氧化还原反应
氧化还原反应
氧化还原反应氧化-还原反应(oxidation-reduction reaction, 也作redox reaction)是化学反应前后，元素的氧化数有变化的一类反应。
氧化还原反应的实质是电子的得失或共用电子对的偏移。
氧化还原反应是化学反应中的三大基本反应之一（另外两个为（路易斯）酸碱反应与自由基反应。
自然界中的燃烧，呼吸作用，光合作用，生产生活中的化学电池，金属冶炼，火箭发射等等都与氧化还原反应息息相关。
研究氧化还原反应，对人类的进步具有极其重要的意义。
18世纪末，化学家在总结许多物质与氧的反应后，发现这类反应具有一些相似特征，提出了氧化还原反应的概念：与氧化合的反应，称为氧化反应；从含氧化合物中夺取氧的反应，称为还原反应。
随着化学的发展，人们发现许多反应与经典定义上的氧化还原反应有类似特征，19世纪发展化合价的概念后，化合价升高的一类反应并入氧化反应，化合价降低的一类反应并入还原反应。
20世纪初，成键的电子理论被建立，于是又将失电子的半反应称为氧化反应，得电子的半反应称为还原反应。
1948年，在价键理论和电负性的基础上，氧化数的概念被提出，1970年IUPAC对氧化数作出严格定义，氧化还原反应也得到了正式的定义：化学反应前后，元素的氧化数有变化的一类反应称作氧化还原反应。
氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。
根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。
氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。
反应中，发生氧化反应的物质，称为还原剂，生成氧化产物；发生还原反应的物质，称为氧化剂，生成还原产物。
氧化产物具有氧化性，但弱于氧化剂；还原产物具有还原性，但弱于还原剂。
一个化学反应，是否属于氧化还原反应，可以根据反应是否有氧化数的升降，或者是否有电子得失与转移判断。
如果这两者有冲突，则以前者为准。
化学氧化还原反应
化学氧化还原反应化学氧化还原反应（Redox Reaction）是化学反应中常见的一类反应类型，指的是在反应中，物质的电荷状态发生了改变，其中一个物质被氧化，失去电子，另一个物质被还原，获得电子。
氧化和还原两个反应是相互联系、相互作用的过程，是化学反应中重要的一环。
氧化反应是指物质失去电子并与氧原子（或者其他电子受体）结合的过程。
在氧化反应中，物质的氧化数增加，即物质带正电的能力增强。
例如常见的金属与氧气反应生成金属氧化物：4Na + O2 → 2Na2O还原反应是指物质获得电子并减少氧化数的过程。
在还原反应中，物质的氧化数减少，即物质带负电的能力增强。
例如二氧化锰与硫酸反应生成锰离子和二氧气：2MnO2 + 4H2SO4 → 2MnSO4 + 2H2O + O2↑氧化还原反应中的一个重要概念是氧化数（Oxidation Number），也称为氧化态或氧化值。
氧化数描述了原子在化合物或离子中的带电状态。
根据一定的规则，我们可以通过氧化数的变化来判断氧化还原反应的过程。
在氧化还原反应中，存在着一种重要的反应类型，即还原剂和氧化剂。
还原剂是指在反应中能够给予其他物质电子的物质，它自身被氧化。
而氧化剂是指在反应中能够从其他物质获得电子的物质，它自身被还原。
例如在以下反应中，氧化剂是铁离子（Fe3+），而还原剂是锌金属（Zn）：2Fe3+ + 2e- → 2Fe2+Zn → Zn2+ + 2e-氧化还原反应在生活中有着广泛的应用。
例如，腐蚀反应中物质与氧气的反应被视为氧化还原反应。
电池的工作原理也是基于氧化还原反应。
此外，许多化学合成、分解、电解以及生物学中的代谢过程都与氧化还原反应密切相关。
在实际的化学实验中，我们可以通过观察氧化还原反应的发生来判断反应是否进行。
常用的实验方法有观察气体生成、溶液颜色变化、固体物质颜色变化等。
同时，我们也可以通过平衡氧化还原反应方程式来计算物质的反应量，从而实现定量分析。
氧化还原反应
得到2×e－，化合 价降低，被还原
（2）氢气和氯气反应（电子对偏移）:
电子对远离,化合价升高,被氧化
0
0
+1 -1
Cl2：氧化剂
H2 + Cl2 == 2HCl
H2：还原剂
电子对靠近,化合价降低,被还原
归纳一、氧化还原反应
概念： 凡有电子转移（得失或偏移）的化学反应 特征： 化合价发生了变化 （ 判断依据) 本质： 电子转移
(5) Cu + HNO3 --- Cu(NO3)2 + NO2 + H2O (6) MnO2 + HCl --- MnCl2 + Cl2 + H2O
复习
失电子，化合价升高，被氧化
氧化剂＋还原剂 ==== 还原产物 ＋ 氧化产物
得电子，化合价降低，被还原
还原剂 具有还原性 失电子
化合价升高
氧化剂
被氧化 具有氧化性
⑷写出上述氧化还原反应方程式，并标出电子转移的方向和数
目：
化合价降低，得2×3e-，被还原
氧化剂___H_N_O__3____ 还原剂___C_u_______ 氧化产物_C__u_(N__O_3_)2__ 还原产物__N_O______ 转移的电子数____6_e_- ______
用双线桥表示下列氧化还原反应
得2e-
+4
-1
△ +2
0
（1）MnO2+4HCl(浓) == MnCl2＋Cl2 ↑ ＋2H2O
复分解
6)HCl NaOH NaCl H2O
7)4HCl(浓)+MnO2 MnCl2 +Cl2 2H2O
8)Cl2 2NaOH NaCl NaClO H2O
氧化还原反应
在初中化学，我们学习了根据反应物与生成物的 种数、类别对化学反应分类有四种基本类型： 化合反应： A+B=AB 分解反应： AB=A+B 置换反应： A+BC=AC+B 复分解反应：AB+CD=AD+CB
