氧化还原反应中的四种规律

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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

氧化还原第三课时

A、Fe3＋
B、 MnO4－
C、Cl2 D、HNO2
6. G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物。我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）。
①G→Q + NaCl
② Y + NaOH→G + Q +
H2O ③Q + H2O→X+H2 H2O
GYQZX
④ Z + NaOH→Q + X +
（阳离子的氧化性逐渐增强）
（单质的氧化性逐渐减弱）
非金
F Cl Br
I
S
属
F- Cl- Br- I-
S2-
（阴离子的还原性逐渐增强）
3.根据氧化还原反应的程度比较
不同氧化剂与相同还原剂作用时，还原剂被氧化的程度越大，
氧化剂的氧化性越强。
例如：2Fe+3Cl2 =点=燃== 2FeCl3
Fe+S
△
2、在下列反应中，
A．2F2+2 H2O== 4HF+O2↑ B．2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
C．CaO+H2O==Ca(OH)2
D．2H2O==2H2↑+O2↑
其中水是氧化剂的是______，水是还原剂的是______ __，
水既是氧化剂，又是还原剂的是___ ______，
水既不是氧化剂，又不是还原剂的是__________。（填序号）
氧化性：KMnO4＞MnO2
【特别提醒】物质氧化性、还原性强弱比较的“一个根本”和
“一个无关” “一个根本”：得失电子的难易程度； “一个无关”：与得失电子数目的多少无关。例证：Na在反应中易失去1个电子，而Al在反应中易失去3个电子，但钠比铝的还原性强。

氧化还原反应的规律和强弱判断

氧化还原反应的规律和氧化性、还原性强弱的判断第一课时主备人：陈翠平【教学目的】1、掌握氧化还原法应规律及其应用2、掌握氧化性和还原性强弱的判断依据【教学重点】氧化还原反应的规律和氧化性还原性强弱的判断的方法一、氧化还原反应四规律1、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。

例1（1993年高考题）硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水。

反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是( )。

A．1∶3 B．2∶3 C．1∶1 D．4∶3设有n摩电子得失，则得到氧化产物N2为n/6摩，还原产物SO2为n／2摩，它们的物质的量之比n／6∶n／2=1∶3，故选(A)。

2、价态规律同种元素具有多种价态时，一般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2在下列物质中，既具有氧化性又具有还原性的是( )。

A．铁B．硫C．铁和硫D．氧和铁答案：B。

（练习）请判断下列几个问题的正误：①H2S只具有还原性？②金属单质既有氧化性又有还原性③元素或物质的氧化性、还原性不只完全取决于元素的价态，有时还受浓度、酸度、温度等影响（练习）在下列各组物质中，只有还原性的是（）A、Fe、Cl-、S2-B、Cl-、CO、Na+C、Fe2+、SO42-、NO3-D、Fe3+、O2、H2S 3、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1993年全国高考化学题中涉及到NaBr、H2SO4、MnO2之间发生的主要反应的化学方程式。

我们知道，浓H2SO4，可氧化Br-，MnO2也可氧化Br-，究竟是发生反应2NaBr+3H2SO4（浓）+MnO2 2NaHSO4+MnSO4＋2H2O+Br2↑，还是2NaBr+3H2SO4（浓）=2NaHSO4+SO2↑+2H2O+Br2↑？这就要分析浓H2SO4、MnO2的氧化性哪个更强些。

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。

§1-3-2 氧化还原反应：四大规律(高一暑期衔接班)

§1-3-2、氧化还原反应的一般规律一、氧化性、还原性强弱比较规律：氧化性、还原性强弱比较（1）根据原子结构：原子半径大,最外层电子少,其单质易失电子，还原性强；原子半径小,最外层电子多,其单质易得电子，氧化性强。

