2026年高考化学二轮复习（全国）专题04 氧化还原反应（讲义）（原卷版）

专题04氧化还原反应

目录

第一部分考情精析

第二部分重难考点深解

【考点01】氧化还原反应的基本概念

【考点02】氧化还原反应的基本规律及其应用

【考点03】氧化还原反应方程式的配平与计算

第三部分解题思维优化

【题型01】考查氧化还原反应基础概念与简单应用

【题型02】考查氧化还原反应的规律与计算

【题型03】考查氧化还原反应与实验探究、设计相结合

【题型04】考查氧化还原反应与化学反应机理相结合

【题型05】考查氧化还原反应在实际工业生产中的应用

主战场转移：氧化还原反应已从单纯概念考查转向结合STSE的情境化判断；从简

单计算转向复杂体系的规律综合应用；新增与化学反应机理的深度融合考查；强化

与工业生产、实验探究的结合。

核心考向聚焦核心价值：试题通过将知识考查与价值引领有机融合，既让学生掌握化学核心规律，

又引导学生认识化学的社会价值，形成“用化学视角观察世界、用化学思维解决问

题、用化学责任服务社会”的综合素养，充分体现高考“立德树人、服务选才、引

导教学”的核心功能。

关键能力：本专题重点考查“宏观辨识与微观探析”素养。要求学生从宏观（反应现

象、物质转化）与微观（电子转移、价态变化）双重角度分析氧化还原反应，培养“宏

关键能力与思维瓶颈观-微观-符号”三重表征的思维方式，这是化学学科核心素养的核心内容。

培优瓶颈：从“知识记忆”转向“思维建模”，从“单一应用”转向“综合迁移”。

通过“精准破障筑牢基础、体系化训练突破难点、规范落地避免失分、高阶训练提

升能力”的四阶策略，让学生掌握“本质规律—情境拆解—模型构建—规范

表达”的完整解题逻辑，既能应对常规难题，又能从容破解创新情境题，实现专题

高分突破。

预测：2026年高考中，氧化还原反应为“基础为王、情境导向、能力立意”的整体

趋势，该专题的考查大概率会延续核心考点，同时进一步强化知识与真实场景的融

合。

策略：备考需兼顾基础巩固、难点突破与能力迁移，围绕“概念—规律—应用—

实战”四层递进展开。

命题前瞻与备考策略

重点训练：1.分层刷题适配难度，基础阶段练概念辨析、简单方程式配平；中档阶

段集中练化工流程片段、实验综合题；2.建立专题错题本，按“概念错误、配平失误、

规律应用错误、规范失分”分类整理；3.规范答题格式，书写方程式时注明反应条件、

沉淀和气体符号；计算题分步书写电子守恒关系式，保留有效数字；实验题描述时

衔接现象与结论，确保逻辑严谨，减少细节失分。

考点01氧化还原反应的基本概念

一、重点知识梳理

1.依据框图理清4对概念之间的关系

2．正确理解氧化还原反应的实质

概念理解抓实质，解题应用靠特征，即从氧化还原反应的实质——电子转移去分析理解有关概念，而在实

际解题过程中，应从分析元素化合价有无变化这一氧化还原反应的特征入手。具体方法是找变价、判类型、

分升降、定其他。其中“找变价”是非常关键的一步，特别是不同反应物中含有同种元素的氧化还原反应，

必须弄清元素化合价的变化情况。

3.学会表示氧化还原反应电子转移的方向和数目的方法

（1）双线桥法：①标变价，②画箭头，③算数目，④说变化。

（2）单线桥法：箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得”“失”字样。

4.熟记特殊物质中常考元素的化合价

NaClO2(Cl:+3)、CuCl(Cu:+1)、N2H4(N:-2)、NaBH4(H:-1)、K2Cr2O7(Cr:+6)、Na2CrO4(Cr:+6)、H2C2O4(C:+3)、

Na2S2O3(S:+2)、MnO(OH)2(Mn:+4)、K2FeO4(Fe:+6)、CuFeS2(Fe:+2、S:-2)、LiNH2(N:-3)、LiCoO2(Co:+3)、

HCN(C:+2、N:-3)、H2O2(O:-1)。

5.辨析氧化还原反应基本概念常出现的“6个误区”

（1）误认为有单质参与或生成的反应一定是氧化还原反应。如O2与O3的转化为非氧化还原反应。

（2）误认为元素由化合态变为游离态一定被还原，其实不一定。如HCl→Cl2，氯元素被氧化；CuO→Cu，

铜元素被还原。

（3）误认为氧化还原反应中有一种元素被氧化，则一定有另一种元素被还原，其实不一定。如Cl2＋H2O=HCl

＋HClO中，被氧化和被还原的都是氯元素。

（4）误认为具有氧化性的物质和具有还原性的物质一定都能发生化学反应，其实不一定。如SO2具有还原

性，浓H2SO4具有氧化性，但二者不发生氧化还原反应。

（5）误认为同种元素的高价态的物质一定比低价态物质的氧化性强，其实不一定，如HClO的氧化性高于

2－

HClO4。误认为含最高价态元素的化合物一定有强氧化性，其实不一定，如H3PO4、SO4；误认为含低价态

元素的化合物没有强氧化性，其实不一定，如HClO具有强氧化性。

（6）误认为得电子难的物质一定易失电子，如第ⅣA族和稀有气体既不容易得到电子也不容易失去电子。

二、培优瓶颈——概念辨析不精准、本质理解不深刻、陌生情境迁移弱、综合应用不灵活

1.核心表现

（1）概念辨析混淆，易踩“文字陷阱”

