氧化还原反应知识总结.
最全氧化还原反应知识点总结
一、氧化还原基本概念1、四组重要概念间的关系(1)氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化(或电子转移)的化学变化叫氧化还原反应。
氧化还原反应的特征：元素化合价的升降；氧化还原反应的实质：电子转移。
(2)氧化反应和还原反应：在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高(或者说物质失去)电子的反应成为氧化反应；反应物所含元素化合价降低(或者说是物质得到电子)的反应称为还原反应。
(3)氧化剂、还原剂是指反应物。
所含元素化合价降低的物质叫做氧化剂，所含元素化合价升高的物质叫做还原剂。
(4)氧化产物、还原产物是指生成物。
所含元素化合价升高被氧化，所得产物叫做氧化产物，所含元素化合价降低被还原，所得产物叫做还原产物。
关系：口诀：化合价升．高，失．电子，被氧．化，还．原剂，氧．化反应；（升失氧还氧）化合价降．低，得．电子，被还．原，氧．化剂，还．原反应；（降得还氧还）2、氧化还原反应与四种基本反应类型注意：有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应均为氧化还原反应。
二、氧化还原反应的有关计算1．氧化还原中的电子转移表示法(1)双线侨法：在反应物和生成物之间表示电子转移结果，该法侧重于表示同一元素的原子或离子间的电子转移情况，如注意：○1线桥从方程式的左侧指向右侧；○2箭头不表示得失，只表示变化，所以一定要标明“得”或“失”。
(2)单线桥法：在反应物中的还原剂与氧化剂之间箭头指向氧化剂，具体讲是箭头从失电子的元素出发指向得电子的元素。
如三、氧化还原反应的类型1．还原剂+氧化剂氧化产物+还原产物此类反应的特点是还原剂和氧化剂分别为不同的物质，参加反应的氧化剂或还原剂全部被还原或氧化，有关元素的化合价全部发生变化。
例如：2．部分氧化还原反应此类反应的特点是还原剂或氧化剂只有部分被氧化或还原，有关元素的化合价只有部分发生变化，除氧化还原反应外，还伴随非氧化还原反应。
例如3．自身氧化还原反应自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间，即同一种物质中的一种元素被氧化，另一种元素被还原，该物质既是氧化剂又是还原剂；也可以发生在同一物质的同种元素之间，即同一物质中的同一种元素既被氧化又被还原。
氧化还原反应基础知识梳理
点燃氧化还原反应·基础知识1、氧化还原反应是指：反应前后，有元素化合价发生了变化的反应。
如，C + O 2 === CO 2 中，C 的化合价，反应前为0价，反应后为+4价；O 的化合价，反应前为0价，反应后为－2价。
所以，只需要观察是否有元素化合价发生了变化，就能判断氧化还原反应。
化合价变化的实质：电子的转移．．．．． 两种情况：① 共价化合物（不含金属阳离子或NH + 4的化合物，如H 2O 、HCl 等）H 2+Cl 2→2HCl ，反应前H 和Cl 均为0价，化合生成HCl 后分别变成了+1和－1价。
是因为氢原子和氯原子共用了一对电子，并且由于氯原子核电荷数较大，吸引电子的能力强于氢原子，会将共用的一对电子拉向自己，使自己显负价，而氢就显正价。
如下左图所示。
② 离子化合物（包含金属阳离子或NH +4的化合物。
如NaCl 、FeSO 4等）2Na+Cl 2→2NaCl ，反应前Na 和Cl 均为0价，反应后分别变成了+1和－1价。
是因为钠失去了最外层的一个电子，而氯得到了钠失去的一个电子，二者通过这种方式都能形成最外层8电子的稳定结构。
如上右图所示。
两种情况中，电子的变化统称为“电子的转移”（后文则简称为“电子的得失”）。
综合来说，氧化还原反应的特征是化合价的变化，本质是电子的转移。
2、对于氧化和还原的定义一个反应中，得到电子必然伴随着失去电子，二者不可能独立存在（也就是说电子不可能凭空消失或出现，一定有来处和去处）。
于是我们有如下定义：氧化反应：物质所含元素化合价上升的反应（特征），物质失去电子的反应（本质）； 还原反应：物质所含元素化合价下降的反应（特征），物质得到电子的反应（本质）。
例如，反应2FeCl 3 + Fe === 3FeCl 2，FeCl 3中Fe 的化合价由+3变为+2，化合价下降，说明FeCl 3发生了还原反应；Fe 的化合价由0变为+2，化合价上升，说明Fe 发生了氧化反应。
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；氧化还原反应的表示方法及配平。
）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。
氧化还原反应知识总结