氧化性、还原性的强弱并不决定于得失电子的数目，而决定于得失电子的难易程度。

金属单质的还原性看金属活动顺序表：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H)Cu Hg Ag Pt Au还原性逐渐减弱K +Ca 2+Na +Mg 2+Al 3+Zn 2+Fe 2+H +Cu 2+Fe 3+Ag +氧化性逐渐增强非金属单质的氧化性看非金属活动顺序：F 2＞Cl 2＞Br 2＞I 2＞S；非金属离子的还原性强弱看非金属活动顺序表倒过来顺序：如：S 2－＞I －＞Br －＞Cl －＞F －（2）根据反应条件：是否加热、温度高低，有无催化剂等，如：由2H 2SO 3＋O 2＝2H 2SO 4(快)2Na 2SO 3＋O 2＝2Na 2SO 4(慢)2SO 2＋O 2SO 3还原性：H 2SO 3Na 2SO 3SO 2所得结论:和同一氧化剂越容易发生反应的还原剂的还原性越强。

（3）根据反应剧烈程度：如Cu 与浓HNO 3反应剧烈，Cu 与稀HNO 3反应微弱，故氧化性：浓HNO 3稀HNO 3。

所得结论:溶液浓度越大，其氧化性越强。

（4）根据不同氧化剂与同一物质反应后，还原剂中相关元素价态高低：如Fe＋S＝FeS，2Fe＋3Cl 22FeCl 3，故氧化性：Cl 2S。

所得结论:不同氧化剂氧化同一还原剂，使还原剂的化合价升的越高，该氧化剂的氧化性越强。

（5）氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物氧化性：氧化剂的氧化性＞氧化产物的氧化性；还原性：还原剂的还原性＞还原产物的还原性；例如：2FeCl 3＋Cu＝2FeCl 2＋CuCl 2，氧化性：Fe 3＋＞Cu 2＋，还原性：Cu＞Fe 2＋。

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。

最全氧化还原反应知识点总结

最全氧化还原反应知识点总结一、氧化还原基本概念氧化还原反应是指在化学反应过程中，元素的化合价发生变化或电子发生转移的化学变化。

其中，元素化合价的升降是氧化还原反应的特征，而电子转移是其实质。

在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高的反应称为氧化反应，反之则称为还原反应。

氧化剂是指所含元素化合价升高的物质，而还原剂则是所含元素化合价降低的物质。

生成物中，所含元素化合价升高的被称为氧化产物，而所含元素化合价降低的则被称为还原产物。

二、氧化还原反应的四种基本类型氧化还原反应可以分为四种基本类型：氧化反应、还原反应、化合反应和分解反应。

其中，有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应也属于氧化还原反应。

三、氧化还原反应的有关计算在氧化还原反应中，电子转移可以使用双线桥法或单线桥法来表示。

双线桥法强调同一元素的原子或离子间的电子转移，而单线桥法则将箭头指向氧化剂，从失电子的元素出发指向得电子的元素。

四、氧化还原反应的类型氧化还原反应可以分为还原剂+氧化剂氧化产物+还原产物、部分氧化还原反应、自身氧化还原反应和归中反应四种类型。

其中，还原剂和氧化剂为不同物质参与的反应是最常见的类型。

而自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间或同一物质的同种元素之间。

归中反应则是一种非氧化还原反应，其特点是反应物中的两种物质合并生成一种新物质。

化学中，同一元素不同价态之间发生的氧化还原反应遵循以下变化规律：高价态和低价态会产生中间价态，中间价态可以相同也可以不同，但必须靠近，不能相互交叉。

例如，Cl2+ 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O 就是一种歧化反应，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。

歧化反应的反应规律是：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。

氧化性和还原性的强弱取决于得失电子的难易程度，与得失电子的数目多少无关。

氧化还原反应的一般规律

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→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”。

如：H SO只具有氧化性；H S只具有还原性；SO既具有氧化性又具有还原性，但以还原性为主；H O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：3Cl+6KOH KClO+5KCl+3H O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 S+Na SO+6HCl===6NaCl+3S↓+3H O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，FeBr溶液中通入Cl时，发生离子反应的先后顺序为：2Fe+Cl==2Fe+2Cl，2Br+Cl==Br+2Cl。

