专题03 氧化还原反应（知识清单）（全国通用）2026年高考化学一轮复习讲练测

专题03 氧化还原反应 目录 01知识脑图·学科框架速建 02考点精析·知识能力全解 【知能解读01】氧化还原反应的基本概念 【知能解读02】氧化还原反应的基本规律及应用 【知能解读03】氧化还原方程式的配平 03 攻坚指南·高频考点突破 【重难点突破01】氧化性和还原性强弱的比较 【重难点突破02】缺项配平和陌生方程式的书写 【重难点突破03】氧化还原反应的计算 04 避坑锦囊·易混易错诊疗 【易混易错01】氧化还原反应相关概念的易错点 【易混易错02】氧化性、还原性强弱比较易错点 05 通法提炼·高频思维拆解 【方法技巧01】陌生情境下化学方程式书写技巧 【方法技巧02】氧化还原反应的计算巧 01 氧化还原反应的基本概念 1．氧化还原反应 (1)概念：有电子转移(电子得失或电子对偏移)的反应叫作氧化还原反应。 (2)特征：反应中物质所含元素化合价发生改变。 (3)本质：发生了电子转移（电子得失或电子对偏移）。 2．氧化还原反应的相关概念 3．氧化还原反应中电子转移的表示方法 (1)双线桥法： ①步骤：标变价、画箭头、注得失” ②表示方法： a．箭头指向反应前后有元素化合价变化的同种元素的原子，且需注明“得”或“失”。 b．箭头的方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化 ③应用举例：用双线桥法标出MnO2与浓盐酸加热反应的电子转移的方向和数目： ＋2H2O。 (2)单线桥法： ①表示方法： 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”“失”字样。 ②应用举例：用单线桥法标出铜和浓硝酸反应的电子转移的方向和数目： ＋2NO2↑＋2H2O。 4．常见的氧化剂与还原剂 (1)常见的氧化剂： ①活泼的非金属单质，如X2(X指卤素Cl、Br)、O2、O3等； ②高价态的离子，如H＋、Cu2＋、Fe3＋、Hg2＋、Ag＋等； ③含高价态元素的物质，如H2SO4(浓)、HClO4、HNO3、PbO2、MnO2、KClO3、KMnO4等； ④含O的物质，如H2O2、Na2O2等。 下面是常见的氧化剂和对应的还原产物： 氧化剂 Cl2/ClO-/ClO O2 浓硫酸 HNO3 MnO(H+) H2O2 Fe3+ 还原产物 Cl- H2O/OH- SO2 NO2/NO Mn2+ H2O Fe2+ (2)常见的还原剂： ①活泼的金属单质，如Na、Mg、Al、Fe、Cu等； ②某些非金属单质，如H2、C、S等； ③低价态离子，如S2－、I－、Fe2＋、Br－等； ④含较低价态元素的物质，如CO、NH3、H2S、HI、SO2、H2SO3、Na2SO3、NO等。 金属氢化物(如NaH等)、NaBH4也是重要还原剂。 下面是常见的还原剂和对应的氧化产物： 还原剂 H2S/S2- SO2/SO I- Fe2+ M(金属) H2 CO 氧化产物 S SO I2 Fe3+ Mn+ H2O CO2 (3)元素化合价与氧化性、还原性的关系 当元素化合价处于 (3)元素化合价处于中间价态的物质既有氧化性，又有还原性。如： 其中：Fe2＋、SO主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。 5．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 【跟踪训练】 1．氢化钠(NaH)广泛应用于工业生产。 (1)氢化钠(NaH)中氢元素的化合价为________。 (2)写出NaH与H2O反应的化学方程式，并用“双线桥”标出电子转移的方向和数目： ____________________________，氧化产物和还原产物的物质的量之比为______________。 (3)在高温下氢化钠(NaH)可将四氯化钛(TiCl4)还原成金属钛，该反应的化学方程式为 ____________________________________________________。 答案　(1)－1 (2)　1∶1 (3)2NaH＋TiCl4Ti＋2NaCl＋2HCl↑(或4NaH＋TiCl4Ti＋4NaCl＋2H2↑) 2．已知NaBH4与水反应的化学方程式为NaBH4＋2H2O===NaBO2＋4H2↑ (1)用“单线桥”标出电子转移的方向和数目：__________________________________，氧化剂：____________，还原剂：____________。 (2)若生成标准状况下4.48 L H2，则转移电子的物质的量为________。 答案　(1)＋4H2↑　H2O　NaBH4　(2)0.2 mol 3．(1)对于反应：14CuSO4＋5FeS2＋12H2O===7Cu2S＋5FeSO4＋12H2SO4，当有1 mol FeS2发生反应，转移电子的物质的量为__________。 (2)对于NaNO2＋NH4Cl===NaCl＋N2↑＋2H2O反应，生成0.5 mol N2，转移电子的物质的量为________。 答案 (1) 4.2 mol　(2)1.5mol 解析 (1)根据反应当5 mol FeS2反应时，CuSO4―→Cu2S时得14 mol e－，FeS2―→Cu2S时得7 mol e－，共得到21 mol e－，所以当有1 mol FeS2反应时，转移4.2 mol e－。 (2)此反应电子转移表示为，故生成0.5 mol N2时转移电子0.5 mol×3＝1.5 mol。 4．关于反应2NH2OH＋4Fe3＋===N2O↑＋4Fe2＋＋4H＋＋H2O，下列说法正确的是( ) A．生成1 mol N2O，转移4 mol电子 B．H2O是还原产物 C．NH2OH既是氧化剂又是还原剂 D．若设计成原电池，Fe2＋为负极产物 答案 A 解析 由题给反应知，生成1 mol N2O，转移2×[(＋1)－(－1)]mol＝4 mol电子，A正确；反应中Fe3＋得电子发生还原反应生成Fe2＋，Fe2＋为还原产物，B错误；NH2OH中只有氮元素化合价升高，NH2OH只作还原剂，氧化剂是Fe3＋，C错误；若设计成原电池，负极发生的是NH2OH失电子的氧化反应，故负极产物为N2O，D错误。 5．关于反应Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋S↓＋SO2↑＋H2O，下列说法正确的是( ) A．H2SO4发生还原反应 B．Na2S2O3既是氧化剂又是还原剂 C．氧化产物与还原产物的物质的量之比为2∶1 D．1 mol Na2S2O3发生反应，转移4 mol电子 答案 B 解析 　＋H2O，H2SO4中各元素化合价均未发生变化，A项错误；Na2S2O3中S元素化合价部分升高，部分降低，故Na2S2O3既是氧化剂又是还原剂，B项正确；氧化产物与还原产物的物质的量之比为1∶1，C项错误；1 mol Na2S2O3发生反应，转移2 mol电子，D项错误。 02 氧化还原反应的基本规律及应用 1．氧化性、还原性的判断 (1)含义：氧化性是指物质得电子的性质(或能力)；还原性是指物质失电子的性质(或能力)。 (2)判断：氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。例如：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。 氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。 2．氧化性、还原性强弱的比较 (1)依据反应原理——氧化还原方程式比较 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 (2)依据反应条件及反应的剧烈程度判断 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、有无催化剂及反应温度高低和反应物浓度大小等。例如： 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O， O2＋4HCl2Cl2＋2H2O 由化学方程式知氧化性：KMnO4>Cl2，MnO2>Cl2，O2>Cl2，由反应条件知氧化性：KMnO4>MnO2>O2。 (3)依据相同条件下产物中元素价态的高低来判断 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： 如2Fe＋3Cl22FeCl3；Fe＋SFeS，则氧化性：Cl2＞S。 (4)依据金属性、非金属性比较 ①金属活动顺序 ②非金属活动顺序 3．氧化还原反应规律及其应用 (1)强弱规律及其应用 自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂生成弱氧化性产物、强还原剂生成弱还原性产物，即“由强制弱”。如根据反应Cl2＋S2－===S↓＋2Cl－，可以确定氧化性Cl2> S，还原性S2－> Cl－。 (2)先后规律及其应用 ①同时含有几种还原剂时，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＋的溶液中加入足量铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后依次与Cu2＋反应。 (3)价态规律及其应用 ①价态归中规律： 同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应。如浓硫酸和SO2不能反应。 含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。 例如H2S与浓硫酸的反应： ②歧化反应规律： 具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，遵循“中间价―→高价＋低价”。如Cl2与NaOH溶液反应的化学方程式为Cl2＋2NaOH===NaClO＋NaCl＋H2O。 (4)守恒规律及其应用 氧化还原反应遵循以下三个守恒规律： ①质量守恒：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。 【跟踪训练】 1．下列各组物质：①Cu与HNO3溶液　②Cu与FeCl3溶液　③Zn与H2SO4溶液　④Fe与FeCl3溶液　⑤Cl2与NaOH溶液　⑥Fe与HNO3溶液 ⑦Fe与H2SO4溶液　⑧Na与O2 (1)由于浓度不同而发生不同氧化还原反应的是_________________(填序号，下同)。 (2)由于温度不同而发生不同氧化还原反应的是_________________。 (3)氧化还原反应不受浓度、温度影响的是________________。 答案　(1)①③⑥⑦　(2)⑤⑥⑦⑧　(3)②④ 解析　⑥Fe和浓HNO3常温下钝化，加热继续反应，Fe和稀HNO3反应，HNO3被还原成NO。⑦Fe和浓H2SO4常温下钝化，加热继续反应，Fe和稀H2SO4反应生成FeSO4和H2。 2．根据反应事实判断性质的强弱。 ①向Co2O3固体中滴加浓盐酸，有黄绿色气体生成 ②将氯气通入碘水中，溶液褪色生成两种酸(HCl和HIO3) 则Cl2、HIO3、Co2O3的氧化性由强到弱的顺序：_____________________；HCl、CoCl2、I2的还原性由强到弱的顺序：___________________________________________________。 答案　Co2O3>Cl2>HIO3　I2>HCl>CoCl2 3．实验室制备高铁酸钾(K2FeO4)并探究其性质。 (1)制备K2FeO4的反应为3Cl2＋2Fe(OH)3＋10KOH===2K2FeO4＋6KCl＋8H2O，由此得出氧化性：Cl2________(填“>”或“<”)FeO。 (2)K2FeO4的性质探究：用KOH溶液将紫色K2FeO4固体溶出，得到紫色K2FeO4溶液。取少量该溶液，滴加盐酸，有Cl2产生。 该实验表明Cl2和FeO的氧化性强弱关系与(1)相反，原因是______________________。 答案　(1)>　(2)溶液的酸碱性不同 解析　(1)同一反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物。(2)对比两个反应的异同，制备反应在碱性条件下，性质探究实验是在酸性条件下，氧化性强弱关系不同说明酸碱性的不同影响氧化性的强弱。 4．氯气跟氢氧化钾溶液在一定条件下发生如下反应：Cl2＋KOH―→KX＋KY＋H2O(未配平)，KX在一定条件下能自身反应：KX―→KY＋KZ(未配平，KY与KZ的物质的量之比为1∶3)，以上KX、KY、KZ均是含氯元素的一元酸的钾盐，由以上条件推知在KX中氯元素的化合价是(　　) A．＋1 B．＋3 C．＋5 D．＋7 答案　C 解析　反应：Cl2＋KOH―→KX＋KY＋H2O是Cl2的歧化反应，KX、KY中的氯元素分别显正价和－1价；由于KX也发生歧化反应：KX―→KY＋KZ，可断定KY为KCl，化合价高低：KZ中Cl>KX中Cl(均为正价)。假设KX中Cl元素为＋a价，KZ中Cl元素的化合价为＋b价，依据得失电子守恒原理及KX―→KY＋3KZ，有a＋1＝3(b－a)，把a＝1、a＝3、a＝5代入上式讨论，可知a＝5时，b＝7符合题意。则KX中Cl元素的化合价为＋5。 5．K35ClO3晶体与含有H37Cl的浓盐酸反应生成Cl2，化学方程式为KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O，该反应生成氯气的摩尔质量为________。 答案　73.3 g·mol－1 解析　1 mol Cl2中35Cl占 mol，37Cl占 mol，M＝(×35＋×37) g·mol－1≈73.3 g·mol－1。 6．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________________。 答案　G、Y、Q、Z、X 解析　由①得出Q中Cl元素价态高于G，因为G必介于Q和－1价的氯元素之间，－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元素化合价降低，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。 03 氧化还原反应方程式的配平 1．配平氧化还原反应方程式的三个“基本原则” (1)电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高总数=化合价降低总数。 (2)原子守恒：反应前后原子的种类和个数不变。 (3)电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等。 2．配平步骤 配平氧化还原反应方程式的五个“关键步骤”(以浓硫酸与碳反应生成二氧化碳、二氧化硫和水为例) (1)标变价——标出变化元素的化合价 ＋ H2O4(浓) —— O2↑ ＋ O2↑ ＋ H2O (2)列变化——列出一分子氧化剂和还原剂的降、升价数 ＋ H2O4(浓) —— O2↑ ＋ O2↑ ＋ H2O ↑4　 ↓2 (3)求总数——用最小公倍数法求出化合价升、降总数 ＋ H2O4(浓)——O2↑＋O2↑＋H2O ↑4×1　 ↓2×2 (4)配系数——先配平变价物质的系数，再用观察法配平其他物质的系数 C＋2H2SO4(浓)——SO2↑＋CO2↑＋H2O (5)将方程式写完整——检查反应前后的原子是否守恒，电子是否守恒，电荷是否守恒。 C＋2H2SO4(浓)2SO2↑＋CO2↑＋2H2O 3．氧化还原反应方程式的配平方法 (1)正向配平法(全变从左边配)：氧化剂、还原剂中某元素化合价全部变化，一般从反应物开始配平。 如： (2)逆向配平法(自变从右边配)：自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边生成物着手配平。 如： (3)整体配平法 若某一氧化还原反应中，有三种元素的化合价发生了变化，但其中一种反应物中同时有两种元素化合价升高或降低，这时要进行整体配平。 如Cu2S＋HNO3―→Cu(NO3)2＋NO＋H2SO4＋H2O，有Cu、S、N三种元素的化合价变化，Cu2S中Cu、S元素化合价均升高，看作一个整体。 配平得3Cu2S＋22HNO3===6Cu(NO3)2＋10NO↑＋3H2SO4＋8H2O。 再如： (4)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)。 (5)平均配平法：在有机物参与的氧化还原反应方程式的配平中，一般有机物中H显＋1价，O显－2价，根据物质中元素化合价代数和为零的原则，确定碳元素的平均价态，然后进行配平。 【跟踪训练】 1．