氧化還原反應題的解題訣竅

書寫并配平氧化還原反應方程式是高考化學試題考查的重點之一。要解決這類問題，我們需要掌握氧化還原反應的基本概念、守恒原則及氧化還原反應的配平方法，這樣有助于我們提高解答此類試題的準確率，從而在高考中取得優異成績。

一、氧化還原理論知識歸納

（一）氧化還原反應的概念

氧化還原反應是指化學中特定元素的化合價發生變化的一類反應，其實質是電子的轉移。在此類反應中，反應物可分為氧化劑與還原劑。前者具備氧化性，在反應過程中通過獲取電子使其自身的化合價降低，并發生還原反應，進而生成還原產物；后者則展示還原性，在反應進程中因失去電子而導致其化合價升高，并經由氧化反應形成氧化產物。基于上述核心原理，幾乎所有氧化還原反應都可以被清晰地解釋。

（二）判斷氧化性或還原性的強弱

化學元素周期表涵蓋了七個主族、七個副族、Ⅷ族以及0族，真實地反映了各種元素的特性及其相互關系。以硫元素為例，其在不同形態下展現出多樣的性質。當硫元素處于0價時，它位于中間價態，兼具氧化性和還原性；在硫元素的最低價態時，它僅表現出還原性；而在+6價態時，則僅為氧化性，不過這種強氧化性主要體現在濃硫酸中，且熱的濃硫酸相比冷的濃硫酸具有更強的氧化性。對于硝酸而言，濃度越大，其氧化性就越強。

（三）針對“化合價”概念的分析

不同的化學元素在進行化學反應時會表現出獨特的反應特性。在化合反應過程中，由于原子外層電子數的變化，分子中原子的數量也會發生相應的變化，這就導致了反應結果的多樣性。化合價的數值等同于原子在形成化合物時獲得或失去的電子數目，即該元素為達到穩定結構所需的電子得失量，從而引起元素電子排布的變化。例如，我們在研究氯和鉀之間的化學相互作用時會發現一個明顯的對比：在氯元素中，要獲得八個電子的穩定結構，就必須在其外部獲得一個額外的電子，從而使氯離子的化合價為-1。相反，鉀離子則很容易流失其外部的電子，在失去一個電子后過渡到化合價為+1的狀態，從而與氯形成1：1比例的氯化鉀化合物。然而，當鎂（Mg）與氯（Cl）發生化合反應時，由于鎂的最外層含有兩個容易活躍的電子，在形成化合物的過程中，鎂將呈現+2的氧化態，因此在生成MgCl2時，鎂與氯的原子比例為1：2。若一個化合物中正負化合價的總和不為0，則表明該化合物中原子的電子排布未達到穩定狀態，因而無法形成穩定的化合物。化合價僅在元素與其他元素相互作用時顯現，對于單質而言，并不存在化合價的概念，或者說其化合價可以視為零。

二、氧化反應題型的解題訣竅

（一）定量問題的求解中“化合價”的合理利用

合理應用化合價不僅有助于我們理解氧化還原反應的關鍵原理，還能簡化計算流程。例如，在硝酸溶液與3.84克銅溶液混合發生反應的情況下，收集到的氣體量在標準狀況下為1摩爾時，若將其氣體的收集氣瓶放入水槽中，在標準狀況下要多少氧氣的融入才能使得氣瓶被溶液所充滿？解決這個問題需要合理運用化合價。銅與硝酸反應后，產生的氣體實際上是不溶于水的，需要通過氧氣反應予以排除，確保集氣瓶充滿溶液。如果先根據銅的量計算氫氣的量，再推算氧氣的量，會使問題變得復雜，并增加計算錯誤的可能性。因此，這里可以利用化合價的變化來簡化電子轉移的計算。我們得知每摩爾銅由0價升至+2價，失去2摩爾電子；而氧氣在氧化氫氣時，每摩爾接收4摩爾電子。在此過程中，電子從銅經假設的氫氣中間體最終轉移至氧氣。因此，通過銅的摩爾量（3.84克對應0.06摩爾）直接計算所需氧氣量，避免了中間步驟的復雜性。具體計算過程為：升。此方法凸顯了化合價與電子守恒在化學計算中的高效應用，簡化了原本可能復雜的計算過程。

（二）質量守恒定律與物質守恒定律的利用

化學反應中可能伴隨能量的吸收或釋放，但物質總量保持不變。基于這一原理，可以通過設置未知數的方式來建立多個等式。例如，在配平C與CO2生成CO的化學反應時，假設反應物的系數分別為a和b，生成物的系數為x。根據物質守恒定律，反應物中的碳元素和氧元素的摩爾數應等于生成物中相應元素的摩爾數。因此，可以列出以下等式：碳元素的守恒表達為a+b=x，而氧元素的守恒則表達為2b=x。解這兩個方程可得x=2b=2a。需要注意的是這種方法并沒有直接給出三個變量的具體數值，而是揭示了它們之間的關系。由于我們不知道任一物質的確切摩爾數，可以假設a=b=1，從而得出x=2，以此完成配平。這種方法的優點在于其通用性，缺點是處理復雜的化學式時，可能會導致計算量增大。

