氧化还原反应--氧化性、还原性强弱的比较资料讲解
二、氧化还原反应氧化性还原性的比较
二、氧化还原反应氧化性还原性的比较物质氧化性（还原性）相对强弱判断方法：（1）可依据若干反应条件的差异判断：条件越容易，反应速率越快，氧化性（还原性）越强，而不是以得失电子数多少。
例：判断反应中氧化剂的强弱。
2KMnO4＋16HCl=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O氧化水平：KMnO4＞MnO2＞O2（2）可依据金属活动顺序表判断：排位越后的金属，其原子的还原性越弱；而金属阳离子的氧化性越强。
（但是氧化性Fe3+＞Cu2+）（3）可依据元素在同期表的位置判断：同周期（适用于二、三周期）：从左到右：金属单位的还原性依次减弱，非金属单质的氧化性逐渐增强。
从上到下：金属单质的还原性依次增强，非金属单质的氧化性逐渐减弱。
（4）可依据具体反应实行判断：理论根据：氧化剂1＋还原剂1＝氧化剂2（氧化产物）＋还原剂2（还原产物）。
氧化水平：氧化剂1＞氧化剂2（氧化产物）。
还原水平：还原剂1＞还原剂2（还原产物）。
例：判断下列反应中氧化性强弱。
①I2＋SO2＋2H2O＝2HI＋H2SO4；②2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3；③2FeCl3＋2HI＝2FeCl2＋2HCl＋I2。
氧化性：D（5）依据电极反应判断：在电解池中阴极上哪种金属的阳离子先析出（被还原）则氧化性越强，而由这种金属单质的还原性越弱，其金属活泼性越弱。
例：A、B、C是三种金属，根据下列①②实验确定它们还原性强弱顺序：①将A与B浸在稀H2SO4中用导线连接，A上有气体逸出，B逐渐溶解；②电解物质的量浓度相同的A、C盐溶液时，阴极上先析出C（使用惰性电极）。
A．A＞B＞C； B．B＞A＞C；C．B＞C＞A； D．C＞A＞B选：B（6）依据元素化合价判断：对同一元素来说，化合价越高，氧化性越强。
如：Fe3+＞Fe2+；Cu2+＞Cu+，（但有例外如氧化性：HClO＞HClO3＞HClO4）。
【练习】1. 根据下列反应的化学方程式，判断相关物质的还原性强弱顺序是( )I 2＋SO 2＋2H 2O===H 2SO 4＋2HI 2FeCl 2＋Cl 2===2FeCl 32FeCl 3＋2HI===2FeCl 2＋2HCl ＋I 2A ．I －>Fe 2＋>Cl －>SO 2B ．Cl －>Fe 2＋>SO 2>I －C ．Fe 2＋>I －>Cl －>SO 2D ．SO 2>I －>Fe 2＋>Cl －2. 已知Co 2O 3在酸性溶液中易被还原成Co 2＋，Co 2O 3、Cl 2、FeCl 3、I 2的氧化性依次减弱。
关于氧化性还原性强弱的判断方法归纳
关于氧化性还原性强弱的判断方法归纳氧化还原反应是中学化学的重要内容，有关氧化性、还原性及其强弱的判断也是高考的常考考点，它也常与元素周期表、金属非金属及其化合物的性质相联系，进行学科内的小综合。
它既能考查学生对基础知识的掌握情况，又能考查学生的学习意识和能力，是学生学习的难点之一。
现对氧化性还原性的判断方法和依据归纳总结如下，供以开拓思维，培养能力。
一、依据氧化还原反应方程式判断。
氧化还原反应一般可表示为：氧化剂+还原剂→还原产物+氧化产物，只有符合强氧化剂和强还原剂反应才得以进行。
所以有：氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物例如：已知下列三个反应在相同条件下进行，下列判断结果正确的是：反应（1）：2W-+X2=2X-+W2；反应（2）2Y-+W2=2W-+Y2；反应(3):2X-+Z2=2Z-+X2;A、还原性X-> Y-B、在Y-、X-、W-、Z-中Z还原性最强；C 、氧化性：Z2>W2;D 、2Z-+Y2=2Y-+Z2;(答案为D)二、依据金属活动性顺序判断。
1、金属的还原性：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb(H)、Cu、Hg、Ag,从左至右金属的还原性依次减弱；2、金属离子的氧化性：K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、H+、Cu2+、Hg2+、Fe3+、Ag+从左至右，氧化性依次增强。
三、依据元素周期表判断。
1、同主族元素对金属，如：Li、Na、K、Rb、Cs金属性依次增强，所以还原性依次增强，对应离子的氧化性依次减弱。
对非金属，如：卤素、单质的氧化性依次减弱，对应阴离子的还原性依次增强。
2、同周期从左至右，由于金属性依次减弱，非金属性依次增强。
所以，还原性依次减弱，氧化性依次增强。
四、根据元素的原子得失价电子时，放出或吸收能量的多少判断。
吸收能量少，易失电子，还原性强；放出能量多，易得电子，还原性强。
五、根据不同物质中同一元素的化合价判断，价态高氧化性强。
如何比较氧化性还原性的强弱
如何比较氧化性还原性的强弱？答氧化剂的氧化性(得电子能力)的强弱与还原剂还原性(失电子能力)的强弱是物质本身的一种属性．我们可借助于物质的结构、反应事实，来分析这种性质的相对强弱．解析①与原子结构的关系：原子半径大、最外层电子少，则该原子的单质易失电子，还原性强；原子半径小，最外层电子多，则该原子的单质易得电子，氧化性强．如在元素周期表中同周期元素和同族元素原子结构与金属性、非金属性的关系就是如此．②与反应方向的关系：因此我们可以从任何一个已知的氧化还原反应中判断出两个顺序：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．③与浓度的关系：一般地说，氧化剂的浓度越大，其氧化性就越强．如浓HNO3的氧化性强于稀HNO3，浓H2SO4有强氧化性而稀H2SO4则没盐酸的还原性强于稀盐酸，所以在实验室制Cl2时，由于MnO2的氧化性不够强，需要增加还原剂的还原性，即用浓盐酸与MnO2共热．④与pH值的关系：硝酸的氧化性与H+浓度有关，H+浓度越大氧了强氧化性．