高一化學(xué)必修一氧化還原反應(yīng)知識點
在化學(xué)方程式中標出組成元素的化合價，只要有一種元素的化合價發(fā)生了變化，即說明該反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。今天小編在這給大家整理了高一化學(xué)必修一氧化還原反應(yīng)知識點，接下來隨著小編一起來看看吧!
高一化學(xué)必修一氧化還原反應(yīng)知識點(一)
氧化還原反應(yīng)
(1)氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)：有電子轉(zhuǎn)移(包括電子的得失或偏移)。
(2)氧化還原反應(yīng)的特征：有元素化合價升降。
(3)判斷氧化還原反應(yīng)的依據(jù)：凡是有元素化合價升降或有電子的轉(zhuǎn)移的化學(xué)反應(yīng)都屬于氧化還原反應(yīng)。
(4)氧化還原反應(yīng)相關(guān)概念：
還原劑(具有還原性)：失(失電子)→升(化合價升高)→氧(被氧化或發(fā)生氧化反應(yīng))→生成氧化產(chǎn)物。
氧化劑(具有氧化性)：得(得電子)→降(化合價降低)→還(被還原或發(fā)生還原反應(yīng))→生成還原產(chǎn)物。
【注】一定要熟記以上內(nèi)容，以便能正確判斷出一個氧化還原反應(yīng)中的氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物;氧化劑、還原劑在反應(yīng)物中找;氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物在生成物中找。
氧化性還原性的強弱規(guī)律
同一周期從左到右，電子層數(shù)相同，原子核電荷數(shù)逐漸增加，原子核對最外層電子引力逐漸增強，原子半徑逐漸減小。得電子能力逐漸增強，元素的非金屬性逐漸增強，對應(yīng)單質(zhì)的氧化性逐漸增強;失電子能力逐漸減弱，元素的金屬性逐漸減弱，對應(yīng)單質(zhì)的還原性逐漸減弱。
同一主族從上到下，最外層電子數(shù)相同，原子層數(shù)逐漸增加，原子核對最外層電子引力逐漸減弱，原子半徑逐漸增大。得電子能力逐漸減弱，元素的非金屬性逐漸減弱，對應(yīng)單質(zhì)的氧化性逐漸減弱;失電子能力逐漸增強，元素的金屬性逐漸增強，對應(yīng)單質(zhì)的還原性逐漸增強。
2.氧化性還原性與金屬活動性的關(guān)系
金屬活動性越強，對應(yīng)單質(zhì)的還原性越強，對應(yīng)離子的氧化性越弱。
3.氧化還原反應(yīng)規(guī)律
在一個反應(yīng)中：
氧化劑的氧化性大于氧化產(chǎn)物的氧化性。
還原劑的還原性大于還原產(chǎn)物的還原性。
若含有多種氧化劑(還原劑)，氧化性(還原性)強的物質(zhì)優(yōu)先參與反應(yīng)。
高一化學(xué)必修一氧化還原反應(yīng)知識點(二)
氧化還原反應(yīng)的七個重要知識點
氧化還原反應(yīng)基本概念的相互聯(lián)系
要點一、氧化還原反應(yīng)
1.定義：在反應(yīng)過程中有元素的化合價升降的化學(xué)反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。
2.實質(zhì)：反應(yīng)過程中有電子的得失或共用電子對的偏移。
3.特征：化合價有升降。
4.四種基本類型的反應(yīng)
5.氧化還原反應(yīng)與四種基本類型反應(yīng)的關(guān)系
要點詮釋：
①置換反應(yīng)全部屬于氧化還原反應(yīng)。
②復(fù)分解反應(yīng)全部屬于非氧化還原反應(yīng)。
③有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)全部是氧化還原反應(yīng)。
④有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)全部是氧化還原反應(yīng)。
⑤有單質(zhì)參與的化學(xué)反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)，如3O2=2O3。
6.氧化還原反應(yīng)概念的發(fā)展
