相互关系；3.能用单、双线桥正确表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目；4.能正确判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。

5.掌握氧化还原反应方程式的配平方法和技巧；6.灵活运用电子转移守恒法进行氧化还原反应的相关计算。

一、氧化还原反应的相关概念 1．本质和特征2．有关概念及其相互关系例如：反应4HCl(浓)＋MnO 2=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 中，氧化剂是MnO 2，氧化产物是Cl 2，还原剂是HCl ，还原产物是MnCl 2；生成1 mol Cl 2时转移电子的物质的量为2_mol ，被氧化的HCl 的物质的量是2_mol 。

3．氧化还原反应中电子转移的表示方法 (1)双线桥法请标出Cu 与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：(2)单线桥法请标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：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、非金属离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。

如：(3)具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性具有中间价态的物质氧化产物还原产物Fe2＋Fe3＋FeSO2－3SO2－4SH2O2O2H2O其中：Fe2＋、SO2－322二、物质氧化性、还原性强弱的比较1．氧化性、还原性的判断(1)氧化性是指物质得电子的性质(或能力)；还原性是指物质失电子的性质(或能力)。

(2)氧化性、还原性的强弱取决于物质得、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。

(3)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－、S2－等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe2＋、S、Cl2等。

氧化还原反应知识点归纳一、概念1、氧化反应：元素化合价升高的反应还原反应：元素化合价降低的反应氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应2、氧化剂和还原剂(反应物)氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性：还原剂具有的失电子的能力3、氧化产物：氧化后的生成物还原产物：还原后的生成物。

4、被氧化：还原剂在反应时化合价升高的过程被还原：氧化剂在反应时化合价降低的过程5、氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原性：还原剂具有的失电子的能力6、氧化还原反应的实质：电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移口诀：失．电子，化合价升．高，被氧．化（氧化反应），还原剂；得．电子，化合价降．低，被还．原（还原反应），氧化剂；7、氧化还原反应中电子转移（或得失）的表示方法（1）双线桥法：表示同种元素在反应前后得失电子的情况。

用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．化合价降低+ne－被还原氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物化合价升高－ne－被氧化（2）单线桥法：表示反应物中氧化剂、还原剂间电子转移的方向和数目。

在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．二、物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。

氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。

1、根据金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。

氧化还原反应一、重要概念间的关系1.氧化还原反应的本质是反应过程中有特征是反应前后有2.把握好两条线二、常见的氧化剂和还原剂1.常见氧化剂2.常见还原剂三、氧化还原反应的配平氧化还原反应方程式配平的一般方法步骤:“二选、二标、三定”1.二选：选定物质：升高线、降低线中各选定一个物质2.二标：选定物质算变价原子化合价差值x变价原子角标3.三定：通过求最小公倍数使化合价升降总数相等。

一定选定物质化学计量数，观察配另外两个物质计量数；二定电荷守恒，三定其他物质和化学计量数。

四、氧化还原反应的规律1、氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物2、归中规律高变高，低变低题组一1.高炉炼铁中存在反应: 。

下列说法正确的是( )A.CO是氧化剂B.CO是还原剂C.CO既是氧化剂又是还原剂D.CO既不是氧化剂又不是还原剂2.工业上制备硝酸的一个重要反应为: 下列有关该反应的说法正确的是( )A.O2是还原剂B.NH3是氧化剂C.O2失去电子D.NH3发生氧化反应3.下列变化过程中,加入氧化剂才能实现的是( )A.Cl2→C l-B.I-→I2C.SO2→SO32-D.CuO→Cu4.下列物质应用时,起还原作用的是( )A明矾作净水剂B.甘油作护肤保湿剂C.漂粉精作消毒剂D.铁粉作食品袋内的脱氧剂5.下列实验中的颜色变化，与氧化还原反应无关的是( )7.下列变化中，气体被还原的是( )A.二氧化碳使Na2O2固体变白B.氯气使KBr溶液变黄C.乙烯使Br2的四氯化碳溶液褪色D.氨气使AlCl,溶液产生白色沉淀8.下列判断不正确的是[双选]( )A. 向CuSO4溶液中加入铁粉,有红色固体析出。

