在化学方程式中标出组成元素的化合价，只要有一种元素的化合价发生了变化，即说明该反应是氧化还原反应。今天小编在这给大家整理了高一化学必修一氧化还原反应知识点，接下来随着小编一起来看看吧!
高一化学必修一氧化还原反应知识点(一)
氧化还原反应
(1)氧化还原反应的本质：有电子转移(包括电子的得失或偏移)。
(2)氧化还原反应的特征：有元素化合价升降。
(3)判断氧化还原反应的依据：凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属于氧化还原反应。
(4)氧化还原反应相关概念：
还原剂(具有还原性)：失(失电子)→升(化合价升高)→氧(被氧化或发生氧化反应)→生成氧化产物。
氧化剂(具有氧化性)：得(得电子)→降(化合价降低)→还(被还原或发生还原反应)→生成还原产物。
【注】一定要熟记以上内容，以便能正确判断出一个氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物;氧化剂、还原剂在反应物中找;氧化产物和还原产物在生成物中找。
氧化性还原性的强弱规律
同一周期从左到右，电子层数相同，原子核电荷数逐渐增加，原子核对最外层电子引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。得电子能力逐渐增强，元素的非金属性逐渐增强，对应单质的氧化性逐渐增强;失电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐减弱，对应单质的还原性逐渐减弱。
同一主族从上到下，最外层电子数相同，原子层数逐渐增加，原子核对最外层电子引力逐渐减弱，原子半径逐渐增大。得电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱，对应单质的氧化性逐渐减弱;失电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐增强，对应单质的还原性逐渐增强。
2.氧化性还原性与金属活动性的关系
金属活动性越强，对应单质的还原性越强，对应离子的氧化性越弱。
3.氧化还原反应规律
在一个反应中：
氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性。
还原剂的还原性大于还原产物的还原性。
若含有多种氧化剂(还原剂)，氧化性(还原性)强的物质优先参与反应。
高一化学必修一氧化还原反应知识点(二)
氧化还原反应的七个重要知识点
氧化还原反应基本概念的相互联系
要点一、氧化还原反应
1.定义：在反应过程中有元素的化合价升降的化学反应是氧化还原反应。
2.实质：反应过程中有电子的得失或共用电子对的偏移。
3.特征：化合价有升降。
4.四种基本类型的反应
5.氧化还原反应与四种基本类型反应的关系
要点诠释：
①置换反应全部属于氧化还原反应。
②复分解反应全部属于非氧化还原反应。
③有单质参加的化合反应全部是氧化还原反应。
④有单质生成的分解反应全部是氧化还原反应。
⑤有单质参与的化学反应不一定是氧化还原反应，如3O2=2O3。
6.氧化还原反应概念的发展
要点二、有关氧化还原反应的基本概念(四对)
1.氧化剂与还原剂
氧化剂：得到电子(或电子对偏向、化合价降低)的物质。
还原剂：失去电子(或电子对偏离、化合价升高)的物质。氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。
2.氧化反应与还原反应
氧化反应：失去电子(化合价升高)的反应。还原反应：得到电子(化合价降低)的反应。
3.氧化产物与还原产物
氧化产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物。还原产物：氧化剂在反应中得到电子后被还原形成的生成物。
4.氧化性与还原性
氧化剂具有的得电子的性质称为氧化性;还原剂具有的失电子的性质称为还原性。
小结：氧化还原反应中各概念之间的相互关系
口诀：升(化合价升高)失(失电子)氧(被氧化，发生氧化反应)还(做还原剂，本身具有还原性)，
降(化合价降低)得(得电子)还(被还原，发生还原反应)氧(做氧化剂，本身具有氧化性)。
要点诠释：
(1)氧化剂具有氧化性，发生还原反应，被还原成还原产物。
(2)还原剂具有还原性，发生氧化反应，被氧化成氧化产物。
(3)凡是有电子转移(包括电子得失或电子对转移)，则必出现元素化合价的改变，有关联系为：
化合价升高失去电子是还原剂被氧化
化合价降低得到电子是氧化剂被还原
要点三、氧化还原反应电子转移的表示方法
1.双线桥法
(1)两条桥线从反应物指向生成物，且对准同种元素;
(2)要标明“得”“失”电子，且数目要相等;
(3)箭头不代表电子转移的方向。如：
