分类：教育/科学-理工学科-化学
问题：怎样书写不知道产物的化学方程式氧化还原反应 
反应
回答： 氧化还原反应的分解规律分类：①若在酸性环境中反应，一般要分解成低价氧化物或碱性更强一点的化合物，以便更好地中和酸性环境中的酸。如：Mn2O7在酸性环境中要分解为碱性最强的锰的氧化物——即最低价的氧化物MnO；Na2O2在酸性环境中要分解成强碱性氧化物Na2O等。②若在碱性环境中反应，一般要分解成较高价的氧化物或酸性更强的化合物，以便更好地中和碱性环境中的碱。如Mn2O7只能分解为+6价锰的氧化物Mn2O6（在碱性环境中）。③若在中性环境中反应，一般只能分解成+4价元素的化合物或两性化合物，以便使反应体系不呈酸性或碱性而呈中性。如Mn2O7在中性环境中只分解为+4价锰的氧化物MnO2(中性或两性)。④若在强氧化性的环境中，就只能分解成中心原子的高价化合物或较强氧化性的化合物，以便同性共存。⑤若在强还原性环境中，一般分解成中心原子更低价的物质或比中心原子还原性更强一点的化合物和氧化性更强的原子，以便同性共存和中和还原性物质。因异性相吸而不能共存，如HClO在还原性环境中则分解为氧化性更强的原子氧，而不是原子氯；HFO在还原性环境中则分解为氧化性更强一点的原子氟，而不是氧。⑥当酸性或碱性环境中与氧化或还原性的环境共存时，一般主要以酸性或碱性环境论处，因此极少有④、⑤种情况出现，下面将具体举例说明。例如：KMnO4在酸性环境中变为+2价的锰元素，即其中的Mn2O7分解为O；在碱性环境中分解为+6价的锰，即变为K2MnO4；在中性环境中则变为+4价锰，即变为O2，具体分析如下：例1. 2KMnO4+16HCl2MnCl2+2KCl+5Cl2↑+8H2O【分析】KMnO4与盐酸反应，是在酸性环境中进行的，同时又加热，有利于分解，所以必是生成+2价锰的化合物。具体推导如下：第一步：首先发生离子反应——复分解反应，KMnO4与HCl先发生复分解反应：KMnO4+HCl=KCl+HMnO4·····(复分解反应)①第二步：第一步生成的HMnO4不稳定易分解，因在酸性环境中分解，同时又加热，所以必分解为MnO：2HMnO42MnO+H2O+5〔O〕···(分解反应)②第三步：第二步生成的MnO是碱性氧化物，可跟盐酸发生复分解反应：MnO+2HCl=MnCl2+H2O·······(复分解反应)③第四步：第二步生成的〔O〕能跟HCl发生置换反应：2HCl+〔O〕=H2O+Cl2············(置换反应)④反应到此终止，加热还有利于减少气体Cl2在水中的溶解度，所以在此不需考虑Cl2与H2O的反应，所以：①×2+②+③×2+④×5整理得总反应式为：2KMnO4+16HCl2MnCl2+2KCl+8H2O+5Cl2从上述推导和总反应式都可以看出，16摩尔HCl中，只有10摩尔作还原剂，升高化合价，有6摩尔作为酸，起酸性作用。例2. KMnO4与KOH反应式为：4KMnO4+4KOH=4K2MnO4+O2+2H2O第一步：KMnO4在碱性环境中分解，一般只能生成+6价的锰的产物，由于KMnO4不易分解，而HMnO4则很易分解，所以KMnO4可水解，目的是为了生成HMnO4。KMnO4+H2O=KOH+HMnO4······(水解反应)①第二步：第一步生成的HMnO4分解为+6价的锰的化合物：2HMnO4=Mn2O6+H2O+〔O〕·····(分解反应)②第三步：第二步生成的Mn2O6又跟KOH反应生成盐和水：Mn2O6+4KOH=2K2MnO4+2H2O·(复分解反应)③第四步：第二步生成的〔O〕由于不有还原剂跟它反应，所以它本身就两两结合生成O2。2〔O〕=O2··················(化合反应)④反应到此终止，①×4+②×2+③×4+④整理得总反应式为：4KMnO4+4KOH=4K2MnO4+2H2O+O2↑例3.  