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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、NaAlH4、
②非金属氢化物中，氢一般显 价，如NH3、CH4、B2H6
（5）氧元素的化合价
①普通的含氧微粒中，氧显 价
②含O22―或―O―O―的微粒中，氧显 价
③在S2O82―（）中，过氧键中的两个O显 ，其余的O显 价。
④在CrO5中，两个过氧键中的4个O显 ，其余的O显 价。
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
CuFeS2：Cu Fe HCN：C N CuH：Cu H Si3N4：Si N H3PO2：P K2FeO4：Fe LiNH2：N AlN：N Na2S2O3：S CuCl：Cu Li2NH：N VO：V C2O：C FeO：Fe
（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 CH3OH HCHO CO(NH2)2 HCOOH
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－CH3中碳元素的化合价为 价
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－NH2中氮元素的化合价为 价
⑥－NO2中氮元素的化合价为 价
（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、NH3、H2O等分子的物质：
①Fe（CO）5中Fe显 价
②Cu（NH3）4SO4中Cu显 价
（5）某些含铁、铜的硫化物
物质 FeS2 CuFeS2
价态 S Fe Cu Fe S
（6）无法判断价态的物质
物质 AlFe2 Fe3P Fe3C
价态 Al Fe Fe P Fe C
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＋H2OX＋H2　③Y＋NaOH―→G＋Q＋H2O　④Z＋NaOH―→Q＋X＋H2O
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：H2O中的H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＋O2
②Z＋Y＋NaOH―→H2O＋W
③Y＋SO2―→Z＋SO3
④Q＋Y―→Z＋H2O
⑤X＋Cu＋H2SO4(浓)―→Cu2＋＋Y＋SO
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＋O2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，所以氮元素化合价X>W；③Y＋SO2―→Z＋SO3中，硫元素化合价升高，则Y中氮元素化合价Y>Z；②Z＋Y＋NaOH―→H2O＋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Y>W>Z；④Q＋Y―→Z＋H2O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＋H2SO4(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；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
氧化还原反应 特征 反应前后元素的化合价
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
本质 反应过程中有电子的 ，包括电子的
和四种基本反应类型的关系 反应一定是氧化还原反应
反应一定不是氧化还原反应
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
2．氧化还原反应基本概念
含“氧”概念 含“还”概念
氧化剂 氧化 反应 氧化 产物 被氧化 氧化性 还原剂 还原 反应 还原 产物 被还原 还原性
电子，化合价 的反应物 化合价 的反应 化合价 得到的生成物 化合价 的过程 化合价 过程表现的性质 电子，化合价 的反应物 化合价 的反应 化合价 得到的生成物 化合价 的过程 化合价 过程表现的性质
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
①2KMnO4K2MnO4+MnO2+O2↑，氧化剂是 ，还原剂是
②2F2+2H2OO2+4HF，氧化剂是 ，还原剂是
（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+6NaOHNa2SO3+2Na2S+3H2O，氧化产物是 ，还原产物是
②NO+NO2+2NaOH2NaNO2+H2O，氧化产物是 ，还原产物是
（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）+MnO2MnCl2+Cl2↑+2H2O，被氧化的元素是 ，被还原的元素是
②2H2S+SO22H2O+3S，被氧化的元素是 ，被还原的元素是
（5）可能有多种元素同时被氧化或被还原
①3Cu2S+22HNO36Cu（NO3）2+10NO↑+3H2SO4+8H2O，被氧化的元素是 和 ，被还原的元素是
②2KNO3+S+3CK2S+N2↑+3CO2↑，被氧化的元素是 ，被还原的元素是 和