一般在线桥上可不标明化合价的升降，
2.单线桥法
(1)一条桥线表示不同元素原子得失电子的情况;
(2)不需标明“得”“失”电子，只标明电子转移的数目;
(3)箭头表示电子转移的方向;
(4)单线桥箭头从还原剂指向氧化剂。
要点四、常见的氧化剂和还原剂
1、常见的氧化剂
①活泼非金属单质：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3
②高价氧化物：MnO2
③高价态酸：HNO3、浓H2SO4
④高价态盐：KNO3(H+)、KMnO4(酸性、中性、碱性)、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7(酸性)
⑤过氧化物：H2O2、Na2O2、
⑥其它：HClO、NaClO、漂白粉、NO2
⑦弱氧化剂：能电离出H+的物质、银氨溶液、新制的Cu(OH)2
2、常见的还原剂
①金属单质：IA、IIA、金属活动性顺序表靠前的金属
②非金属单质：H2、C
③变价元素中元素低价态氧化物：SO2、CO
④变价元素中元素低价态的酸、阴离子:
H2S、S2-、HBr、Br-、HI、I-、浓HCl、Cl-、H2SO3、SO32-
⑤变价元素中元素低价态化合物: FeSO4、Fe(OH)2
要点五、氧化还原反应的一般规律
1.性质强弱的规律：
氧化剂+还原剂→ 还原产物+氧化产物
氧化性强弱顺序：氧化剂>氧化产物;
还原性强弱顺序：还原剂>还原产物。
2.守恒规律
化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数(或共用电子对偏离)与得电子总数(或共用电子对偏向)相等。
应用：可进行氧化还原反应方程式配平和有关计算。
3.价态表现性质的规律
元素处于最高价，只有氧化性;元素处于最低价，只有还原性;元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质;物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。简单表述为“高价氧化低价还，中间价态两头转”。如：H2SO4只具有氧化性;H2S只具有还原性;SO2既具有氧化性又具有还原性，但以还原性为主;H2O2既具有氧化性又具有还原性，但以氧化性为主。
应用：判断元素或物质的氧化性、还原性。
4.反应先后的一般规律
在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用;同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。例如，FeBr2溶液中通入Cl2时，发生离子反应的先后顺序为:2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-，2Br-+Cl2==Br2+2Cl-。
应用：判断物质的稳定性及其反应顺序。
说明：越易失电子的物质，失后就越难得电子;越易得电子的物质，得后就越难失电子。
要点六、氧化性、还原性的强弱判断方法
说明：氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。
如：Na-e-→Na+, Al-3e-→Al3+，但Na比Al活泼，失去电子的能力强，所以Na比Al的还原性强。
1.根据反应方程式
氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
2.根据金属活动性顺序表来判断
3.根据反应条件判断
当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，若氧化产物价态相同，可根据反应条件的不同来进行判断。
如：H2+F2==2HF H2+I22HI
氧化性：F2>I2
比较物质的氧化性和还原性还有其他方法，随着学习的深入，我们会逐渐掌握它们，从而加深对氧化还原反应的了解。
要点七、氧化还原反应方程式的配平
1.配平的原则
(1)电子守恒：氧化还原反应过程中，氧化剂得电子总数目等于还原剂失电子总数目，即：“电子得失数相等”“化合价升降数相等”。
(2)质量守恒：反应前后各元素的原子个数相等。
(3)电荷守恒：对于离子方程式，等式两边“电荷总数相等”。
2.配平的思路
一般分两部分:第一部分是氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物之间的配平—化合价升降相等或电子得失数相等;第二部分是用观察法配平其他物质的化学计量数。
3.常见配平方法——化合价升降法(即电子得失法或氧化数法)
高一化学必修一氧化还原反应知识点(三)、
1.有关氧化还原的判断
①判断氧化性和还原性
