Appearance
氧化剂与还原剂
概览
认识常见的氧化剂、还原剂，理解"氧化性/还原性强弱"的判定，是氧化还原学习承上启下的关键。 强弱比较是高考选择题的热点，其核心依据是：氧化剂的氧化性 > 氧化产物的氧化性；还原剂的还原性 > 还原产物的还原性。 本章还引入中间价态的两性（既有氧化性又有还原性）、歧化与归中，为后续配平与规律应用做铺垫。
核心概念
1. 氧化性与还原性
| 概念 | 含义 | 与物质关系 |
|---|---|---|
| 氧化性 | 物质得电子的能力（得到电子的性质） | 氧化剂具有氧化性 |
| 还原性 | 物质失电子的能力（失去电子的性质） | 还原剂具有还原性 |
强弱看"能力"，不看得失多少
氧化性/还原性强弱指得/失电子的难易程度，与得/失电子的数目无关。如 $\ce{Na}$ 失 1 个电子，$\ce{Al}$失 3 个电子，但$\ce{Na}$的还原性比$\ce{Al}$ 强（更容易失电子）。
2. 常见氧化剂与还原剂
常见氧化剂（得电子，化合价降低）：
| 类别 | 实例 | 还原产物 |
|---|---|---|
| 活泼非金属单质 | $\ce{O2}$、$\ce{Cl2}$、$\ce{Br2}$、$\ce{I2}$ | $\ce{O^2-}$、$\ce{Cl-}$、$\ce{Br-}$、$\ce{I-}$ |
| 高价金属离子 | $\ce{Fe^3+}$、$\ce{Cu^2+}$ | $\ce{Fe^2+}$、$\ce{Cu}$ |
| 高价含氧酸及其盐 | $\ce{HNO3}$（浓/稀）、$\ce{浓H2SO4}$、$\ce{KMnO4}$、$\ce{K2Cr2O7}$ | $\ce{NO2}$/$\ce{NO}$、$\ce{SO2}$、$\ce{Mn^2+}$、$\ce{Cr^3+}$ |
| 过氧化物 | $\ce{H2O2}$、$\ce{Na2O2}$ | $\ce{H2O}$、$\ce{NaOH}$ |
| 次氯酸盐 | $\ce{NaClO}$、$\ce{Ca(ClO)2}$ | $\ce{Cl-}$ |
常见还原剂（失电子，化合价升高）：
| 类别 | 实例 | 氧化产物 |
|---|---|---|
| 活泼金属 | $\ce{K}$、$\ce{Na}$、$\ce{Mg}$、$\ce{Al}$、$\ce{Fe}$、$\ce{Zn}$ | 金属阳离子 |
| 非金属单质 | $\ce{H2}$、$\ce{C}$、$\ce{S}$ | $\ce{H2O}$（或 $\ce{H+}$）、$\ce{CO2}$、$\ce{SO2}$ |
| 低价金属离子 | $\ce{Fe^2+}$ | $\ce{Fe^3+}$ |
| 低价含氧酸根/阴离子 | $\ce{I-}$、$\ce{S^2-}$、$\ce{SO3^2-}$、$\ce{Cl-}$ | $\ce{I2}$、$\ce{S}$、$\ce{SO4^2-}$、$\ce{Cl2}$ |
| 氧化物 | $\ce{CO}$ | $\ce{CO2}$ |
记忆
常见氧化剂："氯溴碘氧、高锰酸钾、浓稀硝酸、浓硫酸、三价铁、双氧水"。 常见还原剂："钾钠镁铝、氢碳一氧化碳、亚铁碘硫、硫化氢"。 $\ce{H2O2}$ 很特殊：遇强氧化剂作还原剂（$\ce{H2O2}$中氧由$-1$→$0$），遇强还原剂作氧化剂（氧由 $-1$→$-2$）。
3. 中间价态的两性
元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性，具体表现取决于反应相手方的强弱。
| 物质 | 价态 | 遇强还原剂（作氧化剂） | 遇强氧化剂（作还原剂） |
|---|---|---|---|
| $\ce{S}$ | $0$ | $\ce{S + Fe -> FeS}$ | $\ce{S + O2 ->[点燃] SO2}$ |
| $\ce{Fe^2+}$ | $+2$ | $\ce{Fe^2+ + Zn -> Zn^2+ + Fe}$ | $\ce{2Fe^2+ + Cl2 -> 2Fe^3+ + 2Cl-}$ |
| $\ce{H2O2}$ | $-1$（O） | $\ce{H2O2 + 2I- + 2H+ -> I2 + 2H2O}$ | $\ce{2H2O2 ->[MnO2] 2H2O + O2 ^}$ |
| $\ce{SO2}$（$\ce{S^{+4}}$） | $+4$ | $\ce{SO2 + 2H2S -> 3S v + 2H2O}$ | $\ce{2SO2 + O2 ->[催化剂] 2SO3}$ |