说明:Fe2的氧化性强于Cu2+的氧化性B. 1 mol甲烷完全燃烧转移的电子数为8NAD.2Na2O2+2H2O= 4NaOH+O2↑与Cl2+H2O= HCl+HCIO，均为水作还原剂的氧化还原反应反应2Cu2++ 5I-= 2Cul↓+ I3-,中的氧化剂为10.Fe2O3与FeS2混和物在缺氧条件下焙烧生成Fe3O4和SO2理论上完全反应消耗的n(FeS2): n(Fe2O3)=题组二1.[16全国11,28]写出“煅烧“偏钒酸铵(NH4VO3)得到V2O5的化学方程式:2.[15全国1,27]写出Mg2B2O5·H2O与硫酸反应制备硼酸(H3BO3)的化学方程式:3.[15全国I ,27]以硼酸(H3BO3)和金属镁为原料在加热条件下可制备单质硼,用化学方程式表示制备过程:4.[15全国1I,37] 单质Cl2与湿润的Na2CO3反应可制备Cl2O,其化学方程式为:5.[17全国I ,27]钛铁矿(FeTiO3)用盐酸“酸浸"后,钛主要以TiOCl42-形式存在,写出相应反应的离子方程式:6.[18全国II, 28] SiHCl3在常温常压下为易挥发的无色透明液体，遇潮气时发烟生成(HSiO)2O等，写出该反应的化学方程式7.(18全国1,27] Na2S2O5可用作食品的抗氧化剂，可用碘标准液滴定。

高三氧化还原知识点总结氧化还原反应是化学反应中一种重要的类型。

在氧化还原反应中，原子、离子或分子丧失或获得电子，从而产生电荷变化。

在高三阶段，学生们需要掌握氧化还原反应的基本概念、平衡方程式、氧化剂和还原剂的定义以及相关的应用等知识点。

1. 氧化还原反应概念氧化还原反应是指在反应中原子、离子或分子的电子转移过程。

氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。

在氧化还原反应中，同时发生的氧化和还原反应称为氧化还原对。

氧化还原反应通过电子数的增加或减少来体现。

2. 氧化还原反应的平衡方程式氧化还原反应通常通过平衡方程式来描述。

平衡方程式在化学方程两侧同时增加电子数，使得正负电荷数相等。

举例来说，我们可以用以下方程式表示锌与硫酸反应产生氢气：Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H23. 氧化剂和还原剂在氧化还原反应中，氧化剂接受物质的电子，而还原剂提供电子。

