厦门大学大学化学氧化还原6汇总

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》知识清单一、氧化还原反应的基本概念1、氧化反应与还原反应氧化反应指物质失去电子（化合价升高）的反应；还原反应则是物质得到电子（化合价降低）的反应。

例如，在反应 2CuO ＋ C ＝＝ 2Cu ＋ CO₂中，碳（C）失去电子，化合价从 0 升高到＋4，发生氧化反应；氧化铜（CuO）中的铜离子得到电子，化合价从＋2 降低到 0，发生还原反应。

2、氧化剂与还原剂氧化剂是在反应中得到电子（化合价降低）的物质；还原剂是在反应中失去电子（化合价升高）的物质。

在上述反应中，氧化铜（CuO）是氧化剂，因为铜元素的化合价从＋2 降低到 0，氧化铜得到了电子；碳（C）是还原剂，因为碳元素的化合价从 0 升高到＋4，碳失去了电子。

3、氧化产物与还原产物氧化产物是还原剂被氧化后的产物；还原产物是氧化剂被还原后的产物。

在 2CuO ＋ C ＝＝ 2Cu ＋ CO₂中，二氧化碳（CO₂）是氧化产物，铜（Cu）是还原产物。

4、氧化性与还原性氧化性是指物质得电子的能力；还原性是指物质失电子的能力。

氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。

二、氧化还原反应中电子转移的表示方法1、双线桥法用双线桥法表示电子转移时，要分别从反应物指向生成物，注明得失电子的总数。

例如，对于反应2KClO₃＝＝2KCl ＋3O₂↑，双线桥法的表示为：“从 KClO₃中的氯元素指向 KCl 中的氯元素，线上标‘得 6e⁻’；从KClO₃中的氧元素指向 O₂中的氧元素，线上标‘失 6e⁻’。

”2、单线桥法单线桥法是在反应物之间用箭头表示电子转移的方向和数目。

以 Fe ＋ 2HCl ＝＝ FeCl₂＋ H₂↑为例，单线桥法表示为：“从 Fe指向 HCl 中的氢元素，线上标‘2e⁻’。

”三、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，如氧气（O₂）、氯气（Cl₂）等。

（2）含高价态元素的化合物，如高锰酸钾（KMnO₄）、硝酸（HNO₃）等。

氧化还原知识点总结氧化还原是化学科目很重要的知识，下面是小编整理的相关内容，欢迎阅读参考！一、氧化还原反应各概念之间的关系1、反应类型：氧化反应：物质所含元素化合价升高的反应。

还原反应：物质所含元素化合价降低的反应。

氧化还原反应：有元素化合价升高和降低的反应。

2、反应物：氧化剂：在反应中得到电子的物质还原剂：在反应中失去电子的物质3、产物：氧化产物：失电子被氧化后得到的产物还原产物：得电子被还原后得到的产物4、物质*质：氧化*：氧化剂所表现出得电子的*质还原*：还原剂所表现出失电子的*质5、各个概念之间的关系如下图【例题1】下列变化过程属于还原反应的是( )A.HCl→MgCl2B.Na→Na+C.CO→CO2D.Fe3+→Fe【例题2】下列化学反应不属于氧化还原反应的是( )A.3Cl2+6KOH=5KCl+KClO3+3H2OB.2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2OC.SnCl4+2H2O=SnO2+4HClD.3CCl4+2K2Cr2O7=2CrO2Cl2+3COCl2+2KCl*：【例题1】D；【例题2】C二、常见的氧化剂与还原剂1、物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。

（1）元素处于最高价时，它的原子只能得到电子，因此该元素只能作氧化剂，如+7价的Mn和+6价的S（2）元素处于中间价态时，它的原子随反应条件不同，既能得电子，又能失电子，因此该元素既能作氧化剂，又能作还原剂，如0价的S和+4价的S（3）元素处于最低价时，它的原子则只能失去电子，因此该元素只能作还原剂，如-2价的S2、重要的氧化剂（1）活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2等。