配平下列化学方程式 (1)正向配平 ① KI＋ KIO3＋ H2SO4=== I2＋ K2SO4＋ H2O ② MnO＋ H＋＋ Cl－=== Mn2＋＋ Cl2↑＋ H2O (2)逆向配平 ③ S＋ KOH=== K2S＋ K2SO3＋ H2O ④ P4＋ KOH＋ H2O=== K3PO4＋ PH3 (3)综合 ⑤ KI＋ CuSO4=== I2＋ CuI↓＋ K2SO4 ⑥ NaBO2＋ SiO2＋ Na＋ H2=== NaBH4＋ Na2SiO3 ⑦ KClO3＋ HCl=== KCl＋ ClO2＋ Cl2＋ H2O ⑧ P4＋ CuSO4＋ H2O=== Cu3P＋ H3PO4＋ H2SO4 ⑨ H2S＋ HNO3=== S↓＋ NO↑＋ H2O ⑩ P＋ FeO＋ CaO Ca3(PO4)2＋ Fe ⑪ As2S3＋ HNO3＋ H2O=== H3AsO4＋ H2SO4＋ NO↑ ⑫ NH4NO3=== N2↑＋ HNO3＋ H2O ⑬ MnO＋ C2O＋ H＋=== Mn2＋＋ CO2↑＋ H2O 答案 ①KI＋KIO3＋H2SO4===I2＋K2SO4＋H2O ②MnO＋H＋＋Cl－===Mn2＋＋Cl2↑＋H2O ③S＋KOH===K2S＋K2SO3＋H2O ④P4＋KOH＋H2O===K3PO4＋PH3 ⑤KI＋CuSO4===I2＋CuI↓＋K2SO4 ⑥NaBO2＋SiO2＋Na＋H2===NaBH4＋Na2SiO3 ⑦KClO3＋HCl===KCl＋ClO2＋Cl2＋H2O ⑧P4＋CuSO4＋H2O===Cu3P＋H3PO4＋H2SO4 ⑨H2S＋HNO3===S↓＋NO↑＋H2O ⑩P＋FeO＋CaOCa3(PO4)2＋Fe ⑪As2S3＋HNO3＋H2O===H3AsO4＋H2SO4＋NO↑ ⑫NH4NO3===N2↑＋HNO3＋H2O ⑬MnO＋C2O＋H＋===Mn2＋＋CO2↑＋H2O 解析　(1)①1个KI失e－，1个KIO3得5e－，根据得失电子守恒，KI、KIO3的化学计量数为5、1，再根据原子守恒，配平化学方程式为5KI＋KIO3＋3H2SO4===3I2＋3K2SO4＋3H2O。②1个MnO得5e－，1个Cl－失e－，根据得失电子守恒，MnO、Cl－的化学计量数为1、5，由于Cl－转化为氯气，系数必须为偶数，则MnO、Cl－的化学计量数为2、10，再根据原子守恒和电荷守恒，配平离子方程式为2MnO＋16H＋＋10Cl－===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O。 (2)③生成1个K2S得2e－，生成1个K2SO3失4e－，根据得失电子守恒，K2S、K2SO3的化学计量数为2、1，再根据原子守恒，配平化学方程式为3S＋6KOH===2K2S＋K2SO3＋3H2O。④生成1个K3PO4失5e－，生成1个PH3得3e－，根据得失电子守恒，K3PO4、PH3的化学计量数为3、5，再根据原子守恒，配平化学方程式为2P4＋9KOH＋3H2O===3K3PO4＋5PH3。 (3)根据元素化合价升降法和相应的配平技巧进行配平。⑥、⑧二个重点题目分析如下：⑥ 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。⑧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。 2．配平下列氧化还原反应方程式。 (1)______MnO＋______H＋＋______Cl－===______Mn2＋＋______Cl2↑＋______H2O (2)________Cl2＋________KOH===________KCl＋________KClO3＋________H2O (3)______Mn2＋＋______ClO＋______H2O===______MnO2↓＋______Cl2＋_____ (4)______ClO－＋______Fe(OH)3＋________===______Cl－＋______FeO＋______H2O 答案 (1)2　16　10　2　5　8 (2)3　6　5　1　3 (3)5　2　4　5　1　8H＋ (4)3　2　4OH－　3　2　5 3．(1)某反应的反应物与生成物有K2Cr2O7、KCl、CrCl3、Cl2、HCl、H2O，已知氧化性：K2Cr2O7＞Cl2，写出并配平该化学方程式：________________________________________。 (2)＋6价铬的化合物毒性较大，常用NaHSO3将废液中的Cr2O还原成Cr3＋，该反应的离子方程式为 __________________________________________。 (3)在稀盐酸中，NaNO2会与Fe2＋反应生成一种无色气体M，气体M对该反应有催化作用，其催化反应过程如图所示： ①反应过程 Ⅱ 中，铁元素的化合价未发生变化，则M的化学式为__________，过程 Ⅱ 的离子方程式为____________________________________。 ②根据图示信息，写出反应过程 Ⅰ 的离子方程式：_________________________________。 ③写出在酸性条件下，O2氧化Fe2＋的离子方程式：__________________________________。 答案 (1)K2Cr2O7＋14HCl===3Cl2↑＋2KCl＋2CrCl3＋7H2O (2)Cr2O＋3HSO＋5H＋===2Cr3＋＋3SO＋4H2O (3)①NO　Fe2＋＋NO===Fe(NO)2＋ ②O2＋4Fe(NO)2＋＋4H＋===4Fe3＋＋4NO＋2H2O ③4Fe2＋＋O2＋4H＋===4Fe3＋＋2H2O 4．实验室可由软锰矿(主要成分为MnO2)制备KMnO4，方法如下：软锰矿和过量的固体KOH和KClO3在高温下反应，生成锰酸钾(K2MnO4)和KCl；用水溶解，滤去残渣，滤液酸化后，K2MnO4转变为MnO2和KMnO4；滤去MnO2沉淀，浓缩溶液，结晶得到深紫色的针状KMnO4。试回答： (1)软锰矿制备K2MnO4的化学方程式是______________________________。 (2)K2MnO4制备KMnO4的离子方程式是______________________________。 答案 (1)3MnO2＋KClO3＋6KOH3K2MnO4＋KCl＋3H2O (2)3MnO＋4H＋===MnO2↓＋2MnO＋2H2O 01 氧化性和还原氢强弱的比较 1．根据影响因素判断氧化性、还原性强弱的方法 (1)浓度：同一种物质，浓度越大，氧化性(或还原性)越强。如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4，浓HNO3>稀HNO3，还原性：浓HCl>稀HCl。 (2)温度：同一种物质，温度越高其氧化性越强。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 (3)酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强。如KMnO4溶液的氧化性随溶液酸性的增强而增强。 【特别提醒】 (1)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－<S<SO2。 (2)常见物质的氧化性、还原性强弱顺序。 氧化性：MnO>Cl2>Br2>Fe3＋>I2； 还原性：S2－>SO(或H2SO3)>I－>Fe2＋>Br－>Cl－。 (3)H2O2中氧元素尽管处于中间价态，但H2O2主要表现氧化性，其还原产物是H2O，故H2O2又被称为绿色氧化剂。 2．理解物质氧化性、还原性强弱的注意事项 (1)物质氧化性、还原性的相对强弱取决于物质本身得失电子的难易程度，而不取决于一个原子得失电子数目的多少。 (2)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。 3．假设法判断氧化还原反应能否进行的步骤 先假设选项中的化学反应能够发生，依据反应的方程式判断各反应物与生成物的还原性或氧化性的强弱，然后再与题目提供的还原性或氧化性强弱顺序进行对照，若二者表示的还原性或氧化性强弱顺序一致，则此反应能够发生，若不一致，则此反应不能发生。 【跟踪训练】 1．已知有如下反应： ①K2Cr2O7＋14HCl(浓)===2KCl＋2CrCl3＋3Cl2↑＋7H2O； ②Cr＋2HCl(稀)===CrCl2＋H2↑； ③2KMnO4＋16HCl(稀)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。 下列说法正确的是( ) A．氧化性：K2Cr2O7>KMnO4>Cl2 B．反应③中氧化剂与还原剂的物质的量之比为5∶1 C．向金属Cr中滴入浓硝酸无明显变化，说明两者不能发生反应 D．