高中化學方程式的具體介紹(2)
高中化學方程式的具體介紹
高中化學的氧化還原的基本規(guī)律
(1)守恒律：對于一個完整的氧化還原反應，化合價升高總數(shù)與降低總數(shù)相等，失電子總數(shù)與得電子總數(shù)相等。
(2)價態(tài)律：元素處于最高價，只有氧化性;元素處于最低價，只有還原性;元素處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性，但主要呈現(xiàn)一種性質。即：“高價氧化低價還，中間價態(tài)兩頭轉”
(3)強弱律：強制弱：強氧化劑 強還原劑=弱還原劑 弱氧化劑。主要應用：
?、俦容^物質間氧化性或還原性的強弱;
②在適宜條件下，用氧化性強的物質制備氧化性弱的物質或用還原性強的物質制備還原性弱的物質。
(4)轉化律：氧化還原反應中，以元素相鄰價態(tài)間的轉化最容易;同種元素不同價態(tài)之間的氧化反應，化合價的變化遵循“只靠攏，不交叉”(即價態(tài)歸中 ) ;同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應。
歧化律-?D處于中間價態(tài)的元素同時升降
歸中律-?D同種元素不同價態(tài)反應時，化合價向中間靠攏，且一般符合鄰位轉化和互不換位規(guī)律，同種元素相鄰價態(tài)不發(fā)生氧化還原反應
(5)優(yōu)先律：一種氧化劑同時和幾種還原劑相遇時，還原性最強的優(yōu)先發(fā)生反應。一種還原劑與多種氧化劑相遇時，氧化性最強的優(yōu)先發(fā)生反應。即“先強后弱”原則。
(6)難易律：越易失電子的物質，失后就越難得電子;越易得電子的物質，得后就越難失電子。
(二)氧化性、還原性強弱的比較：
氧化性、還原性的強弱取決于得、失電子的能力，與得失電子的多少無關。一般從元素的價態(tài)考慮時：元素處于最高價態(tài)，則只有氧化性;處于最低價態(tài)，則只有還原性;而處于中間價態(tài)時，既有氧化性，又有還原性。
常用的判斷方法有：
(1)根據(jù)金屬活動順序表：單質失電子能力逐漸增強，還原性逐漸增強，其簡單陽離子得電子能力逐漸減弱，氧化性逐漸減弱。
(2)根據(jù)非金屬活動順序判斷：一般情況下，F(xiàn)2、Cl2、Br2、I2、S單質的氧化性逐漸減弱，F(xiàn)-、Cl-、Br-、I-、S2-，其簡單陰離子的還原性逐漸增強。
(3)從元素化合價的高低來判斷：一般地說，同一種變價元素的幾種物質，它們的氧化能力是由高價態(tài)到低價態(tài)逐漸減弱，還原能力則依次逐漸增強。特殊性：氧化、還原能力還與物質的穩(wěn)定性、溫度、濃度、酸堿性等有關。
如：氧化性HClO > HClO4; H2SO3 > H2SO4(稀)
KMnO4氧化性：酸性 > 中性 > 堿性
(4)根據(jù)化學方程式：自發(fā)進行的氧化還原反應中：
強氧化劑 強還原劑=弱還原劑 弱氧化劑
氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物;還原性： 還原劑>還原產(chǎn)物
另外大多數(shù)情況下，在氧化還原反應中：氧化性：氧化劑 > 還原劑;還原性：還原劑 > 氧化劑
(5)根據(jù)元素周期表判斷：同主族元素：金屬單質的還原性隨金屬性的增強而增強，其簡單離子的氧化性相應減弱;非金屬單質的氧化性隨非金屬性的增強而增強，其簡單陰離子的還原性相應減弱
(6)根據(jù)反應進行的難易判斷：不同氧化劑與同一還原劑反應，越容易進行的反應其中氧化劑的氧化性越強;不同還原劑與同一氧化劑反應，越容易進行的反應其中還原劑的還原性越強。
