注意：
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：
HNO3（浓）＞HNO3（稀）；Cu与浓H2SO4常温下不反应，加热条件下反应；KMnO4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
等。
【要点归纳探究】
一、有关氧化还原反应概念之间的关系图
【自主探究1】下列氧化还原反应中，水作为还原剂的是（）
A.3Fe＋4H2O
Fe3O4＋4H2
B.Cl2＋H2O=HClO＋HCl
C.CO2＋H2O=4H2CO3↑
D.2F2＋2H2O=4HF＋O2
【解析】A项H2O中H的化合价降低，为氧化剂；B、C项，H2O中氢、氧两种元素的化合价都没有发生改变，所以水既不是氧化剂也不是还原剂；D项H2O中O的化合价升高，所以为还原剂。
【答案】D
二、氧化还原反应的表示方法
1.双线桥表示法：
双线桥用箭头表示出同一元素在反应过程中的变化情况，同时双线桥法还表示出元素化合价升降和氧化、还原的关系。
在用双线桥表示电子得失时，应注明“得（或+）”、“失（或-）”字样，因为此时的箭头不具有得失的意义，而得失电子的数目，则等于反应中相应元素的化合价的升高或降低的总数。
2.单线桥法能很明了地表示出反应中的电子转移方向与数目。
单线桥的箭头自失电子的元素开始，指向得电子的元素，由于箭头的方向已表达了得失电子的含义，线桥上不再标出“得”“失”字样。
例：
【特别提醒】对于氧化还原反应的表示，首先要正确判断元素的化合价，依据化合价升降作出判断，一定要注意得失电子守恒。
三、氧化还原反应方程式的配平以及综合计算
1.氧化还原反应方程式的配平
（1）常规配平
其关键是确定还原剂（或氧化剂）化合价升高（或降低）总数，这就必须弄清还原剂（或氧化剂）中有几种元素发生化合价变化，每一种元素有几个变价原子。
配平的原则是：
化合价升降总数相等。
下面以NH3+O2—NO+H2O为例例来说明配平的步骤：
氧化还原反应方程式的配平步骤：
写出反应物和生成物的化学式，并标出反应前后变价元素的化合价。
H3+
2—
+H2
②列出元素化合价升高和降低的数值
N：
-3→+2升高5
O：
0→-2降低2，O2中含有2个氧原子，则降低2×2=4
③求出最小公倍数，使化合价升高和降低总价数相等
5与4的最小公倍数为20，则
N：
-3→+2升高5×4
O：
0→-2降低2，O2中含有2个氧原子，则降低2×2=4×5
则4和5即是NH3与O2前的系数，但不一定是最终系数。
即4NH3+5O2—NO+H2O
用观察法配平其他物质的系数
由NH3的系数可以确定NO的系数为4，H2O的系数为6，检查O的原子数，反应物中为5×2=10，生成物中O原子个数为4+6=10。
则
4NH3+5O2—4NO+6H2O
．将“—”写为“=”，给定条件的写明条件
4NH3+5O2=4NO+6H2O
（2）缺项配平：
一般先确定氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物的化学计量数，再通过比较反应物和生成物，确定缺项。
缺项的物质一般为H2O、酸或碱，然后用观察法配平。
2.氧化还原反应的综合计算：
（1）依据守恒：
氧化还原反应中得失电子的物质的量相等——得失电子守恒
反应前后各元素原子的物质的量相等——质量守恒；
若同时属于离子反应，还可以利用阴离子所带的电荷总数等于阳离子所带电荷总数相等——电荷守恒。
（2）有关氧化还原反应的计算种类：
①求氧化剂与还原剂、或氧化产物与还原产物的量之间的关系
②题目给定反应物和生成物，要求求出氧化剂与还原剂或氧化产物与还原产物的量的关系。
③题目给定氧化剂和还原剂的物质的量之比，求氧化产物或还原产物的化合价。
④某一氧化还原反应中氧化剂或还原剂不止一种，求某一部分氧化剂（或还原剂）氧化（或还原）还原剂（或氧化剂）的物质的量。
【特别提醒】守恒思想是中学化学中最重要的思想之一，利用得失电子守恒、质量守恒、电荷守恒的思想解题，可以事半功倍。
【自主探究2】某金属单质跟一定浓度的硝酸反应，假定只产生单一的还原产物。
当参加反应的单质与被还原硝酸的物质的量之比为2：
1，还原产物为（）
A．NO2B．NOC．N2OD．N2
【解析】硝酸在与金属单质发生反应时既表现氧化性又表现酸性，作为氧化剂的硝酸得到的电子数与金属单质失去电子的数目相同，设金属被氧化为+x价，则金属得失去电子为2x，若得到的还原产物的化合价为y，所以硝酸得电子为5-y，所以2x=5–y；当x=1时，y=3；当x=2时，y=1；当x=3时，y=-1
【答案】C。
四、氧化还原反应中的基本规律
1.氧化性、还原性的判断规律
⑴氧化性是指得电子的能力，还原性是指失电子的能力。
