氧化還原反應(yīng)問題解題規(guī)律歸納

華雪瑩

氧化還原反應(yīng)是中學(xué)化學(xué)中的一種重要反應(yīng)類型。正確理解和準(zhǔn)確把握氧化還原反應(yīng)中的有關(guān)規(guī)律并能熟練運(yùn)用，是學(xué)好這一知識(shí)點(diǎn)的關(guān)鍵。下面我們就一起來梳理氧化還原反應(yīng)中的有關(guān)規(guī)律，希望同學(xué)們能夠熟記并能正確運(yùn)用。

一、守恒律

1.電子得失守恒

在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得到電子的總數(shù)與還原劑失去電子的總數(shù)相等（或者說化合價(jià)升高總數(shù)與化合價(jià)降低總數(shù)相等）。

應(yīng)用1 計(jì)算氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的多少。

例1 KI與KIO在酸性條件下可發(fā)生反應(yīng)生成單質(zhì)碘，問該反應(yīng)中被氧化的碘元素與被還原的碘元素的質(zhì)量之比是多少。

解析 K→化合價(jià)升高1價(jià)，被氧化；KO→化合價(jià)降低5價(jià)，被還原。要使化合價(jià)升降總數(shù)相等，KI與KIO的物質(zhì)的量之比應(yīng)為5∶1，則被氧化的碘元素與被還原的碘元素的質(zhì)量之比也為5∶1。

應(yīng)用2 確定氧化產(chǎn)物或還原產(chǎn)物中元素的價(jià)態(tài)。

例2 在含有0.078 mol FeCl溶液中，通入0.009 mol Cl，再加入含有0.01 mol XO的酸性溶液，溶液中的Fe恰好全部被氧化，并使XO還原為X離子，求n的值。

解析 Fe→Fe，1 mol FeCl失去1 mol電子；Cl→Cl，1 mol Cl得到2 mol 電子；O→X，1 mol XO得到2（6-n） mol電子。根據(jù)得失電子守恒規(guī)律，F(xiàn)eCl失去的電子數(shù)等于氧化劑Cl和XO得到的電子總數(shù)，即0.078×1=0.009×2+0.01×2（6-n），解得n=3。

應(yīng)用3 配平氧化還原方程式

例3 配平方程式： P+ CuSO+ HO→ CuP+ HPO+ HSO。該反應(yīng)中160 g CuSO可氧化P的質(zhì)量是 。

解析 該反應(yīng)中氧化還原關(guān)系較為復(fù)雜，既有CuSO與P的氧化還原反應(yīng)，又有P的自身氧化還原反應(yīng)。→Cu，P元素化合價(jià)降低3價(jià)；SO→P，Cu元素化合價(jià)降低1價(jià)；→HO，P元素化合價(jià)升高5價(jià)。生成1 mol CuP共得到6 mol電子，生成1 mol HPO失去5 mol電子。根據(jù)得失電子守恒規(guī)律，CuP與HPO的物質(zhì)的量之比應(yīng)為5∶6，即CuP的系數(shù)為5，HPO的系數(shù)為6；然后通過觀察法寫出其他各物質(zhì)的系數(shù)。配平后的化學(xué)方程式為11P+15CuSO+24HO=5CuP+6HPO+15HSO。

因?yàn)镃uSO與被CuSO氧化的P之間仍符合得失電子守恒規(guī)律，所以CuSO與被CuSO氧化的P的物質(zhì)的量之比為5∶1。n（CuSO） == 1 mol，可氧化的P的質(zhì)量= mol×31 g·mol=6.2 g。

2.電荷守恒 在氧化還原反應(yīng)中，反應(yīng)前后，陰、陽(yáng)離子所帶電荷的代數(shù)和相等。

3.原子守恒 氧化還原反應(yīng)與一般的反應(yīng)一樣，遵守質(zhì)量守恒定律。

應(yīng)用 配平氧化還原方程式；進(jìn)行氧化還原反應(yīng)的有關(guān)計(jì)算；求某一反應(yīng)中被氧化與被還原的原子數(shù)之比，或氧化劑與還原劑分子數(shù)之比，或氧化產(chǎn)物與還原產(chǎn)物分子數(shù)之比。

二、物質(zhì)轉(zhuǎn)換規(guī)律

在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑具有氧化性，在反應(yīng)中得到電子被還原，發(fā)生還原反應(yīng)，生成還原產(chǎn)物；還原劑具有還原性，在反應(yīng)中失去電子被氧化，發(fā)生氧化反應(yīng)，生成氧化產(chǎn)物。可用“雙線橋法”表示氧化還原反應(yīng)中電子的轉(zhuǎn)移情況。