氧化剂自身被还原，还原剂自身被氧化。

氧化剂的特征是能氧化其他物质，而还原剂的特征是能被氧化。

4. 氧化还原反应的应用氧化还原反应广泛应用于许多领域。

例如，在工业上，金属的氧化是造成金属腐蚀的主要原因之一。

另外，燃烧反应也是一种氧化还原反应，它产生热能和光能。

在生物体内，氧化还原反应是维持生命活动的重要过程之一。

5. 氧化数的计算在氧化还原反应中，通过计算氧化数可以判断某个物质是否被氧化或还原。

氧化数是指反应物原子所带电荷的大小。

一般来说，原子的氧化数可以根据元素的共价价电子数和离子价电子数来确定。

6. 氧化还原反应的红ox和蓝Red反应红ox反应指的是具有氧化性的物质和具有还原性的物质发生反应，使其中一种物质的颜色发生变化，红色物质消失。

蓝Red反应则是相反的过程，即具有还原性的物质和具有氧化性的物质发生反应，使其中一种物质的颜色发生变化，蓝色物质消失。

7. 电位和电势在氧化还原反应中，电位是指电池的两个电极之间产生的电压。

电势差是指电位的差异，也是衡量氧化还原反应的驱动力。

氧化还原反应知识要点1.有关氧化还原反应的概念(1)氧化反应和还原反应 (2)氧化还原反应(3)氧化剂和还原剂 (4)氧化产物和还原产物小结：在氧化还原反应中有五对既对立又联系的概念：常见还原剂常见氧化剂 (1)活泼金属单质，如K 、Na 、Mg 、Al 等 (1)活泼非金属单质，如：F 2、Cl 2、Br 2、I 2、O 2、O 3等(2)非金属离子，含低价态元素的化合物和某些非金属单质，如S 2－、H 2S 、SO 23、I －、HI 、HCl 、NH 3、CO 、H 2、Si 、C 等(2)含较高价态元素的化合物如：HNO 3、H 2SO 4、KClO 3、KMnO 4、MnO 2、HClO 、NO 2等 (3)低价阳离子，如Fe 2＋、Cu ＋、Sn 2＋等 金属性较弱的正高价阳离子，如：Fe 3＋、Cu 2＋、Ag ＋、Sn 4＋ 某些物质既可作氧化剂又可作还原剂，如：Na 2O 2、H 2O 23.氧化还原反应实质的表示方法(1)电子得失法即双线桥法在化学方程式中表示原子或离子得失电子的结果，在线上标出得失电子的数目。

一般失电子的一方写在上面，得电子的一方写在下面，一定要写出得失电子总数。

箭头由反应物指向失3×2e －(化合价升高被氧化))如：3Cu ＋8HNO 3====3Cu(NO 3)2＋2NO ↑＋4H 2O物质 性质 过程 反应 产物 氧化剂得电子 失电子 还原剂 还原性 氧化性 化合价降低 化合价升高 被还原 被氧化 还原反应 氧化反应 还原产物 氧化产物具有 具有 发生 发生 表象 实质 本身 本身 生成 生成(2)电子转移法即单线桥法在化学方程式中表示原子或离子间电子转移情况，在线上标出电子转移总数，但不写得、失。

如：3Cu ＋8HNO 3====3Cu(NO 3)2＋2NO↑＋4H 2O箭头由反应物指向反应物，即箭头由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。

氧化还原反应【知识清单】知识点一、氧化还原反应的基本概念及相互关系1、氧化还原反应的实质是存在电子的转移（电子的得失或电子对的偏移），特征是反应前后元素化合价的变化；判断某反应是否属于氧化还原反应可根据反应前后化合价是否发生了变化这一特征。

2、基本概念（1）氧化反应：元素化合价升高的反应；还原反应：元素化合价降低的反应。

（2）氧化剂和还原剂(反应物)氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性：还原剂具有的失电子的能力（3）氧化产物：氧化后的生成物；还原产物：还原后的生成物。

（4）被氧化：还原剂在反应时化合价升高的过程；被还原：氧化剂在反应时化合价降低的过程。

口诀：升失氧化还原剂，降得还原氧化剂。

剂性相同，其他相反。

3．氧化还原反应的表示方法(1)双线桥法箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。

箭头方向不代表电子转移方向，仅表示电子转移前后的变化。

在“桥”上标明电子的“得到”与“失去”，且得失电子总数应相等。

如：(2)单线桥法箭头必须由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。

箭头方向表示电子转移的方向。

在“桥”上标明转移的电子总数。

4．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系(1)有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应；(2)有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应；(3)置换反应一定是氧化还原反应；(4)复分解反应一定不是氧化还原反应。

知识点二、常见的氧化剂和还原剂（1）常见的氧化剂：①活泼的非金属单质：F2、O2、O3、Cl2等；②含有高价态元素的化合物：HNO3、KMnO4、K2Cr2O7、浓H2SO4等；③某些金属元素的高价态离子：Fe3+、Cu2+等；④其它：H2O2、Na2O2、HClO等。

（2）常见的还原剂：①活泼的金属单质：K、Na、Fe、Mg等；②含有低价态元素的化合物：H2S、HI、CO2、SO2、H2SO3等；③某些非金属单质：H2、C等。

氧化还原反应知识点归纳一、基本概念1、定义：特征或外在表现：本质：2、5组概念①氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质；还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质。

