【摘要】回望高三復習歷程，小編不得不說其中的第一輪復習極其重要，它將涵蓋所有的知識點，是我們對所學知識查缺補漏的最好機會，也可以說是全面復習的唯一機會，下面是“高中化學氧化還原反應解題指導”歡迎大家參考!

高中化學氧化還原反應解題指導

本節考點：氧化還原反應的基本概念;氧化性和還原性強弱的判斷;根據得失電子守恒推斷氧化產物或還原產物;配平氧化還原反應的方程式并標出電子轉移的方向和數目。

一、氧化還原反應的基本概念

二、氧化性和還原性強弱的比較

1.在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產物;還原性：還原劑>還原產物。

例3.根據反應：①I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI ②2FeCl2+Cl2=2FeCl3

③2FeCl3+2HI=2FeCl2+I2+2HCl 可知：I-、Fe2+、Cl-、SO2的還原性由強到弱的順序是( )

A.I->Fe2+>Cl->SO2 B.Cl->Fe2+>SO2>I-

C.Fe2+>I->Cl->SO2 D.SO2>I->Fe2+>Cl-

判斷一個氧化還原反應能否進行，也應遵循“由強到弱”的規律，即反應式中的物質應符合“氧化性：氧化劑>氧化產物;還原性：還原劑>還原產物”。

例4 已知I-、Fe2+、SO2、Cl-和H2O2均有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為Cl-2+2O2-2，則下列反應不能發生的是()

A.2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO42-+4H+ B.I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI

C.H2O2+H2SO4=SO2+O2+2H2O D.2Fe2++I2=2Fe3++2I-

2.根據元素周期表，同周期元素的單質(或原子)從左到右還原性漸弱，氧化性漸強(稀有氣體元素除外)，同主族元素單質(或原子)從上到下還原性漸強，氧化性漸弱。例如，氧化性：F2>Cl2>Br2>I2>S(含常識性知識)，還原性：Na對應的簡單離子的還原性：F----2-，氧化性：Na+>K+>Rb+>Cs+

3.根據金屬活動順序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H)Cu Hg Ag Pt Au

還 原 性 漸 弱

K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+(H+)Cu2+Fe3+Ag+

氧 化 性 漸 強

4.①據原電池電極：負極金屬比正極金屬活潑(還原性強);②據電解池中放電順序，先得(或失)電子者氧化性(或還原性)強，其規律為：陽離子得電子順序(即氧化性強弱順序)：參考3中規律。陰離子失電子順序(即還原性強弱順序)：S2->I->Br->Cl->OH->NO3-、SO42-等。

5.同種元素價態越高，氧化性越強(如Fe3+>Fe2+)，但例外地，氧化性：HClO>HClO2>HClO3>HClO4)，最高價態只有氧化性;價態越低，還原性越強(如S2->S>SO2)，最低價態只有還原性;中間價態兼具氧化性和還原性。

6.反應原理相似的不同反應中，反應條件要求越低，說明氧化劑或還原劑越強。

總的來說，比較氧化性和還原性強弱的根本依據在于得失電子能力的大小，而絕不能以得失電子數目的多少作為依據。

三、氧化還原反應的本質及應用

氧化還原反應的特征是化合價的升降，其本質是電子的轉移，且得失電子數目相等，這既是氧化還原反應方程式配平的原則，也是判斷氧化產物或還原產物的依據。

例6.據反應式N2H5++4Fe3+→4Fe2++Y+…，其氧化產物可能是___________。

例7.將3.48 gFe3O4完全溶解在100 mL 1mol/LH2SO4溶液中，然后加入K2Cr2O7溶液25 mL，恰好使溶液中的Fe2+全部反應完，Cr2O72-全部轉化為Cr3+，則K2Cr2O7溶液的物質的量濃度為()

A.0.033mol/L B.0.1mol/L C.0.2mol/L D.0.3mol/L

總結：以上就是“高中化學氧化還原反應解題指導”的全部內容，請大家認真閱讀，鞏固學過的知識，小編祝愿同學們在努力的復習后取得優秀的成績!

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