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1、电子守恒规律：

在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目一定等于还原剂失去电子的数目。或者说氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。根据这个规律，我们可以进行氧化还原反应方程式的配平以及有关氧化还原反应的计算。

例题1：（07年四川高考题10）足量铜与一定量浓硝酸反应得到硝酸铜溶液和NO₂、N₂O₄、NO 的混合气体，这些气体与1.68LO₂（标准状况）混合后通入水中，所有气体完全被水吸收生成硝酸。若向所得硝酸铜溶液中加入5mol/LNaOH溶液至Cu²⁺恰好完全沉淀，则消耗NaOH溶液的体积是

A．60mL       B．45mL       C．30mL      D．15mL在式^ . B .

分析：由化学反应过程可知，铜失去电子数等于1.68LO₂得到的电子数，由电子守恒可得Cu²⁺的物质的量为0.15mol,它与5mol/LNaOH溶液反应当恰好完全沉淀时，易计算出消耗NaOH溶液的体积为60mL ，选A。

例题2：（06年高考题10）已知下列分子或离子在酸性条件下都能氧化KI，自身发生如下变化：  H₂O₂  →H₂O  IO₃^-  →I₂   MnO₄^-→Mn²⁺   HNO₃→NO

如果分别用等物质的量的这些物质氧化足量的KI，得到I₂最多的是：

A. H₂O₂                  B. IO₃^-                C. MnO₄^-              D. HNO₃

分析：等物质的量的这些氧化剂氧化足量的KI时，转移电子数越多，得到I₂越多，但IO₃^-  与MnO₄^-转移电子数相等，再利用I元素守恒，可知B选项正确。

  2、性质强弱规律

在一个氧化还原反应中，各物质的氧化性或还原性有强弱之分且有一定的变化规律，掌握这些规律，我们可判断各微粒的氧化性或还原性强弱，还可以判断一个氧化还原反应能否发生。         

注意，物质氧化性和还原相对强弱主要取决于物质本身得失电子的难易程度而不取决于得失电子数目的多少。另外还跟反应的条件如溶液的酸碱性、反应的浓度、温度、催化剂等因素有关，我们可依据以下几个方面来总结它们的基本规律，具体如下：

①　根据金属活动性顺序进行判断：

单质的还原性逐渐减弱

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

②、根据非金属活动性顺序进行判断：

原子的氧化性逐渐减弱

                                           F、O、Cl、Br、I、S

③　据反应方程式进行判断：

氧化剂+还原剂====还原产物+氧化产物

还原性：还原剂＞还原产物；氧化性：氧化剂＞氧化产物

④　根据被氧化或被还原的程度的不同进行判断：

如：Cu+Cl₂=====CuCl₂, 2Cu+S===Cu₂S,根据铜被氧化程度的不同[Cu(+2).Cu(+1)],可判断单质的氧化性：Cl₂＞S。

⑤　根据氧化还反应进行的难易程度（反应条件）的不同进行判断：

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

MnO₂  +  4HCl === MnCl₂  +  Cl₂↑+  2H₂O

由于上述反应条件的不同，可判断氧化性：KMnO₄＞MnO₂

⑥、根据元素的原子形成离子时放出能量的多少不同进行判断：

如：A、B两种元素的原子，当它们获得2个电子形成稀有气体元素的原子结构时，A放出的能量大于B放出的能量，可以推知，A易得电子，氧化性：A＞B。

⑦、根据元素化合价高低进行判断：

（1）同一元素的阳离高价态的氧化性大于其低价态的氧化性。如Fe³⁺＞Fe²⁺、Sn⁴⁺＞Sn²⁺；

（2）含氧酸的比较。在浓度相同时，具有可变化合价的同一元素在组成不同含氧酸时，该元素价态较低者氧化性强。如氧化性：HClO＞HclO₂＞HclO₃＞HclO₄；H₂SO₃＞稀H₂SO₄（稀H₂SO₄不与H₂S反应，而H₂SO₃可把稀H₂S氧化成S）。

⑧、根据元素周期律进行判断。

A、 同主族元素(从上到下)

   F     C1     Br     I

非金属原子(或单质)氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强

 Li     Na      K    Rb     Cs

B 、 同周期主族元素(从左到右)

 Na    Mg    Al     Si     P    S    C1

⑨、根据原电池和电解池的有关知识进行判断。

A、两种不同的金属构成原电池的两极。一般负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流人的极。其还原性：负极大于正极。

  B、惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。

⑩ 根据物质的浓度大小判断

    具有氧化性物质的浓度越大，其氧化性越强，反之，其氧化性越弱；具有还原性物质的浓度越大，其还原性越强，反之，其还原性越弱。

如氧化性：HNO₃(浓)___HNO₃(稀)。

例题3．（2002年高考题）R、X、Y和Z是四种元素，其常见化合价均为＋2价，且X^2＋与单质R不反应；X^2＋＋Z＝X＋Z^2＋；Y＋Z^2＋＝Y^2＋＋Z。这四种离子被还原成0价时表现的氧化性大小符合（  ）

