高中化学第一册氧化还原反应-氧化性还原性及其相关规律
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11氧化还原反应氧化还原反应怎样判断是否属于氧化还原反应怎样判断是否属于氧化还原反应22氧化氧化被氧化氧化反应被氧化氧化反应还原被还原还原反应还原被还原还原反应33氧化剂还原剂氧化剂还原剂44氧化产物还原产物氧化产物还原产物55氧化性还原性氧化性还原性失去电子化合价升高被氧化得到电子化合价降低被还原已知反应
还原性：物质具有失电子的能力。
氧化还原反应的基本概念
1、氧化还原反应 （怎样判断是否属于氧化还原反应） 2、氧化(被氧化、氧化反应）、 还原（被还原、还原反应） 3、氧化剂、还原剂 4、氧化产物、还原产物 5、氧化性、还原性
各概念之间的相互关系
失去电子,化合价升高， 被氧化
还原剂 + 氧化剂 == 氧化产物+还原产物
（3）根据非金属活动性顺序进行判断
F2 Cl2 O2 Br2 I2 S N2 P C Si H2
得电子能力减弱，氧化性减弱
F- Cl- O2- Br- I- S2失电子能力增强，还原性增强
【规律】单强离弱
【思考与分析】
Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 试判断上述两反应中的氧化剂强弱。
H2S
-2
S
0
+4
+6
SO2
SO3 只有氧化性
只有还原性
既有氧化性又有还原性
②④ 例：下列微粒中，只有氧化性的是______,只 ③⑥ 有还原性的是________,既有氧化性，又有还 ①⑤⑦⑧ 原性的是__________. ①Cl2 ②Fe3+ ③Al ④F2 ⑤Fe2+ ⑥S2⑦MnO4— ⑧HCl
氧化性、还原性的强弱并不取决于得失电子的 多少，而取决于得失电子的难易。得失电子的难 易可以通过反应的条件和反应的剧烈程度来判断。 一般来说，反应条件越容易，反应的程度越激 烈，则得失电子越容易。
四、氧化还原反应的一般规律
1、守恒律——化合价有升必有降，电子有得必有失。 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、强弱律：自发发生的氧化还原反应总是由“强”成 “弱”的。 3、价态律：元素处于最高（低）价，只有氧化（还原） 性，中间价则两性都有。 4、转化律：邻价态间的转化最易。只靠拢不交叉规律。
(6) FeS2 + O2 — Fe2O3 + SO2 (7)
一、氧化还原反应 凡是有电子转移（得失或偏移）的反应都 是氧化还原反应。 2、特征： 反应前后化合价发生变化（也是判断依据） 1、定义： 二、氧化还原反应电子转移表示方法： 双线桥法：表示同一元素的原子（或离子）在反应 前后得失电子的情况。 基本步骤：①标价态，②联双线，③注得失，④定数目 三、氧化还原反应方程式的配平 配平步骤：1.标变价2.列变化 3.使相等4.配系数5.检查 四、氧化剂和还原剂
＝氧化产物 + 还原产物
氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物
【规律】前强后弱（由强制弱）
例：已知X2，Y2，Z2，W2四种物质的氧化 性强弱为： W2> Z2> X2 >Y2, 下列氧化还原反应能发生的是 ( BC ) A. 2W- + Z2 = 2Z- + W2 B. 2X- + Z2 = 2Z- + X2 C. 2Y- + W2 = 2W- + Y2 D. 2Z- + X2 = 2X- + Z2
5、先后律：谁强谁先反应。
氧化还原反应的基本规律的应用
1、守恒律：得失电子数相等，计算和配平 2、强弱律：以强制弱，比较性质（判定强弱）。 3、价态律：元素处于最高（低）价，只有氧化（还原） 性，中间价则两性都有。判定物质性质。
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,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。 电子转移的方向和数目的表示。
5、先后律：谁强谁先反应，化学方程式计算。
解答：从反应的条件可以看出与同一还原剂 铜反应时，浓硝酸比浓硫酸易于发生。 氧化性：浓硝酸＞浓硫酸
（4）根据反应条件判断
MnO2＋4HCl（浓） = MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2KMnO4+16HCl(浓) =2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
△
同是将浓盐酸氧化为Cl2，MnO2必须在加热 条件下才能进行，而KMnO4在常温下即可进行， 说明氧化性：KMnO4＞MnO2。
⑸根据反应程度来判断 根据被氧化或被还原的程度判断 2Fe+3Cl2==FeCl3
氧化性：Cl2>S
Fe+S==FeS
请判断下列反应的产物：
Cu+Cl2=== CuCl2 Cu+S=== Cu2S
（6）根据反应剧烈程度来判断
