高中氧化还原反应
高中化学氧化还原反应
第一节氧化还原反应一、氧化还原反应的本质㈠实质：电子的转移（得失或偏移）。
㈡特征：反应前后元素的化合价发生了变化。
二、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系三、氧化还原反应的表示方法a.用两条线由反应物指向生成物，且对准同种元素。
㈠双线桥法 b.要标明“得”、“失”电子，且得失电子数相等。
c.箭头不代表电子转移的方向。
a.用一条线表示不同元素原子得失电子的情况。
㈡单线桥法 b.由失电子的元素指向得电子的元素，并标明电子转移的总数。
c.箭头表示电子转移的方向Fe2O3+3CO高温2Fe+3CO2 3Cu+8HNO3==3Cu（NO3）2+NO +4H2O四、有关氧化还原反应的总结㈠从化合价升降角度认识氧化还原反应㈡从电子转移角度理解氧化还原反应1、在离子化合物的形成过程中，金属元素原子失去电子使化合价升高，发生氧化反应；非金属元素原子得到电子使化合价降低，发生还原反应。
2、在共价化合物的形式过程中，公用电子对偏向哪一方，该元素的化合价降低，发生还原反应，共用电子对偏离哪一方，该元素化合价升高，发生氧化反应。
3、元素化合价的升降既与氧化还原反应有着密切的关系，又与元素原子之间的电子转移有着密切的关系。
五、氧化还原反应的基本规律㈠守恒律：化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总数相等，反应前后电离总数相等（离子反应）㈡价态律：元素处于最好价态，只有氧化性；元素处于最低价态，只有还原性。
㈢强弱律：强氧化性的氧化剂跟强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。
㈣转化律：以元素相邻价态之间的转化最容易；同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近不交叉(有可能生成同一价态的物质)；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。
㈤难易律：越易失电子的物质，失去后就越难得电子；越易得电子的物质，得到后就越难失去电子。
㈥跳位律在特殊情况下，氧化剂遇到强还原剂时，或还原剂遇到强氧化剂时，元素的价态变化不是临位变化而是跳位变化的。
高中氧化还原反应方程式大全
1，氧化性:F2 + H2 === 2HFF2 +Xe(过量）===XeF22F2（过量)+Xe===XeF4nF2 +2M===2MFn （表示大部分金属) 2F2 +2H2O===4HF+O22F2 +2NaOH===2NaF+OF2 +H2OF2 +2NaCl===2NaF+Cl2F2 +2NaBr===2NaF+Br2F2+2NaI ===2NaF+I2F2 +Cl2 (等体积）===2ClF3F2 (过量）+Cl2===2ClF37F2(过量）+I2 ===2IF7Cl2 +H2 ===2HCl3Cl2 +2P===2PCl3Cl2 +PCl3 ===PCl5Cl2 +2Na===2NaCl3Cl2 +2Fe===2FeCl3Cl2 +2FeCl2 ===2FeCl3Cl2+Cu===CuCl22Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2Cl2 +2NaI ===2NaCl+I25Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HClCl2 +Na2S===2NaCl+SCl2 +H2S===2HCl+SCl2+SO2 +2H2O===H2SO4 +2HClCl2 +H2O2 ===2HCl+O22O2 +3Fe===Fe3O4O2+K===KO2S+H2===H2S2S+C===CS2S+Fe===FeSS+2Cu===Cu2S3S+2Al===Al2S3S+Zn===ZnSN2+3H2===2NH3N2+3Mg===Mg3N2N2+3Ca===Ca3N2N2+3Ba===Ba3N2N2+6Na===2Na3NN2+6K===2K3NN2+6Rb===2Rb3NP2+6H2===4PH3P+3Na===Na3P2P+3Zn===Zn3P22．