氧化还原反应的基本规律
氧化还原反应的基本规律
一、强弱规律
（1）氧化性、还原性的判断
A、氧化性是指得电子的能力，还原性是指失电子的能力。
B、氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度，与得失电子的多少
无关。
C、从元素的价态考虑：最高价态只有氧化性；最低价态只有还原性；中间
价态既有氧化性又有还原性。
（2）判断氧化性、还原性强弱常用的方法
A、根据金属的活泼性判断
1.金属的金属性越强，单质的还原性越强，其对应的离子的氧化性越弱。
2.单质的还原性：按金属活动性顺序依次减弱。
3.离子的氧化性：按金属活动性顺序依次增强（铁为）。如：
B、根据非金属的活泼性判断
非金属性越强，单质的性氧化越强，其对应的离子的还原性越弱。如：
氧化性
还原性
C、根据氧化还原反应进行的方向以及反应条件或剧烈程度来判断
1.氧化性：氧化剂＞氧化产物。
2．还原性：还原剂＞还原产物。
3. 不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应条件越易，
氧化性（还原性）越强。如：根据浓盐酸分别与KMnO ,MnO 、O 反应的条件为常温、加热、催化剂并加热，由反应条件可以判断氧化剂的氧化性顺序为：
4. 不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应条件越剧烈，
氧化性（还原性）越强。如：钠和钾分别与水反应时，钾更剧烈，所以还原性：K＞Na
D、根据原电池或电解池的电极反应判断
1. 两种不同的金属构成原电池的两极，负极金属是电子流出的极，正极金属
是电子流入的极，其还原性：负极＞正极
2. 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较强，在阳
极先放电的阴离子的还原性较强。
E、某些物质的氧化性或还原性与外界条件有关
1.温度：如浓硫酸具有强的氧化性，热的浓硫酸比冷的浓硫酸的氧化性更强。
2.浓度：如硝酸的浓度越高，氧化性越强。
3.酸碱性：如KmnO 的氧化性随酸性的增强而增强。
二、相等规律：在任何氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电
子的总数相等。此规律应用于解氧化还原反应的计算题、氧化还
原反应方程式的配平。
三、先后规律：在溶液中如果存在多种氧化剂（或还原剂），当向溶液中加入一
种还原剂（或氧化剂）时，还原剂（氧化剂）先把氧化性（还原
性）强的氧化剂（还原剂）还原（或氧化）。如把通入到溶
液中，先氧化，然后才氧化。
氧化性。还原性强弱的判断办法
(一)根据化学方程式判断
（1）氧化剂（氧化性）+还原剂（还原性）= =还原产物+氧化产物氧化剂……还原产物得电子，化合价降低，被还原，发生还原反应
还原剂……氧化产物失电子，化合价升高，被氧化，发生氧化反应
氧化性：氧化剂＞氧化产物还原性：还原剂＞还原产物
（2）可根据同一反应中的氧化剂、还原剂判断
氧化性：氧化剂＞还原剂还原性：还原剂＞氧化剂
（二）根据物质好的性顺序比较
（1）对于金属还原剂来说，金属单质的还原性强弱一般与金属活动性顺序一致即越位于后面的金属，越不容易失电子，还原性越弱。
还原性：K＞Ca＞Na＞Mn＞Al＞Zn＞Cr＞Fe＞Ni＞Sn＞Pb＞(H)＞Cu＞Ag＞Pt＞Au
（2）金属阳离子氧化性的顺序
（3）非金属活动性顺序（常见元素）F..Cl…Br…I…S
原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性增强
（三）根据反应条件判断，当不同氧化剂分别于同一还原剂反应时，如果氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来判断。反应越容易，该氧化剂就越强。
（四）根据氧化产物的价态高低来判断
当含有变价元素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来判断氧化剂氧化性强弱，如：
（五）根据元素周期表来判断
（1）同主族元素（从上到下）
非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强。
金属原子还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱。
（2）同周期主族元素（从左到右）
单质还原性逐渐增强，氧化性逐渐增强。
阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱。
（六）根据元素最高价氧化物的水化物酸碱性强弱比较
酸性越强，对应元素氧化性越强
碱性越强，对应元素还原性越强
（七）根据原电池的电极反应判断两种不同的金属构成的原电池的两极。
负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极。
其还原性：负极金属＞正极金属；电解池则相反
（八）根据物质的浓度大小判断
具有氧化性（或还原性）的物质浓度越大，其氧化性（或还原性）越强，反之则越弱。
（九）根据元素化合价价态高低判断
一般来说，变价元素位于最高价态时只有氧化性，处于最低价态时只有还原性，处于中间价态时，既有氧化性，又有还原性。一般处于最高价态时，氧化性最强，随着化合价降低，氧化性减弱还原性增强。
氧化性与还原性强弱判断的十大依据
1. 以原子结构为依据
例如，比较Na+ Mg2+ Al3+ 的氧化性强弱。Na+ Mg2+ Al3+ 三种微粒电子结构相同，但核电核数依此增大，微粒半径依此减小，故氧化性由强到弱的顺序为Al3+ ＞Mg2+ ＞Na+
2. 以元素在周期表中的位置为依据
①同主族元素从上到下原子还原性增强（氧化性减弱），离子氧化性减弱
（还原性增强）
②统周期元素，从左向右原子还原性减弱，氧化性增强。
3. 根据氧化－还原程度的大小判断