①误将“得电子”与“被氧化”、“失电子”与“被还原”对应（如判断“Fe3+得电子被氧化为Fe2+”）；

②混淆“氧化剂/还原剂”与“氧化产物/还原产物”（如认为“氧化剂对应氧化产物”）；

③对“氧化反应”“还原反应”的判断仅依赖元素价态变化，忽略“反应本质是电子转”（如无法解释“无明显价

态变化的反应是否为氧化还原反应”）；

④误解“氧化性/还原性”与“氧化反应/还原反应”的关系（如认为“具有氧化性的物质一定发生氧化反应”）。

（2）双线桥法应用不规范，电子转移分析错误

①标注电子转移时，箭头方向错误（如从还原产物指向氧化剂）；

②电子转移数目计算错误（如未考虑参加反应的原子个数，将“Cu与Cl2反应”的电子转移数标为“1e⁻”而非

“2e⁻”）；

③忽略“部分参加反应的物质”的电子转移分析（如过量Fe与稀硝酸反应，仅部分NO₃⁻被还原，仍按全部

-

NO3计算电子转移）。

（3）陌生情境下概念迁移能力弱

2-2-

①面对新型氧化剂/还原剂（如NaClO2、S2O3、Cr2O7等），无法快速判断其氧化性/还原性及产物价态；

②对复杂体系（如多步氧化还原反应、离子共存中的氧化还原限制），无法梳理“谁氧化谁、谁还原谁”的

逻辑关系；

③混淆“氧化还原反应与非氧化还原反应”的边界。

（4）氧化性/还原性强弱比较逻辑混乱

①仅通过“反应剧烈程度”“反应速率”判断强弱（如认为“Na与水反应比Al剧烈，故Na的还原性比Al强”，

虽结论正确，但逻辑错误，强弱比较的核心是“得失电子能力”而非“反应速率”）；

②无法根据氧化还原反应方程式推导强弱关系（如由“2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+”，误推出“Cu的还原性比Fe2+

弱”）；

③忽略“浓度、温度、酸碱性”对氧化性/还原性的影响（如认为“浓硝酸与稀硝酸的氧化性相同”）。

2.成因分析

（1）本质理解碎片化，机械记忆为主学生多通过“升失氧、降得还”的口诀记忆概念，未建立“电子转移→价

态变化→反应类型→物质角色”的逻辑链，对概念间的内在关联理解不透彻，导致遇到“反向设问”“陌生情境”

时易出错。

（2）缺乏规范的解题模型，操作不熟练对“双线桥法”“强弱比较三步法”等核心解题工具的应用缺乏标准化

训练，标注电子转移、推导产物价态时仅凭经验，未形成“先标价态→再找得失→最后定关系”的严谨流程。

（3）元素化合物知识储备不足，限制迁移能力对常见元素的价态变化规律（如Fe的+2/+3价、Cr的+6/+3

价、S的-2/0/+4/+6价）掌握不扎实，面对陌生物质时，无法根据元素价态推断其氧化性/还原性，进而无法

判断反应产物。

（4）思维深度不足，忽略“条件对反应的影响”培优阶段的题目常涉及“浓度、温度、酸碱性”等限定条件，

学生仍沿用基础阶段的“一刀切”判断方式，未意识到“同一物质在不同条件下氧化性/还原性可能不同”（如

ClO⁻在酸性条件下氧化性强于碱性条件）。

3.突破策略

（1）构建“本质→概念”逻辑链，夯实基础认知

①锚定核心本质：电子转移

以“电子转移”为起点，推导所有概念的内在关联，形成结构化知识网络：

a.电子转移（本质）→元素价态变化（外在表现）→失电子→价态升高→氧化反应→还原剂→还原性→氧化

产物。

b.电子转移（本质）→元素价态变化（外在表现）→得电子→价态降低→还原反应→氧化剂→氧化性→还原

产物。

②编制“概念辨析清单”，规避文字陷阱汇总高频易混淆概念，对比核心差异：

概念组核心差异易错点警示

氧化剂vs氧化剂：得电子、价态降低；氧化产物：失氧化剂对应还原产物，氧化产物

氧化产物电子后的产物、价态升高对应还原剂

氧化性vs氧化性：得电子的能力；氧化反应：失电子

具有氧化性的物质发生还原反应

氧化反应的过程

还原性vs还原性：失电子的能力；还原反应：得电子

具有还原性的物质发生氧化反应

还原反应的过程

电子转移

电子转移是本质，价态变化是表现；失1e⁻价态变化为0的物质可能是氧化

vs价态变

对应价态升高1，得1e⁻对应价态降低1剂/还原剂（如Cl₂自身歧化）

化

（2）强化“双线桥法”规范训练，建立解题模型

①标准化操作流程（四步走）

第一步：标价态——标注反应前后所有元素的化合价（陌生元素可根据化合物中正负化合价代数和为0推

导）；

第二步：找得失——找出化合价升高（失电子）和降低（得电子）的元素，明确变化幅度；

第三步：画双线——箭头从反应物指向生成物，对准同一元素，标注“失电子”“得电子”及转移数目（转移数

目=元素化合价变化幅度×参加反应的原子个数）；

第四步：定关系——根据双线桥确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物及电子转移总数。

②专项突破：复杂情境下的双线桥分析

-

a.针对“部分参加反应的物质”：如“3Cu+8HNO3（稀）=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O”，标注时明确“仅2个NO3

-

被还原，6个NO3未参与氧化还原”，电子转移数为“6e⁻”；

b.针对“歧化反应”：如“Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O”，双线桥分别从Cl₂指向NaCl（得1e⁻）和NaClO（失

