氧化还原反应的基本规律
氧化还原反应规律
氧化还原反应的基本规律一、氧化性、还原性强弱规律1． 氧化性、还原性的判断(1)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)。
(2)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。
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。
从元素的价态考虑：最高价态——只有氧化性，如Fe 3＋、H 2SO 4、KMnO 4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 、Cl 2等。
2． 氧化性、还原性强弱的比较方法(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； 氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
(2)根据反应条件和产物价态高低进行判断 ①与同一物质反应，一般越易进行，则其氧化性或还原性就越强。
如Na 与冷水剧烈反应，Mg 与热水反应，Al 与水加热反应也不明显，所以还原性：Na>Mg>Al ；非金属单质F 2、Cl 2、Br 2、I 2与H 2反应，F 2与H 2暗处剧烈反应并爆炸，Cl 2与H 2光照剧烈反应并爆炸，Br 2与H 2加热到500 ℃才能发生反应，I 2与H 2在不断加热的条件下才缓慢发生反应，且为可逆反应，故氧化性：F 2>Cl 2>Br 2>I 2。
②当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如果氧化产物价态相同，可根据反应条件的高低进行判断：一般条件越低，氧化剂的氧化性越强，如：MnO 2＋4HCl(浓)=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O,2KMnO 4＋16HCl(浓)===2KCl ＋2MnCl 2＋5Cl 2↑＋8H 2O ，由上述反应条件的不同，可判断氧化性：KMnO 4>MnO 2。
氧化还原反应五大规律
神木县第七中学2015届化学备课组必修（1）导学案第周课时班级组别姓名课题氧化还原反应五大规律编号29合作探究1、表现性质的规律：“高氧、低还、中兼”规律（价态律）同种元素具有多种价态时，处于最低价时只具有还原性，处于最高价时只具有氧化性，处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
例如：S元素：化合价－2 0 ＋4 ＋6代表物H2S S SO2H2SO4(浓) S元素的性质还原性既有氧化性又有还原性氧化性2、性质强弱的规律（强弱律）（1）比较强弱根据氧化还原反应方程式失去电子，化合价升高，被氧化强氧化剂＋强还原剂→弱还原产物＋弱氧化产物得到电子，化合价降低，被还原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>还原产物氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
（2）根据金属活动顺序表比较判断。
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au金属活动性减弱，金属原子失去电子的能力依次减弱，还原性依次减弱。
K+Ca2+Na+Mg2+Al3+(H+) Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+Cu2+Fe3+Hg2+Ag+对应的金属阳离子得电子的能力增强，即氧化性增强。
3、“强易弱难，先强后弱”规律(优先律)当一种氧化剂遇到多种还原剂时，先氧化还原性强的，后氧化还原性弱的；当一种还原剂遇到多种氧化剂时，先还原氧化性强的，后还原氧化性弱的。
4、“价态归中，互不交叉”规律(转化律)含同种元素不同价态的物质间发生氧化—还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价→中间价”的规律。
即同种元素不同价态间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，不交叉”。
编写人王洁审核人学习目标1. 进一步复习巩固氧化还原反应各概念，掌握其内在联系；2. .掌握氧化还原反应五大规律：守恒律、价态律、强弱律、优先律、转化律重点难点掌握氧化还原反应五大规律：守恒律、价态律、强弱律、优先律、转化律课前预习1、氧化还原反应的特征是_______________，实质是_____________。
高三化学一轮复习—— 氧化还原反应的“三大”基本规律及其应用
高三化学一轮复习—— 氧化还原反应的“三大”基本规律及其应用知识梳理1．氧化还原反应规律(1)价态规律 ①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。
如Fe 3＋、Cu 2＋只有氧化性，S 2－、I －只有还原性，Cl 2、Fe 2＋既有氧化性又有还原性。
②价态归中规律不同价态的同种元素间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”。
而不会出现交叉现象。
简记为“两相靠，不相交”。
如在反应KClO 3＋6HCl===KCl ＋3Cl 2↑＋3H 2O 中，氧化产物是Cl 2，还原产物是Cl 2，1 mol KClO 3反应时转移电子数是5N A ．③歧化反应规律“中间价―→高价＋低价”。
具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O 。
1 mol Cl 2反应时转移电子数为N A 。
(2)强弱规律①自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“由强制弱”。
