氧化还原反应知识点全梳理：定义、规律、配平方法及典型例题解析

　　氧化还原反应知识点梳理及例题解析

　　一、氧化还原反应的定义及特征

　　1、定义

　　凡是有元素化合价升降的化学反应，本质是有电子的转移(得失或偏移)。

　　2、特征

　　有元素化合价升降(这是判断某反应是否为氧化还原反应的核心依据)。

　　3、基本概念

　　(1)氧化剂和还原剂

　　氧化剂：得到电子(或电子对偏向)的物质，在反应时所含元素的化合价降低，自身被还原。

　　还原剂：失去电子(或电子对偏离)的物质，在反应时所含元素的化合价升高，自身被氧化。

　　(2)氧化产物和还原产物

　　氧化产物：还原剂发生氧化反应后的生成物;

　　还原产物：氧化剂发生还原反应后的生成物。

　　(3)氧化性和还原性

　　氧化性：氧化剂在反应中表现出来的性质，是物质得电子的能力，得电子能力越强，氧化性越强。

　　还原性：还原剂在反应中表现出来的性质，是物质失电子的能力，失电子能力越强，还原性越强。

　　4、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系

　　(1)置换反应一定属于氧化还原反应。(例：Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑，Zn和H元素化合价发生变化)

　　(2)复分解反应一定不属于氧化还原反应。(例：NaOH + HCl = NaCl + H₂O，各元素化合价均无变化)

　　(3)有单质参加的化合反应一定属于氧化还原反应。(例：2Cu + O₂ △ 2CuO，Cu和O元素化合价变化)

　　(4)有单质生成的分解反应一定属于氧化还原反应。(例：2KClO₃ △ 2KCl + 3O₂↑，Cl和O元素化合价变化)

　　5、氧化还原反应方程式的配平

　　(1)配平原则

　　①质量守恒：反应前后各元素的原子个数相等、原子种类不变。

　　②得失电子守恒：氧化剂得到的电子数=还原剂失去的电子数(核心原则)。

　　③电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等。

　　(2)配平的一般步骤

　　①标变价：写出反应物和生成物的化学式，准确标出变价元素的化合价。

　　②列变化：逐一列出反应前后各变价元素化合价的升高、降低变化值。

　　③求总数：通过求化合价升高值和降低值的最小公倍数，使两者总数相等。

　　④配系数：根据上述总数确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数，再用观察法配平其他非变价物质的化学计量数，配平后将单线改为等号。

　　⑤查守恒：最终检查化学方程式两边是否同时满足“质量守恒”和“电荷守恒”(离子反应)。

　　6、氧化还原反应的规律

　　(1)守恒规律

　　①质量守恒：反应前后各元素的原子个数相等、原子种类不变。

　　②得失电子守恒：还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数(氧化还原反应定量计算的核心依据)。

　　(2)价态规律

　　元素处于最高价态时只有氧化性，处于最低价态时只有还原性，处于中间价态时既有氧化性又有还原性。即最高价态只能得电子化合价降低，最低价态只能失电子化合价升高，中间价态既可升又可降。

　　例：S元素中，H₂S中S为-2价(最低价，只具还原性)，S单质为0价(中间价，兼具氧化还原性)，H₂SO₄中S为+6价(最高价，只具氧化性)。

　　(3)归中规律

　　不同价态的同种元素间发生氧化还原反应时，两种价态只能相互靠近或最多达到相同价态，绝不会出现高价态变低、低价态变高的交叉现象。同种元素的不同价态之间：相邻价态之间不发生氧化还原反应，不相邻价态之间反应符合“只靠拢不交叉”规则。

　　例：反应H₂S + H₂SO₄(浓)= S↓ + SO₂↑ + 2H₂O中，H₂S中S(-2价)升高到0价，浓H₂SO₄中S(+6价)降低到+4价，两者相互靠拢不交叉。

　　(4)歧化规律

　　只有一种处于中间价态的元素发生氧化还原反应时，该元素会同时生成高价态和低价态物质，即中间价态→高价态+低价态。

　　例：Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O中，Cl₂中Cl为0价(中间价)，反应后分别生成-1价(NaCl)和+1价(NaClO)的Cl元素。

　　(5)强弱规律

　　还原性越强的物质越易失去电子，失去电子后形成的物质越难得到电子;氧化性越强的物质越易得到电子，得到电子后形成的物质越难失去电子。具体对应关系：①金属单质的还原性越强，其对应阳离子的氧化性越弱;反之则越强。②非金属单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱;反之则越强。

　　(6)先后规律

　　①同一氧化剂与多种还原剂混合时，还原性强的还原剂先被氧化。

　　②同一还原剂与多种氧化剂混合时，氧化性强的氧化剂先被还原。

　　应用：可通过该规律判断物质氧化还原性强弱，或判断混合体系中反应的先后顺序。例：将Cl₂通入FeBr₂溶液中，因还原性Fe²⁺>Br⁻，故Fe²⁺先被Cl₂氧化。

　　二、氧化还原反应的相关例题

　　例题1：判断反应中的氧化剂与还原剂

　　下列反应中，氧化剂是( )，还原剂是( )：3Cu + 8HNO₃(稀)= 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

　　答案：氧化剂是HNO₃(稀)，还原剂是Cu

　　解析：反应中Cu元素化合价由0价升高到+2价，Cu失去电子，自身被氧化，故Cu为还原剂;HNO₃中N元素化合价由+5价降低到+2价，HNO₃得到电子，自身被还原，故HNO₃(稀)为氧化剂(注意：部分HNO₃未参与变价，仅作酸)。

　　例题2：判断实现变化需加入的氧化剂/还原剂

　　下列变化过程中，加入氧化剂才能实现的是( )

　　A. Cl₂→Cl⁻ B. I⁻→I₂ C. SO₂→SO₃²⁻ D. CuO→Cu

　　答案：B

　　解析：加入氧化剂才能实现的变化，本质是反应物中某元素化合价升高(被氧化)。A项中Cl元素化合价由0价降到-1价，需加入还原剂;B项中I元素化合价由-1价升高到0价，需加入氧化剂;C项中各元素化合价均无变化，不属于氧化还原反应;D项中Cu元素化合价由+2价降到0价，需加入还原剂。

　　例题3：利用归中规律判断反应合理性

　　下列关于氧化还原反应的表述正确的是( )

　　A. 反应2H₂S + SO₂ = 3S↓ + 2H₂O违反归中规律 B. 反应Fe³⁺ + Fe = 2Fe²⁺符合归中规律

　　C. 反应KClO₃ + 6HCl = KCl + 3Cl₂↑ + 3H₂O中，Cl⁻全部被氧化 D. 反应H₂S + H₂SO₄(浓)= S↓ + SO₂↑ + 2H₂O中，S元素价态交叉

　　答案：B

　　解析：A项反应中H₂S中S(-2价)升高到0价，SO₂中S(+4价)降低到0价，符合归中规律;B项Fe³⁺(+3价)和Fe(0价)反应生成Fe²⁺(+2价)，两种价态靠拢，符合归中规律;C项反应中6mol HCl中有1mol Cl⁻化合价未变(生成KCl)，仅5mol Cl⁻被氧化;D项反应中S元素价态只靠拢不交叉，表述错误。

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