高中化学：氧化还原反应
高中化学氧化还原反应
第一节氧化还原反应一、氧化还原反应的本质㈠实质：电子的转移（得失或偏移）。
㈡特征：反应前后元素的化合价发生了变化。
二、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系三、氧化还原反应的表示方法a.用两条线由反应物指向生成物，且对准同种元素。
㈠双线桥法 b.要标明“得”、“失”电子，且得失电子数相等。
c.箭头不代表电子转移的方向。
a.用一条线表示不同元素原子得失电子的情况。
㈡单线桥法 b.由失电子的元素指向得电子的元素，并标明电子转移的总数。
c.箭头表示电子转移的方向Fe2O3+3CO高温2Fe+3CO2 3Cu+8HNO3==3Cu（NO3）2+NO +4H2O四、有关氧化还原反应的总结㈠从化合价升降角度认识氧化还原反应㈡从电子转移角度理解氧化还原反应1、在离子化合物的形成过程中，金属元素原子失去电子使化合价升高，发生氧化反应；非金属元素原子得到电子使化合价降低，发生还原反应。
2、在共价化合物的形式过程中，公用电子对偏向哪一方，该元素的化合价降低，发生还原反应，共用电子对偏离哪一方，该元素化合价升高，发生氧化反应。
3、元素化合价的升降既与氧化还原反应有着密切的关系，又与元素原子之间的电子转移有着密切的关系。
五、氧化还原反应的基本规律㈠守恒律：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，反应前后电离总数相等（离子反应）㈡价态律：元素处于最好价态，只有氧化性；元素处于最低价态，只有还原性。
㈢强弱律：强氧化性的氧化剂跟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。
㈣转化律：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不交叉(有可能生成同一价态的物质)；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。
㈤难易律：越易失电子的物质，失去后就越难得电子；越易得电子的物质，得到后就越难失去电子。
㈥跳位律在特殊情况下，氧化剂遇到强还原剂时，或还原剂遇到强氧化剂时，元素的价态变化不是临位变化而是跳位变化的。
高中化学必修一第二章氧化还原反应知识点
第三节氧化还原反应杭信一中何逸冬一、氧化还原反应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氧化还原反应：凡是有元素化合价升降的反应2、氧化还原反应的实质——电子的转移（电子的得失或共用电子对的偏离）口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂3、氧化还原反应的判断依据——有元素化合价变化失电子总数=化合价升高总数=得电子总数=化合价降低总数4、氧化还原反应中电子转移的表示方法○1双线桥法——表示电子得失结果○2单线桥法——表示电子转移情况5、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系【习题一】（2018•绍兴模拟）下列属于非氧化还原反应的是（）A．2FeCl2+Cl2═2FeCl3B．ICl+H2O═HCl+HIOC．SiO2+2C高温Si+2CO↑D．2Na+O2点燃Na2O2【考点】氧化还原反应．氧化还原反应的先后规律【专题】氧化还原反应专题．【分析】氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，从元素化合价是否发生变化的角度判断反应是否属于氧化还原反应，以此解答。
【解答】解：A．Fe和Cl元素的化合价发生变化，属于氧化还原反应，故A不选；B．元素化合价没有发生变化，属于复分解反应，故B选；C．C和Si元素的化合价发生变化，属于氧化还原反应，故C不选；D．Na和O元素化合价发生变化，属于氧化还原反应，故D不选。
故选：B。
