氧化还原反应的几种规律
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。
氧化还原反应五大规律
神木县第七中学2015届化学备课组必修（1）导学案第周课时班级组别姓名课题氧化还原反应五大规律编号29合作探究1、表现性质的规律：“高氧、低还、中兼”规律（价态律）同种元素具有多种价态时，处于最低价时只具有还原性，处于最高价时只具有氧化性，处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
例如：S元素：化合价－2 0 ＋4 ＋6代表物H2S S SO2H2SO4(浓) S元素的性质还原性既有氧化性又有还原性氧化性2、性质强弱的规律（强弱律）（1）比较强弱根据氧化还原反应方程式失去电子，化合价升高，被氧化强氧化剂＋强还原剂→弱还原产物＋弱氧化产物得到电子，化合价降低，被还原在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
（2）根据金属活动顺序表比较判断。
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au金属活动性减弱，金属原子失去电子的能力依次减弱，还原性依次减弱。
K+Ca2+Na+Mg2+Al3+(H+) Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+Cu2+Fe3+Hg2+Ag+对应的金属阳离子得电子的能力增强，即氧化性增强。
3、“强易弱难，先强后弱”规律(优先律)当一种氧化剂遇到多种还原剂时，先氧化还原性强的，后氧化还原性弱的；当一种还原剂遇到多种氧化剂时，先还原氧化性强的，后还原氧化性弱的。
4、“价态归中，互不交叉”规律(转化律)含同种元素不同价态的物质间发生氧化—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。
即同种元素不同价态间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，不交叉”。
编写人王洁审核人学习目标1. 进一步复习巩固氧化还原反应各概念，掌握其内在联系；2. .掌握氧化还原反应五大规律：守恒律、价态律、强弱律、优先律、转化律重点难点掌握氧化还原反应五大规律：守恒律、价态律、强弱律、优先律、转化律课前预习1、氧化还原反应的特征是_______________，实质是_____________。
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。
氧化还原反应---基本规律和氧化性还原性强弱的比较方法
【例3】 Cu + Cl2 = CuCl2 氧化性：Cl2 > S
2Cu + S = Cu2S
▲注：判断物质的氧化性或还原性强弱是依 据电子转移的难易，而不是电子转移多少。
【例4】 Cu+4HNO3(浓) = Cu(NO3)2+2NO2↑+ 2H2O 3Cu+8HNO3(稀)= Cu(NO3)2+ 2NO↑+ 4H2O 氧化性： 浓硝酸 > 稀硝酸 (浓硝酸反应比较剧烈)
积的变化）( C )
A．0.75 mol•L—1 B．1.5 mol•L—1 C．2 mol•L—1 D．3 mol•L—1
20
练习（09全国卷Ⅱ13） 含有a mol FeBr2的溶 液中，通入x mol Cl2。下列各项为通Cl2过 程中，溶液内发生反应的离子方程式，其 中不正确的是( B )
常温下，在溶液中可发生如下反应： ⑴16H++10Z—+2XO4—=2X2++5Z2+8H2O； ⑵2A2++B2=2A3++2B—；⑶2B—+Z2=B2+2Z—，由此推断，
下列说法错误的是（BD）
A、反应Z2+2A2+=2A3++2Z—可以进行 B、Z元素在⑴ ⑶反应中均被还原 C、氧化性由强到弱的顺序为XO4—、Z2、B2、A3+ D、氧化性由强到弱的顺序为XO4—、A3+、B2、Z2
2Fe2++H2O2+2H+＝2Fe3++2H2O
2Fe3++H2O2＝2Fe2++O2 下列说法正确的是
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
§1-3-2 氧化还原反应：四大规律(高一暑期衔接班)
§1-3-2、氧化还原反应的一般规律一、氧化性、还原性强弱比较规律：氧化性、还原性强弱比较（1）根据原子结构：原子半径大,最外层电子少,其单质易失电子，还原性强；原子半径小,最外层电子多,其单质易得电子，氧化性强。
氧化性、还原性的强弱并不决定于得失电子的数目，而决定于得失电子的难易程度。
