氧化还原反应的四大规律
氧化还原反应的四大规律
一、反应中氧化物收缩，还原物扩大：
当一种物质发生氧化反应，以及它所能释放出来的氧化物，就会减少，而它可以接受到的还原物就会增加。
例如，当硫化锌和氯气发生反应，硫化锌氧化为硫酸铜，其中硫化锌就会减少，而氯气则会增加。
二、反应总是把氧元素运送到还原物质：
当一种物质发生氧化反应时，它可以放出氧元素。然而，这些氧元素的最终目的总是被运送到另一种还原物质，以完成还原反应。
例如，当硫酸铜和过氧化钠发生反应时，硫酸铜将氧化为硫化铜，而过氧化钠可以接受这些氧元素，从而发生还原反应。
三、反应通常会产生微量的碱性或酸性物质：
反应的发生是由于物质的微量碱性或酸性物质而影响的。例如，当一种氧化物和一种还原物发生反应时，反应的本质就是碱性或酸性物质的作用。
四、氧化还原反应是水的重要部分：
水中的氧化还原反应也可以做一些很有趣的事情。例如，氧化还原反应能够帮助鱼从水中获取有氧气，还有些藻类也可以利用氧化还原反应进行光合作用来获取能量。
虽然水中反应的含量不多，但是它们可以维持水体中的氧化还原平衡，使得水能满足生物的需要。它们也清除了陆地中的各种有害物质，使陆地生态系统能够得到保护。
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。 当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如果氧化产物价态不相同，可根据氧化产物的价态高低进行判断：氧化产物的价态越高，则氧化剂的氧化性越强，如2Fe ＋3Cl 2=====点燃2FeCl 3，Fe ＋S=====△ FeS ，则氧化性Cl 2＞S 。 例题： 题组一 依据方程式判断氧化性、还原性强弱 1． 已知常温下在溶液中可发生如下两个离子反应： Ce 4＋＋Fe 2＋===Fe 3＋＋Ce 3＋ Sn 2＋＋2Fe 3＋===2Fe 2＋＋Sn 4＋ 由此可以确定Fe 2＋、Ce 3＋、Sn 2＋三种离子的还原性由强到弱的顺序是 ( ) A ．Sn 2＋、Fe 2＋、Ce 3＋ B ．Sn 2＋、Ce 3＋、Fe 2＋
氧化还原反应的基本规律
氧化还原反应的基本规律 一、强弱规律 （1）氧化性、还原性的判断 A、氧化性是指得电子的能力，还原性是指失电子的能力。 B、氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度，与得失电子的多少 无关。 C、从元素的价态考虑：最高价态只有氧化性；最低价态只有还原性；中间 价态既有氧化性又有还原性。 （2）判断氧化性、还原性强弱常用的方法 A、根据金属的活泼性判断 1.金属的金属性越强，单质的还原性越强，其对应的离子的氧化性越弱。 2.单质的还原性：按金属活动性顺序依次减弱。 3.离子的氧化性：按金属活动性顺序依次增强（铁为）。如： B、根据非金属的活泼性判断 非金属性越强，单质的性氧化越强，其对应的离子的还原性越弱。如： 氧化性 还原性 C、根据氧化还原反应进行的方向以及反应条件或剧烈程度来判断 1.氧化性：氧化剂＞氧化产物。 2．还原性：还原剂＞还原产物。 3. 不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应条件越易， 氧化性（还原性）越强。如：根据浓盐酸分别与KMnO ,MnO 、O 反应的条件为常温、加热、催化剂并加热，由反应条件可以判断氧化剂的氧化性顺序为： 4. 不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应条件越剧烈， 氧化性（还原性）越强。如：钠和钾分别与水反应时，钾更剧烈，所以还原性：K＞Na D、根据原电池或电解池的电极反应判断 1. 两种不同的金属构成原电池的两极，负极金属是电子流出的极，正极金属 是电子流入的极，其还原性：负极＞正极 2. 用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳 极先放电的阴离子的还原性较强。 E、某些物质的氧化性或还原性与外界条件有关 1.温度：如浓硫酸具有强的氧化性，热的浓硫酸比冷的浓硫酸的氧化性更强。 2.浓度：如硝酸的浓度越高，氧化性越强。 3.酸碱性：如KmnO 的氧化性随酸性的增强而增强。 二、相等规律：在任何氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电 子的总数相等。此规律应用于解氧化还原反应的计算题、氧化还 原反应方程式的配平。 三、先后规律：在溶液中如果存在多种氧化剂（或还原剂），当向溶液中加入一 种还原剂（或氧化剂）时，还原剂（氧化剂）先把氧化性（还原 性）强的氧化剂（还原剂）还原（或氧化）。如把通入到溶 液中，先氧化，然后才氧化。