（2）元素处于高价时的氧化物、高价含氧*及高价含氧化*盐等，如MnO2，NO2；浓H2SO4，HNO3；KMnO4，KClO3，FeCl3等。

（3）过氧化物，如Na2O2，H2O2等。

3、重要的还原剂（1）金属单质，如Na，K，Zn，Fe等。

【关键字】化学、活动、情况、方法、规律、能力、方向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。

氧化还原规律知识点总结一、氧化还原反应的基本概念1. 氧化还原反应的定义氧化还原反应是指在化学变化过程中，物质中原子的氧化态发生改变的化学反应。

通常情况下，沦为氧化剂的物质被氧化为更高的氧化态，而还原剂则被还原为更低的氧化态。

氧化还原反应是一种电子转移过程。

2. 氧化还原反应的特征氧化还原反应有许多的特征，其中最主要的包括：（1）原子的氧化态发生改变；（2）伴随着电子的转移；（3）发生氧化还原反应的物质中，必须至少含有一个氧化剂和一个还原剂。

二、氧化还原反应的判定1. 氧化还原反应的氧化数法氧化数法也称氧化态法或氧化数法，是化学中常用的一种方法，凭借着氧化数的变化来判断化学物质在氧化还原反应中的角色。

2. 氧化还原反应的电子转移法氧化还原反应涉及到电子的转移，因此可以通过电子转移的方式来判断氧化还原反应的发生。

三、氧化还原反应的动力学1. 氧化还原反应的速率氧化还原反应的速率与其反应物的浓度、温度和催化剂等因素有关。

通常情况下，高温、高浓度和催化剂都能够提高氧化还原反应的速率。

2. 氧化还原反应的平衡氧化还原反应在一定条件下也会达到平衡状态。

在平衡状态下，氧化剂和还原剂的浓度不再发生变化，反应速率也趋于稳定。

四、氧化还原反应的应用1. 电化学氧化还原反应是电化学中的重要反应类型，电池、电解等都是基于氧化还原反应进行的。

2. 工业生产在工业生产中，氧化还原反应也是一种重要的反应类型，例如金属冶炼、有机合成等过程中都涉及到氧化还原反应。

3. 生活应用在生活中，氧化还原反应也有诸多应用，比如燃烧、腐蚀和食品加工等都是基于氧化还原反应进行的。

总之，氧化还原反应是化学中一种重要的反应类型，其规律性和应用广泛。

深入理解氧化还原反应的规律对于学习化学和应用化学都具有重要意义。

氧化还原反应六大规律氧化还原反应是一类非常重要的反应，是指元素化合价在反应前后有变化的化学反应，微观上是有电子转移或偏移的反应。

在氧化还原反应中有许多规律，这里进行简单的总结。

1、守恒规律守恒是氧化还原反应最重要的规律。

在氧化还原反应中，元素的化合价有升必有降，电子有得必有失。

从整个氧化还原反应看，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总数相等。

此外，反应前后的原子个数、物质质量也都守恒。

守恒规律应用非常广泛，通常用于氧化还原反应中的计算问题以及方程式的配平问题。

2、价态规律元素处于最高价，只有氧化性，如浓硫酸中的硫是+6价，只有氧化性，没有还原性；元素处于最低价，只有还原性，如硫化钠的硫是-2价，只有还原性，没有氧化性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质，如二氧化硫的硫是+4价，介于-2与+6之间，氧化性和还原性同时存在，但还原性占主要地位。

物质大多含有多种元素，其性质体现出各种元素的综合，如H2S，既有氧化性（由+1价氢元素表现出的性质），又有还原性（由-2价硫元素表现出的性质）。

3、难易规律还原性强的物质越易失去电子，但失去电子后就越难得到电子；氧化性强的物质越易得到电子，但得到电子后就越难失去电子。

这一规律可以判断离子的氧化性与还原性。

例如Na还原性很强，容易失去电子成为Na+，Na+氧化性则很弱，很难得到电子。

4、强弱规律较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。

用这一性质可以判断物质氧化性或还原性的强弱。

如2HI+Br2=2HBr+I2，氧化物Br2的氧化性大于氧化产物I2的氧化性。

还原剂HI的还原性大于还原产物HBr的还原性。

5、歧化规律同一种物质分子内同一种元素同一价态的原子（或离子）发生电子转移的氧化还原反应叫歧化反应，歧化反应的特点：某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低的价态转化。

