氧化還原反應強弱規(guī)律的適用條件探究

魏連好

(山東省昌樂及第中學 262400)

一、氧化還原反應強弱規(guī)律的主要問題

高中的氧化還原反應的強弱規(guī)律存在太多的問題，即使有的教師總結提出其適用條件為：“常溫下的自發(fā)反應”.但仍然存在較多問題.如下：

1.可逆的歧化反應，歸中反應無法正確做出判斷.如常溫下氯氣與水的反應中，Cl2自我氧化還原，生成HClO與HCl.由該規(guī)律可知，正反應的氧化性比較：Cl2>HClO，還原性比較：Cl2>HCl.逆反應的氧化性比較：HClO>Cl2，還原性比較：HCl>Cl2.正逆反應結論并不同，這就無法直接運用該規(guī)律.

2.常溫下，適用此規(guī)律，鐵與鹽酸反應生成氯化亞鐵和氫氣，在高溫條件下仍然適用.同樣可以得到，氧化性：HCl>FeCl2，還原性：Fe>H2.常溫過于局限，并且很多低溫、高溫也遵循該規(guī)律.

3.非歧化反應及歸中反應的可逆化合反應，分解反應無法做出正確判斷.如氮氣與氫氣反應合成氨氣，在常溫下的反應，同樣存在正逆反應得出的結果不一致.

4.部分非自發(fā)反應仍遵循該強弱規(guī)律.如：氫氣與氯氣光照條件下生成氯化氫，以及所有的燃燒反應.

二、推導氧化還原反應強弱規(guī)律的使用條件

作為氧化還原反應的一條一般規(guī)律，存在各種各樣的問題.學生在學習及使用該規(guī)律發(fā)現了各種各樣的問題，難道該規(guī)律就這樣被學生推翻了嗎？然而，從眾多的化學反應中仍然可以看出強弱規(guī)律的正確性.真理都有自己的適用范圍.在多年教學中，總結了大量適用氧化還原反應強弱規(guī)律的情況.

1.所有的燃燒反應.無論是金屬的燃燒還是非金屬的燃燒反應，都遵循該規(guī)律.

2.多數遵循該強弱規(guī)律的是向著反應放熱的方向進行的反應.

3.部分熵增加，吸熱的反應.如氯氣與水反應生成鹽酸和次氯酸，逆反應吸熱，熵增加，逆反應適用.但通常放熱起主導作用.因此，在重新總結氧化還原反應強弱規(guī)律的適用范圍，重點考慮了放熱反應的強弱規(guī)律.

放熱反應且反應放熱起主導作用存在，ΔH<0.任何一個可以自發(fā)進行的化學反應都有ΔG<0，當ΔH·ΔG>0時，遵循氧化還原反應的強弱規(guī)律；若反應混亂度起主導作用，存在ΔS>0，反應自發(fā)進行ΔG<0，當ΔS·ΔG<0時，遵循氧化還原反應的強弱規(guī)律.具體使用時可具體看ΔG=ΔH-T·ΔS中 ΔH與T·ΔS的大小關系，當ΔH與T·ΔS中ΔH比T·ΔS大比較多時，符合ΔH·ΔG>0的反應方向遵循強弱規(guī)律；當ΔH比T·ΔS小較多時，符合ΔS·ΔG<0的方向遵循強弱規(guī)律.

例1雙氧水分解制備氧氣的反應，ΔH<0，ΔS>0比較雙氧水與氧氣的氧化性.

解析由于ΔH<0，ΔS>0，所以ΔG=ΔH-T·ΔS<0恒成立，因此ΔH與ΔS影響方向是一致的.故無論采取ΔS·ΔG<0還是采取ΔH·ΔG>0，結果都是一致的.

由上述例題分析可知，自發(fā)進行是該規(guī)律的必然條件.即ΔG<0恒成立.因此對于任何可自發(fā)進行的反應，只需看ΔH與ΔS的影響.即ΔH影響大時，只需看ΔH影響的方向，若ΔS影響大時，只需要看ΔS影響的方向.

例2如工業(yè)制粗硅、工業(yè)制水煤氣，低溫不能自發(fā)反應，高溫自發(fā).

解析這類高溫反應下的反應，正向不遵循氧化還原反應強弱規(guī)律.常溫時，逆由于ΔH比ΔS影響更大，故逆向遵循該規(guī)律.不過高溫和低溫下，由于溫度的影響，可能改變化學反應的方向及限度，故判斷時應采用較為溫和的常溫更為合適.

綜上所述，該氧化還原反應的強弱規(guī)律應該為ΔH或ΔS引導的常溫下的自發(fā)反應.高溫時仍成立，但仍要按照常溫下計算.反應必須自發(fā)進行，選出ΔH<0或ΔS>0引導的方向.根據此關系判斷出遵循氧化還原反應的強弱規(guī)律的方向，即可求出氧化性，還原性的大小關系.通常判斷ΔS用s