氧化还原反应的相关规律.
氧化还原相关规则
氧化还原相关规则一、化学反应中的守恒定律1、质量守恒定律：化学反应中,参加反应前各物质的质量总和等于反应后生成各物质的质量总和。
2、元素守恒定律：化学反应前后元素的种类和质量都不发生改变。
3、原子个数守恒：化学反应前后各元素原子的数目不会发生变化。
二、氧化还原反应的四大基本规律：1、电子守恒律：化合价升高和降低总值相等，电子得失总数相等。
即，氧化剂得电子的数目与还原剂失电子的数目是相等的，公式为：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×化合价变化值注意：几种元素化合价都升高或者降低，计算多元素化合价（或者得失电子）总值；特别注意化学式右下角数值。
2、强弱律：氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物注意：判断物质的氧化性和还原性，一要注意只能根据特定化学反应判断，二是氧化剂氧化性强于还原剂还原性，还原剂还原性强于氧化剂还原性。
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。
注意：物质是否表现氧化性、还原性，与其结构有关、与另一种物质性质有关。
例如，HClO4与HClO的氧化性强弱不能只通过Cl元素的化合价来判断，还要很稳定所以的HClO氧化性强于HClO4；双氧水与KMnO4看其稳定性，由于HClO4溶液反应时表现还原性，与FeSO4溶液反应时表现氧化性。
（氧化性与表现氧化性是两个不同概念）4、优先律：多种还原剂与一种氧化剂反应，还原性越强的物质，越优先发生反应；多种氧化剂时同理。
注意：离子的氧化性或还原性与浓度有关，在运用该规律时要考虑浓度的影响。
三、离子氧化还原反应的守恒定律：1、电荷守恒：化学反应前后离子所带电荷总量不变。
2、物料守恒：溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。
四、方程式中氧化剂、还原剂与氧化产物、还原产物的判断：1、氧化还原反应的特征和本质：特征是化合价的变化，本质是电子的得失。
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_____________。
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
氧化还原基本规律
1、守恒规律
还原剂失电子总数＝氧化剂得电子总数＝氧化剂化合价降低的总数＝还原剂化合价升高的总数。
应用：氧化还原反应方程式的配平和相关计算。
2、强弱规律
还原性：还原剂＞还原产物。
氧化性：氧化剂＞氧化产物。
应用：物质间氧化性(或还原性)的强弱比较或判断氧化剂和有还原性的物质在一定条件下是否发生反应。
3、先后规律
（1）同一氧化剂与多种还原剂混合，还原性强的先被氧化。
（2）同一还原剂与多种氧化剂混合，氧化性强的先被还原。
应用：判断物质的氧化性、还原性强弱或判断反应的先后顺序。
如：把氯气通入FeBr2溶液时，还原性Fe2＋>Br－，若氯气的量不足时首先氧化Fe2
－>Fe2＋，若氯气的量不足时首先氧化I－。
＋；把氯气通入FeI
2溶液时，还原性I
4、价态规律
（1）高低规律
元素最高价态：只有氧化性。
元素中间价态：既有氧化性又有还原性。
元素最低价态：只有还原性。
应用：判断物质的氧化性、还原性。
（2）归中规律
①同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态＋低价态――→中间价态，即“只靠拢，不交叉”
②同种元素相邻价态间不发生化学反应。
应用：判断同种元素不同价态的物质间发生氧化还原的可能性。
（3）歧化规律
同种元素的中间价态生成高价和低价，即中间价―→高价＋低价。
第1章 第3节 微专题2 氧化还原反应中的四种规律
4.先后规律 (1)同一氧化剂与多种还原剂混合时，还原性强的先被氧化。例如，已 知还原性：I－>Fe2＋>Br－，当把氯气通入FeBr2溶液时，因为还原性： Fe2＋>Br－，所以氯气的量不足时首先氧化Fe2＋；把氯气通入FeI2溶液 时，因为还原性：I－>Fe2＋，所以氯气的量不足时首先氧化I－。 (2)同一还原剂与多种氧化剂混合时，氧化性强的先被还原。例如，在 含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性：Fe3＋>Cu2＋ >H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后再依次与Cu2＋、H＋反应。 应用：判断物质的氧化性、还原性强弱或判断反应的先后顺序。
