文档内容
第 06 讲 氧化还原反应
目录
第一部分：网络构建（总览全局）
第二部分：知识点精准记忆
第三部分：典型例题剖析
高频考点1 考查氧化还原反应的判断
高频考点2 考查氧化还原反应中相关概念的判断
高频考点3 考查氧化性、还原性强弱的判断
高频考点4 考查氧化还原规律及其应用
高频考点5 考查陌生氧化还原反应方程式的书写和配平
高频考点6 考查氧化还原反应的相关计算
正文第一部分：网络构建（总览全局）
第二部分：知识点精准记忆
知识点一 氧化还原反应的相关概念及其表示方法
1.氧化还原反应的本质和特征
2.基于双线桥理解氧化还原反应概念之间的关系
【名师总结】分析电子转移数目的关键——标出元素化合价
(1)基本方法：先标出熟悉元素的化合价，再根据化合物中正负化合价的代数和为零的原则求解其他元素的
化合价。
(2)熟记常见元素的化合价：一价氢、钾、钠、氟、氯、溴、碘、银；二价氧、钙、钡、镁、锌；三铝、四
硅、五价磷；说变价也不难，二三铁、二四碳、二四六硫都齐全；铜汞二价最常见。
(3)明确一些特殊物质中元素的化合价：
CuFeS ：Cu、Fe、S；KFeO ：Fe；LiNH、LiNH 、AlN：N；NaSO ：S；MO：M；C O：C；
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HCN：C、N；CuH：Cu、H；FeO：Fe；Si N：Si、N。
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可概括为“氧、氧、得、降、还、还、还”。3.电子转移的表示方法
请分别用单线桥法和双线桥法表示Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：
(1)双线桥法：①标变价 ②画箭头(反应物指向生成物) ③算数目 ④说变化。
【特别提醒】a．箭头从失电子元素的原子指向得电子元素的原子。
b．不标“得到”或“失去”，只标明电子转移的总数。
c．线桥只出现在反应物中。
(2)单线桥法：①标变价 ②画箭头(由失电子原子指向得电子原子) ③算数目（线桥上只标电子转移的
总数目，不标“得”“失”字样）
【特别提醒】a．箭头指向反应前后有元素化合价变化的同种元素的原子，且需注明“得到”或“失去”。
b．箭头的方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化。
c．失去电子的总数等于得到电子的总数。
4.氧化还原反应与四种基本类型反应间的关系
【特别提醒】(1)有单质参与的化合反应是氧化还原反应。
(2)有单质生成的分解反应是氧化还原反应。
(3)有单质参加或生成的化学反应，不一定是氧化还原反应，如3O=====2O。
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(4)所有的置换反应都是氧化还原反应。
(5)所有的复分解反应都不是氧化还原反应。
5.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：【特别提醒】
（1）O、O 在水溶液中的还原产物，其中酸性条件下是HO，中性、碱性条件下是OH－；而当还原产物
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为固态时是O2－或O。
（2）浓硝酸的还原产物是NO ，稀HNO 的还原产物是NO。
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(2)常见还原剂
常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属阴离子及含低价态元素的化合物、低价金属阳离子、某些非金属
单质及其氢化物等。如：
(3)元素化合价处于中间价态的物质既有氧化性，又有还原性
其中：Fe2＋、SO主要表现还原性，HO 主要表现氧化性。
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【易错提醒】
(1)根据化合价的高低可判断物质是否具有氧化性或还原性，但不能判断氧化性或还原性的强弱。元素处于
最高价态时只有氧化性，但不一定有强氧化性，如Na＋、SO；同理，元素处于最低价态时也不一定具有强
还原性。
(2)非金属阴离子不一定只具有还原性，如O既有氧化性又有还原性。金属阳离子不一定只具有氧化性，如
Fe2＋既有还原性又有氧化性。
（4）重要的还原剂——金属氢化物、NaBH
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1)金属氢化物
①结构特点
电子式可表示为M＋[H]－(M为碱金属)。
②强还原性
a．遇水强烈反应放出氢气，使溶液呈强碱性，如：NaH＋HO===NaOH＋H↑。
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b．高温还原金属如固态NaH在673 K时能将TiCl 还原为金属钛：TiCl ＋4NaH=====Ti＋4NaCl＋2H↑。
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2)万能还原剂——硼氢化钠(NaBH )
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硼氢化钠是一种无机物，化学式为NaBH ，白色至灰白色细结晶粉末或块状，吸湿性强，其碱性溶液呈棕
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黄色，是最常用的还原剂之一。通常用作醛类、酮类、酰氯类的还原剂，塑料工业的发泡剂，造纸漂白剂，
以及医药工业制造双氢链霉素的氢化剂。
6.氧化还原反应概念的“五个误区”
误区一：某元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原，也不一定被氧化。因为元素处于化合态时，
其化合价可能为正，也可能为负。若元素由负价变为0价，则其被氧化，若元素由正价变为0价，则其被
还原。
误区二：在氧化还原反应中，非金属单质不一定只作氧化剂，大部分非金属单质往往既具有氧化性又具有
还原性，只是以氧化性为主。如在反应Cl＋HO HCl＋HClO中，Cl 既表现氧化性又表现还原性。
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误区三：物质的氧化性或还原性的强弱取决于元素原子得失电子的难易程度，与得失电子数目的多少无关。
误区四：氧化还原反应中的反应物不一定都是氧化剂或还原剂，有的反应物可能既不是氧化剂也不是还原
剂。如Cl＋HO HCl＋HClO，HO既不是氧化剂，也不是还原剂。
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误区五：在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原，也可能是同一元素既被氧化
又被还原。如：2NaO＋2HO===4NaOH＋O↑中，NaO 既是氧化剂又是还原剂，氧元素一部分化合价升
