氧化还原反应的基本概念和规律
)。
已知常温下在溶液中可发生如下两个离子反应 Ce ＋Fe ===Fe ＋Ce
2＋ 3＋ 2＋
＋
4＋
2＋
3＋
3＋ 4＋
＋
Sn ＋2Fe ===2Fe ＋Sn
＋
由此可以确定 Fe2 、Ce3 、Sn2 三种离子的还原性由强到 弱的顺序是 A．Sn 、Fe 、Ce C．Ce 、Fe 、Sn
3＋ 2＋ 2＋ 2＋ 3＋
( B．Sn 、Ce 、Fe
2＋ 2＋ 2＋ 3＋ 2＋ 3＋ 2＋
)
D．Fe 、Sn 、Ce
(2013· 惠州二调)向盛有KI溶液的试管中加入少许CCl4后滴 加氯水，振荡，静置，CCl4层变成紫色。如果继续向试管 中滴加氯水，振荡，CCl4层会逐渐变浅，最后变成无色， 生成物之一为HIO3。则有关该过程的说法不正确的是 ( )。 A．CCl4层由紫色变成无色的化学反应方程式为I2＋5Cl2＋ 6H2O===2HIO3＋10HCl B．整个过程中每生成1 mol HIO3共转移6nA个电子 C．整个过程中的还原剂有KI、I2 D．若把KI换成KBr，则CCl4层变为橙红色，继续滴加氯 水，CCl4层的颜色没有变化，则Cl2、HIO3、HBrO3的氧 化性由强到弱的顺序是Cl2＞HBrO3＞HIO3
已知下列反应：Co2O3＋6HCl(浓)===2CoCl2＋
Cl2↑＋3H2O(Ⅰ)；5Cl2＋I2＋6H2O===10HCl＋
2HIO3(Ⅱ)。下列说法正确的是(
A．反应Ⅰ中HCl是氧化剂 B．反应Ⅱ中Cl2发生氧化反应 C．还原性：CoCl2>HCl>I2 D．氧化性：Co2O3>Cl2>HIO3
反应时，首先被还原的是 氧化性最强 2.歧化反应规律思维模型
“中间价―→高价＋低价”。
3.外界条件影响物质的氧化性、还原性
物质氧化性、还原性的强弱，不仅与物质的结构有关，还
与物质的浓度和反应温度等有关。下列各组物质：①Cu
与HNO3溶液 液 ②Cu与FeCl3溶液 ⑧Na和O2 ③Zn与H2SO4溶液 ⑥Fe和HNO3溶 ④Fe与FeCl3溶液 ⑤Cl2和NaOH溶液
⑦Fe和H2SO4溶液
C．还原性比较:H2O2>Mn2+>Cl－
D．④的离子方程式配平后，H+的化学计量数为16
考点三：氧化还原反应三条规律的应用 【知识梳理】
1.反应先后规律的思维模型 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
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：基于“双线桥”理解氧化还原反应 的概念 【知识梳理】
1．结合实例理解氧化还原反应的相关概念
高温 2Fe＋3CO 的反应中 Fe O 是 实例：在Fe2O3＋3CO===== 2 3 2
Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。
2．氧化性、还原性强弱的比较方法 (1)根据化学方程式判断 氧化剂 ( 氧化性 ) ＋还原剂 ( 还原性 )=== 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。
(2)根据氧化还原反应发生的条件来判断: △ 如：MnO2+4HCl(浓) ===== MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl(浓)=2MnCl2+5Cl2↑+8H2O 后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMnO4 > MnO2
2.下列叙述中正确的是 A．阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性 B．含氧酸可作氧化剂而无氧酸则不能 C．失电子难的原子获得电子的能力就强 D．氯气分子可作氧化剂，但也可被其他氧化剂所氧化 3.下列说法中正确的是 A．强氧化剂和弱还原剂易发生氧化还原反应 B．实验室制氯气的反应中，氯离子通过还原反应生成氯 气 C．由HgCl2生成Hg2Cl2时，汞元素被还原了 D．I－、Br－、Cl－的还原性依次减弱，氧化性依次增强
已知：2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋ 8H2O，K2Cr2O7＋14HCl===2KCl＋2CrCl3＋3Cl2↑＋ 7H2O， MnO2＋4HCl MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。其中KMnO4和 一般浓度的盐酸即可应，K2Cr2O7需和较浓盐酸(>6 mol· L-1)反应，MnO2需和浓盐酸(>8 mol· L-1)反应。根据 以上信息，下列结论中不正确的是( )。 A．上述反应均属于氧化还原反应 B．生成1 mol Cl2时，三个反应中转移的电子数相等 C．盐酸浓度越大，Cl-的还原性越强 D．氧化性：KMnO4>K2Cr2O7>Cl2>MnO2
(还原性)越强。
酸性条件：2MnO4-＋6H＋＋5SO32-=2Mn2＋＋5SO42-＋3H2O 碱性条件：2MnO4-＋2OH-＋SO32-=2MnO42-＋SO42-＋H2O 其氧化性为KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性)