还原性S+O2===SO2S+O2===SO2S+6HNO3（浓）===H2SO4+6NO2+2H2O 3S+4 HNO3（稀）===3SO2+4NO+2H2ON2+O2===2NO4P+5O2===P4O10(常写成P2O5)2P+3X2===2PX3 （X表示F2，Cl2，Br2）PX3+X2===PX5P4+20HNO3（浓）===4H3PO4+20NO2+4H2O C+2F2===CF4C+2Cl2===CCl42C+O2（少量）===2COC+O2(足量)===CO2C+CO2===2COC+H2O===CO+H2（生成水煤气)2C+SiO2===Si+2CO（制得粗硅)Si(粗）+2Cl===SiCl4(SiCl4+2H2===Si(纯)+4HCl）Si(粉)+O2===SiO2Si+C===SiC(金刚砂）Si+2NaOH+H2O===Na2SiO3+2H23，（碱中）歧化Cl2+H2O===HCl+HClO(加酸抑制歧化,加碱或光照促进歧化)Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O2Cl2+2Ca（OH）2===CaCl2+Ca(ClO）2+2H2O 3Cl2+6KOH（热，浓)===5KCl+KClO3+3H2O 3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O4P+3KOH（浓）+3H2O===PH3+3KH2PO211P+15CuSO4+24H2O===5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4 3C+CaO===CaC2+CO3C+SiO2===SiC+2CO二,金属单质(Na，Mg，Al，Fe）的还原性2Na+H2===2NaH4Na+O2===2Na2O2Na2O+O2===2Na2O22Na+O2===Na2O22Na+S===Na2S（爆炸）2Na+2H2O===2NaOH+H22Na+2NH3===2NaNH2+H24Na+TiCl4（熔融）===4NaCl+TiMg+Cl2===MgCl2Mg+Br2===MgBr22Mg+O2===2MgOMg+S===MgSMg+2H2O===Mg(OH）2+H22Mg+TiCl4（熔融）===Ti+2MgCl2Mg+2RbCl===MgCl2+2Rb2Mg+CO2===2MgO+C2Mg+SiO2===2MgO+SiMg+H2S===MgS+H2Mg+H2SO4===MgSO4+H22Al+3Cl2===2AlCl34Al+3O2===2Al2O3（钝化）4Al(Hg）+3O2+2xH2O===2(Al2O3。
高中化学知识点大全：氧化还原反应
高中化学知识点大全：氧化还原反应七、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：（1）氧化还原反应定义：有电子发生转移的化学反应。
（2）实质：电子发生转移物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应；物质所含元素化合价降低的反应是还原反应。
（3）判断依据：元素化合价发生变化（4）氧化还原反应中概念及其相互关系如下：还原剂（有还原性）——失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——氧化产物。
记做：升失氧氧化剂（有氧化性）——得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——还原产物。
记做：降得还（5）氧化还原反应中电子转移的表示方法：双线桥法表示电子转移的方向和数目注意：a.“e-”表示电子。
b.双线桥法表示时箭头从反应物指向生成物，箭头起止为同一种元素，应标出“得”与“失”及得失电子的总数。
c．失去电子的反应物是还原剂，得到电子的反应物是氧化剂d．失去电子的物质被氧化，被氧化得到的产物是氧化产物，具有氧化性。
e．得到电子的物质被还原，被还原得到的产物是还原产物，具有还原性。
单线桥法表示电子转移的方向和数目2e-2Na+Cl2=点燃=== 2NaCl注意：a.“e-”表示电子。
b.用一条带箭头的曲线从失去电子的元素指向得到电子的元素，并在“桥”上标出转移的电子数。
（2）氧化性、还原性强弱的判断氧化性反映的是得电子能力的强弱；还原性反映的是失电子能力的强弱。
１）通过氧化还原反应比较：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2）从元素化合价考虑：3+、H2SO4、KMnO4 等；最高价态——只有氧化性，如 Fe2+、S、Cl2 等；中间价态——既具有氧化性又有还原性，如 Fe2-等。
最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl-、S3）根据其活泼性判断：①根据金属活泼性：②根据非金属活泼性:4）根据元素周期律进行比较：一般地,氧化性:上>下,右>左;还原性:下>上,左>右.5）根据反应条件进行判断：不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。
高中化学必修一(3)氧化还原反应
三氧化还原反应一、五对概念在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。
