氧化還原反應(yīng)教案.doc

.氧 化 還 原 反 應(yīng)一 .化學(xué)反應(yīng)的分類：四大基本反應(yīng)類型：A + B = AB化合反應(yīng)AB = A + B分解反應(yīng)化合和分解互為逆過程：A + BC = AC + B置換反應(yīng)AB + CD = AD + BC復(fù)分解反應(yīng)初中的氧化還原反應(yīng)：氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)（此處將氧化還原反應(yīng)分開）此時(shí)單純從得氧與失氧來分類定義:物質(zhì)得到氧的反應(yīng)稱之為氧化反應(yīng),物質(zhì)失去氧的反應(yīng)稱為還原反應(yīng)S + O2 = SO2氧化反應(yīng)CuO+H2=Cu+H2O還原反應(yīng)二 .氧化還原反應(yīng)：在氧化還原反應(yīng)中，為何發(fā)生元素化合價(jià)的升降？以Na和Cl2的反應(yīng)為例：（分析）在離子化合物里，元素化合價(jià)的數(shù)值就是這種元素一個(gè)原子得失電子的數(shù)目。由于電子帶負(fù)電荷，失去電子的原子就帶有正電，這種元素的化合價(jià)為正價(jià)；得到電子的原子帶負(fù)電，這種元素的化合價(jià)為負(fù)價(jià)。 對(duì)于鈉和氯氣的反應(yīng)，Na原子最外層有1個(gè)電子，反應(yīng)中Na失去這1個(gè)電子，化合價(jià)從0價(jià)升高到1價(jià)；Cl最外層有7個(gè)電子，反應(yīng)中得到1個(gè)電子，化合價(jià)從0價(jià)降到1價(jià)。因此，我們完全可以這樣說：元素化合價(jià)的升或降是由于它們的原子失去或得到電子的緣故?；蟽r(jià)升高的價(jià)數(shù)就是失去的電子數(shù)，化合價(jià)降低的價(jià)數(shù)就是得到的電子數(shù)。 （例如）Mg + Cl2 點(diǎn)燃 MgCl2 （分析)Mg化合價(jià)升高2價(jià)，因?yàn)槭?個(gè)電子，Cl化合價(jià)降低1價(jià)，因?yàn)榈玫?個(gè)電子，又因有2個(gè)Cl，所以共得到2e-（追問）有些反應(yīng)如H2與Cl2的反應(yīng)并無電子的真正得失，為何元素化合價(jià)也有升有降？（分析）對(duì)于氫氣和氯氣的反應(yīng)，H和Cl通過共用一對(duì)電子形成HCl分子。由于Cl吸引電子能力強(qiáng)，共用電子對(duì)偏向與Cl，氯元素化合價(jià)從0價(jià)降到1價(jià)；共用電子對(duì)偏離于H ，氫元素化合價(jià)從0價(jià)升高到1價(jià)。所以共用電子對(duì)的偏移也會(huì)導(dǎo)致化合價(jià)的升降，也符合氧化還原反應(yīng)的定義。 對(duì)于氧化還原反應(yīng)的認(rèn)識(shí)，我們應(yīng)透過化合價(jià)變化這一特征現(xiàn)象，看到其本質(zhì)原因是電子得失或偏移。a 有化合價(jià)升降的化學(xué)反應(yīng)的是氧化還原反應(yīng)幾種簡(jiǎn)單的氧化還原反應(yīng)：CuO + H2 = Cu + H2O 2CuO + C = 2Cu + CO2 H2O + C = H2 + COb(本質(zhì)定義) 有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）的反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)化合價(jià)的升降是由于電子的轉(zhuǎn)移的結(jié)果。注：氧化還原反應(yīng)中應(yīng)注意的幾個(gè)問題：1、 氧化劑氧化性的強(qiáng)弱，不是看得電子的多少，而是看得電子的難易；還原劑還原性的強(qiáng)弱，不是看失電子的多少，而是看失電子的難易。eg：氧化性：濃HNO3稀HNO3 還原性：NaAl2、有新單質(zhì)參加或生成的反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)eg：C(金剛石）= C（石墨）；3O2 = 2O3(放電）；P4(白磷) = 4 P（紅磷）3、任何元素在化學(xué)反應(yīng)中，從游離態(tài)變?yōu)榛蠎B(tài)，或由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)，均發(fā)生氧化還原反應(yīng)（比如置換反應(yīng)，化合反應(yīng)，分解反應(yīng)）4、 置換反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)，復(fù)分解反應(yīng)一定不是氧化還原反應(yīng)；有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)和有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)全部屬于氧化還原反應(yīng)。5、元素具有最高價(jià)的化合物不一定具有強(qiáng)氧化性！ eg. H3PO4 、H2SiO3(或H4SiO4) 兩酸均無強(qiáng)氧化性但硝酸有強(qiáng)氧化性。三 .常見化合價(jià)：H:-1,0,+1;Li：0,+1;C:-4-+4;N:-3 +5：O：-2 0F：-1 0Na：0 +1；Mg：0 +2；Al: 0 +3；Si: -4 +4；P: -3 +5；S: -2 +6；Cl: -1 +7；化合價(jià)規(guī)律：金屬永遠(yuǎn)顯負(fù)價(jià)；F和O最高正價(jià)為零價(jià)；元素的最高價(jià)態(tài)=最外層電子數(shù)；元素的最低價(jià)態(tài)=最外層電子式-8；元素常見化合價(jià)表見附表1四 .