金属单质的还原性看金属活动顺序表：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H)Cu Hg Ag Pt Au还原性逐渐减弱K +Ca 2+Na +Mg 2+Al 3+Zn 2+Fe 2+H +Cu 2+Fe 3+Ag +氧化性逐渐增强非金属单质的氧化性看非金属活动顺序：F 2＞Cl 2＞Br 2＞I 2＞S；非金属离子的还原性强弱看非金属活动顺序表倒过来顺序：如：S 2－＞I －＞Br －＞Cl －＞F －（2）根据反应条件：是否加热、温度高低，有无催化剂等，如：由2H 2SO 3＋O 2＝2H 2SO 4(快)2Na 2SO 3＋O 2＝2Na 2SO 4(慢)2SO 2＋O 2SO 3还原性：H 2SO 3Na 2SO 3SO 2所得结论:和同一氧化剂越容易发生反应的还原剂的还原性越强。
（3）根据反应剧烈程度：如Cu 与浓HNO 3反应剧烈，Cu 与稀HNO 3反应微弱，故氧化性：浓HNO 3稀HNO 3。
所得结论:溶液浓度越大，其氧化性越强。
（4）根据不同氧化剂与同一物质反应后，还原剂中相关元素价态高低：如Fe＋S＝FeS，2Fe＋3Cl 22FeCl 3，故氧化性：Cl 2S。
所得结论:不同氧化剂氧化同一还原剂，使还原剂的化合价升的越高，该氧化剂的氧化性越强。
（5）氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物氧化性：氧化剂的氧化性＞氧化产物的氧化性；还原性：还原剂的还原性＞还原产物的还原性；例如：2FeCl 3＋Cu＝2FeCl 2＋CuCl 2，氧化性：Fe 3＋＞Cu 2＋，还原性：Cu＞Fe 2＋。
氧化还原反应的规律
氧化还原反应的规律1、 守恒规律：在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。
或者说氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。
根据这个规律，我们可以进行氧化还原反应方程式的配平以及有关氧化还原反应的计算。
例 1。
14g 铜银合金与足量的某浓度的硝酸反应，将放出的气体与1.12L （标准状况下）氧气混合，通入水中恰好全部被吸收，则合金中铜的质量为A 9.6gB 6.4gC 3.2g D1.6g例2、24 mL 浓度为0.05mol/Lna 2SO 3溶液，恰好与20 mL 浓度与0.02mol/L 的K 2Cr 2O 7溶液完全 反应，则元素Cr 在被还原的产物中的化合价是 A +6 B +3 C +2 D 02、 价态变化规律（2）、岐化规律歧化反应：同种物质分子内同种元素同一价态的原子或离子发生电子转移的反应。
反应中化合价的特点：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。
中间价态两边转，即“中间价→高价+低价”例1、制取漂白液的化学方程式是：3Cl 2＋6NaOH ＝5NaCl ＋NaClO 3＋3H 2O ，该反应中被氧化与被还原的原子数之比为 （ ）A ．1︰1 B ．1︰5 C ．5︰1 D ．3︰2 例2、NO 2被水吸收的过程中，发生了氧化还原反应3NO 2+ H 2O === 2HNO 3+ NO ，其中氧化剂与还原剂的的个数比是（ ） A ．1︰2 B ．1︰3 C ．2︰1 D ．3︰1（3）、归中规律归中反应：同种元素由不同价态（高价态和低价态）转变为中间价态的氧化还原反应，也称“反歧化反应”。
Eg:C+CO 2 =====(高温)2CO当有中间价态时，反应才发生，否则反应不发生，同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。
Eg:Fe 2+与Fe 3+、 SO 2和浓硫酸（4）、不交叉规律同一种元素不同价态的物质之间发生氧化还原反应时，高价药降低，低价要升高，他们多变为同一价态，不可能出现交叉现象。
氧化还原反应的规律
氧化还原反应的规律1.电子守恒规律原反应中，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。
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( )A．+6B．+3C．+2D．0解析：根据氧化还原反应中得、失电子总数相等，判断Cr元素在被还原的产物中的价态。
n (K2Cr2O7)= 0.02 mol/L×0.02L=4.0×10-4 moln (Na2SO3)= 0.05 mol/L×0.024L=1.2×10-3 mol设K2Cr2O7 2Cr 即Cr CrNa2SO3 Na2SO4 即S SK2Cr2O7在反应中得电子4×10-4×2×(6－x)mol；Na2SO3在反应中失电子1.2×10-3×2mol.由电子守恒规律则有：4×10-4×2×(6－x)=1.2×10-3×2，解得x=3，故选B。
例2：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( )。
A . S2- B. S C. SO32- D. SO42-解析: 根据电子守恒规律Na2S2O3 2S Cl2 2Cl0.0025×2×(x-2)= 0.01×2 解得x=6. 故选：D2.价态规律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）。
