氧化還原反應問題解題規(guī)律歸納

氧化還原反應是中學化學中的一種重要反應類型。正確理解和準確把握氧化還原反應中的有關規(guī)律并能熟練運用，是學好這一知識點的關鍵。下面我們就一起來梳理氧化還原反應中的有關規(guī)律，希望同學們能夠熟記并能正確運用。

一、守恒律

1.電子得失守恒

在氧化還原反應中，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（或者說化合價升高總數(shù)與化合價降低總數(shù)相等）。

應用1 計算氧化劑、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)生反應生成單質碘，問該反應中被氧化的碘元素與被還原的碘元素的質量之比是多少。

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

應用2 確定氧化產(chǎn)物或還原產(chǎn)物中元素的價態(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。該反應中160 g CuSO可氧化P的質量是 。

解析 該反應中氧化還原關系較為復雜，既有CuSO與P的氧化還原反應，又有P的自身氧化還原反應?！鶦u，P元素化合價降低3價；SO→P，Cu元素化合價降低1價；→HO，P元素化合價升高5價。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的物質的量之比應為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的系數(shù)。配平后的化學方程式為11P+15CuSO+24HO=5CuP+6HPO+15HSO。

因為CuSO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的物質的量之比為5∶1。n（CuSO） == 1 mol，可氧化的P的質量= mol×31 g·mol=6.2 g。

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

3.原子守恒 氧化還原反應與一般的反應一樣，遵守質量守恒定律。

應用 配平氧化還原方程式；進行氧化還原反應的有關計算；求某一反應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、物質轉換規(guī)律

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

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

三、性質表現(xiàn)律（價態(tài)律）

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

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

3.處于中間價態(tài)的元素既有氧化性、又有還原性，但以一種性質為主，一般遇強氧化劑表現(xiàn)還原性，遇強還原劑表現(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，其性質是各種價態(tài)的元素性質的綜合體現(xiàn)。如HCl中H處于最高價態(tài)+1價，遇金屬等還原劑時可表現(xiàn)氧化性；其中的Cl處于最低價態(tài)-1價，遇到KMnO、MnO、KClO、Ca（ClO）等強氧化劑時表現(xiàn)還原性。

應用 判斷元素或物質的氧化性與還原性的有無。

四、價態(tài)轉化規(guī)律

同一氧化還原反應中，有元素化合價升高的同時，必有元素化合價降低。根據(jù)這一規(guī)律，歧化反應中反應物價態(tài)應介于兩產(chǎn)物價態(tài)之間，而歸中反應中產(chǎn)物價態(tài)應介于兩反應物價態(tài)之間。

應用 判斷氧化還原反應中元素化合價的高低。

1.鄰位轉化律 在氧化還原反應中，元素相鄰價態(tài)間的轉化最容易進行。

（1）元素處于最低（或最高）價態(tài)，遇一般氧化劑（或還原劑）時轉變至相鄰價態(tài)。例如：

2H+O=2↓+2HO

2Cl+Cu=2Cl+CuCl

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

O+Cl+2HO=HO+2HCl

O+2HS=3↓+2HO

（3）元素處于中間價態(tài)時可發(fā)生歧化反應，且一般發(fā)生鄰位轉化（即歧化律）。例如：

+HO=H+HO

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

3O+HO=2HO+O

2.跳位轉化律

（1）元素處于較低（或較高）價態(tài)時，遇強氧化劑（或強還原劑）發(fā)生跳位轉化。例如：

+6HNO（濃）=HO+6NO↑+2HO

2KO+16HCl=2KCl+2Cl+5Cl↑+8HO

（2）當加劇反應條件（如升高溫度、使用催化劑、增大反應物的濃度、增強酸性、增大反應物的量等）時，可發(fā)生跳位轉化。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，它們在一定條件下具有如下的轉化關系（方程式未配平且氯元素一定有價態(tài)變化）。