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。

高三一轮复习氧化还原反应规律总结

1、氧化还原反应：某些物质被氧化,同时某些物质被还原的反应；有元素化合价升降，电子转移(包括得失与偏移)。

2、物质氧化性、还原性的强弱取决于元素得失电子的难易程度，与得失电子的数目无关，可从“热＞冷”(温度)、“浓＞稀”(浓度)、“易＞难”(反应条件、剧烈程度)，以及金属活动性顺序表、元素在周期表中的位置、原电池原理、电解池中离子的放电顺序等角度判断；还要学会从化学反应方向的角度判断“剂＞物”(同一反应中氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性)。

3、含有最高价态元素的化合物不一定具有强氧化性。

如：HClO的氧化性强于HClO4，稀硫酸无强氧化性。

4、物质的氧化性、还原性是相对的，如H2O2与MnO4－反应作还原剂，与I－、Fe2＋、S2－、SO32—反应作氧化剂。

5、反应环境对物质氧化性、还原性有影响。

NO只有在酸性条件下才有强氧化性，而ClO－无论在酸性、中性、还是在碱性条件下都有强氧化性。

6、利用原电池正、负极判断金属的还原性时，要注意Al和Fe的特殊性。

如Mg、Al、NaOH溶液形成的原电池中Mg 作正极、Al作负极；Al或Fe、Cu、浓硝酸形成的原电池中，Al或铁为正极、Cu为负极。

氧化还原性强弱的判断7．根据氧化还原反应的方向氧化性：氧化剂>氧化产物，氧化剂>还原剂；还原性：还原剂>还原产物，还原剂>氧化剂。

8．根据元素的化合价如果物质中某元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中某元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中某元素具有中间价态，该元素既有氧化性又有还原性。

9．根据金属活动性顺序表在金属活动性顺序表中，位置越靠前，其还原性就越强，其阳离子的氧化性就越弱。

10．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。

11．根据元素周期表同周期元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；同主族元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

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。

4 第6讲氧化还原反应的基本概念和规律

第6讲氧化还原反应的基本概念和规律[高考评价要求]1．了解氧化还原反应的本质是电子的转移。

2．知道常见的氧化还原反应，并能利用氧化还原反应等概念对常见的反应进行分类和分析说明。

3．能从元素价态的角度，依据氧化还原反应原理，预测物质的化学性质和变化。

考点一氧化还原反应的基本概念1．氧化还原反应及其概念间的关系(1)本质和特征(2)概念之间的关系(3)氧化还原反应与四种基本反应类型间的关系有单质参加或生成的化学反应不一定是氧化还原反应，如3O 2=====放电2O 3；无单质参加的化合反应不一定是非氧化还原反应，如Na 2O 2与SO 2的反应是氧化还原反应。

2．电子转移的表示方法请分别用双线桥法和单线桥法表示Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：(1)双线桥法。

(2)单线桥法。

3．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、含高价态元素的化合物、过氧化物等。

例如：(2)常见还原剂常见还原剂包括活泼金属单质、非金属阴离子、含低价态元素的化合物、低价金属阳离子、某些非金属单质及其氢化物等。

例如：题组一氧化还原反应中相关概念的理解1．菜谱中记载：河虾不宜与西红柿同食。

主要原因是河虾中含有＋5价砷，西红柿中含有比较多的维生素C，两者同食会生成有毒的＋3价砷。

下列说法正确的是()A．在该反应中维生素C为氧化剂B．由上述信息可推知砒霜(As2O3)有毒C．因为河虾中含有砷元素，所以不能食用D．上述反应中河虾中的＋5价砷被氧化解析：选B。

A.该反应中＋5价As被还原为＋3价，说明维生素C具有还原性，为还原剂，A错误；B.砒霜(As2O3)中As元素为＋3价，所以有毒，B正确；C.＋5价砷无毒，所以河虾可以食用，C错误；D.As元素化合价由＋5价变为＋3价，化合价降低被还原，D错误。

