鑒于化學知識點的重要性，小編為您提供了這篇關于氧化還原反應的高中化學知識點解析，希望對您在化學方面的學習有所幫助。

知識點總結

(1)氧化劑和還原劑指的是具體反應中的反應物，而氧化反應和還原反應分別指的是還原劑和氧化劑發(fā)生的化學變化。

(2)通常氧化劑具有氧化性。若某物質得電子能力強，則該物質氧化性較強。較難得電子的氧化劑則氧化性較弱。如氟原子比碘原子易得電子，所以氟的氧化性比碘強。還原性是指還原劑在反應中失去電子的難易。易失電子的還原劑，有較強的還原性，較難失電子的還原劑，則還原性較弱。如鉀比銅易失電子，所以鉀的還原性強，銅的還原性弱。值得注意的是氧化性、還原性的強弱，決定于得失電子的難易，而不是得失電子的多少。

(3)氧化劑發(fā)生還原反應的生成物叫做還原產(chǎn)物。還原劑發(fā)生氧化反應的生成物叫做氧化產(chǎn)物。這兩者都是指反應后的生成物。

(4)為了便于初學者理解和記憶，把氧化還原反應中的基本概念小結如下：

氧化劑具有氧化性，發(fā)生還原反應，生成還原產(chǎn)物。

還原劑具有還原性，發(fā)生氧化反應，生成氧化產(chǎn)物。

還原劑：失(失去電子)——高(化合價升高)——氧(發(fā)生氧化反應);

氧化劑：得(得到電子)——低(化合價降低)——還(發(fā)生還原反應)。

常見考點考法

1.必要性

科學研究必須要解決的一個問題就是對研究對象的合理分類，而分類的依據(jù)不同，就會得到多種分類結果。在初中化學里，根據(jù)反應中原子重新結合的形式將化學反應分為4種基本類型，用A，B，C，D表示原子或原子團時可寫出如下通式：

A+B→AB(化合反應)

AB→A+B(分解反應)

A+BC→AC+B(置換反應)

AB+CD→AD+CB(復分解反應)

顯然，這種分類方法建立在原子分子論的基礎上，由于原子結合形式的多樣性，4種基本類型不能包括全部化學反應。自19世紀末發(fā)現(xiàn)電子到20世紀初形成原子結構理論，人們逐漸認識到化學反應的實質是電子的運動狀態(tài)發(fā)生了變化，于是從電子轉移的角度又提出將化學反應劃分為氧化還原反應和非氧化還原反應兩大類，這樣分類可以囊括所有的化學反應，是一種更深層次的分類方法，也更加深入地揭示了化學反應的本質。

在初中化學課本里，氧化反應屬于化合反應，物質得氧是氧化，失氧是還原，由于這種認識只停留在事物的表面，所以常會導出一些錯誤的結論。例如H2S的不完全燃燒：

2H2S+O2=2S+2H2O

若按上述說法，H2S中S元素沒有與氧結合，所以未被氧化，而H元素與氧結合成水，所以被氧化，顯然這一結論是錯誤的。甚至在高一講過氧化還原反應之后，仍有部分學生在解題時受得氧是氧化這一思維定勢的影響，認為S和H2O都是上述反應的氧化產(chǎn)物。所以在高一課本第一章就提出氧化還原反應的新概念是十分必要的，但筆者認為《氧化還原反應》一節(jié)安排在第一章的最后一節(jié)更為適宜，這樣可以保證《鹵素》教學內容的連續(xù)性和整體性。

2.合理性

在氧化還原反應的新概念中，物質沒有得氧卻可以稱為氧化，這是使之成為教學難點的原因之一，為突破難點，可利用比較的方法突出其合理性。

2Mg+O2=2MgO

Mg+Cl2=MgCl2

Mg+H2SO4(稀)=MgSO4+H2

比較上述三個反應，從電子得失的角度分析，Mg發(fā)生了同樣的變 硫酸根結合也叫氧化是合理的，可行的，反之不同化合物中的Mg2+重新轉變成Mg，也都可以稱為還原。

