李祖艷

【摘要】氧化還原反應是中學化學的一個難點與重點，對學生而言，物質(zhì)氧化性與還原性強弱的判斷非一件易事。本文介紹了物質(zhì)氧化性與還原性強弱一般的判斷方法，在教學中不斷地滲透，并要求學生在分析問題時逐步地應用，熟能生巧，從而使學生逐漸地將氧化還原這一抽象的理論得以掌握。

【關(guān)鍵詞】物質(zhì)氧化性與還原性強弱的判斷 價態(tài) 原子結(jié)構(gòu) 反應規(guī)律 反應條件 程度 酸堿性強弱 電極反應 濃度 外界條件 靈活 滲透

【中圖分類號】G633.8 【文獻標識碼】A 【文章編號】2095-3089（2013）07-0170-02

氧化還原反應是中學化學的一個難點與重點。而物質(zhì)氧化性與還原性強弱的判斷則是指導并學習氧化還原理論一個重要的環(huán)節(jié)。氧化性是指物質(zhì)得電子的能力，還原性則是物質(zhì)失電子的能力，氧化性還原性的強弱則是比較得失電子的難易程度。雖從概念上看似簡單，但對學生而言，具體判斷得失電子的難易程度卻非一件易事。下面就如何判斷氧化性與還原性的強弱做如下分析：

一、根據(jù)元素價態(tài)判斷

一種元素形成的不同價態(tài)的化合物，根據(jù)該元素所處的價態(tài)分析：1.處于最高價態(tài)——只有氧化性，如：Na+、Fe3+、MnO4-、H2SO4；2.處于最低價態(tài)——只有還原性，如：S2-、Cl-、NH3；3.處于中間價態(tài)——既有氧化性又有還原性，如：S、Fe2+.即“高氧低還中兼”。且同種元素價態(tài)越高氧化性越強，價態(tài)越低還原性越強。如氧化性Fe3+>Fe2+.還原性Fe>Fe2+。

二、根據(jù)原子結(jié)構(gòu)判斷

一般來說，原子半徑越大，最外層電子數(shù)越少，則該原子的單質(zhì)就越易失電子，還原性強，但其陽離子的氧化性則弱；原子半徑越小，最外層電子數(shù)越多，則該原子的單質(zhì)就越易得電子，氧化性強，但其陰離子的還原性則弱，即概括為“單強離弱”或“單弱離強”。具體判斷可依據(jù)以下兩點：

1.依據(jù)金屬活動性順序

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb （H） Cu Hg Ag Pt Au

單質(zhì)失電子減弱，單質(zhì)還原性減弱，而對應陽離子氧化性增強。

例如：還原性Al> Zn> Fe 氧化性Al3+

2.根據(jù)元素在周期表中的位置判斷

同周期從左到右原子半徑減?。ǔ∮袣怏w），則金屬單質(zhì)還原性減弱，而非金屬單質(zhì)的氧化性增強。

例如：金屬單質(zhì)還原性：Na>Mg>Al

陽離子氧化性：Na+

非金屬單質(zhì)氧化性：SCl-

同主族從上到下原子半徑增大，則單質(zhì)氧化性減弱，還原性增強。

例如：IA族單質(zhì)還原性Li

陽離子氧化性Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+

ⅦA族單質(zhì)氧化性F2>Cl2>Br2>I2

陰離子還原性F-

三、根據(jù)氧化還原反應規(guī)律判斷

在氧化還原反應中多為強氧化劑和強還原劑反應生成弱氧化劑和弱還原劑。氧化還原可表示為：

氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

氧化劑與氧化產(chǎn)物均具氧化性，還原劑與還原產(chǎn)物均具還原性，則氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物，還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。所以這也可以認為是根據(jù)化學方程式判斷，概括為“左強右弱”。

例如： 4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2？邙+ 2H2O

還原劑 氧化劑 還原產(chǎn)物 氧化產(chǎn)物

氧化性：MnO2>Cl2 還原性：HCl>MnCl2

再如：根據(jù)反應式：①2Fe3++2I-= 2Fe2++I2；②Br2+2Fe2+=2Br-+2Fe3+，可以判斷離子的還原性從強到弱的順序是（ ）

A. Br-，F(xiàn)e2+， I- B. I-， Fe2+， Br-

C. Br-，I-， Fe2+ D. Fe2+， I-， Br-

解析：首先確定兩個反應的還原劑：①I- ②Fe2+，還原產(chǎn)物：①Fe2+ ②Br-；再依據(jù)“左強右弱”原則，故有還原性；I->Fe2+， Fe2+> Br-，故選B。

四、根據(jù)反應條件判斷

不同氧化劑（或還原劑）與同種還原劑（或氧化劑）反應，如果氧化（或還原）產(chǎn)物價態(tài)相同，可根據(jù)反應條件高低來進行判斷，條件要求越高，則其氧化性（或還原性）就越弱，即“強易弱難”。

