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
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。
例谈氧化还原反应基本规律及其应用
例谈氧化还原反应基本规律及其应用
氧化还原反应的基本规律主要有：
1.氧化还原反应的判断：氧化还原反应的本质是电子的转移，即氧化剂得到电子，还原剂失去电子。
2.氧化还原反应的配平：氧化还原反应的配平是氧化还原反应计算的基础，可以根据化合价升降法进行配平。
3.氧化还原反应的计算：根据氧化还原反应的原理，可以通过计算得到电子或失去电子的数量，从而得出氧化剂和还原剂的比例关系。
应用方面：
1.氧化还原反应在工业上的应用：如在金属冶炼中，通过氧化还原反应将金属从矿石中提取出来；在化学工业中，通过氧化还原反应合成有机物等。
2.氧化还原反应在生物体内的应用：生物体内的氧化还原反应是生命活动的基础，如呼吸作用、光合作用等。
3.氧化还原反应在环境科学中的应用：通过氧化还原反应可以处理环境污染问题，如通过氧化剂将有毒物质转化为无毒物质，或通过还原剂将某些金属离子还原为金属单质等。
以上就是氧化还原反应的基本规律及其应用，希望对解决您的问题有所帮助。
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。
氧化还原反应的基本规律及应用课件(40张)
• 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H2S转化为SO2而H2SO4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
配平)，生成 1 mol CO2 时转移电子的物质的量为 4 mol( )
(14)反应 2NH4Cl＋4CuO△,3Cu＋CuCl2＋N2↑＋4H2O，氧化剂和还原剂的物质
的量之比为 2∶1( )
(15)反应 4Fe2＋＋4Na2O2＋6H2O===4Fe(OH)3↓＋O2↑＋8Na＋，每 4 mol Na2O2 发生反应，转移 4 mol e－( )
2
考点突破
价态规律、对立统一思想应用★★★★★
• 1．已知在热的碱性溶液中，NaClO发生如下反应：3NaClO===2NaCl＋ N( aClO)3。在相同条件下NaClO2也能发生类似的反应，其最终产物是
• A．NaCl、NaClO • C．NaClO、NaClO3 • 【答案】B
B．NaCl、NaClO3 D．NaClO3、NaClO4
的组合是( )
①氧化剂是 H3AsO3 ②还原性：Cl－＞As ③每生成 1 mol As，反应中转移电 子的物质的量为 3 mol ④M 为 OH－ ⑤SnCl26－是氧化产物
A．①②④⑤
B．①③⑤
C．①②③④
• 【答案】B
D．只有①③
【解析】3Sn2＋＋2H3AsO3＋6H＋＋18Cl－===2As＋3SnCl26－＋6M 中：①As 元素 的化合价降低，则氧化剂是 H3AsO3，所以正确。②Cl 元素的化合价在该反应中不变， 则不能比较 Cl－、As 的还原性，所以错误。③由反应可知，生成 1 mol As 时转移 3 mol 电子，所以正确。④由原子守恒可知，M 为 H2O，所以错误。⑤反应中 Sn 元素化 合价升高，则 SnCl26－是氧化产物，所以正确。综上所述，B 选项正确。
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。
氧化还原反应基本规律及应用
• 2KMnO4+16HCl(浓)══2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑
•
催化剂 O2+4HCl(气体) ══ 2H2O+2Cl2
∆
•
这三种氧化剂的氧化性由强到弱的顺序是（B ）
• A. O2>MnO2>KMnO4 B.KMnO4>MnO2>O2
• C.MnO2>KMnO4>O2
D.O2>KMnO4>MnO2
解析：
由三个反应可知，同样将HCl氧化为 Cl2，
KMnO4、MnO2、O2 ，分别与其反应的反应条 件依次升高，由此可知氧化性： KMnO4>MnO2>O2
点拨：
多种不同的氧化剂氧化同一种还原剂 时，反 应条件越难，说明氧化剂的 Nhomakorabea化性越弱。
例2 【 】PbO2、KMnO4、Cl2、FeCl3、Cu2+的
•
例7 KClO3+6HCl(浓)═KCl+3H2O+3Cl2↑
