氧化还原反应中的规律及应用总结
氧化还原反应中的规律及应用总结
作者：申承毛
来源：《读写算》2011年第21期
一、概念中的对立统一规律
氧化反应与还原反应同时发生，有氧化剂，同时一定有还原剂，有元素被氧化的同时，一定有元素被还原，氧化剂有氧化性，则还原剂一定有还原性。
二、反应过程中的转换规律(可用双线桥法表示)
三、性质表现规律
1.处于最高价态时只具有氧化性。
如：MnO4─中的Mn元素只具有氧化性。
F2、O2只具有氧化性。
浓硫酸中的硫元素和硝酸中的氮元素只具有氧化性。
2.于最低价态时只具有还原性。
如：Na2S中的硫元素只具有还原性。
活泼金属只具有还原性。
C、H化合价分别为－4＋2＋4、－1＋1，C、CO、H2既可以作氧化性又可作还原剂。
3.元素处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。
如SO2中的S元素。
4.对于由不同元素组成的化合物，有一种元素处于最低价态，而另一种元素处于最高价态时，则此化合物既具有氧化性又具有还原性。
如HCl中H处于最高价态，Cl处于最低价态，所以HCl既具有氧化性(遇活泼金属)又具有还原性(遇KMnO4、MnO2等)。
四、性质递变规律
①氧化性：氧化剂＞氧化产物
②还原性：还原剂＞还原产物
如，⑴据下列反应：2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O 2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2Cl─ 2Fe3+＋2I＝
2Fe2+＋I2
I2＋SO2＋2H2O＝4H+＋SO42─＋2I─
判断各氧化剂强弱顺序：Cl2＞Fe3+＞I2＞SO2；各还原剂强弱顺序：H2S＞SO2＞I─＞Fe2+＞Cl─
⑵下列反应不能发生是：(还原剂强弱顺序：SO2＞I―＞H2O2＞Fe2+＞Cl─)
①2Fe3+＋SO2＋2H2O＝2Fe2+＋SO42─＋4H+
②I2＋SO2＋2H2O＝H2SO4＋2HI
③H2O2＋H2SO4＝SO2＋O2＋2H2O
④2Fe2+＋I2＝Fe3+＋2I─
五、电荷守恒定律
氧化还原反应中，对于离子反应前后阴阳离子电荷的代数和必然相等。
六、电子得失守恒定律
氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数和还原剂失去的电子总数相等。
如：
RO3n─＋6H+＋6I─＝R─＋3I2＋3H2O中，①RO3―中R元素的化合为_____，n的数值为_____(依据电荷守恒定律)。
②RO3n-中R元素得电子总数为(依据电子得失守恒定律)。
七、邻位转换规律
同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化”只靠拢，不交叉”。
如：
邻位转换规律：(H2SO4→ SO2；H2S → S不能交叉)
例：2KClO3＋4HCl(浓)2KCl＋2ClO2↑＋Cl2↑＋2H2O
2NaClO3＋4HCl(浓)2NaCl＋2ClO2↑＋Cl2↑＋2H2O
2NaClO2(亚氯酸钠)＋Cl2 =2ClO2＋2NaCl
八、价态归中规律
相邻价态的同一种元素的物质间不能发生氧化还原反应，相隔价态的同种元素的物质间可在一定条件下发生氧化还原反应，当生成同一物质时应遵循价态归中规律。
(H2S和SO2→S)
例：2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O；KClO3＋6HCl＝3Cl2↑＋3H2O＋KCl；
Ca(ClO)2＋4HCl＝CaCl2＋2Cl2↑＋2H2O；CO2＋C2CO；NaH＋NH3＝H2＋NaNH2；
NaH＋H2O＝NaOH＋H2↑；6NO2＋8NH3＝7N2＋12H2O；CaH2＋2H2O＝Ca(OH)2＋
2H2↑
九、反应方向(先)规律
氧化还原反应总是按照较强的氧化性物质(氧化剂)和较强的还原性物质(还原剂)反应，生成弱的氧化性物质(氧化产物)和弱的还原性物质(还原产物)的规律进行。
十、反应次序(先后)规律
当一种氧化剂氧化几种还原剂时，首先氧化最强的还原剂，待最强的还原剂完全被氧化后，多余的氧化剂再依次氧化次强的还原剂。
当一种还原剂还原几种氧化剂时与上述类似。
例：将Fe、Zn的金属混合粉末放入CuSO4溶液中时，此时CuSO4首先氧化的是还原性强于Fe的Zn。
若将铁粉放入Cu(NO3)2和AgNO3的混合溶液中，还原剂Fe首先还原氧化性强于Cu2+的Ag+。
例：R、X、Y和Z是四种元素，其常见的化合价均为＋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+
