氧化还原反应！
一、氧化还原反应的基本概念
1.
氧化还原反应概念图
2.
在化学方程式中标出各物质组成元素的化合价，只要有一种元素的化合价发生了变化，即可说明该反应是氧化还原反应。
升失氧氧还原剂，降得还还氧化剂（化合价上升，失电子，发生氧化反应，被氧化得到氧化产物，在反应中做还原剂；化合价下降，得电子，发生还原反应，被还原得到还原产物，在反应中做氧化剂）。
3.
我们把化学反应按是否发生电子转移分成两大类：氧化还原反应和非氧化还原反应。下面我们来介绍氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：
置换反应是单质与化合物反应生成新单质和新化合物，该过程一定伴随着电子得失，故一定是氧化还原反应。如我们熟悉的
Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu，
铁失2个电子生成亚铁离子，同时，铜离子得两个电子生成铜单质。
与置换反应性质完全相反地，复分解反应是两种化合物互相交换成分，并不存在电子转移，故一定不是氧化还原反应。如
HCl + NaOH == NaCl + H2O.
而化合反应和分解反应既可能是氧化还原反应，如：
C + O2 =点燃= CO2；
2H2O2 =(MnO2)= 2H2O + O2↑；
又可能是非氧化还原反应，如：
CaO + H2O == Ca(OH)2 ；
2NaHCO3 =△= Na2CO3 + H2O + CO2↑.
氧化还原反应与四种基本反应关系图
4.
I. 元素处于最高价态时，只有氧化性；
II. 元素处于最低价态时，只有还原性；
•特殊地，金属的最低价态为0价，没有负价，故金属单质只有还原性；
III.元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性。
I. 常见的氧化剂及其对应的还原产物
i. 活泼非金属单质
•X2 → X-（X表示F、Cl、Br、I等卤素）
•O2 → O2- / OH- / H2O
ii. 具有处于高价态元素的化合物
•MnO2 → Mn2+
•H2SO4 → SO2 / S
•HNO3 → NO / NO2
•KMnO4(酸性条件) → Mn2+
•FeCl3 → Fe2+ / Fe
iii.其他
•H2O2 → H2O
II. 常见的还原剂及其对应的氧化产物
i. 活泼的金属单质
•Na → Na+
•Al → Al3+
ii. 活泼的非金属单质
•H2 → H2O
• C → CO / CO2
iii.具有处于低价态元素的化合物
•CO → CO2
•SO2 → SO3 / SO42-
•H2S → S / SO2
•HI → I2
•Na2SO3 → SO42-
•FeCl2 → Fe3+
i. 在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂可能是同一种物质，氧化产物和还原产物也可能是同一种物质，如歧化反应和部分归中反应。
•歧化反应：在反应中，若氧化作用和还原作用发生在同一分子内部处于同一氧化态的元素上，使该元素的原子（或离子）一部分被氧化，另一部分被还原，那么我们称这种自身的氧化还原反应为歧化反应。
o如氯气和氢氧化钠的反应（氯既做氧化剂又做还原剂）：
Cl2 + 2NaOH == NaCl + NaClO + H2O
•归中反应：在反应中，同种元素组成的不同物质中元素的两种化合价向中间靠拢，那么我们称这种氧化还原反应为归中反应。
o部分归中反应可以使同种元素的不同化合价达到相同价态，如铁和氯化铁溶液的反应：
Fe + 2FeCl3 == 3FeCl2
o也有部分归中反应会使同种元素的化合价彼此接近但不能达到相同价态，但是不存在价态交叉现象，如下图：
归中反应发生规律图
为了更加直观的理解什么叫做“不能价态交叉”，我们来看二氧化硫和硫酸反应的方程式进行理解：
H2S + H2SO4 == S↓ + SO2 + 2H2O
我们很容易看出硫化氢的S为-2价，硫酸的S为+6价；硫单质的S为0价，二氧化硫的S为+4价。那么请看下图：
那么由此我们得知，硫化氢是还原剂，硫酸是氧化剂；硫单质是氧化产物，二氧化硫是还原产物。
ii. 大多数物质在反应中做氧化剂还是还原剂并不是一成不变的（包括上述列举也是如此）。通常取决于其与其他物质性质的关系。
•如上述常见氧化剂中的过氧化氢（氧为-1价处于中间价态），在酸性条件下可以被高锰酸钾氧化：
2KMnO4 + 5H2O2 + 2H2SO4 == K2SO4 + MnSO4 + 5O2↑ + 2H2O
iii.同一种氧化剂对应的还原产物不是一成不变的，同理，同一种还原剂对应的氧化产物也不是一成不变的。通常会受反应浓度、反应酸碱度等因素影响。
•如铜（还原剂）和硝酸（氧化剂）反应。当硝酸为浓硝酸，反应的还原产物是二氧化氮；当硝酸为稀硝酸，反应的还原产物为一氧化氮。
•氧化剂高锰酸钾在酸性条件下的还原产物通常为锰离子，而在中性或碱性条件下的还原产物通常为锰酸钾或二氧化锰。
5.