中性条件：2MnO4-＋H2O＋3SO32-=2MnO2＋3SO42-＋2OH-
考点二：氧化性、还原性强弱规律 【知识梳理】
1．氧化性、还原性 (1)氧化性是指 得电 的性质(或能力)；还原性是指 子 (或能力)。 失电子 的性质 (2)氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的 难易 程
度，与得、失电子数目的 多少 无关。如：Na－e－
===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，
2．(2011· 上海，18改编)氧化还原反应中，水的作用可以 是氧化剂、还原剂、既是氧化剂又是还原剂、既非氧 化剂又非还原剂等。下列反应与Br2＋SO2＋2H2O ―→H2SO4＋2HBr相比较，水的作用不相同的是( ①2Na2O2＋2H2O―→4NaOH＋O2↑ ②4Fe(OH)2＋O2＋2H2O―→4Fe(OH)3 ③2F2＋2H2O―→4HF＋O2 ④2Al＋2NaOH＋2H2O―→2NaAlO2＋3H2↑ A．①③ B．①④ C．③④ D．②④ )
也依次 增强 。
③对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依
次 减弱 。如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次 减弱，其氧
化性也依次 减弱 。
(10)根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断： 元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中 间价态既有氧化又有还原性。 一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性 越强。如氧化性:Fe3+>Fe2+>Fe,S(+6价)>S(+4价)等，还原 性:H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4< HClO3< HClO2< HClO。
(5)根据反应速率的大小来判断:
如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4
催化剂 （慢）， 2SO 2 O 2 2SO 3
，
其还原性: Na2SO4>H2SO3>SO2
(6)根据被氧化或被还原的程度来判断: 点燃 如： Cu Cl 2 CuCl 2 ， 2Cu S Cu 2S， 即氧化性: Cl S 。 2 又如: 2HBr H SO 2 4 ( 浓)
对偏向)的反应物(即所含元素的化合价降低)。
(3)还原剂：在氧化还原反应中失去电子(或电子对 偏离)的反应物(即所含元素的化合价升高)。 (4)还原产物： 氧化剂得到电子后生成的对应产物。 (5)氧化产物： 还原剂失去电子后生成的对应产物。
3．基于双线桥理解氧化还原反应的概念之间的关系 他概 相括 反为 升 失 氧 、 降 得 还 ， 剂 性 一 致 、 其
（2014· 上海单科化学卷，T19）下列反应与
Na2O2＋SO2→Na2SO4相比较，Na2O2的作用相
同的是
A．2Na2O2＋CO2→2Na2CO3＋O2
B．2Na2O2＋2SO3→2Na2SO4＋O2
C．Na2O2＋H2SO4→Na2SO4＋H2O2
D．3Na2O2＋Cr2O3→2Na2CrO4＋Na2O
【跟踪训练】
1．正误判断 (1)有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原 反应( ) )
(2)金属阳离子一定只具有氧化性(
(3)氧化还原反应中有一种元素被氧化时，一定有另一种 元素被还原( ) (4)氧化还原反应中的反应物，不是氧化剂就是还原剂 (5)某元素从游离态变为化合态，该元素可能被氧化也可 能被还原( )
注意：①物质的氧化性、还原性不是一成不变的。同一物 质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。 如：氧化性：HNO3（浓）＞HNO3（稀）； Cu与浓H2SO4常温下不反应，加热条件下反应； KMnO4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。 ②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。 如：氧化性 F F2、Cl Cl 2、O O 2 等。
根据影响因素判断氧化性、还原性强弱的方法
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。 如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 3．酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性
断。
Cl OH
如:Cl-失去电子的能力强于OH-，还原性:
。
