专题三 氧化还原反应（必备知识清单）-2025年高考化学复习

1 编者的话：本校本课程主要是为普通高中学生学习化学所用，《化学的阶梯—— 基础篇》分上、下两册。由教学一线教师倾情打造，积多年教学经验编写，定 能助同学们一臂之力。 《化学的阶梯——基础篇》按照《化学新课程标准》将高考内容分成十七 个专题，192个考点。主要内容包括：知识点总结、重难点解析、易错点汇总、 答题模板、高中化学方程式汇总等，方便学生查漏补缺，重点突破。 目 录 （基础篇） 专题一 物质的分类及转化 考点 1 初高中衔接知识点/001 考点 2 化学科学的发展/001 考点 3 物质的组成/002 考点 4 物质的分类/002 考点 5* 四同区别/006 考点 6 分散系及其分类/008 考点 7 物质的性质与转化/011 考点 8* 物质间相互转化的“八圈图”/012 专题二 离子反应 考点 9 电解质及其电离/015 考点 10 离子反应/017 考点 11 离子方程式的书写/018 考点 12* 离子方程式的正误判断/020 考点 13* 离子共存/021 考点 14* 离子推断/023 专题三 氧化还原反应 考点 15* 氧化还原反应/026 考点 16 氧化还原反应电子转移表示方法/027 考点 17* 氧化剂和还原剂/028 考点 18 物质的氧化性和还原性/029 考点 19 氧化、还原性强弱判断/030 考点 20 氧化还原反应的基本规律及应用/031 2 考点 21* 氧化还原反应方程式的书写及配平/033 考点 22 氧化还原反应的计算/035 专题四 物质的量 考点 23 物质的量 阿伏伽德罗常数 摩尔质量/037 考点 24 气体摩尔体积 阿伏伽德罗定律/037 考点 25* 有关阿伏伽德罗常数的计算/038 考点 26 物质的量的浓度/041 考点 27 有关物质的量的计算/042 考点 28* 配制一定物质的量浓度溶液/043 专题五 原子结构与元素周期表 考点 29 常见化学用语/047 考点 30 原子结构/047 考点 31 元素/048 考点 32 核外电子排布/049 考点 33* 常见的等电子微粒/051 考点 34 元素周期表的结构/051 考点 35 元素周期表中的重要规律/054 考点 36* 元素周期律及其应用/055 考点 37 元素的化合价/056 考点 38* 金属性和非金属性强弱判断/057 考点 39* 微粒半径大小比较/058 考点 40 化学键/058 考点 41 离子化合物、共价化合物/059 考点 42* 电子式的书写/060 考点 43 8 电子稳定结构的判断方法/062 考点 44 元素推断题的题眼/062 专题六 金属元素及其化合物 考点 45* 钠及其化合物/067 考点 46 镁及其化合物/074 考点 47* 铝及其化合物/076 考点 48* 铁及其化合物/081 考点 49 铜及其化合物/087 考点 50 金属材料/089 考点 51 常考过渡金属元素/091 专题七 非金属元素及其化合物 3 考点 52* 氯及其化合物/095 考点 53* 硫及其化合物/103 考点 54* 氮及其化合物/111 考点 55* 碳、硅及其化合物/121 考点 56 无机非金属材料/129 考点 57 元素及其化合物规律总结/131 专题八 化学工艺流程 专题九 化学实验基础（化学教材实验） 专题十 化学实验的综合 专题十一 化学与 STSE（科学、技术、社会、环境）、传统文化 专题十二 化学反应原理 专题十三 化学反应速率与化学平衡 专题十四 水溶液中的离子反应与平衡 专题十五 化学反应与电能 专题十六 物质结构与性质 专题十七 有机化学基础 考点 162 有机化合物的基本概念/325 考点 163* 有机化合物的分类方法/325 考点 164 有机化合物中的共价键/327 考点 165 有机化合物的结构表示/328 考点 166* 有机化合物的同分异构现象/329 考点 167 研究有机化合物的一般方法/330 考点 168* 官能团性质总结/334 考点 169 有机化学反应类型归纳/335 考点 170 烃/336 考点 171 烷烃/336 考点 172 烷烃的命名/339 考点 191 合成高分子的基本方法/387 考点 192 高分子材料/390 附录 1 高中化学方程式汇总/397 附录 2 高考化学评分细则/411 26 专题三 氧化还原反应 考点 15 氧化还原反应 一、氧化还原反应的本质和特征 二、氧化还原反应的基本概念 1．氧化还原反应的概念之间的关系 概括为-----升失氧，还原剂；降得还，氧化剂。 （化合价升高，失去电子，发生氧化反应，被氧化得到氧化产物，在反应中做还原剂,本身具有还原性； 化合价降低，得到电子，发生还原反应，被还原得到还原产物，在反应中做氧化剂，本身具有氧化性） 2.