它们的名称和相互关系是：氧化还原反应的实质：电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂；得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂；二、物质氧化性或还原性强弱的比较:氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。
1.‘两表’一规律‘（1）根据金属活动性顺序表判断:一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。
（2）根据元素周期表来判断①同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强，单质的氧化性逐渐增强②同主族从上到下元素的金属逐渐增强，单质的还原性逐渐增强（3）根据元素周期律来判断①非金属对应的最高价水化物的酸性越强，对应单质的氧化性越强如酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H2SiO3单质氧化性：Cl2＞S＞P＞C＞Si②金属对应的最高价氧化物水化物的碱性越强，对应单质的还原性越强如碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3单质还原性：Na＞Mg＞Al2.根据非金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。
3.根据氧化还原反应发生的规律来判断:氧化还原反应可用如下式子表示：规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。
高中化学氧化还原反应
高中化学氧化还原反应氧化还原反应是化学中常见的重要反应类型之一，也是我们在高中化学学习中的重点内容。
本文将从氧化还原反应的基本概念、反应的分类以及实际应用等方面展开论述。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指在化学反应中，物质的电子转移导致其氧化态和还原态发生变化的过程。
氧化是指物质丧失电子，氧化态数值增加；还原是指物质获得电子，氧化态数值减少。
在氧化还原反应中，被氧化的物质称为还原剂，起到给予电子的作用；而被还原的物质称为氧化剂，起到接收电子的作用。
二、氧化还原反应的分类1. 电子转移反应：在反应中，物质的电子发生转移，产生氧化和还原两个反应。
例如：2Na + Cl2 -> 2NaCl在这个反应中，氯原子从0氧化态到-1氧化态，被还原，同时钠原子从0氧化态到+1氧化态，被氧化。
2. 氧化还原反应的应用氧化还原反应在生产和实际应用中具有广泛的用途，下面以几个具体例子进行说明。
（1）电池中的氧化还原反应电池工作的基本原理就是氧化还原反应。
例如，常见的锌锰电池中，锌被氧化为离子态、释放电子，对应的反应为：Zn -> Zn2+ + 2e-而同样的反应中，二价锰离子被电子还原为更低价的一价锰离子：Mn2+ + 2e- -> Mn+这个反应过程产生的电子在电路中流动，从而实现了电能的转化。
（2）金属的腐蚀现象金属材料在空气中长期暴露会发生氧化还原反应，导致金属腐蚀。
例如，铁在潮湿的环境中会和氧气反应生成氧化铁（锈），反应方程式为：4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3这种反应对于金属制品的保护和防腐具有重要意义。
三、氧化还原反应的例子1. 锌和硫酸铜的反应Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu在这个反应中，锌离子还原为锌原子，硫酸铜被氧化为硫酸根离子。
这个反应在实验室中常用于制备金属铜。
2. 高锰酸钾的还原KMnO4 + 3H2SO4 -> K2SO4 + MnSO4 + 3H2O + [O]在此反应中，高锰酸钾（KMnO4）是氧化剂，会释放出氧气；硫酸（H2SO4）参与反应但不发生氧化还原。
高中化学第三节 氧化还原反应优秀课件
（3）CO2 + Na2O == Na2CO3
化合反响 分解反响 化合反响
（4）Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu
置换反响
（5） Cl2 + 2KOH == KCl + KClO + H2 O （6）2NaHCO3 ==△= Na2CO3 + CO2↑+ H2O
（7）CaCl2 + Na2CO3 == CaCO3↓+ 2NaCl
分解反响 复分解反响
（8） H2SO4 + BaCl2 == BaSO4 ↓+ 2HCl
复分解反响
