淺談“氧化還原反應中的基本規律”

氧化還原反應是高考的主干知識、必考內容，筆者在長期的教學中將其歸結為四個規律，可供參考。

一、守恒律

（1）電子守恒：對于氧化還原反應，反應前后失電子總數與得電子總數相等（其特征表現為化合價升高總數與降低總數相等）；

（2）原子守恒：反應前后元素種類相同，原子數目相等；

（3）電荷守恒：反應前后電荷總數相等（離子反應）

[例1]：Cu2S與一定濃度的HNO3反應，生成Cu（NO3）2、CuSO4、NO2、NO和H2O，當NO2和NO的物質的量之比為1：1時，實際參加反應的Cu2S與HNO3的物質的量之比為（ ）

A.1：7 B.1：9 C.1：5 D.2：9

分析：

對于有多種氧化劑（或還原劑）參與的氧化還原反應亦可根據得失電子守恒計算。據題意可知：

還原劑：

氧化劑：

據得失電子守恒：當1moL Cu2S參加反應時，作氧化劑的HNO3需要5moL，未參加氧化還原反應的HNO3的物質的量可據電荷守恒計算：

n（HNO3）=n（NO3-）=2×n（Cu2+）-2n（SO42-）

=2×2mol-2×1mol

=2mol，

故參加反應的HNO3的總物質的量為：

5mol+2mol=7mol，答案選A。

二、強弱律

強氧化性的氧化劑跟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。該規律常應用于：①在適宜條件下，用強氧化性的物質制備氧化性弱的物質；②用還原性強的物質制備還原性弱的物質；③用于比較物質間氧化性或還原性的強弱。

[例2]已知氧化性KMnO4>Cl2>FeCl3>I2，若某溶質中Cl-與I-共存，為了氧化I-而Cl-不被氧化，除單質外，還應用 作氧化劑。（ ）

A. KMnO4 B.Cl2 C.FeCl3 D.以上三種均可

分析：題目要求只將I-氧化成I2，而不能將Cl-氧化成Cl2，那么，該氧化劑的氧化能力應介于I2與Cl2之間，所以應選用FeCl3作氧化劑。答案為C。

三、價態律

（1）元素處于最高價，只有氧化性；（2）元素處于最低價，只有還原性；（3）元素處于中間價態，既有氧化性又有還原性。

[例3]下列三個氧化還原反應中，氧化性最強的物質是

（1）2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2

（2）2FeCl2+Cl2=2FeCl3

（3）2KMnO4+16HCl（濃）=2KCl+2MnCl2+5Cl2 ↑+8H2O

分析：（1）中Fe3+處于最高價只有氧化性，I-處于最低價，只有還原性。

（2）中Fe2+處于中間價態，Cl2是強氧化劑，故Fe2+就只能體現還原性；（3）中KMnO4中的Mn顯+7價為最高價，有強氧化性，濃HCl中Cl顯-1價為最低價態，只有還原性。再結合氧化還原反應中氧化劑的氧化性強于氧化產物的氧化性。據此可知氧化性KMnO4>Cl2>FeCl3>I2

四、難易律

（1）越易失電子的物質，失電子后就越難得到電子；

（2）越易得到電子的物質，得電子后就越難失去電子；

（3）一種氧化劑同時和幾種還原劑相遇時，還原性最強的優先發生反應。

（4）一種還原劑同時與多種氧化劑相遇時，氧化性最強的優先發生反應。常應用于：判斷物質的穩定性及反應順序。

[例4]將標準狀況下224mlCl2通入10ml 3mol/L的FeBr2溶液中，發生反應的離子方程式正確的是 。

分析：Cl2是氧化劑，Fe2+、Br-均是還原劑，還原性：Fe2+>Br-故Cl2優先與Fe2+反應，直到反應完，Cl2才能與Br-反應，又n（Cl2）=0.01mol，n（Fe2+）=0.03mol，故Cl2只與Fe2+反應方程式如下：

2Fe2++ Cl2=2Fe3++2 Cl-

[例5]根據元素活動性順序可知①金屬活動性順序（常見元素）

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag

原子還原性逐漸減弱，對應陽離子氧化性逐漸增強

②非金屬活動性順序（常見元素）

F Cl Br I S

原子或單質氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原性逐漸增強