氧化还原反应的基本规律及其应用

氧化还原反应的基本规律及其应用

【氧化还原反应的基本概念】 1、有关概念之间的关系：

2、常见氧化剂、还原剂：

【氧化还原反应的基本规律】 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。

－e－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 应用1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。 应用2、判断氧化还原反应能否发生。 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

＋e－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强。 F2、(O2)、Cl2、Br2、I2、S

氧化性逐渐减弱

－－－－－－F、(OH)、Cl、Br、I、S2

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，互不交叉”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）同种元素间不同价态的氧化还原反应发生的时候，其产物的价态既不相互交换，也不交错。如H2S和浓硫酸反应，H2S+H2SO4（浓）===S↓+SO2↑+2H2O。H2S的氧化产物是S，H2SO4的还原产物是SO2。

（2）同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应。如浓硫酸和SO2不能反应。

（3）同种元素的高价态氧化低价态的时候，遵循的规律可简单概括为：高到高，低到低，可以归中，不能跨越。 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。

“互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。

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+H2SO4(浓)， Fe2++Fe3+之间 【氧化还原反应方程式的配平】

（一）氧化－还原反应方程式的配平依据

1. 还原剂失电子总数和氧化剂得电子总数必相等。 2. 反应前后各元素的原子数必相等。 （二）配平步骤

1. 先写出反应物和生成物的分子式，并标出氧化和还原元素的正负化合价（标好价）； 2. 列出反应前后元素的化合价变化（列变化）； 3. 使化合价升高和降低的总数相等（求总数）； 4. 用观察的方法配平其它物质的系数（配系数）。 【难点突破】 1．零价配平

复杂的化合物中的化合价无法标出，且仅靠观察法也无法配平，此时可把不知（或难知）化合价的物质看成一个电中性的整体，假设其中所有的元素都为0价，在根据化合价升降配平方程式，不影响配平结果．但需要注意的是：按零价法分析的价态升降根据与该反应实际的价态升降不符，零价法只是配平的一种方法和技巧． 2．均价配平：

适用于有机氧化还原方程式的配平．根据氢元素为+1价，氧元素为-2价，确定碳元素的平均价态，在通过适当方法配平．

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