應(yīng)用 用于分析氧化還原反應(yīng)中的氧化劑、還原劑及氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物。

三、性質(zhì)表現(xiàn)律（價(jià)態(tài)律）

1.處于最高價(jià)態(tài)的元素只具有氧化性，如F、O、Fe、H、CO、KO、HO、O等。

2.處于最低價(jià)態(tài)的元素只具有還原性，如金屬單質(zhì)、X（鹵素離子）、H、H等。

3.處于中間價(jià)態(tài)的元素既有氧化性、又有還原性，但以一種性質(zhì)為主，一般遇強(qiáng)氧化劑表現(xiàn)還原性，遇強(qiáng)還原劑表現(xiàn)氧化性。例如：2FeCl+Cl=2FeCl；FeCl+Zn=ZnCl + Fe。Fe、SO、H等以還原性為主，Cl、CO、NO等以氧化性為主。

4.化合物含有多種元素，其性質(zhì)是各種價(jià)態(tài)的元素性質(zhì)的綜合體現(xiàn)。如HCl中H處于最高價(jià)態(tài)+1價(jià)，遇金屬等還原劑時(shí)可表現(xiàn)氧化性；其中的Cl處于最低價(jià)態(tài)-1價(jià)，遇到KMnO、MnO、KClO、Ca（ClO）等強(qiáng)氧化劑時(shí)表現(xiàn)還原性。

應(yīng)用 判斷元素或物質(zhì)的氧化性與還原性的有無。

四、價(jià)態(tài)轉(zhuǎn)化規(guī)律

同一氧化還原反應(yīng)中，有元素化合價(jià)升高的同時(shí)，必有元素化合價(jià)降低。根據(jù)這一規(guī)律，歧化反應(yīng)中反應(yīng)物價(jià)態(tài)應(yīng)介于兩產(chǎn)物價(jià)態(tài)之間，而歸中反應(yīng)中產(chǎn)物價(jià)態(tài)應(yīng)介于兩反應(yīng)物價(jià)態(tài)之間。

應(yīng)用 判斷氧化還原反應(yīng)中元素化合價(jià)的高低。

1.鄰位轉(zhuǎn)化律 在氧化還原反應(yīng)中，元素相鄰價(jià)態(tài)間的轉(zhuǎn)化最容易進(jìn)行。

（1）元素處于最低（或最高）價(jià)態(tài)，遇一般氧化劑（或還原劑）時(shí)轉(zhuǎn)變至相鄰價(jià)態(tài)。例如：

2H+O=2↓+2HO

2Cl+Cu=2Cl+CuCl

（2）元素處于中間價(jià)態(tài)，遇強(qiáng)氧化劑（或強(qiáng)還原劑）被氧化（或被還原）至相鄰的高價(jià)態(tài)（或低價(jià)態(tài)）。例如：

O+Cl+2HO=HO+2HCl

O+2HS=3↓+2HO

（3）元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)可發(fā)生歧化反應(yīng)，且一般發(fā)生鄰位轉(zhuǎn)化（即歧化律）。例如：

+HO=H+HO

3+6NaOH=2Na+NaO+3HO

3O+HO=2HO+O

2.跳位轉(zhuǎn)化律

（1）元素處于較低（或較高）價(jià)態(tài)時(shí)，遇強(qiáng)氧化劑（或強(qiáng)還原劑）發(fā)生跳位轉(zhuǎn)化。例如：

+6HNO（濃）=HO+6NO↑+2HO

2KO+16HCl=2KCl+2Cl+5Cl↑+8HO

（2）當(dāng)加劇反應(yīng)條件（如升高溫度、使用催化劑、增大反應(yīng)物的濃度、增強(qiáng)酸性、增大反應(yīng)物的量等）時(shí)，可發(fā)生跳位轉(zhuǎn)化。例如：

3+6NaOH=5Na+NaO+3HO

4H+5O=4O+6HO

H+8HNO（濃，足量）=HO+8NO↑+4HO

例4 G、W、X、Y、Z均為含氯的化合物，它們?cè)谝欢l件下具有如下的轉(zhuǎn)化關(guān)系（方程式未配平且氯元素一定有價(jià)態(tài)變化）。

①G W+NaCl

②W+HO X+H

③Y+NaOH G+W+HO

④Z+NaOH W+X+HO

請(qǐng)判斷G、W、X、Y、Z中氯元素化合價(jià)的高低。

解析 反應(yīng)①中G→NaCl，氯元素化合價(jià)降低，則氯元素的化合價(jià)G

3.互不交叉和換位規(guī)律

同種元素不同價(jià)態(tài)的物質(zhì)之間發(fā)生反應(yīng)（不考慮其他元素之間的反應(yīng)，下同）時(shí)，產(chǎn)物的價(jià)態(tài)必介于兩反應(yīng)物的價(jià)態(tài)之間，且其變化是不交叉的。