在有机物的性质实验中，通常用“酸化的高锰酸钾溶液”来证明有机物的不饱和性或还原性(如CH2＝CH2，CH≡CH，CH3CHO等均能使酸化的KMnO4溶液褪色)．这是因为KMnO4酸化之后氧化性增强，使实验现象迅速、明显．⑤与温度的关系：许多氧化、还原反应是在加热的条件下进行的．可见升温可增强氧化剂的氧化性、还原剂的还原性(有少数例外)，特别是H2，CO，C这3种还原剂只有在加热或高温的条件下才能显示出它们的“威力”，如用它们冶炼金属、制水煤气、氢气等．如：3H2＋WO3W＋3H2O3CO＋Fe2O32Fe＋3CO22C＋SiO2 Si＋2CO↑C＋H2O CO＋H2CO＋H2O CO2＋H2⑥根据化合价判断：同一元素，一般是化合价越高氧化性越强．(但氧化性HClO＞HClO3＞HClO4)⑦根据金属活动性顺序表判断：位置越后的金属，其原子的还原性越弱，阳离子的氧化性越强．(但氧化性Fe3+＞Cu2+)⑧根据反应速度、反应条件判断：反应速度越快，反应条件越易，则氧化性或还原性就越强．所以判断氧化性还原性强弱的依据是电子得失的难易而非多少．⑨与电池的电极名称有关，与电解时放电顺序有关．原电池负极失电子能力大于正极，先放电的离子氧化性或还原性强．例 1．根据以下反应：①2Fe3+＋2I-＝2Fe2+＋I2；②Br2＋2Fe2+＝2 Fe3+＋2Br-可以判断离子的还原性由强到弱的顺序是[ ]A．Br-，Fe2+，I- B．I-，Fe2+，Br-C．Br-，I-，Fe2+ D．Fe2+，I-，Br-解：先确定还原剂①为I-，②为Fe2+和还原产物①为Fe2+，②为Br-，根据规律还原剂的还原性大于还原产物的还原性，故I-＞Fe2+＞Br-．B正确．2．下列3个氧化还原反应．(1)2FeCl3＋2KI＝2FeCl2＋2KCl＋I2(2)2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3(3)2KMnO4＋16HCl＝2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑某溶液中有Fe2+，I-及Cl-共存，要用氧化剂I-除去而不影响Fe2+，Cl-可以加入的试剂是[ ]A．Cl2 B．KMnO4C．FeCl3 D．HCl解：根据氧化剂的氧化性大于氧化产物这一规律得知：(1)中氧化性FeCl3＞I2；(2)中氧化性Cl2＞FeCl3；(3)中氧化性KMnO4＞Cl2，所以氧化性KMnO4＞Cl2＞FeCl3＞I2，氧化I-而不影响Fe2+和Cl-，必须选氧化性比Cl2差而又比I2强的物质，故选C．3．8.7gMnO2与含14.6 g HCl的浓盐酸共热可生成Cl2的质量为[ ]A．等于14.2g B．等于7.1gC．7.1～14.2 g之间 D．小于7.1g解：MnO2＋4HCl＝MnCl2＋Cl2↑＋2H2O87 g 146 g 71g8.7 g 14.6 g 7.1g随着反应的进行，盐酸的浓度逐渐降低，变为稀盐酸不能再和MnO2反应．所以实际得到的Cl2质量应小于7.1g．故D正确．4．已知以下3个反应：(1)2KMnO4＋16HCl＝2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O(2)MnO2＋4HCl MnCl2＋Cl2↑＋2H2O(3)O2＋4HCl2Cl2＋2H2O判断这3个反应中氧化剂的氧化性强弱．解：先找出3个反应中氧化剂分别为KMnO4，MnO2，O2，3个反应的条件要求越来越高．故氧化性KMnO4＞MnO2＞O2．同种元素相邻价态的微粒之间能发生氧化还原反应吗？答不能．解析同种元素不同价态之间的氧化还原反应，元素价态变化“只靠拢不交叉”即高价态要降低，低价态要升高．升降后的结果一般是高的仍然高，低的仍然低，最大程度是相等，绝不会交叉．同种元素相邻价态的微粒中间无价态，无法靠拢，所以不能发生氧化还原反应．如：(H2SO4)浓＋SO2→不反应S＋H2S→不反应但是 H2S＋H2SO4(浓)＝S↓＋SO2↑＋2H2OH2S＋H2SO4(浓) 4SO2↑＋4H2O例在反应KI＋5KIO3＋3H2S＝3I2＋3K2SO4＋3H2O中被氧化的碘元素与被还原的碘元素的质量之比是[ ]A．1∶5 B．5∶1C．6∶1 D．1∶6解：解这种题应先搞清反应中氧化剂、还原剂的关系，可用双线桥表示出来：从上式可见，KI，H2S失电子，做还原剂，被氧化；KIO3得电子，做氧化剂，被还原；被氧化的I与被还原的I的原子个数比为1∶5，故质量比为1∶5，A 正确．常见的氧化剂、还原剂都有哪些？答常见的氧化剂有：①非金属单质X2，O2，S等；②高价金属阳离子Cu2+，Fe3+等；③高价或较高价含氧化合物MnO2，KMnO4，K2Cr2O7，HNO3，H2SO4(浓)，HClO4，HClO3，HClO等．常见的还原剂有：①活泼或较活泼的金属K，Na，Mg，Al，Zn，Fe等；②低价金属阳离子Fe2+等；③非金属的阴离子Cl-，Br-，I-，S2-等；④较低价的化合物CO，SO2，H2SO3，Na2SO3，NH3，H2S，HBr，HI等．在可变价元素的物质中，具有中间价态元素的物质既可做氧化剂，又可做还原剂．例如：Cl2，H2O2，Fe2+，SO2，H2SO3等既具有氧化性，又具有还原性．例下列变化加入氧化剂方能实现的是( )，加入还原剂方能实现的是[ ]解：加氧化剂方能实现的，其本身应做还原剂；还原剂被氧化后，化合价应升高；加还原剂方能实现的，其本身应做氧化剂；氧化剂被还原后，化合价应降低．故本题中，需加氧化剂方能实现的是B，F；需加入还原剂方能实现的是A，C，D，E．如何判断氧化还原反应的有关概念？答可根据双线桥法进行判断解析(1)氧化与还原：失去(或偏离)电子的变化称为氧化；得到(或偏近)电子的变化称为还原．(2)氧化剂与还原剂：在化学反应中，得到电子的物质称为氧化剂，失去电子的物质称为还原剂．(3)氧化性与还原性：氧化剂具有得到电子的性质叫氧化性，还原剂具有失去电子的性质叫还原性．(4)氧化产物与还原产物：氧化剂在反应中，得到电子之后被还原生成的物质称为还原产物．