鉴于化学知识点的重要性，小编为您提供了这篇关于氧化还原反应的高中化学知识点解析，希望对您在化学方面的学习有所帮助。

知识点总结

(1)氧化剂和还原剂指的是具体反应中的反应物，而氧化反应和还原反应分别指的是还原剂和氧化剂发生的化学变化。

(2)通常氧化剂具有氧化性。若某物质得电子能力强，则该物质氧化性较强。较难得电子的氧化剂则氧化性较弱。如氟原子比碘原子易得电子，所以氟的氧化性比碘强。还原性是指还原剂在反应中失去电子的难易。易失电子的还原剂，有较强的还原性，较难失电子的还原剂，则还原性较弱。如钾比铜易失电子，所以钾的还原性强，铜的还原性弱。值得注意的是氧化性、还原性的强弱，决定于得失电子的难易，而不是得失电子的多少。

(3)氧化剂发生还原反应的生成物叫做还原产物。还原剂发生氧化反应的生成物叫做氧化产物。这两者都是指反应后的生成物。

(4)为了便于初学者理解和记忆，把氧化还原反应中的基本概念小结如下：

氧化剂具有氧化性，发生还原反应，生成还原产物。

还原剂具有还原性，发生氧化反应，生成氧化产物。

还原剂：失(失去电子)——高(化合价升高)——氧(发生氧化反应);

氧化剂：得(得到电子)——低(化合价降低)——还(发生还原反应)。

常见考点考法

1.必要性

科学研究必须要解决的一个问题就是对研究对象的合理分类，而分类的依据不同，就会得到多种分类结果。在初中化学里，根据反应中原子重新结合的形式将化学反应分为4种基本类型，用A，B，C，D表示原子或原子团时可写出如下通式：

A+B→AB(化合反应)

AB→A+B(分解反应)

A+BC→AC+B(置换反应)

AB+CD→AD+CB(复分解反应)

显然，这种分类方法建立在原子分子论的基础上，由于原子结合形式的多样性，4种基本类型不能包括全部化学反应。自19世纪末发现电子到20世纪初形成原子结构理论，人们逐渐认识到化学反应的实质是电子的运动状态发生了变化，于是从电子转移的角度又提出将化学反应划分为氧化还原反应和非氧化还原反应两大类，这样分类可以囊括所有的化学反应，是一种更深层次的分类方法，也更加深入地揭示了化学反应的本质。

在初中化学课本里，氧化反应属于化合反应，物质得氧是氧化，失氧是还原，由于这种认识只停留在事物的表面，所以常会导出一些错误的结论。例如H2S的不完全燃烧：

2H2S+O2=2S+2H2O

若按上述说法，H2S中S元素没有与氧结合，所以未被氧化，而H元素与氧结合成水，所以被氧化，显然这一结论是错误的。甚至在高一讲过氧化还原反应之后，仍有部分学生在解题时受得氧是氧化这一思维定势的影响，认为S和H2O都是上述反应的氧化产物。所以在高一课本第一章就提出氧化还原反应的新概念是十分必要的，但笔者认为《氧化还原反应》一节安排在第一章的最后一节更为适宜，这样可以保证《卤素》教学内容的连续性和整体性。

2.合理性

在氧化还原反应的新概念中，物质没有得氧却可以称为氧化，这是使之成为教学难点的原因之一，为突破难点，可利用比较的方法突出其合理性。

2Mg+O2=2MgO

Mg+Cl2=MgCl2

Mg+H2SO4(稀)=MgSO4+H2

比较上述三个反应，从电子得失的角度分析，Mg发生了同样的变 硫酸根结合也叫氧化是合理的，可行的，反之不同化合物中的Mg2+重新转变成Mg，也都可以称为还原。

二、氧化还原反应与非氧化还原反应的内在联系

众所周知，在化学上金属与非金属、酸与碱、离子键与共价键、离子化合物与共价化合物等都没有严格的界限，或者说中间都存在着某种过渡状态，从量变到质变。那么氧化还原反应与非氧化还原反应的关系是“逐步过渡”还是“非此即彼”的呢?我们以一个典型的非氧化还原反应为例，分析反应过程中有无电子的相对偏移。

NaOH+HCl=NaCl+H2O改写成离子方程式为H++OH-=H2O，在反应物中，H+与H原子相比，少一个电子，带一个正电荷，OH-中相对多一个电子，有成对电子对，带一个负电荷。但生成物H2O中，电子对是共用的，也就是说H+在一定程度上得到了电子。可见，在中和反应中，电子仍有一定程度的偏移，只是为了研究化学问题的方便，人为规定用化合价是否改变(在大学化学中用氧化数，而氧化数本身就是人为的)来判断“是”与“非”，当电子的偏移导致化合价的变化就称为氧化还原反应，未引起化合价的改变就不属于氧化还原反应。所以，氧化还原反应与非氧化还原反应之间不存在不可逾越的鸿沟，二者的区别仅在于电子转移的程度不同而已。

三、氧化与还原的辩证关系

1.相互依存

氧化还原反应的本质是电子发生了转移(得失或偏移)，在反应中电子有得必有失，因此氧化与还原相互依存。如在2Mg+O2=2MgO的反应中，Mg被氧化，氧被还原。氧化还原反应的相关概念多，容易相互干扰而产生负迁移，因此，要明确概念的范围，理清概念间的内在联系。这种内在联系可用两条等效的“线”表示：

得电子→化合价降低→被还原→是氧化剂→表现氧化性→得到还原产物

失电子→化合价升高→被氧化→是还原剂→表现还原性→得到氧化产物

电子得失是氧化还原的微观本质;化合价升降是宏观表现，也可以说是特征;被氧化、被还原是发生了什么变化，“剂”和“性”都针对反应物而言，产物即生成物。

2.相互转化

在氧化还原反应中，氧化剂得电子化合价降低，得到还原产物，还原产物处于低价态具有还原性，在其他反应中又可作为还原剂。反之，由还原剂得到的氧化产物具有氧化性，在其他反应中可作为氧化剂，这种转化关系可用下式表示：

这里隐含着一个重要规律，即氧化还原反应总是强氧化剂和强还原剂反应，转化成弱氧化剂和弱还原剂。简单地说，氧化还原反应的方向是由强到弱，教材中虽然没有明确提出这一规律，但我们在教学中应将其引申出来，以提高学生对氧化还原反应的认识，适应考试的要求。

常见误区提醒

注意区分还原剂和氧化剂 并了解常见的还原剂和氧化剂

常见的氧化剂。如卤素单质F2、Cl2、Br2、I2;含较高价态元素的物质，如KMnO4、eCl3、HNO3等。

常见的还原剂。如金属Na、Mg、Zn、Fe等以及H2、C、CO;含较低价态元素的物质，如H2S、HI、NaI、NH3等。

这篇关于氧化还原反应的高中化学知识点解析是小编精心为同学们准备的，希望大家认真阅读!

本文来自：逍遥右脑记忆 /gaozhong/132680.html

相关阅读：高二化学教案 影响化学平衡的条件
判断离子方程式正误的注意事项
如何全面理解掌握高中的重要实验(3)
高中化学实验知识点：浓度、温度对化学平衡的影响
怎么上好化学讲评课