氧化还原反应知识点归纳知识讲解
最全氧化还原反应知识点总结
一、氧化还原基本概念1、四组重要概念间的关系(1)氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化(或电子转移)的化学变化叫氧化还原反应。
氧化还原反应的特征：元素化合价的升降；氧化还原反应的实质：电子转移。
(2)氧化反应和还原反应：在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高(或者说物质失去)电子的反应成为氧化反应；反应物所含元素化合价降低(或者说是物质得到电子)的反应称为还原反应。
(3)氧化剂、还原剂是指反应物。
所含元素化合价降低的物质叫做氧化剂，所含元素化合价升高的物质叫做还原剂。
(4)氧化产物、还原产物是指生成物。
所含元素化合价升高被氧化，所得产物叫做氧化产物，所含元素化合价降低被还原，所得产物叫做还原产物。
关系：口诀：化合价升．高，失．电子，被氧．化，还．原剂，氧．化反应；（升失氧还氧）化合价降．低，得．电子，被还．原，氧．化剂，还．原反应；（降得还氧还）2、氧化还原反应与四种基本反应类型注意：有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应均为氧化还原反应。
二、氧化还原反应的有关计算1．氧化还原中的电子转移表示法(1)双线侨法：在反应物和生成物之间表示电子转移结果，该法侧重于表示同一元素的原子或离子间的电子转移情况，如注意：○1线桥从方程式的左侧指向右侧；○2箭头不表示得失，只表示变化，所以一定要标明“得”或“失”。
(2)单线桥法：在反应物中的还原剂与氧化剂之间箭头指向氧化剂，具体讲是箭头从失电子的元素出发指向得电子的元素。
如三、氧化还原反应的类型1．还原剂+氧化剂氧化产物+还原产物此类反应的特点是还原剂和氧化剂分别为不同的物质，参加反应的氧化剂或还原剂全部被还原或氧化，有关元素的化合价全部发生变化。
例如：2．部分氧化还原反应此类反应的特点是还原剂或氧化剂只有部分被氧化或还原，有关元素的化合价只有部分发生变化，除氧化还原反应外，还伴随非氧化还原反应。
例如3．自身氧化还原反应自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间，即同一种物质中的一种元素被氧化，另一种元素被还原，该物质既是氧化剂又是还原剂；也可以发生在同一物质的同种元素之间，即同一物质中的同一种元素既被氧化又被还原。
《氧化还原反应》 知识清单
《氧化还原反应》知识清单一、氧化还原反应的基本概念1、氧化反应与还原反应氧化反应指物质失去电子（化合价升高）的反应；还原反应则是物质得到电子（化合价降低）的反应。
例如，在反应 2CuO ＋ C ＝＝ 2Cu ＋ CO₂中，碳（C）失去电子，化合价从 0 升高到＋4，发生氧化反应；氧化铜（CuO）中的铜离子得到电子，化合价从＋2 降低到 0，发生还原反应。
2、氧化剂与还原剂氧化剂是在反应中得到电子（化合价降低）的物质；还原剂是在反应中失去电子（化合价升高）的物质。
在上述反应中，氧化铜（CuO）是氧化剂，因为铜元素的化合价从＋2 降低到 0，氧化铜得到了电子；碳（C）是还原剂，因为碳元素的化合价从 0 升高到＋4，碳失去了电子。
3、氧化产物与还原产物氧化产物是还原剂被氧化后的产物；还原产物是氧化剂被还原后的产物。
在 2CuO ＋ C ＝＝ 2Cu ＋ CO₂中，二氧化碳（CO₂）是氧化产物，铜（Cu）是还原产物。
4、氧化性与还原性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。
氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。
二、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，要分别从反应物指向生成物，注明得失电子的总数。
例如，对于反应2KClO₃＝＝2KCl ＋3O₂↑，双线桥法的表示为：“从 KClO₃中的氯元素指向 KCl 中的氯元素，线上标‘得 6e⁻’；从KClO₃中的氧元素指向 O₂中的氧元素，线上标‘失 6e⁻’。
”2、单线桥法单线桥法是在反应物之间用箭头表示电子转移的方向和数目。
以 Fe ＋ 2HCl ＝＝ FeCl₂＋ H₂↑为例，单线桥法表示为：“从 Fe指向 HCl 中的氢元素，线上标‘2e⁻’。
”三、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，如氧气（O₂）、氯气（Cl₂）等。
（2）含高价态元素的化合物，如高锰酸钾（KMnO₄）、硝酸（HNO₃）等。
氧化还原反应的知识总结
