氧化还原反应的相关规律

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1、氧化还原反应的相关规律及应用1. 并存规律化合价有升必有降；电子有得必有失；有氧化一定有还原。2. 价态规律（1）高低规律 元素处于最高价态时只有氧化性 元素处于最低价态时只有还原性 元素处于中间价态时既有氧化性又有还原性（通常为一强一弱）例如H2O2Fe2+SO2（2）同种元素不同价态之间的转化 中间价态t高价态+低价态C12 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O 高价态+低价态t中间价态2FeC13 + Fe= 2FeC12注：1氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最为容易2同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应3同种元素不同价态间若发生反应，元素的化合价“只靠拢，不交

2、叉”KC1O3 + 6HC1 = KC1 + 3C12 + 3H2O3. 强弱规律氧化性：指物质得电子的能力，即得电子的难易程度还原性：指物质失电子的能力，即失电子的难易程度注：1物质的氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度而不是得失电子 的数目2一般情况下，越易失电子的物质失去电子后就越难得到电子越易得电子的物质得到电子后就越难失去电子判断物质氧化性或还原性强弱的方法（1）依据氧化还原反应的方向来判断氧化剂+还原剂T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）依据活动性顺序表来判断 金属活动性顺序表KCaNaMgAlZnFeSnPbHCuHgAgK+Ca2+Na

3、+Mg2+ Al3+Zn2+Zn2+Sn2+Pb2+H +Cu2+ Fe3+ Hg2+Ag+ 非金属活动性顺序表F2Cl2O2B9I?根据反应条件或反应的剧烈程度来判断H2 + F2 = 2HFH2 + Cl2 = 2HClH2 + Br2 = 2HBrH2 + I2-2HIMnO2 + 4HCl（浓）=MnCl2 + Cl2 T +2H2O2KMnO4 + 16HCl（浓）=2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 T +8H2O 根据氧化还原反应的程度判断2Fe+ 3Cl2 = 2FeCl3Fe + S = FeS 根据“三度”判断 温度 例 氧化性：热的浓H2SO4 冷的浓H2SO4 浓

4、度F-Cl-Br-I-S2-氧化性：浓H2SO4 稀H2SO4浓HNO3 稀HNO3还原性：浓HCl稀HCl 酸碱度例KMnO4（aq）的氧化性随溶液酸性的增强而增强4. 先后规律一种氧化剂同时和多种还原剂相遇时，还原性强的先反应 一种还原剂同时和多种氧化剂相遇时，氧化性强的先反应 例 Cl2 + FeBr2Cl2 + Fe!25. 守恒规律（原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒）（1）氧化还原反应方程式的配平 正向配平法FeCl3+H 2S = FeCl2 + S + HClKIO3+ KI +H 2SO4 = I2+K 2SO4+H 2OMnO2+ HCl（浓）= MnCl2+Cl 2 T +

5、H 2OKMnO4+ HCl（浓）=KCl +MnCl 2+Cl 2 T +H 2O 逆向配平法NO2 +H 2O = HNO3 + NOCl2+ KOH = KCl +KClO 3+H 2OS + NaOH = Na2S +Na 2SO3+H 2OP4 + KOH + H2O = K3PO4 +PH 3 T 缺相配平法先以得失电子守恒配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物再观察两侧的电荷或原子 在两侧分别补H2O、H+或H2O、OH-MnO-+SO 2= Mn2+SO4-ClO- +Fe（OH）3= Cl- +FeO42-MnO- + H2O2= Mn2+O2 T注：填空时物质前的化学计量数为“ 1”时需填上（2）氧化还原反应的有关计算步骤：一找物质：找出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物二定得失：找出1mol氧化剂、1mol还原剂得失电子的数目三列等式：N（氧化剂）x 1mol氧化剂得电子数=N（还原剂）x 1mol还原剂失电子数注：对于多步连续进行的氧化还原反应，只要中间各步反应过程中没有电子的损 耗，可直接找出起始物和最终产物（删去中间产物）建立二者之间的电子守恒关 系。