指出下列反应的反应类型，
反应类型
·
举例 H2+Cl2 点燃 2HCl
化合 反应
分解 反应 置换 反应
Cr元素得电子，
降低 ， K2Cr2O7 是氧化剂；
Cl 元素失电子,化合价 升高 , HCl 是还原剂;
K HCl 被氧化， 2Cr2O被还原。 7
氧化性、还原性与元素化合价的关系
元素处于最高价态-只有氧化性，只能做氧化剂。 元素处于最低价态-只有还原性，只能做还原剂。 元素处于中间价态-既有氧化性又有还原性， 既能做氧化剂又能做还原剂。
是否为氧化还原反应？
0 0 0 +2
1、H2+Cl2
== 2HCl
+2 0
点燃
+1 -1
2、Fe + CuSO4＝ FeSO4 + Cu
3、CaCO3
高温
CaO＋CO2↑
氧化还原反应的特征：化合价的变化。
指出下列反应的反应类型，并判断 是否为氧化还原反应？
反应类型
·
举例 H2+Cl2 == 2HCl CaO+H2O=Ca(OH )2 2KClO3==KCl+3O2↑ 高温 CaCO3 ==CaO+CO2↑
==
CaO+H2O=Ca(OH )2
高温 2KClO3=KCl+3O2 CaCO3=CaO+CO2
最全氧化还原反应知识点总结
最全氧化还原反应知识点总结一、氧化还原基本概念氧化还原反应是指在化学反应过程中，元素的化合价发生变化或电子发生转移的化学变化。
其中，元素化合价的升降是氧化还原反应的特征，而电子转移是其实质。
在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高的反应称为氧化反应，反之则称为还原反应。
氧化剂是指所含元素化合价升高的物质，而还原剂则是所含元素化合价降低的物质。
生成物中，所含元素化合价升高的被称为氧化产物，而所含元素化合价降低的则被称为还原产物。
二、氧化还原反应的四种基本类型氧化还原反应可以分为四种基本类型：氧化反应、还原反应、化合反应和分解反应。
其中，有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应也属于氧化还原反应。
三、氧化还原反应的有关计算在氧化还原反应中，电子转移可以使用双线桥法或单线桥法来表示。
双线桥法强调同一元素的原子或离子间的电子转移，而单线桥法则将箭头指向氧化剂，从失电子的元素出发指向得电子的元素。
四、氧化还原反应的类型氧化还原反应可以分为还原剂+氧化剂氧化产物+还原产物、部分氧化还原反应、自身氧化还原反应和归中反应四种类型。
其中，还原剂和氧化剂为不同物质参与的反应是最常见的类型。
而自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间或同一物质的同种元素之间。
归中反应则是一种非氧化还原反应，其特点是反应物中的两种物质合并生成一种新物质。
化学中，同一元素不同价态之间发生的氧化还原反应遵循以下变化规律：高价态和低价态会产生中间价态，中间价态可以相同也可以不同，但必须靠近，不能相互交叉。
例如，Cl2+ 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O 就是一种歧化反应，发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应。
歧化反应的反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。
具有多种价态的元素（如氯、硫、氮和磷元素等）均可发生歧化反应。
氧化性和还原性的强弱取决于得失电子的难易程度，与得失电子的数目多少无关。
化学氧化还原反应
一、氧化还原反应氧化还原反应是氧化反应和还原反应的总称，反应中氧化反应和还原反应同时发生同时结束，两者是不可分开的。
氧化反应：物质失去电子（或电子对偏离）的反应。
还原反应：物质得到电子（或电子对偏向）的反应。
氧化还原反应：发生电子转移（得失或偏移）的反应。
氧化还原反应的实质：发生电子转移。
氧化还原反应的特征：元素化合价的升降氧化还原反应中电子得失和化合价变化的关系：失去电子化合价升高，得电子化合价降低。
理解八个字：升失还氧降得氧还1．两种反应物氧化剂：得电子的物质，元素化合价降低，有氧化性，发生还原反应，生成还原产物。
还原剂：失电子的物质，元素化合价升高，有还原性，发生氧化反应，生成氧化产物。
2．两种产物氧化产物：含有化合价升高的元素组成的生成物。
还原产物：含有化合价降低的元素组成的生成物。
3．两种性质氧化性：得电子的性质，氧化剂和氧化产物都有氧化性，但氧化剂的氧化性比氧化产物的氧化性强。
氧化性的强弱与得电子的多少无关,于难易有关。
还原性：失电子的性质，还原剂和还原产物都有还原性，但还原剂的还原性比还原产物的还原性强。
还原性的强弱与失电子的多少无关,与难易有关。
氧化性和还原性都是物质的化学属性，是由物质的结构决定的。
二、氧化还原反应的具体分析（1）失电子（本质）→化合价升高（特征）→氧化反应得电子（本质）→化合价降低（特征）→还原反应（2）定义：凡有化合价升降的反应就是氧化还原反应。
（特征）（3）形成离子化合物时，某元素原子失电子，则化合价升高，每失去一个电子化合价升高一价，某元素原子得电子，则化合价降低，每得到一个电子化合价降低一价。
（4）形成共价化合物时，共用电子对偏离某元素原子，该元素化合价升高被氧化，反之，被还原。
（5）化合价变化的本质——电子转移(得失或偏移)。
定义：有电子转移(得失或偏移)的化学反应就是氧化还原反应。
（本质）三、氧化还原反应中的基本变化规律(1)守恒律——化合价有升必有降，电子有得必有失。
氧化还原反应
例如：
5e-
KClO3+6HCl
KCl+3Cl2↑+3H2O
氧化剂
还原剂
