文档文本内容
第一章 第一节 物质的分类
知识点总结
一、简单分类方法及其应用
1、交叉分类法
NaCl
CaCO3
NaHCO3
Na2CO3
KHCO3
2、树状分类法
请把下列物质的序号填写到下图的括号中:①硫磺 ②HClO ③苛性钠 ④铁 ⑤小苏打 ⑥过氧化钠
纯净物
单质 化合物
金属 非金属 酸 碱 盐 氧化物 ……
（④） （①） （②） （③） （⑤） （⑥）
3、单质、氧化物、酸、碱和盐的转化关系
金属 非金属
盐
碱性氧化物 酸性氧化物
盐和水
碱 酸
碱和盐 酸和盐
两种新盐
盐 盐
根据Na、S 单质及其化合物的类别，补上下列标号所表示的化学方程式
盐和
氢气
盐和
金属
钠盐
碳酸盐
酸式盐
含氧酸盐
上述有关反应的化学方程式为
①4Na+O2=2Na2O ②Na2O+H2O=2NaOH
③S+O2
SO2
④SO2+H2O⇋H2SO3
⑤2NaOH+H2SO3=Na2SO3+2H2O ⑥Na2O+SO2=Na2SO3
⑦2Na+S
Na2S
⑧Na2SO3+2HCl=2NaCl+H2O+SO2↑
二、分散系及其分类
1、分散系的分类
（1）把分散系分为溶液、胶体、和浊液的标准
是：分散质粒子的大小。
可用如下方式直观的表示：
溶液 胶体 浊液
分散质粒子直径
0 1nm 100nm
（2）若按分散质或分散剂
的状态分类，可分为9 种分
散系，如图
如：烟属于固气分散系；雾
属于液气分散系；悬浊液属
于固液分散系；合金属于固固分散系
2、胶体的性质
（1）丁达尔效应：当可见光束通过胶体时，在胶
体中出现一条光亮的“通路”。产生丁达尔效应的
原因是胶体粒子对光线有散射作用。
（2）电泳：胶体粒子可以通过吸附而带有电荷，
在电场的作用下，胶体粒子在分散系里作定向移
动。
（3）聚沉：在一定条件下，胶体粒子聚集成较大
的颗粒，形成沉淀从分散剂里析出。使胶体聚沉的
常用方法有：
①加入电解质溶液；
②加入胶粒带相反电荷的胶体；
③加热
3、Fe(OH)3胶体的制备
（1）过程：将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，向沸
腾水中逐滴加入1—2ml 饱和氯化铁溶液，继续煮
沸至溶液呈红褐色，停止加热，即制得Fe(OH)3胶
体。
（2）化学方程式：
FeCl3+3H2O
Fe(OH)3(胶体)+3HCl。
考点应用
一、常见物质的分类
1、物质的简单分类
金属
非金属
氢化物
氧化物
酸
碱
盐
烃
烃的衍生物
糖类、油脂、蛋白质
溶液
分散系 胶体
浊液
2、氧化物的分类
非金属氧化物
金属氧化物
特殊氧化物：如Fe3O4、Na2O2
碱性氧化物，如K2O、CuO
两性氧化物，如Al2O3
酸性氧化物，如SO3、Mn2O7
不成盐氧化物：如NO、CO、H2O
注意：
（1）同种元素组成的物质不一定是纯净物，如O2
和O3的混合气体、金刚石和石墨的混合物等。
（2）胆矾（CuSO4·5H2O）、明矾
[KAl(SO4)2·12H2O]等结晶水合物是纯净物。
（3）碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化
物不一定是碱性氧化物（如Mn2O7为酸性氧化物，
Al2O3为两性氧化物，Na2O2为过氧化物）。
（4）酸性氧化物不一定是非金属氧化物（如
Mn2O7）；非金属氧化物也不一定是酸性氧化物（如
CO、NO2）。
二、三种分散系的比较
有机化合物
成
盐
氧
化
物
混合物（不同种物
质）
组成元素
单质（同种元素）
氧
化
物
性质
纯净物（同种物
质）
无机化合物
物质（按成
分）
化合物（不同种元
素）
分散质粒子大小
1、 三种分散系的比较
分散系
溶液
胶体
浊液
分散质粒子
单个小分子或离子
高分子或多分子集合体
巨大数目的分子集合体
分散质粒子直径
小于1nm
1nm—100nm
大于100nm
性
质
外观
均一、透明
均一
不均一、不透明
稳定性
稳定
较稳定
不稳定
能否透过滤纸
能
能
不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
鉴别
无丁达尔效应
有丁达尔效应
静置分层或沉淀
2、胶体性质的“三个”应用
（1）丁达尔效应：鉴别溶液和胶体。
（2）聚沉：三角洲的形成；明矾、铁盐溶液净
水；盐卤点豆腐、
（3）电泳：静电除尘。
注意：
（1）胶体区别于其他分散系的本质特征是胶体粒
子直径介于1nm—100nm 之间，而不是丁达尔效
应。
（2）丁达尔效应是物理变化，不是化学变化。
（3）胶体不带电，胶体中的胶粒有些能够吸附体
系中的带电粒子而使胶粒带电荷，但整个分散系仍
是电中性的。即胶粒带电，分散剂与胶粒带相反电