②氧化反应：元素化合价升高的反应；还原反应：元素化合价降低的反应。

③氧化性：氧化剂具有的得电子的能力；还原性：还原剂具有的失电子的能力。

④氧化产物：还原剂被氧化后的对应的生成物；还原产物：氧化剂被还原后对应的生成物。

⑤被氧化：还原剂在反应时化合价升高的过程；被还原：氧化剂在反应时化合价降低的过程。

口诀：氧化剂，降得还。

什么剂，什么性。

什么产物，什么性。

3、氧化还原反应与四大基本反应类型的关系——图示①有单质参与的反应一定是氧化还原反应。

②有单质参与的化合或分解反应一定是氧化还原反应。

③无单质参与的化合反应一定不是氧化还原反应。

④氧化剂和还原剂可以是同一种物质。

⑤氧化产物和还原产物可以是同一种物质。

4、常见氧化剂①非金属性较强的单质：F2、Cl2、Br2、I2、O3、O2等②变价元素中高价态化合物：KClO3、KMnO4、Fe3+盐、K2Cr2O7、浓H2SO4、HNO3、K2FeO4、Ag+、Cu2+等③其它HClO、MnO2、Na2O2、H2O2、NO2、CO2、银氨溶液、新制氢氧化铜等5、常见还原剂①金属性较强的单质K、Na、Mg、Al、Fe、Zn②某些非金属单质：H2、C、Si等③变价元素中某些低价态化合物：H2S、HBr、HI、Fe2+及碱和盐、CO、SO2、Na2SO3、Na2S2O3等二、单双线桥1、在氧化还原反应中，表示同一元素反应前后电子转移情况时，分别将氧化剂与其产物、还原剂与其产物中相应的变价元素用直线连接起来，箭头从反应物指向产物，线上标出得失电子总数，称为“双线桥法”。

2、表示氧化剂和还原剂之间元素的电子转移情况时，将氧化剂中降价元素与还原剂中升价元素用直线连接起来，箭头从还原剂指向氧化剂，线上标出电子转移总数，称为“单线桥法”。

