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
一反应中同时发生，它们既对立又统一。 (2)两条主线关系： 升(化合价升高)→失(失去电子)→氧(被氧化) 降(化合价降低)→得(得到电子)→还(被还原)
(3)相关概念间的转化关系：
氧化剂与还原剂
二．氧化还原反应的基本规律
1、守恒规律：
化合价有升必有降，电子有得必有失。对
N2+3Cu+3H2O
（2）价态归中规律
“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。
氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转 化最易；同种元素不同价态之间若发生反 应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种 元素相邻价态间不发生氧化还原反应。 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。
已知：氮元素有－3、0、+1、+2、+3、+4和+5七种化合价， 试据此判断下列四种化合物： ①NO ②N 2O 4 ③HNO3 ④NH3中：
(1)氮元素只能作还原剂的是_______(填序号，下同)。
(2)可能是HNO2还原产物的是________。
(3)不可能是N2的氧化产物的是________。
A．2 C．4 B．3 D．5
)
[解析]
－ 由题意知 Fe2＋是还原剂，失电子，Cl2、X2O2 7
是氧化剂，得电子。 根据电子得失守恒得：
－ n(Fe2＋)×1＝n(Cl2)×2＋n(X2O2 7 )×(6－n)×2，
即 1×1＝0.2×2＋0.1×(6－n)×2， 解之得：n＝3。
[答案] B
于一个完整的氧化还原反应，化合价升降总数
相等，还原剂化还原反应方程式。
向含有1 mol FeCl2的溶液中通入0.2 mol Cl2，再加入 含0.1 mol X2O72—的酸性溶液，使溶液中Fe2＋恰好全
部被氧化，并使X2O72— 还原为Xn＋，则n值为 (
例：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 CD A、2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO42-+4H+ B、I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI C、H2O2+H2SO4=SO2↑+O2↑+2H2O D、2Fe2++I2=2Fe3++2I-
在氧化还原反应中，氧化剂的氧化性比氧化产 物强，还原剂的还原性比还原产物强，已知 X2、 Y2、Z2、W2四种物质的氧化性强弱顺序 为:W2>Z2>X2>Y2，则下列氧化还原反应能发生 的是( BD ) A．2W－＋Z2===W2＋2Z－ B．2Y－＋W2===Y2＋2W－ C．2Z－＋X2===Z2＋2X－ D．2X－＋Z2===X2＋2Z－
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，然后再与还原性 （或氧化性）弱的反应。 即：同等反应条件下，谁强谁先
“五大”还原性离子及还原性的强 弱 222+ -
S ＞SO3 ＞I ＞Fe ＞Br
例：在含有Cu（NO3）2、Mg（NO3）2和 AgNO3的溶液中加入适量的锌粉，首先置 换出来的是（ C ）
A Mg
B Cu C Ag
D H2
练习：在向由Zn、Fe组成的混合物中 加入过量的稀H2SO4溶液后，先发生 反应为 后发生反应为 。
5、难易规律
越容易失去电子的物质，失去电子后就越 难得到电子；越容易得到电子的物质，得 到电子后就越难失去电子。
三.中学常见的氧化剂和还原剂
1、中学里重要的氧化剂： （1）活泼非金属单质：如 Cl2、Br2、O2等。
36
2、中学里重要的还原剂：
（1）活泼金属单质：如 Na、A1、Zn 、 Fe等。
（2）低价态的金属阳离子：如Fe
2+等；
（3）某些非金属单质：如 H2、C等。
（4）元素（如C、S等）处于低价时的氧化物，
如CO、NO、SO2等。
（5）元素（如Cl、S等）处于低化合价时的氢化物：
如 H2S、HCl、HI、NH3等 。
（6）元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐或酸，如 37 Na2SO3、H2SO3、H2C2O4、FeSO4等。
四.氧化性和还原性强弱的判断
1、根据强弱规律判断 Cl2 + KBr== KCl + Br2 氧化性： Cl2 > Br2 还原性：Br - > Cl-
Zn + CuCl2 == Cu + ZnCl2 还原性：Zn > Cu 氧化性： Cu2+ > Zn2+
例：w、x、y、z、G均为含氯的化合物，尽管不 了解它们的分子式（化学式）但知道它们在一定 条件下具有如下关系： ①G→w+NaCl ②w+H2O→X+H2 ③y+NaOH→G+w+H2O ④z+NaOH→w+x+H2O 则这五种化合物中氯的化合价由低到高的顺序 为 G＜Y＜W＜Z＜X 。
4、优先规律
（2）某些高价氧化物，如SO3 、MnO2等。