在反应中，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。
如根据反应Cl 2＋S 2－===S ↓＋2Cl －，可以确定氧化性Cl 2>S ，还原性S 2－>Cl －。
②先后规律a ．同时含有几种还原剂时――→加入氧化剂将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如：在FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋>Br －，所以Cl 2先与Fe 2＋反应。
b ．同时含有几种氧化剂时――→加入还原剂将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe 3＋、Cu 2＋、H ＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋>Cu 2＋>H ＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应。
(3)守恒规律氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
氧化还原反应---基本规律和氧化性还原性强弱的比较方法
【例3】 Cu + Cl2 = CuCl2 氧化性：Cl2 > S
2Cu + S = Cu2S
▲注：判断物质的氧化性或还原性强弱是依 据电子转移的难易，而不是电子转移多少。
【例4】 Cu+4HNO3(浓) = Cu(NO3)2+2NO2↑+ 2H2O 3Cu+8HNO3(稀)= Cu(NO3)2+ 2NO↑+ 4H2O 氧化性： 浓硝酸 > 稀硝酸 (浓硝酸反应比较剧烈)
积的变化）( C )
A．0.75 mol•L—1 B．1.5 mol•L—1 C．2 mol•L—1 D．3 mol•L—1
20
练习（09全国卷Ⅱ13） 含有a mol FeBr2的溶 液中，通入x mol Cl2。下列各项为通Cl2过 程中，溶液内发生反应的离子方程式，其 中不正确的是( B )
常温下，在溶液中可发生如下反应： ⑴16H++10Z—+2XO4—=2X2++5Z2+8H2O； ⑵2A2++B2=2A3++2B—；⑶2B—+Z2=B2+2Z—，由此推断，
下列说法错误的是（BD）
A、反应Z2+2A2+=2A3++2Z—可以进行 B、Z元素在⑴ ⑶反应中均被还原 C、氧化性由强到弱的顺序为XO4—、Z2、B2、A3+ D、氧化性由强到弱的顺序为XO4—、A3+、B2、Z2
2Fe2++H2O2+2H+＝2Fe3++2H2O
2Fe3++H2O2＝2Fe2++O2 下列说法正确的是
氧化还原反应的基本规律
氧化还原反应的基本规律一、强弱规律（1）氧化性、还原性的判断A、氧化性是指得电子的能力，还原性是指失电子的能力。
B、氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度，与得失电子的多少无关。
C、从元素的价态考虑：最高价态只有氧化性；最低价态只有还原性；中间价态既有氧化性又有还原性。
（2）判断氧化性、还原性强弱常用的方法A、根据金属的活泼性判断1.金属的金属性越强，单质的还原性越强，其对应的离子的氧化性越弱。
2.单质的还原性：按金属活动性顺序依次减弱。
3.离子的氧化性：按金属活动性顺序依次增强（铁为）。
如：B、根据非金属的活泼性判断非金属性越强，单质的性氧化越强，其对应的离子的还原性越弱。
如：氧化性还原性C、根据氧化还原反应进行的方向以及反应条件或剧烈程度来判断1.氧化性：氧化剂＞氧化产物。
2．还原性：还原剂＞还原产物。
3. 不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应条件越易，氧化性（还原性）越强。
如：根据浓盐酸分别与KMnO ,MnO 、O 反应的条件为常温、加热、催化剂并加热，由反应条件可以判断氧化剂的氧化性顺序为：4. 不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应条件越剧烈，氧化性（还原性）越强。
如：钠和钾分别与水反应时，钾更剧烈，所以还原性：K＞NaD、根据原电池或电解池的电极反应判断1. 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，其还原性：负极＞正极2. 用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。
E、某些物质的氧化性或还原性与外界条件有关1.温度：如浓硫酸具有强的氧化性，热的浓硫酸比冷的浓硫酸的氧化性更强。
2.浓度：如硝酸的浓度越高，氧化性越强。
3.酸碱性：如KmnO 的氧化性随酸性的增强而增强。
二、相等规律：在任何氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电子的总数相等。
此规律应用于解氧化还原反应的计算题、氧化还原反应方程式的配平。
5氧化还原反应的四大规律
3、难易规律： 一种氧化剂同时遇到几种还原剂时，还原性最强的优先发生发应。 一种还原剂同时遇到几种氧化剂时，氧化性最强的优先发生发应。
如： 向FeBr2 中通入Cl2 ，先与Fe2+ 反应， 再与Br-反应
4、不交叉规律：
同种元素不同价态之间发生反应， 化合价只向中间靠拢，但不交叉。
如： 最低价 最低价 最低价 最低价 中间价 中间价 中间价 中间价 中间价 中间价 中间价 中间价 最高价 最高价 最高价 最高价
补充二：氧化还原反应的四大规律
1、守恒规律：
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，化合价升高总数与降低总数相等，失电 子总数与得电子总数相等。
2、价规律：
举例：S
、Fe 、Cl
①元素处于最高价态时，只具有氧化性； ② 当处于最低价态时，只能具有还原性； ③ 当处于中间价态时，既有氧化性又有还原性
氧化还原反应的基本规律及氧化性和还原性强弱的判定