⑵氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度，与得失电子的多少无关。
从元素的价态考虑：
最高价态只有氧化性；最低价态只有还原性；中间价态既有氧化性又有还原性。
⑶常用判断方法：
①根据金属活泼性判断：
金属的金属性越强，单质的还原性越强，其对应的离子的氧化性越弱。
单质的还原性：
按金属活动性顺序依次减弱。
离子的氧化性：
按金属活动性顺序依次增强（铁为Fe2+）。
如：
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+。
②根据非金属的活泼性判断
非金属性越强，单质的氧化性越强，其对应离子的还原性越弱。
如：
氧化性F2>Cl2>Br2>I2>S
还原性S2—>I—>Br—>Cl—>F—。
③根据氧化还原反应进行的方向以及反应条件或剧烈程度来判断：
氧化性：
氧化剂>氧化产物
还原性：
还原剂>还原产物
不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应条件越易，氧化性（还原性）越强；
如：
浓盐酸分别与KMnO4.MnO2.O2反应的条件分别为常温、加热、催化剂并加热，所以可以判断氧化性KMnO4>MnO2>O2。
不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应现象越剧烈，氧化性（还原性）越强；
钠和钾分别与水反应时，钾更剧烈，所以还原性：
K>Na
④根据原电池或电解池的电极反应判断：
两种不同的金属构成原电池的两极，负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极，其还原性：
负极>正极;
用惰性电极电解混合溶液时,在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。
⑤某些物质的氧化性或还原性与外界条件有关
温度：
如浓硫酸具有强的氧化性，热的浓硫酸比冷的浓硫酸的氧化性更强。
浓度：
如硝酸的浓度越高，氧化性越强。
酸碱性：
如KMnO4的氧化性随酸性的增强而增强。
2.氧化还原反应的规律
⑴相等规律：
在任何氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电子的总数相等。
此规律应用于解氧化还原反应的计算题、氧化还原反应方程式的配平。
⑵先后规律：
在溶液中如果存在多种氧化剂（或还原剂），当想溶液中加入一种还原剂（或氧化剂）时，还原剂（氧化剂）先把氧化性（还原性）强的氧化剂（还原剂）还原（或氧化）。
如把Cl2通入到FeBr2溶液中，Cl2先氧化Fe2+，然后才氧化Br—。
【特别提醒】氧化还原反应价态转化规律：
①邻位转化规律：
某价态元素遇弱氧化剂（还原剂）时，通常只被氧化（或还原）到相邻价态。
如H2S一般被氧化成S。
Fe3+一般被还原为Fe2+。
②归中规律：
不同价态的同种元素间发生氧化还原反应，其结果是两种价态只能相互靠近或最多达到
相同价态，而决不会出现高价态边低，低价态变高的交叉现象。
所以同一元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。
【自主探究3】已知氧化还原反应：
2Cu（IO3）2＋24KI＋12H2SO4=2CuI↓＋13I2＋12K2SO4＋12H2O，其中1mol氧化剂在反应中得到的电子为（）
A．10molB．11molC．12molD．13mol
【解析】在氧化还原反应中，氧化剂是得到电子的物质，所含元素的化合价降低。
对于该反应中，Cu（IO3）2中铜元素由＋2价降低到＋1价，碘元素由＋5价降低到0价，KI中碘元素由-1价升高到0价，所以Cu（IO3）2为氧化剂，KI为还原剂。
总计1摩尔Cu（IO3）2得到的电子为11mol。
【答案】B。
【考点突破】
考点一 氧化性、还原性强弱的比较
例1.下表是四个反应的有关信息：
序号
①
②
③
④
氧化剂
Cl2
KMnO4
KClO3
KMnO4
还原剂
FeBr2
H2O2
HCl（浓）
HCl（浓）
其他反应物
H2SO4
氧化产物
O2
Cl2
Cl2
还原产物
FeCl3
MnSO4
Cl2
MnCl2
下列结论中正确的是（ ）
A．第①组反应的氧化产物一定只有FeCl3（实为Fe3＋）
B．氧化性比较：
KMnO4>Cl2>Fe3＋>Br2>Fe2＋
C．还原性比较：
H2O2>Mn2＋>Cl－
D．第③组反应的产物还有KCl和H2O
解析：
第①组反应中，若Cl2足量，则其氧化产物是Fe3＋和Br2，选项A错误；Br2的氧化性大于Fe3＋，选项B错误；第②组反应可知还原性H2O2>Mn2＋，由第④组反应可知还原性HCl（Cl－）>Mn2＋，选项C错误；第③组的化学反应为：