（3）氧化性含氧酸，如 浓H2SO4、HNO3 、HClO等 （4）元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如 KMnO4、K2Cr2O7、 KClO3、FeCl3等。 （5）过氧化物，如Na2O2、H2O2等。 (6) 某些金属阳离子：如Ag+、Fe3+等
(4)已知CuO具有氧化性，能够和氨气反应生成两种单质，
请写出在加热条件下CuO和NH3反应的化学方程式________。
【解析】(1)NH3中氮元素的化合价为－3价，为氮元素的最 低价态，只有还原性，只能作还原剂；(2)HNO2中氮元素的 化合价为+3价，为氮元素的中间价态，既有氧化性，又有 还原性。其发生还原反应时，化合价要降低，所以 NO和NH3 都可能是HNO2的还原产物；(3)N2中氮元素的化合价为0价，
氧化还原反应的 规律及应用
一、氧化还原反应中相关概念间的关系 (1)对立统一关系 (2)两条主线关系 (3)相关概念间的转化关系 三、中学常见的氧化剂和还原剂 1、中学里重要的氧化剂 2、中学里重要的还原剂 四、氧化性和还原性强弱的判断 1、根据强弱规律判断 2、根据金属（非金属）活动性顺序判断
二、氧化还原反应的基本规律 1、守恒规律 2、强弱规律 3、价态规律 4、优先规律 5、难易规律
今有下列三个氧化还原反应: ①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2 ②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 ③2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑ 若某溶液中有Fe2＋、I－、Cl－共存，要除去I－ 而不影响Fe2＋和Cl－，则可加入的试剂是( ) A．Cl2 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl
子。
(2)其他错误选项分析：
【标准答案】A
（3）歧化规律
同种物质中同种价态的同种元素一部分被氧 化、一部分被还原的反应称为歧化反应（这里 的“三同”缺一不可）
例、 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
例、3Cl2+6NaOH（浓）=5NaCl+NaClO3+3H2O
例、 3NO2+H2O=2HNO3+NO
若反应后生成多种中间价态的产物，则遵 从邻近变价，互不交叉的原则。
-2 S 0 S +4 S +6 S
H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O
H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O
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？
初中化学氧化还原反应的规律与应用解析
初中化学氧化还原反应的规律与应用解析氧化还原反应是化学学科中的重要内容之一，广泛应用于生活和工业生产中。
本文将就初中化学氧化还原反应的规律与应用进行解析。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中的电荷转移过程，其中一物质失去电子（被氧化），而另一物质同时获得电子（被还原）。
其中失去电子的物质称为还原剂，获得电子的物质称为氧化剂。
在氧化还原反应中，电子的转移常常伴随着原子或离子氧化态的改变。
氧化态增加称为氧化，氧化态减少称为还原。
以电子的转移为基础，氧化还原反应将其反应过程分为两个半反应，即氧化半反应和还原半反应。
二、氧化还原反应的规律1. 氧化性和还原性的对比不同的物质具有不同的氧化性和还原性。
氧化性是指物质具有氧化其他物质的能力，而还原性是指物质具有还原其他物质的能力。
根据氧化性和还原性的强弱，物质在氧化还原反应中扮演不同的角色。
通常，氧化性较强的物质具有较强的还原性，而还原性较强的物质具有较强的氧化性。
2. 氧化还原反应的规律在氧化还原反应中，还原剂和氧化剂之间存在一定的关系。
根据化学元素的位置和氧化态的变化趋势，我们可以推导出氧化还原反应的规律。
- 金属的氧化反应金属在氧化反应中常常失去电子，被氧化为带正电的离子或氧化物。
如钠可以被氧化为Na+，铁可以被氧化为Fe2+或Fe3+等。
金属的氧化反应是常见的氧化还原反应之一。
- 非金属的氧化反应非金属在氧化反应中通常获得电子，被还原为带负电的离子。
如氯可以被还原为Cl-，氧可以被还原为O2-等。
非金属的氧化反应也是常见的氧化还原反应。
3. 氧化还原反应的平衡氧化还原反应也遵循化学反应的平衡原则。
在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂之间的电子转移必须保持平衡。
如果反应中的氧化剂或还原剂浓度过多，会导致反应过程不完全。
因此，在实际应用中，通常需要调整反应条件以实现氧化还原反应的平衡。
三、氧化还原反应的应用1. 金属材料的防腐蚀金属材料在氧化还原反应中容易与氧发生反应产生氧化物。
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。
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。
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，即电子的转移反应，是化学中的重要概念之一。
它在自然界中广泛存在，并且在许多化学过程和实际应用中起着重要作用。
