氧化还原反应中的三条重要规律
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。
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。
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。
氧化还原反应问题解题规律归纳
氧化还原反应问题解题规律归纳作者：华雪莹来源：《青苹果·高一版》2016年第10期氧化还原反应是中学化学中的一种重要反应类型。
正确理解和准确把握氧化还原反应中的有关规律并能熟练运用，是学好这一知识点的关键。
下面我们就一起来梳理氧化还原反应中的有关规律，希望同学们能够熟记并能正确运用。
一、守恒律1.电子得失守恒在氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电子的总数相等（或者说化合价升高总数与化合价降低总数相等）。
应用1 计算氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的多少。
例1 KI与KIO在酸性条件下可发生反应生成单质碘，问该反应中被氧化的碘元素与被还原的碘元素的质量之比是多少。
解析K→化合价升高1价，被氧化；KO→化合价降低5价，被还原。
要使化合价升降总数相等，KI与KIO的物质的量之比应为5∶1，则被氧化的碘元素与被还原的碘元素的质量之比也为5∶1。
应用2 确定氧化产物或还原产物中元素的价态。
例2 在含有0.078 mol FeCl溶液中，通入0.009 mol Cl，再加入含有0.01 mol XO的酸性溶液，溶液中的Fe恰好全部被氧化，并使XO还原为X离子，求n的值。
解析Fe→Fe，1 mol FeCl失去1 mol电子；Cl→Cl，1 mol Cl得到2 mol 电子；O→X，1 mol XO得到2（6-n） mol电子。
根据得失电子守恒规律，FeCl失去的电子数等于氧化剂Cl和XO得到的电子总数，即0.078×1=0.009×2+0.01×2（6-n），解得n=3。
应用3 配平氧化还原方程式例3 配平方程式：P+ CuSO+ HO→ CuP+ HPO+ HSO。
该反应中160 g CuSO可氧化P的质量是。
解析该反应中氧化还原关系较为复杂，既有CuSO与P的氧化还原反应，又有P的自身氧化还原反应。
→Cu，P元素化合价降低3价；SO→P，Cu元素化合价降低1价；→HO，P元素化合价升高5价。
氧化还原反应中的规律
氧化还原反应中的规律1、守恒规律：在氧化还原反应中，元素的化合价有升必有降，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。
此外，反应前后的原子个数、物质质量也都守恒。
守恒律的应用非常广泛，通常用于氧化还原反应中的计算问题以及方程式的配平问题2、价态规律：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。
如HCl，既有氧化性（由氢元素表现出的性质），又有还原性（由氯元素表现出的性质）。
3、强弱规律：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。
4、歧化规律：同一种物质分子内同一种元素同一价态的原子（或离子）发生电子转移的氧化还原反应叫歧化反应，歧化反应的特点：某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低的价态转化。
歧化反应是自身氧化还原反应的一种。
5、归中规律（1）同种元素间不同价态的氧化还原反应发生的时候，其产物的价态既不相互交换，也不交错。
（2）同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应。
如浓硫酸和SO2不能反应。
（3）同种元素的高价态氧化低价态的时候，遵循的规律可简单概括为：高到高，低到低，可以归中，不能跨越。
6、难易规律：还原性强的物质越易失去电子，但失去电子后就越难得到电子；氧化性强的物质越易得到电子，但得到电子后就越难失去电子。
邻位转化规律：发生氧化还原反应时元素的化合价升高或者降低到相邻的价态比如S有-2，0，+4，+6价态，如果是0价参加反应时升高到临近的+4，降低到临近的-2。
