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知识清单 03 氧化还原反应
知识点01 元素的化合价 知识点02 氧化还原反应基本概念
知识点03 物质的氧化性和还原性 知识点04 氧化性、还原性强弱的比较
知识点05 氧化还原反应方程式的书写和配平 知识点06 氧化还原反应的有关计算知识点 01 元素的化合价
1．化合价的定义、实质和表示方法：
（1）定义：一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。
（2）实质：化合价是元素在形成化合物时表现出的化学性质；单质的化合价为零。
（3）表示方法：在元素符号或原子团的 用+n或-n表示
① 位置：元素符号的 （如 ）； ② 书写顺序：先写 ，后写 ；
2．正确理解化合价：
（1）离子化合物的化合价
（2）共价化合物、非金属单质的化合价
3．化合价的数值及正负判定4．元素化合价的规律
（1）化合价原则：
①化合物中，正负化合价的代数和＝
②离子中，正负化合价的代数和＝
③在化合物里，氢通常显＋1价，氧通常显－2价；
④金属元素通常显 价，非金属元素通常显 价，但在非金属氧化物里，氧显负价，
另一非金属元素显正价；
⑤单质中元素的化合价规定为 ；
⑥许多元素具有可变化合价，如：硫、碳等；
⑦“根”的化合价一定不为 。
（2）常用等量关系
①主族元素最高正价＝ ＝
②主族元素的最高正价+|最低负价|＝ 或
③最高正化合价与其最低负化合价代数和
a.等于0的短周期元素： 、 、 b.等于2的短周期元素： 、
c.等于4的短周期元素： d.等于6的短周期元素：
（3）化合价的范围： ≤最高价≤ ， ≤最低价≤
5．化合价的特殊点
（1） 元素没有正化合价， 元素没有负化合价
（2） 元素有正化合价，但是没有其所在族的最高正化合价
（3）硼元素只有 价
（4）氢元素的化合价
①金属氢化物中，氢显 价，如NaH、NaAlH 、
4
②非金属氢化物中，氢一般显 价，如NH 、CH 、B H
3 4 2 6
（5）氧元素的化合价
①普通的含氧微粒中，氧显 价
②含O 2―或―O―O―的微粒中，氧显 价
2
③在S O 2―（ ）中，过氧键中的两个O显 ，其余的O显 价。
2 8④在CrO 中，两个过氧键中的4个O显 ，其余的O显 价。
5
6．简单阴离子或气态氢化物中，非金属元素显
易错点：某些微粒中元素的化合价
（1）近几年高考中一些特殊物质中元素化合价判断
CuFeS：Cu Fe KFeO：Fe LiNH：N
2 2 4 2
HCN：C N LiNH：N VO：V
2
CuH：Cu H AlN：N C O：C
2
Si N：Si N NaSO：S FeO：Fe
3 4 2 2 3
HPO ：P CuCl：Cu
3 2
（2）有机物中元素的化合价
①H、N、O元素：H： ，O： ，N：
②碳元素：根据正负化合价的代数和为0计算
有机物 CH OH HCHO CO(NH ) HCOOH
3 2 2
碳价态
（3）取代基中元素的化合价
①－OH中氧元素的化合价为 价
②－CH 中碳元素的化合价为 价
3
③－CHO中碳元素的化合价为 价
④－COOH中碳元素的化合价为 价
⑤－NH 中氮元素的化合价为 价
2
⑥－NO 中氮元素的化合价为 价
2
（3）非金属元素形成的微粒：非金属性强的元素一般显
①CN-原子团显 价，其中C显 价，N显 价
②HNCO中，氢显 价，C显 价，N显 价，O显 价
③HFO中，H显 价，F显 价，O显 价
④BrI中I元素显 价，SiC中C元素显 价
（4）含CO、NH 、H O等分子的物质：
3 2
①Fe（CO） 中Fe显 价
5
②Cu（NH ） SO 中Cu显 价