氧化还原反应中的几条规律
氧化还原反应中的几条规律主要内容如下： 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；元素处医学教.育网原创于中间价态，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
复习氧化还原反应需注意的24条基本规律
复习氧化还原反应需注意的条基本规律 一、元素化合价与物质氧化性和还原性的关系 、元素处于高价的物质一般只具有氧化性，在一定条件下可与还原剂反应，在生成的新物质时，该元素的化合价降低。如：、、等，遇还原剂时、、元素化合价降低,被还原。 、元素处于低价的物质一般只具有还原性，在一定条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中，该元素的化合价升高。如：(浓) ↑，其中中处于最低价，具有较强的还原性，可被浓氧化成，化合价升高。再如：、、、、、中处于低价的元素，均可表现较强的还原性。 、元素处于中间价态时，该物质既有氧化性,又有还原性。遇到强氧化剂，它作还原剂，遇到强还原剂，它作氧化剂。如：，当遇到强氧化剂时，它只作还原剂，被氧化为；当遇到强还原剂时，它只作氧化剂，被还原为. 注意：最高价元素的物质可以有氧化性，但不一定为强氧化剂，最低价元素的物质可以有还原性，但不一定为强还原剂。如：中为其最高正价，但氧化性很弱，而中，为其最低负价，但还原性很弱。 二、影响物质氧化性、还原性的几种主要因素 事物的外在因素总是通过主观因素起作用。氧化还原反应之所以能够发生，是由氧化剂和还原剂本身性质所决定的。氧化剂和还原剂的相当强弱达到一定程度时才能发生氧化还原反应。一般来说只有强氧化剂和强还原剂才能发生氧化还原反应。除此之外，还有浓度、溶液酸碱性、温度、催化剂等外在因素对物质氧化性、还原性起影响作用。 ．浓度对物质氧化性、还原性的影响： 一般说来，溶液浓度越高，溶质的氧化、还原性就越强。制氯气反应中，若盐酸浓度过低则反应不能进行；因浓硫酸氧化性强于稀硫酸，所以可与浓硫酸发生氧化还原反应，而稀
硫酸则不能；再如与－浓度较大时，发生氧化还原反应：－，浓度较小时发生复分解反应：－↓。另外，氧化剂、还原剂浓度会使氧化还原产物有所不同，如稀硝酸还原产物一般是气体，浓硝酸还原产物则是。 ．温度对物质氧化性、还原性的影响： 一般说来，物质所受温度越高，氧化还原性就越强。有些氧化还原反应在常温下或低温下不发生反应，只有达到一定温度时才能反应。如碳随温度升高还原性增强，几乎能还原所有金属氧化物。另外，温度变化，因氧化、还原性随之发生变化，产物也发生变化，如所受温度越高，爆炸越剧裂，产物越复杂。 ．溶液酸碱性对氧化、还原性影响： 酸性条件能增强氧化剂氧化能力，并有利于归中反应，中性、碱性条件下会使氧化剂能力变弱，并有利于歧化反应的发生。如酸化的溶液氧化能力远大于碱性的，其还原产物也不同。在酸性介质中－被还原成近乎无色的（淡粉红色）；碱性介质中，－被还原成－；中性介质中，－被还原成。又如：通入水或碱溶液中，发生歧化反应，而与则可发生归中反应得到。 ．催化剂对物质氧化、还原性的影响 催化剂使用与否首先影响反应速率。另外，使用不同的催化剂其氧化还原产物也会不同，如： ．高价态元素氧化性不一定强 最高价只有氧化性，但氧化性强弱还受该元素所在原子团的稳定性影响，原子团结构越稳定，物质氧化性就越弱，反之，就越强。如：,由于－结构稳定，中几乎不表现氧化性；但由于结构不稳定，而表现出强氧化性，为氧化性酸，再如氯含氧酸强弱：>>>。 ．元素中间价虽即可表现氧化性又可表现还原性，但仍可成为强氧化剂
氧化还原反应中的四大规律及其应用