反之，还原剂失去电子之后被氧化生成的物质称为氧化产物．例如：指出2KNO3＋3C＋S＝K2S＋N2↑＋3CO2↑中的氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物．所以，氧化剂：KNO3和S；还原剂C；氧化产物CO2；还原产物：K2S和N2．C 被氧化发生还原反应；S和KNO3(氮元素)被还原，发生还原反应．氧化还原反应的本质是什么？判断氧化还原反应的依据是什么？答氧化还原反应的本质是电子的转移，判断依据是化合价的升降．解析氧化还原反应的微观本质是电子在反应物间的转移，包括电子的得失和共用电子对的偏移．判断氧化还原反应的宏观依据是化合价的升降．例 1．下列反应属于氧化还原反应的是[ ] A．BaCl2＋Na2SO4＝BaSO4↓＋2NaClB．MnO2＋4HCl MnCl2＋2H2O＋Cl2C．CaCO3CaO＋CO2↑D．CO2＋H2O＋CaCO3＝Ca(HCO3)2解：以上4个选项中，只有B中有化合价改变，故正确答案选B．2．分别用单、双线桥法表示下列反应的电子转移情况．(1)KClO3＋6HCl＝KCl＋3Cl2↑＋3H2O(2)2Cl2＋2Ca(OH)2＝CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O注意单线桥的箭头表示电子转移的方向，故在横线上无须注明“得”、“失”字样，而双线桥箭头不表示电子转移的方向，故须注明“得”、“失”字样．如何分析化学反应进行的方向？答可从能量、氧化性和还原性强弱、离子浓度三个角度分析化学反应进行的方向．解析①从能量的角度进行分析，一个自发的化学反应应该向能量降低的方向进行，即遵循能量最低原理．一般来说，放热反应比吸热反应容易进行，放热越多就越容易发生反应．②从氧化性、还原性强弱的角度分析，一个自发的氧化还原反应应该向着生成较弱氧化剂和较弱还原剂的方向进行．即较强的氧化剂与较强的还原剂会发生反应，生成较弱的氧化剂和较弱的还原剂(其实质也是趋向于生成更稳定的物质而使体系的能量降低)．例如氯气是一种强氧化剂，KI是一种较强的还原剂，两者相遇时即刻发生电子转移，Cl2得电子被还原成Cl-，I-失电子被氧化成I2：在生成的产物中I2具有氧化性，Cl-具有还原性，但它们却不会发生电子转移了，就是由于Cl-的还原性和I2的氧化性都不够强的缘故．即反应向着氧化性、还原性减弱的方向进行：反应物→生成物Cl2的氧化性＞I2的氧化性I-的还原性＞Cl-的还原性③从离子浓度的角度分析，在溶液中进行的离子反应，反应的方向是向着降低某种离子浓度的方向进行，即消耗自由离子，生成弱电解质分子、难溶物质或气体．注意以上谈的反应均指自发反应的方向．不适用于非自发的反应，如电解反应，常常是弱的氧化剂和弱的还原剂反应，生成较强的氧化剂和较强的还原剂．复分解反应一定不是氧化还原反应，而置换反应一定是氧化还原反应，对吗？答对．解析四大基本反应类型包括化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应．分解反应和化合反应在反应过程中元素的化合价可能改变也可能不变．一般情况下，有单质参加的化合反应也是氧化还原反应，有单质生成的分解反应也是氧化还原反应．而复分解反应是两种化合物互相交换成分生成另外两种化合物，在交换成分的过程中没有电子转移即没有化合价升降，所以复分解反应一定不是氧化还原反应．对于置换反应来说，由单质变成化合物，价态肯定要发生改变，所以置换反应一定是氧化还原反应．四大基本反应与氧化还原反应的关系可简单的用图1－1表示：化学反应的本质是什么？化学反应可分为哪几类？答“原子是化学变化中的最小微粒”．从原子的角度看，反应的过程是原子的重新组合．有相当一部分化学反应是因为电子转移引起的反应叫氧化还原反应；在水溶液中所发生的化学反应多为离子与离子(分子、电子等)之间的反应叫离子反应；对于众多的有机反应来说，反应的本质则是“旧键断裂，新键形成”的过程．化学反应根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少，把化学反应分为化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应；根据有无电子转移可把化学反应分为氧化还原反应及非氧化还原反应．什么样的离子在溶液中不能大量共存？答只要能发生离子反应的离子在溶液中就不能大量共存．解析(1)相互反应生成沉淀而不能共存．(3)生成难电离的物质不能共存H+＋ClO-，H+＋CH3COO-，H+＋OH-(4)发生氧化还原反应不能共存(5)强酸条件下不能大量存在(6)强碱条件下不能大量存在(7)因指明溶液是无色透明而不能存在的有色离子怎样判断离子反应？答离子反应中所指的“离子”一般指自由移动的离子，即电解质电离出来的离子．而电解质电离的条件有两个，一是在水中，一是在熔化状态下．所以，是离子反应首先要有电解质参加反应，其次，反应需在水中进行或在熔化状态下进行，一般电解质在水中所发生的反应即为离子反应．解析常见的离子反应主要有如下2种：①离子＋离子→H+＋OH-＝H2O，Cl-＋Ag+＝AgCl↓S2-＋2Fe3+＝S↓＋2Fe2+②离子＋分子(原子)→2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2Cl-Cu2+＋Fe＝Cu＋Fe2+在水溶液中进行的离子反应，一定是复分解反应吗？答不一定．解析在水溶液中进行的离子反应可分为两种类型：一是符合复分解条件的离子互换型；一是离子间能发生氧化还原反应的氧化还原型．只要是电解质在溶液中反应，离子方程式中都应写成离子的形式吗？答不是．强电解质写成离子的形式，弱电解质写成化学式或分子式．解析(1)在反应物或生成物中单质、氧化物、非电解质、难电离的物质、难溶物及气体出现在离子方程式中一律写分子式或化学式．非电解质如：蔗糖，C2H5OH，NH3等．难电离的物质：①弱酸：HAc，H2CO3，H2S，HClO，H2SiO3，HCN及绝大多数有机酸．