氧化还原反应理不清？这几点基础梳理好就OK

不管是学习渐渐步入正轨的高一小可爱们，还是正积极储备知识库的高二大孩子们，高考已经在不远处悄悄地等待着你了。

氧化还原作为近年来高考的重难点，想要全面攻破还是很不容易的，那么大家该如何掌握氧化还原反应的知识点并灵活运用到考场当中呢？

一、氧化还原反应的规律

1. 对立统一规律

还原剂、氧化剂相互对立又相互依存。

 

2. 电子守恒规律

还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数

 

3. 性质传递规律

氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物

氧化性：氧化剂＞氧化产物

还原性：还原剂＞还原产物

 

4. 谁强谁先规律

在溶液中存在多种氧化剂，氧化性强的抢先得电子，先被还原。

在溶液中存在多种还原剂，还原性强的抢先失电子，先被氧化。

 

5. 价态规律

（1）高低规律：

最高价态——只具氧化性

最低价态——只具还原性

中间价态——兼有氧化性和还原性

讨论分析下列氧化还原反应中电子转移的方向和数目，判断氧化产物和还原产物。

① H₂S+H₂SO₄（浓）=S↓+SO₂↑+2H₂O

② KClO₃+6HCl=KCl+3Cl₂↑+3H₂O

（2）价态归中规律：

同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，不交叉”。

 

二、重要的氧化剂、还原剂

 

氧化剂	具体物质	举例
（1）活泼非金属单质	O3、Cl2、Br2、O2
（2）高价的氧化物	NO2、CO2、MnO2
（3）高价的含氧酸	HClO、浓H2SO4、HNO3
（4）高价的盐	KMnO4、KClO3、FeCl3	2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2
（5）过氧化物	Na2O2、H2O2等
还原剂	具体物质	举例
（1）活泼金属单质	Na、Al、Zn、Fe
（2）某些非金属单质	H2、C、Si
（3）低价的氧化物	CO、SO2
（4）低价的酸	HCl、H2S、H2SO3
（5）低价的盐	Na2SO3、FeCl2	2FeCl2 + Cl2 =  2FeCl3

 

三、氧化性、还原性强弱的判断方法

 

1. 金属、非金属性

（1）随着金属活动顺序表中金属活动性的减弱，金属的还原性越来越弱，其对应离子的氧化性越来越强.（除Fe^3＋外）

还原性逐渐减弱

氧化性逐渐增强

（2）对于非金属单质

氧化性逐渐减弱

还原性逐渐增强

 

2. 氧化还原反应的性质传递规律

    则：还原性：H₂＞Cu

 

3. 根据元素周期律判断

（1）同周期

氧化性：左＜右     还原性：左＞右

（2）同主族       

氧化性：上＞下     还原性：上＜下

 

4. 根据反应结果判断

（1）同一物质在相同条件下，被不同氧化剂氧化的程度越大，氧化剂的氧化性越强。

Fe+S=FeS        

2Fe+3Cl₂=2FeCl₃

（2）同一物质在相同的条件下，被不同还原剂还原得越彻底，还原剂的还原性越强

HCl+H₂SO₄（浓）→不反应

HBr+H₂SO₄（浓）→Br₂+SO₂↑+H₂O

HI+H₂SO₄（浓）→I₂+H₂S↑+H₂O

 

5. 根据电极反应确定

（1）原电池   还原性：负极>正极

（2）电解池   阴极（氧化性）：先析出＞后析出    

阳极（还原性）：先反应＞后反应

 

6. 外界条件对氧化性或还原性强弱的影响（同一物质在不同条件下的氧化性或还原性）

（1）物质的浓度越高，氧化性或还原性越强。

（2）温度越高，氧化性或还原性越强。

（3）酸性越强，氧化性越强；碱性越强，还原性越强。