3 4 4
（5）某些含铁、铜的硫化物物
FeS CuFeS
2 2
质
价 S Fe Cu Fe S
态
（6）无法判断价态的物质
物质 AlFe Fe P Fe C
2 3 3
Al Fe Fe P Fe C
价态
1．已知G、Q、X、Y、Z均为含氯元素的化合物，在一定条件下有下列转化关系(未配平)：
①G―→Q＋NaCl ②Q＋HO――→X＋H ③Y＋NaOH―→G＋Q＋HO ④Z＋NaOH―→Q＋X
2 2 2
＋HO
2
这五种化合物中Cl元素化合价由低到高的顺序是( A )
A．G、Y、Q、Z、X B．X、Z、Q、G、Y
C．X、Z、Q、Y、G D．G、Q、Y、Z、X
【解析】 由①得出Q中价态高于G，因为G中价态介于Q和－1价的Cl之间，－1价为氯元素的最
低价；将该结论引用到③，Y介于Q与G之间，故有Q价态高于Y，Y价态高于G；分析②：HO中的H
2
化合价降低，则Q中的氯元素转变为X中的氯元素，化合价必升高，则得出X价态高于Q；最后分析④：
Z介于Q、X之间，则X价态高于Z，Z价态高于Q。
2．已知X、Y、Z、W、Q均为含氮化合物，它们在一定条件下有如下转换关系(未配平)：
①X―→W＋O
2
②Z＋Y＋NaOH―→HO＋W
2
③Y＋SO ―→Z＋SO
2 3
④Q＋Y―→Z＋HO
2
⑤X＋Cu＋HSO (浓)―→Cu2＋＋Y＋SO
2 4
则这五种含氮化合物中氮元素的化合价由高到低的顺序为( C )
A．X>Y>Z>W>Q B．X>Z>Y>Q>W
C．X>Y>W>Z>Q D．W>X>Z>Q>Y
【解析】 ①X―→W＋O 中，X中氧元素失电子化合价升高，则氮元素得电子化合价降低，所以氮
2
元素化合价X>W；③Y＋SO ―→Z＋SO 中，硫元素化合价升高，则Y中氮元素化合价Y>Z；②Z＋Y＋
2 3
NaOH―→HO＋W为归中反应，则氮元素化合价W处于Z和Y中间，结合反应③可知，氮元素化合价
2
Y>W>Z；④Q＋Y―→Z＋HO为归中反应，Z处于Q和Y之间，根据③知，Y>Z，所以Z>Q；⑤X＋Cu
2
＋HSO (浓)―→Cu2＋＋Y＋SO，铜元素化合价升高，则X化合价降低生成Y，所以氮元素化合价，X>Y；
2 4
所以这五种含氮化合物中氮元素的化合价由高到低的顺序为X>Y>W>Z>Q。
知识点 02 氧化还原反应的概念1．氧化还原反应
反应前后元素的化合价
特征 氧化还原反应 反应前后元素的化合价
非氧化还原反应 反应前后元素的化合价
氧
化 本质 反应过程中有电子的 ，包括电子的
还
原 反应一定是氧化还原反应
反 和四种基本 反应一定不是氧化还原反应
应
反应类型的 有 参加的化合反应是氧化还原反应；
有 生成的分解反应是氧化还原反应
关系
2．氧化还原反应基本概念
含“氧”概念 含“还”概念
氧化 氧化 还原 还原
氧化剂 被氧化 氧化性 还原剂 被还原 还原性
反应 产物 反应 产物
电 电
化合价 化合价 化合价 化合价
子，化 化合价 化合价 子，化 化合价 化合价
得到 过程 得到 过程
合价 的反 的过 合价 的反 的过
的 生 成 表现的 的生成 表现的
的反 应 程 的反 应 程
物 性质 物 性质
应物 应物
3．氧化还原反应概念之间的关系
1．在氧化还原反应中，非金属单质不一定是氧化剂( √ )
2．某元素从游离态变为化合态，则该元素一定被还原( × )
3．有单质参加或生成的化学反应不一定是氧化还原反应( √ )
4．氧化还原反应中的反应物不是氧化剂就是还原剂( × )
5．氧化还原反应中有一种元素被氧化时，一定有另一种元素被还原( × )
一、单质与氧化还原反应的关系
（1）有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应，如 。