KClO3＋6HCl===KCl＋3Cl2↑＋3H2O，则第③组反应的产物还有KCl和H2O。
答案：
D
【规律总结】物质氧化性、还原性强弱的判断
物质氧化性、还原性的强弱取决于元素原子得失电子的难易程度，与得失电子的数目无关，常用的判断方法有：
（1）根据反应方程式判断
氧化性：
氧化剂>氧化产物；
还原性：
还原剂>还原产物。
（2）根据物质活动性顺序比较
①金属活动性顺序（常见元素）
（3）根据氧化产物的价态高低判断
当变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，还原剂价态升高越大，氧化剂氧化性越强。
例如：
2Fe＋3Cl2
2FeCl3，Fe＋S
FeS
可以判断氧化性：
Cl2>S
（4）依据元素周期律进行判断
①金属单质与水或非氧化性酸反应越容易，金属的还原性越强。
②金属最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属的还原性越强。
③非金属气态氢化物越稳定，非金属的氧化性越强。
④非金属单质与氢气化合越容易，非金属的氧化性越强。
⑤非金属最高价氧化物对应含氧酸酸性越强，非金属的氧化性越强。
（5）根据原电池、电解池的电极反应判断
①两种不同的金属构成原电池的两极。
其还原性：
负极>正极。
②用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，而在阳极先放电的阴离子的还原性较强。
【变式探究1】已知Co2O3在酸性溶液中易被还原成Co2＋，且Co2O3、Cl2、FeCl3、I2
的氧化性依次减弱。
下列反应在水溶液中不可能发生的是（ ）
A．3Cl2＋6FeI2===2FeCl3＋4FeI3
B．Cl2＋FeI2===FeCl2＋I2
C．Co2O3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O
D．2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2
解析：
由于还原性I－＞Fe2＋，Cl2应先氧化I－，故A不可能发生，B可能发生；由于氧化性Fe3＋>I2，D可能发生；又因为氧化性Co2O3＞Cl2，故C也可能发生。
答案：
A
考点二 氧化还原反应的基本规律及其应用
例2.含有amolFeBr2的溶液中，通入xmolCl2。
下列各项为通Cl2过程中，溶液内发
生反应的离子方程式，其中不正确的是（ ）
A．x＝0.4a,2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－
B．x＝0.6a,2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－
C．x＝a,2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2===Br2＋2Fe3＋＋4Cl－
D．x＝1.5a,2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Br2＋2Fe3＋＋6Cl－
解析 还原性：
Fe2＋>Br－，x＝0.4a时，Cl2不能完全氧化Fe2＋，只发生反应2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，A正确；当x＝0.6a时，Cl2将Fe2＋完全氧化后，又能氧化
的Br－，故B错误；x＝a时，Cl2氧化Fe2＋后又能氧化
的Br－，C正确；x＝1.5a时，Cl2将Fe2＋、Br－完全氧化，D正确。
答案：
B
名师点拨：
恒规律
转化规律
强弱规律
先后规律
【变式探究2】今有下列三个氧化还原反应：
①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2
②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3
③2KMnO4＋16HCl（浓）===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑
若某溶液中有Fe2＋、I－、Cl－共存，要除去I－而不影响Fe2＋、Cl－，则可加入的试剂是（ ）
A．Cl2B．KMnO4C．FeCl3D．HCl
答案：
C
考点三 氧化还原反应综合应用
例3.物质的量之比为2∶5的锌与稀硝酸反应，若硝酸被还原的产物为N2O，反应结束后锌没有剩余，则该反应中被还原的硝酸与未被还原的硝酸的物质的量之比是（）
A．1∶4B．1∶5C．2∶3D．2∶5