①不同氧化剂与同一还原剂反应，看还原剂被氧化的程度。使其呈高价态者氧化性强。
②不同还原剂与同一氧化剂反应，看氧化剂被还原的程度。使其呈低价态者还原性强。
4. 以反应物，产物之间的关系判断
对于氧化－还原反应一般有如下对应关系：氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物。
则氧化性：氧化剂＞氧化产物，还原性：还原剂＞还原产物。
5. 依据金属活动性顺序判断
按照金属活动性顺序，排在前面的金属元素其原子的还原性强，排在后面的金属元素其阳离子的氧化性强。例如，还原性Na>Mg>AI, 氧化性Cu2+>H+>Zn2+ 6. 根据非金属活动性顺序比较
如按F、O 、CI、Br 、I 、S的顺序从左向右原子氧化性减弱，而阴离子还原性增强。
7. 根据元素价态高低比较
①同种元素一般价态较高者氧化性强。
如氧化性：Fe3+>Fe2+Sn4+>Sn2+ ,S(+6)>S(+4)>S(0)>S(-2)
②含氧酸的比较：HCIO>HCIO
2>HCIO
3
>HCIO
4
（氧化性）
8. 根据原电池、电解池的电极反应判断
①两种不同的金属构成原电池的两极，还原性：负极金属＞正极金属
②在电解过程中，氧化性越强的金属阳离子优先在阴极放电，还原性强的
非金属阴离子优先在阳极放电。
9. 氧化性、还原性强弱与外界条件有关
①浓度。一般而言，同种氧化剂浓度大者氧化性强。如氧化性：浓HNO
3
>稀
HNO
3
②温度。升高温度氧化剂氧化性增强，还原剂还原性也增强。反之，可根据
温度条件判断氧化性和还原性强弱。如：常温下KM
n O
4
可将HCI氧化为CI
2
，
而M
n O
2
则需加热才能将HCI氧化为CI
2
，因此得知氧化性：KM
n
O
4
>M
n
O
2
③溶液得酸碱度。一般在酸性环境下，氧化性较强，如酸性KM
n O
4
或酸性K
2
CrO
7
10. 根据微粒得失电子放出（或吸收）的能量判断
当几种原子获得相同的电子数形成稳定结构的阴离子时，放出的能量越大或形成的离子稳定性越强，则该原子的氧化性越强，反之越弱；同理，当失去电子也一样
《氧化还原反应》知识点归纳
氧化还原反应知识点归纳 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。 （6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关： 温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。 酸碱性：如中性环境中不显氧化性，酸性环境中显氧化性；又如溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。 注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。如还原性：，氧化性：。 【注意】氧化还原反应中的不一定： ⑴含有最高价态元素的化合物不一定具有强氧化性。如前述的氯元素的含氧酸及其盐， 是价 态越低，氧化性超强。H3PO4中＋5价的P无强氧化性。 ⑵有单质参加的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的转化。 ⑶物质的氧化性或还原性与物质得到或掉失去电子的多少无关。 ⑷得到电子难的元素失去电子不一定容易，例如：第ⅣA族的C，既难得到电子，又难 失去电 子，与其它原子易以共价键结合。 ⑸元素由化合态变为游离态不一定是是氧化反应，也可能是还原反应。 四、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：Cl2、Br2、O2、I2、S等 （2）元素处于高价时的氧化物：CO2、NO2、SO3、MnO2、PbO2等 （3）元素处于高价时的含氧酸：浓H2SO4、HNO3等 （4）元素处于高价时的盐：KClO3、KMnO4、FeCl3、K2Cr2O7等
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_____________。 2、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： 氧化剂（具有）→所含元素化合价→电子→被→发生反应→得到产物。 还原剂（具有）→所含元素化合价→电子→被→发生反应→得到产物。 3、氧化还原反应中，四要素之间的关系是： 氧化剂+ 还原剂=== 氧化产物+ 还原产物 【练习】 用双线桥标出电子得失，指出氧化剂、还原剂；哪种物质被氧化，哪种物质被还原？ ①2Fe ＋3Cl2点燃 2 FeCl3②Cl2＋H2O＝HCl＋HClO
氧化还原反应的基本规律教学设计(一)
氧化还原反应的基本规律教学设计 一、教学目标 【知识目标】认识氧化还原反应的基本规律 【能力目标】初步学会氧化还原反应的有关规律解决实际问题 【道德情感目标】举例说明生产、生活中常见的氧化还原反应，关注与化学有关的社会热点问题，逐步形成可持续发展的思想。养成勇于实践、不断创新的科学态度，体会学习科学探究的基本方法。 二、重点与难点 【重点】氧化还原反应的基本规律中的守恒规律和价态规律 【难点】价态规律 三、教学器材：投影仪 四、教学方法与过程: 探究式教学、归纳法 教学过程 【投影】[思考与交流1]请用双线桥表示以下反应中电子转移的方向和数目3Cu+8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 在以上的化学反应里，氮元素的化合价由价降低为价，降低了价，氮元素化合价降低的总数为，氮元素得到电子总数为，则铜元素化合价升高总数为，铜原子失去电子总数为。 【教师提问】我们能从刚才题目中总结出什么规律？ 【学生思考并讨论】 [归纳与整理] 【投影】二、氧化还原反应的基本规律及作用 1、电子守恒规律 还原剂失电子总数（或物质的量）=氧化剂得电子总数（或物质的量） 还原剂化合价升高总数=氧化剂化合价降低总数 作用：有关氧化还原反应的计算 配平氧化还原反应方程式 [课堂训练]1.在反应6KOH+3Cl2===KClO3+5KCl+3H2O中，被氧化与被还原的原子个数比是( ) A．1:5 B、1:4 C．1:3 D．1 : 2
