非金属和金属含氧酸及盐氧化还原性变化规律或特殊性

氧化性和还原性强弱判断规律
判断方法：1、失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱；2、阳离子的电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强；3、越活泼的非金属氧化性越强，其对应的阴离子还原性越弱；4、不同的还原剂与同种氧化剂反应，反应越容易，说明还原剂的还原性越强；5、不同的氧化剂与同一还原剂反应，反应越容易，说明氧化剂的氧化性越强。

氧化性介绍
物质在化学反应中得电子的能力
处于高价态的物质一般具有氧化性，如：部分非金属单质：O2，Cl2；部分高价金属：Fe3+，MnO4-等等。

处于低价态的物质一般具有还原性（如：部分金属单质（中学阶段认为金属单质只具有还原性，实际上负价金属非常常见），部分非金属阴离子：Br-，I-等等。

处于中间价态的物质一般兼具还原性和氧化性。

还原性介绍
还原性是指在化学反应中原子、分子或离子失去电子的能力。

物质含有的粒子失电子能力越强，物质本身的还原性就越强；反之越弱，而其还原性就越弱。

非金属元素的氧化性和还原性非金属元素是化学中的一类重要物质，其氧化性和还原性在化学反应中起着重要的作用。

本文将从氧化性和还原性两个方面探讨非金属元素的性质特点。

一、氧化性氧化性是指非金属元素与氧气或氧化剂反应时，能够释放电子或与氧气形成化合物的能力。

通常非金属元素趋向于接受电子，形成带负电荷的阴离子。

1. 氧气的氧化性氧气（O2）是最常见的氧化剂之一，非金属元素与氧气反应时，通常发生氧化反应。

例如，硫与氧气反应生成二氧化硫（SO2）：2S + O2 -> 2SO22. 氧化剂的氧化性除了氧气，其他的氧化剂也可以与非金属元素发生氧化反应。

例如，漂白粉（次氯酸钠）是一种强氧化剂，能够与非金属元素如碳反应，生成相应的氧化产物。

如下所示：2NaClO + 2C -> 2NaCl + 2CO2二、还原性还原性是指非金属元素在与还原剂反应时，能够释放电子或被还原剂直接转移电子，从而被氧化的能力。

