氧化还原反应中的几条规律

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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_____________。

高三化学一轮复习—— 氧化还原反应的“三大”基本规律及其应用

高三化学一轮复习—— 氧化还原反应的“三大”基本规律及其应用知识梳理1．氧化还原反应规律(1)价态规律 ①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。

如Fe 3＋、Cu 2＋只有氧化性，S 2－、I －只有还原性，Cl 2、Fe 2＋既有氧化性又有还原性。

②价态归中规律不同价态的同种元素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”。

如在反应KClO 3＋6HCl===KCl ＋3Cl 2↑＋3H 2O 中，氧化产物是Cl 2，还原产物是Cl 2，1 mol KClO 3反应时转移电子数是5N A ．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 。

1 mol Cl 2反应时转移电子数为N A 。

(2)强弱规律①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”。

在反应中，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。

如根据反应Cl 2＋S 2－===S ↓＋2Cl －，可以确定氧化性Cl 2>S ，还原性S 2－>Cl －。

②先后规律a ．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Cl 2先与Fe 2＋反应。

b ．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。

(3)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。

5氧化还原反应的四大规律

3、难易规律：一种氧化剂同时遇到几种还原剂时，还原性最强的优先发生发应。一种还原剂同时遇到几种氧化剂时，氧化性最强的优先发生发应。
如：向FeBr2 中通入Cl2 ，先与Fe2+ 反应，再与Br-反应
4、不交叉规律：
同种元素不同价态之间发生反应，化合价只向中间靠拢，但不交叉。
如：最低价最低价最低价最低价中间价中间价中间价中间价中间价中间价中间价中间价最高价最高价最高价最高价
补充二：氧化还原反应的四大规律
1、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，失电子总数与得电子总数相等。
2、价规律：
举例：S
、Fe 、Cl
①元素处于最高价态时，只具有氧化性； ② 当处于最低价态时，只能具有还原性； ③ 当处于中间价态时，既有氧化性又有还原性

§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＋。

氧化还原反应中的重要规律(正式)

1、金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱；、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。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；、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，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 F－ (OH－) Cl－ Br－ I－ S2－氧化性逐渐减弱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。利用此规律可比较微粒氧化性、还原性的相对强弱。
应用：1、配平应用：、 2、计算、 3、检查双线桥是否正确、
三、强弱规律
“两强反应生成两弱”规律：两强反应生成两弱”规律：两强反应生成两弱对于自发的氧化还原反应（除高温、电解条件），），总是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。弱还原性物质。氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，
例如：已知I 例如：已知I－、Fe2+、SO2、Cl－和H2O2均具有还原性，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

氧化还原反应中的几条规律

氧化还原反应中的几条规律
1、守恒规律
在氧化还原反应中，元素的化合价有升必有降，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，失电子总数与得电子总数相等。

此外，反应前后的原子个数、物质质量也都守恒。

守恒律的应用非常广泛，通常用于氧化还原反应中的计算问题以及方程式的配平问题。

2、价态规律
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。

如 HCl，既有氧化性（由氢元素表现出的性质），又有还原性（由氯元素表现出的性质）。

3、强弱规律
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。

4、歧化规律
同一种物质分子内同一种元素同一价态的原子（或离子）发生电子转移的氧化还原反应叫歧化反应，歧化反应的特点：某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低的价态转化。

歧化反应是自身氧化还原反应的一种。

5、归中规律
（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。

（2）同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应。

如浓硫酸和SO2不能反应。

（3）同种元素的高价态氧化低价态的时候，遵循的规律可简单概括为：高到高，低到低，可以归中，不能跨越。

6、难易规律
还原性强的物质越易失去电子，但失去电子后就越难得到电子；氧化性强的物质越易得到电子，但得到电子后就越难失去电子。

规律三--氧化还原反应规律

规律三氧化还原反应规律二、电子守恒规律所有氧化还原反应过程中，还原剂失电子总数目= 氧化剂得电子总数目，即氧化剂中被还原的元素化合价的降低数= 还原剂中被氧化的元素化合价的升高数。