【投影】[思考与交流2]下列粒子具有氧化性还是还原性？ Al 3+、S 2-、Fe 2+、H +、Cl -、HCl [归纳与整理] 【投影】2、价态规律 （1）高低规律 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，既有氧化性又有还原性。 作用：判断物质的氧化性、还原性 金属单质只有还原性，非金属单质大多数既有氧化性又有还原性 [课堂训练]2.下列物质中，按只有氧化性、只有还原性、既有氧化性又有还原性的顺序排列的一组是（ ） A. Al 3+、K 、HCl B. Cl 2、Al 、H 2 C. NO 2、Na 、 N 2 D. O 2、SO 2、H 2O 3.下列粒子中，都既具有氧化性又具有还原性的一组是（ ） A. S 、Cl -、H + B. NO 3-、ClO -、Na + C. H 2S 、SO 2、 Fe 2+ D. MnO 4-、SO 32-、Fe 【投影】[思考与交流3]用双线桥表示电子得失; KClO 3+6HCl==KCl+3Cl 2↑+3H 2O [学生答案] 【投影】（2）价态归中规律 同种元素化合价发生变化时， ①能不变就不变 +5 失去6×1e - 得到1×6e - 2↑+3H 2O × +3H 2O √ +5 - 得到1×5e -
高一化学必修一氧化还原反应知识点
氧化还原反应 1、概念 定义：有电子转移（得失或偏移）的反应就叫做氧化还原反应。 判断的依据：化合价是否有变化 本质：有电子转移（得失或偏移） 反应历程：氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。 例1.下面有关氧化还原反应的叙述正确的是 ( ) A.在反应中不一定所有元素的化合价都发生变化 B.肯定有一种元素被氧化，另一种元素被还原 C. 物质所含元素化合价升高的反应是还原反应 D.某元素从化合态变为游离态时，该元素一定被还原 【巩固】判断下列化学反应哪些是属于氧化还原反应。 ⑴2Mg+O2点燃2MgO CaO+H2O=Ca(OH)2 ⑵2KMnO4△ K2MnO4+MnO2+O2↑Cu(OH)2△CuO+H2O ⑶C+2CuO高温2Cu+CO2Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑ ⑷2HCl+CaCO3=CaCl2+CO2↑+H2O KCl+AgNO3=AgCl↓+KNO3 ⑸3NO2+H2O=2HNO3+NO2H2S+SO2=3S+2H2O 氧化性：是指物质得电子的能力。处于高价态的物质一般具有氧化性。 还原性：是指物质失电子的能力，一般低价态的物质具有还原性。
【练习】1、指出下列氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。 ⑴4P+5O2点燃2P2O5⑵2KClO3催化剂 △ 2KCl+3O2 ⑶2KMnO4△ K2MnO4+MnO2+O2↑⑷S+2KNO3+3C△2S+3CO2↑+N2↑ ⑸2H2S+SO2=3S+2H2O ⑹3NO2+H2O=2HNO3+NO ⑺4FeS2+11O2高温2Fe2O3+8SO2 ⑻Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑MnO2+4HCl（浓）△MnCl2+Cl2↑+2H2O ⑼3Cu+8HNO3 （稀）=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 2.已知下列反应：①2Na+2H2O=2NaOH+H2↑②2F2+2H2O=4HF+O2 ③Cl2+H2O=HCl+HclO ④2NaCl+2H2O 电解 2NaOH+H2↑+Cl2↑⑤CaO+H2O=Ca(OH)2 ⑥CaCO3+H2O=Ca(HCO3)2 (1)其中水在反应中作氧化剂的反应是(填代号下同) . (2)其中水在反应中作还原剂的反应是 . (3)其中水在反应中既不作氧化剂也不作还原剂的反应是. 3.在K2Cr2O7+14HCl＝2KCl+2CrCl3+3Cl2↑+7H2O反应中，是氧化剂；是还原剂；元素被氧化；元素被还原；是氧化产物；是还原产物；电子转移的总数是 . 3、氧化还原反应实质的表示方法 (1)双线桥法 a、两条线桥从反应物指向生成物，且对准同种元素 b、要标明"得"、"失"电子，且数目要相等。 c、箭头不代表电子转移的方向。 举例： (2)电子转移法即单线桥法 a、一条线桥表示不同元素原子得失电子的情况。 b、不需标明"得"、"失"电子，只标明电子转移的数目。 c、箭头表示电子转移的方向。 d、单线桥箭头从还原剂指向氧化剂。 举例： 【巩固】分别用双线桥和单线桥表示下列氧化还原反应电子的转移。 ⑴2Mg+O2点燃2MgO ⑵2KClO3MnO2 △ 2KCl+3O2 ⑶C+2CuO高温2Cu+CO2⑷Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑ 4、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 (1)置换反应都是氧化还原反应。 （2化合反应不都是氧化还原反应。有单质参加的化合反应是氧化还原反应。 （3分解反应不都是氧化还原反应，有单质生成的分解反应才是氧化还原反应。
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S ②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S ③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；
氧化还原反应的相关规律.