氧化还原反应的规律
金属单质只具有复原性，金属阳离子具有氧化性。
非金属单质具有氧化性和复原性，其单核阴离子只具有复原性。
①归中原那么：某些不同价态的同种元素之间，如果是相邻价态的，不能发生氧化复原反响；如果是不相邻价态的，那么在一定条件下，可以发生氧化复原反响。
②中间价态理论：两种含有上下价态的同种元素的物质，只有当这种元素有中间价态时，才可能起反响；而且，元素的上下价态变化的结果是生成该元素的中间价态。
歧化反响：Cl2 + H2O == HCl + HClO③只相撞，不交叉。
H2S + H2SO4(浓) == S↓+ SO2↑+ 2H2O【例4】K35ClO3晶体和含有H37Cl的浓盐酸反响生成氯气，反响方程式为KCl03＋6HCl(浓)KCl＋＋3Cl2↑＋3H2O，此反响生成氯气的摩尔质量为〔〕A．74g.mol－1B．73.3g.mol－1C．72g.mol－1D．70.6g.mol－1【例5】G、Q、X、Y、Z均为含氯的化合物，在一定的条件下具有如下转化关系：①G→Q＋NaCl,②Q＋H2O→X＋H2↑,③Y＋NaOH→G＋Q＋H2O,④Z＋NaOH→Q＋X＋H2O。
试判断氯的化合价由高到低的排列顺序是〔〕A．X>Y>Z>G>Q B．Y>X>Z>G>Q C．G>Y>Q>Z>X D．X>Z>Q>Y>G3．强氧弱还规律氧化复原反响发生的条件是：较强的氧化剂和较强的复原剂反响生成较弱的复原剂(复原产物)和较弱的氧化剂(氧化产物)。
(即：强强代弱弱)Zn ＋CuSO4＝Cu ＋ZnSO4较强复原剂较强氧化剂较弱复原剂较弱氧化剂4．反响先后规律：在溶液中如果存在多种氧化剂〔或复原剂〕，当向溶液中参加另一种复原剂〔或氧化剂〕会把氧化性〔或复原性〕最强的氧化剂〔或复原剂〕先复原〔或氧化〕。
①最强的氧化剂与最强的复原剂最先发生氧化复原反响。
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【氧化还原反应的基本概念】1、有关概念之间的关系：2、常见氧化剂、还原剂：【氧化还原反应的基本规律】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1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。
应用2、判断氧化还原反应能否发生。
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。
例如：S元素化合价：－2 、0、＋4、＋6代表物：H2S、S、SO2、H2SO4(浓)S元素的性质：还原性、既有氧化性又有还原性、氧化性三、“单强离弱、单弱离强”规律1、金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱；反之金属单质的还原性越弱，对应阳离子的氧化性就越强。
K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sb、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag还原性逐渐减弱K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Sn2+、Pb2+、(H+)、Cu2+、Hg2+、Fe3+、Ag+氧化性逐渐增强2、非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱；反之非金属单质的氧化性越弱，对应阴离子的还原性就越强。
F2、(O2)、Cl2、Br2、I2、S氧化性逐渐减弱F－、(OH－)、Cl－、Br－、I－、S2－还原性逐渐增强利用此规律可比较微粒氧化性、还原性的相对强弱。
四、“价态归中，互不交叉”规律“价态归中”是指同种元素不同价态原子间发生氧化还原反应，总是从高价态与低价态反应后生成中间价态的物质。
（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。
如H2S和浓硫酸反应，H2S+H2SO4（浓）===S↓+SO2↑+2H2O。
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六、氧化还原方程式的配平
1.有单质参加或生成的反应，一般以单质为 准来配平； 2.如果一种物质既做氧化剂又做还原剂，或 是既是氧化产物又是还原产物，或是既做氧 化剂（还原剂）又做酸根，则不能以此物质 为准来配平； 3.如果一种物质中多种元素的化合价同升或 同降，则把此物质看成一个整体，以此物质 为准来配平。
