氧化还原反应的基本概念和规律
氧化还原反应的基本概念和规律
)。
已知常温下在溶液中可发生如下两个离子反应 Ce ＋Fe ===Fe ＋Ce
2＋ 3＋ 2＋
＋
4＋
2＋
3＋
3＋ 4＋
＋
Sn ＋2Fe ===2Fe ＋Sn
＋
由此可以确定 Fe2 、Ce3 、Sn2 三种离子的还原性由强到 弱的顺序是 A．Sn 、Fe 、Ce C．Ce 、Fe 、Sn
3＋ 2＋ 2＋ 2＋ 3＋
( B．Sn 、Ce 、Fe
2＋ 2＋ 2＋ 3＋ 2＋ 3＋ 2＋
)
D．Fe 、Sn 、Ce
(2013· 惠州二调)向盛有KI溶液的试管中加入少许CCl4后滴 加氯水，振荡，静置，CCl4层变成紫色。如果继续向试管 中滴加氯水，振荡，CCl4层会逐渐变浅，最后变成无色， 生成物之一为HIO3。则有关该过程的说法不正确的是 ( )。 A．CCl4层由紫色变成无色的化学反应方程式为I2＋5Cl2＋ 6H2O===2HIO3＋10HCl B．整个过程中每生成1 mol HIO3共转移6nA个电子 C．整个过程中的还原剂有KI、I2 D．若把KI换成KBr，则CCl4层变为橙红色，继续滴加氯 水，CCl4层的颜色没有变化，则Cl2、HIO3、HBrO3的氧 化性由强到弱的顺序是Cl2＞HBrO3＞HIO3
已知下列反应：Co2O3＋6HCl(浓)===2CoCl2＋
Cl2↑＋3H2O(Ⅰ)；5Cl2＋I2＋6H2O===10HCl＋
2HIO3(Ⅱ)。下列说法正确的是(
A．反应Ⅰ中HCl是氧化剂 B．反应Ⅱ中Cl2发生氧化反应 C．还原性：CoCl2>HCl>I2 D．氧化性：Co2O3>Cl2>HIO3
反应时，首先被还原的是 氧化性最强 2.歧化反应规律思维模型
氧化还原反应的基本概念和规律
氧化还原反应的基本概念和规律 最新考纲1．了解氧化还原反应的本质是电子的转移。
2.了解常见的氧化还原反应。
考点一 氧化还原反应的相关概念及其相互间的联系1．本质和特征2．有关概念及其相互关系氧化剂（氧化性）＋ 还原剂（还原性）===还原产得电子，化合价降低，被还原物＋氧化失电子，化合价升高，被氧化产物例如：反应4HCl(浓)＋MnO 2=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 中，氧化剂是MnO 2，氧化产物是Cl 2，还原剂是HCl ，还原产物是MnCl 2；生成1 mol Cl 2时转移电子的物质的量为2__mol ，被氧化的HCl 的物质的量是2__mol 。
3．氧化还原反应中电子转移的表示方法(1)双线桥法氧化剂＋还原剂===还原得到n e －产物＋氧化失去n e －产物请标出Cu 与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目： 3Cu ＋ 8HNO 3(稀)===3C u(NO 3)2＋2N O ↑＋4H 2O失去3×2e － 得到2×3e －(2)单线桥法氧化剂＋还原n e －剂===还原产物＋氧化产物请标出Cu 与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目： 3Cu ＋ 8HNO 3(稀)===3Cu(NO 3)2＋2NO ↑＋4H 2O失去3×2e － 得到2×3e －4．常见的氧化剂和还原剂(1)常见氧化剂常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。
如：(2)常见还原剂常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。
如：(3)具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性其中：Fe 2＋、SO 32－主要表现还原性，H 2O 2主要表现氧化性。
【例1】 (2012·上海，20改编)火法炼铜首先要焙烧黄铜矿，其反应为：2CuFeS 2＋O 2===Cu 2S ＋2FeS ＋SO 2下列说法正确的是( )。
氧化还原反应基本概念
基本概念氧化还原反应的一些规律(1)价态律最高价态——只有氧化性，如Fe3+、H2SO4、KMnO4等；最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe2+、S、SO2等。
（2）难易律越易失电子的物质，失电子后就越难得电子；越易得电子的物质，得电子后就越难失去电子；（3）守恒律化合价有升必有降，电子有得必有失。
一个完整的氧化还原反应，化合价升降总数相等，得失电子总数相等。
应用：计算和配平氧化还原反应方程式。
（4）转化律(归中规律)同种元素不同价态之间的反应，遵循以下规律：应用：分析判断氧化还原反应能否发生，元素化合价如何变化。