•箭头由还原剂中被氧化的元素指向氧化剂中被还原的元素，箭头方向为电子转移方向。
•在桥上标明转移电子总数。
•箭头分别由氧化剂指向还原产物，由还原剂指向氧化产物；箭头两端所指元素相同；箭头不表示电子转移方向，仅表示电子转移前后的变化。
•在桥上标明得失电子数量；得失电子总数相等。
1.
•同一周期从左到右，电子层数相同，原子核电荷数逐渐增加，原子核对最外层电子引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。得电子能力逐渐增强，元素的非金属性逐渐增强，对应单质的氧化性逐渐增强；失电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐减弱，对应单质的还原性逐渐减弱。
•同一主族从上到下，最外层电子数相同，原子层数逐渐增加，原子核对最外层电子引力逐渐减弱，原子半径逐渐增大。得电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱，对应单质的氧化性逐渐减弱；失电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐增强，对应单质的还原性逐渐增强。
2.
•金属活动性越强，对应单质的还原性越强，对应离子的氧化性越弱。
3.氧化还原反应规律
在一个反应中：
•氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性。
•还原剂的还原性大于还原产物的还原性。
•若含有多种氧化剂（还原剂），氧化性（还原性）强的物质优先参与反应。
4.
氧化还原反应表如下图所示，表中含有部分常见的氧化剂和还原剂供查表使用。
深蓝底色部分表示还原剂，从左到右还原性依次递减；浅蓝底色部分表示氧化剂，从左到右氧化性逐渐递增。表中任一还原剂可被其正下方及正下方右侧所有氧化剂氧化；任一氧化剂可以氧化其正上方及正上方左侧所有还原剂（如下图，溴可以氧化所有黄色底色的还原剂）。
•判断氧化还原反应能否发生
•在依量反应中判断反应先后
问题1：硝酸能否氧化氯离子？
回答1：查表知硝酸可以氧化其正上方及正上方左侧所有还原剂，氯离子不在该范围，故硝酸不能将其氧化。
问题2：碘化亚铁和少量氯气的反应方程式为？
回答2：显然碘离子和亚铁离子均可以被氯气氧化，查表知碘离子的还原性高于亚铁离子，故当氯气不足时，碘离子优先与氯气反应。故反应方程式为：
Cl2 + 2I- == 2Cl- + I2 .
1.
此处我们使用氨的催化氧化的反应作为例子进行讲解：①写出反应物和生成物的化学式，并标出变价元素的化合价
②列出反应前后同种元素化合价的升降变化
•N的化合价由-3价变至+2价，故上升5价
•O的化合价由0价降至-2价，每个O2含2个O. 故下降2×2=4价
③根据升降价求最小公倍数，使化合价升降总数相等
④观察法，根据已配平的物质将其他物质配平
⑤根据原子守恒检查无误后完成配平
2.
当遇到歧化反应时，正向配平似乎并不容易。于是我们采取逆向思维，原理和正向配平完全一致。此处我们使用氯气和氢氧化钠的反应作为例子：
3.