氧化还原反应的知识点总结1、定义氧化还原反应： 氧化剂：（常见 F 2、Cl 2、Br 2、I 2、O 2、O 3 HNO 3 MnO 4― Fe 3+ 过氧化物(H 2O 2、Na 2O 2) HClO)氧化剂强弱：MnO 4－(H ＋)>HClO>Cl 2>浓硝酸>Br 2>稀硝酸>Fe 3+>I 2还原剂：金属单质 S 2- 、SO 2、SO 32- Fe 2+ I -还原剂强弱 S 2- >SO 32- > I - >Fe 2+即时练习：对于反应IBr + H2O === HBr + HIO 的说法正确的是 （ ）A ． IBr 只做氧化剂B ．IBr 只做还原剂C ． IBr 既是氧化剂又是还原剂D ．IBr 既不是是氧化剂又不是还原剂 2、基本概念之间的关系：氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物 还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物例：1、16HCl(浓) + 2KMnO 4 = 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2O +5Cl 2中的氧化剂与还原剂，氧化产物和还原产物，什么物质被氧化和被还原2、在氧化还原反应：中，被氧化与被还原的硫原子数比是（ ） A ．1∶2B ．2∶1C ．1∶1．3∶23、反应原则氧化性——氧化剂＞氧化产物 还原性——还原剂＞还原产物练习：根据下列反应方程式，判断指定的四种物质的氧化性由强到弱的顺序正确的是（ ）(1)Cl 2＋2KI ＝2KCl ＋I 2(2)2FeCl 2＋Cl 2＝2FeCl 3(3)2FeCl 3＋2HI ＝2FeCl 2＋2HCl ＋I 2 (4)H 2S ＋I 2＝2HI ＋S A ．S ＞I 2＞Fe 3+＞Cl 2 B ．Cl 2＞Fe 3+＞I 2＞S C ．Fe 3+＞Cl 2＞S ＞I 2 D ．Cl 2＞I 2＞Fe 3+＞S 下列反应中，能说明氯的氧化性比硫强的反应是（ ）A ．HCl 2CuS S H CuCl22+↓==+B ．C ．S HCl 2S H Cl 22+==+D ．334242FeCl2)SO (Fe 2FeSO6Cl 3+=+O H 3S K 2SO K KOH 6S 32232++=+ H 2S NaCl 2 S Na 2HCl 2 + == +4、几种特殊氧化还原反应歧化反应 2KMnO 4 = K 2MnO 4 + MnO 2 + O 2↑ 归中反应: 2H 2S + SO 2 = 3S ↓ +2 H 2O自身氧化还原反应: 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2↑例：下列反应中，氧化与还原在同一元素中进行的是（ ）A ．O H NaClO NaCl NaOH 2Cl 22++=+B ．Fe+CuSO 4=FeSO 4+CuC ．D ．已知氧化还原反应：2Cu(IO 3)2+24KI+12H 2SO 4=2CuI ↓+13I 2+12K 2SO 4+12H 2O 其中1mol ，氧化剂在反应中得到的电子为（ ）A ．10molB ．11molC ．12molD ．13mol5、氧化还原电子得失分析方法：双线桥法，单线桥法例：从矿物学资料查得，在一定条件下自然界存在如下反应：14CuSO 4+ 5FeS 2+ H2O ==7Cu 2S + 5FeSO 4+ H 2SO 4，下列说法正确的是 （ ） A 、Cu 2S 既是氧化产物又是还原产物B 、5mol FeS 2发生反应，有10mol 电子转移C 、产物中的SO 4²-有一部分是氧化产物D 、FeS 2只做还原剂6 、氧化还原反应的配平（化合价不交叉原则）1、常规配平法：化合价升降总数相等 1、标变价2、求总数3、配化学计量数NH 3+ O 2NO+ H 2ONH 3+ CuO==== N 2+ Cu+ H 2OMnO 4－＋H 2O 2＋ H ＋＝ Mn 2+＋ O 2十H 2OKClO 3 + HCl (浓）--- KCl + ClO 2 +Cl 2↑+ H 2OFeS+H 2SO 4(浓) ==== Fe 2(SO 4)3+S+SO 2+H 2OH 2C 2O 4+ KMnO 4+ H 2SO 4−→− K 2SO 4+ MnSO 4+ CO 2↑+ H 2O2、最小公倍数法 （配平关键是找出前后出现“个数”最多的原子）Al+ Fe 3O 4 ==== Al 2O 3+ FeNH 3+ O 2NO+H 2O3、原子个数守恒法（待定系数法）（方程式甚为复杂，不妨用原子个数守恒法）KMnO 4+ FeS+ H 2SO 4-- K 2SO 4+ MnSO 4+ Fe 2(SO 4)3+ S+ H 2OH 2C 2O 4+ KMnO 4+ H 2SO 4−→−K 2SO 4+ MnSO 4+ CO 2↑+ H 2O4、观察法（出现次数少的元素原子数先配平）Fe3O4+CO ==== Fe+CO2P4+P2I4+H2O === PH4I+H3PO4注歧化反应的配平1、将反应物写两遍2、逆向配平Cl2 + NaOH NaCl + NaClO3 + H2O练习1、下列对反应NO2＋H2O===HNO3＋NO的说法中正确的是（）A．氧化剂与还原剂的质量比为1∶2B．氧化产物与还原产物的物质的量之比为1∶2C．NO2是氧化剂，H2O是还原剂D．若有6 mol NO2参与反应时，有3 mol电子发生转移2、在Cu+HNO3(稀)＝Cu(NO3)2+NO↑+H2O反应中，若有64gCu被氧化，则被还原的HNO3的质量是（）A．168g B．42g C．126g D．60g3、在H2S+SO2＝S+H2O的反应中，还原产物和氧化产物的质量比是（）A．1∶1 B．2∶1 C．1∶2 D．2∶34、下列叙述正确的是（）A．元素的单质可由氧化或还原含该元素的化合物来制得.B．得电子越多的氧化剂，其氧化性就越强.C．阳离子只能得电子被还原，只能作氧化剂.D．含有最高价元素的化合物不一定具有强氧化性.5、在氧化还原反应S+KOH=K2SO3+K2S+H2O中，被氧化与被还原的硫原子数之比为（）A．1 ：1 B．2 ：1 C．1 ：2 D．3 ：26、若(NH4)2SO4在强热时分解的产物是SO2、N2、NH3和H2O，则该反应中化合价发生变化和未发生变化的N原子数之比为（）A．1∶4 B．1∶2 C．2∶1 D．4∶17、（1）请将5种物质：N2O、FeSO4、Fe(NO3)3、HNO3和Fe2(SO4)3分别填入下面对应的横线上，组成一个未配平的化学方程式。