I. 元素处于最高价态时，只有氧化性;
II. 元素处于最低价态时，只有还原性;
特殊地，金属的最低价态为0价，没有负价，故金属单质只有还原性;
III.元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性。
②判断氧化剂和还原剂
I. 常见的氧化剂及其对应的还原产物
i. 活泼非金属单质
X2 → X-(X表示F、Cl、Br、I等卤素)
O2 → O2- / OH- / H2O
ii. 具有处于高价态元素的化合物
MnO2 → Mn2+
H2SO4 → SO2 / S
HNO3 → NO / NO2
KMnO4(酸性条件) → Mn2+
FeCl3 → Fe2+ / Fe
iii.其他
H2O2 → H2O
II. 常见的还原剂及其对应的氧化产物
i. 活泼的金属单质
Na → Na+
Al → Al3+
ii. 活泼的非金属单质
H2 → H2O
C → CO / CO2
iii.具有处于低价态元素的化合物
CO → CO2
SO2 → SO3 / SO42-
H2S → S / SO2
HI → I2
Na2SO3 → SO42-
FeCl2 → Fe3+
III.特殊情况
i. 在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂可能是同一种物质，氧化产物和还原产物也可能是同一种物质，如歧化反应和部分归中反应。
歧化反应：在反应中，若氧化作用和还原作用发生在同一分子内部处于同一氧化态的元素上，使该元素的原子(或离子)一部分被氧化，另一部分被还原，那么我们称这种自身的氧化还原反应为歧化反应。
如氯气和氢氧化钠的反应(氯既做氧化剂又做还原剂)：
Cl2 + 2NaOH == NaCl + NaClO + H2O
归中反应：在反应中，同种元素组成的不同物质中元素的两种化合价向中间靠拢，那么我们称这种氧化还原反应为归中反应。
部分归中反应可以使同种元素的不同化合价达到相同价态，如铁和氯化铁溶液的反应：
Fe + 2FeCl3 == 3FeCl2
也有部分归中反应会使同种元素的化合价彼此接近但不能达到相同价态，但是不存在价态交叉现象，
为了更加直观的理解什么叫做“不能价态交叉”，我们来看二氧化硫和硫酸反应的方程式进行理解：
H2S + H2SO4 == S↓ + SO2 + 2H2O
我们很容易看出硫化氢的S为-2价，硫酸的S为+6价;硫单质的S为0价，二氧化硫的S为+4价。
那么由此我们得知，硫化氢是还原剂，硫酸是氧化剂;硫单质是氧化产物，二氧化硫是还原产物。
ii. 大多数物质在反应中做氧化剂还是还原剂并不是一成不变的(包括上述列举也是如此)。通常取决于其与其他物质性质的关系。
如上述常见氧化剂中的过氧化氢(氧为-1价处于中间价态)，在酸性条件下可以被高锰酸钾氧化：
2KMnO4 + 5H2O2 + 2H2SO4 == K2SO4 + MnSO4 + 5O2↑ + 2H2O
iii.同一种氧化剂对应的还原产物不是一成不变的，同理，同一种还原剂对应的氧化产物也不是一成不变的。通常会受反应浓度、反应酸碱度等因素影响。
如铜(还原剂)和硝酸(氧化剂)反应。当硝酸为浓硝酸，反应的还原产物是二氧化氮;当硝酸为稀硝酸，反应的还原产物为一氧化氮。
氧化剂高锰酸钾在酸性条件下的还原产物通常为锰离子，而在中性或碱性条件下的还原产物通常为锰酸钾或二氧化锰。
高一化学必修一氧化还原反应知识点(四)
一、氧化性与还原性的强弱判断规律
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
还原性：还原剂>还原产物
可总结为：比什么性，找什么剂，产物之性弱于剂。
2、根据金属活动性顺序判断
K Ca Na Mg AlZn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
从左向右还原性逐渐减弱，对应离子的氧化性逐渐增强
3、根据反应条件和反应的剧烈程度
反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强。
4、根据氧化性还原反应的程度
相同条件下：
(1)不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的氧化性强。
(2)不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的还原性强。
二、氧化还原反应方程式的配平
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
2、一般方法：化合价升降法联合最小公倍数法
3、配平技巧：
(1)正向配平法：先从氧化剂和还原剂开始配平。
