氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点
氧化还原反应中的规律及应用总结
氧化还原反应中的规律及应用总结作者：申承毛来源：《读写算》2011年第21期一、概念中的对立统一规律氧化反应与还原反应同时发生，有氧化剂，同时一定有还原剂，有元素被氧化的同时，一定有元素被还原，氧化剂有氧化性，则还原剂一定有还原性。
二、反应过程中的转换规律(可用双线桥法表示)三、性质表现规律1.处于最高价态时只具有氧化性。
如：MnO4─中的Mn元素只具有氧化性。
F2、O2只具有氧化性。
浓硫酸中的硫元素和硝酸中的氮元素只具有氧化性。
2.于最低价态时只具有还原性。
如：Na2S中的硫元素只具有还原性。
活泼金属只具有还原性。
C、H化合价分别为－4＋2＋4、－1＋1，C、CO、H2既可以作氧化性又可作还原剂。
3.元素处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。
如SO2中的S元素。
4.对于由不同元素组成的化合物，有一种元素处于最低价态，而另一种元素处于最高价态时，则此化合物既具有氧化性又具有还原性。
如HCl中H处于最高价态，Cl处于最低价态，所以HCl既具有氧化性(遇活泼金属)又具有还原性(遇KMnO4、MnO2等)。
四、性质递变规律①氧化性：氧化剂＞氧化产物②还原性：还原剂＞还原产物如，⑴据下列反应：2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O 2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2Cl─ 2Fe3+＋2I＝2Fe2+＋I2I2＋SO2＋2H2O＝4H+＋SO42─＋2I─判断各氧化剂强弱顺序：Cl2＞Fe3+＞I2＞SO2；各还原剂强弱顺序：H2S＞SO2＞I─＞Fe2+＞Cl─⑵下列反应不能发生是：(还原剂强弱顺序：SO2＞I―＞H2O2＞Fe2+＞Cl─)①2Fe3+＋SO2＋2H2O＝2Fe2+＋SO42─＋4H+②I2＋SO2＋2H2O＝H2SO4＋2HI③H2O2＋H2SO4＝SO2＋O2＋2H2O④2Fe2+＋I2＝Fe3+＋2I─五、电荷守恒定律氧化还原反应中，对于离子反应前后阴阳离子电荷的代数和必然相等。
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。
氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点
氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点《考试大纲》明确指出了氧化还原反应的考试围，其主要容包括：⑴氧化剂、还原剂，氧化产物、还原产物的判断；⑵氧化剂的氧化性或还原剂的还原性的相对强弱的判断；⑶氧化还原反应方面的种种计算；等等。
为此，在复习中必须熟练地掌握好这些知识，同时，还要善于从这些知识中去挖掘隐含着的重要核心规律，学会运用这些规律去解决涉及氧化还原反应知识方面的各种问题，最终达到真正掌握知识的目的。
一、重要核心规律总结规律之一：性质规律1. 某元素处于最高价态时，则该元素只具有氧化性。
这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能降低，不可再升高。
例如，KMn +7O 4、H 2S +6O 4、H ＋、N +5O 3－、F 02(无正价)等。
2. 某元素处于最低价态时，则该元素只具有还原性。
这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能升高，不可能再降低。
例如，KC -1l 、N 0a(无负价)、Na 2S -2等。
3. 某元素处于中间价态时，则该元素既具有氧化性又具有还原性。
这是因为在一定条件下，该元素的化合价可能升高或降低。
例如，C 0、S 0、Fe +2、S +4O 2 等。
4. 金属单质只具有还原性，非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性，少数只具有氧化性。
5. 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CO 2，Cl 2与HCl ，浓H 2SO 4与SO 2等均不能发生氧化还原反应。
根据这个规律，可以帮助我们准确判断物质（微粒）可否作为氧化剂（或还原剂），可否发生氧化还原反应。
规律之二：强弱规律在一个氧化还原反应中，各物质（微粒）的氧化性、还原性强弱分别为：氧化性：氧化剂＞氧化产物还原性：还原剂＞还原产物根据这个规律，可以帮助我们判断出氧化还原反应中各物质（微粒）的氧化性或还原性的相对强弱；帮助我们选择合适的氧化剂或还原剂；帮助我们帮助判断一个氧化还原反应能否发生。
考点二氧化还原反应的规律及应用
考点二氧化还原反应的规律及应用1氧化还原反应的规律(1)反应先后规律 ( 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。
(2) 价态归中规律即同种元素不同价态之间的反应，高价态的元素化合价降低，低价态的元素化合价升高，但升高与降低的化合价不能交叉。
如KClO3＋6HCl===3Cl2＋ KCl＋ 3H2O，氧化剂为KClO3，还原剂为 HCl，氧化产物为Cl 2，还原产物为Cl 2。
(3) 邻位价态规律氧化还原反应发生时，其价态一般先变为邻位价态，如：①Cl－被氧化成 Cl ，而不是更2高价态氯元素；②S2－一般被氧化为 S， S 单质一般被氧化成SO2；③ Cl －作还原剂时， ClO－、－作氧化剂，一般被还原成－ClO Cl ，而不是 Cl 。
32(4)电子守恒规律对于氧化还原反应的计算，关键是氧化还原反应的实质——得失电子守恒。
2氧化还原反应规律的应用1.思维辨析(1)向浓 H2SO4中通入 H2S 气体，1 mol 浓硫酸转移电子数可能是6N A，也可能是 2N A。
()(2)1 mol Cl 2 与Ca(OH)2 完全反应，转移的电子数是2N A。
()(3)1 mol KClO 3 与足量的浓盐酸完全反应，转移电子数为6N A。
()(4)SO 2的还原性较强，而浓H2SO4具有很强的氧化性，所以浓H2SO4不能干燥 SO2气体。
()(5)将少量的 Cl 2通入 FeBr 2溶液中，发生反应的离子方程式为Cl 2＋ 2Br － ===2Cl－＋Br 2。
()(6)实验室可用如下原理制备－－＋2＋＋ Cl↑＋ 2HO。
