覃文淵 河 池

摘 要：把握氧化還原反應(yīng)的概念，識記氧化還原反應(yīng)的規(guī)律，掌握氧化還原反應(yīng)的配平原則及技巧，使氧化還原反應(yīng)的配平迎刃而解。

關(guān)鍵詞：氧化還原反應(yīng)；概念；規(guī)律；原則；技巧

氧化還原反應(yīng)是中學(xué)化學(xué)教學(xué)的重點(diǎn)和難點(diǎn)，而它的配平更使很多學(xué)生在學(xué)習(xí)時感到非常吃力。事實(shí)上，只要我們清晰地把握氧化還原反應(yīng)的配平原則、一般方法和特殊技巧，結(jié)合少量的練習(xí)，就可以使氧化還原反應(yīng)的配平迎刃而解。

一、五對概念

在氧化還原反應(yīng)中，有五對既相對立又相聯(lián)系的概念。它們的名稱和相互關(guān)系如下圖所示：

二、五條規(guī)律

1.電子守恒定律

在任意的一個氧化還原反應(yīng)中，都必然存著電子的轉(zhuǎn)移與化合價的改變。氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)其實(shí)是電子從一處轉(zhuǎn)移到另一處。在整個反應(yīng)的過程中，電子的總數(shù)是不變的。因而，失電子總數(shù)與得電子總數(shù)相等，化合價升高總數(shù)與降低總數(shù)必然是相等的。

2.強(qiáng)弱律

氧化還原反應(yīng)可以簡單地表示為：氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物。其中，還原性：還原劑＼>還原產(chǎn)物；氧化性：氧化劑＼>氧化產(chǎn)物。根據(jù)“以強(qiáng)制弱”的規(guī)律，我們可以用一些氧化性較強(qiáng)的物質(zhì)制備一些我們需要的氧化性較弱的物質(zhì)。

3.先后律

有多種物質(zhì)共同參與到氧化還原反應(yīng)之中時，應(yīng)該遵循“強(qiáng)者先反應(yīng)”的原則。也就是說，在多種氧化劑同時和多種還原劑發(fā)生反應(yīng)時，必然是氧化性強(qiáng)的與還原性強(qiáng)的先發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。

4.價態(tài)律

元素處于最高價時，該元素?zé)o法再繼續(xù)失去電子，只能獲得電子，因此只有氧化性；元素處于最低價時，該元素?zé)o法再繼續(xù)獲得電子，只能失去電子，因此只有還原性；當(dāng)元素處于中間價態(tài)時，表明該元素不僅可以繼續(xù)獲得電子，還可以失去電子，因此既有氧化性又有還原性。

5.轉(zhuǎn)化律

氧化還原反應(yīng)中，以元素相鄰價態(tài)之間的轉(zhuǎn)化最容易；同種元素不相鄰價態(tài)之間若發(fā)生反應(yīng)，元素的化合價只相靠不交叉；同種元素，相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)。應(yīng)用：分析判斷氧化還原反應(yīng)能否發(fā)生及表明電子轉(zhuǎn)移情況。

三、配平原則

由于在氧化還原反應(yīng)里存在著電子的轉(zhuǎn)移，因此元素的化合價必然有升有降，我們把化合價能升高的元素或含該元素的物質(zhì)稱為還原劑，反之稱為氧化劑。由氧化還原反應(yīng)的知識我們不難得出配平原則：還原劑失電子總數(shù)=氧化劑得到電子總數(shù)，即還原劑（元素）化合價升高的總價數(shù)=氧化劑（元素）化合價降低的總價數(shù)。

四、配平方法

氧化還原反應(yīng)的配平是正確書寫氧化還原反應(yīng)方程式的重要步驟，它是高中化學(xué)教學(xué)中要培養(yǎng)學(xué)生的一項(xiàng)基本技能，同時氧化還原反應(yīng)的配平也一直是高考考查的熱點(diǎn)?？疾檠趸€原反應(yīng)配平的試題，一般其難度都不低，因此，掌握較好的解題方法，快速、準(zhǔn)確地進(jìn)行配平是解決這類問題的關(guān)鍵。下面介紹幾種簡單、通用、快速、準(zhǔn)確的配平方法。

（一）氧化還原反應(yīng)常用的配平方法與具體步驟

氧化還原反應(yīng)的配平通常都是從化學(xué)方程式的左邊開始向右邊配平，其具體的步驟是：

第一，寫出氧化還原反應(yīng)的化學(xué)方式。如：

Fe+HCl——FeCl2+H2↑

第二，找出每個原子在化學(xué)反應(yīng)前后的化合價變化與其相應(yīng)的電子數(shù)的得失情況。在上述該氧化還原反應(yīng)中，F(xiàn)e原子由0價升高到+2價，失去了兩個單位的電子；H原子由+1價降低到0價，得到了兩個單子的電子。即：

第三，根據(jù)電子得失守恒定律，計算出化合價升高數(shù)與化合價降低數(shù)的最小公倍數(shù)，然后便可以得知氧化劑與還原劑的計量數(shù)的具體數(shù)值。如：