向Cr2(SO4)3溶液中滴入酸性KMnO4溶液，可发生反应： 10Cr3＋＋6MnO＋11H2O===5Cr2O＋6Mn2＋＋22H＋ 答案 D 解析　根据氧化性：氧化剂>氧化产物，结合①～③分别可得，氧化性：K2Cr2O7>Cl2、HCl>CrCl2，KMnO4>Cl2，①中使用浓盐酸，③中使用稀盐酸，则氧化性：KMnO4>K2Cr2O7，A错误；反应③中，KMnO4是氧化剂，HCl是还原剂，根据得失电子守恒可知，氧化剂和还原剂的物质的量之比为1∶5，B错误；②中Cr与稀盐酸反应生成H2，向金属Cr中滴入浓硝酸无明显变化，可能是发生了钝化，C错误；由于氧化性：KMnO4>K2Cr2O7，向Cr2(SO4)3溶液中滴入酸性KMnO4溶液，可发生氧化还原反应，Cr3＋被氧化为Cr2O，MnO被还原为Mn2＋，离子方程式为10Cr3＋＋6MnO＋11H2O===5Cr2O＋6Mn2＋＋22H＋，D正确。 2．现有下列三个氧化还原反应： ①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2 ②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 ③2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 其中还原性由强到弱的顺序正确的是( ) A．I－>Fe2＋>Mn2＋>Cl－ B．I－>Fe2＋>Cl－>Mn2＋ C．I－>Mn2＋>Fe2＋>Cl－ D．Cl－>Mn2＋>I－>Fe2＋ 答案 B 解析　在反应①中，还原性I－>Fe2＋，在反应②中，还原性Fe2＋>Cl－，在反应③中，还原性Cl－>Mn2＋，则还原性I－>Fe2＋>Cl－>Mn2＋，故B正确。 3．在酸性介质中，往MnSO4溶液中滴加(NH4)2S2O8(过二硫酸铵)溶液会发生反应：Mn2＋＋S2O＋H2O―→MnO＋SO＋H＋。下列说法不正确的是( ) A．可以利用该反应检验Mn2＋ B．氧化性：S2O>MnO C．该反应可用盐酸作为酸性介质 D．若有0.1 mol氧化产物生成，则转移0.5 mol电子 答案 C 解析 该反应中，Mn元素由＋2价升高到＋7价，S2O中－1价O元素价态降低到－2价，结合守恒规律配平：2Mn2＋＋5S2O＋8H2O===2MnO＋10SO＋16H＋。酸性条件下，Mn2＋能被S2O氧化生成MnO，溶液由无色变为紫色，故可以用该反应检验Mn2＋，A正确；该反应中，S2O为氧化剂，Mn2＋为还原剂，MnO为氧化产物，氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，则氧化性：S2O>MnO，B正确；盐酸中的HCl能被S2O氧化生成氯气，故不能用盐酸作酸性介质，C错误；MnO是氧化产物，Mn元素由＋2价升高到＋7价，故有0.1 mol氧化产物生成时，转移电子为0.5 mol，D正确。 02 缺项配平和陌生方程式的书写 1．“三步法”配平缺项氧化还原反应化学方程式。 缺项化学方程式是指某些反应物或生成物在化学方程式中没有写出来，它们一般为水、酸(H＋)或碱(OH－)，其配平流程为： 第一步：找出变价元素，利用化合价升降法确定含变价元素物质的化学计量数； 第二步：利用电荷守恒确定缺项物质是H2O、H+； 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－ 第三步：利用原子守恒和电荷守恒确定缺项的化学物质。 【特别提醒】缺项组合方式 反应物 生成物 使用条件 组合一 H＋ H2O 酸性溶液 组合二 H2O H＋ 酸性溶液或酸碱性未知 组合三 OH－ H2O 碱性溶液 组合四 H2O OH－ 碱性溶液或酸碱性未知 2．陌生化学方程式书写的思路 首先根据题给材料中的信息写出部分反应物和生成物的化学式，再根据反应前后元素化合价有无变化判断反应类型： (1)元素化合价无变化：反应为非氧化还原反应，遵循质量守恒定律 (2)元素化合价有变化：反应为氧化还原反应，除遵循质量守恒外，还要遵循得失电子守恒规律。最后根据题目要求写出化学方程式或离子方程式(需要遵循电荷守恒规律)即可。 3． “四步法”突破新情景下氧化还原反应方程式的书写 【跟踪训练】 1．配平下列化学方程式 (1)______ClO－＋______Fe(OH)3＋________===______Cl－＋______FeO＋______H2O (2)______MnO＋______H2O2＋________===______Mn2＋＋______O2↑＋______H2O (3)某高温还原法制备新型陶瓷氮化铝(AlN)的反应体系中的物质有：Al2O3、C、N2、CO。 请将AlN之外的反应物与生成物分别填入以下空格内，并配平。 ＋＋AlN＋ (4)将NaBiO3固体(黄色，微溶)加入MnSO4和H2SO4的混合溶液里，加热，溶液显紫色(Bi3＋无色)。配平该反应的离子方程式： NaBiO3＋Mn2＋＋____===Na＋＋Bi3＋＋____＋____ 答案　(1)3　2　4OH－　3　2　5 (2)2　5　6H＋　2　5　8 (3)Al2O3　3C　N2　2　3CO (4)5　2　14　H＋　5　5　2　MnO　7　H2O 解析　(3)根据氮元素、碳元素的化合价变化，N2是氧化剂，C是还原剂，AlN为还原产物，CO为氧化产物。 2．根据题给信息写出对应的方程式： (1)(NH4)2S2O8是一种强氧化剂，能与Mn2＋反应生成SO和紫色MnO。用(NH4)2S2O8检验水中的Mn2＋时发生反应的离子方程式为____________________________________________。 (2)b2S3在溶液中和SbCl5发生氧化还原反应，生成单质硫和三价氯化锑，反应的化学方程式为____________________________________________。 (3)在NaOH的环境中，Cl2与NaI反应，每1 mol NaI完全反应转移6 mol电子，写出反应的化学方程式为 ____________________________________________。 (4)KMnO4能与热的经硫酸酸化的Na2C2O4反应，生成Mn2＋和CO2，该反应的离子方程式为 ____________________________________________。 答案 (1)5S2O＋2Mn2＋＋8H2O===2MnO＋10SO＋16H＋ (2)Sb2S3＋3SbCl5===5SbCl3＋3S (3)NaI＋3Cl2＋6NaOH===NaIO3＋6NaCl＋3H2O (4)2MnO＋5C2O＋16H＋2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O 解析　(1)S2O与Mn2＋反应，生成MnO和SO，根据S2O2SO、Mn2＋MnO，由得失电子守恒，S2O、Mn2＋的化学计量数之比为5∶2，再根据电荷守恒和原子守恒，配平离子方程式为5S2O＋2Mn2＋＋8H2O===2MnO＋10SO＋16H＋。(2)Sb2S3与SbCl5生成SbCl3和S，其中还原产物是SbCl3。由锑原子和硫原子得失电子守恒配平反应。(3)在NaOH的环境中，每1 mol I－完全反应转移6 mol电子生成IO，Cl2转化为Cl－，由此可写出反应的化学方程式。(4)锰元素的化合价降低，故KMnO4是氧化剂，Mn2＋是还原产物；碳元素化合价升高，故Na2C2O4(碳元素化合价为＋3)是还原剂，CO2是氧化产物，配平即可。 3．(1)重铬酸钾是一种重要的化工原料，一般由铬铁矿制备，铬铁矿的主要成分为FeO·Cr2O3，还含有硅、铝等杂质。制备过程第一步如下： 熔块 该步骤的主要反应为FeO·Cr2O3＋Na2CO3＋NaNO3Na2CrO4＋Fe2O3＋CO2↑＋NaNO2。上述反应配平后FeO·Cr2O3与NaNO3的化学计量数之比为__________。 (2)酸性条件下，MnO(OH)2将I－氧化为I2：MnO(OH)2＋I－＋H＋―→Mn2＋＋I2＋H2O(未配平)。配平后的离子方程式为____________________________________________。 答案 (1)2:7 (2) MnO(OH)2＋2I－＋4H＋===Mn2＋＋I2＋3H2O　 解析　(1)根据得失电子守恒和质量守恒，配平可得：2FeO·Cr2O3＋4Na2CO3＋7NaNO34Na2CrO4＋Fe2O3＋4CO2＋7NaNO2，故FeO·Cr2O3与NaNO3的计量数之比为2∶7。 (2)I元素由－1价升高到0价，Mn元素由＋4价降低到＋2价，根据元素化合价升高总数相等可得MnO(OH)2和I－的化学计量数分别为1、2，再结合原子守恒和电荷守恒配平：MnO(OH)2＋2I－＋4H＋===Mn2＋＋I2＋3H2O。 4．在酸性条件下，黄铁矿(FeS2，其中S为－1价)催化氧化的反应转化如图所示。 总反应：2FeS2＋7O2＋2H2O===2Fe2＋＋4SO＋4H＋ (1)分别写出反应Ⅰ、Ⅱ的离子方程式： ①反应Ⅰ：_____________________________________________________________。 ②反应Ⅱ：_____________________________________________________________。 (2)NO在总反应中的作用是__________。 答案　(1)①4Fe(NO)2＋＋O2＋4H＋===4Fe3＋＋4NO＋2H2O ②14Fe3＋＋FeS2＋8H2O===15Fe2＋＋2SO＋16H＋ (2)作催化剂 5．(1)某催化转化过程如图所示： 过程1：Ni2O3＋ClO－===2NiO2＋Cl－， 过程2的离子方程式：_______________________________。 (2)NaClO氧化可除去氨氮，反应机理如图所示(其中H2O和NaCl略去)： NaClO氧化NH3的总反应的化学方程式为________________________________。 答案　(1)2NiO2＋ClO－===Ni2O3＋Cl－＋2O (2)2NH3 ＋3NaClO===N2＋3H2O＋3NaCl 01 氧化还原反应相关概念的易错点 1．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。 2．氧化还原反应概念的“易错点” （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 【跟踪训练】 易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原反应。( × ) (2)没有单质参加的化合反应一定不是氧化还原反应。( × ) (3)分解反应一定是氧化还原反应，而化合反应为非氧化还原反应。( × ) (4)固氮反应一定属于氧化还原反应。( √ ) (5)氧化还原反应中有一种元素被氧化，必定有另一种元素被还原。( × ) (6)合成氨反应中，N2发生还原反应，故NH3只是还原产物。( × ) (7)在Na2O2与H2O的反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂。( √ ) (8)反应SO2＋H2O2===H2SO4是化合反应，也是氧化还原反应。( √ ) (9)某元素从游离态变为化合态，则该元素一定被还原。( × ) (10)在反应：2CuFeS2＋O2Cu2S＋2FeS＋SO2中，SO2既是氧化产物，又是还原产物。( √ ) (11)形成原电池的反应一定是氧化还原反应。( √ ) (12)2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑、Cl2＋H2O===HCl＋HClO均为水作还原剂的氧化还原反应。( × ) 02 氧化性、还原性强弱比较易错点 （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。 【跟踪训练】 易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)在化学反应中，得电子越多的氧化剂，其氧化性就越强。( × ) (2)维生素C可以防止Fe2＋转化成Fe3＋，主要原因是维生素C具有较强的还原性。( √ ) (3)难失电子的物质一定易得电子。( × ) (4)实现“Br2→Br－”的转化过程，必须加入较强的还原剂(如Fe等)。( × ) (5)向H2O2溶液中滴加几滴FeCl3溶液，产生大量气泡，则FeCl3具有氧化性。( × ) (6)反应KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O中，生成1 mol Cl2时转移2 mol电子。( × ) (7)反应2MnO＋10Cl－＋16H＋===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O，说明盐酸不能作高锰酸钾的酸化剂。( √ ) (8)在Fe(NO3)3溶液中通入SO2气体，溶液颜色先变为浅绿色，又变为棕黄色，说明氧化性Fe3＋>HNO3。( × ) (9)根据反应SO2＋2H2O＋I2===H2SO4＋2HI，可知SO2的氧化性比HI的强。( × ) (10)氧化剂浓硝酸、浓硫酸参加反应时，氮、硫化合价分别降低1、2价生成NO2、SO2，所以浓硫酸的氧化性强于浓硝酸。( × ) (11)铜与浓硝酸反应生成NO2，与稀硝酸反应生成NO，说明氧化性稀硝酸大于浓硝酸。( × ) (12)浓硫酸具有强氧化性，不能干燥SO2等还原性气体。( × ) (13)NO2与NH3之间可能发生反应产生N2。( √ ) (14)将Cl2通入FeBr2溶液中，先发生反应：Cl2＋2Fe2＋===2Fe3＋＋2Cl－，后发生反应Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－。( √ ) (15)物质氧化性或还原性的强弱取决于得失电子的难易，与得失电子的数目无关。( √ ) 01 陌生情景下化学方程式书写技巧 按照书写氧化还原反应的离子方程式的程序分为6步骤(简称“三配法”)： ①写两剂：写出参与氧化与还原反应的微粒(即氧化剂与还原剂)。 ②推产物：根据信息合理地预测氧化产物与还原产物。 ③配电子：根据电子守恒配平参与氧化还原反应的微粒。 ④配电荷：根据电荷守恒配平可能参加反应的其他离子。 ⑤配原子：根据原子守恒写出未参与氧化还原反应的微粒并配平。 ⑥查规范：根据信息检查有无反应条件等。 【跟踪训练】 1．按要求书写离子方程式： (1)已知将浓盐酸滴入高锰酸钾溶液中，产生黄绿色气体，而溶液的紫红色褪去。在一氧化还原反应的体系中，共有KCl、、浓、、、、七种物质。在反应后的溶液中加入(不溶于冷水)，溶液又变为紫红色，反应后变为无色的。写出该实验中涉及反应的离子方程式：_______________________________________________。 (2)+6价铬的毒性很强，具有一定的致癌作用，需要转化为低毒的，再转化为不溶物除去，废水中含有的可以用绿矾()除去。测得反应后的溶液中含、、、等阳离子。写出该反应的离子方程式：______________________。 (3)已知：①(绿色)(强碱性条件)； ②(强酸性条件)。 将溶液滴入NaOH溶液中微热，得到透明的绿色溶液，写出反应的离子方程式：_________________________。 【答案】(1) (2) (3) 【解析】(1)注意不能拆写成离子形式。作为氧化剂，把氧化成，本身被还原成，结合质量守恒可知反应的离子方程式为； (2)可以用绿矾()除去。被还原为，而被氧化为，结合反应离子及酸性条件可知，反应的离子方程式为：； (3)将溶液滴入NaOH溶液中微热，得到透明的绿色溶液，结合已知中的①(绿色)(强碱性条件)，在强碱性条件下，得电子生成，价的氧失电子生成，则反应的离子方程式为； 2．碱式氧化镍(NiOOH)可作镍电池的正极材料，现用某废镍原料(主要含Ni、Al、SiO2，少量Cr、FeS等)来制备，其工艺流程如下： 回答下列问题： (1)“碱浸”时，发生反应的离子反应方程式①______________________，②____________________。 (2)在酸性溶液中CrO可以转化成Cr2O，用离子方程式表示该转化反应____，已知BaCrO4的Ksp＝1.2×10－10，要使溶液中CrO沉淀完全(c(CrO)≤1×10－5mol·L－1)，溶液中钡离子浓度至少为______mol·L－1。 【答案】(1)2Al＋2OH－＋2H2O=2AlO＋3H2↑(或2Al＋2OH－＋6H2O=2[Al(OH)4]-＋3H2↑) SiO2 + 2OH－=SiO+H2O (2) 2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O 1.2×10－5 【解析】由题给流程可知，向某废镍原料加入氢氧化钠溶液碱浸，铝和二氧化硅与氢氧化钠溶液反应生成偏铝酸钠和硅酸钠，过滤得到滤渣1；向滤渣1中加入稀硫酸酸溶，镍、铬和硫化亚铁与硫酸反应得到硫酸盐溶液，向反应后的溶液中加入次氯酸钠溶液将亚铁离子氧化为铁离子后，加入氢氧化镍调节溶液pH在5.6～6.2范围内，将铁离子和铬离子转化为氢氧化铁和氢氧化铬沉淀，过滤得到含有氢氧化铁和氢氧化铬的滤渣2和硫酸镍溶液；向硫酸镍溶液加入碱溶液调节溶液pH，过滤得到氢氧化镍沉淀；在空气中加热氢氧化镍制得碱式氧化镍。 (1) 由分析可知，碱浸时发生的反应为铝与氢氧化钠溶液反应生成偏铝酸钠和氢气，反应的离子反应方程式为Al＋2OH－＋2H2O=2AlO＋3H2↑或2Al＋2OH－＋6H2O=2[Al(OH)4]-＋3H2↑，二氧化硅与氢氧化钠溶液反应生成硅酸钠和水，反应的离子方程式为SiO2 + 2OH－=SiO+H2O，故答案为：Al＋2OH－＋2H2O=2AlO＋3H2↑(或2Al＋2OH－＋6H2O=2[Al(OH)4]-＋3H2↑)；SiO2 + 2OH－=SiO+H2O； (2) 在酸性溶液中，铬酸根离子与氢离子反应生成重铬酸根和水，反应的离子方程式为2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O；由BaCrO4的Ksp＝1.2×10－10可知，要使溶液中CrO沉淀完全，溶液中钡离子浓度c(Ba2+)≥==1.2×10－5 mol·L－1，故答案为：2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O；1.2×10－5。 3．某工厂排出的污水中含有大量的Fe2＋、Zn2＋、Hg2＋三种金属离子。以下是某化学研究性学习小组的同学设计除去污水中的金属离子，并回收绿矾、皓矾(ZnSO4·7H2O)和汞的方案。 [药品]NaOH溶液、硫化钠溶液、硫化亚铁、稀硫酸、铁粉 [实验方案] （1）步骤Ⅱ所发生反应的离子方程式为_______________________________________。 （2）步骤Ⅲ中抽滤的目的是_____________，该步骤产生Fe(OH)3的离子方程式为___________________。 （3）步骤Ⅵ中得到硫酸锌溶液的离子方程式为__________________________________。 （4）欲实现步骤Ⅴ，需加入的试剂有_______、_________，所涉及的主要操作依次为__________。 （5）步骤Ⅳ常用的方法是________，该步骤是否对环境有影响？________(填“是”或“否”)，如有影响，请你设计一个绿色环保方案来实现步骤Ⅳ的反应：______________。 （6）该研究小组的同学在强碱溶液中，用次氯酸钠与Fe(OH)3 反应获得了高效净水剂Na2FeO4，该反应的离子方程式为________________________________。 【答案】（1）FeS＋2H＋===Fe2＋＋H2S↑、ZnS＋2H＋===Zn2＋＋H2S↑ （2）加快过滤　4Fe2＋＋O2＋8OH－＋2H2O===4Fe(OH)3↓(分步书写也可) （3）ZnO＋4H＋===Zn2＋＋2H2O （4）稀硫酸　铁粉(过量)　过滤、浓缩结晶 （5）加热　是　在密闭容器中加热HgS （6）3ClO－＋2Fe(OH)3＋4OH－===2FeO＋3Cl－＋5H2O 【解析】（1）步骤Ⅱ中，FeS、ZnS固体溶解在稀硫酸中生成FeSO4、ZnSO4，反应的离子方程式为FeS＋2H＋===Fe2＋＋H2S↑、ZnS＋2H＋===Zn2＋＋H2S↑。 （2）抽滤时产生负压，能加快过滤。向FeSO4和ZnSO4的混合溶液中加入过量NaOH溶液时，Fe2＋与OH－反应生成Fe(OH)2，Fe(OH)2迅速被空气中的O2氧化成Fe(OH)3，其反应的离子方程式为4Fe2＋＋O2＋8OH－＋2H2O===4Fe(OH)3↓。 （3）根据框图转化关系，不难发现Zn(OH)2的性质类似于Al(OH)3的性质，Na2ZnO2的性质类似于NaAlO2的性质，所以向Na2ZnO2的溶液中加入过量硫酸生成ZnSO4溶液，其反应的离子方程式为ZnO＋4H＋===Zn2＋＋2H2O。 （4）Fe(OH)3首先与稀硫酸反应生成Fe2(SO4)3，Fe2(SO4)3 再与过量的Fe粉反应得到FeSO4。经过滤除去剩余的Fe粉，将滤液经过浓缩结晶可得FeSO4·7H2O。 （5）HgS在空气中加热可得Hg、SO2，由于Hg蒸气和SO2都会对环境造成污染，故在密闭容器中加热HgS可有效防止Hg蒸气和SO2释放到大气中，从而保护了环境。 （6）反应物有ClO－、Fe(OH)3、OH－，生成物有Cl－、FeO、H2O，则有ClO－＋Fe(OH)3＋OH－―→ FeO＋Cl－＋H2O，再将该离子方程式配平即可。 02 氧化还原反应的计算 1．电子守恒法计算的原理 氧化剂得电子总数＝还原剂失电子总数。 2．电子守恒法计算的流程 (1)找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。 (2)找准一个原子或离子得失电子数(注意化学式中粒子的个数)。 (3)根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。 n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)。 3．复杂氧化还原反应的计算 对于连续(或多个并列)氧化还原反应的计算，可以通过分析反应前后，“始态”“终态”涉及的所有物质，找出所有“始态”物质到“终态”物质中化合价发生变化的元素，建立关系式，列式求解，简化解题步骤。 【跟踪训练】 1．将1.52 g某铁的氧化物(FexO)溶于足量盐酸中，向所得溶液中通入标准状况下112 mL Cl2，恰好将Fe2＋完全氧化，则x值为( ) A．0.80 B.0.85 C．0.90 D.0.93 答案 A 解析　FexO中O元素显－2价，则Fe元素的平均化合价为＋价，通入Cl2将Fe2＋完全氧化生成Fe3＋，标准状况下112 mL Cl2的物质的量为0.005 mol。根据氧化还原反应中电子得失守恒规律列式：n(Cl2)×2＝n(FexO)××x，即0.005 mol×2＝××x，解得x＝0.80。故选A。 2．将一定量的氯气通入30 mL浓度为10.00 mol·L－1的氢氧化钠浓溶液中，加热一段时间后，溶液中形成NaCl、NaClO、NaClO3共存体系。下列判断正确的是( ) A．n(Na＋)∶n(Cl－)可能为7∶3 B．与NaOH反应的氯气一定为0.3 mol C．当转移电子为n mol时，则0.15<n<0.25 D．n(NaCl)∶n(NaClO)∶n(NaClO3)可能为5∶1∶1 答案 C 解析　根据化学方程式Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O、3Cl2＋6NaOH===5NaCl＋NaClO3＋3H2O可知，当氧化产物只有NaClO时，n(Na＋)∶n(Cl－)最大为2∶1，当氧化产物为NaClO3时，n(Na＋)∶n(Cl－)最小为6∶5，故6∶5<n(Na＋)∶n(Cl－)<2∶1，7∶3>2∶1，A错误；由于反应后体系中没有NaOH，故NaOH反应完全，根据钠元素守恒n(NaOH)＝n(NaCl)＋n(NaClO)＋n(NaClO3)＝0.03 L×10.00 mol·L－1＝0.3 mol，根据氯原子守恒有2n(Cl2)＝n(NaCl)＋n(NaClO)＋n(NaClO3)＝0.3 mol，故参加反应的氯气n(Cl2)＝0.15 mol，B错误；根据化学方程式Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O、3Cl2＋6NaOH===5NaCl＋NaClO3＋3H2O可知，氧化产物只有NaClO时，转移电子数最少，为0.3 mol××1＝0.15 mol，氧化产物只有NaClO3时，转移电子数最多，为0.3moI××1＝0.25 mol，则0.15<n<0.25，C正确；令n(NaCl)＝5 mol，n(NaClO)＝1 mol，n(NaClO3)＝1 mol，生成NaCl获得的电子数为5 mol×1＝5 mol，生成NaClO、NaClO3失去的电子数为1 mol×1＋1 mol×5＝6 mol，得失电子不相等，D错误。 3．(1)在P＋CuSO4＋H2O―→Cu3P＋H3PO4＋H2SO4(未配平)的反应中，7.5 mol CuSO4可氧化P的物质的量为_______mol；生成 1 mol Cu3P时，参加反应的P的物质的量为______mol。 (2)64 g铜与一定量的浓HNO3恰好完全反应，将产生的气体与适量的O2混合通入水中，气体完全溶解，试求O2的物质的量？ 