()Cl 2： MnO＋ 2Cl＋ 4H ===Mn422答案 (1) √(2) × (3) × (4) × (5) ×(6) ×2．今有下列三个氧化还原反应：2FeCl 3＋2KI===2FeCl 2＋ 2KCl＋ I 22FeCl 2＋Cl 2===2FeCl32KMnO＋16HCl===2KCl＋ 2MnCl＋ 5Cl ↑＋ 8H O若某溶液中含有2＋－－－而不氧化2＋和 Cl－Fe 、 Cl和 I，要除去I Fe，可以加入的试剂是()A． Cl 2B． KMnO4C． FeCl 3D． HCl答案C解析要寻找一种氧化剂，其氧化性应比I 2的强，比 Cl 2和 Fe3＋的弱 ( 也可和 Fe3＋的氧化性相当 ) 。
氧化还原反应的基本规律及其应用
氧化还原反应的基本规律及其应用有关概念之间的关系：常见氧化剂、还原剂：一、“两强两弱”规律：对于自发的氧化还原反应（除高温、电解条件），总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱氧化性物质和弱还原性物质。
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。
－氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物应用有二：1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。
例如：根据反应式：（1）2Fe 3++2I －=2Fe 2++I 2，(2)Br 2+2Fe 2+=2Br －+2Fe 3+，可判断离子的还原性从强到弱的顺序是 （ ）A ．Br －、Fe 2+、I －B ．I －、Fe 2+、Br －C ．Br －、I －、Fe 2+D ．Fe 2+、I －、Br －常见氧化剂非金属单质：Cl 2、Br 2、O 2等含有高价元素的化合物：浓H 2SO 4、HNO 3、FeCl 3、KMnO 4、MnO 2、K 2Cr 2O 7等 过氧化物：Na 2O 2、H 2O 2等某些不稳定含氧酸：HClO 等常见还原剂活泼金属：K 、Na 、Mg 、Al 等非金属离子或低价态化合物：S 2－、H 2S 、I －、HI 、SO 2、H 2SO 3、Na 2SO 3、FeCl 2、CO 等 非金属单质及其氢化物：H 2、C 、Si 、NH 3等2、判断氧化还原反应能否发生。
例如：已知I－、Fe2+、SO2、Cl－和H2O2均具有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱的顺序为Cl－<Fe2＋<H2O2<I－<SO2，则下列反应不能发生的是（）A．2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO42－+4H+B．I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HIC．H2O2+H2SO4=SO2↑+O2↑+2H2OD．2Fe2++I2=2Fe3++2I－二、“高氧、低还、中兼”规律对于同种元素不同价态的原子而言，最高价态只具有氧化性，最低价态只具有还原性，中间价态既具有氧化性又具有还原性。
化学核心素养之氧化还原反应的原理与实际应用
化学核心素养之氧化还原反应的原理与实际应用氧化还原反应（Redox reaction）作为化学领域中最为重要且常见的反应之一，在实际应用中发挥着重要的作用。
本文将通过对氧化还原反应的原理进行深入探讨，并分析其在实际应用中的具体应用场景和重要意义。
一、氧化还原反应的原理氧化还原反应，简称为氧化反应和还原反应，是指物质中两种氧化态之间的相互转化过程。
在氧化还原反应中，一个物质失去电子，被氧化为较高的氧化态，而另一个物质接受这些电子，被还原为较低的氧化态。
在氧化还原反应中，发生氧化的物质被称为还原剂，而发生还原的物质被称为氧化剂。
氧化还原反应的原理基于原子、离子和分子之间电子的转移。
在氧化反应中，产生了电子的流失，也就是物质的氧化，而在还原反应中，产生了电子的接受，也就是物质的还原。
氧化还原反应的整个过程中，电子的流失必须与电子的接受相互配对，以满足电荷守恒的原则。
二、氧化还原反应的实际应用1. 腐蚀防护氧化还原反应在腐蚀防护方面具有广泛应用。
例如，金属在与氧气接触时会发生氧化反应，形成金属氧化物，即我们常见的锈。
为了防止金属腐蚀，可以利用还原反应来保护金属表面。
通过将金属与具有还原性的物质接触，使其接受电子，从而抑制氧化反应的发生，延长金属的使用寿命。
2. 电化学与能源转化氧化还原反应在电化学和能源转化领域有着广泛的应用。
例如，电池就是利用氧化还原反应来转化化学能量为电能的设备。
在电池反应中，氧化剂作为正极，还原剂作为负极，通过电解质的中介传导电子，完成氧化还原反应，产生电能。
3. 化学工艺氧化还原反应在化学工艺中起着至关重要的作用。
例如，在制药工业中，氧化还原反应被广泛应用于药物的合成和转化过程中，通过氧化还原反应可以将一些原材料转化为具有药理活性的化合物。
4. 环境保护氧化还原反应在环境保护方面也具有重要的应用价值。
例如，废水处理中利用氧化还原反应来清除有毒有害物质。
通过控制氧化剂和还原剂的使用，将有毒有害物质氧化为无毒或低毒物质，以减少对环境的污染。
氧化还原反应的规律与应用
氧化还原反应的规律与应用氧化还原反应，即电子的转移反应，是化学中的重要概念之一。
它在自然界中广泛存在，并且在许多化学过程和实际应用中起着重要作用。
本文将探讨氧化还原反应的规律以及其在不同领域的应用。
一、氧化还原反应的规律1. 氧化与还原氧化还原反应包括氧化和还原两个过程。
氧化是指物质失去电子的过程，还原是指物质获得电子的过程。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。
2. 氧化数氧化数是衡量原子在化学反应中电荷状态变化的指标。
在一个化合物中，每个元素的氧化数之和等于零。
例如，在H2O（水）中，氧的氧化数为-2，而氢的氧化数为+1。
3. 氧化还原反应的方程式氧化还原反应可以通过方程式来表示。
比如，Zn（锌）与HCl（盐酸）发生反应，可以写作：Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2。
在这个反应中，锌被盐酸氧化，氯离子被还原为氯气。
二、氧化还原反应的应用1. 能源产生氧化还原反应是能源产生的重要方式之一。
例如，在燃烧过程中，燃料与氧气发生氧化还原反应，产生大量的能量。