氧化还原反应中的四大规律及其应用 1．氧化还原反应规律 (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，化合价升降总数相等，电子得失总数相等。 (2)强弱规律 具有较强氧化性的氧化剂跟具有较强还原性的还原剂反应，生成具有较弱还原性的还原产物和具有较弱氧化性的氧化产物。 (3)转化规律 氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。 (4)先后规律 一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，优先与还原性最强的还原剂发生反应；同理，一种还原剂遇到多种氧化剂时，优先与氧化性最强的氧化剂反应。 2．氧化还原反应规律的应用 (1)守恒规律 ——→应用???? ? ①直接计算反应物与产物或与转移电子的数量关系。如用铜电极电解Na 2SO 4溶液，其阳、阴极产物及转移电子关系式为： Cu 2＋～2e －～H 2～2OH －②配平氧化还原反应方程式 (2)强弱规律 ——→应用 ??? ①判断某氧化还原反应中物质氧化性、还原性的相对强弱 ②判断某氧化还原反应能否正常进行 (3)转化规律
——→应用 ??????? ①判断同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应的可能性 ②根据化合价判断反应体系中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。如对于反应 6HCl (浓)＋NaClO 3===NaCl ＋3Cl 2↑＋3H 2O 中，氧化剂为NaClO 3，还原剂为HCl ，氧化产物和还原产物都为Cl 2 (4)先后规律——→应用可判断物质发生氧化还原反应的先后顺序 练一练 根据氧化还原反应的规律写出浓H 2SO 4、H 2S 和SO 2三种物质可能发生的氧化还原反应的化学方程式。 2H 2S ＋SO 2===3S ↓＋2H 2O H 2S ＋H 2SO 4(浓)===S ↓＋SO 2＋2H 2O 3.在浓度相差不大的溶液中 (1)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Fe 2＋先与Cl 2反应。 (2)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Fe 粉，因为氧化性Fe 3＋＞Cu 2＋＞H ＋，所以Fe 粉先与Fe 3＋反应，然后依次为Cu 2＋、H ＋。 链接高考 1.(2016·高考上海卷)O 2F 2可以发生反应：H 2S ＋4O 2F 2→SF 6＋2HF ＋4O 2，下列说法正确的是( ) A ．氧气是氧化产物 B ．O 2F 2既是氧化剂又是还原剂 C ．若生成4.48 L HF ，则转移0.8 mol 电子 D ．还原剂与氧化剂的物质的量之比为1∶4
氧化还原反应基本规律
氧化还原反应基本规律 一、守恒律 在氧化还原反应中，(1) 氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数相等 (2) 氧化剂化合价降低总数与还原剂化合价升高总数相等 (3) 反应前后电荷总数相等( 离子反应) ． 例1 在一定条件下，PbO2与Cr3 +反应，产物是Cr2 O27 －和Pb2 +，则与1 mol Cr3 + 反应所需PbO2的物质的量为( ) ( A) 3. 0 mol ( B) 1.5 mol ( C) 1.0 mol ( D) 0.75 mol 答案选B 例2 已知M2 O7x －+ 3S2 －+ 14H + = 2M3+ + 3S↓ + 7H2O， 则M2 O7x －中M 的化合价为( ) ( A) + 2 ( B) + 3 ( C) + 4 ( D) + 6 答案选D 二、价态律 1．元素处在最高价态，只能表现氧化性．如: KMnO4、H2SO4、HNO3、FeCl3、F2( 无正价) 等。处在最低价态，只能表现还原性。如: HCl、NaO( 无负价) 、Na2S等。元素处在中间价态，含有该元素的物质，即能表现氧化性又能表现还原性。如: FeCl2、SO2等． 2．金属单质只有还原性，非金属单质多数既有氧化性又有还原性，少数只有氧化性． 3．含同种元素相邻价态的两物质之间不发生氧化还原反应． 例如: C 与CO、CO 与CO2、Cl2与HCl、浓H2 SO4与SO2等均不能发生氧化还原反应． 例3 下列变化中，必须加氧化剂才能实现的是( ) ( A) F2→F－( B) Fe→Fe2 + ( C) Cl2→ClO－( D) Na2O2→O2 答案选B 三、强弱律 氧化性: 氧化剂强于氧化产物还原性: 还原剂强于还原产物 例4 根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序: ( ) H2SO3 + I2 + H2 O = 2HI + H2SO4 2FeCl3 + 2HI = 2FeCl2 + 2HCl + I2 2FeCl2 + 4HNO3 = 2FeCl3 + NO↑ + Fe(NO3)3 + 2H2 O ( A) H2 SO3＞I－＞Fe2 +＞NO ( B) I－＞Fe2 +＞H2SO3＞NO ( C)Fe2 +＞I－＞H2SO3＞NO ( D) NO ＞Fe2 +＞H2SO3＞I－ 答案选A 四、难易律 1．