氧化还原反应的基本概念和规律(提高)
氧化还原反应的基本概念
例 4 已知：①向 KMnO4 晶体中滴加浓盐酸，产生黄 绿色气体；②向 FeCl2 溶液中通入少量实验①产生的气体， 溶液变黄色；③取实验②生成的溶液滴在淀粉 KI 试纸上， 试纸变蓝色。下列判断正确的是( ) A．上述实验证明氧化性：MnO－＞Cl2＞Fe3＋＞I2 4 B．上述实验中，共有两个氧化还原反应 C．实验①生成的气体不能使湿润的淀粉- 试纸变蓝 KI D．实验②证明 Fe2 既有氧化性又有还原性
3．实质 氧化还原反应的实质是 电子得失(或共用电子 对的偏移) 。 4．氧化还原反应与四种基本类型的关系
注意：(1)对于氧化还原反应可以归结记忆为“升失 氧，降得还”，即：化合价升高，失去电子的反应为氧化 反应；化合价降低，得到电子的反应为还原反应。 (2)有单质参加或生成的化学反应不一定是氧化还原 反应，如同素异形体之间的相互转化。 二、氧化还原反应中电子转移的表示方法
特别提示 氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子 的难易，与得失电子的数目无关。
例 3 在常温下，发生下列几种反应： ①16H ＋10Z ＋2XO4 ===2X2 ＋5Z2＋8H2O ②2A2 ＋B2===2A3 ＋2B ③2B ＋Z2===B2＋2Z
－ － ＋ ＋ － ＋ － － ＋
根据上述反应，下列结论判断错误的是( A．溶液中可发生：Z2＋2A2 ===2A3 ＋2Z B．Z2 在①③反应中为还原剂
7．根据物质浓度或溶液酸碱性比较 (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。如 氧化性：HNO3(浓)＞HNO3(稀)；MnO2 能与浓盐酸反应， 但不能被稀盐酸还原。 (2)某些物质的氧化性、还原性还与溶液的酸碱性有 关。KMnO4 的氧化性按碱性、中性、酸性条件逐渐增强； ClO－、 －中性条件下无氧化性， 但酸性条件下具有强氧 3 NO3 化性。
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( )。
氧化还原规律知识点总结
氧化还原规律知识点总结一、氧化还原反应的基本概念1. 氧化还原反应的定义氧化还原反应是指在化学变化过程中，物质中原子的氧化态发生改变的化学反应。
通常情况下，沦为氧化剂的物质被氧化为更高的氧化态，而还原剂则被还原为更低的氧化态。
氧化还原反应是一种电子转移过程。
2. 氧化还原反应的特征氧化还原反应有许多的特征，其中最主要的包括：（1）原子的氧化态发生改变；（2）伴随着电子的转移；（3）发生氧化还原反应的物质中，必须至少含有一个氧化剂和一个还原剂。
二、氧化还原反应的判定1. 氧化还原反应的氧化数法氧化数法也称氧化态法或氧化数法，是化学中常用的一种方法，凭借着氧化数的变化来判断化学物质在氧化还原反应中的角色。
2. 氧化还原反应的电子转移法氧化还原反应涉及到电子的转移，因此可以通过电子转移的方式来判断氧化还原反应的发生。
三、氧化还原反应的动力学1. 氧化还原反应的速率氧化还原反应的速率与其反应物的浓度、温度和催化剂等因素有关。
通常情况下，高温、高浓度和催化剂都能够提高氧化还原反应的速率。
2. 氧化还原反应的平衡氧化还原反应在一定条件下也会达到平衡状态。
在平衡状态下，氧化剂和还原剂的浓度不再发生变化，反应速率也趋于稳定。
四、氧化还原反应的应用1. 电化学氧化还原反应是电化学中的重要反应类型，电池、电解等都是基于氧化还原反应进行的。
2. 工业生产在工业生产中，氧化还原反应也是一种重要的反应类型，例如金属冶炼、有机合成等过程中都涉及到氧化还原反应。
3. 生活应用在生活中，氧化还原反应也有诸多应用，比如燃烧、腐蚀和食品加工等都是基于氧化还原反应进行的。
总之，氧化还原反应是化学中一种重要的反应类型，其规律性和应用广泛。
深入理解氧化还原反应的规律对于学习化学和应用化学都具有重要意义。
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。
高中化学中的氧化还原反应知识点总结
高中化学中的氧化还原反应知识点总结！一、氧化还原反应的基本概念1.氧化还原反应的本质：有电子转移（得失）氧化还原反应概念图2.氧化还原反应的特征：元素化合价的变化应用：在化学方程式中标出各物质组成元素的化合价，只要有一种元素的化合价发生了变化，即可说明该反应是氧化还原反应。
口诀：升失氧氧还原剂，降得还还氧化剂（化合价上升，失电子，发生氧化反应，被氧化得到氧化产物，在反应中做还原剂；化合价下降，得电子，发生还原反应，被还原得到还原产物，在反应中做氧化剂）。
3.化学反应的分类我们把化学反应按是否发生电子转移分成两大类：氧化还原反应和非氧化还原反应。
下面我们来介绍氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：①置换反应置换反应是单质与化合物反应生成新单质和新化合物，该过程一定伴随着电子得失，故一定是氧化还原反应。
