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氧化还原反应规律总结大全
1、 氧化性：物质从其它物质中得电子的能力或性质。
氧化剂：指明物质或某元素
还原性：物质失电子给其它物质能力或性质.
氧化剂具有氧化性.还原剂具有还原性。
非金属性:气态非金属原子的得电子能力。
金属性：气态金属原子的失电子能力。
金属活动性：金属单质在水中生成水合离子倾向的大小。
不能等同但有相关性
氧化性≠非金属性
还原性≠金属性≠金属活动性
2、强弱氧化剂相遇，强氧化剂作氧化剂，弱氧化剂作还原剂 (质量守恒不是唯一标准)
2KMnO4 + 5H2O2 +3 H2SO4 === K2SO4+ 2Mn SO4 + 5O2 + 8H2O
2KMnO4 + H2O2 + 3H2SO4 === K2SO4+ 2Mn SO4 +3 O2 + 4H2O
3、从具体反应判断氧化、还原能力强弱
氧化剂： 得电子的反应物。 还原剂： 失电子的反应物。
还原产物：氧化剂得电子后的生成物。 氧化产物:还原剂失电子后的生成物。
氧化性：氧化剂＞氧化产物＞还原产物＞还原剂 （一般只比较前两者）
还原性：还原剂＞还原产物＞氧化产物＞氧化剂 （一般只比较前两者）
氧化、还原能力强弱判断不能根据得失电子多少判断（反应剧烈程度才能判断Al、Na)
同一元素一般高价氧化性比低价强；相反特例ClO-＞ClO4—
不能用自身分解说明氧化、还原性
4、一般中间化合价既有氧化性又有还原性，既可作氧化剂，又可作还原剂.
如Fe2+、S
5、最高价无还原性，最低价无氧化性。
例：SO42—中的S无还原性，H2S中的S无氧化性
6、一般不用同种元素的同一价态的变多种价态来说明该物质既有氧化性又有还原性
Cl2 + H2O == HCl + HClO 不能用此反应说明Cl2既有氧化性又有还原性
7、相邻价态的同种元素间不反应.如：Fe2+与Fe3+ （搬家）
8、强氧化剂得电子后变弱还原剂；强还原剂失电子后变弱氧化剂；
强氧化剂F2得电子变弱还原剂F—,易得电子就不易失电子；
强还原剂Na失电子变弱氧化剂Na+，易失电子就不易得电子；
9、歧化反应：同种物质的同一元素同种价态转变成一高一低化合价的生成物的反应。
歧化反应的氧化剂、还原剂可拆分.(一种物质拆分为氧化剂、还原剂两部分）
Cl2 + H2O == HCl + HClO 3Cl2+6KOH==5KCl+ KClO3+3 H2O
歧化反应的反应物价态在生成物价态的之间。
10、归中反应：同种元素的不同价态反应生成一种价态生成物的反应.
—————- 自身氧化还原反应
5NH4NO3=== 4N2 ↑+ 2HNO3 + 9H2O （氧化产物、还原产物可拆分)
11、氧化剂、还原剂质量比问题(同一物质可拆分）
3Cl2 + 6KOH === 5KCl + KClO3 + 3H2O
12、氧化产物、还原产物为同一物质可拆分，质量比问题
5NH4NO3=== 4N2 + 2HNO3 + 9H2O KClO3+6HCl == 3Cl2↑+ KCl + 3 H2O
SO2 + 2H2S==3S+2 H2O CaH2+2 H2O == 2H2↑+Ca（OH）2
13、被氧化、被还原对应关系
MnO2 + 4HCl === MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O 2KMnO4 + 16HCl == 2MnCl2 +5 Cl2↑+2KCl + 8H2O
3Cu + 8 HNO3 === 3Cu(NO3）2+ 2NO↑+ 4 H2O Cu + 4 HNO3（浓) === Cu（NO3)2+ 2NO2↑+ 2H2O
14、化合态变游离态不一定被还原
Cu2+ Cu 被还原 2I— I2被氧化
15、记忆：升失(电子）(被)氧化(是）还原剂，降得(电子） （被)还原（是）氧化剂
16、单线桥、双线桥氧化还原电子转移表示法。
双线桥电子转移表示法:双线桥跨过等号指向同一元素,得失电子的元素分开画线桥.
