第3节 氧化还原反应导学案（第3课时）
-------------------氧化还原反应的基本规律及其应用
【学习目标】
知识与技能：1．学习氧化还原反应的规律，理解氧化还原反应中的得失电子守恒。 过程与方法：通过对氧化还原反应规律的学习，练习归纳推理能力。
情感态度与价值观：通过对氧化还原反应规律的学习，增强科学的态度、探索精神。
【学习重点】氧化还原反应的规律
【新课导学】
《导入》将Zn片加入Cu(NO3)2与AgNO3的混合溶液中，按反应的先后写出离子方程式 。
一、强弱律：
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。
二、优先律：
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，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。
【例1】已知：Fe3++2I==2Fe2++I2 2Fe2++Br2==2Fe3++2Br 向含有1molFeI2和－－
2molFeBr2的溶液中通入2molCl2，此时被氧化的离子及对应物质的量分别是。
往FeBr2溶液中通入少量Cl2，哪种离子先被氧化？若改为FeI2呢？
答案 由于还原性I>Fe2>Br，所以往FeBr2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是－＋－
Fe2；向FeI2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是I。 ＋－
三、价态律：
同种元素具有多种价态时，一般处于最低价时只具有还原性，处于最高价时只具有 氧化性，处于中间价时既具有氧化性又具有还原性。利用此规律可以帮助我们准确判断
注意：①元素处于最高价，只具有氧化性，但不一定氧化性最强。
②金属元素无负价，F、O无正价。
【例2】下列微粒中：H、Cu2、Ag、Fe2、Fe3、Cl、S2、I、Na，其中只有氧化 ＋＋＋＋＋－－－
性的是___________________________；只有还原性的是______________________； 既有氧化性又有还原性的是________________________________。
【练习】下列说法正确的是（ ）
A．含有最高价态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．元素原子在反应中失电子越多，还原性就越强
D．反应中同一反应物可能既可发生氧化反应又可发生还原反应
四、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，化合价的变化遵循高价+低价→中间价，即“只靠拢，不交叉”（价态归中）；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应， SO2与H2SO4(浓)之间，Fe2+与Fe3+之间，由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。
（1） 归中反应：
2↑+ 3H2
O
（
2） 歧化反应：
（3） 利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。
（4） 【例3】H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O
如反应KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O中，转移的电子数为5，而非6。 KClO3＋6HCl(浓)===KCl得6e＋3Cl失6e2↑＋3H2O(错误)
KClO3＋6HCl(浓)===KCl得5e＋3Cl失5e2↑＋3H2O(错误)
3． 歧化反应规律思维模型
“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：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
深度思考
1． 往FeBr2溶液中通入少量Cl2，哪种离子先被氧化？若改为FeI2呢？
答案 由于还原性I>Fe2>Br，所以往FeBr2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是－＋－－－－－
Fe2；向FeI2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是I。 ＋－
2． 判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)向浓H2SO4中通入H2S气体，1 mol浓硫酸转移电子数可能是6NA，也可能是2NA(√) 解析 H2SO4(浓)＋3H2S===4S↓＋4H2O
H2SO4(浓)＋H2S===SO2↑＋S↓＋2H2O
前一反应中1 mol浓H2SO4转移6NA电子，后一反应中转移2NA电子。
(2)1 mol Cl2与Ca(OH)2完全反应，转移的电子数是2NA(×)
解析 Cl2 既是氧化剂又是还原剂，1 mol Cl2和Ca(OH)2反应，转移电子数应为NA。
同种元素不同价态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”。
例：2H2S+SO2=3S+2H2O,S元素的化合价从－2价和＋4价归中到0价。
“互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。
例：,S元素的化合价应从－2价变化为0价，从＋6价变化
为＋4价。而不能认为是从－2→＋4价，＋6→0价。
（5） 可判断同种元素不同价态的原子间能否发生氧化还原反应。若有中间价态，则可能
发生氧化
