-
氧化还原反应
氧化还原反应与四大基本反应类型的关系
①置换反应都是氧化还原反应；
②复分解反应都不是氧化还原反应；
③有单质生成的分解反应是氧化还原反
应；
< br>④有单质参加的化合反应也是氧化还原反
应。
从数学集合角度考虑：
氧化还原反应的概念
1.
基本概念
.
氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物
概念
定义
注意点
物质失去电子的外部表现为化合价的升高
物质得到电子的外部表现为化合价的降低
元素失去电子的外部表现为化合价的升高
元素得到电子的外部表现为化合价的降低
氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同
一种产物，也可以是不同产物，还可
以是两种或
两种以上的产物。如反应
4FeS
< br>2
+11O
2
=2Fe
2
O
3
+8SO
2
中，
Fe
2
O
3
和
SO
2
均既为氧化产物，又为还原产物。
常见氧化剂：
(1)
活泼的非金属单质；
如卤素单质
氧化剂
(X
2
)<
/p>
、
O
2
、
S
等
(2)
高价金属
阳离子；如
Fe
、
Cu
3+
2+
氧化反应
物质失去电子的反应
还原反应
物质得到电子的反应
被氧化
被还原
氧化产物
还原产物
元素失去电子的过程
元素得到电子的过程
通过发生氧化反应所
得的生成物
通过发生还原反应所
得的生成物
得到电子的反应物
等
(3)
高价或较高价含氧化合物；
如
< br>MnO
2
、
浓
< br>H
2
SO
4
、
HNO
3
、
KMnO
4
等
(4)
过氧化物；如
Na
2
O
2
、
H
2
O
2
等
还原剂
氧化性
还原性
失去电子的反应物
得到电子的能力
失去电子的能力
常见还原剂：①活泼
或较活泼的金属；如
K
、
Na
、
Z
n
、
Fe
等②一些非金属单质；如
H
2
、
C
、
Si
等③
较低态的化合物；
CO
、
SO
2
、
H
2
S
、
Na
2
SO
3
、
FeSO
4
物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力
有关，与得失电子的数目无
关。
2.
基本概念之间的关系
：
氧化剂
有氧化性
化合价降低
得电子
被还原
发生还原反应
生成还原
产物
还原剂
有还原性
化合价升高
失电子
被氧化
发生
氧化反应
生成氧化产物
[
例
1]
金属钛（
Ti
）性能优越，被称为继铁、铝制后的
“
第三
金属
”
。工业上以金红石为原料
制取<
/p>
Ti
的反应为：
aTiO
2
＋
bCl
2
＋
cC
aTiCl
4
＋
c
CO
……
反应①
TiCl
4
＋
2Mg
Ti
＋
2MgCl
2
……
反应②
关于反应①、②的分析不正确的是（
）
①
TiCl
4
在反
应①中是还原产物，在反应②中是氧化剂；
②
C
、
Mg
在反应中均为还原剂
，被还原；
③在反应①、②中
Mg<
/p>
的还原性大于
C
，
C
的还原性大于
TiCl
4
；
④
a
＝
1
，
b
< br>＝
c
＝
2
；
⑤每生成
19.2 g
Ti
，反应①、②中共转移
4.8 mol
e
-
。
A
．①②④
B
．②③④
C
．③④
D
．②⑤
标电子转移的方向和数目（双线桥法、单线桥法
）
①单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子
，化合价降低）
的元素，标明电子数目，不需注明得失。例：
2e
-
Mn
Cl
2
+Cl
2
↑
+2H
2
O
MnO
2
+
4HCl
（浓）
②双线桥法。
得失电子
分开注明，
从反应物指向生成物
（同种元素）
< br>注明得失及电子数。
例：
<
/p>
得
2e
-
——<
/p>
MnO
2
+4
HCl
（浓）
MnCl
2
+Cl
2
↑
+2H
2
O
—
失
2e
-
—
两类特殊的化学反应
①歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例：
得
5
×
e <
/p>
KClO
3
+5KCl+3H
2
O
②归中反应。
不同价态的同种元素的
原子在反应中趋于中间价态，
解此类题最好将该元素的
不同价态
用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。例：
3Cl
2
+
6KOH
失
5e
得
5e
-
失
5
×
e
-
KClO
3
+6HCl
3Cl
2
+
6KCl
↑
+3H
2
O
物质的氧化性强弱、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.
