2-3-3氧化还原反应的规律及其应用
46个氧化还原反应的方程式
46个氧化还原反应的方程式1、氢气还原氧化铜：H₂＋ CuO ＝＝△＝＝ Cu ＋ H₂O在这个反应中，氢气（H₂）失去电子被氧化，氧化铜（CuO）得到电子被还原。
2、木炭还原氧化铜：C ＋ 2CuO ＝＝高温=＝ 2Cu ＋ CO₂↑碳（C）从 0 价升高到＋4 价，被氧化；氧化铜中的铜元素从＋2 价降低到 0 价，被还原。
3、一氧化碳还原氧化铜：CO ＋ CuO ＝＝△＝＝ Cu ＋ CO₂一氧化碳（CO）中的碳元素从＋2 价升高到＋4 价，被氧化；氧化铜中的铜元素从＋2 价降低到 0 价，被还原。
4、一氧化碳还原氧化铁：3CO ＋ Fe₂O₃＝＝高温=＝ 2Fe ＋3CO₂一氧化碳被氧化为二氧化碳，氧化铁中的铁元素被还原为单质铁。
5、锌与稀硫酸反应：Zn ＋ H₂SO₄＝＝ ZnSO₄＋ H₂↑锌（Zn）从 0 价升高到＋2 价，被氧化；氢离子（H⁺）得到电子被还原为氢气。
6、铁与硫酸铜反应：Fe ＋ CuSO₄＝＝ FeSO₄＋ Cu铁（Fe）从 0 价升高到＋2 价，被氧化；铜离子（Cu²⁺）得到电子被还原为铜单质。
7、铜与硝酸银反应：Cu ＋ 2AgNO₃＝＝ Cu(NO₃)₂＋ 2Ag铜（Cu）从 0 价升高到＋2 价，被氧化；银离子（Ag⁺）得到电子被还原为银单质。
8、甲烷在氧气中燃烧：CH₄＋ 2O₂＝＝点燃=＝ CO₂＋ 2H₂O甲烷（CH₄）中的碳元素从－4 价升高到＋4 价，被氧化；氧气（O₂）得到电子被还原。
9、乙醇在氧气中燃烧：C₂H₅OH ＋ 3O₂＝＝点燃=＝ 2CO₂＋3H₂O乙醇中的碳元素化合价发生变化，被氧化；氧气得到电子被还原。
10、葡萄糖在体内氧化：C₆H₁₂O₆＋ 6O₂＝＝酶=＝ 6CO₂＋6H₂O葡萄糖中的碳元素被氧化，氧气被还原。
11、铝与氧气反应：4Al ＋ 3O₂＝＝ 2Al₂O₃铝（Al）从 0 价升高到＋3 价，被氧化；氧气得到电子被还原。
氧化还原反应和电化学基础
8
⑷ 离子型化合物中，元素的氧化数等于该 ⑸ 离共子价所型带化的合电物荷中数，，共如用：电N子aC对I。偏向于电负性大 的原子 ，两原子的形式电荷数即为它们的氧化数， 如：HCI。 ⑹ 中性分子中，各元素原子氧化数的代数和为9 零。
S4O62- 4x+(-2)×6=-2 x=2.5 H5IO6 I:+7 ; S2O32- S:+2 例：求MnO4-中Mn的氧化值
2×3
0
+5
Zn+ HNO3
+2
+2
Zn(NO3)2+ NO + H2O
3 ×2
56
配系数
先配变价元素，再用观察法配平其 它元素原子的系数。
15
用氧化数表示氧化还原的状态 对于离子化合物的氧化还原反应来说，电 子是完全失去或完全得到的。但是，对于共价化 合物来说，在氧化还原反应中，有电子的偏移， 但还没有完全的失去或得到，因此用氧化数来表 示就更为合理。
16
例如：
H2+Cl2=2HCl 这个反应的生成物是共价化合物，氢原子的电子 没有完全失去，氯原子也没有完全得到电子，只是形成 的电子对偏离氢，偏向氯罢了。用氧化数的升降来表示 就是氯从0到-1，氢从0到+1。这样，氧化数的升高就是 氧化，氧化数的降低就是还原。在氧化还原反应里，一 种元素氧化数升高的数值总是跟另一种元素氧化数降低 的数值相等的。
11
一、氧化值的定义
在氧化还原反应中，电子转移引起某些原子的价 电子层结构发生变化，从而改变了这些原子的带电状 态。为了描述原子带电状态的改变，表明元素被氧化 的程度，提出了氧化态的概念。表示元素氧化态的的 数值称为元素的氧化值，又称氧化数。
2015高三化学一轮复习课件：第3讲 氧化还原反应
转移。
思路指导：配平氧化还原方程式可以用最小公倍数法直接 配平。而对于判断氧化剂、还原剂时，要注意一个氧化还原反 应中有时不只一种氧化剂或还原剂，当出现不只一种氧化剂或 还原剂时，计算得失电子的数目时应防止漏算。 解析：(1)煤的形成、太阳能电池工作、陶器烧制过程中都 有氧化还原反应发生，简单机械织布为物理变化。 (2)由图可知，反应类型Ⅳ全部属于氧化还原反应，则应该
是置换反应。
答案：(1)C (2)C＋H2O (3)①4CuO＋2NH4Cl ②氮 CuO ③1.2 CO＋H2 氧化 3Cu＋CuCl2＋N2↑＋4H2O