这种能源产生方式广泛应用于发电、交通工具等领域。
2. 电池电池是利用氧化还原反应产生电能的装置。
常见的电池包括干电池、锂电池等。
在电池中，化学反应使得正极物质被氧化，负极物质被还原，产生电子流从而产生电能。
3. 金属腐蚀金属的腐蚀是一种氧化还原反应。
当金属接触到氧气和水时，金属表面会发生氧化反应，形成氧化物。
这种腐蚀现象在日常生活中经常发生，给金属制品带来不可逆转的损害。
4. 食物的消化和呼吸在生物体内，氧化还原反应参与食物的消化和呼吸过程。
食物通过氧化还原反应释放能量，维持生物体的正常功能。
同时，生物体的呼吸过程也是一种氧化还原反应。
5. 水处理氧化还原反应在水处理中起着关键作用。
例如，氯气被用作杀菌剂来净化水，在与水中的有机物发生氧化还原反应后，有机物被氧化分解，从而消除水中的污染物。
结论氧化还原反应是化学中重要的概念，具有一定的规律性。
氧化还原反应的规律及其应用
氧化还原反应的规律及其应用李文清氧化还原反应是一类重要的化学反应，是学生学习化学的重要内容。
本文着重介绍氧化还原反应的一些基本规律及其应用，供同学们参考。
一. 表现性质规律当元素具有可变化合价，一般化合价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。
利用此规律可判断物质是否具有氧化性及还原性，但不能判断物质氧化性及还原性的强弱。
例1. 下列各组物质中，每种物质都既能被氧化又能被还原的是（）A.B.C.D.解析：每种物质都既能被氧化又能被还原，即每种物质都既具有还原性又具有氧化性，利用上述规律可逐一筛选。
A项中，都含有中间价态的元素，它们既能被氧化又能被还原，但一般只具有氧化性，虽然其中含有价的氧元素却很难被氧化。
B项中，，一般只能被还原。
C项中，和分子中既含较高价态的氢元素，又含有较低价态的硫元素或氯元素，中的S显+4价，属于硫元素的中间价态，故该组中每种物质都既能被氧化，又能被还原。
D项中，中+1价钠元素氧化性极弱，故只具有还原性。
答案：（C）。
二. 两强两弱规律在氧化还原反应中：强氧化性物质+强还原性物质弱氧化性物质+弱还原性物质氧化剂还原剂氧化产物还原产物即氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性，利用此规律可判断在相同条件下物质氧化性及还原性的强弱以及在同一状态下能否发生氧化还原反应。
例2. 有A2、B2、C2三种单质进行如下反应：（1）三种单质的氧化性由强到弱的顺序是：__________________。
（2）三种离子的还原性由强到弱的顺序是：__________________。
（3）若能发生反应，那么能否发生反应？_______________理由是_______________。
解析：利用两强两弱规律由前一方程式可判断氧化性，还原性，后一方程式可判断出氧化性，还原性。
则这三种单质氧化性的顺序是，这三种离子的还原性顺序是由（3）若能发生反应，即可判断氧化性，而前边已判断，则，所以不能发生反应，若反应，则不符合两强两弱规律。
例谈氧化还原反应基本规律及其应用
例谈氧化还原反应基本规律及其应用
氧化还原反应的基本规律主要有：
1.氧化还原反应的判断：氧化还原反应的本质是电子的转移，即氧化剂得到电子，还原剂失去电子。
2.氧化还原反应的配平：氧化还原反应的配平是氧化还原反应计算的基础，可以根据化合价升降法进行配平。
3.氧化还原反应的计算：根据氧化还原反应的原理，可以通过计算得到电子或失去电子的数量，从而得出氧化剂和还原剂的比例关系。
应用方面：
1.氧化还原反应在工业上的应用：如在金属冶炼中，通过氧化还原反应将金属从矿石中提取出来；在化学工业中，通过氧化还原反应合成有机物等。
2.氧化还原反应在生物体内的应用：生物体内的氧化还原反应是生命活动的基础，如呼吸作用、光合作用等。
3.氧化还原反应在环境科学中的应用：通过氧化还原反应可以处理环境污染问题，如通过氧化剂将有毒物质转化为无毒物质，或通过还原剂将某些金属离子还原为金属单质等。
以上就是氧化还原反应的基本规律及其应用，希望对解决您的问题有所帮助。
氧化还原反应的规律与应用
氧化还原反应的规律与应用氧化还原反应是化学中最基本、最重要的反应类型之一。
它涉及到电子的转移和氧化态的变化，具有广泛的应用价值。
本文将介绍氧化还原反应的规律和一些实际应用。
一. 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指在化学反应中，某些物质失去电子并被氧化，而其他物质获得电子并被还原的过程。
在氧化还原反应中，通常伴随着氧化态的变化。
氧化态是指原子或分子中的原子的电荷状态，用+或-表示。
氧化反应是指物质受到氧化剂作用而失去电子的过程，其中的物质为氧化剂。
还原反应是指物质受到还原剂作用而获得电子的过程，其中的物质为还原剂。
二. 氧化还原反应的规律1. 氧化态变化规律在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，其氧化态减少；还原剂失去电子，其氧化态增加。
氧化和还原两个反应总是同时进行的，一个物质的氧化反应必然伴随着另一个物质的还原反应。
2. 电子转移规律氧化还原反应中的电子转移遵循一定的规律：电子从氧化剂转移到还原剂。
氧化剂具有较强的氧化能力，它能够夺取其他物质的电子，从而自身被还原。
而还原剂具有较强的还原能力，它能够向其他物质输送电子，从而自身被氧化。
三. 氧化还原反应的应用1. 电化学反应氧化还原反应在电化学中得到广泛应用。
例如，电池的工作原理就是利用氧化还原反应来产生电能。
电池中的化学反应导致了电子的转移，从而产生电流。
2. 腐蚀与防腐氧化还原反应在金属腐蚀和防腐中具有重要作用。
金属与氧气发生氧化反应，形成金属氧化物，导致金属的腐蚀。
为了防止金属的腐蚀，可以通过添加防腐剂，阻止氧化还原反应的发生。
3. 燃烧反应燃烧是一种氧化反应，它是物质与氧气在高温下发生氧化还原反应的结果。
通过控制燃烧过程中氧化还原反应的速度和条件，可以实现高效的燃烧，提高能量利用率。
4. 化学分析氧化还原反应在化学分析中也被广泛应用。
例如，氧化还原反应可以用于检测物质中是否存在某些元素或化合物。
通过观察氧化还原反应的现象和指示剂的颜色变化，可以判断物质的成分和性质。
氧化还原反应要点概括
氧化还原反应要点概括一、五对概念在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。