要點二、有關(guān)氧化還原反應(yīng)的基本概念(四對)
1.氧化劑與還原劑
氧化劑：得到電子(或電子對偏向、化合價降低)的物質(zhì)。
還原劑：失去電子(或電子對偏離、化合價升高)的物質(zhì)。氧化劑具有氧化性，還原劑具有還原性。
2.氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)
氧化反應(yīng)：失去電子(化合價升高)的反應(yīng)。還原反應(yīng)：得到電子(化合價降低)的反應(yīng)。
3.氧化產(chǎn)物與還原產(chǎn)物
氧化產(chǎn)物：還原劑在反應(yīng)中失去電子后被氧化形成的生成物。還原產(chǎn)物：氧化劑在反應(yīng)中得到電子后被還原形成的生成物。
4.氧化性與還原性
氧化劑具有的得電子的性質(zhì)稱為氧化性;還原劑具有的失電子的性質(zhì)稱為還原性。
小結(jié)：氧化還原反應(yīng)中各概念之間的相互關(guān)系
口訣：升(化合價升高)失(失電子)氧(被氧化，發(fā)生氧化反應(yīng))還(做還原劑，本身具有還原性)，
降(化合價降低)得(得電子)還(被還原，發(fā)生還原反應(yīng))氧(做氧化劑，本身具有氧化性)。
要點詮釋：
(1)氧化劑具有氧化性，發(fā)生還原反應(yīng)，被還原成還原產(chǎn)物。
(2)還原劑具有還原性，發(fā)生氧化反應(yīng)，被氧化成氧化產(chǎn)物。
(3)凡是有電子轉(zhuǎn)移(包括電子得失或電子對轉(zhuǎn)移)，則必出現(xiàn)元素化合價的改變，有關(guān)聯(lián)系為：
化合價升高失去電子是還原劑被氧化
化合價降低得到電子是氧化劑被還原
要點三、氧化還原反應(yīng)電子轉(zhuǎn)移的表示方法
1.雙線橋法
(1)兩條橋線從反應(yīng)物指向生成物，且對準同種元素;
(2)要標明“得”“失”電子，且數(shù)目要相等;
(3)箭頭不代表電子轉(zhuǎn)移的方向。如：
一般在線橋上可不標明化合價的升降，
2.單線橋法
(1)一條橋線表示不同元素原子得失電子的情況;
(2)不需標明“得”“失”電子，只標明電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目;
(3)箭頭表示電子轉(zhuǎn)移的方向;
(4)單線橋箭頭從還原劑指向氧化劑。
要點四、常見的氧化劑和還原劑
1、常見的氧化劑
①活潑非金屬單質(zhì)：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3
②高價氧化物：MnO2
③高價態(tài)酸：HNO3、濃H2SO4
④高價態(tài)鹽：KNO3(H+)、KMnO4(酸性、中性、堿性)、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7(酸性)
⑤過氧化物：H2O2、Na2O2、
⑥其它：HClO、NaClO、漂白粉、NO2
⑦弱氧化劑：能電離出H+的物質(zhì)、銀氨溶液、新制的Cu(OH)2
2、常見的還原劑
①金屬單質(zhì)：IA、IIA、金屬活動性順序表靠前的金屬
②非金屬單質(zhì)：H2、C
③變價元素中元素低價態(tài)氧化物：SO2、CO
④變價元素中元素低價態(tài)的酸、陰離子:
H2S、S2-、HBr、Br-、HI、I-、濃HCl、Cl-、H2SO3、SO32-
⑤變價元素中元素低價態(tài)化合物: FeSO4、Fe(OH)2
要點五、氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律
1.性質(zhì)強弱的規(guī)律：
氧化劑+還原劑→ 還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物
氧化性強弱順序：氧化劑>氧化產(chǎn)物;
還原性強弱順序：還原劑>還原產(chǎn)物。
2.守恒規(guī)律
化合價有升必有降，電子有得必有失。對于一個完整的氧化還原反應(yīng)，化合價升高總數(shù)與降低總數(shù)相等，失電子總數(shù)(或共用電子對偏離)與得電子總數(shù)(或共用電子對偏向)相等。
應(yīng)用：可進行氧化還原反應(yīng)方程式配平和有關(guān)計算。
3.價態(tài)表現(xiàn)性質(zhì)的規(guī)律