(7)根據(jù)電極反應判斷：a、兩種不同的金屬構成原電池時，做負極的金屬的還原性比做正極的金屬的還原性強。b、用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的金屬離子的氧化性強;在陽極先放電的陰離子的還原性強。
說明：
1、氧化性和還原性是指得失電子的能力，因此，氧化性、還原性的強弱取決于得、失電子的能力大小，與得失電子的多少無關。
2、物質的氧化性、還原性的相對強弱還與物質的濃度、酸堿性、溫度等因素有關。如：濃硫酸具有強氧化性，而稀硫酸不具有強氧化性;濃鹽酸具有強還原性，而稀鹽酸不具有強還原性;酸性KMnO4溶液的氧化性比中性或弱堿性溶液中的氧化性都強等。
3、氧化性、還原性的相對強弱還可以根據(jù)反應條件判斷：反應條件越簡單，反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性越強。如是否加熱、有無催化劑及反應的溫度高低、反應的濃度大小等。
4、同一氧化劑與不同還原劑反應時，誰放出的能量大，誰的氧化性就強;同理，同一還原劑與不同的氧化劑反應時，誰放出的能量大，誰的還原性就強。
5、在利用電化學原理判斷金屬的還原性的相對強弱時，一般做負極的金屬的活潑性較強，但在某些特定的原電池反應中，也可能出現(xiàn)反例。如：鎂、鋁和氫氧化鈉組成原電池時，作為負極的金屬就是鋁，它的還原性比鎂弱，但鋁可與氫氧化鈉發(fā)生自發(fā)的氧化還原反應。
(三)氧化還原反應方程式的配平：
用化合價升降法(電子得失法)配平各種類型的氧化還原反應的方程式。主要以選擇、填空、推斷等形式出現(xiàn)。
氧化還原反應方程式的配平依據(jù)：質量守恒定律和反應中元素的化合價升降總數(shù)相等
氧化還原反應的配平步驟：①標;②等;③定;④配;⑤查
說明：
1、①標是標出化合價發(fā)生變化的元素的化合價;②等是化合價升高與降低的總數(shù)相等;③定是指確定氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物前面的系數(shù)，這類系數(shù)稱為氧化還原系數(shù);④配是指用觀察法配平方程式其他物質前面的系數(shù);⑤查，要求從質量守恒、電荷守恒和得失電子守恒三個方面檢查方程式配平是否正確。
2、配平方法：
?、夙樑浞?先從氧化劑或還原劑開始配平)，適用于分子間的氧化還原反應，生成物中既有氧化產(chǎn)物又有還原產(chǎn)物，所有元素參與的氧化還原反應等;
如：鋁在空氣中燃燒、氯酸鉀與濃鹽酸的反應等
?、谀媾浞?先從氧化還原產(chǎn)物開始配平)，適用于自身氧化還原反應，反應物中某一部分被氧化或被還原。
如：K2Cr2O7 HCl-KCl CrCl3 H2O Cl2、AgNO3-Ag NO2 O2、
Br2 Na2CO3-NaBr NaBrO3 CO2等。
3、幾類反應的配平技巧：
?、偃表楊悾嚎赡苋钡捻棧阂话銥榉磻橘|，通常是酸、堿或水，它們參與反應，但其中元素的化合價不變;確定方法：先配出氧化還原系數(shù)，后根據(jù)離子電荷守恒和原子個數(shù)守恒確定。如：Fe(NO3)2 KOH Cl2-K2FeO4 KNO3 KCl
?、诙嘧冾悾河袃煞N以上元素的價態(tài)改變;存在一種物質，其中兩種元素的價態(tài)均同時升高或降低。配平技巧：整體 零價法。
如：FeS2 O2-Fe2O3 SO2、P CuSO4 H2O-H3PO4 Cu3P H2SO4
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