分别用双线桥法，单线桥法表示下列反应的 电子转移方向和数目，并指出氧化剂、还原 剂、氧化产物、还原产物。 1）3Cu+8HNO3(稀）==∆=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
失去3 × 2e-
3Cu+8HNO3(稀）
∆
2）当反应物中变价元素的化合价在反应前后 变化不单一时（即同时有升高和降低或有部分 变化部分不变时）通常采用逆向配平法。（当 确定化合价升降的公倍数后，先确定产物氧化 产物和还原产物的系数，再根据质量守恒定律 确定其它物质的系数）多用于歧化反应或部分 氧化还原反应。
S + NaOH === Na2S + Na2SO3 + H2O
b、所有的 复分解反应都不是氧化还原反应； c、有单质参加的 化合 反应和有单质生成
的
反应分都解是氧化还原反应；
3、氧化还原反应相关概念
—氧化反应： 物质所含元素化合价 升高的过程 —还原反应： 物质所含元素化合价 降低的过程
—氧 化 性： 物质具有 —还 原 性： 物质具有
得到电的子性质或能力; 失去电的子性质或能力;
可以判断氧化性Cl2>S
g、其他因素
①浓度：浓度越大，
如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4 浓HNO3>稀HNO3
如还原性：浓HCl >稀HCl
②温度：如热的浓H2SO4比冷的浓H2SO4氧化性强
③酸碱性：如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性 增强而增强。
A
C
7、下列反应中，氧化剂与还原剂物质的量的关
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一、从不同角度分析氧化还原反应1.从得氧、失氧的角度认识氧化还原反应反应:2CuO+C 2Cu+CO2↑(1)CuO失氧,发生了还原反应,该物质是氧化剂。(2)C得氧,发生了氧化反应,该物质是还原剂。结论:从得氧、失氧的角度看,一种物质得到氧被氧化,另一种物质失去氧被还原的反应叫做氧化还原反应。
探究一
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D项,HgS中汞元素由+2价降到0价,转移2e-,O2中氧元素由0价降到-2价,转移2×2e-,且均为得电子,而HgS中硫元素化合价由-2价升高到+4价,失6e-,正确的表示方法为
探究一
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探究一
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1.古诗词是古人为我们留下的宝贵精神财富,下列诗句不涉及氧化还原反应的是( )A.野火烧不尽,春风吹又生B.春蚕到死丝方尽,蜡炬成灰泪始干C.粉身碎骨浑不怕,要留清白在人间D.爆竹声中一岁除,春风送暖入屠苏答案C解析A 、B两项中均涉及物质燃烧,D项中有火药爆炸,都属于氧化还原反应;C项中反应为CaCO3 CaO+CO2↑,无元素化合价升降,属于非氧化还原反应。
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深化拓展1.双线桥法和单线桥法的书写步骤(1)双线桥法的书写步骤:
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(2)单线桥法的书写步骤:
探究一
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2.用双线桥法表示电子转移的方向和数目时的注意事项(1)箭头必须由反应物指向生成物,且两端对准同种元素。(2)在“线桥”上标明电子“得到”或“失去”,且得到与失去的电子总数必须相等,电子对的偏移也按得失处理。(3)电子转移数以a×be-形式表示,a表示发生氧化还原反应的原子个数,b表示每个原子得到或失去的电子数,当a=1或b=1时,要省略。(4)箭头方向不代表电子转移的方向,仅表示电子转移前后粒子的变化。3.用单线桥法表示电子转移的方向和数目时的注意事项(1)单线桥必须画在反应物中。(2)箭头指向得电子原子,箭尾指向失电子原子。(3)“线桥”上只标电子转移的数目,不标“得”“失”字样。
化学氧化还原反应 (详解)
分析表示方法(补充作业)
■写出符合下列条件的化学方程式，标出电子转移， 指出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。 1）一种单质还原一种化合物的一种元素：
2e-
H2+CuO=Δ=Cu+H2O
4e-
氧 化 剂：CuO 还 原 剂：H2 氧化产物：H2O 还原产物：Cu 氧 化 剂：O2 还 原 剂：CO 氧化产物：CO2 还原产物：CO2
３Ｏ２＝２Ｏ３这类反应中，无化合价变化，一定不是 氧化还原反应
2、根据方程式回答问题 ＭｎＯ２+４ＨＣｌ==ＭｎＣｌ２+２Ｈ２Ｏ＋Ｃｌ２ 1）上述反应产物ＭｎＣｌ２中，Ｍｎ元素显[ ]价。 2）以上反应中的氧化剂为[ ]，当有1０个ＭｎＯ２ 参加反应时，有[ ]个电子发生转移。
参考答案：（1）+1； （2）ＭｎＯ２ ；5
0
+2
0
1、下列有关说法中，正确的是[ C ] A、非金属单质在反应中只作氧化剂
２Ｈ２＋Ｏ２＝２Ｈ２Ｏ反应中，Ｈ２是还原剂 B、MnO2＋4HCl = MnCl2 + 2H2O + Cl2的氧化剂是Mn
氧化剂、还原剂指的是物质，被氧化、被还原指的是元 素，故氧化剂是ＭｎＯ２
C、有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应 反应物是化合物，各元素有一定的价态，产物有单质， 元素呈０价，有化合价改变，是氧化还原反应 D、有单质生成的反应一定是氧化还原反应
