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初中化学氧化还原反应的规律与应用解析氧化还原反应是化学学科中的重要内容之一，广泛应用于生活和工业生产中。
本文将就初中化学氧化还原反应的规律与应用进行解析。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中的电荷转移过程，其中一物质失去电子（被氧化），而另一物质同时获得电子（被还原）。
其中失去电子的物质称为还原剂，获得电子的物质称为氧化剂。
在氧化还原反应中，电子的转移常常伴随着原子或离子氧化态的改变。
氧化态增加称为氧化，氧化态减少称为还原。
以电子的转移为基础，氧化还原反应将其反应过程分为两个半反应，即氧化半反应和还原半反应。
二、氧化还原反应的规律1. 氧化性和还原性的对比不同的物质具有不同的氧化性和还原性。
氧化性是指物质具有氧化其他物质的能力，而还原性是指物质具有还原其他物质的能力。
根据氧化性和还原性的强弱，物质在氧化还原反应中扮演不同的角色。
通常，氧化性较强的物质具有较强的还原性，而还原性较强的物质具有较强的氧化性。
2. 氧化还原反应的规律在氧化还原反应中，还原剂和氧化剂之间存在一定的关系。
根据化学元素的位置和氧化态的变化趋势，我们可以推导出氧化还原反应的规律。
- 金属的氧化反应金属在氧化反应中常常失去电子，被氧化为带正电的离子或氧化物。
如钠可以被氧化为Na+，铁可以被氧化为Fe2+或Fe3+等。
金属的氧化反应是常见的氧化还原反应之一。
- 非金属的氧化反应非金属在氧化反应中通常获得电子，被还原为带负电的离子。
如氯可以被还原为Cl-，氧可以被还原为O2-等。
非金属的氧化反应也是常见的氧化还原反应。
3. 氧化还原反应的平衡氧化还原反应也遵循化学反应的平衡原则。
在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂之间的电子转移必须保持平衡。
如果反应中的氧化剂或还原剂浓度过多，会导致反应过程不完全。
因此，在实际应用中，通常需要调整反应条件以实现氧化还原反应的平衡。
三、氧化还原反应的应用1. 金属材料的防腐蚀金属材料在氧化还原反应中容易与氧发生反应产生氧化物。
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。
氧化还原反应的基本规律及其应用有关概念之间的关系：常见氧化剂、还原剂：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>还原产物应用有二：1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。
例如：根据反应式：（1）2Fe 3++2I －=2Fe 2++I 2，(2)Br 2+2Fe 2+=2Br －+2Fe 3+，可判断离子的还原性从强到弱的顺序是 （ ）A ．Br －、Fe 2+、I －B ．I －、Fe 2+、Br －C ．Br －、I －、Fe 2+D ．Fe 2+、I －、Br －常见氧化剂非金属单质：Cl 2、Br 2、O 2等含有高价元素的化合物：浓H 2SO 4、HNO 3、FeCl 3、KMnO 4、MnO 2、K 2Cr 2O 7等 过氧化物：Na 2O 2、H 2O 2等某些不稳定含氧酸：HClO 等常见还原剂活泼金属：K 、Na 、Mg 、Al 等非金属离子或低价态化合物：S 2－、H 2S 、I －、HI 、SO 2、H 2SO 3、Na 2SO 3、FeCl 2、CO 等 非金属单质及其氢化物：H 2、C 、Si 、NH 3等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－<Fe2＋<H2O2<I－<SO2，则下列反应不能发生的是（）A．2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO42－+4H+B．I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HIC．H2O2+H2SO4=SO2↑+O2↑+2H2OD．2Fe2++I2=2Fe3++2I－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。