3. 认为同种元素不同价态的化合物的氧化性 （还原性）强弱只与元素化合价的高低有关。 实际上，除此之外还与化合物的稳定性有关。
如:
——次氯酸中氯的价态比高氯酸中氯的 价态低，但次氯酸不稳定，氧化性却比高氯 酸强。
酸性： HClO4>HClO3 >HClO2 >HClO
氧化性：HClO>HClO2 >HClO3 >HClO4
例1、已知： ①.2BrO3-＋Cl2===Br2＋2ClO3-； ②.5Cl2＋I2＋6H2O===2HIO3＋10HCl； ③.ClO3-＋5Cl－＋6H＋===3Cl2↑＋3H2O。
下列粒子氧化性强弱顺序为( C )
A.ClO3- > BrO3- > IO3- > Cl2
B.BrO3- > Cl2 > ClO3- > IO3-
将氯水滴加到NaBr和KI的混合液中。
先反应的是： C l2 2 K I 2 K C l I 2
后反应的是： Cl2 + 2 NaBr = 2 NaCl + Br2 返回
②.2FeCl2 + Cl2 == 2FeCl3
③.F2 + 2KI(熔融) == 2KF + I2
③.F2 + 2KCl(熔融) == 2KF + Cl2
中的一些有关事实，要除去其中的FeI2，应
选用的试剂是( C ) A.F2
B.过量的Cl2
C.FeCl3
D.FeCl2
返回
三、判断氧化性和还原性强弱的误区
4. 认为同一种还原剂（氧化剂）与多种氧化剂 （还原剂）反应是同时进行的。
实验证明：氧化剂的氧化性（还原剂的还原性）越 强的越先反应，并非几个反应同时进行。
氧化还原反应的基本规律及应用课件(40张)
• 例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是
• 注：⑤中不会出现H2S转化为SO2而H2SO4转化为S的情况。 • (3)歧化反应规律。 • “中间价―→高价＋低价”。 • 具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如
配平)，生成 1 mol CO2 时转移电子的物质的量为 4 mol( )
(14)反应 2NH4Cl＋4CuO△,3Cu＋CuCl2＋N2↑＋4H2O，氧化剂和还原剂的物质
的量之比为 2∶1( )
(15)反应 4Fe2＋＋4Na2O2＋6H2O===4Fe(OH)3↓＋O2↑＋8Na＋，每 4 mol Na2O2 发生反应，转移 4 mol e－( )
2
考点突破
价态规律、对立统一思想应用★★★★★
• 1．已知在热的碱性溶液中，NaClO发生如下反应：3NaClO===2NaCl＋ N( aClO)3。在相同条件下NaClO2也能发生类似的反应，其最终产物是
• A．NaCl、NaClO • C．NaClO、NaClO3 • 【答案】B
B．NaCl、NaClO3 D．NaClO3、NaClO4
的组合是( )
①氧化剂是 H3AsO3 ②还原性：Cl－＞As ③每生成 1 mol As，反应中转移电 子的物质的量为 3 mol ④M 为 OH－ ⑤SnCl26－是氧化产物
A．①②④⑤
B．①③⑤
C．①②③④
• 【答案】B
D．只有①③
【解析】3Sn2＋＋2H3AsO3＋6H＋＋18Cl－===2As＋3SnCl26－＋6M 中：①As 元素 的化合价降低，则氧化剂是 H3AsO3，所以正确。②Cl 元素的化合价在该反应中不变， 则不能比较 Cl－、As 的还原性，所以错误。③由反应可知，生成 1 mol As 时转移 3 mol 电子，所以正确。④由原子守恒可知，M 为 H2O，所以错误。⑤反应中 Sn 元素化 合价升高，则 SnCl26－是氧化产物，所以正确。综上所述，B 选项正确。
氧化还原反应的一些规律
2.守恒规律：失电子数=得电子数，即化合价升高总数=化合价降低总数 3.价态变化规律
同种元素不同价态之间，相邻价态不反应，发生反应时化合价向中间靠 拢（即价态归中），但不交叉。
0 - 2 +6 +4 △ H2S+H2SO4（浓）====S↓+SO2↑+2H2O 价态变化
正确：-2
0
+4
+6
错误：-
ｅ－ 还原剂 （升失氧还）
化合价升高，
失去电子， 被氧化，发生氧化反应， 作还原剂，具有还原性。
氧化剂 （降得还氧）
化合价降低，
得到电子， 被还原，发生还原反应， 作氧化剂，具有氧化性。
1.价态规律
元素处于中间价态：既有氧化性又有还原性 如FeCl2 元素处于最高价态：只有氧化性 元素处于最低价态：只有还原性 如FeCl3 如Fe（铁单质）
氧化还原反应的基本规律
制作人：闫丹宁1、了解氧化还原反应的基本规律并运用其解题。
2、利用氧化还原反应的基本原理判断氧化还原产物，正确书写出氧化还原反应化学方程式。
3、会利用化合价升价法对氧化还原反应进行配平。
4、能利用得失电子守恒原理进行相关计算。
一、氧化还原反应基本规律及应用1、价态律当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。
如：浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S 中的S 只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。
2、强弱律在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。
如由反应2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2可知，FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。
一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。
如氧化性：浓H2S04 >SO2（H2SO3)> S；还原性：H2S>S>SO2。
在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。
