氧化还原反应五大规律

《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: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。

氧化还原反应的基本规律

A
在标准状况下将1.92g铜粉投入一定量浓HNO 在标准状况下将1.92g铜粉投入一定量浓HNO3中 1.92g铜粉投入一定量浓随着铜粉的溶解，随着铜粉的溶解，反应生成的气体颜色逐渐变当铜粉完全溶解后共收集到由NO NO组成浅，当铜粉完全溶解后共收集到由NO2和NO组成的混和气体1.12L 则混和气体中NO 1.12L， NO为的混和气体1.12L，则混和气体中NO为 A A.112mL B.1008mL C.224mL D.448mL
G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物。我、、、、均为氯的含氧化合物均为氯的含氧化合物。们不了解它们的化学式，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）。条件下具有如下的转换关系（未配平）。 ①G→Q + NaCl ② Q + H2O→X+H2 ③Y + NaOH→G + Q + H2O ④ Z + NaOH→Q + X + H2O 这五种化合物中氯的化合价由低到高的顺序为： G Y Q Z X 序为：

70℃的NaOH水溶液中能同时发生两个自身 2、Cl2在70℃的NaOH水溶液中能同时发生两个自身氧化还原反应，反应完全后，测得溶液中NaClO NaClO与氧化还原反应，反应完全后，测得溶液中NaClO与的物质的量之比为4 则溶液中NaCl NaCl与 NaClO3的物质的量之比为4︰1，则溶液中NaCl与 NaClO的物质的量之比为的物质的量之比为（ NaClO的物质的量之比为（） C、11︰ D、 A 、9 ︰4 B 、5 ︰4 C、11︰2 D 、1 ︰1 （变化）在某温度下氯气和氢氧化钠溶液反应，在其产物中NaClO、NaClO3、NaCl、H2O经过分析， ClO-、ClO3-物质的量之比为1：3，则被氧化的氯和被还原的氯的物质的量之比为( C ) A、1：1 B、4：1 C、1：4 D、5：1 3.84gCu与适量的未知浓度的硝酸反应与适量的未知浓度的硝酸反应， 3. 将3.84gCu与适量的未知浓度的硝酸反应，当铜全部溶解完毕后，当铜全部溶解完毕后，在标准状况下共收集到（0.22mol）） 2.24L气体求反应中消耗的HNO 物质的量。气体， 2.24L气体，求反应中消耗的HNO3物质的量。

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_____________。

「备战高考化学」氧化还原反应的规律以及记忆口诀

「备战高考化学」氧化还原反应的规律以及记忆口诀氧化还原反应的规律是什么口诀有哪些氧化还原反应的规律还原剂——化合价升高——失去电子——被氧化——发生氧化反应——生成氧化产物；氧化剂——化合价降低——得到电子——被还原——发生还原反应——生成还原产物。

先标化合价，再看价变化，起止同元素，桥上标变化，上标升失氧，下标降得还，电子转移数，原数乘变价。

氧化还原反应的定义、性质、特征口诀升失氧，降得还；若说剂，两相反。

氧化还原反应的口诀一、从物质夺氧和失氧角度还原剂夺氧被氧化--得到氧化产物氧化剂失氧被还原--得到还原产物二、从元素化合价升高和降低角度升失氧（元素化合价升高，失去电子，发生氧化反应，为还原剂）降得还（元素化合价降低，得到电子，发生还原反应，为氧化剂）怎么判断氧化还原反应个化学反应，是否属于氧化还原反应，可以根据反应是否有氧化数的升降，或者是否有电子得失与转移判断。