它们的名称和相互关系如下：二、四条规律1.表现性质规律同种元素具有多种价态时，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，处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
2.反应先后规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则首先与溶液中最强的氧化剂作用。
例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+。
3.价态归中规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。
4.电子守恒规律在任何氧化还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。
三、物质氧化性或还原性强弱的比较（1）由元素的金属性或非金属性进行比较①金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱，如②非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱，如（2）由反应条件的难易进行比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越容易，其氧化剂的氧化性越强。
例如，前者比后者容易发生反应，可判断出氧化性：。
同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越容易，其还原剂的还原性越强。
（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。
同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。
（4）根据化学方程式进行比较在“氧化剂＋还原剂===还原产物＋氧化产物”中：氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物。
（5）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与温度、浓度、酸碱性有关温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的强。
浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。
氧化还原反应的规律及应用
课题：氧化还原反应的规律及应用【学习目标】：知识点、考点：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、能运用守恒进行相关的计算重点、难点：1、有关氧化还原的计算【知识网络详解】知识点一 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H 2SO 4的S 只具有氧化性，H 2S 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2FeCl 3+2KI=2FeCl 2+2KCl+I 2可知，FeCl 3的氧化性比I 2强，KI 的还原性比FeCl 2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H 2S04 >SO 2（H 2SO 3)> S ；还原性：H 2S>S>SO 2。
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Fe 2+)的氧化性逐渐增强。
3、优先律：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较强的物质；同一还原剂与多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。
如：将Cl 2通入物质的量浓度相同的NaBr 和NaI 的混合液中，Cl 2首先与NaI 反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe 3+和Cu 2+ 的混合液中，Fe 首先与Fe 3+反应。
4、价态归中规律：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“高价十低价→中间价”而不会出现交错现象。
氧化还原反应中的四大规律及其应用
氧化还原反应中的四大规律及其应用1．氧化还原反应规律(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，化合价升降总数相等，电子得失总数相等。
(2)强弱规律具有较强氧化性的氧化剂跟具有较强还原性的还原剂反应，生成具有较弱还原性的还原产物和具有较弱氧化性的氧化产物。
(3)转化规律氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
(4)先后规律一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，优先与还原性最强的还原剂发生反应；同理，一种还原剂遇到多种氧化剂时，优先与氧化性最强的氧化剂反应。
2．氧化还原反应规律的应用(1)守恒规律——→应用⎩⎪⎨⎪⎧①直接计算反应物与产物或与转移电子的数量关系。
如用铜电极电解Na 2SO 4溶液，其阳、阴极产物及转移电子关系式为：Cu 2＋～2e －～H 2～2OH －②配平氧化还原反应方程式 (2)强弱规律 ——→应用⎩⎨⎧①判断某氧化还原反应中物质氧化性、还原性的相对强弱②判断某氧化还原反应能否正常进行(3)转化规律——→应用⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧ ①判断同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应的可能性②根据化合价判断反应体系中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。
如对于反应6HCl(浓)＋NaClO 3===NaCl ＋3Cl 2↑＋3H 2O 中，氧化剂为NaClO 3，还原剂为HCl ，氧化产物和还原产物都为Cl 2(4)先后规律——→应用可判断物质发生氧化还原反应的先后顺序练一练根据氧化还原反应的规律写出浓H 2SO 4、H 2S 和SO 2三种物质可能发生的氧化还原反应的化学方程式。