3、优先律也叫强弱规律，即“谁强谁优先”，同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原性最强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性最强的物质。
在浓度相差不大的溶液中：（1）同时含有几种还原剂时―――――→加入氧化剂将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如向FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋＞Br －，所以Fe 2＋先与Cl 2反应。
(2)同时含有几种氧化剂时―――――→加入还原剂将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe 3＋、Cu 2＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋＞Cu 2＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应，然后再与Cu 2＋反应。
氧化还原反应的规律
氧化还原反应的规律1.电子守恒规律原反应中，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，失电子总数与得电子总数相等。
例1：24 mL 0.05 mol/L的Na2SO3溶液，恰好与20 mL 0.02 mol/L的K2Cr2O7溶液完全反应，则Cr元素在被还原的产物中的化合价是( )A．+6B．+3C．+2D．0解析：根据氧化还原反应中得、失电子总数相等，判断Cr元素在被还原的产物中的价态。
n (K2Cr2O7)= 0.02 mol/L×0.02L=4.0×10-4 moln (Na2SO3)= 0.05 mol/L×0.024L=1.2×10-3 mol设K2Cr2O7 2Cr 即Cr CrNa2SO3 Na2SO4 即S SK2Cr2O7在反应中得电子4×10-4×2×(6－x)mol；Na2SO3在反应中失电子1.2×10-3×2mol.由电子守恒规律则有：4×10-4×2×(6－x)=1.2×10-3×2，解得x=3，故选B。
例2：硫代硫酸钠可作为脱氯剂，已知25mL 0.1mol/LNa2S2O3溶液恰好把224mL(标准状况下)Cl2完全转化为Cl-离子，则S2O32-将转化成( )。
A . S2- B. S C. SO32- D. SO42-解析: 根据电子守恒规律Na2S2O3 2S Cl2 2Cl0.0025×2×(x-2)= 0.01×2 解得x=6. 故选：D2.价态规律据元素的化合价可以判断物质是否具有氧化性或还原性，若元素处于最高价态，则只具有氧化性（如Fe3+、HNO3等），元素处于最低价态，则只具有还原性（如S2-、I-等），元素处于中间价态，既具有氧化性又具有还原性（如SO2、Fe2+等）。
氧化还原反应基本规律
氧化还原反应基本规律一、守恒律在氧化还原反应中，(1) 氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数相等(2) 氧化剂化合价降低总数与还原剂化合价升高总数相等(3) 反应前后电荷总数相等( 离子反应) ．例1 在一定条件下，PbO2与Cr3 +反应，产物是Cr2 O27 －和Pb2 +，则与1 mol Cr3 + 反应所需PbO2的物质的量为( )( A) 3. 0 mol ( B) 1.5 mol ( C) 1.0 mol ( D) 0.75 mol答案选B例2 已知M2 O7x －+ 3S2 －+ 14H + = 2M3+ + 3S↓ + 7H2O，则M2 O7x －中M 的化合价为( )( A) + 2 ( B) + 3 ( C) + 4 ( D) + 6答案选D二、价态律1．元素处在最高价态，只能表现氧化性．如: KMnO4、H2SO4、HNO3、FeCl3、F2( 无正价) 等。
处在最低价态，只能表现还原性。
如: HCl、NaO( 无负价) 、Na2S等。
元素处在中间价态，含有该元素的物质，即能表现氧化性又能表现还原性。
如: FeCl2、SO2等．2．金属单质只有还原性，非金属单质多数既有氧化性又有还原性，少数只有氧化性．3．含同种元素相邻价态的两物质之间不发生氧化还原反应．例如: C 与CO、CO 与CO2、Cl2与HCl、浓H2 SO4与SO2等均不能发生氧化还原反应．例3 下列变化中，必须加氧化剂才能实现的是( )( A) F2→F－( B) Fe→Fe2 + ( C) Cl2→ClO－( D) Na2O2→O2答案选B三、强弱律氧化性: 氧化剂强于氧化产物还原性: 还原剂强于还原产物例4 根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序: ( )H2SO3 + I2 + H2 O = 2HI + H2SO42FeCl3 + 2HI = 2FeCl2 + 2HCl + I22FeCl2 + 4HNO3 = 2FeCl3 + NO↑ + Fe(NO3)3 + 2H2 O( A) H2 SO3＞I－＞Fe2 +＞NO( B) I－＞Fe2 +＞H2SO3＞NO( C)Fe2 +＞I－＞H2SO3＞NO( D) NO ＞Fe2 +＞H2SO3＞I－答案选A四、难易律1．越易失电子的物质，失电子后就越难得到电子; 越易得电子的物质，得电子后就越难失去电子；但是难失( 或难得) 电子的物质不一定易得( 或易失) 电子( 如稀有气体) ．2．一种氧化剂同时遇到几种还原剂时，首先与还原性最强的反应；同理，一种还原剂遇到几种氧化剂时，首先与氧化性最强的反应．例5( 1) 把少量Cl2通入FeBr2溶液中，离子方程式可表示为( 2) 把过量Cl2通入FeBr2溶液中，离子方程式可表示为( 3) 把少量Cl2通入FeI2溶液中，离子方程式可表示为五、归中律含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价 + 低价= 中间价”的规律。
氧化还原反应的相关规律.