【例 6】配平下列氧化还原反应方程式：
－ － ＋ (1)____C2O 2 ＋ ____MnO ＋ ____H ===____CO2 ＋ ____ 4 4
Mn2＋＋____H2O； (2)____SeO2 ＋ ____KI ＋ ____HNO3―→____Se ＋ ____I2 ＋ ____KNO3＋________。
答案：(1)5 2 (2)1 4 4 1 2 16 4 10 2 8
2H2O
1．氧化还原反应方程式的配平技巧：
(1)缺项类。
①可能缺的项：一般是反应介质，通常是酸(H＋)、碱(OH－) 或水，它们虽参与反应，但元素化合价不变。 ②确定方法：先配出氧化还原化学计量数，后根据离子电
＋2
＋1
(2)同一氧化剂，在相同条件下用不同的还原剂来还原，氧 化剂的化合价降低数越多者，还原性越强。
例如，5Mg＋12HN O3(稀)===5Mg(NO3)2＋N2↑＋6H2O， 3Cu＋8HN O3(稀)===3Cu(NO3)2＋2N O↑＋4H2O，则还原 性：Mg>Cu。
高考复习专题 第2讲 氧化还原反应规律及应用
高考复习专题第2讲氧化还原反应（2）规律及其应用【基础练习】1．工业上制取碘酸钾的反应为：I2＋2KClO3===2KIO3＋Cl2↑，下列叙述正确的是( )A．氧化性：I2>Cl2B．每生成1 mol KIO3转移电子2 mol C．该反应是置换反应D．反应物和生成物中只含有共价键2．分析如下残缺的反应：RO－3＋________＋6H＋===3R2↑＋3H2O。
下列叙述正确的是( )A．R一定是周期表中的第ⅤA族元素B．R的原子半径在同周期元素原子中最小C．上式中缺项所填物质在反应中作氧化剂D．RO－3中的R元素在所有的反应中只能被还原3．N2O既是医学上的一种麻醉剂，又是一种常见的温室气体。
制取N2O的方法有很多，例如①NH4NO3===N2O↑＋2H2O②K2SO3＋2NO===K2SO4＋N2O↑③2NH3＋2O2===N2O↑＋3H2O④2NaNO3＋(NH4)2SO4===2N2O↑＋Na2SO4＋4H2O等。
下列说法正确的是( )A．反应①中硝酸铵既是氧化剂又是还原剂，H2O是氧化产物B．反应②中K2SO3是还原剂，NO是氧化剂C．反应③中1 mol O2参加反应转移8 mol电子D．反应④中NaNO3是还原剂，(NH4)2SO4是氧化剂4．设N A为阿伏加德罗常数的值，下列叙述正确的是( )A．4.6 g组成为C2H6O的有机物，所含C—H键数目一定为0.6N AB．8.7 g MnO2与40 mL 10 mol·L－1的浓盐酸充分反应，生成的氯气分子数为0.1N AC．0.1 mol N2与0.3 mol H2在密闭容器中，在催化剂作用下充分反应，生成氨分子数为0.2N AD．在反应5NH4NO32HNO3＋4N2↑＋9H2O中，每生成4 mol N2，转移电子数为15N A5．对于反应14CuSO4＋5FeS2＋12H2O===7Cu2S＋5FeSO4＋12H2SO4，下列说法正确的是( ) A．只有硫酸铜作氧化剂B．SO2－4既不是氧化产物又不是还原产物C．被氧化的硫与被还原的硫的质量比为3∶7D．1 mol硫酸铜可以氧化57mol的硫6．已知：2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O；Cl2＋2FeCl2===2FeCl3；2KI＋2FeCl3===2KCl＋I2＋2FeCl2。
高中化学知识总结氧化还原反应与电位的应用
高中化学知识总结氧化还原反应与电位的应用在高中化学学习中，氧化还原反应和电位是非常重要的知识点。
本文将对这两个概念进行总结，并探讨它们在化学中的应用。
一、氧化还原反应氧化还原反应是化学反应中常见的一种类型。
在这类反应中，物质会失去或获得电子，从而引起氧化和还原过程。
氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获得电子。
氧化还原反应常用的表示方法是电子转移方式和电子书写方式。
