高三化学知识点-氧化还原反应的重要规律

我们都知道在各个科目的学习中，对必考知识点进行归纳总结可以有效地帮助我们的学习，在高中化学中当然也不例外。针对高中化学的学习，我们学大教育专家为大家带来了高三化学知识点-氧化还原反应的重要规律，希望可以更好地帮助同学们对于高中化学这门学科的学习。

一、“两强两弱”规律：

对于自发的氧化还原反应(除高温、电解条件)，总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱氧化性物质和弱还原性物质。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。应用有二：

1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。

例如：(’93)根据反应式：(1)2fe3++2i-=2fe2++i2,(2)br2+2fe2+=2br-+2fe3+,可判断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、判断氧化还原反应能否发生。

例如：已知i-、fe2+、so2、cl-和h2o2均具有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱的顺序为cl- a.2fe3++so2+2h2o=2fe2++so42-+4h+

b.i2+so2+2h2o=h2so4+2hi

c.h2o2+h2so4=so2↑+o2↑+2h2o

d.2fe2++i2=2fe3++2i-

二、“高氧、低还、中兼”规律

对于同种元素不同价态的原子而言，最高价态只具有氧化性，最低价态只具有还原性，中间价态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

三、“单强离弱、单弱离强”规律

1、 金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱;反之金属单质的还原性越弱，对应阳离子的氧化性就越强。

k ca na mg al zn fe sb pb (h) cu hg ag

还原性逐渐减弱

k+ca2+na+mg2+al3+zn2+fe2+sn2+pb2+(h+)cu2+hg2+fe3+ag+

氧化性逐渐增强

2、 非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱;反之非金属单质的氧化性越弱，对应阴离子的还原性就越弱。

f2 (o2) cl2 br2 i2 s f- (oh-) cl- br- i- s2-

氧化性逐渐减弱 还原性逐渐增强

利用此规律可比较微粒氧化性、还原性的相对强弱。

四、“价态归中，互不交*”规律

“价态归中”是指同种元素不同价态原子间发生氧化还原反应，总是从高价态与低价态反应后生成中间价态的物质。

1、 利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。

例如：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*”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*的原则。

例如：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。

2、 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。

例如：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、“强易弱难，先强后弱”规律

“强易弱难”是指：同一氧化剂(或还原剂)同时与不同还原剂(或氧化剂)反应，当还原剂(或氧化剂)的浓度差别不大时，总是先与还原性(或氧化性)强的反应，然后再与弱的反应。

例如：强氯气通人到含s2-、i-的溶液中，由于还原性s2->i-,所以，先发生cl2+s2-=2cl-+s↓,后发生cl2+2i-=2cl-+i2。

高三化学知识点-氧化还原反应的重要规律，在上面文章中我已经进行了详细的分析整理，希望同学们在高中化学学习的过程中，好好地利用我们所提供的知识。