氧化还原反应的规律及其应用李文清氧化还原反应是一类重要的化学反应，是学生学习化学的重要内容。
本文着重介绍氧化还原反应的一些基本规律及其应用，供同学们参考。
一. 表现性质规律当元素具有可变化合价，一般化合价处于最高价态时只具有氧化性；处于最低价态时只具有还原性；处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。
利用此规律可判断物质是否具有氧化性及还原性，但不能判断物质氧化性及还原性的强弱。
例1. 下列各组物质中，每种物质都既能被氧化又能被还原的是（）A.B.C.D.解析：每种物质都既能被氧化又能被还原，即每种物质都既具有还原性又具有氧化性，利用上述规律可逐一筛选。
A项中，都含有中间价态的元素，它们既能被氧化又能被还原，但一般只具有氧化性，虽然其中含有价的氧元素却很难被氧化。
B项中，，一般只能被还原。
C项中，和分子中既含较高价态的氢元素，又含有较低价态的硫元素或氯元素，中的S显+4价，属于硫元素的中间价态，故该组中每种物质都既能被氧化，又能被还原。
D项中，中+1价钠元素氧化性极弱，故只具有还原性。
答案：（C）。
二. 两强两弱规律在氧化还原反应中：强氧化性物质+强还原性物质弱氧化性物质+弱还原性物质氧化剂还原剂氧化产物还原产物即氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性，利用此规律可判断在相同条件下物质氧化性及还原性的强弱以及在同一状态下能否发生氧化还原反应。
例2. 有A2、B2、C2三种单质进行如下反应：（1）三种单质的氧化性由强到弱的顺序是：__________________。
（2）三种离子的还原性由强到弱的顺序是：__________________。
（3）若能发生反应，那么能否发生反应？_______________理由是_______________。
解析：利用两强两弱规律由前一方程式可判断氧化性，还原性，后一方程式可判断出氧化性，还原性。
则这三种单质氧化性的顺序是，这三种离子的还原性顺序是由（3）若能发生反应，即可判断氧化性，而前边已判断，则，所以不能发生反应，若反应，则不符合两强两弱规律。
例谈氧化还原反应基本规律及其应用
氧化还原反应的基本规律主要有：
1.氧化还原反应的判断：氧化还原反应的本质是电子的转移，即氧化剂得到电子，还原剂失去电子。
2.氧化还原反应的配平：氧化还原反应的配平是氧化还原反应计算的基础，可以根据化合价升降法进行配平。
3.氧化还原反应的计算：根据氧化还原反应的原理，可以通过计算得到电子或失去电子的数量，从而得出氧化剂和还原剂的比例关系。
应用方面：
1.氧化还原反应在工业上的应用：如在金属冶炼中，通过氧化还原反应将金属从矿石中提取出来；在化学工业中，通过氧化还原反应合成有机物等。
2.氧化还原反应在生物体内的应用：生物体内的氧化还原反应是生命活动的基础，如呼吸作用、光合作用等。
3.氧化还原反应在环境科学中的应用：通过氧化还原反应可以处理环境污染问题，如通过氧化剂将有毒物质转化为无毒物质，或通过还原剂将某些金属离子还原为金属单质等。
以上就是氧化还原反应的基本规律及其应用，希望对解决您的问题有所帮助。
氧化还原反应的规律与应用氧化还原反应是化学中最基本、最重要的反应类型之一。
它涉及到电子的转移和氧化态的变化，具有广泛的应用价值。
本文将介绍氧化还原反应的规律和一些实际应用。
一. 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指在化学反应中，某些物质失去电子并被氧化，而其他物质获得电子并被还原的过程。
在氧化还原反应中，通常伴随着氧化态的变化。
氧化态是指原子或分子中的原子的电荷状态，用+或-表示。
氧化反应是指物质受到氧化剂作用而失去电子的过程，其中的物质为氧化剂。
还原反应是指物质受到还原剂作用而获得电子的过程，其中的物质为还原剂。
二. 氧化还原反应的规律1. 氧化态变化规律在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，其氧化态减少；还原剂失去电子，其氧化态增加。
氧化和还原两个反应总是同时进行的，一个物质的氧化反应必然伴随着另一个物质的还原反应。
2. 电子转移规律氧化还原反应中的电子转移遵循一定的规律：电子从氧化剂转移到还原剂。
氧化剂具有较强的氧化能力，它能够夺取其他物质的电子，从而自身被还原。
