氧化还原反应本质与特征的高考核心考点解析

一、本质与特征

1. 本质

氧化还原反应的实质是 电子的转移，包括 电子的得失（如离子键的形成）或 共用电子对的偏移（如极性共价键的形成）。

示例：

金属与非金属反应（如2Na + Cl₂ → 2NaCl）：Na失去电子（被氧化），Cl₂得到电子（被还原）。

非金属间的反应（如H₂ + Cl₂ → 2HCl）：H与Cl通过共用电子对偏移形成极性键。

2. 特征

反应前后元素的 化合价发生变化，这是判断氧化还原反应的最直接依据。

注意：

有单质参与或生成的反应 不一定是 氧化还原反应（如O₂与O₃的转化）。

复分解反应（无化合价变化）一定不是氧化还原反应。

二、高考核心考点梳理

1. 基本概念辨析

氧化剂与还原剂：

氧化剂：化合价降低，得电子，被还原（如Cl₂、浓硫酸、KMnO₄）。

还原剂：化合价升高，失电子，被氧化（如金属单质、H₂、Fe²⁺）。

氧化产物与还原产物：

氧化产物是还原剂被氧化的生成物（如Fe³⁺、SO₄²⁻）。

还原产物是氧化剂被还原的生成物（如Cl⁻、Mn²⁺）。

2. 与四大基本反应类型的关系

置换反应：一定是氧化还原反应（如Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑）。

化合反应：若涉及单质参与，则为氧化还原反应（如2H₂ + O₂ → 2H₂O）。

分解反应：若生成单质，则为氧化还原反应（如2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑）。

复分解反应：非氧化还原反应（如NaOH + HCl → NaCl + H₂O）。

3. 氧化性与还原性强弱的判断

规律：

氧化性：氧化剂 > 氧化产物（如Cl₂ > Fe³⁺）。

还原性：还原剂 > 还原产物（如Fe > Fe²⁺）。

常见判断依据：

金属活动顺序表（金属还原性：K > Ca > Na > …）。

非金属氧化性：F₂ > O₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂。

浓度、温度等条件影响（如浓HNO₃氧化性强于稀HNO₃）。

三、高频考点与易错点

1. 守恒规律的应用

电子守恒：氧化剂得电子总数 = 还原剂失电子总数。

计算题示例：若反应中转移0.2mol电子，则对应被氧化的物质量为0.1mol（如Fe²⁺ → Fe³⁺）。

电荷守恒：离子反应中需配平电荷（如酸性条件下Cr₂O₇²⁻ → Cr³⁺需补充H⁺）。

2. 反应方向与优先规律

反应顺序：当多种还原剂共存时，还原性强的先被氧化（如Fe²⁺与I⁻共存时，I⁻优先被Cl₂氧化）。

归中与歧化：

归中反应：同种元素不同价态生成中间价态（如ClO⁻ + Cl⁻ + 2H⁺ → Cl₂↑ + H₂O）。

歧化反应：同种元素中间价态生成高低价态（如3Cl₂ + 6KOH → 5KCl + KClO₃ + 3H₂O）。

3. 实验与生活应用

实验设计：验证氧化性/还原性（如用KMnO₄与FeSO₄反应验证Fe²⁺的还原性）。

生活实例：

金属腐蚀（如钢铁的电化学腐蚀）。

电池原理（如锌锰干电池中Zn作负极被氧化）。

四、典型真题解析

1. （2023全国乙卷） 下列应用中涉及氧化还原反应的是（C）。

选项C（暖贴中铁粉与O₂反应放热）：Fe被氧化，O₂被还原，涉及电子转移。

2. （2022山东卷） 古医典中体现氧化性的是（C）。

选项C（硫与金属反应）：S的氧化性使金属被氧化。

五、备考建议

1. 强化基础：熟记氧化还原反应的特征（化合价变化）与本质（电子转移）。

2. 多维度训练：结合电化学、元素周期律等知识综合应用。

3. 注意陷阱：如单质参与的反应不一定是氧化还原反应（如O₃ → O₂）。

通过以上解析，考生可系统掌握氧化还原反应的核心考点，提升综合分析与应用能力！