元素處于最高價，只有氧化性;元素處于最低價，只有還原性;元素處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性，但主要呈現(xiàn)一種性質(zhì);物質(zhì)若含有多種元素，其性質(zhì)是這些元素性質(zhì)的綜合體現(xiàn)。簡單表述為“高價氧化低價還，中間價態(tài)兩頭轉(zhuǎn)”。如：H2SO4只具有氧化性;H2S只具有還原性;SO2既具有氧化性又具有還原性，但以還原性為主;H2O2既具有氧化性又具有還原性，但以氧化性為主。
應(yīng)用：判斷元素或物質(zhì)的氧化性、還原性。
4.反應(yīng)先后的一般規(guī)律
在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中還原性最強的還原劑作用;同理，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中氧化性最強的氧化劑作用。例如，F(xiàn)eBr2溶液中通入Cl2時，發(fā)生離子反應(yīng)的先后順序為: 2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-，2Br-+Cl2==Br2+2Cl-。
應(yīng)用：判斷物質(zhì)的穩(wěn)定性及其反應(yīng)順序。
說明：越易失電子的物質(zhì)，失后就越難得電子;越易得電子的物質(zhì)，得后就越難失電子。
要點六、氧化性、還原性的強弱判斷方法
說明：氧化性、還原性的強弱取決于得、失電子的難易程度，與得、失電子數(shù)目的多少無關(guān)。
如：Na-e-→Na+, Al-3e-→Al3+，但Na比Al活潑，失去電子的能力強，所以Na比Al的還原性強。
1.根據(jù)反應(yīng)方程式
氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物
氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物
還原性：還原劑>還原產(chǎn)物
2.根據(jù)金屬活動性順序表來判斷
3.根據(jù)反應(yīng)條件判斷
當(dāng)不同的氧化劑作用于同一還原劑時，若氧化產(chǎn)物價態(tài)相同，可根據(jù)反應(yīng)條件的不同來進行判斷。
如：H2+F2==2HF H2+I22HI
氧化性：F2>I2
比較物質(zhì)的氧化性和還原性還有其他方法，隨著學(xué)習(xí)的深入，我們會逐漸掌握它們，從而加深對氧化還原反應(yīng)的了解。
要點七、氧化還原反應(yīng)方程式的配平
1.配平的原則
(1)電子守恒：氧化還原反應(yīng)過程中，氧化劑得電子總數(shù)目等于還原劑失電子總數(shù)目，即：“電子得失數(shù)相等”“化合價升降數(shù)相等”。
(2)質(zhì)量守恒：反應(yīng)前后各元素的原子個數(shù)相等。
(3)電荷守恒：對于離子方程式，等式兩邊“電荷總數(shù)相等”。
2.配平的思路
一般分兩部分:第一部分是氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物之間的配平—化合價升降相等或電子得失數(shù)相等;第二部分是用觀察法配平其他物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)。
3.常見配平方法——化合價升降法(即電子得失法或氧化數(shù)法)
高一化學(xué)必修一氧化還原反應(yīng)知識點(三)、
1.有關(guān)氧化還原的判斷
①判斷氧化性和還原性
I. 元素處于最高價態(tài)時，只有氧化性;
II. 元素處于最低價態(tài)時，只有還原性;
特殊地，金屬的最低價態(tài)為0價，沒有負價，故金屬單質(zhì)只有還原性;
III.元素處于中間價態(tài)時，既有氧化性又有還原性。
②判斷氧化劑和還原劑
I. 常見的氧化劑及其對應(yīng)的還原產(chǎn)物
i. 活潑非金屬單質(zhì)
X2 → X-(X表示F、Cl、Br、I等鹵素)
O2 → O2- / OH- / H2O
ii. 具有處于高價態(tài)元素的化合物
MnO2 → Mn2+
H2SO4 → SO2 / S
HNO3 → NO / NO2