如果这两者有冲突，则以前者为准，例如反应，虽然反应有电子对偏移，但由于IUPAC规定中，单质氧化数为，所以这个反应并不是氧化还原反应。

有机化学中氧化还原反应的判定通常以碳的氧化数是否发生变化为依据：碳的氧化数上升，则此反应为氧化反应；碳的氧化数下降，则此反应为还原反应。

由于在绝大多数有机物中，氢总呈现正价态，氧总呈现负价态，因此一般又将有机物得氢失氧的反应称为还原反应，得氧失氢的反应称为氧化反应。

双线桥和单线桥双线桥由还原剂指向氧化产物，化合价升高，失去电子，被氧化；氧化剂指向还原产物，化合价降低，得到电子，被还原。

得失电子总数相等。

单线桥由还原剂指向氧化剂，标出电子转移数目。

例如：两者的区别：表示氧化还原反应的双线桥法与单线桥法的区别是：连接的对象不同。

1、单线桥是一条线从还原剂出发箭头指向氧化剂，并在线的上方表示出转移电子的个数，只简单表示电子转移的个数和方向。

2、双线桥法,是两条线一条由氧化剂指向还原产物，线的上方表示得失电子的个数，及化合价升降。

氧化还原反应的五大规律

氧化还原反应的五大规律《氧化还原反应的五大规律》在氧化还原反应中，存在着五大重要规律。

一是守恒律：在氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数。

二是强弱律：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。

三是价态律：元素处于最高价态，只有氧化性；元素处于最低价态，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性。

四是转化律：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若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉。

五是先后律：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。

现在让我们来幽默风趣地解释这些规律吧。

先看守恒律，这就像是一场公平的交易。

氧化剂和还原剂就像两个精明的商人，氧化剂拿出多少电子，还原剂就得接收多少电子，一个电子都不能少。

氧化剂好比是慷慨的施舍者，每给出一个电子都要记清楚，而还原剂就像勤俭持家的接受者，得到的电子数量必须和对方给出的一样多，不然这场“交易”就不公平啦。

强弱律呢，可以想象成一场力量对决。

氧化剂是强壮的勇士，还原剂是较弱的挑战者。

勇士总是找相对较弱的挑战者战斗，这样才能稳稳获胜，而且胜利后产生的“战利品”（还原产物和氧化产物），肯定是没有自己原来那么强大的能力啦。

就像拳击比赛里，厉害的拳手总是找实力稍逊一筹的对手，打完后双方都会有一些变化，变得没有比赛前那么强或者弱得更明显了。

价态律就像是一个身份规则。

元素处于最高价态的时候，就像一个高高在上的贵族，只能施舍（具有氧化性），不能接受；处于最低价态的时候，就像一个穷困潦倒的穷人，只能接受（具有还原性），没有东西可以施舍；而处于中间价态呢，就像一个普通的小市民，有时候可以施舍一点，有时候又需要接受一些，既有氧化性又有还原性。

氧化还原反应中的四种规律

微专题2 氧化还原反应中的四种规律
1.守恒规律氧化还原反应中，原子得失电子总数相等，元素化合价升降总数相等，即有关系式：还原剂失电子的总数＝氧化剂得电子的总数。元素化合价降低的总数＝元素化合价升高的总数。应用：氧化还原反应方程式的配平，氧化还原反应的相素处于最高价态时，只有氧化性；元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性；元素处于最低价态时，只有还原性，即“高价氧，低价还，中间价态两边转”。应用：判断物质的氧化性、还原性。
本课结束
(2)归中规律同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态＋低价态―→中间价态，即“只靠拢，不交叉”“就近变价”。如：
H2S中S元素为－2价，与产物中的单质S的0价近，所以H2S生成S。
3.强弱规律还原剂＋氧化剂===氧化产物＋还原产物
(强还原性) (强氧化性) (弱氧化性) (弱还原性) 还原性：还原剂>还原产物；氧化性：氧化剂>氧化产物。即“强制弱” 或“前强后弱”。应用：物质间氧化性(或还原性)强弱的比较或判断氧化剂(或还原剂)和有还原性(或氧化性)的物质在一定条件下能否发生反应。
4.先后规律 (1)同一氧化剂与多种还原剂混合时，还原性强的先被氧化。例如，已知还原性：I－>Fe2＋>Br－，当把氯气通入FeBr2溶液时，因为还原性：Fe2＋ >Br－，所以氯气的量不足时首先氧化Fe2＋；把氯气通入FeI2溶液时，因为还原性：I－>Fe2＋，所以氯气的量不足时首先氧化I－。 (2)同一还原剂与多种氧化剂混合时，氧化性强的先被还原。例如，在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性：Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后再依次与Cu2＋、H＋反应。反应：判断物质的氧化性、还原性强弱或判断反应的先后顺序。

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。

氧化还原反应化合价变化规律

氧化还原反应化合价变化规律
氧化还原反应化合价变化规律：化合价升高，失电子，被氧化，还原剂，氧化反应;化合价降低，得电子，被还原，氧化剂，还原反应。

氧化还原反应中的一般规律：
(1)强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物;还原性：还原剂>还原产物。