本文将探讨氧化还原反应的规律以及其在不同领域的应用。
一、氧化还原反应的规律1. 氧化与还原氧化还原反应包括氧化和还原两个过程。
氧化是指物质失去电子的过程，还原是指物质获得电子的过程。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。
2. 氧化数氧化数是衡量原子在化学反应中电荷状态变化的指标。
在一个化合物中，每个元素的氧化数之和等于零。
例如，在H2O（水）中，氧的氧化数为-2，而氢的氧化数为+1。
3. 氧化还原反应的方程式氧化还原反应可以通过方程式来表示。
比如，Zn（锌）与HCl（盐酸）发生反应，可以写作：Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2。
在这个反应中，锌被盐酸氧化，氯离子被还原为氯气。
二、氧化还原反应的应用1. 能源产生氧化还原反应是能源产生的重要方式之一。
例如，在燃烧过程中，燃料与氧气发生氧化还原反应，产生大量的能量。
这种能源产生方式广泛应用于发电、交通工具等领域。
2. 电池电池是利用氧化还原反应产生电能的装置。
常见的电池包括干电池、锂电池等。
在电池中，化学反应使得正极物质被氧化，负极物质被还原，产生电子流从而产生电能。
3. 金属腐蚀金属的腐蚀是一种氧化还原反应。
当金属接触到氧气和水时，金属表面会发生氧化反应，形成氧化物。
这种腐蚀现象在日常生活中经常发生，给金属制品带来不可逆转的损害。
4. 食物的消化和呼吸在生物体内，氧化还原反应参与食物的消化和呼吸过程。
食物通过氧化还原反应释放能量，维持生物体的正常功能。
同时，生物体的呼吸过程也是一种氧化还原反应。
5. 水处理氧化还原反应在水处理中起着关键作用。
例如，氯气被用作杀菌剂来净化水，在与水中的有机物发生氧化还原反应后，有机物被氧化分解，从而消除水中的污染物。
结论氧化还原反应是化学中重要的概念，具有一定的规律性。
氧化还原反应的规律及其应用
氧化还原反应的规律及其应用李文清氧化还原反应是一类重要的化学反应，是学生学习化学的重要内容。
本文着重介绍氧化还原反应的一些基本规律及其应用，供同学们参考。
一. 表现性质规律当元素具有可变化合价，一般化合价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；处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。
利用此规律可判断物质是否具有氧化性及还原性，但不能判断物质氧化性及还原性的强弱。
例1. 下列各组物质中，每种物质都既能被氧化又能被还原的是（）A.B.C.D.解析：每种物质都既能被氧化又能被还原，即每种物质都既具有还原性又具有氧化性，利用上述规律可逐一筛选。
A项中，都含有中间价态的元素，它们既能被氧化又能被还原，但一般只具有氧化性，虽然其中含有价的氧元素却很难被氧化。
B项中，，一般只能被还原。
C项中，和分子中既含较高价态的氢元素，又含有较低价态的硫元素或氯元素，中的S显+4价，属于硫元素的中间价态，故该组中每种物质都既能被氧化，又能被还原。
D项中，中+1价钠元素氧化性极弱，故只具有还原性。
答案：（C）。
二. 两强两弱规律在氧化还原反应中：强氧化性物质+强还原性物质弱氧化性物质+弱还原性物质氧化剂还原剂氧化产物还原产物即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，利用此规律可判断在相同条件下物质氧化性及还原性的强弱以及在同一状态下能否发生氧化还原反应。
例2. 有A2、B2、C2三种单质进行如下反应：（1）三种单质的氧化性由强到弱的顺序是：__________________。
（2）三种离子的还原性由强到弱的顺序是：__________________。
（3）若能发生反应，那么能否发生反应？_______________理由是_______________。
解析：利用两强两弱规律由前一方程式可判断氧化性，还原性，后一方程式可判断出氧化性，还原性。
则这三种单质氧化性的顺序是，这三种离子的还原性顺序是由（3）若能发生反应，即可判断氧化性，而前边已判断，则，所以不能发生反应，若反应，则不符合两强两弱规律。
第五讲：氧化还原反应的规律及应用
失去ne－
氧化性：氧化剂>氧化产物，还原性：还原剂>还原产物。
上述规律可总结为：比什么性，找什么剂，产物之性 小于剂。 应用：在适宜条件下，用氧化性强的物质制备氧化性 弱的物质；用还原性强的物质制备还原性弱的物质；用于 比较物质间氧化性或还原性的强弱。 (3)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。 应用：判断元素或物质氧化性或还原性的有无。
例如，FeBr2 溶液中通入 Cl2 时，发生离子反应 的先后顺序为： 2Fe2＋ ＋Cl2===2Fe3＋ ＋2Cl－ ，2Br－ ＋Cl2===Br2 ＋2Cl－ 应用：判断物质的稳定性及反应顺序。
例 1 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( C ) A．Mg B．Cu C．Ag D．H2
6．同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时， ，相邻价态 (或无中间价态 )时 不 反
