讲义10：氧化剂、还原剂相对强弱比较

必修1同步复习—知识点题型详细归纳1.3.2 氧化剂、还原剂及氧化性、还原性强弱比较【考纲要求】1、熟悉常见元素的化合价。

能根据化合价正确书写化学式(分子式)，或根据化学式判断元素的化合价2、了解氧化还原反应的本质是电子的转移3、掌握常见氧化还原反应的配平和相关计算【基础知识回顾】一、常用氧化剂、还原剂及其产物1.含“氧”概念（1）氧化剂：化合价________的反应物(得电子的反应物)（2）氧化产物：化合价________的生成物(失去电子生成的产物)（3）氧化性：化合价________过程表现的性质①物质中元素的原子或离子得到电子表现出来的性质②得电子能力越强，其氧化性越强，与得电子数目的多少无关，表现在反应中是化合价有降低趋势的一种表现能力③氧化剂、氧化产物具有氧化性④元素处于最高价态时，只有___________性；2．含“还”概念（1）还原剂：化合价________的反应物(失去电子的物质)（2）还原产物：化合价________的生成物(得到电子生成的产物)（3）还原性：化合价________过程表现的性质①物质中元素的原子或离子失去电子表现出来的性质②失电子能力越强，其还原性越强，与失电子数目的多少无关，表现在反应中是化合价有升高趋势的一种表现能力如：Na－e－===Na＋， Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强③还原剂、还原产物具有还原性④元素处于最低价态时，只有___________性；【思考】（1）不易失电子的物质一定易得电子吗？【答案】不一定，如稀有气体，既不易失电子，又不易得电子（2）元素处于中间价态时，其性质应该是怎样的？【答案】既有氧化性又有还原性【练习1】正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”(1)有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原反应( ) (2)金属阳离子一定只具有氧化性( )(3)氧化还原反应中有一种元素被氧化时，一定有另一种元素被还原( )(4)氧化还原反应中的反应物，不是氧化剂就是还原剂( )(5)某元素从游离态变为化合态，该元素可能被氧化也可能被还原( ) 【答案】(1)×(2)×(3)×(4)×(5)√3.常见氧化剂和还原剂物质类别常见的氧化剂对应的还原产物活泼非金属单质Cl2、Br2Cl-、Br-O2、O3O2-变价元素处于高价态的化合物或离子某些氧化物MnO2Mn2+H+稀硫酸、盐酸、醋酸H2氧化性酸HNO3NO或NO2浓硫酸SO2HClO Cl-盐Fe3+Fe2+KMnO4Mn2+过氧化物H2O2、Na2O2O2-高考关注的氧化剂PbO2、高铁酸盐(如K2FeO4)、K2Cr2O7、LiCoO2、NO2、S2O82−、ClO2（2）常用还原剂物质类别常见的还原剂对应的氧化产物活泼金属单质Na、Al、Zn、FeNa+、Al3+、Zn2+、Fe2+或Fe3+某些非金属单质H2、C、SH+、CO或CO2、SO2变价元素处于较低价态的化合物或离子氧化物CO CO2SO2SO3或S O42−氢化物 NH3NOH2S S离子S O32−S O42−Fe2+Fe3+I-、Br-I2、Br2过氧化物H2O2、Na2O2O2高考关注的还原剂Mg、Sn、HI、Na2S、N2、S（3）既有氧化性又有还原性既有氧化性又有还原性【注意】(1)非金属阴离子不一定只具有还原性，如O2－2既有氧化性又有还原性。

人教版高一化学必修一第三节氧化剂 与还原 剂的强 弱比较 课件
（1）常见的氧化剂：
①活泼的非金属单质，如：X2、O2等
②含高价态元素的化合物，如：KNO3、KMnO4 等 ③过氧化物，如：Na2O2、H2O2等
（2）常见的还原剂：
①活泼的金属单质，如：Na、K、Zn 等
②某些非金属单质，如：H2、C、Si等
3、同种元素的不同价态物质氧化性和还原性强弱的判断
① 一种元素处于最高价态时，只能得到电子显氧化性； ② 当处于最低价态时，只能失去电子显还原性； ③ 当处于中间价态时，既能得到电子又能失去电子， 故既显氧化性又显还原性。
如：S -2 0 +4 +6
低价到高价，氧化性渐增，还原性渐减 高价到低价，氧化性渐减，还原性渐增
例1、已知有如下反应：
①2+B5rO3-+C0l2==B0r2+2+C5lO3-，
BrO3- > ClO3-
②+Cl5O3-+5C-1l-+6H+==3C0l2+3H2O， ClO3- > Cl2
③2+Fe3Cl3+2K-I1==2+F2eCl2+2KCl+I02， Fe3+ > I2
+2 0 +3 -1
还原产物 氧化产物
结论：氧化性：CuO > H2O
还原性： H2 > Cu
人教版高一化学必修一第三节氧化剂 与还原 剂的强 弱比较 课件
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2、根据活动性顺序判断 (1)根据金属活动顺序判断
K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、 (接上)Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au