氧化劑和還原劑：1、氧化劑和還原劑 氧化劑：得電子（或電子對(duì)偏向）的物質(zhì) 還原劑：失電子（或電子對(duì)偏離）的物質(zhì)Wen1.氧化劑還原劑具有什么樣的性質(zhì)呢？ 氧化性：物質(zhì)得電子的性質(zhì) 還原性：物質(zhì)失電子的性質(zhì)氧化劑具有氧化性，還原劑具有還原性得電子能力越強(qiáng)（越容易），物質(zhì)的氧化性就越強(qiáng)；失電子能力越強(qiáng)（越容易），物質(zhì)的還原性就越強(qiáng)。至此，圍繞氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)電子轉(zhuǎn)移，我們介紹了多組概念，可小結(jié)如下：（板書）兩條關(guān)系： 本質(zhì) 特征 本身 反應(yīng) 產(chǎn)物 物質(zhì) 性質(zhì) 得電子 化合價(jià)下降 被還原 還原反應(yīng) 還原產(chǎn)物 氧化劑 氧化性 失電子 化合價(jià)升高 被氧化 氧化反應(yīng) 氧化產(chǎn)物 還原劑 還原性（口訣）升失氧，降得還備注：“高價(jià)氧，低價(jià)還”1.元素的最高價(jià)態(tài)具有氧化性，最低價(jià)態(tài)具有還原性，中間價(jià)態(tài)兩者兼具有。 但最高價(jià)態(tài)具有氧化性，但是不一定是強(qiáng)氧化性(例如：Na+) 最低價(jià)態(tài)具有還原性，但是不一定是強(qiáng)還原性2.氧化劑與還原劑，氧化產(chǎn)物與還原產(chǎn)物，氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)的判斷第一步：前劑后物第二步：標(biāo)變價(jià)元素價(jià)態(tài)第三步：同種元素等號(hào)前后進(jìn)行化合價(jià)的高低比較 若元素（物質(zhì)）為高價(jià)態(tài)，則為氧化劑 若元素（物質(zhì)）為低價(jià)態(tài)，則為還原劑3.此元素化合價(jià)升高，則為氧化反應(yīng)（從本質(zhì)上來講，化合價(jià)升高，說明失去電子） 若此元素化合價(jià)降低，則為還原反應(yīng)（從本質(zhì)上來講，化合價(jià)降低，說明得到電子）2.常見的氧化劑和還原劑（1）常見的氧化劑有：活潑的非金屬單質(zhì)：O2、Cl2、F2含高價(jià)態(tài)元素的化合物：濃H2SO4、KMnO4、HNO3、FeCl3、CuCl2（2）常見的還原劑有：活潑或較活潑的金屬：K、Na、Mg、Al、Zn等某些非金屬單質(zhì)：H2、C、Si、P含低價(jià)態(tài)元素的化合物：FeCl2、HCl、H2S、KI、NH3、CO、SO2、Na2SO3等五 .幾種特殊氧化還原反應(yīng) 歧化反應(yīng): 在反應(yīng)中，若氧化作用和還原作用發(fā)生在同一分子內(nèi)部處于同一氧化態(tài)的元素上，使該元素的原子（或離子）一部分被氧化，另一部分被還原。這種自身的氧化還原反應(yīng)稱為歧化反應(yīng).2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2歸中反應(yīng): 歸中反應(yīng)就是指同種元素的不同化合物發(fā)生氧化還原反應(yīng)，那種元素的化合價(jià)向中間靠攏.2H2S + SO2 = 3S +2 H2O 自身氧化還原反應(yīng): 是指氧化劑和還原劑都是同一物質(zhì)的氧化還原反應(yīng)，反應(yīng)時(shí)物質(zhì)里的不同元素或相同元素間發(fā)生了電子轉(zhuǎn)移,像歧化反應(yīng)就是一種常見的自身氧化還原反應(yīng). 2KClO3 = 2KCl + 3O2區(qū)分：歧化是同一種元素，自身則可以是同一種元素被氧化還原，也可以是不同種元素被氧化還原。六 .氧化還原反應(yīng)的表示方法 （1）“雙線橋”表示氧化還原反應(yīng) 1）跨過等號(hào) 步驟 2）指向同一元素 3）標(biāo)注得失電子，還有得失電子數(shù)目相等以3H2 + Fe2O3 高溫 2Fe + 3H2O為例 a.首先判斷是否屬于氧化還原反應(yīng)，是則標(biāo)出元素化合價(jià)的變化。 0 3 0 1 3H2 + Fe2O3 高溫 2Fe + 3H2O b.化合價(jià)升高的價(jià)數(shù)就是失去的電子數(shù)目。其中，得到電子的物質(zhì)是氧化劑；失去電子的物質(zhì)是還原劑；被氧化后得到的物質(zhì)是氧化產(chǎn)物；被還原后得到的物質(zhì)是還原產(chǎn)物。 失6e-，化合價(jià)升高，被氧化 0 3 0 1 3H2 + Fe2O3 高溫 2Fe + 3H2O 得23e-，化合價(jià)降低，被還原 清楚地表示出氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目，同一元素在反應(yīng)前后的價(jià)態(tài)變化及氧化還原的情況和結(jié)果。這種方法即為“雙線橋”法。注：用“雙線橋”法表示氧化還原反應(yīng)，書寫時(shí)注意： 1）首先標(biāo)出變價(jià)元素的化合價(jià)。兩個(gè)線橋一個(gè)在上，一個(gè)在下分布，線橋的方向是從反應(yīng)物一方指向生成物一方，首尾必須對(duì)應(yīng)于發(fā)生化合價(jià)變化的同種元素。2）橋上標(biāo)明電子得失、化合價(jià)升降、被氧化被還原等內(nèi)容。3）“”號(hào)前是參加氧化還原反應(yīng)的原子數(shù)目，和方程式前面系數(shù)不一定一致。 “”號(hào)后是每一個(gè)參加氧化還原反應(yīng)的原子得到或失去的電子數(shù)目，和化合價(jià)的改變量相等。