例如浓H2SO4与SO2不会发生反应；KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O 反应中，KClO3中＋5价的氯不会转化为KCl中－1价的氯（5）优先律（反应顺序规律）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，氧化性最强的氧化剂优先反应。
“强者先行”（6）强弱律例1．①KMnO4＋HCl(混)―→KCl＋MnCl2＋Cl2↑＋H2O②FeCl2＋Cl2―→FeCl3③FeCl3＋KI―→FeCl2＋KCl＋I2 以上反应中相关物质氧化性，还原性强弱顺序为例2 . (2002广东5)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＋例3.（2002江苏大综25）在100mL含等物质的量的HBr和HSO3的溶液里通入0.01mol2Cl2，有一半Br－变为Br2（已知Br2能氧化H2SO3）。
原溶液中HBr和H2CO3的浓度都等于：A.0.0075mol•L－1 B.0.008mol•L－1 C.0.075mol•L－1 D.0.08mol•L－1例4.（05江苏）17．CuS与一定浓度的HNO3反应，生成Cu(NO3)2、CuSO4、NO2、NO2和H2O，当NO2和NO的物质的量之比为1∶1时，实际参加反应的Cu2S与HNO3的物质的量之比为A．1∶7 B．1∶9 C．1∶5 D．2∶9在含有Cu(NO3)2、Zn(NO3)2、Fe(NO3)3、AgNO3各0.1 mol的混合溶液中加入0.1 mol铁粉，充分搅拌后Fe溶解，溶液中不存在Fe3＋，同时析出0.1 mol Ag。
高考化学氧化还原反应的基本概念和规律(解析版)
氧化还原反应的基本概念和规律【核心素养分析】证据推理与模型认知：建立氧化还原反应的观点，掌握氧化还原反应的规律，结合常见的氧化还原反应理解有关规律；通过分析、推理等方法认识氧化还原反应的特征和实质，建立氧化还原反应计算和配平的思维模型。
科学探究与创新意识：认识科学探究是进行科学解释和发现。
创造和应用的科学实践活动；能从氧化还原反应的角度，设计探究方案，进行实验探究，加深对物质氧化性、还原性的理解。
【重点知识梳理】知识点一 氧化还原反应的相关概念 一、氧化还原反应1．氧化还原反应的本质和特征2．氧化还原反应的相关概念及其关系例如，反应MnO 2＋4HCl(浓)=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 中，氧化剂是MnO 2，还原剂是HCl ，氧化产物是Cl 2。
生成1 mol Cl 2时转移电子数目为2N A ，被氧化的HCl 的物质的量是2_mol ，盐酸表现的性质是酸性和还原性。
【特别提醒】元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原。
如：Cu 2＋→Cu 时，铜元素被还原，Cl －→Cl 2时，氯元素被氧化。
3．氧化还原反应中电子转移的表示方法(1)双线桥法①表示方法写出Cu与稀硝酸反应的化学方程式并用双线桥标出电子转移的方向和数目：。
②注意事项a．箭头指向反应前后有元素化合价变化的同种元素的原子，且需注明“得到”或“失去”。
b．箭头的方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化。
c．失去电子的总数等于得到电子的总数。
(2)单线桥法①表示方法写出Cu与稀硝酸反应的化学方程式并用单线桥标出电子转移的方向和数目：。
②注意事项a．箭头从失电子元素的原子指向得电子元素的原子。
b．不标“得到”或“失去”，只标明电子转移的总数。
c．线桥只出现在反应物中。
4．一些特殊物质中元素的化合价5．氧化还原反应与四种基本反应类型间的关系(1)有单质参与的化合反应是氧化还原反应。
(2)有单质生成的分解反应是氧化还原反应。
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。
专题04 氧化还原反应的基本概念和规律(知识串讲+专题过关)-2022-2023学年高一化
专题04 氧化还原反应的基本概念和规律【知识梳理】【归纳总结】一．氧化还原反应的认识1.氧化还原反应的本质和特征2.氧化还原反应的基本概念【巧解巧记】升失氧、降得还，剂性一致，其他相反。
3.氧化还原反应与四种基本反应类型的关系二．氧化还原反应的表示方法1.双线桥法双线桥法是用两条线桥来表示氧化还原反应中化合价变化或电子转移方向和数目的方法。
方法如下：一条线箭头由氧化剂中得电子的原子指向还原产物中的同种元素的原子，并标明得到的电子数，另一条线箭头由还原剂中失电子的原子指向氧化产物中的同种元素的原子，并标明失去的电子数。
