1第三节 氧化还原反应(讲义)
第三节 氧化还原反应
第一课时
一、氧化还原反应
回顾初中所学氧化还原反应
1、从得失氧的角度来看氧化还原反应
氧化反应：物质与氧发生的化学反应。举例：木炭、硫磺、白磷、H 2燃烧等。 还原反应：含氧化合物中的氧被夺去的反应。例如：H 2还原CuO ，CuO 变成Cu 。
从这一角度定义氧化还原反应有很大的缺陷性。如：Fe+CuSO 4=Fe+CuSO 4是不是氧化还原反应呢？
2、氧化还原反应 ——从化合价升降的角度来看氧化还原反应
例如：H 2+CuO=H 2O+Cu
①氧化反应：物质中所含元素化合价升高的反应。 ②还原反应：物质中所含元素化合价降低的反应。 ③ 氧化还原反应：凡是有元素化合价升降的反应。
重点：会背元素化合价口诀并会标元素化合价。 （标化合价练习） ④、氧化还原反应的特征（判断依据）：有无化合价升降 3、氧化还原反应 ——从电子转移的角度来看氧化还原反应
例如：Fe+CuSO 4=Fe+CuSO 4
①氧化反应：失去电子（或电子对的偏离）所含元素化合价升高的反应。 ②还原反应：得到电子（或电子对的偏向）所含元素化合价降低的反应。 ③氧化还原反应：凡是有电子转移（电子的得失或电子对的偏移）的反应
重点：会背元素化合价口诀并会标元素化合价，元素化合价升高失去电子发生氧化反应，元素化合价降低得到电子发生还原反应。 ④氧化还原反应的实质（本质）：电子的转移（电子的得失或电子对的偏移） 练习：（八圈图）
4、氧化还原反应与四大基本反应类型的关系：（根据练习归纳总结） 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化合反应和分解反应有可能是氧化还原反应。 ④有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。 ⑤有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。 ⑥氧化还原反应与四大基本反应类型的关系：（如右图）
第三节 氧化还原反应
第二课时
二、氧化还原反应中的基本概念（五对定义）
1、氧化剂、还原剂 例如：H 2+CuO=H 2O+Cu Fe+CuSO 4=Cu+FeSO 4 ①氧化剂：化合价升高（失电子）的物质。例如：CuO 、CuSO 4 ②还原剂：化合价降低（得电子）的物质。例如：H
2、Fe 、 ③氧化反应：失去电子（电子对偏离）的反应。例如： ④还原反应：失去电子（电子对偏向）的反应。例如：
⑤氧化性：氧化剂得到电子的性质。例如：CuO 、CuSO 4具有氧化性。 ⑥还原性：还原剂失去电子的性质。例如：H 2、Fe 具有还原性。
△
氧化还原反应
非氧化还
原反应
化合反应 置换反应 复分解反应 分解反应
△
⑦氧化反应：还原剂失去电子的过程。例如：H 2→H 2O 、Fe →FeSO 4
⑧还原反应：氧化剂得到电子的过程。例如：CuO →Cu 、CuSO 4→Cu 、 ⑨氧化产物：还原剂失去电子后被氧化得到的物质。例如：H 2O 、FeSO 4 ⑩还原产物：氧化剂得到电子后被还原得到的物质。例如：Cu 、 2、氧化还原反应概念之间的关系： 例如： CuO+ H 2= Cu+ H 2O
氧化剂+还原剂==还原产物+氧化产物
特征 本质 结果 反应类型 参加反应角色 反应产物 化合价升高→失去电子→被氧化→发生氧化反应 → 还原剂 → 氧化产物 化合价降低→得到电子→被还原→发生还原反应 → 氧化剂 → 还原产物 总结：①“升、失、氧化、还原剂”，“降、得、还原、氧化剂”。 ②氧化剂被还原还原剂被氧化 ③几对概念之间的关系图（如下）
3、说明：①处于最高价的元素只有氧化性，处于最低价的元素只有还原性，中间价态的既有氧化性又有还原性。
② 氧化性、还原性与得失电子的能力有关，与得失电子的多少无关。
③同一反应中，氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 4、氧化还原反应中的“不一定” （结合实际例子理解并掌握）
①在氧化还原反应中不一定所有元素化合价都发生改变。
②有单质参加或有单质生成的反应不一定是氧化还原反应。例如：O 2≒O 3 红磷变白磷；金
刚石与石墨之间的转化。
③氧化剂、还原剂不一定是具体物质，可以是分子、原子或离子。
④氧化剂和还原剂不一定是两种物质，可以是同一种物质，也可以是多种物质。氧化产物和还原产物不一定是两种物质，也可以是同一生成物，也可能是多种物质。举例：电解水，氯酸钾受热分解制取氧气。
⑤在氧化还原反应中，反应物不一定是氧化剂或还原剂（有可能既不是氧化剂也不是还原剂）。
△
△