1. 氢气的还原性在化学反应中，氢气是最常见的还原剂之一，可以与非金属元素发生还原反应。

例如，卤素如氯（Cl）、溴（Br）和碘（I）能够与氢气反应生成相应的氢化物。

如下所示：H2 + Cl2 -> 2HCl2. 还原剂的还原性除了氢气，其他的还原剂如金属也可以与非金属元素发生还原反应。

例如，钠是一种强还原剂，能够与氧化了的非金属元素如氧反应，生成相应的还原产物。

如下所示：2Na + O2 -> 2Na2O总结：非金属元素的氧化性和还原性在化学反应中起着重要作用。

它们在氧化反应中通常是被氧化剂氧化，而在还原反应中则是被还原剂还原。

通过进一步了解非金属元素的氧化性和还原性，我们可以更好地理解和预测化学反应的发生过程，为实验操作和工业应用提供指导和依据。

需要注意的是，不同非金属元素的氧化性和还原性具体情况有所不同，请查阅相关资料以获得更深入的了解。

一、金属单质的氧化反应1、单一价态的金属单质与氧气的反应：Na2O 、Na2O2、MgO 、Al2O3（1）钠单质常温下与氧气反应生成氧化钠：4Na+O2=2Na2O（2）钠单质在加热条件下与氧气反应生成过氧化钠：2Na+O2加热Na2O2（3）镁条在氧气中燃烧生成氧化镁：2Mg+O2点燃2MgO（4）铝粉在纯氧中燃烧生成氧化铝：4Al+3O2点燃2Al2O32、单一价态的金属与氯气反应：NaCl 、MgCl2、AlCl3（1）钠在氯气中燃烧产生氯化钠：2Na+Cl2点燃2NaCl（2）镁在氯气中燃烧产生氯化镁：Mg+Cl2点燃MgCl2（3）铝在氯气中燃烧产生氯化铝：2Al+3Cl2点燃2AlCl33、单一价态的金属与硫的反应：Na2S、Al2S3（1）钠与硫蒸气反应产生硫化钠：2Na+S加热Na2S（2）铝与硫蒸气反应产生三硫化二铝：2Al+3S加热Al2S34、变价金属单质与氧气的反应：（1）铁在潮湿的空气中生锈：4Fe+3O2+2xH2O= 2Fe2O3 ·xH2O（2）细铁丝在氧气中燃烧：3Fe+2O2点燃Fe3O4（3）铜在潮湿的空气中生锈：2Cu+O2+H2O+CO2=Cu2(OH)2CO3（4）铜丝在氧气中加热：2Cu+O2加热2CuO5、变价金属单质与氯气的反应生成高价态的金属氯化物（1）细铁丝在氯气中燃烧：2Fe+3Cl2点燃2FeCl3（2）铜丝在氯气中加热：Cu+Cl2加热CuCl26、变价金属单质与硫的反应生成较低价态的金属硫化物（1）铁与硫反应：Fe+S点燃FeS（2）铜与硫反应：2Cu+S加热Cu2S二、非金属单质的氧化反应7、单一价态的非金属单质的氧化反应：H2S 、HI 、HBr 、HCl 、H2O、HF （1）氢气和氟气黑暗处就爆炸产生氟化氢：H2 +F2 =2HF（2）氢气在氧气中燃烧产生水：2H2 + O2点燃2H2O（3）氢气和氯气光照爆炸或点燃反应产生氯化氢：H2+Cl2光照2HCl ；H2+Cl2点燃2HCl （4）氢气和溴蒸气在500℃反应产生溴化氢：H2 +Br2加热2HBr（5）氢气和碘蒸气在持续加热的条件下反应产生碘化氢（可逆反应）：H2 +I2加热2HI （6）氢气和硫蒸气在持续加热的条件下反应产生硫化氢（可逆反应）：H2 +S 加热H2S 8、变价非金属单质的氧化反应（1）碳不完全燃烧产生一氧化碳：2C+O2(不充分) 点燃2CO（2）碳完全燃烧产生二氧化碳：C+O2(充分) 点燃CO2（3）氮气与氧气高温或放电条件下生成一氧化氮：N2+O2高温或放电2NO（4）磷在氧气中燃烧产生五氧化二磷：4P+5O2点燃2P2O5（5）硫在氧气中燃烧产生二氧化硫：S+O2点燃SO2三、低价非金属化合物的氧化反应9、低价非金属氧化物的氧化反应（1）一氧化碳继续燃烧产生二氧化碳：2CO+O2点燃2CO2（2）一氧化氮在空气中自动氧化成二氧化氮：2NO+O2=2NO2（3）一氧化氮和氧气按4：3的体积比溶于水产生硝酸：4NO+3O2+2H2O = 4HNO3（4）二氧化氮和氧气按4：1的体积比溶于水产生硝酸：4NO2+O2+2H2O = 4HNO3（5）二氧化硫催化氧化成三氧化硫（可逆反应）：2SO2+O2催化剂加热2SO310、低价态的氯化物与氯气反应生成：PCl5（1）三氯化磷继续与氯气反应产生五氯化磷：PCl3+Cl2加热PCl511、低价含氧酸与氧气反应生成高价含氧酸：H2SO4（1）亚硫酸可以被氧化成硫酸：2H2SO3+O2=2H2SO4四、低价金属化合物的氧化反应12、较低价态的氧化物的氧化反应（1）氧化钠与氧气反应生成：2Na2O+O2加热2Na2O213、较低价态的氯化物与氯气反应生成：FeCl3（1）氯化亚铁与氯气反应生成氯化铁：2FeCl2+Cl2=2FeCl314、低价碱氧化生成高价碱：Fe(OH)3（1）氢氧化亚铁在潮湿的空气中马上氧化成氢氧化铁：4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 15、低价含氧酸盐氧气生成高价态的含氧酸盐：Na2S2O3、Na2SO4（1）亚硫酸钠和单质硫反应产生硫代硫酸钠：Na2SO3+S=Na2S2O3（2）亚硫酸钠和氧气反应生成硫酸钠：2Na2SO3+O2=2Na2SO4五、变价非金属的化合物的还原反应16、碱金属的过氧化物的还原反应：Na2O2+2Na 加热2Na2O17、二氧化碳与碳发生的的还原反应：CO2+C 加热2CO六、变价金属的化合物的还原反应18、铁盐与铁发生的还原反应（1）铁和硫酸铁溶液反应产生硫酸亚铁：Fe2(SO4)3+Fe=3FeSO4（2）铁和硝酸铁溶液反应产生硝酸亚铁：2Fe(NO3)3+Fe=3Fe(NO3)2（3）铁还原氯化铁溶液得到氯化亚铁：2FeCl3+Fe=3FeCl2七、酸酐与水的的化合反应19、酸性氧化物与水化合反应生成含氧酸（前提：该含氧酸必须溶于水）：H2CO3、H2SO3、H2SO4（1）二氧化碳溶于水产生碳酸：CO2+H2O=H2CO3（2）二氧化硫溶于水产生亚硫酸：SO2+H2O=H2SO3（3）三氧化硫溶于水放热产生硫酸：SO3+H2O=H2SO4（4）醋酸酐溶于水生成醋酸：(CH3CO)2O+H2O→2CH3COOH八、碱性氧化物与水的化合反应20、碱性氧化物与水反应生成碱（前提：该碱可溶于水）：KOH NaOH Ca(OH)2Ba(OH)2（1）氧化钠溶于水产生氢氧化钠：Na2O+H2O=2NaOH（2）生石灰溶于水产生熟石灰：CaO+H2O=Ca(OH)2（3）氧化钾溶于水产生氢氧化钾：K2O+H2O=2KOH（4）氧化钡溶于水产生氢氧化钡：BaO+H2O=Ba(OH)2九、酸性氧化物与碱性氧化物的化合反应21．酸性氧化物与碱性氧化物反应生成含氧酸盐：CaCO3、CaSO3、CaSiO3（1）生石灰遇到二氧化碳变质产生碳酸钙：CO2+CaO=CaCO3（2）生石灰吸收二氧化硫产生亚硫酸钙：SO2+CaO=CaSO3（3）生石灰遇二氧化硅高温条件下反应产生硅酸钙：SiO2+CaO高温CaSiO3十、多元酸的正盐与酸根相同的酸发生的化合反应22、多元酸的正盐与酸根相同的酸发生的化合反应生成酸式盐：NaHCO3、NH4HSO3、Ca(HCO3)2、Ca(HSO3)2（1）碳酸和碳酸钠反应产生碳酸氢钠：Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3（2）亚硫酸铵和亚硫酸反应产生亚硫酸氢铵：(NH4)2SO3+H2O+SO2=2NH4HSO3（3）碳酸和碳酸钙反应产生碳酸氢钙：CaCO3+H2O+CO2=Ca(HCO3)2（4）亚硫酸钙和亚硫酸反应产生亚硫酸氢钙：CaSO3+H2O+SO2=Ca(HSO3)2总之：发生化合反应的反应物中所含的元素种类不能超出生成物中所含的元素种类。