【习题二】（2015春•高安市校级期中）下列说法正确的是（）A．1mol Cl2与足量Fe反应，转移电子的物质的量为3molB．工业可采用火法炼铜：Cu2S+O2═2Cu+SO2，每生成2mol铜，反应共转移6mol电子C．称取25g CuSO4•5H2O固体溶于75g水中，所得溶液中溶质的质量分数为25%D．NO和NO2的混合气体共1mol，其中氮原子数为2mol【考点】氧化还原反应的电子转移数目计算；物质的量的相关计算．电子守恒法的计算【分析】A．根据转移电子=化合价变化×物质的量计算；B．根据转移电子=化合价变化×物质的量计算；C．根据溶液溶质的质量分数=×100%计算；D．根据一个分子中含1个氮原子判断．【解答】解：A．1mol Cl2与足量Fe反应，Cl元素由0价降低为-1价，所以1mol Cl2与足量Fe反应，转移电子的物质的量为2mol，故A错误；B．由方程式可知，每生成1molSO2，有1mol硫被氧化生成SO2，转移电子为1mol ×[4-（-2）]=6mol，故B正确；C．称取25gCuSO4•5H2O固体溶于75g水中，则含硫酸铜为25×=16g，则所得溶液中溶质的质量分数为16%，故C错误；D．因为论NO还是二氧氮还是NO和NO2的混合气体都是一个分子中含1个氮原子，所以NO和NO2的混合气体共1mol，其中氮原子数为1mol，故D错误。
高中化学教案：氧化还原反应
高中化学教案：氧化还原反应一、引言氧化还原反应是化学中重要的一类反应，也是高中化学教学的重点之一。
它涉及物质的电子转移过程，对于理解化学反应的本质和应用具有重要意义。
本教案将重点探讨氧化还原反应的基本概念、反应类型、反应方程式和应用等内容，帮助学生全面理解和掌握这一重要的化学概念。
二、氧化还原反应基本概念1. 氧化还原反应的概念氧化还原反应，又称为氧化还原化学反应，简称氧化反应或还原反应。
它是指物质在化学反应中电子的失去和获得过程，涉及电子转移的化学反应。
2. 氧化还原反应的特征（1）电子的转移：在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，被还原；还原剂失去电子，被氧化。
（2）改变化学物质的氧化态：氧化剂的氧化态减小，还原剂的氧化态增加。
（3）不同于酸碱反应：酸碱反应指的是氢离子或氢氧根离子的转移，而氧化还原反应涉及电子转移。
三、氧化还原反应的基本原理1. 氧化还原反应基本原理氧化还原反应是根据电子转移的程度来进行分类的。
根据电子转移的方向，反应可以分为氧化反应和还原反应。
氧化反应是指产生氧化物的反应，还原反应是指产生还原物的反应。
2. 氧化还原反应的氧化数规则氧化数是反映元素氧化程度的有计号数值。
根据氧化数规则，可以确定元素的氧化态和判断反应类型。
具体规则如下：（1）自由元素的氧化数为0。
（2）单质氧化数为0。
（3）单质氢的氧化数为+1。
（4）单质氧的氧化数为-2。
（5）氢氧根离子（OH-）的氧化数为-1。
（6）金属的氧化数通常为正值。
（7）非氧族非金属的氧化数通常为负值。
（8）化合物的氧化数之和为0，离子的氧化数之和为离子的电荷。
四、氧化还原反应的分类1. 氧化还原反应的分类方式氧化还原反应可以根据电子转移的程度、反应的氧化物和还原物以及反应的速率等不同特点进行分类。
常见的分类方式有以下几种。
（1）按照氧化物和还原物：氧化性反应和还原性反应。
（2）按照电子转移的程度：完全氧化还原反应和半反应。
（3）按照电子转移的速率：快速反应和缓慢反应。
高中化学知识点大全：氧化还原反应
高中化学知识点大全：氧化还原反应七、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：（1）氧化还原反应定义：有电子发生转移的化学反应。
（2）实质：电子发生转移物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应；物质所含元素化合价降低的反应是还原反应。
（3）判断依据：元素化合价发生变化（4）氧化还原反应中概念及其相互关系如下：还原剂（有还原性）——失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——氧化产物。
记做：升失氧氧化剂（有氧化性）——得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——还原产物。
记做：降得还（5）氧化还原反应中电子转移的表示方法：双线桥法表示电子转移的方向和数目注意：a.“e-”表示电子。
b.双线桥法表示时箭头从反应物指向生成物，箭头起止为同一种元素，应标出“得”与“失”及得失电子的总数。
c．失去电子的反应物是还原剂，得到电子的反应物是氧化剂d．失去电子的物质被氧化，被氧化得到的产物是氧化产物，具有氧化性。
e．得到电子的物质被还原，被还原得到的产物是还原产物，具有还原性。
单线桥法表示电子转移的方向和数目2e-2Na+Cl2=点燃=== 2NaCl注意：a.“e-”表示电子。