⑥在氧化还原反应中，不一定是一种物质被氧化，另一种物质被还原。同种物质可能既是氧化剂又是还原剂。
⑦在氧化还原反应中阳离子不一定只被还原，还可以被氧化，处于中间价态的离子。例如：Fe2+。
第三节氧化还原反应
第三课时
三、常见的氧化剂、还原剂
1、常见的氧化剂
①大多数非金属单质：O
2、Cl
2
、F
2
、N
2
、H
2
、Br
2
、I
2
、O
3
等。
②含高价态元素的化合物：浓H
2SO
4
、HNO
3
、KMnO
4
、MnO
2
、KClO
3
、K
2
Cr
2
O
7
等。
③活泼性较弱的高价态金属阳离子：Fe3+、Cu2+、Ag+、Pb2+、Hg2+等。
④高价态非金属阴离子：H+、NO
3-、ClO-、ClO
3
-等。
⑤过氧化物：H
2O
2
、Na
2
O
2
等。
2、常见的还原剂
①活泼金属单质：Fe、Zn、K、Na、Mg、Cu等
②某些非金属单质：H
2、C、Si、N
2
、硫磺等
③非金属阴离子和氰化物：Cl-、Br-、I-、S2-、NH
3、HI、H
2
S、H
3
P等。
④含低价态元素的化合物：CO、SO
2、H
2
SO
3
、Fe(OH)
2
、Cu
2
O等。
⑤低价态元素的金属阳离子：Fe2+等。
四、氧化还原反电子转移表示方法
双线桥法
1、双线桥法：表明反应前后同一元素原子或离子间的电子转移情况。
步骤：①标变价，②画箭头，③算数目，④标得失。
实例：用双线桥法标出铜和浓硝酸反应电子转移的方向和数目
注意事项：①箭头和箭尾连接同一元素，必须是从反应物指向生成物。
②线桥上必须标明“得到”、=或“失去”，并且得到和失去的总数必须相等。
③氧化还原反应中转移的电子数=氧化剂得到的电子总数=还原剂失去电子总数=还原剂中化合价升高总数=氧化剂中化合价降低总数
2、单线桥法：表明反应前后不同元素原子间的电子转移情况。
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”字样。
步骤：①标变价，②画单箭头，③写总数。
实例：用单线桥法标出铜和稀硝酸反应电子转移的方向和数目
注意事项：①箭头和箭尾不能跨过“=”，也就是说箭头和箭尾都连接的是反应物的元素。 ②箭头必须是指向化合价降低的元素（既得到电子的原子），箭尾必须是指向化合价升高的元素（既失去电子的原子）。
③线桥上只写出转移电子的总数，不标明“得到”或“失去”字样。
第三节 氧化还原反应
第四课时 氧化性、还原性强弱判断的四种方法
五、氧化性、还原性强弱判断
物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的难易，与得失电子的数目无关，但也与外界因素(如反应条件、反应物浓度、酸碱性等)有关，具体判断方法如下： 1、依据氧化还原反应方程式判断 例如： Fe+CuSO 4=Cu+FeSO 4
(1)氧化性强弱：氧化剂>氧化产物，氧化剂>还原剂，氧化产物>还原产物。 (2)还原性强弱：还原剂>还原产物，还原剂>氧化剂，还原产物>氧化产物， 实例：有以下反应：
①H 2SO 3＋I 2＋H 2O===2HI ＋H 2SO 4
②2FeCl 3＋2HI===2FeCl 2＋I 2＋2HCl
③3FeCl 2＋4HNO 3===2FeCl 3＋NO ↑＋2H 2O ＋Fe(NO 3)3 则： 还原性 氧化性 由反应①可知 H 2SO 3>I － I 2>H 2SO 4 由反应②可知 I －>Fe 2＋ Fe 3＋>I 2 由反应③可知 Fe 2＋>NO HNO 3>Fe 3＋ 得出总的强弱顺序：
还原性：H 2SO 3>I －>Fe 2＋>NO ； 氧化性：HNO 3>Fe 3＋>I 2>H 2SO 4。 2、依据“二表、一律”判断
(1)根据元素周期表判断 （见第四章）
①同主族元素对应单质的氧化性从上到下逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。
②同周期元素对应单质的还原性从左到右逐渐减弱，氧化性逐渐增强。
(2)金属活动性顺序表
(3)依据元素周期律判断（见第四章）
①非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其对应单质的氧化性越强。
如酸性：HClO
4>H
2
SO
4
>H
3
PO
4
>H
2
CO
3
>H
2
SiO
3
，则氧化性：Cl
2
>S>P>C>Si。
②金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，其对应单质的还原性越强。
如碱性：NaOH>Mg(OH)
2>Al(OH)
3