当遇到一种物质中有两种元素变价时，可以进行整体配平。此处我们使用硫化亚铜和硝酸的反应作为例子：
①和正向配平一样，写出反应物和生成物的化学式，并标出变价元素的化合价；列出反应前后同种元素化合价的升降变化；根据升降价求最小公倍数，使化合价升降总数相等
②观察法，根据已配平的物质将其他物质配平
此处注意：由于产物硝酸铜的硝酸根直接来自于硝酸并未变价，故①中已配平的10个硝酸不含硝酸铜中的硝酸根。换言之，硝酸铜中的硝酸根需要额外增加硝酸来提供！于是配平如下：
③根据原子守恒检查无误后完成配平
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。例如：
1、硝酸银与盐酸及可溶性盐酸盐溶液：Ag++Cl-=AgCl↓ 2、2、钠与水反应：2Na+2H2O=2Na++2OH–+H2↑ 3、3、钠与硫酸铜溶液：2Na+2H2O+Cu2+=2Na++Cu(OH)2↓+H2↑ 4、4、过氧化钠与水反应：2Na2O+2H2O=4Na++4OH–+O2↑ 5、碳酸氢盐溶液与强酸溶液混合：HCO3-+H+=CO2↑+H2O 6、碳酸氢盐溶液与醋酸溶液混合：HCO3-+CH3COOH=CO2↑+H2O+CH3COO- 7、7、氢氧化钙溶液与碳酸氢镁反应：Ca2++2OH-+2HCO3-+Mg2+=Mg(OH)2↓+CaCO3↓ 向碳酸氢钙溶液中加入过量的氢氧化钠：2HCO3-+Ca2++2OH–=CaCO3↓+2H2O+CO32–9、向碳酸氢钙溶液中加入少量的氢氧化钠：Ca2++HCO3-+OH–=CaCO3↓+H2O10、澄清石灰水与少量小苏打溶液混合：Ca2++OH–+HCO3-=CaCO3↓+H2O11、澄清石灰水通入少量CO2：Ca2++2OH–+CO3=CaCO3↓+H2O12、澄清石灰水通入过量CO2：OH–+CO2=HCO3-13、碳酸氢钠溶液与少量石灰水反应：Ca2++2OH–+2HCO3-=CaCO3↓+CO32–+2H2O14、碳酸氢钠溶液与过量石灰水反应：HCO3-+OH–+Ca2+=CaCO3↓+H2O15、等物质的量氢氧化钡溶液与碳酸氢铵溶液混合：Ba2++2OH–+NH4++HCO3-=BaCO3↓+H2O+NH3?H2O16、碳酸钠溶液与盐酸反应：CO32–+H+=HCO3- 或CO32–+2H+=CO2↑+H2O17、向氢氧化钠溶液中通入少量的CO2?：CO2+2OH–=CO32–+H2O18、过量的CO2通入氢氧化钠溶液中：CO2+OH–=HCO3-19、碳酸氢铵溶液中加入过量氢氧化钠溶液：NH4++HCO3-+2OH–=NH3↑+CO32–+2H2O20、碳酸钙与盐酸反应：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O21、碳酸钙与醋酸反应：CaCO3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO-+CO2↑+H2O22、澄清石灰水与稀盐酸反应：H++OH–=H2O23、磷酸溶液与少量澄清石灰水：H3PO4+OH–=H2O+H2PO4–24、磷酸溶液与过量澄清石灰水：2H3PO4+3Ca2++6OH–=Ca3(PO4)2↓+6H2O25、碳酸镁溶于强酸：MgCO3+2H+=Mg2++CO2↑+H2O26、硫酸镁溶液跟氢氧化钡溶液反应：Ba2++2OH–+Mg2++SO42–=BaSO4↓+Mg(OH)2↓27、硫酸溶液跟氢氧化钡溶液反应：Ba2++2OH–+2H++SO42–=BaSO4↓+2H2O28、硫酸氢钠溶液与氢氧化钡反应至中性：2H++SO42–+2OH–+Ba2+=2H2O+BaSO4↓29、硫酸氢钠溶液与氢氧化钡反应至硫酸根完全沉淀：H++SO42–+OH–+Ba2+=BaSO4↓+H2O30、硫酸铝溶液中加入过量氢氧化钡溶液：2Al3++3SO42–+8OH–+3Ba2+=3BaSO4↓+2AlO2–+4H2O31、氢氧化镁与稀硫酸反应：Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O32、铝跟氢氧化钠溶液反应：2Al+2OH–+2H2O=2AlO2–+3H2↑33、物质的量之比为1：1NaAl合金置于水中：Na+Al+2H2O=Na++AlO2–+2H2↑34、氧化铝溶于强碱溶液：Al2O3+2OH–=2AlO2–+H2O35、氧化铝溶于强酸溶液：Al2O3+6H+=2Al3++3H2