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。

即物质越易夺得电子，则其氧化性越强，越难夺得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。

一、利用化合价，比较物质氧化性、还原性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是：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，元素的中间价态既有氧化性又有还原性。

例1．对铁元素组成的物质而言：氧化性：Fe＜二价铁盐＜三价铁盐还原性：Fe＞二价铁盐＞三价铁盐二、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。

例2．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活泼性（金属性）————→减弱其单质还原性：K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞…Hg＞Ag＞Pt＞Au其离子氧化性：K+＜Ca2+＜Na+＜Mg2+＜Al3+＜…＜Hg2+＜Ag+＜Pt2+＜Au+例3．对同主族的金属元素，从上到下活泼性依次增强。

如对ⅡA族金属元素：Be Mg Ca Sr Ba活泼性（金属性）————→增强其单质还原性：Be＜Mg＜Ca＜Sr＜Ba其阳离子氧化性：Be2+＞Mg2+＞Ca2+＞Sr2+＞Ba2+例4．对同周期金属而言，从左到右其金属活泼性（金属性）依次减弱。

如对第3周期金属而言：Na Mg Al活泼性（金属性）————→减弱其单质还原性：Na＞Mg＞Al其阳离子氧化性：Na+＜Mg2+＜Al3+2．对非金属而言，其非金属越活泼（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。

例5．对一般的非金属活动性顺序而言：F Cl Br I S活泼性（非金属性）————→减弱其单质氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2＞S其阴离子还原性：F-＜Cl-＜Br-＜I-＜S2-例6．对同主族的非金属而言，从上到下非金属的活泼性依次减弱。

十招比较氧化性、还原性强弱氧化性、还原性的强弱即物质得、失电子能力强弱。

得电子能力强的物质氧化性强，失电子能力强的物质还原性强，且氧化性、还原性的强弱只与该物质得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。

氧化性与还原性的相对强弱是物质的本性，但也与外界的诸多因素有关，我们一般比较氧化性与还原性时往往针对的是物质在外界因素相近的情况。

中学常见有如下比较方法：（1）直接比较：如果两种待比较的物质能够直接发生氧化还原反应，充当氧化剂的物质比充当还原剂的物质的氧化性要强。

如需比较硫与氧气的氧化性强弱时，直接根据硫在氧气中燃烧生成二氧化硫的反应，可以判断氧气的氧化性比硫的氧化性要强。

（2）根据物质所含元素化合价的高低判断：对于同种元素的不同价态而言，一般价态越高，其氧化性就越强，价态越低，还原性就越强。

如：氧化性FeCl3>FeCl2、KMnO4> K2MnO4>MnO2 >Mn2+；这里需注意的是：一，必须是指不同物质中的同种元素；二，存在一组特殊物质——卤素含氧酸。

例如高氯酸、氯酸、亚氯酸、次氯酸的氧化性顺序却恰好相反，次氯酸氧化性最强，高氯酸氧化性最弱。

（3）根据产物中化合价的变化情况判断：几种氧化剂与同种还原剂发生反应，氧化产物中所含元素化合价升高的越多，对应的氧化剂氧化性越强。

例如：氯气与硫分别可以与铁发生反应，分别生成氯化铁与硫化亚铁。

氯化铁中铁元素的化合价为+3价、硫化亚铁中铁的化合价为+2价，由此可以判断：氯气的氧化性比硫的氧化性强。

（4）可根据氧化还原规律比较：在氧化还原反应中：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。

运用这个规律时应当注意，该规律一般适用于溶液中的氧化还原反应，如果在高温或者加热时的氧化还原反应，有可能不符合这个规律。

例如：在溶液中，铁与盐酸反应生成氢气，此时，铁是还原剂、氢气是还原产物，得到结论：还原性Fe>H2；而在加热时，氢气与氧化铁反应可得到单质铁，此时氢气是还原剂，铁是还原产物，得到结论：还原性H2> Fe。