歧化反应是自身氧化还原反应的一种。

氧化还原一．基本概念：1．氧化还原反应：定义：实质：电子转移(微观)。

特征：化合价升降(宏观)。

2．化合价升降与电子得失的关系：概念判断：升→失→氧→还→氧例题：2Na2S+Na2SO3+3H2SO4==3S↓+3Na2SO4+3H2O Cl2+H2O == HCl+HClO二．常见的氧化剂和还原剂：1．氧化剂：①非金属性较强的单质：F2、C12、Br2、I2、02、O3、N2、P、S等②非氧化性酸：稀H2S04、稀HCl、NaHSO4等③氧化性酸：浓H2S04、浓、稀 HNO3、 HClO④氧化性盐：KCl03、KMn04、固体硝酸盐、铁盐，次氯酸盐⑤其他：、Mn02、Na202、N02、H202、银氨溶液、新制Cu(OH)2浊液2．还原剂：①金属性较强的单质：K、Na、Mg、A1、Zn、 Fe等②某些非金属单质：H2、C、Si、P、S、N2等；③还原性酸：H2S、 HI、HBr、亚硫酸、浓盐酸④还原性盐：硫化物、、碘化物、溴化物、亚铁盐、亚硫酸盐、亚Sn盐⑤其他：S02、CO、Fe(0H)2、H2O2、NH3等三．氧化还原反应的基本规律：1．守恒规律：①得失电子守恒。

（化合价升降守恒）氧化剂获得电子总数必等于还原剂失去电子总数，氧化剂中元素化合价降低总数等于还原剂中元素化合价升高总数，（化合价升降总数也等于电子转移总数）。

②质量守恒。

反应前后各元素种类不变，各元素的原子数目，在有离子参加的氧化还原反应中还有※③电荷守恒。

反应前后离子所带电荷总数相等，2．强者优先规律：（1）同一种氧化剂与不同的还原剂反应时，还原性强的优先反应。

（2）同一种还原剂与不同的氧化剂反应时，氧化性强的优先反应。

如向含有Fe3＋、Cu2＋、Ag＋的溶液中加入Fe粉，如何反应？_________3．同一元素的价态变化规律:高价氧，低价还，中间价两边转。

相邻价不氧还。

①歧化反应（中间变两头)同种元素的同种价态间发生氧化还原反应时，变成跟该元素价态相邻的两端的价态②归中反应（两头变中间，只靠拢，不交叉)同种元素的不同价态间发生氧化还原反应时，高价态和低价态相互反应变成它们相邻的中间价态如二氧化硫氧化硫化氢过氧化钠和二氧化碳反应4．强弱传递规律：同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂 > 氧化产物还原性：还原剂 > 还原产物四．掌握氧化性、还原性强弱的判断方法：氧化剂具有氧化性还原剂具有还原性（1）根据方程式判断：同一氧化还原反应中氧化性：氧化剂＞氧化产物还原性：还原剂＞还原产物（2）根据物质活动性顺序比较判断：①金属活动性顺序，原子还原性逐渐减弱，对应阳离子氧化性逐渐增强②非金属活动性顺序，原子(或单质)氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强Cl2＞ Br2＞ I2＞ S（3）根据反应条件判断：当不同的氧化剂作用于同一还原剂时根据反应条件的高、低来进行判断。

氧化还原的相关知识点总结1. 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应也叫氧化还原化学反应，是指原子、分子或离子中电子转移所引起的化学反应。