越易失电子的物质，失电子后就越难得到电子; 越易得电子的物质，得电子后就越难失去电子；但是难失( 或难得) 电子的物质不一定易得( 或易失) 电子( 如稀有气体) ． 2．一种氧化剂同时遇到几种还原剂时，首先与还原性最强的反应；同理，一种还原剂遇到几种氧化剂时，首先与氧化性最强的反应．
氧化还原反应规律
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。应用有二： 1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。 例如：（’93）根据反应式：（1）2Fe3++2I－=2Fe2++I2,(2)Br2+2Fe2+=2Br－+2Fe3+,可判断离子的还原性从强到弱的顺序是 A.Br－、Fe2+、I－ B.I－、Fe2+、Br－ C.Br－、I－、Fe2+ D.Fe2+、I－、Br－ 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－ 复习氧化还原反应需注意的24条基本规律 一、元素化合价与物质氧化性和还原性的关系 1、元素处于高价的物质一般只具有氧化性，在一定条件下可与还原剂反应，在生成的新物质时，该元素的化合价降低。如：KMnO4 、KClO3、FeCl3等，遇还原剂时Mn+7、Cl+5、Fe+3元素化合价降低,被还原。 2、元素处于低价的物质一般只具有还原性，在一定条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中，该元素的化合价升高。如：H2SO4(浓) +2 HI == I2 + SO2↑+ 2H2O，其中HI中I 处于最低-1价，HI具有较强的还原性，可被浓H2SO4氧化成I2，化合价升高。再如：CO、SO2、H2S、HCl、Na2SO 3、FeSO4中处于低价的元素，均可表现较强的还原性。 3、元素处于中间价态时，该物质既有氧化性,又有还原性。遇到强氧化剂，它作还原剂，遇到强还原剂，它作氧化剂。如：H2O2，当遇到强氧化剂KMnO4时，它只作还原剂，被氧化为O2；当遇到强还原剂H2S时，它只作氧化剂，被还原为H2O. 注意：最高价元素的物质可以有氧化性，但不一定为强氧化剂，最低价元素的物质可以有还原性，但不一定为强还原剂。如：Na2O中Na为其最高正价，但氧化性很弱，而H2O 中，O为其最低负价，但还原性很弱。 二、影响物质氧化性、还原性的几种主要因素 事物的外在因素总是通过主观因素起作用。氧化还原反应之所以能够发生，是由氧化剂和还原剂本身性质所决定的。氧化剂和还原剂的相当强弱达到一定程度时才能发生氧化还原反应。一般来说只有强氧化剂和强还原剂才能发生氧化还原反应。除此之外，还有浓度、溶液酸碱性、温度、催化剂等外在因素对物质氧化性、还原性起影响作用。 4．浓度对物质氧化性、还原性的影响： 微专题2氧化还原反应中的四种规律 1．守恒规律 氧化还原反应中，原子得失电子总数相等，元素化合价升降总数相等，即有关系式： 还原剂失电子的总数＝氧化剂得电子的总数。 元素化合价降低的总数＝元素化合价升高的总数。 应用：氧化还原反应方程式的配平，氧化还原反应的相关计算。 例1(1)在一定条件下，PbO2与Cr3＋反应，产物是Cr2O2－7和Pb2＋，则Cr3＋与PbO2反应的化学计量数之比为________。 (2)已知Na2SO3溶液能与K2Cr2O7溶液发生氧化还原反应，且Na2SO3被氧化为Na2SO4，Na2SO3与K2Cr2O7反应的化学计量数之比为3∶1，则铬元素在还原产物中的化合价为________。答案(1)2∶3(2)＋3 解析第一步：标变价元素的化合价，找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物；第二步：找准一个原子或离子得失电子数(注意化学式中粒子的个数)； 第三步：根据氧化剂个数×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)＝还原剂个数×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)进行计算。 