而还原剂具有较强的还原能力，它能够向其他物质输送电子，从而自身被氧化。
三. 氧化还原反应的应用1. 电化学反应氧化还原反应在电化学中得到广泛应用。
例如，电池的工作原理就是利用氧化还原反应来产生电能。
电池中的化学反应导致了电子的转移，从而产生电流。
2. 腐蚀与防腐氧化还原反应在金属腐蚀和防腐中具有重要作用。
金属与氧气发生氧化反应，形成金属氧化物，导致金属的腐蚀。
为了防止金属的腐蚀，可以通过添加防腐剂，阻止氧化还原反应的发生。
3. 燃烧反应燃烧是一种氧化反应，它是物质与氧气在高温下发生氧化还原反应的结果。
通过控制燃烧过程中氧化还原反应的速度和条件，可以实现高效的燃烧，提高能量利用率。
4. 化学分析氧化还原反应在化学分析中也被广泛应用。
例如，氧化还原反应可以用于检测物质中是否存在某些元素或化合物。
通过观察氧化还原反应的现象和指示剂的颜色变化，可以判断物质的成分和性质。
氧化还原反应的规律及应用氧化还原反应知识历来就是高中化学的重点和难点，也一直是高考的热点。
同时氧化还原反应又是中学化学中的核心理论知识，贯穿于中学化学的始终，在化学知识结构中具有举足轻重的地位。
高考对于氧化还原反应的规律的考察总是贯穿于氧化还原反应的试题中。
1.守恒规律在氧化还原反应中，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。
应用：氧化还原反应的计算及氧化还原反应方程式的配平。
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 ( B ) A．+6B．+3C．+2D．0练习1：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( D )。
A. S2-B. SC. SO32-D. SO42-2.价态规律根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）。
应用：判断物质是否具有氧化性和还原性。
例2：在下列物质中硫元素只具有还原性的是（）。
A. H2SB. SC. H2SO3D. H2SO4练习2：下列变化过程中，需要加入氧化剂才能实现的是（）A. HCl→H2B.FeCl3→FeCl2C.H2SO4(浓) →SO2D. Fe→Fe2O33.强弱规律在氧化还原反应中，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。
此规律也叫做“以强制弱”规律。
应用：判断氧化性或还原性的强弱。
例3：已知常温下在溶液中可发生如下两个离子反应：Ce4++Fe2+= Fe3+ +Ce3+，Sn2++2Fe3+=2Fe2++ Sn4+。
课题：氧化还原反应的规律及应用【学习目标】：知识点、考点：1、 了解氧化还原反应的基本规律并运用其解题。
2、 利用氧化还原反应的基本原理判断氧化还原产物，正确书写出氧化还原反应化学方程式。
3、 会利用化合价升价法对氧化还原反应进行配平。
4、能运用守恒进行相关的计算重点、难点：1、有关氧化还原的计算【知识网络详解】知识点一 氧化还原反应基本规律及应用1、价态律：当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。
如：浓H 2SO 4的S 只具有氧化性，H 2S 中的S 只具有还原性，单质S 既具有氧化性又具有还原性。
2、强弱律：在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。
如由反应2FeCl 3+2KI=2FeCl 2+2KCl+I 2可知，FeCl 3的氧化性比I 2强，KI 的还原性比FeCl 2强。
一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。
如氧化性：浓H 2S04 >SO 2（H 2SO 3)> S ；还原性：H 2S>S>SO 2。
在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe 2+)的氧化性逐渐增强。
3、优先律：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较强的物质；同一还原剂与多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。