KMnO4与H2O反应式为：4KMnO4+2H2O=4MnO2+4KOH+3O2↑此反应可设计为下列三步：第一步：KMnO4在中性环境中分解应生成+4价锰的化合物。由于KMnO4相对HMnO4更难分解，所以KMnO4必首先水解生成HMnO4：KMnO4+H2O=KOH+HMnO4······(水解反应)①第二步：第一步生成的HMnO4分解为MnO2等产物：2HMnO42MnO2+H2O+3〔O〕··(分解反应)②第三步：分解出的MnO2和〔O〕都不可能继续与反应物反应，所以〔O〕就必然两两结合变为O2。2〔O〕=O2·····················(化合反应)③反应到此终止，①×4+②×2+③×3整理得总反应为：4KMnO4+2H2O=4MnO2+4KOH+3O2↑例4.  KMnO4在酸性和氧化性的环境中反应，始终是按在酸性的环境中进行一样，生成+2价锰的化合物。如：2KMnO4+5H2O2+6HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5O2↑此反应设计为下列：第一步：KMnO4先跟HCl反应生成HMnO4，以便更利于分解：KMnO4+HCl=KCl+HMnO4·····(复分解反应)①第二步：第一步生成的HMnO4很易分解，在酸性环境中生成MnO：2HMnO4=2MnO+H2O+5〔O〕····(分解反应)②第三步：第二步生成的碱性氧化物MnO又跟盐酸发生复分解反应。MnO+2HCl=MnCl2+H2O·······(复分解反应)③第四步：第二步生成的〔O〕跟H2O2中的2发生置换反应：5H22+5〔O〕=5H2O+5O2↑······(置换反应)④反应到此终止，①×2+②+③×2+④整理得总反应式为：2KMnO4+5H2O2+6HCl=2KCl+2MnCl2+8H2O+5O2↑例5. KMnO4在酸性和还原性的环境中进行反应，始终是按在酸性环境中进行反应一样，生成+2价锰的化合物。如KMnO4和H2S及HCl混和反应。第一步：KMnO4先跟HCl发生复分解反应生成更易分解的HMnO4：KMnO4+HCl=KCl+HMnO4·····(复分解反应)①第二步：第一步生成的HMnO4分解生成MnO：2HMnO4=H2O+2MnO+5〔O〕····(分解反应)②第三步：第二步生成的MnO又跟酸发生复分解反应：MnO+2HCl=MnCl2+H2O·······(复分解反应)③第四步：第二步生成的〔O〕跟还原剂反应：H2S+〔O〕=H2O+S··············(置换反应)④若反应到此终止，则总反应式应为：①×2+②+③×2+④×5整理得：2KMnO4+5H2S+6HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5S…(1)若第四步反应生成单质S继续跟〔O〕反应，那么反应式则为：第五步：S+2〔O〕=SO2·········(化合反应)⑤第六步：第五步生成的SO2在水溶液中可被过量的〔O〕氧化生成SO3：SO2+〔O〕=SO3·················(化合反应)⑥第七步：第六步生成的SO3在水溶液中一生成就立即与水反应生成H2SO4：SO3+H2O=H2SO4················(化合反应)⑦若反应到此终止，总反应式则为：①×8+②×4+③×8+④×5+⑤×5+⑥×5+⑦×5整理得：8KMnO4+5H2S+24HCl         =8MnCl2+8KCl+12HO+5H2SO4······(2)若反应要求生成SO2，那么，反应到第五步就终止，这样①×6+②×3+③×6+④×5+⑤×5整理得总反应式为：5H2S+6KMnO4+18HCl             =6MnCl2+6KnCl+14HO+5SO2······(3)例6.  