荷，整个胶体不显电性。
拓展：
胶体的介稳性和电泳
（1）胶体的介稳性：胶体的稳定性介于溶液和浊
液之间，在一定条件下能稳定存在，属于介稳体
系，其原理是：
①胶体粒子所带电荷相同，相互排斥；
②胶体粒子的布朗运动。
（2）电泳：在电场作用下，胶体粒子在分散剂中
作定向移动的现象称为电泳，如带正电荷的
Fe(OH)3胶体粒子向阴极移动。原因是胶粒带有电
荷，接通直流电后，胶粒会定向移动。
第一章 第二节 离子反应
知识点总结
一、电解质
1、电解质
（1）分类依据：
（2）电解质的强弱与物质类别的关系：
强电解质—强酸、强碱、绝大多数盐，如HNO3、
NaOH、
CaCO3等
弱电解质—弱酸、弱碱和水，如乙酸、一水合氨等
2、电解质的电离
电离是指电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成
自由移动离子的过程。
3、电离方程式的书写
（1）强电解质的电离方程式中，用“=”连接，弱
电解质（包括弱酸的酸式酸根）的电离方程式中，
用“⇋”连接。如
Na2SO4：Na2SO4=2Na++SO4
2-， HClO：HClO⇋H+
+ClO-。
（2）多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱的电离
一步写完。如
H2CO3：H2CO3⇋H++HCO3
-, HCO3
-⇋H++CO3
2-；
Fe(OH)3：Fe(OH)3⇋Fe3++3OH-。
（3）酸式盐的电离：多元强酸酸式盐与多元弱酸
酸式盐的阴离子不同。如NaHSO4溶液中：
NaHSO4=Na++H++SO4
2-
NaHCO3溶液中：NaHCO3=Na++HCO3
-， HCO3
-⇋H+
+CO3
2-。
二、离子反应
1、离子反应中某些离子的浓度减小。
2、离子方程式
（1）书写步骤：以CaCO3与盐酸的反应为例。
写—根据客观事实，写出正确的化学方程式
CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑
拆—把易溶解且易电离的物质写成离子形式，七种
物质不能拆（沉淀、气体、水、弱酸、弱碱、氧化
物、单质） CaCO3+2H++2Cl-=Ca2++2Cl-+H2O+CO2↑
删—删去方程式两边不参加反应的离子
CaCO3+2H+=Ca2++H2O+CO2↑
查—检查方程式两边是否符合原子守恒和电荷守恒
（2）意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体
的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应，如
氢氧化钠溶液和盐酸反应、氢氧化钙溶液和硝酸反
应的离子方程式，都可以用H++OH-=H2O 来表示。
3、离子反应发生的条件
（1）复分解反应类型：
生成难溶的物质，如Al(OH)3、BaSO4等
条件 生成难电离的物质，如弱酸、弱碱、水
等
生成挥发性的物质，如CO2、SO2、NH3等
（2）氧化还原反应类型：
强氧化性物质+强还原性物质→弱氧化性物质+弱还
原性物质 如FeCl3溶液与Cu 反应的离子方程式为
2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+。
强电解质
弱电解质
化合物
非电解质
电解质
根据在水溶液中能否全部电离
根据在水溶液中或熔融状态下能否导电
考点应用
一、离子方程式正误判断的“六查”
→化学式及其配平
→拆写是否正确
→是否错误或漏写
→质量守恒
→电荷守恒
→得失电子守恒
1、“一查”是否符合可观事实
如2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑
错因：H+不能把Fe 氧化成Fe3+，而只能氧化成Fe2+
正解：Fe+2H+=Fe2++H2↑
2、“二查”“=”“⇋”“↑”“↓”是否使用恰
当
如用饱和FeCl3溶液制备胶体：Fe3++3H2O
Fe(OH)3↓+3H+
错因：Fe(OH)3胶体不是沉淀，不能标“↓”
正解：Fe3++3H2O
Fe(OH)3（胶体）+3H+
如NaHCO3溶液因水解呈碱性：HCO3
-+H2O=H2CO3+OH-
错因：HCO3
-水解过程很微弱，应用“⇋”表示而不
能用“=”
正解：HCO3
-+H2O⇋H2CO3+OH-
3、“三查”拆分是否正确
只有易溶于水的强电解质能拆成离子，其他物质均
不能拆写。
如Ca(HCO3)2+2H+=Ca2++2CO2↑+2H2O
错因：未将Ca(HCO3)2拆分成Ca2+和HCO3
-
正解HCO3
-+H+=CO2↑+H2O
如Cl2+H2O⇋2H++Cl-+ClO-