A．NaCl、NaClO C．NaClO、NaClO3
B．NaCl、NaClO3 D．NaClO3、NaClO4
4、价态律
（2）同一元素价态变化规律
②同种元素的不同价态间发生氧化还原反应时 ， 高价态和低价态相互反应变成它们相邻的中间 价 态（即两头变中间，只靠拢不交叉的归中规律 ） 。如：
氧化还原反应的基本规律
氧化剂、还原剂 强弱比较
氧化还原反应的基本规律
1、对立统一规律
在氧化还原反应中，氧化剂从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被氧化 生成氧化产物。氧化剂与还原剂、被氧化与被还原、氧化 产物与还原产物都是同一反应中的两个方面，它们是对立 而又互相依存，不能独立存在的统一体，符合对立统一规 律。
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”的交错现象
。即氧化剂被还原到的价态不能低于还原剂氧化到的 价态。简言之：“只靠拢，不交叉”，也 即“价态归中” 。
3. 认为同种元素不同价态的化合物的氧化性（还原性） 强弱只与元素化合价的高低有关。实际上，除此之外 还与化合物的稳定性有关。如次氯酸中氯的价态比高 氯酸中氯的价态低，但次氯酸不稳定，氧化性却比高 氯酸强。
HClO>HClO2 >HClO3 >HClO4
（1）实验室用二氧化锰与浓盐酸共热制取，反应方程式 为：
（2）氯酸钾是常用的氧化剂，在酸性条件下，室温时即 可与浓盐酸反应制取，反应方程式为：
（3）历史上，曾用“地康法”制取，这一方法是用CuCl2 作 催化剂，在450℃时用空气中的氧气跟HCl反应得到。 “ 地康法”制的化学方程式为:
<1>从元素化合价的变化看，以上三程方法的共同点是

氧化性、还原性强弱的比较正氧化还原反应是高中化学中的一个重要基本概念,纵观近年来的高考试题,不难发现这一概念也是热点和难点问题之一.对于氧化还原反应的基本概念,同学们并不难理解,其难点则是怎样运用这一概念去解决各种相关的问题.现从微粒氧化性、还原性相对强弱的判断方法来说明其运用的问题.一、单质及其对应的简单离子的氧化性、还原性强弱的判断方法【关键词】：还原性氧化性判断方法氧化还原反应微粒简单离子强弱氧化剂还原剂反应物氧化还原反应是高中化学中的一个重要基本概念，纵观近年来的高考试题，不难发现这一概念也是热点和难点问题之一对于氧化还原反应的基本概念，同学们并不难理解，其难点则是怎样运用这一概念去解决各种相关的问题.现从微粒氧化性、还原性相对强弱的判断方法来说明其运用的高考化学一轮复习氧化还原反应专题---微粒间氧化性、还原性的强弱比较及其应用温州中学陈欲晓考纲解读围绕考纲我们应掌握如下要点：①氧化还原反应的基本概念；②氧化剂、氧化产物、还原剂、还原产物的判断③氧化—还原反应中电子得失情况的表示方法；④氧化性、还原性强弱的比较；⑤氧化还原反应方程式的配平；⑥能根据质量守恒定律正确书写化学方程式，并能进行有关计算命题方向：氧化还原反应是中学化学的核心内容，是命题不回避的热点问题之一，既可以结合电化学知识定性判断，又可结合物质的量进行定量计算。

考查形式以选择和填空为主，难度中等。

本节课的重点和难点：熟练掌握微粒间氧化性、还原性强弱比较及其应用。

课前小练习例1、下列反应中不属于氧化还原反应的是（）A、3CuS＋8HNO3 = 3Cu (NO3)2＋2NO↑＋3S↓＋4H2OB、3Cl2＋6KOH = 5KCl＋KClO3＋3H2OC、Al2(SO4)3＋6NaAlO2＋12H2O=8Al(OH)3↓＋3Na2SO4D、IBr＋H2O = HBr＋HIO例2、①Fe+CuSO4=Cu+FeSO4; ②Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2被氧化的元素是__________,被还原的元素是。