氧化还原反应特别提醒 （1）氧化反应和还原反应存在于在同一个反应中，它们同时发生、同时存在，是相互对立统一的。 （2）氧化剂和还原剂可以是不同的物质，也可以是同种物质 ①2KMnO4 K2MnO4+MnO2+O2↑，氧化剂是 KMnO4，还原剂是 KMnO4 ②2F2+2H2O O2+4HF，氧化剂是 F2，还原剂是 H2O （3）氧化产物和还原产物可以是不同的物质，也可以是同种物质 ①3S+6NaOH Na2SO3+2Na2S+3H2O，氧化产物是 Na2SO3，还原产物是 Na2S ②NO+NO2+2NaOH 2NaNO2+H2O，氧化产物是 NaNO2，还原产物是 NaNO2 （4）被氧化的元素和被还原的元素可以是不同的元素，也可以是同种元素 ①4HCl（浓）+MnO2 MnCl2+Cl2↑+2H2O，被还原的元素 Mn，被氧化的元素 Cl ②2H2S+SO2 2H2O+3S，被还原的元素 S，被氧化的元素 S （5）可能有多种元素同时被氧化或被还原 ①3Cu2S+22HNO3 6Cu（NO3）2+10NO↑+3H2SO4+8H2O，被还原的元素 N，被氧化的元素 Cu、S ②2KNO3+S+3C K2S+N2↑+3CO2↑，被还原的元素 N、S，被氧化的元素 C （6）方程式中的系数与实际参加反应的氧化剂或还原剂的量不一定一致 ①C+2H2SO4 CO2↑+2SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝2∶1 ②Cu+2H2SO4 CuSO4+SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝1∶1 3.辨析氧化还原反应基本概念常出现的“5 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。如同素异形体之间的转变，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。误认为只有一种元素被氧化或被还原，有时可能为两种元素或更多。 (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。 27 (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 HClO4。 三、四种基本反应类型和氧化还原反应的关系 化学反应按是否发生电子转移分成两大类：氧化还原反应和非氧化还原反应。 氧化还原反应与四种基本反应类型的关系： ①置换反应 置换反应是单质与化合物反应生成新单质和新化合物，该过程一定伴随着电子得失，故一定是氧化 还原反应。如 Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu。 ②复分解反应 复分解反应是两种化合物互相交换成分，并不存在电子转移，故一定不是氧化还原反应。 如 HCl + NaOH == NaCl + H2O. ③化合反应和分解反应 而化合反应和分解反应既可能是氧化还原反应， 如： C + O2 CO2； 2H2O2 ===== 催化剂 2H2O + O2↑； 又可能是非氧化还原反应， 如： CaO + H2O == Ca(OH)2 ； 2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2↑. ④当然，我们可以将上述关系用 Venn 图表示： 考点 16 氧化还原反应电子转移表示方法 1.转移电子数的计算 （1）N（e－）＝化合价升高总数＝化合价降低总数 （2）反应中转移电子数与各物质的化学计量数成正比 2.双线桥法-----表示同一种元素原子得到或失去电子的情况。 ①表示方法 28 ②注意事项 a．箭头、箭尾指向反应前后有元素化合价变化的同种元素的原子，且需注明“得到”或“失去”。 b．箭头的方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化。 c．失去电子的总数等于得到电子的总数。axbe - ,a 是变价原子个数，b 是化合价的变化数。 2.单线桥法-----表示反应物中元素原子之间电子转移的情况。 ①表示方法 。 ②注意事项 a．箭头从失电子元素的原子指向得电子元素的原子。 b．不标“得到”或“失去”，只标明电子转移的总数。 c．线桥只出现在反应物中。 考点 17 氧化剂和还原剂 1．