适用范围：分子间的氧化还原反应，所有元素参与的氧化还原反应，生成物中物质即是氧化物又是还原产物。
(2)逆向配平法：先从氧化还原产物开始配平。
适用范围：自身氧化还原反应，反应物中某一部分被氧化或被还原
(3)整体配平发：当某一元素的原子或原子团(多见于有机反应配平)在某化合物中有数个时，可将它作为一个整体对待，根据化合物中元素化合价代数和为零的原则予以整体标价。
(4)缺项配平法
如果所给的化学方程式中有反应物或生成物没有写出来，在配平时，如果所空缺的物质不发生电子的得失，仅仅是提供一种发生反应的酸、碱、中性的环境，可先把有化合价升降的元素配平，最后根据电荷守恒和原子守恒确定缺项物质，配平。
【例题】BiO3-+ Mn2++ =Bi3++ MnO4-+ H2O
分析：首先根据化合价的升降配平有变价元素的有关物质：
5BiO3-+2 Mn2++ =5Bi3++2 MnO4-+H2O
根据氧原子守恒，可以确定H2O的系数为7，根据质量守恒和电荷守恒规律可以确定反应物所缺的是氢离子H+
(5)其他配平法
①奇偶配平法
这种方法适用于化学方程式两边某一元素多次出现，并且两边的该元素原子总数有一奇一偶，例如：C2H2+O2→CO2+H2O。
此方程式配平从先出现次数最多的氧原子配起。
O2内有2个氧原子，无论化学式前系数为几，氧原子总数应为偶数。故右边H2O的系数应配2(若推出其它的分子系数出现分数则可配4)，由此推知C2H2前2，式子变为：2C2H2+O2→CO2+2H2O，由此可知CO2前系数应为4，最后配单质O2为5，把短线改为等号，写明条件即可：2C2H2+5O2==4CO2+2H2O。
②观察法配平
有时方程式中会出现一种化学式比较复杂的物质，我们可通过这个复杂的分子去推其他化学式的系数，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2。
Fe3O4化学式较复杂，显然，Fe3O4中Fe来源于单质Fe，O来自于H2O，则Fe前配3，H2O前配4，则式子为：3Fe+4H2O=Fe3O4+H2，由此推出H2系数为4，写明条件，短线改为等号即可：3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2。
③归一法
找到化学方程式中关键的化学式，定其化学式前计量数为1，然后根据关键化学式去配平其他化学式前的化学计量数。若出现计量数为分数，再将各计量数同乘以同一整数，化分数为整数，这种先定关键化学式计量数为1的配平方法，称为归一法。
做法：选择化学方程式中组成最复杂的化学式，设它的系数为1，再依次推断。
三、氧化还原反应的相关计算(举例说明，不少于2个例子)
1、计算依据：氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数。
2、计算公式：氧化剂的物质的量×变价元素原子的个数×化合价的变化值等=还原剂的物质的量×变价元素原子的个数×化合价的变化值。
【例题1】ClO2是一种消毒杀菌效率高、二次污染小的水处理剂，实验室可以通过以下反应制得ClO2：反应方程式为2KClO3+H2C2O4+H2SO4==加热==2ClO2↑+K2SO4+2CO2↑+2H2O，下列说法正确的是()
A.KClO3在反应中得到电子
B.ClO2是氧化产物
C.H2C2O4在反应中被还原
D.1molKClO3参加反应有2mol电子转移
答案：A
解析：由反应方程式知：KClO3中Cl元素化合价由+5→+4，H2C2O4中碳元素的化合价由+3→+4，故KClO3得电子，是氧化剂，被还原得还原产物ClO2,1molKClO3参加反应转移1mol电子;H2C2O4是还原剂被氧化，故A项正确。
【例题2】将11.2g的Mg和Cu的混合物完全溶解于足量的硝酸中，收集反应产生的气体X，再向所得溶液中加入适量的NaOH溶液，产生21.4g沉淀，根据题意推断气体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：根据Mg、Cu的变化：Mg～Mg2+～2OH-～Mg(OH)2～2e-、Cu～Cu2+～2OH-～Cu(OH)2～2e-知增加的质量为OH-的质量，转移电子的物质的量与OH-的物质的量相等，则有n(OH-)=21.4g-11.2g/17g·mol-1=0.6 mol，故反应转移的电子的物质的量也为0.6mol。
选项A转移电子的物质的量为0.3mol×1+0.3mol×3 =1.2 mol，不正确;选项B转移电子的物质的量为0.2mol×1+0.1mol×2=0.4 mol，不正确;选项C转移电子的物质的量为0.1mol×3+0.2mol×1+ 0.05mol×2 = 0.6mol，正确;选项D转移电子的物质的量为0.6mol×3=1.8mol，不正确.