（1）同種元素的相鄰價(jià)態(tài)間不相互轉(zhuǎn)化。例如：C與CO、CO與CO、Fe與Fe、Fe與Fe，或S與HS、S與SO、SO與HSO等均不反應(yīng)（因此可用濃HSO干燥SO）。

（2）同種元素不同價(jià)態(tài)的物質(zhì)之間發(fā)生反應(yīng)時(shí)，生成中間價(jià)態(tài)的物質(zhì)，且只靠攏不交叉。也就是說，氧化產(chǎn)物與還原產(chǎn)物中該元素的化合價(jià)可能為同一中間價(jià)態(tài)，也可能不為同一價(jià)態(tài)，但一定介于氧化劑與還原劑中該元素的化合價(jià)之間（即歸中律）。例如：

H+HO（濃）=↓+O↑+2HO

KO+6H=K+3↑+3HO

應(yīng)用 判斷氧化還原反應(yīng)能否發(fā)生、物質(zhì)的變化以及預(yù)測(cè)反應(yīng)的產(chǎn)物，判斷氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物及轉(zhuǎn)移電子數(shù)。

例5 （1）在反應(yīng)KClO+6HCl=KCl+3Cl↑+3HO中，氧化產(chǎn)物是 ，還原產(chǎn)物是 ，轉(zhuǎn)移電子數(shù)為 。

（2）在反應(yīng)HS+HSO（濃）=S↓+SO↑+2HO中，氧化產(chǎn)物是 ，還原產(chǎn)物是 ，轉(zhuǎn)移電子數(shù)為 。

解析 （1）由于K中Cl元素價(jià)態(tài)與H相同，則KCl既不是氧化產(chǎn)物，也不是還原產(chǎn)物（不換位）。氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物都是Cl，該反應(yīng)為歸中反應(yīng)，轉(zhuǎn)移電子數(shù)為5。

（2）與O中S元素化合價(jià)恰介于H和HO之間，根據(jù)互不交叉規(guī)律，只有S為氧化產(chǎn)物、SO為還原產(chǎn)物時(shí)，價(jià)態(tài)變化才不交叉，轉(zhuǎn)移電子數(shù)為2。

五、性質(zhì)強(qiáng)弱律（性質(zhì)遞變律）

1.氧化還原反應(yīng)發(fā)生的一般規(guī)律為“強(qiáng)氧化劑+強(qiáng)還原劑→弱氧化劑+弱還原劑”，即對(duì)于一個(gè)自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)來說，氧化劑一定比氧化產(chǎn)物的氧化性強(qiáng)，還原劑一定比還原產(chǎn)物的還原性強(qiáng)。也就是說在同一氧化還原反應(yīng)中，氧化性的強(qiáng)弱順序?yàn)檠趸瘎⒀趸a(chǎn)物；還原性的強(qiáng)弱順序?yàn)檫€原劑、還原產(chǎn)物。例如：在反應(yīng)2Fe+Cl=2Fe+2Cl中，氧化性Cl大于Fe，還原性Fe大于Cl。

應(yīng)用1 判斷反應(yīng)能否發(fā)生。

例6 判斷下列反應(yīng)能否進(jìn)行，并說明原因。

（1）Fe+Cu=Fe+Cu

。

（2）2Fe+Cu=2Fe+Cu

。

解析 （1）因?yàn)檠趸訤e

（2）因?yàn)檠趸訤e>Cu，還原性Cu>Fe，該反應(yīng)符合氧化還原反應(yīng)的條件，所以該反應(yīng)能夠發(fā)生。

應(yīng)用2 判斷氧化性、還原性的強(qiáng)弱。

例7 已知反應(yīng)：

（1）I+SO+2HO=HSO+2HI

（2）2FeCl+Cl=2FeCl

（3）2FeCl+2HI=2FeCl+I+2HCl

試判斷I、SO、Cl、FeCl四種物質(zhì)氧化能力的強(qiáng)弱。

解析 根據(jù)氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物，由反應(yīng)（1）可得出：I>HSO>SO；由反應(yīng)（2）可得出：Cl>FeCl；由反應(yīng)（3）可得出：FeCl>I。綜上所述可知四種物質(zhì)氧化能力的強(qiáng)弱順序?yàn)镃l>FeCl>I>SO。