三、化合价的转化规律1、归中反应的归中规律：归中反应指同种元素组成的不同物质（可单质可化合物）之间发生的氧化还原反应。

在氧化还原反应过程中，同一种元素的不同化合价的物质之间发生氧化还原反应时，元素的两种化合价的变化规律必须遵循“高价+低价中间价”，即化合价“只靠拢，不交叉”。

如2H2S+SO2===3S +2H2O，S元素的化合价升高或降低到相邻的价态。

注意：同种元素的相邻价态之间不可发生氧化还原反应。

2、歧化反应的规律：歧化反应指氧化剂和还原剂是同一种物质（氧化作用和还原作用发生在同一分子内部的同一元素上），使该元素的原子一部分被氧化，另一部分被还原的自身氧化还原反应。

如Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O,Cl2既是氧化剂，又是还原剂，Cl原子的化合价的变化规律必须遵循“中间价高价+低价”。

可知：归中反应与歧化反应相对。

3、邻位转化规律：氧化还原反应过程中，任何元素的价态一般先转化为邻位价态。

如Cl-通常被氧化成Cl2，而非被氧化成更高价态的如ClO3-。

四、强弱规律物质氧化性、还原性的强弱比较（1）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；（2）热溶液>冷溶液，如热H2SO4> 冷H2SO4氧化性，即温度越高，物质氧化性或还原性越强；（3）浓溶液>稀溶液，如浓HNO3稀HNO3，即浓度越大，物质氧化性或还原性越强；（4）易>难，即与同一氧化剂反应的不同还原剂，其反应条件越容易、反应越剧烈，其还原性越强，反之亦然。

（5）根据元素在周期表中的位置序号：如同主族的非金属单质氧化性F2> Cl2> Br2> I2；（6）根据金属活动性顺序：如金属还原性K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > H2> Cu > Ag （7）根据“逆反”规律：若氧化剂得氧化性越强，其对应的简单阴离子还原性则越弱；反之亦然。

复习氧化还原反应需注意的24条基本规律

复习氧化还原反应需注意的条基本规律一、元素化合价与物质氧化性和还原性的关系、元素处于高价的物质一般只具有氧化性，在一定条件下可与还原剂反应，在生成的新物质时，该元素的化合价降低。

如：、、等，遇还原剂时、、元素化合价降低,被还原。

、元素处于低价的物质一般只具有还原性，在一定条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中，该元素的化合价升高。

如：(浓) ↑，其中中处于最低价，具有较强的还原性，可被浓氧化成，化合价升高。

再如：、、、、、中处于低价的元素，均可表现较强的还原性。

、元素处于中间价态时，该物质既有氧化性,又有还原性。

遇到强氧化剂，它作还原剂，遇到强还原剂，它作氧化剂。

如：，当遇到强氧化剂时，它只作还原剂，被氧化为；当遇到强还原剂时，它只作氧化剂，被还原为.注意：最高价元素的物质可以有氧化性，但不一定为强氧化剂，最低价元素的物质可以有还原性，但不一定为强还原剂。

如：中为其最高正价，但氧化性很弱，而中，为其最低负价，但还原性很弱。

二、影响物质氧化性、还原性的几种主要因素事物的外在因素总是通过主观因素起作用。

氧化还原反应之所以能够发生，是由氧化剂和还原剂本身性质所决定的。

氧化剂和还原剂的相当强弱达到一定程度时才能发生氧化还原反应。

一般来说只有强氧化剂和强还原剂才能发生氧化还原反应。

除此之外，还有浓度、溶液酸碱性、温度、催化剂等外在因素对物质氧化性、还原性起影响作用。

．浓度对物质氧化性、还原性的影响：一般说来，溶液浓度越高，溶质的氧化、还原性就越强。

制氯气反应中，若盐酸浓度过低则反应不能进行；因浓硫酸氧化性强于稀硫酸，所以可与浓硫酸发生氧化还原反应，而稀硫酸则不能；再如与－浓度较大时，发生氧化还原反应：－，浓度较小时发生复分解反应：－↓。