四、氧化性、还原性强弱的比较
5、反应条件 [方法]反应条件越苛刻，体现的性质越弱 [注意]被比较物质要与同一物质反应；被比较的性质要是 被比较物质在反应中体现出的性质。 [例题]实验室用二氧化锰和浓盐酸加热反应来制取氯气； 用高锰酸钾跟浓盐酸在室温下也可以制氯气；历史上还曾 用“地康法”制氯气，这一方法是用CuCl2作催化剂，在 450℃利用空气中的氧气跟氯化氢反应制氯气。比较以上 三个反应，可以认为氧化剂的氧化能力从强到弱的顺序 为 . 参考答案：KMnO4 > MnO2 > O2
氧化还原反应
氧化还原反应氧化还原反应是一种化学反应类型，也被称为氧化-还原反应。
在氧化还原反应中，原子或者分子失去或者获得电子，因而其氧化态发生改变。
这种反应是化学中非常重要的一种类型，本文将从氧化还原反应的基本概念、特征、类型以及在日常生活中的应用等方面展开阐述。
氧化还原反应是化学反应中最常见的类型之一。
在氧化还原反应中，参与反应的物质发生电子的失去或者获得，导致其氧化态发生变化。
在氧化还原反应中，有两个基本概念：氧化和还原。
氧化是指物质失去电子，同时氧化数增加；还原是指物质获得电子，同时氧化数减少。
因此，在氧化还原反应中，氧化和还原是相互联系、相互制约的过程。
氧化还原反应有着明显的特征，其中最为重要的特征是电子的转移。
在氧化还原反应中，原子或者分子之间发生电子的转移，从而导致氧化数的变化。
另一个重要特征是反应物氧化数的变化。
在氧化还原反应中，反应物从一种氧化态变化为另一种氧化态，反映了反应过程中电子的流动和分配。
根据氧化还原反应的特征，可以将氧化还原反应分为许多类型。
其中，最为常见的类型包括单质氧化反应、还原反应、置换反应以及氧化-还原反应。
在这些类型中，单质氧化反应是指单质和氧气反应生成氧化物；还原反应是指氧化物与还原剂反应生成单质；置换反应是指两种金属离子置换生成两种金属的反应；氧化-还原反应是指物质发生氧化和还原同时进行的反应。
氧化还原反应在我们日常生活中有着广泛的应用。
在工业生产中，氧化还原反应被广泛应用于金属提取、焊接、电镀等领域。
在生活中，氧化还原反应也广泛存在于我们周围，比如食物的烹饪过程中就离不开氧化还原反应。
此外，氧化还原反应还被应用于环境保护、废水处理等方面，发挥着重要的作用。
总的来说，氧化还原反应是一种重要的化学反应类型。
通过本文的阐述，我们了解了氧化还原反应的基本概念、特征、类型以及在日常生活中的应用。
希望能加深对氧化还原反应的理解，进一步探索其在化学领域的应用前景。
氧化还原反应
一、概念
1、从得失氧的角度 氧化反应：物质得到氧的反应(H2、S、P、Fe与O2 反应) 还原反应：物质失去氧的反应(C、CO、 H2 与CuO反应) 2.从元素化合价升降的角度 特征：有元素化合价升降的反应就是氧化还原反应。
失去氧，被还原
CuO + H2 氧化剂 还原剂
Cu + H2O 还原产物
得到2e-
CuO +H2 = Cu+H2O
失去2×e-
+2
0
0
+1
2.化合价不能标错
3.线桥方向与位置，两个以上线桥时，尽量不交叉 4.原子个数×每个原子得失电子(用e-表示)数
例：用双线桥表示下列氧化还原反应的化合价升降 及电子转移情况。 （1）Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O （2）2H2 S+SO2=3S +2H2O （3） 2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2 ↑ MnO （4）2KClO3 = 2KCl+3O2↑ （5）2KMnO4+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
3.从电子转移角度
失电子，化合价升高，被氧化 ０ ０
＋１ －１
2Na＋Cl2 ＝ 2Na Cl
得电子，化合价降低，被还原 电子对偏离，化合价升高，被氧化
０ ０ H2 ＋ Cl2
＝
2 HCl
+1 -1
电子对偏向，化合价降低，被还原
化合价升降的本质是电子的转移（得 失或偏移）。氧化还原反应的特征是化 合价的升降；本质是电子的转移
二、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
氧化还原反应
氧化还原反应氧化-还原反应(oxidation-reduction reaction, 也作redox reaction)是化学反应前后，元素的氧化数有变化的一类反应。
[1]氧化还原反应的实质是电子的得失或共用电子对的偏移。
氧化还原反应是化学反应中的三大基本反应之一（另外两个为（路易斯）酸碱反应与自由基反应）[2]。
自然界中的燃烧，呼吸作用，光合作用，生产生活中的化学电池，金属冶炼，火箭发射等等都与氧化还原反应息息相关。
研究氧化还原反应，对人类的进步具有极其重要的意义。
反应历程氧化还原反应的实例——钠与氯气的反应氧化还原反应的实例——钠与氯气的反应氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。
根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。
[2]氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。
反应中，发生氧化反应的物质，称为还原剂，生成氧化产物；发生还原反应的物质，称为氧化剂，生成还原产物。
氧化产物具有氧化性，但弱于氧化剂；还原产物具有还原性，但弱于还原剂。
用通式表示即为：氧化还原反应的发生条件，从热力学角度来说，是反应的自由能小于零；从电化学角度来说，是对应原电池的电动势大于零。
判别一个化学反应，是否属于氧化还原反应，可以根据反应是否有氧化数的升降，或者是否有电子得失与转移判断。