答案 (1)1.5 2.2 (2)0.5mol 解析 (1)设7.5 mol CuSO4氧化P的物质的量为x；生成1 mol Cu3P时，被氧化的P的物质的量为y 根据得失电子守恒得：7.5 mol×(2－1)＝x·(5－0)，x＝1.5 mol 1 mol×3×(2－1)＋1 mol×1×[0－(－3)]＝y· (5－0)，y＝1.2 mol 所以参加反应的P的物质的量为1.2 mol＋1 mol＝2.2 mol。 (2)由电子守恒知，Cu失电子的物质的量与O2得电子的物质的量相等，据此可求得n(O2)＝＝0.5 mol。 4．在热的稀H2SO4中溶解了11.4 g FeSO4，当加入50 mL 0.5 mol·L－1 KNO3溶液后，其中的Fe2＋全部转化为Fe3＋，KNO3也反应完全，并有NxOy气体逸出。 FeSO4＋ KNO3＋ H2SO4=== K2SO4＋ Fe2(SO4)3＋ NxOy↑＋ H2O (1)推算出x＝_______y＝______ (2)配平该化学方程式(化学计量数填写在上式方框内)。 (3)反应中氧化剂为________。 (4)用双线桥标出电子转移的方向和总数。 答案 (1)1 1 (2)FeSO4＋KNO3＋H2SO4===K2SO4＋Fe2(SO4)3＋NxOy↑＋H2O (3)KNO3 (4) 解析　n(FeSO4)＝＝0.075 mol，n(KNO3)＝0.05 L×0.5 mol·L－1＝0.025 mol。设NxOy中N元素的化合价为z。根据得失电子守恒有1×0.075＝0.025×(5－z)，解得z＝2，即NO转化成了NO，故x＝1，y＝1。 5．神舟十三号全面使用国产芯片，其中制作芯片的刻蚀液为硝酸与氢氟酸的混合溶液，其工艺涉及的反应为Si＋HNO3＋6HF===H2SiF6＋HNO2＋H2＋H2O，下列说法正确的是( ) A．H2SiF6中Si元素的化合价为＋6价 B．该反应中，HNO3仅作氧化剂 C．该反应中，生成2.24 L H2时，被氧化的Si为0.1 mol D．芯片刻蚀液可用稀硝酸代替 答案 B 解析　根据H为＋1价，F为－1价，可知H2SiF6中Si元素的化合价为＋4价，A错误；该反应中，N元素化合价降低，HNO3仅作氧化剂，B正确；无标准状况，不能计算2.24 L H2的物质的量，C错误；芯片硅不能和稀硝酸反应，D错误。 1 / 17 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题03 氧化还原反应 目录 01知识脑图·学科框架速建 02考点精析·知识能力全解 【知能解读01】氧化还原反应的基本概念 【知能解读02】氧化还原反应的基本规律及应用 【知能解读03】氧化还原方程式的配平 03 攻坚指南·高频考点突破 【重难点突破01】氧化性和还原性强弱的比较 【重难点突破02】缺项配平和陌生方程式的书写 04 避坑锦囊·易混易错诊疗 【易混易错01】氧化还原反应相关概念的易错点 【易混易错02】氧化性、还原性强弱比较易错点 05 通法提炼·高频思维拆解 【方法技巧01】陌生情境下化学方程式书写技巧 【方法技巧02】氧化还原反应的计算 01 氧化还原反应的基本概念 1．氧化还原反应 (1)概念：有_________(_________或_________)的反应叫作氧化还原反应。 (2)特征：反应中物质所含元素化合价_________。 (3)本质：发生了_________（_________或_________）。 2．氧化还原反应的相关概念 3．氧化还原反应中电子转移的表示方法 (1)双线桥法： ①步骤：标变价、画箭头、注得失” ②表示方法： a．箭头指向反应前后有元素化合价变化的_________元素的原子，且需注明“得”或“失”。 b．箭头的方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化 ③应用举例：用双线桥法标出MnO2与浓盐酸加热反应的电子转移的方向和数目： ＋2H2O。 (2)单线桥法： ①表示方法： 箭头由_________原子指向_________原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得”“失”字样。 ②应用举例：用单线桥法标出铜和浓硝酸反应的电子转移的方向和数目： ＋2NO2↑＋2H2O。 4．常见的氧化剂与还原剂 (1)常见的氧化剂： ①活泼的非金属单质，如X2(X指卤素Cl、Br)、O2、O3等； ②高价态的离子，如H＋、Cu2＋、Fe3＋、Hg2＋、Ag＋等； ③含高价态元素的物质，如H2SO4(浓)、HClO4、HNO3、PbO2、MnO2、KClO3、KMnO4等； ④含O的物质，如H2O2、Na2O2等。 下面是常见的氧化剂和对应的还原产物： 氧化剂 Cl2/ClO-/ClO O2 浓硫酸 HNO3 MnO(H+) H2O2 Fe3+ 还原产物 (2)常见的还原剂： ①活泼的金属单质，如Na、Mg、Al、Fe、Cu等； ②某些非金属单质，如H2、C、S等； ③低价态离子，如S2－、I－、Fe2＋、Br－等； ④含较低价态元素的物质，如CO、NH3、H2S、HI、SO2、H2SO3、Na2SO3、NO等。 金属氢化物(如NaH等)、NaBH4也是重要还原剂。 下面是常见的还原剂和对应的氧化产物： 还原剂 H2S/S2- SO2/SO I- Fe2+ M(金属) H2 CO 氧化产物 (3)元素化合价与氧化性、还原性的关系 当元素化合价处于 (3)元素化合价处于中间价态的物质既有氧化性，又有还原性。如： 其中：Fe2＋、SO主要表现_________性，H2O2主要表现_________性。 5．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 【跟踪训练】 1．氢化钠(NaH)广泛应用于工业生产。 (1)氢化钠(NaH)中氢元素的化合价为________。 (2)写出NaH与H2O反应的化学方程式，并用“双线桥”标出电子转移的方向和数目： ____________________________，氧化产物和还原产物的物质的量之比为______________。 (3)在高温下氢化钠(NaH)可将四氯化钛(TiCl4)还原成金属钛，该反应的化学方程式为 ____________________________________________________。 2．已知NaBH4与水反应的化学方程式为NaBH4＋2H2O===NaBO2＋4H2↑ (1)用“单线桥”标出电子转移的方向和数目：__________________________________，氧化剂：____________，还原剂：____________。 (2)若生成标准状况下4.48 L H2，则转移电子的物质的量为________。 3．(1)对于反应：14CuSO4＋5FeS2＋12H2O===7Cu2S＋5FeSO4＋12H2SO4，当有1 mol FeS2发生反应，转移电子的物质的量为__________。 (2)对于NaNO2＋NH4Cl===NaCl＋N2↑＋2H2O反应，生成0.5 mol N2，转移电子的物质的量为________。 4．关于反应2NH2OH＋4Fe3＋===N2O↑＋4Fe2＋＋4H＋＋H2O，下列说法正确的是( ) A．生成1 mol N2O，转移4 mol电子 B．H2O是还原产物 C．NH2OH既是氧化剂又是还原剂 D．若设计成原电池，Fe2＋为负极产物 5．关于反应Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋S↓＋SO2↑＋H2O，下列说法正确的是( ) A．H2SO4发生还原反应 B．Na2S2O3既是氧化剂又是还原剂 C．氧化产物与还原产物的物质的量之比为2∶1 D．1 mol Na2S2O3发生反应，转移4 mol电子 02 氧化还原反应的基本规律及应用 1．氧化性、还原性的判断 (1)含义：氧化性是指物质_________的性质(或能力)；还原性是指物质_________的性质(或能力)。 (2)判断：氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的_______程度，与得、失电子数目的_______无关。例如：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。 氧化还原反应中，氧化剂得电子总数_________还原剂失电子总数。 2．