4）對(duì)表示電子的符號(hào)勿漏掉“e”字右上面的“”5）電子轉(zhuǎn)移總數(shù)的計(jì)算：如例題中電子轉(zhuǎn)移總數(shù)為6e-，不是12e-Wen1.氧化還原反應(yīng)中電子得失總數(shù)是什么關(guān)系？化合價(jià)升降總數(shù)又如何？均為相等關(guān)系6）得失電子總數(shù)應(yīng)相等。（可檢查）（2）“單線橋”表示氧化還原反應(yīng) 1）跨過等號(hào)步驟 2）指向同一元素 3）標(biāo)注得失電子，還有得失電子數(shù)目相等七 .物質(zhì)氧化性、還原性強(qiáng)弱比較方法1、依據(jù)元素周期表比較 氧 化 性 還 氧 原 化 性 性 還 原 性 注意：元素的非金屬，金屬性與物質(zhì)的還原性和氧化性有一定的差別。如元素非金屬性：OCL,但單質(zhì)氧化性：CL2O22、利用金屬活動(dòng)順序表進(jìn)行比較K Ca Na Mg A l Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au還 原 性 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ A l3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ Hg2+ Ag+ 氧 化 性 F2 Cl2 Br2 Fe3+ I2S 氧化性比較 Fe3+ + Fe = Fe2+ 比較Fe3+ Fe Fe2+的氧化性及還原性？ Fe3+ 與I2能否發(fā)生反應(yīng)？ Fe3+能否與Br2發(fā)生反應(yīng)？3、依據(jù)性質(zhì)強(qiáng)弱規(guī)律通式比較：(見上規(guī)律一）氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物（較強(qiáng)氧化性） （較強(qiáng) 還原性） （弱還原性） （弱氧 化性）氧化性強(qiáng)弱： 氧化劑 氧化產(chǎn)物 還原性強(qiáng)弱： 還原劑 還原產(chǎn)物氧化劑的氧化性越強(qiáng)，其還原產(chǎn)物的還原性越_還原劑的還原性越強(qiáng)，其氧化產(chǎn)物的氧化性越_4、根據(jù)外界條件（如溫度，濃度，溶液的酸堿度）： a.溫度ex. 氧化性：熱濃 H2SO4 _ 冷 H2SO4 ； 還原性 熱HCL_冷HCLb.依據(jù)溶液的濃度比較ex. 氧化性：濃 H2SO4 _ H2SO4 ； 濃HNO3 _稀HNO3c.酸堿度ex.KMnO4的氧化性隨著溶液酸性的增強(qiáng)而增強(qiáng)。一般地，在酸性環(huán)境中，KMnO4還原產(chǎn)物是Mn2+，在中性環(huán)境中，KMnO4還原產(chǎn)物是MnO2，在堿性環(huán)境中，KMnO4還原產(chǎn)物是K2MnO4由不同氧化劑與相同還原劑反應(yīng)生成相同物質(zhì)，條件越容易，氧化性越強(qiáng)；由不同還原劑與相同氧化劑反應(yīng)生成相同物質(zhì)，條件越容易，還原性越強(qiáng)。ex.(1)2KMnO4+16HCl=KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O (反應(yīng)條件：常溫)(2)MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O (反應(yīng)條件：)(3)4HCl+O2=2Cl2+2H2O (反應(yīng)條件：CuCl2/450)氧化性： KMnO4_ MnO2 _ O2 (填“”、“I-Br-Cl-OH_（還原性）陰極：易得電子的先放電： AU3+Ag+Fe3+Hg2+Cu2+H+（氧化性）8、放能規(guī)律 M1 - ne-=M1n+；H1= -a kJ/mol (a0)(1)金屬 M2 - ne-=M2n+；H2= -b kJ/mol (b0)若a b ，則還原性：M1_ M2即：相同條件下，失去相同電子數(shù)目的兩種金屬，放能大的還原性強(qiáng) N1 + ne-=N1n；H1= -c kJ/mol (c0)(2)非金屬 N2 + ne-=N2n；H2 = -d kJ/mol (d0) 若c d ，則氧化性：N1_N2即：相同條件下，得到相同電子數(shù)目的兩種非金屬，放能大的氧化性強(qiáng)ex. 已知兩反應(yīng)： 2A+Cl2=2ACl； H1 kJ/mol 2B+Cl2=2BCl； H2kJ/mol若H1H2 ，則：還原性A _ B八.氧化還原反應(yīng)規(guī)律1、性質(zhì)強(qiáng)弱規(guī)律氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物（較強(qiáng)氧化性） （較強(qiáng) 還原性） （弱還原性） （弱氧 化性）氧化性強(qiáng)弱： 氧化劑 氧化產(chǎn)物 還原性強(qiáng)弱： 還原劑 還原產(chǎn)物2、電子守恒規(guī)律恒等關(guān)系式：氧化劑得電子總數(shù) = 還原劑失電子總數(shù) 即： n（氧）N得e = n (還) N失eex.已知下列變化過程中，0.2 mol RxO42-離子參加反應(yīng)時(shí)共轉(zhuǎn)移0.4 mol電子。 RxO42- + MnO4-+ H+ RO2 + Mn2+ + H2O（1）x=_；（2）參加反應(yīng)的H+ 的物質(zhì)的量為_。3、優(yōu)先反應(yīng)規(guī)律同一種氧化劑與不同的還原劑相遇，氧化劑優(yōu)先與還原性強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)；同一種還原劑與不同的氧化劑相遇，還原劑優(yōu)先與氧化性強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)。