如果这两者有冲突，则以前者为准，例如反应，虽然反应有电子对偏移，但由于IUPAC规定中，单质氧化数为0[1]，所以这个反应并不是氧化还原反应。
有机化学中氧化还原反应的判定通常以碳的氧化数是否发生变化为依据[6]：碳的氧化数上升，则此反应为氧化反应；碳的氧化数下降，则此反应为还原反应。
由于在绝大多数有机物中，氢总呈现正价态，氧总呈现负价态，因此一般又将有机物得氢失氧的反应称为还原反应，得氧失氢的反应称为氧化反应。
类型根据作为氧化剂的元素和作为还原剂的元素的来源，氧化还原反应可以分成两种类型：分子间氧化还原反应、分子内氧化还原反应。
氧化还原反应
考点名称：氧化还原反应的定义∙氧化还原反应：有电子转移（得失或偏移）的反应；（无电子转移(得失或偏移)的反应为非氧化还原反应）反应历程：氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。
根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。
氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。
∙氧化还原反应中存在以下一般规律：强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。
转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的氧化数只接近而不交叉，最多达到同种价态。
优先律：对于同一氧化剂，当存在多种还原剂时，通常先和还原性最强的还原剂反应。
守恒律：氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。
氧化还原性的强弱判定：物质的氧化性是指物质得电子的能力，还原性是指物质失电子的能力。
物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的能力（与得失电子的数量无关）。
从方程式与元素性质的角度，氧化性与还原性的有无与强弱可用以下几点判定：（1）从元素所处的价态考虑，可初步分析物质所具备的性质（无法分析其强弱）。
最高价态——只有氧化性，如H2SO4、KMnO4中的S、Mn元素；最低价态，只有还原性，如Cl-、S2-等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe、S、SO2等。
（2）根据氧化还原的方向判断：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
（3）根据反应条件判断：当不同的氧化剂与同一种还原剂反应时，如氧化产物中元素的价态相同，可根据反应条件的高、低进行判断，如是否需要加热，是否需要酸性条件，浓度大小等等。
电子的得失过程：其过程用核外电子排布变化情况可表示为：考点名称：氧化还原反应的本质和特征∙氧化还原反应的本质：电子的转移（得失或偏移）氧化还原反应的特征：化合价升降（某些元素化合价在反应前后发生变化，是氧化还原反应判别的依据）∙氧化还原反应的发展史：1.物质与氧气发生的反应属于氧化反应，含氧化合物中氧被夺去的反应属于还原反应。
氧化还原反应
氧化还原反应【基础知识梳理】一、氧化还原反应1.氧化还原反应的定义在反应过程中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。
在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高的反应称为氧化反应；反应物所含元素化合价降低的反应称为还原反应。
氧化反应和还原反应对立统一于一个氧化还原反应之中。
2.氧化还原反应的实质：元素化合价的变化是电子转移的外观表现，电子转移是氧化还原反应的实质。
3. 氧化还原反应的特征（判断依据）反应中是否发生元素化合价的变化4.氧化还原反应与四种基本类型反应之间的关系化合反应：有单质参加的是氧化还原反应。
分解反应：有单质生成的是氧化还原反应。
置换反应：全部是氧化还原反应。
复分解反应：都是非氧化还原反应。
二、氧化剂和还原剂1.氧化剂和还原剂的相关概念氧化剂: 的反应物；还原剂：的反应物。
三、氧化性、还原性强弱比较（1）根据氧化还原反应方程式强还原剂（A）＋强氧化剂（B）＝弱氧化产物（a）＋弱还原产物（b）则氧化性：B＞a，还原性：A＞b氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性则越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性则越弱。
（2）根据金属活动性顺序表在金属活动性顺序表中，位置越靠前，其还原性就越强，其阳离子的氧化性就越弱。
（3）根据元素周期表同周期元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；同主族元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
（4）根据反应的难易程度氧化还原反应越容易进行（表现为反应所需条件越低），则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越。
不同的还原剂（或氧化剂）与同一氧化剂（或还原剂）反应时，条件越易或者氧化剂（或还原剂）被还原（或被氧化）的程度越大，则还原剂（或氧化剂）的还原性（或氧化性）就越；（5）其它条件一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越，反之则越弱。
注意：○1物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的 ，与得失电子的 无关。