b.用一条带箭头的曲线从失去电子的元素指向得到电子的元素，并在“桥”上标出转移的电子数。
（2）氧化性、还原性强弱的判断氧化性反映的是得电子能力的强弱；还原性反映的是失电子能力的强弱。
１）通过氧化还原反应比较：氧化剂 + 还原剂→ 氧化产物＋还原产物氧化性：氧化剂 > 氧化产物还原性：还原剂 > 还原产物2）从元素化合价考虑：3+、H2SO4、KMnO4 等；最高价态——只有氧化性，如 Fe2+、S、Cl2 等；中间价态——既具有氧化性又有还原性，如 Fe2-等。
最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl-、S3）根据其活泼性判断：①根据金属活泼性：②根据非金属活泼性:4）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.5）根据反应条件进行判断：不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。
高中氧化还原反应
高中氧化还原反应概念
高中氧化还原反应是指：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。
氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。
特征是元素化合价发生变化。
本质是反应过程有电子得失或发生偏移。
氧化与还原；氧化：失去电子，化合价升高。
还原：得到电子，化合价降低。
氧化还原反应是在反应前后元素的化合价具有相应的升降变化的化学反应。
在反应过程中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。
这种反应可以理解成由两个半反应构成，即氧化反应和还原反应。
此类反应都遵守电荷守恒。
在氧化还原反应里，氧化与还原必然以等量同时进行。
两者可以比喻为阴阳之间相互依靠、转化、消长且互相对立的关系。
有机化学中也存在氧化还原反应。
有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。
反应的本质是电子有转移，其特征为化合价的升降。
化合价升高，即失电子的半反应是氧化反应；化合价降低，得电子的反应是还原反应。
化合价升高的物质还原对方，自身被氧化，因此叫还原剂，其产物叫氧化产物。
氧化还原反应在工农业生产方面的运用
我们所需要的各种各样的金属，都是通过氧化还原反应从矿石中提炼而得到的。
如制造活泼的有色金属要用电解或置换的方法；制造黑色金属和别的有色金属都是在高温条件下用还原的方法、制备贵重金属常用湿法还原等。
许多重要化工产品的制造，如合成氨、合成盐酸、接触法制硫酸、氨氧化法制硝酸、食盐水电解制烧碱等等，主要反应也是氧化还原反应。
石油化工里的催化去氢、催化加氢、链烃氧化制羧酸、环氧树脂的合成等也都是氧化还原反应。
新教材高中化学必修一难点：氧化还原反应
新教材高中化学必修一难点：氧化还原反应一、氧化还原反应1．定义：在反应过程中有元素的化合价升降的化学反应是氧化还原反应。
2．实质：反应过程中有电子的得失或共用电子对的偏移。
3．特征：化合价有升降。
4．氧化还原反应概念的发展二、氧化还原反应与四种基本反应类型1.四种基本类型的反应2．氧化还原反应与四种基本类型反应的关系①置换反应全部属于氧化还原反应。
②复分解反应全部属于非氧化还原反应。
③有单质参加的化合反应全部是氧化还原反应。
④有单质生成的分解反应全部是氧化还原反应。
⑤有单质参与的化学反应不一定是氧化还原反应，如3O2=2O3。
三、氧化还原反应的四对概念四、1．氧化剂与还原剂氧化剂：得到电子（或电子对偏向、化合价降低）的物质。
还原剂：失去电子（或电子对偏离、化合价升高）的物质。
氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。
2．氧化反应与还原反应氧化反应：失去电子（化合价升高）的反应。
还原反应：得到电子（化合价降低）的反应。
3．氧化产物与还原产物氧化产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物。
还原产物：氧化剂在反应中得到电子后被还原形成的生成物。
4．氧化性与还原性氧化剂具有的得电子的性质称为氧化性；还原剂具有的失电子的性质称为还原性。
总之记住六字口诀：升失氧，降得还！解释：四、氧化还原反应电子转移表示方法双线桥法：（1）两条桥线从反应物指向生成物，且对准同种元素；（2）要标明“得”“失”电子，且数目要相等；（3）箭头不代表电子转移的方向。