例4 锌与很稀的硝酸反应生成硝酸锌、硝
酸铵和水。当生成 1mol 硝酸锌时，被 还原的硝酸的物质的量为（D） A.2mol C. 0.5mol B.1mol D.0.25mol
3、优先规律
• 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,然后与还原性较弱的依次作用； 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，然 后与氧化性较弱的依次作用。 应用：判断物质的稳定性及反应顺序。
• 氧化还原反应中还原剂失去电子氧化剂得到电 子，且失电子总数等于得电子总数。 关氧化还原反应的配平及计算。 应用：有
氧化还原反应规律及其应用
氧化还原反应的规律及应用氧化还原反应知识历来就是高中化学的重点和难点，也一直是高考的热点。
同时氧化还原反应又是中学化学中的核心理论知识，贯穿于中学化学的始终，在化学知识结构中具有举足轻重的地位。
高考对于氧化还原反应的规律的考察总是贯穿于氧化还原反应的试题中。
1.守恒规律在氧化还原反应中，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。
应用：氧化还原反应的计算及氧化还原反应方程式的配平。
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 ( B ) A．+6B．+3C．+2D．0练习1：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( D )。
A. S2-B. SC. SO32-D. SO42-2.价态规律根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）。
应用：判断物质是否具有氧化性和还原性。
例2：在下列物质中硫元素只具有还原性的是（）。
A. H2SB. SC. H2SO3D. H2SO4练习2：下列变化过程中，需要加入氧化剂才能实现的是（）A. HCl→H2B.FeCl3→FeCl2C.H2SO4(浓) →SO2D. Fe→Fe2O33.强弱规律在氧化还原反应中，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。
此规律也叫做“以强制弱”规律。
应用：判断氧化性或还原性的强弱。
例3：已知常温下在溶液中可发生如下两个离子反应：Ce4++Fe2+= Fe3+ +Ce3+，Sn2++2Fe3+=2Fe2++ Sn4+。
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。
氧化还原反应的规律及应用
1、 已知0.1mol/L的Na2SO3溶液30mL，恰好将 2×10-3mol的XO4-离子还原，则X在还原产物中的 化合价是（ ） A +1 B +2 C +3 D +4
2、H2SO4(浓) + H2S = SO2↑+ S↓+ 2H2O 氧化剂________ 还原剂________
四.氧化还原反应的基本 规律及应用
1.电子守恒规律： 失电子总数与得电子总数相等，化合价升降总值 也相等 例:24ml 0.05mol/L的Na2SO4溶液，恰好与 20ml 0.02mol/L的K2Cr2O7 完全反应，则Cr元素 在被还原的产物中的化合价是（ ） A.+6 B.+3 C.+2 D.0
氧化产物________还原产物________
3、有甲、乙、丙、丁四种金属，仅甲在自然界主要 以游离态存在；丙盐的水溶液不能用丁制的容器 盛放；丁与乙盐的水溶液不反应。则这四种金属 的活动性由强到弱的顺序可能是（ ） A.甲乙丙丁 B.丁乙丙甲 C.丙乙丁甲 D.乙丁丙甲
4、已知I-、 Fe2+、SO2、Cl- 和H2O2均有还原性， 它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Cl-< Fe2+< H2O2< I-<SO2 则下列反应不能发生的是( ) A. 2 Fe3++ SO2+ 2H2O == 2 Fe2+ + SO42 -+ 4H+ B. I2 + SO2 + 2H2O== H2SO4 + 2HI C. H2O2 + H2SO4 == SO2↑+ O2↑+ 2H2O D. 2 Fe3+ + 2I- == 2 Fe2+ + I2
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。