氧化还原反应知识总结:一、氧化还原反应的“六对”基本概念氧化反应与还原反应，是两个完全相反又必定同时发生的过程，因此氧化还原反应的有关概念都是“成对”出现。
下面以Fe+CuSO4=FeSO4+Cu为例说明有关的“六对”概念。
1、从反应的宏观表现看化合价的升与降：有元素化合价升高必有元素的化合价降低，且升降总数必相等。
上例中：Fe元素的化合价升高了2，Cu元素的化合价降低了2。
［注意］①发生化合价升降的元素可以是一种或多种；②可以是不同物质中的不同元素（如上例），或不同物质中的同种元素（如2H2S+S6=3S+2H20），③也可以是同种物质中的不同元素（如2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2f、 C + CO2=2CO ），或同种物质中的同种元素（Cl2+H2O=HCI+HCIO ）④反应中是否有元素的化合价发生改变，是判断一个反应是否属于氧化还原反应的标志。
2、从反应的本质看一一电子的得与失：某元素的原子若失去电子则化合价升高，得到电子则化合价降低，且得失电子总数必相等。
上例中：每个Fe原子失去两个电子，铁元素的化合价从0价升高到+2价，每个Cu原子得到2个电子，铜元素的化合价从+2价降低到0 价。
［注意］在氧化还原反应中电子的得失可以用双线桥或单线桥表示。
3、从反应物角度看一一氧化剂与还原剂：含有得电子元素（化合价降低）的反应物是氧化剂，含有失电子元素（化合价升高）的反应物是还原剂。
上例中，CuS04是氧化剂，Fe是还原剂。
［注意］若得、失电子的元素在同一种反应物中，则它既是氧化剂又是还原剂。
4、从生成物角度看——氧化产物与还原产物：含有得到电子（化合价降低了）元素的生成物是还原产物，含有失去电子（化合价升高了）元素的生成物是氧化产物。
上例中，Cu是还原产物，FeS04是氧化产物。
［注意］若一种生成物中同时有含得、失电子的元素，则它既是氧化产物又是还原产物。
5、从变化的过程看氧化反应与还原反应：元素失去电子（化合价升高）的反应是氧化反应，元素得到电子（化合价降低）的反应是还原反应。
(完整版)氧化还原反应知识点总结
i r氧化还原反应氧化还原反应与四大基本反应类型的关系①置换反应都是氧化还原反应；②复分解反应都不是氧化还原反应；③有单质生成的分解反应是氧化还原反应；④有单质参加的化合反应也是氧化还原反应。
从数学集合角度考虑：氧化还原反应的概念1.基本概念.氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物概念定义注意点氧化反应物质失去电子的反应物质失去电子的外部表现为化合价的升高还原反应物质得到电子的反应物质得到电子的外部表现为化合价的降低被氧化元素失去电子的过程元素失去电子的外部表现为化合价的升高被还原元素得到电子的过程元素得到电子的外部表现为化合价的降低氧化产物通过发生氧化反应所得的生成物还原产物通过发生还原反应所得的生成物氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一种产物，也可以是不同产物，还可以是两种或两种以上的产物。
如反应4FeS 2+11O 2=2Fe 2O 3+8SO 2中，Fe 2O 3和SO 2均既为氧化产物，又为还原产物。
氧化剂得到电子的反应物常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质；如卤素单质(X 2)、O 2、S 等(2)高价金属阳离子；如Fe 3+、Cu 2+等(3)高价或较高价含氧化合物；如MnO 2、浓H 2SO 4、HNO 3、KMnO 4等(4)过氧化物；如Na 2O 2、H 2O 2等还原剂失去电子的反应物常见还原剂：①活泼或较活泼的金属；如K 、Na 、Z n 、Fe 等②一些非金属单质；如H 2、C 、Si 等③较低态的化合物；CO 、SO 2、H 2S 、Na 2SO 3、FeSO 4氧化性得到电子的能力物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有关，与得失电子的数目无关。
还原性失去电子的能力2.基本概念之间的关系：氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物[例1]金属钛（Ti ）性能优越，被称为继铁、铝制后的“第三金属”。
高中化学知识点总结氧化还原反应
三、氧化还原反应1、准确理解氧化还原反应的概念1.1 氧化还原反应各概念之间的关系（1）反应类型：氧化反应：物质所含元素化合价升高的反应。
还原反应：物质所含元素化合价降低的反应。
氧化还原反应：有元素化合价升高和降低的反应。