ex. （1）Cl2通入到含同濃度的S2-、Br-、I- 的溶液中； 反應(yīng)次序：_（2）Fe與同含濃度的Ag+、Fe3+、Cu2+溶液中。反應(yīng)次序：_4、價(jià)態(tài)規(guī)律 最高價(jià)：只具氧化性同種元素具有多種化合價(jià) 中間價(jià)：既具氧化性又具還原性最低價(jià)：只具還原性-1 0 +1 +3 +5 +7ex.含氯元素化合物：HCl、Cl2、HClO、HClO2、HClO3、HClO4-2 0 +4 +6含硫元素化合物：H2S、 S、 SO2、H2SO45、歧化反應(yīng)規(guī)律同物質(zhì)中同一價(jià)態(tài)的同一元素，部分價(jià)態(tài)升高，部分價(jià)態(tài)降低的反應(yīng)叫歧化反應(yīng)其規(guī)律是：中間價(jià) 高價(jià) + 低價(jià)具有多種價(jià)態(tài)的元素（如Cl、S、N、P等元素）均可發(fā)生歧化反應(yīng)ex. Cl 2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 +3H2O 3NO2+H2O=2HNO3+NOP + NaOH + H2O- Na2HPO4 + PH3 (試配平此反應(yīng)式）6、歸中規(guī)律(不交叉規(guī)律)含同種元素不同價(jià)態(tài)的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)，其結(jié)果是兩種價(jià)態(tài)只能相互靠近，或最多達(dá)到相同價(jià)態(tài)，而決不會(huì)出現(xiàn)高價(jià)變低，低價(jià)變高的交叉現(xiàn)象。ex.1. 試配平下列反應(yīng)式： KClO3 + HCl - KCl + Cl2 + H2O KClO3 + HCl (濃）- KCl + ClO2 +Cl2+ H2O+5 +5+4 +4+3 +3+2 +2+1 +10 0-1 -1ex.2.已知G、Q、X、Y、Z均為含氯的含氧化合物，我們不了解它們的化學(xué)式，但知道它們?cè)谝欢l件下具有如下的轉(zhuǎn)換關(guān)系（未配平） GQ + NaCl Q + H2OX + H2 (電解） Y + NaOH G + Q + H2O Z + NaOH Q + X + H2O這五種化合物中氯的化合價(jià)由低到高的順序?yàn)椋?）A、QGZYX B、GYQZX C、GYZQX D、ZXGYQ7鄰位轉(zhuǎn)化規(guī)律：一般情況下，在大多數(shù)氧化還原反應(yīng)中，氧化劑和還原劑的價(jià)態(tài)變化是鄰位的。Eg：硫化氫一般被氧化為單質(zhì)硫，濃硫酸一般被還原為二氧化硫。（濃硫酸可以干燥二氧化硫）8、氧化還原反應(yīng)配平.淺析氧化還原反應(yīng)方程式的配平方法和幾種特殊的配平技巧 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同學(xué)在學(xué)習(xí)時(shí)非常感到吃力。事實(shí)上，只要我們掌握一些特殊技巧，結(jié)合少量的練習(xí)，就可以做到對(duì)氧化還原反應(yīng)的配平迎刃而解。下面本文分三個(gè)部分簡(jiǎn)單介紹氧化還原反應(yīng)的配平原則、一般方法和特殊技巧。 一、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(jià)必然有升有降，我們把化合價(jià)能升高的元素或含該元素的物質(zhì)稱還原劑；反之稱為氧化劑。由氧化還原反應(yīng)的知識(shí)我們不難得出配平原則：還原劑失電子總數(shù)=氧化劑的電子總數(shù)，即還原劑（元素）化合價(jià)升高的總價(jià)數(shù)=氧化劑（元素）化合價(jià)降低的總價(jià)數(shù)。二、氧化還原反應(yīng)方程式配平的一般方法與步驟1、一般方法：從左向右配。2、步驟：標(biāo)變價(jià)、找變化、求總數(shù)、配系數(shù)。即 標(biāo)出變化元素化合價(jià)的始態(tài)和終態(tài)； 始態(tài) 終態(tài) 變化的總價(jià)數(shù) = 變化 系數(shù)注：假設(shè)以上變化均以正價(jià)表示，其中(b-a)(d-c) 為最小公倍數(shù)。 將 上的系數(shù)，分別填在還原劑和氧化劑化學(xué)式的前面作為系數(shù)； 用觀察法配平其它元素； 檢查配平后的方程式是否符合質(zhì)量守恒定律（離子方程式還要看是否符合電荷守恒）例1、 C + HNO3（濃）- NO2 + CO2 + H2O 分析：標(biāo)變價(jià) + HO3（濃）- O2 + O2 + H2O 找變化 始態(tài) 終態(tài) 變化的總價(jià)數(shù) = 變化 系數(shù) 求總數(shù) 1 4 = 4 配系數(shù) C 的系數(shù)為 1 HNO3的系數(shù)為 4 ，用觀察法將其它系數(shù)配平后，經(jīng)檢查滿足質(zhì)量守恒定律。配平后的化學(xué)方程式為：C + 4 HNO3（濃）= 4 NO2 + CO2 + 2 H2O 三、氧化還原反應(yīng)配平的特殊技巧。1、從右向左配平法例2、Cu + HNO3（濃）- Cu(NO3)2 + NO2 + H2O 分析：由于HNO3在反應(yīng)中有兩個(gè)作用即酸性和氧化性，因此如按照一般的方法從左向右配的話比較麻煩，但如采用從右向左配平法的方法，這個(gè)問題顯得很簡(jiǎn)單。不同之處：配系數(shù)時(shí)只需將 中的系數(shù)先寫在對(duì)應(yīng)產(chǎn)物化學(xué)式之前，其它步驟相同。 