第一篇：氧化還原反應氧化性還原性強弱判斷 教案

第二章 第3節(jié) 氧化還原反應（第3課時教案）

一、教學目標：

1、掌握物質氧化性和還原性強弱的判斷;

2、理解氧化還原反應的規(guī)律。

二、教學重點難點：

教學重點：物質氧化性和還原性強弱的判斷。

教學難點：氧化還原反應的規(guī)律。

三、教學過程：

【新課導入】

氧化性→得電子性，得到電子越容易→氧化性越強

還原性→失電子性，失去電子越容易→還原性越強

由此，金屬原子因其最外層電子數(shù)較少，通常都容易失去電子，表現(xiàn)出還原性，所以，一般來說，金屬性也就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數(shù)較多，通常都容易得到電子，表現(xiàn)出氧化性，所以，一般來說，非金屬性也就是氧化性?！菊須w納】

一、物質氧化性和還原性強弱的判斷

1、根據(jù)氧化還原方程式進行判斷 對于反應：

氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物； 還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。例如：Fe＋CuSO4=FeSO4＋Cu，則有： 氧化性：CuSO4>FeSO4；還原性：Fe>Cu

2、根據(jù)物質活動性順序進行判斷(1)根據(jù)金屬活動性順序判斷

(2)根據(jù)非金屬活動性順序判斷

3、根據(jù)產(chǎn)物的價態(tài)判斷

一種氧化劑將還原劑氧化的價態(tài)越高，其氧化性越強。

點燃

△如：2Fe＋Cl2=====2FeCl3 Fe＋I2=====FeI2 氧化性：Cl2>I2 4．依據(jù)反應條件來判斷

與同一種還原劑(氧化劑)發(fā)生反應，其反應越困難(即要求條件越高)，其氧化性(還原性)越弱。如：2KMnO4＋16HCl(濃)=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O

△MnO2＋4HCl(濃)=====MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 【小結】

（1）氧化性、還原性的強弱取決于物質得、失電子的難易程度，而與得、失電子數(shù)目的多少無關。

（2）元素的化合價處于最高價態(tài)時，具有氧化性，但不一定具有強氧化性，如Na。處于最低價態(tài)時具有還原性，但不一定有強還原性，如F。

【例題分析】1.根據(jù)下面兩個化學方程式判斷Fe2、Cu2、Fe3氧化性由強到弱的順序是()

＋

＋

＋

－

＋①2FeCl3＋Cu=2FeCl2＋CuCl2，②CuCl2＋Fe=FeCl2＋Cu A．Fe3>Fe2>Cu

2B．Fe2>Cu2>Fe3 ＋＋＋

＋

＋

＋C．Cu2>Fe3>Fe2

D．Fe3>Cu2>Fe2 ＋＋＋

＋

＋

＋【解析】由反應①可得出氧化性：Fe3>Cu2；由反應②可得出氧化性：Cu2>Fe2；故綜合＋

＋

＋

＋可知：Fe3>Cu2>Fe2，選D。＋＋＋【整理歸納】

二、氧化還原反應的規(guī)律

1、守恒規(guī)律

氧化還原反應中：化合價升高總數(shù)＝化合價降低總數(shù)，即失電子數(shù)＝得電子數(shù)。

2、價態(tài)規(guī)律

（1）元素處于最高價態(tài)，只有氧化性(只針對該元素)，如Fe3等；

＋

（2）元素處于最低價態(tài)，只有還原性(只針對該元素)，如S2等；

－（3）元素處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性，如Fe2等。

＋

3、先后規(guī)律

氧化還原反應中，強者優(yōu)先。即氧化性(或還原性)強，優(yōu)先發(fā)生反應。

4、不交叉規(guī)律

即同種元素不同價態(tài)之間，相鄰價態(tài)不反應，發(fā)生反應時化合價向中間靠攏，但不交叉。

【小結】

（1）通常利用電子守恒規(guī)律，即n(失)＝n(得)來進行有關氧化還原反應的題。

（2）金屬單質只有還原性，非金屬單質中有的只有氧化性如F2，有的只有還原性如H2，有的既有氧化性又有還原性，如S、Cl2。

【例題分析】2．在KClO3＋6HCl(濃)=KCl＋3Cl2↑＋3H2O的反應中，被氧化的氯與被還原的氯的原子個數(shù)比為________。

A．1∶6

B．6∶1

C．1∶5

D．5∶1 【解析】由氧化還原反應“不交叉”規(guī)律，可知KCl中的氯元素來自HCl，而不是KClO3，故Cl2既是氧化產(chǎn)物又是還原產(chǎn)物用雙線橋法表示出該反應的電子轉移情況為：