氧化还原反应的相关规律 一、就近原则 eg: KClO3 + 6HCl ===KCl + 3Cl2↑+ 3H2O 反应中KClO3中的氯元素为+5价，而HCl中的氯元素为-1加价，产物中KCl中的氯元素为-1价，Cl2中的氯元素为0价，那么究竟是由+5到-1、还是由+5到0呢？在这里就运用了就近原则，因+5离0比+5离-1要近，所以应为+5到0； 其中+5价的氯只有一个，而0价的氯有6个，说明6个0价的氯中只有一个是由+5价得电子而转化为0价，其余的5个则必然是由-1价转化而来的。 习题：H2SO4 + H2S ===== S + SO2↑+2H2O 应为：+6价的硫→+4价的硫 -2价的硫→0价的硫 转移电子总数为2个电子 二、①、同种元素的不同种价态，最高价的元素只有氧化性，最低价的元素只有还原性，处于中间价 态的元素既有氧化性又有还原性。 Eg:Cl 有-1 0 +1 +5 +7 五种价态 当处于-1价时则只有还原性当处于+7价是则只有氧化性 而处于0 +1 +5 价态是既有氧化性又有还原性 *只限于元素、而不是物质：eg: HCl中H为+1价，是氢元素的最高价，从而导致HCl具有一定的氧化性，而氯则为-1价，处于最低价态，又致使HCl具有一定的还原性，所以HCl既有氧化性又有还原性，不能单纯的看其中某一种元素。 而在物质中某元素处于中间价态时，我们就能说这种物质既有氧化性又有还原性 eg：SO2 硫元素处于中间价态（+4价），既有氧化性，又有还原性。 ②、0、+1 、+5 、+7 均具有一定的氧化性（无-1价,-1价只有还原性，无氧化性） -1、0、+1、+5均具有一定的还原性（无+7价） 化合价越高，该价态的元素所具有的氧化性越强；反之价态越低该元素的还原性越强 也就是说氯的氧化性：+7>+5>+1>0 还原性：-1>0>+1>+5 *通常只适用于元素，而不是物质 eg:HClO4(高氯酸)中氯元素为+7价高于HClO中氯元素的+1价，但氧化性却是HClO> HClO4三、左大于右（氧化剂、氧化产物具有氧化性；还原剂、还原产物具有还原性） 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 eg：2HBr + H2SO4(浓) Br2 + SO2↑+ 2H2O 氧化剂：化合价降低H2SO4(浓) 氧化产物：化合价升高得到的产物Br2 还原剂：化合价升高HBr 还原产物：化合价降低得到的产物SO2 氧化性：H2SO4(浓)> Br2 还原性：HBr> SO2 习题： 判断有关物质还原性强弱顺序 I2 + SO2 +2H2O ==== H2SO4 + 2HI
氧化还原反应的基本规律及其应用
第3节氧化还原反应导学案（第3课时） -------------------氧化还原反应的基本规律及其应用【学习目标】 知识与技能：1．学习氧化还原反应的规律，理解氧化还原反应中的得失电子守恒。 过程与方法：通过对氧化还原反应规律的学习，练习归纳推理能力。 情感态度与价值观：通过对氧化还原反应规律的学习，增强科学的态度、探索精神。【学习重点】氧化还原反应的规律 【新课导学】 《导入》将Zn片加入Cu(NO3)2与AgNO3的混合溶液中，按反应的先后写出离子方程式。 一、强弱律： 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。 二、优先律： 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1】已知：Fe3++2I－==2Fe2++I22Fe2++Br2==2Fe3++2Br－向含有1molFeI2和2molFeBr2的溶液入2molCl2，此时被氧化的离子及对应物质的量分别是 ___________ 。 往FeBr2溶液入少量Cl2，哪种离子先被氧化？若改为FeI2呢？ 答案由于还原性I－>Fe2＋>Br－，所以往FeBr2溶液入少量Cl2，首先被氧化的是Fe2＋； 向FeI2溶液入少量Cl2，首先被氧化的是I－。 三、价态律： 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，处于中间价时既具有氧化性又具有还原性。利用此规律可以帮助我们准确判断 注意：①元素处于最高价，只具有氧化性，但不一定氧化性最强。 ②金属元素无负价，F、O无正价。 【例2】下列微粒中：H＋、Cu2＋、Ag＋、Fe2＋、Fe3＋、Cl－、S2－、I－、Na，其中只有氧化性的是___________________________；只有还原性的是______________________；
高一化学氧化还原反应总结
氧化还原反应1、从得失氧的角度认识氧化还原反应：根据反应物中物质是否得到氧或者失去氧，将化学反应分为氧化反应和还原反应； 注：氧化反应和还原反应一定是同时发生的； 2、从化合价升降角度认识氧化还原反应：元素化合价升高的反应时氧化反应；元素化合价降低的反应是还原反应； 注：凡是有元素化合价升降的反应都是氧化还原反应，氧化还原反应不一定有氧的得失； 3、从电子转移角度认识氧化还原反应：①从电子得失的角度分析，失电子，化合价升高，被氧化；得电子，化合价降低，被还原；②从共用电子对角度分析，非金属原子间不易得失电子形成化合物，它们通过共用电子对达到8（2）个电子的稳定结构。电子对常偏向其吸引力较强的原子（显负价），而偏离其吸引力较弱的原子；注：氧化还原反应的本质：有电子转移（电子得失或共用电子对偏离）的反应； 氧化反应的本质：元素失去电子或者共用电子对偏离的反应； 还原反应的本质：元素得到电子或者共用电子对偏向的反应； 4、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系： 化合反应：有单质参加的化合反应都是氧化还原反应； 分解反应：有单质生成的分解反应都是氧化还原反应； 置换反应：所有的置换反应都是氧化还原反应； 复分解反应：复分解反应都不是氧化还原反应； 注：有单质参加的反应不一定都是氧化还原反应，例如氧气在放电的情况下可以生成臭氧； 5、氧化剂：在氧化还原反应中得到电子的物质；