电子转移方式是用半方程式表示氧化和还原过程，例如：Cu → Cu2+ + 2e- （氧化）2H+ + 2e- → H2 （还原）电子书写方式则是将氧化和还原反应写在同一方程式中，例如：Cu + 2H+ → Cu2+ + H2氧化还原反应在生活中和工业生产中具有广泛的应用，例如金属腐蚀、电池的工作原理等。
同时，在分析化学中，氧化还原反应也被广泛应用于滴定和氧化还原滴定等实验中。
二、电位的应用电位是描述电化学系统中电子转移能力的物理量。
它是通过比较不同电极与标准电极之间的电势差而得出的。
标准电极是被定义为电位为零的电极，常用的标准电极是标准氢电极。
电位的应用主要体现在以下几个方面：1. 电化学反应速率：电位的高低可以反映电化学反应的速率。
当电位高时，反应速率相对较快，反之则反应速率较慢。
这是因为电位高的电极具有更强的还原能力，能够更快地接受电子。
2. 电池电压：电位差可以用来计算电池的电压。
在一个电池中，两个不同电极之间的电位差决定了电池的电压。
较高电位的电极是正极，而较低电位的电极是负极。
3. 腐蚀和防腐蚀：电位的应用还可以帮助我们了解金属的腐蚀过程以及如何进行防腐蚀措施。
电位低的金属容易发生氧化反应，容易被腐蚀；而电位高的金属则相对不容易发生腐蚀。
4. 电解与电镀：电位在电解和电镀中也有重要应用。
电解是利用电流将化合物分解成元素或离子的过程。
而电镀则是利用电流在物体表面形成金属涂层的过程。
综上所述，高中化学中的氧化还原反应和电位是相互关联且重要的知识点。
氧化还原反应基本概念及应用
考点互动探究
2．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。下列各组物质由于浓度不同而能发生不同氧化还原反应的是( ) ①Cu与HNO3溶液 ②Cu与FeCl3溶液 ③Zn与H2SO4溶液 ④Fe与FeCl3溶液 A．①③ B氮(NF3)是微电子工业中一种优良的等离子刻蚀气体，它在潮湿的环境 中能发生反应：3NF3＋5H2O=2NO＋HNO3＋9HF。下列有关该反应的说法正 确的是( ) A．NF3是氧化剂，H2O是还原剂 B．HF是还原产物 C．还原剂和氧化剂的物质的量之比是2∶1 [答案 ] D D．NF3在潮湿的空气中泄漏会产生红棕色气体
题组一 氧化还原反应的判断与应用
题组训练
1．[2016·上海卷]下列化工生产过程中，未涉及氧化还原反应的是( ) A．海带提碘 B．氯碱工业 [答案 ] C C．氨碱法制碱 D．海水提溴 2．[2016·北京丰台模拟]下列颜色变化与氧化还原反应无关的是( ) A．将乙醇滴入酸性K2Cr2O7溶液中，溶液由橙色变为绿色 B．将SO2通入滴有酚酞的NaOH溶液中，溶液红色褪去 C．将H2C2O4溶液滴入酸性KMnO4溶液中，溶液紫色褪去 [答案 ] B D．将新制氯水滴入紫色石蕊溶液中，溶液先变红色后褪色
规律小结 氧化还原反应规律之——先后规律 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)的溶液反应时，首先 被还原的是氧化性最强的物质。
高中化学必修1 第二章 第三节 氧化还原反应
化合价降低，得到电子
+17
Cl-
2020/6/12
Na+ Cl-
化合价的升降——电子的得失
8
一、氧化还原反应
化以合HC价l为变例化本质原因的分析：H0 2
+
0
Cl2
=
+1-1
2HCl
H
+1
+17
Cl
HCl +1
+17
+1 -1
H Cl
2020/6/12
化合价的升降的原因：
共用电子对的偏移
H Cl
9
一、氧化还原反应
问题探究3：氧化还原反应与四种基本类型反应 有什么联系 ？
2020/6/12
10
一、氧化还原反应
〖练习〗判断下列哪些是氧化还原反应？属
√×× √ √ ×
于哪种基本反应类型？
Cu+Cl2 =△== CuCl2
化合
CaO + H2O === Ca(OH) 2 反应
高温
CaCO3===CaO+CO2 ↑
于氧化还原反应？为什么？
哪些元素的化合价升高了？哪些元素的化合价 降低了？指出含有这些元素的具体物质。
√ Cu + Cl2 == CuCl2 √ Zn + H2SO4 == ZnSO4 + H2↑ × CaCO3+ 2HCl == CaCl2+H2O+CO2↑ √ Cl2 + H2O== HCl + HClO
反应的是（ C ）
A. 化合反应
B. 分解反应