故反應中被氧化的氯與被還原的氯的原子個數(shù)比為5∶1。

第二篇：氧化還原反應氧化性還原性強弱判斷--教案

第二章 第3節(jié) 氧化還原反應（第3課時教案）

一、教學目標：

1、掌握物質氧化性和還原性強弱の判斷;

2、理解氧化還原反應の規(guī)律。

二、教學重點難點：

教學重點：物質氧化性和還原性強弱の判斷。

教學難點：氧化還原反應の規(guī)律。

三、教學過程：

【新課導入】

氧化性→得電子性，得到電子越容易→氧化性越強

還原性→失電子性，失去電子越容易→還原性越強

由此，金屬原子因其最外層電子數(shù)較少，通常都容易失去電子，表現(xiàn)出還原性，所以，一般來說，金屬性也就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數(shù)較多，通常都容易得到電子，表現(xiàn)出氧化性，所以，一般來說，非金屬性也就是氧化性?！菊須w納】

一、物質氧化性和還原性強弱の判斷

1、根據(jù)氧化還原方程式進行判斷 對於反應：

氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物； 還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。例如：Fe＋CuSO4=FeSO4＋Cu，則有： 氧化性：CuSO4>FeSO4；還原性：Fe>Cu

2、根據(jù)物質活動性順序進行判斷(1)根據(jù)金屬活動性順序判斷

(2)根據(jù)非金屬活動性順序判斷

3、根據(jù)產(chǎn)物の價態(tài)判斷

一種氧化劑將還原劑氧化の價態(tài)越高，其氧化性越強。

點燃

△如：2Fe＋Cl2=====2FeCl3 Fe＋I2=====FeI2 氧化性：Cl2>I2 4．依據(jù)反應條件來判斷

與同一種還原劑(氧化劑)發(fā)生反應，其反應越困難(即要求條件越高)，其氧化性(還原性)越弱。

如：2KMnO4＋16HCl(濃)=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O

△MnO2＋4HCl(濃)=====MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 【小結】

（1）氧化性、還原性の強弱取決於物質得、失電子の難易程度，而與得、失電子數(shù)目の多少無關。

（2）元素の化合價處於最高價態(tài)時，具有氧化性，但不一定具有強氧化性，如Na。處於最低價態(tài)時具有還原性，但不一定有強還原性，如F。

【例題分析】1.根據(jù)下面兩個化學方程式判斷Fe2、Cu2、Fe3氧化性由強到弱の順序是()