还原反应，若无中间价态，则不能发生氧化还原反应。
例：SO2与H2SO4(浓)之间，Fe2+与Fe3+之间，
由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。
五、守恒律：
质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即在同一个氧化还原反应中，化合价升高总数=化合价降低总数；得电子总数=失电子总数。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。
例、硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水。
反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是( )。
A．1∶3 B．2∶3 C．1∶1 D．4∶3
[跟踪练习]在反应6KOH+3Cl2===KClO3+5KCl+3H2O中，失电子(被氧化)与得电子（被还原）
的原子个数比是：( )
A．1:5 B、1:4 C．1:3 D．1 : 2
例2.在FeBr2溶液中通入Cl2，先看到溶液变为棕黄（Fe3），后看到溶液变为橙色（Br2），＋
则还原性Fe2。 ＋－
【例1】已知：Fe+2I==2Fe+I2 2Fe+Br2==2Fe+2Br 向含有1molFeI2和
2molFeBr2的溶液中通入2molCl2，此时被氧化的离子是___________ 。
【例3】
在一定条件下KClO3与I2按下式反应：2KClO3＋I2===2KIO3 ＋Cl2↑，下列判断正确的
是( )
A．该反应属于置换反应 B．氧化性：I2>KClO3
C．：KClO3>I2 D．还原剂为KIO3，氧化剂为I2
【例1】已知I、Fe2、SO2、Cl和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱－＋－3+－2+2+3+－
顺序为SO2＞I＞Fe2＞H2O2＞Cl，则下列反应不可能发生的是( ) －＋－
A．2Fe3＋SO2＋2H2O===2Fe2＋SO24＋4H B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI ＋＋－＋
C．2Fe2＋I2===2Fe3＋2I D．H2O2＋SO2===H2SO4 ＋＋－
【例3】将少量Zn片投入含Na、Mg、Cu2、Ag的溶液中，最先得到的金属是( ) ＋＋＋
A．Na B．Mg C．Ag D．Cu
氧化还原反应规律
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 SO2 H2SO4(浓) S元素的性质 还原性 既有氧化性又有还原性 氧化性
2．守恒规律
氧化还原反应中：化合价升高总数＝化合价降低总数，即失电子数＝得电子数。 如：MnO2＋4HCl(浓
) MnCl2＋2H2O＋Cl2↑，在此反应中，当有1 mol氯气生成时， 有______mol电子发生转移，参加反应的MnO2的物质的量为______，参加反应的HCl 与被氧化的HCl的物质的量之比为______。
【例4】24 mL 0.05 mol/L Na2SO3溶液恰好与20 mL 0.02 mol/L K2Cr2O7溶液完全反应，
则元素Cr在还原产物中的化合价为( )
A．＋6 B．＋3 C．＋2 D．0
【例5】锌与极稀的硝酸反应生成硝酸锌、硝酸铵和水。当生成1 mol 硝酸锌时，被还
原的硝酸的物质的量为( )
A．2 mol B．1 mol C．0.5 mol D．0.25 mol
1．下列说法正确的是( )
A．含有最高价态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．元素原子在反应中失电子越多，还原性就越强
D．反应中同一反应物可能既可发生氧化反应又可发生还原反应
2．下列物质中，按只有氧化性、只有还原性、既有氧化性又有还原性的顺序排列的一 组是( )
A．F2 K HCl B．Cl2 Al H2
C．NO2 Na Br2 D．O2 SO2 H2O
3．根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是( )
H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4
2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2
3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3
A．H2SO3>I>Fe2>NO B．I>Fe2>H2SO3>NO －＋－＋
C．Fe2>I>H2SO3>NO D．NO>Fe2>H2SO3>I ＋－＋－
4．m mol Cu2S与足量的稀HNO3反应，生成Cu(NO3)2、H2SO4、NO和H2O。则参加 反应的硝酸中被还原的硝酸的物质的量为( )
10m2mA．4m mol B．10m mol C.mol D.mol 33
5．氮化铝(AlN，Al和N的相对原子质量分别为27和14)广泛用于电子、陶瓷等工业 领域。在一定条件下，AlN可通过反应Al2O3＋N2＋3C=====2AlN＋3CO合成。下列 高温
叙述正确的是( )
A．上述反应中，N2是还原剂，Al2O3是氧化剂
B．上述反应中，每生成1 mol AlN需转移3 mol电子
C．AlN中氮元素的化合价为＋3 D．AlN的摩尔质量为41 g
6．有下列三个氧化还原反应：
①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2 ②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3
③2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑
若溶液中有Fe2、I、Cl共存，要除去I而不影响Fe2和Cl共存，可加入的试剂是( ) ＋－－－＋－
A．Cl2 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl
7．在氧化还原反应中，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， 已知X2、Y2、Z2、W2四种物质的氧化性强弱顺序为：W2>Z2>X2>Y2，则下列氧化 还原反应能发生的是( )
A．2W＋Z2===W2＋2Z B．2Y＋W2===Y2＋2W
C．2Z＋X2===Z2＋2X D．2X＋Y2===X2＋2Y
8.有反应①2H2O＋Cl2＋SO2===H2SO4＋2HCl
②2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
针对上述两个反应回答：
(1)两反应中的氧化剂的氧化性强弱顺序为___，还原剂的还原性强弱顺 序为 。
(2)反应①中氧化产物和还原产物质量比为______。
(3)反应②中氯化氢表现出的性质是________。
a．还原性 b．酸性 c．氧化性
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 SO2 H2SO4(浓) S元素的性质 还原性 既有氧化性又有还原性 氧化性
例、在下列物质中，既具有氧化性又具有还原性的是 ( )。
A．铁 B．硫 C．铁和硫 D．氧和铁
[跟踪练习]在Fe2+、Fe3+、Al3+、H+、S、S2-、Cl-等离子或原子中，只有还原性是： ，
只有的氧化性是 ，既有氧化性又有还原性的
是 。
[跟踪练习]具有还原性的离子是（ ）
A、MnO4 B、NO3 C、Br D、Fe3 －－－＋－－－－－－－－
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
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。
例、请指出反应Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu 中有关物质的氧化性、还原性的强弱
氧化性：CuCl2_____FeCl2 还原性：Fe_____Cu
[跟踪练习]在3Cl2 + 8NH3 = 6NH4Cl + N2反应中，还原性最强的物质是（ ）
A.Cl2 B.NH3 C.NH4Cl D.N2
[跟踪练习]已知下列两氧化还原反应：O2+4HI = 2I2+2H2O Na2S+I2 = 2NaI+S
试比较三种单质的氧化性强弱顺序______________。
[跟踪练习]根据反应式：(1)2Fe3++2I-=2Fe2++I2，(2) Br2+2Fe2+=2Br-+2Fe3+，
可判断出离子的还原性从强到弱的顺序是( )。
A．Br-、Fe2+、I- B．I-、Fe2+、Br- C．Br-、I-、Fe2+ D．Fe2+、I-、Br-
（2）根据金属活动顺序表比较判断。
+2++2+3++2+2+2+2+2+3+2++
例、下列说法中正确的是（ ）
A、还原性强弱：Fe > Cu> H2 B、氧化性强弱：Cu2+ > H+> Fe3+
C、得电子越多的物质，氧化性越强 D、夺电子越强的物质，氧化性越强
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。
例、足量Fe加入Cu(NO3)2与AgNO3的混合液中，反应先后的顺序是什么？为什么？ _____________________________________________________________________
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”。
（6） 归中反应：
2
↑+ 3H2O
（7
） 歧化反应：
（3） 利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。
例：2H2S+SO2=3S+2H2O,S元素的化合价从－2价和＋4价归中到0价。
“互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。
例：H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O,S元素的化合价应从－2价变化为0价，从＋6价变化
为＋4价。而不能认为是从－2→＋4价，＋6→0价。
（8） 可判断同种元素不同价态的原子间能否发生氧化还原反应。若有中间价态，则可能
发生氧化
还原反应，若无中间价态，则不能发生氧化还原反应。
例：SO2与H2SO4(浓)之间，Fe2+与Fe3+之间，
由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。
5、“质、电守恒”规律（守恒律）
质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即在同一个氧化还原反应中，化合价升高总数=化合价降低总数；得电子总数=失电子总数。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。
例、硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水。
反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是( )。
A．1∶3 B．2∶3 C．1∶1 D．4∶3
[跟踪练习]在反应6KOH+3Cl2===KClO3+5KCl+3H2O中，失电子(被氧化)与得电子（被还原）
的原子个数比是：( )
A．1:5 B、1:4 C．1:3 D．1 : 2