氧化还原反应的相关规律一、就近原则eg: KClO3 + 6HCl ===KCl + 3Cl2↑+ 3H2O反应中KClO3中的氯元素为+5价，而HCl中的氯元素为-1加价，产物中KCl中的氯元素为-1价，Cl2中的氯元素为0价，那么究竟是由+5到-1、还是由+5到0呢？在这里就运用了就近原则，因+5离0比+5离-1要近，所以应为+5到0；其中+5价的氯只有一个，而0价的氯有6个，说明6个0价的氯中只有一个是由+5价得电子而转化为0价，其余的5个则必然是由-1价转化而来的。
习题：H2SO4 + H2S ===== S + SO2↑+2H2O应为：+6价的硫→+4价的硫-2价的硫→0价的硫转移电子总数为2个电子二、①、同种元素的不同种价态，最高价的元素只有氧化性，最低价的元素只有还原性，处于中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
Eg:Cl 有-1 0 +1 +5 +7 五种价态当处于-1价时则只有还原性当处于+7价是则只有氧化性而处于0 +1 +5 价态是既有氧化性又有还原性*只限于元素、而不是物质：eg: HCl中H为+1价，是氢元素的最高价，从而导致HCl具有一定的氧化性，而氯则为-1价，处于最低价态，又致使HCl具有一定的还原性，所以HCl既有氧化性又有还原性，不能单纯的看其中某一种元素。
而在物质中某元素处于中间价态时，我们就能说这种物质既有氧化性又有还原性eg：SO2硫元素处于中间价态（+4价），既有氧化性，又有还原性。
②、0、+1 、+5 、+7 均具有一定的氧化性（无-1价,-1价只有还原性，无氧化性）-1、0、+1、+5均具有一定的还原性（无+7价）化合价越高，该价态的元素所具有的氧化性越强；反之价态越低该元素的还原性越强也就是说氯的氧化性：+7>+5>+1>0还原性：-1>0>+1>+5*通常只适用于元素，而不是物质eg:HClO4(高氯酸)中氯元素为+7价高于HClO中氯元素的+1价，但氧化性却是HClO> HClO4三、左大于右（氧化剂、氧化产物具有氧化性；还原剂、还原产物具有还原性）即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性还原剂的还原性强于还原产物的还原性eg：2HBr + H2SO4(浓) Br2 + SO2↑+ 2H2O氧化剂：化合价降低H2SO4(浓) 氧化产物：化合价升高得到的产物Br2还原剂：化合价升高HBr 还原产物：化合价降低得到的产物SO2氧化性：H2SO4(浓)> Br2还原性：HBr> SO2习题：判断有关物质还原性强弱顺序I2 + SO2 +2H2O ==== H2SO4 + 2HI2FeCl2 + Cl2 ====2FeCl32FeCl3 + 2HI =====2FeCl2 + 2HCl + I2A、I->Fe2+>Cl->SO2B、Cl->Fe2+ >SO2>I-C、Fe2+>I- >Cl- >SO2D、SO2>I- >Fe2+ >Cl-四、不同种氧化剂氧化同种还原剂时，价态变化越大，对应的氧化剂的氧化性越大eg: Fe + 2HCl ===FeCl2 + H2 ①2Fe + Cl2 ==== FeCl3②相应的氧化性：因①式中Fe由0价到+2价，而②中是由0到+3变化了三价，所以氧化性：Cl2> HCl还原性比较亦然。
氧化还原反应的规律
氧化还原反应的规律1．得失电子守恒规律元素化合价升高总数＝元素化合价降低总数。
———化合价升降配平法。
元素被氧化所失去电子总数＝元素被还原所得到电子总数(得失电子规律)。
———电子得失法配平法。
例1：硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水。
反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是()。
A．1∶3B．2∶3 C．1∶1D．4∶3【例2】（在一定的条件下，PbO2与Cr3＋反应，产物是Cr2O72－和Pb2＋，则与1molCr3＋反应所需PbO2的物质的量为（）A．3.0molＢ.1.5mol C.1.0mol D.0.75mol【例3】硫代硫酸钠可作为脱氯剂，已知25.0ml0.100mol.L－1Na2S2O3溶液恰好把224ml （标准状况下）Cl2完全转化为Cl－，则S2O32－将转化为（）A．S2－B．SC．SO32－D．SO42－例题4：分别以高锰酸钾和氯酸钾为原料制取氧气,当制同温同压下相同体积的氧气时,求两个反应中转移的电子数之比.练习：1已知KH和H2O反应生成H2和KOH,反应中1摩尔KH ( )A失去1摩尔电子 B 得到1摩尔电子 C 失去2摩尔电子 D 没有电子得失2 已知氧化还原反应2Cu(IO3)2 + 2KI + 12H2SO4 = 2Cu！+ 13 I2 +12K2SO4 +12 H2O 其中1摩尔氧化剂在反应中得到的电子为?3在100毫升的Fe Br2溶液中通入2.24L的标况下的Cl2,,充分反应后,溶液中有三分之一的Br-被氧化为Br2,求原Fe Br2溶液的物质的量浓度.2、价态规律及价态归中规律：①处于最高价态的元素只可能表现出氧化性，处于最低价态的元素只可能表现出还原性，处于中间价态的元素可能既表现出氧化性，又表现出还原性。