KMnO4(酸性條件) → Mn2+
FeCl3 → Fe2+ / Fe
iii.其他
H2O2 → H2O
II. 常見的還原劑及其對應(yīng)的氧化產(chǎn)物
i. 活潑的金屬單質(zhì)
Na → Na+
Al → Al3+
ii. 活潑的非金屬單質(zhì)
H2 → H2O
C → CO / CO2
iii.具有處于低價態(tài)元素的化合物
CO → CO2
SO2 → SO3 / SO42-
H2S → S / SO2
HI → I2
Na2SO3 → SO42-
FeCl2 → Fe3+
III.特殊情況
i. 在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑和還原劑可能是同一種物質(zhì)，氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物也可能是同一種物質(zhì)，如歧化反應(yīng)和部分歸中反應(yīng)。
歧化反應(yīng)：在反應(yīng)中，若氧化作用和還原作用發(fā)生在同一分子內(nèi)部處于同一氧化態(tài)的元素上，使該元素的原子(或離子)一部分被氧化，另一部分被還原，那么我們稱這種自身的氧化還原反應(yīng)為歧化反應(yīng)。
如氯氣和氫氧化鈉的反應(yīng)(氯既做氧化劑又做還原劑)：
Cl2 + 2NaOH == NaCl + NaClO + H2O
歸中反應(yīng)：在反應(yīng)中，同種元素組成的不同物質(zhì)中元素的兩種化合價向中間靠攏，那么我們稱這種氧化還原反應(yīng)為歸中反應(yīng)。
部分歸中反應(yīng)可以使同種元素的不同化合價達到相同價態(tài)，如鐵和氯化鐵溶液的反應(yīng)：
Fe + 2FeCl3 == 3FeCl2
也有部分歸中反應(yīng)會使同種元素的化合價彼此接近但不能達到相同價態(tài)，但是不存在價態(tài)交叉現(xiàn)象，
為了更加直觀的理解什么叫做“不能價態(tài)交叉”，我們來看二氧化硫和硫酸反應(yīng)的方程式進行理解：
H2S + H2SO4 == S↓ + SO2 + 2H2O
我們很容易看出硫化氫的S為-2價，硫酸的S為+6價;硫單質(zhì)的S為0價，二氧化硫的S為+4價。
那么由此我們得知，硫化氫是還原劑，硫酸是氧化劑;硫單質(zhì)是氧化產(chǎn)物，二氧化硫是還原產(chǎn)物。
ii. 大多數(shù)物質(zhì)在反應(yīng)中做氧化劑還是還原劑并不是一成不變的(包括上述列舉也是如此)。通常取決于其與其他物質(zhì)性質(zhì)的關(guān)系。
如上述常見氧化劑中的過氧化氫(氧為-1價處于中間價態(tài))，在酸性條件下可以被高錳酸鉀氧化：
2KMnO4 + 5H2O2 + 2H2SO4 == K2SO4 + MnSO4 + 5O2↑ + 2H2O
iii.同一種氧化劑對應(yīng)的還原產(chǎn)物不是一成不變的，同理，同一種還原劑對應(yīng)的氧化產(chǎn)物也不是一成不變的。通常會受反應(yīng)濃度、反應(yīng)酸堿度等因素影響。
如銅(還原劑)和硝酸(氧化劑)反應(yīng)。當(dāng)硝酸為濃硝酸，反應(yīng)的還原產(chǎn)物是二氧化氮;當(dāng)硝酸為稀硝酸，反應(yīng)的還原產(chǎn)物為一氧化氮。
氧化劑高錳酸鉀在酸性條件下的還原產(chǎn)物通常為錳離子，而在中性或堿性條件下的還原產(chǎn)物通常為錳酸鉀或二氧化錳。
高一化學(xué)必修一氧化還原反應(yīng)知識點(四)
一、氧化性與還原性的強弱判斷規(guī)律
1、根據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式的判斷
氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物
還原性：還原劑>還原產(chǎn)物
可總結(jié)為：比什么性，找什么劑，產(chǎn)物之性弱于劑。
2、根據(jù)金屬活動性順序判斷
K Ca Na Mg AlZn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
從左向右還原性逐漸減弱，對應(yīng)離子的氧化性逐漸增強
3、根據(jù)反應(yīng)條件和反應(yīng)的劇烈程度