＋

＋

＋

－

＋①2FeCl3＋Cu=2FeCl2＋CuCl2，②CuCl2＋Fe=FeCl2＋Cu A．Fe3>Fe2>Cu

2B．Fe2>Cu2>Fe3 ＋＋＋

＋

＋

＋C．Cu2>Fe3>Fe2

D．Fe3>Cu2>Fe2 ＋＋＋

＋

＋

＋【解析】由反應①可得出氧化性：Fe3>Cu2；由反應②可得出氧化性：Cu2>Fe2；故綜合＋

＋

＋

＋可知：Fe3>Cu2>Fe2，選D。＋＋＋【整理歸納】

二、氧化還原反應の規(guī)律

1、守恒規(guī)律

氧化還原反應中：化合價升高總數(shù)＝化合價降低總數(shù)，即失電子數(shù)＝得電子數(shù)。

2、價態(tài)規(guī)律

（1）元素處於最高價態(tài)，只有氧化性(只針對該元素)，如Fe3等；

＋

（2）元素處於最低價態(tài)，只有還原性(只針對該元素)，如S2等；

－（3）元素處於中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性，如Fe2等。

＋

3、先後規(guī)律

氧化還原反應中，強者優(yōu)先。即氧化性(或還原性)強，優(yōu)先發(fā)生反應。

4、不交叉規(guī)律

即同種元素不同價態(tài)之間，相鄰價態(tài)不反應，發(fā)生反應時化合價向中間靠攏，但不交叉。

【小結】

（1）通常利用電子守恒規(guī)律，即n(失)＝n(得)來進行有關氧化還原反應の題。

（2）金屬單質只有還原性，非金屬單質中有の只有氧化性如有の既有氧化性又有還原性，如S、Cl2。

【例題分析】2．在KClO3＋6HCl(濃)=KCl＋3Cl2↑＋3H2Oの反應中，被氧化の氯與被還原の氯の原子個數(shù)比為________。

A．1∶6

B．6∶1

C．1∶5

D．5∶1 【解析】由氧化還原反應“不交叉”規(guī)律，可知KCl中の氯元素來自HCl，而不是KClO3，故Cl2既是氧化產(chǎn)物又是還原產(chǎn)物用雙線橋法表示出該反應の電子轉移情況為：

F2，有の只有還原性如

H2，故反應中被氧化の氯與被還原の氯の原子個數(shù)比為5∶1。

第三篇：高中化學知識點總結：氧化性、還原性強弱的判斷

高中化學知識點中氧化性還原性的判斷容易使學生產(chǎn)生混淆，下面介紹幾種方法：

（1）根據(jù)元素的化合價

物質中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對于同一種元素，價態(tài)越高，其氧化性就越強；價態(tài)越低，其還原性就越強。

（2）根據(jù)氧化還原反應方程式

在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物

還原性：還原劑>還原產(chǎn)物

氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產(chǎn)物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產(chǎn)物的氧化性就越弱。

（3）根據(jù)反應的難易程度

注意：①氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數(shù)目的多少無關。得電子能力越強，其氧化性就越強；失電子能力越強，其還原性就越強。②同一元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應。

常見氧化劑：

①、活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2 等；

②、元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等

③、元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3 等④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7