另外，氧化剂、还原剂浓度会使氧化还原产物有所不同，如稀硝酸还原产物一般是气体，浓硝酸还原产物则是。

．温度对物质氧化性、还原性的影响：一般说来，物质所受温度越高，氧化还原性就越强。

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。

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。

氧化还原反应的规律是什么

氧化还原反应的规律是什么
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。

氧化还原反应的规律及应用

由此推知氧化性强弱顺序为KMnO4>Cl2>FeCl3>I2，还原性强弱顺序为 I－>Fe2＋>Cl－>Mn2＋。所以KMnO4可氧化Cl－、Fe2＋及I－，Cl2可氧化 Fe2＋及I－，FeCl3只能氧化I－。
B
解析：根据电子守恒可得 1 mol×1＝0.2 mol×2＋0.1 mol×2×(6－n) 解之：n＝3。
氧化还原反应的规律及应用
1.反应先后规律同一氧化剂与含多种还原剂 (物质的量浓度相同 )的溶液反应时，首先被氧化的是还原性最强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂 (物质的量浓度相同 )的溶液反应时，首先被还原的是氧化性最强的物质。
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
-2 0 +4 +6
H2S
S
SO2
H2SO4
2H2S＋SO2
H2S＋H2SO4（浓）
3S ＋2H2O
S＋SO2 ＋2H2O
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：
Cl2＋2lO＋H2O
NaNO3＋NaNO2＋H2O
4．在KClO3＋6HCl(浓)
KCl＋3Cl2↑＋3H2O的反应中，被氧化
的氯原子与被还原的氯的原子个数比为 (
D
)
A．1∶6 B．6∶1 C．1∶5 D．5∶1
解析：题目中的反应为
得到1×5e-
KClO3 + 6HCl(浓)

氧化还原反应的规律

氧化还原反应的规律一、氧化还原反应的规律1、矛盾律：在一个氧化还原反应中，有氧化剂就有还原剂，有氧化反应就有还原反应，有氧化性就有还原性，有氧化产物就有还原产物，有电子失去就有电子得到，有化合价升高就有化合价降低，氧化与还原共存在一个体系中。

这一规律揭示了解决氧化还原反应的问题的基本思路是把重点放在谁升谁降、升到何处降到何处、升了几价降了几价这是个核心上。

一个只有化合价升高的反应是一个不可能的反应，写出的方程式是一个永远也配不平的方程式。

例如，在Cl 2+2NaOH ===NaCl+NaClO+H 2O 反应中，Cl 2既是氧化剂，又是还原剂，Cl 2既具有氧化性，又具有还原性，NaOH 既不是氧化剂又不是还原剂，既没有体现氧化性，也没有体现还原性，Cl 2既发生了氧化反应又发生了还原反应，NaOH 既没有发生氧化反应，也没有发生还原反应，NaCl 是还原产物，NaClO 是氧化产物，H 2O 既不是氧化产物，也不是还原产物。

2、电子守恒律：一个氧化还原反应不仅遵循原子守恒的规律，还遵循电子守恒规律。

电子守恒律指的是：在一个氧化还原反应中，失去电子的总数等于得到电子的总数。

即：失去电子的物质的量=得到电子的物质的量，n(失去电子)=n(得到电子)电子守恒律揭示了一个氧化还原反应，元素化合价升高的总数和元素的化合价降低的总数相等的事实。

即：化合价升高的总数=化合价降低的总数电子守恒律所形成的化合价升降法将是氧化还原反应方程式配平的主导方法。

电子守恒律所形成的电子守恒法将是氧化还原反应计算中主要的快捷方法。

例如，2KClO 32KCl+3O 2↑ 氯元素共得到12e －，氧元素共失去12e －。

3、价态律：氧化性是物质得到电子的性质，还原性是物质失去电子的性质。

所以，元素处在最高价的微粒一般只具有氧化性，处在最低价的微粒一般只具有还原性，处在中间价的微粒一般既具有氧化性又具有还原性，要看该微粒遇到是强氧化剂还是强还原剂，如果遇到强氧化剂，它就显示还原性，如果遇到强还原剂，它就显示氧化性。

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。

氧化还原反应的规律

安阳市2011年度教育科研论文氧化还原反应的规律--比喻的妙用论文摘要：氧化还原反应知识贯穿于中学化学始终，是中学化学的重要内容之一，同时也是难点，基本上年年都考。

倘若能巧妙地将比喻用于氧化还原反应的教学中，增加教学的趣味性和形象性，效果会更好一些。

关键词：强弱规律；价态规律；归中和歧化规律；难易规律氧化还原反应知识贯穿于中学化学始终，是中学化学的重要内容之一，同时也是难点，基本上年年都考。

倘若能巧妙地将比喻用于氧化还原反应的教学中，增加教学的趣味性和形象性，效果会更好一些。

笔者就氧化还原反应中的四个规律简单总结如下：一、强弱规律，即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。