C. 置换反应
D. 复分解反应
2020/6/12
高考化学氧化还原反应的配平
高考化学氧化还原反应的配平！高考化学，无机化合物的知识必考书写化学方程式，且必是氧化还原反应，所以掌握氧化还原反应方程式的配平很重要！!一、配平简介化学反应方程式严格遵守质量守恒定律，书写化学反应方程式写出反应物和生成物后，往往左右两边各原子数目不相等，不满足质量守恒定律，这就需要通过配平来解决。
二、配平原则1.质量守恒原则：反应前后各元素的原子个数相等。
2.化合价升降守恒原则：氧化剂化合价降低的总数值与还原剂化合价升高的总数值相等。
3.电子守恒原则：反应中还原剂失去电子的总数与氧化剂得到电子的总数相等。
4.电荷守恒原则：若为离子反应，反应前后离子所带正负电荷总数相等。
三、配平步骤1.一标：标明反应前后化合价有变化的元素的化合价。
2.二等：通过求最小公倍数使化合价升降总值相等。
3.三定：确定氧化剂与还原剂的化学计量数。
氧化剂(还原剂)化学计量数=降(升)价的最小公倍数÷1mol氧化剂(还原剂)降(升)价总数。
4.四平：用观察法配平其他物质的化学计量数。
5.五查：检查质量与电荷、电子是否分别守恒。
四、配平技巧（一）正向配平此处我们使用氨的催化氧化的反应作为例子进行讲解：①写出反应物和生成物的化学式，并标出变价元素的化合价②列出反应前后同种元素化合价的升降变化N的化合价由-3价变至+2价，故上升5价O的化合价由0价降至-2价，每个O2含2个O. 故下降2×2=4价③根据升降价求最小公倍数，使化合价升降总数相等④观察法，根据已配平的物质将其他物质配平⑤根据原子守恒检查无误后完成配平【练习】（2016·天津）配平反应方程式：MnO（OH）2+I-+H+→Mn2++I2+H2O，其化学计量数依次为____________________。
【解析】根据化合价升降守恒，配平得MnO（OH）2+2I-+4H+=Mn2++I2+3H2O，故答案为：1，2，4，1，1，3；（二）逆向配平若氧化剂（或还原剂）中某元素化合价只有部分改变，配平宜从氧化产物、还原产物开始，即先考虑生成物，逆向配平；自身氧化还原反应方程式（歧化反应），宜从生成物开始配平，即逆向配平，原理和正向配平完全一致。
氧化还原反应与电化学
§9-1 氧化还原反应的基本概念
二、氧化与还原
◆狭义定义
氧化(oxidation)本来是指物质与氧结合; 还 原 (reduction) 是 指 从 氧 化 物 中 去 掉 氧 恢 复到未被氧化前的状态的反应。
例如： 2Cu(s)+O2==2CuO
铜的氧化
2CuO(s)+H2==2Cu（s）+H2O(l) 氧化铜的还原
22
§9-1 氧化还原反应的基本概念 三、 氧化还原方程式的配平
例2 配平在弱碱性溶液中离子式：
MnO-4+ SO32-→ MnO2 + SO24-
解 （1）未配平的半反应式：
MnO
4
→
MnO2
SO32- → SO24-
（2）配平半反应式：
MnO
-+
4
2H2O
+
3e→
MnO2
+
4OH
-
SO32- +2OH - - 2e →SO24- + H2O
2KMnO4 10NaCl 8H2SO4 5Cl2 2MnSO4 K2SO4 5Na2SO4
（4）配平反应前后氧化数没有变化的原子数。 2KMnO4 10NaCl 8H2SO4 5Cl2 2MnSO4 K2SO4 8Na2SO4 8H2O
（5）最后核对氧原子数。
16
§9-1 氧化还原反应的基本概念 三、 氧化还原方程式的配平
解：设题给化合物中S的氧化值分别为x1,x2,x3和x4， 根据上述有关规则可得：
（a） （b） （c） （d）
2(+1)+1(x1)+4(-2) = 0 2(+1)+2(x2)+3(-2) = 0 1(x3)+3(-2) = -2 4(x4)+6(-2) = -2
氧化还原反应及其应用
第 1 页 共 6 页 1.氧化还原反应 1.常见的氧化剂与还原剂 (1)常见的还原剂(能失电子的物质) ①金属单质，如K、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Cu等； ②非金属阴离子，如S2－、I－、Br－、Cl－等； ③含低价态元素的化合物，如NH3、CO、H2S、SO2、H2SO3、Na2SO3等； ④低价态阳离子，如Fe2+等； ⑤某些非金属单质，如H2、Si、C等。