思考：Na和Al分别与盐酸反应，在反应中1个 Na 原子失去一个电子，变成Na+，而1个Al原子失去3 个电子，变成Al3+，则根据Al失去的电子数比Na 多，是否能说明Al的还原性更强？
常见的氧化剂
1、非金属性较强的单质： O2 、X2、O3、S… 2、元素处于较高价态的化合物：KClO3、 KMnO4、浓H2SO4、HNO3、MnO2、FeCl3 … 3、其它： H2O2 、 HClO
常见的还原剂 1、所有的金属（如：K、Ca、Na等） 2、某些非金属单质（如：H2、C等） 3、低价态的化合物（如：H2S、HI、NH3等）
4、其它： Na2SO3、FeSO4
四、氧化剂和还原剂
1. 定义：氧化剂：得到电子(元素化合价降低)的物质。
还原剂：失去电子(元素化合价升高)的物质。 2. 常见的氧化剂和还原剂： 氧化剂：O2、Cl2、HClO，MnO2等。 还原剂：Al、Zn、Fe、C、H2、CO 、KI 等
3.氧化性、还原性的概念 氧化性：物质具有得电子的能力。
1. 定义：氧化剂：得到电子(元素化合价降低)的物质。 还原剂：失去电子(元素化合价升高)的物质。
氧化性、还原性及其相关规律：
（一）氧化性、还原性的概念 氧化性：物质具有得电子（化合价降低）的能力。 还原性：物质具有失电子（化合价升高）的能力。 （二） 根据化合价判断氧化性或还原性 最高价——只有氧化性 最低价——只有还原性 中间价态——既具有氧化性又具有还原性。
得到电子,化合价降低,被还原
【思考与分析】
已知反应：Fe+CuSO4=Cu+FeSO4，请找出该反 应的氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 ， 通过此反应你能发现什么规律？
还原性： 氧化性：
Fe
还原剂
> ＞
Cu
还原产物
Cu2+
氧化剂
Fe2+
氧化产物
（三）氧化性还原性强弱的比较
1.根据反应来判断：（也可判断反应能否自 发进行） 还原剂 + 氧化剂
（2）根据金属活动性顺序进行判断
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag 失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ Hg+ Ag+
得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强
【规律】单强离弱
(1) Mg + HNO3（极稀— Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O (2) KMnO4+ (3) NH3+ Cl2↑ HCl→ NO+ KCl+ H 2O MnCl2+ Cl2↑ O 2→
(4) K2Cr2O7+ HCl→ KCl+ CrCl3+ H2O+ (5) H2O2+ FeSO4+ H2SO4→ Fe2(SO4)3+ H2O
还原性：物质具有失电子的能力。
氧化还原反应的基本概念
1、氧化还原反应 （怎样判断是否属于氧化还原反应） 2、氧化(被氧化、氧化反应）、 还原（被还原、还原反应） 3、氧化剂、还原剂 4、氧化产物、还原产物 5、氧化性、还原性
各概念之间的相互关系
失去电子,化合价升高， 被氧化
还原剂 + 氧化剂 == 氧化产物+还原产物
（3）根据非金属活动性顺序进行判断
F2 Cl2 O2 Br2 I2 S N2 P C Si H2
得电子能力减弱，氧化性减弱
F- Cl- O2- Br- I- S2失电子能力增强，还原性增强
【规律】单强离弱
【思考与分析】
Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 试判断上述两反应中的氧化剂强弱。
H2S
-2
S
0
+4
+6
SO2
SO3 只有氧化性
只有还原性
既有氧化性又有还原性
②④ 例：下列微粒中，只有氧化性的是______,只 ③⑥ 有还原性的是________,既有氧化性，又有还 ①⑤⑦⑧ 原性的是__________. ①Cl2 ②Fe3+ ③Al ④F2 ⑤Fe2+ ⑥S2⑦MnO4— ⑧HCl
氧化性、还原性的强弱并不取决于得失电子的 多少，而取决于得失电子的难易。得失电子的难 易可以通过反应的条件和反应的剧烈程度来判断。 一般来说，反应条件越容易，反应的程度越激 烈，则得失电子越容易。
四、氧化还原反应的一般规律
1、守恒律——化合价有升必有降，电子有得必有失。 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、强弱律：自发发生的氧化还原反应总是由“强”成 “弱”的。 3、价态律：元素处于最高（低）价，只有氧化（还原） 性，中间价则两性都有。 4、转化律：邻价态间的转化最易。只靠拢不交叉规律。
(6) FeS2 + O2 — Fe2O3 + SO2 (7)
一、氧化还原反应 凡是有电子转移（得失或偏移）的反应都 是氧化还原反应。 2、特征： 反应前后化合价发生变化（也是判断依据） 1、定义： 二、氧化还原反应电子转移表示方法： 双线桥法：表示同一元素的原子（或离子）在反应 前后得失电子的情况。 基本步骤：①标价态，②联双线，③注得失，④定数目 三、氧化还原反应方程式的配平 配平步骤：1.标变价2.列变化 3.使相等4.配系数5.检查 四、氧化剂和还原剂