2021/3/9
Zn2+ H+ CO2 Fe3+
S
I2
3
(3)元素化合价处于中间价态的物质既有氧化性，又有还原性
元素化合价处于 氧化产物 还原产物
中间价态的物质
Fe2＋
Fe3＋
Fe
SO23－(H2SO3) SO24－
S
H2O2
O2
H2O
其中Fe2＋、SO
2－ 3
(H2SO3)主要表现
现 氧化性。
还原性
C.H2O2＋H2SO4===SO2↑＋O2↑＋2H2O
D.2Fe3＋＋H2O2===2Fe2＋＋O2↑＋2H＋
A项，还原性：SO2＞Fe2＋，符合题意； B项，还原性：SO2＞I－，符合题意； C项，还原性：H2O2＞SO2，与题意矛盾； D项，还原性：H2O2＞Fe2＋，符合题意。
2021/3/9
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14
题组四 物质氧化性、还原性强弱的实验探究 6.铋(Bi)位于元素周期表中ⅤA族，其价态为＋3时较稳定，铋酸 钠(NaBiO3)溶液呈无色。现取一定量的硫酸锰(MnSO4)溶液，向 其中依次滴加下列溶液，对应的现象如表所示：
加入溶液 1适量铋酸钠溶液 2过量的双氧水 3适量KI-淀粉溶液
一定条件下能够发生：①Tl3＋＋2Ag===Tl＋＋2Ag＋，②Ag＋＋
Fe2＋===Ag＋Fe3＋，③Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋，下列离子氧化性
答解
比较顺序正确的是
案析
A.Tl3＋>Fe3＋>Ag＋
B.Fe3＋>Ag＋>Tl3＋
C.Tl＋>Ag＋>Fe2＋
D.Tl3＋>Ag＋>Fe3＋

如何比较氧化性还原性的强弱----e336edba-715a-11ec-9685-7cb59b590d7d如何比较氧化性还原性的强弱？答：氧化剂的氧化能力（获得电子的能力）和还原剂的还原能力（失去电子的能力）的强度是物质本身的属性。

借助于材料结构和反应事实，我们可以分析该性质的相对强度解析①与原子结构的关系：原子半径大、最外层电子少，则该原子的单质易失电子，还原性强；原子半径小，最外层电子多，则该原子的单质易得电子，氧化性强．如在元素周期表中同周期元素和同族元素原子结构与金属性、非金属性的关系就是如此．② 与反应方向的关系：因此我们可以从任何一个已知的氧化还原反应中判断出两个顺序：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．③ 与浓度的关系：一般来说，氧化剂浓度越高，其氧化作用越强。

例如，浓硝酸的氧化作用比稀硝酸强，浓硫酸的氧化作用强，而稀硫酸的氧化作用不强盐酸的还原性强于稀盐酸，所以在实验室制cl2时，由于mno2的氧化性不够强，需要增加还原剂的还原性，即用浓盐酸与mno2共热．④ 与pH值的关系：硝酸的氧化性与H+浓度有关，H+浓度越高，含氧量越大了强氧化性．在有机物的性质实验中，通常用“酸化的高锰酸钾溶液”来证明有机物的不饱和性或还原性(如ch2＝ch2，ch≡ch，ch3cho等均能使酸化的kmno4溶液褪色)．这是因为kmno4酸化之后氧化性增强，使实验现象迅速、明显．⑤ 与温度的关系：许多氧化和还原反应在加热条件下进行。

可以看出，加热可以增强氧化剂的氧化性和还原剂的还原性（少数例外）。

特别是，H2、CO和C只能在加热或高温条件下显示其“功率”，如熔炼金属、水和气体、氢气等如：3h2＋wo33co＋fe2o32fe＋3co22c＋sio2si＋2co↑⑥根据化合价判断：同一元素，一般是化合价越高氧化性越强．(但氧化性hclo＞hclo3＞hclo4)⑦ 根据金属活性顺序表，金属位置越低，其原子还原越弱，阳离子氧化越强（但氧化Fe3+>Cu2+）⑧根据反应速度、反应条件判断：反应速度越快，反应条件越易，则氧化性或还原性就越强．所以判断氧化性还原性强弱的依据是电子得失的难易而非多少．⑨ 它与电池电极的名称和电解过程中的放电顺序有关。

2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2
Na2S + I2 = 2NaI + S
A. Cl2 > I2 >S C. I2 >Cl2 > S
B. Cl2 >S >I2 D. S >I2 >Cl2
分析：
-2 0
0
-1
H2S + Cl2 = S + 2HCl
氧化剂 氧化产物
-1 0
-1 0
2NaI + Cl2 பைடு நூலகம் 2NaCl + I2
得电子总数=失去电子总数=电子转移总数 （2）化合价升降守恒
化合价升高总数=化合价降低总数
2、价态规律 高价氧，低价还，中间价，两边转 ⑴元素处于最高价，只有氧化性；
⑵元素处于最低价，只有还原性；
⑶元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性。 常见的变价元素有：Cl、Mn、S、N、Fe等
【练习】 1、下列微粒中，只有氧化性的是 (5) (6) ；
N2O3 + H2O
②NH3 + N歧O 化反应HNO2 + H2O
③N2O4 +H2O
HNO3 + HNO2
其中你认为一定不可能实现的是：（B）
A. ① B. ② C. ③ D. ①②③
【练习】1、在黑火药的爆炸反应
2KNO3 + S + 3C = K2S + N2↑+3CO2↑中，化合 价升高的元素是 C ，得电子的原子是 N、S， 被还原的元素是 N、，S 发生氧化反应的物质 是 C。 氧化剂是：KNO3 和S；还原剂是： C 。
化性(或还原性)越弱；反之，则反应越易 进行，氧化性(或还原性)越强。