始態(tài) 終態(tài) 變化的總價(jià)數(shù) = 變化 系數(shù)Cu + 4 HNO3（濃）= Cu(NO3)2 +2 NO2 + 2H2O 總結(jié)使用范圍：此法最適用于某些物質(zhì)（如硝酸、濃硫酸的反應(yīng)）部分參加氧化還原反應(yīng)的類型。2、整體總價(jià)法（零價(jià)法）適用范圍：在氧化還原反應(yīng)中，一種反應(yīng)物中有兩種或兩種以上的元素化合價(jià)發(fā)生變化或幾種不同物質(zhì)中的元素化合價(jià)經(jīng)變化后同存在于一種產(chǎn)物中。技巧：把該物質(zhì)當(dāng)成一個(gè)“整體”來考慮。例3、FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 分析：在FeS2 中Fe的化合價(jià)由+2變到+3，S的化合價(jià)由-1變到+4，即同一種物質(zhì)中有兩種元素的化合價(jià)同時(shí)在改變，我們可以用整體總價(jià)法，把FeS2當(dāng)成一個(gè)“整體”來考慮。故 4FeS2 +11 O2 =2 Fe2O3 +8 SO2 3、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(jià)態(tài)元素之前的系數(shù)等于另兩種元素價(jià)態(tài)的差值與該價(jià)態(tài)原子數(shù)目的比值。例4、Cl2 + KOH KCl + KClO + 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)。 0 -1 +5Cl2 + KOH KCl + KClO3 + H2O Cl2 的系數(shù)為6/2=3 KCl的系數(shù)為5 KClO3的系數(shù)為1故 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 +3 H2O4、判斷未知物 顧名思義，在一個(gè)氧化還原反應(yīng)中缺少反應(yīng)物或生成物。 技巧：一般是把反應(yīng)物和生成物中的所有原子進(jìn)行比較，通過觀察增加或減少了哪種元素：若增加的元素是除H、O以外的非金屬，未知物一般是相應(yīng)的酸；若增加的元素是金屬，未知物一般是相應(yīng)的堿；若反應(yīng)前后經(jīng)部分配平后發(fā)現(xiàn)兩邊氫、氧原子不平衡，則未知物是水。例5、KMnO4 + KNO2 + MnSO4 + K2SO4 + KNO3 + H2O 分析：經(jīng)比較發(fā)現(xiàn)，生成物中增加了S元素，則未知物是H2SO4 ，其它步驟同上略。2KMnO4 + 5KNO2 + 3 H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5KNO3 + 3H2O 5、單質(zhì)后配法適用范圍：反應(yīng)物或生成物中有單質(zhì)參加或單質(zhì)生成，如有機(jī)物的燃燒都可用此法。 技巧：把游離態(tài)的那種元素放在最后來配。例6、FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 分析：反應(yīng)物中有單質(zhì)O2 ，我們可以把O元素放在最后來配。首先假定 Fe2O3的系數(shù)為1，則FeS2 的系數(shù)為2，那么SO2的系數(shù)為4，因此O2的系數(shù)為11/2，然后把每種物質(zhì)前的系數(shù)都擴(kuò)大2倍，即可配平。 4FeS2 +11 O2 =2 Fe2O3 +8 SO2 6、待定系數(shù)法 技巧：將各種物質(zhì)的系數(shù)分別設(shè)為不同的未知數(shù)，然后根據(jù)質(zhì)量守恒定律列方程求解最后配平。7、加合法 技巧：把某個(gè)復(fù)雜的反應(yīng)看成是某幾個(gè)反應(yīng)的疊加而成。 例7、Na2O2 + H2O NaOH + O2 分析：我們可把這個(gè)反應(yīng)看成是以下兩個(gè)反應(yīng)的疊加： Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 2H2O2 = 2H2O + O2 把 2+ ，最后我們得到：2Na2O2 +2 H2O = 4NaOH + O2總結(jié)：從以上示例我們發(fā)現(xiàn)，對(duì)于同一氧化還原反應(yīng)，有時(shí)可采用不同的方法來配平，也有時(shí)用幾種方法綜合應(yīng)用。總之，只要我們能掌握以上技巧，配平氧化還原反應(yīng)方程式會(huì)易如反掌。附練習(xí)：1、P +Cl2 PCl32、Cu + HNO3（?。? Cu(NO3)2 + NO + H2O 3、Cu2S + HNO3 Cu(NO3)2 +NO +H2SO4 + H2O 4、KI + KIO3 + H2SO4 I2 + K2SO4+ H2O 5、H2O2+Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O+ K2CrO46、AgNO3 Ag + NO2 +O2 7、FeSO4 + H2O + O2 Fe2(SO4)3 + Fe(OH)38、NO2 + O2 + H2O HNO3 參考答案1、2，3，2 2、3，8，3，2，43、3，22，6，10，3，8 4、5，1，3，3，3，35、5，1，10KOH，3，2，8 6、2，2，2，17、12，6，3，4，4 8、4，1，2，4氧化還原反應(yīng)方程式的配平是正確書寫氧化還原反應(yīng)方程式的一個(gè)重要步驟，是中學(xué)化學(xué)教學(xué)要求培養(yǎng)的一項(xiàng)基本技能。 