如：将Cl 2通入物质的量浓度相同的NaBr 和NaI 的混合液中，Cl 2首先与NaI 反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe 3+和Cu 2+ 的混合液中，Fe 首先与Fe 3+反应。
4、价态归中规律：含不同价态同种元素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“高价十低价→中间价”而不会出现交错现象。
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 2OH 2S ＋H 2SO 4(浓)===S ↓＋SO 2＋2H 2O3.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。
氧化还原反应的三大规律及其应用氧化还原反应是高中化学中规律性较强的基本概念之一。
要掌握好氧化还原反应,就必须熟知其三大规律并能灵活应用。
一、电子守恒规律电子守恒规律是氧化还原反应的精髓。
因为氧化还原反应的实质是反应中发生了电子的转移;氧化剂获得电子,还原剂失去电子。
氧化剂所得到的电子总数等于还原剂失去电子的总数,这就是电子得失守恒规律。
此规律在氧化还原反应中应用非常广泛,也是高考化学中的热点之一。
主要考查形式有:1.计算元素化合价例:在一定条件下,ro3n-和氟气可发生如下反应:ro3n-+f2+2oh-=ro4-+2f-+h2o,从而可知在ro3n-中元素r的化合价是()a.+4b.+5c.+6d.+7解析:由题意可知:发生化合价变化的元素分别是氟元素和r元素。
其中氟元素从0价降低至-1价;r元素(设其反应前化合价为x)由x价上升至+7价。
氟元素得到电子的总数为:2×[0-(-1)]e-=2e-,依据电子得失守恒规律可得出:r元素将得到电子的总数为2e-,即:2e-=1×(7-x)e-,可解出x=+6,故选c。
2.求个数比例:clo2是一种广谱型的消毒剂,根据世界联盟的要求,clo2将逐渐取代cl2成为生产自来水的消毒剂。
工业上常用naclo3和na2so3溶液混合并加h2so4酸化后反应制得,在以上反应中氧化剂和还原剂的个数比为()a.1∶1b.2∶1c.1∶2d.2∶3解析:由题意可分析得出:cl元素发生了化合价的降低,,发生化合价升高的则只能是s元素且只能从反应前的+4价上升到+6价。
设有x个naclo3和y个na2so3发生反应,依据电子得失守恒规律可列出等式:x[(+5)-(+4)]e-=y[(+6)-(+4)]e-,解得x∶y=2∶1,故选b。
二、价态转化规律氧化还原反应的特征是反应前后元素的化合价发生了变化。
因此元素的化合价的转化在氧化还原反应中占有重要的地位。
氧化还原反应规律及应用氧化还原反应是化学中非常重要的一种反应类型，它广泛存在于生活和工业中，并且在许多领域具有重要的应用价值。
氧化还原反应规律及应用是化学中的重要研究内容，它深刻影响着化学领域的发展和进步。
本文将就氧化还原反应的规律及应用进行详细地介绍和阐述。
氧化还原反应是指物质在化学反应中失去或获得电子，从而形成氧化物或还原物的过程。
在氧化还原反应中，通常有两种基本类型的反应：氧化和还原。
氧化是指物质失去电子的过程，而还原是指物质获得电子的过程。
在氧化还原反应中，氧化和还原同时进行，所以通常也称为氧化还原反应。
氧化还原反应的规律可以归纳为以下几点：1. 电子转移：在氧化还原反应中，物质之间发生电子的转移。
氧化物失去电子，成为还原物；而还原物获得电子，成为氧化物。
这种电子的转移过程是氧化还原反应的基本规律。
2. 氧化数变化：氧化还原反应中，被氧化的物质的氧化数增加，而被还原的物质的氧化数减少。
氧化数的变化是氧化还原反应发生的标志之一。
3. 氧化还原反应的平衡：氧化还原反应也符合反应平衡定律，即在反应达到平衡状态时，反应物和生成物的浓度达到一定比例。
根据反应物和生成物的浓度及温度等因素的影响，氧化还原反应可以向正向反应或逆向反应方向进行。
但是需要注意的是，在实际应用中，氧化还原反应达到平衡状态的情况较为罕见。
二、氧化还原反应的应用氧化还原反应在生活和工业中有着重要的应用价值，它不仅可以促进科学技术的发展，还可以改善人类的生活和环境。
1. 电化学工业：氧化还原反应在电化学工业中有着广泛的应用。
在电池和蓄电池中，就是利用氧化还原反应来储存和释放能量的。
许多金属的提取和精炼也需要依赖氧化还原反应进行。