反應(yīng)條件要求越低，反應(yīng)越劇烈，對應(yīng)物質(zhì)的氧化性或還原性越強。
4、根據(jù)氧化性還原反應(yīng)的程度
相同條件下：
(1)不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產(chǎn)物價態(tài)高的氧化性強。
(2)不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產(chǎn)物價態(tài)低的還原性強。
二、氧化還原反應(yīng)方程式的配平
1、三個原則：得失電子守恒原則，原子守恒原則，電荷守恒原則
2、一般方法：化合價升降法聯(lián)合最小公倍數(shù)法
3、配平技巧：
(1)正向配平法：先從氧化劑和還原劑開始配平。
適用范圍：分子間的氧化還原反應(yīng)，所有元素參與的氧化還原反應(yīng)，生成物中物質(zhì)即是氧化物又是還原產(chǎn)物。
(2)逆向配平法：先從氧化還原產(chǎn)物開始配平。
適用范圍：自身氧化還原反應(yīng)，反應(yīng)物中某一部分被氧化或被還原
(3)整體配平發(fā)：當(dāng)某一元素的原子或原子團(多見于有機反應(yīng)配平)在某化合物中有數(shù)個時，可將它作為一個整體對待，根據(jù)化合物中元素化合價代數(shù)和為零的原則予以整體標價。
(4)缺項配平法
如果所給的化學(xué)方程式中有反應(yīng)物或生成物沒有寫出來，在配平時，如果所空缺的物質(zhì)不發(fā)生電子的得失，僅僅是提供一種發(fā)生反應(yīng)的酸、堿、中性的環(huán)境，可先把有化合價升降的元素配平，最后根據(jù)電荷守恒和原子守恒確定缺項物質(zhì)，配平。
【例題】BiO3-+ Mn2++ =Bi3++ MnO4-+ H2O
分析：首先根據(jù)化合價的升降配平有變價元素的有關(guān)物質(zhì)：
5BiO3-+2 Mn2++ =5Bi3++2 MnO4-+H2O
根據(jù)氧原子守恒，可以確定H2O的系數(shù)為7，根據(jù)質(zhì)量守恒和電荷守恒規(guī)律可以確定反應(yīng)物所缺的是氫離子H+
(5)其他配平法
①奇偶配平法
這種方法適用于化學(xué)方程式兩邊某一元素多次出現(xiàn)，并且兩邊的該元素原子總數(shù)有一奇一偶，例如：C2H2+O2→CO2+H2O。
此方程式配平從先出現(xiàn)次數(shù)最多的氧原子配起。
O2內(nèi)有2個氧原子，無論化學(xué)式前系數(shù)為幾，氧原子總數(shù)應(yīng)為偶數(shù)。故右邊H2O的系數(shù)應(yīng)配2(若推出其它的分子系數(shù)出現(xiàn)分數(shù)則可配4)，由此推知C2H2前2，式子變?yōu)椋?C2H2+O2→CO2+2H2O，由此可知CO2前系數(shù)應(yīng)為4，最后配單質(zhì)O2為5，把短線改為等號，寫明條件即可：2C2H2+5O2==4CO2+2H2O。
②觀察法配平
有時方程式中會出現(xiàn)一種化學(xué)式比較復(fù)雜的物質(zhì)，我們可通過這個復(fù)雜的分子去推其他化學(xué)式的系數(shù)，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2。
Fe3O4化學(xué)式較復(fù)雜，顯然，F(xiàn)e3O4中Fe來源于單質(zhì)Fe，O來自于H2O，則Fe前配3，H2O前配4，則式子為：3Fe+4H2O=Fe3O4+H2，由此推出H2系數(shù)為4，寫明條件，短線改為等號即可：3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2。
③歸一法
找到化學(xué)方程式中關(guān)鍵的化學(xué)式，定其化學(xué)式前計量數(shù)為1，然后根據(jù)關(guān)鍵化學(xué)式去配平其他化學(xué)式前的化學(xué)計量數(shù)。若出現(xiàn)計量數(shù)為分數(shù)，再將各計量數(shù)同乘以同一整數(shù)，化分數(shù)為整數(shù)，這種先定關(guān)鍵化學(xué)式計量數(shù)為1的配平方法，稱為歸一法。
做法：選擇化學(xué)方程式中組成最復(fù)雜的化學(xué)式，設(shè)它的系數(shù)為1，再依次推斷。