在氧化还原反应中，有一种物质损失电子，另一种物质获得电子。

损失电子的物质叫做氧化剂，因为它能氧化其他物质，而获得电子的物质叫做还原剂，因为它能还原其他物质。

氧化还原反应是一种非常基本的化学反应类型，它对于我们理解化学变化和应用化学知识都非常重要。

2. 氧化还原反应的特征氧化还原反应有以下特征：a. 电子转移：在氧化还原反应中，原子、分子或离子中电子从一个物质转移到另一个物质。

b. 氧化和还原：氧化还原反应中，有一种物质损失电子，另一种物质获得电子。

c. 反应类型：氧化还原反应包括氧化反应和还原反应。

在氧化反应中，物质失去电子，发生氧化；在还原反应中，物质获得电子，发生还原。

d. 化学键的形成和断裂：在氧化还原反应中，化学键的形成和断裂是通过电子的转移来实现的。

3. 氧化还原反应的应用氧化还原反应在我们的生活中有着广泛的应用，包括以下几个方面：a. 电化学反应：电池和电解池中的反应都是氧化还原反应，它们是电化学反应的基础。

b. 金属腐蚀：金属腐蚀是一种氧化还原反应，当金属与氧气接触时，发生氧化反应，导致金属表面腐蚀。

c. 生物代谢：生物体内的代谢反应也是一种氧化还原反应，包括呼吸作用和细胞内的能量产生等。

d. 工业生产：氧化还原反应在化工生产中有着重要的应用，包括金属提炼、有机合成等。

e. 环境保护：氧化还原反应可以用来处理废水和废气，净化环境。

4. 氧化还原反应的化学方程式氧化还原反应的化学方程式可以用来描述反应中发生的氧化和还原过程。

其中，氧化剂和还原剂是反应中起着关键作用的物质。

以下是氧化还原反应的化学方程式的一般形式：氧化剂 + 还原剂→ 氧化产物 + 还原产物在方程式中，氧化剂和还原剂是氧化还原反应中参与电子转移的两种物质，氧化产物和还原产物是氧化还原反应的产物。