跳位转化规律：一般都满足邻位规律，但是如果遇到的是强氧化剂或强还原剂则会被氧化为高价态和还原为低价态如-2价的S如果遇到一般的氧化剂，被氧化到0价，如果遇到强氧化剂，则可能被氧化到+6价互不换位规律、价态归中规律：含不同价态同种元素的物质问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”,不会出现交错现象。
氧化还原反应的先后规律
氧化还原反应的先后规律以氧化还原反应为例（Redox reaction）：1、氧化还原反应：氧化还原反应是指一种物质作用于另一种物质，由于双方电子活动的不平衡，使得原有的化学键断裂重新结合而生成新的化学组合的反应过程。
如：氧化态和还原态之间的转变，某物质在这类反应中从活性物质变成了氧化性物质，而另一种从还原物质变成了活性物质，其中所涉及到的物质包括质子、电子、原子、分子以及其他离子。
2、氧化还原反应的先后规律：(1)反应物和生成物在——将氧化还原反应分成氧化反应和还原反应两部分：氧化反应：氧化剂（例如氧气）从还原剂（例如硫酸钠）中取出电子，使还原剂变成氧化态物质；还原反应：氧化剂（例如氧气）将电子转移给还原剂（例如硫酸钠），使其还原到还原态物质；(2)氧化剂和还原剂的活性：氧化反应的先后依据它们的活性：即氧化剂的活性在还原剂之上，而还原剂的活性在氧化剂之下；(3)氧化剂和还原剂的金属性：氧化还原反应的先后根据物质的金属性：即氧化剂大多为活性金属，而还原剂主要为不活性金属；(4)氧化剂和还原剂的电子转移数及电负性：氧化还原反应的先后可根据氧化剂与还原剂的电子转移数及电负性来判定：氧化剂的电负性大于还原剂，但它们的电子转移数可以相同，此时也可以发生氧化还原反应；3、实例：以铜与亚铁酸盐反应为例：反应物：铜与氢氧化钠（亚铁酸盐）；反应后：铜氧化成铜氧化物，氢氧化钠被还原成亚铁酸盐。
4、氧化还原反应的本质：氧化还原反应的本质是一对反应物之间的电子转移，也就是说，反应物之间的电子转移分子被限定在反应物的这对，而不与其他物质发生电子转移，转移的电子数将各自的质量发生变化。
5、氧化还原反应的影响因素：(1)温度：反应温度越高，反应速度越快；(2)pH值：反应时碱性条件下，氧化还原反应会被加速；(3)光照：在有光的条件下，一些特殊的氧化还原反应能够发生额外的光化学反应，加速反应；(4)光谱特性：反应物在吸收不同波长的光后，氧化还原反应亦可以发生，从而产生新的物质。
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: KCIO 3 + 6HCI ===KCI + 3CI 2 f + 3H 2O反应中KCIO3中的氯元素为+5价，而HCI中的氯元素为-1加价，产物中KCI中的氯元素为-1价，Cl? 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 + SO 2? +2H2O 应为：+6价的硫T +4价的硫-2价的硫T 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:CI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*只限于兀素、而不是物质：eg: HCI中H为+1价，是氢兀素的最高价，从而导致HCI具有一定的氧化性，而氯则为-1价，处于最低价态，又致使HCI具有一定的还原性，所以HCI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:HCIO4（高氯酸）中氯元素为+7价高于HCIO中氯元素的+1价，但氧化性却是HCIO> HCIO 4三、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 + H 2SO4（浓） Br2 + SO2? + 2H 2O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12 + SO2 +2H 20 ==== H 2SO4 + 2HI2FeCI 2 + CI2 ====2FeCI 32FeCI 3 + 2HI =====2FeCI 2 + 2HCI + I 2- 2+ -A、I >Fe >CI >SO2-2+ -B、Cl >Fe >SO2>I2+ - -C、Fe2+>I- >Cl- >SO2- 2+ -D、SO2>I >Fe >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 ===FeCl 2 +H 2 ①2Fe + Cl2 ==== FeCl 3 ②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。