练习3某一反应体系有反应物和生成物共五种物质： O2、H2CrO4、Cr(OH)2、H2O、H2O2 已知该反应中H2O2只发生如下过程：H2O2→ O2 （1）该反应中的还原剂是 H2O2。 （2）该反应中，发生还原反应的过程是 H2CrO4 → Cr(OH)3 。 （3）写出该反应的化学方程式，并标出电子转移的方向和数目 2H2CrO4+ 3H2O2===2Cr(OH)3+。 2O+ 2O2↑ 2H （4）如反应转移了0.3mol电子，则产生的气体在标准状况下体积 3.36L 为 。
氧化还原反应有哪些重要基本规律呢？
第二课时
• 氧化还原反应的基本规律
一、基本概念
降 化合价降低，得ne-，被还原，发生还原反应
氧化剂 + 还原剂
还原产物 + 氧化产物
升 化合价升高，失ne-, 被氧化，发生氧化反应
氧化性
还原性
还原性
氧化性
升还 -降氧
产物相反
• 二、电子转移的表示方法
1、双线桥法 （1）线桥1连接氧化剂和还原产物中的同种元素 线桥2连接还原剂和氧化产物中的同种元素 （2）线桥上要注明电子的“得”或“失”及数 目 2、单线桥法 （1）线桥从失电子原子指向得电子原子，不能 越过=号 （2）线桥上只注明电子转移数目，不用注明得 失
4.同种物质的氧化性或还原性与外界条件的关系 （1）温度 （2）浓度 （3）酸碱性 5.根据原电池，电解池的电极反应比较。
练习2 有M、N、Q、E四种元素，由以下事实 （1）M＋N2＋（水溶液）== M2＋＋N （2）Q+ H2O（冷）==Q(OH)2＋H2↑ （3）N与E相连放入E的硫酸盐溶液中，电极 反应为E2++2e-==E, N－2e-==N2+, 试判断它们的还原性由强到弱的顺序为 （ ）
三、重要氧化剂与还原剂的常见反应 （阅读导学P25页） 注意：某物质是否具有氧化性或还原性：
1、看该物质的主要元素的价态。
2、看该物质所处的环境
练习1
NaH是—种离子化合物，它跟水反应的方 程式为： • NaH＋H2O== NaOH＋H2↑，它也能跟液 氨、乙醇等发生类似的反应，并都产生 氢气。下列有关NaH的叙述错误的是 A .跟水反应时，水作氧化剂 B • B NaH中H 半径比Li 离子半径小 • C .跟液氨反应时，有NaNH2生成 • D 跟乙醇反应时，NaH被氧化
-2 0 +4 +6
S
S
S
S
H2SO4(浓)+ H2S = 2H2O + SO2↑ + S↓ KClO3 + 6HCl == KCl + 3Cl2↑+ 3H2O
相邻价态的两种物质(无中间价), 不反应. 如浓H2SO4与SO2
4、先强后弱规律 多种氧化剂同时存在，强的先反应; 还原剂亦然.
Fe2+ 例：将Cl2通入FeBr2溶液中，先氧化____， Br后氧化____。如果把Fe粉加入含Fe3+和Cu2+ Cu2+ 的溶液中，先还原____，后还原______。 Fe3+ 写出符合下列条件的化学方程式和离子方程式: Cl2 + FeBr2 = 1. 氯气过量： 2. 氯气少量：
练习4:
1.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。 Cu Fe2+ （1）反应后铁有剩余，则容器里还可能有__________ Fe Fe3+ （2）反应后有Cu2+和Cu，则容器里不可能有_______ Fe Cu （3）反应后有Cu2+，Fe3+，则容器里不可能有______
练习
1、下列变化属于氧化还原反应的是
(1) 工业上制取肥皂的反应 (2) 白磷在一定条件下转化为红磷 (3)食物腐败 (4) 卤水点制豆腐 (5) 植物的光合作用 (6) 蛋白质的变性 (7) 久置的苯酚变成粉红色
2、已知Co2O3在酸性溶液中易被还原成 Co2+。Co2O3、Cl2、FeCl3、I2氧化性依次减 弱。下列反应在水溶液中不可能发生的是（） A • A．3 Cl2 + 6 FeI2 = 2FeCl3 + 4 FeI3 B．Cl2 + FeI2 = FeCl2 + I2 • C．Co2O3 + 6 HCl = 2CoCl2 + Cl2↑+ 3H2O D．2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2
四、氧化性、还原性强弱比较规律
1.同一反应中：
氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物
2.规律比较法：（常见元素） ①金属活动性顺序和非金属活动顺序 ②金属离子氧化性越弱，金属单质的还原性越强 ③阴离子还原性越弱，非金属单质的氧化性越强， 3.反应条件： 若不同的氧化剂(或还原剂)与同一还原剂(或氧化剂) 发生反应时，条件越容易，氧化性越强。
A、M N Q E • C、E Q M N
B、M N E Q D、Q M N E
五、发生氧化还原反应的基本规律
1、以强制弱规律 强+强=弱+弱
2、歧化反应规律 同种元素中间价=高价+低价 或者高价+低价==中间价
比如作业第10题
3、价态转化规律
“高价＋低价≒中间价”
同一元素不同价态之间的氧化还原反应，其产 物的价态的变化,在一般情况下是邻位转化的, 最 多只能变化到同一价态, 绝不交换，也不交叉。