氧化还原反应中的三条重要规律
氧化还原反应规律
氧化还原反应的基本规律一、氧化性、还原性强弱规律1． 氧化性、还原性的判断(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 －===Al 3＋，但根据金属活动性顺序表，Na 比Al 活泼，更易失去电子，所以Na 比Al 的还原性强。
从元素的价态考虑：最高价态——只有氧化性，如Fe 3＋、H 2SO 4、KMnO 4等；最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl －、S 2－等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe 2＋、S 、Cl 2等。
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)根据反应条件和产物价态高低进行判断 ①与同一物质反应，一般越易进行，则其氧化性或还原性就越强。
如Na 与冷水剧烈反应，Mg 与热水反应，Al 与水加热反应也不明显，所以还原性：Na>Mg>Al ；非金属单质F 2、Cl 2、Br 2、I 2与H 2反应，F 2与H 2暗处剧烈反应并爆炸，Cl 2与H 2光照剧烈反应并爆炸，Br 2与H 2加热到500 ℃才能发生反应，I 2与H 2在不断加热的条件下才缓慢发生反应，且为可逆反应，故氧化性：F 2>Cl 2>Br 2>I 2。
②当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如果氧化产物价态相同，可根据反应条件的高低进行判断：一般条件越低，氧化剂的氧化性越强，如：MnO 2＋4HCl(浓)=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O,2KMnO 4＋16HCl(浓)===2KCl ＋2MnCl 2＋5Cl 2↑＋8H 2O ，由上述反应条件的不同，可判断氧化性：KMnO 4>MnO 2。
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
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。
氧化还原反应问题解题规律归纳
氧化还原反应问题解题规律归纳作者：华雪莹来源：《青苹果·高一版》2016年第10期氧化还原反应是中学化学中的一种重要反应类型。
正确理解和准确把握氧化还原反应中的有关规律并能熟练运用，是学好这一知识点的关键。
下面我们就一起来梳理氧化还原反应中的有关规律，希望同学们能够熟记并能正确运用。
一、守恒律1.电子得失守恒在氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电子的总数相等（或者说化合价升高总数与化合价降低总数相等）。
应用1 计算氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的多少。
例1 KI与KIO在酸性条件下可发生反应生成单质碘，问该反应中被氧化的碘元素与被还原的碘元素的质量之比是多少。
解析K→化合价升高1价，被氧化；KO→化合价降低5价，被还原。
要使化合价升降总数相等，KI与KIO的物质的量之比应为5∶1，则被氧化的碘元素与被还原的碘元素的质量之比也为5∶1。
应用2 确定氧化产物或还原产物中元素的价态。
例2 在含有0.078 mol FeCl溶液中，通入0.009 mol Cl，再加入含有0.01 mol XO的酸性溶液，溶液中的Fe恰好全部被氧化，并使XO还原为X离子，求n的值。
解析Fe→Fe，1 mol FeCl失去1 mol电子；Cl→Cl，1 mol Cl得到2 mol 电子；O→X，1 mol XO得到2（6-n） mol电子。
根据得失电子守恒规律，FeCl失去的电子数等于氧化剂Cl和XO得到的电子总数，即0.078×1=0.009×2+0.01×2（6-n），解得n=3。
应用3 配平氧化还原方程式例3 配平方程式：P+ CuSO+ HO→ CuP+ HPO+ HSO。
该反应中160 g CuSO可氧化P的质量是。
解析该反应中氧化还原关系较为复杂，既有CuSO与P的氧化还原反应，又有P的自身氧化还原反应。
→Cu，P元素化合价降低3价；SO→P，Cu元素化合价降低1价；→HO，P元素化合价升高5价。
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。
氧化还原反应的先后规律