氧化还原反应知识点归纳（氧化还原反应中的概念与规律；氧化还原反应的表示方法及配平。

）氧化还原反应中的概念与规律:一、五对概念在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。

它们的名称和相互关系是：二、五条规律1、表现性质规律同种元素具有多种价态时，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、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。

2、性质强弱规律3、反应先后规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。

例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+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＋低价→中间价”的规律。

5、电子守恒规律在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。

三．物质氧化性或还原性强弱的比较:（1）由元素的金属性或非金属性比较<1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱（2）由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。

如：前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。

同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。

（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。

如，根据铁被氧化程度的不同，可判断氧化性：。

同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。

（4）根据反应方程式进行比较氧化剂+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（5）根据元素周期律进行比较一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。

单质氧化物酸碱盐相互反应的规律性和特例1. 金属＋金属→不反应，但可形成合金。

2. 非金属＋非.金属→共价化合物如:P＋Cl2、C+S、Xe＋F2等反应。

特例:金刚石与石墨、红磷和白磷在一定条件下相互转化，生成物仍为单质，不是化合物。

3. 金属＋非金属→无氧酸盐如：Fe ＋ Cl2、Cu ＋ Cl2、Na ＋ S、Cu ＋ S、Fe ＋ S 等反应。

特例：2Na ＋ H2=2NaH、3Mg ＋ N2=== Mg3N2，NaH属氢化物，Mg3N2属氮化物，均不属盐类。

4. 金属＋氧气→碱性氧化物如：Na、Mg、Cu 和 O2反应生成 Na2O、MgO、CuO。

特例：Na、Al、Fe在O2中燃烧，其产物 Na2O2属过氧化物，Al2O3属两性氧化物，Fe3O4是特殊的氧化物，确切讲是一种盐。

5. 非金属＋氧气→酸性氧化物如:C、S、P 和 O2反应生成 CO2、SO2、P2O5。

特例:N2、C与O2反应生成的NO 、CO均不属于酸性氧化物，为中性氧化物。

6. 碱性氧化物＋酸性氧化物→含氧酸盐如：CaO ＋ CO2；CaO＋SiO2(高温下)；Na2O＋P2O5等反应。

7. 碱性氧化物＋水→碱如：Na2O、K2O、CaO、BaO、MgO(需热水)均可和水直接化合成碱。

特例:CuO、Fe2O3等不可直接和水反应。

8. 酸性氧化物＋水→含氧酸如:SO2、SO3、P2O5等和水反应。

特例：SiO2不溶于水，NO2溶于水生成 HNO3和 NO等反应。

特例：3FeO＋ 10HNO3(稀)=3Fe(NO3)3＋NO ＋5H2OFe2O3＋ 6HI= 2FeI2＋I2 ＋ 3H2O10.酸性氧化物＋碱→盐＋水如:CO2、SO2和NaOH反应生成Na2CO3和水及Na2SO3和水。

特例:CO2＋ NaOH = NaHCO3、SO2.＋ NaOH = NaHSO311.酸＋碱→盐十水如：HCl ＋ NaOH、H2SO4＋Ba (OH)2、HNO3＋ Ca(OH)2等。

中学化学反应基本类型的归纳及规律一、化合反应1、金属单质或非金属单质与氧的化合。

活泼性强的金属易与氧化合，反之难化合。

如：K、Na、Ca常温与O2化合迅速，Ag、Pt、Al加热也不与O2反应。

氧化性显著的非金属一般难或不与O2化合，还原性强些的非金属容易与O2化合。

如：Cl2、Br2、I2不与O2化合，N2与O2难反应，P、C与O2可燃烧，变价元素与O2在不同条件下常形成不同价态的化合物，Fe与O2加热形成Fe2O3，燃烧形成Fe3O4。

2、酸性化合物与碱性化合物的化合。

两者相对的酸、碱性相差越大，则越易化合。

如：CaO与SO3易化合，Ca与SiO2需高温才能化合，CO2与CuO、Al2O3不反应，NH3与H2SiO3难或不反应、与HCl易反应。

3、氧化物的水化。

少数碱性氧化物，如K—Mg的氧化物反应生成碱，两性氧化物与水均无反应，酸性氧化物大部分与水反应，SiO2例外。

二、分解反应1、氧化物分解。

活泼金属氧化物一般加热不分解，不活泼金属氧化物一般加热分解，如Ag2O、CaO；活泼非金属氧化物一般不稳定，不活泼非金属氧化物常难以热分解，如P2O5、SiO2。