KMnO4在碱性和还原性环境中反应，仍按在碱性环境中反应一样，生成+6价锰元素的化合物。如KMnO4与K2SO3和KOH混和反应，反应可设计为下列几步：第一步：KMnO4先水解生成更容易分解的HMnO4：KMnO4+H2O=KOH+HMnO4······(水解反应)①第二步：第一步生成的HMnO4分解，在碱性条件下只能分解生成酸性比MnO2、MnO更强的Mn2O6，在还原剂的诱导下分解出对还原剂很有吸引力的物质——氧原子〔O〕：2HMnO4=Mn2O6+H2O+〔O〕·····(分解反应)②第三步：第二步生成的Mn2O6马上又与强碱KOH反应生成盐和水。Mn2O6+4KOH=2K2MnO4+2H2O··(复分解反应)③第四步：第二步生成的〔O〕又与K2SO3反应：K2SO3+〔O〕K2SO4··············(化合反应)④反应到此终止。①×2+②+③+④整理得总反应式为：2KMnO4+K2SO3+2KOH=K2SO4+2K2MnO4+H2O例7.  KMnO4在碱性和氧化性的环境中反应，仍按在碱性环境中反应一样，也只能生成高价锰的化合物。如：KMnO4与KOH和H2O2混和反应，反应可设计为以下几步：第一步：KMnO4先水解，目的是为了生成更易分解的HMnO4：KMnO4+H2O=KOH+HMnO4······(水解反应)①第二步：第一步生成的HMnO4在碱性条件下分解生成酸性较强的Mn2O6和H2O及〔O〕：2HMnO4=H2O+Mn2O6+〔O〕·····(分解反应)②第三步：第二步生成的酸性氧化物Mn2O6跟KOH发生复分解反应：Mn2O6+4KOH=2K2MnO4+2H2O··(复分解反应)③第四步：第二步生成的〔O〕与H2O2发生置换反应：〔O〕+H2O2H2O+O2·············(置换反应)④反应到此终止。①×2+②+③+④整理得总反应式为：2KMnO4+H2O2+2KOH=2K2MnO4+2H2O+O2↑当然，以上只能说明一般性规律，有时反应条件不同，产物也将发生变化，一般情况下，反应温度越高，生成低价产物的可能性越大。相反，反应温度越低，生成较高价产物的可能性越大些。氧化还原反应的分解规律（二）任何物质在反应过程中都是想方设法使自己变得更稳定些，在反应过程中，分解出什么物质要视周围反应物的需要和反应条件而定，一般总是尽可能分解出周围的物质或反应物最需要的物质(或者说总是尽可能分解出对周围的物质或反应物最有吸引力的物质)，这一规律，不妨叫做物质的分解原理。例如：HMnO4在碱性环境中就不可能分解出+2价锰的化合物MnO，因为MnO的碱性比MnO2和Mn2O6的碱性强，碱性环境中的强碱最需要酸性更强一点的物质。在锰的氧化物MnO、MnO2和Mn2O6中“酸性”总是随着中心原子——锰原子化合价的升高而增强。按理应分解出Mn2O7，但若HMnO4还与还原剂混和在一起，那不可能分解为Mn2O7，因为这样分解，就满足不了还原剂的需求。还原剂很喜欢氧原子〔O〕，所以HMnO4得分解出〔O〕，这样HMnO4在碱性和还原性的环境中就得同时满足碱和还原剂的需要，鉴于此，HMnO4只有分解为Mn2O6和〔O〕时，最能同时满足碱和还原剂双方的需要。那么，哪些物质之间最有吸引力呢?(1)氧化剂与还原剂之间最有吸引力，且它们的同一化性(指氧化性或还原性)相差越大，吸引力就越强。相反，相差越小，吸引力就越弱。(2)酸性物质与碱性物质之间最有吸引力，且它们的同一化性(指酸性和碱性)相差越大，吸引力就越强；相反，相差越小，吸引力就越弱。(3)阴阳离子(或电荷)之间最有吸引力，且电荷密度越大，吸引力越强，即它们的性差越大，吸引力越强。                  