②中强酸：HF，H2SO3，H3PO4，HCOOH(甲酸)③弱碱：NH3·H2O及绝大多数难溶的碱．④水．(2)弱酸的酸式盐，其水溶液中的反应酸根离子不可拆，如：(3)有浓硫酸参加的反应及固体之间的反应无离子方程式．如 Cu＋2H2SO4(浓)＝CuSO4＋SO2↑＋2H2ONaCl(固)＋NaHSO4(固) Na2SO4＋HCl↑Ca(OH)2(固)＋2NH4Cl(固) CaCl2＋2NH3↑＋2H2O但浓盐酸和浓HNO3不能以此类推，因为浓HCl及浓HNO3中仍含有大量的水．(4)对于微溶物要按实际情况区别处理，如果微溶物做反应物且是澄清溶液则应拆成离子，如果是做反应物且是浑浊液则写成化学式．如果微溶物作为生成物一律写成化学式．例 1．碳酸钙与乙酸反应：CaCO3＋2H+＝Ca2+＋CO2↑＋H2O(错误)CaCO3＋2CH3COOH＝Ca2+＋2CH3COO-＋CO2↑＋H2O(正确)2．NaHCO3溶液与NaOH溶液反应：H+＋OH-＝H2O(错误)3．氯气与水反应：Cl2＋H2O＝2H+＋Cl-＋ClO-(错误)Cl2＋H2O＝H+＋Cl-＋HClO(正确)4．实验室中用硫化亚铁与稀H2SO4反应制取H2S气体：S2-＋2H+＝H2S↑(错误)FeS＋2H+＝Fe2+＋H2S↑(正确)5．固体NH4Cl与消石灰反应制NH3：NH4+＋OH-NH3↑＋H2O(错误)2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋CaCl2＋2H2O(正确)6．浓硫酸与Cu片共热：Cu＋2H2SO4CuSO4＋SO2↑＋2H2O(正确)但浓HNO3(69％)、浓盐酸(37％)参加的反应要写离子方程式．离子反应发生的条件是什么？答①生成沉淀(生成更难溶的物质)；②离子之间结合成气体挥发掉；③离子之间结合成更难电离的物质；④离子间能发生氧化还原反应．解析离子反应总是向着降低某种离子浓度，减少某离子数目的方向进行．如：Cu2+＋H2S＝CuS↓＋2H+2H+＋S2-＝H2S↑CH3COO-＋H+＝CH3COOH2Fe3+＋2I-＝2Fe2+＋I2阅读·能源的利用与人类进步人类对于能源的利用存在着明显的阶段性，能源与人类社会的发展有密切的联系。
《氧化还原反应》 讲义
《氧化还原反应》讲义一、氧化还原反应的定义在化学反应中，元素的化合价发生变化的反应称为氧化还原反应。
氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，其实质是电子的转移（得失或偏移）。
化合价升高的过程称为氧化反应，化合价降低的过程称为还原反应。
例如，在反应 2Na ＋ Cl₂＝ 2NaCl 中，钠元素的化合价从 0 升高到＋1，钠发生了氧化反应；氯元素的化合价从 0 降低到－1，氯发生了还原反应。
二、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系1、化合反应有些化合反应属于氧化还原反应，例如 H₂＋ Cl₂＝ 2HCl，元素化合价发生了变化。
但也有一些化合反应不是氧化还原反应，比如CaO ＋ H₂O ＝ Ca(OH)₂，元素化合价没有改变。
2、分解反应部分分解反应是氧化还原反应，如 2KClO₃＝ 2KCl ＋ 3O₂↑，氯元素和氧元素的化合价发生了变化。
而像 CaCO₃＝ CaO ＋ CO₂↑这样的分解反应则不是氧化还原反应。
3、置换反应置换反应一定是氧化还原反应。
因为在置换反应中，单质参与反应生成化合物，或者化合物中的元素被置换出来形成单质，必然伴随着化合价的变化。
4、复分解反应复分解反应都不是氧化还原反应。
在复分解反应中，只是离子之间的重新组合，各元素的化合价保持不变。
三、氧化还原反应中电子转移的表示方法1、双线桥法用双线桥法表示电子转移时，要从反应物指向生成物，分别标明得失电子的情况。
例如，对于反应 Cu ＋ 2H₂SO₄(浓) ＝ CuSO₄＋SO₂↑ ＋ 2H₂O，双线桥表示为：从 Cu 指向 CuSO₄，线上标明“失 2e⁻”；从 H₂SO₄指向 SO₂，线上标明“得 2e⁻”。
2、单线桥法单线桥法是从还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素，标明电子转移的总数。
对于上述反应，单线桥表示为：Cu 指向 H₂SO₄，线上标明“2e⁻”。
四、常见的氧化剂和还原剂1、常见的氧化剂（1）活泼的非金属单质，如 Cl₂、O₂等。
氧化还原反应的氧化性和还原性
氧化还原反应的氧化性和还原性氧化还原反应是化学中重要的一类反应，是指物质中电子的转移过程。
在氧化还原反应中，一种物质失去电子并被氧化，称为被氧化剂；而另一种物质获得电子并被还原，称为还原剂。
氧化性和还原性是指物质在氧化还原反应中的倾向性。
具有很强氧化性的物质易于给予其他物质电子，而具有很强还原性的物质易于接受来自其他物质的电子。
这种氧化还原反应的倾向性可以通过一种被称为氧化还原电位的物理量来表示。
在氧化还原反应中，氧化剂被还原，同时还原剂被氧化。
氧化剂具有很强的氧化性，它能够接受别的物质的电子，并自身被还原。
常见的氧化剂包括氧气（O2）、高价态的金属离子（如Fe3+、Cr6+）、过氧化氢（H2O2）等。
例如，众所周知的氧化反应是燃烧，其中氧气作为氧化剂能够与燃料发生反应。
相反，还原剂具有很强的还原性，它能够给予别的物质电子，并自身被氧化。
常见的还原剂包括金属、活泼的非金属元素（如氢、钠）、低价态的金属离子（如Fe2+、Cr3+）等。
例如，金属在酸性溶液中能够释放出电子，被称为金属的电子给予性。
活泼的非金属元素如氢可以施与其他物质电子，在一些还原性反应中起到重要作用。
氧化还原反应在日常生活中具有广泛的应用。
比如，在电池里，化学能转化为电能的过程就是氧化还原反应。
在酸雨形成的过程中，含有硫的燃料燃烧会被氧化成二氧化硫，而二氧化硫进一步与大气中的氧气反应形成三氧化硫，这是一个典型的氧化还原反应。
此外，很多工业过程中也用到氧化还原反应，如金属的腐蚀、化肥的生产等。
氧化还原反应的应用不仅限于生活和工业领域，也广泛应用于其他科学研究领域。