（2）没有单质参加的化合反应也可能是是氧化还原反应，如 。二、对氧化还原反应概念的理解
（1）氧化反应和还原反应存在于在同一个反应中，它们 发生、 存在，是相互对立统一的。
（2）氧化剂和还原剂可以是不同的物质，也可以是同种物质
①2KMnO KMnO +MnO+O ↑，氧化剂是 ，还原剂是
4 2 4 2 2
②2F+2H O O+4HF，氧化剂是 ，还原剂是
2 2 2
（3）氧化产物和还原产物可以是不同的物质，也可以是同种物质
①3S+6NaOH NaSO +2Na S+3HO，氧化产物是 ，还原产物是
2 3 2 2
②NO+NO +2NaOH 2NaNO +H O，氧化产物是 ，还原产物是
2 2 2
（4）被氧化的元素和被还原的元素可以是不同的元素，也可以是同种元素
①4HCl（浓）+MnO MnCl +Cl↑+2H O，被氧化的元素是 ，被还原的元素是
2 2 2 2
②2HS+SO 2HO+3S，被氧化的元素是 ，被还原的元素是
2 2 2
（5）可能有多种元素同时被氧化或被还原
①3Cu S+22HNO 6Cu（NO ） +10NO↑+3HSO +8H O，被氧化的元素是 和 ，被还原的元
2 3 3 2 2 4 2
素是
②2KNO+S+3C KS+N↑+3CO ↑，被氧化的元素是 ，被还原的元素是 和
3 2 2 2
（6）方程式中的系数与实际参加反应的氧化剂或还原剂的量不一定一致
①C+2H SO CO↑+2SO↑+2H O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝
2 4 2 2 2
②Cu+2H SO CuSO +SO↑+2H O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝
2 4 4 2 2
知识点 03 物质的氧化性和还原性
1．化合价和氧化性、还原性的关系
（1） 最高价态——只有 ，如Fe3＋、HSO 、KMnO 等；
2 4 4
最低价态——只有 ，如金属单质、Cl－、S2－等；
中间价态——既有 又有 ，如Fe2＋、S、Cl 等。
2
（2）常见元素的最高价态和最低价态
元素 Cl S N C H
最高价
最低价
2．氧化还原反应中酸或碱的作用
（1）氧化性：所含元素的化合价
（2）还原性：所含元素的化合价
（3）酸或碱性：所含元素的化合价 ，有相应的 生成
（4）具体反应分析①Zn+2HCl ZnCl +H ↑，盐酸表现
2 2
②CuO+2HCl CuCl +H O，盐酸表现
2 2
③MnO +4HCl（浓） MnCl +Cl ↑+2H O，盐酸表现
2 2 2 2
④2HCl H ↑+Cl ↑，盐酸表现
2 2
⑤3Cl +8NH N +6NH Cl，NH 表现
2 3 2 4 3
⑥Cu O+6HNO （浓） 2Cu（NO ） +2NO ↑+3H O，硝酸表现
2 3 3 2 2 2
△
⑦C+2H SO (浓) CO ↑+2SO ↑+2H O，浓硫酸只表现为 。
2 4 2 2 2
3．氧化还原反应中水的作用
（1）氧化性：有 产生
（2）还原性：有 产生
（3）氧化性和还原性：同时有 产生
（4）具体反应分析
①2F +2H O 4HF+O ，水表现
2 2 2
②3Fe+4H O Fe O +4H ，水表现
2 3 4 2
③2Na+2H O 2NaOH+H ↑，水表现
2 2
④2H O O ↑+2H ↑，水表现 和
2 2 2
⑤2Na O +2H O 4NaOH+O ↑，水
2 2 2 2
⑥Cl +H O HCl+HClO，水
2 2
⑦3NO +H O 2HNO +NO，水
2 2 3
4．常见的氧化剂和还原剂
（1）常见的氧化剂及产物预测