氧化还原反应的先后规律以氧化还原反应为例（Redox reaction）：1、氧化还原反应：氧化还原反应是指一种物质作用于另一种物质，由于双方电子活动的不平衡，使得原有的化学键断裂重新结合而生成新的化学组合的反应过程。
如：氧化态和还原态之间的转变，某物质在这类反应中从活性物质变成了氧化性物质，而另一种从还原物质变成了活性物质，其中所涉及到的物质包括质子、电子、原子、分子以及其他离子。
2、氧化还原反应的先后规律：(1)反应物和生成物在——将氧化还原反应分成氧化反应和还原反应两部分：氧化反应：氧化剂（例如氧气）从还原剂（例如硫酸钠）中取出电子，使还原剂变成氧化态物质；还原反应：氧化剂（例如氧气）将电子转移给还原剂（例如硫酸钠），使其还原到还原态物质；(2)氧化剂和还原剂的活性：氧化反应的先后依据它们的活性：即氧化剂的活性在还原剂之上，而还原剂的活性在氧化剂之下；(3)氧化剂和还原剂的金属性：氧化还原反应的先后根据物质的金属性：即氧化剂大多为活性金属，而还原剂主要为不活性金属；(4)氧化剂和还原剂的电子转移数及电负性：氧化还原反应的先后可根据氧化剂与还原剂的电子转移数及电负性来判定：氧化剂的电负性大于还原剂，但它们的电子转移数可以相同，此时也可以发生氧化还原反应；3、实例：以铜与亚铁酸盐反应为例：反应物：铜与氢氧化钠（亚铁酸盐）；反应后：铜氧化成铜氧化物，氢氧化钠被还原成亚铁酸盐。
4、氧化还原反应的本质：氧化还原反应的本质是一对反应物之间的电子转移，也就是说，反应物之间的电子转移分子被限定在反应物的这对，而不与其他物质发生电子转移，转移的电子数将各自的质量发生变化。
5、氧化还原反应的影响因素：(1)温度：反应温度越高，反应速度越快；(2)pH值：反应时碱性条件下，氧化还原反应会被加速；(3)光照：在有光的条件下，一些特殊的氧化还原反应能够发生额外的光化学反应，加速反应；(4)光谱特性：反应物在吸收不同波长的光后，氧化还原反应亦可以发生，从而产生新的物质。
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: KCIO 3 + 6HCI ===KCI + 3CI 2 f + 3H 2O反应中KCIO3中的氯元素为+5价，而HCI中的氯元素为-1加价，产物中KCI中的氯元素为-1价，Cl? 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 + SO 2? +2H2O 应为：+6价的硫T +4价的硫-2价的硫T 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:CI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*只限于兀素、而不是物质：eg: HCI中H为+1价，是氢兀素的最高价，从而导致HCI具有一定的氧化性，而氯则为-1价，处于最低价态，又致使HCI具有一定的还原性，所以HCI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:HCIO4（高氯酸）中氯元素为+7价高于HCIO中氯元素的+1价，但氧化性却是HCIO> HCIO 4三、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 + H 2SO4（浓） Br2 + SO2? + 2H 2O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12 + SO2 +2H 20 ==== H 2SO4 + 2HI2FeCI 2 + CI2 ====2FeCI 32FeCI 3 + 2HI =====2FeCI 2 + 2HCI + I 2- 2+ -A、I >Fe >CI >SO2-2+ -B、Cl >Fe >SO2>I2+ - -C、Fe2+>I- >Cl- >SO2- 2+ -D、SO2>I >Fe >Cl四、不同种氧化剂氧化同种还原剂时，价态变化越大，对应的氧化剂的氧化性越大eg: Fe + 2HCl ===FeCl 2 +H 2 ①2Fe + Cl2 ==== FeCl 3 ②相应的氧化性：因①式中Fe由0价到+2价，而②中是由0到+3变化了三价，所以氧化性：Cl2> HCl 还原性比较亦然。
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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。
（2）因反应后有Cu2+，则不可能剩余Fe，有Cu剩余，不可能存在Fe3+。
（3）反应后有Cu2+和Fe3+，则Fe和Cu都不足，故只有Fe2+存在。