氧化还原反应一般规律及条件影响
氧化还原反应的基本规律及应用
(1)三种价态变化的配平 例：①FeS2+O2—Fe2O3+SO2
②C+S+KNO3—CO2+K2S+N2
练习：①Cu2S+HNO3—Cu(NO3)2+NO+H2SO4+H2O ②Fe(NO3)2—Fe2O3+NO2+O2 ③P+CuSO4+H2O—Cu3P+H3PO4+H2SO4
答案：①3、22、6、10、3、8 ②4、2、8、1 ③11、15、24、5、6、11
2
22
③11、15、24、5、6、11
练习：①Fe O +HNO —Fe(NO ) +NO+H O (2)R2O8 在一定条件下可以把Mn2+氧化成MnO4-，
2SO3溶液30mL，恰好将
3 22溶液中，写出反应的离子方程式。 4
3
33
2
(7)在一定条件下，RO3n-与I-发生反应如下：
②Fe P+HNO —Fe(NO ) +NO+H PO +H O 例：Mn2++S2O82- +H2O—SO42- +MnO4- +_____
种离子的溶液混合在一起，充分反应后，若
C.(1)溶液中有I-，则一定M无nO_4_- F_e_3+一定有Fe_2-___(指上述 四种离子)
D.(2)溶液中有Fe2+，则一定无Mn_O_4-__可能还有I-_或_F_e3_+__
E.(3)溶液 中有Fe3+，则一定无I- ____可能还有MnO4-或Fe2+
4克的二氧化锰被还原，则有多少摩盐酸被氧化？
氧化还原反应的规律及应用
为氮元素的中间价态，既有氧化性，又有还原性。其发生
氧化反应时，化合价要升高，所以氮元素化合价比 0价低的 NH3不可能是N2的氧化产物；(4)氧化铜具有氧化性，能够把 氨气氧化成N2，自身被还原成Cu，同时H和O结合生成水， 据此可以写出该反应的化学方程式。 答案：(1)④ (4)2NH3+3CuO (2)①④ (3)④
练习
xR2++yH++O2=mR3++nH2O 反应中，则x、y、m、n的数值 分别是多少？ X=4,y=4,m=4,n=2
2、强弱规律：
相对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。
氧化性:氧化剂＞氧化产物；还原性:还原剂＞还原产物。
应用：判断某些氧化还原反应能否进行或用于比较物质间 氧化性或还原性的强弱。
在含有Cu(NO3)2、Mg(NO3)2和Fe（NO3）3 的溶 液中加入适量锌粉，首先置换出的是( ) A 、Mg B、Cu C、 Fe D、 H2
锌粉由少到多依次反应哪些反应？
3、根据与同一物质反应的难易（条件）判断 如：是否加热，温度高低，有无催化剂等
（1）实验室用二氧化锰与浓盐酸共热制取，反应方程式 为： （2）氯酸钾是常用的氧化剂，在酸性条件下，室温时即 可与浓盐酸反应制取，反应方程式为： （3）历史上，曾用“地康法”制取，这一方法是用CuCl2 作催化剂，在450℃时用空气中的O2跟HCl反应得到。 “地康法”制的化学方程式为: <1>从元素化合价的变化看，以上三程方法的共同点是 ______________。 <2>从上述反应推知，氧化性由强到弱的顺__________；
氧化反应和还原反应虽是两个不同的过程，但在同
氧化还原反应的一般规律
氧化还原反应的一般规律1．性质强弱的规律：氧化剂＋还原剂→还原产物＋氧化产物氧化性强弱顺序是：氧化剂＞氧化产物；还原性强弱顺序是：还原剂＞还原产物。
应用：氧化性、还原性强弱比较2．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（或共用电子对偏离）与得电子总数（或共用电子对偏向）相等。
应用：可进行氧化还原反应方程式配平和有关计算。
3．价态表现性质的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。
简单表述为“高价氧化低价还，中间价态两头转”。
如：H SO只具有氧化性；H S只具有还原性；SO既具有氧化性又具有还原性，但以还原性为主；H O既具有氧化性又具有还原性，但以氧化性为主。
应用：判断元素或物质的氧化性、还原性。
4．转化规律：氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；同种元素不同价态之间的氧化反应，化合价的变化遵循“只靠拢，不交叉”（即价态归中）；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
即是:歧化律——处于中间价态的元素同时升降，例如：3Cl+6KOH KClO+5KCl+3H O归中律——同种元素不同价态反应时，化合价向中间靠拢，且一般符合邻位转化和互不换位规律。
例如：2Na S+Na SO+6HCl===6NaCl+3S↓+3H O同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化见下图：5．反应先后的一般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，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。
例如，FeBr溶液中通入Cl时，发生离子反应的先后顺序为：2Fe+Cl==2Fe+2Cl，2Br+Cl==Br+2Cl。
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。
第五讲：氧化还原反应的规律及应用
失去ne－
氧化性：氧化剂>氧化产物，还原性：还原剂>还原产物。
上述规律可总结为：比什么性，找什么剂，产物之性 小于剂。 应用：在适宜条件下，用氧化性强的物质制备氧化性 弱的物质；用还原性强的物质制备还原性弱的物质；用于 比较物质间氧化性或还原性的强弱。 (3)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。 应用：判断元素或物质氧化性或还原性的有无。