（2）反应物：氧化剂：在反应中得到电子(化合价降低)的物质-----表现氧化性还原剂：在反应中失去电子（化合价升高）的物质-----表现还原性（3）产物：氧化产物：失电子被氧化后得到的产物-----具有氧化性还原产物：得电子被还原后得到的产物-----具有还原性（4）物质性质：氧化性：氧化剂所表现出得电子的性质还原性：还原剂所表现出失电子的性质注意：a.氧化剂还原剂可以是不同物质，也可以是同种物质b氧化产物、还原产物可以是不同物质，也可以是同种物质C.物质的氧化性（或还原性）是指物质得到（或失去）电子的能力，与物质得失电子数目的多少无关（5）各个概念之间的关系如下图1.2 常见的氧化剂与还原剂(1)物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。
①元素处于最高价时，它的原子只能得到电子，因此该元素只能作氧化剂，如+7价的Mn和+6价的S②元素处于中间价态时，它的原子随反应条件不同，既能得电子，又能失电子，因此该元素既能作氧化剂，又能作还原剂，如0价的S和+4价的S③元素处于最低价时，它的原子则只能失去电子，因此该元素只能作还原剂，如-2价的S(2)重要的氧化剂①活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2等。
②元素处于高价时的氧化物、高价含氧酸及高价含氧化酸盐等，如MnO2，NO2；浓H2SO4，HNO3；KMnO4，KClO3，FeCl3等。
③过氧化物，如Na2O2，H2O2等。
(3)重要的还原剂①金属单质，如Na，K，Zn，Fe等。
②某些非金属单质，如H2，C，Si等。
③元素处于低化合价时的氧化物，如CO，SO2等。
④元素处于低化合价时的酸，如HCl（浓），HBr，HI，H2S等。
氧化还原反应知识点
氧化还原反应知识点
一、氧化还原反应规律
1.复分解反应不是氧化还原反应
2.置换反应一定是氧化还原反应
3.化合和分解反应不一定是氧化还原反应。
4.有单质参与的反应不一定是氧化还原反应（如石墨变成金刚石，氧气变臭氧）。
二、氧化还原反应的具体规律是
1．守衡律：氧化还原反应中，得失电子总数相等，化合价升降总值守衡
2．强弱律：反应中满足：氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物3．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。
4．转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的化合价只接近而不交叉，最多只能达到同种价态
5．优先律：在同一氧化还原反应中，氧化剂遇多种还原剂时，先和最强还原剂反应
三、氧化还原反应类型
1.分子间的氧化还原反应
这是一种最普遍的氧化还原反应。
反应中，电子的得失或电子对的偏移发生在两种不同物质的分子之间。
2.分子内的氧化还原反应
在这类反应中，电子的转移发生在同一分子内的不同原子之间。
3.自身氧化还原反应
在这类反应中，电子的转移发生在同一分子里的同种价态、同种元素的原子上。
这种反应又称为歧化反应。
氧化还原反应知识点归纳
氧化还原反应知识点归纳一、概念：凡有元素化合价升降的反应。
二、特点：任何氧化还原反应中，氧化与还原同时并存缺一不可，而且得失电子总数相等。
三、有关概念关系：（1）氧化、被氧化。
同一概念。
指元素（原子或离子）失电子的反应，指反应过程，均指元素而言。
化合价升高。
（2）还原、被还原。
同一概念。
指元素（原子或离子）得电子的反应，指反应过程，均指元素而言，化合价降低。
（3）氧化性、氧化能力、氧化剂：同一概念。
指得电子的物质。
本身被还原，使对方被氧化指反应物。
（4）还原性、还原能力、还原剂：同一概念。
指失电子的物质。
本身被氧化，使对方被还原指反应物。
（5）氧化产物：还原剂失电子被氧化成的生成物。
（6）还原产物：氧化剂得电子被还原成的生成物。
四、价态与氧化剂、还原剂的关系：（1）元素为最低价态时，只具有还原性。
I-，S2-等。
（2）元素为最高价态时，只具有氧化性。
Fe3+，H+，S+6等。
（3）元素处于中间价态时，既具有氧化性，又具有还原性。
五、氧化还原反应与基本反应类型关系：（1）是化学反应的两种不同的分类法。
即氧化还原反应；非氧化还原反应。
（2）置换反应：一定是氧化还原反应。
复分解反应：一定是非氧化还原反应。
化合、分解反应：部份是氧化还原反应，部分是非氧化还原反应。
六、表示电子转移的方向和数目的方法：（1）单线桥式：特点：明确表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目。
而且箭头（2）双线桥式：特点：明确表示氧化或还原时元素本身得失电子变化情况。
箭头不表示电子转移方向。
而且箭头都是由反应物指向生成物，所以在线桥上一定要注明“得”或“失”。
