氧化還原反應(yīng)五規(guī)律以及配平方法1

1、氧化還原反應(yīng)五規(guī)律以及配平方法一、表現(xiàn)性質(zhì)的規(guī)律同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最低價時只具有還原性，處于最高價時只具有氧化性，處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。例1在下列物質(zhì)中，既具有氧化性又具有還原性的是                   (    )。A鐵          B硫&#

2、160;          C鐵和硫                D氧和鐵二、性質(zhì)強弱的規(guī)律 例2 根據(jù)反應(yīng)式：(1)2Fe3+2I-=2Fe2+I2，(2)Br2+2Fe2+=2Br-+2Fe3+，可判斷出離子的還原性從強到弱的 順序是(    )。ABr-、Fe2+、I-BI-、Fe2+、Br-CBr-、I-、Fe2+DF

3、e2+、I-、Br-三、反應(yīng)先后的一般規(guī)律在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧劑，則它首先與溶液中還原性最強的還原劑作用；同理，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中氧化性最強的氧化劑作用。例如1993年全國高考化學題中涉及到NaBr、H2SO4、MnO2之間發(fā)生的主要反應(yīng)的化學方程式。我們知道，濃H2SO4，可氧化Br-，MnO2也可氧化Br-，究竟是發(fā)生反應(yīng)2NaBr+3H2SO4（濃）+MnO2 2NaHSO4+MnSO42H2O+Br2，還是2NaBr+3H2SO4（濃）=2NaHSO4+SO2+2H2O+Br2？這就要分析濃H2SO4、MnO2的氧化性

4、哪個更強些。我們熟知濃H2SO4不能氧化Cl-而MnO2可氧化Cl-，說明MnO2的氧化性比濃H2SO4強，故前述兩個反應(yīng)中第一個是正確的。四、價態(tài)歸中的規(guī)律含同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價中間價”的規(guī)律。這里的中間價可以相同（謂之“靠攏”），也可以不同但此時必是高價轉(zhuǎn)變成較高中間價，低價轉(zhuǎn)變成較低中間價（謂之“不相錯”）。例如不同價態(tài)硫之間可以發(fā)生的氧化還原反應(yīng)是：（濃）=五、電子得失的規(guī)律在任何氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數(shù)一定相等。例3 硫酸銨在強熱條件下分解，生成氨、二氧化硫、

5、氮氣和水。反應(yīng)中生成的氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物的物質(zhì)的量之比是(    )。A13                      B23C11                 D43 六、得失電子守恒法最常用的

6、方法（1）寫出反應(yīng)物和生成物的化學式，分別標出變價元素的化合價，得出升降數(shù)目。（2）使得電子數(shù)與失電子數(shù)的總數(shù)相等（求最小公倍數(shù)法）（3）用觀察的方法配平其它物質(zhì)的化學計算數(shù)（包括部分未被氧化或還原的原子（原子團）數(shù)通過觀察法增加到有關(guān)還原劑或氧化劑的化學計量數(shù)上），配平后把單線改成等號。 七、.逆向配平法逆向配平法是從化學反應(yīng)方程式的生成物一側(cè)入手，從右向左進行配平。例如：配平Cl2+KOHKCl+KClO3+H2O KCl和KClO3系數(shù)之和除2，就是Cl2的系數(shù)，其余系數(shù)再通過觀察確定。即：3Cl2+6KOH 5KCl+KClO3+3H2O習題、HNO3NO2+O2+H2O八暫定分數(shù)配整

7、法有些自身氧化還原反應(yīng)的配平暫定分數(shù)配整法較為方便。例如：配平Na2O2+CO2Na2CO3+O2反應(yīng)式兩邊Na原子個數(shù)、C原子個數(shù)都相等。只有O原子個數(shù)不 消除分數(shù)系數(shù)，將反應(yīng)方程式中各分子式的系數(shù)乘以2。即：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3=O2又如，配平Fe(NO3)2Fe2O3+NO2+O21、常見鹽與堿的溶解性（口訣）：    鉀鈉銨鹽全都溶，硝酸鹽遇水影無蹤。    硫酸鹽不溶硫酸鋇，氯化物不溶氯化銀。    碳酸鹽只溶鉀鈉銨    堿類物質(zhì)溶解性：只有（氫氧化）鉀、（氫氧化）鈉、（氫氧化）鈣、（氫氧化）鋇溶。 2、七個常見的沉淀物：氯化銀、硫酸鋇、碳酸鋇、碳酸鈣、氫氧化鎂、氫氧