氧化还原反应规律
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。
应用有二：1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。
例如：（’93）根据反应式：（1）2Fe3++2I－=2Fe2++I2,(2)Br2+2Fe2+=2Br－+2Fe3+,可判断离子的还原性从强到弱的顺序是A.Br－、Fe2+、I－B.I－、Fe2+、Br－C.Br－、I－、Fe2+D.Fe2+、I－、Br－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。
例如：S元素化合价－2 0 ＋4 ＋6代表物H2S S SO2 H2SO4(浓)S元素的性质还原性既有氧化性又有还原性氧化性三、“单强离弱、单弱离强”规律1、金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱；反之金属单质的还原性越弱，对应阳离子的氧化性就越强。
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sb Pb (H) Cu Hg Ag还原性逐渐减弱K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+(H+)Cu2+Hg2+Fe3+Ag+氧化性逐渐增强2、非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱；反之非金属单质的氧化性越弱，对应阴离子的还原性就越弱。
氧化还原反应三大规律其应用
氧化还原反应的三大规律及其应用氧化还原反应是高中化学中规律性较强的基本概念之一。
要掌握好氧化还原反应,就必须熟知其三大规律并能灵活应用。
一、电子守恒规律电子守恒规律是氧化还原反应的精髓。
因为氧化还原反应的实质是反应中发生了电子的转移;氧化剂获得电子,还原剂失去电子。
氧化剂所得到的电子总数等于还原剂失去电子的总数,这就是电子得失守恒规律。
此规律在氧化还原反应中应用非常广泛,也是高考化学中的热点之一。
主要考查形式有:1.计算元素化合价例:在一定条件下,ro3n-和氟气可发生如下反应:ro3n-+f2+2oh-=ro4-+2f-+h2o,从而可知在ro3n-中元素r的化合价是()a.+4b.+5c.+6d.+7解析:由题意可知:发生化合价变化的元素分别是氟元素和r元素。
其中氟元素从0价降低至-1价;r元素(设其反应前化合价为x)由x价上升至+7价。
氟元素得到电子的总数为:2×[0-(-1)]e-=2e-,依据电子得失守恒规律可得出:r元素将得到电子的总数为2e-,即:2e-=1×(7-x)e-,可解出x=+6,故选c。
2.求个数比例:clo2是一种广谱型的消毒剂,根据世界联盟的要求,clo2将逐渐取代cl2成为生产自来水的消毒剂。
工业上常用naclo3和na2so3溶液混合并加h2so4酸化后反应制得,在以上反应中氧化剂和还原剂的个数比为()a.1∶1b.2∶1c.1∶2d.2∶3解析:由题意可分析得出:cl元素发生了化合价的降低,,发生化合价升高的则只能是s元素且只能从反应前的+4价上升到+6价。
设有x个naclo3和y个na2so3发生反应,依据电子得失守恒规律可列出等式:x[(+5)-(+4)]e-=y[(+6)-(+4)]e-,解得x∶y=2∶1,故选b。
二、价态转化规律氧化还原反应的特征是反应前后元素的化合价发生了变化。
因此元素的化合价的转化在氧化还原反应中占有重要的地位。
氧化还原反应的规律总结
氧化还原反应的规律总结
氧化还原反应是化学反应中最为重要的类型之一。
这类反应涉及到电子转移过程，其中一种物质失去电子而被氧化，而另一种物质获得电子而被还原。
以下是
关于氧化还原反应规律的总结：
1. 氧化态和还原态
在氧化还原反应中，化学物质的氧化态和还原态是非常重要的概念。
氧化态是一个原子或离子的电荷状态，而还原态则是它在反应中获得电子之后的电荷状态。
例如，氧气（O2）中的氧原子具有零氧化态，而水（H2O）中的氧原子则具有-2
氧化态。
2. 氧化剂和还原剂
氧化还原反应中，氧化剂是指能够接受电子并将其他物质氧化的化学物质。
相反，还原剂是指能够捐赠电子并将其他物质还原的化学物质。
例如，氧气（O2）
是一种强氧化剂，而钠（Na）是一种强还原剂。
3. 氧化还原反应的基本原理
在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂之间发生电子转移。