还原剂：在氧化还原反应中失去电子的物质； 氧化剂具有氧化性：物质中所含元素的原子或离子得电子能力越强，则物质的氧化性就越强； 还原剂具有还原性：物质中所含元素的原子或离子失电子能力越容易，则物质的还原性就越强； 氧化产物：物质失电子被氧化的生成物，具有得电子的性质（氧化性）； 还原产物：物质得电子被还原的生成物，具有失电子的性质（还原性）； 注：还原剂：有还原性，被氧化，化合价升高，失电子，发生氧化反应，转化成氧化产物 氧化剂：有氧化性，被还原，化合价降低，得电子，发生还原反应，转化成还原产物 6、常见的氧化剂和还原剂： 常见的氧化剂：①活泼的非金属单质：O2，Cl2，Br2，I2②高价金属阳离子：Fe3+，Cu2+，Ag+ ③高价或较高价含氧化合物：MnO2、KMnO4、K2Cr2O7、HNO3、H2SO4、KClO3④其他：H2O2，Na2O2； 常见的还原剂：①活泼或较活泼金属：K，Na，Ca，Mg，Al，Zn，Fe；②某些非金属单质：C，H2；③低价金属阳离子：Cu+，Fe2+；④非金属阴离子：S2-，I-，Br-，Cl-； ⑤较低价化合物：CO，SO2，H2S，NH3； 注：若元素处于最高价态，则只表现氧化性，作氧化剂；若元素处于最低价态，则只表现还原性，作还原剂；若元素处于中间价态，则既表现氧化性又表现还原性，既可作氧化剂又可作还原剂； 7、氧化剂、还原剂强弱的判断； ①根据金属活动顺序判断：在金属活动顺序表中，从左到右原子的还原性逐渐减弱，
氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点
氧化还原反应核心规律总结 与运用大盘点 -标准化文件发布号：（9556-EUATWK-MWUB-WUNN-INNUL-DDQTY-KII
氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点 《考试大纲》明确指出了氧化还原反应的考试范围，其主要内容包括：⑴氧化剂、还原剂，氧化产物、还原产物的判断；⑵氧化剂的氧化性或还原剂的还原性的相对强弱的判断；⑶氧化还原反应方面的种种计算；等等。为此，在复习中必须熟练地掌握好这些知识，同时，还要善于从这些知识中去挖掘隐含着的重要核心规律，学会运用这些规律去解决涉及氧化还原反应知识方面的各种问题，最终达到真正掌握知识的目的。 一、重要核心规律总结 规律之一：性质规律 1. 某元素处于最高价态时，则该元素只具有氧化性。这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能降低，不可再升高。例如，K Mn +7O 4、H 2S +6 O 4、H ＋ 、N +5O 3－、F 0 2(无正价)等。 2. 某元素处于最低价态时，则该元素只具有还原性。这是因为在氧化还原 反应中，该元素的化合价只能升高，不可能再降低。例如，K C -1 l 、N 0 a(无负价)、Na 2S -2 等。 3. 某元素处于中间价态时，则该元素既具有氧化性又具有还原性。这是因为在一定条件下，该元素的化合价可能升高或降低。例如，C 0 、S 0 、Fe +2 、S +4 O 2 等。 4. 金属单质只具有还原性，非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性，少数只具有氧化性。 5. 含同种元素相邻价态的两物质之间不发生氧化还原反应。例如，C 与CO ，CO 与CO 2，Cl 2与HCl ，浓H 2SO 4与SO 2等均不能发生氧化还原反应。 根据这个规律，可以帮助我们准确判断物质（微粒）可否作为氧化剂（或还原剂），可否发生氧化还原反应。 规律之二：强弱规律 在一个氧化还原反应中，各物质（微粒）的氧化性、还原性强弱分别为： 氧化性：氧化剂＞氧化产物
【步步高】2020高考化学大一轮复习讲义 第二章 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 [考纲解读] 1.了解氧化还原反应的本质是电子转移。2.了解常见的氧化还原反应。 考点一用分类思想理解氧化还原反应 1．根据反应中有无________转移或元素____________是否发生变化，可以把化学反应划分为____________反应和____________反应。 判断氧化还原反应的最佳判据是______________________。 2．四种基本反应类型和氧化还原反应的关系可用下图表示： 1．下列反应属于氧化还原反应的是____________，属于化合反应的是______________，属于分解反应的是___________________________________________________________， 属于置换反应的是____________，属于复分解反应的是______________。 A．Cu 2S＋O 2 ===2Cu＋SO 2 B．3O 2 ===2O 3 C．Fe 2O 3 ＋3CO===== △ 2Fe＋3CO 2 D．2Na＋2H 2O===2NaOH＋H 2 ↑ E．CaCO 3===== △ CaO＋CO 2 ↑ F．2H 2O 2 ===2H 2 O＋O 2 ↑ G．SO 3＋H 2 O===H 2 SO 4
H．2Fe＋3Cl 2===== △ 2FeCl 3 I．H 2SO 4 ＋2NaOH===Na 2 SO 4 ＋2H 2 O 考点二结合实例理解氧化还原反应的相关概念 实例：在Fe 2O 3 ＋3CO===== 高温 2Fe＋3CO 2 的反应中________是氧化剂，________是还 原剂；________元素被氧化，________元素被还原；Fe 2O 3 具有氧化性，CO具有 还原性；________是氧化产物，________是还原产物。 1．相关概念 还原剂在反应中表现为所含元素的化合价________，实质上____电子。还原剂具有________，反应时本身被__________________________________________________， 发生________反应，得到________产物。 氧化剂在反应中表现为所含元素的化合价__________，实质上______电子。氧化剂具有________性，反应时本身被________，发生________反应，得到________产物。 2．常见氧化剂和还原剂 (1)常见氧化剂 ①某些活泼的非金属单质：如Cl 2 ，一般被还原为________。 ②元素处于高价态的物质：如浓硫酸，一般被还原为________。 ③过氧化物：如H 2O 2 ，一般被还原为________。 (2)常见还原剂 ①活泼的金属单质：如Zn，一般被氧化为________。 ②某些活泼的非金属单质：如H 2 ，一般被氧化为________。 ③元素处于低价态的物质：如CO，一般被氧化为________。 (3)具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性。 还原产物中间价态氧化产物
