氧化还原反应基本规律4

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1、氧化还原反应1.1氧化和还原氧化还原反应：有电子得失或偏移的反应。还原：物质获得电子的作用Cu2++2e-→Cu氧化：物质失去电子的作用Zn→Zn2++2e-以上两式为半反应，总反应：Zn+Cu2+=Zn2++Cu再如反应：H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在反应过程中并没有电子得失，但共用电子对偏向氯这一边，该反应也属于氧化还原反应。1.2氧化数IUPAC规定：氧化值是某元素一个原子的表观电荷数，这种表观电荷数是假设把每个键中的电子指定给电负性较大的原子而求得。确定元素氧化数的规则：(1)在单质中元素的氧化值为零，如H2、Cl2等；(2)中性分子中，所有原

2、子的氧化数代数和为零；(3)复杂离子中，所有原子的氧化数代数和等于离子电荷；单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数；(4)在共价型化合物如：HCl，因Cl的电负性大，因此可以认为Cl的表观电荷数为-1，而H的表观电荷数为+1。(5)氧在化合物中的氧化值一般为-2。但在过氧化物(如H2O2)为-1，超氧化物(如KO2)中为-1/2，在OF2中为+2；(6)在大多数化合物中氢的氧化值为+1，但在活泼金属的氢化物中，如NaH，H的氧化值为-1。根据上述规定可方便地求出各元素的氧化值。例：H2SO4中S的氧化值为：+6KMnO4中Mn的氧化值为：+7Fe2O3中Fe的氧化值

3、为：+8/3在许多化合物中，氧化数和化合价数值相同，但在一些化合物中两者并不相同。如：CH4,CH3Cl,CH2Cl2,CHCl3和CCl4中，C的氧化值依次为-4,-2,0,+2,+4，而化合价皆为+4。化合价都是整数，但氧化值可以是分数。2氧化还原方程式的配平2.1氧化数法2.2离子电子法2.1氧化数法根据氧化数的概念：氧化数降低的过程称为还原，相应的物质称为氧化剂；氧化数升高的过程称为氧化，相应的物质称为还原剂。配平原则：氧化数降低的总和与氧化数升高的总和必须相等。配平反应式：HClO+Br2→HBrO3+HCl(1)计算氧化数的升高值和降低值，乘以适当系数

4、。Cl+1→-1氧化数降低2Br22(0→5)氧化数升高10∣×5∣×1(3)配平氧化剂、还原剂及其氧化还原产物的原子数5HClO+Br2→2HBrO3+5HCl(4)加上水分子，配平氢。5HClO+Br2+H2O=2HBrO3+5HCl(5)最后核对氧，确定该反应式是否配平。例5-1（p.101）：配平下列反应方程式Cu2S+HNO3→Cu(NO3)2+H2SO4+NO2Cu:2(+1→+2)升高2S:-2→+6升高8N:+5→+2降低33Cu2S+22HNO3→6Cu(NO3)2+3H2SO4+10NO因为生成6个Cu(NO3)2，还需消耗12个HNO3，所以

5、的系数为22HNO3加上水分子，配平H。最后核对氧原子数。3Cu2S+22HNO3=6Cu(NO3)2+3H2SO4+10NO+8H2O∣×3∣×10例5-2(p.101)：配平下列反应式：Cl2+KOH→KClO3+KCl这类反应为歧化反应，从逆反应配平比较方便。Cl(KClO3):+5→0降低5Cl(KCl):-1→0升高1∣×5∣×13Cl2+6KOH→KClO3+5KCl配平H：3Cl2+6KOH=KClO3+KCl+3H2O2.2离子电子法配平原则：(1)得失电子数相等。即在反应中氧化剂得到的电子数应等于还原剂失去的电子数；(2)质量平衡。在反应式两边各

6、种元素的原子总数必须各自相等。(3)电荷平衡。反应式两边总的电荷数应相等。配平KMnO4+H2C2O4→Mn2++CO2(1)方程式写成离子方程式：MnO4-+C2O42-→Mn2++CO2(2)写出两个半反应式并配平：MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2OC2O42-=2CO2+2e-(3)根据得失电子数相等的原则，两个半反应乘以适当系数再合并，得到配平的离子反应方程式。2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2+8H2O离子电子法配平氧化还原反应方程式的特点：配平时不需要知道元素的氧化值，得失电子数是根据电荷平衡的原则确定的。离子电

7、子法配平时很重要的一点是氧原子数的配平，不同介质条件下，配平氧原子数的规则是：介质条件多氧的一边少氧的一边酸性H+H2O碱性H2OOH-中性H+或H2OH2OOH-在酸性条件下反应式中不应出现OH-；在碱性条件下反应式中不应出现H+。例5-3(p.103)：用离子电子法配平：ClO-+CrO2-→Cl-+CrO42-(碱性介质中)对一般的氧化还原反应的配平用氧化值法迅速；而离子电子法对水溶液中有介质参加的复杂反应较方便，但该方法不适用于气相、固相反应。233ClO-+2CrO2-+2OH-=3Cl-+2CrO42-+H2OClO-+H2O+2e-=Cl-+

8、2OH-C