具体而言，氧化剂接受了一个或多个电子，并因此被还原，而还原剂捐赠一个或多个电子，并因此被氧化。
这个电子转移可以发生在两个原子之间，也可以涉及一个分子或离子中的多个原子。
4. 氧化还原反应的化学方程式
氧化还原反应可以用化学方程式表示。
在这种方程式中，反应物写在箭头的左侧，而产物则写在右侧。
在方程式中，氧化剂通常写在左侧，而还原剂则写在右侧。
电子转移的方向可以通过方程式中物质的氧化态变化来确定。
例如，在以下反应中：
Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag
铜是还原剂，因为它失去了两个电子，而氧化银离子（Ag+）则是氧化剂，因为它接受了这些电子。
氧化还原反应规律及应用
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氧化还原反应规律及应用
2．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 C．2∶1 B．1∶2 D．4∶1 ( )
答案：B
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氧化还原反应规律及应用
2．已知 G、Q、X、Y、Z 均为含氯元素的化合物，在一定条件 下有下列转化关系(未配平)： ①G―→Q ＋ NaCl 电解 ②Q ＋ H2O ――→ X ＋ H2 ③Y ＋
NaOH―→G＋Q＋H2O
④Z＋NaOH―→Q＋X＋H2O ( )
这五种化合物中 Cl 元素化合价由低到高的顺序是 A．G、Y、Q、Z、X C．X、Z、Q、Y、G B．X、Z、Q、G、Y D．G、Q、Y、Z、X
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氧化还原反应规律及应用
[典题示例]
3－ 1． (2015· 长郡模拟)已知离子方程式： As2S3＋H2O＋NO－ ―→ AsO 3 4 2－ ＋ SO4 ＋NO↑＋________(未配平)， 下列说法错误的是( C )
A．配平后水的化学计量数为 4 B．反应后溶液呈酸性 C．配平后氧化剂与还原剂的物质的量之比为 3∶28
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氧化还原反应规律及应用
[方法技巧] 应用电子守恒法解题的思维流程
(1)“一找各物质”：找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和 氧化产物。
(2)“二定得失数”：确定一个原子或离子得失电子数 (注意化 学式中的原子个数)。
(3)“三列关系式”： 根据题中物质的物质的量和得失电子守恒 列出关系式： 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。
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。
高三化学复习笔记：氧化还原反应的一般规律
高三化学复习笔录：氧化复原反响的一般规律：查词典化学网为大家整理了高三化学复习笔录，希望能够帮助大家稳固知识，也希望和大家一同学习，一同进步，大家加油。
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(1)表现性质规律：同种元素拥有多种价态时，最高价态的只有氧化性，最廉价态的只有复原性，处于中间价态的既有氧化性又有复原性。
比如相邻价态的同种元素不发生氧化复原反响，浓H2SO4可干燥 SO2;不一样价态的同种元素之间“向中看齐”，最多只好达到同样的价态，而绝不可以出现高价变廉价，廉价变高价的交错现象，也不会出现价态互变。
如KClO3与盐酸反响，最终+5 价 Cl 变成 0 价， -1 价 Cl 也变成 0 价，绝不会出现+5价氯变成 -1 价。
(2)性质强弱规律：氧化性：氧化剂强于氧化产物;复原性：复原剂强于复原产物。
比如： 2FeCl3+Cu====2FeCl2+CuCl2 ，氧化性： Fe3+Cu2+，复原性： CuFe2+。
(3)反响先后规律：在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种复原剂时，若加入氧化剂则第一与溶液中复原性最强的复原剂作用。
比如FeBr2 溶液中通入Cl2 ，若 Cl2 少许则只氧化Fe2+，若 Cl2足量Fe2+所有氧化完才开始氧化Br- ，由于复原性Fe2+Br- ，因此先氧化 Fe2+。
