高三化学复习知识清单（通用版） 知识清单04 氧化还原反应

这是一份高三化学复习知识清单（通用版） 知识清单04 氧化还原反应，共8页。学案主要包含了元素的化合价，氧化还原反应基本概念，物质的氧化性和还原性，氧化性，氧化还原反应方程式的书写和配平，氧化还原反应的有关计算等内容，欢迎下载使用。

1．化合价规则
（1）化合物中，正负化合价的代数和＝0
（2）离子中，正负化合价的代数和＝电荷
2．常用等量关系
（1）主族元素最高正价＝主族序数＝原子的最外层电子数
（2）主族元素的最高正价+|最低负价|＝8或2
（3）最高正化合价与其最低负化合价代数和
①等于0的短周期元素：H、C、Si
②等于2的短周期元素：N、P
③等于4的短周期元素：S
④等于6的短周期元素：Cl
3．化合价的范围：+1≤最高价≤+7，－4≤最低价≤－1
4．化合价的特殊点
（1）F元素没有正化合价，金属元素没有负化合价
（2）O元素有正化合价，但是没有其所在族的最高正化合价
（3）硼元素只有+3价
（4）氢元素的化合价
①金属氢化物中，氢显－1价，如NaH、NaAlH4、B2H6
②非金属氢化物中，氢一般显+1价，如NH3、CH4
（5）氧元素的化合价
①普通的含氧微粒中，氧显－2价
②含O22―或―O―O―的微粒中，氧显－1价
③在S2O82―中，氧元素显－1和－2价
④在CrO5中，铬元素显－1和－2价
5．简单阴离子或气态氢化物中，非金属元素显最低负价
6．某些微粒中元素的化合价
（1）有机物中元素的化合价
①H、N、O元素：H：+1，O：－2，N：－3
②碳元素：根据正负化合价的代数和为0计算
（2）取代基中元素的化合价
①－OH中氧元素的化合价为―1价
②－CH3中碳元素的化合价为―3价
③－CHO中碳元素的化合价为+1价
④－COOH中碳元素的化合价为+3价
⑤－NH2中氮元素的化合价为―2价
⑥－NO2中氮元素的化合价为+4价
（3）非金属元素形成的微粒：非金属性强的元素一般显最低负价
①CN原子团显－1价，其中C显+2价，N显－3价
②HNCO中，氢显+1价，C显+4价，N显－3价，O显－2价
③HFO中，H显+1价，F显－1价，O显0价
④BrI中I元素显+1价，SiC中C元素显－4价
（4）含CO、NH3、H2O等分子的物质：
①Fe（CO）5中Fe显0价
②Cu（NH3）4SO4中Cu显+2价
（5）某些含铁、铜的硫化物
（6）无法判断价态的物质
二、氧化还原反应基本概念
1．特征：反应前后元素的化合价是否发生了变化
（1）氧化还原反应：反应前后元素的化合价变化
（2）非氧化还原反应：反应前后元素的化合价不变
2．本质：反应过程中有电子的转移，包括电子的得失或偏移
3．氧化还原反应和四种基本反应类型的关系
（1）置换反应一定是氧化还原反应；
（2）复分解反应一定不是氧化还原反应；
（3）有单质参加的化合反应是氧化还原反应；
（4）有单质生成的分解反应是氧化还原反应。
【特别提醒】（1）有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应，如3O2＝2O3。
（2）没有单质参加的化合反应也可能是是氧化还原反应，如H2O2+SO2＝H2SO4。
4．含“氧”概念
（1）氧化剂：得到电子，化合价降低的反应物
（2）氧化反应：化合价升高的反应
（3）氧化产物：化合价升高得到的生成物
（4）被氧化：化合价升高的过程
（5）氧化性：化合价降低过程表现的性质
5．含“还”概念
（1）还原剂：失去电子，化合价升高的反应物
（2）还原反应：化合价降低的反应
（3）还原产物：化合价降低得到的生成物
（4）被还原：化合价降低的过程
（5）还原性：化合价升高过程表现的性质
6．氧化还原反应概念之间的关系
7．特别提醒
（1）氧化反应和还原反应存在于在同一个反应中，它们同时发生、同时存在，是相互对立统一的。
（2）氧化剂和还原剂可以是不同的物质，也可以是同种物质
①2KMnO4K2MnO4+MnO2+O2↑，氧化剂是KMnO4，还原剂是KMnO4
②2F2+2H2OO2+4HF，氧化剂是F2，还原剂是H2O
（3）氧化产物和还原产物可以是不同的物质，也可以是同种物质
①3S+6NaOHNa2SO3+2Na2S+3H2O，氧化产物是Na2SO3，还原产物是Na2S
②NO+NO2+2NaOH2NaNO2+H2O，氧化产物是NaNO2，还原产物是NaNO2
（4）被氧化的元素和被还原的元素可以是不同的元素，也可以是同种元素
①4HCl（浓）+MnO2MnCl2+Cl2↑+2H2O，被氧化的元素是Cl，被还原的元素是Mn
②2H2S+SO22H2O+3S，被氧化的元素是S，被还原的元素是S
（5）可能有多种元素同时被氧化或被还原