单线桥法：（1）一条桥线表示不同元素原子得失电子的情况；（2）不需标明“得”“失”电子，只标明电子转移的数目；（3）箭头表示电子转移的方向；（4）单线桥箭头从还原剂指向氧化剂。
五、常见的氧化剂、还原剂常见的氧化剂（处于高价态的元素的单质或化合物）：（1）活泼的非金属单质(F2、O2、Cl2、Br2、I2、O3等)（2）元素处于高价时的含氧酸(硝酸、浓硫酸)（3）元素处于高价时的盐：(KClO3、KMnO4、FeCl3)（4）过氧化物(H2O2、Na2O2)（5）其它(HClO)常见的还原剂（处于低价态的元素的单质或化合物）：（1）活泼的金属单质：K、Na、Mg等；（2）非金属单质：H2、C、Si等；（3）低价态的化合物：CO、H2S、HI、Fe2+、NH3等。
高中化学氧化还原反应
高中化学氧化还原反应氧化还原反应是化学中常见的重要反应类型之一，也是我们在高中化学学习中的重点内容。
本文将从氧化还原反应的基本概念、反应的分类以及实际应用等方面展开论述。
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，物质的电子转移导致其氧化态和还原态发生变化的过程。
氧化是指物质丧失电子，氧化态数值增加；还原是指物质获得电子，氧化态数值减少。
在氧化还原反应中，被氧化的物质称为还原剂，起到给予电子的作用；而被还原的物质称为氧化剂，起到接收电子的作用。
二、氧化还原反应的分类1. 电子转移反应：在反应中，物质的电子发生转移，产生氧化和还原两个反应。
例如：2Na + Cl2 -> 2NaCl在这个反应中，氯原子从0氧化态到-1氧化态，被还原，同时钠原子从0氧化态到+1氧化态，被氧化。
2. 氧化还原反应的应用氧化还原反应在生产和实际应用中具有广泛的用途，下面以几个具体例子进行说明。
（1）电池中的氧化还原反应电池工作的基本原理就是氧化还原反应。
例如，常见的锌锰电池中，锌被氧化为离子态、释放电子，对应的反应为：Zn -> Zn2+ + 2e-而同样的反应中，二价锰离子被电子还原为更低价的一价锰离子：Mn2+ + 2e- -> Mn+这个反应过程产生的电子在电路中流动，从而实现了电能的转化。
（2）金属的腐蚀现象金属材料在空气中长期暴露会发生氧化还原反应，导致金属腐蚀。
例如，铁在潮湿的环境中会和氧气反应生成氧化铁（锈），反应方程式为：4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3这种反应对于金属制品的保护和防腐具有重要意义。
三、氧化还原反应的例子1. 锌和硫酸铜的反应Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu在这个反应中，锌离子还原为锌原子，硫酸铜被氧化为硫酸根离子。
这个反应在实验室中常用于制备金属铜。
2. 高锰酸钾的还原KMnO4 + 3H2SO4 -> K2SO4 + MnSO4 + 3H2O + [O]在此反应中，高锰酸钾（KMnO4）是氧化剂，会释放出氧气；硫酸（H2SO4）参与反应但不发生氧化还原。
高中化学重要知识点总结氧化还原反应与电解
高中化学重要知识点总结氧化还原反应与电解高中化学重要知识点总结：氧化还原反应与电解一、氧化还原反应概述氧化还原反应是化学反应的重要类型，广泛存在于生活和工业生产中。
在氧化还原反应中，发生氧化作用的物质叫做氧化剂，而发生还原作用的物质叫做还原剂。
在反应中，氧化剂接受了电子，而还原剂失去了电子，从而达到电子转移的目的。
二、氧化还原反应的特征和表示方法1. 氧化还原反应的特征：氧化还原反应涉及到电子的转移，通过氧化剂和还原剂之间的电子交换来完成反应。
反应中发生电子转移的物质称为氧化剂和还原剂。
氧化剂接受电子，本身被还原；还原剂失去电子，本身被氧化。
氧化与还原是氧化还原反应的两个基本过程。
2. 氧化还原反应的表示方法：（1）电子转移方式的表示方法：例如在铜和硫的氧化反应中，可以表示为：Cu(s) + S(s) → Cu2+(aq) + S2-(aq)。
（2）电子数目变化方式的表示方法：例如氯气和亚硫酸钠反应可以表示为：Cl2(g) + 2Na2SO3(aq) + H2O(l) → 2NaHSO4(aq) + 2NaCl(aq)。
（3）电荷数目变化方式的表示方法: 例如硫酸与铜的反应可以表示为：H2SO4(aq) + Cu(s) → CuSO4(aq) + H2(g)。
三、常见的氧化还原反应1. 金属与非金属的反应：金属可以被非金属元素氧化，如铁与氧反应生成氧化铁。