第四，通過觀察即可配平化合價沒有改變的原子數(shù)目。

（二）氧化還原反應(yīng)常用的幾種配平技巧

如果我們只是簡單了掌握氧化還原反應(yīng)的一般方法與基本原則，在遇到一些較為復(fù)雜的氧化還原反應(yīng)方程式的配平時，會花費(fèi)相當(dāng)多的時間，有時甚至無法配平。多掌握一些配平時常用的配平技巧，對我們今后在考試中遇到復(fù)雜的方程式配平有著極大的幫助。以下將簡單介紹幾種常用的配平方法。

（三）具體的配平方法

1.逆向配平法

這種方法主要運(yùn)用在自身氧化還原反應(yīng)的配平之中。如：

KClO3——KCl+O2

在該反應(yīng)中的氧化劑與還原劑都是KClO3，如果按照常規(guī)的方法從左邊開始配平的話，顯然無從下手。如果采用逆向配平法進(jìn)行配平，那么就很容易完成了。

接下來用最小公倍數(shù)法就可以講將其配平。如：2KCl32KCl+3O2↑

2.單質(zhì)后配平法

該方法主要應(yīng)用在有單質(zhì)參加或者有單質(zhì)生產(chǎn)的氧化還原反應(yīng)。如：CH4+O2——CO2+H2O

解析：在該反應(yīng)中，有氧氣單質(zhì)。我們可以將氧元素的配平放到最后來處理。我們假設(shè)CH4的計量數(shù)為1，根據(jù)C原子守恒，所以CO2的系數(shù)也為1。此時，生產(chǎn)物中氧原子個數(shù)為3，所以氧氣的系數(shù)即為。最后把反應(yīng)物物與生成物均乘以2，便可以配平。

2CH4+3O2——2CO2+2H2O

3.缺項(xiàng)配平法

缺項(xiàng)配平法在考試與習(xí)題之中會經(jīng)常遇到，所缺的項(xiàng)通常是不參與氧化還原反應(yīng)的，如水、硝酸等，它們主要是一些反應(yīng)的介質(zhì)。配平時，我們通常是先將反應(yīng)物與生成物中的原子進(jìn)行比較，觀察元素的變化情況，反應(yīng)前后多了什么元素、少了什么元素。主要有以下幾種情況：

第一，增加了除氫、氧之外的非金屬元素，所缺的通常為酸。

第二，增加的是金屬元素，所缺的通常為該金屬元素對應(yīng)的堿。

第三，氧化劑、還原劑以及對應(yīng)的氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物都配平后，發(fā)現(xiàn)缺少H、O，那么缺的通常為H2O。

例如：Cl2+ ——KCl+KClO3+H2O

解析：從題目我們就能看出，該反應(yīng)后比反應(yīng)前多了K元素、H元素、O元素，根據(jù)上述說的，我可以斷定該缺項(xiàng)為KOH，然后再配平即可。

3Cl+6KOH=5KCl+KClO3+H2O

4.歧化歸一法

適用范圍：同種元素之間的歧化反應(yīng)或歸一反應(yīng)。技巧：第三種價態(tài)元素之前的系數(shù)等于另兩種元素價態(tài)的差值與該價態(tài)原子數(shù)目的比值。

例如：Cl2+KOH—KCl+KClO3+H2O

分析：在氧化還原反應(yīng)中，電子轉(zhuǎn)移只發(fā)生在氯元素之間，屬于歧化反應(yīng)。

Cl2+KOH—KCl+KClO3+H2O

Cl2的系數(shù)為=3，KCl的系數(shù)為5，KClO3的系數(shù)為1，故3Cl2+6KOH=5KCl+KClO3+3H2O。

5.零價法

某些氧化還原反應(yīng)的價態(tài)變化復(fù)雜，某些元素的化合價難以確定，此時可以考慮用“零價法”配平：零價法的要點(diǎn)是基于化合物的形成過程，比如MgO，Mg呈+2價，O呈-2價，在單質(zhì)Mg與O2化合時，Mg給出了2個電子使O原子得到，Mg變?yōu)镸g{2+}，O變?yōu)镺{2-}，在分子MgO中，電子總數(shù)與在Mg與O化合之前是相同的，它們作為一個整體，只是在內(nèi)部交換了電子而已。所以，可以把O得到的兩個電子還給Mg，使得它們的化合價均為零價，這樣就有利于我們配平氧化還原方程式了，注意，“零價法”只是一種等效方法，可不是真的把電子還回去了。

當(dāng)然，配平的方法不只以上說的幾種，對于同一氧化還原反應(yīng)，有時可采用不同的方法來配平，也有時幾種方法綜合應(yīng)用?？傊灰覀兡苷莆找陨霞记?，配平氧化還原反應(yīng)方程式會易如反掌。

參考文獻(xiàn)：

徐銳.不同介質(zhì)中氧化還原反應(yīng)方程式的配平[J].林區(qū)教學(xué)，1999（02）.