错因：将弱酸HClO 拆分成了H+和ClO-
正解：Cl2+H2O⇋H++Cl-+HClO
4、“四查”是否“漏写”离子反应
如稀硫酸与氢氧化钡溶液反应：Ba2++SO4
2-=BaSO4↓
错因：忽略氢离子和氢氧根离子的中和反应
正解：Ba2++2OH-+2H++SO4
2-=BaSO4↓+2H2O
5、“五查”反应物的“量”—过量、少量、足量
等
如把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合：HCO3
-
+Ca2++OH-=CaCO3↓+H2O
错因：未考虑反应物中量的关系
正解：2HCO3
-+Ca2++2OH-=CaCO3↓+2H2O+CO3
2-
6、“六查”是否符合三个守恒
（1）质量守恒：
如Na+H2O=Na++OH-+H2↑
错因：反应前后氢原子的数目不等
正解：2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2↑
（2）电荷守恒：
如Fe3++Cu=Fe2++Cu2+
错因：电荷不守恒
正解：2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+
（3）得失电子守恒：氧化还原反应型的离子方程
式要符合得失电子守恒。
如将氯化亚铁溶液和稀硝酸混合：Fe2++4H++NO3
-
=Fe3++2H2O+NO↑
错因：氧化剂得到电子总数和还原剂失去电子总数
不相等
正解：3Fe2++4H++NO3
-=3Fe3++2H2O+NO↑
注意：
（1）离子方程式书写中，浓硫酸不能拆写成离子
反应物
判断
方法
产物
分析
三守恒
形式，而浓硝酸、浓盐酸要拆写成离子形式。
（2）拆写时，微溶物的澄清溶液要写成离子形
式；呈浑浊状态或沉淀时要写成化学式，如澄清石
灰水表示为“Ca2++2OH-”，而石灰乳表示为
“Ca(OH)2”。
（3）多元弱酸的酸式酸根不能拆写成离子形式，
如NaHCO3不能拆写成“Na++H++CO3
2-”。
（4）氨水作为反应物写为NH3·H2O；作为生成
物，若有加热条件或浓度很大时，写为
“NH3↑+H2O”。
（5）具有强氧化性的微粒与强还原性的微粒相遇
时，首先考虑氧化还原反应，不能简单考虑复分解
反应，如Fe3+和S2-。
拓展：与量有关的离子方程式
在物质发生化学反应时，有些反应会因操作顺序或
反应物相对量的不同而发生不同的反应。
1、酸式盐与碱反应涉及的“量”
例如：Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH 溶液反应：Ca2+
+HCO3
-+OH-=CaCO3↓+H2O
Ca(HCO3)2溶液与足量NaOH 溶液反应：Ca2++2HCO3
-
+2OH-=CaCO3↓+2H2O+CO3
2-
此外，NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液，Ca(OH)2溶液与
NaHCO3溶液等反应均与“量”有关。
NaHSO4少：H++SO4
2-+Ba2++OH-=BaSO4↓+H2O
Ba(OH)2少：2H++SO4
2-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O
Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液见“五查”。
2、酸性氧化物与碱溶液反应涉及的“量”
例如：NaOH 溶液与少量CO2反应：
CO2+2OH-=CO3
2-+H2O
NaOH 溶液与足量CO2反应：
CO2+OH-=HCO3
-
类似的还有SO2与碱的反应。
少量SO2：SO2+2OH-=SO3
2-+H2O
足量SO2：SO2+OH-=HSO3
-
3、反应物混合顺序涉及的“量”
例如：铝盐与强碱溶液反应
反应的离子方程式
向AlCl3溶液中逐滴
滴加NaOH 溶液至过
量
Al3++3OH-=Al(OH)3↓
Al(OH)3+OH-=AlO2
-+2H2O
向NaOH 溶液中逐滴
滴加AlCl3溶液至过
量
Al3++4OH-=AlO2
-+2H2O
Al3++AlO2
-+6H2O=4Al(OH)3↓
此外，Na2CO3与盐酸、AgNO3与氨水、NaAlO2与盐酸
反应也有类似情况。
Na2CO3溶液中滴加盐酸：CO3
2-+H+=HCO3
-
HCO3
-+H+=H2O+CO2↑
盐酸中滴加Na2CO3溶液：CO3
2-+2H+=H2O+CO2↑
NaAlO2溶液中滴加盐酸：AlO2
-+H++H2O=Al(OH)3↓
Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