氧化还原反应的规律及应用
由此推知氧化性强弱顺序为KMnO4>Cl2>FeCl3>I2，还原性强弱顺序为 I－>Fe2＋>Cl－>Mn2＋。所以KMnO4可氧化Cl－、Fe2＋及I－，Cl2可氧化 Fe2＋及I－，FeCl3只能氧化I－。
B
解析：根据电子守恒可得 1 mol×1＝0.2 mol×2＋0.1 mol×2×(6－n) 解之：n＝3。
氧化还原反应的规律及应用
1.反应先后规律 同一氧化剂与含多种还原剂 (物质的量浓度相同 )的溶液反应时，首先 被氧化的是 还原性最强 的物质； 同一还原剂与含多种氧化剂 (物质的量浓度相同 )的溶液反应时，首先 被还原的是 氧化性最强 的物质。
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
-2 0 +4 +6
H2S
S
SO2
H2SO4
2H2S＋SO2
H2S＋H2SO4（浓）
3S ＋2H2O
S＋SO2 ＋2H2O
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：
Cl2＋2lO＋H2O
NaNO3＋NaNO2＋H2O
4．在KClO3＋6HCl(浓)
KCl＋3Cl2↑＋3H2O的反应中，被氧化
的氯原子与被还原的氯的原子个数比为 (
D
)
A．1∶6 B．6∶1 C．1∶5 D．5∶1
解析：题目中的反应为
得到1×5e-
KClO3 + 6HCl(浓)
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。
初中化学重要知识点解析氧化还原反应的规律与应用
初中化学重要知识点解析氧化还原反应的规律与应用氧化还原反应是化学反应中的一类重要反应，在化学学科中占据着重要的地位。
本文将对初中化学中与氧化还原反应相关的重要知识点进行解析，包括氧化还原反应的规律及其应用。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中的原子或离子失去或获得电子的过程。
其中，电子的失去称为氧化反应，电子的获得称为还原反应。
在氧化还原反应中，通常会出现氧化剂和还原剂两者之间的转化。
二、氧化还原反应的规律1. 氧化态的变化在氧化还原反应中，物质的氧化态可能发生变化。
一般来说，元素原子和离子的氧化态为0，当元素原子和离子失去电子时，其氧化态增加；当元素原子和离子获得电子时，其氧化态减少。
根据氧化态的变化可以判断氧化还原反应的进行方向。
2. 电子转移氧化还原反应中，电子的转移是至关重要的。
氧化剂接受被氧化物质失去的电子，从而被还原，而还原剂则提供电子给被氧化物质，从而被氧化。
电子的转移使得氧化还原反应得以进行。
3. 氧化剂与还原剂氧化剂是指具有氧化能力的物质，它可以接受其他物质失去的电子。
常见的氧化剂有氧气（O2）、过氧化氢（H2O2）等。
而还原剂则是指具有还原能力的物质，它可以提供电子给其他物质。
常见的还原剂有金属、非金属元素等。
三、氧化还原反应的应用1. 腐蚀与防腐氧化还原反应在腐蚀与防腐中起着重要作用。
当金属与氧气接触时，会发生氧化反应，形成金属的氧化物。
这种氧化反应就是金属的腐蚀过程。
为了防止金属腐蚀，可以采取一些措施，如涂层、电镀等，通过阻隔氧气或加入还原剂来减少氧化反应的发生。
2. 发生火焰氧化还原反应也是火焰发生的基础。
火焰是一种燃烧反应，当燃料与氧气发生氧化还原反应时释放出能量，形成火焰。
例如，燃烧的木材中的碳与氧气发生氧化反应产生二氧化碳和能量。
3. 电池的工作原理电池是一种将化学能转化为电能的装置，其中涉及到氧化还原反应。
在电池中，正极发生氧化反应，负极发生还原反应，通过电子的流动产生电能。
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。
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 F－、(OH－)、Cl－、Br－、I－、S2－氧化性逐渐减弱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、利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。
例如：2H2S+SO2=3S+2H2O，S元素的化合价从－2价和＋4价归中到0价。
“互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。