第3节 氧化还原反应导学案（第3课时）
-------------------氧化还原反应的基本规律及其应用
【学习目标】
知识与技能：1．学习氧化还原反应的规律，理解氧化还原反应中的得失电子守恒。 过程与方法：通过对氧化还原反应规律的学习，练习归纳推理能力。
情感态度与价值观：通过对氧化还原反应规律的学习，增强科学的态度、探索精神。
【学习重点】氧化还原反应的规律
【新课导学】
《导入》将Zn片加入Cu(NO3)2与AgNO3的混合溶液中，按反应的先后写出离子方程式 。
一、强弱律：
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。
二、优先律：
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，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。
【例1】已知：Fe3++2I==2Fe2++I2 2Fe2++Br2==2Fe3++2Br 向含有1molFeI2和－－
2molFeBr2的溶液中通入2molCl2，此时被氧化的离子及对应物质的量分别是。
往FeBr2溶液中通入少量Cl2，哪种离子先被氧化？若改为FeI2呢？
答案 由于还原性I>Fe2>Br，所以往FeBr2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是－＋－
Fe2；向FeI2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是I。 ＋－
三、价态律：
同种元素具有多种价态时，一般处于最低价时只具有还原性，处于最高价时只具有 氧化性，处于中间价时既具有氧化性又具有还原性。利用此规律可以帮助我们准确判断
注意：①元素处于最高价，只具有氧化性，但不一定氧化性最强。
②金属元素无负价，F、O无正价。
【例2】下列微粒中：H、Cu2、Ag、Fe2、Fe3、Cl、S2、I、Na，其中只有氧化 ＋＋＋＋＋－－－
性的是___________________________；只有还原性的是______________________； 既有氧化性又有还原性的是________________________________。
【练习】下列说法正确的是（ ）
A．含有最高价态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．元素原子在反应中失电子越多，还原性就越强
D．反应中同一反应物可能既可发生氧化反应又可发生还原反应
四、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，化合价的变化遵循高价+低价→中间价，即“只靠拢，不交叉”（价态归中）；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应， SO2与H2SO4(浓)之间，Fe2+与Fe3+之间，由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。
（1） 归中反应：
2↑+ 3H2
O
（
2） 歧化反应：
（3） 利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。
（4） 【例3】H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O
如反应KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O中，转移的电子数为5，而非6。 KClO3＋6HCl(浓)===KCl得6e＋3Cl失6e2↑＋3H2O(错误)
KClO3＋6HCl(浓)===KCl得5e＋3Cl失5e2↑＋3H2O(错误)
3． 歧化反应规律思维模型
“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：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
深度思考
1． 往FeBr2溶液中通入少量Cl2，哪种离子先被氧化？若改为FeI2呢？
答案 由于还原性I>Fe2>Br，所以往FeBr2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是－＋－－－－－
Fe2；向FeI2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是I。 ＋－
2． 判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)向浓H2SO4中通入H2S气体，1 mol浓硫酸转移电子数可能是6NA，也可能是2NA(√) 解析 H2SO4(浓)＋3H2S===4S↓＋4H2O
H2SO4(浓)＋H2S===SO2↑＋S↓＋2H2O
前一反应中1 mol浓H2SO4转移6NA电子，后一反应中转移2NA电子。
(2)1 mol Cl2与Ca(OH)2完全反应，转移的电子数是2NA(×)
解析 Cl2 既是氧化剂又是还原剂，1 mol Cl2和Ca(OH)2反应，转移电子数应为NA。
同种元素不同价态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”。
例：2H2S+SO2=3S+2H2O,S元素的化合价从－2价和＋4价归中到0价。
“互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。
例：,S元素的化合价应从－2价变化为0价，从＋6价变化
为＋4价。而不能认为是从－2→＋4价，＋6→0价。
（5） 可判断同种元素不同价态的原子间能否发生氧化还原反应。若有中间价态，则可能
发生氧化