氧化性逐渐增强
还原剂的还原性越强，相应氧化态的氧化性越弱
氧化性 Cl2 、Br2、 I2 、S
氧化性减弱
还原性 Cl- 、 Br- 、 I- 、 S2- 还原性增强
氧化剂的氧化性越强，相应还原态的还原性越弱
微粒间氧化性、还原性的强弱应用
例 3.电解100ml含c(H+)=0.4mol/L的下列溶
液，当电路中通过0.04mol电子时，理论上
微粒间氧化性、还原性的强弱判断
【变式训练3】如何证明氧化性Cl2>S？ (1)单质间的置换反应：
H2S+Cl2==S↓+2HCl(或可溶性硫化物) (2)分别与铁反应：
从 化 学 反
应
2Fe+3Cl2==2FeCl3 ；Fe+S==FeS（条件：加热）
角 度
(3)H2+Cl2==2HCl ；H2+S===H2S（剧烈程度）
KMnO4＞ MnO2＞O2
微粒间氧化性、还原性的强弱比较
！!物质氧化性、还原性的强弱，不仅与物质的 结构有关，还与物质的浓度和反应温度以及溶 液的酸碱性等有关。
微粒间氧化性、还原性的强弱判断
K 、 C a 、 N a 、 M g 、 A l 、 Z n 、 F e 、 S n 、 P b 、 ( H ) 、 C u 、 H g 、 A g
微粒间氧化性、还原性的强弱比较
【变式训练2】（05江苏卷）已知Co2O3在酸性溶 液中易被还原成Co2+，Co2O3、Cl2、FeCl3、I2的氧 化性依次减弱。下列反应在水溶液中不可能发生 的是 A．3Cl2＋6FeI2＝2FeCl3＋4FeI3 B．Cl2＋FeI2＝FeCl2＋I2 C．Co2O3＋6HCl＝2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O D．2Fe3+＋2I ＝2Fe2+＋I2

＋ ＋
)
＋ ＋
A．R2 >X2 >Z2 >Y2
B．X2 >R2 >Y2 >Z2
＋ ＋ ＋
＋
C．Y2＋>Z2＋>R2＋>X2＋ D．Z2＋>X2＋>R2＋>Y2＋
[解析] 此题主要考查由化学方程式比较氧化性强弱 关系。由Z＋X2＋===X＋Z2＋可知氧化性：X2＋>Z2＋；由Y ＋Z2＋===Z＋Y2＋可知氧化性：Z2＋>Y2＋，又由R与X2＋不反 应可知R2＋>X2＋，故：氧化性R2＋>X2＋>Z2＋>Y2＋。
2．根据物质活动性顺序进行判断 (1)根据金属活动性顺序判断
(2)根据非金属活动性顺序判断
3．根据元素的化合价判断 一般的说，氧化剂含有较高价态的元素，还原剂含 有较低价态的元素．变价元素处于最高价态时只有 氧化性；处于最低价态时只有还原性；处于中间价
态时，既有氧化性又有还原性．可记忆为：“高价
氧化低价还，中间价态两边转．”
4．根据变价元素被氧化或被还原的程度判断 点燃 △ 如： 2Fe＋3Cl2=====2FeCl3，Fe＋ S=====FeS，根据变价金属元素 Fe 被氧化的程度：被 Cl2 氧化成＋3 价，而 S 只能把其氧化成＋ 2 价， 判断氧化性：Cl2>S. 5．根据氧化还原反应进行的难易程度(反应条件 )来判断 如 ： ① 2KMnO4 ＋ 16HCl( 浓 )===2KCl ＋ 2MnCl2 ＋ 5Cl2↑ ＋ 8H2O ， △ ②MnO2＋4HCl(浓)===== MnCl2＋Cl2↑＋2H2O，前者比后者容易， 可 判断氧化性：KMnO4＞ MnO2.
三、物质氧化性、还原性强弱的判断 1．根据化学方程式判断 一般的氧化还原反应可写成通式：氧化剂＋还原剂

