氧化还原反应考点整理及基础知识梳理
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氧化还原反应考点整理及基础知识梳理
一 考纲解读
氧化还原反应是高中化学的重要组成部分， 通过分析近三年地区使用的全国 卷2,全国卷3来看，与其他的省份考试相比而言基本没有单独出题进行考查， 只在部分选择题的选项中以及非选择题的填空中出现，难度都不大，自细研读 2018年高考考纲，发现高考对这部分容的考察要求和考察难度和往年基本不变， 单但考察形式可能会更贴近实例， 贴近自然，万变不离其宗，这部分容的思想和 知识点始终贯穿在如电化学、离子反应、物质结构、元素及其化合物的性质等题 目，总的来讲氧化还原反应的上述这些知识点，仍然需要在复习时有针对性的巩 固和提高。
二、 考点分析
总结归纳近三年高考化学全国卷 2和全国卷3试题以及2018年考纲要求， 不难发现在局考中对这部分知识的考察有以下几点。
1、 考查氧化还原反应的基本概念，判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原 产物以及元
素化合价等；
2、 判断氧化性和还原性的强弱及其应用；
3、 氧化还原反应的基本规律及应用；
4、 氧化还原反应方程式（包含离子反应）的书写及配平；
5、 氧化还原反应中电子转移的方向和数目的判断；
6、 能运用元素守包、电子守包、电荷守包，进行氧化还原反应计算。 三、 基础知识梳理
1. 氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 概念 定义 注息点
氧化反应 物质失去电子的反应 物质失去电子的外部表现为化合价的升局
还原反应 物质得到电子的反应 物质得到电子的外部表现为化合价的降低
被氧化 兀素失去电子的过程 兀素失去电子的外部表现为化合价的升高
被还原 元素得到电子的过程 兀素得到电子的外部表现为化合价的降低
氧化产物 通过发生氧化反应所得
的生成物 氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一 种广物，也可以是』、问产物，还口」以是两种或两种 以上的产物。如反应 4FeSa+11O 2=2Fe2O3+8SO 2中， Fe2O3和SO2均既为氧化产物，又为还原产物。 还原产物 通过发生还原反应所得
的生成物
氧化剂 得到电子的反应物 常见氧化剂：（1）活泼的非金属单质；如"单质（X2）、 。2、S等⑵高价金属阳离子；如 Fe、Cu等⑶高 价或较高价含氧化合物； 如MnO2、浓H2SO4、HNO3、 KMnO 4等（4）过氧化物；如 Na2O2、H2O2等
还原剂 失去电子的反应物 常见还原剂：①活泼或较活泼的金属；如 K、Na、
Zn、Fe等②一些非金属单质；如 H2、C、Si等③较
低态的化合物； CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4
氧化性 得到电子的能力 物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有 关，与得失电子的数目无关。 还原性 失去电子的能力
［知识规律］
还原性 化合价升高 弱氧化性
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「还原剂 --------- 氧化反应 ----------- > 氧化产物、
反应物［ > r产物
氧化剂变化 >还原反应 --------------- 上还原产物’
$ ______________________________________ 个$
氧化性 化合价降低 弱还原性
2. 物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较氧化性T得电子性，得到电子越容易T氧化性越强
还原性T失电子性，失去电子越容易T还原性越强
由此，金届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，金届性也就是还原性；非金届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，非金届性也就是 氧化性。
① .根据金届活动性顺序来判断：
一般来说，越活泼的金届，失电子氧化成金届阳离子越容易， 其阳离子得电
子还原成金届单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金届，失电子氧化成金 届阳离子越难，其阳离子得电子还原成金届单质越容易，氧化性越强。
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② .根据非金届活动性顺序来判断：
一般来说，越活泼的非金届，得到电子还原成非金届阴离子越容易， 其阴离 子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。
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还原甜 卜氧化剂 一一氧化否物-连原产桐
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③ .根检还论锻生的眺如I割阪原性M蠢化还原反应可用如下式子表示：
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规律：反应物中氧化剂的氧化性强丁生成物中氧化产物的氧化性， 反应物中
还原剂的还原性强丁生成物中还原产物的还原性。
④ .根据氧化还原反应发生的条件来判断： A
如：Mn02+4HCl商 MnCl2+C12 f +2H20