用公式表示为：得ne¯氧化剂+ 还原剂= 还原产物+ 氧化产物失ne¯（较强氧化性）（较强还原性）（弱还原性）（弱氧化性）因此，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。

此规律可以用于在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质，亦可用于比较物质间氧化性和还原性的强弱（此类型题很常见）。

可以将此规律形象地比喻为：两个强大的国家，彼此实力相当，而思想、政治、文化却相差甚远，甚至是背道而驰，矛盾愈来愈激化，彼此都厉兵秣马，想发生战争。

一旦经历大战后，彼此实力大幅度地削弱，没有能力再起战事。

从而来说明对于氧化性：氧化剂＞氧化产物，还原性：还原剂＞还原产物。

简单地说就是“剂”＞“产物”，也可以比喻为两位素有矛盾的同学在矛盾激化到顶点发生打架之前彼此的劲都憋得足足的，而真正打架之后，却又像泄气的皮球，都没有了精神。

二、价态规律，即元素处于最高价，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。

简单地表述为“高价氧化低价还，中间价态两边转”。

氧化还原反应的四大规律

氧化还原反应的四大规律
一、反应中氧化物收缩，还原物扩大：
当一种物质发生氧化反应，以及它所能释放出来的氧化物，就会减少，而它可以接受到的还原物就会增加。

例如，当硫化锌和氯气发生反应，硫化锌氧化为硫酸铜，其中硫化锌就会减少，而氯气则会增加。

二、反应总是把氧元素运送到还原物质：
当一种物质发生氧化反应时，它可以放出氧元素。

然而，这些氧元素的最终目的总是被运送到另一种还原物质，以完成还原反应。

例如，当硫酸铜和过氧化钠发生反应时，硫酸铜将氧化为硫化铜，而过氧化钠可以接受这些氧元素，从而发生还原反应。

三、反应通常会产生微量的碱性或酸性物质：
反应的发生是由于物质的微量碱性或酸性物质而影响的。

例如，当一种氧化物和一种还原物发生反应时，反应的本质就是碱性或酸性物质的作用。

四、氧化还原反应是水的重要部分：
水中的氧化还原反应也可以做一些很有趣的事情。

例如，氧化还原反应能够帮助鱼从水中获取有氧气，还有些藻类也可以利用氧化还原反应进行光合作用来获取能量。

虽然水中反应的含量不多，但是它们可以维持水体中的氧化还原平衡，使得水能满足生物的需要。

它们也清除了陆地中的各种有害物质，使陆地生态系统能够得到保护。

氧化还原反应的规律与实例

氧化还原反应的规律与实例氧化还原反应（Redox Reaction）是化学反应中常见的一种类型，它涉及物质的氧化和还原过程。

在这种反应中，物质的电荷状态发生改变，通常涉及电子的转移。

反应规律氧化还原反应遵循一些基本规律：1. 氧化还原反应必须涉及至少一个物质的氧化和至少一个物质的还原。

氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获得电子。

2. 在氧化还原反应中，有两个基本的粒子：电子（e-）和质子（H+）。

电子转移使得物质的氧化和还原成为可能。

3. 反应中的氧化剂是氧化其他物质的物质，而还原剂则是被氧化的物质。

氧化剂接受物质的电子，而还原剂提供电子。

实例以下是一些氧化还原反应的实例：1. 金属铁在空气中氧化成铁(III)氧化物（Fe2O3）。

反应方程式如下：4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3在这个反应中，铁原子（Fe）失去了电子，被氧气（O2）氧化，形成铁(III)离子（Fe3+），同时氧气获得了电子。

2. 氧气（O2）和氢气（H2）反应生成水（H2O）。

反应方程式如下：2H2 + O2 -> 2H2O在这个反应中，氢气失去了电子，被氧气氧化，形成氢离子（H+），同时氧气获得了电子。

3. 铝（Al）和氧气（O2）反应生成氧化铝（Al2O3）。

反应方程式如下：4Al + 3O2 -> 2Al2O3在这个反应中，铝原子（Al）失去了电子，被氧气氧化，形成铝(III)离子（Al3+），同时氧气获得了电子。

这些实例展示了不同物质之间的氧化还原反应，其中一个物质被氧化，而另一个物质被还原，电子的转移使得反应能够发生。

总结起来，氧化还原反应在化学反应中扮演重要的角色。

了解反应规律和实例有助于我们更好地理解这一类型的化学反应。