2、气态氢化物的热分解。

一般强非金属气态氢化物难分解，弱非金属气态氢化物较易分解。

3、含氧酸的分解。

多数含氧酸能分解成酸性氧化物和水，但H3PO4可视为加热不分解。

4、盐的分解。

铵盐一般热分解成氨和酸。

强氧化性不稳定酸的铵盐热分解复杂，发生氧化还原反应。

非氧化性含氧酸盐对应酸酐挥发难分解，碳酸盐多数热分解，但K2CO3、Na2CO3例外，而硝酸盐全分解。

活泼金属硝酸盐热分解为亚硝酸盐和O2，中等活泼的分解为NO2、O2与金属氧化物，很不活泼金属硝酸盐热分解出NO2、O2和金属单质。

其它盐如KClO3、KMnO4、AgBr等受热也分解。

三、复分解反应1、酸性氧化物跟碱的反应。

但不溶性氧化物与碱一般需加热，如NaOH与SiO2。

碱与过量酸性氧化物作用生成酸式盐。

盐还
1.1同一物质在不同的pH 值条件下, 其氧化还原程度不同一般规律是:含氧酸盐在酸性介质
中比在中性或碱性介质的氧化性强。

1.2在同一周期中, 各元素相同氧化态含氧酸(或含氧酸根离子)的氧化性从左到右增强;
在同一周期中, 同类型低氧化态的含氧酸或含氧酸根离子的氧化性从左到右增强.
1.3同一族中含氧酸及其盐的氧化还原性差异
在同一族中, 在高氧化态的含氧酸中, 其氧化性多数是自上而下递增, 而次卤酸递减;
处于中间氧化态的含氧酸, 以第四周期的为最强.
1.4同一种元素的不同氧化态含氧酸中，以低氧化态的氧化性较强。

例如：HClO>HClO2>HClO3>HClO4,HClO的氧化性最强.
1.5通常情况下, 浓酸比稀酸的氧化性强, 酸又比相应的盐氧化性强.
2.1含氧酸中心原子的电负性愈大, 则愈易获得电子而被还原, 因而氧化性愈强.
2.2含氧酸的氧化性与键的强弱有关.
含氧酸中心原子与配位氧原子之间的键(R—O)愈弱,则酸的氧化性愈强;反之,R—O键愈强，则酸的氧化性愈弱.如果其中有π键成分,则增加了键的强度,因而减低了酸的氧化性.
例如,同一元素的不同氧化态的含氧酸,一般是高氧化态含氧酸比较稳定(指被还原为同一低氧化态而言),其氧化性较弱.
这是因为在还原时,含氧酸的氧化态愈高,则需要断裂的R—O键愈多,故愈稳定而氧化性愈弱.
2.3含氧酸在还原过程中, 自由能降低愈多, 则酸的氧化性愈强.。

金属性非金属性碱性酸性氧化性还原性稳定性首先金属性和非金属性的递变性规律是最基础的，在元素周期表中从上到下元素的金属性逐渐增强，相应的非金属性逐渐减弱，从左到右金属性逐渐减弱，而非金属性则逐渐增强这一规律是与原子的结构密切相关的。

元素的金属性越强则该元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性就越强，例如金属性Na<K,则碱性NaOH<KOH；元素的非金属性越强则该元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，例如非金属性Cl>Br,则酸性HClO4>HBrO4。

金属性越强则单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱；非金属越强则单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱。

稳定性一般是指非金属气态氢化物的稳定性，判断的依据是元素的非金属性越强，则对应的气态氢化物的稳定性越强。

同位素、同素异形体、同系物、同分异构体比较内容同位素同素异形体同系物同分异构体定义质子数相同，中子数不同的原子(核素)由同一种元素组成的不同单质结构相似，分子组成相差一个或若干个CH2基团的物质分子式相同，结构不同的化合物适用对象原子单质有机物有机物、无机物判断依据质子数相同，中子数不同属同种元素结构相似的同一物质分子式相同符合同一通式结构不同原子之间单质之间相对分子质量不同（相差14n）不一定是同一物质性质化学性质几乎一样，物理性质有差异化学性质和物理性质差别都较大化学性质相似，熔沸点、密度成规律性变化化学性质可能相似也可能相差很大，物理性质不同实例H、D、T、O16、O18、、红磷与白磷，金刚石与石墨O2和O3甲烷与丁烷相差若干个CH2原子团正、异、新戊烷三种。

离子氧化性和还原性强弱判断规律离子氧化还原性判断：1：根据元素周期表规律判断：同一周期，从左到右，非金属阴离子的还原性减弱，金属阳离子的氧化性增强。

同一族，从上到下，金属阳离子的氧化性减弱，非金属阴离子的还原性增强。

2：根据金属活动顺序表跟非金属活动顺序表：氧化性：Au3+>Ag+>Hg+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2 +>低浓度H+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+还原性：S->I->Fe2+>Br->Cl->OH->含氧酸根>F-3:根据化合价判断：同种阳离子，价态越高，氧化性越强。

如：Fe3+>Fe2+ 同种阴离子，价态越低，还原性越强。

如：O2->O-4：根据反应方程式判断：氧化性：氧化剂大于氧化产物还原性：还原剂大于还原产物5：根据反应条件判断：跟相同的还原剂（氧化剂）反应，离子的氧化性（还原性）越强，条件越简单。

