第三讲氧化还原反应（一）：基本规律一、复习回顾1. 氧化还原反应判断氧化还原反应的本质是电子发生了转移，特征是化合价发生了改变。
因此判断是否属氧化还原反应，要点是看元素的化合价是否变动。
反应中元素化合价有变动则属氧化还原反应。
2．氧化剂还原剂氧化产物还原产物概念及判断3．表示方法：双线桥法和单线桥法二、知识梳理考点1：物质氧化性还原性强弱的比较1.物质有无氧化性或还原性的判断元素为最高价态时，只具有氧化性，如Fe3＋、H2SO4分子中＋6价硫元素；元素为最低价态只具有还原性，如Fe、S2—等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe2+、SO2、S等。
2.物质氧化性或还原性相对强弱的判断（1）由元素的金属性或非金属性比较金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：Ag＋＞Cu2＋＞Al3＋＞K＋。
非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：I－＞Br－＞Cl－＞F－。
（2）由反应条件的难易比较不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。
如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧化性比I2强。
不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属M和N均能与水反应，M在常温下能与水反应产生氢气，而N需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M的还原性比N强。
（3）由氧化还原反应方向比较还原剂A＋氧化剂B氧化产物a＋还原产物b，则：氧化性：B＞a 还原性：A＞b如：由2Fe2＋＋Br2＝＝＝2Fe3＋＋2Br－可知氧化性：Br2＞Fe3＋；还原性：Fe2＋＞Br－（4）当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。
一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。
同理当不同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。
如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl3，而硫只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。
【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。
如Na的还原性强于Al，而Na Na＋，Al Al3＋，Al失电子数比Na多。
同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。
如氧化性F2＞O2，则F22F－，O22O2—，O2得电子数比F2多。
（5）其它条件：一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强，反之则越弱。
考点2：金属性、非金属性的比较1.比较金属性强弱的依据金属性——金属气态原子失去电子能力的性质金属活动性——水溶液中，金属原子失去电子能力的性质（1）同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强（2）依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱，碱性愈强，其元素的金属性也愈强；（3）依据金属活动顺序表（极少数例外）：常温下与酸反应的剧烈程度、常温下与水反应的剧烈程度、与盐溶液之间的置换反应；（4）高温下与金属氧化物间的置换反应；（5）用电化学的方法2.比较非金属性强弱的依据（1）同周期中，由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱（2）依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱酸性愈强，其元素的非金属性也愈强（3）依据其气态氢化物的稳定性稳定性愈强，非金属性愈强（4）与H 2化合的条件（5）与盐溶液之间的置换反应（6）其它 例：2Cu ＋S Cu 2S Cu ＋Cl 2 CuCl 2所以，Cl 的非金属性强于Ｓ考点3：氧化还原反应的三大基本规律1.物质氧化性、还原性的强弱规律。
取决于得失电子的难易，而不是得失电子的多少。
（1） 同一反应，“剂”＞“物”。
（2） 不同温度，“热” ＞“冷”。
（3） 不同浓度，“浓” ＞“稀”。
（4） 条件、剧烈程度，“易” ＞“难”。
（5） 金属活动性顺序，还原性“前”＞“后”，氧化性(阳离子)“后”＞“前”。
（6） 原电池，还原性“负”＞“正”。
点燃2.电子守恒规律。
其外在表现是化合价升降总值相等，用于氧化还原反应方程式的配平以及相关的简单计算。
3.同种元素间氧化还原规律——价态归中规律。
同种元素不同价态之间发生氧化还原反应，高价降低，低价升高，但只靠拢不交叉，如H2S和浓硫酸发生氧化还原反应，有以下3种情况：而不会出现以下情况：相邻价态之间不发生氧化还原反应，如S与SO2、SO2与H2SO4、H2S与S之间均不反应。
考点4：氧化还原方程式配平原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。