所以电对 Cu2＋/Cu为正极，发生还原反应；
电对Fe2＋/Fe为负极，发生氧化反应。 故反应正向自发进行
例3-8 判断下列反应在298.15K时自发进 行的方向。
Pb2+(0.001mol·L-1)＋Sn＝Pb＋Sn2＋（0.100mol·L-1）
解：查表知
Pb2＋＋2e ⇌ Pb θ ＝－0.1262V
标准电极电势；
n：反应中转移的电子数
由上式可以看出，两个电对的 θ值相差越 大，平衡常数K值也越大，反应进行的越
彻底。计算表明，对于n＝2的反应 θ 差 值为0.2V时，或者当n=1, θ 差值为0.4V
时，均有k＞106，此平衡常数己较大， 可以认为反应进行已相当完全。
例：3-10判断反应Sn＋Pb2＋ ⇌ Sn2＋＋Pb 在298.15K时进行的程度。
从电极电势来看，氧化态物质的 氧化能力从上到下逐渐增强，还原 态的还原能力从下到上逐渐增强。 即Li是最强的还原剂，Li＋是最弱 的氧化剂；F2是最强的氧化剂，F则是最弱的还原剂。
a
2
二、判断氧化还原反应进行的方向
方向：较强的氧化剂与较强的还原剂作用， 生成较弱的还原剂与较弱的氧化剂。位于 第二纵行左下方的氧化剂可以氧化其右上 方的还原剂；同样位于右上方的还原剂可 以还原其左下方的氧化剂。而且氧化剂和 还原剂在表中的位置相隔越远，它们之间 的得失电子自发反应趋势越大。
θ 时，
Cu2/Cu Zn2/Zn
反应即达到平衡，此时：
［Zn2＋］/［Cu2＋］的比值就是此反 应的平衡常数。由于数值很大，说 明此反应进行得很彻底。根据上面 计算，可以导出利用标准电极电势 来计算平衡常数K值公式：
式中： θ氧：反应中氧化剂电对的

（含精有选弱pp离t 子的盐溶液）
返回19
（1）拆成离子符号的规则：
（2完）全保电留离化且学溶式于的水规的则化：合物：强酸、强碱、易溶盐
非电解质：如CH3CHO 弱电解质：
弱酸——H2SO3、H3PO4、CH3COOH、H2CO3、HClO、H2S 弱碱——NH3·H2O 水 复杂离子： 弱酸酸式酸根——HCO3-、HSO3-、H2PO4-
金属单质： Fe、Zn、Cu 等
难溶的物质有哪 些呢？
非金属单质：S、Si、C 等
氧化物：Al2O3、SiO2 等 酸： H2SiO3 等
需要熟记 物质溶解性表！
碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3 等
盐：BaSO4、CaCO3、A精g选Cplp、t AgBr、AgI 等
按反应中是否 有离子参加
复分解反应
（AB+CD=AD+BC）
离子反应
非离子反应
按反应中是否 氧化还原反应 有电子转移 非氧化还原反应
吸热反应 按反应中能量变化
放热反应
精选ppt
27
1．【2016 年 高 考 海 南 卷 】 下 列 反 应 可 用 离 子 方 程 式
“H++OH−=H2O” 表示的是（ ）
7
离子方程式的正误判断规律 “八看”
“一看”电荷是否守恒：在离子方程式中，两边的电荷数及原 子数必须守恒。如FeCl3溶液与Cl2反应，不能写成 Fe3＋ + Cl2 = Fe2＋ + 2 Cl―
“二看”拆分是否恰当：在离子方程式中，强酸、强碱和易 溶于水的盐拆分成离子形式；难溶物、难电离物质、易挥发 物质、单质、氧化物、非电解质等均不能拆分，要写成化学 式。如HCO3―不能写成CO32― + H＋ ，HSO4― 通常要写成 SO42― + H＋ ；

【高中化学】高中化学知识点：氧化性还原性强弱的比较【高中化学】高中化学知识点：氧化性、还原性强弱的比较氧化性：就是指物质得电子的能力。

处在高价态的物质通常具备水解性。

还原性：就是指物质失电子的能力，通常低价态的物质具备还原性。

氧化性，还原性强弱的比较方法：(1)根据水解还原成反应方程式推论氧化性：氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性还原性：还原剂的还原性>还原成产物的还原性(2)根据金属（非金属）活动性顺序判断①金属活动性顺序②非金属活动性顺序(3)根据与同一物质反应的深浅（条件）推论：当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件高低来进行判断。