，则还原性：Na>Mg>Al。
3、依据反应条件判断
①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H
2SO
4
>稀H
2
SO
4
，
浓HNO
3>稀HNO
3
；还原性：浓HCl>稀HCl。
②温度：同一种物质，反应所需温度越高其氧化性越强。如热的浓硫酸的氧化性比冷的
浓硫酸的氧化性强。氧化性：KMnO
4>MnO
2
③酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强。如：氧化性为
KMnO
4(酸性)>KMnO
4
(中性)>KMnO
4
(碱性)。
4、依据氧化还原程度的大小判断
(1) 同一物质，被氧化的程度越大（化合价变化大），其氧化性越强。
例如：2Cu+O
2=2CuO Cu+Cl
2
=CuCl
2
氧化性：O
2
>Cl
2
2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+ Cu2++Fe=Fe2++Cu 氧化性：Fe3>Cu2+ >Fe2 还原性：Fe>Cu>Fe2+ (2) 同一物质，被还原的程度越大（化合价变化大），其还原性越强
例如：
HCl(浓)+H
2SO
4
(浓)→不反应 2HBr+H
2
SO
4
(浓)=Br
2
+SO
2
↑+2H
2
O
2HI+H
2SO
4
(浓)=I
2
+H
2
S↑+2H
2
O 还原性：HI>HBr>HCl
5、根据反应条件及反应的剧烈程度
△点燃
反应条件要求越低，反应越剧烈对应物质的氧化性或还原性越强。
例如：制取Cl
2：KMnO
4
+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl
2
+5Cl
2
↑+2H
2
O
浓HCl与MnO
2反应需要加热：MnO
2
+4HCl(浓)=MnCl
2
+Cl
2
↑+2H
2
O
氧化性：KMnO
4
>MnO 知识拓展
1．同一种物质在反应中是作氧化剂还是作还原剂，取决于另一种反应物的性质。如H
2O 2
与氧化性强的KMnO
4反应时作还原剂；与还原性较强的FeCl
2
、Na
2
SO
3
反应时作氧化剂。
2．同一种氧化剂(或还原剂)所对应的还原产物(或氧化产物)不是一成不变的，而是决定于还原剂(或氧化剂)的性质、反应条件、反应物的浓度、反应介质的酸碱性等多种因素。如KMnO
4
在酸性溶液中的还原产物一般是Mn2＋；在中性或碱性溶液中的还原产物一般是锰的较高
价态的化合物，如MnO
2、K
2
MnO
4
等。HNO
3
、H
2
SO
4
的还原产物不仅与它们的浓度有关，还与还原
剂的还原性强弱有关。
易错诊断(正确的打“√”，错误的打“×”)
1．强氧化剂与强还原剂混合不一定能发生氧化还原反应( ) 2．阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性( )
3．元素的非金属性越强，其氧化性越强，相应单质越活泼( ) 4．难失电子的物质一定易得电子( )
5．NO
2和NH
3
之间可能发生反应产生N
2
( )
6．含硫化合物X、Y的转化关系S＋NaOH―→X＋Y＋H
2
O中，硫单质的化合价最低( ) 7．锌粉加入硝酸铁、硝酸铜的混合溶液中，锌首先与硝酸铁反应置换出铁( )
8．硝酸铜分解的产物可能是CuO、NO
2
、NO( )
[答案] 1.√ 2.× 3.× 4.× 5.√ 6.×7.×8.×
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，该元素一定被还原。
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，非金属单质一定只作氧化剂。
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
2＋H
2
O===HCl＋HClO中，Cl
2
既表现氧化性
又表现还原性。
误区三：物质氧化性或还原性的强弱取决于得失电子数目的多少。
物质氧化性或还原性的强弱取决于其所含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：所含元素价态越高，化合物的氧化性一定越强。
含有最高价元素的化合物不一定具有强氧化性。如HClO
4
中Cl为＋7价(最高价态)，HClO
中Cl为＋1价，而实际上HClO
4
的氧化性没有HClO的强。
误区五：在氧化还原反应中，若有一种元素被氧化，则一定有另一种元素被还原。