可概括为“标变价、画箭头、算数目、说变化”。
2.单线桥法单线桥法是用一条线桥来表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目的方法。
方法如下：在反应物一侧，箭号起点为失电子原子，终点为得电子原子，在线上只标转移电子总数，不标“得到”“失去”。
三．氧化性、还原性强弱的比较方法1．依据氧化还原反应原理判断(1)氧化性强弱：氧化剂>氧化产物(2)还原性强弱：还原剂>还原产物2．依据元素活动性顺序判断(1)金属越活泼，其单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱。
(2)非金属越活泼，其单质氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱。
F2、Cl2、Br2、I2、SF－、Cl－、Br－、I－、S2－由左至右，非金属单质的氧化性逐渐减弱；F－、Cl－、Br－、I－、S2－，由左至右，阴离子的还原性逐渐增强。
3．依据产物中元素价态的高低判断(1)相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。
例如：(2)相同条件下，不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的其还原性强。
例如：4．依据影响因素判断(1)浓度：同一种物质，浓度越大，氧化性(或还原性)越强。
如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4，浓HNO3>稀HNO3；还原性：浓HCl>稀HCl。
(2)温度：同一种物质，温度越高其氧化性越强。
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。
高中化学第4讲 氧化还原反应的基本概念和规律
第4讲氧化还原反应的基本概念和规律课程标准知识建构1.认识有化合价变化的反应是氧化还原反应，了解氧化还原反应的本质是电子的转移。
2．知道常见的氧化剂和还原剂。
3．认识元素在物质中可以具有不同的价态，可以通过氧化还原反应实现含有不同价态同种元素的物质的相互转化。
一、氧化还原反应1．氧化还原反应的本质和特征2．对立统一的氧化还原反应基本概念及关系3．氧化还原反应中电子转移的表示方法(1)双线桥法：请用双线桥法标出铜与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：。
(2)单线桥法：请用单线桥法标出铜与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：。
4．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系【诊断1】标出下列反应中化合价变化元素的化合价，并用双线桥法表示电子转移的方向和数目：2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O上述反应中________是氧化剂，________元素被氧化，氧化产物是________，生成1 mol Cl2时转移电子数目为________，盐酸表现的性质是________。
答案KMnO4氯Cl22N A还原性、酸性二、氧化剂和还原剂1．常见氧化剂和还原剂(1)常见氧化剂及其还原产物物质类别实例还原产物活泼非金属单质X2(卤素单质) X－O2(H＋) H2O高价化合物或离子氧化物MnO2Mn2＋含氧酸浓硫酸SO2(1)氧化性是指物质得电子的性质(或能力)；还原性是指物质失电子的性质(或能力)。
(2)从元素的价态考虑：最高价态微粒只有氧化性；最低价态微粒只有还原性；中间价态微粒有氧化性和还原性。
(3)氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。
【诊断2】判断下列说法是否正确，正确的打√，错误的打×。
(1)氧化还原反应中的反应物不是氧化剂就是还原剂()(2)同一种氧化剂，其氧化能力可能受到浓度、温度或溶液酸碱性的影响()(3)实现“Cl2→ Cl－”的变化过程一定要加入还原剂()(4)阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性()(5)SO2－4、NO－3中非氧元素的化合价均为最高价，一定能表现出强氧化性()(6)物质越易失电子，还原性越强，越易被氧化，氧化性越强()答案(1)×(2)√(3)×(4)×(5)×(6)×三、氧化还原反应的规律1．守恒规律(得失电子守恒)在氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等。