在生物学中，氧化还原反应是维持生命活动的重要过程。
例如，呼吸过程中，氧化剂氧气与有机物发生反应，产生能量和二氧化碳。
在环境科学中，氧化还原反应是污染物的降解过程中一个重要的环节。
总结而言，氧化还原反应是化学中一类重要的反应，体现了物质中电子的转移过程。
氧化剂具有很强的氧化性，而还原剂具有很强的还原性。
氧化还原反应知识点归纳
氧化还原反应知识点归纳（氧化还原反应中的概念与规律；氧化还原反应的表示方法及配平。
）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。
氧化还原反应中物质的氧化性、还原性强弱比较规律总结(精品)
物质氧化性、还原性强弱比较规律总结方法归纳：物质氧化性、还原性强弱的比较，实质上是物质得失电子难易程度的比较。
即物质越易得到电子，则其氧化性越强，越难得到电子则其氧化性越弱；反之，物质越易失去电子，则其还原性越强，越难失去电子，则其还原性越弱。
★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. 利用化合价，比较物质氧化性、还原性的强弱由同种元素形成的不同价态物质的氧化性和还原性的强弱规律：元素的最高价态只具有氧化性（如：Fe 3+、KMnO 4等），元素的最低价态只具有还原性（如S 2-、I -等），元素的中间价态既具有氧化性又具有还原性，但主要呈现一种性质（如SO 2一还原性为主）。
如：由铁元素组成的物质，氧化性：Fe Fe Fe <<++23；还原性：Fe Fe Fe >>++23。
二、依据元素周期表1.同周期，如：Na 、Mg 、Al 、Si 、P 、Cl 从左到右，还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。
2.同主族，从上到下，还原性逐渐增强（如：Li 、Na 、K 、Rb 、Cs ），氧化性逐渐减弱(如：F 、Cl 、Br 、I 、At)。
三、利用元素活泼性的不同，比较物质氧化性、还原性的强弱1. 对金属而言，金属越活泼（金属性越强），其单质的还原性越强，其金属阳离子的氧化性越弱。
如：对金属活动性顺序表而言：K 、Ca 、Na 、Mg 、Al 、Zn 、Fe 、Sn 、Pb （H ）、Cu 、Hg 、Ag 、Pt 、Au ，其活泼性（金属性）依次减弱；单质的还原性 K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>（H 2）>Cu> Hg>Ag>Pt>Au ；离子的氧化性：K +＜Ca 2+＜Na +＜Mg 2+＜Al 3+＜Zn 2+＜Fe 2+＜Sn 2+＜Pb 2+＜（H +）＜Cu 2+＜ Hg 2+＜Ag +＜Pt 2+＜Au +2.对非金属而言，非金属越活泼（非金属性越强），其非金属单质的氧化性越强，其阴离子的还原性越弱。
高中化学 氧化性还原性强弱的判断顺序比较方法
氧化性、还原性强弱的比较•氧化性：是指物质得电子的能力。
处于高价态的物质一般具有氧化性。
还原性：是指物质失电子的能力，一般低价态的物质具有还原性。
•氧化性，还原性强弱的比较方法：(1)根据氧化还原反应方程式判断氧化性：氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性还原性：还原剂的还原性>还原产物的还原性(2)根据金属（非金属）活动性顺序判断①金属活动性顺序②非金属活动性顺序(3)根据与同一物质反应的难易（条件）判断：当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件高低来进行判断。
例：三个反应还原剂都是浓盐酸，氧化产物都是氯气，氧化剂分别是高锰酸钾、二氧化锰、氧气，有反应方程式可得，反应条件越来越难，可得结论：氧化性KMnO4> MnO2> O2(4)根据氧化产物的价态高低判断当变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可根据氧化产物价态高低来判断氧化剂氧化性的强弱。
例如：，，可得：氧化性Cl2>S注：不能通过氧化剂化合价降低的多少来判断氧化性的强弱。
(5)根据元素周期表判断①同周期主族元素从左→右，金属单质还原性逐渐减弱（对应的阳离子的氧化性逐渐增强），非金属单质氧化性逐渐增强（对应的阴离子的还原性逐渐减弱）；同主族元素从上→下，金属单质还原性逐渐增强（对应的阳离子的氧化性逐渐减弱），非金属单质氧化性逐渐减弱（对应的阴离子的还原性逐渐增强）。
注：元素在周期表中越是位于左下方，其单质的还原性越强，其阳离子的氧化性越弱；元素在周期表中越是位于右上方，其单质的氧化性越强，其阴离子的还原性越弱。
(6)根据原电池、电解池的电极反应判断氧化性、还原性的强弱(根据这个规律也可判断原电池、电解池电极)①两种不同金属构成原电池的两级：负极：金属电子流出，正极：金属电子流入还原性：负极>正极②用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。
【知识解析】物质的氧化性、还原性强弱的比较方法
物质的氧化性、还原性强弱的比较方法氧化剂在反应中表现氧化性，氧化性强弱是氧化剂得电子能力的强弱，不是得电子数目的多少。
还原剂在反应中表现还原性，还原性强弱是还原剂失电子能力的强弱，不是失电子数目的多少。
如钠原子失电子数目比铝原子的少，但钠原子的还原性比铝原子的强。
1 根据氧化还原反应方程式进行比较例如：MnO2＋4HCl（浓）MnCl2＋Cl2↑＋2H2O氧化剂还原剂还原产物氧化产物氧化性：氧化剂＞氧化产物，即MnO2＞Cl2。
还原性：还原剂＞还原产物，即浓盐酸＞MnCl2。
2 根据同一种元素的化合价进行比较特例：HClO、HClO2、例如：Fe、FeCl2、FeCl3，H2S、S、SO2，氧化性依次增强，还原性依次减弱。
含不同价态的同种元素的化合物间发生反应时，同种元素高价态与低价态之间发生归中反应。
例如：Cl－＋ClO－＋2H＋===Cl2↑＋H2O。