(2)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。

(3)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。

(4)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。

(5)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。

氧化还原反应记忆口诀
先标化合价，再看价变化，起止同元素，桥上标变化，上标升失氧，下标降得还，电子转移数，原数乘变价。

升失氧还，降得还氧：化合价升高，失电子，被氧化，具有还原性;化合价降低，得电子，被还原，具有氧化性，
高氧剂、高氧产;低还剂、低还产：化合价高的元素所做反应物是氧化剂，化合价高的元素所做生成物是氧化产物，化合价低的元素所做反应物是还原剂，化合价低的元素所做生成物是还原产物。

氧化还原反应基本规律和氧化性还原性强弱的比较方法

单质还原性逐渐减弱，对应阳离子的氧化性增强
（2）非金属活动性顺序
F2 Cl2 Br2 I2 S
单质氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性增强
【例2】
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？
13
【例8 】
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（ A．Mg B．Cu C．Ag D．H2
C
）
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二、氧化性和还原性强弱的判断
1、根据氧化还原反应方程式判断
Cl2 + KBr== KCl + Br2
氧化性： Cl2 > Br2
还原性：Br - > Cl-
A．Ag+＞Tl3+＞Cu2+＞Fe2+
B．Tl 3+＞Ag+＞Cu 2+＞Fe 2+
C．Cu2+＞Fe2+＞Tl3+＞Ag+
D．Tl 3+＞Cu2+＞Fe 2+＞Ag+
二、氧化性和还原性强弱的判断
2、根据金属（非金属）活动性顺序判断（1）金属活动性顺序
K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag、Pt、Au
A．Cl2＞I2＞KMnO4＞S B．KMnO4＞Cl2＞I2＞S C．I2＞Cl2＞KMnO4＞S D．KMnO4＞Cl2＞S＞I2
练习．已知下列反应：Tl3+＋2Ag===Tl＋＋ 2Ag+；Fe＋Cu2+===Fe2＋＋Cu；2Ag+＋ Cu===Cu2+＋2Ag。则下列离子氧化性强弱的

氧化还原反应规律总结大全

氧化还原反应规律总结大全1、氧化性：物质从其它物质中得电子的能力或性质。

还原性：物质失电子给其它物质能力或性质。

氧化剂具有氧化性。

还原剂具有还原性。

非金属性：气态非金属原子的得电子能力。

金属性：气态金属原子的失电子能力。

金属活动性：金属单质在水中生成水合离子倾向的大小。

氧化性≠非金属性还原性≠金属性≠金属活动性2、强弱氧化剂相遇，强氧化剂作氧化剂，弱氧化剂作还原剂 (质量守恒不是唯一标准) 2KMnO 4 + 5H 2O 2 +3 H 2SO 4 === K 2SO 4+ 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2O2KMnO 4 + H 2O 2 + 3H 2SO 4 === K 2SO 4+ 2Mn SO 4 +3 O 2 + 4H 2O3、从具体反应判断氧化、还原能力强弱氧化剂：得电子的反应物．．．。

还原剂：失电子的反应物．．．。

还原产物：氧化剂得电子后的生成物．．．。

氧化产物：还原剂失电子后的生成物．．．。

氧化性：氧化剂＞氧化产物＞还原产物＞还原剂（一般只比较前两者）还原性：还原剂＞还原产物＞氧化产物＞氧化剂（一般只比较前两者）氧化、还原能力强弱判断不能根据得失电子多少判断(反应剧烈程度才能判断Al 、Na) 同一元素一般高价氧化性比低价强；相反特例ClO —＞ClO 4—4 如Fe 2+、S5、最高价无还原性，最低价无氧化性。

例：SO 42—中的S 无还原性，H 2S 中的S 无氧化性6、一般不用同种元素的同一价态的变多种价态来说明该物质既有氧化性又有还原性Cl 2 + H 2O == HCl + HClO 不能用此反应说明Cl 2既有氧化性又有还原性7、相邻价态的同种元素间不反应。

如：Fe 2+与Fe 3+ (搬家)8、强氧化剂得电子后变弱还原剂；强还原剂失电子后变弱氧化剂；强氧化剂F 2得电子变弱还原剂F —，易得电子就不易失电子；强还原剂Na 失电子变弱氧化剂Na +，易失电子就不易得电子；9、歧化反应：同种物质的同一元素同种价态转变成一高一低化合价的生成物的反应。