（9） Cu + 2AgNO3 == Cu（NO3）2 + 2Ag 置换反响
是 是 不是 是 是 不是 不是 不是 是
二、氧化复原反响与四种根本类型反响的关系 有单质参加的化合反响是氧化复原反响 有单质生成的分解反响是氧化复原反响。 置换反响都是氧化复原反响 复分解反响都不是氧化复原反响
电子对偏向，化合价降低，被复原 得电子，化合价降低，被复原
氧化反响：物质失去电子(或电子对偏离)的反响。 复原反响：物质得到电子(或电子对偏向)的反响
③、有电子转移〔得失或偏移〕的反响是氧化复原反响
电子的转移〔得失或偏移〕是化合价变化的实质，也是氧化 复原反响发生的实质。
从电子转移角度分析生成MgCl2反响
化学反响:
按反响前后种 类、类别分类
化合反响A+B=AB 分解反响AB=A+B 置换反响A+BC=AC+B 复分解反响AB+CD=AD+CB
按得氧、 失氧分类
氧化反响 复原反响
苹果的腐烂
高中化学知识——氧化还原反应
高中化学知识——氧化还原反应1.氧化还原反应（1）定义：凡是有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应，没有电子转移的反应就是非氧化还原反应。
（2）实质：有电子转移(得失或偏移)。
（3）特征：反应前后元素的化合价有变化。
在氧化还原反应中，电子转移（得失或偏移）和化合价升降的关系如图所示，由于氧化还原反应与元素化合价的升降有密切相关，元素化合价的升降又是由元素原子得失电子（或共用电子对偏移）所决定的。
凡是有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。
判断的依据就是寻找整个反应过程是否有元素化合价在反应前后发生变化。
（4）氧化还原反应与化合价的关系：最高价只有氧化性，如Fe3+、HNO3分子中+5价的氮元素；最低价只有还原性，如Fe、S2-等；中间价既有氧化性又有还原性。
（5）氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：2.氧化剂和还原剂（1）氧化剂和还原剂:得到电子(所含某元素化合价降低)的反应物是氧化剂；失去电子（所含某元素化合价升高）的反应物是还原剂。
①常常见的氧化剂:活波的非金属单质：O2、Cl2、Br2等；含高价金属阳离子的化合物CuCl2等；含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。
②常见的还原剂：活波或较活波的金属：K、Cu、Na、Al、Mg、Zn等；较低价金属阳离子的化合物：FeCl2等；某些非金属单质：C、H2等；含有较低化合价元素的化合物：HCl、H2S、KI等。
③在含有可变化合价元素的化合物中，具有中间价态的物质既可以做氧化剂，又可以做还原剂，如Cl2、S、SO2、H2SO3等。
（2）氧化产物和还原产物：氧化产物是发生氧化反应的物质的生成物；还原产物是发生还原反应的物质的生成物。
（3）氧化反应和还原反应：失去电子（或元素化合价升高）的反应是氧化反应；得到电子（或元素化合价降低）的反应是还原反应。
（4）氧化性和还原性：物质得到电子的能力或性质是氧化性；物质失去电子的能力或性质是还原性。
高中化学知识点总结氧化还原反应
高中化学知识点总结氧化还原反应高中化学知识点总结——氧化还原反应氧化还原反应是化学反应中最重要的一类反应，也是高中化学中的重要知识点之一。
本文将对氧化还原反应进行总结，包括氧化还原反应的定义、氧化还原反应的特征、氧化还原反应的基本理论和氧化还原反应的应用。
一、氧化还原反应的定义氧化还原反应又称为电子转移反应，是指化学反应过程中原子、离子或分子之间电子的转移。
在氧化还原反应中，有一种物质失去或获得电子，称为氧化剂和还原剂。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
氧化还原反应可以用化学方程式来表示，其中氧化剂和还原剂以及其产品都要写出来，并标记出在反应中的电子转移过程。
二、氧化还原反应的特征1. 电子转移：氧化还原反应中，发生反应的物质之间发生电子的转移，其中一种物质被氧化失去电子，另一种物质被还原获得电子。
2. 氧化剂和还原剂：在氧化还原反应中，发生氧化反应的物质被称为还原剂，因为它使其他物质还原；发生还原反应的物质被称为氧化剂，因为它使其他物质氧化。
3. 氧化数变化：在氧化还原反应中，物质的氧化数会发生变化。
氧化数是指一个原子在化合物中的电荷数，是衡量氧化程度的指标。
在氧化反应中，氧化剂会使物质的氧化数增加，而还原剂会使物质的氧化数减少。
三、氧化还原反应的基本理论1. 氧化反应和还原反应：氧化还原反应可以分为氧化反应和还原反应。
氧化反应是指物质失去电子的过程，还原反应是指物质获得电子的过程。