2KMn04+16HCl（浓）=2MnCl2+5C12 f +8H2O 后者比前者容易（不需要加热），可判断氧化性 KMn04>Mn02
⑤ .根据被氧化或被还原的程度来判断：
点燃
如：Cu Cl^^=CuCl2 , 2Cu S—Cu2S , 即氧化性:踞 S。
乂如：2HBr H 2SO 4（）^B「2 SO 2 2H 2O 8HI I^SO*浓）4I? H 2S 4H 2O
即有还原性:HI HBr。
⑥ .根据原电池的正负极来判断：
在原电池中，作负极的金届的还原性一般比作正极金届的还原性强。
⑦ .根据元素在周期表中位置判断：
对同一周期金届而言，从左到右其金届活泼性依次减弱。如 Na、Mg、A1
金届性依次减弱，其还原性也依次减弱。
（2）对同主族的金届而言，从上到下其金届活泼性依次增强。如 Li、Na、K、
Rb、Cs金届活泼性依次增强，其还原性也依次增强。
（3）对同主族的非金届而言，从上到下其非金届活泼性依次减弱。如 F、
Cl、Br、I非金届活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。
⑧ .根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：
元素处丁最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处丁中间价态既有氧化乂 有还原性。
一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。如氧化
性:Fe3+>Fe2+>Fe,S（+6 价）>S（+4 价）等，还原性:H2S>S>SO2,但是，氧化性： HClO4< HClO3< HClO2< HClO。
⑨ .物质的氧化性、还原性不是一成不变的：
同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。 如：氧化
性：HNO3 （浓）> HNO3 （稀）；Cu与浓H2SO4常温下不反应，加热条件下反
应；KMnO4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。 3. 氧化还原反应规律及应用
① .守包规律：对丁一个完整的氧化还原反应，化合价升高降低的总数相等,
得失电子总数相等。
② .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。
③ .“价态归中、互不交义”转化规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原 反应时刻
总结为：价态相邻能共存，价态相问能归中，归中价态不交义，价升 价降只靠拢。如：压S+H巴匹竺；+S6 1 +2H2OO （错误）
得&一H点+H亦CU㈱户8 1 +S61 +2丘（正确） 得及一
④ .难易规律：越易失电子的物质，失电子后就越难得电子，越易得电子的 物质，得电子后就越难失去电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时， 优先与
还原性最强的还原剂发生反应；如在 FeBr2溶液入少量C12时，由丁还原性
Fe2+>Br-，所以Fe2+先和C12反应。同理，一种还原剂遇到多种氧化剂时，优 先与氧化性最强的氧化剂发生反应。如在含有 Fe3+、Cu2+、H+的溶液中加入
Fe粉，由丁氧化性Fe3+>Cu2+>H+，所以Fe粉先和Fe3+反应，然后依次为Cu2+、
H+.
⑤.价态规律：元素处于最高价态，只有氧化性；元素处于最低价态，只有还原性；元 素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要表现一种性质。
4. 氧化还原反应方程式的书写及配平
（隼1 标明反应前后化合价有变化的元素的化合价 氧化还原反应方程式的配平方法 化合价升降法。其基本步骤如下: 字」通过求最小公悟数使化合价升降总值相等
建）一确定氧化剂与还原剂的化学计量数
观察法配平其他物质的化学计量数
壹1检查质量、电荷、电于是否分别守恒
1） .配平■原则：电子守包、原子守包、电荷守包
2） .配平步骤（以高铤酸钾和浓盐酸反应制氯气为例）：
① 标出化合价变化了的元素的化合价。如：
+7 -1 +4 0
KMnO4+HCl==KCl+MnCl2+Cl2 f +H2O
② 根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数， 使之成
1 ： 1的关系。
如：+7 -1 +4 0
KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2 f +H2O
③ 调整系数，使化合价升降总数相等。
化合价5X® *
KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2 f +H2O
化合价f 2X⑤
④ 根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的物质的化学计量数。
如：2KMnO4+10HCl==KCl+2MnCl2+5Cl2 f +H2O
⑤ 利用元素守包，用观察方法配平没有参加氧化还原反应的其他物质的系
数。如：
2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2 f +8H2O
⑥ 检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边 的离子所带的电荷数是否相等。
四高频考点突破
【例1】下列反应中，届丁非氧化还原反应的是
A. 3CuS+ 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO f + 3S J + 4H2O