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中一种重要的反应类型，也是生命活动中不可或缺的过程。
通过氧化还原反应，物质可以相互转化，释放能量或吸收能量。
本文将从氧化还原反应的基本概念、规律和应用等方面进行探讨。
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中，物质中的电子转移给其他物质的过程。
在氧化还原反应中，被氧化的物质损失电子，而被还原的物质获得电子。
氧化反应和还原反应是相互联系的，互为一对。
氧化反应中，物质失去电子，氧化态增加；还原反应中，物质获得电子，氧化态减少。
例如，2H₂ + O₂→ 2H₂O中，氢气被氧气氧化成水，氢的氧化态从0增加到+1，氧的氧化态从0减少到-2。
二、1. 氧化剂和还原剂在氧化还原反应中，氧化剂是指能够接受电子的物质，它使其他物质发生氧化反应；还原剂是指能够提供电子的物质，它使其他物质发生还原反应。
氧化剂和还原剂是相对的概念，一个物质在不同反应中可以是氧化剂，也可以是还原剂。
2. 氧化数氧化数是描述物质中原子氧化态的数值，用来表示物质在氧化还原反应中电子的转移情况。
根据氧化数的变化，可以判断物质是被氧化还是被还原。
氧化数的计算规则如下：- 单质的氧化数为0，例如单质氧的氧化数为0。
- 简单离子的氧化数等于离子的电荷，例如Na⁺的氧化数为+1。
- 氢的氧化数通常为+1，但在金属氢化物中为-1。
- 氧的氧化数通常为-2，但在过氧化物中为-1。
- 在化合物中，各元素的氧化数之和等于化合物的电荷。
3. 氧化还原反应的平衡氧化还原反应需要满足物质的质量守恒和电荷守恒原则。
在平衡状态下，氧化剂和还原剂之间的电子转移达到平衡，即氧化剂的氧化数减少的电子数等于还原剂的氧化数增加的电子数。
三、氧化还原反应的应用1. 腐蚀腐蚀是一种常见的氧化还原反应。
金属在接触空气或水时容易发生氧化反应，形成金属氧化物。
例如铁的腐蚀就是由于铁与氧气发生氧化反应形成铁氧化物。
2. 电池电池是利用氧化还原反应产生电能的装置。
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其应用【氧化还原反应的基本概念】1、有关概念之间的关系：2、常见氧化剂、还原剂：【氧化还原反应的基本规律】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1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。
应用2、判断氧化还原反应能否发生。
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氧化性逐渐减弱F－、(OH－)、Cl－、Br－、I－、S2－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）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。
如H2S和浓硫酸反应，H2S+H2SO4（浓）===S↓+SO2↑+2H2O。
高中化学必背知识点：氧化还原反应
高中化学必背知识点：氧化还原反应一氧化还原反应基本概念1．概念本质：凡有电子得失或共用电子对偏移的一类反应称氧化还原反应，得失电子数相等。
特征：是反应前后有元素化合价发生变化的反应。
2. 氧化还原反应电子转移的表示方法①双线桥法：②单线桥法：3. 重要的氧化剂和还原剂物质在反应中是作氧化剂还是作还原剂，表观上可通过元素的化合价来判断。
一般来说，元素处于最高化合价时，只能作为氧化剂；元素处于最低化合价时，只能作还原剂；元素处于中间化合价时，既可作氧化剂，也可作还原剂。
⑴常见的氧化剂常见氧化剂的氧化性顺序为：Fe3+ ＞Cu2+＞H+ ＞Fe2+ ＞Zn2+⑵常见的还原剂有常见还原剂的还原性顺序为：S2-(H2S)＞SO32-(SO2、H2SO3)＞I- ＞Fe2+ ＞Br - ＞Cl-二氧化性、还原性强弱的判断方法和依据氧化性→得电子性（填“得”或“失”），得到电子越容易→氧化性越强；还原性→失电子性（填“得”或“失”），失去电子越容易→还原性越强。
与得失电子的多少无关。
如：还原性：Na＞Mg＞Al ，氧化性：浓HNO3＞稀HNO31. 根据元素在周期表中的位置同周期元素：从左至右，金属性（还原性）逐渐减弱，非金属性（氧化性）逐渐增强；同主族元素：从上至下，金属性（还原性）逐渐增强，非金属性（氧化性）逐渐减弱。
2. 根据金属活动顺序3. 根据非金属活动顺序非金属的活动顺序一般为：F O Cl Br I S 氧化性逐渐减弱；F—O2—Cl—Br—I—S2—还原性逐渐增强。