2. 氧化还原反应的电子守恒定律：在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂之间的电子转移必须是电子的守恒，即总得失电子数等于总得到电子数。
3. 氧化还原反应的质子守恒定律：在氧化还原反应中，质子也必须守恒，即总失去质子数等于总得到质子数。
四、氧化还原反应的应用氧化还原反应在生活中和工业生产中有着广泛的应用，下面列举几个常见的应用场景：1. 腐蚀：金属遭受氧化反应与环境中的氧气发生作用，形成氧化物，导致金属腐蚀。
2. 防锈处理：利用还原剂将金属表面的氧化物还原为金属，形成保护层，起到防止金属进一步氧化的作用，从而防止锈蚀。
高中化学氧化还原反应
氧化还原反应1、准确理解氧化还原反应的概念1.1氧化还原反应各概念之间的关系（1）反应类型：氧化反应：物质所含元素化合价升高的反应。
例题1：下列变化过程属于还原反应的是(D)A.HCl→MgCl2B.Na→Na+C.CO→CO2D.Fe3+→Fe 例题2：下列化学反应不属于氧化还原反应的是（C）A、3Cl2+6KOH=5KCl+KClO3+3H2OB、2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2OC、SnCl4+2H2O=SnO2+4HClD、3CCl4+2K2Cr2O7=2CrO2Cl2+3COCl2+2KCl1.2常见的氧化剂与还原剂(1)物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。
FeCl3(3)重要的还原剂①金属单质，如Na，K，Zn，Fe等。
②某些非金属单质，如H2，C，Si等。
③元素处于低化合价时的氧化物，如CO，SO2等。
④元素处于低化合价时的酸，如HCl（浓），HBr，HI，H2S等。
⑤元素处于低化合价时的盐，如Na2SO3，FeSO4等。
1.3电子转移的表示方法电子转移的表示方法有双线桥法和单线桥法b.如：2、氧化还原反应的基本规律2.1氧化还原反应的反应规律2.1.1价态规律同种元素，处于最高价态时只具有氧化性。
处于最低价态时只具有还原性。
处于中间价态时既有氧化性又有还原性。
例题：下列微粒不具有还原性的是（）2.1.4守恒规律在任何氧化还原反应中：化合价升高总数=化合价降低总数，还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数。
并且反应前后电荷数相等。
例题1：已知3个SO32-恰好将2个ClO4-还原，而SO32-被氧化为SO42-，则X元素在还原产物中的化合价是（）A．+1 B．+2 C．+3 D．+42.2氧化性与还原性的强弱判断规律（自己总结）（1）根据氧化还原反应方程式的判断氧化性：氧化剂＞氧化产物3、氧化还原概念及规律的应用3.1氧化还原反应方程式的配平3.1.1三个原则得失电子守恒原则，原子守恒原则，电荷守恒原则3.1.2一般方法化合价升降法联合最小公倍数法3.1.3配平技巧3.1.3.1正向配平法先从氧化剂和还原剂开始配平。
高中化学中的氧化还原反应
高中化学中的氧化还原反应在高中化学中，氧化还原反应（简称氧化反应和还原反应）是一类重要的化学反应。
它涉及物质的氧化态和还原态之间的电子转移。
本文将就氧化还原反应的基本概念、反应类型和应用进行论述。
1. 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指在化学反应中，物质的氧化态和还原态之间发生电子转移的过程。
其中，被氧化的物质失去电子而增加了氧化态，被还原的物质获得电子而减少了氧化态。
这个过程必须同时发生，因为电子不能被独立地释放或吸收。
2. 氧化还原反应的反应类型氧化还原反应可分为单个氧化还原反应和氧化还原反应组成的复合反应。
2.1 单个氧化还原反应单个氧化还原反应是指只发生一次电子转移的反应。
其中，还原剂是被氧化的物质，它将电子转移给氧化剂，从而自身被氧化。
氧化剂是被还原的物质，它从还原剂那里接收电子，从而自身被还原。
例如，2Na + Cl2 → 2NaCl是氯化钠的形成过程，钠被氧化为Na+，氯被还原为Cl-。
2.2 复合氧化还原反应复合氧化还原反应是指由多个单个氧化还原反应组成的反应。
在复合反应中，氧化剂和还原剂可以是元素、离子或化合物。
例如，4N H3 + 5O2 → 4NO + 6H2O是铵水的氧化过程，氨被氧化为氮气，氧气被还原为水。
3. 氧化还原反应的应用氧化还原反应在生活和工业中具有广泛的应用。
3.1 腐蚀和金属防护金属的腐蚀是氧化还原反应的一种常见应用。
例如，铁的腐蚀是由于氧气和水导致的电子转移过程。
为了保护金属，常常采取镀层、防锈漆等措施。
3.2 电池和电解池电池和电解池是基于氧化还原反应原理工作的重要装置。
电池将化学能转化为电能，而电解池则将电能转化为化学能。