氧化还原反应一、基本概念会利用化合价分析氧化还原反应，找出氧化反应、还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物得失电子的物质1、失高氧还↓↓↓↓失去电子化合价升高发生氧化反应对应的物质是还原剂2、常见元素的化合价（单质中化合价为0价，化合物中化合价代数和为0）特殊的物质Na2O2 H2O2 O为—1价NaH H为—1价3、常见离子的书写阳离子：H+ NH4+所以金属阳离子M n+阴离子：硝酸根NO3-硫酸根SO42-碳酸根CO32-碳酸氢根HCO3-氯酸根ClO3-次氯酸根ClO-氢氧根OH-磷酸根PO43-磷酸一氢根HPO42- 磷酸二氢根H2PO4-醋酸根CH3COO-高锰酸根MnO4-氟F-氯Cl-溴Br-碘I-（氢氟酸，盐酸，氢溴酸和氢碘酸的酸根）硫离子S2-硫氢根HS- 硅酸根SiO32-亚硫酸根SO32-亚硫酸氢根HSO3-4、分析下列氧化还原反应（找出氧化反应、还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物得失电子的物质）2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2↑2Na2O2+ 2CO2= 2Na2CO3+ O22FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl22FeCl3+Fe=3FeCl23Na2S+8HNO3(稀)=6NaNO3+2NO↑+3S↓ +4H2O3Na2SO3+2HNO3(稀)=3Na2SO4+2NO↑+H2OC + 2H2SO4(浓) ==CO2↑+ 2SO2↑ + 2H2O3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2+ 4H2O + 2NO↑HClO+H2O2=HCl+H2O+O2↑4HClO3+3H2S=3H2SO4+4HClFeO+4HNO3=Fe(NO3)3+NO2↑+2H2O14HCl+K2Cr2O7=2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O11P+15CuSO4+24H2O==5Cu3P+6H3PO4+15H2SO42Na+H2=2NaH二、氧化性、还原性强弱的比较方法1、依据氧化还原反应的方程式氧化剂＋还原剂===还原产物＋氧化产物氧化性：氧化剂＞氧化产物氧化性：氧化剂>还原剂还原性：还原剂＞还原产物还原性：还原剂>氧化剂2、依据金属活动性顺序K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb,(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au从左至右单质的还原性逐渐减弱K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Fe2+,Sn2+,Pb2+,(H+),Cu2+,Hg2+,Fe3+,Ag+从左至右阳离子的氧化性逐渐增强13、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。
高中化学中的氧化还原反应知识点总结
高中化学中的氧化还原反应知识点总结！一、氧化还原反应的基本概念1.氧化还原反应的本质：有电子转移（得失）氧化还原反应概念图2.氧化还原反应的特征：元素化合价的变化应用：在化学方程式中标出各物质组成元素的化合价，只要有一种元素的化合价发生了变化，即可说明该反应是氧化还原反应。
口诀：升失氧氧还原剂，降得还还氧化剂（化合价上升，失电子，发生氧化反应，被氧化得到氧化产物，在反应中做还原剂；化合价下降，得电子，发生还原反应，被还原得到还原产物，在反应中做氧化剂）。
3.化学反应的分类我们把化学反应按是否发生电子转移分成两大类：氧化还原反应和非氧化还原反应。
下面我们来介绍氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：①置换反应置换反应是单质与化合物反应生成新单质和新化合物，该过程一定伴随着电子得失，故一定是氧化还原反应。
如我们熟悉的Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu，铁失2个电子生成亚铁离子，同时，铜离子得两个电子生成铜单质。
②复分解反应与置换反应性质完全相反地，复分解反应是两种化合物互相交换成分，并不存在电子转移，故一定不是氧化还原反应。
如HCl + NaOH == NaCl + H2O.③化合反应和分解反应而化合反应和分解反应既可能是氧化还原反应，如：C + O2 =点燃= CO2；2H2O2 =(MnO2)= 2H2O + O2↑；又可能是非氧化还原反应，如：CaO + H2O == Ca(OH)2；2NaHCO3=△= Na2CO3 + H2O + CO2↑.④当然，我们可以将上述关系用Venn图表示：氧化还原反应与四种基本反应关系图4.有关氧化还原的判断①判断氧化性和还原性I. 元素处于最高价态时，只有氧化性；II. 元素处于最低价态时，只有还原性；•特殊地，金属的最低价态为0价，没有负价，故金属单质只有还原性；III.元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性。