②一种元素若有几种化合物，含该元素高价态的物质可作氧化剂，含该元素低价态的物质可作还原剂，含中间价态的物质既可作氧化剂又可作还原剂。
高考化学考点突破：氧化还原反应的基本规律
氧化还原反应的基本规律【知识梳理】1．价态规律(1)升降规律：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。
(2)价态归中规律含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。
简记为“两相靠，不相交”。
例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是注：⑤中不会出现H 2S 转化为SO 2而H 2SO 4转化为S 的情况。
(3)歧化反应规律“中间价―→高价＋低价”。
具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O 。
2．强弱规律自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“由强制弱”。
3．先后规律(1)同时含有几种还原剂时―――――→加入氧化剂将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如：在FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋＞Br －，所以Fe 2＋先与Cl 2反应。
(2)同时含有几种氧化剂时―――――→加入还原剂将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe 3＋、Cu 2＋、H ＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋＞Cu 2＋＞H ＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋。
4．电子守恒规律氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
【典型例题】题组一电子转移数目判断与计算1．下列表示反应中电子转移的方向和数目正确的是()答案 B解析B项，硫元素发生歧化反应，两个S由0降低为－2价，总共降低4价，一个S由0价升高为＋4价，总升高4价，共失去4个电子，正确；C项，根据化合价不能交叉的原则，氯酸钾中氯元素的化合价应从＋5价降到0价，盐酸中氯元素的化合价应从－1价升高到0价，转移电子数是5；D项，氯酸钾中氯元素化合价降低，得到电子，氧元素化合价升高，失去电子，箭头应该是从O指向Cl，故D错误。
氧化还原反应的四大规律
氧化还原反应的四大规律
一、反应中氧化物收缩，还原物扩大：
当一种物质发生氧化反应，以及它所能释放出来的氧化物，就会减少，而它可以接受到的还原物就会增加。
例如，当硫化锌和氯气发生反应，硫化锌氧化为硫酸铜，其中硫化锌就会减少，而氯气则会增加。
二、反应总是把氧元素运送到还原物质：
当一种物质发生氧化反应时，它可以放出氧元素。
然而，这些氧元素的最终目的总是被运送到另一种还原物质，以完成还原反应。
例如，当硫酸铜和过氧化钠发生反应时，硫酸铜将氧化为硫化铜，而过氧化钠可以接受这些氧元素，从而发生还原反应。
三、反应通常会产生微量的碱性或酸性物质：
反应的发生是由于物质的微量碱性或酸性物质而影响的。
例如，当一种氧化物和一种还原物发生反应时，反应的本质就是碱性或酸性物质的作用。
四、氧化还原反应是水的重要部分：
水中的氧化还原反应也可以做一些很有趣的事情。
例如，氧化还原反应能够帮助鱼从水中获取有氧气，还有些藻类也可以利用氧化还原反应进行光合作用来获取能量。
虽然水中反应的含量不多，但是它们可以维持水体中的氧化还原平衡，使得水能满足生物的需要。
它们也清除了陆地中的各种有害物质，使陆地生态系统能够得到保护。
氧化还原反应的规律与实例
氧化还原反应的规律与实例氧化还原反应（Redox Reaction）是化学反应中常见的一种类型，它涉及物质的氧化和还原过程。
在这种反应中，物质的电荷状态发生改变，通常涉及电子的转移。
反应规律氧化还原反应遵循一些基本规律：1. 氧化还原反应必须涉及至少一个物质的氧化和至少一个物质的还原。
氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获得电子。
2. 在氧化还原反应中，有两个基本的粒子：电子（e-）和质子（H+）。
电子转移使得物质的氧化和还原成为可能。
3. 反应中的氧化剂是氧化其他物质的物质，而还原剂则是被氧化的物质。
氧化剂接受物质的电子，而还原剂提供电子。
实例以下是一些氧化还原反应的实例：1. 金属铁在空气中氧化成铁(III)氧化物（Fe2O3）。
反应方程式如下：4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3在这个反应中，铁原子（Fe）失去了电子，被氧气（O2）氧化，形成铁(III)离子（Fe3+），同时氧气获得了电子。
2. 氧气（O2）和氢气（H2）反应生成水（H2O）。
反应方程式如下：2H2 + O2 -> 2H2O在这个反应中，氢气失去了电子，被氧气氧化，形成氢离子（H+），同时氧气获得了电子。
3. 铝（Al）和氧气（O2）反应生成氧化铝（Al2O3）。