       A  R^2＋＞X^2＋＞Z^2＋＞Y^2＋       B  X^2＋＞R^2＋＞Y^2＋＞Z^2＋    C  Y^2＋＞Z^2＋＞R^2＋＞X^2＋    D  Z^2＋＞X^2＋＞R^2＋＞Y^2＋

分析：依据上述规律③，易得答案为A。

例题4．(04年上海高考题)在含有Cu（NO₃）₂、Mg（NO₃）₂和AgNO₃的溶液中加入适量锌粉，首先置换出的是（  ）

    A  Mg     B Cu       C Ag      D H₂

分析：依据上述规律①，易得答案为A。

例题5．（06北京高考题8）已知：①向KMnO₄晶体滴加浓盐酸,产生黄绿色气体；②向FeCl₂溶液中通入少量实验①产生的气体，溶液变黄色；③取实验②生成的溶液滴在淀粉KI试纸上,试纸变蓝色.下列判断正确的是（  ）
A.上述实验证明氧化性：MnO^-₄＞Cl₂＞Fe³⁺＞I₂            B.上述实验中，共有两个氧化还原反应
C.实验①生成的气体不能使湿润的淀粉KI试纸变蓝   D.实验②证明Fe²⁺既有氧化性又有还原性

分析；依据上述规律③，易得答案为A。

3、 价态变化规律

    中间变两头——歧化反应, 如：__Cl₂ + __KOH =__KCl + __KClO₃+__H₂O，歧化反应的规律可描述为：同价元素要歧化，有降有升必变价。

    两头变中间——归中反应 ，不同价态的同种元素之间的反应。如：

__H₂SO₄(浓) +__H₂S=__SO₂↑+__ S ↓+__H₂O，_HCl +__KClO₃ = __KCl +__Cl₂↑+__H₂O，

    归中反应的规律可描述为：价态相邻能共存，价态相间能归中，归中价态不交叉，价升价降只靠拢。

根据这个规律：我们可以判断氧化产物和还原产物，标明电子转移关系。

4、反应先后规律

一种氧化剂与多种还原剂相遇时，总是依还原性强弱顺序先氧化还原性强的还原剂。

一种还原剂与多种氧化剂相遇时，总是依氧化性强弱顺序先还原氧化性强的氧化剂。

根据这个规律，可判断氧化还原反应发生的先后次序，写出相应的化学方程式。

例6．（2002年江苏高考题）在100mL含等物质的量的HBr和H₂SO₃的溶液里通入0.01molCl₂,有一半Br^－变为Br₂(已知Br₂能氧化H₂SO₃)。原溶液HBr和H₂SO₃的浓度都等于（  ）

A  0.0075 mol/L     B  0.0018 mol/L        C  0.075 mol/L    D  0.08mol/L

分析：依据氧化还原反应中先后规律，Cl₂先将氧化H₂SO₃，然后Cl₂才能氧化HBr，由此计算可知选D。

5、性质变化规律

    ①某元素处于最高价态时，则该元素只具有氧化性。因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能降低。例如：KMn0₄、H₂SO₄、H⁺、NO₃^－、F₂等。

②某元素处于最低价态时，则该元素只具有还原性。因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能升高。例如：HCl、Na、Na₂S等。

③某元素处于中间价态时，则该元素既具有氧化性又具有还原性。例如：C、S、Fe、SO₂等。

④金属单质只具有还原性，非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性，少数只具有氧化性。

⑤含同种元素相邻价态的两物质之间不发生氧化还原反应。例如：C与CO、CO与CO₂、Cl₂与HCl、浓H₂SO₄与SO₂等均不能发生氧化还原反应。

  例题7．（97年高考题）下列叙述中,正确的是
A 含金属元素的离子不一定都是阳离子     B 在氧化还原反应中,非金属单质一定是氧化剂
C 某元素从化合态变成游离态时,该元素一定被还原     D 金属阳离子被还原不一定得到金属单质

分析：依据上述性质变化规律，可知选A。

例题8．（06北京高考题8）已知：①向KmnO₄晶体滴加浓盐酸,产生黄绿色气体；②向FeCl₂溶液中通入少量实验①产生的气体，溶液变黄色；③取实验②生成的溶液滴在淀粉KI试纸上,试纸变蓝色，下列判断正确的是
A.上述实验证明氧化性：MnO^-₄＞Cl₂＞Fe³⁺＞I₂           B.上述实验中，共有两个氧化还原反应
C.实验①生成的气体不能使湿润的淀粉KI试纸变蓝    D.实验②证明Fe²⁺既有氧化性又有还原性

分析：依据上述性质变化规律，可知选A。