例如：H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O，S元素的化合价应从－2价变化为0价，从＋6价变化为＋4价。
而不能认为是从－2→＋4价，＋6→0价。
2、可判断同种元素不同价态的原子间能否发生氧化还原反应。
若有中间价态，则可能发生氧化还原反应，若无中间价态，则不能发生氧化还原反应。
例如：SO2与H2SO4(浓)之间，Fe2+与Fe3+之间，由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。
五、“强易弱难，先强后弱”规律“强易弱难”是指：同一氧化剂（或还原剂）同时与不同还原剂（或氧化剂）反应，当还原剂（或氧化剂）的浓度差别不大时，总是先与还原性（或氧化性）强的反应，然后再与弱的反应。
例如：当氯气通人到含S2－、I－的溶液中，由于还原性S2－>I－，所以，先发生Cl2+S2－=2Cl－+S↓,后发生Cl2+2I－=2Cl－+I2。
【练习】制印刷电路时常用氯化铁溶液作为“腐蚀液”，发生的反应为2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2。
向盛有氯化铁溶液的烧杯中同时加入铁粉和铜粉，反应结束后，下列结果不可能出现的是（）A．烧杯中有铜无铁B．烧杯中有铁无铜C．烧杯中铁、铜都有D．烧杯中铁、铜都无六、“质、电守恒”规律质：质量守恒。
电：电子转移的数目守恒。
即氧化剂得电子的总数目＝还原剂失电子的总数目。
这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。
例如：38.4mg铜跟适量的浓硝酸反应，铜全部作用后，共收集到气体22.4mL(标准状况)，反应消耗的HNO3的物质的量可能是（）A．1.0×10－3mol B．1.6×10－3mol C．2.2×10－3mol D．2.4×10－3mol规律总结：规律1：价态表现规律规律2：价态归中规律规律3：强弱比较规律规律4：反应先后规律规律5：得失电子相等规律1、(03上海) ClO2是一种广谱型的消毒剂，根据世界环保联盟的要求ClO2将逐渐取代Cl2成为生产自来水的消毒剂。
工业上ClO2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NaClO3和Na2SO3的物质的量之比为（）A．1:1 B．2:1 C．1:2 D．2:32、（2004北京理综）从矿物学资料查得，一定条件下自然界存在如下反应：14CuSO4 + 5FeS2 + 12H2O = 7Cu2S + 5FeSO4 + 12H2SO4，下列说法正确的是A．Cu2S既是氧化产物又是还原产物B．5mol FeS2发生反应，有10mol电子转移C．产物中的SO42－离子有一部分是氧化产物D．FeS2只作还原剂3、（2002单科）R、X、Y和Z是四种元素，其常见化合价均为＋2价，且X2＋与单质R不反应；X2＋＋Z＝X＋Z2＋；Y＋Z2＋＝Y2＋＋Z。
这四种离子被还原成0价时表现的氧化性大小符合（）A．R2＋＞X2＋＞Z2＋＞Y2＋B．X2＋＞R2＋＞Y2＋＞Z2＋C．Y2＋＞Z2＋＞R2＋＞X2＋D．Z2＋＞X2＋＞R2＋＞Y2＋4．从含硒（Se）的废料中提取硒的方法之一是：用硫酸和硝酸处理废料，获得亚硒酸和少量硒酸，再与盐酸共热，硒酸转化为亚硒酸：2HCl+H2SeO4=H2SeO3+Cl2+H2O然后向亚硒酸中通入SO2，生成粗硒。
进一步提纯时，可往熔融的粗硒中通入氧气，使生成的氧化硒挥发，再转变成亚硒酸，还原为单质硒。
根据上述信息，回答下列两题：（1）对盐酸与硒酸反应的下述判断中，正确的是（）A．该反应是强酸制取弱酸的复分解反应B．硒酸发生氧化反应C．硒酸有强氧化性D．盐酸在反应中是氧化剂（2）对SeO2和SO2及它们的水溶液，下列叙述不正确的是（）A．SeO2和SO2均是酸性氧化物B．SeO2和SO2均属于分子晶体类型C．亚硫酸氧化性弱于亚硒酸D．SO2与亚硒酸反应的物质的量比为1:1 （3）下列叙述正确的是（）A．H2SeO3氧化性强于HNO3 B．亚硒酸氧化性强于H2SO3C．二氧化硒的还原性强于二氧化硫D．析出1mol硒，需H2SeO3、SO2各1mol 5．根据下列反应判断有关物质的还原性由强到弱的顺序正确的是（）①H2SO3+I2+H2O 2HI+H2SO4②2FeCl3+2HI 2FeCl2+2HCl+I2③3FeCl2+4HNO32FeCl3+NO↑+2H2O+Fe(NO3)3A．H2SO3>I－>Fe2+>NO B．I－> H2SO3> Fe2+>NOC．Fe2+> I－> H2SO3>NO D．NO> Fe2+> H2SO3> I－6．Na2S x在碱性溶液中可被NaClO氧化为Na2SO4，而NaClO被还原为NaCl，若反应中Na2S x 与NaClO的物质的量之比为1︰16，则x值是（）A．2 B．3 C．4 D．57．抗击“非典”期间，过氧乙酸(CH3C O OH)O是广为使用的消毒剂。