什么是氧化还原反应
什么是氧化还原反应
氧化还原反应是指在化学反应中，物质失去电子的过程称为氧化，而获得电子的过程称为还原。
氧化和还原是相互联系的两个过程，它们共同构成了氧化还原反应。
这类反应在自然界、生物体以及工业领域中广泛存在，具有重要的理论和实际意义。
氧化还原反应的基本特征是电子的转移。
在反应过程中，氧化剂接受电子，而被氧化剂氧化的物质则失去电子。
氧化剂和还原剂之间的电子转移使得反应得以进行。
氧化还原反应可以分为酸性氧化还原反应和碱性氧化还原反应，取决于反应介质的环境。
氧化还原反应在化学领域具有广泛的应用，例如：电池、电化学、有机合成、金属腐蚀等。
在电池中，氧化还原反应产生电能，实现电能与化学能之间的转换。
电化学过程也涉及到氧化还原反应，如电解、电镀等。
此外，氧化还原反应在生物体内起着关键作用，如呼吸作用、光合作用等。
在工业领域，氧化还原反应被用于生产金属、处理废水、制备化学品等。
例如，钢铁行业的电弧炉炼钢、化学行业的氧化铝生产等过程均涉及氧化还原反应。
此外，氧化还原反应在环境保护、能源转换等领域也具有重要意义。
总之，氧化还原反应是化学领域中一种基本的反应类型，它在自然界、生物体以及工业领域中具有广泛的应用。
对氧化还原反应的研究和理解，有助于推动化学科学的发展，解决现实中的能源、环境等
问题。
氧化还原反应
第三讲 氧化还原反应一、氧化还原反应的基本概念及其应用1．氧化还原反应概念（1）定义：在反应过程中有元素 的化学反应。
（2）实质：反应过程中有 。
（3）特征：反应前后元素的化合价有 。
（4）有关概念及相互关系（5）四种基本反应类型和氧化还原反应的关系2．氧化还原反应电子转移的表示方法（1）双线桥法：表示同种元素的原子在反应前后电子得失的情况和数目。
①箭头、箭尾对应化合价变化的同种元素。
②必须注明“得到”或“失去”的字样。
③还原剂失去电子总数与氧化剂得到电子总数相等例如（2）单线桥法：表示反应物中元素的原子发生电子转移的数目和情况。
①单线桥表示反应物中变价元素原子得失电子的情况；②不需标明“得”或“失”，只标电子转移数目；③箭头标明电子转移的方向；④单线桥箭头从失电子的元素原子指向得电子的元素原子。
例如例1．（11课标）氢化钙可作为生氢剂，反应化学方程式为：CaH2＋2H2O 2 ＋2H2，下列说法错误的是（）A．CaH2既是氧化剂，又是还原剂B．H2既是氧化产物，又是还原产物C．CaH2是还原剂，H2O是氧化剂D．氧化产物与还原产物的质量之比为1:1 变式1-1．CuH不稳定，易跟盐酸反应：2CuH＋2HCl2＋2H2↑＋Cu。
下列说法正确的是（）A．CuH中H的化合价为+1 B．CuH在反应中只被还原C．在反应中HCl失去电子D．Cu是反应的还原产物变式1-2．(2012·上海)火法炼铜首先要焙烧黄铜矿，其反应为：2CuFeS2＋O22S＋2FeS ＋SO2。
下列说法正确的是（）A．SO2既是氧化产物又是还原产物B．CuFeS2仅作还原剂，硫元素被氧化C．每生成1 mol Cu2S，有4 mol硫被氧化D．每转移1.2 mol电子，有0.2 mol硫被氧化例2．标出下列氧化还原反应电子转移的方向和数目，并指出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
（1）2FeCl3＋2KI2＋2KCl＋I2（2）5NH4NO32↑＋9H2O＋2HNO3（3）H2S＋H2SO4(浓)S↓＋SO2↑＋2H2O（4）4FeS2＋11O2高温Fe2O3＋8SO2变式2-1．下列化学反应中，电子转移的表示方法正确的是（）A．B．D．C．变式2-2．N A表示阿伏伽德罗常数，下列说法正确的是（）A．Na2O2与足量H2O反应，共生成0.2molO2，转移电子的数目为0.4 N AB．5.6 g铁与足量的稀硝酸反应，失去电子数为0.2N AC．0.3 mol NO2溶于水，转移电子数为0.1N AD．在2NH3＋NO＋NO22N2↑＋3H2O中，每生成2 mol N2转移的电子数目为6N A 【巩固训练】1．下列反应属于氧化还原反应，但水既不作氧化剂也不作还原剂的是（）A．CO2＋H2O H2CO3 B．2Na2O2＋2H2O4NaOH＋O2↑C．3Fe＋4H2O(g)高温Fe2O4＋4H2 D．2Na＋2H2O＋H2↑2．吸进人体内的氧有2%转化为氧化性极强的活性氧，这些活性氧能加速人体衰老，被称为“生命杀手”。
氧化还原反应
标准氢电极装置图
4.电极电势的确定 电极电势的确定 有了标准氢电极作相对标准，就可以测量其它电极 的电极电势。 例：测 φθ(Zn2+/Zn) 用标准状态下的Zn电极与标准氢电极组成原电池：
(-)ZnZn2+(1.0molL-1)‖H+(1.0molL-1)H2(100kPa) Pt(+)
测原电池的电动势，可确定Zn电极的电势。 用类似的方法可测出其它电对的电极电势，表5-1 列出了一些电对的电极电势，详细的见书后附录十四。
离子电子法配平时很重要的一点是氧原子数的配平， 不同介质条件下，配平氧原子数的规则是：
介质条件 酸性 碱性 中性 多氧的一边 H+ H2O H+ 或 H2O 少氧的一边 H2O OHH2O OH-
在酸性条件下反应式中不应出现OH-；在碱性条 件下反应式中不应出现H&#子电子法配平： ClO- + CrO2- → Cl- + CrO42- (碱性介质中) 3× 2× ClO- + H2O + 2 e - = Cl- + 2 OHCrO2- + 4 OH- = CrO42- + 2 H2O + 3 e -
5.2.2 离子电子法
配平原则： (1) 得失电子数相等。即在反应中氧化剂得到的电 子数应等于还原剂失去的电子数； (2) 质量平衡。在反应式两边各种元素的原子总数 必须各自相等。 (3) 电荷平衡。反应式两边总的电荷数应相等。