(3)判断Cl2与Na2S能否反应？__能__(填“能”或“否”)。
由(2)知氧化性：Cl2>S，故Cl2与Na2S能发生反应：Cl2＋Na2S=== 2NaCl＋S↓。
(4)判断I2与NaCl能否共存？_能___(填“能”或“否”)。 氧化性：Cl2>I2，则I2与NaCl不能反应，故I2与NaCl可以共存。
例3 已知下列反应： ①Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2 ②2KI＋Br2===2KBr＋I2 ③Na2S＋I2===2NaI＋S↓ (1)Cl－、Br－、I－、S2－的还原性由强到弱的顺序是_S_2_－_>_I_－_>__B_r_－_>_C_l_－_。
根据同一氧化还原反应中还原剂的还原性强于还原产物的还原性， 由反应①知还原性：Br－>Cl－，由反应②知还原性：I－>Br－，由反 应③知还原性：S2－>I－，即还原性：S2－>I－>Br－>Cl－。
√ A.Fe B.H2 C.Mg
D.不能确定
氧化性：H＋>Fe2＋>Zn2＋>Mg2＋，所以Zn粉先跟氧化性最强的H＋发生 置换反应，然后再与Fe2＋发生置换反应。
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。
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】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．3.0mol Ｂ.1.5mol C.1.0mol D.0.75mol2、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。
如：H2S —S —SO2—H2SO4(只从S元素考虑)只有还原性有还原性和氧化性只有氧化性③金属单质只具有还原性，金属阳离子具有氧化性。
非金属单质具有氧化性和还原性，其单核阴离子只具有还原性。
①归中原则：某些不同价态的同种元素之间，如果是相邻价态的，不能发生氧化还原反应；如果是不相邻价态的，则在一定条件下，可以发生氧化还原反应。
②中间价态理论：两种含有高低价态的同种元素的物质，只有当这种元素有中间价态时，才可能起反应；而且，元素的高低价态变化的结果是生成该元素的中间价态。
歧化反应：Cl2 + H2O == HCl + HClO③只相撞，不交叉。
H2S + H2SO4(浓) == S↓+ SO2↑+ 2H2O3．强氧弱还规律氧化还原反应发生的条件是：较强的氧化剂和较强的还原剂反应生成较弱的还原剂(还原产物)和较弱的氧化剂(氧化产物)。
(即：强强变弱弱)Zn ＋CuSO4＝Cu ＋ZnSO4较强还原剂较强氧化剂较弱还原剂较弱氧化剂4．反应先后规律：在溶液中如果存在多种氧化剂（或还原剂），当向溶液中加入另一种还原剂（或氧化剂）会把氧化性（或还原性）最强的氧化剂（或还原剂）先还原（或氧化）。
氧化还原反应的基本规律
氧化还原反应的基本规律氧化还原反应是化学反应中的一种重要类型，也是我们日常生活中经常遇到的一类反应。
它是指物质之间电子的转移过程，其中一个物质被氧化失去电子，而另一个物质则被还原获得电子。
在氧化还原反应中，存在着一些基本规律，本文将对这些规律进行探讨。
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过程中，物质中电子的转移现象。
其中，氧化反应指的是物质失去电子的过程，而还原反应则指的是物质获得电子的过程。
氧化还原反应通常涉及到的物质包括氧化剂和还原剂。
氧化剂是指能够接受电子的物质，而还原剂是指能够提供电子的物质。
二、氧化还原反应的基本规律1. 氧化剂和还原剂之间的电子转移在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂之间发生电子转移的过程。
氧化剂接收还原剂失去的电子，而还原剂则提供电子给氧化剂。
