2.常用判断方法

(1)依据元素在同期表的位置判断

从左到右：金属单质的还原性依次减弱，非金属单质的氧化性逐渐加强。

从上到下：金属单质的还原性依次增强，非金属单质的氧化性逐渐减弱。

单质氧化性：F₂＞Cl₂＞Br₂＞I₂＞S

离子还原性：S^2＿＞I^－＞Br^－＞Cl^－＞F^－

单质还原性：Na＞Mg＞Al

离子氧化性：Al³⁺＞Mg²⁺＞Na⁺

(2)根据金属的活动性顺序表来判断

(3)通过氧化还原反应比较：氧化剂+还原剂氧化产物+还原产物

氧化性：氧化剂＞氧化产物　　　 还原性：还原剂＞还原产物

(4)通过与同一物质反应的产物比较：如：2Fe+3Cl₂ ======2FeCl₃ ，Fe+S======FeS ，可得出氧化性Cl₂ ＞S。

(5)反应原理相似的不同反应中，反应条件要求越低，说明氧化剂或还原剂越强。

如卤素单质与H₂的反应，按F₂、Cl₂、Br₂、I₂的顺序反应越来越难，反应条件要求越来越高，则可得出氧化性F₂＞Cl₂ ＞Br₂ ＞I₂ 。

(6)对同一元素而言，一般价态越高，氧化性越强，如Fe³⁺＞Fe²⁺＞Fe；价态越低，氧化性越弱，如S^2―＜S＜SO₂。(特例：氧化性HClO＞HClO₂＞HClO₃＞HClO₄ )

(7)据原电池电极：负极金属比正极金属活泼(还原性强)；据电解池中放电顺序，先得(或失)电子者氧化性(或还原性)强，其规律为：阳离子得电子顺序(即氧化性强弱顺序)：参考②中规律。阴离子失电子顺序(即还原性强弱顺序)：S^2->I^->Br^->Cl^->OH^->NO₃^- 、SO₄^2-等。

说明：氧化性与还原性受外界因素的影响。

温度：温度高时，氧化剂的氧化性和还原剂的还原性均增强。如浓H₂SO₄具有强氧化性，热的浓H₂SO₄比冷的浓H₂SO₄氧化性要强。

浓度：浓度大时，氧化剂的氧化性和还原剂的还原性均增强。如浓H₂SO₄具有强氧化性，稀硫酸只有H⁺显示弱氧化性。

酸碱性：如KMnO₄的氧化性随溶液酸性的增强而增强。在酸性环境中，KMnO₄的还原产物为Mn²⁺；在中性环境中，KMnO₄的还原产物为MnO₂；在碱性环境中，KMnO₄的还原产物为K₂MnO₄ 。在使用高锰酸钾作为氧化剂检验或除杂一些还原性物质时，为了现象明显，反应快速。往往使用酸性高锰酸钾溶液。

例1.常温下，在下列溶液中发生如下反应： ①16H⁺十10Z^-十2XO₄^-=2x²⁺十5Z₂十8H₂O ②2A²⁺+B₂=2A³⁺十2B^- ③2B^-十Z₂=B₂十2Z^- 由此判断下列说法错误的是(　 ) A．反应Z₂十2A²⁺=2A³⁺十2Z^-可以进行　　　　　 B．Z元素在①③反应中均被还原 C．氧化性由强到弱的顺序是XO₄^-、Z₂、B₂、A³⁺　　

D．还原性由强到弱的顺序是A²⁺、B^-、Z^-、X²⁺ 解析：根据规律，在同一反应中，氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性，得出：氧化性XO₄^-＞Z₂＞B₂＞A³⁺，还原性A²⁺＞B^-＞Z^-＞X²⁺。

答案：B

1.氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。如：Na－e^＿-------Na⁺,　 Al－3e^――――Al³⁺，但Na比Al活泼，失去电子的能力强，所以Na比Al的还原性强。

从元素的价态考虑：最高价态---只有氧化性，如Fe³⁺、H₂SO₄、KMnO₄等；

最低价态---只有还原性，如金属单质、Cl^－、S^2＿等；

中间价态---既有氧化性又有还原性，如Fe²⁺、S、Cl₂等

5. 反应先后的一般规律

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。

说明:越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物质，得后就越难失电子。

4.转化规律

氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；同种元素不同价态之间的氧化反应，化合价的变化遵循“只靠拢，不交叉”(即价态归中)；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。即是:歧化律--处于中间价态的元素同时升降;归中律--同种元素不同价态反应时，化合价向中间靠拢，且一般符合邻位转化和互不换位规律。例如：