小                   7                 大                                                                         PH                酸性             中性             碱性各种物质的氧化性还原性强弱顺序规律和酸性碱性强弱顺序规律在前面第二节已经讲了，忘记了的，请翻阅一下。例8. MnO2与HCl混和加热，反应吗?若反应，又应生成什么物质?【分析】MnO2是两性偏酸性的物质，对盐酸的吸引力非常弱，所以MnO2不可能直接跟HCl发生复分解反应。但MnO2可分解为MnO和〔O〕，MnO是低价金属氧化物，是碱性氧化物，对HCl很有吸引力，同时分解出的〔O〕比Cl元素氧化性强些，所以能从－1价氯元素的化合物中置换出Cl2，说明两者有一定的吸引力，而本反应加热又有利于MnO2的分解，所以它们必能反应，具体反应设计如下：第一步：MnO2先分解出对酸(HCl)和对还原剂(HCl)都具有很强吸引力物质MnO和〔O〕：MnO2MnO+〔O〕··········(分解反应)①第二步：第一步生成的MnO立即跟HCl反应生成盐和水：MnO+2HCl=MnCl2+H2O······(复分解反应)②第三步：第一步生成的〔O〕跟HCl发生置换反应：〔O〕+2HCl=H2O+Cl2↑·········(置换反应)③反应到此终止。(在加热情况下Cl2不可能溶于水而跟水反应)。①+②+③整理得总反应式为：MnO2+4HCl(浓)MnCl2+2H2O+Cl2↑例9. Na2O2和H2O或CO2能反应吗?若反应，又应生成什么物质呢?【分析】由于Na2O2是由Na2O继续氧化而得，反应式如下：2Na2O+O2=2Na2O2，那么逆向反应在什么条件下可以进行呢?根据平衡移动原理，要使反应逆向进行，就应设法减少Na2O和O2的浓度，Na2O跟酸性物质和水等许多物质都能剧烈反应，所以我们可以加入这些物质来减少Na2O的浓度，加热有利于O2的跑掉，加上逆向反应是吸热反应，所以加热会更有利于Na2O2的分解。综上分析，加入H2O或一切酸性物质不是为了吸收放出的〔O〕，而是为了吸收Na2O2分解生成的Na2O。反应可设计为下列三步：第一步：Na2O2在H2O的作用下分解出Na2O：Na2O2=Na2O+〔O〕············(分解反应)①第二步：第一步生成的Na2O立即跟水反应：Na2O+H2O=2NaOH·············(化合反应)②第三步：第一步分解出的〔O〕无还原剂跟它反应，故它本身两两结合变成O2分子：2〔O〕=O2··················(化合反应)③反应到此终止。①×2+②×2+③整理得总反应式为：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑Na2O2跟CO2反应时，分解出的强碱性氧化物Na2O立即跟酸性氧化物CO2反应：Na2O+CO2=Na2CO3·············(化合反应)④那么①×2+④×2+③整理得总反应式为：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑依次类推，Na2O2凡跟酸性氧化物反应一般都是生成这种氧化物的含氧酸盐和氧气。如：2Na2O2+2SO2=2Na2SO3+O2↑Na2O2跟酸反应也与此相似。如Na2O2跟HF反应时，Na2O2分解出的Na2O立即跟HF发生复分解反应：Na2O+2HF=2NaF+H2O········(复分解反应)⑤①×2+⑤×2+③整理得总反应式为：2Na2O2+4HF=4NaF+2H2O+O2↑生成的H2O和〔O〕在常态下(或较冷条件下)能化合为H2O2H2O+〔O〕=H2O2所以此总反应式可写为：2Na2O2+4HF=4NaF+2H2O2同样，Na2O2与还原剂混合时，Na2O2也会分解出对还原剂很有吸引力的物质〔O〕，以便跟还原剂反应。