基准：三个反应还原剂都是浓盐酸，氧化产物都是氯气，氧化剂分别是高锰酸钾、二氧化锰、氧气，有反应方程式可得，反应条件越来越难，可得结论：氧化性kmno4>mno2>o2(4)根据氧化产物的价态高低判断当变价的还原剂在相近的条件下促进作用于相同的氧化剂时，可以根据水解产物价态多寡去推论氧化剂水解性的高低。

例如：，，可得：氧化性cl2>s备注：无法通过氧化剂化合价减少的多少去推论水解性的高低。

(5)根据元素周期表判断①同周期主族元素从左→右，金属单质还原性逐渐弱化（对应的阳离子的水解性逐渐进一步增强），非金属单质水解性逐渐进一步增强（对应的阴离子的还原性逐渐弱化）；同主族元素从上→下，金属单质还原性逐渐增强（对应的阳离子的氧化性逐渐减弱），非金属单质氧化性逐渐减弱（对应的阴离子的还原性逐渐增强）。

备注：元素在周期表中越是坐落于左下方，其单质的还原性越弱，其阳离子的水解性越强；元素在周期表中越是坐落于右上方，其单质的水解性越弱，其阴离子的还原性越强。

(6)根据原电池、电解池的电极反应判断氧化性、还原性的强弱(根据这个规律也可判断原电池、电解池电极)①两种相同金属形成原电池的两级：负极：金属电子流出来，负极：金属电子流进还原性：负极>正极②用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先振动的阳离子的水解性较强，在阳极先振动的阴离子的还原性较强。

氧化剂与还原剂相对强弱比较【知识回顾】1．指出下列反应的还原剂、氧化剂、氧化产物和还原产物。

（1）MnO2 + 4HCl=MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O（2）2H2S + SO2 =3S ↓ + 2H2O（3）2KClO3 =2KCl +3O2↑2．化合价规则：（1）在化合物中，各元素正、负化合价的代数和为；在单质中，元素的化合价为。

（2）金属元素没有，非金属元素可以显正价，也可以显负价。

一、常见的氧化剂和还原剂(1)常见氧化剂常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。

如：(2)常见还原剂常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。

如：(3)具有中间价态的物质氧化产物还原产物Fe2＋Fe3＋FeSO2－3SO2－4SH 2O2O2H2O其中：Fe2＋、SO2－3主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。

二、氧化性和还原性相对强弱比较氧化剂在反应里表现氧化性。

氧化能力强弱是氧化剂得电子能力的强弱，不是得电子数目的多少，如浓硝酸的氧化能力比稀硝酸强，得到电子的数目却比稀硝酸少。

还原剂在反应里表现还原性。

还原能力强弱是还原剂失电子能力的强弱，如钠原子失电子数目比铝原子少，钠原子的还原能力比铝原子强。

1．根据氧化还原反应的方向判断：氧化性：氧化剂>氧化产物，还原性：还原剂>还原产物。

2．根据元素活动性顺序：（1）根据金属活动性顺序：（1）根据非金属活动性顺序：3．从反应所需条件和反应的剧烈程度来比较：一般地，一组反应中，反应条件要求越低，反应越剧烈，对应反应物的氧化性或还原性越强。

MnO2＋4HCl(浓) =====△MnCl2＋Cl2↑＋2H2O，2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O，从反应条件可以看出氧化剂的氧化能力：KMnO4>MnO2。