3.3 化学分析和定量分析在化学分析和定量分析中，氧化还原反应被广泛应用于物质浓度测定、滴定等实验中。
通过反应的终点或指示剂的变化，可以确定物质的含量。
4. 总结高中化学中的氧化还原反应是一类重要的化学反应。
它涉及物质的氧化态和还原态之间的电子转移，可分为单个氧化还原反应和复合氧化还原反应。
高中常用氧化还原反应方程式
高中常用氧化还原反应方程式
在学习高中化学过程中，会接触到很多化学方程式，氧化还原反应也是高中重点考察的知识点。
下面小编整理了高中常用的氧化还原反应方程式，供大家参考！
1氧化还原反应方程式一．物质与氧气的反应：
（一）单质与氧气的反应：
1.镁在空气中燃烧：2Mg+O2点燃2MgO
2.铁在氧气中燃烧：3Fe+2O2点燃Fe3O4
3.铜在空气中受热：2Cu+O2加热2CuO
4.铝在空气中燃烧：4Al+3O2点燃2Al2O3
5.氢气中空气中燃烧：2H2+O2点燃2H2O
6.红磷在空气中燃烧：4P+5O2点燃2P2O5
7.硫粉在空气中燃烧：S+O2点燃SO2
8.碳在氧气中充分燃烧：C+O2点燃CO2
9.碳在氧气中不充分燃烧：2C+O2点燃2CO
（二）化合物与氧气的反应：
10.一氧化碳在氧气中燃烧：2CO+O2点燃2CO2
11.甲烷在空气中燃烧：CH4+2O2点燃CO2+2H2O
12.酒精在空气中燃烧：C2H5OH+3O2点燃2CO2+3H2O
二．几个分解反应：
13.水在直流电的作用下分2H2O通电2H2↑+O2↑
14.加热碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3加热2CuO+H2O+CO2↑。
化学人教版高中必修1高一化学《氧化还原反应》课件-PPT
2、氧化产物：还原剂失电子被氧化对应生成物 还原产物：氧化剂得电子被还原对应生成物 氧化剂（有氧化性）--→还原产物 还原剂（有还原性）--→氧化产物
一、常见的氧化剂和还原剂
1．常见氧化剂
(1)部分非金属单质：如 、Cl2 等O。2
CaCO3 高温 CaO+CO2
(否)
2KClMO△n3O2 2KCl+3O2
(是)
CaO+H2O Ca(OH) 2
(否)
C+O2 点燃 CO2
(是)
CuO+H△2
Cu+H2O
(是)
3C+Fe2O3 高温 2Fe+3CO2
(是)
HCl+NaOH NaCl+H2O
(否)
2HCl+CaCO3 CaCl2+H2O+CO2(否)
(2)含有高价态元素的化合物：如
HNO3、 KMnO、4 FeC等l3。
H2、SO4
2．常见还原剂 (1)活泼的金属单质，如 (2)某些非金属单质，如
Al Zn Fe
、H2 、C 等。 、 C等O。 SO2
(3)某些非金属氧化物，如 、 等。
要点一 氧化性、还原性强弱的判断
1．根据氧化还原反应方程式进行判断 在同一反应中 氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还 原产物； 如：Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑ 氧化性：H2SO4>FeSO4，还原性：Fe>H2
四 “双线桥”法
Mg + Cl2 ＝ MgCl2
步骤：
1.标出变价元素的化合价
高中化学氧化还原反应知识点
高中化学氧化还原反应知识点氧化还原反应是化学反应中最重要也是最基本的一种反应，它在生活中的应用十分广泛，也是高中化学课本中必学的重要知识点。
氧化还原反应的定义氧化还原反应是指，某些物质由于其中的参与者之间的电子转移，以化合物的形式互相转化，使物质的元素既被氧化，又被还原的反应。
氧化还原反应是指化合物中的任意一个原子或分子中的电子被另一个参与者所摄取，从而发生氧化还原反应。
氧化还原反应的原理氧化还原反应是通过电子转移而发生的化学反应，一般都在有氧环境中进行。
当某种物质参与氧化还原反应时，例如铁粉，它会由于其中的原子或分子中的电子被另一个参与者摄取而发生变化，其中的碳原子变成碳酸化物，羧酸变成碳酸。
而当某种物质参与氧化还原反应时，同样的，它会由于其中的原子或分子中的电子被另一个参与者摄取，由于电子转移所形成的自由基进而使得原子同时去氧化和还原。
氧化还原反应的分类氧化还原反应可以分为在碱性溶液中发生的氧化还原反应、在酸性溶液中发生的氧化还原反应和在中性溶液中发生的氧化还原反应。
●碱性溶液中发生的氧化还原反应：这种反应中，碱性离子被氧化，而还原物质则被还原。
●酸性溶液中发生的氧化还原反应：酸性物质在酸性溶液中发生氧化还原反应，而碱性物质在此溶液中是被还原的。
●中性溶液中发生的氧化还原反应：中性溶液中可以发生多种氧化还原反应，但最常见的是铜（Cu）发生氧化还原反应：Cu（s）+2H （OH）（aq）→Cu（OH）2（s）+H2（aq）。
氧化还原反应的实践实践是检验知识的重要方式，所以在学习完氧化还原反应的基本理论之后，我们可以采用一些简单的实验来更好地理解这种反应。