高中化学氧化还原反应知识点氧化还原反应是化学反应中最重要也是最基本的一种反应，它在生活中的应用十分广泛，也是高中化学课本中必学的重要知识点。

氧化还原反应的定义氧化还原反应是指，某些物质由于其中的参与者之间的电子转移，以化合物的形式互相转化，使物质的元素既被氧化，又被还原的反应。

氧化还原反应是指化合物中的任意一个原子或分子中的电子被另一个参与者所摄取，从而发生氧化还原反应。

氧化还原反应的原理氧化还原反应是通过电子转移而发生的化学反应，一般都在有氧环境中进行。

当某种物质参与氧化还原反应时，例如铁粉，它会由于其中的原子或分子中的电子被另一个参与者摄取而发生变化，其中的碳原子变成碳酸化物，羧酸变成碳酸。

而当某种物质参与氧化还原反应时，同样的，它会由于其中的原子或分子中的电子被另一个参与者摄取，由于电子转移所形成的自由基进而使得原子同时去氧化和还原。

氧化还原反应的分类氧化还原反应可以分为在碱性溶液中发生的氧化还原反应、在酸性溶液中发生的氧化还原反应和在中性溶液中发生的氧化还原反应。

●碱性溶液中发生的氧化还原反应：这种反应中，碱性离子被氧化，而还原物质则被还原。

●酸性溶液中发生的氧化还原反应：酸性物质在酸性溶液中发生氧化还原反应，而碱性物质在此溶液中是被还原的。

●中性溶液中发生的氧化还原反应：中性溶液中可以发生多种氧化还原反应，但最常见的是铜（Cu）发生氧化还原反应：Cu（s）+2H （OH）（aq）→Cu（OH）2（s）+H2（aq）。