七、物质氧化性（还原性）相对强弱判断：（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氧化能力：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。
氧化还原现象知识点总结
氧化还原现象知识点总结一、氧化还原反应的概念和基本原理1.1 氧化还原反应的定义氧化还原反应是指在化学反应中，发生氧化和还原现象的反应。
氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获得电子的过程。
1.2 氧化还原反应的基本原理氧化还原反应是由于电子转移而引起的化学反应，其中包括氧化剂和还原剂。
氧化剂是一种可以接受电子的物质，它在反应中发生还原；还原剂是一种能够给出电子的物质，它在反应中发生氧化。
1.3 氧化还原反应的符号表示氧化还原反应可以通过化学方程式来表示。
在化学方程式中，氧化剂和还原剂通过电子的转移而发生化学变化。
1.4 氧化还原反应的基本特点氧化还原反应的基本特点包括电子转移、原子氧化数的变化、化学方程式的平衡等特点。
二、氧化还原反应的性质和规律2.1 氧化还原反应的观察性质氧化还原反应的观察性质包括颜色、气体的释放、温度的变化等。
2.2 氧化还原反应的速率和影响因素氧化还原反应的速率受反应物浓度、温度、触媒等影响。
在一定条件下，氧化还原反应速率可以准确的用速率方程式表示。
2.3 氧化还原反应的热效应氧化还原反应在进行过程中会放出热量或吸收热量，这一现象称为热效应。
氧化还原反应的热效应可以用热化学方程式来表示。
2.4 氧化还原反应的化学平衡氧化还原反应同样会出现化学平衡的现象，化学平衡的条件和特点与普通的化学反应相似。
三、氧化还原反应的应用3.1 氧化还原反应在生活中的应用氧化还原反应在生活中有着广泛的应用，包括氧化反应用于染料的生产、还原反应用于食品的加工等。
3.2 氧化还原反应在工业中的应用氧化还原反应在工业生产中起着重要的作用，例如铝的电解、金属的冶炼等都涉及到氧化还原反应。
3.3 氧化还原反应在环境保护中的应用氧化还原反应在环境保护中也有着广泛的应用，例如废水的处理、大气污染的防治等都离不开氧化还原反应的原理和方法。
四、氧化还原反应的实验方法4.1 氧化还原反应的定性实验氧化还原反应的定性实验通常采用观察颜色的变化、气体的释放等方法来判断反应是否发生。
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氧化还原反应知识点归纳考纲解读1、掌握氧化还原反应的有关概念。
氧化还原反应的概念包括氧化和还原、氧化性和还原性、氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物等。
命题多以选择题或填空题的形式出现。
2、综合运用化合价升降和电子转移的观点分析判断氧化还原反应中电子专一的方向和数目，能配平氧化还原方程式。
命题常以填空题的形式出现，有时还需判断反应物或生成物。
3、会比较物质氧化性或还原性的强弱，其主要依据是：氧化（或还原）剂的氧化（或还原）性强于氧化（或还原）产物的氧化（或还原）性，命题主要以选择题的形式出现。
4、运用电子得失守恒的规律进行有关的计算，如确定化合价、电荷数、反应物或生成物化学式等。
命题多以选择题或填空题的形式出现。
一、概念1、氧化反应：元素化合价升高的反应还原反应：元素化合价降低的反应氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应2、氧化剂和还原剂(反应物)氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性：还原剂具有的失电子的能力3、氧化产物：氧化后的生成物还原产物：还原后的生成物。
4、被氧化：还原剂在反应时化合价升高的过程被还原：氧化剂在反应时化合价降低的过程5、氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原性：还原剂具有的失电子的能力6、氧化还原反应的实质：电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移口诀：失．电子，化合价升．高，被氧．化（氧化反应），还原剂；得．电子，化合价降．低，被还．原（还原反应），氧化剂；7、氧化还原反应中电子转移（或得失）的表示方法（1）双线桥法：表示同种元素在反应前后得失电子的情况。
用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．化合价降低+ne－被还原氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物化合价升高－ne－被氧化（2）单线桥法：表示反应物中氧化剂、还原剂间电子转移的方向和数目。