1e⁻），明确“同一物质既作氧化剂又作还原剂”；

c.针对“多步氧化还原反应”：如“FeS2+O2=Fe2O3+SO2”，先标定价态变化（Fe：+2→+3，S：-1→+4，O：0→-2），

再通过电子守恒配平，最后用双线桥验证。

（3）搭建“陌生情境迁移模型”，提升应用能力——价态推断三步法

第一步：确定陌生物质中核心元素的化合价（根据化合物中正负化合价代数和为0、离子中电荷守恒推导）；

2-

第二步：判断氧化性/还原性——元素处于最高价态→只有氧化性（如Cr2O7中Cr为+6价）；处于最低价

2-

态→只有还原性（如S中S为-2价）；处于中间价态→既有氧化性又有还原性（如SO2中S为+4价）；

2-3+

第三步：推导产物价态——氧化剂得电子→价态降低（如Cr2O7在酸性条件下被还原为Cr）；还原剂失

2-2-

电子→价态升高（如S2O3被氧化为SO4）。

（4）建立“氧化性/还原性强弱比较”逻辑体系——核心比较依据（本质＞反应＞其他）

①依据氧化还原反应方程式（最可靠）：氧化剂的氧化性＞氧化产物；还原剂的还原性＞还原产物（如由

“2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+”，得氧化性：Fe3+＞Cu2+，还原性：Cu＞Fe2+）；

②依据元素周期律：同周期从左到右，氧化性增强、还原性减弱；同主族从上到下，氧化性减弱、还原性

增强（如氧化性：Cl2＞Br2＞I2，还原性：Na＞Mg＞Al）；

③依据反应条件：反应越容易发生（如常温下能反应vs高温下才反应），氧化性/还原性越强（如浓硝酸常

温下能氧化Cu，稀硝酸需加热，故浓硝酸氧化性＞稀硝酸）；

④依据产物价态：同一氧化剂氧化不同还原剂，还原剂被氧化的价态越高，还原性越强（如Cl2氧化Fe生

成FeCl3，氧化Cu生成CuCl2，故还原性：Fe＞Cu）。

（5）针对性错题复盘，强化细节把控——错题分类标注

将错题按“概念混淆”“双线桥标注错误”“价态推断错误”“强弱比较逻辑错误”分类，每类错题标注“错误原

因”“正确逻辑”“同类题警示”（如“价态推断错误”可标注“牢记常见元素价态：Cr常见+3、+6价，S常见-2、

0、+4、+6价”）。

考点02氧化还原反应的基本规律及其应用

一．氧化还原反应的四大规律及其应用

1.守恒规律：

（1）内容：化合价有升必有降，电子有得必有失。氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数，即

n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。

（2）应用：①用于氧化还原反应的某些量的计算；②用于氧化还原反应方程式的配平；③判断反应是否属

于氧化还原反应。

2.强弱律

1）表现性质规律：

（1）内容：元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化

性又有还原性，但主要呈现一种性质。物质若含有多种元素，其性质是这些元素的综合体现。

（2）应用：判断元素或物质氧化性或还原性的有无。

2）由强到弱规律：

（1）内容：氧化还原反应中，较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物

和弱氧化性的氧化产物，即同一反应中，氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物．

（2）应用：①在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还

原性较弱的物质；

②判断氧化还原反应能否进行；

③比较微粒氧化性或还原性强弱应用：A.比较物质间氧化性或还原性的强弱；B.在适宜条件下，用氧化性

强的物质制备氧化性弱的物质或用还原性强的物质制备还原性弱的物质。

3.价态律

（1）内容：在一般情况下，①氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；②同种元素不同价态之

间的氧化还原反应，化合价的变化遵循：高价＋低价──→中间价（归中反应）；中间价──→高价＋低价

（歧化反应）③同种元素，相邻价态间不发生氧化还原反应。

（2）应用：①分析判断氧化还原反应能否发生。②判断氧化还原反应的氧化产物和还原产物。

4.优先律

（1）内容：越易失电子的物质，失去电子后就越难得电子，越易得电子的物质，得到后就越难失电子，一

种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂同时和几种氧化剂相

遇时，氧化性最强的优先发生反应。

可把常见微粒的氧化性、还原性按强弱以位置前后的形式排列：

（2）应用：①判断物质的稳定性；②判断物质反应的先后顺序，即左上方的一种氧化剂可氧化它右下方的

还原性微粒．若有多种，则优先氧化较右下方的微粒；③选择合适的氧化剂或还原剂，如要氧化Ｆe2+而Ｂr

－

不被氧化，则可选择Ｂr2；④判断氧化性微粒、还原性微粒能否共成。虚线所指两种微粒一定能发生反应，

故不共存；实线所指微粒能共存。

二．熟记两串微粒的反应先后顺序

＋3＋2＋＋

（1）同一还原剂与多种氧化剂发生氧化还原反应的先后顺序：KMnO4(H)＞Cl2＞Br2＞Fe＞Cu＞H。

2－2－－－2＋－－

（2）同一氧化剂与多种还原剂发生氧化还原反应的先后顺序：S＞SO3(或HSO3)＞I＞Fe＞Br＞Cl。

三.氧化性及还原性的强弱比较

物质的氧化性或还原性的强弱只取决于得到或失去电子的难易程度，与得失电子的数目无关。如：Na、Mg、

Al的还原性强弱依次为Na＞Mg＞Al；浓HNO3、稀HNO3的氧化性强弱为浓HNO3＞稀HNO3。

（1）根据氧化还原反应原理：氧化剂氧化性强于氧化产物，还原剂还原性强于还原产物。

（2）根据元素的化合价：如果物质中某元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中某元素具有最低价，