这种电子转移的过程导致了氧化剂的还原，还原剂的氧化。
氧化还原反应中，电子的转移方向通常遵循一定的规律。
2. 氧化反应的规律氧化反应指的是物质失去电子的过程。
在氧化反应中，存在着一些基本规律。
首先，活泼金属通常会被酸性溶液氧化。
其次，一些物质在与含氧化剂反应时会发生氧化反应，如硫化物、亚硫酸盐等。
此外，一些非金属元素在与氧气反应时也会发生氧化反应，如硫、碳等。
3. 还原反应的规律还原反应指的是物质获得电子的过程。
在还原反应中，也存在着一些基本规律。
首先，活泼非金属通常会被酸性溶液还原。
其次，一些含氧物质在与还原剂反应时会发生还原反应，如过氧化氢、高价态氧化物等。
此外，还原反应也可以通过一些电化学方法实现，如电解还原等。
4. 氧化还原反应的平衡氧化还原反应不仅涉及到物质的电子转移，还涉及到反应的平衡问题。
在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂的配比关系决定了反应的方向和平衡位置。
通常情况下，氧化还原反应会趋向于达到一个平衡状态，其中氧化剂和还原剂的浓度之间的比例是关键因素。
三、氧化还原反应的应用氧化还原反应在生活和工业中有着广泛的应用。
氧化还原反应规律及应用
氧化还原反应规律及应用氧化还原反应是化学中非常重要的一种反应类型，它广泛存在于生活和工业中，并且在许多领域具有重要的应用价值。
氧化还原反应规律及应用是化学中的重要研究内容，它深刻影响着化学领域的发展和进步。
本文将就氧化还原反应的规律及应用进行详细地介绍和阐述。
氧化还原反应是指物质在化学反应中失去或获得电子，从而形成氧化物或还原物的过程。
在氧化还原反应中，通常有两种基本类型的反应：氧化和还原。
氧化是指物质失去电子的过程，而还原是指物质获得电子的过程。
在氧化还原反应中，氧化和还原同时进行，所以通常也称为氧化还原反应。
氧化还原反应的规律可以归纳为以下几点：1. 电子转移：在氧化还原反应中，物质之间发生电子的转移。
氧化物失去电子，成为还原物；而还原物获得电子，成为氧化物。
这种电子的转移过程是氧化还原反应的基本规律。
2. 氧化数变化：氧化还原反应中，被氧化的物质的氧化数增加，而被还原的物质的氧化数减少。
氧化数的变化是氧化还原反应发生的标志之一。
3. 氧化还原反应的平衡：氧化还原反应也符合反应平衡定律，即在反应达到平衡状态时，反应物和生成物的浓度达到一定比例。
根据反应物和生成物的浓度及温度等因素的影响，氧化还原反应可以向正向反应或逆向反应方向进行。
但是需要注意的是，在实际应用中，氧化还原反应达到平衡状态的情况较为罕见。
二、氧化还原反应的应用氧化还原反应在生活和工业中有着重要的应用价值，它不仅可以促进科学技术的发展，还可以改善人类的生活和环境。
1. 电化学工业：氧化还原反应在电化学工业中有着广泛的应用。
在电池和蓄电池中，就是利用氧化还原反应来储存和释放能量的。
许多金属的提取和精炼也需要依赖氧化还原反应进行。
2. 金属腐蚀：金属的腐蚀过程就是一种氧化还原反应。
在金属表面形成的氧化膜，实际上是金属表面发生氧化还原反应的结果。
了解金属的腐蚀规律，可以帮助我们采取有效的防护措施，延长金属的使用寿命。
3. 生物化学领域：在生物化学领域，氧化还原反应也具有重要的应用价值。
高中化学-氧化还原反应相关规律
一、氧化性、还原性强弱判断（创新导学案P34核心）
1、根据氧化还原反应方程式判断
氧化剂 + 还原剂 = 氧化产物 + 还原产物 氧化性： 氧化剂 ＞ 氧化产物
该物质越容易失去电子，则其对 应的离子就越难得到电子
(2)依据非金属活动性顺序（非金属越活泼其单质氧化性越 强，对应阴离子的还原性越弱）
F- Cl- Br-
I-
S2-
阴离子还原性逐渐增强
该物质越容易得到电子，则其对 应的离子就越难失去电子
13
4．难易规律
还原越性易强失的电物子质的，物对质应，的失氧电化子产后物就氧越化难性得弱电子；
4、反应： RO3n-+6I-+6H+=R-+3I2+3H2O，则中R元素的化合价
为（ C）
A.+1 B.+3
C.+5
D.+7
5、在一定条件下，PbO2和Cr3+反应产物是Cr2O72-和Pb2+。则与
1mol Cr3+反应所需PbO2的物质的量为 （B）
A.0.3mol B.1.5mol C.1.0mol D.0.75mol
三、氧化还原反应的价态规律