4. 依据反应式中的反应物和生成物之间的关系氧化剂的氧化性＞氧化产物的氧化性还原剂的还原性＞还原产物的还原性5. 氧化性、还原性的强弱与温度、浓度、酸碱性的关系⑴温度：升高温度，氧化剂的氧化性增强，还原剂的还原性也增强。
如：热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
若不同的氧化剂(或还原剂)与同一还原剂(或氧化剂)发生反应时，所需温度高低不同，则温度低的氧化性(或还原性)强，反之则弱。
04 第4讲 氧化还原反应的基本概念和规律 【正文】听课正文
第4讲氧化还原反应的基本概念和规律考点一氧化还原反应的基本概念1.氧化还原反应的本质和特征2.氧化还原反应的概念及相互关系概括为“升失氧、降得还,要说剂、恰相反”。
3.氧化性和还原性(1)氧化性氧化剂在反应中表现出来的性质,是指氧化剂的性质(或能力)。
(2)还原性还原剂在反应中表现出来的性质,是指还原剂的性质(或能力)。
(3)性质与元素价态的关系①所含元素处于最高价时,物质只具有氧化性,如Mn O4-等。
②所含元素处于最低价时,物质只具有还原性,如S2-等。
③所含元素处于中间价态,物质既具有氧化性又具有还原性,如SO2等。
[微点拨]①同一种氧化剂(或还原剂)所对应的还原产物(或氧化产物)可能不同,与还原剂(或氧化剂)的性质、反应条件、反应物的浓度、溶液的酸碱性等有关。
例如,在酸性溶液中,KMnO4的还原产物一般是Mn2+,而在中性或碱性溶液中,其还原产物一般是MnO2等。
②物质所含元素的化合价处于中间价态,既有氧化性又有还原性,但以其一为主。
例如,Fe2+、S O32-主要表现还原性,H2O2主要表现氧化性。
4.常见的氧化剂和还原剂(1)常见的氧化剂常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。
例如:(2)常见的还原剂常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价态金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。
例如:5.电子转移的表示方法类型双线桥法单线桥法表示方法还原产物+氧化产物注意事项①箭头指向反应前后有元素化合价变化的 元素的原子,且需注明“得”或“失”。
②箭头的方向不代表电子转移的方向,仅表示电子转移前后的变化①箭头从 元素的原子指向元素的原子。
②不标“得到”或“失去”,只标明电子转移的总数。
③线桥只出现在反应物中应用举例3Cu (NO 3)2+2NO ↑+4H 2O6. 四种基本反应类型和氧化还原反应的关系1. 判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)(1)在氧化还原反应中,被氧化的物质和被还原的物质一定是不同的物质 ( )(2)氧化还原反应中有一种元素被氧化时,一定有另一种元素被还原 ( )(3)某元素从游离态变为化合态,该元素可能被氧化也可能被还原 ( ) (4) [2023·湖北卷] 氯气与强碱反应时既是氧化剂又是还原剂 ( )(5)向0.01 mol ·L -1 硫酸酸化的KMnO 4溶液中滴加0.1 mol ·L -1 H 2O 2溶液,溶液褪色,则H 2O 2具有氧化性 ( ) (6)反应2Na 2O 2+2H 2O 4NaOH+O 2↑与反应Cl 2+H 2OHCl+HClO 均为水作还原剂的氧化还原反应 ( )2.[2023·浙江卷] 关于反应2NH 2OH+4Fe 3+N 2O ↑+4Fe 2++4H ++H 2O ,下列说法正确的是()A. 生成1 mol N2O,转移4 mol电子B. H2O是还原产物C. NH2OH既是氧化剂又是还原剂D.若设计成原电池,Fe2+为负极产物题组一氧化还原反应概念的理解1.[2023·全国乙卷]下列应用中涉及氧化还原反应的是()A. 使用明矾对水进行净化B.雪天道路上撒盐融雪C. 暖贴中的铁粉遇空气放热D. 荧光指示牌被照发光2.[2024·辽宁朝阳重点中学联考]关于反应K2H3IO6+9HI2KI+4I2+6H2O,下列说法错误的是()A. K2H3IO6发生还原反应,具有氧化性B. 还原剂与氧化剂的物质的量之比为7∶1C. KI是还原产物D. 生成12.7 g I2时,转移0.087 5 mol电子题组二氧化还原反应的电子转移3.[2023·辽宁协作校一模]已知反应:a FeSO4+b Na2O2c Na2FeO4+2Na2O+d Na2SO4+e O2↑,a=2。
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。
氧化还原反应的基本概念和规律