2. 金属与酸的反应：金属与酸反应时，金属被酸溶液中的氢离子氧化，生成相应的金属盐和氢气。
3. 金属与金属离子的反应：金属能够与其离子发生氧化还原反应，还原金属离子为金属。
4. 非金属与非金属的反应：非金属间的氧化还原反应较为复杂，产物中通常有多种化合物生成。
四、电解的基础知识1. 电解的定义：电解是通过外加电流使电解质溶液中的正、负离子在电解质中游离并改变其状态或转化为其他物质的过程。
2. 电解的原理：电解过程中正、负电极分别称为阳极和阴极。
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还原剂： (1)金属单质(除Au、Pt) ：Na、K、Fe、Zn、Al、Cu等 (2)某些非金属单质：C、H2、S 等 (3)某些低价元素的物质：CO、NH3、FeCl2、SnCl2、SO2、Na2SO3
AsH3、PH3、SiH4、H2S、Na2S2O3、 H2C2O4等 (4)含有易失去电子的阴离子的物质(非金属的阴离子) S2-、I-、Br-、Cl-、SO32-等 (5)含醛基的有机物：甲醛、乙醛、葡萄糖、甲酸、甲酸某酯等
这二个反应不矛盾，说明浓硫酸的氧化性大于稀硫酸的氧化性 稀硫酸不能氧化HBr。
●介质—酸碱性的影响:
含氧酸盐作氧化剂时，在酸性条件下氧化性比在中性或 碱性的条件下强
KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2 + 3H2O ； KClO3 +NaCl就不反应
KMnO4在酸性碱性中性解质中的还原产物分别为Mn2+、 MnO2、K2MnO4
4. “价态归中”原则--- 同种元素的不同价态之间
发生氧化还原反应——价态“只靠拢，不交叉”
FeS+H2SO4(浓)＝ Fe2(SO4)3+SO2↑+S↓+H2O
5、邻位不反应
同种元素不同价态物质间需有中间价态物质 存在，氧化还原反应才能发生。
6、邻位价态规律：
氧化还原反应发生时，其价态一般先变为邻位价态。
逐滴滴入Cl2水，反应如下。 S2- + Cl2 = S + 2Cl-
2I- + Cl2 = I2 + 2Cl-
2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl- 2Br- + Cl2 = Br2 + 2Cl-
结论：还原性强弱： S2- ﹥ I- ﹥ Fe2+ ﹥ Br-
例．已知：Cu + 2Fe3+ = 2Fe2+ + Cu2+，Zn + 2Fe3+ = 2Fe2+ + Zn2+
高三化学复习
基本概念
氧化还原反应专题复习
一、基本概念复习
1．特征(判别依据) ： 2．实质： 电子转移 3．概念体系
氧化剂 氧化性
反应前后元素化合价有变化的反应 被还原 还原反应 还原产物
得电子
反应物 表现性质 变化过程 失电子
发生反应
所得产物
还原剂 还原性 被氧化 氧化反应 氧化产物
4、与四种基本反应类型的关系
(D)2Fe2+ + I2 = 2Fe3+ + 2I-
Fe2+ ﹥ I-
错误
6．根据反应进行的程度
同一还原剂分别与不同氧化剂反应，还原剂被氧化剂氧化得越彻低 的(化合价升高越高) ，则氧化剂的氧化性越强。
同一氧化剂分别与不同还原剂反应，氧化剂被还原剂还原得越彻低 的(化合价降低越低) ，则还原剂的还原剂越强。
发生的是
( B、D )
(A) 2Fe3+ + SO2 +2H2O = 2Fe2+ + SO42- + 4H+ SO2﹥ Fe2+
(B) H2O2 + H2SO4 = SO2 + O2 + 2H2O
H2O2 ﹥ SO2 错误
(C)I2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + 2HI
SO2 ﹥ I-
再如： Cl2+KOH→？
Cl2+KOH(热)→？
又如：H2、C、CO 作还原剂时只有在加热或高温时才能显时出来
●浓度因素：
增大反应物浓度能使氧化剂的氧化性增强
MnO2只与浓盐酸反应生成Cl2，不与稀盐酸反应 铜与浓硝酸反应不需加热就可进行，产物为NO2 铜与稀硝酸反应需加热才能进行，产物为NO
Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4 2HBr + H2SO4(浓) = Br2 + SO2 + 2H2O
□O2-+□H2O → □H2O2 + □O2↑+ □□
2 2 =1
1
2 OH-
4.4. 字母配平，质电守恒:
An + Bx- = Bm + Ay-