（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+2H2SO4CO2↑+2SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝
②Cu+2H2SO4CuSO4+SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝
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＋、H2SO4、KMnO4等；
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、Cl2等。
（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+2HClZnCl2+H2↑，盐酸表现
②CuO+2HClCuCl2+H2O，盐酸表现
③MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O，盐酸表现
④2HClH2↑+Cl2↑，盐酸表现
⑤3Cl2+8NH3N2+6NH4Cl，NH3表现
⑥Cu2O+6HNO3（浓）2Cu（NO3）2+2NO2↑+3H2O，硝酸表现
⑦C+2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O，浓硫酸只表现为 。
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
①2F2+2H2O4HF+O2，水表现
②3Fe+4H2OFe3O4+4H2，水表现
③2Na+2H2O2NaOH+H2↑，水表现
④2H2OO2↑+2H2↑，水表现 和
⑤2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑，水
⑥Cl2+H2OHCl+HClO，水
⑦3NO2+H2O2HNO3+NO，水
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
KMnO4 Mn2+（酸性）；MnO2（中性）；MnO42－（碱性）
K2Cr2O7（酸性）
浓硝酸 NO2
稀硝酸 NO
X2（卤素单质）
H2O2 OH－（碱性）；H2O（酸性）
Na2O2 NaOH（或Na2CO3等）
NaClO（或ClO－）
NaClO3 Cl2、ClO2等
PbO2 Pb2+
（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）3（碱性）
SO2（或H2SO3、SO32－）
S2－（或H2S） S、SO2（或SO32－）、SO42－
H2C2O4 CO2（酸性）；CO32－（碱性）
H2O2
I－（或HI）
CO CO2（酸性）；CO32－（碱性）
金属单质（Zn、Fe、Cu等） Zn2+、Fe2+（与强氧化剂反应生成Fe3+） 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Cl2＋H2O?=?HCl＋HClO中，Cl2既表现氧化性又表现还原性。
（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2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑中，Na2O2中氧元素的化合价既升高又降低。
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S2－3．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HClO4中氯元素的化合价为＋7价，事实上HClO的氧化性比HClO4强，HClO有强 再如浓硫酸和Na2SO4溶液中，硫元素均为＋6价，但浓硫酸具有强氧化性，而Na2SO4溶液无氧化性；再如HNO3、KNO3溶液中，氮元素均为＋5价，但HNO3溶液有强氧化性，而KNO3溶液无氧化性。
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
①Cl2→HClO（NaClO）：
②NO2→HNO3：
③S→SO32－：
④KClO3→KCl：
⑤Na2O2→O2：
⑥CO2→C：
⑦NH4+→N2：
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、H2
C．NO2、Na＋、Br2 D．O2、SO2、Fe
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
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KMnO4和MnO2氧化性强弱：KMnO4 MnO2
①MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O
②2KMnO4+16HCl（浓）2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
（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+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，氧化性：Cl2 S。
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
气态氢化物稳定的非金属单质的氧化性
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