②判断氧化剂和还原剂I. 常见的氧化剂及其对应的还原产物i. 活泼非金属单质• X2 → X-（X表示F、Cl、Br、I等卤素）•O2→O2- / OH- / H2Oii. 具有处于高价态元素的化合物•MnO2→ M n2+•H2SO4→ SO2 / S•HNO3→ NO / NO2•KMnO4(酸性条件) → M n2+•FeCl3→ F e2+ / Feiii.其他•H2O2→ H2OII. 常见的还原剂及其对应的氧化产物i. 活泼的金属单质•Na → Na+•Al → A l3+ii. 活泼的非金属单质•H2→ H2O•C → CO / CO2iii.具有处于低价态元素的化合物•CO → CO2•SO2→ SO3 / SO42-•H2S → S / SO2•HI → I2•Na2SO3→ SO42-•FeCl2→ Fe3+III.特殊情况i. 在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂可能是同一种物质，氧化产物和还原产物也可能是同一种物质，如歧化反应和部分归中反应。
高中化学知识——氧化还原反应
高中化学知识——氧化还原反应1.氧化还原反应（1）定义：凡是有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应，没有电子转移的反应就是非氧化还原反应。
（2）实质：有电子转移(得失或偏移)。
（3）特征：反应前后元素的化合价有变化。
在氧化还原反应中，电子转移（得失或偏移）和化合价升降的关系如图所示，由于氧化还原反应与元素化合价的升降有密切相关，元素化合价的升降又是由元素原子得失电子（或共用电子对偏移）所决定的。
凡是有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。
判断的依据就是寻找整个反应过程是否有元素化合价在反应前后发生变化。
（4）氧化还原反应与化合价的关系：最高价只有氧化性，如Fe3+、HNO3分子中+5价的氮元素；最低价只有还原性，如Fe、S2-等；中间价既有氧化性又有还原性。
（5）氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：2.氧化剂和还原剂（1）氧化剂和还原剂:得到电子(所含某元素化合价降低)的反应物是氧化剂；失去电子（所含某元素化合价升高）的反应物是还原剂。
①常常见的氧化剂:活波的非金属单质：O2、Cl2、Br2等；含高价金属阳离子的化合物CuCl2等；含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。
②常见的还原剂：活波或较活波的金属：K、Cu、Na、Al、Mg、Zn等；较低价金属阳离子的化合物：FeCl2等；某些非金属单质：C、H2等；含有较低化合价元素的化合物：HCl、H2S、KI等。
③在含有可变化合价元素的化合物中，具有中间价态的物质既可以做氧化剂，又可以做还原剂，如Cl2、S、SO2、H2SO3等。
（2）氧化产物和还原产物：氧化产物是发生氧化反应的物质的生成物；还原产物是发生还原反应的物质的生成物。
（3）氧化反应和还原反应：失去电子（或元素化合价升高）的反应是氧化反应；得到电子（或元素化合价降低）的反应是还原反应。
（4）氧化性和还原性：物质得到电子的能力或性质是氧化性；物质失去电子的能力或性质是还原性。
氧化还原反应知识点总结
氧化还原反应【知识清单】知识点一、氧化还原反应的基本概念及相互关系1、氧化还原反应的实质是存在电子的转移（电子的得失或电子对的偏移），特征是反应前后元素化合价的变化；判断某反应是否属于氧化还原反应可根据反应前后化合价是否发生了变化这一特征。
2、基本概念（1）氧化反应：元素化合价升高的反应；还原反应：元素化合价降低的反应。
（2）氧化剂和还原剂(反应物)氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性：还原剂具有的失电子的能力（3）氧化产物：氧化后的生成物；还原产物：还原后的生成物。
（4）被氧化：还原剂在反应时化合价升高的过程；被还原：氧化剂在反应时化合价降低的过程。
口诀：升失氧化还原剂，降得还原氧化剂。
剂性相同，其他相反。
3．氧化还原反应的表示方法(1)双线桥法箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。
箭头方向不代表电子转移方向，仅表示电子转移前后的变化。
在“桥”上标明电子的“得到”与“失去”，且得失电子总数应相等。