三、氧化還原反應(yīng)的相關(guān)計算(舉例說明，不少于2個例子)
1、計算依據(jù)：氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù)。
2、計算公式：氧化劑的物質(zhì)的量×變價元素原子的個數(shù)×化合價的變化值等=還原劑的物質(zhì)的量×變價元素原子的個數(shù)×化合價的變化值。
【例題1】ClO2是一種消毒殺菌效率高、二次污染小的水處理劑，實驗室可以通過以下反應(yīng)制得ClO2：反應(yīng)方程式為2KClO3+H2C2O4+H2SO4==加熱==2ClO2↑+K2SO4+2CO2↑+2H2O，下列說法正確的是( )
A.KClO3在反應(yīng)中得到電子
B.ClO2是氧化產(chǎn)物
C.H2C2O4在反應(yīng)中被還原
D.1molKClO3參加反應(yīng)有2mol電子轉(zhuǎn)移
答案：A
解析：由反應(yīng)方程式知：KClO3中Cl元素化合價由+5→+4，H2C2O4中碳元素的化合價由+3→+4，故KClO3得電子，是氧化劑，被還原得還原產(chǎn)物ClO2,1molKClO3參加反應(yīng)轉(zhuǎn)移1mol電子;H2C2O4是還原劑被氧化，故A項正確。
【例題2】將11.2g的Mg和Cu的混合物完全溶解于足量的硝酸中，收集反應(yīng)產(chǎn)生的氣體X，再向所得溶液中加入適量的NaOH溶液，產(chǎn)生21.4g沉淀，根據(jù)題意推斷氣體X的成分可能是( )
A.0.3mol NO2和0.3mol NO
B. 0.2mol NO2和0.1molN2O4
C. 0.1mol NO、0.2mol NO2和0.05mol N2O4
D. 0.6mol NO
答案：C
解析：根據(jù)Mg、Cu的變化：Mg～Mg2+～2OH-～Mg(OH)2～2e-、Cu～Cu2+～2OH-～Cu(OH)2～2e-知增加的質(zhì)量為OH-的質(zhì)量，轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量與OH-的物質(zhì)的量相等，則有n(OH-)=21.4g-11.2 g/17g·mol-1=0.6 mol，故反應(yīng)轉(zhuǎn)移的電子的物質(zhì)的量也為0.6mol。
選項A轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量為0.3mol×1+0.3mol×3 =1.2 mol，不正確;選項B轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量為0.2mol×1+0.1mol×2 =0.4 mol，不正確;選項C轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量為0.1mol×3+0.2mol×1+ 0.05mol×2 = 0.6 mol，正確;選項D轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量為0.6mol×3=1.8mol，不正確.
【例題3】足量銅與一定量濃硝酸反應(yīng)得到硝酸銅溶液和NO2、N2O4、NO的混合氣體，這些氣體與1.68LO2(標準狀況)混合后通入水中，所有氣體完全被水吸收生成硝酸。若向所得硝酸銅溶液中加入5mol/LNaOH溶液至Cu2+恰好完全沉淀，則消耗NaOH溶液的體積是( )
A.60mL
B.45mL
C.30mL
D.15mL
答案：A
解析：本題在
高一化學(xué)必修一氧化還原反應(yīng)知識點(五)
一、氧化還原反應(yīng)各概念之間的關(guān)系
1、反應(yīng)類型：
氧化反應(yīng)：物質(zhì)所含元素化合價升高的反應(yīng)。
還原反應(yīng)：物質(zhì)所含元素化合價降低的反應(yīng)。
氧化還原反應(yīng)：有元素化合價升高和降低的反應(yīng)。
2、反應(yīng)物：
氧化劑：在反應(yīng)中得到電子的物質(zhì)
還原劑：在反應(yīng)中失去電子的物質(zhì)
3、產(chǎn)物：
氧化產(chǎn)物：失電子被氧化后得到的產(chǎn)物
還原產(chǎn)物：得電子被還原后得到的產(chǎn)物
4、物質(zhì)性質(zhì)：