高一化学氧化还原反应精选练习题
强电解质： 1、强酸：HCl 盐酸 H 2SO 4 硫酸 HNO 3 硝酸 HBr氢溴酸 HI氢碘酸 HCLO 4 高氯酸 2、强碱：NaOH KOH Ba(OH) 2 Ca(OH) 2 3、绝大多数盐：高中见到的盐全部是强的电解质 金属化合物：a、氧化物：氧化钙CaO 氧化钠NaCl 氧化镁MgO 氧化Al 2O 3 氧化锌 ZnO 氧化盐铁FeO 氧化铁Fe 2 O 3 氧化铜CuO 氧化汞HgO 氧化银AgCl b、过氧化合物：过氧化钠Na 2O 2 c、金属碳化物：碳化钙CaC 2 d、金属硫化物：硫化钙CaS 2二硫化亚铁FeS 2 弱电解质： 1、弱酸：碳酸H 2CO 3 亚硫酸H 2 SO 3 醋酸CH 3 COOH 氢硫酸H 2 S 氢氟酸HF 硅酸H 2SiO3 原硅酸H 3 SiO 4 所有的有机酸 2、弱碱：一水合氨NH3.H2O 所有的除强碱的氢氧化金属R(OH) 3、水H2O也是弱电解质 非电解质： 1、非金属氧化物：二氧化碳二氧化硫一氧化碳三氧化硫二氧化氮 一氧化氮 2、大多数有机物：甲烷乙醇蔗糖（有机酸和有机盐除外） 3、非金属化合物：氨气 (1)氧化反应：失去电子(化合价升高 )的反应。 (2)还原反应：得到电子(化合价降低 )的反应。 (3)氧化剂(被还原 )：得到电子的反应物(所含元素化合价降低的反应物)。 (4)还原剂(被氧化 )：失去电子的反应物(所含元素化合价升高的反应物)。 (5)氧化产物：还原剂失电子被氧化后的对应产物(包含化合价升高
的元素的产物)。 (6)还原产物：氧化剂得电子被还原后的对应产物(包含化合价降低的元素的产物)。 （7）强氧化剂与强还原性相遇时，一般都会发生氧化还原反应。 如：H2SO4(浓)与金属、H2S、S2－、HI、I－、HBr、Br－、Fe2＋、P等。 Cl 2与金属、H 2 S、S 2 －、HI、I－、HBr、Br－、Fe 2 ＋、H 2 、SO2、、H2SO3等。 HNO3与金属、H2S、S2－、HI、I－、HBr、Br－、Fe2＋、P、SO2、、H2SO3等。 （8）．元素处于最高价时只有氧化性，在反应中只作氧化剂； 元素处于最低价时只有还原性，在反应中只作还原性； 元素处于中间价态时，在反应中化合价既可升高又可降低，既有氧化性又有还原性，既可作氧化剂又可作还原性。 练习题 1下列类型的反应，一定发生电子转移的是( ) A.化合反应 B．分解反应 C．置换反应 D．复分解反应2下列有关氧化还原反应的叙述中正确的是( ) A.在反应中不一定所有元素化合价都发生变化 B．肯定有一种元素被氧化另一种元素被还原 C．非金属单质在反应中只能得电子 D．金属单质在反应中失电子被还原 3已知下列反应： 2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2① 2FeCl2＋Cl2===2FeCl3② I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI③
氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点
氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点 《考试大纲》明确指出了氧化还原反应的考试范围，其主要内容包括：⑴氧化剂、还原剂，氧化产物、还原产物的判断；⑵氧化剂的氧化性或还原剂的还原性的相对强弱的判断；⑶氧化还原反应方面的种种计算；等等。为此，在复习中必须熟练地掌握好这些知识，同时，还要善于从这些知识中去挖掘隐含着的重要核心规律，学会运用这些规律去解决涉及氧化还原反应知识方面的各种问题，最终达到真正掌握知识的目的。 一、重要核心规律总结 规律之一：性质规律 1. 某元素处于最高价态时，则该元素只具有氧化性。这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能降低，不可再升高。例如，KMn +7O 4、H 2S +6O 4、H ＋、N +5O 3－、F 02(无正价)等。 2. 某元素处于最低价态时，则该元素只具有还原性。这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能升高，不可能再降低。例如，KC -1l 、N 0a(无负价)、Na 2S -2等。 3. 某元素处于中间价态时，则该元素既具有氧化性又具有还原性。这是因为在一定条件下，该元素的化合价可能升高或降低。例如，C 0、S 0、Fe +2、S +4O 2 等。 4. 金属单质只具有还原性，非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性，少数只具有氧化性。 5. 含同种元素相邻价态的两物质之间不发生氧化还原反应。例如，C 与CO ，CO 与CO 2，Cl 2与HCl ，浓H 2SO 4与SO 2等均不能发生氧化还原反应。 根据这个规律，可以帮助我们准确判断物质（微粒）可否作为氧化剂（或还原剂），可否发生氧化还原反应。 规律之二：强弱规律 在一个氧化还原反应中，各物质（微粒）的氧化性、还原性强弱分别为： 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 根据这个规律，可以帮助我们判断出氧化还原反应中各物质（微粒）的氧化性或还原性的相对强弱；帮助我们选择合适的氧化剂或还原剂；帮助我们帮助判断一个氧化还原反应能否发生。 规律之三：价态变化规律 1. 中间变两头——歧化反应。例如，3C 0l 2+6KOH=5KC -1l+KCl +5O 3+3H 2O 。 2. 两头变中间——归中反应（不同价态的同种元素之间的反应）。例如， H 2S +6O 4(浓)+H 2S -2=S +4O 2↑+S 0↓+2H 2O 、6HC -1l+K C +5lO 3=KCl+3C 0l 2↑+3H 2O 。 说明：当氧化剂为强的氧化剂或者氧化剂过量时，还原剂可转化成比其邻位价态更高的产物（不可出现交叉现象）；反之亦然。例如，⑴H 2S+3H 2SO 4(浓，过量)＝4SO 2↑+4H 2O (H 2S -2……→(S 0)……→S +4O 2)；⑵3H 2S(过量)+H 2SO 4(浓)＝4S ↓+4H 2O (H 2S +6O 4 ……→(S +4O 2) ……→S 0)。 根据这个规律，可以准确判断氧化还原反应中的氧化产物和还原产物，标明电子转移的