二、氧化還原反應與非氧化還原反應的內在聯(lián)系

眾所周知，在化學上金屬與非金屬、酸與堿、離子鍵與共價鍵、離子化合物與共價化合物等都沒有嚴格的界限，或者說中間都存在著某種過渡狀態(tài)，從量變到質變。那么氧化還原反應與非氧化還原反應的關系是“逐步過渡”還是“非此即彼”的呢?我們以一個典型的非氧化還原反應為例，分析反應過程中有無電子的相對偏移。

NaOH+HCl=NaCl+H2O改寫成離子方程式為H++OH-=H2O，在反應物中，H+與H原子相比，少一個電子，帶一個正電荷，OH-中相對多一個電子，有成對電子對，帶一個負電荷。但生成物H2O中，電子對是共用的，也就是說H+在一定程度上得到了電子�？梢�，在中和反應中，電子仍有一定程度的偏移，只是為了研究化學問題的方便，人為規(guī)定用化合價是否改變(在大學化學中用氧化數(shù)，而氧化數(shù)本身就是人為的)來判斷“是”與“非”，當電子的偏移導致化合價的變化就稱為氧化還原反應，未引起化合價的改變就不屬于氧化還原反應。所以，氧化還原反應與非氧化還原反應之間不存在不可逾越的鴻溝，二者的區(qū)別僅在于電子轉移的程度不同而已。

三、氧化與還原的辯證關系

1.相互依存

氧化還原反應的本質是電子發(fā)生了轉移(得失或偏移)，在反應中電子有得必有失，因此氧化與還原相互依存。如在2Mg+O2=2MgO的反應中，Mg被氧化，氧被還原。氧化還原反應的相關概念多，容易相互干擾而產(chǎn)生負遷移，因此，要明確概念的范圍，理清概念間的內在聯(lián)系。這種內在聯(lián)系可用兩條等效的“線”表示：

得電子→化合價降低→被還原→是氧化劑→表現(xiàn)氧化性→得到還原產(chǎn)物

失電子→化合價升高→被氧化→是還原劑→表現(xiàn)還原性→得到氧化產(chǎn)物

電子得失是氧化還原的微觀本質;化合價升降是宏觀表現(xiàn)，也可以說是特征;被氧化、被還原是發(fā)生了什么變化，“劑”和“性”都針對反應物而言，產(chǎn)物即生成物。

2.相互轉化

在氧化還原反應中，氧化劑得電子化合價降低，得到還原產(chǎn)物，還原產(chǎn)物處于低價態(tài)具有還原性，在其他反應中又可作為還原劑。反之，由還原劑得到的氧化產(chǎn)物具有氧化性，在其他反應中可作為氧化劑，這種轉化關系可用下式表示：

這里隱含著一個重要規(guī)律，即氧化還原反應總是強氧化劑和強還原劑反應，轉化成弱氧化劑和弱還原劑。簡單地說，氧化還原反應的方向是由強到弱，教材中雖然沒有明確提出這一規(guī)律，但我們在教學中應將其引申出來，以提高學生對氧化還原反應的認識，適應考試的要求。

常見誤區(qū)提醒

注意區(qū)分還原劑和氧化劑 并了解常見的還原劑和氧化劑

常見的氧化劑。如鹵素單質F2、Cl2、Br2、I2;含較高價態(tài)元素的物質，如KMnO4、eCl3、HNO3等。

常見的還原劑。如金屬Na、Mg、Zn、Fe等以及H2、C、CO;含較低價態(tài)元素的物質，如H2S、HI、NaI、NH3等。

這篇關于氧化還原反應的高中化學知識點解析是小編精心為同學們準備的，希望大家認真閱讀!

本文來自：逍遙右腦記憶 http://m.yy-art.cn/gaozhong/132680.html

相關閱讀：高中化學實驗中需要注意的事項