如：Na2O2和H2S就可以剧烈反应。因为Na2O2分解出Na2O和〔O〕分别对反应生成的H2O和H2S产生很强的吸引力，使它们互相反应。具体反应式可设计为以下三步：第一步：Na2O2在还原剂的诱导下分解出对还原剂很有吸引力的物质〔O〕。Na2O2=Na2O+〔O〕············(分解反应)①第二步：第一步生成的〔O〕对H2S很有吸引力，发生置换反应：H2S+〔O〕=H2O+S···········(置换反应)②第三步：第一步生成的Na2O对第二步生成的H2O很有吸引力，反应生成NaOH：Na2O+H2O=2NaOH·············(化合反应)③若反应到此终止，则总反应式为：①+②+③整理得：Na2O2+H2S=2NaOH+S↓··················(1)若在此反应的基础上有H2S过量，那么H2S会跟NaOH发生中和反应：H2S+2NaOH=Na2S+2H2O········(中和反应)④总反应式应为：(1)+④整理得：Na2O2+2H2S=Na2S+2H2O+S↓·············(2)若在(1)的基础上有Na2O2过量，那么②式生成的单质硫S就会被氧化为SO2，再过量，SO2也会被氧化为SO3，具体设计请读者自己进行。【注意】以上所述的分解规律，当然也是有一定局限性的，有的特殊情况除外，但总的还是遵循上述所述规律的。如：HNO3的分解就不看酸碱性或氧化性和还原性等，而只看水的多少，因为HNO3分解出的氧化物一般都不是酸性氧化物，而是不成盐氧化物NO或NO2。由于NO2和NO及H2O有如下关系：3NO2+H2O=2HNO3+NO，由于任何反应，我们都可以看作是可逆反应，所以看此反应式可知，H2O越多时，反应越可能向正反应方向进行，而生成NO；相反，H2O越少时，反应越可能向逆反应方向进行，而生成NO2，或者HNO3浓度越小时，反应越可能向正反应方向进行而生成NO；HNO3浓度越大时，反应越可能向逆反应方向进行，而生成NO2。例10. HNO3(浓)和Cu加热反应，设计如下：第一步：HNO3先分解出还原剂需要的物质〔O〕，浓HNO3分解生成NO2。2HNO3(浓)2NO2+H2O+〔O〕··(分解反应)①第二步：第一步分解出的〔O〕马上跟Cu反应：Cu+〔O〕=CuO··············(化合反应)②第三步：第二步生成的CuO是碱性氧化物，对酸很有吸引力，所以它们可反应生成盐和水：CuO+2HNO3=Cu(NO3)2+H2O···(复分解反应)③反应到此终止。①+②+③整理得总反应式为：Cu+4HNO3(浓)Cu(NO3)2+2NO2↑+H2O····(1)若是Cu跟稀硝酸反应，则为：2HNO3(稀)H2O+2NO↑+3〔O〕·(分解反应)④①+②×3+③×3整理得总反应式为：3Cu+8HNO3(稀)3Cu(NO3)2+4H2O+2NO↑··(2)但是当还原剂的还原性特别强或很强时，HNO3的反应产物就不是NO或NO2了，而是NH3或N2或N2O等。如：4Fe+10HNO3(很稀)=4Fe(NO3)2+N2O↑+5H2O4Mg+10HNO3(很稀)=4Mg(NO3)2+N2O↑+5H2O4S+3HNO3+3H2O=4SO3+3NH3↑4Zn+10HNO3(1:10)=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O4Zn+10HNO3(稀)=4Zn(NO3)2+N2O↑+5H2O4Zn+9HNO3(1:10)=4Zn(NO3)2+NH3↑+3H2O4Fe+10HNO3(稀)4Fe(NO3)2+NH4NO3+3H2O5Cu+12HNO3(很稀)=5Cu(NO3)2+N2↑+6H2O4Ca+10HNO3(稀)=4Ca(NO3)2+N2O↑+5H2O