盐酸中滴加NaAlO2溶液：AlO2
-+4H+=Al3++2H2O
AgNO3溶液中滴加氨水：Ag++NH3·H2O=AgOH↓+NH4
+
AgOH+2NH3·H2O=Ag(NH3)2OH+2H2O
氨水中滴加AgNO3溶液：Ag+
+3NH3·H2O=Ag(NH3)2OH+NH4
++2H2O
Ag(NH3)2OH+2Ag++2H2O=3AgOH↓+2NH4
+
4、氧化还原反应中涉及的“量”
（1）FeBr2溶液与不同量的氯水混合：
当氯水足量时：2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++2Br2+6Cl-
当氯水少量时：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-
当FeBr2与Cl2物质的量为1:1 时：2Fe2++2Br-
+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl-
（2）铁和稀硝酸的反应：
铁不足：Fe+4H++NO3
-=Fe3++NO↑+2H2O
铁过量：3Fe+8H++2NO3
-=3Fe2++2NO↑+4H2O
二、判断离子大量共存问题的“四个要点”
判断多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起
来就是：一色、二性、三特殊、四反应。
1、一色——溶液颜色
几种常见离子的颜色
离子
Cu2+
Fe3+
Fe2+
MnO4
-
溶液颜色
蓝色
棕黄色
浅绿色
紫红色
2、二性——溶液的酸碱性
（1）在强酸性溶液中，OH-及弱酸跟阴离子（如
CO3
2-、SO3
2-、S2-、CH3COO-等）均不能大量存在；
（2）在强碱性溶液中，H+及弱碱阳离子（如NH4
+、
Al3+、Fe3+等）均不能大量存在；
（3）酸式弱酸根离子（如HCO3
-、HSO3
-、HS-等）在
强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。
3、三特殊——三种特殊情况
（1）AlO2
-与HCO3
-不能大量共存：AlO2
-+HCO3
-
+H2O=Al(OH)3↓+CO3
2-；
（2）“NO3
-+H+”组合具有强氧化性，能与S2-、
Fe2+、I-、SO3
2-等还原性的离子因发生氧化还原反
应而不能大量共存；
（3）NH4
+与CH3COO-、CO3
2-，Mg2+与HCO3
-等组合中，
虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水
解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存。
4、四反应——四种反应类型
指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反
应的离子显然不能大量共存。
（1）复分解反应：如Ba2+与SO4
2-，NH4
+与OH-，H+与
CHCOO-等；
（2）氧化还原反应：如Fe3+与I-、S2-，NO3
-（H+）
与Fe2+，MnO4
-（H+）与Br-等；
（3）相互促进的水解反应：如Al3+与HCO3
-，Al3+与
AlO2
-等；
（4）络合反应：如Fe3+与SCN-等
注意：审题时应注意题目中的隐含条件：
①由水电离产生的c(OH-)或c(H+)＜1×10-7mol/L，
溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。
②与Al 反应能发出氢气的溶液可能呈酸性（但酸
性条件下不能含NO3
-），也可能呈碱性。
③“透明溶液”意味着无难溶物和微溶物，但并不
意味着溶液无色。若为无色透明溶液，说明溶液中
不含Cu2+、Fe3+、MnO4
-等有色离子。
④MnO4
-、NO3
-等在酸性条件下具有强氧化性，与还
原性离子（如Fe2+、SO3
2-等）不能共存。
第一章 第三节 氧化还原反应
知识点总结
一、氧化还原反应
1、本质和特征
本质——电子转移（得失或偏
移）
特征——反应过程中元素的化合
价发生变化
2、反应关系
得电子，化合价降低，被还原
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
（氧化性）（还原性）
失电子，化合价升高，被氧化
例如：反应MnO2+4HCl(浓)
△
MnCl2+Cl2↑+2H2O
中，氧化剂是MnO2，氧化产物是Cl2，生成1molCl2
时转移电子的物质的量为2mol，被氧化的HCl 的物
