【考点突破】

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考点1 基本概念及其关系

例如：

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为了方便记忆、快速解题可采用如下口诀：

升失氧、降得还；剂性一致、其他相反。

(“升失氧、降得还”即反应后化合价升高的物质失电子被氧化，发生氧化反应；反应后化合价降低的物质得电子被还原，发生还原反应。“剂性一致”即氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。“其他相反”即氧化剂被还原，发生还原反应，得还原产物；还原剂被氧化，发生氧化反应，得氧化产物。)

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考点2 常见的氧化剂和还原剂

1.常见的氧化剂

①非金属单质：如Cl2、Ｏ2、Br2等。

②含有高价态元素的化合物：浓H2SＯ4、HNO3、KMnＯ4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等。

③某些金属性较弱的高价态离子：Fe3+、Ag+、Pb4+、Cu2+等。

④过氧化物：Na2Ｏ2、H2Ｏ2等。

2.常见的还原剂

①活泼金属：K、Na、Mg、Al等。

②非金属离子及低价态化合物：S2-、H2S、I-、SO2、H2SO3、Na2SO3等。

③低价阳离子：Fe2+、Cu+等。

④非金属单质及其氢化物：H2、C、CO、NH3等。

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强氧化剂与强还原剂相遇时，一般都会发生氧化还原反应。

如：H2SO4(浓)与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br、Fe2+、P等。

Cl2与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br-、Fe2+、H2、SO2、、H2SＯ3等。

HNＯ3与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br-、Fe2+、P、SO2、、H2SＯ3等。

O2与金属、H2S、S2-、HI、I-、Fe2+、P、Si、H2等。

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考点3 氧化性或还原性强弱的比较规律

1.依据反应式来判断

氧化剂+还原剂→氧化产物+还原产物

氧化性：氧化剂＞氧化产物

还原性：还原剂＞还原产物

口诀：比什么“性”找什么剂，“产物”之“性”小于“剂”。

2.依据反应条件来判断

当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可依据反应条件的难易程度来判断。例如：

Cu+4HNO3(浓)====Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O

氧化性：浓HNO3＞浓H2SO4。

3.依据产物价态的高低来判断

例如：2Fe+3Cl22FeCl3

Fe+SFeS

氧化能力：Cl2＞S。

4.据“三表”判断

(1)根据元素周期表判断

同主族元素从上到下，同周期主族元素从右到左，元素单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强，对应的阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强。

(2)根据金属活动顺序表判断

(3)根据非金属活动顺序表判断

5.依据“两池”判断

(1)两种不同的金属构成原电池的两极。负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极。其还原性：正极＜负极。

(2)用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子氧化性较强，在阳极先放电的阴离子还原性较强。

6.依据“三度”判断(“三度”即浓度、温度、酸碱度)

如氧化性：HNO3(浓)＞HNO3(稀)、HNO3(热)＞HNO3(冷)、KMnO4(H+)＞KMnO4。

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1.氧化性、还原性强弱的判断是近几年高考的热点，特别是依据反应式来判断氧化性、还原性强弱，常见的考题形式有：

(1)由氧化还原反应方程式判断氧化性、还原性强弱。

(2)由氧化性、还原性强弱判断氧化还原反应方程式的正误。

(3)由氧化还原反应方程式判断氧化还原反应方程式的正误。

【注意】氧化性、还原性强弱取决于得失电子的难易程度，与得失电子的数目的多少无关。

例如：Na与Al、S与Cl等。

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考点4 氧化还原规律

1.得失电子守恒规律

在任何氧化还原反应中，氧化剂得到电子总数与还原剂失去电子总数相等。此规律应用于解氧化还原反应的计算题，氧化还原反应方程式的配平。

2.归中规律

同种元素间不同价态的氧化还原反应进行时，其产物的价态既不相互交换，也不交错。如：H2S与浓硫酸作用，H2S的氧化产物不可能为硫酸，而浓硫酸的还原产物不可能为H2S；也不可能H2S的氧化产物是SO2，而浓硫酸的还原产物为硫。但有可能是同一物质，即硫或SO2。

同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；同种元素高价化合物与低价化合物，当有中间价态时才有可能反应，若无中间价态，则不反应。如浓硫酸不能氧化SO2。

同种元素的高价态氧化低价态时可简记为：“高到高，低到低，可归中，不跨越”。

3.先后规律

同一氧化剂同时与同浓度的若干种还原剂反应，往往是还原性强的先被氧化。如：向FeBr2溶液中滴入少量氯水，Fe2+先被氧化。而向FeI2溶液中滴入少量氯水，碘离子先被氧化。