配平 KMnO4 + H2C2O4 → Mn2+ + CO2 (1) 方程式写成离子方程式： MnO4- + C2O42- → Mn2+ + CO2 (2) 写出两个半反应式并配平： MnO4- + 8 H+ + 5 e - = Mn2+ + 4 H2O C2O42- = 2CO2 + 2 e (3) 根据得失电子数相等的原则，两个半反应乘以适 当系数再合并，得到配平的离子反应方程式。 2MnO4- + 5C2O42- + 16 H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8 H2O 离子电子法配平氧化还原反应方程式的特点： 配平时不需要知道元素的氧化值，得失电子数是根 据电荷平衡的原则确定的。
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一、氧化还原反应1.氧化与还原氧化本来是指物质与氧化合，还原是指从氧化物中去掉氧恢复到未被氧化前的状态的反应。
任何一个氧化还原反应都可看作是两个半反应之和。
例如，铜的氧化反应可以看成是下面两个半反应的结果：Cu(s)-2e- =Cu2+1 2 O2 (g)+2e- =O2-2.氧化还原电对我们把一个还原型物种(电子给体 )和一个氧化型物种 (电子受体 )称为氧化还原电对：氧化型 + ze还原型在书写半反应时，要把电对的氧化型物种写在左边，还原型物种写在右边。
3.元素的氧化数指某元素一个原子的荷电数，这种荷电数是假设把每个化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。
确定氧化数的一般原则是：a.任何形态的单质中元素的氧化数等于零。
b.多原子分子中，所有元素的氧化数之和等于零。
c.单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数。
多原子离子中所有元素的氧化数之和等于该离子所带的电荷数。
d.在共价化合物中，可按照元素电负性的大小，把共用电子对归属于电负性较大的那个原子，然后再由各原子的电荷数确定它们的氧化数。
e.氢在化合物中的氧化数一般为 +1，但在金属氢化物中，氢的氧化数为 -1。
氧在化合物中的氧化数一般为 -2，但在过氧化物为 -1, 在超氧化物中为 -1/2。
f.氟在化合物中的氧化数皆为 -1 。
注意： HOF SeOF CrO OsO氧化还原反应——氧化还原方程式的配平4.氧化还原方程式的配平以高锰酸钾和氯化钠在硫酸溶液中的反应为例，说明用氧化数法配平氧化还原反应方程式的具体步骤。
a.根据实验确定反应物和产物的化学式：KMnO4+ NaCl + H2SO4→Cl2 +MnSO4+K2SO4+Na2SO4 + H2O氧化还原反应——氧化还原方程式的配平b.找出氧化数升高及降低的元素。
锰的氧化数降低5；氯的氧化数升高 1，氯气以双原子分子的形式存在，NaCl的化学计量数至少应为2；氧化数降低 5KMnO4+NaCl+H2SO4→Cl2+MnSO4+K2SO4+Na2SO4 +H2O氧化数升高 2氧化还原反应——氧化还原方程式的配平c. 计算氧化数降低与升高的最小公倍数，上述反应式中5和 2的最小公倍数为10，可知高锰酸钾的系数为2，而氯气的系数为 5，氯化钠的系数为 10:氧化数升高 2×5KMnO4+NaCl+H2SO4→Cl2+MnSO4+K2SO4+Na2SO4+H2O氧化数降低 5× 2氧化还原反应——氧化还原方程式的配平d.配平反应前后氧化数没有变化的原子数。
2KMnO4+10NaCl+8H2SO4 =5Cl2+2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+8H2Oe. 最后核对氧原子数。
该等式两边的氧原子数相等，说明方程式已配平。
二、原电池原理及应用1、原电池原理实验 1：把一块锌片和一块铜片平行地插入盛有稀硫酸的烧杯中，会产生什么现象？方程式？Zn Cu Zn CuH2SO4H2SO4实验 2：把锌片和铜片在上端连接起来，又会产生什么现象？请解释原因。
结论：两极发生氧化还原反应，产生电流。
（1）原电池定义：把化学能转变为电能的装置（2）原理负极：电子流出的电极（发生氧化反应）正极：电子流入的电极（发生还原反应）电子流：电流：负极（锌）→ 正极（铜）正极→ 负极→ 正极导线溶液导线*导线中有电流通过，使化学能转变为电能。
（3）原电池反应电极反应式 :锌片（负极） Zn – 2e- = Zn2+ 氧(化反应 )铜片（正极） 2H+ + 2e- = H2↑(还原反应 )总反应式：Zn + 2H+ = Zn2+ + H2↑ 2、构成原电池的条件归纳：构成原电池的条件：（1）活性不同的两个电极（发生氧化还原反应）（2）电解质溶液（提供自由移动的阴阳离子）（3）闭合回路（外电路、内电路）讨论： Cu - Zn 原电池正、负两极附近离子浓度有什么变化？3、两极附近离子浓度的变化正、负两极附近离子浓度的变化取决于两极上的电极反应。
3、如何得到持续稳定的电流？为何引入盐桥？在硫酸铜溶液中放入一片锌，将发生下列氧化还原反应：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu这个反应同时有热量放出，这是化学能转变为热能的结果。
这一反应也可在图 1 所示的装置中进行。
KCl(aq)图 1 铜锌原电池1. 原电池的表示方法原电池由两个半电池组成，在上述铜锌原电池中，烧杯Ⅰ中的锌和锌盐溶液组成一个半电池，烧杯Ⅱ中的铜和铜盐溶液组成另一个半电池，两个半电池用盐桥连接。