氧化還原反應(yīng)配平原則 反應(yīng)中還原劑化合劑升高總數(shù)（失去電子總數(shù)）和氧化劑化合價(jià)降低總數(shù)（得到電子總數(shù)）相等， 反應(yīng)前后各種原子個(gè)數(shù)相等。 下面介紹氧化-還原反應(yīng)的常用配平方法 觀察法 觀察法適用于簡(jiǎn)單的氧化-還原方程式配平。配平關(guān)鍵是觀察反應(yīng)前后原子個(gè)數(shù)變化，找出關(guān)鍵是觀察反應(yīng)前后原子個(gè)數(shù)相等。 例1：Fe3O4+CO Fe+CO2 分析：找出關(guān)鍵元素氧，觀察到每一分子Fe3O4反應(yīng)生成鐵，至少需4個(gè)氧原子，故此4個(gè)氧原子必與CO反應(yīng)至少生成4個(gè)CO2分子。 解：Fe3O4+4CO 3Fe+4CO2 有的氧化-還原方程看似復(fù)雜，也可根據(jù)原子數(shù)和守恒的思想利用觀察法配平。 例2：P4+P2I4+H2O PH4I+H3PO4 分析：經(jīng)觀察，由出現(xiàn)次數(shù)少的元素原子數(shù)先配平。再依次按元素原子守恒依次配平出現(xiàn)次數(shù)較多元素。 解：第一步，按氧出現(xiàn)次數(shù)少先配平使守恒 P4+P2I4+4H2O PH4I+H3PO4 第二步：使氫守恒，但仍維持氧守恒 P4+P2I4+4H2O PH4I+H3PO4 第三步：使碘守恒，但仍保持以前調(diào)平的O、H P4+5/16P2I4+4H2O 5/4PH4I+H3PO4 第四步：使磷元素守恒 13/32P4+5/16P2I4+4H2O 5/4PH4I+H3PO4 去分母得 13P4+10P2I4+128H2O 40PH4I+32H3PO4 2、最小公倍數(shù)法 最小公倍數(shù)法也是一種較常用的方法。配平關(guān)鍵是找出前后出現(xiàn)“個(gè)數(shù)”最多的原子，并求出它們的最小公倍數(shù) 例3：Al+Fe3O4 Al2O3+Fe 分析：出現(xiàn)個(gè)數(shù)最多的原子是氧。它們反應(yīng)前后最小公倍數(shù)為“3 4”，由此把Fe3O4系數(shù)乘以3，Al2O3系數(shù)乘以4，最后配平其它原子個(gè)數(shù)。 解：8Al+3Fe3O4 4Al2O3+9Fe 3：奇數(shù)偶配法 奇數(shù)法配平關(guān)鍵是找出反應(yīng)前后出現(xiàn)次數(shù)最多的原子，并使其單（奇）數(shù)變雙（偶）數(shù)，最后配平其它原子的個(gè)數(shù)。 例4：FeS2+O2 Fe2O3+SO2 分析：由反應(yīng)找出出現(xiàn)次數(shù)最多的原子，是具有單數(shù)氧原子的FeS2變雙（即乘2），然后配平其它原子個(gè)數(shù)。 解：4FeS2+11O2 2Fe2O3+8SO2 4、電子得失總數(shù)守恒法 這種方法是最普通的一方法，其基本配平步驟課本上已有介紹。這里介紹該配平時(shí)的一些技巧。 （棧宸?/P 對(duì)某些較復(fù)雜的氧化還原反應(yīng)，如一種物質(zhì)中有多個(gè)元素的化合價(jià)發(fā)生變化，可以把這種物質(zhì)當(dāng)作一個(gè)整體來考慮。 例5： FeS+H2SO4(濃) Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O 分析：先標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移關(guān)系 FeS+H2SO4 1/2Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O 該反應(yīng)中FeS中的Fe，S化合價(jià)均發(fā)生變化，可將式中FeS作為一個(gè)“整體”，其中硫和鐵兩元素均失去電子，用一個(gè)式子表示失電子總數(shù)為3e。 2FeS+3H2SO4 Fe2(SO4)3+2S+3SO2+H2O 然后調(diào)整未參加氧化還原各項(xiàng)系數(shù)，把H2SO4調(diào)平為6H2SO4，把H2O調(diào)平為6H2O。 解： 2FeS+6H2SO4 Fe2(SO4)3+2S+3SO2+6H2O （二）零價(jià)法 對(duì)于Fe3C，F(xiàn)e3P等化合物來說，某些元素化合價(jià)難以確定，此時(shí)可將Fe3C，F(xiàn)e3P中各元素視為零價(jià)。零價(jià)法思想還是把Fe3C，F(xiàn)e3P等物質(zhì)視為一整價(jià)。 例7： Fe3C+HNO3 Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O Fe3C+HNO3 Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O 再將下邊線橋上乘13，使得失電子數(shù)相等再配平。 解： Fe3C+22HNO3（濃） 3Fe(NO3)3+CO2+13NO2+11H2O 練習(xí)： Fe3P+HNO3 Fe(NO3)3+NO+H3PO4+H20 得3Fe3P+41HNO39Fe(NO3)3+14NO+3H3PO4+16H2O （三）歧化反應(yīng)的配平 同一物質(zhì)內(nèi)同一元素間發(fā)生氧化-還原反應(yīng)稱為歧化反應(yīng)。配平時(shí)將該物質(zhì)分子式寫兩遍，一份作氧化劑，一份作還原劑。接下來按配平一般氧化-還原方程式配平原則配平，配平后只需將該物質(zhì)前兩個(gè)系數(shù)相加就可以了。 例8： Cl2+KOH（熱） KClO3+KCl+H2O 分析：將Cl2寫兩遍，再標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移關(guān)系 3Cl2+6KOH KClO3+5KCl+3H2O 第二個(gè)Cl2前面添系數(shù)5，則KCl前需添系數(shù)10；給KClO3前添系數(shù)2，將右邊鉀原子數(shù)相加，得12，添在KOH前面，最后將Cl2合并，發(fā)現(xiàn)可以用2進(jìn)行約分，得最簡(jiǎn)整數(shù)比。 