氧化还原反应强弱规律的适用条件探究

魏连好

(山东省昌乐及第中学 262400)

一、氧化还原反应强弱规律的主要问题

高中的氧化还原反应的强弱规律存在太多的问题，即使有的教师总结提出其适用条件为：“常温下的自发反应”.但仍然存在较多问题.如下：

1.可逆的歧化反应，归中反应无法正确做出判断.如常温下氯气与水的反应中，Cl2自我氧化还原，生成HClO与HCl.由该规律可知，正反应的氧化性比较：Cl2>HClO，还原性比较：Cl2>HCl.逆反应的氧化性比较：HClO>Cl2，还原性比较：HCl>Cl2.正逆反应结论并不同，这就无法直接运用该规律.

2.常温下，适用此规律，铁与盐酸反应生成氯化亚铁和氢气，在高温条件下仍然适用.同样可以得到，氧化性：HCl>FeCl2，还原性：Fe>H2.常温过于局限，并且很多低温、高温也遵循该规律.

3.非歧化反应及归中反应的可逆化合反应，分解反应无法做出正确判断.如氮气与氢气反应合成氨气，在常温下的反应，同样存在正逆反应得出的结果不一致.

4.部分非自发反应仍遵循该强弱规律.如：氢气与氯气光照条件下生成氯化氢，以及所有的燃烧反应.

二、推导氧化还原反应强弱规律的使用条件

作为氧化还原反应的一条一般规律，存在各种各样的问题.学生在学习及使用该规律发现了各种各样的问题，难道该规律就这样被学生推翻了吗？然而，从众多的化学反应中仍然可以看出强弱规律的正确性.真理都有自己的适用范围.在多年教学中，总结了大量适用氧化还原反应强弱规律的情况.

1.所有的燃烧反应.无论是金属的燃烧还是非金属的燃烧反应，都遵循该规律.

2.多数遵循该强弱规律的是向着反应放热的方向进行的反应.

3.部分熵增加，吸热的反应.如氯气与水反应生成盐酸和次氯酸，逆反应吸热，熵增加，逆反应适用.但通常放热起主导作用.因此，在重新总结氧化还原反应强弱规律的适用范围，重点考虑了放热反应的强弱规律.

放热反应且反应放热起主导作用存在，ΔH<0.任何一个可以自发进行的化学反应都有ΔG<0，当ΔH·ΔG>0时，遵循氧化还原反应的强弱规律；若反应混乱度起主导作用，存在ΔS>0，反应自发进行ΔG<0，当ΔS·ΔG<0时，遵循氧化还原反应的强弱规律.具体使用时可具体看ΔG=ΔH-T·ΔS中 ΔH与T·ΔS的大小关系，当ΔH与T·ΔS中ΔH比T·ΔS大比较多时，符合ΔH·ΔG>0的反应方向遵循强弱规律；当ΔH比T·ΔS小较多时，符合ΔS·ΔG<0的方向遵循强弱规律.

例1双氧水分解制备氧气的反应，ΔH<0，ΔS>0比较双氧水与氧气的氧化性.

解析由于ΔH<0，ΔS>0，所以ΔG=ΔH-T·ΔS<0恒成立，因此ΔH与ΔS影响方向是一致的.故无论采取ΔS·ΔG<0还是采取ΔH·ΔG>0，结果都是一致的.

由上述例题分析可知，自发进行是该规律的必然条件.即ΔG<0恒成立.因此对于任何可自发进行的反应，只需看ΔH与ΔS的影响.即ΔH影响大时，只需看ΔH影响的方向，若ΔS影响大时，只需要看ΔS影响的方向.

例2如工业制粗硅、工业制水煤气，低温不能自发反应，高温自发.

解析这类高温反应下的反应，正向不遵循氧化还原反应强弱规律.常温时，逆由于ΔH比ΔS影响更大，故逆向遵循该规律.不过高温和低温下，由于温度的影响，可能改变化学反应的方向及限度，故判断时应采用较为温和的常温更为合适.

综上所述，该氧化还原反应的强弱规律应该为ΔH或ΔS引导的常温下的自发反应.高温时仍成立，但仍要按照常温下计算.反应必须自发进行，选出ΔH<0或ΔS>0引导的方向.根据此关系判断出遵循氧化还原反应的强弱规律的方向，即可求出氧化性，还原性的大小关系.通常判断ΔS用s