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
还原性：＞＞＞＞＞
氧化性：＜＜＜＜＜
（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HClO4。
（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SO2具有还原性，浓硫酸具有氧化性，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HClO4中Cl为＋7价(最高价态)，HClO中Cl为＋1价，而实际上HClO4的氧化性没有HClO的强。
1．已知I－、Fe2＋、SO2和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Fe2＋＜H2O2＜I－＜SO2，则下列反应不能发生的是(　　)
A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO＋4H＋
B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI
C．H2O2＋H2SO4===SO2↑＋O2↑＋2H2O
D．2Fe3＋＋H2O2===2Fe2＋＋O2↑＋2H＋
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(NaBiO3)溶液呈无色。现取一定量的硫酸锰(MnSO4)溶液，向其中依次滴加下列溶液，对应的现象如表所示：
加入 溶液 ①适量铋 酸钠溶液 ②过量的 双氧水 ③适量KI淀 粉溶液
实验 现象 溶液呈 紫红色 紫红色消失， 产生气泡 溶液变 成蓝色
则NaBiO3、KMnO4、I2、H2O2的氧化性由强到弱的顺序为(　C　)
A．I2、H2O2、KMnO4、NaBiO3　 B．H2O2、I2、NaBiO3、KMnO4
C．NaBiO3、KMnO4、H2O2、I2 D．KMnO4、NaBiO3、I2、H2O2
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→ ＋H2O提供1个O→
中性 ＋H2O结合1个O→ ＋H2O提供1个O→
碱性 ＋H2O结合1个O→ ＋2OH－提供1个O→
?组合方式
反应物 生成物 使用条件
组合一 H＋ H2O
组合二 H＋ 酸性或中性溶液
组合三 OH－ 碱性溶液
组合四 H2O OH－
?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＋H2O===2MnO2↓＋3SO＋2OH－
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：1＋2H2O4(浓)O2↑＋O2↑＋H2O
　　　　↑4×1↓2×2
或＋H2 O4(浓)O2↑＋O2↑＋H2O
　　　　　　　　　　　↑4×1↓2×2
C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O
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：O2＋H2O―→2H O3＋1O
　　　　　　　　　　　↑1×2↓2×1
3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
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：nO2＋Hl(浓)1nCl2＋1l2＋H2O
　　　　　　　　　　　　　　↓2×1　↑1×2×1
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
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：1 O2＋2H2 ―→H2O＋
　　　　↓4×1 ↑2×2
SO2＋2H2S===2H2O＋3S↓
1.请配平下列氧化还原反应方程式：
(1) ===
(2) P4＋ CuSO4＋ H2O=== Cu3P＋
(3) ===
(4) 　Mn2＋＋ 　ClO＋ 　H2O=== 　MnO2↓＋ 　Cl2↑＋ 　
(5) 　ClO－＋ 　Fe(OH)3＋ 　 === 　Cl－＋ 　FeO＋ 　H2O
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）5NH4NO32HNO3+4N2↑+9H2O
（2）2KClO3+6HCl（浓）KCl+3Cl2↑+3H2O
（3）H2S+H2SO4（浓）S↓+SO2↑+2H2O
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Na2SO3溶液恰好与20 mL浓度为0.02 mol·L－1的K2Cr2O7溶液完全反应。已知Na2SO3可被K2Cr2O7氧化为Na2SO4，则元素Cr在还原产物中的化合价为________。
2．足量铜与一定量浓硝酸反应，得到硝酸铜溶液和NO2、N2O4、NO的混合气体，将这些气体与1.68 L O2(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 NaOH溶液至Cu2＋恰好完全沉淀，则消耗NaOH溶液的体积是________mL。
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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正上方用+n或-n表示