十一、常用物質的氧化性和还原性大小比较
常用物质的氧化性和还原性大小比较：(浓H2SO4、HNO3、Cl2不比较氧化性大小)
只具有氧化性：
⑴金属的最高价阳离子(K+Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ (氧化、还原性)Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+)氧化性依次增强
⑵非金属的最高价态元素(F2、HClO4、KMnO4、O2、O3、浓H2SO4、HNO3)
只具有还原性：
金属单质(K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H) Cu Hg Ag Pt Au)还原性依次减弱
非金属的最低价态元素(F─、Cl─、Br─、I─、S2─、O2─、H2S、HS─)
氧化性：KMnO4＞MnO2＞Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞SO2；浓H2SO4＞Br2＞Fe3+＞I2＞SO2；
F2＞Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞SO2；(Co2O3＞Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞SO2)；
HNO3＞Br2＞Fe3+＞I2＞SO2；HClO＞HClO3＞HClO4；
HClO＞HClO3＞(O2)＞Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞SO2；
还原性：H2S＞SO2＞I─＞Fe2+＞Br─＞Cl─＞F─
注：本文中所涉及到的图表、注解、公式等内容请以PDF格式阅读原文。
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围，其主要容包括：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。
氧化还原反应中的三条重要规律
氧化还原反应中的三条重要规律一、不换位规律同种元素间的氧化还原反应该元素的价态不能彼此换位而是生成中间值。
例：二、先后规律反应中的先后规律：同浓度的若干种还原剂溶液加入同一氧化剂，往往是还原性强的先被氧化。
例：将Cl2通入FeBr2溶液中，先氧化Fe2+，后氧化Br-。
反之，如果把Fe粉加入含Fe3+和Cu2+的溶液中，先还原Fe3+，后还原Cu2+。
如果把Zn粉加入含Fe2+和Cu2+的溶液中，则先还原Cu2+，后还原Fe2+。
三、价态规律1．含多氧化态元素：（1）元素具最高价态时只有氧化性，遇到一般还原剂时，被还原的价态降至相邻的中等价态；（2）同理，元素具有最低价态时只有还原性，遇到一般氧化剂时，被氧化后价态升至相邻的中等价态。
例如：（3）元素具有中间价态时，既有氧化性又有还原性，遇强氧化剂时被氧化至相邻的高价态，遇到强还原剂时，被还原至相邻的低价态。
例可自举。
2．判断同种元素不同价态间能否发生反应：（1）具有相邻价态时Fe2+，即走向中间值的价态，常称“归中反应”或“反歧化反应”。
3．同一分子、同一价态、同一元素（这个“三同”缺一不可）分化为相邻的高价态和相邻的低价态的反应，称歧化反应。
跟踪练习：将Fe，Cu粉与FeCl3，FeCl2，CuCl2的混合溶液放在某一容器里，根据下述情况判断哪些阳离子或金属单质同时存在，哪些不能同时存在。
（1）反应后铁有剩余，则容器里可能有____。
（2）反应后有Cu2+和Cu，则容器里不可能有____。
（3）反应后有Cu2+，Fe3+，则容器里不可能有____。
解析：这是一道精典综合训练题，很值得读者认真思考作答。
依先后规律，还原性强的Fe与氧化性强的FeCl3先反应，而后又与氧化性较强的CuCl2反应，若Fe 不足时，Cu也可还原FeCl3。
现：（1）Fe有余，FeCl3，CuCl2不可能存在，则容器里有还原产物Fe2+和未参加反应的Cu及置换出的Cu。
氧化还原反应中的规律
氧化还原反应中的规律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。
邻位转化规律：发生氧化还原反应时元素的化合价升高或者降低到相邻的价态比如S有-2，0，+4，+6价态，如果是0价参加反应时升高到临近的+4，降低到临近的-2。