质的量是2mol。
3、氧化还原反应与其他反应间的关系
（1）与四种基本类型的关系：
如图所示
（2）与电极反应的关
系：
①原电池：
负极—氧化反应，
正极—还原反应；
②电解池：
阳极—氧化反应，
阴极—还原反应。
二、氧化还原反应中电子转移的表示
1、双线桥法
得到ne-
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
失去ne-
请标出Cu 与稀硝酸反应中电子转移的方向和数
目：
失去3×2e-
3Cu+8HNO3（稀）＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
得到2×3e-
2、单线桥法
ne-
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
请标出Cu 与稀硝酸反应中电子转移的方向和数
目：
6e-
3Cu+8HNO3（稀）＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
三、常见的氧化剂和还原剂
1、常见的氧化剂
常见的氧化剂
实例
还原产物
活泼的非金属
单质
卤素单质X2
X-
O2
O2-、O2
2-、OH-
元素处于高价
时的物质
KMnO4
Mn2+
HNO3
NO 或NO2
浓硫酸
SO2
Fe3+
Fe2+或Fe
某些氧化物和
过氧化物
MnO2
Mn2+
H2O2
H2O
Na2O2
H2O
2、常见还原剂
（1）活泼的金属单质，如Na、K、Zn、Fe 等。
（2）某些活泼的非金属单质，如H2、C、Si 等。
（3）元素处于低价态时的物质，如CO、SO2、
SO3
2-、Fe2+、S2-、I-等.
氧化还原反应
3、具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性
具有中间价态
的物质
氧化产物
还原产物
Fe2+
Fe3+
Fe
SO3
2-
SO4
2-
S
H2O2
O2
H2O
其中：Fe2+、SO3
2-主要表现还原性，H2O2主要表现氧
化性。
考点应用
一、氧化还原反应中的“三大规律”
规律一：“三种守恒关系”
（1）质量守衡：反应前后元素的种类和质量不
变。
（2）电子守恒：即氧化剂得电子的总数等于还原
剂失电子的总数。
（3）电荷守恒：离子方程式中，反应物中各离子
的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。如：
Fe3++Cu=Fe2++Cu2+（错误），2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+
（正确）
规律二：“价态归中，互不交叉”
同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时可总结
为：价态相邻能共存，价态相间能归中，归中价态
不交叉，价升价降只靠拢。如：
失6e-
（错
误）
得6e-
失2e-
（正
确）
得2e-
规律三：“强易弱难，先强后弱”
在浓度相差不大的溶液中：
（1）同时含有几种还原剂时加入氧化剂，将按照
还原性由强到弱的顺序依次反应。
如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性
Fe2+>Br-，所以Fe2+先与Cl2反应。
（2）同时含有几种氧化剂时加入还原剂，将按照
氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如：在含有Fe3+、Cu2+、H+的溶液中加入铁粉，因为
氧化性Fe3+>Cu2+>H+，所以铁粉先与Fe3+反应，然后
依次为Cu2+、H+。
注意：电化学原理与氧化还原反应
（1）原电池反应和电解池反应都是氧化还原反
应，两极得失电子总数也相等。
（2）判断电解池中电解质溶液中离子的放电顺序
时，也要遵循“强易弱难，先强后弱”的规律。
二、氧化性、还原性强弱判断的方法
方法一：依据反应原理
失电子，化合价升高，被氧化
还原剂 + 氧化剂 = 氧化产物 + 还原产物
得电子，化合价降低，被还原
（还原性强）（氧化性强）（氧化性较弱）（还原性
较弱）
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
可总结为：比什么性，找什么剂，产物之性小于
剂。
方法二：依据金属活动性顺序
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag Pt Au
还原性逐渐减弱，对应离子的氧化性逐渐增强
注意：Fe 对应的阳离子是Fe2+
