化學氧化還原反應知識點

　　氧化還原反應原理是中學化學核心概念之一,是貫穿整個中學化學知識體系的一條思想主線,也是中學化學教學中的重點和難點。接下來小編為你整理了，一起來看看吧。

　　一、氧化還原反應各概念之間的關係

　　1、反應型別：

　　氧化反應：物質所含元素化合價升高的反應。

　　還原反應：物質所含元素化合價降低的反應。

　　氧化還原反應：有元素化合價升高和降低的反應。

　　2、反應物：

　　氧化劑：在反應中得到電子的物質

　　還原劑：在反應中失去電子的物質

　　3、產物：

　　氧化產物：失電子被氧化後得到的產物

　　還原產物：得電子被還原後得到的產物

　　4、物質性質：

　　氧化性：氧化劑所表現出得電子的性質

　　還原性：還原劑所表現出失電子的性質

　　二、常見的氧化劑與還原劑

　　1、物質在反應中是作為氧化劑還是作為還原劑，主要取決於元素的化合價。

　　1元素處於最高價時，它的原子只能得到電子，因此該元素只能作氧化劑，如+7價的Mn和+6價的S

　　2元素處於中間價態時，它的原子隨反應條件不同，既能得電子，又能失電子，因此該元素既能作氧化劑，又能作還原劑，如0價的S和+4價的S

　　3元素處於最低價時，它的原子則只能失去電子，因此該元素只能作還原劑，如-2價的S

　　2、重要的氧化劑

　　1活潑非金屬單質，如F2、Cl2、Br2、O2等。

　　2元素處於高價時的氧化物、高價含氧酸及高價含氧化酸鹽等，如MnO2，NO2;濃H2SO4，HNO3;KMnO4，KClO3，FeCl3等。

　　3過氧化物，如Na2O2，H2O2等。

　　3、重要的還原劑

　　1金屬單質，如Na，K，Zn，Fe等。

　　2某些非金屬單質，如H2，C，Si等。

　　3元素處於低化合價時的氧化物，如CO，SO2等。

　　4元素處於低化合價時的酸，如HCl濃，HBr，HI，H2S等。

　　5元素處於低化合價時的鹽，如Na2SO3，FeSO4等。

　　三、電子轉移的表示方法

　　電子轉移的表示方法有雙線橋法和單線橋法：

　　1、雙線橋法

　　要點：

　　1箭頭由反應物中化合價變化元素指向生成物中化合價已經變化了的同一元素。升高、降低各一根箭頭，越過方程式中間的等號

　　2電子轉移數目：化合價升高、失電子;化合價降低、得電子。化合價改變元素的原子個數m×每個原子得到或失去電子的個數ne-,即m×ne-。

　　2、單線橋法

　　要點：

　　1線橋從反應物中化合價升高的元素出發，指向反應物中化合價降低的元素，箭頭對準氧化劑中化合價降低的元素，箭頭不過“=”

　　2線上橋上標明轉移電子總數，不寫得到或失去。

　　四、氧化還原反應的反應規律

　　1、價態規律

　　同種元素，處於最高價態時只具有氧化性。處於最低價態時只具有還原性。處於中間價態時既有氧化性又有還原性。

　　2、歧化和歸中規律

　　價態歸中規律：同種元素不同價態之間發生氧化還原反應時，價態的變化“只靠攏，可相交，不相叉”。

　　3、反應先後規律

　　在濃度相差不大的溶液中：

　　1同時含有集中還原劑時，加入氧化劑後，還原性強的優先被氧化。

　　2同時含有集中氧化劑時，加入還原劑後，氧化性強的優先被還原。

　　4、守恆規律

　　在任何氧化還原反應中：化合價升高總數 = 化合價降低總數，還原劑失電子總數 = 氧化劑得電子總數。並且反應前後電荷數相等。

　　五、氧化性與還原性的強弱判斷規律

　　1、根據氧化還原反應方程式的判斷

　　氧化性：氧化劑>氧化產物

　　還原性：還原劑>還原產物

　　可總結為：比什麼性，找什麼劑，產物之性弱於劑。

　　2、根據金屬活動性順序判斷

　　K Ca Na Mg AlZn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au

　　從左向右還原性逐漸減弱，對應離子的氧化性逐漸增強

　　3、根據反應條件和反應的劇烈程度

　　反應條件要求越低，反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性越強。

　　4、根據氧化性還原反應的程度

　　相同條件下：

　　1不同氧化劑作用於同一種還原劑，氧化產物價態高的氧化性強。

　　2不同還原劑作用於同一種氧化劑，還原產物價態低的還原性強。

　　六、氧化還原反應方程式的配平

　　1、三個原則：得失電子守恆原則，原子守恆原則，電荷守恆原則

　　2、一般方法：化合價升降法聯合最小公倍數法

　　3、配平技巧：

　　1正向配平法：先從氧化劑和還原劑開始配平。

　　適用範圍：分子間的氧化還原反應，所有元素參與的氧化還原反應，生成物中物質即是氧化物又是還原產物。

　　2逆向配平法：先從氧化還原產物開始配平。

　　適用範圍：自身氧化還原反應，反應物中某一部分被氧化或被還原

　　3整體配平發：當某一元素的原子或原子團多見於有機反應配平在某化合物中有數個時，可將它作為一個整體對待，根據化合物中元素化合價代數和為零的原則予以整體標價。

　　4缺項配平法

　　如果所給的化學方程式中有反應物或生成物沒有寫出來，在配平時，如果所空缺的物質不發生電子的得失，僅僅是提供一種發生反應的酸、鹼、中性的環境，可先把有化合價升降的元素配平，最後根據電荷守恆和原子守恆確定缺項物質，配平。

　　5其他配平法

　　①奇偶配平法

　　這種方法適用於化學方程式兩邊某一元素多次出現，並且兩邊的該元素原子總數有一奇一偶，例如：C2H2+O2→CO2+H2O。

　　此方程式配平從先出現次數最多的氧原子配起。

　　O2內有2個氧原子，無論化學式前係數為幾，氧原子總數應為偶數。故右邊H2O的係數應配2若推出其它的分子係數出現分數則可配4，由此推知C2H2前2，式子變為：2C2H2+O2→CO2+2H2O，由此可知CO2前係數應為4，最後配單質O2為5，把短線改為等號，寫明條件即可：2C2H2+5O2==4CO2+2H2O。

　　②觀察法配平

　　有時方程式中會出現一種化學式比較複雜的物質，我們可通過這個複雜的分子去推其他化學式的係數，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2。

　　Fe3O4化學式較複雜，顯然，Fe3O4中Fe來源於單質Fe，O來自於H2O，則Fe前配3，H2O前配4，則式子為：3Fe+4H2O=Fe3O4+H2，由此推出H2係數為4，寫明條件，短線改為等號即可：3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2。

　　③歸一法

　　找到化學方程式中關鍵的化學式，定其化學式前計量數為1，然後根據關鍵化學式去配平其他化學式前的化學計量數。若出現計量數為分數，再將各計量數同乘以同一整數，化分數為整數，這種先定關鍵化學式計量數為1的配平方法，稱為歸一法。

　　做法：選擇化學方程式中組成最複雜的化學式，設它的係數為1，再依次推斷。