2．某种飞船以N2H4和N2O4为动力源，发生反应：2N2H4＋N2O4===3N2＋4H2O，反应温度高达2 700 ℃，对于该反应，下列说法正确的是() A．该反应属于置换反应B．N2H4是氧化剂C．N2O4是还原剂D．N2既是氧化产物又是还原产物解析：选D。

高中化学知识——氧化还原反应

高中化学知识——氧化还原反应1.氧化还原反应（1）定义：凡是有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应，没有电子转移的反应就是非氧化还原反应。

（2）实质：有电子转移(得失或偏移)。

（3）特征：反应前后元素的化合价有变化。

在氧化还原反应中，电子转移（得失或偏移）和化合价升降的关系如图所示，由于氧化还原反应与元素化合价的升降有密切相关，元素化合价的升降又是由元素原子得失电子（或共用电子对偏移）所决定的。

凡是有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。

判断的依据就是寻找整个反应过程是否有元素化合价在反应前后发生变化。

（4）氧化还原反应与化合价的关系：最高价只有氧化性，如Fe3+、HNO3分子中+5价的氮元素；最低价只有还原性，如Fe、S2-等；中间价既有氧化性又有还原性。

（5）氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：2.氧化剂和还原剂（1）氧化剂和还原剂:得到电子(所含某元素化合价降低)的反应物是氧化剂；失去电子（所含某元素化合价升高）的反应物是还原剂。

①常常见的氧化剂:活波的非金属单质：O2、Cl2、Br2等；含高价金属阳离子的化合物CuCl2等；含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。

②常见的还原剂：活波或较活波的金属：K、Cu、Na、Al、Mg、Zn等；较低价金属阳离子的化合物：FeCl2等；某些非金属单质：C、H2等；含有较低化合价元素的化合物：HCl、H2S、KI等。

③在含有可变化合价元素的化合物中，具有中间价态的物质既可以做氧化剂，又可以做还原剂，如Cl2、S、SO2、H2SO3等。

（2）氧化产物和还原产物：氧化产物是发生氧化反应的物质的生成物；还原产物是发生还原反应的物质的生成物。

（3）氧化反应和还原反应：失去电子（或元素化合价升高）的反应是氧化反应；得到电子（或元素化合价降低）的反应是还原反应。

（4）氧化性和还原性：物质得到电子的能力或性质是氧化性；物质失去电子的能力或性质是还原性。

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。

氧化还原反应规律及配平

【例】
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．MCg B．Cu C．Ag D．H2
13
氧化还原反应的配平
从特征看：有化合价升降的反应从实质看：有电子转移的反应配平时抓住：失电子总数=得电子总数
升价总数=降价总数
一般化学方程式的配平步骤
*2、已知X2、Y2、Z2、W2四种物质的氧化能力为： W2>Z2> X2>Y2，判断下列氧化还原反应能发生的是 ()
A．2W–+Z2 = 2Z–+W2 B．2Z–+X2 = 2X–+Z2
√ C．2W–+Y2 = W2+2Y– D．2X–+Z2 = 2Z–+X2
4、不交叉规律：
a、同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，只靠×2
例：将NO3－+Zn+OH－+H2O→NH3+Zn(OH)42配平后,离子方程式中H2O的系数
(化学计量数)是 ( C )
A.2 B.4 C.6 D.8
升2 ×4 NO3－+ 4 Zn+7 OH－+6 H2O→NH3+ 4 Zn(OH)42-
降８×1
练习二
用化合价升降法配平下列化学方程式
NH3+ O2(纯) 3×2 ×2
N2+ H2O
-3
0
0
-2
4NH3+3O2(纯)=2N2+6H2O
2 ×2 ×3
Cu+ H2SO4(浓) 2
CuSO4+ SO2 +H2O
0
+6

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：。