氧化剂 还原产物
Mn2+（酸性）；MnO （中性）；MnO 2－（碱
2 4
KMnO
4
性）
K Cr O （酸性）
2 2 7
浓硝酸 NO
2
稀硝酸 NO
X （卤素单质）
2
H O OH－（碱性）；H O（酸性）
2 2 2
Na O NaOH（或Na CO 等）
2 2 2 3
NaClO（或ClO
－）
NaClO Cl 、ClO 等
3 2 2
PbO Pb2+
2（2）常见的还原剂及产物预测
还原剂 氧化产物
Fe2+ Fe3+（酸性）；Fe（OH） （碱性）
3
SO （或H SO 、SO 2－）
2 2 3 3
S2－（或H S） S、SO （或SO 2－）、SO 2－
2 2 3 4
H C O CO （酸性）；CO 2－（碱性）
2 2 4 2 3
H O
2 2
I－（或HI）
CO CO （酸性）；CO 2－（碱性）
2 3
Zn2+、Fe2+（与强氧化剂反应生成Fe3+）
金属单质（Zn、Fe、Cu等）
Cu2+（与弱氧化剂反应生成Cu+）
易错点1：微粒具有性质判断的“易错点”
（1）金属单质处于最低价，只有 性
（2）非金属单质处于中间价态，既有氧化性又有还原性， 除外
（3）金属阳离子是高价，一定具有氧化性；但是亚铁离子具有 性，又有 性。
（4）从理论上讲任何一种化合物既有 性又有 性
易错点2：氧化性还原性的判断
（1）某元素由化合态变为游离态时，该元素一定被还原
某元素由化合态变为游离态时，该元素可能被 ，也可能被 。因为元素处于化合态时，其化合
价可能为正，也可能为负。若元素由负价变为0价，则其被氧化，若元素由正价变为0价，则其被还原。
（2）在氧化还原反应中，非金属单质一定只作氧化剂
在氧化还原反应中，非金属单质 只作氧化剂，大部分非金属单质往往既具有氧化性又具有还原性，
只是以氧化性为主。如在反应Cl＋HO=HCl＋HClO中，Cl 既表现氧化性又表现还原性。
2 2 2
（3）在氧化还原反应中，若有一种元素被氧化，则一定有另一种元素被还原
在氧化还原反应中，一种元素被 ，不一定有另一种元素被 ，有许多反应是一种元素既被氧化
又被还原。如在反应2NaO＋2HO===4NaOH＋O↑中，NaO 中氧元素的化合价既升高又降低。
2 2 2 2 2 2
易错点3：有关氧化性、还原性的易错点
1．具有氧化性的物质不一定是氧化剂，具有还原性的物质不一定是 ，应视具体反应而定。
2．对同一元素而言，一般价态越 ，氧化性越 ，如Fe3＋>Fe2＋>Fe；价态越低，氧化性越弱，如S2－
<S<SO 。
2
3．在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂可以是不同反应物，也可以是同一反应物，氧化产物、还原产物
可以是不同 ，也可以是同一种 。
4．由于有些氧化还原反应中，氧化剂或还原剂并没有全部发生氧化还原反应，因此在求氧化剂或还原剂的质量或两者的比例时易发生错误。
5．并非价态越高氧化性越 ，在HClO中氯元素的化合价为＋1价，在HClO 中氯元素的化合价为＋7价
4
事实上HClO的氧化性比HClO 强，HClO有强 再如浓硫酸和NaSO 溶液中，硫元素均为＋6价，但
4 2 4
浓硫酸具有强氧化性，而NaSO 溶液无氧化性；再如HNO 、KNO 溶液中，氮元素均为＋5价，但HNO
2 4 3 3 3
溶液有强氧化性，而KNO 溶液无氧化性。
3
易错点4：判断变化中是否一定需加氧化剂或还原剂
（1）变价元素处于 ：必须加入还原剂
（2）变价元素处于 ：必须加入氧化剂
（3）变价元素处于 ：可能发生自身的氧化还原反应，不一定加入氧化剂或还原剂
（4）判断
①Cl →HClO（NaClO）：
2
②NO →HNO ：
2 3