如我们熟悉的Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu，铁失2个电子生成亚铁离子，同时，铜离子得两个电子生成铜单质。
②复分解反应与置换反应性质完全相反地，复分解反应是两种化合物互相交换成分，并不存在电子转移，故一定不是氧化还原反应。
如HCl + NaOH == NaCl + H2O.③化合反应和分解反应而化合反应和分解反应既可能是氧化还原反应，如：C + O2 =点燃= CO2；2H2O2 =(MnO2)= 2H2O + O2↑；又可能是非氧化还原反应，如：CaO + H2O == Ca(OH)2；2NaHCO3=△= Na2CO3 + H2O + CO2↑.④当然，我们可以将上述关系用Venn图表示：氧化还原反应与四种基本反应关系图4.有关氧化还原的判断①判断氧化性和还原性I. 元素处于最高价态时，只有氧化性；II. 元素处于最低价态时，只有还原性；•特殊地，金属的最低价态为0价，没有负价，故金属单质只有还原性；III.元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性。
②判断氧化剂和还原剂I. 常见的氧化剂及其对应的还原产物i. 活泼非金属单质• X2 → X-（X表示F、Cl、Br、I等卤素）•O2→O2- / OH- / H2Oii. 具有处于高价态元素的化合物•MnO2→ M n2+•H2SO4→ SO2 / S•HNO3→ NO / NO2•KMnO4(酸性条件) → M n2+•FeCl3→ F e2+ / Feiii.其他•H2O2→ H2OII. 常见的还原剂及其对应的氧化产物i. 活泼的金属单质•Na → Na+•Al → A l3+ii. 活泼的非金属单质•H2→ H2O•C → CO / CO2iii.具有处于低价态元素的化合物•CO → CO2•SO2→ SO3 / SO42-•H2S → S / SO2•HI → I2•Na2SO3→ SO42-•FeCl2→ Fe3+III.特殊情况i. 在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂可能是同一种物质，氧化产物和还原产物也可能是同一种物质，如歧化反应和部分归中反应。
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。
氧化还原反应知识点总结
氧化还原反应【知识清单】知识点一、氧化还原反应的基本概念及相互关系1、氧化还原反应的实质是存在电子的转移（电子的得失或电子对的偏移），特征是反应前后元素化合价的变化；判断某反应是否属于氧化还原反应可根据反应前后化合价是否发生了变化这一特征。
2、基本概念（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。
（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。
口诀：升失氧化还原剂，降得还原氧化剂。
剂性相同，其他相反。
3．氧化还原反应的表示方法(1)双线桥法箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。
箭头方向不代表电子转移方向，仅表示电子转移前后的变化。
在“桥”上标明电子的“得到”与“失去”，且得失电子总数应相等。
如：(2)单线桥法箭头必须由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。
箭头方向表示电子转移的方向。
在“桥”上标明转移的电子总数。
4．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系(1)有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应；(2)有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应；(3)置换反应一定是氧化还原反应；(4)复分解反应一定不是氧化还原反应。
知识点二、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：F2、O2、O3、Cl2等；②含有高价态元素的化合物：HNO3、KMnO4、K2Cr2O7、浓H2SO4等；③某些金属元素的高价态离子：Fe3+、Cu2+等；④其它：H2O2、Na2O2、HClO等。
（2）常见的还原剂：①活泼的金属单质：K、Na、Fe、Mg等；②含有低价态元素的化合物：H2S、HI、CO2、SO2、H2SO3等；③某些非金属单质：H2、C等。
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。
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。
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。