元素价态与氧化还原性
最高价态只有氧化性（如 $\ce{KMnO4}$中$\ce{Mn^{+7}}$、$\ce{HNO3}$中$\ce{N^{+5}}$、$\ce{H2SO4}$中$\ce{S^{+6}}$）； 最低价态只有还原性（如 $\ce{Cl-}$、$\ce{S^2-}$、$\ce{I-}$、$\ce{H2S}$中$\ce{S^{-2}}$）； 中间价态既有氧化性又有还原性（如 $\ce{Cl2}$中$\ce{Cl^0}$、$\ce{Fe^2+}$、$\ce{H2O2}$、$\ce{SO2}$）。
重点知识
1. 氧化性、还原性强弱的比较方法
（1）依据金属/非金属活动性顺序：
- 金属活动性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱：$\ce{K > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Cu > Hg > Ag}$（还原性），$\ce{K+ < Na+ < Mg^2+ < ... < Ag+}$（氧化性，近似）。
- 非金属活动性越强，单质氧化性越强：$\ce{F2 > Cl2 > Br2 > I2 > S}$。
（2）依据反应方向（最重要的判据）： 若反应 $\ce{氧化剂 + 还原剂 -> 还原产物 + 氧化产物}$ 能发生，则： $$\text{氧化性：氧化剂 > 氧化产物};\qquad \text{还原性：还原剂 > 还原产物}$$ 如由 $\ce{Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu}$可得：氧化性$\ce{Cu^2+ > Fe^2+}$，还原性 $\ce{Fe > Cu}$。
（3）依据元素周期表（同周期、同主族）：
- 同周期：从左到右单质还原性减弱、氧化性增强；
- 同主族：自上而下单质还原性增强、氧化性减弱。
（4）依据氧化还原反应的剧烈程度、反应条件：
- 条件越容易（常温 vs 加热 vs 高温）、现象越剧烈，氧化（还原）性越强。如 $\ce{Na}$ 与冷水剧烈反应、$\ce{Mg}$ 与热水反应、$\ce{Al}$需加热，还原性$\ce{Na > Mg > Al}$。
（5）依据产物中元素价态高低：
- 同一还原剂与不同氧化剂反应，产物中该元素价态越高，说明氧化剂氧化性越强。如 $\ce{Fe + S -> FeS}$（$\ce{Fe}$为$+2$）、$\ce{Fe + Cl2 -> FeCl3}$（$\ce{Fe}$为$+3$），氧化性 $\ce{Cl2 > S}$。
强弱比较的"自下而上"
最强的判据是反应能否发生："强氧化剂制弱氧化剂、强还原剂制弱还原剂"。记住反应式，按"氧化剂 > 氧化产物"排即可。
2. 歧化反应与归中反应（价态规律的应用）
歧化反应：同一物质中同种元素发生自身氧化还原（价态向高、低两个方向分开）。 $$\ce{Cl2 + 2NaOH -> NaCl + NaClO + H2O}$$ $\ce{Cl}$：$0$→$-1$（得电子，作氧化剂）、$0$→$+1$（失电子，作还原剂）。$\ce{Cl2}$ 既是氧化剂又是还原剂。
归中反应：同种元素不同价态的物质反应，生成中间价态（价态靠拢、不交叉）。 $$\ce{2H2S + SO2 -> 3S v + 2H2O}$$ $\ce{S}$：$-2$→$0$、$+4$→$0$，都归中到 $0$ 价。
归中"不相交"原则
同种元素高低价反应，产物价态介于二者之间且不交叉。如 $\ce{H2S}$（$-2$）与浓 $\ce{H2SO4}$（$+6$）反应生成 $\ce{S}$（$0$）和 $\ce{SO2}$（$+4$），但不能生成 $\ce{SO3}$ 之类超过中间的原则性错误。
3. 氧化还原反应的"一题多用"：强弱比较综合
由反应 ① $\ce{2Fe^3+ + 2I- -> 2Fe^2+ + I2}$；② $\ce{Cl2 + 2Fe^2+ -> 2Fe^3+ + 2Cl-}$。
- 由①：氧化性 $\ce{Fe^3+ > I2}$；还原性 $\ce{I- > Fe^2+}$。
- 由②：氧化性 $\ce{Cl2 > Fe^3+}$；还原性 $\ce{Fe^2+ > Cl-}$。
- 综合：氧化性 $\ce{Cl2 > Fe^3+ > I2}$；还原性 $\ce{I- > Fe^2+ > Cl-}$。
- 可预测：$\ce{Cl2}$与$\ce{I-}$反应生成$\ce{I2}$：$\ce{Cl2 + 2I- -> 2Cl- + I2}$。