氧化还原原理知识点总结一、氧化还原反应的定义氧化还原反应是指在化学反应中，某些物质失去了电子，而另一些物质获得了电子，这就是氧化还原反应。

其中失去电子的物质被称作氧化剂，而获得电子的物质被称作还原剂。

这两者之间通过电子的转移发生相互作用，达到化学反应的目的。

二、氧化还原反应的基本概念1. 氧化数氧化数是描述元素在化合物或离子中所带电荷的数值。

氧化数是氧化还原反应中非常重要的概念，它可以用来判断元素在反应中是失去了电子（氧化）还是获得了电子（还原）。

在氧化还原反应中，氧化数的变化往往决定了反应的方向和速率。

2. 氧化剂和还原剂氧化剂指在氧化还原反应中接受电子的物质，它本身会被还原。

而还原剂指在氧化还原反应中失去电子的物质，它本身会被氧化。

氧化剂和还原剂往往是成对出现的，它们通过电子的转移实现了化学反应。

例如，在下面的反应中，Cl2被还原为Cl-，因此Cl2是还原剂；而Na被氧化为Na+，因此Na是氧化剂。

2Na + Cl2 → 2Na+ + 2Cl-3. 氧化还原反应的描述氧化还原反应可以通过电子转移、氧化数变化或单纯的离子交换来描述。

电子转移是最常见的方式，它涉及到氧化剂与还原剂之间的电子转移，从而发生化学反应。

氧化数变化是氧化还原反应的另一种描述方式，通过对反应物中各种元素的氧化数变化来确定反应的性质。

三、氧化还原反应的平衡氧化还原反应也需要遵循质量守恒和电荷守恒的原则，因此需要进行平衡。

氧化还原反应的平衡可以通过氧化还原方程式和电子转移数来实现。

氧化还原方程式详细描述了反应物和生成物之间的转化关系，从而实现了化学反应的平衡。

而电子转移数可以帮助我们确定反应中氧化剂和还原剂之间的电子转移数量，进而实现反应的平衡。

四、氧化还原反应的应用氧化还原反应在生活和工业中有着广泛的应用。

其中最常见的应用就是电池。

电池通过氧化还原反应产生电能，从而驱动各种设备的运行。

同时，氧化还原反应还在冶金、电化学和有机合成等领域有着重要的应用。

氧化还原反应规律总结大全1、 氧化性：物质从其它物质中得电子的能力或性质。

还原性：物质失电子给其它物质能力或性质。

氧化剂具有氧化性。

还原剂具有还原性。

非金属性：气态非金属原子的得电子能力。

金属性：气态金属原子的失电子能力。

金属活动性：金属单质在水中生成水合离子倾向的大小。

氧化性≠非金属性还原性≠金属性≠金属活动性2、强弱氧化剂相遇，强氧化剂作氧化剂，弱氧化剂作还原剂 (质量守恒不是唯一标准) 2KMnO 4 + 5H 2O 2 +3 H 2SO 4 === K 2SO 4+ 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2O2KMnO 4 + H 2O 2 + 3H 2SO 4 === K 2SO 4+ 2Mn SO 4 +3 O 2 + 4H 2O3、从具体反应判断氧化、还原能力强弱氧化剂： 得电子的反应物．．．。

还原剂： 失电子的反应物．．．。

还原产物：氧化剂得电子后的生成物．．．。

氧化产物：还原剂失电子后的生成物．．．。

氧化性：氧化剂＞氧化产物＞还原产物＞还原剂 （一般只比较前两者）还原性：还原剂＞还原产物＞氧化产物＞氧化剂 （一般只比较前两者）氧化、还原能力强弱判断不能根据得失电子多少判断(反应剧烈程度才能判断Al 、Na) 同一元素一般高价氧化性比低价强；相反特例ClO —＞ClO 4—4 如Fe 2+、S5、最高价无还原性，最低价无氧化性。

例：SO 42—中的S 无还原性，H 2S 中的S 无氧化性6、一般不用同种元素的同一价态的变多种价态来说明该物质既有氧化性又有还原性Cl 2 + H 2O == HCl + HClO 不能用此反应说明Cl 2既有氧化性又有还原性7、相邻价态的同种元素间不反应。

如：Fe 2+与Fe 3+ (搬家)8、强氧化剂得电子后变弱还原剂；强还原剂失电子后变弱氧化剂；强氧化剂F 2得电子变弱还原剂F —，易得电子就不易失电子；强还原剂Na 失电子变弱氧化剂Na +，易失电子就不易得电子；9、歧化反应：同种物质的同一元素同种价态转变成一高一低化合价的生成物的反应。

氧化还原计算知识点总结一、氧化还原反应的定义氧化还原反应是指在化学反应中，原子的电子转移过程。

在氧化还原反应中，一些物质失去电子，被氧化，被称为还原剂；另一些物质得到电子，被还原，被称为氧化剂。

例如，在以下的反应中：2Fe^3+ + Sn^2+ -> 2Fe^2+ + Sn^4+在这个反应中，Fe^3+被还原到Fe^2+，Sn^2+被氧化到Sn^4+。

因此，反应中Fe^3+是氧化剂，Sn^2+是还原剂。

二、氧化数的计算氧化数是一个原子在一个化合物或离子中所带的电荷。

在氧化还原反应中，通过氧化数的计算可以确定哪些原子被氧化，哪些原子被还原。

氧化数的计算方法如下：1. 单质的氧化数为0；2. 在化合物中，氧的氧化数为-2；3. 在化合物中，氢的氧化数为+1；4. 在化合物中，氢氧化物中金属的氧化数为+1；5. 在化合物中，离子的氧化数为与其电荷相等的值；6. 在化合物中，氮的氧化数通常为-3，但是在某些化合物中可以取其他值；7. 在化合物中，氯的氧化数通常为-1，但是在某些化合物中可以取其他值。

通过上述的计算规则，可以快速地计算出化合物或离子中原子的氧化数。

三、平衡方程式的求解在氧化还原反应中，为了描述反应的物质组成和反应过程，需要求解出平衡的方程式。

平衡方程式的求解过程如下：1. 编写原始方程式，包括反应物和生成物；2. 根据反应物和生成物中各元素的质量守恒和电量守恒，修改原始方程式，使反应前后各元素的质量和电量相等；3. 通过添加系数，平衡方程式，使反应前后各元素的原子数相等。