6：根据反应剧烈程度判断：跟同一氧化剂（还原剂）反应，离子还原性（氧化性）越强，反应越剧烈。

7：根据产物状态判断：跟同一氧化剂（还原剂）反应，离子的还原性（氧化性）越强，产物的价态越高（低）。

8：根据氧化还原反应规则判断：先强后弱。

几种离子发生氧化还原反应，先跟氧化性（还原性）较强的离子反应，再跟较弱的反应。

9：根据浓度判断：同一离子，一般浓度高，氧化性（还原性）越强。

如氧化性：浓硝酸大于稀硝酸10：根据酸碱度判断：同一离子，在酸碱性不一样的环境中，其氧化性（还原性）不同。

如NO3-在中性时不具氧化性，在酸性条件下有强氧化性。

11：同一离子，温度不同，氧化还原性不同。

氧化还原反应氧化还原反应中的概念与规律:一、五对概念在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。

它们的名称和相互关系是：二、五条规律1、表现性质规律同种元素具有多种价态时，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、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。

2、性质强弱规律3、反应先后规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。

例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+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＋低价→中间价”的规律。

5、电子守恒规律在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。

三．物质氧化性或还原性强弱的比较:（1）由元素的金属性或非金属性比较<1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱（2）由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。

如：前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。

同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。

（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。

如，根据铁被氧化程度的不同，可判断氧化性：。

同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。

（4）根据反应方程式进行比较氧化剂+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（5）根据元素周期律进行比较一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。

一、金属单质的氧化反应1、单一价态的金属单质与氧气的反应：Na2O 、Na2O2、MgO 、Al2O3（1）钠单质常温下与氧气反应生成氧化钠：4Na+O2=2Na2O（2）钠单质在加热条件下与氧气反应生成过氧化钠：2Na+O2加热Na2O2（3）镁条在氧气中燃烧生成氧化镁：2Mg+O2点燃2MgO（4）铝粉在纯氧中燃烧生成氧化铝：4Al+3O2点燃2Al2O32、单一价态的金属与氯气反应：NaCl 、MgCl2、AlCl3（1）钠在氯气中燃烧产生氯化钠：2Na+Cl2点燃2NaCl（2）镁在氯气中燃烧产生氯化镁：Mg+Cl2点燃MgCl2（3）铝在氯气中燃烧产生氯化铝：2Al+3Cl2点燃2AlCl33、单一价态的金属与硫的反应：Na2S、Al2S3（1）钠与硫蒸气反应产生硫化钠：2Na+S加热Na2S（2）铝与硫蒸气反应产生三硫化二铝：2Al+3S加热Al2S34、变价金属单质与氧气的反应：（1）铁在潮湿的空气中生锈：4Fe+3O2+2xH2O= 2Fe2O3 ·xH2O（2）细铁丝在氧气中燃烧：3Fe+2O2点燃Fe3O4（3）铜在潮湿的空气中生锈：2Cu+O2+H2O+CO2=Cu2(OH)2CO3（4）铜丝在氧气中加热：2Cu+O2加热2CuO5、变价金属单质与氯气的反应生成高价态的金属氯化物（1）细铁丝在氯气中燃烧：2Fe+3Cl2点燃2FeCl3（2）铜丝在氯气中加热：Cu+Cl2加热CuCl26、变价金属单质与硫的反应生成较低价态的金属硫化物（1）铁与硫反应：Fe+S点燃FeS（2）铜与硫反应：2Cu+S加热Cu2S二、非金属单质的氧化反应7、单一价态的非金属单质的氧化反应：H2S 、HI 、HBr 、HCl 、H2O、HF （1）氢气和氟气黑暗处就爆炸产生氟化氢：H2 +F2 =2HF（2）氢气在氧气中燃烧产生水：2H2 + O2点燃2H2O（3）氢气和氯气光照爆炸或点燃反应产生氯化氢：H2+Cl2光照2HCl ；H2+Cl2点燃2HCl （4）氢气和溴蒸气在500℃反应产生溴化氢：H2 +Br2加热2HBr（5）氢气和碘蒸气在持续加热的条件下反应产生碘化氢（可逆反应）：H2 +I2加热2HI （6）氢气和硫蒸气在持续加热的条件下反应产生硫化氢（可逆反应）：H2 +S 加热H2S 8、变价非金属单质的氧化反应（1）碳不完全燃烧产生一氧化碳：2C+O2(不充分) 点燃2CO（2）碳完全燃烧产生二氧化碳：C+O2(充分) 点燃CO2（3）氮气与氧气高温或放电条件下生成一氧化氮：N2+O2高温或放电2NO（4）磷在氧气中燃烧产生五氧化二磷：4P+5O2点燃2P2O5（5）硫在氧气中燃烧产生二氧化硫：S+O2点燃SO2三、低价非金属化合物的氧化反应9、低价非金属氧化物的氧化反应（1）一氧化碳继续燃烧产生二氧化碳：2CO+O2点燃2CO2（2）一氧化氮在空气中自动氧化成二氧化氮：2NO+O2=2NO2（3）一氧化氮和氧气按4：3的体积比溶于水产生硝酸：4NO+3O2+2H2O = 4HNO3（4）二氧化氮和氧气按4：1的体积比溶于水产生硝酸：4NO2+O2+2H2O = 4HNO3（5）二氧化硫催化氧化成三氧化硫（可逆反应）：2SO2+O2催化剂加热2SO310、低价态的氯化物与氯气反应生成：PCl5（1）三氯化磷继续与氯气反应产生五氯化磷：PCl3+Cl2加热PCl511、低价含氧酸与氧气反应生成高价含氧酸：H2SO4（1）亚硫酸可以被氧化成硫酸：2H2SO3+O2=2H2SO4四、低价金属化合物的氧化反应12、较低价态的氧化物的氧化反应（1）氧化钠与氧气反应生成：2Na2O+O2加热2Na2O213、较低价态的氯化物与氯气反应生成：FeCl3（1）氯化亚铁与氯气反应生成氯化铁：2FeCl2+Cl2=2FeCl314、低价碱氧化生成高价碱：Fe(OH)3（1）氢氧化亚铁在潮湿的空气中马上氧化成氢氧化铁：4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 15、低价含氧酸盐氧气生成高价态的含氧酸盐：Na2S2O3、Na2SO4（1）亚硫酸钠和单质硫反应产生硫代硫酸钠：Na2SO3+S=Na2S2O3（2）亚硫酸钠和氧气反应生成硫酸钠：2Na2SO3+O2=2Na2SO4五、变价非金属的化合物的还原反应16、碱金属的过氧化物的还原反应：Na2O2+2Na 加热2Na2O17、二氧化碳与碳发生的的还原反应：CO2+C 加热2CO六、变价金属的化合物的还原反应18、铁盐与铁发生的还原反应（1）铁和硫酸铁溶液反应产生硫酸亚铁：Fe2(SO4)3+Fe=3FeSO4（2）铁和硝酸铁溶液反应产生硝酸亚铁：2Fe(NO3)3+Fe=3Fe(NO3)2（3）铁还原氯化铁溶液得到氯化亚铁：2FeCl3+Fe=3FeCl2七、酸酐与水的的化合反应19、酸性氧化物与水化合反应生成含氧酸（前提：该含氧酸必须溶于水）：H2CO3、H2SO3、H2SO4（1）二氧化碳溶于水产生碳酸：CO2+H2O=H2CO3（2）二氧化硫溶于水产生亚硫酸：SO2+H2O=H2SO3（3）三氧化硫溶于水放热产生硫酸：SO3+H2O=H2SO4（4）醋酸酐溶于水生成醋酸：(CH3CO)2O+H2O→2CH3COOH八、碱性氧化物与水的化合反应20、碱性氧化物与水反应生成碱（前提：该碱可溶于水）：KOH NaOH Ca(OH)2Ba(OH)2（1）氧化钠溶于水产生氢氧化钠：Na2O+H2O=2NaOH（2）生石灰溶于水产生熟石灰：CaO+H2O=Ca(OH)2（3）氧化钾溶于水产生氢氧化钾：K2O+H2O=2KOH（4）氧化钡溶于水产生氢氧化钡：BaO+H2O=Ba(OH)2九、酸性氧化物与碱性氧化物的化合反应21．酸性氧化物与碱性氧化物反应生成含氧酸盐：CaCO3、CaSO3、CaSiO3（1）生石灰遇到二氧化碳变质产生碳酸钙：CO2+CaO=CaCO3（2）生石灰吸收二氧化硫产生亚硫酸钙：SO2+CaO=CaSO3（3）生石灰遇二氧化硅高温条件下反应产生硅酸钙：SiO2+CaO高温CaSiO3十、多元酸的正盐与酸根相同的酸发生的化合反应22、多元酸的正盐与酸根相同的酸发生的化合反应生成酸式盐：NaHCO3、NH4HSO3、Ca(HCO3)2、Ca(HSO3)2（1）碳酸和碳酸钠反应产生碳酸氢钠：Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3（2）亚硫酸铵和亚硫酸反应产生亚硫酸氢铵：(NH4)2SO3+H2O+SO2=2NH4HSO3（3）碳酸和碳酸钙反应产生碳酸氢钙：CaCO3+H2O+CO2=Ca(HCO3)2（4）亚硫酸钙和亚硫酸反应产生亚硫酸氢钙：CaSO3+H2O+SO2=Ca(HSO3)2总之：发生化合反应的反应物中所含的元素种类不能超出生成物中所含的元素种类。