(2)常见的氧化剂(能得电子的物质) ①活泼的非金属单质，如F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等； ②含高价态元素的化合物，如HNO3、KClO3、KMnO4、MnO2等； ③高价态金属阳离子，如Fe3+、Cu2+、Ag+等； ④能电离出H+的物质，如HCl、H2SO4、NaHSO4溶液等。
(3)某些既可作氧化剂又可作还原剂(既能失电子又能得电子)的物质
①具有中间价态的物质：S、C、N2、Cl2、H2O2、SO2、H2SO3、Fe2+等； ②阴、阳离子可分别被氧化还原的物质，如HCl、H2S、H2SO3、FeCl3等。
2．物质氧化性、还原性强弱的比较 (1)根据化学方程式判断 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 第 2 页 共 6 页
(2)根据元素周期表中元素性质的递变规律判断 ①同主族元素从上到下，非金属元素单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强；金属元素单质的还原性逐渐增强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱。 ②同周期元素从左到右，非金属元素单质的还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。对应阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱。
(3)根据金属活动顺序和非金属活动顺序判断 ①金属活动顺序表： K>Ca>Na>Mg>Al>Mn>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 在水溶液中，从前到后，金属单质的还原性逐渐减弱，对应金属阳离子的氧化性逐渐增强(如：Ag+ > Hg2+ > Fe3+ > Cu2+ > H+ > Fe2+ )。 ②非金属活动的一般顺序：F2 > Cl2 > Br2 > I2 > S。 在水溶液中，单质的氧化性越强，其对应的阴离子的还原性越弱。即从前到后，非金属单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。F－< Cl－< Br－ < I－< S2－
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① KClO3 + 6HCl == KCl + 3Cl2 ↑+ 3H2O
氧化剂 还原剂 失 5× e失2e氧化剂：还原剂=1:5 HCl体现还原性和酸性
+5
-1
-1
0
-2 +6 0 +4 ② H2S+H2SO4(浓)=S+SO2+2H2O
得2e-
③ SO2与H2SO4(浓)不反应
守恒律
得电子数 = 失电子数 = 转移的电子数 化合价升高的总数=化合价降低的总数
氧化性、还原性强弱的判断
（2）根据物质活动性顺序表判断 金属活动性顺序表
还原性减弱
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H2) Cu Hg Ag K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+
氧化性增强
例5：已知常温下，在溶液中发生如下反应： ①16H++10Z-+2XO4- = 2X2++5Z2+8H2O ②2A2++B2=2A3++2B- ③2B- + Z2=B2+2Z-，
由此推断，下列说法中错误的是（ D） A．反应Z2+2A2+ = 2A3+ + 2Z-可进行 B．反应③是置换反应
C．氧化性由强到弱的顺序是XO4-、Z2、B2、A3+ D．还原性由强到弱顺序是Z-、B-、A2+、X2+
氧化性、还原性强弱的判断