(9)根据元素在周期表中位置判断：
①对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次 减弱 。
如Na、Mg、A1金属性依次 减弱 ，其还原性也依次 减弱 。
第2讲氧化还原反应的基本概念和规律_
第2讲 氧化还原反应【考点透视】1． 理解氧化还原反应的本质。
2． 了解氧化还原反应在生产、生活中的应用。
【知识网络】一、 氧化还原反应的判断及与四种基本反应类型的关系【例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 ．复分解反应二、 氧化还原反应的相关概念、电子转移表示法 1．相关概念在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 ，CO 具有 ；________是氧化产物，________是还原产物。
【例2】被称为万能还原剂的NaBH 4溶于水并和水反应：NaBH 4＋2H 2O===NaBO 2＋4H 2↑，下列说法中准确的是(NaBH 4中H 为－1价)A ．NaBH 4既是氧化剂又是还原剂B ．NaBH 4是氧化剂，H 2O 是还原剂C ．硼元素被氧化，氢元素被还原D ．被氧化的元素与被还原的元素质量之比为1∶1【例3】标出下列反应中电子转移的方向和数目(1)2KClO 3=====MnO 2△2KCl ＋3O 2↑ (2)Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O(3) 2FeI 2+3Cl 2 ===2FeCl 3+2I 2 (4)4HCl(浓)＋MnO 2=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O氧化 还 原 反 应实质 有电子转移，且转移电子数相等 特征化合价有升有降，且升降总值相等基本概念 反应规律 ①优先反应原理；②强弱原理；③价态原理（邻位转化规律、歧化规律、归中规律）原则：①电子守恒；②电荷守恒（离子方程式）；③原子守恒 方法：化合价升降法依据：电子守恒①部分氧化还原计算；②推断产物化合价； ③求氧化剂、还原剂或氧化产物、还原产物质量比氧化剂 + 还原剂 === 还原产物 + 氧化产物（强氧化性） （强还原性） （弱还原性） （弱氧化性）化合价降低，+ne -，被还原化合价升高,-ne -,被氧化单线桥法； 双线桥法。
氧化还原反应的基本概念和规律
氧化还原反应的基本概念和规律 最新考纲1．了解氧化还原反应的本质是电子的转移。
2.了解常见的氧化还原反应。
考点一 氧化还原反应的相关概念及其相互间的联系1．本质和特征2．有关概念及其相互关系氧化剂（氧化性）＋ 还原剂（还原性）===还原产得电子，化合价降低，被还原物＋氧化失电子，化合价升高，被氧化产物例如：反应4HCl(浓)＋MnO 2=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 中，氧化剂是MnO 2，氧化产物是Cl 2，还原剂是HCl ，还原产物是MnCl 2；生成1 mol Cl 2时转移电子的物质的量为2__mol ，被氧化的HCl 的物质的量是2__mol 。
3．氧化还原反应中电子转移的表示方法(1)双线桥法氧化剂＋还原剂===还原得到n e －产物＋氧化失去n e －产物请标出Cu 与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目： 3Cu ＋ 8HNO 3(稀)===3C u(NO 3)2＋2N O ↑＋4H 2O失去3×2e － 得到2×3e －(2)单线桥法氧化剂＋还原n e －剂===还原产物＋氧化产物请标出Cu 与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目： 3Cu ＋ 8HNO 3(稀)===3Cu(NO 3)2＋2NO ↑＋4H 2O失去3×2e － 得到2×3e －4．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、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。
如：(2)常见还原剂常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。
如：(3)具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性其中：Fe 2＋、SO 32－主要表现还原性，H 2O 2主要表现氧化性。
【例1】 (2012·上海，20改编)火法炼铜首先要焙烧黄铜矿，其反应为：2CuFeS 2＋O 2===Cu 2S ＋2FeS ＋SO 2下列说法正确的是( )。
氧化还原反应概念和规律
3
6
2
1
3 2
5
9
3
3
3 2 2 5
2 5 5 8 6
4
OH－ H＋
3 2
Al2O3
3C
N2 ==
2AlN
3CO
三、氧化还原反应的计算：
得失电子守恒法
分析化合价
找出氧化剂和还原剂
根据得失电子守恒列方程计算
【题组训练】