【例题3】足量铜与一定量浓硝酸反应得到硝酸铜溶液和NO2、N2O4、NO的混合气体，这些气体与1.68LO2(标准状况)混合后通入水中，所有气体完全被水吸收生成硝酸。若向所得硝酸铜溶液中加入5mol/LNaOH溶液至Cu2+恰好完全沉淀，则消耗NaOH溶液的体积是()
A.60mL
B.45mL
C.30mL
D.15mL
答案：A
解析：本题在
高一化学必修一氧化还原反应知识点(五)
一、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。
还原反应：物质所含元素化合价降低的反应。
氧化还原反应：有元素化合价升高和降低的反应。
2、反应物：
氧化剂：在反应中得到电子的物质
还原剂：在反应中失去电子的物质
3、产物：
氧化产物：失电子被氧化后得到的产物
还原产物：得电子被还原后得到的产物
4、物质性质：
氧化性：氧化剂所表现出得电子的性质
还原性：还原剂所表现出失电子的性质
5、各个概念之间的关系如下图
【例题1】下列变化过程属于还原反应的是( )
A. HCl→MgCl2
B. Na→Na+
C. CO→CO2
D. Fe3+→Fe
【例题2】下列化学反应不属于氧化还原反应的是( )
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：【例题1】D;【例题2】C
二、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。
(1)元素处于最高价时，它的原子只能得到电子，因此该元素只能作氧化剂，如+7价的Mn和+6价的S
(2)元素处于中间价态时，它的原子随反应条件不同，既能得电子，又能失电子，因此该元素既能作氧化剂，又能作还原剂，如0价的S和+4价的S
(3)元素处于最低价时，它的原子则只能失去电子，因此该元素只能作还原剂，如-2价的S
2、重要的氧化剂
(1)活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2等。
(2)元素处于高价时的氧化物、高价含氧酸及高价含氧化酸盐等，如MnO2，NO2;浓H2SO4，HNO3;KMnO4，KClO3，FeCl3等。
(3)过氧化物，如Na2O2，H2O2等。
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。
三、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：
1、双线桥法
要点：
(1)箭头由反应物中化合价变化元素指向生成物中化合价已经变化了的同一元素。(升高、降低各一根箭头，越过方程式中间的等号)
(2)电子转移数目：化合价升高、失电子;化合价降低、得电子。化合价改变元素的原子个数m×每个原子得到(或失去)电子的个数ne-,即m×ne-。如：
2、单线桥法
要点：
(1)线桥从反应物中化合价升高的元素出发，指向反应物中化合价降低的元素，箭头对准氧化剂中化合价降低的元素，箭头不过“=”
(2)在线桥上标明转移电子总数，不写得到或失去。如：
四、氧化还原反应的反应规律
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( )
A. K
B. Fe2+
C. S2-
D. Na+
答案：D
2、歧化和归中规律
价态归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，可相交，不相叉”。
3、反应先后规律
在浓度相差不大的溶液中：
(1)同时含有集中还原剂时，加入氧化剂后，还原性强的优先被氧化。
(2)同时含有集中氧化剂时，加入还原剂后，氧化性强的优先被还原。
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】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.+4
答案：D
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