在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．二、物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。
氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。
1、根据金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。
2、根据非金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。
3、根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示：规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。
4、根据氧化还原反应发生的条件来判断:如：Mn02+4HCl(浓) MnCl 2+C12↑+2H 202KMn04+16HCl(浓)=2MnCl 2+5C12↑+8H 2O后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04>Mn025、根据反应速率的大小来判断:如:2Na 2SO 3+O 2=2Na 2SO 4（快）， 2H 2SO 3+O 2=2H 2SO 4（慢）， 322SO 2O SO 2催化剂∆+ ， 其还原性: Na 2SO 4>H 2SO 3>SO 26、根据被氧化或被还原的程度来判断:如：22CuCl Cl Cu 点燃+，S Cu S Cu 22∆+， 即氧化性:S Cl 2>。
又如:O H 2SO Br SO H HBr 2222)(42+↑+∆+浓，O H 4S H I 4SO H HI 8222)(42+↑+=+浓，即有还原性:H B r H I >。
7、根据原电池的正负极来判断：在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。
8、根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。
如:Cl -失去电子的能力强于OH -，还原性:-->OH Cl 。
9、根据元素在周期表中位置判断：(1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。
如Na 、Mg 、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。
(2)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。
如Li 、Na 、K 、Rb 、Cs 金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。
（3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。
如F 、Cl 、Br 、I 非金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。
10、根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。
一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。
如氧化性:Fe 3+>Fe 2+>Fe, S(+6价)>S(+4价)等，还原性:H 2S>S>SO 2，但是，氧化性：HClO 4< HClO 34< HClO 24< HClO 。
注意：①物质的氧化性、还原性不是一成不变的。
同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。
如：氧化性：HNO 3（浓）＞HNO 3（稀）；Cu 与浓H 2SO 4常温下不反应，加热条件下反应；KMnO 4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。
②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。
如：氧化性222O O Cl Cl F F >>>、、等。
三、常见的氧化剂还原剂常见氧化剂（1）非金属性较强的单质：F 2、Cl 2、Br 2、I 2、O 3、O 2等（2）变价元素中高价态化合物：KClO 3、KMnO 4、Fe 3+盐、K 2Cr 2O 7、浓H 2SO 4、HNO 3等（3）其它HClO 、MnO 2、Na 2O 2、H 2O 2、NO 2等常见还原剂（1）金属性较强的单质K 、Na 、Mg 、Al 、Fe 、Zn(2)某些非金属单质：H 2、C 、Si 等（3）变价元素中某些低价态化合物：H 2S 、HBr 、HI 、Fe 2+及盐，SO 2等四、氧化还原反应类型：1.一般的氧化还原反应：指氧化剂和还原剂分别属于不同物质的氧化还原反应。
