王海霞
摘 要:氧化還原反應(yīng)是貫穿整個(gè)高中化學(xué)知識(shí)系統(tǒng)的重要原理之一,也是化學(xué)學(xué)科的核心概念。氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律有守恒定律、強(qiáng)弱規(guī)律、價(jià)態(tài)規(guī)律、轉(zhuǎn)化規(guī)律、優(yōu)先規(guī)律。自然界中的燃燒,呼吸作用,光合作用,生產(chǎn)生活中的化學(xué)電池,金屬冶煉,火箭發(fā)射等等都與氧化還原反應(yīng)息息相關(guān)。研究氧化還原反應(yīng),對人類的進(jìn)步具有極其重要的意義。
關(guān)鍵詞:氧化—還原反應(yīng);氧化數(shù);電子的得失;共用電子對的偏移;配平;應(yīng)用
1反應(yīng)歷程
氧化還原反應(yīng)前后,元素的氧化數(shù)發(fā)生變化。根據(jù)氧化數(shù)的升高或降低,可以將氧化還原反應(yīng)拆分成兩個(gè)半反應(yīng):氧化數(shù)升高的半反應(yīng),稱為氧化反應(yīng);氧化數(shù)降低的反應(yīng),稱為還原反應(yīng)。氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)是相互依存的,不能獨(dú)立存在,它們共同組成氧化還原反應(yīng)。
反應(yīng)中,發(fā)生氧化反應(yīng)的物質(zhì),稱為還原劑,生成氧化產(chǎn)物;發(fā)生還原反應(yīng)的物質(zhì),稱為氧化劑,生成還原產(chǎn)物。氧化產(chǎn)物具有氧化性,但弱于氧化劑;還原產(chǎn)物具有還原性,但弱于還原劑。用通式表示即為:
氧化還原反應(yīng)的發(fā)生條件,從熱力學(xué)角度來說,是反應(yīng)的自由能小于零;從電化學(xué)角度來說,是對應(yīng)原電池的電動(dòng)勢大于零。
2辨別
一個(gè)化學(xué)反應(yīng),是否屬于氧化還原反應(yīng),可以根據(jù)反應(yīng)是否有氧化數(shù)的升降,或者是否有電子得失與轉(zhuǎn)移判斷。如果這兩者有沖突,則以前者為準(zhǔn),例如反應(yīng)3O2=2O3雖然反應(yīng)有電子對偏移,但單質(zhì)氧化數(shù)為0,所以這個(gè)反應(yīng)并不是氧化還原反應(yīng)。
有機(jī)化學(xué)中氧化還原反應(yīng)的判定通常以碳的氧化數(shù)是否發(fā)生變化為依據(jù):碳的氧化數(shù)上升,則此反應(yīng)為氧化反應(yīng);碳的氧化數(shù)下降,則此反應(yīng)為還原反應(yīng)。由于在絕大多數(shù)有機(jī)物中,氫總呈現(xiàn)正價(jià)態(tài),氧總呈現(xiàn)負(fù)價(jià)態(tài),因此一般又將有機(jī)物得氫失氧的反應(yīng)稱為還原反應(yīng),得氧失氫的反應(yīng)稱為氧化反應(yīng)。
3規(guī)律
氧化還原反應(yīng)中,存在以下一般規(guī)律。規(guī)律有:①強(qiáng)弱律:氧化性:氧化劑>氧化產(chǎn)物;還原性:還原劑>還原產(chǎn)物;②價(jià)態(tài)律:元素處于最高價(jià)態(tài),只具有氧化性;元素處于最低價(jià)態(tài),只具有還原性;處于中間價(jià)態(tài),既具氧化性,又具有還原性;③轉(zhuǎn)化律:同種元素不同價(jià)態(tài)間發(fā)生歸中反應(yīng)時(shí),元素的氧化數(shù)只接近而不交叉,最多達(dá)到同種價(jià)態(tài);④優(yōu)先律:對于同一氧化劑,當(dāng)存在多種還原劑時(shí),通常先和還原性最強(qiáng)的還原劑反應(yīng);⑤守恒律:氧化劑得到電子的數(shù)目等于還原劑失去電子的數(shù)目。
4表示方法
4.1雙線橋法
用于表明反應(yīng)前后同一元素原子間的電子轉(zhuǎn)移情況。如:①標(biāo)出各發(fā)生氧化還原反應(yīng)的元素的氧化數(shù);②畫出如右圖所示的線,其中一條由氧化劑中氧化數(shù)降低的元素指向還原產(chǎn)物中的相應(yīng)元素,另一條線由還原劑中氧化數(shù)升高的元素指向氧化產(chǎn)物中的相應(yīng)元素;③標(biāo)出“失去”或“得到”的電子數(shù),格式為“得/失發(fā)生氧化還原反應(yīng)的原子數(shù)×單位原子得失的電子數(shù)”。