2H 2S ＋SO 2===3S ↓＋2H 2OH 2S ＋H 2SO 4(浓)===S ↓＋SO 2＋2H 2O3.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。
氧化还原反应的基本规律及作用
氧化还原反应的基本规律及作用
1.守恒律——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。
作用：有关氧化还原反应的计算及配平氧化还原方程式。
2.强弱律——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。
作用：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。
亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
3.价态律——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，其性质是这些元素性质的综合体现。
作用：判断元素或物质氧化性或还原性的有无。
4.转化律——氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素，相邻价态间不发生氧化还原反应。
作用：分析判断氧化还原反应中的物质变化及推测变化产物。
5.难易律——越易失电子的物质，失电子后就越难得电子，越易
得电子的物质，得电子后就越难失去电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，优先与还原性强的还原剂发生反应。
同理，一种还原剂遇多种氧化剂时，氧化性最强的氧化剂优先发生反应。
作用：判断物质的稳定性及反应顺序。
学案1：核心素养提升（一） 氧化还原反应的基本规律及其方程式的配平
核心素养提升(一) 氧化还原反应的基本规律及其方程式的配平要点：一、氧化还原反应的四个基本规律1．守恒规律(1)内容：在一个氧化还原反应中，化合价升降总数相等，得失电子总数相等，即满足电子守恒规律；另外，还满足质量守恒、电荷守恒规律。
(2)应用：氧化还原反应方程式的配平和相关计算。
2．强弱规律(1)内容：具有较强氧化性的物质能跟具有较强还原性的物质反应，生成具有弱还原性的物质和具有弱氧化性的物质，即一个氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
(2)应用：比较物质间氧化性或还原性的强弱和判断某氧化还原反应能否发生。
3．先后规律(1)内容：一种氧化剂遇到多种还原剂时，首先与还原性最强的还原剂发生反应；同理，一种还原剂遇到多种氧化剂时，首先与氧化性最强的氧化剂反应。
如：把氯气通入FeBr2和FeI2的混合溶液中时，由于还原性I－>Fe2＋>Br－，则氯气首先氧化I－，然后氧化Fe2＋，最后再氧化Br－。
(2)应用：判断同一体系中氧化还原反应的先后顺序。
4．价态规律(1)内容：①高低规律：元素处于最高价态(如Fe3＋、KMnO4等)，只有氧化性；元素处于最低价态(如S2－、I－等)，只有还原性；元素处于中间价态(如Fe2＋、SO2等)，既有氧化性又有还原性。
②价态归中规律：在氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉，遵循“高价＋低价→中间价”的规律；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
如：(√)(×)(2)应用：判断元素或物质的氧化性、还原性和同种元素不同价态的物质间发生氧化还原的可能性。
二、氧化还原反应方程式的配平 1．配平原则2．配平步骤3．步骤示例H 2S ＋HNO 3―→S↓＋NO↑＋H 2O第一步：标变价，H 2S －2＋HN ＋5O 3―→S 0↓＋N ＋2O↑＋H 2O第三步：求总数，从而确定氧化剂(或还原产物)和还原剂(或氧化产物)的化学计量数。
氧化还原反应的规律
氧化还原反应的规律一、氧化还原反应的规律1、矛盾律：在一个氧化还原反应中，有氧化剂就有还原剂，有氧化反应就有还原反应，有 氧化性就有还原性，有氧化产物就有还原产物，有电子失去就有电子得到，有化合价升 高就有化合价降低，氧化与还原共存在一个体系中。
这一规律揭示了解决氧化还原反应 的问题的基本思路是把重点放在谁升谁降、升到何处降到何处、升了几价降了几价这是 个核心上。
一个只有化合价升高的反应是一个不可能的反应，写出的方程式是一个永远 也配不平的方程式。
例如，在Cl 2+2NaOH ===NaCl+NaClO+H 2O 反应中，Cl 2既是氧化剂，又是还原剂，Cl 2既具有氧化性，又具有还原性，NaOH 既不是氧化剂又不是还原剂，既没有体现氧化性， 也没有体现还原性，Cl 2既发生了氧化反应又发生了还原反应，NaOH 既没有发生氧化反 应，也没有发生还原反应，NaCl 是还原产物，NaClO 是氧化产物，H 2O 既不是氧化产物， 也不是还原产物。
2、电子守恒律：一个氧化还原反应不仅遵循原子守恒的规律，还遵循电子守恒规律。
电子 守恒律指的是：在一个氧化还原反应中，失去电子的总数等于得到电子的总数。
即：失去电子的物质的量=得到电子的物质的量，n(失去电子)=n(得到电子)电子守恒律揭示了一个氧化还原反应，元素化合价升高的总数和元素的化合价降低的总 数相等的事实。
即：化合价升高的总数=化合价降低的总数电子守恒律所形成的化合价升降法将是氧化还原反应方程式配平的主导方法。
电子守恒律所形成的电子守恒法将是氧化还原反应计算中主要的快捷方法。
例如，2KClO 32KCl+3O 2↑ 氯元素共得到12e －，氧元素共失去12e －。
3、价态律：氧化性是物质得到电子的性质，还原性是物质失去电子的性质。
所以，元素处 在最高价的微粒一般只具有氧化性，处在最低价的微粒一般只具有还原性，处在中间价 的微粒一般既具有氧化性又具有还原性，要看该微粒遇到是强氧化剂还是强还原剂，如 果遇到强氧化剂，它就显示还原性，如果遇到强还原剂，它就显示氧化性。
氧化还原反应核心规律的运用
考点聚焦氧化还原反应核心规律的运用□颜建河 夏连彬一、重要核心规律规律之一:性质规律1.某元素处于最高价态时,则该元素只具有氧化性。
2.某元素处于最低价态时,则该元素只具有还原性。
3.某元素处于中间价态时,则该元素既具有氧化性又具有还原性。
4.金属单质只具有还原性,非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性,少数只具有氧化性。