题型一 简单氧化还原计算【一得一失】 1．24 mL浓度为0.05 mol·L－1的Na2SO3溶液恰好与20 mL浓 度为0.02 mol·L－1的K2Cr2O7溶液完全反应。已知Na2SO3可被 K2Cr2O7氧化为Na2SO4，则元素Cr在还原产物中的化合价为( B ) A．＋2 B．＋3 C．＋4 D．＋5 解析：题目中指出被还原的元素是Cr，则得电子的物质必是 K2Cr2O7，失电子的物质一定是Na2SO3，其中S元素的化合价从 ＋4→＋6；而Cr元素的化合价将从＋6→＋n(设＋n为生成物中 Cr元素的化合价)，根据得失电子数目相等，有0.024 L×0.05 mol·L－1×(6－4)＝0.02 L×0.02 mol·L－1×2×(6－n) ， 解得n＝3。 D
C
拓展：氧化性、还原 ＞ 氧化产物 还原性： 还原剂 ＞ 还原产物
2、根据金属活动顺序： 还原性： 氧化性：
3、根据周期表： 还原性：左→右 强→弱 上→下 弱→强
例：Na＞Mg＞Al
例：Cl－＜Br－＜I－ 例：C＜N2＜O2＜F2
氧化性：左→右 弱→强 上→下 强→弱
得失守恒
MnO4－＋ SO32－---- Mn2＋＋ SO42－
Mn：＋7→＋2得5e－ ×2 S： ＋4→＋6失2e－ ×5
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。
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。
氧化还原反应的基本概念和规律
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栏目导引
(5)SeO2、KI和HNO3发生如下反应：SeO2＋KI＋HNO3 →Se＋I2＋KNO3＋H2O，配平上述反应的化学方程式。 SeO2＋4KI＋4HNO3===Se＋2I2＋4KNO3＋2H2O
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栏目导引
ห้องสมุดไป่ตู้
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题组三 电子转移方向及数目的表示方法 5.用单线桥法标出下列反应电子转移的方向及数目。
4e-
2e-
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H 2S NO
6e3H2S＋2HNO3===3S↓＋4H2O 3.6 g
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考点二
氧化性、还原性强弱的比较方法
× ×
应。 同素异形体之间的转化，如
(3)有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原反 × 不属于氧化还原反应 (4)氧化还原反应中的反应物，不是氧化剂就是还原剂。 ×
如SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl,反应中水既不是氧化剂，也 不是还原剂 (5)某元素从游离态变为化合态，该元素可能被氧化也可能 被还原。 如 ，转化①中氯元素被还原， 转化②中氯元素被氧化。
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栏目导引
【高考还可以这样考】 (1)依据Se与浓H2SO4反应写出Se和浓HNO3(还原产物 为NO2)反应的化学方程式________________________ Se＋4HNO3(浓)===SeO2＋4NO2↑＋2H2O。 _________________________________
2024高考化学专题复习—氧化还原反应的概念和规律(新高考)
2024高考化学专题复习—氧化还原反应的概念和规律（新高考）[复习目标] 1.了解氧化还原反应的概念。
2.会用“单、双线桥”分析电子转移的方向和数目。
3.掌握氧化性、还原性强弱的比较及价态规律的应用。
考点一氧化还原反应及相关概念1．氧化还原反应(1)判断依据：反应前后有元素的化合价发生变化。
(2)本质：电子转移(得失或偏移)。
2．相关概念概括为“升失氧、降得还，剂性一致、其他相反”。
(1)氧化性是指得电子的性质(或能力)；还原性是指失电子的性质(或能力)。
(2)氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。
如：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序可知，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na的还原性比Al强。
应用举例2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
上述反应中，氧化剂是______，还原剂是________，氧化产物是__________，还原产物是________，KMnO4发生__________反应，HCl发生________反应，盐酸表现的性质是________性和________性；生成1mol Cl2时转移电子数目为________，被氧化的HCl的物质的量是________mol。
