如何比较物质的氧化性，还原性的强弱

Question

如题所述

Answer 1

方法归纳：

物质氧化性、还原性强弱的比较，实质上是物质得失电子难易程度的比较。即物质越

易得到电子，则其氧化性越强，越难得到电子则其氧化性越弱；反之，物质越易失去电子，

则其还原性越强，越难失去电子，则其还原性越弱。

★越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物质，得后就越难失去电子。

一. 利用化合价，比较物质氧化性、还原性的强弱

由同种元素形成的不同价态物质的氧化性和还原性的强弱规律：元素的最高价态只具有氧化性，元素的最低价态只具有还原性，元素的中

间价态既具有氧化性又具有还原性，但主要呈现一种性质。

二、 依据元素周期表

1.同周期，如：Na、Mg、Al、Si、P、Cl从左到右，还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。

2.同主族，从上到下，还原性逐渐增强（如：Li、Na、K、Rb、Cs），氧化性逐渐减弱(如：F、Cl、Br、I、At)。

三、利用元素活泼性的不同，比较物质氧化性、还原性的强弱

1. 对金属而言，金属越活泼（金属性越强），其单质的还原性越强，其金属阳离子的氧化性越弱。

如：对金属活动性顺序表而言：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au，其活泼性（金属性）依次减弱；单质的还原性 K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>（H2）>Cu> Hg>Ag>Pt>Au；离子的氧化性：K+＜Ca2+＜Na+＜Mg2+＜Al3+＜Zn2+＜Fe2+＜Sn2+＜Pb2+＜（H+）＜Cu2+＜ Hg2+＜Ag+＜Pt2+＜Au+

2.对非金属而言，非金属越活泼（非金属性越强），其非金属单质的氧化性越强，其阴离子的还原性越弱。

如：对一般的非金属活动性顺序而言：F、Cl、Br、I、S，其活泼性（其金属性）依次减弱；其单质的氧化性：F2?Cl2?Br2?I2?S；其阴离子的还原性：F-＜Cl-＜Br-＜I-＜S2-。

四、利用氧化还原反应比较物质氧化性、还原性的强弱

对一般的氧化还原反应，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。

五、根据反应条件判断

是否加热、有无催化剂及反应温度高低和反应物浓度

如：KMnO4常温下与稀盐酸反应制得Cl2 ；KClO3常温下与浓盐酸反应制得Cl2 ；MnO2在加热条件下与浓盐酸反应制得Cl2 ；故氧化性： KMnO4 ＞KClO3 ＞MnO2 ＞Cl2

六、依据反应的剧烈程度 不同氧化剂与同一还原剂反应，反应越剧烈氧化剂的氧化性越强；不同还原剂与同一氧化剂反应时，反应越剧烈还原的还原性越强。如Fe、Zn与同浓度的稀硫酸反应时，Zn放出大量气泡，Fe缓慢放出气泡，故还原性：Zn＞Fe

七、根据氧化、还原的程度判断

1.不同氧化剂与同一还原剂反应，使还原剂被氧化呈高价态的氧化剂氧化性强。如Fe分别与S、Cl2、O2发生反应：Fe+S→ FeS，2Fe+3Cl2 →2FeCl3，3Fe+2O2→ Fe3O4，可判断出氧化性： Cl2＞O2＞S

2.同一物质在相同的条件下，被不同还原剂还原得越彻底，还原剂的还原性越强。如：HCl+H2SO4(浓)→不反应，HBr+H2SO4(浓)→Br2+SO2↑+H2O，

HI+H2SO4(浓)→I2+H2S↑+H2O，可判断出还原性：HI＞HBr＞HCl

八、根据电化学原理判断

①原电池 还原性：负极＞正极

负极比正极活泼，先失电子。如Cu—Zn原电池中，Zn比Cu活泼，所以Zn为负极，即还原性：Zn＞Cu

②电解池（以惰性电极电解为例），氧化性越强的金属阳离子优先在阴极放电，还原性强的非金属阴离子优先在阳极放电。

阳极：易失电子的先放电：S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH-（还原性）

阴极：易得电子的先放电：Ag+＞Fe3+＞Hg2+＞Cu2+＞H（氧化性）

九、某些物质的氧化性、还原性强弱与外界条件有关

1.浓度：一般而言，同种氧化剂浓度大者氧化性强。如氧化性：浓HNO3>稀HNO3

2.温度：升高温度氧化剂氧化性增强，还原剂还原性也增强。如常温下CO不能与CuO反应，但加热时能还原CuO。

3.溶液得酸碱度：一般在酸性环境下，氧化剂的氧化性增强，如在中性溶液中Fe与NO3―可共存，但在酸性条件下Fe2+与NO3―不能共存；KMnO4在酸性、中性、碱性溶液中的氧化性逐渐减弱；在酸性溶液中Mg的还原性强于Al，而在碱性溶液中Al的还原性强于Mg。

十、依据反应中能量变化判断

H2+X2===2HX；△H1

H2+Y2===2HY；△H2

若△H1＜△H2 ，则X2的氧化性比的氧化性强；X-的还原性比Y-的还原性弱。

附注：氧化还原反应的基本规律

1.守恒律：

在任何氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电子的总数相等。此规律应用于解氧化还原反应的计算题、氧化还原反应方程式的配平。