① 位置：元素符号的正上方（如）； ② 书写顺序：先写正负，后写数值；
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＝0
②离子中，正负化合价的代数和＝电荷
③在化合物里，氢通常显＋1价，氧通常显－2价；
④金属元素通常显正价，非金属元素通常显负价，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零；
⑥许多元素具有可变化合价，如：硫、碳等；
⑦“根”的化合价一定不为零。
（2）常用等量关系
①主族元素最高正价＝主族序数＝原子的最外层电子数
②主族元素的最高正价+|最低负价|＝8或2
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：H、C、Si b.等于2的短周期元素：N、P
c.等于4的短周期元素：S d.等于6的短周期元素：Cl
（3）化合价的范围：+1≤最高价≤+7，－4≤最低价≤－1
5．化合价的特殊点
（1）F元素没有正化合价，金属元素没有负化合价
（2）O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+3价
（4）氢元素的化合价
①金属氢化物中，氢显－1价，如NaH、NaAlH4、
②非金属氢化物中，氢一般显+1价，如NH3、CH4、B2H6
（5）氧元素的化合价
①普通的含氧微粒中，氧显－2价
②含O22―或―O―O―的微粒中，氧显－1价
③在S2O82―（）中，过氧键中的两个O显－1价，其余的O显－2价。
④在CrO5中，两个过氧键中的4个O显－1价，其余的O显－2价。
6．简单阴离子或气态氢化物中，非金属元素显最低负价
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
CuFeS2：Cu＋2 Fe＋2 HCN：C＋2 N－3 CuH：Cu＋1 H－1 Si3N4：Si＋4 N－3 H3PO2：P＋1 K2FeO4：Fe＋6 LiNH2：N－3 AlN：N－3 Na2S2O3：S＋2 CuCl：Cu＋1 Li2NH：N－3 VO：V＋5 C2O：C＋3 FeO：Fe＋(8－n)
（2）有机物中元素的化合价
①H、N、O元素：H：+1，O：－2，N：－3
②碳元素：根据正负化合价的代数和为0计算
有机物 CH3OH HCHO CO(NH2)2 HCOOH
碳价态 －2 0 +4 +2
（3）取代基中元素的化合价
①－OH中氧元素的化合价为―1价
②－CH3中碳元素的化合价为―3价
③－CHO中碳元素的化合价为+1价
④－COOH中碳元素的化合价为+3价
⑤－NH2中氮元素的化合价为―2价
⑥－NO2中氮元素的化合价为+4价
（3）非金属元素形成的微粒：非金属性强的元素一般显最低负价
①CN-原子团显－1价，其中C显+2价，N显－3价
②HNCO中，氢显+1价，C显+4价，N显－3价，O显－2价
③HFO中，H显+1价，F显－1价，O显0价
④BrI中I元素显+1价，SiC中C元素显－4价
（4）含CO、NH3、H2O等分子的物质：
①Fe（CO）5中Fe显0价
②Cu（NH3）4SO4中Cu显+2价
（5）某些含铁、铜的硫化物
物质 FeS2 CuFeS2
价态 S Fe Cu Fe S
－1 +2 +2 +2 －2
（6）无法判断价态的物质
物质 AlFe2 Fe3P Fe3C
价态 Al Fe Fe P Fe C
0 0 0 0 0 0
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＋H2OX＋H2　③Y＋NaOH―→G＋Q＋H2O　④Z＋NaOH―→Q＋X＋H2O
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：H2O中的H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＋O2
②Z＋Y＋NaOH―→H2O＋W
③Y＋SO2―→Z＋SO3
④Q＋Y―→Z＋H2O
⑤X＋Cu＋H2SO4(浓)―→Cu2＋＋Y＋SO
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＋O2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，所以氮元素化合价X>W；③Y＋SO2―→Z＋SO3中，硫元素化合价升高，则Y中氮元素化合价Y>Z；②Z＋Y＋NaOH―→H2O＋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Y>W>Z；④Q＋Y―→Z＋H2O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＋H2SO4(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；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
氧化还原反应 特征 反应前后元素的化合价是否发生了变化
氧化还原反应 反应前后元素的化合价变化
非氧化还原反应 反应前后元素的化合价不变
本质 反应过程中有电子的转移，包括电子的得失或偏移
和四种基本反应类型的关系 置换反应一定是氧化还原反应
复分解反应一定不是氧化还原反应
有单质参加的化合反应是氧化还原反应；
有单质生成的分解反应是氧化还原反应
2．氧化还原反应基本概念
含“氧”概念 含“还”概念