第08讲 氧化还原反应的概念和规律再深化(课件)-2023届高考化学二轮复习(全国通用)
氧化
金属
产物
离子
Fe2+ H2S/S2-
2SO2/SO3
Fe3+ S、SO2
SO3、SO4
2-
HI/II2
NH3
CO
N2、NO CO2
考向1
氧化还原反应的判断
[真题示例1]
下列叙述不涉及氧化还原反应的是(
A.谷物发酵酿造食醋
)
答案 B
B.小苏打用作食品膨松剂
C.含氯消毒剂用于环境消毒
D.大气中NO2参与酸雨形成
是(
)
A.可得出氧化性的强弱顺序:O2>Cu2+>S
B.Fe3+体现氧化性的反应:2Fe3++CuS === 2Fe2++Cu2++S
C.反应过程中FeCl3作催化剂
D.保持混合溶液中FeCl3、CuCl2的量不变,
34 g H2S反应时消耗O2的质量为16 g
答案 A
解析 根据反应机理图可知,H2S先与Cu2+反应生成CuS,CuS被Fe3+氧化,发生
是K2H3IO6,两者的物质的量之比为7∶1,D项正确。
[真题示例2]
KIO3常用作食盐中的补碘剂,可用“氯酸钾氧化法”制备,该方法的第一步
反应为6I2+11KClO3+3H2O
的是(
6KH(IO3)2+5KCl+3Cl2↑。下列说法错误
)
A.产生22.4 L(标准状况)Cl2时,反应中转移10 mol eB.反应中氧化剂和还原剂的物质的量之比为11∶6
高中
化学
2023
二轮精准复习45讲
第08讲
高中化学氧化还原反应规律
高中化学氧化还原反应规律氧化还原反应是化学中非常重要的一种反应类型，也是高中化学教学中的重点内容之一。
了解氧化还原反应的规律对于深入理解化学反应机制和应用具有重要意义。
本文将介绍高中化学氧化还原反应的基本规律和相关概念。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应指的是物质在化学反应过程中失去或获得电子的过程。
其中，氧化指的是物质失去电子，还原指的是物质获得电子。
在氧化还原反应中，通常会伴随着电荷的转移和氧化态的变化。
二、氧化和还原的概念在氧化还原反应中，一个物质失去电子，被认为发生了氧化。
而另一个物质获得电子，被认为发生了还原。
一个物质在反应中既可以是氧化剂，又可以是还原剂。
氧化剂是指能够氧化其他物质并自身还原的物质，而还原剂则是指能够还原其他物质并自身氧化的物质。
三、氧化还原反应的基本规律氧化还原反应遵循一些基本规律，包括以下几点：1. 电荷守恒定律：在氧化还原反应中，电荷守恒定律成立。
即反应前后的总电荷数目保持不变。
2. 氧化态的变化：在氧化还原反应中，物质的氧化态会发生变化。
一般来说，被氧化的物质的氧化态增加，被还原的物质的氧化态减少。
3. 氧化剂和还原剂的存在：在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂是不可缺少的。
氧化剂能够从其他物质中接受电子，自身被还原，而还原剂则能够将电子转移给其他物质，自身被氧化。
4. 氧化还原电位：氧化还原反应的方向和程度可以通过氧化还原电位来判断。
氧化还原电位是指在标准状态下，一个物质在其氧化态和还原态之间接受或者给出电子的趋势。
根据氧化还原电位的高低，可以判断受测物质是偏向于氧化还是还原。
四、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。
一些典型的应用包括：1. 腐蚀的防止：氧化还原反应可以发生在金属表面，产生氧化物，形成防腐层，防止金属的进一步腐蚀。
2. 燃烧过程：燃烧是一种氧化还原反应，燃料物质失去电子氧化，而氧气则接受电子还原。
燃烧反应是人类获取能量的重要途径之一。
知识讲解_氧化还原反应的基本概念和规律(提高)
高考总复习氧化还原反应的基本概念和规律【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。
【考点梳理】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3O2==2O3；⑥无单质参与的化合反应也可能是氧化还原反应，如H2O2+SO2==H2SO4。
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：MnO2+4HCl (浓)△MnCl2+Cl2↑+2H2O①该反应的氧化剂是MnO2，还原剂是HCl，氧化产物是Cl2，还原产物是MnCl2，氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶2。
《氧化还原反应》 讲义
《氧化还原反应》讲义一、氧化还原反应的基本概念在化学世界中，氧化还原反应是一类极为重要的化学反应类型。
那什么是氧化还原反应呢？简单来说，氧化还原反应是指在反应过程中，元素的化合价发生变化的化学反应。
在氧化还原反应中，某些元素的化合价升高，被氧化；而另一些元素的化合价降低，被还原。
例如，铜与氧气反应生成氧化铜的这个过程，铜的化合价从 0 价升高到了＋2 价，铜被氧化；氧的化合价从 0 价降低到了－2 价，氧被还原。