O36、氢氧化铝与氢氧化钠溶液：Al(OH)3+OH–=AlO2–+2H2O37、氢氧化铝与盐酸溶液反应：Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O38、硫酸铝溶液与碳酸氢钠溶液：Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+CO2↑39、硫酸铝溶液与碳酸钠溶液：2Al3++3CO32–+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑40、氯化铝溶液中加入过量氨水：Al3++3NH3?H2O=Al(OH)3↓+3NH4+41、明矾溶液加热水解生成沉淀：Al3++3H2O=Al(OH)3↓+3H+42、氯化铝溶液与偏铝酸钠溶液：Al3++3AlO2–+6H2O=4Al(OH)3↓43、偏铝酸钠溶液中加入氯化铁溶液：Fe3++3AlO2–+6H2O=Fe(OH)3↓+3Al(OH)3↓44、偏铝酸钠溶液中加入少量盐酸：AlO2–+H++H2O=Al(OH)3↓45、偏铝酸钠溶液中加入过量盐酸：AlO2–+4H+=Al3++2H2O46、偏铝酸钠溶液中加入氯化铵溶液：AlO2–+NH4++H2O=Al(OH)3↓+NH3↑47、金属铁溶于盐酸中：Fe+2H+=Fe2++H2↑48、铁粉与氯化铁溶液反应：Fe+2Fe3+=3Fe2+49、铜与氯化铁溶液反应：Cu+2Fe3+=Cu2++3Fe2+50、硫化亚铁与盐酸反应：FeS+H+=Fe2++H2S↑51、硫化钠与盐酸反应：S2–+2H+=H2S↑52、硫化钠溶液中加入溴水：S2–+Br2=S↓+2Br–53、氯化亚铁
50个氧化还原反应方程式 下面是50个氧化还原反应方程式的示例： 1. 铁与氧气反应生成铁(III)氧化物：4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 2. 氯气与氢气反应生成盐酸：H2 + Cl2 = 2HCl 3. 锌与硫酸反应生成锌硫酸：Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 4. 氢气与氯氰酸反应生成甲醇和氯化氰：HCN + 3H2 = CH3OH + NH4Cl 5. 铜与硝酸反应生成亚硝酸铜：Cu + 2HNO3 = Cu(NO2)2 + H2O 6. 钾与水反应生成氢气和氢氧化钾：2K + 2H2O = 2KOH + H2 7. 亚硝酸与溴化钾反应生成氯化钾和氮气：KBr + HNO2 = KCl + N2 + H2O 8. 铝与氯化银反应生成铝氯和银：2Al + 3AgCl = 2AlCl3 + 3Ag 9. 溴和铜反应生成亚溴化铜：Cu + Br2 = CuBr2 10. 硫和氧反应生成二氧化硫：2S + O2 = 2SO2 11. 钠和氯气反应生成氯化钠：2Na + Cl2 = 2NaCl 12. 锌和盐酸反应生成氯化锌和氢气：Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 13. 硫酸与钠氢碳酸反应生成二氧化碳、水和硫酸钠：H2SO4 + NaHCO3 = CO2 + H2O + Na2SO4 14. 铝和氢氟酸反应生成氟化铝和氢气：2Al + 6HF = 2AlF3 + 3H2 15. 氧气与锌反应生成氧化锌：2Zn + O2 = 2ZnO 16. 二溴化碳和纯氢反应生成氯化碳和氢气：CCl2Br2 + 4H2 = CCl4 + 2H2 17. 铂和氯反应生成氯化铂：Pt + Cl2 = PtCl2 18. 二氧化硫与氮氧化物反应生成亚硫酸和三氧化硫：2SO2 + NO = SO3 + NO2 19. 锑和硫反应生成二硫化锑：Sb + S = Sb2S3 20. 铜和硫酸反应生成亚硫酸铜：Cu + H2SO3 = CuSO3 + H2