该元素只有还原性；物质中某元素具有中间价态，该元素既有氧化性又有还原性。元素化合价升高被氧化，

发生氧化反应，元素化合价降低被还原，发生还原反应。

（3）根据活动性顺序：在金属活动性顺序表中，位置越靠前，其还原性就越强，其阳离子的氧化性就越弱。

一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还

原性越弱。

（4）根据元素周期表：同周期元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；同主族元

素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

（5）根据反应的难易程度：氧化还原反应越容易进行(表现为反应所需条件越低)，则氧化剂的氧化性和还

原剂的还原性就越强。不同的还原剂(或氧化剂)与同一氧化剂(或还原剂)反应时，条件越易或者氧化剂(或还

原剂)被还原(或被氧化)的程度越大，则还原剂(或氧化剂)的还原性(或氧化性)就越强。

（6）根据电化学原理判断：两种不同的金属构成原电池的两极，负极金属是电子流出的极，正极金属是电

子流入的极，负极还原性强于正极。用惰性电极电解混合液时，若混合液中存在多种金属阳离子时，在阴

极先放电的阳离子的氧化性较强(相应的金属单质的还原性较弱)，若混合液中存在多种阴离子，在阳极先放

电的阴离子的还原性较强(相应的非金属单质的氧化性较弱)。

（7）根据影响因素判断氧化性、还原性强弱的方法

①浓度：同一种物质浓度越大，氧化性(或还原性)越强。如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4，浓HNO3>稀HNO3，

还原性：浓HCl>稀HCl。

②温度：同一种物质，温度越高其氧化性越强。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。

③酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强。

－＋2－2＋2－

如酸性条件：2MnO4＋6H＋5SO3===2Mn＋5SO4＋3H2O

－2－2－－

中性条件：2MnO4＋H2O＋3SO3===2MnO2＋3SO4＋2OH

－－2－2－2－

碱性条件：2MnO4＋2OH＋SO3===2MnO4＋SO4＋H2O

其氧化性为KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性)。

四.理清常考氧化剂(还原产物)与还原剂(氧化产物)

1.氧化剂及还原产物。

2－2－－－－

氧化剂Cr2O7或CrO4ClOClO3H2O2O3MnO4

2＋＋

Mn(H)、MnO2(中性)、

3＋－－

还原产物CrClClH2OO2

2－－

MnO4(OH)

2.还原剂及氧化产物。

H2C2O4或

2－2－2－3－－

还原剂H2SO3、SO2、SO3H2O2S2O3或S2O5AsO3CN

2－

C2O4

2－2－3－

氧化产物SO4O2SO4CO2AsO4N2、CO2

五.利用相关规律解答氧化还原反应问题的三步骤

第一步：依据题意，分析概念，准确判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物，并根据方程式确定其强

弱。

“升失氧，降得还；剂性一致，其他相反”。“剂性一致”是指氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。“其他

相反”是指氧化剂被还原，发生氧化反应，生成还原产物；还原剂被氧化，发生氧化反应，生成氧化产物。

第二步：依据规律判断反应的合理性，确定氧化还原反应按照“先强后弱”的反应顺序进行。

氧化还原反应遵循化合价互不交叉规律，强弱规律等。同时要掌握化合价与氧化性的关系，“高价氧，低价

还，中间价态两面转。”

第三步：利用电子守恒进行定量判断，灵活应用“化合价升降总数相等”“电荷守恒”及“得失电子守恒”进行简

单计算。

有关氧化还原反应的定量问题，利用得、失电子守恒法可以简化计算过程。对于生疏的或多步氧化还原反

应，可直接找出起始的氧化剂、还原剂和最终的还原产物、氧化产物，利用原子守恒和电子守恒，建立已

知量与未知量的关系，快速列等式求解。

六、培优瓶颈及突破策略

1.核心表现

（1）规律应用混乱：对“守恒规律（电子守恒、电荷守恒、元素守恒）”“强弱规律（氧化剂氧化性强于氧化

产物）”“先后规律（强者优先反应）”“价态规律（归中、歧化）”的适用场景混淆，尤其在复杂反应（如多

元素化合价变化、竞争反应）中无法准确匹配规律。例如：判断含多种还原剂（如Fe2+、I-）的溶液中加入

氧化剂（如Cl2）时的反应顺序，易忽略“还原性强者优先反应”而错误判断产物。

（2）计算与推理脱节电子守恒是氧化还原计算的核心，但学生常因无法准确标注元素化合价变化、遗漏变

价原子个数（如K2Cr2O7中Cr为+6价，1个分子含2个Cr原子），导致电子转移数目计算错误，进而影

响守恒关系式的建立。例如：计算Cu与稀硝酸反应中被还原的硝酸与未被还原的硝酸的物质的量之比时，

因忽略“部分N元素化合价不变（生成Cu(NO3)2）”而出错。

（3）陌生反应分析困难面对信息型氧化还原反应（如工业流程中的陌生反应、新情境下的离子反应），难

以通过元素价态变化推断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物，尤其对“歧化反应（同一元素既升又降）”“归