根据金属活动性顺序来判断
: <
/p>
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。<
/p>
4.
根据氧化还原反应发生的条件来判
断
:
如：
Mn0
2
+4HCl(
浓
)
MnCl
2
+C1
2
↑+2H
2
0
2KMn0
4
+16HCl(
浓
)=2MnCl
< br>2
+5C1
2
↑+8H
2
O
后者比前者容易
(
不需要加热
)
，可判断氧化性
KMn0
4
>Mn0
2
5.
根据反应速率的大小来判断
: <
/p>
如
:2Na
2
S
O
3
+O
2
=
2Na
2
SO
4
（快）
，
2H
2
< br>SO
3
+O
2
< br>=2H
2
SO
4
（慢）
，
2
S
O
2
?
< br>O
2
其还原性
: Na
2
SO
4
>H
2
SO
3
>SO
2
6.
根据被氧化
或被还原的程度来判断
:
如：
Cu<
/p>
?
Cl
2
点燃<
/p>
催化剂
?
2
S<
/p>
O
3
，
CuCl
2
，
2
Cu
?
S
?
Cu
2<
/p>
S
，
即氧化性
:
Cl
2
< br>?
S
。
又如
:
2
HBr
?
H
2
SO
4
(
浓
)
?
Br
2
?
SO
2
?
?
2
H
2
O
，
8
HI
?
H
2
S
O
4
(
浓
)
?
4
I
2
?
H
2
S
?
?<
/p>
4
H
2
O
，
即有还原性
:<
/p>
HI
?
HBr
。
7.
根据原电池的正负极来判断：
<
/p>
在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。
8.
根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断
。
?
?
-<
/p>
-
如
:Cl
失去
电子的能力强于
OH
，还原性
:
Cl
?
OH
。
9.
根据元素在周期表中位置判断：
(1)
对同一周期金属而言，
从左到右
其金属活泼性依次减弱。如
Na
、
Mg
、
A1
金属性依次
减弱，其还原性也依次减弱。
(2)
对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如
Li
、
Na
、
K
、
Rb
、
Cs
金
属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。
（
3
）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活
泼性依次减弱。如
F
、
Cl
、
Br
、
I
非
金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。
<
/p>
10.
根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：
元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化
又有还原性。
一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越
低还原性越强。如氧化性
:Fe
>Fe
>Fe,
S(+6
价
)>S(+4<
/p>
价
)
等，还原性
:H
2
S>S>SO
2
，但是，氧化性：
HClO
4
< HClO
34
<
HClO
24
<
HClO
。
注意：
< br>①物质的氧化性、
还原性不是一成不变的。
同一物质在不
同的条件下，其氧化能
力或还原能力会有所不同。如：氧化性：
HNO
3
（浓）＞
HNO
3
（稀）
；
Cu
与浓
H
2
SO
4
常温下不反
应，加热条件下反应；
KMnO
4
在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条
件下强。
②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。如：氧化
性
F
?
F
2<
/p>
、
Cl
?
Cl<
/p>
2
、
O
?
O
2
等。
[
例
2]
常温下，在下
列溶液中发生如下反应
①
16H
+
+10Z
-
+2
XO
4
-
＝
2
x
2+
+5Z
2
+8H
2
O
②
2A
2+
+B
2
＝
2A
3+
+2B
-
③
2B
-<
/p>
+Z
2
＝
B
2
+2Z
-
由
此判断下列说法错误的是（
）
3+
2+
-
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