4.2單線橋法
用于表明反應(yīng)前后不同元素原子間的電子轉(zhuǎn)移情況。如:①標(biāo)出各發(fā)生氧化還原反應(yīng)的元素的氧化數(shù);②用一條如右圖所示的線連接方程式左邊的氧化劑與還原劑,箭頭由失電子的還原劑指向得電子的氧化劑;③標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)量,格式為“發(fā)生氧化還原反應(yīng)的原子數(shù)×單位原子轉(zhuǎn)移的電子數(shù)”。
5舉例
燃燒;酒精測試;工業(yè)煉鐵等等。
6配平方法
配平氧化還原反應(yīng)的方法有很多種,其中最主要的方法都是根據(jù)電子的得失或氧化數(shù)的升降來計(jì)算的。
7得失電子守恒法
配平原理:發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí),還原劑失去電子、氧化劑得到電子,得失電子數(shù)守恒。
方法和步驟如下:①標(biāo)出發(fā)生變化的元素的氧化數(shù),并確定氧化還原反應(yīng)的配平方向。在配平時(shí),需要確定先寫方程式那邊物質(zhì)的計(jì)量數(shù)。有時(shí)先寫出方程式左邊反應(yīng)物的計(jì)量數(shù),有時(shí)先寫出方程式右邊生成物的計(jì)量數(shù)。一般遵循這樣的原則:自身氧化還原反應(yīng)→先配平反應(yīng)物的計(jì)量數(shù);部分氧化還原反應(yīng)→先配平生成物的計(jì)量數(shù);一般的氧化還原反應(yīng)→既可先配平生成物的計(jì)量數(shù),也可先配平反應(yīng)物的計(jì)量數(shù);②列出氧化數(shù)升降的變化情況。當(dāng)升高或降低的元素不止一種時(shí),需要根據(jù)不同元素的原子個(gè)數(shù)比,將氧化數(shù)變化的數(shù)值進(jìn)行疊加;③根據(jù)電子守恒配平氧化數(shù)變化的物質(zhì)的計(jì)量數(shù);④根據(jù)質(zhì)量守恒配平剩余物質(zhì)的計(jì)量數(shù)。最終并根據(jù)質(zhì)量守恒檢查配平無誤。
8氧化數(shù)升降法
基本原則:質(zhì)量守恒、電子守恒、氧化數(shù)升降守恒。
基本步驟:①標(biāo)變價(jià):寫出反應(yīng)物和生成物的化學(xué)式,標(biāo)出變價(jià)元素的氧化數(shù);②列升降:列出反應(yīng)前后元素氧化數(shù)的升降變化值;③求總數(shù):使氧化數(shù)升高和降低的總數(shù)相等;④配系數(shù):用觀察的方法配平其他物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù),配平后,把單線改成等號;⑤查守恒:檢查方程式兩邊是否“質(zhì)量守恒”、“電荷守恒”和“元素守恒”。
在一些特殊的方程式中,可以用以下三種處理方式,以配平常規(guī)方法難以配平甚至無法配平的方程式。
9零價(jià)法
先令無法用常規(guī)方法確定氧化數(shù)的物質(zhì)中各元素均為零價(jià),然后計(jì)算出各元素氧化數(shù)的升降值,并使元素氧化數(shù)升降值相等,最后用觀察法配平其他物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。
10平均標(biāo)價(jià)法
當(dāng)同一反應(yīng)物中的同種元素的原子出現(xiàn)兩次且價(jià)態(tài)不同時(shí),可將它們同等對待,即假定它們的氧化數(shù)相同,根據(jù)化合物中氧化數(shù)代數(shù)和為零的原則予以平均標(biāo)價(jià),若方程式出現(xiàn)雙原子分子時(shí),有關(guān)原子個(gè)數(shù)要擴(kuò)大兩倍。
11整體標(biāo)價(jià)法
當(dāng)某一元素的原子或原子團(tuán)(多見于有機(jī)反應(yīng)配平)在某化合物中有數(shù)個(gè)時(shí),可將它作為一個(gè)整體對待,根據(jù)化合物中元素氧化數(shù)代數(shù)和為零的原則予以整體標(biāo)價(jià)。endprint