非金属单质（F2 ，Cl2 , O2 , S, N2 , P , C , Si）1, 氧化性： F2 + H2 === 2HF F2 +Xe(过量)===XeF2 2F2（过量）+Xe===XeF4 nF2 +2M===2MFn (表示大部分金属) 2F2 +2H2O===4HF+O2 2F2 +2NaOH===2NaF+OF2 +H2O F2 +2NaCl===2NaF+Cl2 F2 +2NaBr===2NaF+Br2 F2+2NaI ===2NaF+I2 F2 +Cl2 (等体积)===2ClF 3F2 (过量)+Cl2===2ClF3 7F2(过量)+I2 ===2IF7 Cl2 +H2 ===2HCl 3Cl2 +2P===2PCl3 Cl2 +PCl3 ===PCl5 Cl2 +2Na===2NaCl 3Cl2 +2Fe===2FeCl3 Cl2 +2FeCl2 ===2FeCl3 Cl2+Cu===CuCl2 2Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2 Cl2 +2NaI ===2NaCl+I2 5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl Cl2 +Na2S===2NaCl+S Cl2 +H2S===2HCl+S Cl2+SO2 +2H2O===H2SO4 +2HCl Cl2 +H2O2 ===2HCl+O2 2O2 +3Fe===Fe3O4 O2+K===KO2 S+H2===H2S 2S+C===CS2 S+Fe===FeS S+2Cu===Cu2S 3S+2Al===Al2S3 S+Zn===ZnS N2+3H2===2NH3 N2+3Mg===Mg3N2 N2+3Ca===Ca3N2 N2+3Ba===Ba3N2 N2+6Na===2Na3N N2+6K===2K3N
氧化还原反应 氧化-还原反应 (oxidation-reduction reaction, 也作redox reaction)是化学反应前后，元素的氧化数有变化的一类反应。氧化还原反应的实质是电子的得失或共用电子对的偏移。氧化还原反应是化学反应中的三大基本反应之一（另外两个为（路易斯）酸碱反应与自由基反应）。 自然界中的燃烧，呼吸作用，光合作用，生产生活中的化学电池，金属冶炼，火箭发射等等都与氧化还原反应息息相关。研究氧化还原反应，对人类的进步具有极其重要的意义。 反应中，发生氧化反应的物质，称为还原剂，生成氧化产物；发生还原反应的物质，称为氧化剂，生成还原产物。氧化产物具有氧化性，但弱于氧化剂；还原产物具有还原性，但弱于还原剂。 反应实质： 1.发生了电子的转移。(即在离子化合物中是电子的得失，在共价化合物里是电子的偏移。在反应物之间电子发生转移的反应，又称为氧化还原反应）。 （1）氧化还原反应不一定是得失氧原子，而是任何降低价态或升高价态的任何元素都可以成为氧化或还原（反应）。
某物质中的任何元素失去电子（即化合价升高）的反应叫氧化反应/有元素化合价降低（得电子）的反应叫还原反应，既得氧又失氧的反应叫氧化还原反应 氧化还原反应（原电池中的氧化还原）2．强弱律：反应中满足：氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物>氧化产物 3．价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。 4．不交叉原则：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的化合价只接近而不交叉，最多只能达到同种价态5．强则优先原则：在同一氧化还原反应中，氧化剂遇多种还原剂时，先和最强还原剂反应 6. 归中律：不同价态的同种元素，其较高价态与较低价态均转化为中间价态，不得交错升降。 氧化还原反应中各物质关系还原剂 + 氧化剂 ---> 氧化产物 + 还原产物 一般来说，同一反应中还原产物的还原性比还原剂弱，氧化产物的氧化性比氧化剂弱，这就是所谓“强还原剂制弱还原剂，强氧化剂制弱氧化剂”。 总结：氧化剂发生还原反应，得电子，化合价降低，有氧化性，被还原，生成还原产物。
氧化还原反应 氧化还原反应与四大基本反应类型的关系①置换反应都是氧化还原反应； ③有单质生成的分解反应是氧化还原反 应； ④有单质参加的化合反应也是氧化还原反 应。 从数学集合角度考虑： 氧化还原反应的概念 1.基本概念 . 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]金属钛（Ti）性能优越，被称为继铁、铝制后的“第三金属”。工业上以金红石为原料制取Ti的反应为： aTiO2＋bCl2＋cC aTiCl4＋c CO ……反应① TiCl4＋2Mg Ti＋2MgCl2 ……反应② 关于反应①、②的分析不正确的是（） ①TiCl4在反应①中是还原产物，在反应②中是氧化剂； ②C、Mg在反应中均为还原剂，被还原； ③在反应①、②中Mg的还原性大于C，C的还原性大于TiCl4； ④a＝1，b＝c＝2； ⑤每生成19.2gTi，反应①、②中共转移4.8mol e-。 