方法三：依据元素周期表
方法四：依据电化学原理
（1）原电池：一般情况下，两种不同的金属构成
原电池的两极，其还原性：负极>正极。
（2）电解池：用惰性电极电解混合溶液时，在阴
极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的
阴离子的还原性较强。
方法五：依据反应条件及反应的剧烈程度
反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化
性或还原性越强，如是否加热、反应温度高低、有
无催化剂和反应物浓度大小等。例如：
依据2Na＋2H2O＝2H2O＋H2↑，
Mg＋2H2O
△
Mg(OH)2+H2↑，
可以推知还原性Na>Mg。
方法六：依据氧化还原反应的程度
相同条件下：不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧
化产物价态高的其氧化性强。例如：
2Fe+3Cl2
点燃
2FeCl3，Fe＋S
△
FeS，可以推知
氧化性：Cl2>S。
注意：
（1）物质氧化性或还原性的强弱取决于得失电子
的难易程度，与得失电子的数目无关。如
，而
，
但还原性Na>Al。
（2）对于一种物质既作氧化剂又作还原剂的反
应，如Cl2＋H2O = HCl＋HClO，不能根据反应方程
式判断物质氧化性、还原性的强弱。
（3）元素处于最高价态时只有氧化性，但不一定
有强氧化性，如Na+、SO4
2-；同理，元素处于最低
价态时也不一定具有强还原性。
三、氧化还原反应方程式的配平及有关计算
1、氧化还原反应方程式的配平方法
（1）一般氧化还原反应方程式的配平——化合价
升降法：
标变价——标明反应前后元素化合价的变化
求总数——求最小公倍数使化合价升降总值相等
配系数——确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原
产物的化学计量数，观察法配平其他物质的化学计
量数
查守恒——检查质量、电荷、电子是否守恒
（2）缺项氧化还原反应方程式的配平：
从左至右
从
下
至
上
从右至左
金属单质
的还原性
增强
相应阳离
子的氧化
性减弱
非金属单
质的氧化
性增强
相应阳离
子的还原
性减弱
从
上
至
下
缺项方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有
写出来，一般为水、酸或碱。
①方法
先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的
化学计量数，然后由原子守恒确定未知物，再根据
原子守恒进行配平。
②补项原则
条件
补项原则
酸性条件下
缺H（氢）或多O（氧）补H+，少O
（氧）补H2O（水）；
碱性条件下
缺H（氢）或多O（氧）补H2O
（水），少O（氧）补OH-；
2、计算方法——电子守恒法
（1）应用电子守恒解题的一般步骤：
①找各物质
找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产
物。
②定得失数
确定一个原子或离子得失电子数（注意化学式中的
原子个数）。
③列关系式
根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出关系
式。
n（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值=n
（还原剂）×变价原子个数×化合价变化值。
（2）多步连续进行的氧化还原反应的有关计算：
对于多步连续进行的氧化还原反应，只要中间各步
反应过程中电子没有损耗，可直接找出起始物质和
最终产物，删去中间产物，建立二者之间的电子守
恒关系，快速求解。
注意：特殊物质中元素的化合价，如Na2O2中氧元
素、FeS2中硫元素的化合价均为-1.
四、氧化还原反应方程式的配平技巧
1、自身反应，逆向配平
在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂为同一种物
质，配平时应首先确定氧化产物和还原产物的化学
计量数，再根据元素守恒，确定反应物的化学计量
数。
例：
3Cl2+6KOH(热、浓)=5KCl+KClO3+3H2O
2、多种变价，合并计算
在一个氧化还原反应中，如果一种反应物中有多个
原子化合价同时升高或同时降低，或者生成物中有
多个原子是同时升高或同时降低得到的，则应计算
出同种物质中升高或降低的化合价总数，作为一个
整体，再计算化合价升降的最小公倍数进行配平。
例：
4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2