氧化剂 氧化 反应 氧化 产物 被氧化 氧化性 还原剂 还原 反应 还原 产物 被还原 还原性
得到电子，化合价降低的反应物 化合价升高的反应 化合价升高得到的生成物 化合价升高的过程 化合价降低过程表现的性质 失去电子，化合价升高的反应物 化合价降低的反应 化合价降低得到的生成物 化合价降低的过程 化合价升高过程表现的性质
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3O2＝2O3。
（2）没有单质参加的化合反应也可能是是氧化还原反应，如H2O2+SO2＝H2SO4。
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，它们同时发生、同时存在，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
①2KMnO4K2MnO4+MnO2+O2↑，氧化剂是KMnO4，还原剂是KMnO4
②2F2+2H2OO2+4HF，氧化剂是F2，还原剂是H2O
（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+6NaOHNa2SO3+2Na2S+3H2O，氧化产物是Na2SO3，还原产物是Na2S
②NO+NO2+2NaOH2NaNO2+H2O，氧化产物是NaNO2，还原产物是NaNO2
（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）+MnO2MnCl2+Cl2↑+2H2O，被氧化的元素是Cl，被还原的元素是Mn
②2H2S+SO22H2O+3S，被氧化的元素是S，被还原的元素是S
（5）可能有多种元素同时被氧化或被还原
①3Cu2S+22HNO36Cu（NO3）2+10NO↑+3H2SO4+8H2O，被氧化的元素是Cu和S，被还原的元素是N
②2KNO3+S+3CK2S+N2↑+3CO2↑，被氧化的元素是C，被还原的元素是N和S
（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+2H2SO4CO2↑+2SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝2∶1
②Cu+2H2SO4CuSO4+SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝1∶1
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 氧化性　，如Fe3＋、H2SO4、KMnO4等；
最低价态——只有 还原性　，如金属单质、Cl－、S2－等；
中间价态——既有 氧化性　又有 还原性　，如Fe2＋、S、Cl2等。
（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 +7 +6 +5 +4 +1
最低价 －1 －2 －3 －4 －1
2．氧化还原反应中酸或碱的作用
（1）氧化性：所含元素的化合价降低
（2）还原性：所含元素的化合价升高
（3）酸或碱性：所含元素的化合价不变，有相应的盐生成
（4）具体反应分析
①Zn+2HClZnCl2+H2↑，盐酸表现酸性和氧化性
②CuO+2HClCuCl2+H2O，盐酸表现酸性
③MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O，盐酸表现酸性和还原性
④2HClH2↑+Cl2↑，盐酸表现氧化性和还原性
⑤3Cl2+8NH3N2+6NH4Cl，NH3表现碱性和还原性
⑥Cu2O+6HNO3（浓）2Cu（NO3）2+2NO2↑+3H2O，硝酸表现酸性和氧化性
⑦C+2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O，浓硫酸只表现为氧化性。
3．氧化还原反应中水的作用
（1）氧化性：有H2产生
（2）还原性：有O2产生
（3）氧化性和还原性：同时有H2和O2产生
（4）具体反应分析
①2F2+2H2O4HF+O2，水表现还原性
②3Fe+4H2OFe3O4+4H2，水表现氧化性
③2Na+2H2O2NaOH+H2↑，水表现氧化性
④2H2OO2↑+2H2↑，水表现还原性和氧化性
⑤2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑥Cl2+H2OHCl+HClO，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑦3NO2+H2O2HNO3+NO，水既不表现氧化性又不表现还原性
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
KMnO4 Mn2+（酸性）；MnO2（中性）；MnO42－（碱性）
K2Cr2O7（酸性） Cr3+
浓硝酸 NO2
稀硝酸 NO
X2（卤素单质） X－
H2O2 OH－（碱性）；H2O（酸性）
Na2O2 NaOH（或Na2CO3等）
NaClO（或ClO－） Cl－、Cl2
NaClO3 Cl2、ClO2等
PbO2 Pb2+
（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）3（碱性）
SO2（或H2SO3、SO32－） SO42－
S2－（或H2S） S、SO2（或SO32－）、SO42－
H2C2O4 CO2（酸性）；CO32－（碱性）
H2O2 O2
I－（或HI） I2、IO3－
CO CO2（酸性）；CO32－（碱性）
