3氧化还原基本规律与计算氧化还原反应的三个基本规律

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氧化还原反应的基本规律
1、守恒规律：
（1）质量守恒定律：（化学反应基本规律）；
（2）电子守恒规律：任何氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数与还原剂失去电子总数相等（整个体系的电子总数不变），进而也能得到
（3）化合价守恒：化合价升高的总数等于化合价降低的总数。
2、价态规律：
（1）升降规律：氧化还原反应中，化合价升高的总数等于化合价降低的总数；
（2）价态归中规律：即同种元素不同价态之间， 相邻价态不反应（如SO2和浓硫酸不反应）；发生反应时化合价向中间靠拢，但不交叉（两相靠，不相交）：
例如：H2S＋H2SO4（浓）= S↓＋SO2↑＋2H2O中硫元素的价态变化如下：
3．“强者先行”规律：
一种氧化剂（或还原剂）与多种还原剂（或氧化剂）相遇时，总是先与还原性强（氧化性强）的物质反应，如：
将Zn投入到FeSO4和CuSO4的混合溶液中， Zn先和CuSO4反应，原理就是因为氧化性CuSO4＞FeSO4 。
4、强弱规律：越容易失电子的物质，失去电子后就越难得电子；越容易得电子的物质，得到电子后就越难失电子“易得难失，易失难得” 。
5、应用：比较物质氧化性（还原性）的强弱
一般来说，在给出定反应的条件下， 氧化剂的氧化性大于氧化产物；还原剂的还原性大于还原产物 ，如果该反应常温下能够发生（自发反应），一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“由强制弱” 。

氧化还原反应的计算
氧化还原反应的计算，最核心的思维方式是电子的得失守恒 。利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程，可不写化学方程式，不追究中间反应过程，只要把物质分为初态和终态，从得电子与失电子两个方面进行整体思维，便可迅速获得正确结果。
1、氧化剂还原剂的量的计算：
氧化还原反应中氧化剂还原剂的量一定是以实际发生氧化还原（发生变价）的量为依据， 而不是以参加反应的量为依据，如：
3Cu+8HNO3=3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
n（氧化剂）：n（还原剂）= 2:3而不是8:3 。
2、电子转移数量的计算：划出双线桥（单线桥），从而得到每发生1个反应转移的电子数，从而按比例计算，如求下反应生成l mol NO转移的电子数：
3Cu+8HNO3=3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
根据反应方程式（不行就话双线桥）得到，生成2个NO分子转移6e ，因此生成l mol NO转移的电子数为3NA 。
3、单位物质的量（质量）的氧化能力的比较：通过比较单位物质的量（质量）的物质得到（失去）的电子数。如比较单位物质的量的KClO3的氧化能力是Cl2的几倍？
1molKClO3发生反应得到6mol电子， 1molCl2发生反应得到2mol电子，因此单位物质的量的KClO3的氧化能力是Cl2的3倍。
4、求氧还产物的化合价（或物质的量）：
a、找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物；
b、找准一个原子或离子得失电子数（注意化学式中粒子的个数）

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