2.先后律：

一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性强的优先发生反应；同理，一种还原剂遇多种氧化剂时，氧化性强的优先发生反应。如把Cl2通入到FeBr2溶液中，Cl2先氧化Fe2+，然后才氧化Br- 。该规律用于判断物质的稳定性及反应顺序。

3.转化律

氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素，相邻价态之间不发生氧化还原反应。

Answer 2

前面几位有的回答的还挺多的，基本都说全了。
我回答的简单点，方便你看。
氧化性强弱主要是看得失电子的能力，或者说直接看得电子的能力也行。得电子能力越强，氧化性越强。反之，得电子能力越弱也就是失电子能力越强，还原性越强。不过这种比较需要两个相互比较。例如说磷，如果以单质出现就会被氧气氧化，表现的就是还原性。如果是下面这个反应
P2O5+5C→2P+5CO 这就表现了氧化性。
所以你比较的时候要看是单质还是化合物，单质就简单了元素周期表除了惰性元素之外，最靠近右上方的是氟，越向左氧化能力越弱，越向下氧化能力越弱。
所以氟比氧氧化能力强，氟又比氯氧化能力强。如果想比较氧和氯的氧化能力就不能用刚刚讲的那个方法了。我个人认为你可以试试用形成的化合物来考虑，比如氯酸，氧为-2价，氯为+5价。说明氧比氯强。
如果是化合物，你就看里面价态最高的那个元素，和你比较的那个化合物里价态最高的比。方法和单质的一样。
↖(^ω^)↗加油加油！

Answer 3

1． 根据元素的价态高低判断
元素处于高价的物质一般具有氧化性,元素处于低价的物质一般具有还原性,元素处于中间价态时,该物质既有氧化性,又有还原性.对于同一种元素,一般是价态越高,其氧化性就越强；价态越低,其还原性越强.如氧化性：Fe3+＞Fe2+,S(+6)＞S(+4)＞S(0)
特例：HCIO＞HCIO2＞HCIO3＞HCIO4(氧化性)
2． 依据元素周期表判断
①同主族元素从上到下形成单质的还原性增强,氧化性减弱.
②同周期元素,从左向右元素形成的单质还原性减弱,氧化性增强.
3．根据氧化还原反应方程式判断
在自发的氧化还原反应中：氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物,氧化性：氧化剂＞氧化产物,还原性：还原剂＞还原产物.
4．依据物质的活动性顺序判断
①按金属活动性顺序,排在前面的金属元素原子的还原性强,排在后面的金属元素阳离子的氧化性强.如：还原性Na＞Mg＞Al,氧化性Cu2+＞H+＞Zn2+
②非金属按F、O、Cl、Br、I、S的顺序从左向右原子氧化性减弱,其阴离子还原性增强.
5．根据反应条件判断
一般来说与同一还原剂(或氧化剂)反应时,要求反应条件简单的氧化剂(或还原剂)的氧化性(或还原性)越强.如：常温下KMnO4可将HCl氧化为Cl2,而MnO2则需加热才能将HCl氧化为Cl2,故氧化性：KMnO4＞MnO2
6．根据反应的剧烈程度判断
不同氧化剂与同一还原剂反应,反应越剧烈氧化剂的氧化性越强；不同还原剂与同一氧化剂反应时,反应越剧烈还原的还原性越强.如Fe、Zn与同浓度的稀硫酸反应时,Zn放出大量气泡,Fe缓慢放出气泡,故还原性：Zn＞Fe
7．根据氧化、还原的程度判断
①不同氧化剂与同一还原剂反应,使还原剂被氧化呈高价态的氧化剂氧化性强.如Fe分别与S、Cl2、O2发生反应：Fe+S FeS,2Fe+3Cl2 2FeCl3,3Fe+2O2 Fe3O4,可判断出氧化性：Cl2＞O2＞S
②同一物质在相同的条件下,被不同还原剂还原得越彻底,还原剂的还原性越强.如：HCl+H2SO4(浓)→不反应,HBr+H2SO4(浓)→Br2+SO2↑+H2O,HI+H2SO4(浓)→I2+H2S↑+H2O,可判断出还原性：HI＞HBr＞HCl
8．根据电化学原理判断
①两种不同的金属构成原电池的两极,还原性：负极金属＞正极金属
②电解池中,氧化性越强的金属阳离子优先在阴极放电,还原性强的非金属阴离子优先在阳极放电.
9．某些物质的氧化性、还原性强弱与外界条件有关
①浓度：一般而言,同种氧化剂浓度大者氧化性强.如氧化性：浓HNO3>稀HNO3
②温度：升高温度氧化剂氧化性增强,还原剂还原性也增强.如常温下CO不能与CuO反应,但加热时能还原CuO.
③溶液得酸碱度：一般在酸性环境下,氧化剂的氧化性增强,如在中性溶液中Fe2+与NO3―可共存,但在酸性条件下Fe2+与NO3―不能共存.
10．根据微粒得失电子放出（或吸收）的能量判断.
当几种原子获得相同的电子数形成稳定结构的阴离子时,放出的能量越大或形成的离子稳定性越强,则该原子的氧化性越强,反之越弱；同理,当失去电子也一样.

Answer 4

需要根据元素在元素周期表中的位置以及核外电子排布有关

Answer 5

记！

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