有很多的同學是非常想知道，高中化學氧化還原反應的知識點有哪些，小編整理了相關信息，希望會對大家有所幫助！

氧化還原反應的知識點有哪些

氧化還原反應各概念之間的關系

高中化學知識點1、反應類型：

氧化反應：物質所含元素化合價升高的反應。

還原反應：物質所含元素化合價降低的反應。

氧化還原反應：有元素化合價升高和降低的反應。

高中化學知識點2、反應物：

氧化劑：在反應中得到電子的物質

還原劑：在反應中失去電子的物質

高中化學知識點3、產(chǎn)物：

氧化產(chǎn)物：失電子被氧化后得到的產(chǎn)物

還原產(chǎn)物：得電子被還原后得到的產(chǎn)物

高中化學知識點4、物質性質：

氧化性：氧化劑所表現(xiàn)出得電子的性質

還原性：還原劑所表現(xiàn)出失電子的性質

常見的氧化劑與還原劑

高中化學知識點1、物質在反應中是作為氧化劑還是作為還原劑，主要取決于元素的化合價。

①元素處于最高價時，它的原子只能得到電子，因此該元素只能作氧化劑，如+7價的Mn和+6價的S

②元素處于中間價態(tài)時，它的原子隨反應條件不同，既能得電子，又能失電子，因此該元素既能作氧化劑，又能作還原劑，如0價的S和+4價的S

③元素處于最低價時，它的原子則只能失去電子，因此該元素只能作還原劑，如-2價的S

高中化學知識點2、重要的氧化劑

①活潑非金屬單質，如F2、Cl2、Br2、O2等。

②元素處于高價時的氧化物、高價含氧酸及高價含氧化酸鹽等，如MnO2，NO2；濃H2SO4，HNO3；KMnO4，KClO3，F(xiàn)eCl3等。

③過氧化物，如Na2O2，H2O2等。

高中化學知識點3、重要的還原劑

①金屬單質，如Na，K，Zn，F(xiàn)e等。

②某些非金屬單質，如H2，C，Si等。

③元素處于低化合價時的氧化物，如CO，SO2等。

④元素處于低化合價時的酸，如HCl（濃），HBr，HI，H2S等。

⑤元素處于低化合價時的鹽，如Na2SO3，F(xiàn)eSO4等。

氧化還原反應的考點

氧化還原反應各概念之間的關系

1、反應類型：

氧化反應：物質所含元素化合價升高的反應。

還原反應：物質所含元素化合價降低的反應。

氧化還原反應：有元素化合價升高和降低的反應。

2、反應物：

氧化劑：在反應中得到電子的物質

還原劑：在反應中失去電子的物質

3、產(chǎn)物：

氧化產(chǎn)物：失電子被氧化后得到的產(chǎn)物

還原產(chǎn)物：得電子被還原后得到的產(chǎn)物

4、物質性質：

氧化性：氧化劑所表現(xiàn)出得電子的性質

還原性：還原劑所表現(xiàn)出失電子的性質

常見的氧化劑與還原劑

1、物質在反應中是作為氧化劑還是作為還原劑，主要取決于元素的化合價。

（1）元素處于最高價時，它的原子只能得到電子，因此該元素只能作氧化劑，如+7價的Mn和+6價的S

（2）元素處于中間價態(tài)時，它的原子隨反應條件不同，既能得電子，又能失電子，因此該元素既能作氧化劑，又能作還原劑，如0價的S和+4價的S

（3）元素處于最低價時，它的原子則只能失去電子，因此該元素只能作還原劑，如-2價的S

2、重要的氧化劑

（1）活潑非金屬單質，如F₂、Cl₂、Br₂、O₂等。

（2）元素處于高價時的氧化物、高價含氧酸及高價含氧化酸鹽等，如MnO₂，NO₂；濃H₂SO₄，HNO₃；KMnO₄，KClO₃，F(xiàn)eCl₃等。

（3）過氧化物，如Na₂O₂，H₂O₂等。

3、重要的還原劑

（1）金屬單質，如Na，K，Zn，F(xiàn)e等。

（2）某些非金屬單質，如H2，C，Si等。

（3）元素處于低化合價時的氧化物，如CO，SO2等。

（4）元素處于低化合價時的酸，如HCl（濃），HBr，HI，H2S等。

（5）元素處于低化合價時的鹽，如Na2SO3，F(xiàn)eSO4等。

氧化還原反應的反應規(guī)律

1、價態(tài)規(guī)律

同種元素，處于最高價態(tài)時只具有氧化性。處于最低價態(tài)時只具有還原性。處于中間價態(tài)時既有氧化性又有還原性。

2、歧化和歸中規(guī)律

價態(tài)歸中規(guī)律：同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應時，價態(tài)的變化“只靠攏，可相交，不相叉”。