（三）配平化學方程式中“化合價”的合理利用

配平基于原子守恒和電子守恒的原則，其步驟包括標記參與反應的元素的價態，然后按照一定的順序配平系數：首先是金屬元素，接著是非金屬元素（除氧和氫之外），隨后是氫元素，并最終通過氧元素來驗證方程是否已被正確配平。在整個過程中，需要標出所有經歷了價態變化的元素。在氧化還原反應中，并非所有的氧化劑和還原劑都會經歷氧化還原變化。以銅與濃硫酸的反應為例，雖然H2SO4作為氧化劑，其初始系數為2，但實際上只有其中一個分子的H2SO4作為氧化劑被還原生成SO2，另一個分子則作為產物CuSO4中的組分，沒有參與氧化還原過程。我們常常錯誤地假定所有參與反應的氧化劑分子均參與了氧化還原反應，從而導致配平出現問題，這一點應當引起重視。

三、氧化還原反應方程式具體的配平方法

（一）零價法

零價法是一種用于平衡氧化還原反應方程式的方法。在零價法中，將反應物和生成物中的氧化態數（氧化數）都設為零，然后根據反應物和生成物中各元素的氧化態數的變化來平衡反應方程式。例如，Fe3O4與CO在高溫下反應生成Fe和CO2。首先，將Fe3O4中的鐵元素視為零價，將CO中的碳元素也視為零價。反應后，CO中的碳元素從0價升高到CO2中的+4價，每個CO分子失去4個電子。Fe3O4可以看作FeO·Fe2O3，平均每個鐵原子的化合價為價，反應后變為0價，每個鐵原子得到個電子。為使電子得失平衡，需找到CO和Fe3O4的合適比例關系。由于1個CO分子失去2個電子（C從+2價變到+4價），而Fe3O4中3個鐵原子若全部還原共得到個電子。所以4個CO分子失去8個電子，可與Fe3O4中3個鐵原子得到的8個電子相等。最后使用觀察法來確定Fe3O4和Fe的系數，確保鐵原子守恒。

（二）平均標價法

在平均標價法中，將反應物和生成物中的氧化態數（氧化數）都設為平均值，然后根據反應物和生成物中各元素的氧化態數的變化來平衡反應方程式。通過調整反應物和生成物中各元素的系數，使得反應物和生成物中各元素的氧化態數之和相等，從而平衡反應方程式。例如，NH4NO3在加熱條件下分解生成NO2、H2O的反應。NH4NO3中的氮元素有兩種價態，+5價（在NO3-中）和-3價（在NH4+中）。由于反應物中N元素出現了兩次且價態不同，假設它們的化合價相同，并進行平均標價，那么NH4NO3中N元素的平均化合價為。反應后生成N2O，氮元素的價態從+5和-3變為+1價。對于NH4+中的N從-3價變為+1價，化合價升高4；對于NO3-中的N從+5價變為+1價，化合價降低4。每個NH4NO3分子中有2個氮原子，一個從-3價升高到+1價，失去4個電子；另一個從+5價降低到+1價，得到4個電子。因此，每個NH4NO3分子內部電子得失平衡。最后通過觀察法確定系數，使氮原子和氫原子守恒。

（三）整體標價法

在整體標價法中，將反應物和生成物中的氧化態數（氧化數）都設為整數，然后根據反應物和生成物中各元素的氧化態數的變化來平衡反應方程式。例如，H2C2O4（草酸）與KMnO4在酸性條件下反應生成CO2、MnSO4、K2SO4和H2O的反應。將H2C2O4中的碳元素整體視為一個單元，整體化合價為+6價。反應后，碳元素的價態從+3價升高到CO2中的+4價，每個C原子化合價升高1，兩個C原子共升高2。KMnO4中的錳元素從+7價降低到MnSO4中的+2價，化合價降低5。為了使化合價升降值相等，H2C2O4和KMnO4的系數比為5：2。設KMnO4系數為2，則MnSO4系數為2，K2SO4系數為1。根據K原子守恒，K2SO4系數為1。根據Mn原子守恒，MnSO4系數為2。設H2C2O4系數為5，則CO2系數為10。根據C原子守恒，CO2系數為10。再根據H原子守恒，H2O系數為8。

（四）缺項配平法

缺項配平法是一種用于平衡氧化還原反應方程式的方法。在這種方法中，首先寫出反應物和生成物的化學式，然后找出反應物和生成物中缺少的氧化還原物質，并將其添加到反應物或生成物的一側，以使得反應物和生成物中各元素的數量相等。例如，PbO2與某酸性物質反應生成PbSO4、O2和H2O的反應。首先確定已知物質的化合價變化。在PbO2中，鉛元素為+4價；在PbSO4中，鉛元素為+2價，即反應后化合價降低2。氧元素的價態在PbO2中為-2價，在O2中為0價，每個氧原子升高2價。因此，每生成一個O2分子，化合價升高4。為使化合價升降值相等，PbO2和O2的系數比為2：1。設PbO2系數為2，則O2系數為1。根據Pb原子守恒，PbSO4系數為2。根據S原子守恒，反應中有硫酸根離子參與反應，由于反應是在酸性條件下進行，所以缺項物質應該含有硫酸根離子和氫離子，可能是硫酸。根據電荷守恒和原子守恒，確定缺項物質為硫酸，且系數為2。需要注意的是，這個反應通常需要加熱條件，并且可能需要額外的酸來提供足夠的氫離子。此外，還需要考慮反應的具體條件和機理。