解析：
2molZn与稀硝酸反应转移4mole－，1molHNO3被还原为N2O转移4mole－，故被还原的硝酸为1mol，未被还原的HNO3为4mol，两者比为1∶4。
答案：
A
【名师点拨】氧化还原反应的相关计算
（1）基本方法——得失电子守恒法
对于氧化还原反应的计算，关键是根据氧化还原反应的实质——得失电子守恒，列出守恒关系式求解，即n（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值＝n（还原剂）×变价原子个数×化合价变化值。
（2）特殊题型
对于多步连续进行的氧化还原反应，只要中间各步反应过程中电子无损耗，可直接根据起始物和最终产物得失电子相等，删去中间产物，建立二者之间的守恒关系，迅速求解。
例如：
Cu
NOx
HNO3，则Cu失去电子的物质的量等于H2O2得电子的物质的量，忽略HNO3参与反应过程。
【变式探究3】向盛有KI溶液的试管中加入少许CCl4后滴加氯水，CCl4层变成紫色。
如果继续向试管中滴加氯水，振荡，CCl4层会逐渐变浅，最后变成无色。
完成下列填空：
（1）写出并配平CCl4层由紫色变成无色的化学反应方程式（如果系数是1，不用填写）：
____
＋____
＋____
―→____
＋____
（2）整个过程中的还原剂是________________。
（3）把KI换成KBr，则CCl4层变成________色，继续滴加氯水，CCl4层的颜色没有变
化。
Cl2、HIO3、HBrO3氧化性由强到弱的顺序是_______________________________。
（4）加碘盐中含碘量为20mg～50mg/kg。
制取加碘盐（含KIO3的食盐）1000kg，若用KI与Cl2反应制KIO3，至少需要消耗Cl2______L（标准状况，保留2位小数）。
解析：
（2）根据题意，反应过程中Cl2首先氧化KI生成单质碘，Cl2过量时I2继续被氧化生成HIO3，因此整个过程中还原剂为KI和I2。
（3）Cl2与KBr反应生成单质溴，溴溶于CCl4呈红棕色。
Cl2不能继续氧化溴生成HBrO3，因此氧化性HBrO3>Cl2；又因Cl2氧化I2生成HIO3，则氧化性Cl2>HIO3，因此氧化性由强到弱的顺序为HBrO3>Cl2>HIO3。
（4）根据题意，发生反应为：
2KI＋Cl2===2KCl＋I2，I2＋5Cl2＋6H2O===2HIO3＋10HCl。
因此存在关系式：
3Cl2→HIO3→KIO3→I。
3Cl2 ～ I
3×22.4L 127g
V（Cl2） 1000kg×20×10－3g/kg
则
＝
，
解得V（Cl2）＝10.58L。
答案：
（1）I2＋5Cl2＋6H2O===2HIO3＋10HCl
（2）KI、I2（3）红棕 HBrO3>Cl2>HIO3
（4）10.58
【高考失分警示】
1．含有最高价态元素的化合物不一定有强氧化性，如稀H2SO4为非氧化性酸。
2．在氧化还原反应中一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原。
如Cl2＋H2OHCl＋HClO中被氧化和被还原的都是氯元素。
3．得电子难的元素不一定易失电子。
如碳元素、稀有气体元素。
4．氧化还原反应中同一种元素的价态“只靠拢，不交叉”。
如
5.元素由化合态变为游离态不一定被氧化，如HCl→Cl2氯元素被氧化，CuO→Cu铜元素被还原。
6．NO
只有在酸性条件下才有强氧化性，而ClO－无论在酸性还是在碱性条件下都有强氧化性。
考点4 氧化还原反应的概念及其原理
【例4】下列类型的反应，一定发生电子转移的是（ ）
A．化合反应B．分解反应C．置换反应D．复分解反应
思维点拨：
A项，化合反应不一定是氧化还原反应，如NH3＋HCl===NH4Cl，该反应中无电子转移；B项，分解反应不一定是氧化还原反应，如CaCO3CaO＋CO2↑，该反应中无电子转移；C项，置换反应一定是氧化还原反应，一定发生电子转移；D项，复分解反应都不是氧化还原反应，无电子转移。
答案：
C
要点提醒——画龙点睛 触类旁通
解答氧化还原反应概念题的两个关键
1．要理清知识线索，即价升高→失电子→失电子→还原剂→氧化反应→氧化产物（或价降低→得电子→氧化剂→还原反应→还原产物）。
2．要明确解题的方法思路：
理解概念抓实质，解题应用靠特征，即从氧化还原反应的实质——电子转移，去分析理解有关的概念，而在实际解题过程中，应从分析元素化合价有无变化这一氧化还原反应的特征入手。
具体方法思路是：
找变价、判类型、分升降、定其他。
其中“找变价”是非常关键的一步，特别是反应物中含有同
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