4.价态规律

同一元素最高价态只具有氧化性；最低价态只具有还原性；中间价态既具有氧化性，又具有还原性。

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考试中涉及氧化还原的题目，其中大多要利用得失电子守恒规律。

如：判断氧化产物或还原产物，求某元素反应前后的化合价，配平氧化还原方程式等。所以，看到此类题目，注意用该规律，总之一句话：哪儿有氧化还原反应，哪儿就有得失电子守恒。

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考点5 氧化还原反应方程式的配平及有关计算

1.氧化还原方程式的配平

(1)配平三原则：

①电子守恒，即转移电子数相等。

②质量守恒，既反应前后原子种类和数目相等。

③电荷守恒，即反应前后电荷总数相等。(主要应用于离子方程式的配平)

(2)配平要点(口诀)：

一标化合价，二看价变化；(第一步)

三求升降数，数字相交叉；(第二步)

再查其他物，配平靠观察；(第三步)

系数有分母，最后消去它。(第四步)

2.氧化还原方程式的有关计算

计算类型：

(1)有关氧化剂、还原剂物质的量的计算。

(2)氧化产物和还原产物物质的量之比的计算。

(3)有关参加氧化还原反应和参加非氧化还原反应某指定物质的物质的量的计算。

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氧化还原反应的计算是高考的重点也是高考的难点，做这种类型的题时，要抓住氧化还原反应的本质和特征；得失电子守恒，即得失电子总数相等或化合价升降总数相等。

得失电子守恒。一般方法为：

①找出氧化剂和还原剂以及各自的还原产物和氧化产物。

②找准一个原子或离子得失电子数。

③由题中物质，根据电子守恒列等式：

n(氧化剂或还原产物的物质的量)×变价原子个数×化合价变化值=n(还原剂或氧化产物的物质的量)×变价原子个数×化合价变化值.

【精题精讲】

1. 用高铁酸钠(Na2FeO4)对河湖水消毒是城市饮水处理的新技术。已知反应: Fe2O3+3Na2O2====2Na2FeO4+Na2O，下列说法正确的是( )

A.Na2O2既是氧化剂又是还原剂

B.Na2FeO4既是氧化产物又是还原产物

C.3 mol Na2O2发生反应，有12 mol 电子转移

D.在Na2FeO4中Fe为+4价，具有强氧化性，能消毒杀菌

【解析】通过对题目中的反应方程式作氧化还原分析可知：Na2O2作氧化剂，氧原子由-1价降为-2价，进入Na2FeO4和Na2O中，A错误；铁元素由Fe2O3中的+3价升高到Na2FeO4中的+6价，Na2FeO4既是氧化剂又是还原剂，B正确，D错；C中3 mol Na2O2发生反应，有6 mol电子转移。

【答案】B

2.一定条件下，氨气与一氧化氮发生反应：NH3+NON2+H2O(未配平)。该反应中，被氧化与被还原的氮原子数之比为( )

A.2∶3 B.3∶2 C.4∶5 D.5∶6

【解析】本题重点考查得失电子守恒的应用。每个氨气分子中的氮元素由-3价升高到0价，每个一氧化氮分子中的氮元素由+2价降到0价得到2个电子，由得失电子守恒可确定答案为2∶3。

【答案】A

3.重铬酸铵〔(NH4)2Cr2O7〕受热发生氧化还原反应，下列各组重铬酸铵受热分解产物的判断符合实际的是( )

A.CrO3+NH3+H2O B.Cr2O3+NH3+H2O

C.CrO3+N2+H2O D.Cr2O3+N2+H2O

【解析】本题考查了氧化产物和还原产物的确定。知道化合价有升必然有降是确定本题答案的关键。重铬酸铵中铬元素化合价为+6价，只能降低，氮元素化合价为-3价，只能升高，由此确定答案为D。

【答案】D

4.应”式：( )NO+( )H++( )e-====( )NO+( )H2O，该式的配平系数是( )

A.1，3，4，2，1 B.2，4，3，2，1

C.1，6，5，1，3 D.1，4，3，1，2

【解析】本题灵活考查了氧化还原反应中的守恒观。氧化还原反应中遵循质量守恒，得失电子守恒。半反应也不例外。中的N元素由+5价降至+2价，需得到3个电子，再由O元素守恒可确定答案为D。

【答案】D

高考化学 | 专题讲解 氧化还原反应

高考化学 | 专题讲解氧化还原反应