1.红色石蕊染缸的实验：将红色石蕊放入盛放氢氧化钠溶液的容器中，即可使石蕊染上不同的颜色，根据不同的染缸的颜色来判断溶液的浓度，从而得出氧化还原反应的结果。
2.氧化钠缩实验：将一定量的氢氧化钠溶液倒入盛放难氏溶液的烧瓶中，当原氢氧化钠溶液开始缩后，就可以得出氧化还原反应的结果。
高中化学氧化还原反应规律
高中化学氧化还原反应规律氧化还原反应是化学中非常重要的一种反应类型，也是高中化学教学中的重点内容之一。
了解氧化还原反应的规律对于深入理解化学反应机制和应用具有重要意义。
本文将介绍高中化学氧化还原反应的基本规律和相关概念。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应指的是物质在化学反应过程中失去或获得电子的过程。
其中，氧化指的是物质失去电子，还原指的是物质获得电子。
在氧化还原反应中，通常会伴随着电荷的转移和氧化态的变化。
二、氧化和还原的概念在氧化还原反应中，一个物质失去电子，被认为发生了氧化。
而另一个物质获得电子，被认为发生了还原。
一个物质在反应中既可以是氧化剂，又可以是还原剂。
氧化剂是指能够氧化其他物质并自身还原的物质，而还原剂则是指能够还原其他物质并自身氧化的物质。
三、氧化还原反应的基本规律氧化还原反应遵循一些基本规律，包括以下几点：1. 电荷守恒定律：在氧化还原反应中，电荷守恒定律成立。
即反应前后的总电荷数目保持不变。
2. 氧化态的变化：在氧化还原反应中，物质的氧化态会发生变化。
一般来说，被氧化的物质的氧化态增加，被还原的物质的氧化态减少。
3. 氧化剂和还原剂的存在：在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂是不可缺少的。
氧化剂能够从其他物质中接受电子，自身被还原，而还原剂则能够将电子转移给其他物质，自身被氧化。
4. 氧化还原电位：氧化还原反应的方向和程度可以通过氧化还原电位来判断。
氧化还原电位是指在标准状态下，一个物质在其氧化态和还原态之间接受或者给出电子的趋势。
根据氧化还原电位的高低，可以判断受测物质是偏向于氧化还是还原。
四、氧化还原反应的应用氧化还原反应在生活和工业中有着广泛的应用。
一些典型的应用包括：1. 腐蚀的防止：氧化还原反应可以发生在金属表面，产生氧化物，形成防腐层，防止金属的进一步腐蚀。
2. 燃烧过程：燃烧是一种氧化还原反应，燃料物质失去电子氧化，而氧气则接受电子还原。
燃烧反应是人类获取能量的重要途径之一。
高中氧化还原反应方程式有哪些
高中氧化还原反应方程式有哪些
有很多的同学是非常想知道，高中氧化还原方程式有哪些，小编整理了相关信息，希望会对大家有所帮助！
1氧化还原反应方程式一．物质与氧气的反应：
（一）单质与氧气的反应：
1.镁在空气中燃烧：2Mg+O2点燃2MgO
2.铁在氧气中燃烧：3Fe+2O2点燃Fe3O4
3.铜在空气中受热：2Cu+O2加热2CuO
4.铝在空气中燃烧：4Al+3O2点燃2Al2O3
5.氢气中空气中燃烧：2H2+O2点燃2H2O
6.红磷在空气中燃烧：4P+5O2点燃2P2O5
7.硫粉在空气中燃烧：S+O2点燃SO2
8.碳在氧气中充分燃烧：C+O2点燃CO2
9.碳在氧气中不充分燃烧：2C+O2点燃2CO
（二）化合物与氧气的反应：
10.一氧化碳在氧气中燃烧：2CO+O2点燃2CO2
11.甲烷在空气中燃烧：CH4+2O2点燃CO2+2H2O
12.酒精在空气中燃烧：C2H5OH+3O2点燃2CO2+3H2O
二．几个分解反应：
13.水在直流电的作用下分2H2O通电2H2↑+O2↑
14.加热碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3加热2CuO+H2O+CO2↑
15.加热氯酸钾（有少量的二氧化锰）：2KClO3MnO22KCl+3O2↑。
高中化学人教版必修一课件：2.3氧化还原反应 (共36张PPT)
四、几种特殊的氧化还原反应
（一）部分氧化还原反应
2KMnO4 + 16HCl == 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
（二）歧化反应
Cl2 + H2O = HCl + HClO
（三）归中反应：
H2SO4(浓) + H2S = SO2↑+ S↓+ 2H2O
目录
（一） 部分氧化还原反应 在氧化还原反应中，如果还原剂只有部分被
__2_:_1 __
（三）归中反应 不同价态的同一元素化合价可升高或降低至某
一中间价态。 同种元素不同价态之间发生氧化还原 反应遵循以下归中规律：
高价＋低价→相同中间价（注“可靠拢、不交叉”）
例题 2H2S+SO2=3S+2H2O
氧化产物与还原产物的物质的量之比：__2_:1___
