高一化學必修一氧化還原反應知識點
在化學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，即說明該反應是氧化還原反應。今天小編在這給大家整理了高一化學必修一氧化還原反應知識點，接下來隨著小編一起來看看吧!
高一化學必修一氧化還原反應知識點(一)
氧化還原反應
(1)氧化還原反應的本質：有電子轉移(包括電子的得失或偏移)。
(2)氧化還原反應的特征：有元素化合價升降。
(3)判斷氧化還原反應的依據：凡是有元素化合價升降或有電子的轉移的化學反應都屬于氧化還原反應。
(4)氧化還原反應相關概念：
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)→生成氧化產物。
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)→生成還原產物。
【注】一定要熟記以上內容，以便能正確判斷出一個氧化還原反應中的氧化劑、還原劑、氧化產物和還原產物;氧化劑、還原劑在反應物中找;氧化產物和還原產物在生成物中找。
氧化性還原性的強弱規(guī)律
同一周期從左到右，電子層數相同，原子核電荷數逐漸增加，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，對應單質的氧化性逐漸增強;失電子能力逐漸減弱，元素的金屬性逐漸減弱，對應單質的還原性逐漸減弱。
同一主族從上到下，最外層電子數相同，原子層數逐漸增加，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，對應單質的氧化性逐漸減弱;失電子能力逐漸增強，元素的金屬性逐漸增強，對應單質的還原性逐漸增強。
2.氧化性還原性與金屬活動性的關系
金屬活動性越強，對應單質的還原性越強，對應離子的氧化性越弱。
3.氧化還原反應規(guī)律
在一個反應中：
氧化劑的氧化性大于氧化產物的氧化性。
還原劑的還原性大于還原產物的還原性。
若含有多種氧化劑(還原劑)，氧化性(還原性)強的物質優(yōu)先參與反應。
高一化學必修一氧化還原反應知識點(二)
氧化還原反應的七個重要知識點
氧化還原反應基本概念的相互聯系
要點一、氧化還原反應
1.定義：在反應過程中有元素的化合價升降的化學反應是氧化還原反應。
2.實質：反應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
5.氧化還原反應與四種基本類型反應的關系
要點詮釋：
①置換反應全部屬于氧化還原反應。
②復分解反應全部屬于非氧化還原反應。
③有單質參加的化合反應全部是氧化還原反應。
④有單質生成的分解反應全部是氧化還原反應。
⑤有單質參與的化學反應不一定是氧化還原反應，如3O2=2O3。
6.氧化還原反應概念的發(fā)展
要點二、有關氧化還原反應的基本概念(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。
還原劑：失去電子(或電子對偏離、化合價升高)的物質。氧化劑具有氧化性，還原劑具有還原性。
2.氧化反應與還原反應
氧化反應：失去電子(化合價升高)的反應。還原反應：得到電子(化合價降低)的反應。
3.氧化產物與還原產物
氧化產物：還原劑在反應中失去電子后被氧化形成的生成物。還原產物：氧化劑在反應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稱為氧化性;還原劑具有的失電子的性質稱為還原性。
小結：氧化還原反應中各概念之間的相互關系
口訣：升(化合價升高)失(失電子)氧(被氧化，發(fā)生氧化反應)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)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，被還原成還原產物。
(2)還原劑具有還原性，發(fā)生氧化反應，被氧化成氧化產物。
(3)凡是有電子轉移(包括電子得失或電子對轉移)，則必出現元素化合價的改變，有關聯系為：
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、氧化還原反應電子轉移的表示方法
1.雙線橋法
(1)兩條橋線從反應物指向生成物，且對準同種元素;
(2)要標明“得”“失”電子，且數目要相等;
(3)箭頭不代表電子轉移的方向。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，只標明電子轉移的數目;
(3)箭頭表示電子轉移的方向;
(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：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、銀氨溶液、新制的Cu(OH)2
2、常見的還原劑
①金屬單質：IA、IIA、金屬活動性順序表靠前的金屬
②非金屬單質：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、氧化還原反應的一般規(guī)律
1.性質強弱的規(guī)律：
氧化劑+還原劑→ 還原產物+氧化產物
氧化性強弱順序：氧化劑>氧化產物;
還原性強弱順序：還原劑>還原產物。
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，化合價升高總數與降低總數相等，失電子總數(或共用電子對偏離)與得電子總數(或共用電子對偏向)相等。
應用：可進行氧化還原反應方程式配平和有關計算。
3.價態(tài)表現性質的規(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，但主要呈現一種性質;物質若含有多種元素，其性質是這些元素性質的綜合體現。簡單表述為“高價氧化低價還，中間價態(tài)兩頭轉”。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。
應用：判斷元素或物質的氧化性、還原性。
4.反應先后的一般規(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，FeBr2溶液中通入Cl2時，發(fā)生離子反應的先后順序為: 2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-，2Br-+Cl2==Br2+2Cl-。