①G W+NaCl

②W+HO X+H

③Y+NaOH G+W+HO

④Z+NaOH W+X+HO

請判斷G、W、X、Y、Z中氯元素化合價的高低。

解析 反應①中G→NaCl，氯元素化合價降低，則氯元素的化合價G

3.互不交叉和換位規(guī)律

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

（1）同種元素的相鄰價態(tài)間不相互轉化。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（因此可用濃HSO干燥SO）。

（2）同種元素不同價態(tài)的物質之間發(fā)生反應時，生成中間價態(tài)的物質，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可能為同一中間價態(tài)，也可能不為同一價態(tài)，但一定介于氧化劑與還原劑中該元素的化合價之間（即歸中律）。例如：

H+HO（濃）=↓+O↑+2HO

KO+6H=K+3↑+3HO

應用 判斷氧化還原反應能否發(fā)生、物質的變化以及預測反應的產(chǎn)物，判斷氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物及轉移電子數(shù)。

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

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

解析 （1）由于K中Cl元素價態(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，該反應為歸中反應，轉移電子數(shù)為5。

（2）與O中S元素化合價恰介于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，價態(tài)變化才不交叉，轉移電子數(shù)為2。

五、性質強弱律（性質遞變律）

1.氧化還原反應發(fā)生的一般規(guī)律為“強氧化劑+強還原劑→弱氧化劑+弱還原劑”，即對于一個自發(fā)進行的氧化還原反應來說，氧化劑一定比氧化產(chǎn)物的氧化性強，還原劑一定比還原產(chǎn)物的還原性強。也就是說在同一氧化還原反應中，氧化性的強弱順序為氧化劑、氧化產(chǎn)物；還原性的強弱順序為還原劑、還原產(chǎn)物。例如：在反應2Fe+Cl=2Fe+2Cl中，氧化性Cl大于Fe，還原性Fe大于Cl。

應用1 判斷反應能否發(fā)生。

例6 判斷下列反應能否進行，并說明原因。

（1）Fe+Cu=Fe+Cu

。

（2）2Fe+Cu=2Fe+Cu

。

解析 （1）因為氧化性Fe

（2）因為氧化性Fe>Cu，還原性Cu>Fe，該反應符合氧化還原反應的條件，所以該反應能夠發(fā)生。

應用2 判斷氧化性、還原性的強弱。

例7 已知反應：

（1）I+SO+2HO=HSO+2HI

（2）2FeCl+Cl=2FeCl

（3）2FeCl+2HI=2FeCl+I+2HCl

試判斷I、SO、Cl、FeCl四種物質氧化能力的強弱。

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

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

2.在相同條件下，總是氧化性或還原性最強的微粒優(yōu)先發(fā)生反應。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。

應用 判斷混合溶液中離子發(fā)生反應的順序。

例8 寫出下列反應的離子方程式：

（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都具有較強的還原性。當通入過量Cl時，F(xiàn)e、Br、I都可被Cl所氧化，此時兩溶液中反應相似，離子方程式分別為

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

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

當通入少量Cl時，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，同一元素的價態(tài)越高，其氧化性越強，如氧化性：Fe>Fe；價態(tài)越低，其還原性越強，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，生成具有強氧化性的“初生態(tài)”的氧原子。

4.一般來說，酸性越強、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。例如：KMnO在酸性溶液中氧化性最強、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；濃硫酸具有強氧化性，而稀硫酸沒有；溫度越高，碳的還原性越強等。

應用 比較物質間氧化性或還原性的強弱；選擇適宜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。

六、反應先后律（難易律）

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

應用 判斷物質的穩(wěn)定性及反應順序。

七、反應方向律

氧化還原反應一般按照氧化性較強的物質與還原性較強的物質反應，生成氧化較弱的物質和還原性較弱的物質的方向進行。也有例外，如還原性Fe>H，但FeO+4H 3Fe+4HO（g），原因在于該反應為可逆反應，生成的水蒸氣被排出可使平衡不斷向右移動。類似的有還原性Si大于C，但2C+SiO=Si+2CO↑

應用 用于預測反應的可能性。