为了方便，在电化学中通常表示为：Zn ZnSO 4 (1mol / L) CuSO 4 (1mol / L) Cu?原电池和电极——原电池的表示方法原电池的表示的一般方法为：a. 负极在左，正极在右；b. 单垂线“│”表示界面；c. 双垂线“ ?”??? 表示盐桥；d. 标注温度和压力；e. 标注所有影响电极电势（电动势）的因素，如物质状态，电解质浓度等。
?原电池和电极——电极及电极种类 2. 电极及电极种类原电池总是由两个半电池组成，半电池又可称为电极。
常见电极可分为三大类：?原电池和电极——电极及电极种类第一类电极： ?金属与其阳离子组成的电极 ?氢电极 ?氧电极 ?卤素电极 ?汞齐电极?原电池和电极——电极及电极种类第二类又称难溶盐电极：?原电池和电极——电极及电极种类第三类又称氧化 -还原电极：四、电极电势及其应用1.电极电势原电池中有电流，表明原电池有电位差 (即电池电动势 )—构成两电极的电位不等 (电极电势之差 )：电流方向铜锌电电极极电电极极电电势势较较低 ? (Cu2+/Cu) > ? (Zn2+/Zn)高原电池电动势等于两电极的电极电势之差：E=?(+)－?(-)=?(Cu2+/Cu)－? (Zn2+/Zn) 当电极反应中所涉及的物质处于标准态时(各物质的浓度为 1 个单位，气体的压力为 1 标准压力，固体为纯态)，此时电极电势为“标准电极电势” (? ? ) E ? = ? ?(+)－? ? (-) = ? ?(Cu2+/Cu)－? ? (Zn2+/Zn)单个电极的电势值的绝对值无法测得。
如果能测得，必须有电子得失，此时电极性质发生了变化不是原来的电极。
但在实际中，只要测得各个电极对于同一基准电势的相对值，就可以计算出任意两个电极所组成的电池的电动势。
2.标准氢电极标准氢电极规定：氢气压力为 1 标准压力、溶液中H+活度为 1 时的氢电极。
Pt|H2(p ?)|a(H+)=1 电极反应2H+ + 2e- = H2规定标准氢电极的电极电势为零。
3.标准电极电势规定：将标准氢电极作为负极，待测电极为正极，组成电池 .Pt|H2(p ?)|a(H+)=1| | 待测电极此电池的电动势即为待测电极的电极电势。
标准电极电势：待测电极中各反应组分均处于各自的标准态时的电极电势。
E ? = ? ?(Cu2+/Cu) - ? ? H+/H2) = +0.340 V ? ?(Cu2+/Cu) = 0.340 V标准电极电势表二类标准电极氢电极使用不方便，用有确定电极势的甘汞电极作二级标准电极。
Cl-(aCl-)|Hg2Cl2|HgHg2Cl2 + 2e →2Hg+2Cl0.1 mol/L 1.0 mol/L 0.337V 0.2801VSat.0.2412V4.外因对电极电势的影响 (物质浓度的影响 ) 能斯特方程 :?=??[氧化型 ] RT ln + nF 还[原型 ]当T＝298.15 K时 (25oC) ?=??+0.0592n [氧化型 ] lg [还原型 ]五、电解及其原理实验 1电解 CuCl2溶液阴极： Cu2+ + 2e- ==Cu阳极： 2Cl- - 2e- ==Cl2电解CuCl2 ==== Cu + Cl2分析：溶液中存在的离子CuCl2 == Cu2+ + 2Cl-H2OH+ + OH-离子的迁移Cu2+、H+ ——阴极Cl-、OH- ——阳极离子的放电顺序：阴极： Cu2+ > H+ 阳极： Cl- > OH-实验 2电解 H2SO4溶液离子的迁移H+ ——阴极电极方程式阴极：4H 2H+ +4e +2e- ==2H H22 阳极：4OH- - 4 4e- == O2 + 2H2O离子的放电顺序：阴极： H+阳极：OH- > SO42SO42、-OH- ——阳极实验 3电解 NaOH溶液离子的迁移Na+、H+ ——阴极电极方程式阴极： 4H+ +4e- == 2H2 阳极：4OH- - 4e- == O2 + 2H2O离子的放电顺序：阴极： H+ > Na+ 阳极： OHOH- ——阳极离子在阴、阳极的放电顺序阴极：Cu2+ > H+ > Na+阳极： Cl- > OH- > SO42-形成推论：阴极：3+> 2+ > Na+ Ag+ > Cu2+ > H+ > Fe2+ > Zn2+ > H O Al > Mg 2阳极：S2- > SO32- > I- > Br- > Cl- > OH-族>价含氧酸根> F-用惰性电极电解下列物质一段时间后，加入何种物质可使电解液恢复到电解以前的状态？电解质溶液Na2SO4 加入的物质 H2O H2OCuO CuCl2 HClH2SO4CuSO4 CuCl2 NaCl思考：用Pt 电极电解 H2SO4、NaOH、Na2SO4等溶液时，实际的结果就是电解水，请问在这些实验中加入上述电解质的原因。
增加溶液的导电性实验 4用 Pt 电极电解加有石蕊的Na2SO4溶液实验现象的观察阴极：溶液变蓝色阳极：溶液变红色将两极区的溶液进行混合显紫色电解 Na2SO4溶液电解水pH ↑ pH ↓Na2SO4浓度增大总结用惰性电极电解下列电解质的过程中，极区溶液 pH、溶液 pH 的变化规律电解质H2SO4 NaOH CuSO4阴极阳极电解总方程式溶液 pH↑↑——↑↑—↓↓↓↓—2Cu2+4Ag+2H2O == 2H2 + O2 2H2O == 2H2 + O2+ 2H2O == 2Cu + O2 + 4H+通电通电通电通电↓ ↓AgNO3NaCl KBr CuCl2+ 2H2O == 4Ag + O2 + 4H+通电通电2Cl- + 2H2O == Cl2 + H2 + 2OH-↑↑ ———2Br-+ 2H2O == Br2 + H2 + 2OH+ 2Cl通电Cu2+== Cu + Cl2实验用 Cu 作阳极、 C 作阴极，电解硫酸溶液阴极：2H+ + 2e- == H2阳极： Cu - 2e- == Cu2+总方程式：Cu + 2H+ === Cu2+ + H2通电利用电解池可以使非自发进行的氧化还原反应得以实现。