总结：多整理，多练习，为高考做准备。
希望高三化学复习笔录能够帮助到大家。
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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。
氧化还原反应的相关规律
氧化还原反应的相关规律及应用1.并存规律化合价有升必有降；电子有得必有失；有氧化一定有还原。
2.价态规律（1）高低规律①元素处于最高价态时只有氧化性②元素处于最低价态时只有还原性③元素处于中间价态时既有氧化性又有还原性（通常为一强一弱）例如H2O2Fe2+SO2（2）同种元素不同价态之间的转化①中间价态→高价态+ 低价态Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O②高价态+ 低价态→中间价态2FeCl3+Fe=2FeCl2注：1氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最为容易2同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应3同种元素不同价态间若发生反应，元素的化合价“只靠拢，不交叉”KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O3.强弱规律氧化性：指物质得电子的能力，即得电子的难易程度还原性：指物质失电子的能力，即失电子的难易程度注：1物质的氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度而不是得失电子的数目2一般情况下，越易失电子的物质失去电子后就越难得到电子越易得电子的物质得到电子后就越难失去电子判断物质氧化性或还原性强弱的方法（1）依据氧化还原反应的方向来判断氧化剂+ 还原剂→氧化产物+ 还原产物氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物（2）依据活动性顺序表来判断①金属活动性顺序表K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Zn2+Sn2+Pb2+ H+Cu2+Fe3+Hg2+Ag+②非金属活动性顺序表F2Cl2O2Br2I2SF−Cl−Br−I−S2−（3）根据反应条件或反应的剧烈程度来判断H2+F2=2HFH2+Cl2=2HClH2+Br2=2HBrH2+I2⇌2HIMnO2+4HCl(浓)=MnCl2+Cl2↑+2H2O2KMnO4+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O （4）根据氧化还原反应的程度判断2Fe+3Cl2=2FeCl3Fe+S= FeS（5）根据“三度”判断①温度例氧化性：热的浓H2SO4>冷的浓H2SO4②浓度氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4浓HNO3>稀HNO3还原性：浓HCl>稀HCl③酸碱度例KMnO4(aq)的氧化性随溶液酸性的增强而增强4.先后规律一种氧化剂同时和多种还原剂相遇时，还原性强的先反应一种还原剂同时和多种氧化剂相遇时，氧化性强的先反应例Cl2+FeBr2Cl2+FeI25.守恒规律（原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒）（1）氧化还原反应方程式的配平①正向配平法FeCl3 + H2S =FeCl2 + S + HClKIO3 + KI + H2SO4=I2 + K2SO4 + H2OMnO2 + HCl(浓)=MnCl2 + Cl2↑+ H2O KMnO4 + HCl(浓)= KCl+ MnCl2 + Cl2↑+ H2O ②逆向配平法NO2+ H2O =HNO3 + NOCl2 + KOH= KCl + KClO3 + H2OS+ NaOH =Na2S + Na2SO3 + H2OP4+ KOH + H2O=K3PO4+ PH3↑③缺相配平法先以得失电子守恒配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物再观察两侧的电荷或原子在两侧分别补H2O、H+或H2O、OH−MnO4−+ SO2=Mn2+ + SO42−ClO− + Fe(OH)3=Cl− + FeO42−MnO4−+ H2O2=Mn2+ + O2↑注：填空时物质前的化学计量数为“1”时需填上（2）氧化还原反应的有关计算步骤：一找物质：找出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物二定得失：找出1mol氧化剂、1mol还原剂得失电子的数目三列等式：N(氧化剂)×1mol氧化剂得电子数= N(还原剂)×1mol还原剂失电子数注：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没有电子的损耗，可直接找出起始物和最终产物（删去中间产物）建立二者之间的电子守恒关系。
