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神木县第七中学2015届化学备课组必修（1）导学案第周课时班级组别姓名课题氧化还原反应五大规律编号29合作探究1、表现性质的规律：“高氧、低还、中兼”规律（价态律）同种元素具有多种价态时，处于最低价时只具有还原性，处于最高价时只具有氧化性，处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
例如：S元素：化合价－2 0 ＋4 ＋6代表物H2S S SO2H2SO4(浓) S元素的性质还原性既有氧化性又有还原性氧化性2、性质强弱的规律（强弱律）（1）比较强弱根据氧化还原反应方程式失去电子，化合价升高，被氧化强氧化剂＋强还原剂→弱还原产物＋弱氧化产物得到电子，化合价降低，被还原在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
（2）根据金属活动顺序表比较判断。
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au金属活动性减弱，金属原子失去电子的能力依次减弱，还原性依次减弱。
K+Ca2+Na+Mg2+Al3+(H+) Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+Cu2+Fe3+Hg2+Ag+对应的金属阳离子得电子的能力增强，即氧化性增强。
3、“强易弱难，先强后弱”规律(优先律)当一种氧化剂遇到多种还原剂时，先氧化还原性强的，后氧化还原性弱的；当一种还原剂遇到多种氧化剂时，先还原氧化性强的，后还原氧化性弱的。
4、“价态归中，互不交叉”规律(转化律)含同种元素不同价态的物质间发生氧化—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。
即同种元素不同价态间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，不交叉”。
编写人王洁审核人学习目标1. 进一步复习巩固氧化还原反应各概念，掌握其内在联系；2. .掌握氧化还原反应五大规律：守恒律、价态律、强弱律、优先律、转化律重点难点掌握氧化还原反应五大规律：守恒律、价态律、强弱律、优先律、转化律课前预习1、氧化还原反应的特征是_______________，实质是_____________。
氧化还原反应中的三条重要规律一、不换位规律同种元素间的氧化还原反应该元素的价态不能彼此换位而是生成中间值。
例：二、先后规律反应中的先后规律：同浓度的若干种还原剂溶液加入同一氧化剂，往往是还原性强的先被氧化。
例：将Cl2通入FeBr2溶液中，先氧化Fe2+，后氧化Br-。
反之，如果把Fe粉加入含Fe3+和Cu2+的溶液中，先还原Fe3+，后还原Cu2+。
如果把Zn粉加入含Fe2+和Cu2+的溶液中，则先还原Cu2+，后还原Fe2+。
三、价态规律1．含多氧化态元素：（1）元素具最高价态时只有氧化性，遇到一般还原剂时，被还原的价态降至相邻的中等价态；（2）同理，元素具有最低价态时只有还原性，遇到一般氧化剂时，被氧化后价态升至相邻的中等价态。
例如：（3）元素具有中间价态时，既有氧化性又有还原性，遇强氧化剂时被氧化至相邻的高价态，遇到强还原剂时，被还原至相邻的低价态。
例可自举。
2．判断同种元素不同价态间能否发生反应：（1）具有相邻价态时Fe2+，即走向中间值的价态，常称“归中反应”或“反歧化反应”。
3．同一分子、同一价态、同一元素（这个“三同”缺一不可）分化为相邻的高价态和相邻的低价态的反应，称歧化反应。
跟踪练习：将Fe，Cu粉与FeCl3，FeCl2，CuCl2的混合溶液放在某一容器里，根据下述情况判断哪些阳离子或金属单质同时存在，哪些不能同时存在。
（1）反应后铁有剩余，则容器里可能有____。
（2）反应后有Cu2+和Cu，则容器里不可能有____。
（3）反应后有Cu2+，Fe3+，则容器里不可能有____。
解析：这是一道精典综合训练题，很值得读者认真思考作答。
依先后规律，还原性强的Fe与氧化性强的FeCl3先反应，而后又与氧化性较强的CuCl2反应，若Fe 不足时，Cu也可还原FeCl3。
现：（1）Fe有余，FeCl3，CuCl2不可能存在，则容器里有还原产物Fe2+和未参加反应的Cu及置换出的Cu。
氧化还原反应的先后规律以氧化还原反应为例（Redox reaction）：1、氧化还原反应：氧化还原反应是指一种物质作用于另一种物质，由于双方电子活动的不平衡，使得原有的化学键断裂重新结合而生成新的化学组合的反应过程。
如：氧化态和还原态之间的转变，某物质在这类反应中从活性物质变成了氧化性物质，而另一种从还原物质变成了活性物质，其中所涉及到的物质包括质子、电子、原子、分子以及其他离子。
2、氧化还原反应的先后规律：(1)反应物和生成物在——将氧化还原反应分成氧化反应和还原反应两部分：氧化反应：氧化剂（例如氧气）从还原剂（例如硫酸钠）中取出电子，使还原剂变成氧化态物质；还原反应：氧化剂（例如氧气）将电子转移给还原剂（例如硫酸钠），使其还原到还原态物质；(2)氧化剂和还原剂的活性：氧化反应的先后依据它们的活性：即氧化剂的活性在还原剂之上，而还原剂的活性在氧化剂之下；(3)氧化剂和还原剂的金属性：氧化还原反应的先后根据物质的金属性：即氧化剂大多为活性金属，而还原剂主要为不活性金属；(4)氧化剂和还原剂的电子转移数及电负性：氧化还原反应的先后可根据氧化剂与还原剂的电子转移数及电负性来判定：氧化剂的电负性大于还原剂，但它们的电子转移数可以相同，此时也可以发生氧化还原反应；3、实例：以铜与亚铁酸盐反应为例：反应物：铜与氢氧化钠（亚铁酸盐）；反应后：铜氧化成铜氧化物，氢氧化钠被还原成亚铁酸盐。
