氧化還原反應
氧化還原反應與四大基本反應型別的關係
①置換反應都是氧化還原反應；
②復分解反應都不是氧化還原反應；
③有單質生成的分解反應是氧化還原反應；
④有單質參加的化合反應也是氧化還原反應。
從數學集合角度考慮：
氧化還原反應的概念
1.基本概念
.氧化還原反應、氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物
2.基本概念之間的關係：
氧化劑有氧化性化合價降低得電子被還原發生還原反應生成還原產物
還原劑有還原性化合價公升高失電子被氧化發生氧化反應生成氧化產物
[例1]金屬鈦（ti）效能優越，被稱為繼鐵、鋁製後的「第三金屬」。工業上以金紅石為原料製取ti的反應為：
atio2＋bcl2＋ccaticl4＋cco ……反應①
ticl4＋2mgti＋2mgcl2反應②
關於反應①、②的分析不正確的是（ ）
①ticl4在反應①中是還原產物，在反應②中是氧化劑；
②c、mg在反應中均為還原劑，被還原；
③在反應①、②中mg的還原性大於c，c的還原性大於ticl4；
④a＝1，b＝c＝2；
⑤每生成19.2gti，反應①、②中共轉移4.8mol e-。
abcd．②⑤
標電子轉移的方向和數目（雙線橋法、單線橋法）
單線橋法。從被氧化（失電子，化合價公升高）的元素指向被還原（得電子，化合價降低）的元素，標明電子數目，不需註明得失。例：
mno2+4hcl（濃）mncl2+cl2↑+2h2o
雙線橋法。得失電子分開註明，從反應物指向生成物（同種元素）註明得失及電子數。例：
mno2+4hcl（濃）mncl2+cl2↑+2h2o
兩類特殊的化學反應
①歧化反應，同種元素同價態在反應中部分原子化合價公升高，部分原子化合價降低。例：
3cl2+6kohkclo3+5kcl+3h2o
②歸中反應。不同價態的同種元素的原子在反應中趨於中間價態，解此類題最好將該元素的不同價態用數軸標出，變化的區域只靠攏，不重疊。例：
kclo3+6hcl3cl2+ 6kcl↑ +3h2o
物質的氧化性強弱、還原性強弱的比較
氧化性→得電子性，得到電子越容易→氧化性越強
還原性→失電子性，失去電子越容易→還原性越強
由此，金屬原子因其最外層電子數較少，通常都容易失去電子，表現出還原性，所以，一般來說，金屬性也就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數較多，通常都容易得到電子，表現出氧化性，所以，一般來說，非金屬性也就是氧化性。
1.根據金屬活動性順序來判斷:
一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質越容易，氧化性越強。
2.根據非金屬活動性順序來判斷:
一般來說，越活潑的非金屬，得到電子還原成非金屬陰離子越容易，其陰離子失電子氧化成單質越難，還原性越弱。
3.根據氧化還原反應發生的規律來判斷: 氧化還原反應可用如下式子表示：
規律：反應物中氧化劑的氧化性強於生成物中氧化產物的氧化性，反應物中還原劑的還原性強於生成物中還原產物的還原性。
4.根據氧化還原反應發生的條件來判斷:
如：mn02+4hcl(濃) mncl2+c12↑+2h20
2kmn04+16hcl(濃)=2mncl2+5c12↑+8h2o
後者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 kmn04>mn02
5.根據反應速率的大小來判斷:
如:2na2so3+o2=2na2so4（快）， 2h2so3+o2=2h2so4（慢）， ，
其還原性: na2so4>h2so3>so2
6.根據被氧化或被還原的程度來判斷:
如：，， 即氧化性:。
又如:，，
即有還原性:。
7.根據原電池的正負極來判斷：
在原電池中，作負極的金屬的還原性一般比作正極金屬的還原性強。
8.根據電解池中溶液裡陰、陽離子在兩極放電順序來判斷。
如:cl-失去電子的能力強於oh-，還原性:。
9.根據元素在週期表中位置判斷：
(1)對同一週期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如na、mg、a1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。
(2)對同主族的金屬而言，從上到下其金屬活潑性依次增強。如li、na、k、rb、cs金屬活潑性依次增強，其還原性也依次增強。
（3）對同主族的非金屬而言，從上到下其非金屬活潑性依次減弱。如f、cl、br、i非金屬活潑性依次減弱，其氧化性也依次減弱。
10.根據（氧化劑、還原劑）元素的價態進行判斷：
元素處於最**只有氧化性，最低價只有還原性，處於中間價態既有氧化又有還原性。
一般來說，同種元素價越高，氧化性越強；價越低還原性越強。如氧化性:fe3+>fe2+>fe,