A．①②④B．②③④C．③④D．②⑤ 标电子转移的方向和数目（双线桥法、单线桥法） ①单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低）的元素，标明电子数目，不需注明得失。例： MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O ②双线桥法。得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）注明得失及电子数。例： MnO2+4HCl（浓）MnCl 2 +Cl2↑+2H2O 两类特殊的化学反应 ①歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例： 3Cl2+6KOH KClO3+5KCl+3H2O ②归中反应。不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态，解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。例： 得2e-—— 2e- 失2e-— — 失5e 得5×e 得5e-
氧化还原 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.‘两表’一规律‘ （1）根据金属活动性顺序表判断: 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。 （2）根据元素周期表来判断 ①同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强，单质的氧化性逐渐增强 ⑵同主族从上到下元素的金属逐渐增强，单质的还原性逐渐增强 （3）根据元素周期律来判断 ①非金属对应的最高价水化物的酸性越强，对应单质的氧化性越强 如酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H2SiO3 单质氧化性：Cl2＞S＞P＞C＞Si ②金属对应的最高价氧化物水化物的碱性越强，对应单质的还原性越强 如碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 单质还原性：Na＞Mg＞Al 2.根据非金属活动性顺序来判断: 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.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示： 规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。 4.根据反应条件来判断: 当氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂)反应时，反应越容易进行，对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强如 MnO2和HCl(浓)反应需要加热才能进行，KMnO4和HCl(浓)反应不需加热就能进行，
氧化还原反应的本质 氧化还原反应是化学反应中最普遍的一种类型，也是日常生活和工业生产中最重要的一种反应类型。在氧化还原反应中，发生的是原子和离子之间的电子转移，通常伴随着能量的释放或吸收，反应产物的特征性质也与反应物明显不同。氧化还原反应的本质在于电子转移的过程，本文将会从几个方面来详细介绍氧化还原反应的本质。 一、氧化还原反应的定义 氧化还原反应是指化学反应中，原子或离子之间的电子转移所致的化学反应。其中，原子或离子因失去或获得了电子而发生了变化，这种变化叫做氧化还原反应。 二、氧化还原反应的本质 在氧化还原反应中，有三个重要的概念：氧化、还原和电子。其中，氧化是指物质失去电子的过程，而还原则是指物质获得电子的过程。同时，电子是氧化还原反应中转移的负电荷粒子，电子的转移是氧化还原反应发生的本质。 举个例子，二氧化锰(MnO2)和铝粉(Al)发生氧化还原反应，化学方程式如下：