规律二氧化还原反应的基本规律
规律二氧化还原反应的基本规律及应用 1．性质强弱规律 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)。 2．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较强的物质；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较强的物质，即强者优先反应。 3．价态归中规律 即同种元素不同价态之间的反应，高价态的元素化合价降低，低价态的元素化合价升高，但升高与降低的化合价不能交叉。 如：KClO3＋6HCl===3Cl2＋KCl＋3H2O，氧化剂：KClO3，还原剂：HCl，氧化产物：Cl2，还原产物：Cl2。 4．邻位价态规律 氧化还原反应发生时，其价态一般先变为邻位价态。 如：(1)Cl－被氧化成Cl2，而不是更高价态氯元素。 (2)S2－一般被氧化为S，S单质一般被氧化成SO2。 (3)ClO－、ClO－3作氧化剂、Cl－作还原剂时，一般被还原成Cl2，而不是Cl－。 5．电子守恒规律 对于氧化还原反应的计算，关键是氧化还原反应的实质——得失电子守恒，列出守恒关系求解，即n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。
(一)由方程式判断强弱 1．已知常温下，在溶液中可发生如下反应：Ce4＋＋Fe2＋===Fe3＋＋Ce3＋，Sn2＋＋2Fe3＋===2Fe2＋＋Sn4＋。由此推断Fe2＋、Ce3＋、Sn2＋的还原性由强到弱的顺序是() A．Sn2＋、Fe2＋、Ce3＋B．Fe2＋、Ce3＋、Sn2＋ C．Fe2＋、Sn2＋、Ce3＋D．Ce3＋、Fe2＋、Sn2＋ (二)依据强弱顺序判断反应是否发生 2．已知Co2O3在酸性溶液中易被还原成Co2＋，Co2O3、Cl2、FeCl3、I2的氧化性依次减弱。下列反应在水溶液中不可能发生的是() A．3Cl2＋6FeI2===2FeCl3＋4FeI3 B．Cl2＋FeI2===FeCl2＋I2 C．Co2O3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O D．2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2 (三)相互竞争的反应 3．已知氧化性Br2>Fe3＋。FeBr2溶液中通入一定量的Cl2，发生反应的离子方程式为 a Fe2＋＋ b Br－＋ c Cl2―→ d Fe3＋＋ e Br2＋ f Cl－ 下列选项中的数字与离子方程式的a、b、c、d、e、f一一对应，其中不符合反应实际的是() A．24322 6 B．02101 2 C．20120 2 D．22221 4 规律总结 正确运用有关氧化性、还原性强弱的比较规律，对于提高解题能力有很大帮助。有关物质的氧化性或还原性的比较可以从多个角度进行考查，涉及的知识面很广，常考的判断依据： (1)根据金属活动性顺序比较。 ①金属活动性顺序：金属单质的还原性从K→Au逐渐减弱，其对应离子的氧化性从K＋→Au2＋逐渐增强。 ②非金属活动性顺序：一般某元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，对应非金属离子的还原性越弱。 (2)根据原电池两极和电解池两极的放电顺序进行判断。原电池中，活动性较强的金属作负极，活动性较弱的金属作正极；电解池中，阳极上物质的放电顺序即为对应物质还原性由强到弱的顺序，阴极上的阳离子放电顺序即为阳离子氧化性由强到弱的顺序。
高一化学氧化还原反应测试题
高一化学氧化还原反应 测试题 Document number：WTWYT-WYWY-BTGTT-YTTYU-2018GT
一、选择题： 1．有关氧化还原反应的叙述正确的是（） A．氧化还原反应的实质是有氧元素的得失 B．氧化还原反应的实质是元素化合价的升降 C．氧化还原反应的实质是电子的转移（得失或偏移） D．物质所含元素化合价升高的反应是还原反应 2．下列化学反应基本类型中一定是氧化还原反就的是（） A．化合反应 B．分解反应 C．复分解反应 D．置换反应3．下列哪一个反应表示二氧化硫被还原（） A．SO 2+2H 2 O+Cl 2 H 2 SO 4 +2HCl B．SO 2 +H 2 S 2H 2 O+3S C．SO 2+2NaOH Na 2 SO 3 +H 2 O D．SO 2 +Na 2 CO 3 Na 2 SO 3 +CO 2 ↑ 4.下列化学方程式中电子转移不正确的是（） 5.某元素在化学反应中由化合态变为游离态，则该元素（） A．一定被氧化 B．一定被还原C．既可能被氧化又可能被还原 D．以上都不是 6．下列反应盐酸作还原剂的是（） A．MnO 2+4HCl(浓) △ MnCl 2 +Cl 2 ↑+2H 2 O B．CaCO 3+2HCl CaCl 2 +CO 2 ↑+H 2 O C．2HCl+Zn ZnCl 2 +H 2 ↑ D．2KMnO 4+16HCl 2KCl+2MnCl 2 +5Cl 2 ↑+8H 2 O 7.在Fe 2O 3 +3CO 高温 2Fe+2CO 2 反应中，Fe 2 O 3 ( )