3 根据单质的活动性顺序进行比较（1）根据金属活动性顺序（2）根据非金属活动性顺序4 根据反应的难易程度进行比较与同一种物质发生氧化还原反应时，若氧化产物（或还原产物）中元素价态相同，反应条件越容易，一般可说明物质的氧化性或还原性越强。
例如：MnO 2＋4HCl （浓）Cl 2↑＋MnCl 2＋2H 2O2KMnO 4＋16HCl （浓）===2KCl ＋2MnCl 2＋5Cl 2↑＋8H 2OMnO 2与浓盐酸需加热才能反应，KMnO 4与浓盐酸在常温下即可反应，说明氧化性：KMnO 4＞MnO 2。
5 根据变价元素被氧化或被还原的程度进行比较不同种氧化剂将同种还原剂中的元素氧化时，得到的元素价态越高，其氧化性越强。
例如：Fe ＋SFeS 2Fe ＋3Cl 22FeCl 3 氧化性：Cl 2＞S 。
名师提醒金属单质之间的置换是还原性强的金属单质置换出还原性弱的金属单质；非金属单质之间的置换是氧化性强的非金属单质置换出氧化性弱的非金属单质。
典例详析例4－16（一题多解）已知三个氧化还原反应：①2FeCl 3＋2KI===2FeCl 2＋2KCl ＋I 2②2FeCl 2＋Cl 2===2FeCl 3③2KMnO 4＋16HCl===2KCl ＋2MnCl 2＋5Cl 2↑＋8H 2O若某溶液中Cl －、Fe 2＋和I －共存，要想除去I －而又不影响Fe 2＋和Cl －，可加入的试剂是（ ）A ．Cl 2B ．KMnO 4C ．FeCl 3D ．HCl解析◆解法①（逐项分析法） 由反应②知，Cl 2可将Fe 2＋氧化为Fe 3＋，A 项不符合题意；由反应③知，KMnO 4可将Cl －氧化为Cl 2，B 项不符合题意；由反应①知，FeCl 3可将I －氧化为I 2，自身转变为FeCl 2，故FeCl 3可将I －除去，而Fe 2＋、Cl －不受影响，C 项符合题意；HCl 不能氧化I －，D 项不符合题意。
氧化性还原性的判断
氧化性还原性的判断
1.氧化性VS还原性氧化性：物质得电子的能力。
还原性：物质失电子的能力。
物质氧化性和还原性的强弱取决于其得失电子的难易程度，而与得失电子的数目没有关系。
2.氧化性和还原性强弱的判断方法
（1）根据元素活动性顺序金属活动性顺序：按照金属活动性顺序，单质的还原性越来越弱，而对应阳离子的氧化性越来越强。
非金属活动性顺序：按照非金属活动性顺序，单质的氧化性越来越弱，而对应阴离子的还原性逐渐增强。
（2）根据元素在周期表中的位置同周期元素：单质的还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。
对应阳离子的氧化性逐渐增强，而阴离子的还原性逐渐减弱。
同主族元素：单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。
（3）根据元素最高价氧化物的水化物的酸碱性判断元素最高价氧化物的水化物的酸性越强，那么该种物质的氧化性就越强。
例如，酸性：那么氧化性：
（4）根据氧化还原反应的方向判断氧化剂的氧化性大于氧化产物，还原剂的还原性大于还原产物。
例如：那么氧化性：氧化铜大于水，还原性：氢气大于铜。
（5）根据氧化产物价态的高低判断氧化产物价态越高，氧化性越强。
例如：那么氧化性：
（6）根据反应所需的条件判断不同的氧化剂与同一种
还原剂发生反应时，所需的条件越低其氧化性越强。
（7）根据物质浓度的大小判断具有氧化性的物质，浓度越大，氧化性越强。
比如说浓硝酸的氧化性就大于稀硝酸的。
到这里，氧化还原反应这部分内容也就全部解读完了。
希望大家在以后的解题过程中能够学以致用！。
氧化性还原性强弱比较
（二）依据化学反应条件和反应程度判断
1、反应条件
MnO2 + 4HCl(浓) == MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O
2KMnO4 + 16HCl(浓) == 2KCl + MnCl2 + 5Cl2↑+ 8H2O
氧化剂的氧化性：KMnO4＞MnO2 还原剂和氧化产物相同时，所需反应条件苛刻的氧化剂（还原剂） 氧化性（还原性）弱。
2、反应程度
△ ＋3
2Fe + 3Cl2 == 2FeCl3
△ ＋2
Fe + S == FeS
氧化剂的氧化性：Cl2＞S
还原剂（氧化剂）相同时，所得氧化产物（还原产物）化合价 更高（低）的氧化性（还原性）强
（三）依据化学反应方程式来判断
Fe + CuSO4==FeSO4+Cu
还原剂 氧化剂 氧化产物 还原产物
物质氧化性、还原性强弱比较
复习回顾
• 1.氧化还原反应相关概念间的关系
还原性
性 质
氧化性
性 质
反 还原剂：失电子，化合价升高，氧化反应，氧化产物
应 物
反应物 实质
特征
反应 生成物
氧化剂：得电子，化合价降低，还原反应，还原产物
性
性
质
质
氧化性
还原性
• 2.氧化还原反应的一般形式
氧化剂 + 还原剂 == 还原产物 + 氧化产物
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
（四）根据金属活动顺序进行判断
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
氧化性还原性强弱判断总结课件
根据反应条件判断
01
在相同的条件下，更容易发生氧 化反应的物质具有更强的氧化性 。
02
例如，在常温常压下，铁比铜更 容易发生氧化反应，因此铁具有 更强的氧化性。
根据氧化剂的氧化性判断
氧化剂的氧化性强弱可以根据其还原 产物的还原性强弱来判断。
例如，氯气可以将铁氧化为铁离子， 而自身被还原为氯离子，因此氯气的 氧化性较强。
氧化性还原性强 弱判断总结课件
目录
• 氧化还原反应基本概念 • 氧化性强弱判断方法 • 还原性强弱判断方法 • 氧化还原性强弱实际应用 • 氧化还原性强弱判断总结
01
氧化还原反应基本概念
定义与分类
氧化还原反应定义
氧化还原反应是指化学反应中元 素的化合价发生变化，其中元素 失去电子的过程称为氧化，元素 得到电子的过程称为还原。
根据非金属活动性顺序判断