氧化还原反应的基本概念和规律知识点一、基本概念及其表示方法1．本质和特征2．相关概念及其关系例如，反应MnO 2＋4HCl(浓)====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 中， ⑴氧化剂是 ，还原剂是 ，氧化产物是 ；⑵生成1 mol Cl 2时转移电子数目为 ，n(氧化剂)/n(还原剂) == ； ⑶盐酸显示的性质是 和 。
3．氧化还原反应中电子转移的表示方法写出Cu 与稀硝酸反应的化学方程式并用双线桥和单线桥分别标出电子转移的方向和数目： ⑴双线桥法。
⑵单线桥法。
4．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 补充完下图，并将下面反应类型的序号填入表中【对点练习】1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）⑴有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原反应()⑵氧化还原反应中有一种元素被氧化时，一定有另一种元素被还原()⑶氧化还原反应中的反应物，不是氧化剂就是还原剂()⑷H2O作为还原剂时，产物中一般有O2生成()⑸无单质参加的化合反应一定不是氧化还原反应()⑹某元素从游离态变为化合态，该元素一定被氧化()⑺Na2O2与水发生氧化还原反应时，Na2O2只作氧化剂()2．工业上生产下列物质，不涉及氧化还原反应的是()A．用铝矾土(主要成分Al2O3)生产金属铝B．用硫铁矿(主要成分FeS2)生产硫酸C．用海水、贝壳生产氯化镁晶体D．用氯化钠生产烧碱3．试判断下列反应是否为氧化还原反应（均省略反应条件）。
若是，并指出氧化剂和还原剂。
【规律总结】走好关键第一步——正确标出元素化合价⑴代数和法：先标出熟悉元素的化合价，再根据化合物中正负化合价的代数和为零的原则求解其他元素的化合价。
试计算：甲烷(CH 4) 中C 的化合价 。
甲酸(HCOOH)中C 的化合价。
⑵近几年高考中一些特殊物质中元素化合价判断（标注加点元素的化合价）：CuF ．eS ．2 K 2F ．eO 4 Li 2N ．H AlN ． Na 2S ．2O 3 V ．O ＋2 C ．2O 2－4 CuH ． Si 3N ．4 知识点二、常见氧化剂、还原剂1．常见的氧化剂：某些活泼的非金属单质、元素处于高价时的物质、过氧化物等。
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。
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氧化还原反应的基本概念和规律（提高）考纲要求1 •理解化学反应的四种基本类型。
2•认识氧化还原反应的本质是电子的转移。
了解生产、生活中常见的氧化还原反应。
3 •能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目。
4 •掌握物质氧化性、还原性强弱的比较 考点一：氧化还原反应1 •定义：在反应过程中有元素的化合价升降的化学反应是氧化还原反应。
2•实质：反应过程中有电子的得失或共用电子对的偏移。
3. 特征：化合价有升降。
4. 与四种基本反应的关系要点诠释:① 置换反应全部属于氧化还原反应。
② 复分解反应全部属于非氧化还原反应。
③ 有单质参加的化合反应全部是氧化还原反应。
④ 有单质生成的分解反应全部是氧化还原反应。
⑤ 有单质参与的化学反应不一定是氧化还原反应，如 ⑥ 无单质参与的化合反应也可能是氧化还原反应，如考点二：有关氧化还原反应的基本概念（四对）要点诠释：1. 氧化剂与还原剂氧化剂：得到电子（或电子对偏向、化合价降低）的物质。
还原剂：失去电子（或电子对偏离、化合价升高）的物质。
氧化剂具有氧化性，还原剂 具有还原性。
2. 氧化反应与还原反应氧化反应：失去电子（化合价升高）的反应。
还原反应：得到电子（化合价降低）的反 应。
3. 氧化产物与还原产物氧化产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物。
还原产物：氧化剂在反应中得到电子后被还原形成的生成物。
4 •氧化性与还原性氧化剂具有的得电子的性质称为氧化性；还原剂具有的失电子的性质称为还原性。
小结：氧化还原反应中各概念之间的相互关系3。
2==203 ； H 2O 2+SO 2==H 2SO 4。
上述关系可简记为：升（化合价升高）、失（电子）、氧（氧化反应）、还（还原剂） 降（化合价降低）、得（电子）、还（还原反应）、氧（氧化剂） 例如，对于反应： Mn O 2+4HCI （浓）Mn Cl 2+Cl 2f +2HO① 该反应的氧化剂是 MnO2,还原剂是 HCI ，氧化产物是 CI 2，还原产物是 MnCl 2,氧 化剂与还原剂的物质的量之比为1 : 2。
