【正文】 第二章 化學物質(zhì)及其變化 第 5 講 氧化還原反應的規(guī)律和應用 基礎盤點 一、氧化還原反應的規(guī)律 1 ．在氧化還原反應中，元素的化合價有升必有 ，電子有得必有 ，有氧化必有 ，它們在氧化還原反應中是對立統(tǒng)一的關系。 降 失 還原 2 ．在氧化還原反應中，氧化劑化合價降低總數(shù)與還原劑化合價升高總數(shù) ，氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù) ，即 得失 守恒；在有離子參加的氧化還原反應中，反應前、后離子的凈剩電荷數(shù) ，即 守恒。 3 ．一個實際發(fā)生的氧化還原反應，總是較強的氧化劑與較強的還原劑反應。生成還原性相對較弱的還原產(chǎn)物和氧化性相對較弱的氧化產(chǎn)物，即氧化劑的氧化性 氧化產(chǎn)物的氧化性，還原劑的還原性 還原產(chǎn)物的還原性。 相等 相等 相等 電子 電荷 大于 大于 4 ．若存在多種氧化劑與一種還原劑反應時，氧化性 的先被還原；若存在多種還原劑與一種氧化劑反應時，還原性 的先被氧化。 5 ．當元素化合價處于最高價態(tài)時，化合價只能 ，元素只有 性；當元素的化合價處于最低價態(tài)時，化合價只能 ，元素只有 性；當元素的化合價處于中間價態(tài)時，化合價既能 又能 ，元素既有 性又有 性。 6 ．同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應時，只靠近不 ，相鄰價態(tài) ( 或無中間價態(tài) ) 時 反應。 強 強 降低 氧化 還原 升高 降低 氧化 還原 交叉 不 升高 二、氧化還原反應方程式的配平 氧化還原反應的實質(zhì)是反應 過程中發(fā)生了電子轉(zhuǎn)移 ， 而氧化劑得電子的總數(shù) ( 或元素化合價降低總數(shù) ) 必然等于還原劑失電子總數(shù) ( 或元素化合價升高總數(shù) ) ， 根據(jù)這一原則可以對氧化還原反應的化學方程式配平 。 配平的步驟 ： ( 1) 標好價 ： 依據(jù)化學式中元素化合價的 ， 正確標出反應前后化合價有 變化的元素的 化合價 。 代數(shù) 和為零 ( 2) 列變化：列出元素化合價 和 的數(shù)值。 ( 3) 求總數(shù)：求元素化合價升高數(shù)和降低數(shù)的 ，確定氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的 。 ( 4) 配系數(shù)：用觀察法配平其它各物質(zhì)的化學計量數(shù)。 ( 5) 細檢查：利用 “ 守恒 ” 三原則 ( 即 守恒、 守恒、 守恒 ) ，逐項檢查配平的方程式是否正確。 升高 降低 最小公倍數(shù) 化學計量數(shù) 原子 電子 電荷 1 ． 氧化還原反應的類型 (1) 還原劑＋氧化劑 ― → 氧化產(chǎn)物＋還原產(chǎn)物 此類反應的特點是還原劑和氧化劑分別為不同的物質(zhì)，參加反應的氧化劑 ( 或還原劑 ) 全部被還原 ( 或被氧化 ) ，有關元素的化合價全部發(fā)生變化。例如： 4NH3＋5O2=== = = =催化劑△4NO ＋ 6H2O 。 (2) 部分氧化還原反應 此類反應的特點是還原劑 ( 或氧化劑 ) 只有部分被氧化 ( 或還原 ) ，有關元素的化合價只有部分發(fā)生變化，除氧化還原反應外，還伴隨有非氧化還原反應。例如： M n O2＋ 4HCl( 濃 ) ==== =△M n Cl2＋ Cl2↑ ＋ 2H2O 。 考點精講 考點一 氧化還原反應的規(guī) 律 ( 3) 自身氧化還原反應 自身氧化還原反應可以發(fā)生在同一物質(zhì)的不同元素之間，即同一種物質(zhì)中的一種元素被氧化，另一種元素被還原，該物質(zhì)既是氧化劑，又是還原劑；也可以發(fā)生在同一物質(zhì)的同種元素之間，既同一種物質(zhì)中的同一種元素既被氧化又被還原 ( 亦即通常所說的歧化反應 ) 。 