應用：判斷物質的穩(wěn)定性及其反應順序。
說明：越易失電子的物質，失后就越難得電子;越易得電子的物質，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、失電子數目的多少無關。
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.根據反應方程式
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
2.根據金屬活動性順序表來判斷
3.根據反應條件判斷
當不同的氧化劑作用于同一還原劑時，若氧化產物價態(tài)相同，可根據反應條件的不同來進行判斷。
如：H2+F2==2HF H2+I22HI
氧化性：F2>I2
比較物質的氧化性和還原性還有其他方法，隨著學習的深入，我們會逐漸掌握它們，從而加深對氧化還原反應的了解。
要點七、氧化還原反應方程式的配平
1.配平的原則
(1)電子守恒：氧化還原反應過程中，氧化劑得電子總數目等于還原劑失電子總數目，即：“電子得失數相等”“化合價升降數相等”。
(2)質量守恒：反應前后各元素的原子個數相等。
(3)電荷守恒：對于離子方程式，等式兩邊“電荷總數相等”。
2.配平的思路
一般分兩部分:第一部分是氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物之間的配平—化合價升降相等或電子得失數相等;第二部分是用觀察法配平其他物質的化學計量數。
3.常見配平方法——化合價升降法(即電子得失法或氧化數法)
高一化學必修一氧化還原反應知識點(三)、
1.有關氧化還原的判斷
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的還原產物
i. 活潑非金屬單質
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的氧化產物
i. 活潑的金屬單質
Na → Na+
Al → Al3+
ii. 活潑的非金屬單質
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. 在氧化還原反應中，氧化劑和還原劑可能是同一種物質，氧化產物和還原產物也可能是同一種物質，如歧化反應和部分歸中反應。
歧化反應：在反應中，若氧化作用和還原作用發(fā)生在同一分子內部處于同一氧化態(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為歧化反應。
如氯氣和氫氧化鈉的反應(氯既做氧化劑又做還原劑)：
Cl2 + 2NaOH == NaCl + NaClO + H2O
歸中反應：在反應中，同種元素組成的不同物質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為歸中反應。
部分歸中反應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：
Fe + 2FeCl3 == 3FeCl2
也有部分歸中反應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;硫單質是氧化產物，二氧化硫是還原產物。
ii. 大多數物質在反應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性質的關系。
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.同一種氧化劑對應的還原產物不是一成不變的，同理，同一種還原劑對應的氧化產物也不是一成不變的。通常會受反應濃度、反應酸堿度等因素影響。
如銅(還原劑)和硝酸(氧化劑)反應。當硝酸為濃硝酸，反應的還原產物是二氧化氮;當硝酸為稀硝酸，反應的還原產物為一氧化氮。
氧化劑高錳酸鉀在酸性條件下的還原產物通常為錳離子，而在中性或堿性條件下的還原產物通常為錳酸鉀或二氧化錳。
高一化學必修一氧化還原反應知識點(四)
一、氧化性與還原性的強弱判斷規(guī)律
1、根據氧化還原反應方程式的判斷
氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物
可總結為：比什么性，找什么劑，產物之性弱于劑。
2、根據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，對應離子的氧化性逐漸增強
3、根據反應條件和反應的劇烈程度
反應條件要求越低，反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性越強。
4、根據氧化性還原反應的程度
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，還原產物價態(tài)低的還原性強。
二、氧化還原反應方程式的配平
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：化合價升降法聯合最小公倍數法
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，所有元素參與的氧化還原反應，生成物中物質即是氧化物又是還原產物。
(2)逆向配平法：先從氧化還原產物開始配平。
適用范圍：自身氧化還原反應，反應物中某一部分被氧化或被還原
(3)整體配平發(fā)：當某一元素的原子或原子團(多見于有機反應配平)在某化合物中有數個時，可將它作為一個整體對待，根據化合物中元素化合價代數和為零的原則予以整體標價。
(4)缺項配平法
如果所給的化學方程式中有反應物或生成物沒有寫出來，在配平時，如果所空缺的物質不發(fā)生電子的得失，僅僅是提供一種發(fā)生反應的酸、堿、中性的環(huán)境，可先把有化合價升降的元素配平，最后根據電荷守恒和原子守恒確定缺項物質，配平。
【例題】BiO3-+ Mn2++ =Bi3++ MnO4-+ H2O
分析：首先根據化合價的升降配平有變價元素的有關物質：
5BiO3-+2 Mn2++ =5Bi3++2 MnO4-+H2O
根據氧原子守恒，可以確定H2O的系數為7，根據質量守恒和電荷守恒規(guī)律可以確定反應物所缺的是氫離子H+
(5)其他配平法
①奇偶配平法
這種方法適用于化學方程式兩邊某一元素多次出現，并且兩邊的該元素原子總數有一奇一偶，例如：C2H2+O2→CO2+H2O。