如：(2)单线桥法箭头必须由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。
箭头方向表示电子转移的方向。
在“桥”上标明转移的电子总数。
4．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系(1)有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应；(2)有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应；(3)置换反应一定是氧化还原反应；(4)复分解反应一定不是氧化还原反应。
知识点二、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：F2、O2、O3、Cl2等；②含有高价态元素的化合物：HNO3、KMnO4、K2Cr2O7、浓H2SO4等；③某些金属元素的高价态离子：Fe3+、Cu2+等；④其它：H2O2、Na2O2、HClO等。
（2）常见的还原剂：①活泼的金属单质：K、Na、Fe、Mg等；②含有低价态元素的化合物：H2S、HI、CO2、SO2、H2SO3等；③某些非金属单质：H2、C等。
总结氧化还原反应知识点
总结氧化还原反应知识点一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应（简称氧化还原反应）是化学反应的一种基本类型，是指在化学反应中，电子从一个物质转移到另一个物质的过程。
通常情况下，其中一种物质失去电子，被称为氧化剂；另一种物质得到电子，被称为还原剂。
氧化还原反应也可以根据电子的转移情况来看，一种叫做“氧化为电子给出体，还原为电子接收体”的化学反应。
氧化还原反应的基本方程式可以用以下形式表示：A + B → A+ + B-。
其中，A被氧化，B被还原。
在实际的化学实验中，氧化还原反应可以用电子方程式来表示，如下所示：Fe2+ → Fe3+ + e-氧化还原反应中，氧化剂和还原剂的含义也需要进行解释。
氧化剂是指在氧化还原反应中能接受电子的物质，它本身被还原；还原剂则是指在氧化还原反应中能够失去电子的物质，它本身被氧化。
氧化还原反应通常还涉及到氧化数的变化，氧化数是指元素的电负度，是指物质中的一个原子本身是否能够捐出或者接收多少电子。
在氧化还原反应中，氧化数会发生变化，具体的变化规律是：氧化剂氧化还原反应中的其他物质时，其氧化数减小，而还原剂氧化其他变数时，其氧化数增加。
二、氧化还原反应的特征1. 电子转移：氧化还原反应是指在化学反应中，电子从一个物质转移到另一个物质的过程。
通常情况下，其中一种物质失去电子，被称为氧化剂；另一种物质得到电子，被称为还原剂。
2. 氧化数变化：在氧化还原反应中，物质的氧化数会发生变化。
氧化剂氧化还原反应中的其他物质时，其氧化数减小，而还原剂氧化其他变数时，其氧化数增加。
这是氧化还原反应的重要特征之一。
3. 产生氧化还原反应：氧化剂在氧化还原反应中本身会被还原，还原剂在氧化还原反应中本身会被氧化。
4. 物质消失和新物质的生成：氧化还原反应会伴随物质的消失和新物质的生成，是一种化学反应的基本类型。
以上这些特征是氧化还原反应的主要特征，了解这些特征有助于我们更好地理解氧化还原反应的性质和规律。
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氧化还原反应一、基本概念会利用化合价分析氧化还原反应，找出氧化反应、还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物得失电子的物质1、失高氧还↓↓↓↓失去电子化合价升高发生氧化反应对应的物质是还原剂2、常见元素的化合价（单质中化合价为0价，化合物中化合价代数和为0）特殊的物质Na2O2 H2O2 O为—1价 NaH H为—1价3、常见离子的书写阳离子：H+ NH4+所以金属阳离子M n+阴离子：硝酸根NO3-硫酸根SO42-碳酸根CO32-碳酸氢根HCO3-氯酸根ClO3-次氯酸根ClO-氢氧根OH-磷酸根PO43-磷酸一氢根HPO42- 磷酸二氢根H2PO4-醋酸根 CH3COO-高锰酸根MnO4-氟F-氯Cl-溴Br-碘I-（氢氟酸，盐酸，氢溴酸和氢碘酸的酸根）硫离子S2-硫氢根HS- 硅酸根SiO32-亚硫酸根SO32-亚硫酸氢根HSO3-4、分析下列氧化还原反应（找出氧化反应、还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物得失电子的物质）2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2↑2Na2O2+ 2CO2= 2Na2CO3+ O22FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl22FeCl3+Fe=3FeCl23Na2S+8HNO3(稀=6NaNO3+2NO↑+3S↓ +4H2O3Na2SO3+2HNO3(稀=3Na2SO4+2NO↑+H2OC + 2H2SO4(浓 ==CO2↑+ 2SO2↑ + 2H2O3Cu + 8HNO3(稀 == 3Cu(NO32+ 4H2O + 2NO↑HClO+H2O2=HCl+H2O+O2↑4HClO3+3H2S=3H2SO4+4HClFeO+4HNO3=Fe(NO33+NO2↑+2H2O14HCl+K2Cr2O7=2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O11P+15CuSO4+24H2O==5Cu3P+6H3PO4+15H2SO42Na+H2=2NaH二、氧化性、还原性强弱的比较方法1、依据氧化还原反应的方程式氧化剂＋还原剂===还原产物＋氧化产物氧化性：氧化剂＞氧化产物氧化性：氧化剂>还原剂还原性：还原剂＞还原产物还原性：还原剂>氧化剂2、依据金属活动性顺序K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb,(H,Cu,Hg,Ag,Pt,Au从左至右单质的还原性逐渐减弱K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Fe2+,Sn2+,Pb2+,(H+,Cu2+,Hg2+,Fe3+,Ag+从左至右阳离子的氧化性逐渐增强3、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，该氧化剂氧化性就强。
如：16HCl(浓+2KMnO4==2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑ 4HCl(浓+MnO2===(加热）MnCl2+2H2O+Cl2↑4HCl(浓+O2==（加热,CuCl2催化剂2H2O+2Cl2氧化性：KMnO4>MnO2>O2 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。
4、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：2Fe+3Cl2==(点燃2FeCl3Fe+S==（加热）FeS 氧化性：Cl2>S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。
例如3Zn+2Fe3+=2Fe+3Zn2+ Cu +2Fe3+=2Fe2++Cu2+ 还原性: Zn> Cu5、完成下列练习（1）根据下列事实，判断离子的氧化性顺序为(①A＋B2＋===A2＋＋B ②D＋2H2O===D(OH2＋H2↑③E2＋＋B ===E ＋B2＋A．E2＋＞B2＋＞A2＋＞D2＋B．D2＋＞E2＋＞A2＋＞B2＋C．A2＋＞B2＋＞D2＋＞E2＋ D．D2＋＞B2＋＞A2＋＞E2＋（2）与铁相似，金属锡能溶于盐酸生成氯化亚锡，氯化亚锡又能被氯化铁氧化为氯化锡。
则下列有关微粒氧化、还原能力的比较中，正确的是(A．氧化能力：Sn4＋＜Sn2＋ B．氧化能力：Fe3＋＜Sn4＋C．还原能力：Fe2＋＜Sn2＋ D．还原能力：Fe＜Sn（3）根据反应式：① 2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2 ② Br2 + 2Fe2+ = 2Fe3+ + 2Br-可判断离子的还原性从强到弱的顺序是（）A、Br- 、Fe2+ 、Cl-B、I- 、Fe2+ 、Br-C、Br- 、I- 、Fe2+D、Fe2+ 、I- 、Br-（4）已知X2、Y2、Z2、W2四种物质的氧化能力为：W2>Z2>X2>Y2，下列氧化还原反应能发生的是（）A、2W- + Z2 = 2Z- +W2B、2X- + Z2 = 2Z- + X2C、2Y- + W2 = 2W- + Y2D、2Z- + X2 = 2X- + Z2（5）R、X、Y和Z是四种元素，其常见化合价均为+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价进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+三、常见的氧化剂和还原剂1、(1常见氧化剂①某些活泼的非金属单质：如Cl2，一般被还原为Cl－。
②元素处于高价态的物质：如KMnO4，一般在酸性条件下被还原为Mn2＋。
浓硫酸，一般被还原为SO2。
浓硝酸一般被还原为NO2。
Fe3＋被还原为Fe2＋。
③过氧化物：如H2O2，一般被还原为水。
(2常见还原剂①活泼的金属单质：如K、Na、Mg、Al等。
②非金属离子及低价态化合物：S2－、H2S、I－、CO、SO2、SO等。
③低价阳离子：Fe2＋、Cu＋等。
