氧化還原反應教案.doc

.氧 化 還 原 反 應一 .化學反應的分類：四大基本反應類型：A + B = AB化合反應AB = A + B分解反應化合和分解互為逆過程：A + BC = AC + B置換反應AB + CD = AD + BC復分解反應初中的氧化還原反應：氧化反應與還原反應（此處將氧化還原反應分開）此時單純從得氧與失氧來分類定義:物質(zhì)得到氧的反應稱之為氧化反應,物質(zhì)失去氧的反應稱為還原反應S + O2 = SO2氧化反應CuO+H2=Cu+H2O還原反應二 .氧化還原反應：在氧化還原反應中，為何發(fā)生元素化合價的升降？以Na和Cl2的反應為例：（分析）在離子化合物里，元素化合價的數(shù)值就是這種元素一個原子得失電子的數(shù)目。由于電子帶負電荷，失去電子的原子就帶有正電，這種元素的化合價為正價；得到電子的原子帶負電，這種元素的化合價為負價。 對于鈉和氯氣的反應，Na原子最外層有1個電子，反應中Na失去這1個電子，化合價從0價升高到1價；Cl最外層有7個電子，反應中得到1個電子，化合價從0價降到1價。因此，我們完全可以這樣說：元素化合價的升或降是由于它們的原子失去或得到電子的緣故?；蟽r升高的價數(shù)就是失去的電子數(shù)，化合價降低的價數(shù)就是得到的電子數(shù)。 （例如）Mg + Cl2 點燃 MgCl2 （分析)Mg化合價升高2價，因為失去2個電子，Cl化合價降低1價，因為得到1個電子，又因有2個Cl，所以共得到2e-（追問）有些反應如H2與Cl2的反應并無電子的真正得失，為何元素化合價也有升有降？（分析）對于氫氣和氯氣的反應，H和Cl通過共用一對電子形成HCl分子。由于Cl吸引電子能力強，共用電子對偏向與Cl，氯元素化合價從0價降到1價；共用電子對偏離于H ，氫元素化合價從0價升高到1價。所以共用電子對的偏移也會導致化合價的升降，也符合氧化還原反應的定義。 對于氧化還原反應的認識，我們應透過化合價變化這一特征現(xiàn)象，看到其本質(zhì)原因是電子得失或偏移。a 有化合價升降的化學反應的是氧化還原反應幾種簡單的氧化還原反應：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）的反應都是氧化還原反應化合價的升降是由于電子的轉(zhuǎn)移的結(jié)果。注：氧化還原反應中應注意的幾個問題：1、 氧化劑氧化性的強弱，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)參加或生成的反應不一定是氧化還原反應eg：C(金剛石）= C（石墨）；3O2 = 2O3(放電）；P4(白磷) = 4 P（紅磷）3、任何元素在化學反應中，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（比如置換反應，化合反應，分解反應）4、 置換反應一定是氧化還原反應，復分解反應一定不是氧化還原反應；有單質(zhì)參加的化合反應和有單質(zhì)生成的分解反應全部屬于氧化還原反應。5、元素具有最高價的化合物不一定具有強氧化性！ eg. H3PO4 、H2SiO3(或H4SiO4) 兩酸均無強氧化性但硝酸有強氧化性。三 .常見化合價：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；化合價規(guī)律：金屬永遠顯負價；F和O最高正價為零價；元素的最高價態(tài)=最外層電子數(shù)；元素的最低價態(tài)=最外層電子式-8；元素常見化合價表見附表1四 .氧化劑和還原劑：1、氧化劑和還原劑 氧化劑：得電子（或電子對偏向）的物質(zhì) 還原劑：失電子（或電子對偏離）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（越容易），物質(zhì)的氧化性就越強；失電子能力越強（越容易），物質(zhì)的還原性就越強。至此，圍繞氧化還原反應的本質(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 產(chǎn)物 物質(zhì) 性質(zhì) 得電子 化合價下降 被還原 還原反應 還原產(chǎn)物 氧化劑 氧化性 失電子 化合價升高 被氧化 氧化反應 氧化產(chǎn)物 還原劑 還原性（口訣）升失氧，降得還備注：“高價氧，低價還”1.元素的最高價態(tài)具有氧化性，最低價態(tài)具有還原性，中間價態(tài)兩者兼具有。 但最高價態(tài)具有氧化性，但是不一定是強氧化性(例如：Na+) 最低價態(tài)具有還原性，但是不一定是強還原性2.氧化劑與還原劑，氧化產(chǎn)物與還原產(chǎn)物，氧化反應與還原反應的判斷第一步：前劑后物第二步：標變價元素價態(tài)第三步：同種元素等號前后進行化合價的高低比較 若元素（物質(zhì)）為高價態(tài)，則為氧化劑 若元素（物質(zhì)）為低價態(tài)，則為還原劑3.