化学初高中教材衔接——氧化剂、还原剂

1. 从电子转移本质定义氧化剂、还原剂及相关产物概念；

2. 识记常见的氧化剂与还原剂；

3. 掌握氧化性、还原性强弱的比较方法；

4. 理解电子守恒规律，用于配平与计算。

1.氧化剂：提供氧的物质。

还原剂：夺去氧的物质。

2.金属活动性（还原性）：

K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞Zn＞Fe＞Sn＞Pb＞(H)＞Cu＞Hg＞Ag＞Pt＞Au

(1)常见的氧化剂：

①活泼的非金属单质:如Cl₂、O₂、Br₂、F₂等。

②高价金属阳离子:如Fe³⁺、Sn⁴⁺、Cu²⁺等。

③高价或较高价含氧化合物:如KMnO₄‌、MnO₂、PbO₂、KClO₃等。

④过氧化物:如H₂O₂、Na₂O₂等。

(2)常见的还原剂

①金属单质:如K、Na、Mg等。

②某些非金属单质:如H₂、C、Si等。

③低价态金属阳离子:如Fe²⁺、Cu⁺等。

④元素处于低价态的氧化物:如CO、NO、SO₂等。

⑤非金属阴离子及低价态化合物:如S²⁻、I⁻、H₂S等。

⑥非金属氢化物:如HBr、HI、H₂S等。

(1)根据氧化还原反应方程式判断

氧化性：氧化剂（反应物）＞氧化产物（产物）

还原性：还原剂（反应物）＞还原产物（产物）

(2)根据金属活动性顺序判断

(3)根据非金属活动性顺序判断

非金属单质得电子能力逐渐减弱，氧化性逐渐增强。

非金属单质对应阴离子失电子能力逐渐增强，还原性逐渐增强。

(4)根据同种元素的价态高低判断

一般来说，对于同种元素来说，价态越高，其氧化性越强；价态越低，其还原性越强。

如：

但氧化性: HClO＞HClO₂＞HClO₃＞HClO₄

还原剂失电子总数＝氧化剂得电子总数＝氧化剂化合价降低总数＝还原剂化合价升高总数＝转移电子总数

应用：氧化还原反应方程式的配平和相关计算。

即：氧化剂→得到电子→所含元素化合价降低→被还原→发生还原反应→得到还原产物；

还原剂→失去电子→所含元素化合价升高→被氧化→发生氧化反应→得到氧化产物。

记忆口诀：“升失氧作还原剂、降得还作氧化剂”。 

1.下列物质之间的转化，需要加入还原剂才能实现的是(  )

2.已知强弱顺序：还原性：I⁻＞Fe²⁺＞Br⁻＞Cl⁻，氧化性：Cl₂＞Br₂＞Fe³⁺＞I₂，下列反应的化学方程式或叙述不成立的是(  )

A.Br₂+2HI=I₂+2HBr 

B.2FeCl₂+Cl₂=2FeCl₃

C.2FeCl₂+2HCl+I₂=2FeCl₃+2HI

D.Cl₂通入NaBr和NaI的混合溶液中：I⁻先被氧化

3.宋代著名法医学家宋慈的《洗冤集录》中有关于银针验毒的记载，其原理是4Ag+2H₂S+O₂=2X+2H₂O，下列说法不正确的是(  )

A.X为Ag₂S

B.银针验毒时，空气中的氧气得到电子

C.该反应中Ag和H₂S均是还原剂

D.该反应每生成1个X，转移2个电子

答案：1.C  2.C  3.C