以下是一个例子：Fe^2+ + Cr2O7^2- -> Cr^3+ + Fe^3+在这个反应中，我们先编写原始方程式：Fe^2+ + Cr2O7^2- -> Cr^3+ + Fe^3+然后，根据质量守恒和电量守恒，可以得到如下修改后的方程式：6Fe^2+ + Cr2O7^2- -> 2Cr^3+ + 6Fe^3+最后，通过添加系数，可以得到平衡的方程式：6Fe^2+ + Cr2O7^2- + 14H^+ -> 2Cr^3+ + 6Fe^3+ + 7H2O四、化学计算方法在氧化还原反应中，有一些常见的化学计算方法，包括摩尔计算、质量计算、体积计算等。

第五章氧化还原反应5.1 前言 (1)5.2 氧化还原方程式的配平 (1)5.3 电池电动势 (4)5.4 电解 (23)5.5 化学电源简介 (26)5.1 前言前言根据反应的过程中是否有氧化数的变化或电子的转移，化学反应基本上分为两大类：有电子转移或氧化数变化的氧化还原反应和没有电子转移或氧化数变化的非氧化还原反应。

氧化还原反应是化学中最重要的反应。

如工业上元素的提取，煤、石油、天然气的燃烧以获取能源。

许多有机物的合成等等。

可以说，凡是涉及化学的工矿企业，包括衣食住行的各行各业的物质生成、生物有机体的发生、发展和消亡，大多同氧化还原反应有关。

本章将在中学化学的基础上进一步讨论氧化还原反应方程式的配平问题和氧化还原的本质、特点，同时在介绍标准电极电势基本概念的基础上，重点讨论氧化还原反应的方向和进行的程度，最后简单介绍标准电极电势的应用和电化学的初步知识。

5.2 氧化还原方程式的配平5.2.1 氧化数法氧化还原方程式的配平一、氧化数法氧化数：表示元素氧化态的代数值，反映在一个化合物中电子的偏离情况，即化合物中某元素所带形式电荷的数值，代表了元素价态的高低。

氧化剂：在氧化还原反应中得电子氧化数降低被还原的物质。

还原剂：在氧化还原反应中失电子氧化数升高被氧化的物质。

氧化数法配平基本原则是：反应中氧化剂元素氧化数降低值等于还原剂元素氧化数增加值，或得失电子的总数相等。

用此法配平氧化还原反应方程式的具体步骤是：１．先找出反应式中氧化数发生变化的元素。

２．标出反应式中氧化数发生变化的元素（氧化剂、还原剂）的氧化数。

３．标出反应式中氧化剂、还原剂氧化数变化值。

４．按最小公倍数即“氧化剂氧化数降低总和等于还原剂氧化数升高总和”原则。

在氧化剂和还原剂分子式前面乘上恰当的系数。

５．配平方程式中两边的Ｈ和Ｏ的个数。

根据介质不同，在酸性介质中Ｏ多的一边加H+，少的一边加H2O，在碱性介质中，O 多的一边加H2O，O少的一边加OH－。

氧化还原重要知识点总结一、氧化还原反应的基本概念1.1 氧化还原反应的定义氧化还原反应又称电子传递反应，是指化学反应中原子的电子分布发生改变的过程。

在氧化还原反应中，通常涉及到一种物质失去电子（氧化反应），同时另一种物质获得这些电子（还原反应）。

氧化反应和还原反应总是伴随着发生。

1.2 氧化还原反应的特征氧化还原反应的特征主要包括：电子转移、氧化数的变化、产生新的物质以及释放能量等。

1.3 氧化还原反应的符号表示氧化还原反应通常用化学方程式表示。

其中，被氧化的物质称为还原剂，而氧化还原反应中受电子转移的物质称为氧化剂。

方程式中的原子核和电子数都要相等，以满足守恒原理。

二、氧化还原反应的基本规律2.1 氧化数的变化规律在氧化还原反应中，原子由于失去或获得电子而发生氧化数的变化。

一般来讲，氧化剂的氧化数减小，而还原剂的氧化数增加。

氧化数的变化规律是氧化还原反应基本规律的体现。

2.2 氧化还原反应的类型氧化还原反应主要分为五种类型：金属与非金属的氧化还原反应、非金属与非金属的氧化还原反应、金属与非金属的置换反应、金属与非金属的还原反应、氧化还原反应的电化学反应。

