氧化還原反應規律及應用

氧化還原反應是中學化學教學中的重點和難點，也是高考的熱點。學習氧化還原反應知識，除了必須掌握一些相應的基本概念外，還要注重理解、掌握并學會應用一些氧化還原反應規律。為此，本人在教學過程中總結了氧化還原反應九大規律，并結合近幾年高考試題進行講解，供大家參考。

一、 “對立統一”規律

在氧化還原反應中，發生了氧化反應，必同時發生還原反應；有氧化劑，必同時有還原劑；有氧化物，必同時有還原產物；有得電子物質，必同時有失電子物質的。

應用：可用于判斷氧化劑、還原劑，氧化產物、還原產物及標出電子轉移的方向和數目等。

二、 “高氧、低還、中兼”的規律

對于同種元素不同價態的原子而言，最高價態只具有氧化性，最低價態只具有還原性。中間價態既有氧化性又具有還原性。例如：

S元素合價：-2，0，+4， +6

代表物： H2S，S，SO2，H2SO4(濃)

S元素的性質： 只有 既有氧化性只有

還原性又有還原性 氧化性

注意：最高價只有氧化性，但不意味著有強氧化性，最低價只有還原性，也不意味著有強還原性，物質氧化性、還原性的強弱只與得失電子的能力有關，而與得失電子的數目無關。物質含有多種元素，其性質是這些元素性質的綜合體現。

應用：判斷元素或物質是否有氧化性或還原性。

三、 “歸中歧化”規律

若氧化還原反應發生在同一元素的不同價態之間，則遵循“高價+低價→中間價”的規律，中間價可以相同也可以不同，但不能交叉。如KClO3+6HCl(濃)=KCl+3H2O+3Cl2↑，應是KClO3中+5價氯降到0價，HCl中-1價氯升到0價，而不是KClO3中+5價氯降到-1價。若氧化還原發生在同種元素的同種價態上，則遵循“中間價→高價+低價”的規律。如Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O，Cl中0價氯一部分降低到-1價，一部分升高到+1價。

應用：判斷反應能否自發進行或比較同種元素在不同反應中價態的高低。

四、 “鄰位轉化”規律

氧化還原反應中，以元素相鄰價態間的轉化最易；同種元素不同價態之間之間若發生反應，元素的化合價只靠近而不交叉；同種元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。如H2S與濃硫酸反應時，H2S一般被氧化成單質硫，而不被氧化成SO2，濃硫酸一般被還原為SO2而不被還原為單質硫。

應用：分析判斷氧化還原反應中的物質變化及推測變化產物。

五、 “兩強兩弱”規律

在氧化還原反應中，“強氧化劑+強還原劑 弱氧化產物+弱還原產物”，即較強氧化性的氧化劑跟較強還原性的還原劑反應，生成弱還原性的還原產物和弱氧化性的氧化產物。在同一氧化還原反應中，氧化劑的氧化性強于氧化產物的氧化性，還原劑的還原性強于還原產物的還原性。

應用：在適當的條件下，用氧化性較強的物質制備氧化性較弱的物質或用還原性較強的物質制備還原性較弱的物質，也可用比較物質間氧化性或還原性的強弱。

(1)判斷微粒氧化性、還原性的相對強弱；

(2)判斷氧化還原反應能否發生。

六、 “強易弱難，先強后弱”規律

一種還原劑同時與多種氧化劑相遇時，氧化性強的物質先被還原，并按“強先弱后”的順序依次發生反應。一種氧化劑同時與多種還原劑相遇時，還原劑也按由強到弱的順序依次與氧化劑反應。如將鋅粉加入到含Cu2+，Fe3+溶液中，Fe3+ 先反應。

應用：判定物質的穩定性及反應順序。

七、 “單強離弱、單弱離強”規律

1. 金屬單質的還原性越強，對應陽離子的氧化性越弱；反之金屬單質的還原性越弱，對應陽離子的氧化性就越強。

K+，Ca2+，Na+，Mg2+，Al3+，Zn2+，Fe2+，Sn2+，Pb2+，(H+)，Cu2+，Hg2+，Fe2+，Ag+

從左到右金屬陽離子的氧化性逐漸增強

2. 非金屬單質的氧化性越強，對應陰離子的還原性越弱，反之非金屬單質的氧化性越弱，對應陰離子的還原性就越弱

F2，O2，Cl2，Br2，I2，S；從左到右非金屬單質的氧化性逐漸減弱；F-，OH-，Cl-，Br-，I-，S2-，從左到右非金屬陰離子的還原性逐漸增強，利用此規律可比較微粒氧化性、還原性的相對強弱。

八、“條件影響”規律

濃度、酸度、溫度對氧化劑的氧化能力及還原劑的還原能力都有影響。一般增大濃度，其氧化性（或還原性）隨之增強，減小濃度，隨之減弱。而隨溶液pH值的變化，溶液中微粒氧化性（或還原性）常隨之增強或減弱。

應用：判斷外界條件改變時反應進行的可能性。

九、“質、電守恒”規律

這是配平氧化還原反應方程式的依據，也是有關氧化還原反應計算的依據。

(1)求氧化還原反應中反應物的用量；

(2)求氧化還原反應中生成物的存在形式（或所含元素價態）；

(3)綜合計算。

（瓦房店市第五高級中學）