此方程式配平從先出現次數最多的氧原子配起。
O2內有2個氧原子，無論化學式前系數為幾，氧原子總數應為偶數。故右邊H2O的系數應配2(若推出其它的分子系數出現分數則可配4)，由此推知C2H2前2，式子變?yōu)椋?C2H2+O2→CO2+2H2O，由此可知CO2前系數應為4，最后配單質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一種化學式比較復雜的物質，我們可通過這個復雜的分子去推其他化學式的系數，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2。
Fe3O4化學式較復雜，顯然，Fe3O4中Fe來源于單質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
找到化學方程式中關鍵的化學式，定其化學式前計量數為1，然后根據關鍵化學式去配平其他化學式前的化學計量數。若出現計量數為分數，再將各計量數同乘以同一整數，化分數為整數，這種先定關鍵化學式計量數為1的配平方法，稱為歸一法。
做法：選擇化學方程式中組成最復雜的化學式，設它的系數為1，再依次推斷。
三、氧化還原反應的相關計算(舉例說明，不少于2個例子)
1、計算依據：氧化劑得到的電子總數等于還原劑失去的電子總數。
2、計算公式：氧化劑的物質的量×變價元素原子的個數×化合價的變化值等=還原劑的物質的量×變價元素原子的個數×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制得ClO2：反應方程式為2KClO3+H2C2O4+H2SO4==加熱==2ClO2↑+K2SO4+2CO2↑+2H2O，下列說法正確的是( )
A.KClO3在反應中得到電子
B.ClO2是氧化產物
C.H2C2O4在反應中被還原
D.1molKClO3參加反應有2mol電子轉移
答案：A
解析：由反應方程式知：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，被還原得還原產物ClO2,1molKClO3參加反應轉移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，收集反應產生的氣體X，再向所得溶液中加入適量的NaOH溶液，產生21.4g沉淀，根據題意推斷氣體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Mg、Cu的變化：Mg～Mg2+～2OH-～Mg(OH)2～2e-、Cu～Cu2+～2OH-～Cu(OH)2～2e-知增加的質量為OH-的質量，轉移電子的物質的量與OH-的物質的量相等，則有n(OH-)=21.4g-11.2 g/17g·mol-1=0.6 mol，故反應轉移的電子的物質的量也為0.6mol。
選項A轉移電子的物質的量為0.3mol×1+0.3mol×3 =1.2 mol，不正確;選項B轉移電子的物質的量為0.2mol×1+0.1mol×2 =0.4 mol，不正確;選項C轉移電子的物質的量為0.1mol×3+0.2mol×1+ 0.05mol×2 = 0.6 mol，正確;選項D轉移電子的物質的量為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
高一化學必修一氧化還原反應知識點(五)
一、氧化還原反應各概念之間的關系
1、反應類型：
氧化反應：物質所含元素化合價升高的反應。
還原反應：物質所含元素化合價降低的反應。
氧化還原反應：有元素化合價升高和降低的反應。
2、反應物：
氧化劑：在反應中得到電子的物質
還原劑：在反應中失去電子的物質
3、產物：
氧化產物：失電子被氧化后得到的產物
還原產物：得電子被還原后得到的產物
4、物質性質：
氧化性：氧化劑所表現出得電子的性質
還原性：還原劑所表現出失電子的性質
5、各個概念之間的關系如下圖
【例題1】下列變化過程屬于還原反應的是( )
A. HCl→MgCl2
B. Na→Na+
C. CO→CO2
D. Fe3+→Fe
【例題2】下列化學反應不屬于氧化還原反應的是( )
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、物質在反應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，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，FeCl3等。
(3)過氧化物，如Na2O2，H2O2等。
3、重要的還原劑
(1)金屬單質，如Na，K，Zn，Fe等。
(2)某些非金屬單質，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，FeSO4等。
三、電子轉移的表示方法
電子轉移的表示方法有雙線橋法和單線橋法：
1、雙線橋法
要點：
(1)箭頭由反應物中化合價變化元素指向生成物中化合價已經變化了的同一元素。(升高、降低各一根箭頭，越過方程式中間的等號)
(2)電子轉移數目：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m×每個原子得到(或失去)電子的個數ne-,即m×ne-。如：
2、單線橋法
要點：
(1)線橋從反應物中化合價升高的元素出發(fā)，指向反應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)在線橋上標明轉移電子總數，不寫得到或失去。如：
四、氧化還原反應的反應規(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)生氧化還原反應時，價態(tài)的變化“只靠攏，可相交，不相叉”。
3、反應先后規(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中：化合價升高總數 = 化合價降低總數，還原劑失電子總數 = 氧化劑得電子總數。并且反應前后電荷數相等。
【例題】已知3個SO32-恰好將2個ClO4-還原，而SO32-被氧化為SO42-，則X元素在還原產物中的化合價是( )
A. +1
B.+2
C.+3
D.+4
答案：D
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