⑤、過氧化物，如Na2O2、H2O2等

第四篇：氧化還原反應教案（范文）

氧化還原反應教案

一、教學目標

1、知識與技能

1、理解、學會用化合價升降的觀點和電子轉移的觀點分析氧化還原反應。

2、認識化合、分解、置換、復分解反應四種基本化學反應類型與氧化還原反應的關系。

3、理解氧化反應、還原反應、氧化還原反應、被氧化、被還原、氧化劑、還原劑等概念。

4、學會氧化還原反應、元素化合價的變化、原子之間的電子轉移三者之間的關系，從本質上認識氧化還原反應。

2、過程與方法

1、辯證法學習氧化還原反應的判斷依據(jù)——化合價的升降。

2、聯(lián)系歸納總結法，得出四種基本化學反應類型與氧化還原反應的關系。

3、認識氧化還原反應的本質是電子的轉移，舉例說明生產(chǎn)、生活中常見的氧化還原反應。

3、情感態(tài)度與價值觀

1、通過對氧化還原反應的學習與研究，感知事物的現(xiàn)象與本質的關系，對立統(tǒng)一的觀點。

2、發(fā)展學習化學的興趣，樂于探究物質變化的奧秘，體驗科學探究的艱辛和喜悅

二、重點難點：

氧化還原反應的本質——電子轉移

三、教學方法：復習舊知—實驗探究—探索新知—歸納總結—練習反饋

四、教學思路

1.根據(jù)本節(jié)教材的安排特點，引導學生在原有知識基礎上提出問題，深入討論氧化還原反應的概念。

2.回顧初中知識

3.通過分析一些氧化還原反應具有的特征得出氧化還原反應的表征。4.得出氧化還原反應判斷依據(jù) 5.多角度分析氧化還原反應

6.歸納得出四種基本反應類型與其關系

7.分析化合價升降的原因，得出氧化還原反應的本質：電子轉移（得失/偏移）8.講相關概念，電子轉移表示方法：單雙線條

五、教學過程

（一）教學環(huán)節(jié) 復習回顧、引入課題、深化課題、實驗探究、氧化還原反應的分析討論、問題解決應用、拓展知識、總結。

（二）教師活動

問題一：初中學習過哪些基本化學反應類型？請各舉一例。板書：

一、化學反應類型

1、四種基本反應類型

問題二：從得失氧的角度還學習過什么反應類型？請判斷 是哪類反應，有何特點？

板書：

2、氧化反應和還原反應 引導：（1）對于此反應，誰得到氧，誰失去氧？得到的氧原子與失去的氧原子有什么關系？

（2）反應后哪種元素的化合價升高？哪種元素的化合價降低？升高與降低的化合價有什么關系？

（3）進一步分析，可以得到什么結論？ 板書：

二、氧化還原反應 過渡：是否只有得失氧的反應才是氧化還原反應？下面我們來做個實驗探究一下。氯水和飽和NaI溶液、飽和NaBr溶液之間能否發(fā)生反應？是何種反應類型？ 問題三：在氯水和溴化鈉溶液的反應中，哪些元素的化合價發(fā)生了變化？為什么會發(fā)生變化？

小結：通過同學的回答，從分析可知：此反應前后元素的化合價發(fā)生了改變，故此反應就是氧化還原反應，進而將初中階段學習的有關氧化還原反應的知識得以拓展，延伸。

板書：

1、氧化還原反應的特征：元素化合價在反應前后有變化。

設問：有關氧化還原反應的特征，即化合價的改變與什么有關呢？初中學過在反應中粒子間發(fā)生重新組合，元素的化合價發(fā)生變化，必然與原子結構有密切的聯(lián)系，這種聯(lián)系是什么？

講解：在2NaBr+Cl2 == 2NaCl+Br2的反應中，溴離子失去最外層的1個電子成為 溴原子，化合價由-1價升高到0價，被氧化； 原子得到溴離子給出的1個電子成為 而帶負電，化合價由0價降低到－1價，被還原。

板書：

2、氧化還原反應的實質：電子的轉移（得失或偏移）。過渡：為了幫助同學們準確地理解氧化還原反應這一概念，下面就用雙線橋來表示氧化還原反應有關概念。分析：

失4e-，化合價升高，被氧化02CuO+C+2高溫0+42Cu+CO2

結論：氧化反應還原反應同時發(fā)生，稱為氧化還原反應。本質定義：凡是有電子轉移（得失、偏移）的反應。板書

3、氧化還原反應的表示方法

（1）雙線橋法 得2x2e-,化合價降低，被還原

（2）單線橋法（補充）

講解（1）雙線橋法：此法不僅能表示出電子轉移的方向和總數(shù)，還能表示出元素化合價升降和氧化、還原的關系。雙線橋的箭頭始于反應物有關元素的原子或離子，箭頭指向發(fā)生化合價變化后生成物中對應元素的原子或離子。在線上要標明“失去”或“得到”電子總數(shù)，化合價的升降以及該元素“被氧化”或“被還原”。

（2）單線橋法：在氧化劑和還原劑之間表示電子轉移關系。在線上標出電子轉移總數(shù)，箭頭指出轉移的方向。

課堂練習：雙線橋表示下列反應方程式

Mg+2HCl=MgCl2+H2↑

評述：將學生的練習講評，糾正其中的錯誤。板書：

4、氧化劑和還原劑

問題四：

1、從電子轉移的角度分析什么是氧化劑？什么是還原劑？

2、氧化劑和還原劑在氧化還原反應中本身所發(fā)生的反應是什么？所含元素的化合價的情況如何？

3、氧化劑和還原劑在氧化還原反應中分別表現(xiàn)什么性質？起何作用？

討論并小結：得電子(或電子對偏向)的物質為氧化劑。失電子(或電子對偏離物質)的物質為還原劑。在氧化還原反應中，氧化劑得到了電子，所含元素化合價降低，發(fā)生了還原反應；還原劑失去了電子，所含元素化合價升高，發(fā)生了氧化反應。氧化劑具有氧化性，得電子的性質；還原劑具有還原性，即失電子的性質。板書：（1）氧化劑：得電子(或電子對偏向)的物質------氧化性

（2）還原劑：失電子(或電子對偏離)的物質------還原性

講：在氧化還原反應中，氧化劑得電子具有氧化性，起氧化作用，本身被還原后的生成物叫還原產(chǎn)物。還原劑失電子具有還原性，起還原作用，本身被氧化，氧化后的生成物叫氧化產(chǎn)物。