金属单质（Zn、Fe、Cu等） Zn2+、Fe2+（与强氧化剂反应生成Fe3+） 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，只有还原性
（2）非金属单质处于中间价态，既有氧化性又有还原性，F2除外
（3）金属阳离子是高价，一定具有氧化性；但是亚铁离子具有氧化性，又有还原性。
（4）从理论上讲任何一种化合物既有氧化性又有还原性
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，该元素可能被还原，也可能被氧化。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，非金属单质不一定只作氧化剂，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Cl2＋H2O?=?HCl＋HClO中，Cl2既表现氧化性又表现还原性。
（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，一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原，有许多反应是一种元素既被氧化又被还原。如在反应2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑中，Na2O2中氧元素的化合价既升高又降低。
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还原剂，应视具体反应而定。
2．对同一元素而言，一般价态越高，氧化性越强，如Fe3＋>Fe2＋>Fe；价态越低，氧化性越弱，如S2－3．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产物，也可以是同一种产物。
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强，在HClO中氯元素的化合价为＋1价，在HClO4中氯元素的化合价为＋7价，事实上HClO的氧化性比HClO4强，HClO有强氧化性；再如浓硫酸和Na2SO4溶液中，硫元素均为＋6价，但浓硫酸具有强氧化性，而Na2SO4溶液无氧化性；再如HNO3、KNO3溶液中，氮元素均为＋5价，但HNO3溶液有强氧化性，而KNO3溶液无氧化性。
易错点4：判断变化中是否一定需加氧化剂或还原剂
（1）变价元素处于最高价：必须加入还原剂
（2）变价元素处于最低价：必须加入氧化剂
（3）变价元素处于中间价：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
①Cl2→HClO（NaClO）：不一定
②NO2→HNO3：不一定
③S→SO32－：不一定
④KClO3→KCl：不一定
⑤Na2O2→O2：不一定
⑥CO2→C：必须加入还原剂
⑦NH4+→N2：必须加入氧化剂
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、H2
C．NO2、Na＋、Br2 D．O2、SO2、Fe
【解析】　Al3＋处于最高价，只有氧化性；K的化合价只能升高，只有还原性；Fe2＋化合价既能升高也能降低，既有氧化性又有还原性，A正确；Cl－化合价只能升高，只有还原性，B错误；NO2化合价既能升高也能降低，既有氧化性又有还原性，Na＋化合价只能降低，只有氧化性，C错误；SO2既有氧化性又有还原性，Fe化合价只能升高，只有还原性，D错误。
答案　A
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
【解析】　根据X化合价升高被氧化，得X是还原剂，X2＋是氧化产物；Y化合价降低被还原，Y是氧化剂，Y2－是还原产物；氧化剂和氧化产物都有氧化性，还原剂和还原产物都有还原性，正确的是①③④⑤⑥，故C正确。
答案　C
知识点04 氧化性、还原性强弱的比较
1．判断的本质依据：得失电子的难易程度
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：氧化剂＞氧化产物
②还原性：还原剂＞还原产物
（2）比较反应物的氧化性或还原性
①氧化性：氧化剂＞还原剂
②还原性：还原剂＞氧化剂
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）越强，反之越弱。如：
（1）比较KMnO4和MnO2氧化性强弱：KMnO4＞MnO2
①MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O
②2KMnO4+16HCl（浓）2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
（2）比较Na、Mg、Al的还原性强弱：Na＞Mg＞Al
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，氧化剂的氧化性越强。
（2）实例：2Fe+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，氧化性：Cl2＞S。
6．根据元素周期表比较单质的氧化性或还原性强弱
（1）周期表右上角的F2的氧化性最强
①容易与氢气化合的非金属单质的氧化性强
②气态氢化物稳定的非金属单质的氧化性强
③最高价含氧酸酸性强的非金属单质的氧化性强
④气态氢化物还原性强的非金属单质的氧化性弱
（2）短周期表左下角的Na的还原性最强
①与酸或水反应剧烈的金属单质的还原性强
②最高价碱的碱性强的金属单质的还原性强
③相应阳离子的氧化性强的金属单质的还原性弱