中反应（不同价态向中间价态靠拢）”的判断易出现偏差。

2.成因分析

（1）基础概念理解不透彻：对“氧化还原反应的本质（电子转移）”与“特征（化合价变化）”的关联认识模

糊，仅停留在“得氧失氧”的表面理解，未形成“化合价变化→电子转移→氧化剂/还原剂判断”的逻辑链。

（2）规律记忆与应用脱节机：械记忆规律条文，未理解规律的本质（如“强弱规律”本质是电子转移的难易

程度），导致在具体情境中无法通过分析反应本质调用对应规律。

（3）复杂情境下的思维断层：当反应涉及多步氧化还原、多元素变价或与离子反应、化学平衡等知识交叉

时，学生难以拆分问题、分步分析，易因“信息过载”导致思维混乱。

（4）缺乏系统化的解题模型：未形成“标变价→找得失→算电子→用守恒”的标准化解题流程，面对问题时

缺乏有序的分析步骤，随意性强。

3.突破策略

（1）构建“价态-电子”核心思维模型

①以“化合价变化”为桥梁，建立“元素价态→电子转移方向→氧化剂/还原剂→产物类型”的关联网络。例如：

2+

高价元素（如MnO4⁻中Mn为+7价）通常作氧化剂，产物为较低价态（如Mn）；低价元素（如SO2中S

2-

为+4价）通常作还原剂，产物为较高价态（如SO4）。

②强化“歧化反应”“归中反应”的价态变化特征：歧化反应中元素化合价“一升一降”（如Cl2+H2O=HCl+HClO），

归中反应中“高价降、低价升，向中间价态靠拢，不交叉”（如H2S+H2SO4(浓)=S↓+SO2↑+H2O，S从-2→0、

+6→+4，无交叉）。

（2）聚焦守恒规律，强化计算逻辑

①电子守恒计算“三步法”：

a.标：准确标注反应前后变价元素的化合价；

b.算：计算单个原子的化合价变化值（升价数=失电子数，降价数=得电子数）；

c.配：根据“失电子总数=得电子总数”配平变价物质，或建立守恒关系式（如n(氧化剂)×降价数×原子个数

=n(还原剂)×升价数×原子个数）。

②结合电荷守恒（离子反应中）和元素守恒，验证计算结果的合理性（如离子方程式中左右电荷总数相等）。

（3）用“强弱规律”破解竞争反应

①记住“氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物”，并通过典型反应推导强弱顺序（如由

Cl2+2Br⁻=2Cl⁻+Br2，得氧化性Cl2＞Br2，还原性Br⁻＞Cl⁻）。

②面对多种氧化剂（或还原剂）共存时，用“强者优先”原则判断反应顺序：氧化性最强的氧化剂先与还原

2+2+

性最强的还原剂反应（如FeBr2溶液中通入Cl2，因还原性Fe＞Br⁻，Cl2先氧化Fe，再氧化Br⁻）。

（4）针对陌生反应的“信息提取-规律匹配”训练

①从题目中提取关键信息：反应物、产物（或部分产物）、反应条件，重点标注已知元素的化合价，推断

2-3+

未知产物的价态（如某反应中Cr2O7（Cr为+6价）被还原，产物可能为Cr（常见还原产物））。

②套用价态规律判断反应类型（如归中、歧化），再结合守恒规律配平或计算（如陌生离子反应中，先用

电子守恒配平变价离子，再用电荷守恒补H⁺或OH⁻，最后用元素守恒补H2O）。

（5）错题归类与规律复盘

①按“规律应用错误类型”整理错题（如电子守恒计算错误、强弱顺序判断错误、价态分析错误），标注错

误原因及对应规律的本质。

②定期复盘典型题，总结“何时用何种规律”（如计算用守恒、竞争反应用强弱顺序、价态变化分析用归中/

歧化规律），形成条件反射式的解题思路。

通过以上策略，可帮助学生从“记规律”转向“用规律”，在复杂情境中快速定位核心矛盾，利用氧化还原反应

的本质规律突破培优瓶颈。

考点03氧化还原反应方程式的配平与计算

一、重点知识梳理

1．一般氧化还原反应方程式的配平——化合价升降法步骤：

标变价→列变化→求总数→配系数→细检查

2．氧化还原反应方程式的配平技巧

0

（1）全变从左边配（正向配平法）:氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，一般从反应物着手配平。如C

＋5＋4＋40＋5

＋HNO3(浓)―→NO2↑＋CO2↑＋H2O，要使得失电子数守恒，必为C＋4HNO3(浓)，再配平右边物质的化学

计量数。

0

（2）自变从右边配（逆向配平法）:自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边着手配平。如S＋KOH(热、

－2＋4－2＋4

浓)―→K2S＋K2SO3＋H2O，要使得失电子数守恒，必有2K2S＋K2SO3，再配平其他物质的化学计量数。

（3）缺项配平法:先用“化合价升降法”配平含有变价元素物质的化学计量数，然后由原子守恒确定未知物，

再根据原子守恒进行配平。缺项型氧化还原反应方程式的补项类型、补项原则和组合方式

①补项类型

条件补项原则

＋

酸性条件下缺H(氢)或多O(氧)补H，少O(氧)补H2O(水)

－

碱性条件下缺H(氢)或多O(氧)补H2O，少O(氧)补OH(水)

②补项原则

介质多一个氧原子少一个氧原子

＋＋

酸性＋2H结合1个O→H2O＋H2O提供1个O→2H

－＋

中性＋H2O结合1个O→2OH＋H2O提供1个O→2H

－－

碱性＋H2O结合1个O→2OH＋2OH提供1个O→H2O

③组合方式

反应物生成物使用条件

＋

组合一HH2O酸性溶液

＋

组合二H2OH酸性或中性溶液

－

组合三OHH2O碱性溶液

－

组合四H2OOH碱性或中性溶液

3．书写信息型氧化还原反应化学方程式的步骤(四步法)

第1步：根据氧化性、还原性强弱顺序确定氧化性最强的为氧化剂，还原性最强的为还原剂；根据化合价

规律和题给信息及已知元素化合物性质确定相应的还原产物、氧化产物；

第2步：根据氧化还原反应的守恒规律确定氧化剂、还原剂、还原产物、氧化产物的相应化学计量数。

第3步：根据溶液的酸碱性，通过在反应方程式的两端添加H＋或OH－的形式使方程式两端的电荷守恒。

第4步：根据原子守恒（质量守恒），通过在反应方程式两端添加H2O(或其他小分子)使方程式两端的原子

守恒。

【特别提醒】①注意特殊物质中元素的化合价：如CuFeS2中铜、铁元素的化合价都为＋2，硫元素的化合

价为－2；FeS2中硫元素的化合价为－1；K2FeO4中铁元素的化合价为＋6等。②配平化学方程式时，化学

计量数“1”也必须填写在空格里。③依据电子得失守恒列等式时不要忽略变价原子的个数。

4.氧化还原反应计算中重要的解题方法——电子守恒法

（1）应用电子守恒解题的三步骤。

“一找各物质”:找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。

“二定得失数”:确定一个原子或离子得失电子数(注意化学式中的原子个数)。

“三列关系式”:根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出关系式:

n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值=n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值