如： H 2还原氧化铜，实验室用二氧化锰和浓盐酸反应制氯气等等。
2.自身氧化还原反应：指氧化剂和还原剂属于同一种物质的氧化还原反应。
如：实验室用氯酸钾和二氧化锰加热制氧气，氯气和水的反应等等。
3.歧化反应：指发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应。
其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“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，4.归中反应：指含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应。
其反应规律是：反应物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价失5e-→中间价”，而不会出现交错现象。
如：KClO3+6HCl==KCl+3Cl2+3H2O ；对于归中反应，得5e-可通过分析参加氧化还原反应的元素的来源，从而确定氧化产物、还原产物的物质的量之比。
[氧化还原反应与四种基本反应类型的关系]如右图所示．由图可知：置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应．五、氧化还原反应方程式的配平方法1、配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒2、配平的基本方法(化合价升降法)化合价升降法的基本步骤为：“一标、二等、三定、四平、五查”。
“一标”指的是标出反应中发生氧化和还原反应的元素的化合价，注明每种物质中升高或降低的总价数。
“二等”指的是化合价升降总数相等，即为两个互质(非互质的应约分)的数交叉相乘。
“三定”指的是用跟踪法确定氧化产物、还原产物化学式前的系数。
“四平”指的是通过观察法配平其它各物质化学式前的系数。
“五查”指的是在有氧元素参加的反应中可通过查对反应式左右两边氧原子总数是否相等进行复核(离子反应还应检查电荷数是否相等)，如相等则方程式已配平，最后将方程式中“—”改为“=”。
3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O3、配平的基本技巧(特殊方法)（一）观察法1、观察法适用于简单的氧化-还原方程式配平。
配平关键是观察反应前后原子个数变化，找出关键是观察反应前后原子个数相等。
Fe3O4+CO------Fe+CO2分析：找出关键元素氧，观察到每一分子Fe3O4反应生成铁，至少需4个氧原子，故此4个氧原子必与CO反应至少生成4个CO2分子。
Fe3O4+4CO== 3Fe+4CO22、最小公倍数法最小公倍数法也是一种较常用的方法。
配平关键是找出前后出现“个数”最多的原子，并求出它们的最小公倍数Al+Fe3O4------- Al2O3+Fe分析：出现个数最多的原子是氧。
它们反应前后最小公倍数为“3´ 4”，由此把Fe3O4系数乘以3，Al2O3系数乘以4，最后配平其它原子个数。
8Al+3Fe3O4===4Al2O3+9Fe3、奇数偶配法奇数法配平关键是找出反应前后出现次数最多的原子，并使其单（奇）数变双（偶）数，最后配平其它原子的个数。
22232分析：由反应找出出现次数最多的原子，是具有单数氧原子的FeS2变双（即乘2），然后配平其它原子个数。
22232（二）零价法对于Fe3C，Fe3P等化合物来说，某些元素化合价难以确定，此时可将Fe3C，Fe3P中各元素视为零价。
零价法思想还是把Fe3C，Fe3P等物质视为一整价。
例7：Fe3C+HNO3--------Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2OFe3C+22HNO3（浓）==== 3Fe(NO3)3+CO2+13NO2+11H2O（三）歧化反应的配平同一物质内同一元素间发生氧化-还原反应称为歧化反应。
配平时将该物质分子式写两遍，一份作氧化剂，一份作还原剂。
接下来按配平一般氧化-还原方程式配平原则配平，配平后只需将该物质前两个系数相加就可以了。
（四）逆向配平法当配平反应物（氧化剂或还原剂）中的一种元素出现几种变价的氧化—还原方程式时，如从反应物开始配平则有一定的难度，若从生成物开始配平，则问题迎刃而解。
4233424分析：这一反应特点是反应前后化合价变化较多，在配平时可选择变化元素较多的一侧首先加系数。