解： 3Cl2+6KOH KClO3+5KCl+3H2O （四）逆向配平法 當(dāng)配平反應(yīng)物（氧化劑或還原劑）中的一種元素出現(xiàn)幾種變價(jià)的氧化還原方程式時(shí)，如從反應(yīng)物開始配平則有一定的難度，若從生成物開始配平，則問題迎刃而解。 例9： P+CuSO4+H2O Cu3P+H3PO4+H2SO4 分析：這一反應(yīng)特點(diǎn)是反應(yīng)前后化合價(jià)變化較多，在配平時(shí)可選擇變化元素較多的一側(cè)首先加系數(shù)。本題生成物一側(cè)變價(jià)元素較多，故選右側(cè)，采取從右向左配平方法（逆向配平法）。應(yīng)注意，下列配平時(shí)電子轉(zhuǎn)移都是逆向的。 P+CuSO4+H2O Cu3P+H3PO4+H2SO4 所以，Cu3P的系數(shù)為5，H3PO4的系數(shù)為6，其余觀察配平。 解： 11P+15CuSO4+24H2O 5Cu3P+6H3PO4+15 H2SO4 5、原子個(gè)數(shù)守恒法（待定系數(shù)法） 任何化學(xué)方程式配平后，方程式兩邊各種原子個(gè)數(shù)相等，由此我們可以設(shè)反應(yīng)物和生成物的系數(shù)分別是a、b、c 。 然后根據(jù)方程式兩邊系數(shù)關(guān)系，列方程組，從而求出a、b、c 最簡(jiǎn)數(shù)比。 例10：KMnO4+FeS+H2SO4 K2SO4+MnSO4+Fe2(SO4)3+S+H2O 分析：此方程式甚為復(fù)雜，不妨用原子個(gè)數(shù)守恒法。設(shè)方程式為： aKMnO4+bFeS+cH2SO4 d K2SO4+eMnSO4+fFe2(SO4)3+gS+hH2O 根據(jù)各原子守恒，可列出方程組： a=2d （鉀守恒） a=e（錳守恒） b=2f（鐵守恒） b+c=d+e+3f+g（硫守恒） 4a+4c=4d+4e+12f+h（氧守恒） c=h（氫守恒） 解方程組時(shí)，可設(shè)最小系數(shù)（此題中為d）為1，則便于計(jì)算：得a=6,b=10,d=3, e=6,f=5,g=10,h=24。 解：6KMnO4+10FeS+24H2SO4 3K2SO4+6MnSO4+5Fe2(SO4)3+10S+24H2O 例11：Fe3C+HNO3 CO2+Fe(NO3)3+NO+H2O 分析：運(yùn)用待定系數(shù)法時(shí)，也可以不設(shè)出所有系數(shù)，如將反應(yīng)物或生成物之一加上系數(shù)，然后找出各項(xiàng)與該系數(shù)的關(guān)系以簡(jiǎn)化計(jì)算。給Fe3C前加系數(shù)a，并找出各項(xiàng)與a的關(guān)系，得 aFe3C+HNO3 aCO2+3aFe(NO3)3+(1-9a)NO+1/2H2O 依據(jù)氧原子數(shù)前后相等列出 3=2a+3 3 3a+2 (1-9a)+1/2 a=1/22 代入方程式 1/22 Fe3C+HNO3 1/22CO2+3/22Fe(NO3)3+13/22NO+1/2H2O 化為更簡(jiǎn)整數(shù)即得答案： Fe3C+22HNO3 CO2+3Fe(NO3)3+13NO+11H2O 6、離子電子法 配平某些溶液中的氧化還原離子方程式常用離子電子法。其要點(diǎn)是將氧化劑得電子的“半反應(yīng)”式寫出，再把還原劑失電子的“半反應(yīng)”式寫出，再根據(jù)電子得失總數(shù)相等配平。 例11、KMnO4+SO2+H2O K2SO4+MnSO4+H2SO4 分析：先列出兩個(gè)半反應(yīng)式 KMnO4- +8H+ +5e Mn2+ + 4H2O SO2 + 2H2O - 2e SO42- + 4H+ 將 2， 5，兩式相加而得離子方程式。 2KMnO4+5SO2+2H2O K2SO4+2MnSO4+2H2SO4 下面給出一些常用的半反應(yīng)。 1）氧化劑得電子的半反應(yīng)式 稀硝酸：NO3- +4H+ + 3e NO + 2H2O 濃硝酸：NO3- +2H+ + e NO2 + H2O 稀冷硝酸：2NO3- +10H+ + 8e N2O + H2O 酸性KMnO4 溶液：MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O 酸性MnO2：MnO2 +4H+ + 2e Mn2+ + 2H2O 酸性K2Cr2O7溶液：Cr2O72- +14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O 中性或弱堿性KMnO4 溶液：MnO4- + 2H2O + 3e MnO2 + 4OH- 2)還原劑失電子的半反應(yīng)式： SO2 + 2H2O - 2e SO42- + 4H+ SO32- + 2OH- - 2e SO42- + H2O H2C2O4 - 2e 2CO2 +2H+ 7、分步配平法 此方法在濃硫酸、硝酸等為氧化劑的反應(yīng)中常用，配平較快，有時(shí)可觀察心算配平。先列出“O”的設(shè)想式。 H2SO4（濃） SO2 + 2H2O +O HNO3（稀） 2 NO+H2O +3O 2HNO3（濃） 2 NO2+H2O + O 2KMnO4+ 3H2SO4 K2SO4+2MnSO4+ 3H2O+5O K2Cr2O7+ 14H2SO4 K2SO4+Cr2(SO4)3+ 3 O 此法以酸作介質(zhì)，并有水生成。此時(shí)作為介質(zhì)的酸分子的系數(shù)和生成的水分子的系數(shù)可從氧化劑中氧原子數(shù)目求得。 例12： KMnO4+ H2S + H2SO4 K2SO4+2MnSO4+ S + H2O 分析：H2SO4為酸性介質(zhì)，在反應(yīng)中化合價(jià)不變。 