练习：C + CO2 = 2CO n（氧化产物）：n（还原产物）=__1_:_1____
2、氧化还原的实质是（ ） Ａ、有氧化剂和还原剂 Ｂ、有氧原子得失的反应 Ｃ、有元素化合价升降的反应 Ｄ、有电子得失的反应
3、下列说法下说法正确的是（
）
Ａ、氧化剂本身被子还原，生成氧化产物
Ｂ、氧化剂是在反应中得到电子（或电子对偏向）的物质
得电子，化合价降低，被还原
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
(氧化性) （还原性 ）
失电子，化合价升高，被氧化
2、口诀： “失, 升, 氧 ， 得, 降, 还, 若 是 剂, 两 相 反 ”
3、Βιβλιοθήκη 氧化剂被还原还原产物
反 （氧化性） 得电子(化合价降低)
高中氧化还原反应
高中氧化还原反应1. 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是化学反应中常见的一种类型，也是高中化学课程中的重要内容之一。
在氧化还原反应中，物质会发生电子的转移，其中一个物质失去电子被氧化，另一个物质获得电子被还原。
在氧化还原反应中，通常会涉及到两个重要的概念：氧化剂和还原剂。
氧化剂是指能够接受电子并导致其他物质发生氧化的物质，而还原剂则是指能够提供电子并导致其他物质发生还原的物质。
2. 氧化还原反应的特征氧化还原反应具有以下几个特征：•电子转移：在氧化还原反应中，电子会从一个物质转移到另一个物质上。
•氧化和还原同时进行：在一次完整的氧化还原反应中，既有物质被氧化，也有物质被还原。
•反应方程式中出现电子：在写出氧化还原反应方程式时，需要明确标记出参与反应的离子或分子中的电子。
3. 氧化还原反应的常见类型氧化还原反应可以分为以下几种常见类型：3.1 单质氧化反应单质氧化反应是指一种物质与氧气发生反应，生成含有更多氧的产物。
例如，铁与氧气发生反应生成铁(III)氧化物：2Fe + 3O2 → 2Fe2O33.2 单质还原反应单质还原反应是指一种物质失去氧或其他元素，生成含有较少氧或其他元素的产物。
例如，二氧化碳与碳发生反应生成一氧化碳：CO2 + C → 2CO3.3 非金属元素与金属离子的还原反应非金属元素与金属离子的还原反应是指非金属元素接受金属离子的电子，使其被还原为相对较低价态。
例如，硫与铜离子发生反应生成硫化铜：Cu2+ + S → CuS3.4 半电池方程式和电位差半电池方程式是用来描述单个半反应（即只涉及一个物质被氧化或还原的反应）的方程式。
每个半电池方程式都包含一个氧化反应和一个还原反应。
在半电池方程式中，还原剂出现在左侧，氧化剂出现在右侧。
通过将两个半电池方程式相加，可以得到完整的氧化还原反应方程式。
电位差是指氧化还原反应中电子的转移导致的能量变化。
在标准条件下，电位差可以用来预测一个物质是否能够作为氧化剂或还原剂参与反应。
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高中氧化还原反应概念
高中氧化还原反应是指：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。
氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。
特征是元素化合价发生变化。
本质是反应过程有电子得失或发生偏移。
氧化与还原；氧化：失去电子，化合价升高。
还原：得到电子，化合价降低。
氧化还原反应是在反应前后元素的化合价具有相应的升降变化的化学反应。
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。
这种反应可以理解成由两个半反应构成，即氧化反应和还原反应。
此类反应都遵守电荷守恒。
在氧化还原反应里，氧化与还原必然以等量同时进行。
两者可以比喻为阴阳之间相互依靠、转化、消长且互相对立的关系。
有机化学中也存在氧化还原反应。
有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。
反应的本质是电子有转移，其特征为化合价的升降。
化合价升高，即失电子的半反应是氧化反应；化合价降低，得电子的反应是还原反应。
化合价升高的物质还原对方，自身被氧化，因此叫还原剂，其产物叫氧化产物。
氧化还原反应在工农业生产方面的运用
我们所需要的各种各样的金属，都是通过氧化还原反应从矿石中提炼而得到的。
如制造活泼的有色金属要用电解或置换的方法；制造黑色金属和别的有色金属都是在高温条件下用还原的方法、制备贵重金属常用湿法还原等。
许多重要化工产品的制造，如合成氨、合成盐酸、接触法制硫酸、氨氧化法制硝酸、食盐水电解制烧碱等等，主要反应也是氧化还原反应。
石油化工里的催化去氢、催化加氢、链烃氧化制羧酸、环氧树脂的合成等也都是氧化还原反应。