反应方程式如下：4Al + 3O2 -> 2Al2O3在这个反应中，铝原子（Al）失去了电子，被氧气氧化，形成铝(III)离子（Al3+），同时氧气获得了电子。
这些实例展示了不同物质之间的氧化还原反应，其中一个物质被氧化，而另一个物质被还原，电子的转移使得反应能够发生。
总结起来，氧化还原反应在化学反应中扮演重要的角色。
了解反应规律和实例有助于我们更好地理解这一类型的化学反应。
氧化还原反应基本规律
氧化还原反应基本规律
氧化还原反应的基本规律有五大规律：
1.强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
2.价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。
3.转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的氧化数值接近而不交叉，最多达到同种价态。
4.优先律：对于同一氧化剂，当存在多种还原剂时，通常先和还原性最强的还原剂反应。
5.守恒律：氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。
氧化-还原反应(oxidation-reduction reaction，也作redox reaction)是化学反应前后，元素的化合价有变化的一类反应。
氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，实质是电子的得失或共用电子对的偏移。
氧化还原反应是化学反应中的三大基本反应之一(另外两个为(路易斯)酸碱反应与自由基反应。
自然界中的燃烧，呼吸作用，光合作用，生产生活中的化学电池，金属冶炼，火箭发射等等都与氧化还原反应息息相关。
研究氧化还原反应，对人类的进步具有极其重要的意义。
物理概念
在无机反应中，有元素化合价升降，即电子转移(得失或偏移)的化学反应是氧化还原反应。
在有机反应中，有机物引入氧或脱去氢的作用叫做氧化反应，引入氢或失去氧的作用叫做还原反应。
氧化与还原的反应是同时发生的，即是说氧化剂在使被氧化物质氧化时，自身也被还原。
而还原剂在使被还原物还原时，自身也被氧化。
氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，实质是发生电子转移。
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3、价态转化规律
“高价＋低价≒中间价”
同一元素不同价态之间的氧化还原反应，其产 物的价态的变化,在一般情况下是邻位转化的, 最 多只能变化到同一价态, 绝不交换，也不交叉。
S
-2
S
0
+4
S
+6
S
H2SO4(浓)+ H2S = 2H2O + SO2↑ + S↓ KClO3 + 6HCl == KCl + 3Cl2↑+ 3H2O
2、Cl2在70℃的NaOH水溶液中能同时发生两个自身 氧化还原反应，反应完全后，测得溶液中NaClO与 NaClO3的物质的量之比为4︰1，则溶液中NaCl与 NaClO的物质的量之比为（ ） A 、9 ︰4 B 、5 ︰4 C、11︰2 D 、1 ︰1 （变化）在某温度下氯气和氢氧化钠溶液反应，在 其产物中NaClO、NaClO3、NaCl、H2O经过分析， ClO-、ClO3-物质的量之比为1：3，则被氧化的氯和 被还原的氯的物质的量之比为( C ) A、1：1 B、4：1 C、1：4 D、5：1
2+ Fe 例：将Cl2通入FeBr2溶液中，先氧化____， Br- 。如果把Fe粉加入含Fe3+和Cu2+ 后氧化____ Cu2+ 。 的溶液中，先还原____ Fe3+，后还原______
常见氧化剂的氧化性： MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S 常见还原剂的还原性： Mn2+<Cl-<Br-<Fe2+<I-<S2-
2 B.2 Fe.SO2 I 2 2 H 2O H 2 SO2 2 HI D.2 Fe 2 I 2 2 Fe3 2 I
即时巩固 1 已知 Co2O3 在酸性溶液中易被还原成 Co2＋，且 Co2O3、Cl2、FeCl3、I2 的氧化性依次减弱。下列反应在水溶 液中不可能发生的是 A．3Cl2+6FeI2=2FeCl3+4FeI3 B．Cl2+FeI2=FeCl2+I2 C．Co2O3+6HCl=2CoCl2+Cl2↑+3H2O D．2Fe3++2I－=2Fe2++I2 (
G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物。我 们不了解它们的化学式，但知道它们在一定 条件下具有如下的转换关系（未配平）。 ①G→Q + NaCl
② Q + H2O→X+H2
③Y + NaOH→G + Q + H2O
④ Z + NaOH→Q + X + H2O
这五种化合物中 氯的化合价由低到高的顺 序为： G Y Q Z X
即时巩固3 (2010· 全国Ⅱ，10)若(NH4)2SO4 在强热时分解的产物是 SO2 N2、NH3 和 H2O 、 ，则该反应中化合价发生变化和未发生变化的
N 原子数之比为 A．1∶4 B ．1∶2 C ．2∶1 D ．4∶1
(B )
2、先后规律
多种氧化剂同时存在，强的先反应; 还原剂亦然.