氧化反应和还原反应是同时发生的，就像一个硬币的两面，不可分割。
有物质被氧化，就必然有物质被还原。
氧化剂和还原剂是氧化还原反应中的重要角色。
氧化剂在反应中能够使其他物质氧化，自身被还原，其化合价降低；还原剂则能够使其他物质还原，自身被氧化，化合价升高。
比如在氢气还原氧化铜的反应中，氢气是还原剂，它使氧化铜中的铜元素被还原为铜单质，自身被氧化为水；氧化铜则是氧化剂，它使氢气被氧化。
二、氧化还原反应的特征氧化还原反应的特征是化合价的升降。
通过观察化学反应中元素化合价的变化，我们就能够判断一个反应是否为氧化还原反应。
化合价的升降是由于电子的转移引起的。
在氧化还原反应中，电子从还原剂转移到氧化剂。
例如，铁与硫酸铜溶液的反应，铁原子失去两个电子变成亚铁离子，铁的化合价从 0 价升高到＋2 价；铜离子得到两个电子变成铜原子，铜的化合价从＋2 价降低到 0 价。
三、氧化还原反应的实质氧化还原反应的实质是电子的转移。
电子转移包括电子的得失和电子的偏移。
在离子化合物中，电子的转移通常表现为电子的得失；在共价化合物中，电子的转移则表现为电子的偏移。
以氯化钠的形成过程为例，钠原子失去一个电子变成钠离子，氯原子得到一个电子变成氯离子，通过电子的得失形成了离子键，从而构成了氯化钠。
而在氯化氢的形成过程中，氢原子和氯原子通过共用电子对结合在一起，由于氯原子对电子的吸引力更强，共用电子对偏向氯原子，导致氢元素显＋1 价，氯元素显－1 价，这就是电子的偏移。
氧化还原的规律
氧化还原的规律引言氧化还原反应是化学反应中最常见的一种类型，也是生物体内许多重要代谢过程的基础。
本文将从氧化还原反应的基本概念入手，探讨氧化还原的规律及其在化学和生物学中的应用。
氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中电子的转移过程。
在氧化还原反应中，一个物质失去电子，被氧化为更高的氧化态，称为氧化剂；而另一个物质得到电子，被还原为更低的氧化态，称为还原剂。
氧化还原反应可以用如下的化学方程式表示：氧化剂 + 还原剂→ 还原剂 + 氧化剂在氧化还原反应中，电子的转移伴随着能量的释放或吸收，因此氧化还原反应也是能量转化的一种形式。
氧化还原反应的规律氧化还原反应遵循一些基本的规律，包括以下几个方面：氧化态的变化规律在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，其氧化态增加；还原剂失去电子，其氧化态减小。
这种氧化态的变化规律可以用来判断反应中哪些物质起到了氧化剂或还原剂的作用。
氧化还原反应的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。
电子从还原剂转移到氧化剂，形成一个电子流。
这个电子流的方向是从还原剂到氧化剂，也就是电子从高能级转移到低能级的方向。
氧化还原反应的能量变化规律氧化还原反应伴随着能量的转化，因此反应的能量变化规律对于理解氧化还原反应非常重要。
在一些氧化还原反应中，能量的释放或吸收可以产生明显的热效应，这种热效应可以用来判断反应是放热反应还是吸热反应。
氧化还原反应的速率规律氧化还原反应的速率受到多种因素的影响，包括反应物浓度、温度、催化剂等。
一般来说，氧化还原反应的速率随着反应物浓度的增加而增加，随着温度的升高而增加，而催化剂可以提高反应的速率。
氧化还原反应在化学中的应用氧化还原反应在化学中有广泛的应用，包括以下几个方面：电化学反应电化学反应是指利用氧化还原反应产生电能或利用外部电能促进氧化还原反应的过程。
电池就是利用氧化还原反应产生电能的装置，包括干电池、蓄电池等。
此外，电解也是一种重要的电化学反应，通过外部电源提供电能，使氧化还原反应发生逆反应。
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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 MnO 2,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 ）2 2、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=MnCl a *Ct3 t +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 e AI 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£iit 低命+谢怖正扁： 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 > S o6•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4. 水热法制备Fe3O4纳米颗粒的总反应为：3Fe2+ + 2S2O32- + O2 + xOH 一===Fe3O4+ &O62- + 2H2O。