高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識整理
對于化學(xué)的高考復(fù)習(xí)，其實(shí)很簡單， 我們要善于用聯(lián)系法，把學(xué)過的知識點(diǎn)串聯(lián)起來，理出主線，在逐項(xiàng)、逐個知識點(diǎn)進(jìn)行具體詳細(xì)拓展分析記憶。下面是小編為大家整理的關(guān)于高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識，希望對您有所幫助。歡迎大家閱讀參考學(xué)習(xí)!
高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)
第一片：概述
1.概念：一種物質(zhì)被氧化，一種物質(zhì)被還原的反應(yīng)。(注意：該處的“一種”是廣義的“一種”，非就是一種，可能是多種。有被氧化、還原的物質(zhì)即可)
2.特征:有化合價的改變。
3.實(shí)質(zhì):有電子的轉(zhuǎn)移。(電子的得失→形成離子鍵，共用電子對的偏移→形成極性共價鍵，統(tǒng)稱電子轉(zhuǎn)移)
4.關(guān)系:
⑴氧化和還原的關(guān)系：
是一個反應(yīng)的不同對象，相互對立，相互依存，不是兩個孤立的反應(yīng)。像“買和賣”一樣。
⑵和四類基本反應(yīng)類型的關(guān)系：
置換反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)，復(fù)分解反應(yīng)一定是非氧化還原反應(yīng)，化合反應(yīng)和分解反應(yīng)不一定。(注意：有單質(zhì)參加或有單質(zhì)生成的化學(xué)反應(yīng)，不一定是氧化還原反應(yīng)，如：同素異形體的轉(zhuǎn)變等)
⑶和有機(jī)氧化還原的關(guān)系
有機(jī)的氧化是除氫或加氧，還原是除氧或加氫，若從化合價(氧化數(shù))的改變看，和無機(jī)的氧化還原反應(yīng)是一致的。
⑷幾個重要概念間的關(guān)系
化合價升高→失電子→做還原劑→表現(xiàn)還原性→被氧化→發(fā)生氧化反應(yīng)→得氧化產(chǎn)物;
化合價降低→得電子→做氧化劑→表現(xiàn)氧化性→被還原→發(fā)生還原反應(yīng)→得還原產(chǎn)物
5.表示：
⑴單線橋法 例：
⑵雙線橋法 例：
第二片：規(guī)律
1.守恒規(guī)律
參加氧化還原反應(yīng)的各元素，化合價升降總數(shù)相等，即：氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)，即電子守恒。
2.先后規(guī)律
氧化、還原性強(qiáng)的氧化、還原劑，優(yōu)先被還原或氧化，如在FeBr2和FeI2的混合液中滴入氯水，因還原性I->Fe2+>Br-，所以，I-最先被氧化，當(dāng)Fe2+部分被氧化時，溶液中肯定沒有I-，Br-一定還沒有被氧化。
3.價態(tài)規(guī)律：
⑴某元素處于最高價時，只有氧化性;最低價時，只有還原性;中間價態(tài)時，既有氧化性又有還原性。(注意：非價態(tài)愈高氧化性愈強(qiáng)，價態(tài)愈低還原性愈強(qiáng))。
⑵不同物質(zhì)的同種元素，處于不同價態(tài)時，生成物往中間價態(tài)靠攏(注意只靠近，不交叉。也有叫歸中規(guī)律的)如：H2S+H2SO4(濃)=S+SO2+H2O，氧化產(chǎn)物是S，還原產(chǎn)物是SO2。另：濃硫酸可以干燥SO2(二者硫元素?zé)o中間價態(tài)，不反應(yīng))。
⑶元素處于中間價態(tài)時，一般可以向相鄰價態(tài)歧化(也有叫歧化規(guī)律的)，如：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O.條件不同時，也有可能其他歧化方式。
第三片：對比
即氧化、還原性強(qiáng)弱的對比，其常見標(biāo)準(zhǔn)有：
1.依據(jù)化學(xué)方程式。方程式所有物質(zhì)中，氧化劑氧化性最強(qiáng)，還原劑還原性最強(qiáng)。
2.依據(jù)反應(yīng)條件。和同一氧化劑(或還原劑)反應(yīng)的不同還原劑(或氧化劑)，反應(yīng)條件要求愈高，如：濃度、溫度、壓強(qiáng)等(不包括催化劑)，其還原性(或氧化性)就愈弱。反之，愈強(qiáng)。