常见氧化剂及对应的还原产物 氧化剂 还原产物 KMnO4 Mn2+（酸性）；MnO2（中性）；MnO42－（碱性） MnO2 Mn 2＋ K2Cr2O7（酸性） Cr3+ 浓硝酸 NO2 稀硝酸 NO X2（卤素单质） X－ NaClO（或 ClO－）HClO Cl－、Cl2 NaClO3 Cl2、ClO2等 H2O2 OH－（碱性）；H2O（酸性） Na2O2 NaOH（或 Na2CO3等） O3 O2 O2 H2O/O 2－ /OH － 浓 H2SO4 SO2 FeO 2－ 4 Fe 3＋ Fe 3＋ Fe 2＋ PbO2 Pb2+ 2．常见还原剂及对应的氧化产物 29 还原剂 氧化产物 Fe2+ Fe3+（酸性）；Fe（OH）3（碱性） SO2（或 H2SO3、SO32－、HSO3－） SO3、SO42 － S2－（或 H2S） S、SO2（或 SO32－）、SO42－ S2O 2－ 3 或 S2O 2－ 5 SO 2－ 4 H2C2O4或 C2O 2－ 4 CO2（酸性）；CO32 － （碱性） H2O2 O2 I－（或 HI） I2、IO3－ CO CO2（酸性）；CO32－（碱性） 金属单质（Zn、Fe、Cu 等） Zn2+、Fe2+（与强氧化剂反应生成 Fe3+） Cu2+（与弱氧化剂反应生成 Cu+） NH3 N2、NO AsO 3－ 3 AsO 3－ 4 CN － N2、CO2 【注意】H2O2中氧元素的化合价为－1价，处于中间价态。 ①H2O2遇氧化剂(如酸性 KMnO4溶液)作还原剂，其氧化产物为 O2； ②H2O2遇还原剂(如 Fe 2＋ 、I － 等)作氧化剂，其还原产物为 H2O，因此，H2O2又称为绿色氧化剂。 考点 18 物质的氧化性和还原性 1.化合价和氧化性、还原性的关系 （1）相互关系 ①金属单质只有还原性 ②非金属单质既有氧化性又有还原性，F2除外 ③从理论上讲任何一种化合物既有氧化性又有还原性 （2）常见元素的最高价态和最低价态 元素 Cl S N C H 最高价 +7 +6 +5 +4 +1 最低价 －1 －2 －3 －4 －1 2.氧化还原反应中酸或碱的作用 （1）氧化性：所含元素的化合价降低 （2）还原性：所含元素的化合价升高 （3）酸或碱性：所含元素的化合价不变，有相应的盐生成 （4）具体反应分析 ①Zn+2HCl ZnCl2+H2↑，盐酸表现酸性和氧化性 ②CuO+2HCl CuCl2+H2O，盐酸表现酸性 ③MnO2+4HCl（浓） MnCl2+Cl2↑+2H2O，盐酸表现酸性和还原性 ④2HCl H2↑+Cl2↑，盐酸表现氧化性和还原性 ⑤3Cl2+8NH3 N2+6NH4Cl，NH3表现碱性和还原性 ⑥Cu2O+6HNO3（浓） 2Cu（NO3）2+2NO2↑+3H2O，硝酸表现酸性和氧化性 3.氧化还原反应中水的作用 （1）氧化性：有 H2产生 30 （2）还原性：有 O2产生 （3）氧化性和还原性：同时有 H2和 O2产生 （4）具体反应分析 ①2F2+2H2O 4HF+O2，水表现还原性 ②3Fe+4H2O Fe3O4+4H2，水表现氧化性 ③2Na+2H2O 2NaOH+H2↑，水表现氧化性 ④2H2O O2↑+2H2↑，水表现还原性和氧化性 ⑤2Na2O2+2H2O 4NaOH+O2↑，水既不表现氧化性又不表现还原性 ⑥Cl2+H2O HCl+HClO，水既不表现氧化性又不表现还原性 ⑦3NO2+H2O 2HNO3+NO，水既不表现氧化性又不表现还原性 考点 19 氧化、还原性强弱判断 1. 氧化性和还原性： 氧化性是指得电子的性质(或能力)； 还原性是指失电子的性质(或能力)。 【注意】氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关，与元素化 合价的高低无关。如：Na－e － ===Na ＋ ，Al－3e － ===Al 3＋ ，但根据金属活动性顺序表，Na 比 Al 活泼，更易失 去电子，所以 Na 比 Al 的还原性强。 2.判断氧化性、还原性强弱的依据 (1)根据化学方程式判断 氧化剂(氧化性)＋还原剂(还原性)===还原产物＋氧化产物 在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂＞氧化产物(＞还原剂)；还原性：还原剂＞还原产物(＞氧化剂)。 (2) 根据“三表”判断 A.根据元素周期表：①同主族元素从上到下原子还原性增强（氧化性减弱），离子氧化性减弱（还原 性增强）②同周期元素，从左向右原子还原性减弱，氧化性增强。 B.根据金属活动性顺序表判断：按照金属活动性顺序，排在前面的金属元素其原子的还原性强，排在 后面的金属元素其阳离子的氧化性强。例如，还原性 Na>Mg>Al, 氧化性 Cu 2+ >H + >Zn 2+ C.根据非金属活动性顺序表判断： 根据非金属活动性顺序比较．按 F、 O 、Cl、 Br 、I 、S 的顺序从左向右原子氧化性减弱，而阴离 子还原性增强。简称“原强离弱”。 (3)根据反应条件和产物价态高低进行判断 从是否加热、温度高低、浓度大小、有无催化剂等来比较。反应条件越苛刻，说明越难发生，则对 应的氧化剂（或还原剂）的氧化性（或还原性）越弱。 31 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：浓硫酸>稀硫酸，浓硝酸>稀硝酸；还原性：浓盐酸>稀盐酸。 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。 如：酸性 KMnO4>碱性 KMnO4（酸性 K2Cr2O7相同）。 ④反应的剧烈程度：反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强。 如 Na、K 与水反应，K 反应剧烈。还原性 K＞Na。 Na 与冷水剧烈反应；Mg 与水加热才反应；Al 与水加热条件下也难反应； 还原性强弱：Na＞Mg＞Al ⑤一种物质反应，另一种物质不反应。 如 Na 与冷水反应，Mg 不能。还原性：Na＞Mg。 ⑥与同一试剂反应，反应条件不同。 如 H2＋F2===2HF、H2＋Cl2===== 光照 △ 2HCl。氧化性：F2＞Cl2。 MnO2+4HCl（浓） MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl（浓） 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O；氧化性强弱：KMnO4＞MnO2 ⑦生成物的价态不同。 如 。氧化性：Cl2＞S。 (4)根据电化学原理判断： A.原电池：作为负极的物质的还原性强于正极的物质（一般酸性电解质溶液）。 B.电解池：先在阴极放电的阳离子的氧化性较强，先在阳极放电的阴离子的还原性较强。 考点 20 氧化还原反应的基本规律及应用 1.守恒规律： （1）内容：化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高的总数 与降低的总数相等；氧化剂得到的电子数一定等于还原剂失去的电子数等于转移的电子数。 （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.强弱规律： （1）内容：在同一氧化还原反应中，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。 3.价态规律： （1）内容：元素的价态与氧化性、还原性的关系 最高价态——只有氧化性，如：Fe3＋、H2SO4、KMnO4等； 最低价态——只有还原性，如：金属单质、Cl － 、S 2－ 等； 中间价态——既有氧化性又有还原性，如：Fe 2＋ 、S、Cl2等。 特殊地，金属的最低价态为 0 价，没有负价，故金属单质只有还原性； 【注意】①只有氧化性的物质其氧化性不一定很强，如 Na ＋ 只有氧化性但氧化性很弱；同理只有还原性的 32 物质还原性不一定很强，如 F － 只有还原性但还原性很弱。 ②含有最高价元素的化合物不一定具有强氧化性。如：HClO4。 ③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。 4.转化规律 (1)内容： ①归中反应规律：含有不同价态的同种元素物质间发生氧化还原反应时，该元素的价态变化 一定遵循“高价＋低价―→中间价”，即“归中价态只靠拢不交叉”。 5NH4NO3 2HNO3+4N2↑+9H2O 2KClO3+6HCl（浓） KCl+3Cl2↑+3H2O ②歧化反应规律：同一元素发生氧化还原反应生成不同价态的物质时，该元素的价态变化一定遵循“中 间价态→高价态＋低价态”，即“两边分”，不会出现“一边倒”的现象，即生成物中该元素的价态不能都 比反应物中该元素价态高，或都比反应物中该元素价态低。 H2S+H2SO4（浓） S↓+SO2↑+2H2O 注意：在一般情况下，氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；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。 5.优先规律 (1)内容：氧化还原反应中，强者优先，即氧化性或还原性强的，优先反应。 ①氧化性强弱：KMnO4(H＋)＞Cl2＞Br2＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋；（Fe3＋>I2>S）。 ②还原性强弱：S 2－ >S ＋4 (SO 2－ 3 、HSO － 3 、H2SO3)>I － >Fe 2＋ >Br － >Cl － 。 (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、还原性微粒能否共存。