非金属活动性顺序表也是判断氧化性强弱的重要依据，排在 前面的非金属的氧化性较强，排在后面的非金属的氧化性较 弱。
例如，根据非金属活动性顺序表，氟、氧、氯、溴、碘、硫 、硒、碲、氮、碳、硼、硅、磷，排在前面的非金属（如氟 、氧）的氧化性较强，排在后面的非金属（如硼、硅）的氧 化性较弱。
在环境保护中的应用
01
0203Biblioteka 大气污染的控制通过利用氧化还原反应可 以有效地去除大气中的有 害物质，如二氧化硫、氮 氧化物等。
水污染的控制
通过利用氧化还原反应可 以有效地处理水中的有害 物质，如重金属离子、有 机污染物等。
土壤污染的控制
通过利用氧化还原反应可 以有效地处理土壤中的有 害物质，如重金属离子、 有机污染物等。
05
氧化还原性强弱判断总结
氧化还原反应的基本概念和分类
氧化还原反应 第三课时氧化性还原性强弱比较
。
2.今有下列三个氧化还原反应：
1. 2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2
2. 2FeCl2+Cl2=2FeCl3
3. 2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑
氧化性顺序：
MnO4 - ＞Cl2 ＞ Fe3+ ＞ I2
3.今有下列三个氧化还原反应： 1. 2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2 2. 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 3. 2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑ 若某溶液中有Fe2+、I-、 Cl-共存，要除去I-而不氧化 Fe2+和Cl- ，则可加入的试剂是 C 。
化剂的氧化性越强；
不同还原剂与同一氧化剂反应，越容易进行的反应其中还 原剂的还原性越强。
16HCl+2KMnO4
△
2KCl+2MnCl2+8H2O+5C12↑
△
4HCl+MnO2 4HCl+O2
△ △
MnCl2+2H2O+C12↑ 2H2O+2C12↑
CuCl2
500℃
则以上三个反应中氧化剂的氧化能力由强到弱的顺序是 。
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+(H+)Cu2+ Hg2+Ag+
阳离子得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强
氧化性与还原性以及强弱的比较
氧化性与还原性以及强弱的比较
解析：氧化性: 氧化剂>氧化产物 ，还原性: 还原剂>还原产物；越活泼，单质还原性越强, 对应离子的氧化性越弱。
答案：C
氧化性与还原性以及强弱的比较
3、根据元素周期表
右上角，单质氧化性越强，离子还原性弱 左下角，单质还原性越强，离子氧化性弱
氧化性与还原性以及强弱的比较
单质的氧 化性增强
单质的氧 化性增强
氧化性与还原性以及强弱的比较
3、常见物质的比较
氧化性:KMnO4>Cl2(O2)>Br2>Fe3+>I2>SO2>S
还原性：Cl—<Br—<Fe2+<I—<SO32—<S2—
解析：本题主要考查氧化还原反应的先后顺序和反 应原则，侧重考查学生的分析判断能力，及对氧化 还原反应实质的理解。氧化还原反应发生的条件是 强氧化剂＋强还原剂＝弱还原剂＋弱氧化剂。A中反 应物I－的还原性大于Fe2＋的还原性，故Cl2应首先氧 化强还原性I－而不是Fe2＋，故A反应错误，选A。
氧化性与还原性以及强弱的比较
组成物质 中某些元 素化合价 降低
氧化性与还原性以及强弱的比较
二、氧化性和还原性
氧化性：得电子的难易程度 还原性：失电子的难易程度 高价氧化低价还，中间价态两头转
氧化性与还原性以及强弱的比较
三、氧化性和还原性强弱的比较
1、氧化性: 氧化剂>氧化产物 还原性: 还原剂>还原产物
2、根据金属活动性顺序表
8.氧化性还原性强弱比较
氧化还原反应有关规律氧化性：物质得到电子的能力还原性：物质失去电子的能力氧化剂具有性，电子，化合价，被，发生反应，得到产物还原剂具有性，电子，化合价，被，发生反应，得到产物讨论：氯元素共有七种价态-1 、+1、+2、+3、+4、+5、+6、+7，分析-1、+5、+7三种化合价的价态可以如何变化？分别表现了什么性质？一、元素的化合价与物质的氧化性、还原性关系最高价态：只有（注意不是氧化性最强的，如：KMnO4 ,H2SO4等）元素处于中间价态：（FeCl2，SO2等）最低价态：只有（S2━，Cl━等）练习：（1）、从化合价的角度分析，在Fe、Fe2╋、Fe3╋、S2━、SO2、H2SO4、Cl━、Na、Na╋几种微粒中，只有氧化性的是，只有还原性的是，既有氧化性又有还原性的是。
（2）、下列物质不能做氧化剂的是（）A、KNO3B、KClO3C、Cu D、SO2结论：物质氧化性、还原性强弱与物质有关，与得失电子数目无关。
即物质越易得到电子，其氧化性越强，越难得到电子则其氧化性越弱；反之，物质越易失去电子，则其还原性越强，越难失去电子，则其还原性越弱。
练习：下列叙述正确的是（）A、氧化还原反应中，某元素由化合态变为游离态，此元素可能被还原，也可能被氧化B、得电子越多的氧化剂，其氧化性就越强，失去电子多的还原剂还原性一定强C、阳离子只能得到电子被还原，只能做氧化剂，即阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性D、含有最高价元素的化合物一定具有强的氧化性二、氧化性还原性强弱判断规律1、根据方程式判断：氧化剂＋还原剂＝氧化产物＋还原产物氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物（左＞右）2、按照金属活动性顺序：单质还原性逐渐减弱K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb （H）Cu Hg Ag Pt Au ——————————————————————————————————→K╋Ca2╋Na╋Mg2╋Al3╋Zn2╋Fe2╋(H╋) Cu2╋Fe3╋Ag╋（常见离子）——————————————————————————————————→阳离子氧化性逐渐增强注意：Fe 有Fe2+和Fe3+两种离子，其中Fe3+有较明显的氧化性。