（2）多步反应得失电子守恒问题

有的试题反应过程多，涉及的氧化还原反应也多，数量关系较为复杂，若用常规方法求解比较困难，若抓

住失电子总数等于得电子总数这一关系，则解题就变得很简单。解多步连续进行的氧化还原反应这类试题

时，注意不要遗漏某个氧化还原反应，只要中间各步反应过程中电子没有损耗，可直接找出起始物和最终

产物，略去中间产物，建立起始物和最终产物之间的电子守恒关系，从而快速求解。

二、培优瓶颈

1.核心表现

（1）配平障碍

①复杂反应(如多元素变价、歧化/归中反应、有未知物参与的反应)无法准确标注化合价变化，导致电子守

恒关系混乱。

②忽略“整体法”(如Fe₃O4中Fe的平均价态)或“缺项配平”中补HT、OH-、H₂O的规则，配平后电荷或原子

不守恒。

（2）计算失误

①混淆“电子转移数与“物质的量”的关系(如1molCl₂参与歧化反应时转移电子数为1mol，而非2mol)。

②多步反应中无法通过“电子守恒”简化计算，仍分步计算导致误差(如从MnOz到Cl₂再到FeCls的连续反应，

直接通过Mn与Fe的电子守恒快速求解)。

（3）情境应用薄弱

结合工业流程、实验数据(如滴定终点读数)时，无法提取氧化还原核心关系(如氧化剂与还原剂的物质

的量之比)。

2.成因分析

（1）基础概念模糊

①化合价标注错误(尤其是复杂离子如Cr₂O₇²-、S₂O₃²-)，导致电子得失计算偏差。

②对“守恒规律”(电子守恒、电荷守恒、原子守恒)的优先级理解不清，配平时仅关注原子守恒而忽略电子守

恒。

（2）思维方法单一

①依赖“观察法”配平简单反应，面对复杂反应时缺乏“化合价升降法”的系统应用(如先标变价、算升降数。

找最小公倍数、配平变价物质，再补非变价物质)。

②计算时习惯“正向推导”，忽略“逆向思维”(如通过产物反推氧化剂/还原剂的消耗量)或“守恒法”的简化作用。

（3）综合应用能力不足

无法将氧化还原反应与化学计量、实验操作(如滴定误差分析)结合，导致实际问题与理论知识脱节。

3.突破策略

（1）强化配平技巧，分级训练

①基础层：熟练掌握“化合价升降法”四步法(标变价→算升降一配系数→查守恒)，针对单元素变价反应(如

Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+NO2↑+2H2O)反复练习，确保电子守恒标注准确。

②提高层：攻克特殊反应配平，如歧化反应(Cl2+NaOH→NaCl+NaClO3+H2O，用“整体法”算Cl的总升降)、

+-+

缺项配平(根据环境补H/OH，如酸性条件补H和H2O，确保电荷守恒)。

（2）深化守恒思想，简化计算

①建立“电子守恒”核心地位：明确“氧化剂得电子总数=还原剂失电子总数”，在多步反应中直接找“始态与终

态”的电子关系(如K2Cr2O7氧化FeSO4，无需写中间步骤，直接通过Cr从+6→+3和Fe从+2→+3的电子守

恒计算)。

②结合实例对比计算方法：如“用0.1molKMnO4氧化FeCl2，求消耗FeCl2的物质的量”，分别用分步反应和

电子守恒法计算，体会后者的高效性。

（3）结合实际情境，提升应用能力

①分析工业流程中的氧化还原反应(如冶炼铁、氯碱工业)，提取氧化剂、还原剂及产物，书写配平方程式并

计算转化率。

2+

②针对滴定实验(如用K2Cr2O7滴定Fe)，练习从实验数据(体积、浓度)计算样品纯度，同时分析误差(如滴

定管未润洗对结果的影响)。

（3）错题归因，专项突破

①整理错题时标注错误类型(如化合价标错、电子数算反、忽略缺项)，针对性强化(如集中练习含S\N等多

价态元素的反应)。

②利用“逆向验证法”检查配平结果：配平后重新计算电子得失是否相等、电荷是否守恒，确保每一步逻辑

严谨。

通过以上策略，可逐步突破“配平难、计算繁、应用弱”的瓶颈，形成“守恒优先、分步拆解、情境融合”的思

维模式，提升氧化还原反应的综合处理能力。

题型01考查氧化还原反应基础概念与简单应用

典｜例｜精｜析

典例1（2025·云南卷）稻壳制备纳米Si的流程图如下。下列说法错误的是

A．SiO2可与NaOH溶液反应

B．盐酸在该工艺中体现了还原性

C．高纯Si可用于制造硅太阳能电池

650℃

D．制备纳米Si：SiO22MgSi2MgO

典例2（2025·北京卷）我国科研人员在研究嫦娥五号返回器带回的月壤时，发现月壤钛铁矿(FeTiO3)存在

亚纳米孔道，吸附并储存了大量来自太阳风的氢原子。加热月壤钛铁矿可生成单质铁和大量水蒸气，水蒸

气冷却为液态水储存起来以供使用。下列说法不．正．确．的是

A．月壤钛铁矿中存在活泼氢

B．将地球上开采的钛铁矿直接加热也一定生成单质铁和水蒸气

C．月壤钛铁矿加热生成水蒸气的过程中发生了氧化还原反应

D．将获得的水蒸气冷却为液态水的过程会放出热量

方｜法｜提｜练

1.抓住“电子转移”主线

（1）氧化与还原的判断

①氧化反应：物质失去电子（化合价升高）的反应（被氧化，作还原剂，体现还原性）。

②还原反应：物质得到电子（化合价降低）的反应（被还原，作氧化剂，体现氧化性）。

（2）关键概念关联

①氧化剂→表现氧化性→得电子→化合价降低→被还原→发生还原反应→生成还原产物；

②还原剂→表现还原性→失电子→化合价升高→被氧化→发生氧化反应→生成氧化产物。

2.化合价分析：氧化还原反应的“晴雨表”