步骤Ⅰ：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态）步骤Ⅱ：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。
（简称定得失）步骤Ⅲ：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。
配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
步骤Ⅳ：用观察法配平其他物质的系数。
（1）以反应2Na+Cl2点燃2NaCl为例分析：在Na与Cl2反应前后，元素化合价的升降情况为：元素原子之间得失电子情况为由此可知，在由单质Na和Cl2生成离子化合物NaCl的反应里，元素化合价的升降与元素原子之间的电子转移之间有着密切关系.元素原子失去(或得到)电子，元素的化合价就升高(或下降)，并且元素原子失去(或得到)的电子数与元素化合价升高(或降低)的数相等.电子得失，属于电子转移.（2）以反应H2+Cl2点燃2HCl为例分析在H2与Cl2反应前后，元素化合价的升降情况为：元素原子之间电子偏移情况为：由上可知，在像由单质H2和Cl2生成共价化合物HCl的反应里，元素化合价的升降与元素原子之间的共用电子对的偏移有着密切关系.共用电子对偏出（或偏入），元素的化合价就升高（或降低），并且元素原子偏出（或偏入）的电子数与元素化合价升高(或降低)的数相等.电子偏出偏入，也属于电子转移。
所以，综上结论可知，元素化合价的升降既与氧化还原反应之间有着密切的关系，又与元素原子之间的电子转移有密切关系.物质失去电子的反应是氧化反应，物质得到电子的反应是还原反应，凡是有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。
三、真题讲练【例题1】有下列三个反应：①Cl2+FeI2====FeCl2+I2②2Fe2++Br2====2Fe3++2Br－③Co2O3+6HCl====2CoCl2+Cl2↑+3H2O下列说法正确的是( )A．反应①②③中的氧化产物分别是I2、Fe3+、CoCl2B．根据以上方程式可以得到氧化性：Cl2>Fe3+>Co2O3C．在反应③中当1 mol Co2O3参加反应时，2 mol HCl被氧化D．可以推理得到Cl2+FeBr2 ====FeCl2+Br2【答案】C【解析】先分析化合价变化，确定各物质的氧化还原情况，根据氧化性：氧化剂>氧化产物，比较各物质氧化性强弱，然后再逐项判断。
分析三个反应中物质所含元素化合价的变化可得如下结论：结合上述反应以及元素周期律知识，可得氧化性：Co2O3>Cl2>Br2>Fe3+>I2，所以A项、B项均错误；反应③中电子转移的方向和数目可以表示为：所以当有1 mol Co2O3参加反应时，有2 mol HCl被氧化，C项正确；根据氧化性：Co2O3>Cl2>Br2>Fe3+>I2，可知Cl2和FeBr2反应时，若有Br2生成，Fe2+应该被氧化完全，即不可能发生反应Cl2+FeBr2 ====FeCl2+Br2。
【例题2】向盛有KI溶液的试管中加入少许CCl4后滴加氯水，CCl4层变成紫色。
如果继续向试管中滴加氯水，振荡，CCl4层会逐渐变浅，最后变成无色。
完成下列填空：（1）写出并配平CCl4层由紫色变成无色的化学反应方程式(如果系数是1，不用填写)：（2）整个过程中的还原剂是。
（3）把KI换成KBr，则CCl4层变为__色：继续滴加氯水，CCl4层的颜色没有变化。
Cl2、HIO3、HBrO3氧化性由强到弱的顺序是。
（4）加碘盐中含碘量为20mg～50mg／kg。
制取加碘盐(含KIO3的食盐)1000kg，若庄Kl与Cl2反应制KIO3，至少需要消耗Cl2L(标准状况，保留2位小数)。
【答案】1）I2+5Cl2+6H2O→2HIO3+10HCl；2）KI、I2；3）红棕、HBrO3>Cl2>HIO3；4）10.58。
【解析】此题考查氧化还原反应的配平、氧化剂和还原剂、氧化性强弱的判断、化学计算知识。
分析反应从开始滴加少许氯水时，其将KI中的I元素氧化成碘单质；等CCl4层变紫色后，再滴加氯水时，其将碘单质进一步氧化成碘酸。
1）根据氧化还原反应方程式的配平原则，分析反应中的化合价变化，I元素的化合价从0→+5，升高5价，Cl元素的化合价从0→-1，降低1价，综合得失电子守恒和质量守恒，可配平出：I2+5Cl2+6H2O→2HIO3+10HCl；2）分析整个过程中化合价升高的都是I元素，还原剂为：KI和I2；3）KI换成KBr时，得到的是溴单质，则其在CCl4中呈红棕色；继续滴加氯水时，颜色不变，可知氯水不能将溴单质氧化成HBrO3，故其氧化性强弱顺序为：HBrO3>Cl2>HIO3；4）综合写出反应方程式：KI+3Cl2+3H2O=KIO3+6HCl，根据化学方程式计算，按最小值计算时，1000kg加碘食盐中含碘20g，根据质量守恒，可知：换算成碘酸钾的质量为：33.70g，物质的量为：0.16mol，则需要消耗Cl2的体积为：（20g/127g.mol-1）×3×22.4L/mol=10.58L。
【例题3】常温下，往H2O2溶液中滴加少量FeSO4溶液，可发生如下两个反应：2Fe2++H2O2+2H+====2Fe3++2H2O2Fe3++H2O2====2Fe2++O2↑+2H+下列说法正确的是（）A.H2O2的氧化性比Fe3+强，其还原性比Fe2+弱B.在H2O2分解过程中，溶液的pH逐渐下降C.在H2O2分解过程中，Fe2+和Fe3+的总量保持不变D.H2O2生产过程要严格避免混入Fe2+【答案】CD【解析】将已知两个方程式相加可得，2H2O2====2H2O+O2↑，可见，Fe2+在H2O2的分解反应中起催化作用，C正确、B不正确。
Fe2+的存在有助于H2O2的分解，所以在生产H2O2的过程中应避免混入Fe2+，D正确。