例如，FeBr2 溶液中通入 Cl2 时，发生离子反应 的先后顺序为： 2Fe2＋ ＋Cl2===2Fe3＋ ＋2Cl－ ，2Br－ ＋Cl2===Br2 ＋2Cl－ 应用：判断物质的稳定性及反应顺序。
例 1 在含有 Cu(NO3)2、Mg(NO3)2 和 AgNO3 的溶液 中加入适量锌粉，首先置换出的是( C ) A．Mg B．Cu C．Ag D．H2
6．同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时， ，相邻价态 (或无中间价态 )时 不 反
二、氧化还原反应方程式的配平 氧化还原反应的实质是反应过程中发生了电子 转移，而氧化剂得电子的总数 (或元素化合价降低总 数 )必然等于还原剂失电子总数 (或元素化合价升高 总数)，根据这一原则可以对氧化还原反应的化学方 程式配平。 配平的步骤： (1) 标好价：依据化学式中元素化合价的 代数
(4)转化规律 氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易； 同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近而 不交叉；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。 应用：判断氧化还原反应能否发生及表明电子转移情 况。 (5)难易规律 越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物 质，得后就越难失去电子。一种氧化剂同时和几种还原剂 相遇时，还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂 同时与多种氧化剂相遇时，氧化性最强的优先发生反应。
氧化还原反应的发生条件及反应规律
氧化还原反应的发生条件及反应规律（1）氧化剂的氧化能力必须大于氧化产物的氧化能力；还原剂的还原能力必须大于还原产物的还原能力。
常用氧化剂氧化能力和还原剂还原能力按顺序排列如下：因为氧化能力Cl2＞Br2，还原能力Cl-＜Br-，所以反应能发生。
反之，则不能发生。
如Cu2+与Fe2+就不能发生反应，因Fe2+对应的氧化态为Fe3+，而Fe3+氧化性强于Cu2+，故Cu2+不能氧化Fe2+。
（2）同种元素不同价态物质间的氧化还原反应，高价态物质与低价态物质间需有中间价态物质存在，氧化还原反应才能发生。
Fe+FeCl2≠（3）同种元素不同价态物质间的氧化还原反应，氧化剂被还原到的价态不能低于还原剂被氧化到的价态（即遵循价态“归中”规律）（4）氧化还原反应的邻位价态规律：氧化还原反应发生时，其价态一般变为邻位价态。
（5）反应条件对氧化还原反应的影响：①反应物浓度对氧化还原反应的影响浓度大时氧化剂氧化性强，还原剂的还原性也强，如MnO2与浓盐酸反应才能生成Cl2，与稀盐酸不反应。
再如：Cu跟浓H2SO4能发生氧化还原反应，而Cu跟稀H2SO4不反应。
②反应体系酸碱性的影响：一般酸性条件下，含氧酸盐的氧化性比在碱性和中性环境中强。
KMnO4＋NaCl（水溶液）≠还原反应，但当向溶液中加入稀H2SO4后，很快产生淡黄色沉淀，即③温度对氧化还原反应的影响：温度愈高，则氧化剂的氧化性愈强；还原剂的还原性也愈强。
因此许多氧化还原反应的发生条件，需要加热，因这样可以增强反应物的氧化性与还原性。
如CuO与H2反应需加热，因温度高时，CuO的氧化性增强，H2的还原性增强，容易反应，另外升高温度可以加快化学反应速率。
又如CO、C还原某些金属氧化物均需加热，道理亦如此。
（6）氧化剂、还原剂的强弱与反应产物的关系：同种还原剂，强氧化剂得到高价化合物，弱氧化剂，得到低价化合物，同种氧化剂，强还原剂得到低价化合物，弱还原剂得到高价化合物。
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。
氧化还原反应知识点
氧化还原反应氧化还原反应中的概念与规律: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是：二、五条规律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、性质强弱规律3、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，则它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，则它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+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＋低价→中间价”的规律。
5、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非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱（2）由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。
如：前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。
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。
如，根据铁被氧化程度的不同，可判断氧化性：。
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）根据反应方程式进行比较氧化剂+还原剂=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（5）根据元素周期律进行比较一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。