（1）标价原则

①化合物中各元素正负化合价代数和为0;单质中元素化合价为0。

②常见元素固定化合价：如0通常为-2(过氧化物中为-1)、H通常为+1(金属氢化物中为-1)、碱金属为+1

-

等，以此为基准计算其他元素化合价(如MnO4中Mn为+7价)。

（2）应用：判断反应是否为氧化还原反应

若反应中有元素化合价发生变化，则为氧化还原反应；否则为非氧化还原反应(如复分解反应一定非氧化

还原反应)。

变｜式｜巩｜固

变式1（2025·湖南·一模）硼氢化钠是一种无机物，化学式为NaBH4，是最常用的还原剂之一，通常用作

醛类、酮类、酰氯类的还原剂，塑料工业的发泡剂，造纸漂白剂，以及医药工业制造双氢链霉素的氢化剂。

下列关于NaBH4的说法错误的是

A．酸性条件下，NaBH4的还原性减弱，更难与氧化剂发生反应

B．金的一种制备方法是氯金酸(HAuCl4)与硼氢化钠反应，该反应体现了HAuCl4的氧化性

2-

C．工业上常用NaBH4处理含Cr2O7的废水(酸性条件)，其反应原理：

-2-+-3+

3BH4+4Cr2O7+32H=3BO2+8Cr+22H2O

D．户外露营时，用NaBH4与水反应制氢供氢气炉使用，若消耗1.9

g

NaBH4，理论上可生成标准状况下

4.48

L

H2

变式2（2025·浙江·一模）关于硫及其化合物的性质，下列说法不．正．确．的是

2

A．氧化性强弱：H2SO4SO4

B．Na2S溶液中通入足量SO2，产生浑浊，是因为生成S

C．SO2中混有的SO3可用浓硫酸吸收

D．1molS8发生3S812CuO12CuS4S2O4SO2反应，转移24mol电子

变式3（2025·山西·模拟预测）化工生产助推社会稳健发展。下列化学工艺中不涉及氧化还原反应的是

A．侯德榜以NH3、CO2、饱和食盐水为原料制取纯碱

B．艾斯勒以氯化铁溶液为试剂刻蚀铜质电路板

C．吴蕴初采用隔膜法电解饱和氯化钠溶液制取烧碱

D．拉普逊以二氧化硫和氯酸钠为原料制取ClO2

变式4[原创题]下列关于氧化还原反应的说法正确的是()

A.反应3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO个+4H2O中，氧化剂与还原剂的物质的量之比为8:3