非金属和金属含氧酸及盐氧化还原性变化规律或特殊性丁弘正（华中师范大学化学学院，武汉）摘要：氧化还原性是非金属和金属含氧酸及盐最重要的化学性质之一。

氧化还原性的变化规律是非金属与金属原子结构变化规律的体现。

文章总结归纳了大学无机化学课本中出现的几种主要非金属及金属元素含氧酸及盐氧化还原变化的规律与特殊性，使对氧化还原性能有一种更系统性的认识，通过氧化还原性的规律性与特殊性，进一步掌握物质结构对性质的影响。

关键词：非金属含氧酸（盐），金属含氧酸（盐），氧化还原性，规律性，特殊性多氧化态的成酸元素的含氧酸（盐）的一个特征就是它们具有氧化还原性。

高氧化态含氧酸（盐）表现氧化性；低氧化态化合物表现为还原性；而处于中间氧化态的既有氧化性又有还原性。

掌握元素含氧酸（盐）氧化还原性质是大学无机化学学习的重点与难点之一，而课本中对于其氧化还原性知识点较为分散，虽有总结，但不十分全面，注重规律性而对特殊性的总结较少，故在此对课本中涉及到的一些主要非金属或金属元素的含氧酸（盐）氧化还原的规律性与特殊性作一个小结。