典型例题
例题 1（强弱比较）
题目：根据下列反应判断有关物质氧化性强弱顺序：① $\ce{Cl2 + 2KBr -> 2KCl + Br2}$；② $\ce{Br2 + 2KI -> 2KBr + I2}$。正确的是（ ） A. $\ce{Cl2 > I2 > Br2}$ B. $\ce{Cl2 > Br2 > I2}$ C. $\ce{I2 > Br2 > Cl2}$ D. $\ce{Br2 > Cl2 > I2}$
分析：由①，$\ce{Cl2}$ 作氧化剂、$\ce{Br2}$作氧化产物，氧化性$\ce{Cl2 > Br2}$。由②，$\ce{Br2}$ 作氧化剂、$\ce{I2}$作氧化产物，氧化性$\ce{Br2 > I2}$。综合得 $\ce{Cl2 > Br2 > I2}$。
解答：选 B。
点评：利用"氧化剂 > 氧化产物"逐式排序，是强弱比较的最快方法。这类题常把多个反应串联，考查递推比较能力。
例题 2（转移电子数计算）
题目：用 $\ce{KMnO4}$ 与浓盐酸反应制氯气：$\ce{2KMnO4 + 16HCl(浓) -> 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 ^ + 8H2O}$。若生成标准状况下 $5.6\ \text{L}$ $\ce{Cl2}$，求转移电子的物质的量，并指出被氧化的 $\ce{HCl}$ 的物质的量。
分析：$\ce{Cl2}$中$\ce{Cl}$由$\ce{HCl}$中$-1$价升为$0$价，生成 1 mol$\ce{Cl2}$需 2 mol$\ce{Cl}$各失$1e^-$，共转移 $2e^-$。生成 $5.6\ \text{L}$ $\ce{Cl2}$，其物质的量 $=\dfrac{5.6}{22.4}=0.25\ \text{mol}$，转移电子 $=0.25\times 2=0.5\ \text{mol}$。被氧化的 $\ce{HCl}$即变成$\ce{Cl2}$的那部分，为$2n(\ce{Cl2})=0.5\ \text{mol}$。
解答： $$n(\ce{Cl2})=\frac{V}{V_m}=\frac{5.6}{22.4}=0.25\ \text{mol}$$ $$n(e^-)=0.25\times 2=0.5\ \text{mol},\qquad n(\ce{HCl})_{\text{被氧化}}=2\times 0.25=0.5\ \text{mol}$$
答：转移电子 0.5 mol，被氧化的 $\ce{HCl}$ 为 0.5 mol。
点评：16 mol $\ce{HCl}$中只有 10 mol 被氧化（生成 5 mol$\ce{Cl2}$），其余 6 mol 起酸性作用。抓住"被氧化的 $\ce{HCl}$全部转化为$\ce{Cl2}$"即可速算。
易错提醒
易错提醒
- 氧化性强弱 ≠ 得电子多少：氧化性强弱是"得电子能力/难易"，$\ce{Na}$得电子能力弱于$\ce{Ag+}$，尽管 $\ce{Na}$ 只失 1 个电子。
- 同一物质可作氧化剂也可作还原剂：$\ce{H2O2}$、$\ce{SO2}$、$\ce{Fe^2+}$ 等中间价态物质，强弱取决于对手。
- $\ce{H2O2}$作氧化剂时被还原成$\ce{H2O}$（$\ce{O}$由$-1$→$-2$），作还原剂时被氧化成 $\ce{O2}$（$\ce{O}$由$-1$→$0$），注意区分。
- 被氧化的 $\ce{HCl}$≠ 参加反应的$\ce{HCl}$：如与 $\ce{KMnO4}$反应时部分$\ce{HCl}$ 只提供酸性。
- 歧化与归中易混淆：歧化是"一变二"（同一物质价态向高低分散），归中是"二变一"（不同价态向中间靠拢）。
- "强氧化剂制弱氧化剂"：氧化性、还原性只能在反应中比较，脱离反应无法比较。
与其他知识关联
- 概念基础见 01-氧化还原基本概念；强弱比较与配平、规律应用见 04-氧化还原反应的规律、03-氧化还原方程式配平。
- 元素周期表中氧化性、还原性递变规律在后续"元素周期表与周期律"章节系统学习。
- 常见氧化剂（$\ce{Cl2}$、$\ce{HNO3}$、$\ce{浓H2SO4}$、$\ce{Fe^3+}$）的氧化产物还原产物在元素化学各章反复出现。
- 氧化还原型离子共存（$\ce{Fe^3+}$与$\ce{I-}$、酸性 $\ce{NO3-}$）见 02-离子反应/03-离子共存与离子检验。
返回 00-氧化还原反应总览