还原反应，若无中间价态，则不能发生氧化还原反应。
例：SO2与H2SO4(浓)之间，Fe2+与Fe3+之间，
由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。
五、守恒律：
质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即在同一个氧化还原反应中，化合价升高总数=化合价降低总数；得电子总数=失电子总数。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。
例、硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水。
反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是( )。
A．1∶3 B．2∶3 C．1∶1 D．4∶3
[跟踪练习]在反应6KOH+3Cl2===KClO3+5KCl+3H2O中，失电子(被氧化)与得电子（被还原）
的原子个数比是：( )
A．1:5 B、1:4 C．1:3 D．1 : 2
例2.在FeBr2溶液中通入Cl2，先看到溶液变为棕黄（Fe3），后看到溶液变为橙色（Br2），＋
则还原性Fe2。 ＋－
【例1】已知：Fe+2I==2Fe+I2 2Fe+Br2==2Fe+2Br 向含有1molFeI2和
2molFeBr2的溶液中通入2molCl2，此时被氧化的离子是___________ 。
【例3】
在一定条件下KClO3与I2按下式反应：2KClO3＋I2===2KIO3 ＋Cl2↑，下列判断正确的
是( )
A．该反应属于置换反应 B．氧化性：I2>KClO3
C．：KClO3>I2 D．还原剂为KIO3，氧化剂为I2
【例1】已知I、Fe2、SO2、Cl和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱－＋－3+－2+2+3+－
顺序为SO2＞I＞Fe2＞H2O2＞Cl，则下列反应不可能发生的是( ) －＋－
A．2Fe3＋SO2＋2H2O===2Fe2＋SO24＋4H B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI ＋＋－＋
C．2Fe2＋I2===2Fe3＋2I D．H2O2＋SO2===H2SO4 ＋＋－
【例3】将少量Zn片投入含Na、Mg、Cu2、Ag的溶液中，最先得到的金属是( ) ＋＋＋
A．Na B．Mg C．Ag D．Cu
氧化还原反应规律
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 SO2 H2SO4(浓) S元素的性质 还原性 既有氧化性又有还原性 氧化性
2．守恒规律
氧化还原反应中：化合价升高总数＝化合价降低总数，即失电子数＝得电子数。 如：MnO2＋4HCl(浓
) MnCl2＋2H2O＋Cl2↑，在此反应中，当有1 mol氯气生成时， 有______mol电子发生转移，参加反应的MnO2的物质的量为______，参加反应的HCl 与被氧化的HCl的物质的量之比为______。
【例4】24 mL 0.05 mol/L Na2SO3溶液恰好与20 mL 0.02 mol/L K2Cr2O7溶液完全反应，
则元素Cr在还原产物中的化合价为( )
A．＋6 B．＋3 C．＋2 D．0
【例5】锌与极稀的硝酸反应生成硝酸锌、硝酸铵和水。当生成1 mol 硝酸锌时，被还
原的硝酸的物质的量为( )
A．2 mol B．1 mol C．0.5 mol D．0.25 mol
1．下列说法正确的是( )
A．含有最高价态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．元素原子在反应中失电子越多，还原性就越强
D．反应中同一反应物可能既可发生氧化反应又可发生还原反应
2．下列物质中，按只有氧化性、只有还原性、既有氧化性又有还原性的顺序排列的一 组是( )
A．F2 K HCl B．Cl2 Al H2
C．NO2 Na Br2 D．O2 SO2 H2O
3．根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是( )
H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4
2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2
3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3
A．H2SO3>I>Fe2>NO B．I>Fe2>H2SO3>NO －＋－＋
C．Fe2>I>H2SO3>NO D．NO>Fe2>H2SO3>I ＋－＋－
4．m mol Cu2S与足量的稀HNO3反应，生成Cu(NO3)2、H2SO4、NO和H2O。则参加 反应的硝酸中被还原的硝酸的物质的量为( )
10m2mA．4m mol B．10m mol C.mol D.mol 33
5．氮化铝(AlN，Al和N的相对原子质量分别为27和14)广泛用于电子、陶瓷等工业 领域。在一定条件下，AlN可通过反应Al2O3＋N2＋3C=====2AlN＋3CO合成。下列 高温
叙述正确的是( )
A．上述反应中，N2是还原剂，Al2O3是氧化剂
B．上述反应中，每生成1 mol AlN需转移3 mol电子
C．AlN中氮元素的化合价为＋3 D．AlN的摩尔质量为41 g
6．有下列三个氧化还原反应：
①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2 ②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3