2．价态规律 (1)高低规律 元素处于最高价态时，只有氧化性；元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性；元素处于最低价态时，只有还原性，即“高价氧，低价还，中间价态两边转”。 应用：判断物质的氧化性、还原性。 (2)归中规律 同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态＋低价态―→中间价态，即“只靠拢，不交叉”“就近变价”。 如： H2S中S元素为－2价，与产物中单质S的0价近，所以H2S生成S。 (3)歧化规律 氧化还原反应中，有原子化合价升高，必然有原子化合价降低。某物质发生歧化反应时，中 氧化还原反应的规律 1、矛盾律：在一个氧化还原反应中，有氧化剂就有还原剂，有氧化反应就有还原反应，有氧化性就有还原性，有氧化产物就有还原产物，有电子失去就有电子得到，有化合价升高就有化合价降低，氧化与还原共存在一个体系中。这一规律揭示了解决氧化还原反应的问题的基本思路是把重点放在谁升谁降、升到何处降到何处、升了几价降了几价这是个核心上。一个只有化合价升高的反应是一个不可能的反应，写出的方程式是一个永远也配不平的方程式。 例如，在Cl 2+2NaOH ===NaCl+NaClO+H 2O 反应中，Cl 2既是氧化剂，又是还原剂，Cl 2既具有氧化性，又具有还原性，NaOH 既不是氧化剂又不是还原剂，既没有体现氧化性，也没有体现还原性，Cl 2既发生了氧化反应又发生了还原反应，NaOH 既没有发生氧化反应，也没有发生还原反应，NaCl 是还原产物，NaClO 是氧化产物，H 2O 既不是氧化产物，也不是还原产物。 2、电子守恒律：一个氧化还原反应不仅遵循原子守恒的规律，还遵循电子守恒规律。电子守恒律指的是：在一个氧化还原反应中，失去电子的总数等于得到电子的总数。 即：失去电子的物质的量=得到电子的物质的量，n(失去电子)=n(得到电子) 电子守恒律揭示了一个氧化还原反应，元素化合价升高的总数和元素的化合价降低的总数相等的事实。 即：化合价升高的总数=化合价降低的总数 电子守恒律所形成的化合价升降法将是氧化还原反应方程式配平的主导方法。 电子守恒律所形成的电子守恒法将是氧化还原反应计算中主要的快捷方法。 例如，2KClO 32KCl+3O 2↑ 氯元素共得到12e －，氧元素共失去12e －。 3、价态律：氧化性是物质得到电子的性质，还原性是物质失去电子的性质。所以，元素处在最高价的微粒一般只具有氧化性，处在最低价的微粒一般只具有还原性，处在中间价的微粒一般既具有氧化性又具有还原性，要看该微粒遇到是强氧化剂还是强还原剂，如果遇到强氧化剂，它就显示还原性，如果遇到强还原剂，它就显示氧化性。 例如：氯化铁常作氧化剂，铁常作还原剂，而氯化亚铁遇到锌作氧化剂，遇到氯气就作还原剂。 又例如，浓硫酸常作氧化剂，硫化氢常作还原剂，二氧化硫遇到氯水作还原剂，遇到硫化氢作氧化剂。硫遇到钠作氧化剂，遇到氧气作还原剂。 加热 催化剂 氧化还原反应的发生条件及反应规律 （1）氧化剂的氧化能力必须大于氧化产物的氧化能力；还原剂的还原能力必须大于还原产物的还原能力。 常用氧化剂氧化能力和还原剂还原能力按顺序排列如下： 因为氧化能力Cl2＞Br2，还原能力Cl-＜Br-，所以反应能发生。反之，则不能发生。如Cu2+与Fe2+就不能发生反应，因Fe2+对应的氧化态为Fe3+，而Fe3+氧化性强于Cu2+，故Cu2+不能氧化Fe2+。 （2）同种元素不同价态物质间的氧化还原反应，高价态物质与低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。 Fe+FeCl2≠ （3）同种元素不同价态物质间的氧化还原反应，氧化剂被还原到的价态不能低于还原剂被氧化到的价态（即遵循价态“归中”规律） （4）氧化还原反应的邻位价态规律：氧化还原反应发生时，其价态一般变为邻位价态。 （5）反应条件对氧化还原反应的影响： ①反应物浓度对氧化还原反应的影响 浓度大时氧化剂氧化性强，还原剂的还原性也强，如MnO2与浓盐酸反应才能生成Cl2，与稀盐酸不反应。 再如：Cu跟浓H2SO4能发生氧化还原反应，而Cu跟稀H2SO4不反应。 ②反应体系酸碱性的影响： 一般酸性条件下，含氧酸盐的氧化性比在碱性和中性环境中强。 