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高，一部分化合价降低。
知识点二 氧化还原反应规律及其应用
（一）氧化性、还原性强弱规律
1.氧化性、还原性的判断
(1)氧化性是指得电子的性质(或能力)；还原性是指失电子的性质(或能力)。
(2)氧化性、还原性的强弱取决于得、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＋、HSO 、KMnO 等；
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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、Cl 等。
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2.氧化性、还原性强弱的比较方法
(1)依据氧化还原反应方程式判断氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
口诀：比什么“性”找什么“剂”，“产物”之“性”小于“剂”。
(2)依据反应条件及反应的剧烈程度判断
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：
MnO ＋4HCl(浓) MnCl ＋Cl↑＋2HO
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2KMnO ＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl ＋5Cl↑＋8HO
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O＋4HCl(浓)=====2Cl＋2HO
2 2 2
氧化性：KMnO >MnO>O
4 2 2
2Na＋2HO===2NaOH＋H↑ Mg＋2HO Mg(OH) ＋H↑
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还原性：Na>Mg
（3）依据被氧化还原的程度判断
相同条件下：
a.不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。
例如：Fe＋S FeS，2Fe＋3Cl 2FeCl ，可以得出氧化性：Cl>S
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b.不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的其还原性强。例如：
→
(4)依据“三表”判断
a.根据元素周期表判断
b.根据金属活动顺序表
c.根据非金属活动性顺序表判断
――→
――→
(5)依据“两池”判断
a.原电池：一般情况下，两种不同的金属构成原电池的两极，其还原性：负极>正极。b.电解池：用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的
还原性较强。
(6)依据“三度”判断(“三度”即：浓度、温度、酸碱度)
a.浓度：同一种物质浓度越大，氧化性(或还原性)越强。如氧化性：浓 HSO >稀HSO ，浓HNO>稀
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HNO；还原性：浓盐酸>稀盐酸。
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b.温度：同一种物质，温度越高其氧化性(或还原性)越强。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
c.酸碱度：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(或还原性)越强。如KMnO 溶液的氧化性随溶液酸
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性的增强而增强。
（二）价态归中、歧化规律及其应用
1.价态归中规律思维模型
含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间
价”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。
例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是
注：不会出现⑤中HS转化为SO 而HSO 转化为S的情况。
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2.歧化反应规律思维模型
“中间价―→高价＋低价”。
具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl ＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋
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HO。
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3.应用
(1)判断同种元素不同价态物质间发生氧化还原反应的可能性，如浓HSO 与SO 不发生反应。
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(2)根据化合价判断反应体系中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。如对于反应 6HCl＋
NaClO===NaCl＋3Cl↑＋3HO中，氧化剂为NaClO，还原剂为HCl，氧化产物和还原产物都为Cl。
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（三）先后规律及其应用
1、规律
①同时含有几种还原剂时――→将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。如：在FeBr 溶液中通入少量Cl
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时，因为还原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先与Cl 反应。
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②同时含有几种氧化剂时――→将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶
液中加入铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋。
2、应用
3、常见的强弱顺序氧化性：MnO(H＋)>Cl >Br >Fe3＋>I >稀HSO >S，还原性：Mn2＋