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A.Al B.Cl- C.Cu2+ D. Fe2+
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• 4 依据反应条件和反应程度判断
根据以下两个方程式判断KMnO4 、MnO2的氧化性强弱 MnO2+4HCl(浓） MnCl2+Cl2 ↑ +2H2O 2KMnO4+16HCl (浓） ==2kCl+2MnCl2+5Cl2 ↑ +8H2O
氧化性：KMnO4 > MnO2
例 还原性：Na > Mg > Al
氧化性：Na+<Mg2+<Al3+
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3 依据元素化合价判断
➢最高价态只表现氧化性 ➢最低价态只表现还原性 ➢中间价态既可表现氧化性也可表现还原性
-2
H2S
只有还原性
0 +4
S SO2
既有氧化性又有还原性
+6
SO3
只有氧化性性
下列各粒子中既具有氧化性又具有还原性的是( D)
综合考虑，应有KMnO4 >Cl2 > I2>S
② 根据以下反应方程式判断X2、W2、Y2、Z2 四种单质的氧化性强弱
(1). 2W-+X2=2X-+W2 (2). 2Y-+W2=2W-+Y2 (3). 2X-+Z2=2Z-+X2
[分析]：由(1)得，氧化性：X2>W2
由(2)得，氧化性：W2>Y2
单质的还原性逐渐减弱
K C a N a M g A l Z n F e S n P b H C u H g A g P t A u
K + C a 2 N a + + M g 2 A l 3 + Z n 2 + F e 2 + . . . C + u 2 H g 2 + A g + . + . .
对应的阳离子的氧化性逐渐增强
(3). Na2S+I2=2NaI+S
[分析]： 在（1）反应中，
(1). 2KMnO4+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl2+ 5Cl2↑+8H2O
氧化剂 还原剂
还原产物 氧化产物
由这一反应可以判断出， 氧化性：KMnO4>Cl2 同理，由(2)反应可以判断出，氧化性：Cl2>I2
由(3)反应可以判断出，氧化性：I2>S
氧化还原反应
（第五课时）
实验中学 zrf
[知识回顾]
双线桥：
表明反应前后同一元素原子的电子转移情况
1、标价：标化合价发生改变的元素 2、连桥：连向同生一成元 物素 。不同价态，且由反应物指 3、在桥上标明得失电子总数、化合价升降、被 氧化、被还原等
单线桥： 表明不同元素原子的电子转移情况
1、标箭头(从还原剂指向氧化剂)，且要对准化 合价发生变化的元素。
常见的强还原剂：
Al 、K 、 Na 、 Zn 、 Fe 、 C 、 H2 、SO2 CO 等
四、氧化性还原性强弱的比较
1、根据方程式判断
氧化剂 + 还原剂 = 氧化产物 + 还原产物
氧化性： 氧化剂 ＞ 氧化产物 还原性： 还原剂 ＞ 还原产物
【思考与探究】
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 ，并比较氧化剂与氧化产物的氧化性强弱， 还原剂与还原产物的还原性强弱。
A. H2SO3 ＞ HI ＞ FeCl2 ＞ NO B. HI ＞ FeCl2 ＞ H2SO3 ＞ NO C. FeCl 2＞ HI ＞ H2SO3 ＞ NO D. NO ＞ FeCl2＞ H2SO3 ＞H I
结论： 不论是氧化性还是还原性判断都是
•
反应物 ＞ 生成物
2、根据金属活动性顺序判断
2、标明电子转移的数目（不要标明“得、失” 电子）。
氧化还原反应基本概念之间的关系
还原剂 具有 还原性 失电子 氧化反应 价升高
①同时存在 ②得失电子相等
氧化剂
具有
氧化性
得电子 价降低
还原反应
含价升 高元素
氧化产物
还原产物
含价降 低元素
常见的强氧化剂：
O2、 Cl2、Br2 、 HNO3 、H2O2、浓硫酸 、 HClO 、 KMnO4 、MnO2 、 FeCl3等
由(3)得，氧化性：Z2>X2 综合考虑，应有Z2 >X2 >W2>Y2
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还原性： 氧化性：
Fe > Cu
还原剂
还原产物
Cu2+ ＞ Fe2+
氧化剂
氧化产物
【思考与练习】
根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱
的顺序是
（A ）
H2SO3 + I2 + H2O == 2HI + H2SO4 2FeCl3 + 2HI == 2FeCl2 + 2HCl + I2
3FeCl2 + 4HNO3 == 2FeCl3 + NO↑ + 2H2O + Fe(NO3)3
如Na和盐酸反应比Al与盐酸反应激烈。 尽管在反应中，Na失去一个电子，变成Na+， 而Al失去3个电子，变成Al3+。但不能认为还原 性Al>Na，而应是Na>Al
① 根据下列三个反应的化学方程式，判断Cl2、 I2、S、KMnO4的氧化性强弱顺序
(1). 2KMnO4+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O (2). 2KI+Cl2=2KCl+I2
根据以下两个方程式判断Cl2 、S的氧化性强弱 Fe + S FeS
2Fe+3Cl2 2FeCl3
氧化性：Cl2 > S Nhomakorabea返回
• 根据反应条件的难易判断
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。