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。
氧化还原反应的基本规律及其应用
氧化还原反应的基本规律及其应用【氧化还原反应的基本概念】1、有关概念之间的关系：2、常见氧化剂、还原剂：【氧化还原反应的基本规律】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。
－氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物应用1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。
应用2、判断氧化还原反应能否发生。
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强。
F2、(O2)、Cl2、Br2、I2、S氧化性逐渐减弱F－、(OH－)、Cl－、Br－、I－、S2－还原性逐渐增强利用此规律可比较微粒氧化性、还原性的相对强弱。
四、“价态归中，互不交叉”规律“价态归中”是指同种元素不同价态原子间发生氧化还原反应，总是从高价态与低价态反应后生成中间价态的物质。
（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。
如H2S和浓硫酸反应，H2S+H2SO4（浓）===S↓+SO2↑+2H2O。
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
考点名称：氧化还原反应的定义∙氧化还原反应：有电子转移（得失或偏移）的反应；（无电子转移(得失或偏移)的反应为非氧化还原反应）反应历程：氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。
根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。
氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。
∙氧化还原反应中存在以下一般规律：强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
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。
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。
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。
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。
氧化还原性的强弱判定：物质的氧化性是指物质得电子的能力，还原性是指物质失电子的能力。
物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的能力（与得失电子的数量无关）。
从方程式与元素性质的角度，氧化性与还原性的有无与强弱可用以下几点判定：（1）从元素所处的价态考虑，可初步分析物质所具备的性质（无法分析其强弱）。
最高价态——只有氧化性，如H2SO4、KMnO4中的S、Mn元素；最低价态，只有还原性，如Cl-、S2-等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe、S、SO2等。
（2）根据氧化还原的方向判断：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
（3）根据反应条件判断：当不同的氧化剂与同一种还原剂反应时，如氧化产物中元素的价态相同，可根据反应条件的高、低进行判断，如是否需要加热，是否需要酸性条件，浓度大小等等。
电子的得失过程：其过程用核外电子排布变化情况可表示为：考点名称：氧化还原反应的本质和特征∙氧化还原反应的本质：电子的转移（得失或偏移）氧化还原反应的特征：化合价升降（某些元素化合价在反应前后发生变化，是氧化还原反应判别的依据）∙氧化还原反应的发展史：1.物质与氧气发生的反应属于氧化反应，含氧化合物中氧被夺去的反应属于还原反应。
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。
氧化还原反应的一般规律
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高考化学知识点复习：氧化还原反应的一般规律
(1)表现性质规律：
同种元素具有多种价态时，最高价态的只有氧化性，最低价态的只有还原性，处于中间价态的既有氧化性又有还原性。
例如相邻价态的同种元素不发生氧化还原反应，浓H2SO4可干燥SO2;不同价态的同种元素之间“向中看齐”，最多只能达到相同的价态，而绝不能出现高价变低价，低价变高价的交叉现象，也不会出现价态互变。
如KClO3与盐酸反应，最终+5价Cl变为0价，-1价Cl也变为0价，绝不会出现+5价氯变为-1价。
(2)性质强弱规律：
氧化性：氧化剂强于氧化产物;还原性：还原剂强于还原产物。
例如：2FeCl3+Cu====2FeCl2+CuCl2，氧化性：Fe3+>Cu2+，还原性：Cu>Fe2+。
(3)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还原性最强的还原剂作用。
例如FeBr2溶液中通入Cl2，若Cl2少量则只氧化Fe2+，若Cl2足量
Fe2+全部氧化完才开始氧化Br-，因为还原性Fe2+>Br-，所以先氧化Fe2+。