4、氧化还原反应的本质：氧化还原反应的本质是一对反应物之间的电子转移，也就是说，反应物之间的电子转移分子被限定在反应物的这对，而不与其他物质发生电子转移，转移的电子数将各自的质量发生变化。
5、氧化还原反应的影响因素：(1)温度：反应温度越高，反应速度越快；(2)pH值：反应时碱性条件下，氧化还原反应会被加速；(3)光照：在有光的条件下，一些特殊的氧化还原反应能够发生额外的光化学反应，加速反应；(4)光谱特性：反应物在吸收不同波长的光后，氧化还原反应亦可以发生，从而产生新的物质。
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。
氧化还原反应的规律1、 守恒规律：在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。
或者说氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。
根据这个规律，我们可以进行氧化还原反应方程式的配平以及有关氧化还原反应的计算。
例 1。
14g 铜银合金与足量的某浓度的硝酸反应，将放出的气体与1.12L （标准状况下）氧气混合，通入水中恰好全部被吸收，则合金中铜的质量为A 9.6gB 6.4gC 3.2g D1.6g例2、24 mL 浓度为0.05mol/Lna 2SO 3溶液，恰好与20 mL 浓度与0.02mol/L 的K 2Cr 2O 7溶液完全 反应，则元素Cr 在被还原的产物中的化合价是 A +6 B +3 C +2 D 02、 价态变化规律（2）、岐化规律歧化反应：同种物质分子内同种元素同一价态的原子或离子发生电子转移的反应。
反应中化合价的特点：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。
中间价态两边转，即“中间价→高价+低价”例1、制取漂白液的化学方程式是：3Cl 2＋6NaOH ＝5NaCl ＋NaClO 3＋3H 2O ，该反应中被氧化与被还原的原子数之比为 （ ）A ．1︰1 B ．1︰5 C ．5︰1 D ．3︰2 例2、NO 2被水吸收的过程中，发生了氧化还原反应3NO 2+ H 2O === 2HNO 3+ NO ，其中氧化剂与还原剂的的个数比是（ ） A ．1︰2 B ．1︰3 C ．2︰1 D ．3︰1（3）、归中规律归中反应：同种元素由不同价态（高价态和低价态）转变为中间价态的氧化还原反应，也称“反歧化反应”。
Eg:C+CO 2 =====(高温)2CO当有中间价态时，反应才发生，否则反应不发生，同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。
Eg:Fe 2+与Fe 3+、 SO 2和浓硫酸（4）、不交叉规律同一种元素不同价态的物质之间发生氧化还原反应时，高价药降低，低价要升高，他们多变为同一价态，不可能出现交叉现象。
氧化还原反应的相关规律一、就近原则eg: KCIO 3 + 6HCI ===KCI + 3CI 2 f + 3H 2O反应中KCIO3中的氯元素为+5价，而HCI中的氯元素为-1加价，产物中KCI中的氯元素为-1价，Cl? 中的氯元素为0价，那么究竟是由+5到-1、还是由+5到0呢？在这里就运用了就近原则，因+5离0 比+5离-1要近，所以应为+5到0;其中+5价的氯只有一个，而0价的氯有6个，说明6个0价的氯中只有一个是由+5价得电子而转化为0价，其余的5个则必然是由-1价转化而来的。
习题：H2SO4 + H2S ===== S + SO 2? +2H2O 应为：+6价的硫T +4价的硫-2价的硫T 0价的硫转移电子总数为2个电子二、①、同种元素的不同种价态，最高价的元素只有氧化性，最低价的元素只有还原性，处于中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
Eg:CI有-1 0 +1 +5 +7五种价态当处于-1价时则只有还原性当处于+7价是则只有氧化性而处于0 +1 +5价态是既有氧化性又有还原性*只限于兀素、而不是物质：eg: HCI中H为+1价，是氢兀素的最高价，从而导致HCI具有一定的氧化性，而氯则为-1价，处于最低价态，又致使HCI具有一定的还原性，所以HCI既有氧化性又有还原性，不能单纯的看其中某一种元素。
而在物质中某元素处于中间价态时，我们就能说这种物质既有氧化性又有还原性eg：SO2硫元素处于中间价态（+4价），既有氧化性，又有还原性。
②、0、+1、+5、+7均具有一定的氧化性（无-1价,-1价只有还原性，无氧化性）-1、0、+1、+5均具有一定的还原性（无+7价）化合价越高，该价态的元素所具有的氧化性越强；反之价态越低该元素的还原性越强也就是说氯的氧化性：+7>+5>+1>0还原性：-1>0>+1>+5*通常只适用于元素，而不是物质eg:HCIO4（高氯酸）中氯元素为+7价高于HCIO中氯元素的+1价，但氧化性却是HCIO> HCIO 4三、左大于右（氧化剂、氧化产物具有氧化性；还原剂、还原产物具有还原性）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eg：2HBr + H 2SO4（浓） Br2 + SO2? + 2H 2O氧化剂：化合价降低H2SO4（浓）氧化产物：化合价升高得到的产物Br2还原剂：化合价升高HBr 还原产物：化合价降低得到的产物SO2氧化性：H2SO4（浓）> Br2还原性：HBr> SO2习题：判断有关物质还原性强弱顺序12 + SO2 +2H 20 ==== H 2SO4 + 2HI2FeCI 2 + CI2 ====2FeCI 32FeCI 3 + 2HI =====2FeCI 2 + 2HCI + I 2- 2+ -A、I >Fe >CI >SO2-2+ -B、Cl >Fe >SO2>I2+ - -C、Fe2+>I- >Cl- >SO2- 2+ -D、SO2>I >Fe >Cl四、不同种氧化剂氧化同种还原剂时，价态变化越大，对应的氧化剂的氧化性越大eg: Fe + 2HCl ===FeCl 2 +H 2 ①2Fe + Cl2 ==== FeCl 3 ②相应的氧化性：因①式中Fe由0价到+2价，而②中是由0到+3变化了三价，所以氧化性：Cl2> HCl 还原性比较亦然。