③S→SO 2－：
3
④KClO →KCl：
3
⑤Na O →O ：
2 2 2
⑥CO →C：
2
⑦NH +→N ：
4 2
1．下列物质中，按只有氧化性、只有还原性、既有氧化性又有还原性的顺序排列的一组是( )
A．Al3＋、K、Fe2＋ B．Cl－、Al、H
2
C．NO、Na＋、Br D．O、SO、Fe
2 2 2 2
6．已知X和Y是两种单质，X＋Y―→X2＋＋Y2－。下列叙述正确的是( )
①X被氧化 ②X是氧化剂 ③Y2－是还原产物 ④X2＋具有氧化性 ⑤Y2－具有还原性 ⑥Y单质氧化性比
X2＋氧化性强
A．①②③ B．①②⑥
C．①③④⑤⑥ D．①③④⑤
知识点 04 氧化性、还原性强弱的比较
1．判断的本质依据：得失电子的2．单质与其相应离子的氧化性和还原性变化相反
（1）根据金属活动顺序表
（2）根据非金属活动顺序表
3．根据化学反应比较氧化性或还原性强弱
（1）比较反应物和生成物的氧化性或还原性：强制弱原理
① 氧化性： ＞
②还原性： ＞
（2）比较反应物的氧化性或还原性
①氧化性： ＞
②还原性： ＞
4．根据反应条件来判断
当不同的氧化剂（或还原剂）与同一还原剂（或氧化剂）反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂
（或还原剂）的氧化性（或还原性）越 ，反之越 。如：
（1）比较KMnO 和MnO 氧化性强弱：KMnO MnO
4 2 4 2
①MnO +4HCl（浓） MnCl +Cl ↑+2H O
2 2 2 2
②2KMnO +16HCl（浓） 2KCl+2MnCl +5Cl ↑+8H O
4 2 2 2
（2）比较Na、Mg、Al的还原性强弱： ＞ ＞
①Na与冷水剧烈反应
②Mg与水加热才反应
③Al与水加热条件下也难反应
5．根据氧化产物的价态高低判断
（1）方法：同种物质被不同氧化剂氧化的价态越高，氧化剂的氧化性越 。
（2）实例：2Fe+3Cl 2FeCl ，Fe+S FeS，氧化性：Cl S。
2 3 2
6．根据元素周期表比较单质的氧化性或还原性强弱
（1）周期表 的 的氧化性最强
①容易与氢气化合的非金属单质的氧化性② 气态氢化物稳定的非金属单质的氧化性
③ 最高价含氧酸酸性强的非金属单质的氧化性
④气态氢化物还原性强的非金属单质的氧化性
（2）短周期表 的 的还原性最强
①与酸或水反应剧烈的金属单质的还原性
②最高价碱的碱性强的金属单质的还原性
③相应阳离子的氧化性强的金属单质的还原性
7．根据原电池原理比较金属单质的还原性强弱
（1）基本规律：负极 正极
①电子流出的电极是 极，阳离子移向的电极是 极
②被溶解（质量减小）的电极一般是 极
④ 质量增加的电极一般是 极
④有气泡产生的电极一般是 极
（2）特殊情况
①强碱性溶液中，Mg-NaOH溶液-Al原电池中， 是负极
②氧化性溶液中，Cu-浓硝酸-Fe原电池中， 是负极
③铅蓄电池，负极质量 ，正极质量
6．根据电解池原理比较（用惰性电极电解）
（1）阳极先放电的阴离子的还原性 ，相应的非金属单质的氧化性
（2）阴极先放电的阳离子的氧化性强，相应的金属单质的还原性
放电顺序：Fe3+ Cu2+，单质的还原性Fe Cu
7．根据能量变化比较单质的氧化性和还原性强弱
（1）金属越容易失电子，金属性越强，吸收的能量越
（2）金属越容易得电子，非金属性越强，释放的能量越
8．常见微粒的还原性顺序
−2 +4 −1 +3 −1 －1
还原性：S ＞S ＞ I ＞Fe＞Br＞Cl
0 +6 −0 +2 0 0
氧化性：S＜S ＜ I ＜Fe＜Br＜Cl
（1）全部氧化： 、 、
（2）氧化前五种： 、 、 （+4价S除外，无中间价态）
（3）氧化前四种： 、 、