答案KMnO4HCl Cl2MnCl2还原氧化还原酸2×6.02×1023(或1.204×1024)23．氧化还原反应电子转移的表示方法(1)双线桥法：①标变价，②画箭头(反应物指向生成物)，③算数目，④说变化。
用双线桥法标出MnO2与浓盐酸加热反应的电子转移的方向和数目：＋2H2O。
归纳。
(2)单线桥法：箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得”“失”字样。
用单线桥法标出铜和浓硝酸反应的电子转移的方向和数目：＋2NO2↑＋2H2O。
归纳。
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
氧化还原反应的基本规律氧化还原反应是化学中一种重要的反应类型，也是生命活动中不可或缺的过程。
通过氧化还原反应，物质可以相互转化，释放能量或吸收能量。
本文将从氧化还原反应的基本概念、规律和应用等方面进行探讨。
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，物质中的电子转移给其他物质的过程。
在氧化还原反应中，被氧化的物质损失电子，而被还原的物质获得电子。
氧化反应和还原反应是相互联系的，互为一对。
氧化反应中，物质失去电子，氧化态增加；还原反应中，物质获得电子，氧化态减少。
例如，2H₂ + O₂→ 2H₂O中，氢气被氧气氧化成水，氢的氧化态从0增加到+1，氧的氧化态从0减少到-2。
二、1. 氧化剂和还原剂在氧化还原反应中，氧化剂是指能够接受电子的物质，它使其他物质发生氧化反应；还原剂是指能够提供电子的物质，它使其他物质发生还原反应。
氧化剂和还原剂是相对的概念，一个物质在不同反应中可以是氧化剂，也可以是还原剂。
2. 氧化数氧化数是描述物质中原子氧化态的数值，用来表示物质在氧化还原反应中电子的转移情况。
根据氧化数的变化，可以判断物质是被氧化还是被还原。
氧化数的计算规则如下：- 单质的氧化数为0，例如单质氧的氧化数为0。
- 简单离子的氧化数等于离子的电荷，例如Na⁺的氧化数为+1。
- 氢的氧化数通常为+1，但在金属氢化物中为-1。
- 氧的氧化数通常为-2，但在过氧化物中为-1。
- 在化合物中，各元素的氧化数之和等于化合物的电荷。
3. 氧化还原反应的平衡氧化还原反应需要满足物质的质量守恒和电荷守恒原则。
在平衡状态下，氧化剂和还原剂之间的电子转移达到平衡，即氧化剂的氧化数减少的电子数等于还原剂的氧化数增加的电子数。
三、氧化还原反应的应用1. 腐蚀腐蚀是一种常见的氧化还原反应。
金属在接触空气或水时容易发生氧化反应，形成金属氧化物。
例如铁的腐蚀就是由于铁与氧气发生氧化反应形成铁氧化物。
2. 电池电池是利用氧化还原反应产生电能的装置。
高三化学总复习 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复习目标知识建构1.掌握氧化还原反应的基本概念及相互关系；会用“单、双线桥”表示电子转移的方向和数目。
2.理解氧化还原反应的基本规律，了解氧化还原反应在生产、生活中的应用。
一、氧化还原反应1.氧化还原反应的本质和特征2.氧化还原反应概念之间的关系记为：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4.氧化还原反应中电子转移的表示方法(1)双线桥法氧化剂＋还原剂===还原得到n e－产物＋氧化失去n e－产物请写出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)单线桥法请写出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：。
【判一判】判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)金属阳离子一定只具有氧化性()(2)NO2溶于水发生氧化还原反应()(3)某元素从游离态变为化合态，该元素可能被氧化也可能被还原()(4)置换反应一定是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应()(5)NaHCO3＋H2===HCOONa＋H2O的反应中，NaHCO3被氧化()(6)Na2O2与水的反应中，水是还原剂()答案(1)×(2)√(3)√(4)√(5)×(6)×二、氧化剂和还原剂1.常见氧化剂和还原剂(1)常见氧化剂及还原产物常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。
如：(2)常见还原剂及氧化产物常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属阴离子及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。
如：(3)元素化合价处于中间价态的物质既可作氧化剂，又可作还原剂。
2.氧化性和还原性(1)氧化性是指得电子的性质(或能力)；还原性是指失电子的性质(或能力)。
(2)最高价态微粒只有氧化性，最低价态微粒只有还原性，中间价态微粒既有氧化性又有还原性。