KMnO4為氧化劑化合價(jià)降低“5”， H2S化合價(jià)升高“2”。它們的最小公倍數(shù)為“10”。由此可知，KMnO4中氧全部轉(zhuǎn)化為水，共8個(gè)氧原子，生成8個(gè)水分子，需16個(gè)氫原子，所以H2SO4系數(shù)為“3”。 解：2KMnO4+ 5H2S + 3H2SO4 K2SO4+2MnSO4+ 5S + 8H2O用電子轉(zhuǎn)移的方法沒有配出來, 還請(qǐng)各位老大不吝賜教 2008-08-17 15:14 提高懸賞20分2008-08-17 12:21 補(bǔ)充問題當(dāng)時(shí)我也沒檢查,沒想到?jīng)]圖. 是氯酸分解 HClO3-O2 +Cl2 +HClO4 +H2O 和硫化亞鐵和硝酸反應(yīng)的方程式 生成硫酸鐵,硝酸鐵,二氧化氮,四氧化二氮,一氧化氮和水 按氧化還原反應(yīng)關(guān)系，可以 知道第1題應(yīng)該包含倆個(gè)獨(dú)立的 反應(yīng)一個(gè)是HClO3分解成O2/H2O/Cl2 一個(gè)是分解成Cl2、 HClO4/H2O。我們只有將兩個(gè)反應(yīng)獨(dú)立得配平 4HClO3 =2Cl2+5Cl2 +2H2O 7HClO3=Cl2+H2O +5HClO4 . 將兩個(gè)反應(yīng)按一定的 比例關(guān)系相加，就可以得到不同的反應(yīng)配平關(guān)系如按1：1相加 就可以得到： 11HClO3=3Cl2 =5O2 =3H2O =5HClO4 。當(dāng)然還有其他的配平關(guān)系，就不多例舉了，但我們必須知道的 是一個(gè)獨(dú)立的 反應(yīng)只能有一對(duì)元素化合價(jià)的 升降對(duì)，如Cl由+5價(jià)降到0價(jià)很O由-2升高到0價(jià) 或Cl由+5到 +7升高2個(gè)單位和降低到0價(jià)的升降關(guān)系，這樣我們就可以配平它們。 2題FeS可以看成一個(gè)原子 它在反應(yīng)中轉(zhuǎn)變成3價(jià)鐵和硫酸根 ，整體化合價(jià)升高了9個(gè)單位 ，而HNO3的N則由于濃度和溫度等情況 化合價(jià)由+5降到 NO2的+4，化合價(jià)變化了一個(gè)單位 而變化成N2O4則可以按2HNO3-N2O4，化合價(jià)變化的 關(guān)系是 一樣的 ，而轉(zhuǎn)變成NO化合價(jià)降低了3個(gè)單位，這樣同樣可以按照上面的 方法分別配平方程式，可以寫出各自的方程式，再將他們組合起來就可以了 或者在沒有發(fā)出的 圖上有什么數(shù)據(jù)顯示也未可知。 至于生成物是 硫酸鐵和硝酸鐵，則是這樣的原來的 FeS 轉(zhuǎn)變成硫酸鐵和硝酸鐵的關(guān)系是 3FeS -Fe2（SO4）3 +Fe（NO3）3 。僅僅是增加了硝酸的分子數(shù) 也就是有多少FeS反應(yīng)，就有多少硝酸分子參加了非氧化和還原反應(yīng)。只要練習(xí)一下，就可以熟練掌握的?；瘜W(xué)配平有萬能解法嗎?(1)有一種可以說是萬能的配平法，叫做“待定系數(shù)法”，即方程式中將某些物質(zhì)的系數(shù)設(shè)為未知數(shù)，然后由未知數(shù)暫時(shí)配平方程式，最后根據(jù)某種原子在反應(yīng)前后數(shù)量守恒列方程或方程組，解出這些未知數(shù)的關(guān)系，通過未知數(shù)之間的關(guān)系來配平方程式。待定系數(shù)法對(duì)于某些反應(yīng)后元素去向比較唯一（比如Na元素只在一種生成物NaOH中存在）的方程式比較得心應(yīng)手，但是如果元素的去向不唯一（比如Na元素在生成物NaOH、Na2CO3中都存在），則用此法配平時(shí)就顯得比較麻煩。例如配平方程式“Fe3C + HNO3(濃) Fe(NO3)3 + CO2+ NO2+ H2O”，可以設(shè)Fe3C的系數(shù)為a，HNO3的系數(shù)為b，則暫配平方程式為：aFe3C + bHNO3(濃)= 3aFe(NO3)3 + aCO2+ (b-9a)NO2+ b/2H2O，由氧原子守恒可列方程：3b = 27a + 2a + (2b - 18a) + b/2，整理得：b=22a，也即a:b=1:22，故將a=1，b=22帶入化學(xué)方程式中可得：Fe3C + 22HNO3(濃)= 3Fe(NO3)3 + CO2+ 13NO2+ 11H2O，至此配平。(2)某些氧化還原反應(yīng)的價(jià)態(tài)變化復(fù)雜，某些元素的化合價(jià)難以確定，此時(shí)可以考慮用“零價(jià)法”配平：零價(jià)法的要點(diǎn)是基于化合物的形成過程，比如MgO，Mg呈+2價(jià)，O呈-2價(jià)，在單質(zhì)Mg與O2化合時(shí)，Mg給出了2個(gè)電子使O原子得到，Mg變?yōu)镸g2+，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(gè)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(gè)電子還給Mg，使得它們的化合價(jià)均為零價(jià)，這樣就有利于我們配平氧化還原方程式了，注意，“零價(jià)法”只是一種等效方法，可不是真的把電子還回去了。例如還是配平以上方程式，由于Fe3C(碳化三鐵)中，F(xiàn)e和C的化合價(jià)都難以確定，所以可以把他們統(tǒng)統(tǒng)看作零價(jià)，這樣，F(xiàn)e變成Fe(NO3)3，失去了3個(gè)電子，C變成CO2失去了4個(gè)電子，則整個(gè)Fe3C失去了33+4=13個(gè)電子，即整體上升價(jià)態(tài)為13，而硝酸中的NO3-變?yōu)镹O2下降價(jià)態(tài)為