板書：（3）氧化產(chǎn)物：氧化后的生成物

（4）還原產(chǎn)物：還原后的生成物。

板書：

5、四種基本反應類型與氧化還原反應的關系 投影：

小結：（1）置換反應都是氧化還原反應。

（2）復分解反應都不是氧化還原反應。（3）化合反應與分解反應部分是氧化還原反應，其中有單質參加的化合反應與有單質生成的分解反應肯定是氧化還原反應。

六、總結：我們對氧化還原反應經(jīng)歷了由得氧失氧到化合價升降，再到電子轉移這樣一個逐步深化的過程。通過這部分內容的學習，我們要重點理解氧化還原反應的實質是化學反應中發(fā)生了電子的得失或偏移，要學會從有無化合價升降的變化來判斷一個反應是否是氧化還原反應，并能用單線橋或雙線橋表示電子轉移的方向和數(shù)目。

七、課后作業(yè)：1．下列反應中屬于氧化還原反應的是

（）A．CaCO3高溫CaO+CO2↑ B．Na2O+H2O=2NaOH C．Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ D．4HNO3(濃)△4NO2↑+O2↑+2H2O 2.下列基本反應類型中，一定是氧化還原反應的是

（）

A、化合反應

B、分解反應

C、置換反應

D、復分解反應 3．下列敘述中正確的是

（）A．反應中化合價降低的物質是還原劑

B．有氧元素參加的反應一定是氧化還原反應

C．反應前后元素化合價沒有變化的反應一定不是氧化還原反應 D．氧化劑在反應中被氧化，還原劑在反應中被還原

4．下列變化中，必須加入還原劑才能實現(xiàn)的是

（）A．NaCl→AgCl

B．H2O→O2 C．KClO3→KCl

D．MnO2→MnCl2 5．某元素在化學反應中由化合態(tài)（化合物）變?yōu)橛坞x態(tài)（單質），則該元素（）A．一定被氧化

B．一定被還原

C．可能被氧化，也可能被還原

D．以上都不是

6.ClO2是一種消毒殺菌效率高、二次污染小的水處理劑。實驗室可通過以下反應制得ClO2：2KClO3+H2C2O4+H2SO4==2ClO2↑+K2SO4+2CO2↑+2H2O下列說法正確的是

（）

A．KClO3在反應中得到電子

B．ClO2是氧化劑

C．H2C2O4在反應中被氧化

D．1mol KClO3參加反應有2mol電子轉移

7．寫出符合下列條件的化學方程式，并用雙線橋標出電子轉移，指明氧化劑還原劑。（選做）

⑴有水生成的化合反應 ⑵有水生成的分解反應 ⑶有水生成的置換反應 ⑷有水生成的復分解反應

八、板書設計 氧化還原反應

一、化學反應的類型 1．基本反應類型

2．氧化反應和還原反應

二、氧化還原反應

1.氧化還原反應的特征：元素化合價在反應前后有變化。2.氧化還原反應的實質：電子的轉移（得失或偏移）。3.氧化還原反應的表示方法： a)雙線橋法

b)單線橋法

4.氧化劑和還原劑

（1）氧化劑：得電子(或電子對偏向)的物質------氧化性（2）還原劑：失電子(或電子對偏離)的物質------還原性（3）氧化產(chǎn)物：氧化后的生成物

（4）還原產(chǎn)物：還原后的生成物。

5.四種基本反應類型與氧化還原反應的關系

第五篇：氧化還原反應教案

一知識目標

1、鞏固初中四種基本反應類型知識、初中氧化反應和還原反應知識。

2、用化合價變化的觀點和電子轉移的觀點加深對氧化反應、還原反應等概念的理解。二能力目標

通過判斷一個反應是否是氧化還原培養(yǎng)學生的邏輯思維能力。三情感目標

培養(yǎng)學生能用辨證的對立統(tǒng)一的觀點分析事物的意識。重點與難點

鞏固初中化學反應分類的知識和主要反應類型的知識并加深認識。教學方法設疑、比較、討論、講解、練習教學過程

一、化學反應類型 1基本反應類型

反應類型 舉例 表示式 化合反應 C+O2===CO2 A+B====AB 分解反應``` CaCO3====CaO+CO2↑ AB====A+B 置換反應 C+CuO====Cu+CO↑ A+BC====AC+B 復分解反應 AgNO3+NaCl====AgCl↓+NaNO3 AB+CD====AD+CB 討論以上反應類型的分類依據(jù)是什么? 小結依據(jù)反應物和生成物的類別及種類來區(qū)分。