1 非金属含氧酸（盐）氧化还原变化规律性：各种含氧酸（盐）氧化还原性的相对强弱，通常是用标准电极电势φθ来衡量，但氧化还原反应能否发生还涉及反应机理和动力学等诸多因素的影响，情况颇为复杂。

表1为p区元素最高氧化态含氧酸（或氧化物水合物，或Mn+）的标准电极电势。

表1 p区元素最高氧化态物种的标准电极电势（φθA）由表1数据和其他一些已知实验事实，大致可以归纳以下一些变化规律：1.1 同一周期中各元素最高氧化态含氧酸的氧化性从左至右大致递增，例如第三周期的H4SiO4和H3PO4几乎无氧化性，而H2SO4的氧化性很弱（只有浓H2SO4才有强氧化性），而HClO4则有强氧化性。

1.2 在同一主族中，各元素的最高氧化态含氧酸的氧化性，大多数是随原子序数增加呈锯齿形升高。

从第二周期到第三周期，最高氧化态（中间氧化态）含氧酸的氧化性有下降的趋势。

非金属元素的氧化性和还原性非金属元素指的是周期表中位于周期表右侧的元素，它们通常不具备良好的导电性和导热性。

在化学反应中，非金属元素的氧化性和还原性是非常重要的性质，它们决定着非金属元素在化学反应中的行为和能力。

本文将探讨非金属元素的氧化性和还原性及其相关特点。

一、氧化性非金属元素的氧化性指的是在化学反应中，非金属元素对其他物质的氧化能力。

非金属元素通常具有较高的电负性，因此它们倾向于接受电子，而不是提供电子。

氧化性强的非金属元素通常能够在化学反应中迅速与其他元素发生反应，并从其他元素中夺取电子。

在氧化反应中，非金属元素通常会与氧气结合，形成氧化物。

例如，在空气中高温下，硫元素会与氧气反应生成二氧化硫（SO2）。

非金属元素的氧化性还可以通过其氧化态的变化来衡量。

非金属元素的氧化态指的是元素在化合物中所拥有的电荷数。

氧化态可以是正数、负数或零。

非金属元素的氧化态越高，其氧化性越强。

例如，氧元素的氧化态为-2，而氟元素的氧化态为-1，因此氧元素的氧化性比氟元素的氧化性要强。

氧化性强的非金属元素在化学反应中通常表现出改变价态和促使其他元素被氧化的能力。

它们能够夺取其他物质的电子，使其他物质的氧化态增加。

因此，在氧化反应中，非金属元素扮演着氧化剂的角色。

二、还原性非金属元素的还原性指的是在化学反应中，非金属元素对其他物质的还原能力。

非金属元素通常能够提供电子，而不是接受电子。

还原性强的非金属元素能够向其他元素或化合物提供电子，并使其还原。

在还原反应中，非金属元素可以失去电子，形成阴离子或形成共价键。

例如，氯元素可以给予其他物质电子，并使其还原为氯化物。

与氧化性类似，非金属元素的还原性也可以通过其氧化态的变化来衡量。

还原性强的非金属元素通常会有较低的氧化态。

例如，氯元素的氧化态为-1，硫元素的氧化态为-2，因此氯元素的还原性比硫元素的还原性要强。

还原性强的非金属元素在化学反应中通常表现出提供电子和促使其他元素还原的能力。

证明合金组分中氧化还原顺序
合金中的氧化还原顺序取决于不同元素的电负性和氧化态。

较高电负性的元素通常更容易被氧化，而较低电负性的元素则更容易还原。

一般来说，以下规则可以用来确定合金组分中的氧化还原顺序：
1. 碱金属（如钠、钾）和碱土金属（如镁、钙）通常是合金中最容易被氧化的元素。

它们的氧化态较低，容易失去电子形成阳离子。

2. 非金属元素（如氧、氮、硫）通常是合金中最容易被还原的元素。

它们的氧化态较高，容易获得电子形成阴离子。

3. 过渡金属（如铁、铜、锌）的氧化性和还原性相对较强，取决于其所处的化学环境和配位络合物的性质。

需要注意的是，合金的具体组成和配比也会影响氧化还原顺序。

在特定合金中，可能存在多种元素同时发生氧化还原反应的情况，此时需要综合考虑元素的电负性和氧化态以确定顺序。

以上是一般性的氧化还原顺序规则，具体情况还需根据具体合金的成分和条件进行分析。

非金属元素的氧化还原特性及其变化规律1 准备知识 a. 平衡 ΔG o = -RTln K o =ΔH o –TΔS o b. 电动势 ΔG o = -nFE o E o = RT/nF × lnK o = 0.05916/n × log K o E o = φo + - φo -c. 元素电势图eg, MnO 4-+8H ++5e Mn 2++4H 2O φo=1.51VCl 2+2e 2Cl - φo =1.36V2MnO 4-+16H ++10Cl -2Mn 2++8H 2O+5Cl 2ClO 4¯ClO 3¯ 1.19HClO½ Cl 2HClO 21.211.641.63Cl ¯1.358ClO 21.151.271.491.471.431.45是E o =2×1.51-5×1.36=-3.78V ,还是E o=0.14V ？ (1) 歧化反应HClO2 HClO + ClO 3- E o = 0.43vHClO 2 + 2H + + 2e = HClO + H 2O φo= 1.64vClO 3- + 3H + + 2e = HClO 2 + H 2O φo= 1.21v(2) 计算电极电势 φoClO 3-/HClO = (1.21×2 + 1.64×2 )/4 = 1.43v φoClO 4-/Cl -=(1.19×2+1.21×2+1.64×2+1.63 +1.358)/8= 1.38v 练习：2 卤素氧化性和化合价之间的关系成盐元素 ns 2np 5F 的键能<Cl...n n ...n n 212211+++ϕ+ϕ=ϕ2.1单质2.1.1存在：卤素因其活泼性，不以单质存在F：CaF2（莹石）Na3AlF6（冰晶石）Ca5F(PO4)3氟磷硅石（磷灰石）Cl：NaCl 海水3% 约20g·L-1，岩盐、井盐、盐湖Br：矿水I：海带，海藻类，智利硝石其主要为NaIO3碘易升华，为什么？