氧化-還原反應(yīng)是化學(xué)反應(yīng)前后，元素的氧化數(shù)有變化的一類(lèi)反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是電子的得失或共用電子對(duì)的偏移。氧化還原反應(yīng)是化學(xué)反應(yīng)中的三大基本反應(yīng)之一。

氧化還原反應(yīng)方程式配平步驟

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

⑴ 標(biāo)出變化元素化合價(jià)的始態(tài)和終態(tài)；

⑵ 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).

⑶ 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)；

⑷ 用觀察法配平其它元素；

⑸ 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：⑴標(biāo)變價(jià)

C(0) + HN(+5)O3（濃）- N(+4)O2 + C(+4)O2 + H2O

⑵ 找變化

始態(tài) 終態(tài) 變化的總價(jià)數(shù) = 變化 × 系數(shù)

⑶ 求總數(shù)

1 × 4 = 4

⑷ 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(mǎn)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

氧化還原反應(yīng)判別

一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，是否屬于氧化還原反應(yīng)，可以根據(jù)反應(yīng)是否有氧化數(shù)的升降，或者是否有電子得失與轉(zhuǎn)移判斷。如果這兩者有沖突，則以前者為準(zhǔn)，例如反應(yīng) ，雖然反應(yīng)有電子對(duì)偏移，但由于IUPAC規(guī)定中，單質(zhì)氧化數(shù)為0 [1] ，所以這個(gè)反應(yīng)并不是氧化還原反應(yīng)。

有機(jī)化學(xué)中氧化還原反應(yīng)的判定通常以碳的氧化數(shù)是否發(fā)生變化為依據(jù)：碳的氧化數(shù)上升，則此反應(yīng)為氧化反應(yīng)；碳的氧化數(shù)下降，則此反應(yīng)為還原反應(yīng)。由于在絕大多數(shù)有機(jī)物中，氫總呈現(xiàn)正價(jià)態(tài)，氧總呈現(xiàn)負(fù)價(jià)態(tài)，因此一般又將有機(jī)物得氫失氧的反應(yīng)稱(chēng)為還原反應(yīng)，得氧失氫的反應(yīng)稱(chēng)為氧化反應(yīng)。

氧化還原反應(yīng)配平技巧

1、從右向左配平法

例、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(huà)比較麻煩,但如采用從右向左配平法的方法,這個(gè)問(wèn)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(xiě)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(lèi)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(lái)考慮.

例、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(lái)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、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 +5

Cl2 + 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 H2O

4、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(guò)觀察增加或減少了哪種元素：

①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；

②若增加的元素是金屬,未知物一般是相應(yīng)的堿；

③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、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(lái)配.

例、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(lái)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、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 ①

2H2O2 = 2H2O + O2 ②

把①× 2+ 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(lái)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.

P+CuSO4+H2O---Cu3P+H3PO4+H2SO4

P 化合價(jià)變化：0----〉-1（Cu3P中）

0---〉+5

Cu2+變化 ：+2----〉+1

化合價(jià)升高的是P 0---〉+5

降低的：P與Cu

可見(jiàn)： 生成一個(gè)Cu3P 總共降低 6價(jià)

生成一個(gè)H3PO4升高 5 價(jià)

可知Cu3P 與H3PO4系數(shù)比應(yīng)該是5：6

初步得到： P+CuSO4+H2O==5Cu3P+6H3PO4+H2SO4

再由觀察法配出： 9P+15CuSO4+24H2O===5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4