（4）氧化前三种：
9．强弱规律的两个应用
（1）氧化还原反应发生的先后顺序：
①向含多种还原剂的溶液中加入一种氧化剂时，还原性强的还原剂（离子）先被氧化
②向含多种氧化剂的溶液中，加入一种还原剂时，氧化性强的氧化剂（离子）先被还原（2）判断氧化还原反应方向：
强氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂
易错点：氧化性、还原性强弱比较的“易错点”
（1）氧化性或还原性的强弱与元素的化合价高低 。如HClO的氧化性高于HClO 。
4
（2）氧化性或还原性的强弱与得失电子数多少 。如铝在反应中失去3个电子，钠失去1个电
子，但是那的还原性比铝的强
（3）具有氧化性的物质和具有还原性的物质 都能发生化学反应。如SO 具有还原性，浓硫酸
2
具有氧化性，但二者不发生氧化还原反应。
（4）物质氧化性或还原性的强弱取决于得失电子数目的多少
物质氧化性或还原性的强弱取决于其所含元素原子得失电子的 程度，与得失电子数目的多少无关。
（5）所含元素价态越高，化合物的氧化性一定越强
含有最高价元素的化合物 具有强氧化性。如HClO 中Cl为＋7价(最高价态)，HClO中Cl为＋1
4
价，而实际上HClO 的氧化性没有HClO的强。
4
1．已知I－、Fe2＋、SO 和HO 均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为 Fe2＋＜HO ＜I－＜
2 2 2 2 2
SO ，则下列反应不能发生的是( )
2
A．2Fe3＋＋SO ＋2HO===2Fe2＋＋SO＋4H＋
2 2
B．I＋SO ＋2HO===HSO ＋2HI
2 2 2 2 4
C．HO＋HSO ===SO ↑＋O↑＋2HO
2 2 2 4 2 2 2
D．2Fe3＋＋HO===2Fe2＋＋O↑＋2H＋
2 2 2
2．铋(Bi)位于元素周期表中第ⅤA族，其价态为＋3时较稳定，铋酸钠(NaBiO)溶液呈无色。现取一定量
3
的硫酸锰(MnSO )溶液，向其中依次滴加下列溶液，对应的现象如表所示：
4
加入 ①适量铋 ②过量的 ③适量KI淀
溶液 酸钠溶液 双氧水 粉溶液
实验 溶液呈 紫红色消失， 溶液变
现象 紫红色 产生气泡 成蓝色
则NaBiO、KMnO 、I、HO 的氧化性由强到弱的顺序为( C )
3 4 2 2 2
A．I、HO、KMnO 、NaBiO B．HO、I、NaBiO、KMnO
2 2 2 4 3 2 2 2 3 4
C．NaBiO、KMnO 、HO、I D．KMnO 、NaBiO、I、HO
3 4 2 2 2 4 3 2 2 2
知识点 05 氧化还原反应方程式的书写和配平1．配平原则
2．化合价升降法配平步骤
3．信息型氧化还原方程式书写流程
4．氧化还原反应方程式的配平方法
(1)正向配平法:氧化剂、还原剂中某元素化合价全部变化,一般从 着手配平。
(2)逆向配平法:自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从 着手配平。
(3)缺项配平法:化学方程式所缺物质往往是 、 或 ;如果是离子方程式,所缺物质往往是 、
或 。可以根据质量守恒先写出所缺物质,再根据化合价升降守恒配平。如果无法确定所缺项,可先依
据化合价的升降守恒将现有的某些物质配平,然后再根据质量守恒确定所缺物质的化学式及其化学计量数
(系数)。
(4)缺项型氧化还原反应方程式的补项原则和组合方式
补项原则
介质 多一个氧原子 少一个氧原子
酸性 ＋2H＋结合1个O→ ＋HO提供1个O→
2中性 ＋HO结合1个O→ ＋HO提供1个O→
2 2
碱性 ＋HO结合1个O→ ＋2OH－提供1个O→
2
组合方式