④非金属单质及其氢化物：H2、C、NH3等。
(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Fe←Fe2＋→ Fe3＋S← SO→ SOH2O ← H2O2 → O22、完成下列练习(1下列物质不能做还原剂的是(A. H2SB. Fe2+ C .Fe3+ D. SO2(2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,也可能被还原D.以上都不是(3下列变化需要加入氧化剂的是(A. S2-→HS-B. HCO3-→CO2C. 2 Cl-→Cl2D. Cu2+→Cu四、利用双线桥、单线桥分析氧化还原反应，在此基础上利用电子守恒进行计算1、关于“歧化反应”，是指某些物质在一定的条件下发生其中的某元素化合价既升高又降低的反应。
“归中反应”元素一高、一低化合价反应变为中间价。
这些反应满足只靠拢，不相交，相邻价态不反应。
Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O3NO2＋H2O===2HNO3＋NO2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O22H2O2===2H2O＋O2↑KClO3＋6HCl===KCl＋3Cl2↑＋3H2O2、对于氧化还原反应的计算，要善于根据反应中氧化剂得到电子总数与还原剂失去电子总数相等，即得失电子守恒进行。
利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程，可不写化学方程式，不追究中间反应历程，只要把物质分为初态和终态，从得电子与失电子两个方面进行整体思维，可以走捷径迅速获得正确结果。
n(氧化剂×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价＝n(还原剂×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价3、完成下列练习(1利用反应6NO2＋8NH3 = 7N2＋12H2O可处理NO2。
当转移1.2 mol电子时，消耗的NO2在标准状况下是________L。
(2根据反应8NH3＋3C12＝6NH4C1＋N2其中氧化剂与还原剂的物质的量之比为________，68gNH3参加反应时，被氧化物质是__________g(3①2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O，反应中氧化剂和还原剂的物质的量比为__________________。
②3Cu+8HNO3=3Cu（NO32+2NO↑+4H2O当反应中生成11.2L（标况下）NO时，消耗还原剂的质量为__________g，电子转移_______mol，反应中被还原的HNO3与未被还原的HNO3的质量之比为___________(4将9.60×10－4mol XO4－在溶液中还原到较低价态，需用24 mL 0.100 mol／L 的H2O2溶液，则X元素的化合价变为A. +1B. +2C. +3D. +4(5某氮的氧化物和一氧化碳在催化剂的作用下充分反应，生成氮气和二氧化碳。
若测得氮气和二氧化碳的物质的量之比为1∶2，则该氮的氧化物是(A. N2OB. NOC. NO2D. N2O5(624 mL浓度为0.05 mol / L的Na2SO3溶液，恰好与20 mL浓度为0.02 mol / L 的K2Cr2O7溶液完全反应，则元素Cr在被还原的产物中的化合价是(A. ＋6B. ＋3C.＋2D. 0(7硫代硫酸钠可作为脱硫剂，已知25.0mL 0.100mol / L Na2S2O3 溶液恰好把224mL (标准状况Cl2完全转化为Cl—离子，则S2O32—将转化为（）A、S2—B、SC、SO32—D、SO42—(8请根据反应15CuSO4＋11P＋24H2O===5Cu3P＋6H3PO4＋15H2SO4，判断1 mol CuSO4能氧化P的物质的量(A.molB.molC.molD.mol五、氧化还原反应方程式的配平1、方法与步骤①标出发生变化的元素的化合价，并确定氧化还原反应的配平方向。
在配平时，需要确定先写方程式那边物质的计量数。
有时先写出方程式左边反应物的计量数，有时先写出方程式右边生成物的计量数。
一般遵循这样的原则：自身氧化还原反应→ 先配平生成物的计量数；部分氧化还原反应→ 先配平生成物的计量数；一般的氧化还原反应→既可先配平生成物的计量数，也可先配平反应物的计量数。
②列出化合价升降的变化情况，用“双桥线”连接反应前后的元素并在桥上或桥下注明化合价升降数。
当升高或降低的元素不止一种时，需要根据不同元素的原子个数比，将化合价变化的数值进行叠加。
③找出化合价升降数之间的最小公倍数，根据电子守恒（化合价升降总数相等）配平化合价变化的物质的计量数。