5.含同种元素相邻价态的两物质之间不发生氧化还原反应。
规律之二:强弱规律在一个氧化还原反应中,各物质(微粒)的氧化性、还原性强弱分别为:氧化性:氧化剂>氧化产物还原性:还原剂>还原产物规律之三:价态变化规律1.中间变两头———歧化反应。
例如,3Cl 02+6KO H5KCl -1+KCl +5O 3+3H 2O 。
2.两头变中间———归中反应(不同价态的同种元素之间的反应)。
例如,H 2S +6O 4(浓)+H 2S-2S +4O 2↑+S 0↓+2H 2O 、6H Cl -1+K Cl +5O 3KCl +3Cl 02↑+3H 2O 。
说明 当氧化剂为强氧化剂或者氧化剂过量时,还原剂可转化成比其邻位价态更高的产物(不可出现交叉现象);反之亦然。
规律之四:次序规律在氧化还原反应中,一种氧化剂(或还原剂)与多种还原剂(或氧化剂)相遇时,还原剂(或氧化剂)总是依据还原性(或氧化性)强弱顺序先后被氧化(或被还原)。
规律之五:守恒规律在一个氧化还原反应中,氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目,或者说氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。
二、运用例1 某溶液中含有Cl -和I -的物质的量浓度相同,为了氧化I -而不能使Cl -氧化,依据下列3个反应,除Cl 2以外,还可选用的氧化剂是 。
①2Fe 3++2I -2Fe 2++I 2;②2Fe 2++Cl 22Fe3++2Cl -;③2MnO -4+10Cl -+16H+2Mn2++5Cl 2+8H 2O 。
解析 根据题意可知,由于Cl -和I -都有还原性,氧化产物分别为Cl 2和I 2,具有一定的氧化性。
初中化学重要知识点解析氧化还原反应的规律与应用
初中化学重要知识点解析氧化还原反应的规律与应用氧化还原反应是化学反应中的一类重要反应，在化学学科中占据着重要的地位。
本文将对初中化学中与氧化还原反应相关的重要知识点进行解析，包括氧化还原反应的规律及其应用。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中的原子或离子失去或获得电子的过程。
其中，电子的失去称为氧化反应，电子的获得称为还原反应。
在氧化还原反应中，通常会出现氧化剂和还原剂两者之间的转化。
二、氧化还原反应的规律1. 氧化态的变化在氧化还原反应中，物质的氧化态可能发生变化。
一般来说，元素原子和离子的氧化态为0，当元素原子和离子失去电子时，其氧化态增加；当元素原子和离子获得电子时，其氧化态减少。
根据氧化态的变化可以判断氧化还原反应的进行方向。
2. 电子转移氧化还原反应中，电子的转移是至关重要的。
氧化剂接受被氧化物质失去的电子，从而被还原，而还原剂则提供电子给被氧化物质，从而被氧化。
电子的转移使得氧化还原反应得以进行。
3. 氧化剂与还原剂氧化剂是指具有氧化能力的物质，它可以接受其他物质失去的电子。
常见的氧化剂有氧气（O2）、过氧化氢（H2O2）等。
而还原剂则是指具有还原能力的物质，它可以提供电子给其他物质。
常见的还原剂有金属、非金属元素等。
三、氧化还原反应的应用1. 腐蚀与防腐氧化还原反应在腐蚀与防腐中起着重要作用。
当金属与氧气接触时，会发生氧化反应，形成金属的氧化物。
这种氧化反应就是金属的腐蚀过程。
为了防止金属腐蚀，可以采取一些措施，如涂层、电镀等，通过阻隔氧气或加入还原剂来减少氧化反应的发生。
2. 发生火焰氧化还原反应也是火焰发生的基础。
火焰是一种燃烧反应，当燃料与氧气发生氧化还原反应时释放出能量，形成火焰。
例如，燃烧的木材中的碳与氧气发生氧化反应产生二氧化碳和能量。
3. 电池的工作原理电池是一种将化学能转化为电能的装置，其中涉及到氧化还原反应。
在电池中，正极发生氧化反应，负极发生还原反应，通过电子的流动产生电能。
最新氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点
氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点《考试大纲》明确指出了氧化还原反应的考试范围，其主要内容包括：⑴氧化剂、还原剂，氧化产物、还原产物的判断；⑵氧化剂的氧化性或还原剂的还原性的相对强弱的判断；⑶氧化还原反应方面的种种计算；等等。
为此，在复习中必须熟练地掌握好这些知识，同时，还要善于从这些知识中去挖掘隐含着的重要核心规律，学会运用这些规律去解决涉及氧化还原反应知识方面的各种问题，最终达到真正掌握知识的目的。
一、重要核心规律总结规律之一：性质规律1. 某元素处于最高价态时，则该元素只具有氧化性。
这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能降低，不可再升高。
例如，KMn +7O 4、H 2S +6O 4、H ＋、N +5O 3－、F 02(无正价)等。
2. 某元素处于最低价态时，则该元素只具有还原性。
这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能升高，不可能再降低。
例如，KC -1l 、N 0a(无负价)、Na 2S -2等。
3. 某元素处于中间价态时，则该元素既具有氧化性又具有还原性。
这是因为在一定条件下，该元素的化合价可能升高或降低。
例如，C 0、S 0、Fe +2、S +4O 2 等。
4. 金属单质只具有还原性，非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性，少数只具有氧化性。
5. 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CO 2，Cl 2与HCl ，浓H 2SO 4与SO 2等均不能发生氧化还原反应。
根据这个规律，可以帮助我们准确判断物质（微粒）可否作为氧化剂（或还原剂），可否发生氧化还原反应。
规律之二：强弱规律在一个氧化还原反应中，各物质（微粒）的氧化性、还原性强弱分别为：氧化性：氧化剂＞氧化产物还原性：还原剂＞还原产物根据这个规律，可以帮助我们判断出氧化还原反应中各物质（微粒）的氧化性或还原性的相对强弱；帮助我们选择合适的氧化剂或还原剂；帮助我们帮助判断一个氧化还原反应能否发生。
初中化学氧化还原反应的规律与应用解析
初中化学氧化还原反应的规律与应用解析氧化还原反应是化学学科中的重要内容之一，广泛应用于生活和工业生产中。
