浅谈氧化还原反应中电子守恒原理的应用.docx

浅谈氧化还原反应中电子守恒原理的应用杜可心【摘要】任何化学反应都遵循电子守恒定律，只是只有氧化还原反应有电子的得失，从而可以直观地看出电子守衡，而其他反应电子不得失，所以不强调电子的得失，你只要相信——物质不会凭空产生，也不会凭空消失，电子也一样。【关键词】氧化还原；反应；电子；守恒G634.8B2095-3089（2017）31-0273-02在氧化还原反应中遵循电子守恒，即氧化剂得到的电子的物质的量（或个数）等于还原剂失去的电子的物质的量（或个数）。若将电子守恒规律应用来解题，可以大大简化我们的计算过程，收到事半功倍的效果。一、金属与硝酸的氧化还原反应在金属与硝酸的反应中，若硝酸为浓的，还原产物一般为N02，而硝酸是稀的，一般为N0；金属一般显示意高价。然而，随着金属的不同，硝酸的浓度不同，反应后的氧化产物和还原产物就可能不同。这样，在解题中就会出现很大困难。但若能应用得失电子守恒方法（即得电子数等于失电子数），难题也会迎刃而解，起到事半功倍的效果。例1：14g铁粉全部溶于某稀HNO3中，恰好完全反应放出NO气体后得到溶液1L，称量所得溶液，发现比原稀HNO3增重8g。求：①所得溶液中金属离子物质的量浓度②原稀HNO3的物质的量浓度（溶液体积变化忽略不计）分析：由于此题只知还原产物，不知氧化产物，所以必须先确定生成几价铁。例2：mg铁屑和含有ngHNO3的溶液恰好完全反应，若m：n=1：2：7。写出此反应的化学程式（假定还原产物只一种）。分析：此题既不知道氧化产物（即生成几价铁），也不知道还原产物（即生成几价氮），由于还原产物相对复杂，故应先确定氧化产物。金属与硝酸反解：n（Fe）：n（HNO3）若生成Fe（NO3）3，则5molFe能结合15molNO3，故HNO3不足，因此只生成Fe（NO3）2，则生成Fe（NO3）2所耗HNO3为：12mol-10mol=2mo1。设还原产物中，氮元素化合价为n，应用得失电子守恒得：5molx2=2mo1x（5一n），解得：n=0，所以还原产物为NO2。所以化学方程为：5Fe+12HNO3=5Fe（NO3）+N2↑+6H20。从以上例题可以看出金属与硝酸反应，产物复杂，难度较大。但若能应用守恒法等，题目也就变得较简单，做起来得心应手；并可以扩大学习视野，提高学习化学兴趣。二、利用电子守恒法“方程式配平“中的应用氧化还原方程式配平可以利用五个字来描述：“标、等、定、平、查”。其中“等”和“查”都要用到得失电子守恒法。无论是正向配平、逆向配平还是综合配平，关键是要找准“研究对象”，然后结合“电子守恒法”就能简单、快捷地解决问题。例1：配平下列氧化还原方程式1.NH3+O2→NO+H2O分析标价NH3中N：-3→+2↑NH3失5e-O2中0：0→-2↓O2得2e-x2=4e-根据“守恒法”，则NH3与O2的化学计量数之比为4：5，再利用“观察法”进行配平，就可得：4NH3+SO2=4NO+6H202.P+CuSO4+H20→Cu3P+H3P04+H2S04分析标价即所选择的研究对象为Cu3P和H3P04，则可以表示为：Cu3P中，Cu：+2→+1↓得e-x3=3e-，P：0→-3↓得3e-Cu3P共得3e-+3e-=6e-H3P04中P：0→+5↑H3P04失5e-根据“守恒法”，则Cu3P和H3P04的化学计量数之比为5：6，再利用“观察法”进行配平，就可得：11P+15CuS04+24H20=5Cu3P+6H3PO4+15H2S04三、氧化还原反应电子守恒在“电化学”中的应用电化学的实质就是电子的定向移动，这其中正负两极（或者阴阳两极）得失电子总数相等，据此原理就可以计算相关的问题。例1石墨做电极，电解R（N03）溶液，阳极放出气体560mL（标准状况下），阴极析出mg金属R，试求R的相对原子质量。分析根据题意可得，电解池的电极反应：阴极：Rx++xe-=R阳极：4OH-一4e-=O2↑+2H2O根据“电子守恒法”，则有：mg/M×X=，解得M=10mxg/mol，故R的相对原子质量为10mx。四、氧化反应电子守恒法在“综合计算“中的应用氧化还原计算需要与质量守恒、原子守恒、元素守恒和电荷守恒中的一种或几种来进行共同攻克，才能实现对问题的解决。例：一定质量的由氧化铜、氧化铁和铁粉组成的混合粉末，与100mL4.4mol/L的盐酸恰好完全反应，得到896mL气体（标准状况下），假如反应后的溶液中只有HCl和FeCl2，还有1.28g固体，将溶液加水稀释到320mL，得出此时溶液中盐酸的物质的量浓度为0.25mol/L，试求混合物中各物质的质量。分析这是一道综合性的题，其中所涉及到的方程式比较多，需要学生审清题意，明确各个量之间的关系，从而找出问题解决的突破口。因为溶液中有盐酸剩余，故溶液