2. 金属腐蚀：金属的腐蚀过程就是一种氧化还原反应。
在金属表面形成的氧化膜，实际上是金属表面发生氧化还原反应的结果。
了解金属的腐蚀规律，可以帮助我们采取有效的防护措施，延长金属的使用寿命。
3. 生物化学领域：在生物化学领域，氧化还原反应也具有重要的应用价值。
初中化学重要知识点解析氧化还原反应的规律与应用氧化还原反应是化学反应中的一类重要反应，在化学学科中占据着重要的地位。
本文将对初中化学中与氧化还原反应相关的重要知识点进行解析，包括氧化还原反应的规律及其应用。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中的原子或离子失去或获得电子的过程。
其中，电子的失去称为氧化反应，电子的获得称为还原反应。
在氧化还原反应中，通常会出现氧化剂和还原剂两者之间的转化。
二、氧化还原反应的规律1. 氧化态的变化在氧化还原反应中，物质的氧化态可能发生变化。
一般来说，元素原子和离子的氧化态为0，当元素原子和离子失去电子时，其氧化态增加；当元素原子和离子获得电子时，其氧化态减少。
根据氧化态的变化可以判断氧化还原反应的进行方向。
2. 电子转移氧化还原反应中，电子的转移是至关重要的。
氧化剂接受被氧化物质失去的电子，从而被还原，而还原剂则提供电子给被氧化物质，从而被氧化。
电子的转移使得氧化还原反应得以进行。
3. 氧化剂与还原剂氧化剂是指具有氧化能力的物质，它可以接受其他物质失去的电子。
常见的氧化剂有氧气（O2）、过氧化氢（H2O2）等。
而还原剂则是指具有还原能力的物质，它可以提供电子给其他物质。
常见的还原剂有金属、非金属元素等。
三、氧化还原反应的应用1. 腐蚀与防腐氧化还原反应在腐蚀与防腐中起着重要作用。
当金属与氧气接触时，会发生氧化反应，形成金属的氧化物。
这种氧化反应就是金属的腐蚀过程。
为了防止金属腐蚀，可以采取一些措施，如涂层、电镀等，通过阻隔氧气或加入还原剂来减少氧化反应的发生。
2. 发生火焰氧化还原反应也是火焰发生的基础。
火焰是一种燃烧反应，当燃料与氧气发生氧化还原反应时释放出能量，形成火焰。
例如，燃烧的木材中的碳与氧气发生氧化反应产生二氧化碳和能量。
3. 电池的工作原理电池是一种将化学能转化为电能的装置，其中涉及到氧化还原反应。
在电池中，正极发生氧化反应，负极发生还原反应，通过电子的流动产生电能。
一．氧化还原反应的规律及其应用1．对立统一规律在氧化还原反应中，氧化剂丛还原剂中获得电子而被还原生成还原产物；还原剂将电子转移给氧化剂而氧化生成氧化产物。
氧化剂与还原剂、被氧化与被还原以及氧化产物与还原产物都是同一反应中的两个方面，它们是既对立而又互相依存，不能独立存在的统一体，符合对立统一规律。
2．守恒规律（1）得失电子守恒：氧化剂获得电子总数等于还原剂失去电子总数。
（2）化合价升降守恒：氧化剂中元素化合价降低总数等于还原剂中元素化合价升高总数（化合价升高或降低总数等于转移的电子总数）。
（3）质量守恒：反应前后各元素种类不变，各元素的原子数目相等。
这些守恒规律可应用于氧化还原反应的有关计算，以及化学方程式的配平等。
【例题1】自来水用氯气消毒沿用已久，现正研究采用氧化氯（ClO2）消毒自来水，它们消毒后的还原产物都是Cl—，但ClO2的消毒效率是Cl2的2.63倍左右，试通过计算说明其倍数关系。
〖解析〗用Cl2和ClO2消毒的原因是它们都有氧化性，其还原产物都是Cl—，显然要使消毒效果一样，则得到电子数必须相同。
由以下转化关系，利用得电子数相等，求它们的质量倍数关系。
答案Cl2得2e—2Cl—（Cl2相对分子质量为71）ClO2 得5e—Cl—（ClO2相对分子质量为67.5）5（Cl2 得2e——）相当于2（ClO2 得5e—Cl—）5×71 = 355 2×67.5 = 135m(Cl2):m(ClO2)=355:135=2.63:1【例题2】若锌与稀硝酸反应时又下列化学方程式：4Zn + 10HNO3 = aZn(NO3)2 + bA + cH2O则a、b、c、A依次可能是（）A. 4,1,5,N2OB. 4,2,4,NO2C. 4,1,3,NH4NO3D. 4,3,5,NO〖解析〗(1)A中氮元素全部被还原。
