氧化還原反應的基本規律

1、守恒規律：

（1）質量守恒定律：（化學反應基本規律）；

（2）電子守恒規律：任何氧化還原反應中，氧化劑得到的電子總數與還原劑失去電子總數相等（整個體系的電子總數不變），進而也能得到

（3）化合價守恒：化合價升高的總數等于化合價降低的總數。

2、價态規律：

（1）升降規律：氧化還原反應中，化合價升高的總數等于化合價降低的總數；

（2）價态歸中規律：即同種元素不同價态之間，相鄰價态不反應（如SO2和濃硫酸不反應）；發生反應時化合價向中間靠攏，但不交叉（兩相靠，不相交）：

例如：H2S＋H2SO4（濃）= S↓＋SO2↑＋2H2O中硫元素的價态變化如下：

3．“強者先行”規律：

一種氧化劑（或還原劑）與多種還原劑（或氧化劑）相遇時，總是先與還原性強（氧化性強）的物質反應，如：

将Zn投入到FeSO4和CuSO4的混合溶液中，Zn先和CuSO4反應，原理就是因為氧化性CuSO4＞FeSO4。

4、強弱規律：越容易失電子的物質，失去電子後就越難得電子；越容易得電子的物質，得到電子後就越難失電子“易得難失，易失難得”。

5、應用：比較物質氧化性（還原性）的強弱

一般來說，在給出定反應的條件下，氧化劑的氧化性大于氧化産物；還原劑的還原性大于還原産物，如果該反應常溫下能夠發生（自發反應），一般遵循強氧化劑制弱氧化劑，強還原劑制弱還原劑，即“由強制弱”。

氧化還原反應的計算

氧化還原反應的計算，最核心的思維方式是電子的得失守恒。利用守恒思想，可以抛開繁瑣的反應過程，可不寫化學方程式，不追究中間反應過程，隻要把物質分為初态和終态，從得電子與失電子兩個方面進行整體思維，便可迅速獲得正确結果。

1、氧化劑還原劑的量的計算：

氧化還原反應中氧化劑還原劑的量一定是以實際發生氧化還原（發生變價）的量為依據，而不是以參加反應的量為依據，如：

3Cu 8HNO3=3Cu（NO3）2 2NO↑ 4H2O

n（氧化劑）：n（還原劑）= 2:3而不是8:3。

2、電子轉移數量的計算：劃出雙線橋（單線橋），從而得到每發生1個反應轉移的電子數，從而按比例計算，如求下反應生成l mol NO轉移的電子數：

3Cu 8HNO3=3Cu（NO3）2 2NO↑ 4H2O

根據反應方程式（不行就話雙線橋）得到，生成2個NO分子轉移6e，因此生成l mol NO轉移的電子數為3NA。

3、單位物質的量（質量）的氧化能力的比較：通過比較單位物質的量（質量）的物質得到（失去）的電子數。如比較單位物質的量的KClO3的氧化能力是Cl2的幾倍？

1molKClO3發生反應得到6mol電子，1molCl2發生反應得到2mol電子，因此單位物質的量的KClO3的氧化能力是Cl2的3倍。

4、求氧還産物的化合價（或物質的量）：

a、找出氧化劑、還原劑及相應的還原産物和氧化産物；

b、找準一個原子或離子得失電子數（注意化學式中粒子的個數）

c、根據題中物質的物質的量和得失電子守恒列出等式。

n(氧化劑)×變價原子個數×化合價變化值＝n(還原劑)×變價原子個數×化合價變化值

如現有24mL濃度為0.05mol/L的Na2SO3溶液恰好與20mL濃度為0.02mol/L的K2Cr2O7溶液完全反應。求元素Cr在還原産物中的化合價，設Cr的最終價為 x，依據上式子列出等式：20×0.02×10-3×2×（6-x）=24×0.05×10-3×（6-4），求出x=3。

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