＝氧化产物 + 还原产物
氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物
【规律】前强后弱（由强制弱）
例：已知X2，Y2，Z2，W2四种物质的氧化 性强弱为： W2> Z2> X2 >Y2, 下列氧化还原反应能发生的是 ( BC ) A. 2W- + Z2 = 2Z- + W2 B. 2X- + Z2 = 2Z- + X2 C. 2Y- + W2 = 2W- + Y2 D. 2Z- + X2 = 2X- + Z2
5、先后律：谁强谁先反应。
氧化还原反应的基本规律的应用
1、守恒律：得失电子数相等，计算和配平 2、强弱律：以强制弱，比较性质（判定强弱）。 3、价态律：元素处于最高（低）价，只有氧化（还原） 性，中间价则两性都有。判定物质性质。
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,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。 电子转移的方向和数目的表示。
5、先后律：谁强谁先反应，化学方程式计算。
解答：从反应的条件可以看出与同一还原剂 铜反应时，浓硝酸比浓硫酸易于发生。 氧化性：浓硝酸＞浓硫酸
（4）根据反应条件判断
MnO2＋4HCl（浓） = MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2KMnO4+16HCl(浓) =2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
△
同是将浓盐酸氧化为Cl2，MnO2必须在加热 条件下才能进行，而KMnO4在常温下即可进行， 说明氧化性：KMnO4＞MnO2。
⑸根据反应程度来判断 根据被氧化或被还原的程度判断 2Fe+3Cl2==FeCl3
氧化性：Cl2>S
Fe+S==FeS
请判断下列反应的产物：
Cu+Cl2=== CuCl2 Cu+S=== Cu2S
（6）根据反应剧烈程度来判断
思考：Na和Al分别与盐酸反应，在反应中1个 Na 原子失去一个电子，变成Na+，而1个Al原子失去3 个电子，变成Al3+，则根据Al失去的电子数比Na 多，是否能说明Al的还原性更强？
常见的氧化剂
1、非金属性较强的单质： O2 、X2、O3、S… 2、元素处于较高价态的化合物：KClO3、 KMnO4、浓H2SO4、HNO3、MnO2、FeCl3 … 3、其它： H2O2 、 HClO
常见的还原剂 1、所有的金属（如：K、Ca、Na等） 2、某些非金属单质（如：H2、C等） 3、低价态的化合物（如：H2S、HI、NH3等）
4、其它： Na2SO3、FeSO4
四、氧化剂和还原剂
1. 定义：氧化剂：得到电子(元素化合价降低)的物质。
还原剂：失去电子(元素化合价升高)的物质。 2. 常见的氧化剂和还原剂： 氧化剂：O2、Cl2、HClO，MnO2等。 还原剂：Al、Zn、Fe、C、H2、CO 、KI 等
3.氧化性、还原性的概念 氧化性：物质具有得电子的能力。
1. 定义：氧化剂：得到电子(元素化合价降低)的物质。 还原剂：失去电子(元素化合价升高)的物质。
氧化性、还原性及其相关规律：
（一）氧化性、还原性的概念 氧化性：物质具有得电子（化合价降低）的能力。 还原性：物质具有失电子（化合价升高）的能力。 （二） 根据化合价判断氧化性或还原性 最高价——只有氧化性 最低价——只有还原性 中间价态——既具有氧化性又具有还原性。
得到电子,化合价降低,被还原
【思考与分析】
已知反应：Fe+CuSO4=Cu+FeSO4，请找出该反 应的氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 ， 通过此反应你能发现什么规律？
还原性： 氧化性：
Fe
还原剂
> ＞
Cu
还原产物
Cu2+
氧化剂
Fe2+
氧化产物
（三）氧化性还原性强弱的比较
1.根据反应来判断：（也可判断反应能否自 发进行） 还原剂 + 氧化剂
（2）根据金属活动性顺序进行判断
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag 失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ Hg+ Ag+
得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强
【规律】单强离弱
(1) Mg + HNO3（极稀— Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O (2) KMnO4+ (3) NH3+ Cl2↑ HCl→ NO+ KCl+ H 2O MnCl2+ Cl2↑ O 2→
(4) K2Cr2O7+ HCl→ KCl+ CrCl3+ H2O+ (5) H2O2+ FeSO4+ H2SO4→ Fe2(SO4)3+ H2O