KMnO4＋NaCl（水溶液）≠ 还原反应，但当向溶液中加入稀H2SO4后，很快产生淡黄色沉淀，即 ③温度对氧化还原反应的影响： 温度愈高，则氧化剂的氧化性愈强；还原剂的还原性也愈强。因此许多氧化还原反应的发生条件，需要加热，因这样可以增强反应物的氧化性与还原性。如CuO与H2反应需加热，因温度高时，CuO的氧化性增强，H2的还原性增强，容易反应，另外升高温度可以加快化学反应速率。又如CO、C还原某些金属氧化物均需加热，道理亦如此。 （6）氧化剂、还原剂的强弱与反应产物的关系： 同种还原剂，强氧化剂得到高价化合物，弱氧化剂，得到低价化合物， 同种氧化剂，强还原剂得到低价化合物，弱还原剂得到高价化合物。 氧化还原反应的四个基本规律 1 守恒规律 应用：有关氧化还原反应的计算及氧化还原反应方程式的配平 （1）氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数，即得失电子守恒。 （2）反应前后各元素种类不变，各元素的原子数目不变，即质量守恒。 （3）在有离子参加的氧化还原反应中，反应前后离子所带电荷的总数相等，即电荷守恒。 2 价态规律 （1）高低规律 若某物质由多种元素组成，其性质由这些元素性质综合体现，如HCl中H处于最高价态（＋1价），Cl处于最低价态（－1价），故HCl既有氧化性又有还原性。 （2）歧化反应规律 中间价—→高价＋低价。 具有多种价态的元素（如氯、硫和氮元素等）均可发生歧化反应，如Cl2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO＋H2O。 （3）邻位转化规律（归中规律） 同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价“只靠拢而不交叉”，即 如反应：KClO3＋6HCl（浓）===KCl＋3Cl2↑＋3H2O中，KClO3中＋5价的氯元素不会转化为KCl中－1价的氯元素。 同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应，如浓H2SO4与SO2不反应，因为二者中的硫元素的化合价为相邻价态，不存在中间价态。 3 强弱规律 两强生两弱原理 氧化性较强的氧化剂与还原性较强的还原剂反应，生成还原性较弱的还原产物和氧化性较弱的氧化产物。其模型为 应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质；亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。 4 优先规律（反应顺序） （1）当一种氧化剂遇到多种还原剂时，还原剂按还原性先强后弱的顺序参与反应。 如把Fe －Al 合金放入稀盐酸中，由于Al 的还原性强于Fe ，所以Al 先反应，当Al 反应完全后，Fe 开始反应。 再如，将Cl 2通入FeBr 2溶液中，Cl 2能氧化Fe 2＋、Br －，由于还原性Fe 2＋＞Br －，所以Fe 2＋ 先被氧化，若Fe 2＋全部被氧化为Fe 3＋后仍有Cl 2剩余，Br －再被氧化。 （2）同理，当一种还原剂遇到多种氧化剂时，氧化剂按氧化性先强后弱的顺序参与反应。 如Fe 与CuCl 2、HCl 的混合溶液反应时，Fe 先与Cu 2＋反应，后与H ＋反应。 典例详析 例5－18（北京师范大学附中期中） 下列说法正确的是（ ） A ．HCl 既有氧化性又有还原性 B ．阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性 C ．氧化剂在反应中被氧化，还原剂在反应中被还原 D ．在氧化还原反应中，氧化剂与还原剂不可能是同一种物质 解析◆HCl 中氢元素为＋1价，在反应中可以得到电子，具有氧化性，氯元素为－1价，在反应中可以失去电子，具有还原性，因此HCl 既有氧化性又有还原性，故A 正确；处于中 间价态的微粒既有氧化性又有还原性，如Fe 2＋ 、均既具有氧化性又具有还原性，故B 23SO 氧化还原反应六大规律 氧化还原反应是一类非常重要的反应，是指元素化合价在反应前后有变化的化学反应，微观上是有电子转移或偏移的反应。在氧化还原反应中有许多规律，这里进行简单的总结。 1、守恒规律 守恒是氧化还原反应最重要的规律。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。从整个氧化还原反应看，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。