根据质量守恒定律知a=4(Zn原子守恒)，故被还原的N原子为10－4×2=2个，设A中N元素的化合价为＋n,由得失电子守恒有4×2=2×（5－n）,n=1,A 为N2O.(2)A中氮元素部分被还原（如NH4NO3），a=4(原子守恒)，此时被还原的N原子只有一个，由电子得失守恒得4×2=1×（5－n）,n=－3,N→N,还原产物为NH4NO3.答案：AC【例题3】在aFeCl2 + bHCl + O2 = cFeCl3 + dH2O的反应中，化学计量数c 的值是（）A. 2aB. 4C. b/2D. 2〖解析〗根据反应前后各元素的原子个数守恒得：d=2(O原子数相等)b=4(H原子数相等)a=c(Fe原子数相等)根据O2→2O2—得电子数为4e—，cFeCl2→cFeCl3失电子数为ce—，由电子守恒得：c=4答案：B3．强弱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。
—氧化剂+ 还原剂= 还原产物+ 氧化产物（较强氧化性）（较强还原性）（弱还原性）（弱氧化性）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，也可用于比较氧化性或还原性的强弱。
【例题4】根据反应①2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 +2KCl ,②2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3,判断下列物质的氧化性由强到弱的顺序是（）A. Fe3+＞Cl2＞I2B. Cl2＞Fe3+＞I2C. I2＞Cl2＞Fe3+D. Cl2＞I2＞Fe3+〖解析〗先判断每个反应的氧化剂和氧化产物，再根据氧化剂的氧化性＞氧化产物的氧化性进行比较。
由反应①可知氧化性FeCl3＞I2,由反应②可知氧化性Cl2＞FeCl3,综合得：Cl2＞FeCl3＞I2答案B4．价态律（1）性质表现规律：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。
物质若含多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。
应用：判断元素或物质氧化性或还原性的有无。
如H2S为强还原剂，浓H2SO4为强氧化剂，单质S和SO2既有氧化性又有还原性。
当然最高价态只有氧化性，并不意味着氧化性最强，如氧化性HClO＞HClO4。
（2）歧化规律：该元素必须处于中间价态，一般歧化反应发生后，生成与该元素价态相邻的两端价态的产物（中间变两端），如Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O3S +6KOH = 2K2S + K2SO3 +3H2O3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO（3）价态归中律：a.同种元素的不同价态之间的氧化还原反应，价态“只靠拢，不交错”。
如：H2+ SO2↑+ 2H2Ob.当同种元素两个不相邻价态间只有一种中间价态，反应后的氧化产物和还原产物相同。
如：2H2S +SO2 = 3S + 2H2OS + H2SO4（浓）= 2H2O + 2SO2↑c.当同种元素的不相邻价态间有多种中间价态，氧化产物和还原产物可相同或不同。
如：H2S + H2SO4( 浓) = S↓+ SO2↑+ 2H2OH2S + 3H2SO4（浓，过量）= 4SO2↑+ 4H2O（4）价态互不换位规律：同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。
如：Cl2与HClO或HCl不反应，CO与C或CO2不反应，SO2与S或浓H2SO4不反应。
【例题5】用元素化合价变化的观点分析，过氧化氢（H2O2）是否可作氧化还原反应中的氧化剂或还原剂？其氧化产物和还原产物分别是什么？〖解析〗过氧化氢中氧元素的化合价为－1价，而氧元素的通常化合价为－2价或0价，即决定了过氧化氢中氧元素的化合价可以再升高，H2O2被氧化，做还原剂，其氧化产物为O2；H2O2中氧元素的化合价也可以降低，H2O2被还原，做氧化剂，其还原产物为H2O或OH—。
【同类变式一】（上海市高考题）G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物。