此元素化合價升高，則為氧化反應（從本質(zhì)上來講，化合價升高，說明失去電子） 若此元素化合價降低，則為還原反應（從本質(zhì)上來講，化合價降低，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 歧化反應: 在反應中，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稱為歧化反應.2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2歸中反應: 歸中反應就是指同種元素的不同化合物發(fā)生氧化還原反應，那種元素的化合價向中間靠攏.2H2S + SO2 = 3S +2 H2O 自身氧化還原反應: 是指氧化劑和還原劑都是同一物質(zhì)的氧化還原反應，反應時物質(zhì)里的不同元素或相同元素間發(fā)生了電子轉(zhuǎn)移,像歧化反應就是一種常見的自身氧化還原反應. 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 .氧化還原反應的表示方法 （1）“雙線橋”表示氧化還原反應 1）跨過等號 步驟 2）指向同一元素 3）標注得失電子，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，是則標出元素化合價的變化。 0 3 0 1 3H2 + Fe2O3 高溫 2Fe + 3H2O b.化合價升高的價數(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-，化合價升高，被氧化 0 3 0 1 3H2 + Fe2O3 高溫 2Fe + 3H2O 得23e-，化合價降低，被還原 清楚地表示出氧化還原反應中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目，同一元素在反應前后的價態(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，書寫時注意： 1）首先標出變價元素的化合價。兩個線橋一個在上，一個在下分布，線橋的方向是從反應物一方指向生成物一方，首尾必須對應于發(fā)生化合價變化的同種元素。2）橋上標明電子得失、化合價升降、被氧化被還原等內(nèi)容。3）“”號前是參加氧化還原反應的原子數(shù)目，和方程式前面系數(shù)不一定一致。 “”號后是每一個參加氧化還原反應的原子得到或失去的電子數(shù)目，和化合價的改變量相等。4）對表示電子的符號勿漏掉“e”字右上面的“”5）電子轉(zhuǎn)移總數(shù)的計算：如例題中電子轉(zhuǎn)移總數(shù)為6e-，不是12e-Wen1.氧化還原反應中電子得失總數(shù)是什么關(guān)系？化合價升降總數(shù)又如何？均為相等關(guān)系6）得失電子總數(shù)應相等。（可檢查）（2）“單線橋”表示氧化還原反應 1）跨過等號步驟 2）指向同一元素 3）標注得失電子，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、利用金屬活動順序表進行比較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？ Fe3+能否與Br2發(fā)生反應？3、依據(jù)性質(zhì)強弱規(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（較強氧化性） （較強 還原性） （弱還原性） （弱氧 化性）氧化性強弱： 氧化劑 氧化產(chǎn)物 還原性強弱： 還原劑 還原產(chǎn)物氧化劑的氧化性越強，其還原產(chǎn)物的還原性越_還原劑的還原性越強，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而增強。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生成相同物質(zhì)，條件越容易，氧化性越強；由不同還原劑與相同氧化劑反應生成相同物質(zhì)，條件越容易，還原性越強。ex.(1)2KMnO4+16HCl=KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O (反應條件：常溫)(2)MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O (反應條件：)(3)4HCl+O2=2Cl2+2H2O (反應條件：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 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ex. 已知兩反應： 2A+Cl2=2ACl； H1 kJ/mol 2B+Cl2=2BCl； H2kJ/mol若H1H2 ，則：還原性A _ B八.氧化還原反應規(guī)律1、性質(zhì)強弱規(guī)律氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物（較強氧化性） （較強 還原性） （弱還原性） （弱氧 化性）氧化性強弱： 氧化劑 氧化產(chǎn)物 還原性強弱： 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-離子參加反應時共轉(zhuǎn)移0.4 mol電子。 RxO42- + MnO4-+ H+ RO2 + Mn2+ + H2O（1）x=_；（2）參加反應的H+ 的物質(zhì)的量為_。3、優(yōu)先反應規(guī)律同一種氧化劑與不同的還原劑相遇，氧化劑優(yōu)先與還原性強的物質(zhì)反應；同一種還原劑與不同的氧化劑相遇，還原劑優(yōu)先與氧化性強的物質(zhì)反應。