守恒规律应用非常广泛，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，如浓硫酸中的硫是+6价，只有氧化性，没有还原性；元素处于最低价，只有还原性，如硫化钠的硫是-2价，只有还原性，没有氧化性；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，如二氧化硫的硫是+4价，介于-2与+6之间，氧化性和还原性同时存在，但还原性占主要地位。物质大多 含有多种元素，其性质体现出各种元素的综合，如H2S，既有氧化性（由+1价氢元素表现出的性质），又有还原性（由-2价硫元素表现出的性质）。 3、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。这一规律可以判断离子的氧化性与还原性。例如Na还原性很强，容易失去电子成为Na+，Na+氧化性则很弱，很难得到电子。 4、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。用这一性质可以判断物质氧化性或还原性的强弱。如2HI+Br2=2HBr+I2，氧化物Br2的氧化性大于氧化产物I2的氧化性。还原剂HI的还原性大于还原产物HBr的还原性。 5、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。如Cl2+H2O=HCl+HClO，氯气中氯元素化合价为0，歧化为-1价和+1价的氯。 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 + HClO ③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>G 3．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。 ②先强后弱：如过量铁参加同浓度的Fe3+、Cu2+的混合溶液中，由于氧化能力： Fe3+＞Cu2+，铁先被Fe3+氧化。 例如：把Cl2通入含有Br-、I-、S2-的溶液中，依次置换出的是S、I2、Br2、而不是同时生成 氧化还原反应四要点 甘肃省天水市第一中学曹永峰 氧化还原反应是高中化学学习的重点和难点内容，也是历年高考的热点。学习氧化还原反应知识要抓住四要点： 一. 元素化合价 从初中到高中，起到承上启下的重要作用。 在初中学习化合价的基础上，在高中还需要掌握常见化合物中的元素可变化合价，主要有： 氯元素： 氮元素： 碳元素： 氧元素： 锰元素： 铬元素： 铜元素： 二. 概念关系 在正确标出元素化合价的变化情况以后，要根据化合价的变化情况充分理解氧化还原反应中概念间的对应关系： 三. 表示方法 在正确标出元素化合价和判断出反应中的氧化剂、还原剂的基础上，熟练掌握用双线桥法表示氧化还原反应中的电子转移关系，一般表示形式为： 其中为原子个数，为一个原子得失电子数。 四. 反应规律 1. “价性统一”规律 元素在化合物中所处的价态，决定着该元素的氧化还原性。一般来说“同种元素多种价，中间价态两俱全”。即： ①某种元素处于最高价态时，则含有该元素的物质就具有氧化性。因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能降低，不可能再升高。例如： （无正价）等。 ②某种元素处于最低价态时，则含有该元素的物质就具有还原性。因为在氧化还原反应中，该元素在化合价只能升高而不可能再降低。例如、Na（无负价）、 等。 ③某元素处于中间价态时，则含有该元素的物质，既具有氧化性又具有还原性。因为在一定条件下，该元素的化合价可能升高或者降低。例如：等。 2. “强生弱”规律 在氧化还原反应中，虽然氧化剂、氧化产物都具有氧化性，还原剂、还原产物都具有还原性，但其氧化性与还原性的强弱有所不同。其氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物，其规律是“氧生还，还生氧，强强生弱弱”： 此规律用于制备物质或比较物质间氧化性、还原性的强弱。 例如：，氧化性：，还原性：。 3. “邻位转化”规律复习氧化还原反应需注意的24条基本规律
氧化还原反应中的四种规律
氧化还原反应的规律
氧化还原反应的发生条件及反应规律
【知识解析】氧化还原反应的四个基本规律
氧化还原反应六大规律
氧化还原反应的规律
氧化还原反应四要点