氧化还原反应的实践实践是检验知识的重要方式，所以在学习完氧化还原反应的基本理论之后，我们可以采用一些简单的实验来更好地理解这种反应。

1.红色石蕊染缸的实验：将红色石蕊放入盛放氢氧化钠溶液的容器中，即可使石蕊染上不同的颜色，根据不同的染缸的颜色来判断溶液的浓度，从而得出氧化还原反应的结果。

2.氧化钠缩实验：将一定量的氢氧化钠溶液倒入盛放难氏溶液的烧瓶中，当原氢氧化钠溶液开始缩后，就可以得出氧化还原反应的结果。

初中化学氧化还原反应知识点汇总氧化还原反应是化学反应中常见且重要的一类反应。

在化学学习中，我们经常会接触到各种各样的氧化还原反应，而且深入理解和掌握氧化还原反应的知识对于我们进一步学习化学以及解决实际问题都有着重要的意义。

本文将对初中化学中的氧化还原反应的知识点进行汇总，以便帮助大家更好地掌握这一内容。

1. 氧化还原反应的概念氧化还原反应是指化学反应过程中，物质的氧化态和还原态发生变化的反应。

氧化是指物质失去电子或增加氧原子的过程，还原则是指物质获得电子或减少氧原子的过程。

氧化还原反应中，发生氧化反应的物质称为氧化剂，发生还原反应的物质称为还原剂。

2. 氧化还原反应的基本特征和判断方法氧化还原反应的基本特征有以下几个方面：（1）电子转移：氧化还原反应中，物质之间发生电子转移。

（2）氧化态变化：氧化物质的氧化态增加，还原物质的氧化态减少。

（3）化学性质改变：氧化物质常常具有化学活性，还原物质常常具有易失去电子的性质。

判断氧化还原反应的方法主要有以下几种：（1）观察反应物的氧化态的变化：氧化物质的氧化态增加，还原物质的氧化态减少。

（2）观察反应物电荷的变化：氧化物质丢失电子，电荷变得正电，还原物质获得电子，电荷变得负电。

（3）观察是否有电子的传递：在反应过程中，电子从还原物质转移到氧化物质，形成了一个电子传递链。

3. 氧化还原反应的符号方程式的写法氧化还原反应的符号方程式由两部分组成，即离子方程式和电子方程式。

例如，将以下反应表达为氧化还原反应的符号方程式：2Na + Cl2 → 2NaCl（1）首先写出离子方程式：2Na + Cl2 → 2Na+ + 2Cl-（2）然后写出电子方程式：2Na → 2Na+ + 2e-Cl2 + 2e- → 2Cl-（3）最后将电子方程式相加，去掉相同物质：2Na + Cl2 → 2NaCl4. 氧化还原反应的方法分类氧化还原反应可以根据反应方式分为以下三种类型：（1）金属与非金属的氧化反应：例如，铁与氧气直接反应生成氧化铁。

氧化还原反应要点概括1. 表现性质规律同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。

2. 反应先后规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则首先与溶液中最强的氧化剂作用。

例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+。

3. 价态归中规律含不同价态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”的规律。

4. 电子守恒规律在任何氧化还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。

三、物质氧化性或还原性强弱的比较（1）由元素的金属性或非金属性进行比较①金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱，如②非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱，如（2）由反应条件的难易进行比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越容易，其氧化剂的氧化性越强。

例如，前者比后者容易发生反应，可判断出氧化性：。

同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越容易，其还原剂的还原性越强。

（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。

同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。

（4）根据化学方程式进行比较在“氧化剂＋还原剂 === 还原产物＋氧化产物”中：氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物。

（5）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与温度、浓度、酸碱性有关温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的强。

浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。

酸碱性：中性环境中NO3- 不显氧化性，酸性环境中NO3- 显氧化性；又如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。

1、在金属活动性顺序表中，位置越靠前，其还原性就越强，其阳离子的氧化性就越弱。

2、一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。

3、氧化还原反应越容易进行(表现为反应所需条件越低)，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强。

4、不同的还原剂(或氧化剂)与同一氧化剂(或还原剂)反应时，条件越易或者氧化剂(或还原剂)被还原(或被氧化)的程度越大，则还原剂(或氧化剂)的还原性(或氧化性)就越强。

5、在同一溶液里存在几种不同的还原剂且浓度相差不大时，当加入氧化剂时，还原性强的还原剂优先被氧化；同时存在几种不同的氧化剂且其浓度相差不大时，当加入还原剂时，氧化性强的氧化剂优先被还原。

如：把少量Cl2通入FeBr2溶液中，Fe2＋先失电子；把少量Cl2通入FeI2溶液中，I－先失电子。

6、确定氧化值的规则⑴单质中元素的氧化值为零。

如：H2，O2，S8。

⑵氢的氧化值一般为+1，在活泼金属氢化物中为-1。

如：NaH,CaH2 。

⑶氧的氧化值一般为-2，在过氧化物中为-1。

如H2O2 、Na2O2 ；在超氧化物中为-1/2，如KO2 ；在氧的氟化物中为+1或+2，如：OF2 、O2F2。

⑷离子型化合物中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数。

如：NaCI。

⑸共价型化合物中，共用电子对偏向于得电子能力强的原子，两原子的形式电荷数即为它们的氧化值，如：HCI。

⑹中性分子中，各元素原子氧化值的代数和为零。

复杂离子中，各元素原子氧化值的代数和=离子的总电荷。

Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ Cu氧化值：+2→0,得电子，氧化值降低,被还原, 还原过程。

Cu2+做氧化剂。

Zn氧化值：0→+2,氧化值升高,失电子，被氧化,氧化过程。

Zn做还原剂。

整个氧化还原反应可看成由2个半反应构成还原半反应：Cu2++2е-→Cu氧化半反应：Zn→Zn2++2е-氧化反应和还原反应总是同时发生，相辅相成。