② 若反应中消耗了 8.7 g MnO 2,则被氧化的HCI 的物质的量为0.2 mol ，产生标准状况下 CI 2的体积是2.24L ，转移电子的数目为 0.2 NA 。
考点三：常见的氧化剂和还原剂① 活泼非金属单质：F 2、Cl 2、Br 2、|2、02、03 ② 高价氧化物：MnO 2③ 高价态酸：HNO 3、浓H 2SO 4④ 高价态盐：KNO 3 （ H +）、KMnO 4 （酸性、中性、 碱性）、KCIO 3、FeCl 3、K 262O 7 （酸性） ⑤ 过氧化物：H 2O 2、Na 2O 2、⑥ 其它：HCIO 、NaCIO 、漂白粉、NO 2⑦ 弱氧化剂：能电离出 H +的物质、银氨溶液、新制的 C U （OH ）22、常见的还原剂① 金属单质：IA 、IIA 、金属活动性顺序表靠前的金属 ② 非金属单质：H 2、C③ 变价元素中元素低价态氧化物： SO 2、CO ④ 变价元素中元素低价态的酸、阴离子 ：H 2S 、 S 2「、HBr 、Br 「、HI 、I 「、浓 HCI 、C 「、H 2SO 3、SO 32一⑤ 变价元素中元素低价态化合物 ：FeSO 4、Fe （OH ）2考点四：氧化还原反应电子转移的表示方法1 •双线桥法。
（1） 两条桥线从反应物指向生成物，且对准同种元素； （2） 要标明 得”失”电子，且数目要相等； （3） 箭头不代表电子转移的方向。
如：a o•! -1I _____ T得工寓化合价降個LT得电子生威丁还瘵 产物镀氧化反应韧质 性窗、常见的氧化剂一般在线桥上可不标明化合价的升降，如：2G J O+<^^€U^CO J t仍）c2e-2•单线桥法。
（1）一条桥线表示不同元素原子得失电子的情况；（2）不需标明得”“”电子，只标明电子转移的数目；（3）箭头表示电子转移的方向；（4）单线桥箭头从还原剂指向氧化剂。
如：丄1 AMnO2 + 4HCI=MnCla*Ct3t +2H,0 氣化制还瓯剂误区警示：表示方法的易错之处：①双线桥法表示电子转移不标出箭头的方向或箭头的起点和终点不落在相同的元素上。
②箭头的指向不正确。
③混淆了单线桥、双线桥所需标明的内容。
考点五：氧化还原反应的一般规律1 •性质强弱的规律 :氧化剂+还原剂T还原产物+氧化产物氧化性强弱顺序是：氧化剂>氧化产物；还原性强弱顺序是：还原剂〉还原产物。
应用：氧化性、还原性强弱比较2.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（或共用电子对偏离）与得电子总数（或共用电子对偏向）相等。
应用：可进行氧化还原反应方程式配平和有关计算。
3•价态表现性质的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。
简单表述为高价氧化低价还，中间价态两头转”。
女口：H2SO4只具有氧化性；H2S只具有还原性；SO2既具有氧化性又具有还原性，但以还原性为主；H2O2既具有氧化性又具有还原性，但以氧化性为主。
应用：判断元素或物质的氧化性、还原性。
4•转化规律：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的氧化反应，化合价的变化遵循只靠拢，不交叉”（即价态归中）；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
即是歧化律——处于中间价态的元素同时升降，例如：3CI 2+6KOH — KCIO 3+5KCI+3H 20归中律 —— 同种元素不同价态反应时， 化合价向中间靠拢，且一般符合邻位转化和互不 换位规律。
例如：2Na 2S+Na 2SO 3+6HCI===6NaCI+3S J +3H0同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化见下图：5. 反应先后的一般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；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。
例如，FeBQ 溶液中通入CI 2时，发生离子反应的先后顺序为：2Fe 2++Cl 2==2Fe 3++2C 「,2Br +Cl 2==Br 2+2CI 。
应用：判断物质的稳定性及其反应顺序。
说明：越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物质，得后就越难失电子。
考点六：氧化性、还原性的强弱判断方法说明：氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少 无关。
女口： Na —e — T Na +, AI - 3 eAI 3+，但Na 比AI 活泼，失去电子的能力强，所以 Na 比AI 的还原性强。