例如： 2K M n O4==== =△K2M n O4＋ M n O2＋ O2↑ 3S ＋ 6K OH ==== =△2K2S ＋ K2SO3＋ 3H2O ( 4) 歸中反應 此類反應的特點是同一種元素在不同的反應物中有兩種不同的價態(tài) ( 高價、低價 ) ，反應后轉(zhuǎn)化成中間價態(tài)。但應注意的是同一種元素反應時，其化合價只靠攏，不交叉。例如： K ClO3＋ 6HCl( 濃 ) ==== =△K Cl ( 濃 ) ＋ 3C l2↑ ＋ 3H2O H2S ＋ H2SO4( 濃 ) == =S ↓ ＋ S O2↑ ＋ 2H2O 得到 5e－ 失去 5e－ 失去 2e－ 得到 2e－ 2 ． 氧化還原反應的基本規(guī)律及應用 ( 1) 守恒規(guī)律 氧化劑獲得電子總數(shù)必等于還原劑失去電子總數(shù)，即電子 得失 守恒?；蟽r升降總數(shù)也等于電子轉(zhuǎn)移總數(shù)，故化合價升高總值也等于化合價降低總值。 應用：可進行氧化還原反應方程式的配平和有關計算。 ( 2) 強弱規(guī)律 強氧化劑＋強還原劑 == = 還原產(chǎn)物 ( 弱還原性 ) ＋氧化產(chǎn)物 ( 弱氧化性 ) 氧化性：氧化劑 氧化產(chǎn)物，還原性：還原劑 還原產(chǎn)物。 得到 ne－ 失去 ne－ 上述規(guī)律可總結(jié)為：比什么性，找什么劑，產(chǎn)物之性小于劑。 應用：在適宜條件下，用氧化性強的物質(zhì)制備氧化性弱的物質(zhì)；用還原性強的物質(zhì)制備還原性弱的物質(zhì)；用于比較物質(zhì)間氧化性或還原性的強弱。 ( 3) 價態(tài)規(guī)律 元素處于最高價，只有氧化性；元素處于最低價，只有還原性；元素處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性，但主要呈現(xiàn)一種性質(zhì)。物質(zhì)若含有多種元素，其性質(zhì)是這些元素性質(zhì)的綜合體現(xiàn)。 應用：判斷元素或物質(zhì)氧化性或還原性的有無。 ( 4) 轉(zhuǎn)化規(guī)律 氧化還原反應中，以元素相鄰價態(tài)之間的轉(zhuǎn)化最容易；同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生反應，元素的化合價只靠近而不交叉；同種元素相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應。 應用：判斷氧化還原反應能否發(fā)生及表明電子轉(zhuǎn)移情況。 ( 5) 難易規(guī)律 越易失電子的物質(zhì)，失后就越難得電子；越易得電子的物質(zhì)，得后就越難失去電子。一種氧化劑同時和幾種還原劑相遇時，還原性最強的優(yōu)先發(fā)生反應；同理，一種還原劑同時與多種氧化劑相遇時，氧化性最強的優(yōu)先發(fā)生反應。 例如， F e Br2溶液中通入 Cl2時，發(fā)生離子反應的先后順序為： 2F e2 ＋＋ Cl2== =2F e3 ＋＋ 2C l－， 2Br－＋ Cl2== = B r2＋ 2C l－ 應用：判斷物質(zhì)的穩(wěn)定性及反應順序。 例 1 在含有 Cu(N O 3 ) 2 、 Mg ( N O 3 ) 2 和 A g N O 3 的溶液中加入適量鋅粉，首先置換出的是 ( ) A ． Mg B ． Cu C ． A g D ． H 2 解析 各離子氧化性由強到弱的順序為 Ag＋＞ Cu2 ＋＞ H＋＞Mg2 ＋，加入同種還原劑 Zn 時，先與氧化性強的物質(zhì)發(fā)生反應，因而先置換出 Ag 。 例 2 已知 G 、 Q 、 X 、 Y 、 Z 均為含氯元素的化合物，在一定條件下有下列轉(zhuǎn)化關系 ( 未配平 ) ： ① G ― → Q ＋ Na Cl ② Q ＋ H 2 O —— →通電X ＋ H 2 ③ Y ＋ Na OH ― → G ＋ Q ＋ H 2 O ④ Z ＋ N a OH ― → Q ＋ X ＋ H 2 這五種化合物中 Cl 元素化合價由低到高的順序是 ( )