--

B.某反应体系中存在Cl2、Cl、IO3、I2四种粒子，若Cl2为氧化剂，则反应的离子方程式可能为

--+

5Cl2+I2+6H2O=10Cl+2IO3+12H

C.反应4FeS₂+11022Fe2O3+8SO2中，每生成1molFe2O3，转移电子的物质的量为44mol

D.若某化合物在反应中既作氧化剂又作还原剂，则该反应一定是歧化反应

题型02考查氧化还原反应的规律与计算

典｜例｜精｜析

典例1（2025·湖南卷）NaSbO3是一种合成聚酯的催化剂，可用“硝酸钠法”制备，反应方程式为

高温

4NaNO34Sb3O24NaSbO32NO2NO2。下列说法错误的是

A．NaSbO3中Sb元素的化合价为5

B．NO3的空间结构为平面三角形

C．反应中氧化剂和还原剂的物质的量之比为4:7

D．反应中消耗3molO2，转移20mole

典例2（2025·浙江卷）关于溴的性质，下列说法不．正．确．的是

-

A．Br可被Cl2氧化为Br2

-

B．Br2与SO2水溶液反应的还原产物为Br

2+3+-3+

C．Br2+2Fe=2Fe+2Br，说明氧化性：Br2>Fe

D．1molBr2与足量NaOH溶液反应生成NaBr和NaBrO3，转移5mol

电子

方｜法｜提｜练

1.氧化还原反应核心规律应用

（1）守恒规律（核心中的核心）

①电子守恒：氧化剂得电子总数=还原剂失电子总数（常用于计算转移电子数、物质的量或化合价）。

②电荷守恒：离子方程式中，反应物总电荷数=生成物总电荷数（结合电子守恒配平或验证离子方程式）。

③原子守恒：反应前后各元素原子个数不变（辅助配平或计算某物质的化学式）。

（2）强弱规律（判断反应可能性）

①氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物（可用于比较物质氧化性/还原性强弱，或判断

反应能否发生）。

②技巧：“强制弱”——强氧化剂与强还原剂反应生成弱氧化剂和弱还原剂（如Cl2与FeBr2反应，Cl2先氧

化还原性更强的Fe2+，再氧化Br⁻）。

（3）价态规律（分析物质性质）

2-

①元素处于最高价态：只具氧化性（如H⁺、MnO4⁻）；处于最低价态：只具还原性（如Cl⁻、S）；处于

2+

中间价态：既具氧化性又具还原性（如Fe、SO2）。

②同种元素不同价态反应：“归中不交叉”（如H2S与浓H2SO4反应，S从-2→0，S从+6→+4，不交叉到

对方价态）。

（4）先后规律（竞争反应顺序）

①多种氧化剂与一种还原剂反应：氧化性强的先反应（如Fe粉加入含Fe3+、Cu2+的溶液中，先还原Fe3+

再还原Cu2+）；

②多种还原剂与一种氧化剂反应：还原性强的先反应（如Br⁻、I⁻共存时，Cl2先氧化I⁻，再氧化Br⁻）。

2、氧化还原反应计算方法

（1）电子守恒法（最常用）

步骤：

①确定氧化剂、还原剂及对应产物的化合价变化；

②计算1mol氧化剂/还原剂得/失电子数（Δn(e-)=化合价变化值×物质的量）；

③根据“得电子总数=失电子总数”列等式求解。

示例：计算38.4gCu与足量浓硝酸反应，转移电子数及生成NO2的物质的量：

Cu从0→+2，1molCu失2mole⁻；N从+5→+4，1molHNO₃得1mole-。

设生成NO2为xmol，则2×(38.4/64)=1×x→x=1.2mol，转移电子1.2mol。

（2）配平法（结合守恒规律）

对复杂反应，先通过化合价升降法配平方程式，再根据系数比计算物质的量或质量。

+-+

技巧：配平时优先配平化合价变化的元素，再用H2O、H、OH配平H、O元素（酸性条件补H，碱性

条件补OH-）。

（3）极值法（判断产物组成）

当反应中氧化剂或还原剂的产物不止一种时（如Fe与稀硝酸反应可能生成Fe2+或Fe3+），假设全部生成

某一产物，计算电子转移的极值，再结合实际数据确定产物比例。

3.易错点提醒

（1）注意“量”对反应的影响（如Fe与少量/过量稀硝酸反应产物不同）；

（2）区分“部分参加氧化还原”的物质（如KMnO4与浓HCl反应中，HCl既作酸又作还原剂）；

计算时单位统一（物质的量、质量、浓度等需对应）。

变｜式｜巩｜固

-1

变式1（2025·四川·模拟预测）某实验小组用240mL0.4mol·LKMnO4溶液测定工厂尾气中SO2的含量。

-1

已知SO2的流速为60mL·s(气体无外逸，杂质不参与反应)，平行测定3次，溶液恰好褪色时平均耗时80s。

下列有关说法错误的是

-1

A．配制240mL0.4mol·LKMnO4溶液时，需用托盘天平称量15.8gKMnO4固体

B．酸性KMnO4溶液不能与乙醇同时保存在同一药品柜中

22

C．反应原理为：5SO22MnO42H2O5SO42Mn4H

D．尾气中SO2的含量为2g/L

变式2（2025·陕西宝鸡·二模）向260mL10molL1硝酸溶液中加入铜粉，生成的气体体积（V）（标准状

况）（过程中仅产生NO和NO2气体），转移电子的物质的量（n）与铜的物质的量（n）间关系如图所示.

下列叙述错误的是

2

A．a点：Cu4H2NO3Cu2NO22H2O

B．b点：收集的NO2气体为0.4mol

C．c点：收集气体nNO2:nNO1:2

D．d点：溶液中剩余HNO3为0.2mol

—

变式3（2025·吉林·一模）反应K2S2O8(过硫酸钾)+MnSO4H2OKMnO4H2SO4K2SO4(未配平)，下列

说法正确的是

A．K2S2O8中S的价态为7

B．KMnO4是还原产物

C．氧化剂和还原剂的物质的量之比是5:2

D．若消耗3.6gH2O时，则反应转移的电子数为0.5NA(NA表示阿伏加德罗常数的值)

2+-

变式4[原创题]已知：①向含FeBr2的溶液中通入Cl2时，Cl2先与Fe反应，后与Br反应；②K2Cr2O7在酸

2+3+3+-38

性条件下能将Fe氧化为Fe，自身被还原为Cr;③25℃时，Fe(OH)3的溶度积Ksp=1.0×10。现有1L浓

-1

度均为0.1mol·L的FeBr2和FeI2混合溶液，按如下流程反应：

①先通入0.1molCl2；②再向反应后的溶液中加入足量K2Cr2O7酸性溶液。

下列说法不正确的是()

2+--1

A.步骤1中，Cl2先氧化Fe，反应后溶液中Br的浓度为0.2mol·L

2+-

B.步骤1完成后，再通入0.2molCl2，可将溶液中剩余的Fe和Br完全氧化

2+2-

C.步骤2中，K2Cr2O7与Fe反应时，每消耗1molCr2O7，转移6mol电子

D.若将步骤2后的溶液调至pH=3，则Fe3+可完全沉淀(离子浓度≤10-5mol·L-1视为沉淀完全)

题型03考查氧化还原反应与实验探究、设计相结合

典｜例｜精｜析

典例1（2025·黑吉辽蒙卷）化学需氧量(COD)是衡量水体中有机物污染程度的指标之一，以水样消耗氧化

1

剂的量折算成消耗O2的量(单位为mgL)来表示。碱性KMnO4不与Cl反应，可用于测定含Cl⁻水样的COD，

流程如图。

下列说法错误的是

2

A．Ⅱ中发生的反应有MnO22I4HMnI22H2O

B．Ⅱ中避光、加盖可抑制I被O2氧化及I2的挥发

C．Ⅲ中消耗的Na2S2O3越多，水样的COD值越高

D．若Ⅰ中为酸性条件，测得含Cl水样的COD值偏高

典例2（2024·北京卷）不同条件下，当KMnO4与KI按照反应①②的化学计量比恰好反应，结果如下。

KIKMnO4

反应序号起始酸碱性还原产物氧化产物

物质的量/mol物质的量/mol

2+

①酸性0.001n