思考Fe2O3+3CO=== 2Fe+3CO2、CH4+2O2====CO22H2O兩反應屬種基本反應類型? 小結不屬于基本反應類型中的任何一種說明此種分類方法不能囊括所有化學反應

不能反映所有化學反應的本質。根據(jù)上面二個反應可以知道四種基本類型反應不能包括所

有反應且不能反映化學反應本質。氧化反應和還原反應的分類也沒有反映反應的本質。

練習各寫出一個符合下列條件的有關化學方程式。1兩種單質化合兩種化合物化合單質與化合物化合。2一種物質分解成兩種物質一種物質分解成三種物質。

3非金屬單質置換非金屬單質4復分解反應氧化物與酸、氧化物與堿、酸與堿、酸與鹽、鹽與鹽反應。

[講述]化學反應還有其他分類方法。例如從得失氧的角度去分類我們還學習了氧 化反應和還原反應。

二、氧化還原反應

1、實驗分析

實例CuO + H2 = Cu + H2O ↓ ↓ 從得失氧分析失氧 得氧

↓ ↓ 從升降價分析降價 升價 ↓ ↓ 電子轉移分析得e 失e

↓ ↓

反應結論 還原反應 氧化反應--同時發(fā)生稱為氧化還原反應 教師提示學生全面理解電子轉移包括電子的偏移和電子的得失

2、概念遷移

用價態(tài)升降和電子轉移的觀點判斷沒有得失氧的反應。1電子完全得失2Na + Cl2 === 2NaCl 2電子對偏移H2 + Cl2=== 2HCl 得出氧化還原的本質定義凡是有電子轉移得失、偏移的反應。

3、氧化還原反應與四種基本反應類型的關系。討論后完成下表

反應類型 反應實例 是否氧化還原反應 與氧化還原反的關系 化合反應3Fe+2O2 ====Fe3O4 是 相關 化合反應 CaO+H2O=====Ca(OH)2 非

分解反應2H2O=====2H2↑+O2↑ 是 相關 分解反應 CaCO3 =====CaO+CO2 ↑ 非

置換反應 Fe+CuSO4 ====Cu+FeSO4 是 從屬 復分解反應NaOH+HCl====NaCl+H2O 非 對立

--

三、氧化劑和還原劑

1、實例分析

CuO + H2  Cu + H2O ↓ ↓

還原反應 氧化反應

↓ ↓

被還原 被氧化

↓ ↓

氧化劑 還原劑

↓ ↓

得電子物質 失電子物質

從反應物中進一步引導學生分析“還原反應-被還原-氧化劑”和“氧化反應-被氧化-還原劑”的內聯(lián)系

2、歸納小結師生共同討論。

綜合得出如下的氧化還原反應對立統(tǒng)一關系的兩根推斷線

實質 判斷依據(jù) 元素變化 反應物稱為 反應物性質

失e —→ 升價 —→ 被氧化 —→ 還原劑 —→ 還原性

得e —→ 降價 —→ 被還原 —→ 氧化劑 —→ 氧化性 例 根據(jù)下列反應

2H2S+O2 === 2S+2H2O 4NaI + O2 +2H2O === 5NaOH + 2I2 Na2S + I2 === 2NaI + S

判斷以上反應中氧化劑氧化性由大至小的排列順序。解析此類試題應首先根據(jù)概念判斷出各反應中的氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物。

然后根據(jù)“在同一反應中氧化劑的氧化性大于氧化產(chǎn)物的氧化性”的規(guī)律比較得出結論。由此可知

反應（1）中氧化性氧化劑O2>氧化產(chǎn)物S 反應（2）中氧化性氧化劑O2>氧化產(chǎn)物I2

反應（3）中氧化性氧化劑I2>氧化產(chǎn)物S 答氧化性O2>I2>S