Na2Sx *SO4+ H2O
4. 5. 分解反应，设“1”法。追踪配平:
1Fe(NO3)2 = 1/2Fe2O3 + 2NO2 ↑ + 1/4O2
8、 “二强”生成“两弱”原则：
氧化反应 ：- ne 氧化剂＋还原剂 ＝ 还原产物＋氧化产物
（弱还原性) （弱氧化性）
还原反应： + ne
氧化性: 氧化剂＞氧化产物 还原性: 还原剂＞还原产物
9、影响氧还反应发生和产物的因素：
温度、浓度、酸碱性、有无催化剂影响
●温度因素
一般来说，升温可增强氧化剂的氧化性和还原剂的还原性 HNO3(浓) + C(木炭)在常温下不反应，但在加热时就剧烈反应 4HNO3(浓) + C(木炭) ▲ CO2 + 4NO2 + 2H2O
MnO2＋4HCl浓 == Cl2↑＋MnCl2＋2H2O
所以氧化性：KMnO4＞MnO2＞O2
5．比较反应的次序：
同一还原剂(氧化剂)同时和不同的氧化剂(还原剂)反应 时，强还原剂与强氧化剂优先反应，再与弱的氧化剂(还 原剂)反应。
例：在含等物质的量浓度的Ag+、Fe3+、Cu2+、Al3+等阳离子的溶液 中逐渐加入Zn粉，反应如下。
3、自身氧化还原反应（或歧化反应）
4、有些物质部分作为氧化剂（或还原剂）
5、某种反应物既不是氧化剂又不是还原剂。
二．常见的氧化剂和还原剂
氧化剂：(1)活泼的非金属单质：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等 (2)金属的高价阳离子或不活泼的金属离子： Fe3+、Pb4+、 Sn4+、Ag+、Cu2+、[Ag(NH3)2]+等 (3)某些含氧酸：浓H2SO4、HNO3、HClO、HClO3等 (4)某些含氧盐：硝酸盐(固) , 氯酸盐(固) KClO3, Ca(ClO)2 NaClO、 KMnO4(H+)、K2Cr2O7(H+)等 (5)具有－O－O－结构的过氧化物：Na2O2、H2O2 (6)某些高价氧化物：MnO2、N2O5、SO3、PbO2等
Fe3O4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + H2O
Cu(IO3)2 + KI + H2SO4 = CuI + I2 + K2SO4 + H2O Fe3P + HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + H2O + H3PO4
P4S3 + HNO3 + H2O = H3PO4 + H2SO4 + NO
同一主族：金属性增强(还原性增强) ，非金属性减弱(氧化性减弱)
3、反应方向判据：
氧化反应 ：- ne
氧化剂＋还原剂 ＝ 还原产物＋氧化产物
（弱还原性) （弱氧化性）
还原反应： + ne
氧化性: 氧化剂＞氧化产物 还原性: 还原剂＞还原产物
4．根据反应条件：
反应中是否加热、温度高低、又无催化剂等 2KMnO4+16HCl浓 === 5Cl2↑+2KCl+2MnCl2＋8H2O
2Ag+ + Zn = 2Ag + Zn2+ 、 2Fe3+ + Zn = 2Fe2+ + Zn2+ Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ 、 Fe2+ + Zn = Fe+ Zn、 Al3++ Zn不反应
结论：氧化性强弱： Ag+ ﹥ Fe3+ ﹥ Cu2+ ﹥ Fe2+ ﹥ Al3+
例．在含等物质的量浓度的S2-、I-、Fe2+、Br-等阴离子的溶液中
7、 歧化原则：中间价态→高价态 + 低价态
一般有：中间价态物质可以在碱液中歧化， 而歧化产物又可以在酸液中发生归中反应:
3S + 6OH- = 2S2- + SO32- + 3H2O 2S2- + SO32- + 6H+ = 3S↓+ 3H2O
●记忆口诀:
高氧低还中两性，归中靠拢不交叉； 歧化反应价升降，相邻价态不反应。
活泼金属作原电池负板，被氧化； 电解池中还原性强离子在惰性阳极发生氧化
NO3- 在酸性条件下显氧化性，在中性溶液中不显氧化性
H+
③ SO32-+ S2- OH-
H+
XO3- + X- OH-
S； X2
四、 氧化还原反应配平技巧
要求：多种变价，合并计算，常用
●左配法:
Ag3AsO4+ Zn+H2SO4→Ag+AsH3↑+ZnSO4+H2O
2
11 11 = 6 2 11
氧化性增强
识记： K+ ＜Al3+ ＜ Fe2+ ＜ Cu2+ ＜ Fe3+ ＜ Ag+
氧化性增强
●非金属活动性顺序表： 氧化性减弱
F2 (F -)