當(dāng)然也有例外。例如：2NaCl+2HO=2NaOH+Cl↑+H↑（氧化性Cl大于HO，還原性H大于NaCl。這是由反應(yīng)條件電解所決定的）；Na+KCl（熔融）=NaCl+K↑（還原性K大于Na，這是因?yàn)镵的沸點(diǎn)758 ℃比Na的沸點(diǎn)883 ℃低，生成的K為蒸氣而脫離反應(yīng)體系，使反應(yīng)能有效地向右進(jìn)行）。

2.在相同條件下，總是氧化性或還原性最強(qiáng)的微粒優(yōu)先發(fā)生反應(yīng)。例如：向含有Br和I的溶液中滴加氯水，則I將優(yōu)先被氧化；向含有Cu和Ag的溶液中加入鐵粉，則Ag將優(yōu)先被還原。

應(yīng)用 判斷混合溶液中離子發(fā)生反應(yīng)的順序。

例8 寫出下列反應(yīng)的離子方程式：

（1）FeBr溶液中通入少量Cl ，通入過量Cl 。

（2）FeI溶液中通入少量Cl ，通入過量Cl 。

解析 因Fe、Br、I都具有較強(qiáng)的還原性。當(dāng)通入過量Cl時(shí)，F(xiàn)e、Br、I都可被Cl所氧化，此時(shí)兩溶液中反應(yīng)相似，離子方程式分別為

2Fe+4Br+3Cl=2Fe+2Br+6Cl

2Fe+4I+3Cl=2Fe+2I+6Cl

當(dāng)通入少量Cl時(shí)，由于還原性I>Fe>Br，F(xiàn)eBr溶液中只有Fe被氧化，離子方程式為

2Fe+Cl=2Fe+2Cl

FeI溶液中只有I被氧化，離子方程式為

2I+Cl=I+2Cl

3.一般來說，同一元素的價(jià)態(tài)越高，其氧化性越強(qiáng)，如氧化性：Fe>Fe；價(jià)態(tài)越低，其還原性越強(qiáng)，如還原性：HS>S>SO。不過也有例外，氧化性HO>HO，原因是HClO不穩(wěn)定，見光易分解，生成具有強(qiáng)氧化性的“初生態(tài)”的氧原子。

4.一般來說，酸性越強(qiáng)、濃度越大、溫度越高，氧化劑的氧化性或還原劑的還原性越強(qiáng)。例如：KMnO在酸性溶液中氧化性最強(qiáng)、中環(huán)境次之、堿環(huán)境中最弱；濃鹽酸具有還原性，而稀鹽酸沒有；濃硫酸具有強(qiáng)氧化性，而稀硫酸沒有；溫度越高，碳的還原性越強(qiáng)等。

應(yīng)用 比較物質(zhì)間氧化性或還原性的強(qiáng)弱；選擇適宜條件下用氧化性較強(qiáng)的物質(zhì)制備氧化性較弱的物質(zhì)，或用還原性較強(qiáng)的物質(zhì)制備還原性較弱的物質(zhì)。

六、反應(yīng)先后律（難易律）

一般來說，在同一反應(yīng)環(huán)境中，濃度相同或相近的氧化劑遇到若干種還原劑時(shí)，還原性強(qiáng)的先被氧化；同理，在同一反應(yīng)環(huán)境中，濃度相同或相近的還原劑遇到若干種氧化劑時(shí)，氧化性強(qiáng)的先被還原。例如：還原性I>Fe，將Cl通入FeI溶液中，先發(fā)生反應(yīng)Cl+2I=2Cl+I，后發(fā)生反應(yīng)Cl+2Fe=2Fe+2Cl；還原性Fe>Br，將Cl通入FeBr溶液中，先發(fā)生反應(yīng)Cl+2Fe=2Fe+2Cl，后發(fā)生反應(yīng)Cl+2Br=2Cl+Br。

應(yīng)用 判斷物質(zhì)的穩(wěn)定性及反應(yīng)順序。

七、反應(yīng)方向律

氧化還原反應(yīng)一般按照氧化性較強(qiáng)的物質(zhì)與還原性較強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)，生成氧化較弱的物質(zhì)和還原性較弱的物質(zhì)的方向進(jìn)行。也有例外，如還原性Fe>H，但FeO+4H 3Fe+4HO（g），原因在于該反應(yīng)為可逆反應(yīng)，生成的水蒸氣被排出可使平衡不斷向右移動(dòng)。類似的有還原性Si大于C，但2C+SiO=Si+2CO↑

應(yīng)用 用于預(yù)測(cè)反應(yīng)的可能性。