3.依據(jù)金屬活動順序表。愈靠前，還原性愈強(qiáng)(對應(yīng)陽離子氧化性愈弱，F(xiàn)e3+氧化性強(qiáng)于Cu2+，是正常價態(tài)的對應(yīng)離子)。
4..依據(jù)元素周期表。金屬的還原性：同周期原子序數(shù)愈小(靠左)、同主族原子序數(shù)愈大(靠下)，還原性愈強(qiáng)，。非金屬的氧化性：同周期原子序數(shù)愈大(靠右)、同主族原子序數(shù)愈小(靠上)，氧化性愈強(qiáng)(對應(yīng)陰離子氧化性愈弱)。
5.根據(jù)電化學(xué)判斷。
⑴原電池中：
①負(fù)極還原性強(qiáng)于正極，
②正極優(yōu)先放電的陽離子氧化性強(qiáng)。
⑵電解池中：
①陽極優(yōu)先放電的陰離子還原性強(qiáng)，
②陰極優(yōu)先放電的陽離子氧化性強(qiáng)。
第四片：配平(1)
1.原則：遵循三大守恒。
2.步驟：電子守恒→電荷守恒→質(zhì)量守恒。
3.方法：十字交叉法。
附：例題：NH3+O2=NO+H2O,
⑴先正確標(biāo)出變價元素的化合價及1mol的該物質(zhì)得失電子總數(shù)：
⑵交叉電子得失總數(shù)目為對方系數(shù)：→4NH3+5O2=NO+H2O，
⑶調(diào)整氧化還原產(chǎn)物系數(shù)：4NH3+5O2=4NO+6H2O，
⑷最后調(diào)整非氧化還原元素系數(shù)，該反應(yīng)已平，無需調(diào)整。
①若得失電子有公約數(shù)，要約掉再交叉，例：2H2S+SO2=3S+2H2O
②若系數(shù)出現(xiàn)分?jǐn)?shù)，要擴(kuò)大相應(yīng)倍數(shù)，例：8NH3+6NO2=7N2+12H2O
③化合反應(yīng)和歸中反應(yīng)要從前往后配，而分解反應(yīng)及歧化反應(yīng)要從后往前配，具體方法和前面一樣。例：3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O
④部分氧化還原的反應(yīng)，應(yīng)先配平氧化還原部分后，再加上未被氧化還原的。例：過量的鐵粉和稀硝酸的反應(yīng)， 3Fe+8HNO3(稀)=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
⑤多種元素變價的反應(yīng)，一定注意是1mol的該物質(zhì)得失電子總數(shù)。
例:
如果是生成多個價態(tài)物質(zhì)，按照要求，按一種物質(zhì)處理。例：一定量的鐵和稀硝酸反應(yīng)，生成的Fe2+和Fe3+之比是2∶3，其方程式的配平如下：15Fe+52HNO3(稀)=6Fe(NO3)2+9Fe(NO3)3+13NO↑+26H2O
第四片：配平(2)
⑦化還原的離子反應(yīng)，先配電子守恒、再配電荷守恒(有時根據(jù)反應(yīng)環(huán)境補(bǔ)充H+或OH-等相關(guān)離子)、最后配質(zhì)量守恒。
例：SO2使酸性KMnO4溶液褪色， 5SO2+2MnO4-+2H2O=5SO42-+2Mn2++4H+
⑧復(fù)雜的離子反應(yīng)，亦如此。例：Cu2S使酸性K2Cr2O7溶液褪色3Cu2S+5Cr2O72-+46H+=6Cu2++3SO42-+10Cr3++23H2O
⑨有機(jī)物參加的反應(yīng)，關(guān)鍵標(biāo)對C元素的化合價(氧化數(shù))，方法完全一致。例：堿性條件下乙烯和高錳酸鉀溶液反應(yīng)，生成黑色沉淀MnO2，同時被氧化為乙二醇的離子方程式。
3CH2=CH2+2MnO4-+4H2O=2MnO2+3HOCH2CH2OH+2OH-
很明顯，標(biāo)對化合價是解決配平的根本出發(fā)點(diǎn)，至關(guān)重要，通常的標(biāo)價通常是：先標(biāo)金屬后標(biāo)非金屬(因金屬只有正價，有負(fù)價的一定是非金屬)，非金屬內(nèi)部的標(biāo)價順序及標(biāo)價為：，后標(biāo)的非金屬都是以化合價代數(shù)和等于O進(jìn)行計算而得(計算得的數(shù)值0、分?jǐn)?shù)、帶X的都無所謂)
⑸計算：均利用的電子守恒，即氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)。
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