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陕西省咸阳育才中学王文绪一、对立统一规律在一个氧化还原反应中，有氧化剂就必有还原剂；有氧化反应就必有还原反应；有氧化产物就必有还原产物；有化合价升高元素就必有化合价降低元素；有失电子微粒就必有得电子微粒。
例如：下列反应不可能发生的是①NO+HNO 3 N 2O 3+H 2O ②NH 3+NO HNO 2+H 2O ③N 2O 4+H 2O HNO 3+HNO 2解：上述第②个反应中元素化合价只有升高，没有降低所以不可能发生。
二、守恒规律在一个氧化还原反应中，失电子总数等于得电子总数；化合价升高总数等于化合价降低总数。
例1：mgCu 与某浓度硝酸溶液反应，Cu 全部溶解。
将产生的气体与标准状况下2.24LO 2混合通入足量水中无气体剩余，求 m 的值。
解：Cu 与HNO 3反应，Cu 失去电子变为Cu 2+，HNO 3得到电子变为NO X （NO 2或NO 或二者的混合物），NO X 与O 2，H 2O 又反应得到HNO 3，反应中NO X 失电子，O 2得电子，总体来看，Cu 失去的电子数等于O 2得到的电子数。
所以：m olg m g /64×2===mol L L /4.2224.2×4 m=12.8 例2：Fe 和HNO 3按2：5的物质的量之比恰好反应，若氧化产物和还原产物均只有一种，写出反应的化学方程式。
解：由于Fe 与HNO 3物质的量为2：5，所以不可能生成Fe(NO 3)3，这样N 原子不够。
2molFe 生成2molFe Fe(NO 3)2时，失电子总数为4mol ，剩余1molN 原子应得到4mol 电子，变为mol 21N 2O ，或者4molFe 失8mol 电子，1molN 得8mol 电子变为NH 4+。
所以反应的化学方程式为4Fe+10HNO 3====4Fe(NO 3)2+N 2O+5H 2O 或：4Fe+10HNO 3====4Fe(NO 3)2+NH 4NO 3+3H 2O三、价性关系规律1、元素处于最高价时，只具有氧化性；元素处于最低价时，只具有还原性；元素处于中间价时，既有氧化性，又有还原性。
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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氧化还原反应一般规律及条件影响
——高三化学“氧化还原反应”一轮复习
【考试说明】理解氧化还原反应的本质，了解氧化还原反应在生产、生活中的应用。
【教学目标】复习氧化还原反应一般规律，关注条件的影响，提升分析应用能力。
【实验探究】
查阅资料如下：
①2BrO 3－ + I 2 = 2IO 3－ + Br 2 ②IO 3－ + 5I － + 6H + = 3I 2 + 3H 2O
③ 2IO 3－ + 10Br －+ 12H + = I 2 + 5Br 2 + 6H 2O
【任务1】分析实验1过程中发生的氧化还原反应。
写出离子方程式。
（1）
（2）
（3）
一、氧化还原反应一般规律
1、 2、 3、
【链接高考1】
1、（2013江苏7）标准状况下，6.72L NO 2与水充分反应转移的电子数目为0.1NA
2、（2014江苏6）在过氧化钠与水的反应中，每生成0.1mol 氧气，转移电子的数目为0.4N A
3、（2015江苏9）酸性溶液中KIO 3与KI 反应生成I 2：IO 3－+I －+6H ＋=I 2+3H 2O
4、（2015江苏10）反应CH 4＋H 2O =催化剂
△
3H 2＋CO,每消耗1molCH 4转移12mol 电子 5、（2015江苏11）若H 2O 2分解产生1molO 2,理论上转移的电子数约为4×
6.02×1023 6、（2014江苏19（1））向含碘废液中加入稍过量的Na 2SO 3溶液，将废液中的I 2还原为I －，
其离子方程式为
【任务2】对比上述实验1、2，分析实验中“稀硫酸”起什么作用？
二、条件对氧化还原反应的影响
1、溶液酸碱性对氧化还原反应的影响
（1） （2）
2、温度对氧化还原反应的影响：
3、浓度对氧化还原反应的影响：
【链接高考2】
7、（2013江苏16）以菱镁矿(主要成分为MgCO3，含少量FeCO3 )为原料制备高纯氧化镁的实验流程如下：
（2）加入H2O2氧化时，发生反应的化学方程式为。
8、2012·江苏16（4）在酸性溶液中Ca(NO2)2会发生分解，产物之一是NO，其反应的离子方程式___________ __ ________ 。
9、2012·江苏18（2）硫酸酸化的条件下，H2O2与KMnO4反应的离子方程式如下：2MnO4-＋5H2O2＋6H＋===2Mn2＋＋8H2O＋5O2↑，不加稀硫酸酸化，MnO4-被还原生成MnO2，其离子方程式_ ____ ___________________________ __。
10、2013·江苏16（4）淡黄色固体S与热的NaOH溶液反应，产物中元素最高价态为+4，
写出该反应的离子方程式：。
【链接高考4】
2015江苏19：实验室用下图所示装置制备KClO溶液，并通过KClO溶液与Fe(NO3)3溶液的反应制备高效水处理剂K2FeO4。
已知K2FeO4具有下列性质①可溶于水、微溶于浓KOH 溶液，②在0℃~5℃、强碱性溶液中比较稳定，③在Fe3＋和Fe(OH)3催化作用下发生分解，④在酸性至弱碱性条件下，能与水反应生成Fe(OH)3和O2。
A B C D
（3）制备K2FeO4时，KClO饱和溶液与Fe(NO3)3饱和溶液的混合方式为____________。
（4）提纯K2FeO4粗产品[含有Fe(OH)3、KCl等杂质]的实验方案为：将一定量的K2FeO4粗产品溶于冷的3mol·L－1KOH溶液中，____ _____________ ____(实验中须使用的试剂有：饱和KOH溶液，乙醇；除常用仪器外须使用的仪器有：砂芯漏斗，真空干燥箱)。