它可用H2O2和冰醋酸反应制取，所以在过氧乙酸中常含有残留的H2O2。
测定产品中过氧乙酸浓度Co涉及下列反应：①___MnO4－＋___H2O2＋___H＋=____Mn2＋＋____O2＋___H2O②H2O2＋2I－＋2H＋=I2＋2H2O③CH3C O OH + 2I-+ 2H+ CH3COOH + I2 + H2O O④I2＋2S2O32－=S4O62－＋2I－请回答以下问题：（1）配平反应①的离子方程式（配平系数填入相应的横线上）___MnO4－＋___H2O2＋___H＋=____Mn2＋＋____O2＋___H2O（2）用Na2S2O3标准溶液滴定I2时（反应④）选用的指示剂是______________。
（3）取b0 mL 待测液，用硫酸使溶液酸化，再用浓度为a1 mol·L－1的KMnO4标准溶液滴定其中的H2O2耗用的KMnO4体积为b1mL（反应①，滴定过程中KMnO4不与过氧乙酸反应）另取b0mL待测液，加入过量的KI，并用硫酸使溶液酸化，此时过氧乙酸和残留H2O2都能跟KI反应生成I2（反应②和③）。
再用浓度为a2 mol·L－1的Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2，耗用Na2S2O3溶液体积为b2mL。
请根据上述实验数据计算过氧乙酸的浓度（用含a1、a2、b0、b1、b2的代数式表示）。
C0=_____________________________________。
（4）为计算待测液中过氧乙酸的浓度Co，加入的KI的质量已过量但没有准确称量，是否影响测定结果________________________（填是或否）。
8．已知S2O-n8离子和H2O2一样含过氧键，因此也有强氧化性，S2O-n8离子在一定条件下可把Mn2+氧化成MnO-4离子，若反应后S2O-n8离子变成SO-24离子；又知反应中氧化剂与还原剂的离子数之比为5：2则S2O-n8中的n值和S的化合价是（）A．2, +7 B．2, +6 C．4 ,+7D．4 , +49．已知氧化还原反应：2Cu(IO3)2+24KI+12H2SO4=2CuI↓+13I2+12K2SO4+12H2O其中1mol氧化剂在反应中得到的电子为（）A．10mol B．11mol C．12mol D．13mol10．金属铜的提炼多从黄铜矿开始．黄铜矿的焙烧过程中主要反应之一的化学方程式（）A．方框中的物质应为Cu2S B．若有1 molSO2 生成，则反应中有4 mol 电子转移C．SO2既是氧化产物又是还原产物D．O2只作氧化剂11．有一混合溶液,其中只含有Fe2+、Cl－、Br－、I－（忽略水的电离），其中Cl-、Br-、I-的个数比为2∶3∶4，向该溶液中通入氯气，使溶液中Cl－和Br－的个数比为3∶1，则通入氯气的物质的量与溶液中剩余的Fe2+的物质的量之比为（还原性I－＞Fe2+＞Br－＞Cl－）（）A．7∶1 B．7∶2 C．7∶3 D．7∶412．水热法制备Fe3O4纳米颗粒的总反应为：（）3Fe2＋+2S2O-23＋O2＋x OH－＝Fe3O4＋S4O-26＋2H2O下列说法正确的是A．硫元素被氧化，铁元素被还原B．Fe2＋、S2O-23都是还原剂C．x＝2 D．每生成1mol Fe3O4，则转移电子数为3mol 13．MnO2和Zn是制造干电池的重要原料，工业上用软锰矿和闪锌矿联合生产MnO2和Zn 的基本步骤为：⑴软锰矿、闪锌矿与硫酸共热：MnO2＋ZnS＋2H2SO4＝MnSO4＋ZnSO4＋S＋2H2O.⑵除去反应混合物中的不溶物⑶电解混合液MnSO4＋ZnSO4＋2H2O电解MnO2＋Zn＋2H2SO4下列说法不正确．．．的是（）A．步骤⑴中MnO2和H2SO4都是氧化剂C．电解时MnO2在阳极处产生B．步骤⑴中每析出12.8g S沉淀共转移0.8mol电子D．硫酸在生产中可循环使用14．Na2FeO4是一种高效多功能水处理剂，应用前景广阔。