本文将就初中化学氧化还原反应的规律与应用进行解析。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中的电荷转移过程，其中一物质失去电子（被氧化），而另一物质同时获得电子（被还原）。
其中失去电子的物质称为还原剂，获得电子的物质称为氧化剂。
在氧化还原反应中，电子的转移常常伴随着原子或离子氧化态的改变。
氧化态增加称为氧化，氧化态减少称为还原。
以电子的转移为基础，氧化还原反应将其反应过程分为两个半反应，即氧化半反应和还原半反应。
二、氧化还原反应的规律1. 氧化性和还原性的对比不同的物质具有不同的氧化性和还原性。
氧化性是指物质具有氧化其他物质的能力，而还原性是指物质具有还原其他物质的能力。
根据氧化性和还原性的强弱，物质在氧化还原反应中扮演不同的角色。
通常，氧化性较强的物质具有较强的还原性，而还原性较强的物质具有较强的氧化性。
2. 氧化还原反应的规律在氧化还原反应中，还原剂和氧化剂之间存在一定的关系。
根据化学元素的位置和氧化态的变化趋势，我们可以推导出氧化还原反应的规律。
- 金属的氧化反应金属在氧化反应中常常失去电子，被氧化为带正电的离子或氧化物。
如钠可以被氧化为Na+，铁可以被氧化为Fe2+或Fe3+等。
金属的氧化反应是常见的氧化还原反应之一。
- 非金属的氧化反应非金属在氧化反应中通常获得电子，被还原为带负电的离子。
如氯可以被还原为Cl-，氧可以被还原为O2-等。
非金属的氧化反应也是常见的氧化还原反应。
3. 氧化还原反应的平衡氧化还原反应也遵循化学反应的平衡原则。
在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂之间的电子转移必须保持平衡。
如果反应中的氧化剂或还原剂浓度过多，会导致反应过程不完全。
因此，在实际应用中，通常需要调整反应条件以实现氧化还原反应的平衡。
三、氧化还原反应的应用1. 金属材料的防腐蚀金属材料在氧化还原反应中容易与氧发生反应产生氧化物。
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氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点-标准化文件发布号：（9556-EUATWK-MWUB-WUNN-INNUL-DDQTY-KII氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点《考试大纲》明确指出了氧化还原反应的考试范围，其主要内容包括：⑴氧化剂、还原剂，氧化产物、还原产物的判断；⑵氧化剂的氧化性或还原剂的还原性的相对强弱的判断；⑶氧化还原反应方面的种种计算；等等。
为此，在复习中必须熟练地掌握好这些知识，同时，还要善于从这些知识中去挖掘隐含着的重要核心规律，学会运用这些规律去解决涉及氧化还原反应知识方面的各种问题，最终达到真正掌握知识的目的。
一、重要核心规律总结规律之一：性质规律1. 某元素处于最高价态时，则该元素只具有氧化性。
这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能降低，不可再升高。
例如，K Mn +7O 4、H 2S +6O 4、H＋、N +5O 3－、F 02(无正价)等。
2. 某元素处于最低价态时，则该元素只具有还原性。
这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能升高，不可能再降低。
例如，K C -1l 、N 0a(无负价)、Na 2S -2等。
3. 某元素处于中间价态时，则该元素既具有氧化性又具有还原性。
这是因为在一定条件下，该元素的化合价可能升高或降低。
例如，C 0、S 0、Fe +2、S +4O 2等。
4. 金属单质只具有还原性，非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性，少数只具有氧化性。
5. 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CO 2，Cl 2与HCl ，浓H 2SO 4与SO 2等均不能发生氧化还原反应。
根据这个规律，可以帮助我们准确判断物质（微粒）可否作为氧化剂（或还原剂），可否发生氧化还原反应。
规律之二：强弱规律在一个氧化还原反应中，各物质（微粒）的氧化性、还原性强弱分别为：氧化性：氧化剂＞氧化产物还原性：还原剂＞还原产物根据这个规律，可以帮助我们判断出氧化还原反应中各物质（微粒）的氧化性或还原性的相对强弱；帮助我们选择合适的氧化剂或还原剂；帮助我们帮助判断一个氧化还原反应能否发生。
规律之三：价态变化规律1. 中间变两头——歧化反应。
例如，3C 0l 2+6KOH=5KC -1l+KCl +5O 3+3H 2O 。
2. 两头变中间——归中反应（不同价态的同种元素之间的反应）。
例如，H 2S +6O 4(浓)+H 2S -2=S +4O 2↑+S 0↓+2H 2O 、6HC -1l+KC +5lO 3=KCl+3C 0l 2↑+3H 2O 。
说明：当氧化剂为强的氧化剂或者氧化剂过量时，还原剂可转化成比其邻位价态更高的产物（不可出现交叉现象）；反之亦然。
例如，⑴H 2S+3H 2SO 4(浓，过量)＝4SO 2↑+4H 2O (H 2S -2……→(S 0)……→S +4O 2)；⑵3H 2S(过量)+H 2SO 4(浓)＝4S ↓+4H 2O (H 2S +6O 4 ……→(S +4O 2) ……→S 0)。
根据这个规律，可以准确判断氧化还原反应中的氧化产物和还原产物，标明电子转移的关系。
规律之四：次序规律在氧化还原反应中，一种氧化剂（或还原剂）与多种还原剂（或氧化剂）相遇时，总是依据还原性（或氧化性）强弱顺序先后被氧化（或被还原）。
根据这个规律，可判断氧化还原反应发生的先后次序，写出对应的正确的化学方程式。
例如，把Cl 2通入FeBr 2溶液中，Cl 2的强氧化性可将Fe 2＋、Br －氧化；由于还原性Fe 2＋>Br －，所以，当通入少量Cl 2时，根据次序规律：Cl 2首先将Fe 2＋氧化，当Cl 2足量时，方可把Fe 2＋、Br －一并氧化。
其离子反应方程式可分别表示为：2Fe 2＋+Cl 2=2Fe 3＋+2Cl －、2Fe 2＋+4Br －+3Cl 2=2Fe 3＋+2Br 2+6Cl －。
规律之五：守恒规律在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目，或者说氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。