ex. （1）Cl2通入到含同濃度的S2-、Br-、I- 的溶液中； 反應次序：_（2）Fe與同含濃度的Ag+、Fe3+、Cu2+溶液中。反應次序：_4、價態(tài)規(guī)律 最高價：只具氧化性同種元素具有多種化合價 中間價：既具氧化性又具還原性最低價：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、歧化反應規(guī)律同物質(zhì)中同一價態(tài)的同一元素，部分價態(tài)升高，部分價態(tài)降低的反應叫歧化反應其規(guī)律是：中間價 高價 + 低價具有多種價態(tài)的元素（如Cl、S、N、P等元素）均可發(fā)生歧化反應ex. Cl 2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 +3H2O 3NO2+H2O=2HNO3+NOP + NaOH + H2O- Na2HPO4 + PH3 (試配平此反應式）6、歸中規(guī)律(不交叉規(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，其結(jié)果是兩種價態(tài)只能相互靠近，或最多達到相同價態(tài)，而決不會出現(xiàn)高價變低，低價變高的交叉現(xiàn)象。ex.1. 試配平下列反應式： 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式，但知道它們在一定條件下具有如下的轉(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由低到高的順序為（ ）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)氧化還原反應中，氧化劑和還原劑的價態(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、氧化還原反應配平.淺析氧化還原反應方程式的配平方法和幾種特殊的配平技巧 氧化還原反應是中學化學教學的重點和難點，而它的配平更使很多同學在學習時非常感到吃力。事實上，只要我們掌握一些特殊技巧，結(jié)合少量的練習，就可以做到對氧化還原反應的配平迎刃而解。下面本文分三個部分簡單介紹氧化還原反應的配平原則、一般方法和特殊技巧。 一、配平原則由于在氧化還原反應里存在著電子的轉(zhuǎn)移，因此元素的化合價必然有升有降，我們把化合價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。由氧化還原反應的知識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）化合價升高的總價數(shù)=氧化劑（元素）化合價降低的總價數(shù)。二、氧化還原反應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：標變價、找變化、求總數(shù)、配系數(shù)。即 標出變化元素化合價的始態(tài)和終態(tài)； 始態(tài) 終態(tài) 變化的總價數(shù) = 變化 系數(shù)注：假設以上變化均以正價表示，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：標變價 + HO3（濃）- O2 + O2 + H2O 找變化 始態(tài) 終態(tài) 變化的總價數(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。配平后的化學方程式為：C + 4 HNO3（濃）= 4 NO2 + CO2 + 2 H2O 三、氧化還原反應配平的特殊技巧。1、從右向左配平法例2、Cu + HNO3（濃）- Cu(NO3)2 + NO2 + H2O 分析：由于HNO3在反應中有兩個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，這個問題顯得很簡單。不同之處：配系數(shù)時只需將 中的系數(shù)先寫在對應產(chǎn)物化學式之前，其它步驟相同。 始態(tài) 終態(tài) 變化的總價數(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）部分參加氧化還原反應的類型。2、整體總價法（零價法）適用范圍：在氧化還原反應中，一種反應物中有兩種或兩種以上的元素化合價發(fā)生變化或幾種不同物質(zhì)中的元素化合價經(jīng)變化后同存在于一種產(chǎn)物中。技巧：把該物質(zhì)當成一個“整體”來考慮。例3、FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 分析：在FeS2 中Fe的化合價由+2變到+3，S的化合價由-1變到+4，即同一種物質(zhì)中有兩種元素的化合價同時在改變，我們可以用整體總價法，把FeS2當成一個“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或歸一反應。技巧：第三種價態(tài)元素之前的系數(shù)等于另兩種元素價態(tài)的差值與該價態(tài)原子數(shù)目的比值。例4、Cl2 + KOH KCl + KClO + H2O 分析：在氧化還原反應中，電子轉(zhuǎn)移只發(fā)生在氯元素之間，屬于歧化反應。 