例如： 2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2 +8H2O

MnO2+4HCl=MnCl2+2H2O+Cl2

O2+4HCl=2H2O+2Cl2

上述三個反應的還原劑都是濃鹽酸，氧化產(chǎn)物都是Cl2，而氧化劑分別為KMnO4、MnO2、O2，不難看出，三個反應條件要求逐步提高，則氧化性KMnO4> MnO2> O2。

五、根據(jù)被氧化或被還原程度的不同進行判斷

當變價的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時，可根據(jù)氧化產(chǎn)物價態(tài)的高低來判斷氧化劑氧化性的強弱。若還原劑被氧化價態(tài)越高，即氧化程度越大，則氧化劑的氧化性越強，若被氧化價態(tài)低，即氧化程度小，則氧化劑的氧化性越弱。相應地，同一氧化劑被還原程度越大，即價態(tài)降的越低，還原劑還原性越強；被還原程度越小，還原劑還原性越弱，即“強大弱小”。

例如：Fe+S=FeS 2Fe+3Cl2=2FeCl3

S與Cl2均同F(xiàn)e在相似條件下反應，F(xiàn)e與S反應被氧化為+2價，而與Cl2反應則被氧化為+3價，所以氧化性Cl2>S。

六、根據(jù)元素最高價氧化物的水化物酸堿性強弱比較

若元素最高價氧化物的水化物酸性越強，其單質(zhì)的氧化性越強，若最高價氧化物的堿性越強，其單質(zhì)的還原性越強。

例如： 酸性 HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3

氧化性 Cl2 > S > P > C

七、根據(jù)原電池，電解池的電極反應比較

1.兩種不同金屬構(gòu)成原電池的兩極。負極金屬是電子流出 極，正極金屬是電子流入的極，負極失電子能力強于正極，則還原性：負極>正極。

例：以Zn|H2SO4|Cu原電池為例，負極為Zn，正極為Cu，所以還原性Zn>Cu。

此類問題多是由還原性強弱來判斷電池正負極以及電極反應。

2.用惰性電極電解混合液時，在陰極先放電的陽離子的氧化性較強，在陽極先放電的陰離子的還原性較強。

陰離子放電順序（即還原性強弱順序）：

S2—>I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子

陽離子放電順序（即氧化強弱順序，實質(zhì)與金屬活動性對應陽離子順序基本一致）：

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

此類問題多見于根據(jù)放電順序判斷陰陽極產(chǎn)物。

例：電解CuCl2和NaCl混合液，陰極和陽極上分別析出物質(zhì)是（ ）

A.H2和Cl2 B.Cu和Cl2 C.H2和O2 D.Cu和O2

解析：由陰陽離子放電順序不難得出答案B。

八、根據(jù)物質(zhì)的濃度大小比較

具有氧化性（或還原性）的物質(zhì)的濃度越大，其氧化性（或還原性）越強，反之，其氧化性（或還原性）越弱。

例：氧化性 濃HNO3>稀HNO3 濃H2SO4>稀H2SO4

還原性 濃鹽酸>稀鹽酸

九、外界條件的影響

外界條件對物質(zhì)的氧化性和還原性強弱也有一定的影響，比如與溶液酸堿性有關(guān)：一般來說，酸性越強，氧化劑的氧化性就越強。

例：氧化性 KMnO4（酸性）>KMnO4（中性）>KMnO4（堿性）。另外還與溫度有關(guān)：溫度越高，氧化性或還原性越強。

以上只是物質(zhì)氧化性與還原性強弱判斷的一般方法。應用時要靈活，切不可生搬硬套，在處理問題時要注意以下幾點：

1.不能以元素化合價降低數(shù)或升高數(shù)即得失電子數(shù)的多少作為判斷物質(zhì)氧化性或還原性強弱的依據(jù)。

比如：Mg和Al分別與稀鹽酸反應時，Mg被氧化為+2價，Al被氧化為+3價，就不能說Al失電子數(shù)多于Mg，所以還原性Al>Mg。

2.不能以酸中的中心原子的價態(tài)高低或酸性強弱來判斷酸的氧化能力。由于受酸分子內(nèi)部結(jié)構(gòu)的影響，許多含氧酸的中心原子價態(tài)越高，酸性越強，氧化能力越弱；反之，價態(tài)低的雖然酸性弱，但氧化能力反而較強。

例如：H2SO3的氧化能力大于稀H2SO4（H2SO3能把H2S氧化生成S，而稀H2SO4不能氧化H2S）。

3.不能以反應中有無催化劑作為判斷物質(zhì)氧化性與還原性的依據(jù)。物質(zhì)的氧化、還原能力與它得、失電子的趨勢有關(guān)，而加入催化劑只改變化學反應速率，并不能改變物質(zhì)得失電子的能力。

將以上的一般判斷方法，在教學中不斷地滲透，并要求學生在分析問題時逐步地應用，熟能生巧，從而使學生逐漸地將氧化還原這一抽象的理論得以掌握。