氧化性：物质得电子的能力。（化合价会降低） 还原性：物质失电子的能力。（化合价会升高）
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、失电子的多少无关。
1. 价态规律(氧化还原规律)
①元素处于最高价，只有氧化性而没有还原性。 ②元素处于最低价，只有还原性而没有氧化性。 ③元素处于中间价，既有氧化性又有还原性
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。
氧化还原反应规律
氧化还原反应规律
答：氧化还原反应五大规律：
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，元素的氧化数只接近而不交叉，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。
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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 + 2HI
2FeCl2 + Cl2 ====2FeCl3
2FeCl3 + 2HI =====2FeCl2 + 2HCl + I2
A、I->Fe2+>Cl->SO2
B、Cl->Fe2+ >SO2>I-
C、Fe2+>I- >Cl- >SO2
D、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 ①
2Fe + 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。
五、反应条件的影响
MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O
2KMnO4 +16HCl(浓) ====2KCl + 2MnCl2 +5 Cl2↑+ 8H2O
同样是浓盐酸、前者条件是加热、后者是常温
而：氯元素都是由-1价到0价，被氧化，变化的价态相同
则
条件越复杂，反应越难进行，相应的氧化剂的氧化性越弱
即：
氧化性：KMnO4> MnO2
六、金属活动性顺序
金属活动性顺序越靠前，因金属无负价，所以金属单质0价是处于最低价，只有还原性，其还原性越强
对应的金属阳离子处于最高价，只有氧化性，金属越靠前，其金属阳离子的氧化性越弱。
即：
还原性：K>Mg
则：
氧化性：Mg2+> K+
与离子所带的电荷的多少无关，只与得电子或失电子的难以程度有关
相应的对于非金属：
氧化性：Cl2> I2
则：
还原性：I->Cl-
七、判断反应的进行
①判断反应能否发生
强氧化性的物质可制得弱氧化性的产物
强还原性的物质可制得弱还原性的产物
即：
强氧化剂+ 强还原剂==== 弱氧化产物+ 弱还原产物
反之：
反应则不能进行
②同种元素处于不同种价态时
如果存在中间价态，则该反应就能在一定的条件下进行
eg：
Cl元素：+7价和-1价存在中间价态+5、+1、0，则该反应就能在一定条件下发生
HClO4与HCl就能发生反应，而且反应向相邻价态转化的趋势强，
即：
由+7→+5；-1→0
eg:：S 有-2、0、+4、+6价
H2SO4 + H2S === S + SO2 +2H2O
由+6→+4；-2→+4
SO2与H2S之间能进行反应生成S
由此我们即可推断反应能否进行，由可推测反应的生成物是什么？
Eg：S与SO2之间无论在什么条件下均不能反应；S与H2S之间也是如此。
③判断反应进行先后
在反应条件一定时，同种氧化剂氧化若干种还原剂时，先与最强的反应，反之亦然！
Eg：FeBr2→Cl2时，因还原性：Fe2+>Br-
∴Cl2不足时，先将Fe2+→Fe3+
当Cl2足量时，才能继续将Br-→Br2
习题：
1、某氧化剂XO（OH）2+被亚硫酸钠还原到低价态，如果还原24个XO（OH）2+到较低价态，需
要用含60个SO32-的溶液，那么X元素的最终化合价是？
解：∵XO（OH）2+被还原，则Na2SO3被氧化，元素化合价升高
即：S ：+4→+6 一个硫原子升高2价
60个总共升高120
化合价升高总数=化合价降低总数=120
那么一个X原子降低：120/24=5
即：一个X降低5价
在XO（OH）2+中X元素为+5价
∴X元素最终化合价为0价。