高一化學(xué)：必背知識點氧化還原反應(yīng)

 　　1、守恒規(guī)律

　　守恒是氧化還原反應(yīng)最重要的規(guī)律。在氧化還原反應(yīng)中，元素的化合價有升必有降，電子有得必有失。從整個氧化還原反應(yīng)看，化合價升高總數(shù)與降低總數(shù)相等，失電子總數(shù)與得電子總數(shù)相等。此外，反應(yīng)前后的原子個數(shù)、物質(zhì)質(zhì)量也都守恒。守恒規(guī)律應(yīng)用非常廣泛，通常用于氧化還原反應(yīng)中的計算問題以及方程式的配平問題。

　　2、價態(tài)規(guī)律

　　元素處于最高價，只有氧化性，如濃硫酸中的硫是+6價，只有氧化性，沒有還原性;元素處于最低價，只有還原性，如硫化鈉的硫是-2價，只有還原性，沒有氧化性;元素處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性，但主要呈現(xiàn)一種性質(zhì)，如二氧化硫的硫是+4價，介于-2與+6之間，氧化性和還原性同時存在，但還原性占主要地位。物質(zhì)大多含有多種元素，其性質(zhì)體現(xiàn)出各種元素的綜合，如H2S，既有氧化性(由+1價氫元素表現(xiàn)出的性質(zhì))，又有還原性(由-2價硫元素表現(xiàn)出的性質(zhì))。

　　3、難易規(guī)律

　　還原性強(qiáng)的物質(zhì)越易失去電子，但失去電子后就越難得到電子;氧化性強(qiáng)的物質(zhì)越易得到電子，但得到電子后就越難失去電子。這一規(guī)律可以判斷離子的氧化性與還原性。例如Na還原性很強(qiáng)，容易失去電子成為Na+，Na+氧化性則很弱，很難得到電子。

　　4、強(qiáng)弱規(guī)律

　　較強(qiáng)氧化性的氧化劑跟較強(qiáng)還原性的還原劑反應(yīng)，生成弱還原性的還原產(chǎn)物和弱氧化性的氧化產(chǎn)物。用這一性質(zhì)可以判斷物質(zhì)氧化性或還原性的強(qiáng)弱。如2HI+Br2=2HBr+I2，氧化物Br2的氧化性大于氧化產(chǎn)物I2的氧化性。還原劑HI的還原性大于還原產(chǎn)物HBr的還原性。

　　5、歧化規(guī)律

　　同一種物質(zhì)分子內(nèi)同一種元素同一價態(tài)的原子(或離子)發(fā)生電子轉(zhuǎn)移的氧化還原反應(yīng)叫歧化反應(yīng)，歧化反應(yīng)的特點：某元素的中間價態(tài)在適宜條件下同時向較高和較低的價態(tài)轉(zhuǎn)化。歧化反應(yīng)是自身氧化還原反應(yīng)的一種。如Cl2+H2O=HCl+HClO，氯氣中氯元素化合價為0，歧化為-1價和+1價的氯。

　　6、歸中規(guī)律

　　(1)同種元素間不同價態(tài)的氧化還原反應(yīng)發(fā)生的時候，其產(chǎn)物的價態(tài)既不相互交換，也不交錯。

　　(2)同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應(yīng);當(dāng)存在中間價態(tài)時，同種元素的高價態(tài)物質(zhì)和低價態(tài)物質(zhì)才有可能發(fā)生反應(yīng)，若無中間價態(tài)則不能反應(yīng)。如濃硫酸和SO2不能反應(yīng)。

　　(3)同種元素的高價態(tài)氧化低價態(tài)的時候，遵循的規(guī)律可簡單概括為：高到高，低到低，可以歸中，不能跨越。

　　(責(zé)任編輯：康彥林)

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