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电子流出的电极是负极，阳离子移向的电极是正极
②被溶解（质量减小）的电极一般是负极
③质量增加的电极一般是正极
④有气泡产生的电极一般是正极
（2）特殊情况
①强碱性溶液中，Mg-NaOH溶液-Al原电池中，Al是负极
②氧化性溶液中，Cu-浓硝酸-Fe原电池中，Cu是负极
③铅蓄电池，负极质量增加，正极质量增加
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强，相应的非金属单质的氧化性弱
（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不一定弱
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，吸收的能量越少
（2）金属越容易得电子，非金属性越强，释放的能量越多
8．常见微粒的还原性顺序
还原性：＞＞＞＞＞
氧化性：＜＜＜＜＜
（1）全部氧化：MnO4－（H+）、ClO－（H+）、Cr2O72－（H+）
（2）氧化前五种：ClO－、Cl2、浓硫酸（+4价S除外，无中间价态）
（3）氧化前四种：NO3－（H+）、H2O2（H+）、Br2
（4）氧化前三种：Fe3+
9．强弱规律的两个应用
（1）氧化还原反应发生的先后顺序：强者优先
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：强制弱原理
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无必然关系。如HClO的氧化性高于HClO4。
（2）氧化性或还原性的强弱与得失电子数多少无必然关系。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不一定都能发生化学反应。如SO2具有还原性，浓硫酸具有氧化性，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难易程度，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不一定具有强氧化性。如HClO4中Cl为＋7价(最高价态)，HClO中Cl为＋1价，而实际上HClO4的氧化性没有HClO的强。
1．已知I－、Fe2＋、SO2和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Fe2＋＜H2O2＜I－＜SO2，则下列反应不能发生的是(　　)
A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO＋4H＋
B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI
C．H2O2＋H2SO4===SO2↑＋O2↑＋2H2O
D．2Fe3＋＋H2O2===2Fe2＋＋O2↑＋2H＋
答案　C
解析　A项，还原性：SO2＞Fe2＋，符合题意；B项，还原性：SO2＞I－，符合题意；C项，还原性：H2O2＞SO2，与题意矛盾；D项，还原性：H2O2＞Fe2＋，符合题意。
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(NaBiO3)溶液呈无色。现取一定量的硫酸锰(MnSO4)溶液，向其中依次滴加下列溶液，对应的现象如表所示：
加入 溶液 ①适量铋 酸钠溶液 ②过量的 双氧水 ③适量KI淀 粉溶液
实验 现象 溶液呈 紫红色 紫红色消失， 产生气泡 溶液变 成蓝色
则NaBiO3、KMnO4、I2、H2O2的氧化性由强到弱的顺序为(　C　)
A．I2、H2O2、KMnO4、NaBiO3　 B．H2O2、I2、NaBiO3、KMnO4
C．NaBiO3、KMnO4、H2O2、I2 D．KMnO4、NaBiO3、I2、H2O2
【解析】由①中现象可知，NaBiO3把Mn2＋氧化生成MnO，则NaBiO3(氧化剂)的氧化性强于KMnO4(氧化产物)的氧化性；由②中现象可知，KMnO4氧化H2O2产生O2，自身被还原为Mn2＋，则KMnO4(氧化剂)的氧化性强于H2O2的氧化性；由③中现象可知：碘离子被双氧水氧化成单质碘，则双氧水(氧化剂)的氧化性强于碘单质(氧化产物)的氧化性，综上所述，NaBiO3、KMnO4、I2、H2O2的氧化性由强到弱的顺序是NaBiO3>KMnO4>H2O2>I2。
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,一般从反应物着手配平。
(2)逆向配平法:自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从生成物着手配平。
(3)缺项配平法:化学方程式所缺物质往往是酸、碱或水;如果是离子方程式,所缺物质往往是H+、OH-或水。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→H2O ＋H2O提供1个O→2H＋
中性 ＋H2O结合1个O→2OH－ ＋H2O提供1个O→2H＋
碱性 ＋H2O结合1个O→2OH－ ＋2OH－提供1个O→H2O
?组合方式
反应物 生成物 使用条件
组合一 H＋ H2O 酸性溶液
组合二 H2O H＋ 酸性或中性溶液
组合三 OH－ H2O 碱性溶液
组合四 H2O OH－ 碱性或中性溶液
?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＋===2Mn2＋＋5SO＋3H2O