氧化还原反应中的规律

如：浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。
（3）性质强弱规律
氧化剂+还原剂=氧化产物+ 还原产物
氧化剂的氧化性〉氧化产物，还原剂的还原性〉还原产物。
2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2，
氧化性： FeCl3 〉I2，还原性：KI ＞FeCl2。一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2SO4，S02(H2S03)，S；还原性： H2S>S>SO2。
3、下列反应属于一种元素还原两种元素的是
( CD )
A. Cl2 +2NaOH===NaCl+ NaClO+ H2O B. 4FeS2+11O2===2Fe2O3+8 SO2 C. HgS+O2 ===Hg+ SO2 D. 2Ag NO3===2Ag+ NO2↑+ O2↑
4、下列反应中属于氧化还原反应,但水
氧化还原反应中的规律
• 一、有关概念 • 二、氧化还原反应中的规律
小结
氧化还原反应的特征
：
有
关氧化
氧化还原反应的实质
还
原反
反应物类属
应的
反应物性质
概念
反应过程
联系
反应类型
反应产物
化合价升高
H2 +
失电子（或电子对的偏离）
CuO = H2O + Cu
化合价降低
得电子（或电子对的偏向）
还原剂
氧化剂
还原性指氧化性
被氧化

氧化还原反应中的概念与规律

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；反之则首先与溶液中最强的氧化剂作用。

例如，向含有FeBr 2溶液中通入Cl 2，首先被氧化的是Fe 2+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（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。

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。

离子反应规律和离子方程式书写 1 基本概念 1.1 离子反应在溶液(或熔化态)中有离子参与或有离子生成的化学反应统称离子反应。

1.2 强电解质和弱电解质在溶液中（或熔化状态）本身能发生电离的化合物叫电解质，不能发生电离的化合物叫非电解质。

氧化还原反应规律

氧化还原反应的规律一、氧化剂得到电子（电子对偏向）化合价降低被还原发生还原反应得到还原产物还原剂失去电子（电子对偏向）化合价升高被氧化发生氧化反应得到氧化产物表达式如下：氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物物质是氧化剂还是还原剂的判断：一般地，元素的化合价处于最高价态，具有氧化性；元素的化合价处于最低价态，具有还原性；元素的化合价处于中间价态的，既有氧化性还有还原性常见的氧化剂：（1）活泼非金属单质：O2、Cl2、Br2、I2、S等（2）高价态的金属阳离子的化合物：Fe3+、Cu2+、Ag+等（3）含某些较高化合价元素化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4等常见的还原剂：（1）活泼金属和较活泼金属：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe……………（2）低价金属阳离子的化合物：Fe2+（3）某些非金属单质：H2、C(4)含较低化合价元素的化合物：HCl、H2S、HI、KI二、怎么判断物质的氧化性强弱和还原性强弱1、氧化性和还原性的强弱只与该原子得失电子能力的难易程度有关，得到电子能力越强，其氧化性越强，失电子能力越强，其还原性越强2、具体比较：（1）对于一个化学反应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（2）根据金属活动顺序性：从左到右，还原性逐渐减弱，对应的阳离子的氧化性逐渐增强（3）与浓度和温度有关溶液浓度越大和温度越高，氧化性和还原性越强，如浓硝酸的氧化性强于稀硝酸三、氧化还原反应规律：1、守恒规律氧化还原反应中，氧化剂得电子的总数与还原剂失电子的总数相等，常用于有关氧化还原反应的计算及配平氧化还原反应方程式2、歧化规律同一种物质分子内同一元素同一价态的原子（离子）发生电子转移的氧化还原反应叫歧化反应。

岐化反应化合价的特点是:某元素的中间价态在适宜的条件下同时向较高或较低的价态转化。

歧化反应是自身氧化还原反应的一种，常用于判断某元素的化合价高低以及有关氧化还原反应的计算3、归中规律同种元素由不同价态（高价态和低价态）转变为中间价态的氧化还原反应，称之为归中反应，也称为“反歧化反应”。

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⼀．氧化还原反应的规律及其应⽤1．对⽴统⼀规律在氧化还原反应中，氧化剂丛还原剂中获得电⼦⽽被还原⽣成还原产物；还原剂将电⼦转移给氧化剂⽽氧化⽣成氧化产物。