氧化性：氧化劑所表現(xiàn)出得電子的性質(zhì)
還原性：還原劑所表現(xiàn)出失電子的性質(zhì)
5、各個概念之間的關(guān)系如下圖
【例題1】下列變化過程屬于還原反應(yīng)的是( )
A. HCl→MgCl2
B. Na→Na+
C. CO→CO2
D. Fe3+→Fe
【例題2】下列化學(xué)反應(yīng)不屬于氧化還原反應(yīng)的是( )
A.3Cl2 + 6KOH =5KCl + KClO3 + 3H2O
B.2NO2+ 2NaOH =NaNO3 +NaNO2 +H2O
C.SnCl4+ 2H2O = SnO2 + 4HCl
D.3CCl4+ 2K2Cr2O7 = 2CrO2Cl2 +3COCl2 +2KCl
答案：【例題1】D;【例題2】C
二、常見的氧化劑與還原劑
1、物質(zhì)在反應(yīng)中是作為氧化劑還是作為還原劑，主要取決于元素的化合價。
(1)元素處于最高價時，它的原子只能得到電子，因此該元素只能作氧化劑，如+7價的Mn和+6價的S
(2)元素處于中間價態(tài)時，它的原子隨反應(yīng)條件不同，既能得電子，又能失電子，因此該元素既能作氧化劑，又能作還原劑，如0價的S和+4價的S
(3)元素處于最低價時，它的原子則只能失去電子，因此該元素只能作還原劑，如-2價的S
2、重要的氧化劑
(1)活潑非金屬單質(zhì)，如F2、Cl2、Br2、O2等。
(2)元素處于高價時的氧化物、高價含氧酸及高價含氧化酸鹽等，如MnO2，NO2;濃H2SO4，HNO3;KMnO4，KClO3，F(xiàn)eCl3等。
(3)過氧化物，如Na2O2，H2O2等。
3、重要的還原劑
(1)金屬單質(zhì)，如Na，K，Zn，F(xiàn)e等。
(2)某些非金屬單質(zhì)，如H2，C，Si等。
(3)元素處于低化合價時的氧化物，如CO，SO2等。
(4)元素處于低化合價時的酸，如HCl(濃)，HBr，HI，H2S等。
(5)元素處于低化合價時的鹽，如Na2SO3，F(xiàn)eSO4等。
三、電子轉(zhuǎn)移的表示方法
電子轉(zhuǎn)移的表示方法有雙線橋法和單線橋法：
1、雙線橋法
要點：
(1)箭頭由反應(yīng)物中化合價變化元素指向生成物中化合價已經(jīng)變化了的同一元素。(升高、降低各一根箭頭，越過方程式中間的等號)
(2)電子轉(zhuǎn)移數(shù)目：化合價升高、失電子;化合價降低、得電子?；蟽r改變元素的原子個數(shù)m×每個原子得到(或失去)電子的個數(shù)ne-,即m×ne-。如：
2、單線橋法
要點：
(1)線橋從反應(yīng)物中化合價升高的元素出發(fā)，指向反應(yīng)物中化合價降低的元素，箭頭對準氧化劑中化合價降低的元素，箭頭不過“=”
(2)在線橋上標明轉(zhuǎn)移電子總數(shù)，不寫得到或失去。如：
四、氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)規(guī)律
1、價態(tài)規(guī)律
同種元素，處于最高價態(tài)時只具有氧化性。處于最低價態(tài)時只具有還原性。處于中間價態(tài)時既有氧化性又有還原性。
【例題】下列微粒不具有還原性的是( )
A. K
B. Fe2+
C. S2-
D. Na+
答案：D
2、歧化和歸中規(guī)律
價態(tài)歸中規(guī)律：同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，價態(tài)的變化“只靠攏，可相交，不相叉”。
3、反應(yīng)先后規(guī)律
在濃度相差不大的溶液中：
(1)同時含有集中還原劑時，加入氧化劑后，還原性強的優(yōu)先被氧化。
(2)同時含有集中氧化劑時，加入還原劑后，氧化性強的優(yōu)先被還原。
4、守恒規(guī)律
在任何氧化還原反應(yīng)中：化合價升高總數(shù) = 化合價降低總數(shù)，還原劑失電子總數(shù) = 氧化劑得電子總數(shù)。并且反應(yīng)前后電荷數(shù)相等。
【例題】已知3個SO32-恰好將2個ClO4-還原，而SO32-被氧化為SO42-，則X元素在還原產(chǎn)物中的化合價是( )
A. +1
B.+2
C.+3
D.+4
答案：D
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