我们不了解它们的化学式，但知道它们在一定条件下具有如下的转换关系（未配平）：①G→Q + NaCl ② Q + H2O →X + H2③ Y + NaOH →G + Q + H2O ④ Z + NaOH →Q + X + H2O这五种化合物中，氯的化合价由低到高的顺序为（）A.QGZYXB.GYQZXC.GYZQXD.ZXGYQ〖解析〗根据氧化还原反应中元素化合价升降总数相等，对于①，G→NaCl的变化中，Cl 的化合价降低，则G→Q的变化中Cl的化合价必然升高，即氯的化合价：Q＞G;同理，由②可判断氯的化合价：X＞Q;由歧化规律并结合Q＞G ，判断③中氯的化合价：Q＞Y＞G;由歧化规律并结合X＞Q，可判断④中氯的化合价X＞Z＞Q。
综合即可得出：G＜Y＜Q＜Z＜X答案 B【同类变式二】（石家庄市统考题）下列叙述正确的是（）A．含最高价元素的化合物，一定具有强氧化性B．阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性C．失去电子越多，还原性越强；失电子越少，还原性越弱D．强氧化剂与强还原剂不一定能发生氧化还原反应〖解析〗A.含最高价元素的化合物只具有氧化性，但不一定有氢氧化性，如NaCl中的Na+；B.Fe2+主要表现还原性，MnO4—却有强氧化性；C.氧化性、还原性强弱与得失电子数木的多少无直接关系，应指的是电子的难易程度，如Na 失e—Na+,Al 失3e—Al3+,但还原性Na＞Al;D.一般情况下，强氧化剂与强还原剂相遇即可发生氧化还原反应，但同种元素之间还必须存在中间价态才能发生，如浓H2SO4与SO2就不能发生反应。
答案 D二．氧化还原反应的实际应用氧化还原反应是一类重要的化学反应，在工农业生产，科学技术和日常生活中都有广泛的应用。
【例题6】油画所用颜料含有某种白色铅化合物，置于空气中，天长日久就会变成黑色PbS，使油画的色彩变暗。
若用H2O2来“清洗”，则可将PbS转变为白色的PbSO4,使油画“复原”。
（1）上述“清洗”反应的化学方程式为。
（2）此反应中，H2O2做剂，发生转移的电子数目为。
〖解析〗油画变黑，原因是白色铅化合物转化为黑色PbS，当用H2O2“清洗”后PbS→PbSO4,S元素的化合价升高，说明PbS被氧化生成PbSO4，其氧化剂则为H2O2，且其还原产物为H2O，这样油画才可以“复原”。
依据得失电子数相等可知PbS→PbSO4,4H2O2→4H2O。
因此，可得“复原”的化学方程式和转移的电子数目。
答案（1）PbS + 4H2O = PbSO4+ 4H2O（2）氧化剂8【例题7】黑火药是我国古代的四大发明之一，它是硫粉、木炭和硝石（KNO3）分别研细后的混合物。
由于三种物质的配方比例不同，主要反应由区别，爆炸力也有所不同。
（1）黑火药的一种配方是将三种物质混合后，爆炸时产生K2S及两种窒息性气体——N2和CO2,其方程式为：S + 2KNO3 + 3C = 3CO2↑+N2↑+ K2S,标明电子转移的方向和数目。
（2）第二种配方中KNO3与C的质量比为101：12，硫与碳的原子个数比为5：16，爆炸后的生成物有K2CO3,K2SO4,K2S2,N2和CO2。
其方程式：5S + 16HNO3+ 16C = 4K2CO3 + 3K2SO4 + K2S2 + 12CO2↑+8N2↑,其中氧化产物有三种，它们是（写化学式）：、、；还原产物有两种，它们是和；产物中K2S2中硫元素的化合价为。
（3）无论哪种配方的黑火药，爆炸时总伴随着烟，其原因是。
（4）两种配方比较，第种配方爆炸力更强，其原因是。
〖解析〗（1）3C 失去3×4e—3CO2, 2KNO3得到2×5e—N2,S 失去1×2e—K2S,氧化剂有KNO3和S，还原剂为C.(2)标明该反应中各元素的化合价。
5S →3K2SO4 + K2S2,说明S既做氧化剂又做还原剂，K2SO4为氧化产物，K2S2为还原产物。
16KNO3 →8N2↑, KNO3作氧化剂，N2为还原产物。
16C→4K2CO3+12CO2 , C作还原剂，氧化产物为K2CO3和CO2.(3)烟是固体小颗粒悬浮于空气中形成的，反应中均有钾盐固体粉尘生成，它们是K2S,K2CO3,K2SO4,K2S2等颗粒。
（4）比较等质量的黑火药爆炸时，产生气体体积多，则爆炸力强。
S + 2KNO3 + 3C →3CO2↑+ N2↑5S + 16KNO3 + 16C →12CO2↑+ 8N2↑比较1/（32+2×101+3×12）×（3+1）和1/（5×32+16×101+16×12）×(12+8)的大小可得结果：前者（0.0148）大于后者（0.0102）。