3.价态表现性质的规律

元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质；物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。简单表述为“高价氧化低价还，中间价态两头转”。

例4.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

答案：B。

2.守恒规律

化合价有升必有降，电子有得必有失．对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数(或共用电子对偏离)与得电子总数(或共用电子对偏向)相等。

1. 性质强弱的规律

例3.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^-

　解析：反应(1)中还原剂是I^-，还原产物是Fe²⁺，故还原性I^-＞Fe²⁺；反应(2)中还原剂是Fe²⁺，还原产物是Br^-，故还原性Fe²⁺＞Br^-。综合起来可知还原性I^-＞Fe²⁺＞Br^-。

答案:B

4. 电子转移的表示方法

(1)单线桥法。从被氧化(失电子，化合价升高)的元素指向被还原(得电子，化合价降低)的元素，标明电子数目，不需注明得失。例：

MnO₂ + 4HCl(浓)MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O

MnO₂+4HCl(浓)MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O

说明：注意两类特殊的化学反应。①歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例：

3Cl₂+6KOHKClO₃+5KCl+3H₂O

②归中反应。不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态，解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。例：

KClO₃+6HCl3Cl₂+ 6KCl↑ +3H₂O　　 Cl　　　　 Cl　　　　 Cl

若理解为右图则错了。　　　　 Cl　　　　 Cl　　　　 Cl

3. 氧化还原反应

氧化还原反应与四种基本类型反应之间的关系

化合反应：有单质参加的是氧化还原反应。

分解反应：有单质生成的是氧化还原反应。

置换反应：全部是氧化还原反应。

复分解反应：都是非氧化还原反应。

(如图)

氧化还原反应的基本类型：

(1)自身氧化还原反应：同一种物质的分子内，同种元素(不同价态)或不同种元素的原子(离子)之间发生电子转移的氧化还原反应。

说明：自身氧化还原反应中氧化剂和还原剂必须是同一种物质。

(2)歧化反应：同一种物质分子内同一种元素同一价态的原子(或离子)发生电子转移的氧化还原反应。如：

　　 C1₂+2NaOH=2NaCl+NaCl0+H₂0

　　 3N0₂+H₂0=2HN0₃+NO

说明：①歧化反应是自身氧化还原反应的特例；②歧化反应的特点：某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低价态转化。

(3)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。如：

6HCl+KCl0₃＝KCl+3C1₂↑+3H₂0

　 2FeCl₃+Fe＝3FeCl₂

　 2H₂S+S0₂=3S+2H₂0

(4)部分氧化还原反应：不同物质之间，部分被氧化或部分被还原的氧化还原反应。

　Mn0₂+4HCl(浓)=MnCl₂+2H₂0+C1₂↑　　

2.常见的氧化剂和还原剂

(1)重要的氧化剂：

①活泼非金属单质：F₂ 、 Cl₂、 Br₂ 、I₂ 、 O₂、O₃

②高价氧化物：MnO₂、PbO₂、 Bi₂O₅、 CO₂(高温)

③高价态酸：HNO₃、HClO₃、HClO₄、浓H₂SO₄

④高价态盐：KNO₃(H⁺)、 KMnO₄(酸性、中性、碱性)、 KClO₃、FeCl₃、K₂Cr₂O₇(酸性、中性、碱性)

⑤过氧化物：H₂O₂、Na₂O₂、 CaO₂、 BaO₂、 K₂O₂

⑥其它：HClO、NaClO、漂白粉、NO₂、KO₂

⑦弱氧化剂：能电离出H⁺的物质、银氨溶液、新制的Cu(OH)₂

(2)重要的还原剂：

①金属单质：IA、IIA、金属活动性顺序表靠前的金属

②非金属单质：H₂、C、Si

③变价元素中元素低价态氧化物：SO₂、CO

④变价元素中元素低价态的酸、阴离子:H₂S、 S^2-、HS^-、HBr、Br^-、HI、I^-、浓HCl、Cl^-、H₂SO₃ 、HSO₃^-

⑤变价元素中元素低价态时的盐、碱:Na₂SO₃、Na₂S、FeSO₄、Na₂S₂O₃、Fe(OH)₂

⑥其它：S、Sn²⁺、NH₃