氧化还原反应中的重要规律(正式)
一、价态规律
内容：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。 “高氧、低还、中兼”规律
例如：S元素
化合价
代表物
S元素的性 质
－2
H2S 还原性
0
＋4
S
SO2
既有氧化性又有还原性
＋6
H2SO4(浓) 氧化性
2+
2+
2+ +
2+ 2+ 3+ +
2反、之非非金金氧属属化单单性质质逐的的渐氧氧增化化性强性越越强弱，，对对应应阴阴离离子子的的还还原原性性越就弱越；强。 － 1F二还F对1应3F0氧F二反氧的 氧例强氧+、 、2222、原于用化、之化重化：氧化+金金S((((氧 剂 自 2性 氧 非 还 要性 根 化 剂OOOOO+属属、2222化发逐化金原规 逐据性42))))单单判+还的渐还属反律 渐反物CCCC2质质断H原氧减原单应增应质llll2222还的的氧2反化弱反质中强式和OBBBB原还还化应还应的：强rrrr2222=剂原原还中原中氧（还IIII性性原22222得反得化原1F越 越 反）eSSSS失应失性性2强强应2+电（电越物F还+还，，能e子除子弱质SFFFF3原原对对否O－－－－+守高守，反产4性应应发+恒温恒对应2((((物OOOO逐2阳阳生－、应生IHHHH－渐离离+还－－－－电阴成4氧增子子原=H))))解离弱化+强CCCC的的产2条子氧llllF产－－－－+氧氧物e件的化6物2化化BBBB）还性+rrrr性性－－－－+，原物越越I总性质IIII2－－－－弱弱,是就和；；SSSS越2222－－－－强-1。
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。
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氧化还原反应中的三条重要规律
一、不换位规律
同种元素间的氧化还原反应该元素的价态不能彼此换位而是生成中间值。
例：
二、先后规律
反应中的先后规律：同浓度的若干种还原剂溶液加入同一氧化剂，往往是还原性强的先被氧化。
例：将Cl2通入FeBr2溶液中，先氧化Fe2+，后氧化Br-。
反之，如果把Fe粉加入含Fe3+和Cu2+的溶液中，先还原Fe3+，后还原Cu2+。
如果把Zn粉加入含Fe2+和Cu2+的溶液中，则先还原Cu2+，后还原Fe2+。
三、价态规律
1．含多氧化态元素：（1）元素具最高价态时只有氧化性，遇到一般还原剂时，被还原的价态降至相邻的中等价态；（2）同理，元素具有最低价态时只有还原性，遇到一般氧化剂时，被氧化后价态升至相邻的中等价态。
例如：
（3）元素具有中间价态时，既有氧化性又有还原性，遇强氧化剂时被氧化至相邻的高价态，遇到强还原剂时，被还原至相邻的低价态。
例可自举。
2．判断同种元素不同价态间能否发生反应：（1）具有相邻价态时
Fe2+，即走向中间值的价态，常称“归中反应”或“反歧化反应”。
3．同一分子、同一价态、同一元素（这个“三同”缺一不可）分化为相邻的高价态和相邻的低价态的反应，称歧化反应。
跟踪练习：将Fe，Cu粉与FeCl3，FeCl2，CuCl2的混合溶液放在某一容器里，根据下述情况判断哪些阳离子或金属单质同时存在，哪些不能同时存在。
（1）反应后铁有剩余，则容器里可能有____。
（2）反应后有Cu2+和Cu，则容器里不可能有____。
（3）反应后有Cu2+，Fe3+，则容器里不可能有____。
解析：这是一道精典综合训练题，很值得读者认真思考作答。
依先后规律，还原性强的Fe与氧化性强的FeCl3先反应，而后又与氧化性较强的CuCl2反应，若Fe 不足时，Cu也可还原FeCl3。
现：（1）Fe有余，FeCl3，CuCl2不可能存在，则容器里有还原产物Fe2+和未参加反应的Cu及置换出的Cu。
（2）因反应后有Cu2+，则不可能剩余Fe，有Cu剩余，不可能存在Fe3+。
（3）反应后有Cu2+和Fe3+，则Fe和Cu都不足，故只有Fe2+存在。