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。
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。
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) 2KMnO 4 + 5H 2O 2 +3 H 2SO 4 === K 2SO 4+ 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2O2KMnO 4 + H 2O 2 + 3H 2SO 4 === K 2SO 4+ 2Mn SO 4 +3 O 2 + 4H 2O3、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 —＞ClO 4—4 如Fe 2+、S5、最高价无还原性，最低价无氧化性。
例：SO 42—中的S 无还原性，H 2S 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Cl 2 + H 2O == HCl + HClO 不能用此反应说明Cl 2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：Fe 2+与Fe 3+ (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F 2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。
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。
氧化还原反应口诀有什么规律
氧化还原反应的定义、性质、特征口诀：升失氧，降得还；若说剂，两相反。
”氧氧得意”。
“还还失意”（氧化剂，得电子，还原剂，失电子）。
1氧化还原反应记忆窍门还原剂——化合价升高——失去电子——被氧化——发生氧化反应——生成氧化产物；
氧化剂——化合价降低——得到电子——被还原——发生还原反应——生成还原产物。
先标化合价，
再看价变化，
起止同元素，
桥上标变化，
上标升失氧，
下标降得还，
电子转移数，
原数乘变价。
氧化还原反应的定义、性质、特征口诀
升失氧，降得还；若说剂，两相反。
1氧化还原反应三个口诀1、升失氧还，降得还氧――杯具呀！
落点首先在化合价上，这是因为，每位学生都应该能根据反应方程式对相关元素化合价的升降做出正确判断。
并在此基础上推展开来。
具体解读是：化合价升高，失电子（注：便于说事，省略了偏离偏向，下。
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 + HClO③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>G3．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。
氧化还原反应的规律一、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。
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。
氧化还原反应的基本规律【知识梳理】1．价态规律(1)升降规律：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。
(2)价态归中规律含不同价态的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”，而不会出现交叉现象。
简记为“两相靠，不相交”。
例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是注：⑤中不会出现H 2S 转化为SO 2而H 2SO 4转化为S 的情况。
(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 。
2．强弱规律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”。
3．先后规律(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 ＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋＞Cu 2＋＞H ＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋。
4．电子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。