根据这个规律，可以进行氧化反应方程式的配平以及涉及氧化还原反应的各种计算。
二、运用例1.某溶液中含有Cl－和I－的物质的量浓度相同，为了氧化I－而不能使Cl－氧化，依据下列3个反应，除Cl2以外，还可选用的氧化剂是__________。
①2Fe3＋+2I－＝2Fe2＋+I2；②2Fe2＋+Cl2＝2Fe3＋+2Cl－；③2MnO4－+10Cl－+16H＋＝2Mn2＋+5Cl2+8H2O。
分析与解答:根据题意可知，由于Cl－和I－都有还原性，氧化产物分别为Cl2和I2，具有一定的氧化性。
然而，要使I－氧化而Cl－不被氧化，所选氧化剂其氧化性强于I2而弱于Cl2。
综合分析题给3个反应可推知，氧化性强弱为：①Fe3＋＞I2；②Cl2＞Fe3＋；③MnO4－＞Cl2，即MnO4－＞Cl2＞Fe3＋＞I2。
故可选用的氧化剂只能是Fe3＋。
例2. 已知I－、Fe2＋、SO2、Cl－和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为：Cl－＜Fe2＋＜H2O2＜I－＜SO2。
则下列反应不能发生的是()A．2Fe3＋+SO2+2H2O＝2Fe2＋+SO42－+4H＋ B.I2+SO2+2H2O＝H 2SO4+2HIC．H2O2+H2SO4=SO2+O2↑+2H2O D．2Fe2＋+I2=2Fe3＋+2I－分析与解答：根据“次序规律”可知，A选项中还原性强弱顺序为：SO2＞Fe2＋,符合题给顺序，反应可以发生；B选项中还原性强弱顺序为：SO2＞HI(I－)可以发生；C 选项中还原性强弱顺序为：H 2O 2＞SO 2，不符合题意；D 选项中还原性强弱顺序为：Fe 2＋＞I －，不符合题意。
故正确选项为C 、D 。
例3. 从矿物学资料查得，一定条件下自然界存在如下反应：14CuSO 4+5FeS 2+12H 2O=7Cu 2S+5FeSO 4+12H 2SO 4。
下列说法正确的是( )A ．Cu 2S 既是氧化产物又是还原产物B ．5molFeS 2发生反应，有10mol电子转移 C ．产物中的SO 42－有一部分是氧化产物 D ．FeS 2只作还原剂分析与解答：根据题给反应方程式和所学相关知识，发生化合价变化的元素只有硫和铜，其中：14C ｕ+214Cu +1……① 7S -17S -2 ……②3S -1 3S +6 ……③ 由①、②可知，Cu 2S 只是还原产物，A 选项错；由②③可知，FeS 2既作氧化剂又作还原剂，D 选项错，由③可知，有3molSO 42－是氧化产物，C 选项正确。
例4. 己知 : ①2Fe 3＋+ 2I － ＝ 2Fe 2＋+ I 2 ；② 2Fe 2＋ + Br 2 = 2Br－ + 2Fe 3＋ ; ③ 2Br － + Cl 2 = 2Cl － + Br 2 。
现向含有a molFeI 2和bmolFeBr 2的混合溶液中逐渐通入c molCl 2 , 反应随Cl 2的通入明显分为几个阶段进行。
(1)分别填写在c 值增大的过程中，不同c 值范围内，被氧化的离子的物质的量。
反应物的量之间的关系 被氧化的离子 被氧化离子物质的量/mol (用含c 的表达式表示)Ⅰ. a ＜ c ≤ aⅡ. a ＜ c ≤ (3a ＋b)/2Ⅲ. (3a ＋b)/2 ＜ c ≤ 3(a ＋b)/2⑵写出Ⅲ情景时的计算推理过程 。
分析与解答：本题是一道涉及氧化还原反应知识的计算题，有一定难度。
然而，只要认真分析题意，就会发现其解答关键就是不能忽视氧化还原反应的次序规律，抓住次序规律与“量”的关系，这样题中的问题便可迎刃而解。
根据题给反应方程式及次序规律可知，+14e － +7e － －21e－氧化性强弱次序为：Cl2>Fe3＋>Br2>I2；还原性强弱次序为：I－>Fe2＋>Br－>Cl－。
又知a mol FeI2和b mol FeBr2的混合溶液中含有(a＋b)molFe2＋、2amol I－和2b molBr－。
⑴当逐渐通入c molCl2时，首先Cl2与I－反应，I－消耗完时，c 的取值范围是：0 < c ≤a. 。
此时，被氧化的是I－，故n (I－)=2c mol；其次Cl2与Fe2＋反应，Fe2＋消耗完时，c 的取值范围是：a<c≤(3a＋b)/2。
此时，被氧化的是Fe2＋，故n(Fe2＋)=(2c－2a)mol；最后是Cl2与Br－反应，Br－消耗完时，c的取值范围是：(3a＋b)/2 < c ≤3(a＋b)/2。
此时，被氧化的是Br－，故n (Br－)=(2c－3a －b)mol。
⑵依据题中条件知：n (Fe2＋)=(a＋b)mol，n (I－)=2amol。
当氧化I－、Fe2＋时，共消耗Cl2的物质的量为：(3a＋b)/2mol；当氧化Br－时，消耗Cl2的物质的量为：2 [ｃ－ (3a+b)/2 ]mol,即为(2c－3a－b)mol。
答：（略）例5. 将铜、铁、锌3种金属粉未以等质量混合，取其混合物Wg加入FeCl3和盐酸的混合溶液中，充分反应后。
试回答：⑴若无固体粉未剩余，则溶液中的阳离子一定有____________，可能有_____________。
⑵若剩余固体粉未为1/3Wg，则溶液中的阳离子一定有___________，可能还有__________，一定没有____________。
⑶若剩余固体粉未为3/4Wg，则在溶液中的阳离子一定有___________，一定没有___________。
分析与解答：根据题意知，Cu、Fe、Zn３种金属加入到FeCl3和盐酸的混合溶液后，其中Cu、Fe、Zn都能与FeCl3溶液反应，而Cu不能与盐酸反应。
涉及的离子反应方程式为：Zn+2H＋=Zn2＋+H2↑、Fe+2H＋=Fe2＋+H2↑、Zn+2Fe3＋=2Fe2＋+Zn2＋、Fe+2Fe3＋=3Fe2＋、Cu+2Fe3＋=2Fe2＋+Cu2＋，若金属过量，还会有如下反应发生：Zn+Cu2＋=Zn2＋+Cu、Fe+Cu2＋=Fe2＋+Cu。
依据次序规律及上述反应可知：氧化性强弱次序为：Fe3＋＞H＋，还原性强弱次序为：Zn＞Fe＞Cu。
据此，在混合物中，某一反应物均剩余，它所对应的另一反应物就不可能存在。
下面按题意与“量”的关系进行如下分析推断：⑴若无固体粉未剩余，以上5个反应都会发生，故推知溶液中阳离子一定有Fe2＋、Zn2＋、Cu2＋，可能还有Fe3＋、H＋。
⑵若剩余固体粉未为1/3wg，则消耗的2/3Wg是Fe和Zn，而这剩余固体只能是Cu。
因为Cu的还原性在3种金属中最弱，所以有Cu存在，溶液中就一定没有Fe3＋；又因1/3Wg未参加反应，溶液中也无Cu2＋。