①3Cu2S+22HNO36Cu（NO3）2+10NO↑+3H2SO4+8H2O，被氧化的元素是Cu和S，被还原的元素是N
②2KNO3+S+3CK2S+N2↑+3CO2↑，被氧化的元素是C，被还原的元素是N和S
（6）方程式中的系数与实际参加反应的氧化剂或还原剂的量不一定一致
①C+2H2SO4CO2↑+2SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝2∶1
②Cu+2H2SO4CuSO4+SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝1∶1
三、物质的氧化性和还原性
1．化合价和氧化性、还原性的关系
（1）相互关系
①金属单质只有还原性
②非金属单质既有氧化性又有还原性，F2除外
③从理论上讲任何一种化合物既有氧化性又有还原性
（2）常见元素的最高价态和最低价态
2．氧化还原反应中酸或碱的作用
（1）氧化性：所含元素的化合价降低
（2）还原性：所含元素的化合价升高
（3）酸或碱性：所含元素的化合价不变，有相应的盐生成
（4）具体反应分析
①Zn+2HClZnCl2+H2↑，盐酸表现酸性和氧化性
②CuO+2HClCuCl2+H2O，盐酸表现酸性
③MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O，盐酸表现酸性和还原性
④2HClH2↑+Cl2↑，盐酸表现氧化性和还原性
⑤3Cl2+8NH3N2+6NH4Cl，NH3表现碱性和还原性
⑥Cu2O+6HNO3（浓）2Cu（NO3）2+2NO2↑+3H2O，硝酸表现酸性和氧化性
3．氧化还原反应中水的作用
（1）氧化性：有H2产生
（2）还原性：有O2产生
（3）氧化性和还原性：同时有H2和O2产生
（4）具体反应分析
①2F2+2H2O4HF+O2，水表现还原性
②3Fe+4H2OFe3O4+4H2，水表现氧化性
③2Na+2H2O2NaOH+H2↑，水表现氧化性
④2H2OO2↑+2H2↑，水表现还原性和氧化性
⑤2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑥Cl2+H2OHCl+HClO，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑦3NO2+H2O2HNO3+NO，水既不表现氧化性又不表现还原性
4．常见的氧化剂和还原剂
（1）常见的氧化剂及产物预测
（2）常见的还原剂及产物预测
5．判断变化中是否一定需加氧化剂或还原剂
（1）变价元素处于最高价：必须加入还原剂
（2）变价元素处于最低价：必须加入氧化剂
（3）变价元素处于中间价：可能发生自身的氧化还原反应，不一定加入氧化剂或还原剂
（4）判断
①Cl2→HClO（NaClO）：不一定
②NO2→HNO3：不一定
③S→SO32－：不一定
④KClO3→KCl：不一定
⑤Na2O2→O2：不一定
⑥CO2→C：必须加入还原剂
⑦NH4+→N2：必须加入氧化剂
四、氧化性、还原性强弱的比较
1．判断的本质依据：得失电子的难易程度
（1）氧化性或还原性的强弱与元素的化合价高低无必然关系
（2）氧化性或还原性的强弱与得失电子数多少无必然关系
2．单质与其相应离子的氧化性和还原性变化相反
（1）根据金属活动顺序表
（2）根据非金属活动顺序表
3．根据化学反应比较氧化性或还原性强弱
（1）比较反应物和生成物的氧化性或还原性：强制弱原理
①氧化性：氧化剂＞氧化产物
②还原性：还原剂＞还原产物
（2）比较反应物的氧化性或还原性
①氧化性：氧化剂＞还原剂
②还原性：还原剂＞氧化剂
4．根据反应条件来判断
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：
（1）比较KMnO4和MnO2氧化性强弱：KMnO4＞MnO2
①MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O
②2KMnO4+16HCl（浓）2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
（2）比较Na、Mg、Al的还原性强弱：Na＞Mg＞Al
①Na与冷水剧烈反应
②Mg与水加热才反应
③Al与水加热条件下也难反应
5．根据氧化产物的价态高低判断
（1）方法：同种物质被不同氧化剂氧化的价态越高，氧化剂的氧化性越强。
（2）实例：2Fe+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，氧化性：Cl2＞S。
6．根据元素周期表比较单质的氧化性或还原性强弱
（1）周期表右上角的F2的氧化性最强