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，在一個氧化還原反應中缺少反應物或生成物。 技巧：一般是把反應物和生成物中的所有原子進行比較，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，未知物一般是相應的酸；若增加的元素是金屬，未知物一般是相應的堿；若反應前后經(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：反應物或生成物中有單質(zhì)參加或單質(zhì)生成，如有機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：把某個復雜的反應看成是某幾個反應的疊加而成。 例7、Na2O2 + H2O NaOH + O2 分析：我們可把這個反應看成是以下兩個反應的疊加： 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)，對于同一氧化還原反應，有時可采用不同的方法來配平，也有時用幾種方法綜合應用?？傊灰覀兡苷莆找陨霞记?，配平氧化還原反應方程式會易如反掌。附練習：1、P +Cl2 PCl32、Cu + HNO3（稀）- 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氧化還原反應方程式的配平是正確書寫氧化還原反應方程式的一個重要步驟，是中學化學教學要求培養(yǎng)的一項基本技能。 氧化還原反應配平原則 反應中還原劑化合劑升高總數(shù)（失去電子總數(shù)）和氧化劑化合價降低總數(shù)（得到電子總數(shù)）相等， 反應前后各種原子個數(shù)相等。 下面介紹氧化-還原反應的常用配平方法 觀察法 觀察法適用于簡單的氧化-還原方程式配平。配平關(guān)鍵是觀察反應前后原子個數(shù)變化，找出關(guān)鍵是觀察反應前后原子個數(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反應生成鐵，至少需4個氧原子，故此4個氧原子必與CO反應至少生成4個CO2分子。 解：Fe3O4+4CO 3Fe+4CO2 有的氧化-還原方程看似復雜，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)個數(shù)最多的原子是氧。它們反應前后最小公倍數(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數(shù)。 例4：FeS2+O2 Fe2O3+SO2 分析：由反應找出出現(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。這里介紹該配平時的一些技巧。 （棧宸?/P 對某些較復雜的氧化還原反應，如一種物質(zhì)中有多個元素的化合價發(fā)生變化，可以把這種物質(zhì)當作一個整體來考慮。 例5： FeS+H2SO4(濃) Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O 分析：先標出電子轉(zhuǎn)移關(guān)系 FeS+H2SO4 1/2Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O 該反應中FeS中的Fe，S化合價均發(fā)生變化，可將式中FeS作為一個“整體”，其中硫和鐵兩元素均失去電子，用一個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）零價法 對于Fe3C，F(xiàn)e3P等化合物來說，某些元素化合價難以確定，此時可將Fe3C，F(xiàn)e3P中各元素視為零價。零價法思想還是把Fe3C，F(xiàn)e3P等物質(zhì)視為一整價。 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： Fe3P+HNO3 Fe(NO3)3+NO+H3PO4+H20 得3Fe3P+41HNO39Fe(NO3)3+14NO+3H3PO4+16H2O （三）歧化反應的配平 同一物質(zhì)內(nèi)同一元素間發(fā)生氧化-還原反應稱為歧化反應。配平時將該物質(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，再標出電子轉(zhuǎn)移關(guān)系 3Cl2+6KOH KClO3+5KCl+3H2O 第二個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進行約分，得最簡整數(shù)比。 解： 3Cl2+6KOH KClO3+5KCl+3H2O （四）逆向配平法 當配平反應物（氧化劑或還原劑）中的一種元素出現(xiàn)幾種變價的氧化還原方程式時，如從反應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：這一反應特點是反應前后化合價變化較多，在配平時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）。