2.3 影响氧化还原反应的因素氧化还原反应受多种外界因素的影响，包括温度、压力、催化剂等。

合理地控制这些因素能够提高氧化还原反应的效率。

三、氧化还原反应的应用3.1 电池中的氧化还原反应电池是利用氧化还原反应来提供电能的装置。

在电池中，氧化还原反应使得正负极之间发生电荷转移，产生电能。

各类电池都基于不同的氧化还原反应原理。

3.2 金属的腐蚀金属腐蚀也是一种氧化还原反应。

金属表面的氧化反应会导致金属失去电子，发生腐蚀。

合金、镀层等都是减缓金属腐蚀的方法，而这些方法也依赖于氧化还原反应的基本原理。

3.3 工业生产中的氧化还原反应氧化还原反应在工业生产过程中有着广泛的应用。

例如，在冶炼金属、制备化工产品、炼油等过程中，都离不开氧化还原反应的促进。

3.4 生物体内的氧化还原反应生物体内的代谢过程也离不开氧化还原反应的参与。

精心整理一、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)(4)2、氧化还原反应与四种基本反应类型1．(1)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。

例如：4．归中反应5.价+1K-e-→K+，Al的还2(1)(2)同主族元素(从上到下)同周期主族元素(从左到右)(3)根据元素最高价氧化物的水化物酸碱性强弱判断例如：由酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3，可判断氧化性：Cl2>S>P>C。

(4)根据氧化还原反应的方向判断氧化剂(氧化性)+还原剂(还原性)=还原产物+氧化产物氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物(5)根据氧化产物的价态判断当变价的还原剂在相似条件下作用于不同的氧化剂时可根据氧化产物价态得高低来判断氧化剂氧化性的强弱。

1、氧化还原反应:口诀：升、失、氧、还、氧；降、得、还、氧、还氧化性：氧化剂 > 氧化产物还原性：还原剂 > 还原产物2、常见的氧化剂和还原剂:氧活泼的非金属单质如：卤素单质（X2）、O2、S等。

化高价金属阳离子如：Fe3+、Cu2+等。

剂高价或较高价含氧化合物如：MnO2、浓H2SO4、HNO3、酸化KMnO4。

还活泼或较活泼的金属：如K、Na、Zn、Fe等。

原一些非金属单质：如H2、C、Si等。

剂较低态的化合物：CO、SO2、H2S等。

常见元素的化合价口诀：一价氢氯钾钠银；二价氧钙钡镁锌，规律：①单质中元素化合价为0；三铝四硅五价磷；二三铁与二四碳。

②化合物中各元素化合价代数和为0；二四六硫都齐全；铜汞二价最常见。

③金属只有正价和0价。

常见原子团的化合价HNO3、H2SO4、HCl、HBr、HI、HClO4等；强碱：NaOH、KOH、B a(O H)2等；可溶性盐：溶解性表。

不可拆：不溶于水的物质，弱电解质；氧化物；单质；气体。

4、离子共存的问题：（1）有气体产生：如CO32-、SO32-、HSO3-、S2-、HCO3-、HS-等易挥发的弱酸根与H+不能大量共存。

（2）有沉淀(难溶物)生成：如Ba2+不能与SO42-大量共存，Ca2+、Mg2+等不能与CO32-大量共存；Mg2+、Fe2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Ag+与Cl-、Br-、I-不能大量共存。

（3）有难电离物质（弱电解质）生成：如OH-、CH3COO-、F-、ClO-、与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。

（4）发生氧化还原反应：具有较强还原性的离子如S2-、I-等不能与具有较强氧化性的离子如Fe3+、MnO4-、ClO-等大量共存。

（5）注意有颜色的离子：如 Cu2+(蓝)、Fe2+（浅绿）、Fe3+（黄）、MnO4-(紫) 。

5、离子方程式正误的判断：1）看是否符合客观事实。