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，有许多反应是一种
元素既被氧化又被还原。如在反应2Na
2O
2
＋2H
2
O===4NaOH＋O
2
↑中，Na
2
O
2
中氧元素的化合价既
升高又降低。
易错诊断(正确的打“√”，错误的打“×”)
1．有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原反应( )
2．金属阳离子一定只具有氧化性( )
3．氧化还原反应中有一种元素被氧化时，一定有另一种元素被还原( )
△
4．某元素从游离态变为化合态，该元素可能被氧化也可能被还原( ) 5．反应2Na 2O 2＋2H 2O===4NaOH ＋O 2↑与反应Cl 2＋H 2O=HCl ＋HClO 均为水作还原剂的氧化还原反应( )
6．电子转移的方向和数目：===Cu(NO 3)2＋2NO 2↑＋2H 2O( ) [答案] 1.× 2.× 3.× 4.√ 5.× 6.√ 熟记常见物质氧化性、还原性顺序
(1)氧化性：KMnO 4>Cl 2>Br 2>Fe 3＋>I 2>S
(2)氧化性：??
??
??
HNO 3浓H 2SO 4>Fe 3＋ (3)还原性：Cl －
?????????SO 2＋H 2O 或SO 2－3
1．守恒规律
①质量守恒律（元素的原子个数守恒）：反应前后各元素的原子个数不变。
②得失电子守恒：反应过程中元素的原子得到电子总数等于元素的原子失去电子总数。 ③化合价守恒：反应过程中元素化合价升高总数等于元素化合价降低总数。
对于氧化还原反应的计算，要根据氧化还原反应的实质——得失电子守恒。即反应中氧化剂得到电子总数与还原剂失去电子总数相等进行计算。利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程。只要中间过程中电子没有损耗，就可找出反应的始态和终态，建立二者之间的电子守恒关系，快速求解。其解题流程为
2、转化规律
氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易；同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠拢可相交而不交叉；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。
例如：H 2S+H 2SO 4（浓）=S ↓+SO 2↑+2H 2O S+SO 2→不反应 3、价态规律：
处于最低价态的元素只具有还原性（只能失去电子化合价升高被氧化）。
处于中间价态的元素既具有氧化性也具有还原性（既可失去电子化合价升高被氧化，
也可得到电子化合价降低被还原）。 处于最高价态的元素只具有氧化性（只能得到电子化合价降低被还原）。
①含义：含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化遵循“高价＋低价→中间价”，而不会出现交叉现象。
例如，H 2S 与浓硫酸的反应： 元素
②应用：根据化合价判断氧化还原反应体系中的氧化剂、还原剂和氧化产物、还原产物及电子转移的数目，判断同种元素不同价态的物质之间反应的可能性。
说明：①金属元素没有负化合价，所以金属单质只有还原性。
②非金属元素既有负化合价，又有正化合价（F除外），所以金属元素的单质既有氧化性又有还原性。
③处于最高价态的元素只具有氧化性（只能得到电子化合价降低），但不一定具有强氧化性，如K+、Na+、Ca2+具有弱氧化性。处于最低价态的元素只具有还原性（只能失去电子化合价升高），但不一定具有强还原性，如F-、O2-具有弱还原性。
4、歧化规律
同一元素发生氧化还原反应生成不同价态的物质时，该元素的价态变化一定遵循“中间价态→高价态＋低价态”，不会出现“一边倒”的现象，即生成物中该元素的价态不能都比中间价态高或都比中间价态低。
5、强者优先规律
在浓度相差不大的溶液中：
(1)同时含有几种还原剂时加入氧化剂时，将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。如在
FeBr
2溶液中通入少量Cl
2
时，因为还原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先与Cl
2
反应。
(2)同时含有几种氧化剂时加入还原剂时，将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如在含有Fe3＋、Cu2＋的溶液中加入Fe粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋，所以Fe粉先与Fe3＋反应，然后再与Cu2＋反应。