A.在被氧化 B.是氧化剂 C.被还原 D.是还原剂8．下列变化需要加入还原剂才能实现的是（） A．Na 2SO 3? ?→ ? SO2 B．HCl? ?→ ? Cl2 C．H 2SO 4 (浓)? ?→ ? SO2 D．SO2? ?→ ? S 9．下列反应属于氧化还原反应，但水既不作氧化剂也不作还原剂的是（） A．CO 2+H 2 O H 2 CO 3 B．2Na 2O 2 +2H 2 O 4NaOH+O 2 ↑ C．3Fe+4H 2 O(g) 高温 Fe2O4+4H2 D．2Na+2H 2O 2NaOH+H 2 ↑ 10.在3Cl 2+6KOH 5KCl+KClO 3 +3H 2 O反应中，还原产物是（） A．KClO 3 B．KCl C．KCl+H 2 O D．H 2 O 11.在5KCl+KClO 3+3H 2 SO 4 3Cl 2 ↑+3K 2 SO 4 +3H 2 O中，被氧化的氯元素与被还原的 氯元素的质量比为（） A．1:1 B．5:1 C．1:5 D．3:1 12.盐酸能发生下列反应： ① Zn+2HCl ZnCl 2 +H 2 ↑ ② 2HCl+CuO CuCl 2 +H 2 O ③ MnO2+4HCl △ MnCl 2 +Cl 2 ↑+H 2 O 因此盐酸应当具有的性质是（） A．只有酸性 B．只有氧化性 C．只有还原性 D．有酸性、有氧化性和还原性13.下面三个方法都可以用来制氯气：
高考化学复习高中总复习：专题2第1讲氧化还原反应的基本概念和规律
第1讲 氧化还原反应的基本概念和规律 [考纲要求] 1.了解氧化还原反应的本质是电子转移。2.了解常见的氧化还原反应。 考点一 用分类思想理解氧化还原反应 1．根据反应中有无________转移或元素____________是否发生变化，可以把化学反应划分为____________ 反应和____________反应。 判断氧化还原反应的最佳判据是______________________。 2．四种基本反应类型和氧化还原反应的关系可用下图表示： 1． 下列反应属于氧化还原反应的是____________，属于化合反应的是______________，属于分解反应的 是____________________________________________________________， 属于置换反应的是____________，属于复分解反应的是______________。 A ．Cu 2S ＋O 2===2Cu ＋SO 2 B ．3O 2===2O 3 C ．Fe 2O 3＋3CO=====△2Fe ＋3CO 2 D ．2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑ E ．CaCO 3=====△CaO ＋CO 2↑ F ．2H 2O 2===2H 2O ＋O 2↑ G ．SO 3＋H 2O===H 2SO 4 H ．2Fe ＋3Cl 2=====△2FeCl 3 I ．H 2SO 4＋2NaOH===Na 2SO 4＋2H 2O 考点二 结合实例理解氧化还原反应的相关概念 实例：在Fe 2O 3＋3CO=====高温2Fe ＋3CO 2的反应中________是氧化剂，________是还原剂；________元素被 氧化，________元素被还原；Fe 2O 3具有氧化性，CO 具有还原性；________是氧化产物，________是还原产物。 1．相关概念
高中化学氧化还原反应基本规律
氧化还原反应基本规律 氧化性是指在化学反应中原子、分子或离子得电子的能力。即所含元素化合价可以降低的微粒，并能在反应中体现出来。 还原性是指在化学反应中原子、分子或离子失去电子的能力。即所含元素化合价可以升高的微粒，并能在反应中体现出来。 价态规律： ①最高价只有氧化性，最低价只有还原性，中间价既有氧化性又有还原性。 即最高价只能降低，最低价只能升高，而中间价既可以升又可以降。 特殊情况有金属单质在反应中只体现还原性，F2单质只体现氧化性。 例1.下列微粒①Al 3+ ②Cl — ③N2④MnO4 — ⑤CO2⑥H2O2⑦Fe 2+ ⑧MnO4 2— ⑨F2⑩Fe等几种微粒中，只有氧化性的是，只有还原性的是，既有氧化性又有还原性的是。 【答案】①⑤⑨、②⑩、③④⑥⑦⑧。 ②同种元素的不同价态之间：相邻价态之间不发生氧化还原反应，不相邻价态之间反应符合“只相近不相交”规则。 例2.在反应KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O中氧化产物和还原产物的物质的量之比为（） A、1：3 B、1：5 C、5：1 D、1：1 如果这样分析就会发现同种元素价态由+5到-1和由-1到0发生交叉，不符合基本规律。所以不符合基本规律。 例3.2H2S+SO2=3S↓+2H2O,S元素的化合价从－2价和＋4价归中到0价。 例4.H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O,s元素的化合价应从－2价变化为0价，从＋6价变化为＋4价。而不能认为是从－2→＋4价，＋6→0价。 强弱律:
①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。这一规律可以判断离子的氧化性与还原性。例如Na还原性很强，容易失去电子成为Na+，Na+氧化性则很弱，很难得到电子。另外，Al能失去三个电子成为Al3+，但没有Na容易失去，所以虽然Al能失去的电子比Na多，可还原性没有Na强。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+Sb2+Pb2+(H+) Cu2+Hg2+Fe3+ Ag+ 氧化性逐渐增强 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弱。 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 ②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。用这一性质可以判断物质氧化性或还原性的强弱。如 2HI+Br2=2HBr+I2，氧化剂Br2的氧化性大于氧化产物I2的氧化性。还原剂HI的还原性大于还原产物HBr的还原性。 先后律： “先后律”是指：同一氧化剂（或还原剂）同时与不同还原剂（或氧化剂）反应，当还原剂（或氧化剂）的浓度差别不大时，总是先与还原性（或氧化性）强的反应，然后再与弱的反应。 例5.强氯气通人到含 I－、 S2－的溶液中，由于还原性S2－> I－,所以，先发生Cl2+S2－=2Cl－+S↓,后发生Cl2+2I－=2Cl－+I2。 例6.过量的铁粉与浓硫酸反应，依次反应为: 2Fe+6H2SO4=加热Fe2(SO4)3+SO2↑+6H2O