s(+6價)>s(+4價)等，還原性:h2s>s>so2，但是，氧化性：hclo4< hclo34< hclo24< hclo。
注意：物質的氧化性、還原性不是一成不變的。同一物質在不同的條件下，其氧化能力或還原能力會有所不同。
如：氧化性：hno3（濃）＞hno3（稀）；cu與濃h2so4常溫下不反應，加熱條件下反應；kmno4在酸性條件下的氧化性比在中性、鹼性條件下強。
[例2]常溫下，在下列溶液中發生如下反應
①16h++10z-+2xo4-＝2x2++5z2+8h2o ②2a2+ +b2＝2a3++2b- ③2b-+z2＝b2+2z- 由此判斷下列說法錯誤的是（ ）
a.反應z2+2a2+＝2a3++2z-可以進行元素在①③反應中均被還原
c.氧化性由強到弱的順序是xo4-、z2、b2、a3+
d.還原性由強到弱的順序是a2+、b-、z-、x2+
常見氧化劑（1）非金屬性較強的單質：f2、cl2、br2、i2、o3、o2等
2）變價元素中**態化合物：kclo3、kmno4、fe3+鹽、k2cr2o7、
濃h2so4、hno3等
（3）其它hclo、mno2、na2o2、h2o2、no2等
常見還原劑（1）金屬性較強的單質k、na、mg、al、fe、zn
（2）某些非金屬單質：h2、c、si等
（3）變價元素中某些低價態化合物：h2s、hbr、hi、fe2+及鹽，so2等
氧化還原反應方程式的配平方法
1.配平原則：電子守恆、原子守恆、電荷守恆
2.化合價公升降法的基本步驟為：「一標、二等、三定、四平、五查」。
「一標」指的是標出反應中發生氧化和還原反應的元素的化合價，註明每種物質中公升高或降低的總價數。
「二等」指的是化合價公升降總數相等，即為兩個互質(非互質的應約分)的數交叉相乘。
「三定」指的是用跟蹤法確定氧化產物、還原產物化學式前的係數。
「四平」指的是通過觀察法配平其它各物質化學式前的係數。
「五查」指的是在有氧元素參加的反應中可通過查對反應式左右兩邊氧原子總數是否相等進行複核(離子反應還應檢查電荷數是否相等)，如相等則方程式已配平，最後將方程式中「—」改為「=」。
[例3]對於反應kmno4+hcl→kcl+mncl2+cl2+h2o（未配平），若有0.1mol kmno4參加反應，下列說法正確的是（ ）
a．其轉移電子0.5mol b．生成cl20.5mol
c．參加反應hcl為16mol d．cl2是還原產物
氧化還原反應的五條基本規律：
（1）電子得失守恆規律：氧化劑得到電子總數=還原劑失去電子總數；
（2）「以強制弱」規律：氧化劑+還原劑=較弱氧化劑+較弱還原劑；這是氧化還原反應發生的條件。
（3）價態歸中規律：同一元素不同價態間發生的氧化還原反應，化合價的變化規律遵循：**+低價→中間價態，中間價態可相同、可不同，但只能靠近不能相互交叉（即價態向中看齊）。
kclo3+6hcl =kcl+3cl2+3h2o 而不是kclo3+6hcl=kcl+3cl2+3h2o
（4）歧化反應規律：發生在同一物質分子內、同一價態的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。其反應規律是：
所得產物中，該元素一部分價態公升高，一部分價態降低，即「中間價→**+低價」。具有多種價態的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發生歧化反應，如：
cl2十2naoh=nacl十naclo十h20
（5）優先反應原理：
在溶液中如果存在多種氧化劑（還原劑），當向溶液中加入一種還原劑（或氧化劑）時，還原劑（或氧化劑）先把氧化性（或還原性）強的氧化劑（或還原劑）還原（或氧化）。
4、鞏固練習
氧化還原反應
一、選擇題
氧化還原反應知識點
一 氧化還原反應的規律 1 還原劑失電子總數 氧化劑得電子總數 2.氧化劑 還原劑 還原產物 氧化產物 氧化性 氧化劑 氧化產物 還原性 還原劑 還原產物 3.誰強誰先規律 在溶液中存在多種氧化劑，氧化性強的搶先得電子，先被還原。在溶液中存在多種還原劑，還原性強的搶先失電子，先被氧化。4.價態規律 ...
氧化還原反應知識點歸納
考綱解讀 1 掌握氧化還原反應的有關概念。氧化還原反應的概念包括氧化和還原 氧化性和還原性 氧化劑和還原劑 氧化產物和還原產物等。命題多以選擇題或填空題的形式出現。2 綜合運用化合價公升降和電子轉移的觀點分析判斷氧化還原反應中電子專一的方向和數目，能配平氧化還原方程式。命題常以填空題的形式出現，有時...
氧化還原反應
考試說明 1 了解氧化還原反應的本質是電子的轉移。2 了解常見的氧化還原反應，能判斷反應中的氧化劑 還原劑 氧化產物 還原產物。3 能判斷氧化還原反應中電子轉移的方向和數目。4 掌握物質氧化性 還原性強弱的比較方法。5 能運用原子守恆 得失電子守恆 電荷守恆，進行氧化還原反應的有關計算。一 氧化還原...