6、强弱规律：
越容易失电子（被氧化）的物质，失去电子（被氧化）后就越难得到电子（被还原）；越容得到电子（被还原）的物质，得到电子（被还原）后就越难失去电子（被氧化）。
易错诊断(正确的打“√”，错误的打“×”)
1．在Fe(NO
3)
3
溶液中通入SO
2
气体，溶液颜色先变为浅绿色，又变为棕黄色，说明氧化
性Fe3＋>HNO
3
( )
2．根据反应SO
2＋2H
2
O＋I
2
===H
2
SO
4
＋2HI，可知SO
2
的氧化性比HI的强( )
3．在H
2O
2
＋Cl
2
===2HCl＋O
2
反应中，每生成32 g氧气，则转移2N
A
个电子( )
4．重铬酸铵[(NH
4)
2
Cr
2
O
7
]受热发生氧化还原反应，则分解产物可能是CrO
3
、N
2
和H
2
O( )
5．铜与浓硝酸反应生成NO
2
，与稀硝酸反应生成NO，说明氧化性稀硝酸大于浓硝酸( ) 6．元素的化合价越高，氧化性一定越强( )
[答案] 1.× 2.× 3.√ 4.× 5.× 6.×
电子守恒法解题的一般思路
1、应用电子守恒解题的一般步骤——“一、二、三”。
①“一找各物质”：找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。
②“二定得失数”：确定一个原子或离子得失电子数(注意化学式中的原子个数)。
③“三列关系式”：根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出关系式。
n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。
2、多步连续进行的氧化还原反应的有关计算：对于多步连续进行的氧化还原反应，只要中间各步反应过程中电子没有损耗，可直接找出起始物和最终产物，删去中间产物，建立两者之间的电子守恒关系，快速求解。
考点四氧化还原反应的配平（简单介绍）
1．氧化还原方程式配平的基本原则
2．配平方法
(1)一般氧化还原反应方程式配平——化合价升降法
(2)缺项氧化还原反应方程式的配平（暂不做要求）
缺项方程式是指某些反应物或生成物的化学式没有写出来，一般为水、酸或碱。
①方法：先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的化学计量数，然后由原子守恒确定未知物，再根据原子守恒进行配平。
条件补项原则
酸性条件下缺H(氢)或多O(氧)补H＋，少O(氧)补H
2
O(水)
碱性条件下缺H(氢)或多O(氧)补H
2
O(水)，少O(氧)补OH－
[
一、常规配平
【典例1】(2018·山西模拟节选)配平下列反应的化学方程式：MnO(OH)
2
＋I－＋H＋―→
Mn2＋＋I
2＋H
2
O。
[答案] MnO(OH)
2＋2I－＋4H＋===Mn2＋＋I
2
＋3H
2
O
二、氧化还原反应方程式的配平技巧
(1)正向配平：适用于氧化剂与还原剂相对独立的反应中，如归中反应。
(2)逆向配平：适用于氧化剂与还原剂是同一种物质的反应，如歧化反应。
二、缺项配平
【典例2】将酸性条件下，铁与NO－
3
反应的离子方程式补充完整
Fe＋1NO－
3＋________===Fe2＋＋1NH＋
4
＋________
[解题流程]
[答案] 4 10 H＋ 4 3 H
2
O
氧化还原方程式配平易错小结
(1)注意特殊物质中元素的化合价，如CuFeS
2
中Cu、Fe元素化合价都为＋2，硫元素的化
合为－2；Na
2O
2
中氧元素、FeS
2
中硫元素的化合价均为－1。
(2)配平化学方程式时，如无特别说明化学计量数“1”也必须填写在空上。[多维训练]
角度1：常规配平
1．(1)____Cu＋____HNO
3(稀)===____Cu(NO
3
)
2
＋____NO↑＋____H
2
O
(2)____H
2S＋____SO
2
===____S↓＋____H
2
O
(3)____KI＋____CuSO
4===____I
2
＋____CuI↓＋____K
2
SO
4
[答案] (1)3 8 3 2 4
(2)2 1 3 2
(3)4 2 1 2 2 角度2：缺项配平
2．(1)____ClO－＋____Fe(OH)
3＋____===____Cl－＋____FeO2－
4
＋____H
2
O
(2)____MnO－
4＋____H
2
O
2
＋____===____Mn2＋＋____O
2
↑＋____H
2
O
[答案] (1)3 2 4 OH－ 3 2 5 (2)2 5 6 H＋ 2 5 8