反应物 生成物 使用条件
组合一 H＋ HO
2
组合二 H＋ 酸性或中性溶液
组合三 OH－ 碱性溶液
组合四 HO OH－
2
举例说明
例：高锰酸根与亚硫酸根的反应：
①酸性条件：2MnO＋5SO＋6H＋===
②中性条件：2MnO＋3SO＋HO===2MnO↓＋3SO＋2OH－
2 2
③碱性条件：2MnO＋SO＋2OH－===
易错点：常见氧化还原反应类型及其配平技巧
1．完全氧化还原型
技巧：可从反应物或者生成物进行配平
关键：符合一般的配平步骤
实例：1C＋2HSO(浓)――→CO↑＋SO↑＋HO
2 4 2 2 2
↑4×1↓2×2
或C＋HS O(浓)――→1CO↑＋2SO↑＋HO
2 4 2 2 2
↑4×1↓2×2
C＋2HSO (浓)=====CO↑＋2SO ↑＋2HO
2 4 2 2 2
2．歧化反应
技巧：从生成物进行配平
关键：确定氧化产物和还原产物的化学计量数
实例：NO＋HO―→2HN O＋1NO
2 2 3
↑1×2↓2×1
3NO ＋HO===2HNO ＋NO
2 2 3
3．部分氧化还原型
技巧：从生成物进行配平
关键：确定氧化产物和还原产物的化学计量数
实例：MnO＋HCl(浓)――→1MnCl＋1Cl＋HO
2 2 2 2
↓2×1 ↑1×2×1MnO ＋4HCl(浓)=====MnCl ＋Cl↑＋2HO
2 2 2 2
4．归中反应
技巧：从反应物进行配平
关键：确定氧化剂和还原剂的化学计量数
实例：1S O＋2HS ―→HO＋S
2 2 2
↓4×1 ↑2×2
SO ＋2HS===2H O＋3S↓
2 2 2
1.请配平下列氧化还原反应方程式：
(1) ===
(2) P＋ CuSO ＋ HO=== Cu P＋
4 4 2 3
(3) ===
(4) Mn2＋＋ ClO＋ HO=== MnO ↓＋ Cl↑＋
2 2 2
(5) ClO－＋ Fe(OH) ＋ === Cl－＋ FeO＋ HO
3 2
知识点 06 氧化还原反应的有关计算
1．氧化还原反应中电子转移的表示方法
（1）双线桥法：标变价→画箭头→标得失→定数目
①模型
②示例：C与浓硫酸反应
（2）单线桥法：箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得到”“失
去”
①模型②示例：Cu与浓硝酸反应
2．转移电子数的计算
（1）N（e－）＝ ＝
（2）反应中转移电子的物质的量与各物质的化学计量数成
（3）计算公式
①n（e－）＝
②n（e－）＝
3．氧化还原反应中转化规律
（1）5NH NO 2HNO +4N ↑+9H O
4 3 3 2 2
（2）2KClO +6HCl（浓） KCl+3Cl ↑+3H O
3 2 2
（3）H S+H SO （浓） S↓+SO ↑+2H O
2 2 4 2 2
4．电子守恒规律
（1）规律：氧化还原反应中得电子总数与失电子总数相等，表现为元素化合价降低总数与升高总数 。（2）应用：运用电子守恒进行氧化还原反应的相关计算。
5．“电子守恒法”计算的一般思维模板
1．现有24 mL浓度为0.05 mol·L－1的NaSO 溶液恰好与20 mL浓度为0.02 mol·L－1的KCr O 溶液完全反
2 3 2 2 7
应。已知NaSO 可被KCr O 氧化为NaSO ，则元素Cr在还原产物中的化合价为________。
2 3 2 2 7 2 4
2．足量铜与一定量浓硝酸反应，得到硝酸铜溶液和 NO 、NO 、NO的混合气体，将这些气体与1.68 L
2 2 4
O(标准状况)混合后通入水中，所有气体完全被水吸收生成硝酸。若向所得硝酸铜溶液中加入5 mol·L－1
2
NaOH溶液至Cu2＋恰好完全沉淀，则消耗NaOH溶液的体积是________mL。