虚线所指两种微粒一定能发 33 生反应，故不共存；实线所指微粒能共存． 考点 21 氧化还原反应方程式的书写及配平 1．一般氧化还原反应方程式的配平——化合价升降法 化合价升高，失去电子，发生氧化反应，本身被氧化，得到氧化产物，做还原剂,本身具有还原性； 化合价降低，得到电子，发生还原反应，本身被还原，得到还原产物，做氧化剂,本身具有氧化性。 2．氧化还原反应方程式的配平技巧 （1).正向配平全变从左边配: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。 此处我们使用氨的催化氧化的反应作为例子进行讲解： ①写出反应物和生成物的化学式，并标出变价元素的化合价 ②列出反应前后同种元素化合价的升降变化 N 的化合价由-3 价变至+2 价，故上升 5 价 O 的化合价由 0 价降至-2 价，每个 O2含 2 个 O. 故下降 2×2=4 价 ③根据升降价求最小公倍数，使化合价升降总数相等 ④观察法，根据已配平的物质将其他物质配平 ⑤根据原子守恒检查无误后完成配平 34 （2）.逆向配平自变从右边配:自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边着手配平。 当遇到歧化反应时，正向配平似乎并不容易。于是我们采取逆向思维，原理和正向配平完全一致。 此处我们使用氯气和氢氧化钠的反应作为例子： （3）.整体配平当遇到一种物质中有两种元素变价时，可以进行整体配平。 此处我们使用硫化亚铜和硝酸的反应作为例子： ①和正向配平一样，写出反应物和生成物的化学式，并标出变价元素的化合价；列出反应前后同种 元素化合价的升降变化；根据升降价求最小公倍数，使化合价升降总数相等 ②观察法，根据已配平的物质将其他物质配平 此处注意：由于产物硝酸铜的硝酸根直接来自于硝酸并未变价，故①中已配平的 10 个硝酸不含硝酸铜中 的硝酸根。换言之，硝酸铜中的硝酸根需要额外增加硝酸来提供！于是配平如下： ③根据原子守恒检查无误后完成配平 （4）.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。补项原则 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) 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； 35 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，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。 考点 22 氧化还原反应的计算 1.计算依据：电子守恒 （1）找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。 （2）找准一个原子或离子得失电子数（注意化学式中粒子的个数）。 （3）根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。 2.计算公式：转移电子数的计算 （1）N（e－）＝氧化剂得到电子的数目＝还原剂失去电子的数目 （2）反应中转移电子数与各物质的化学计量数成正比 （3）计算公式 ①n（e－）＝n（氧化剂）×N（变价原子数）×ΔN（化合价变化数） ②n（e－）＝n（还原剂）×N（变价原子数）×ΔN（化合价变化数） 3.特别提醒 （1）列表达式时，只能列价态变化的物质与电子的关系 （2）依据电子守恒所求的化合价为平均化合价 （3）对于多步连续进行的氧化还原反应，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，删去中间产物，建立二者之间的守恒关系，快速求解。 4.常见的计算类型 （1）计算“两剂”、“两产物”间的物质的量之比 （2）计算转移电子与各物质间的量的关系 （3）计算产物的化合价或化学式 （4）配平化学方程式或离子方程式 5.氧化还原反应的应用 （1）汽车尾气的处理 2NO＋2CO===== 催化剂 N2＋2CO2；2NO2＋4CO===== 催化剂 N2＋4CO2；2NOx＋2xCO===== 催化剂 N2＋2xCO2。 （2）在生产、生活中所需的各种金属大多是通过氧化还原反应从矿石中冶炼出来的；同样，金属的腐蚀 一般也是氧化还原反应。 （3）许多化工产品的制备，如合成氨、合成硝酸、制硫酸、电解法制烧碱 等，主要反应都是氧化还原反 应。 （4）农业生产中，植物的光合作用、呼吸作用都是复杂的氧化还原反应。 （5）日常生活中，食物的腐败就是氧化还原反应。因此袋装食品中加入脱氧剂可延长食品的保质期。 36 本专题思维导图： 37