单线桥：线桥在反应物中从失电子的元素指向得电子的元素,线桥上写电子转移总数.
电子转移——得失电子过程的总称。 S＋２KNO3 + 3C === K2S+N2↑+CO2↑
电子转移总数== 得电子总数 === 失电子总数 ≠得失电子总数之和（电子得失总数相等）
电子转移总数是方程式是系数最小时的得或失电子总数
得电子总数 === (得电子的原子个数） × （一个原子的得电子数）
失电子总数 === （失电子的原子个数） × (一个原子的失电子数)
一个原子的得电子数=反应物化合价— 生成物化合价
一个原子的失电子数=生成物化合价—反应物化合价
得失电子的原子总数与完全变化的反应物或生成物有直接关系
部分变化的原子总数==总原子数-未变的原子总数
部分变化的原子总数==总原子数—完全变化的原子数（适合归中反应、歧化反应）
7、电子得失总数最小 A、系数最简 B、电子转移方向正确
2KMnO4 + H2O2 + 3H2SO4 === K2SO4+ 2Mn SO4 +3 O2 + 4H2O
18、同一元素的不同价态电子转移沿最短途径进行，此时电子得失总数最小.
得 1×6e-
KClO3+6HCl == 3Cl2↑+ KCl + 3 H2O 不是最短途径
2FeS + 6H2SO4（浓）==Fe2（SO4)3 +2S+3SO2↑+ 6H2O
失6×e—
将所有化合价画在数轴上不出现交叉，即氧化产物化合价≤还原产物化合价
19、歧化反应的反应物价态在生成物价态的之间。同种元素价态变化一升一降，转移路径不交叉.
20、得失电子易向相邻价态转化。
Fe3+ Fe2+ MnO4— MnO2（干态) MnO4— Mn2+（酸性)
21、同种元素相邻价态间不反应.如Fe3+ 与 Fe2+
22、常见氧化剂：O2、O3、Cl2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4、FeCl3
23、常见还原剂：Al、Zn、Fe、C、H2、CO
24、氧化性强弱:KMnO4＞Cl2＞浓H2SO4＞Br2＞Fe3+＞I2＞Cu2+＞H+＞Fe2+
25、还原性强弱:Fe＞H2＞Cu＞I-＞SO2＞Fe2+＞Br—＞Cl—＞Mn2+
26、金属阳离子氧化性强弱 (与金属活动顺序相反）
Ag+＞Fe3+＞Cu2+＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca2+＞K+
27、常见氧化剂
a、 非金属性较强的单质 F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3
b、 变价元素中的高价态化合物：KMnO4 、KClO3 、Fe3+ 、K2Cr2O7、浓H2SO4
浓稀HNO3、固体硝酸盐
c、 电离出H+的物质：稀硫酸、稀HCl (表现H+的氧化性）
d、 其它：HClO、Ca（ClO）2、MnO2、Na2O2、NO2、H2O2、
银氨溶液 Ag(NH3）2OH、新制Cu（OH）2
28、常见还原剂
a、 金属性较强的单质 K、Na、Mg、Al、Fe、Zn
b、 某些非金属单质 H2、C、Si
c、 变价元素中的低价态化合物：CO、H2S、硫化物、Fe2+、Fe(OH)2、HBr、HI、碘化物、
SO2及亚硫酸盐
d、 其它：单质S、Sn2+、浓HCl、NH3
29、氧化还原反应规则
A、方程式系数最小 B、方程式系数之和最小 C、电子转移总数最小
D、电子得失总数相等 E、电荷平衡 F、质量守恒
G、同种元素电子得失途径最短 H、不同元素电子转移方向正确 I、歧化反应价态
J、相邻价态的同种元素间不反应
30、出错问题 Na2S2O3 + 2HCl === NaCl + SO2+S+ H2O
氧化剂
还原剂
还原产物
氧化产物
失e—被氧化
得e—被还原

反应物
氧化剂
还原剂
被还原
被氧化
还原产物
氧化产物
生成物
得电子
失电子
过程
+ +