跳位转化规律：一般都满足邻位规律，但是如果遇到的是强氧化剂或强还原剂则会被氧化为高价态和还原为低价态如-2价的S如果遇到一般的氧化剂，被氧化到0价，如果遇到强氧化剂，则可能被氧化到+6价互不换位规律、价态归中规律：含不同价态同种元素的物质问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”,不会出现交错现象。
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+。
氧化还原反应中的四大规律及其应用
氧化还原反应中的四大规律及其应用1．氧化还原反应规律(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，化合价升降总数相等，电子得失总数相等。
(2)强弱规律具有较强氧化性的氧化剂跟具有较强还原性的还原剂反应，生成具有较弱还原性的还原产物和具有较弱氧化性的氧化产物。
(3)转化规律氧化还原反应中，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。
(4)先后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，优先与氧化性最强的氧化剂反应。
2．氧化还原反应规律的应用(1)守恒规律——→应用⎩⎪⎨⎪⎧①直接计算反应物与产物或与转移电子的数量关系。
如用铜电极电解Na 2SO 4溶液，其阳、阴极产物及转移电子关系式为：Cu 2＋～2e －～H 2～2OH －②配平氧化还原反应方程式 (2)强弱规律 ——→应用⎩⎨⎧①判断某氧化还原反应中物质氧化性、还原性的相对强弱②判断某氧化还原反应能否正常进行(3)转化规律——→应用⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧ ①判断同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应的可能性②根据化合价判断反应体系中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。
如对于反应6HCl(浓)＋NaClO 3===NaCl ＋3Cl 2↑＋3H 2O 中，氧化剂为NaClO 3，还原剂为HCl ，氧化产物和还原产物都为Cl 2(4)先后规律——→应用可判断物质发生氧化还原反应的先后顺序练一练根据氧化还原反应的规律写出浓H 2SO 4、H 2S 和SO 2三种物质可能发生的氧化还原反应的化学方程式。
2H 2S ＋SO 2===3S ↓＋2H 2OH 2S ＋H 2SO 4(浓)===S ↓＋SO 2＋2H 2O3.在浓度相差不大的溶液中(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。
氧化还原反应三大规律其应用
氧化还原反应的三大规律及其应用氧化还原反应是高中化学中规律性较强的基本概念之一。
要掌握好氧化还原反应,就必须熟知其三大规律并能灵活应用。
一、电子守恒规律电子守恒规律是氧化还原反应的精髓。
因为氧化还原反应的实质是反应中发生了电子的转移;氧化剂获得电子,还原剂失去电子。
氧化剂所得到的电子总数等于还原剂失去电子的总数,这就是电子得失守恒规律。
此规律在氧化还原反应中应用非常广泛,也是高考化学中的热点之一。
主要考查形式有:1.计算元素化合价例:在一定条件下,ro3n-和氟气可发生如下反应:ro3n-+f2+2oh-=ro4-+2f-+h2o,从而可知在ro3n-中元素r的化合价是()a.+4b.+5c.+6d.+7解析:由题意可知:发生化合价变化的元素分别是氟元素和r元素。
其中氟元素从0价降低至-1价;r元素(设其反应前化合价为x)由x价上升至+7价。
氟元素得到电子的总数为:2×[0-(-1)]e-=2e-,依据电子得失守恒规律可得出:r元素将得到电子的总数为2e-,即:2e-=1×(7-x)e-,可解出x=+6,故选c。
2.求个数比例:clo2是一种广谱型的消毒剂,根据世界联盟的要求,clo2将逐渐取代cl2成为生产自来水的消毒剂。
工业上常用naclo3和na2so3溶液混合并加h2so4酸化后反应制得,在以上反应中氧化剂和还原剂的个数比为()a.1∶1b.2∶1c.1∶2d.2∶3解析:由题意可分析得出:cl元素发生了化合价的降低,,发生化合价升高的则只能是s元素且只能从反应前的+4价上升到+6价。
设有x个naclo3和y个na2so3发生反应,依据电子得失守恒规律可列出等式:x[(+5)-(+4)]e-=y[(+6)-(+4)]e-,解得x∶y=2∶1,故选b。
二、价态转化规律氧化还原反应的特征是反应前后元素的化合价发生了变化。
因此元素的化合价的转化在氧化还原反应中占有重要的地位。