③2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑
若溶液中有Fe2、I、Cl共存，要除去I而不影响Fe2和Cl共存，可加入的试剂是( ) ＋－－－＋－
A．Cl2 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl
7．在氧化还原反应中，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， 已知X2、Y2、Z2、W2四种物质的氧化性强弱顺序为：W2>Z2>X2>Y2，则下列氧化 还原反应能发生的是( )
A．2W＋Z2===W2＋2Z B．2Y＋W2===Y2＋2W
C．2Z＋X2===Z2＋2X D．2X＋Y2===X2＋2Y
8.有反应①2H2O＋Cl2＋SO2===H2SO4＋2HCl
②2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
针对上述两个反应回答：
(1)两反应中的氧化剂的氧化性强弱顺序为___，还原剂的还原性强弱顺 序为 。
(2)反应①中氧化产物和还原产物质量比为______。
(3)反应②中氯化氢表现出的性质是________。
a．还原性 b．酸性 c．氧化性
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 SO2 H2SO4(浓) S元素的性质 还原性 既有氧化性又有还原性 氧化性
例、在下列物质中，既具有氧化性又具有还原性的是 ( )。
A．铁 B．硫 C．铁和硫 D．氧和铁
[跟踪练习]在Fe2+、Fe3+、Al3+、H+、S、S2-、Cl-等离子或原子中，只有还原性是： ，
只有的氧化性是 ，既有氧化性又有还原性的
是 。
[跟踪练习]具有还原性的离子是（ ）
A、MnO4 B、NO3 C、Br D、Fe3 －－－＋－－－－－－－－
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
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。
例、请指出反应Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu 中有关物质的氧化性、还原性的强弱
氧化性：CuCl2_____FeCl2 还原性：Fe_____Cu
[跟踪练习]在3Cl2 + 8NH3 = 6NH4Cl + N2反应中，还原性最强的物质是（ ）
A.Cl2 B.NH3 C.NH4Cl D.N2
[跟踪练习]已知下列两氧化还原反应：O2+4HI = 2I2+2H2O Na2S+I2 = 2NaI+S
试比较三种单质的氧化性强弱顺序______________。
[跟踪练习]根据反应式：(1)2Fe3++2I-=2Fe2++I2，(2) Br2+2Fe2+=2Br-+2Fe3+，
可判断出离子的还原性从强到弱的顺序是( )。
A．Br-、Fe2+、I- B．I-、Fe2+、Br- C．Br-、I-、Fe2+ D．Fe2+、I-、Br-
（2）根据金属活动顺序表比较判断。
+2++2+3++2+2+2+2+2+3+2++
例、下列说法中正确的是（ ）
A、还原性强弱：Fe > Cu> H2 B、氧化性强弱：Cu2+ > H+> Fe3+
C、得电子越多的物质，氧化性越强 D、夺电子越强的物质，氧化性越强
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。
例、足量Fe加入Cu(NO3)2与AgNO3的混合液中，反应先后的顺序是什么？为什么？ _____________________________________________________________________
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”。
（6） 归中反应：
2
↑+ 3H2O
（7
） 歧化反应：
（3） 利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。
例：2H2S+SO2=3S+2H2O,S元素的化合价从－2价和＋4价归中到0价。
“互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。
例：H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O,S元素的化合价应从－2价变化为0价，从＋6价变化
为＋4价。而不能认为是从－2→＋4价，＋6→0价。
（8） 可判断同种元素不同价态的原子间能否发生氧化还原反应。若有中间价态，则可能
发生氧化
还原反应，若无中间价态，则不能发生氧化还原反应。
例：SO2与H2SO4(浓)之间，Fe2+与Fe3+之间，
由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。
5、“质、电守恒”规律（守恒律）
质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即在同一个氧化还原反应中，化合价升高总数=化合价降低总数；得电子总数=失电子总数。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。
例、硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水。
反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是( )。
A．1∶3 B．2∶3 C．1∶1 D．4∶3
[跟踪练习]在反应6KOH+3Cl2===KClO3+5KCl+3H2O中，失电子(被氧化)与得电子（被还原）
的原子个数比是：( )
A．1:5 B、1:4 C．1:3 D．1 : 2