2.1.2颜色物理性质(σnp)2(πnp)4(πnp*)4(σnp)2(πnp)4(πnp*)3(σnp*)12.1.3化学性质（投影）2.1.3.1与非金属作用，Fe，Hg2.1.3.2非金属H，S，P2.1.3.3水，碱2.2卤素的制备和用途2.2.1F22.2.1.1制备2.2.1.1.1电解HF+KF=KHF2氟氢化钾KF高熔点，KHF2低熔点注：KHF2中含有最大氢键。

【化学】物质氧化性、还原性强弱比较规律总结方法归纳：物质氧化性、还原性强弱的比较，实质上是物质得失电子难易程度的比较。

即物质越易得到电子，则其氧化性越强，越难得到电子则其氧化性越弱；反之，物质越易失去电子，则其还原性越强，越难失去电子，则其还原性越弱。

★越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物质，得后就越难失去电子。

一. 利用化合价，比较物质氧化性、还原性的强弱由同种元素形成的不同价态物质的氧化性和还原性的强弱规律：元素的最高价态只具有氧化性，元素的最低价态只具有还原性，元素的中间价态既具有氧化性又具有还原性，但主要呈现一种性质。

二、依据元素周期表1.同周期，如：Na、Mg、Al、Si、P、Cl从左到右，还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。

2.同主族，从上到下，还原性逐渐增强（如：Li、Na、K、Rb、Cs），氧化性逐渐减弱(如：F、Cl、Br、I、At)。

三、利用元素活泼性的不同，比较物质氧化性、还原性的强弱1. 对金属而言，金属越活泼（金属性越强），其单质的还原性越强，其金属阳离子的氧化性越弱。

如：对金属活动性顺序表而言：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au，其活泼性（金属性）依次减弱；单质的还原性K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>（H2）>Cu>Hg>Ag>Pt>Au；离子的氧化性：K+＜Ca2+＜Na+＜Mg2+＜Al3+＜Zn2+＜Fe2+＜Sn2+＜Pb2+＜（H+）＜Cu2+＜Hg2+＜Ag+＜Pt2+＜Au+2.对非金属而言，非金属越活泼（非金属性越强），其非金属单质的氧化性越强，其阴离子的还原性越弱。

如：对一般的非金属活动性顺序而言：F、Cl、Br、I、S，其活泼性（其金属性）依次减弱；其单质的氧化性：F2?Cl2?Br2?I2?S；其阴离子的还原性：F-＜Cl-＜Br-＜I-＜S2-。

一、金属性与金属活动性金属性是指气态金属原子失去电子（形成气态阳离子）能力的性质。

我们常用电离能来表示原子失去电子的难易程度，一般说来，元素的电离能数值越大，它的金属性越弱。

金属活动性则指在水溶液中（非固相或气相），金属原子失去电子（形成简单水合离子）能力的性质。

它是以金属的标准电极电位为标准的，标准电极电位与原子的电离能、升华能、水合能等多种因素有关。

可见“金属性”与“金属活动性”并非同一概念，一般来说，金属性强的元素，金属活动性越强，但两者有时也表现不一致。

例如Cu和Zn、Na和Ca，金属性：Cu>Zn，Na>Ca；金属活动性：Zn>Cu，Ca>Na。

二、金属性强弱的判断依据1、依据金属活动顺序表（极少数除外）。

位置越靠前，金属性越强。

2、常温下与水反应的难易程度。

与水反应越容易，金属性越强。

3、常温下与酸反应的难易程度。

与酸反应越容易，金属性越强。

4、金属与盐溶液间的置换反应。

金属性强的金属能置换出金属性弱的金属。

5、金属阳离子的氧化性强弱（极少数除外）。

阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性越弱。

6、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

碱性越强，对应元素的金属性越强。

7、同周期中，从左向右，随核电荷数的增加，金属性减弱。

同主族中，从上到下，随核电荷数的增加，金属性增强。

8、高温下与金属氧化物间的置换反应。

金属性强的金属能置换出金属性弱的金属，如铝热反应。

三、非金属性非金属性是指非金属原子得到电子（形成阴离子）能力的性质。

我们常用电子亲合能来表示原子得到电子的难易程度，一般说来，元素的电子亲合能越大，它的非金属性越强。

四、非金属性强弱的判断依据1、气态氢化物的稳定性。

氢化物越稳定，则对应元素的非金属性越强。

2、与H2化合的条件，反应条件越容易。

则对应元素的非金属性越强。

3、与盐溶液之间的置换反应。

非金属性强的单质能置换出非金属性弱的单质。

4、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱（F除外）。