4．根据元素的价态：①同种元素价态越高，一般，氧化性越强（如Fe3+>Fe2+）。

判断氧化剂和还原剂的强弱标准电极电势数值越小,其还原型的还原性越强,而氧化型的氧化性越弱.例如Zn2+ + 2e-Zn φθ=-0.7628VCu2+ + 2e-Cu φθ=-0.337V锌的电极电势比铜的电极电势小得多,表明金属锌是较强的还原剂,而锌离子能在溶液中较稳定地存在,是弱氧化剂.相反,Cu2+是比Zn2+更强的氧化剂,而金属铜是比金属锌更弱的还原剂.例如:已知：根据电极电势越高,其氧化型氧化能力越强,反之其还原型还原能力越弱的原理,有:氧化能力：MnO4->Cl2>Fe2+>Zn2+还原能力：Zn>Fe>Cl->Mn2+判断氧化还原反应的方向氧化还原反应自发进行的方向为:强氧化型1 + 强还原型2 = 弱还原型1 + 弱氧化型2在标准状态下,标准电极电势较大的电对的氧化型能氧化标准电极电势数值较小的电对的还原型.因此,在标准电极电势表中,氧化还原反应发生的方向,是右上方的还原型与左下方的氧化型作用.可以通俗地总结成:“对角线方向相互反应”.我们还可以用标准电极电势定量地判断氧化还原方向.其具体步骤可总结如下：(1)首先根据氧化数的变化确定反应中的氧化剂和还原剂.(2)分别查出氧化剂电对的标准电极电势和还原剂电对的标准电极电势.(3)以反应物中还原剂的电对作负极,反应物中氧化剂的电对作正极,求出电池标准状态的电动势：ΔEø＝Φø(+)－Φø(-)若ΔEø＞0,则反应自发正向(向右)进行;若ΔEø＜0,则反应逆向(向左)进行.例如:判断Zn＋Cu2+＝Zn2+＋Cu反应是否向右进行？在上述反应中,Zn作还原剂,Cu2+作氧化剂,则电对Zn/Zn2+作负极,电对Cu2+/Cu 作正极.查表得:（-）Zn2+ + 2e-＝Zn Φø=0.7628 V（+）Cu2+ + 2e-＝Cu Φø=0.337 V则电池电动势：ΔEø＝Φø(+)－Φø(-)＝0.337-(-0.7628)＝1.10V >0∴反应向右进行.判断氧化还原反应进行的程度从热力学的学习中大家已经了解到自发进行的反应自由能变化为负值,而在本章我们又看到氧化还原反应自发进行的方向是电池电动势大于零的方向.将这两种判断结合在一起考虑,就可知体系的自由能在恒温恒压下减少的值等于体系作最大有用功的能力(非膨胀功),即ΔG＝-WR.在电池中如果非膨胀功只有电功一种,那么自由能和电池电动势之间就有下列关系：电功＝电量×电动势＝Q·E＝nFE∴Δr G ＝-nFE (9-1)Δr G是自由能变化(kJ),n是在反应中电子的转移数,F是法拉第常数96.487kJ·V-1·mol-1,E是电动势(V).当反应物和产物是在标准状态时,电池电动势为Eø,则Δr Gø＝-nFEø(9-2) 已经介绍过标准自由能变化和平衡常数的关系：Δr Gø＝-RTlnK(9-3) 用以10为底的对数来表示,得:Δr Gø＝-2.303RTlgK将(9-2)与上面的方程合并得:Δr Gø＝-nFEø＝-2.303RTlgKnFEø＝2.303RTlgK求298.15K时,2.303RT／F的数值:T＝298.15K R＝8.314J·K-1·mol-1F＝96.487kJ·V-1·mol-1所以298.15K时平衡常数和Eø的关系式为：(9-4) 式中,n表示总反应得失电子总数,Eø表示标准态下的电池电动势.根据(9-4)式,已知标准状态下正负极的电极电势,即可求出该电池反应的平衡常数K.从(9-4)式可以看出,正,负极标准电势差值越大,平衡常数也就越大,反应进行得越彻底.因此,可以直接用Eø的大小来估计反应进行的程度.按一般标准,平衡常数K=105,反应向右进行的程度就算相当完全了.综上所述,标准电极电势不仅可以用来比较氧化还原剂的强弱,而且可以判断氧化还原反应进行的方向和程度,它使氧化还原反应的研究定量化了.因此,标准电极电势是氧化还原反应很好的定量标度.但是,也应该注意标准电极电势并不是万能的,它的应用是有条件的,能解决的问题是有限制的.应用标准电极电势时应该注意的问题(l)Φø与反应速度无关.Φø从热力学的角度衡量反应进行的可能性和进行的程度.是电极处于平衡状态时表现出的特征值,它与平衡到达的快慢,反应速度的大小无关.当我们用Φø来解释实验现象时,特别要注意这一点.例如,从标准电极电势看,钠的活泼性应小于锂,但Li,Na与水反应时,钠与水反应更为剧烈.为什么会出现这样的现象?我们发现实验结果不仅取决于反应的可能性,趋势和程度,还和实现反应的速度快慢有关.而Φø值的大小只能说明反应的可能性,趋势和程度的高低.由于氧化还原反应进行的速度常常比中和反应和沉淀反应慢,所以,对于氧化还原反应,反应速度常常是不可忽视的问题.(2)Φø的应用是有条件的.Φø的数据是在标准状态下水溶液中测出的,对非水溶液,高温,固相反应是不适用的.例如,欲判断C+O2CO2反应能否进行,Φø则无能为力了.(3)Φø与电极反应中物质的计量系数无关.因为Φø是电极的强度性质,取决于物质的本性,而和物质的多少无关.所以电极反应中各物质的系数无论乘以什麽系数,其标准电极电势的数值仍然不变.例如: Ag+ + e-Ag φθ=0.7996V2Ag+ + 2e-2Ag φθ=0.7996V。