3 MnO2 + 4 Al → 3 Mn + 2 Al2O3 在这个反应中，铝粉失去了电子，被氧化成了铝离子；而二氧化锰则获得了电子，被还原成锰离子。铝粉的氧化释放出大量的能量，因此这个反应也是一个热反应。 三、氧化还原反应的原因 氧化还原反应的原因在于所有的原子和离子都希望达到一个非常稳定的电子结构，也就是希望拥有八个电子，这就是“八个外壳电子原则”。当原子或离子失去或获得电子后，它们可以达到更稳定的电子结构，因此会发生氧化还原反应。 四、氧化还原反应的特征 氧化还原反应有几个明显的特征： 1. 电子转移：氧化还原反应的本质在于电子转移。在反应中，有一方的原子或离子失去了电子，而另一方则获得了电子，电子从一个离子或原子转移到另一个离子或原子。
非金属单质（F2 ，Cl2 , O2 , S，N2 , P , C ，Si) 1，氧化性： F2 + H2 === 2HF F2 +Xe(过量)===XeF2 2F2（过量）+Xe===XeF4 nF2 +2M===2MFn (表示大部分金属) 2F2 +2H2O===4HF+O2 2F2 +2NaOH===2NaF+OF2 +H2O F2 +2NaCl===2NaF+Cl2 F2 +2NaBr===2NaF+Br2 F2+2NaI ===2NaF+I2 F2 +Cl2 (等体积)===2ClF 3F2 （过量)+Cl2===2ClF3 7F2（过量)+I2 ===2IF7 Cl2 +H2 ===2HCl 3Cl2 +2P===2PCl3 Cl2 +PCl3 ===PCl5 Cl2 +2Na===2NaCl 3Cl2 +2Fe===2FeCl3 Cl2 +2FeCl2 ===2FeCl3 Cl2+Cu===CuCl2 2Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2 Cl2 +2NaI ===2NaCl+I2 5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl
Cl2 +Na2S===2NaCl+S Cl2 +H2S===2HCl+S Cl2+SO2 +2H2O===H2SO4 +2HCl Cl2 +H2O2 ===2HCl+O2 2O2 +3Fe===Fe3O4 O2+K===KO2 S+H2===H2S 2S+C===CS2 S+Fe===FeS S+2Cu===Cu2S 3S+2Al===Al2S3 S+Zn===ZnS N2+3H2===2NH3 N2+3Mg===Mg3N2 N2+3Ca===Ca3N2 N2+3Ba===Ba3N2 N2+6Na===2Na3N N2+6K===2K3N N2+6Rb===2Rb3N P2+6H2===4PH3 P+3Na===Na3P 2P+3Zn===Zn3P2 2．还原性 S+O2===SO2
氧化还原反应 一、概念 化合价升降的反应。 二、本质 电子的转移（得失或偏移）。 三、四种反应类型 1.化合反应：可以是氧化还原反应。如H2O2+SO2=H2SO4 2. 分解反应：可以是氧化还原反应。如NH4NO3=（△） N2O+2HO 3.置换反应：一定是氧化还原反应。 4.氧化还原反应：同素异形体间的转化是化学变化但不是氧化还原反应。 如： 3O2=（放电） 2O3 四、常见的氧化剂与还原剂 1.氧化剂： ①活泼的非金属单质： F2、 Cl 2、 Br 2、 I 2、 O2、 O3等。碘与铁生成的二价的碘化亚铁。 ②高价态金属离子： Fe3+、 Cu2+。 ③元素处于高价时的含氧酸：硝酸、浓硫酸。 ④元素处于高价时盐：KClO3、 KMnO4、K2Cr2O7。 ⑤其他：银氨溶液、新制氢氧化铜、漂白粉、HClO、 H2O2、 MnO2等。 2.还原剂 ①金属单质： K、 Na、 Mg等。 ②非金属单质： H2、 C、 Si 、 S 等。 ③低价态的化合物： CO、H2S、 HI 、Fe2+、 NH3等。 ④其他： Fe2+、S2-、 I -、 Br -。 五、氧化剂的还原产物 O2→ H2O或 OH-； Fe3+ → Fe2+；浓硫酸→ SO2；浓硝酸→ NO2；稀硝酸→ NO； H2O2→ H2O或 OH-； K2Cr 2O7（ H+）→ Cr3+； 六、氧化性、还原性强弱的比较 1.反应条件：热＞冷；浓＞稀；易＞难； Cu+4HNO3( 浓 )=Cu(NO3) 2+2NO↑+2H2O Cu+2H 2SO4( 浓 )= （△） CuSO4+2H2O+SO2↑
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