①容易与氢气化合的非金属单质的氧化性强
②气态氢化物稳定的非金属单质的氧化性强
③最高价含氧酸酸性强的非金属单质的氧化性强
④气态氢化物还原性强的非金属单质的氧化性弱
（2）短周期表左下角的Na的还原性最强
①与酸或水反应剧烈的金属单质的还原性强
②最高价碱的碱性强的金属单质的还原性强
③相应阳离子的氧化性强的金属单质的还原性弱
7．根据原电池原理比较金属单质的还原性强弱
（1）基本规律：负极＞正极
①电子流出的电极是负极，阳离子移向的电极是正极
②被溶解（质量减小）的电极一般是负极
③质量增加的电极一般是正极
④有气泡产生的电极一般是正极
（2）特殊情况
①强碱性溶液中，Mg-NaOH溶液-Al原电池中，Al是负极
②氧化性溶液中，Cu-浓硝酸-Fe原电池中，Cu是负极
③铅蓄电池，负极质量增加，正极质量增加
6．根据电解池原理比较（用惰性电极电解）
（1）阳极先放电的阴离子的还原性强，相应的非金属单质的氧化性弱
（2）阴极先放电的阳离子的氧化性强，相应的金属单质的还原性不一定弱
放电顺序：Fe3+＞Cu2+，单质的还原性Fe＞Cu
7．根据能量变化比较单质的氧化性和还原性强弱
（1）金属越容易失电子，金属性越强，吸收的能量越少
（2）金属越容易得电子，非金属性越强，释放的能量越多
8．常见微粒的还原性顺序
还原性：＞＞＞＞＞
氧化性：＜＜＜＜＜
（1）全部氧化：MnO4－（H+）和ClO－（H+）
（2）氧化前五种：ClO－、Cl2、浓硫酸（+4价S除外，无中间价态）
（3）氧化前四种：NO3－（H+）、H2O2（H+）、Br2
（4）氧化前三种：Fe3+
9．强弱规律的两个应用
（1）氧化还原反应发生的先后顺序：强者优先
①向含多种还原剂的溶液中加入一种氧化剂时，还原性强的还原剂（离子）先被氧化
②向含多种氧化剂的溶液中，加入一种还原剂时，氧化性强的氧化剂（离子）先被还原
（2）判断氧化还原反应方向：强制弱原理
强氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂
五、氧化还原反应方程式的书写和配平
1．配平原则
2．化合价升降法配平步骤
3．信息型氧化还原方程式书写流程
六、氧化还原反应的有关计算
1．氧化还原反应中电子转移的表示方法
（1）双线桥法：标变价→画箭头→标得失→定数目
①模型
②示例：C与浓硫酸反应
（2）双线桥法：箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得到”“失去”
①模型
②示例：Cu与浓硝酸反应
2．转移电子数的计算
（1）N（e－）＝氧化剂得到电子的数目＝还原剂失去电子的数目
（2）反应中转移电子数与各物质的化学计量数成正比
（3）计算公式
①n（e－）＝n（氧化剂）×N（变价原子数）×ΔN（化合价变化数）
②n（e－）＝n（还原剂）×N（变价原子数）×ΔN（化合价变化数）
3．氧化还原反应中转化规律
（1）5NH4NO32HNO3+4N2↑+9H2O
（2）2KClO3+6HCl（浓）KCl+3Cl2↑+3H2O
（3）H2S+H2SO4（浓）S↓+SO2↑+2H2O
4．电子守恒规律
（1）规律：氧化还原反应中得电子总数与失电子总数相等，表现为元素化合价降低总数与升高总数相等。
（2）应用：运用电子守恒进行氧化还原反应的相关计算。
5．“电子守恒法”计算的一般思维模板
有机物
CH3OH
HCHO
CO(NH2)2
HCOOH
碳价态
－2
0
+4
+2
物质
FeS2
CuFeS2
价态
S
Fe
Cu
Fe
S
－1
+2
+2
+2
－2
物质
AlFe2
Fe3P
Fe3C
价态
Al
Fe
Fe
P
Fe
C
0
0
0
0
0
0
元素
Cl
S
N
C
H
最高价
+7
+6
+5
+4
+1
最低价
－1
－2
－3
－4
－1
氧化剂
还原产物
KMnO4
Mn2+（酸性）；MnO2（中性）；MnO42－（碱性）
K2Cr2O7（酸性）
Cr3+
浓硝酸
NO2
稀硝酸
NO
X2（卤素单质）
X－
H2O2
OH－（碱性）；H2O（酸性）
Na2O2
NaOH（或Na2CO3等）
NaClO（或ClO－）
Cl－、Cl2
NaClO3
Cl2、ClO2等
PbO2
Pb2+
还原剂
氧化产物
Fe2+
Fe3+（酸性）；Fe（OH）3（碱性）
SO2（或H2SO3、SO32－）
SO42－
S2－（或H2S）
S、SO2（或SO32－）、SO42－
H2C2O4
CO2（酸性）；CO32－（碱性）
H2O2
O2
I－（或HI）
I2、IO3－
CO
CO2（酸性）；CO32－（碱性）
金属单质（Zn、Fe、Cu等）
Zn2+、Fe2+（与强氧化剂反应生成Fe3+）
Cu2+（与弱氧化剂反应生成Cu+）