1.根据反应方程式氧化剂+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〉还原产物示例：根据 2Fe 3++2I —==2Fe 2++l 2, Br 2+2Fe 2+==2Br —+2Fe 3+，可以判断 Fe 3+、Br ?、I 2氧 化性由强到弱的顺序是Br 2> Fe 3+> I 2, | —、F0、Br —还原性由强到弱的顺序是I — >Fe 2+> Br2.依据金属、非金属活动性顺序(1) 依据金属活动性顺序R ： Ca Na IVlg Al Zh Fe Sfi Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au还原性逐渐减弱*K + Ca2+ Na + Id 呼+ Al 3+岛針尺国+ Sn^ Pb^ (H +) CiP+(Fe 5*)Hg3+ 血才氧化性逐渐増强r Tit 低价11\厂1£i it 低命+谢怖正S ；(2)依据非金属活动性顺序氧化,庄逐渐减弱F 02 Cl Br I' S a 还原性逐渐増强'3 •依据元素周期表（1）同周期从左到右，金属元素的金属性逐渐减弱，对应阳离子的氧化性逐渐增强；非金属元素的非金属性逐渐增强，对应阴离子的还原性逐渐减弱。
（2）同主族从上到下，金属元素的金属性逐渐增强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱；非金属元素的非金属性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。
4•依据反应条件及反应的剧烈程度反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强，如是否加热、有无催化剂及反应温度高低等。
例如：下面三个均为HCI被氧化生成Cl 2的反应：2KMnO4+I6HCI （浓）==2KCI+2MnCI 2+5CI2 f +8HOMnO 2+4HCI (浓)MnCI 2+CI2 f +2HO4HCI+O 2 2H2O+2CI2由上述反应条件由易到难，可判断反应中氧化剂的氧化性由强到弱的顺序为：KMnO 4> MnO 2> 02。
5•根据氧化还原反应的程度当有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的高低占灣扎来判断氧化剂氧化性的强弱。
女口：2Fe+3Cl2 2FeCl3, Fe+^= FeS,可以判断氧化性：CI2 > So6•依据电化学原理原电池中，负极物质的还原性一般强于正极物质；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强，在阳极先放电的阴离子的还原性强。
7 •依据物质的浓度及溶液酸碱性（1）具有氧化性（或还原性）的物质的浓度越大，其氧化性（或还原性）越强；反之，其氧化性（或还原性）越弱。
例如：氧化性：HNO 3 （浓）>HNO 3 （稀）；还原性：HCI （浓）> HCI （稀）。
（2）溶液的酸碱性对物质的氧化性、还原性强弱亦有影响，KMnO 4在酸性、中性、碱性溶液中的氧化性依次减弱。
在酸性环境中，KMnO 4的还原产物为Mn 2+ ;在中性环境中，KMnO 4的还原产物为MnO2;在碱性环境中，KMnO4的还原产物为K2MnO4。
在使用高锰酸钾作为氧化剂检验或除杂一些还原性物质时，为了现象明显，反应快速，往往使用酸性高锰酸钾溶液。
&依据温度一般来说温度升高，氧化剂的氧化性增强，还原剂的还原性也增强。
浓H2SO4具有强氧化性，如热的浓H2SO4的氧化性比冷的浓H2SO4的氧化性强。
一、选择题：（每题有1-2个选项符合题意）1 •氧化还原反应中，水的作用可以是氧化剂、还原剂、既是氧化剂又是还原剂、既非氧化剂又非还原剂等。
下列反应与Br2+SO2+2H2O H 2SO4+2HBr相比较，水的作用不相同的是（）A • 2Na2O2+2H2O> 4NaOH+O2fB • 4Fe（OH）2+O2+2H2O > 4Fe（OH）3C.2F2+2H2O> 4HF+O2D. 2Al+2NaOH+2H 2O > 2NaAIO2+3H2f2•高铁酸钾（K2FeO4）是一种新型的自来水处理剂，它的性质和作用是（）A •有强氧化性，可消毒杀菌，还原产物能吸附水中杂质B •有强还原性，可消毒杀菌，氧化产物能吸附水中杂质C有强氧化性，能吸附水中杂质，还原产物能消毒杀菌D •有强还原性，能吸附水中杂质，氧化产物消毒杀菌•下表各选项中，不能利用置换反应通过得到的一组化合物是（）4.水热法制备Fe3O4纳米颗粒的总反应为：3Fe2+ + 2S2O32- + O2 + xOH 一===Fe3O4+ &O62- + 2H2O。