例3：有下列三个氧化还原反应： ①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2 ②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 ③2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋ 5Cl2↑ 若溶液中有Fe2＋、I－、Cl－共存，要除去I－而不影响 Fe2＋和Cl－共存，可加入的试剂是( C ) A．Cl2 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl
的还原剂先反应。 应用：判断氧化还原反应的先后及正误 例2：已知：2 Br- + Cl2 = 2Cl -+ Br2
2 FeCl3 + 2KI = 2 FeCl2 + 2KCl + I2
2 Fe2+ + Br2 = 2 Fe3+ +2Br将Cl2通入FeI2或FeBr2溶液中，反应顺序？
价态律
同种元素不同价态之间的氧化还原反应，价态 “只靠拢，不交叉，相邻价态不反应”。
第二章 第三节
氧化还原反应 第三课时
氧化还原反应的规律及其应用
氧化性、还原性有无的判断
思考： 判断NH3、 NO2、 HNO3有无氧化性和还原性。
最高价：只有氧化性 元素的价态 中间价：既有氧化性又有还原性 最低价：只有还原性
氧化性、还原性有无的判断
例1：现有下列微粒：H＋、Cu2＋、Fe2＋、Cl－、 S2－、SO2、I－、Na，其中只有氧化性的是 Na、Cl－、S2－、I－ _____________ H＋、Cu2＋ ；只有还原性的是_______________ ；既有氧化性又有还原性的是____________ Fe2＋、SO2 。
非金属活动性顺序表 F2 Cl2 Cl-
氧化性减弱
Br2 Br-
I2 I-
S S2-
还原性增强
氧化性、还原性强弱的判断
（3）根据与同种物质反应的情况判断 2Fe + 3Cl2 == 2FeCl3
△
△
Fe + S == FeS 氧化性：Cl2 ＞ S
在相同条件下，使同一还原剂价态升得越高， 则氧化剂的氧化性越强。
氧化性、还原性强弱的判断
例4：已知氧化性：Cl2＞Fe3＋＞S，则下列说法正确的 是( B ) A．Fe可以和S在加热条件下生成Fe2S3 B．Cl2和H2S相遇可发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓ C．在酸性溶液中，Fe3+和S2-可以大量共存 D．Cl2可以氧化Fe3+
氧化性、还原性强弱的判断
氧化性、还原性强弱的判断
（1）强弱律
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
氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>相对强弱。 用 2、判断氧化还原反应能否发生（离子能否大量共存）
氧化性、还原性强弱的判断
例1：已知反应：Tl3++ 2 Ag = Tl++ 2 Ag+, Ag+ + Fe2+ = Ag + Fe3+, Fe + 2 Fe3+ = 3 Fe2+ , 则氧化性强 Tl3+>Ag+ > Fe3+ >Fe2+ Fe>Fe2+ >Ag > Tl+ 弱为____________ ；还原性强弱为 ____________ 。 例2：已知I－、Fe2＋、SO2、Cl－和H2O2均有还原性， 它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为SO2＞I－＞Fe2＋ ＞H2O2＞Cl－，则下列反应不可能发生的是( C ) A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO42-＋4H＋ B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI C．2Fe2＋＋I2===2Fe3＋＋2I－ D．H2O2＋SO2===H2SO4
氧化性、还原性强弱的判断
（4）根据与同种物质反应的条件判断
冷暗处 F2+H2 ===== 2HF
点燃 Cl2+H2 === 2HCl 持续加热 I2+H2 ======= 2HI 氧化性： F2＞Cl2＞I2 反应条件越简单，氧化性（还原性）越强。
先后律
例1：铁锌合金放入稀盐酸中，反应顺序？
同等条件下，氧化性强的氧化剂和还原性强