應注意，下列配平時電子轉(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、原子個數(shù)守恒法（待定系數(shù)法） 任何化學方程式配平后，方程式兩邊各種原子個數(shù)相等，由此我們可以設反應物和生成物的系數(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 最簡數(shù)比。 例10：KMnO4+FeS+H2SO4 K2SO4+MnSO4+Fe2(SO4)3+S+H2O 分析：此方程式甚為復雜，不妨用原子個數(shù)守恒法。設方程式為： 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，可設最小系數(shù)（此題中為d）為1，則便于計算：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：運用待定系數(shù)法時，也可以不設出所有系數(shù)，如將反應物或生成物之一加上系數(shù)，然后找出各項與該系數(shù)的關(guān)系以簡化計算。給Fe3C前加系數(shù)a，并找出各項與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。其要點是將氧化劑得電子的“半反應”式寫出，再把還原劑失電子的“半反應”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：先列出兩個半反應式 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。 1）氧化劑得電子的半反應式 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中常用，配平較快，有時可觀察心算配平。先列出“O”的設想式。 H2SO4（濃） SO2 + 2H2O +O HNO3（?。?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)，在反應中化合價不變。 KMnO4為氧化劑化合價降低“5”， H2S化合價升高“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個氧原子，生成8個水分子，需16個氫原子，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 補充問題當時我也沒檢查,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 按氧化還原反應關(guān)系，可以 知道第1題應該包含倆個獨立的 反應一個是HClO3分解成O2/H2O/Cl2 一個是分解成Cl2、 HClO4/H2O。我們只有將兩個反應獨立得配平 4HClO3 =2Cl2+5Cl2 +2H2O 7HClO3=Cl2+H2O +5HClO4 . 將兩個反應按一定的 比例關(guān)系相加，就可以得到不同的反應配平關(guān)系如按1：1相加 就可以得到： 11HClO3=3Cl2 =5O2 =3H2O =5HClO4 。當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 是一個獨立的 反應只能有一對元素化合價的 升降對，如Cl由+5價降到0價很O由-2升高到0價 或Cl由+5到 +7升高2個單位和降低到0價的升降關(guān)系，這樣我們就可以配平它們。 2題FeS可以看成一個原子 它在反應中轉(zhuǎn)變成3價鐵和硫酸根 ，整體化合價升高了9個單位 ，而HNO3的N則由于濃度和溫度等情況 化合價由+5降到 NO2的+4，化合價變化了一個單位 而變化成N2O4則可以按2HNO3-N2O4，化合價變化的 關(guān)系是 一樣的 ，而轉(zhuǎn)變成NO化合價降低了3個單位，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，就有多少硝酸分子參加了非氧化和還原反應。只要練習一下，就可以熟練掌握的?；瘜W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)設為未知數(shù)，然后由未知數(shù)暫時配平方程式，最后根據(jù)某種原子在反應前后數(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)法對于某些反應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)某些氧化還原反應的價態(tài)變化復雜，某些元素的化合價難以確定，此時可以考慮用“零價法”配平：零價法的要點是基于化合物的形成過程，比如MgO，Mg呈+2價，O呈-2價，在單質(zhì)Mg與O2化合時，Mg給出了2個電子使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得到的兩個電子還給Mg，使得它們的化合價均為零價，這樣就有利于我們配平氧化還原方程式了，注意，“零價法”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的化合價都難以確定，所以可以把他們統(tǒng)統(tǒng)看作零價，這樣，F(xiàn)e變成Fe(NO3)3，失去了3個電子，C變成CO2失去了4個電子，則整個Fe3C失去了33+4=13個電子，即整體上升價態(tài)為13，而硝酸中的NO3-變?yōu)镹O2下降價態(tài)為