【典型例题】题组一电子转移数目判断与计算1．下列表示反应中电子转移的方向和数目正确的是()答案 B解析B项，硫元素发生歧化反应，两个S由0降低为－2价，总共降低4价，一个S由0价升高为＋4价，总升高4价，共失去4个电子，正确；C项，根据化合价不能交叉的原则，氯酸钾中氯元素的化合价应从＋5价降到0价，盐酸中氯元素的化合价应从－1价升高到0价，转移电子数是5；D项，氯酸钾中氯元素化合价降低，得到电子，氧元素化合价升高，失去电子，箭头应该是从O指向Cl，故D错误。
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高考化学知识点复习：氧化还原反应的一般规律
(1)表现性质规律：
同种元素具有多种价态时，最高价态的只有氧化性，最低价态的只有还原性，处于中间价态的既有氧化性又有还原性。
例如相邻价态的同种元素不发生氧化还原反应，浓H2SO4可干燥SO2;不同价态的同种元素之间“向中看齐”，最多只能达到相同的价态，而绝不能出现高价变低价，低价变高价的交叉现象，也不会出现价态互变。
如KClO3与盐酸反应，最终+5价Cl变为0价，-1价Cl也变为0价，绝不会出现+5价氯变为-1价。
(2)性质强弱规律：
氧化性：氧化剂强于氧化产物;还原性：还原剂强于还原产物。
例如：2FeCl3+Cu====2FeCl2+CuCl2，氧化性：Fe3+>Cu2+，还原性：Cu>Fe2+。
(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，若加入氧化剂则首先与溶液中还原性最强的还原剂作用。
例如FeBr2溶液中通入Cl2，若Cl2少量则只氧化Fe2+，若Cl2足量
Fe2+全部氧化完才开始氧化Br-，因为还原性Fe2+>Br-，所以先氧化Fe2+。
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。
氧化还原反应基本规律
氧化还原反应的基本规律有五大规律：
1.强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
2.价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。
3.转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的氧化数值接近而不交叉，最多达到同种价态。
4.优先律：对于同一氧化剂，当存在多种还原剂时，通常先和还原性最强的还原剂反应。
5.守恒律：氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。
氧化-还原反应(oxidation-reduction reaction，也作redox reaction)是化学反应前后，元素的化合价有变化的一类反应。
氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，实质是电子的得失或共用电子对的偏移。
氧化还原反应是化学反应中的三大基本反应之一(另外两个为(路易斯)酸碱反应与自由基反应。
自然界中的燃烧，呼吸作用，光合作用，生产生活中的化学电池，金属冶炼，火箭发射等等都与氧化还原反应息息相关。
研究氧化还原反应，对人类的进步具有极其重要的意义。
物理概念
在无机反应中，有元素化合价升降，即电子转移(得失或偏移)的化学反应是氧化还原反应。
在有机反应中，有机物引入氧或脱去氢的作用叫做氧化反应，引入氢或失去氧的作用叫做还原反应。
氧化与还原的反应是同时发生的，即是说氧化剂在使被氧化物质氧化时，自身也被还原。
而还原剂在使被还原物还原时，自身也被氧化。
氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，实质是发生电子转移。
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。
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。
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)
2KMnO 4 + 5H 2O 2 +3 H 2SO 4 === K 2SO 4+ 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2O
2KMnO 4 + H 2O 2 + 3H 2SO 4 === K 2SO 4+ 2Mn SO 4 +3 O 2 + 4H 2O
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 —＞ClO 4—
4 如Fe 2+、S
5、最高价无还原性，最低价无氧化性。
例：SO 42—中的S 无还原性，H 2S 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
Cl 2 + H 2O == HCl + HClO 不能用此反应说明Cl 2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：Fe 2+与Fe 3+ (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F 2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；
不能等同但有相关性
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。
KClO32O 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 Na 2S 2O 3 + 2HCl === NaCl + SO 2+S + H 2O
+。