②中性条件：2MnO＋3SO＋H2O===2MnO2↓＋3SO＋2OH－
③碱性条件：2MnO＋SO＋2OH－===2MnO＋SO＋H2O
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：1＋2H2O4(浓)O2↑＋O2↑＋H2O
　　　　↑4×1↓2×2
或＋H2 O4(浓)O2↑＋O2↑＋H2O
　　　　　　　　　　　↑4×1↓2×2
C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O
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：O2＋H2O―→2H O3＋1O
　　　　　　　　　　　↑1×2↓2×1
3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
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：nO2＋Hl(浓)1nCl2＋1l2＋H2O
　　　　　　　　　　　　　　↓2×1　↑1×2×1
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
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：1 O2＋2H2 ―→H2O＋
　　　　↓4×1 ↑2×2
SO2＋2H2S===2H2O＋3S↓
1.请配平下列氧化还原反应方程式：
(1)===
(2)P4＋CuSO4＋H2O===Cu3P＋
(3)===
(4) 5　Mn2＋＋ 2　ClO＋ 4　H2O=== 5　MnO2↓＋ 1　Cl2↑＋ 8　
(5) 3　ClO－＋ 2　Fe(OH)3＋ 4　=== 3　Cl－＋ 2　FeO＋ 5　H2O
【解析】根据元素化合价升降法和相应的配平技巧进行配平：
(1)a→a2SiO3，生成1份Na2SiO3升高1×2价，2→NaB4，生成1份NaBH4降低1×4价，根据化合价升降总数相等，在Na2SiO3前添加系数2，在NaBH4前添加系数1，再根据原子守恒配平其他物质的系数。
(2)由于Cu3P中存在多个变价元素，符合整体归一法配平，因此把Cu3P当作一个整体来分析，4＋SO4→3，生成1份Cu3P降低1×3＋3＝6价，4→H3O4，升高5价，根据化合价升降总数相等，在H3PO4前添加系数6，在Cu3P前添加系数5，再根据原子守恒配平其他物质的系数。可知P4的系数为，再将所有的系数乘以4即可。
(3)O(OH)2→2＋，降低2价，→，升高1价，根据化合价升降总数相等，在I－前添加系数2，在I2前添加系数1，在MnO(OH)2和Mn2＋前添加系数1，再根据电荷守恒和原子守恒配平H＋和H2O的系数为4和3。
(4)2＋→O2，升高2价，O→l2，降低5价，根据化合价升降总数相等，在Mn2＋前添加系数5，在ClO前添加系数2，对比左右两边电荷可知，右边缺少8H＋，再根据原子守恒配平H2O的系数为4。
(5) (OH)3→O，升高3价，O－→－，降低2价，根据化合价升降总数相等，在Fe(OH)3前添加系数2，在ClO－前添加系数3，对比左右两边电荷可知，左边缺少4OH－，再根据原子守恒配平H2O的系数为5。
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－）＝氧化剂得到电子的数目＝还原剂失去电子的数目
（2）反应中转移电子的物质的量与各物质的化学计量数成正比
（3）计算公式
①n（e－）＝n（氧化剂）×N（变价原子数）×ΔN（化合价变化数）
②n（e－）＝n（还原剂）×N（变价原子数）×ΔN（化合价变化数）
3．氧化还原反应中转化规律
（1）5NH4NO32HNO3+4N2↑+9H2O
（2）2KClO3+6HCl（浓）KCl+3Cl2↑+3H2O
（3）H2S+H2SO4（浓）S↓+SO2↑+2H2O
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相等。
（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Na2SO3溶液恰好与20 mL浓度为0.02 mol·L－1的K2Cr2O7溶液完全反应。已知Na2SO3可被K2Cr2O7氧化为Na2SO4，则元素Cr在还原产物中的化合价为________。
【答案】　＋3
【解析】　题目中指出被还原的元素是Cr，则得电子的物质是K2Cr2O7，失电子的物质是Na2SO3，其中S元素的化合价从＋4→＋6，Cr元素的化合价将从＋6→＋n。根据氧化还原反应中得失电子守恒规律，有0.05 mol·L－1×0.024 L×(6－4)＝0.02 mol·L－1×0.020 L×2×(6－n)，解得n＝3。
2．足量铜与一定量浓硝酸反应，得到硝酸铜溶液和NO2、N2O4、NO的混合气体，将这些气体与1.68 L O2(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 NaOH溶液至Cu2＋恰好完全沉淀，则消耗NaOH溶液的体积是________mL。
【答案】　60
【解析】　由题意可知，HNO3，则Cu失去的电子数与O2得到的电子数相等。即n(Cu)＝2n(O2)＝2×＝0.15 mol。根据质量守恒及NaOH和Cu(NO3)2的反应可得关系式：n(NaOH)＝2n[Cu(NO3)2]＝2n(Cu)＝0.3 mol，则V(NaOH)＝＝0.06 L＝60 mL。
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