3、反應先后規(guī)律

在濃度相差不大的溶液中：

（1）同時含有集中還原劑時，加入氧化劑后，還原性強的優(yōu)先被氧化。

（2）同時含有集中氧化劑時，加入還原劑后，氧化性強的優(yōu)先被還原。

4、守恒規(guī)律

在任何氧化還原反應中：化合價升高總數(shù) = 化合價降低總數(shù)，還原劑失電子總數(shù) = 氧化劑得電子總數(shù)。并且反應前后電荷數(shù)相等。

氧化性與還原性的強弱判斷規(guī)律

1、根據(jù)氧化還原反應方程式的判斷

氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物

還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物

可總結為：比什么性，找什么劑，產(chǎn)物之性弱于劑。

2、根據(jù)金屬活動性順序判斷

K Ca Na Mg AlZn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

從左向右還原性逐漸減弱，對應離子的氧化性逐漸增強

3、根據(jù)反應條件和反應的劇烈程度

反應條件要求越低，反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性越強。

4、根據(jù)氧化性還原反應的程度

相同條件下：

（1）不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產(chǎn)物價態(tài)高的氧化性強。

（2）不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產(chǎn)物價態(tài)低的還原性強。

氧化還原反應方程式的配平

1、三個原則：得失電子守恒原則，原子守恒原則，電荷守恒原則

2、一般方法：化合價升降法聯(lián)合最小公倍數(shù)法

3、配平技巧：

（1）正向配平法：先從氧化劑和還原劑開始配平。

適用范圍：分子間的氧化還原反應，所有元素參與的氧化還原反應，生成物中物質即是氧化物又是還原產(chǎn)物。

（2）逆向配平法：先從氧化還原產(chǎn)物開始配平。

適用范圍：自身氧化還原反應，反應物中某一部分被氧化或被還原

（3）整體配平發(fā)：當某一元素的原子或原子團（多見于有機反應配平）在某化合物中有數(shù)個時，可將它作為一個整體對待，根據(jù)化合物中元素化合價代數(shù)和為零的原則予以整體標價。

（4）缺項配平法

如果所給的化學方程式中有反應物或生成物沒有寫出來，在配平時，如果所空缺的物質不發(fā)生電子的得失，僅僅是提供一種發(fā)生反應的酸、堿、中性的環(huán)境，可先把有化合價升降的元素配平，最后根據(jù)電荷守恒和原子守恒確定缺項物質，配平。

（5）其他配平法

①奇偶配平法

這種方法適用于化學方程式兩邊某一元素多次出現(xiàn)，并且兩邊的該元素原子總數(shù)有一奇一偶，例如：C₂H₂+O₂→CO₂+H2O。

此方程式配平從先出現(xiàn)次數(shù)最多的氧原子配起。

O₂內(nèi)有2個氧原子，無論化學式前系數(shù)為幾，氧原子總數(shù)應為偶數(shù)。故右邊H₂O的系數(shù)應配2（若推出其它的分子系數(shù)出現(xiàn)分數(shù)則可配4），由此推知C₂H₂前2，式子變?yōu)椋?C₂H₂+O₂→CO₂+2H₂O，由此可知CO₂前系數(shù)應為4，最后配單質O₂為5，把短線改為等號，寫明條件即可：2C₂H₂+5O₂==4CO₂+2H₂O。

②觀察法配平

有時方程式中會出現(xiàn)一種化學式比較復雜的物質，我們可通過這個復雜的分子去推其他化學式的系數(shù)，例如：Fe+H₂O——Fe₃O₄+H₂。

Fe₃O₄化學式較復雜，顯然，F(xiàn)e₃O₄中Fe來源于單質Fe，O來自于H₂O，則Fe前配3，H₂O前配4，則式子為：3Fe+4H₂O＝Fe₃O₄+H_2，由此推出H₂系數(shù)為4，寫明條件，短線改為等號即可：3Fe+4H₂O==Fe₃O₄+4H_2。

③歸一法

找到化學方程式中關鍵的化學式，定其化學式前計量數(shù)為1，然后根據(jù)關鍵化學式去配平其他化學式前的化學計量數(shù)。若出現(xiàn)計量數(shù)為分數(shù)，再將各計量數(shù)同乘以同一整數(shù)，化分數(shù)為整數(shù)，這種先定關鍵化學式計量數(shù)為1的配平方法，稱為歸一法。

做法：選擇化學方程式中組成最復雜的化學式，設它的系數(shù)為1，再依次推斷。

氧化還原反應的相關計算

1、計算依據(jù)：

氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù)。

2、計算公式：

氧化劑的物質的量×變價元素原子的個數(shù)×化合價的變化值等=還原劑的物質的量×變價元素原子的個數(shù)×化合價的變化值。