氧化还原反应中的几条规律

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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_____________。

氧化还原第三课时

A、Fe3＋
B、 MnO4－
C、Cl2 D、HNO2
6. G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物。我们不了解它们的化学式，但知道它们在一定条件下具有如下的转换关系（未配平）。
①G→Q + NaCl
② Y + NaOH→G + Q +
H2O ③Q + H2O→X+H2 H2O
GYQZX
④ Z + NaOH→Q + X +
（阳离子的氧化性逐渐增强）
（单质的氧化性逐渐减弱）
非金
F Cl Br
I
S
属
F- Cl- Br- I-
S2-
（阴离子的还原性逐渐增强）
3.根据氧化还原反应的程度比较
不同氧化剂与相同还原剂作用时，还原剂被氧化的程度越大，
氧化剂的氧化性越强。
例如：2Fe+3Cl2 =点=燃== 2FeCl3
Fe+S
△
2、在下列反应中，
A．2F2+2 H2O== 4HF+O2↑ B．2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
C．CaO+H2O==Ca(OH)2
D．2H2O==2H2↑+O2↑
其中水是氧化剂的是______，水是还原剂的是______ __，
水既是氧化剂，又是还原剂的是___ ______，
水既不是氧化剂，又不是还原剂的是__________。（填序号）
氧化性：KMnO4＞MnO2
【特别提醒】物质氧化性、还原性强弱比较的“一个根本”和
“一个无关” “一个根本”：得失电子的难易程度； “一个无关”：与得失电子数目的多少无关。例证：Na在反应中易失去1个电子，而Al在反应中易失去3个电子，但钠比铝的还原性强。

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

氧化还原反应高考总复习1、氧化还原反应的基本规律（1）守恒律氧化还原反应中，电子得失总数相同（或化合价升降总数相同），可用于配平或进行某些计算。

（2）强弱律氧化还原反应若能自发进行，一般为强氧化剂与强还原剂生成弱还原剂和弱氧化剂的过程。

（3）价态律①含多种价态的元素，处于最高价时只有氧化性；处于最低价时只有氧化性；处于中间价时既有氧化性又有还原性。

②同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；同种元素高价化合物与低价化合物，当有中间价态时才有可能发生反应，若无中间价态，则不发生氧化还原反应。

③同种元素不同价态间的氧化还原反应，价态“只靠拢不相交”，如：KClO3+6HCl KCl+3Cl2↑+3H2O（4）顺序律同一种氧化剂遇到还原性不同的几种物质，若均能反应，则按还原性由强到弱的顺序依次反应；同一种还原剂遇到不同的几种物质，若均能反应，则按氧化性由强到弱的顺序依次反应。

（5）难易律一般来说，原子越易失电子（还原性越强），对应阳离子的氧化性越弱；原子越易得电子（氧化性越强），对应阴离子的还原性越弱。

演练1 某化学小组学习氧化还原反应规律时，讨论了以下说法，其中不正确的是（）A. 由于还原性Fe2+强于Br-，把Cl2缓慢通入FeBr2溶液中时，Cl2将先氧化Fe2+B. 在反应H2S+H2SO4(浓) S↓+SO2↑+2H2O中，产物S由H2S氧化得到C. C能在高温下还原出Si：SiO2+2C Si+2CO↑,说明C的金属性比Si强D. 根据反映8HCNO+6NO2 7N2+8CO2+4H2O，消耗1molNO2时转移电子的物质的量为4mol2、判断离子方程式书写正误的方法（1）五查①查物质是否能拆成离子形式，若能拆，再看拆写是否正确。

必须记牢溶解性表，注意酸式盐离子除HSO4-外，均不能拆出H+。

②查等号、可逆号是否应用恰当。

如Fe3++3H2O Fe（OH）3（胶体）+3H+，若写成Fe3++3H2O Fe（OH）3↓+3H+，则错。

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氧化性和还原性强弱的判定

3. 认为同种元素不同价态的化合物的氧化性（还原性）强弱只与元素化合价的高低有关。实际上，除此之外还与化合物的稳定性有关。
如:
——次氯酸中氯的价态比高氯酸中氯的价态低，但次氯酸不稳定，氧化性却比高氯酸强。
酸性： HClO4>HClO3 >HClO2 >HClO
氧化性：HClO>HClO2 >HClO3 >HClO4
例1、已知： ①.2BrO3-＋Cl2===Br2＋2ClO3-； ②.5Cl2＋I2＋6H2O===2HIO3＋10HCl； ③.ClO3-＋5Cl－＋6H＋===3Cl2↑＋3H2O。
下列粒子氧化性强弱顺序为( C )
A.ClO3- > BrO3- > IO3- > Cl2
B.BrO3- > Cl2 > ClO3- > IO3-
将氯水滴加到NaBr和KI的混合液中。
先反应的是： C l2 2 K I 2 K C l I 2
后反应的是： Cl2 + 2 NaBr = 2 NaCl + Br2 返回
②.2FeCl2 + Cl2 == 2FeCl3
③.F2 + 2KI(熔融) == 2KF + I2
③.F2 + 2KCl(熔融) == 2KF + Cl2
中的一些有关事实，要除去其中的FeI2，应
选用的试剂是( C ) A.F2
B.过量的Cl2
C.FeCl3
D.FeCl2
返回
三、判断氧化性和还原性强弱的误区
4. 认为同一种还原剂（氧化剂）与多种氧化剂（还原剂）反应是同时进行的。
实验证明：氧化剂的氧化性（还原剂的还原性）越强的越先反应，并非几个反应同时进行。

氧化还原反应中的几条规律

氧化还原反应中的几条规律
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。

氧化还原反应的规律

氧化还原反应的规律1.电子守恒规律原反应中，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，化合价升高的总数与降低的总数相等，失电子总数与得电子总数相等。

例1：24 mL 0.05 mol/L的Na2SO3溶液，恰好与20 mL 0.02 mol/L的K2Cr2O7溶液完全反应，则Cr元素在被还原的产物中的化合价是( )A．+6B．+3C．+2D．0解析：根据氧化还原反应中得、失电子总数相等，判断Cr元素在被还原的产物中的价态。

n (K2Cr2O7)= 0.02 mol/L×0.02L=4.0×10-4 moln (Na2SO3)= 0.05 mol/L×0.024L=1.2×10-3 mol设K2Cr2O7 2Cr 即Cr CrNa2SO3 Na2SO4 即S SK2Cr2O7在反应中得电子4×10-4×2×(6－x)mol；Na2SO3在反应中失电子1.2×10-3×2mol.由电子守恒规律则有：4×10-4×2×(6－x)=1.2×10-3×2，解得x=3，故选B。

例2：硫代硫酸钠可作为脱氯剂，已知25mL 0.1mol/LNa2S2O3溶液恰好把224mL(标准状况下)Cl2完全转化为Cl-离子，则S2O32-将转化成( )。

A . S2- B. S C. SO32- D. SO42-解析: 根据电子守恒规律Na2S2O3 2S Cl2 2Cl0.0025×2×(x-2)= 0.01×2 解得x=6. 故选：D2.价态规律据元素的化合价可以判断物质是否具有氧化性或还原性，若元素处于最高价态，则只具有氧化性（如Fe3+、HNO3等），元素处于最低价态，则只具有还原性（如S2-、I-等），元素处于中间价态，既具有氧化性又具有还原性（如SO2、Fe2+等）。

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。

氧化还原反应知识点讲解

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。

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。

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氧化还原反应中的几条
规律
文件编码（GHTU-UITID-GGBKT-POIU-WUUI-8968）
氧化还原反应中的几条规律主要内容如下：
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。