化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識點
氧化還原反應(yīng)原理是中學(xué)化學(xué)核心概念之一,是貫穿整個中學(xué)化學(xué)知識體系的一條思想主線,也是中學(xué)化學(xué)教學(xué)中的重點和難點。接下來學(xué)習(xí)啦小編為你整理了化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識點，一起來看看吧。
化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識點一、氧化還原反應(yīng)各概念之間的關(guān)系
1、反應(yīng)類型：
氧化反應(yīng)：物質(zhì)所含元素化合價升高的反應(yīng)。
還原反應(yīng)：物質(zhì)所含元素化合價降低的反應(yīng)。
氧化還原反應(yīng)：有元素化合價升高和降低的反應(yīng)。
2、反應(yīng)物：
氧化劑：在反應(yīng)中得到電子的物質(zhì)
還原劑：在反應(yīng)中失去電子的物質(zhì)
3、產(chǎn)物：
氧化產(chǎn)物：失電子被氧化后得到的產(chǎn)物
還原產(chǎn)物：得電子被還原后得到的產(chǎn)物
4、物質(zhì)性質(zhì)：
氧化性：氧化劑所表現(xiàn)出得電子的性質(zhì)
還原性：還原劑所表現(xiàn)出失電子的性質(zhì)
化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識點二、常見的氧化劑與還原劑
1、物質(zhì)在反應(yīng)中是作為氧化劑還是作為還原劑，主要取決于元素的化合價。
(1)元素處于最高價時，它的原子只能得到電子，因此該元素只能作氧化劑，如+7價的Mn和+6價的S
(2)元素處于中間價態(tài)時，它的原子隨反應(yīng)條件不同，既能得電子，又能失電子，因此該元素既能作氧化劑，又能作還原劑，如0價的S和+4價的S
(3)元素處于最低價時，它的原子則只能失去電子，因此該元素只能作還原劑，如-2價的S
2、重要的氧化劑
(1)活潑非金屬單質(zhì)，如F2、Cl2、Br2、O2等。
(2)元素處于高價時的氧化物、高價含氧酸及高價含氧化酸鹽等，如MnO2，NO2;濃H2SO4，HNO3;KMnO4，KClO3，F(xiàn)eCl3等。
(3)過氧化物，如Na2O2，H2O2等。
3、重要的還原劑
(1)金屬單質(zhì)，如Na，K，Zn，F(xiàn)e等。
(2)某些非金屬單質(zhì)，如H2，C，Si等。
(3)元素處于低化合價時的氧化物，如CO，SO2等。
(4)元素處于低化合價時的酸，如HCl(濃)，HBr，HI，H2S等。
(5)元素處于低化合價時的鹽，如Na2SO3，F(xiàn)eSO4等。
化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識點三、電子轉(zhuǎn)移的表示方法
電子轉(zhuǎn)移的表示方法有雙線橋法和單線橋法：
1、雙線橋法
要點：
(1)箭頭由反應(yīng)物中化合價變化元素指向生成物中化合價已經(jīng)變化了的同一元素。(升高、降低各一根箭頭，越過方程式中間的等號)
(2)電子轉(zhuǎn)移數(shù)目：化合價升高、失電子;化合價降低、得電子?；蟽r改變元素的原子個數(shù)m×每個原子得到(或失去)電子的個數(shù)ne-,即m×ne-。
2、單線橋法
要點：
(1)線橋從反應(yīng)物中化合價升高的元素出發(fā)，指向反應(yīng)物中化合價降低的元素，箭頭對準氧化劑中化合價降低的元素，箭頭不過“=”
(2)在線橋上標明轉(zhuǎn)移電子總數(shù)，不寫得到或失去。
化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識點四、氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)規(guī)律
1、價態(tài)規(guī)律
同種元素，處于最高價態(tài)時只具有氧化性。處于最低價態(tài)時只具有還原性。處于中間價態(tài)時既有氧化性又有還原性。
2、歧化和歸中規(guī)律
價態(tài)歸中規(guī)律：同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，價態(tài)的變化“只靠攏，可相交，不相叉”。
3、反應(yīng)先后規(guī)律
在濃度相差不大的溶液中：
(1)同時含有集中還原劑時，加入氧化劑后，還原性強的優(yōu)先被氧化。
(2)同時含有集中氧化劑時，加入還原劑后，氧化性強的優(yōu)先被還原。
4、守恒規(guī)律
在任何氧化還原反應(yīng)中：化合價升高總數(shù) = 化合價降低總數(shù)，還原劑失電子總數(shù) = 氧化劑得電子總數(shù)。并且反應(yīng)前后電荷數(shù)相等。
化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識點五、氧化性與還原性的強弱判斷規(guī)律
1、根據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式的判斷
氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物
還原性：還原劑>還原產(chǎn)物
可總結(jié)為：比什么性，找什么劑，產(chǎn)物之性弱于劑。
2、根據(jù)金屬活動性順序判斷
K Ca Na Mg AlZn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
從左向右還原性逐漸減弱，對應(yīng)離子的氧化性逐漸增強
3、根據(jù)反應(yīng)條件和反應(yīng)的劇烈程度
反應(yīng)條件要求越低，反應(yīng)越劇烈，對應(yīng)物質(zhì)的氧化性或還原性越強。
4、根據(jù)氧化性還原反應(yīng)的程度
相同條件下：
(1)不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產(chǎn)物價態(tài)高的氧化性強。
(2)不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產(chǎn)物價態(tài)低的還原性強。
化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識點六、氧化還原反應(yīng)方程式的配平
1、三個原則：得失電子守恒原則，原子守恒原則，電荷守恒原則
2、一般方法：化合價升降法聯(lián)合最小公倍數(shù)法
3、配平技巧：
(1)正向配平法：先從氧化劑和還原劑開始配平。
適用范圍：分子間的氧化還原反應(yīng)，所有元素參與的氧化還原反應(yīng)，生成物中物質(zhì)即是氧化物又是還原產(chǎn)物。
(2)逆向配平法：先從氧化還原產(chǎn)物開始配平。
適用范圍：自身氧化還原反應(yīng)，反應(yīng)物中某一部分被氧化或被還原
(3)整體配平發(fā)：當某一元素的原子或原子團(多見于有機反應(yīng)配平)在某化合物中有數(shù)個時，可將它作為一個整體對待，根據(jù)化合物中元素化合價代數(shù)和為零的原則予以整體標價。
(4)缺項配平法
如果所給的化學(xué)方程式中有反應(yīng)物或生成物沒有寫出來，在配平時，如果所空缺的物質(zhì)不發(fā)生電子的得失，僅僅是提供一種發(fā)生反應(yīng)的酸、堿、中性的環(huán)境，可先把有化合價升降的元素配平，最后根據(jù)電荷守恒和原子守恒確定缺項物質(zhì)，配平。
(5)其他配平法
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這種方法適用于化學(xué)方程式兩邊某一元素多次出現(xiàn)，并且兩邊的該元素原子總數(shù)有一奇一偶，例如：C2H2+O2→CO2+H2O。
此方程式配平從先出現(xiàn)次數(shù)最多的氧原子配起。
O2內(nèi)有2個氧原子，無論化學(xué)式前系數(shù)為幾，氧原子總數(shù)應(yīng)為偶數(shù)。故右邊H2O的系數(shù)應(yīng)配2(若推出其它的分子系數(shù)出現(xiàn)分數(shù)則可配4)，由此推知C2H2前2，式子變?yōu)椋?C2H2+O2→CO2+2H2O，由此可知CO2前系數(shù)應(yīng)為4，最后配單質(zhì)O2為5，把短線改為等號，寫明條件即可：2C2H2+5O2==4CO2+2H2O。
?、谟^察法配平
有時方程式中會出現(xiàn)一種化學(xué)式比較復(fù)雜的物質(zhì)，我們可通過這個復(fù)雜的分子去推其他化學(xué)式的系數(shù)，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2。
Fe3O4化學(xué)式較復(fù)雜，顯然，F(xiàn)e3O4中Fe來源于單質(zhì)Fe，O來自于H2O，則Fe前配3，H2O前配4，則式子為：3Fe+4H2O=Fe3O4+H2，由此推出H2系數(shù)為4，寫明條件，短線改為等號即可：3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2。
?、蹥w一法
找到化學(xué)方程式中關(guān)鍵的化學(xué)式，定其化學(xué)式前計量數(shù)為1，然后根據(jù)關(guān)鍵化學(xué)式去配平其他化學(xué)式前的化學(xué)計量數(shù)。若出現(xiàn)計量數(shù)為分數(shù)，再將各計量數(shù)同乘以同一整數(shù)，化分數(shù)為整數(shù)，這種先定關(guān)鍵化學(xué)式計量數(shù)為1的配平方法，稱為歸一法。
做法：選擇化學(xué)方程式中組成最復(fù)雜的化學(xué)式，設(shè)它的系數(shù)為1，再依次推斷。
化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識點七、氧化還原反應(yīng)的相關(guān)計算
1、計算依據(jù)：氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù)。
2、計算公式：氧化劑的物質(zhì)的量×變價元素原子的個數(shù)×化合價的變化值等=還原劑的物質(zhì)的量×變價元素原子的個數(shù)×化合價的變化值。
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