氧化剂与还原剂、被氧化与被还原以及氧化产物与还原产物都是同⼀反应中的两个⽅⾯，它们是既对⽴⽽⼜互相依存，不能独⽴存在的统⼀体，符合对⽴统⼀规律。

2．守恒规律（1）得失电⼦守恒：氧化剂获得电⼦总数等于还原剂失去电⼦总数。

（2）化合价升降守恒：氧化剂中元素化合价降低总数等于还原剂中元素化合价升⾼总数（化合价升⾼或降低总数等于转移的电⼦总数）。

（3）质量守恒：反应前后各元素种类不变，各元素的原⼦数⽬相等。

这些守恒规律可应⽤于氧化还原反应的有关计算，以及化学⽅程式的配平等。

【例题1】⾃来⽔⽤氯⽓消毒沿⽤已久，现正研究采⽤氧化氯（ClO2）消毒⾃来⽔，它们消毒后的还原产物都是Cl—，但ClO2的消毒效率是Cl2的2.63倍左右，试通过计算说明其倍数关系。

〖解析〗⽤Cl2和ClO2消毒的原因是它们都有氧化性，其还原产物都是Cl—，显然要使消毒效果⼀样，则得到电⼦数必须相同。

由以下转化关系，利⽤得电⼦数相等，求它们的质量倍数关系。

答案Cl2得2e—2Cl—（Cl2相对分⼦质量为71）ClO2 得5e—Cl—（ClO2相对分⼦质量为67.5）5（Cl2 得2e——）相当于2（ClO2 得5e—Cl—）5×71 = 355 2×67.5 = 135m(Cl2):m(ClO2)=355:135=2.63:1【例题2】若锌与稀硝酸反应时⼜下列化学⽅程式：4Zn + 10HNO3 = aZn(NO3)2 + bA + cH2O则a、b、c、A依次可能是（）A. 4,1,5,N2OB. 4,2,4,NO2C. 4,1,3,NH4NO3D. 4,3,5,NO〖解析〗(1)A中氮元素全部被还原。

根据质量守恒定律知a=4(Zn原⼦守恒)，故被还原的N原⼦为10－4×2=2个，设A中N元素的化合价为＋n,由得失电⼦守恒有4×2=2×（5－n）,n=1,A 为N2O.(2)A中氮元素部分被还原（如NH4NO3），a=4(原⼦守恒)，此时被还原的N原⼦只有⼀个，由电⼦得失守恒得4×2=1×（5－n）,n=－3,N→N,还原产物为NH4NO3.答案：AC【例题3】在aFeCl2 + bHCl + O2 = cFeCl3 + dH2O的反应中，化学计量数c 的值是（）A. 2aB. 4C. b/2D. 2〖解析〗根据反应前后各元素的原⼦个数守恒得：d=2(O原⼦数相等)b=4(H原⼦数相等)a=c(Fe原⼦数相等)根据O2→2O2—得电⼦数为4e—，cFeCl2→cFeCl3失电⼦数为ce—，由电⼦守恒得：c=4答案：B3．强弱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。

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。

氧化还原反应基本规律

氧化还原反应基本规律
氧化还原反应的基本规律有五大规律：
1.强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。

2.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。

3.转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的氧化数值接近而不交叉，最多达到同种价态。

4.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。

5.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-还原反应(oxidation-reduction reaction，也作redox reaction)是化学反应前后，元素的化合价有变化的一类反应。

氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，实质是电子的得失或共用电子对的偏移。

氧化还原反应是化学反应中的三大基本反应之一(另外两个为(路易斯)酸碱反应与自由基反应。

自然界中的燃烧，呼吸作用，光合作用，生产生活中的化学电池，金属冶炼，火箭发射等等都与氧化还原反应息息相关。

研究氧化还原反应，对人类的进步具有极其重要的意义。

物理概念
在无机反应中，有元素化合价升降，即电子转移(得失或偏移)的化学反应是氧化还原反应。

在有机反应中，有机物引入氧或脱去氢的作用叫做氧化反应，引入氢或失去氧的作用叫做还原反应。

氧化与还原的反应是同时发生的，即是说氧化剂在使被氧化物质氧化时，自身也被还原。

而还原剂在使被还原物还原时，自身也被氧化。

氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，实质是发生电子转移。