二、氧化还原反应方程式的配平 氧化还原反应的实质是反应过程中发生了电子 转移，而氧化剂得电子的总数 (或元素化合价降低总 数 )必然等于还原剂失电子总数 (或元素化合价升高 总数)，根据这一原则可以对氧化还原反应的化学方 程式配平。 配平的步骤： (1) 标好价：依据化学式中元素化合价的 代数
(4)转化规律 氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易； 同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近而 不交叉；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。 应用：判断氧化还原反应能否发生及表明电子转移情 况。 (5)难易规律 越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物 质，得后就越难失去电子。一种氧化剂同时和几种还原剂 相遇时，还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂 同时与多种氧化剂相遇时，氧化性最强的优先发生反应。
氧化还原反应的基本规律及应用课件(40张)
• 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H2S转化为SO2而H2SO4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
配平)，生成 1 mol CO2 时转移电子的物质的量为 4 mol( )
(14)反应 2NH4Cl＋4CuO△,3Cu＋CuCl2＋N2↑＋4H2O，氧化剂和还原剂的物质
的量之比为 2∶1( )
(15)反应 4Fe2＋＋4Na2O2＋6H2O===4Fe(OH)3↓＋O2↑＋8Na＋，每 4 mol Na2O2 发生反应，转移 4 mol e－( )
2
考点突破
价态规律、对立统一思想应用★★★★★
• 1．已知在热的碱性溶液中，NaClO发生如下反应：3NaClO===2NaCl＋ N( aClO)3。在相同条件下NaClO2也能发生类似的反应，其最终产物是
• A．NaCl、NaClO • C．NaClO、NaClO3 • 【答案】B
B．NaCl、NaClO3 D．NaClO3、NaClO4
的组合是( )
①氧化剂是 H3AsO3 ②还原性：Cl－＞As ③每生成 1 mol As，反应中转移电 子的物质的量为 3 mol ④M 为 OH－ ⑤SnCl26－是氧化产物
A．①②④⑤
B．①③⑤
C．①②③④
• 【答案】B
D．只有①③
【解析】3Sn2＋＋2H3AsO3＋6H＋＋18Cl－===2As＋3SnCl26－＋6M 中：①As 元素 的化合价降低，则氧化剂是 H3AsO3，所以正确。②Cl 元素的化合价在该反应中不变， 则不能比较 Cl－、As 的还原性，所以错误。③由反应可知，生成 1 mol As 时转移 3 mol 电子，所以正确。④由原子守恒可知，M 为 H2O，所以错误。⑤反应中 Sn 元素化 合价升高，则 SnCl26－是氧化产物，所以正确。综上所述，B 选项正确。
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。
氧化还原反应规律及其应用
氧化还原反应的规律及应用氧化还原反应知识历来就是高中化学的重点和难点，也一直是高考的热点。
同时氧化还原反应又是中学化学中的核心理论知识，贯穿于中学化学的始终，在化学知识结构中具有举足轻重的地位。
高考对于氧化还原反应的规律的考察总是贯穿于氧化还原反应的试题中。
1.守恒规律在氧化还原反应中，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，化合价升高的总数与降低的总数相等，失电子总数与得电子总数相等。
应用：氧化还原反应的计算及氧化还原反应方程式的配平。
例1：24 mL 0.05 mol/L的Na2SO3溶液，恰好与20 mL 0.02 mol/L的K2Cr2O7溶液完全反应，则Cr元素在被还原的产物中的化合价是 ( B ) A．+6B．+3C．+2D．0练习1：硫代硫酸钠可作为脱氯剂，已知25mL 0.1mol/LNa2S2O3溶液恰好把224mL(标准状况下)Cl2完全转化为Cl-离子，则S2O32-将转化成( D )。
A. S2-B. SC. SO32-D. SO42-2.价态规律根据元素的化合价可以判断物质是否具有氧化性或还原性，若元素处于最高价态，则只具有氧化性（如Fe3+、HNO3等），元素处于最低价态，则只具有还原性（如S2-、I-等），元素处于中间价态，既具有氧化性又具有还原性（如SO2、Fe2+等）。
应用：判断物质是否具有氧化性和还原性。
例2：在下列物质中硫元素只具有还原性的是（）。
A. H2SB. SC. H2SO3D. H2SO4练习2：下列变化过程中，需要加入氧化剂才能实现的是（）A. HCl→H2B.FeCl3→FeCl2C.H2SO4(浓) →SO2D. Fe→Fe2O33.强弱规律在氧化还原反应中，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。
此规律也叫做“以强制弱”规律。
应用：判断氧化性或还原性的强弱。
例3：已知常温下在溶液中可发生如下两个离子反应：Ce4++Fe2+= Fe3+ +Ce3+，Sn2++2Fe3+=2Fe2++ Sn4+。