(2)同主族从上到下 , 金属元素的还原性逐渐增强 , 对应阳
离子的氧化性逐渐减弱;非金属元素的氧化性逐渐减弱,对 应阴离子的还原性逐渐增强｡
4.依据反应条件及反应的剧烈程度 反应条件要求越低, 反应越剧烈, 对应物质的氧化性或还原 性越强, 如是否加热､有无催化剂及反应温度高低和反应物 浓度大小等｡ 例如 : 2 KMO4 16 HC (浓) 2 KCl 2MnCl2 5Cl2 8H 2O MnO2 4 HCl (浓)MnCl2 Cl2 2 H 2O 4 HCl O2 催化剂 2 H 2O 2Cl2
氧化还原反应的规律
1、强制弱规律
化合价升高
•氧化剂+还原剂 ===还原产物+氧化产物
强氧化性 强还原性 弱还原性 弱氧化性
化合价降低
【例1】已知I 、Fe 2、SO2、Cl 和H 2O2均有还原性, 它们 在酸性溶液中还原性强弱顺序为 : Cl Fe 2 H 2O2 I SO2 , 则下列反应不能发生的是（ ） A.H 2O2 H 2 SO4 SO2 O2 2 H 2O
4. 守恒规律（得失电子、化合价升降相等） 得电子总数=失电子总数=转移电子总数 例：用0.3mo1/L Na2SO3溶液20mL，恰好将 2.4×10-3mol的RO3－离子还原，则元素R 在还原产物中的化合价为 D A. +4 B. +3 C.+1 D.O 练习: 1.FeS2与HNO3反应后的氧化产物为Fe3+和H2SO4， 若反应中FeS2与HNO3的物质的量之比为1:8，则 HNO3的还原产物为： B A、NO2 B、NO C 、N 2 O D 、N 2O 3
相邻价态的两种物质(无中间价), 不反应. 如浓H2SO4与SO2
即时练习5.(2008·上海)下列物质中,按只有氧化性､只有 还原性､既有氧化性又有还原性的顺序排列的一组是( A.F2､K､HCl B.Cl2､Al､H2 )
C.NO2､Na､Br2
D.O2､SO2､H2O
已知Cl2与NaOH溶液反应产物有NaClO、 NaClO3、NaCl，若生成的NaClO与NaClO3的 物质的量之比为4：1时，则被氧化与被还 原的氯元素的物质的量之比为（ Ｂ ） A．5：1 B ．5：9 C．1：5 D. 9：5
的, 其还原性强｡例如 : Cu 2 Fe 2 Cu 2 2 Fe 2 3Zn 2 Fe3 3Zn 2 2 Fe 还原性 : Zn Cu
氧化性 : Cl2 S
7.某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关 温度:如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强｡ 浓度:如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强｡ 酸碱性:如KMnO4溶液的氧化性随溶液酸性的增强而增强｡
由上述反应条件的不同, 可判断氧化性 : KMnO4 MnO2 O2｡
5.依据氧化还原反应的程度
1 相同条件下, 不同氧化剂使同一种还原剂被氧化程度大
的, 其氧化性强｡例如 : 2 Fe 3Cl2 2 FeCl3 Fe S FeS
2 相同条件下, 不同还原剂使同一种氧化剂被还原程度大
A)
解析 由于还原性 I－＞Fe2＋，Cl2 应先氧化 I－，故 A 不可能发生，B 可能发生；由于氧化性 Fe3＋>I2，D 可能发生；又因为氧化性 Co2O3＞Cl2，故 C 也可能 发生。
1.依据元素周期表 (1)同周期从左到右 , 金属元素的还原性逐渐减弱 , 对应阳 离子的氧化性逐渐增强;非金属元素的氧化性逐渐增强,对 应阴离子的还原性逐渐减弱｡