氧化性、还原性强弱的比较 (1)依据反应原理——氧化还原方程式比较 氧化性：氧化剂>_________ 还原性：还原剂>_________ (2)依据反应条件及反应的剧烈程度判断 反应条件要求越低，反应越_________，对应物质的氧化性或还原性_________。如是否加热、有无催化剂及反应温度高低和反应物浓度大小等。例如： 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O， O2＋4HCl2Cl2＋2H2O 由化学方程式知氧化性：KMnO4_____Cl2，MnO2_____Cl2，O2_____Cl2，由反应条件知氧化性：KMnO4_____MnO2_____O2。 (3)依据相同条件下产物中元素价态的高低来判断 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： 如2Fe＋3Cl22FeCl3；Fe＋SFeS，则氧化性：Cl2_____S。 (4)依据金属性、非金属性比较 ①金属活动顺序 ②非金属活动顺序 3．氧化还原反应规律及其应用 (1)强弱规律及其应用 自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂生成弱氧化性产物、强还原剂生成弱还原性产物，即“由强制弱”。如根据反应Cl2＋S2－===S↓＋2Cl－，可以确定氧化性_________，还原性_________。 (2)先后规律及其应用 ①同时含有几种还原剂时，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＋的溶液中加入足量铁粉，因为氧化性Fe3＋_____Cu2＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后依次与Cu2＋反应。 (3)价态规律及其应用 ①价态归中规律： 同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应。如浓硫酸和SO2不能反应。 含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。 例如H2S与浓硫酸的反应： ②歧化反应规律： 具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，遵循“中间价―→高价＋低价”。如Cl2与NaOH溶液反应的化学方程式为____________________________________。 (4)守恒规律及其应用 氧化还原反应遵循以下三个守恒规律： ①质量守恒：反应前后元素的_________和_________不变。 ②电子守恒：即氧化剂得电子的总数_________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_________。 【跟踪训练】 1．下列各组物质：①Cu与HNO3溶液　②Cu与FeCl3溶液　③Zn与H2SO4溶液　④Fe与FeCl3溶液　⑤Cl2与NaOH溶液　⑥Fe与HNO3溶液 ⑦Fe与H2SO4溶液　⑧Na与O2 (1)由于浓度不同而发生不同氧化还原反应的是_________________(填序号，下同)。 (2)由于温度不同而发生不同氧化还原反应的是_________________。 (3)氧化还原反应不受浓度、温度影响的是________________。 2．根据反应事实判断性质的强弱。 ①向Co2O3固体中滴加浓盐酸，有黄绿色气体生成 ②将氯气通入碘水中，溶液褪色生成两种酸(HCl和HIO3) 则Cl2、HIO3、Co2O3的氧化性由强到弱的顺序：_____________________；HCl、CoCl2、I2的还原性由强到弱的顺序：___________________________________________________。 3．实验室制备高铁酸钾(K2FeO4)并探究其性质。 (1)制备K2FeO4的反应为3Cl2＋2Fe(OH)3＋10KOH===2K2FeO4＋6KCl＋8H2O，由此得出氧化性：Cl2________(填“>”或“<”)FeO。 (2)K2FeO4的性质探究：用KOH溶液将紫色K2FeO4固体溶出，得到紫色K2FeO4溶液。取少量该溶液，滴加盐酸，有Cl2产生。 该实验表明Cl2和FeO的氧化性强弱关系与(1)相反，原因是______________________。 4．氯气跟氢氧化钾溶液在一定条件下发生如下反应：Cl2＋KOH―→KX＋KY＋H2O(未配平)，KX在一定条件下能自身反应：KX―→KY＋KZ(未配平，KY与KZ的物质的量之比为1∶3)，以上KX、KY、KZ均是含氯元素的一元酸的钾盐，由以上条件推知在KX中氯元素的化合价是(　　) A．＋1 B．＋3 C．＋5 D．＋7 5．K35ClO3晶体与含有H37Cl的浓盐酸反应生成Cl2，化学方程式为KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O，该反应生成氯气的摩尔质量为________。 6．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________________。 03 氧化还原反应方程式的配平 1．配平氧化还原反应方程式的三个“基本原则” (1)电子守恒：氧化剂和还原剂得__________________，化合价升高总数=化合价降低总数。 (2)原子守恒：反应前后__________________。 (3)电荷守恒：离子反应前后，__________________总数相等。 2．配平步骤 配平氧化还原反应方程式的五个“关键步骤”(以浓硫酸与碳反应生成二氧化碳、二氧化硫和水为例) (1)标变价——标出变化元素的_________ ＋ H2O4(浓) —— O2↑ ＋ O2↑ ＋ H2O (2)列变化——列出一分子氧化剂和还原剂的_________ ＋ H2O4(浓) —— O2↑ ＋ O2↑ ＋ H2O ↑4　 ↓2 (3)求总数——用最小公倍数法求出化合价_________ ＋ H2O4(浓)——O2↑＋O2↑＋H2O ↑4×1　 ↓2×2 (4)配系数——先配平_________的系数，再用观察法配平其他物质的系数 C＋2H2SO4(浓)——SO2↑＋CO2↑＋H2O (5)将方程式写完整——检查反应前后的原子是否守恒，电子是否守恒，电荷是否守恒。 C＋2H2SO4(浓)2SO2↑＋CO2↑＋2H2O 3．氧化还原反应方程式的配平方法 (1)正向配平法(全变从左边配)：氧化剂、还原剂中某元素化合价全部变化，一般从反应物开始配平。 如： (2)逆向配平法(自变从右边配)：自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边生成物着手配平。 如： (3)整体配平法 若某一氧化还原反应中，有三种元素的化合价发生了变化，但其中一种反应物中同时有两种元素化合价升高或降低，这时要进行整体配平。 如Cu2S＋HNO3―→Cu(NO3)2＋NO＋H2SO4＋H2O，有Cu、S、N三种元素的化合价变化，Cu2S中Cu、S元素化合价均升高，看作一个整体。 配平得3Cu2S＋22HNO3===6Cu(NO3)2＋10NO↑＋3H2SO4＋8H2O。 再如： (4)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)。 (5)平均配平法：在有机物参与的氧化还原反应方程式的配平中，一般有机物中H显＋1价，O显－2价，根据物质中元素化合价代数和为零的原则，确定碳元素的平均价态，然后进行配平。 【跟踪训练】 1．配平下列化学方程式 (1)正向配平 ① KI＋ KIO3＋ H2SO4=== I2＋ K2SO4＋ H2O ② MnO＋ H＋＋ Cl－=== Mn2＋＋ Cl2↑＋ H2O (2)逆向配平 ③ S＋ KOH=== K2S＋ K2SO3＋ H2O ④ P4＋ KOH＋ H2O=== K3PO4＋ PH3 (3)综合 ⑤ KI＋ CuSO4=== I2＋ CuI↓＋ K2SO4 ⑥ NaBO2＋ SiO2＋ Na＋ H2=== NaBH4＋ Na2SiO3 ⑦ KClO3＋ HCl=== KCl＋ ClO2＋ Cl2＋ H2O ⑧ P4＋ CuSO4＋ H2O=== Cu3P＋ H3PO4＋ H2SO4 ⑨ H2S＋ HNO3=== S↓＋ NO↑＋ H2O ⑩ P＋ FeO＋ CaO Ca3(PO4)2＋ Fe ⑪ As2S3＋ HNO3＋ H2O=== H3AsO4＋ H2SO4＋ NO↑ ⑫ NH4NO3=== N2↑＋ HNO3＋ H2O ⑬ MnO＋ C2O＋ H＋=== Mn2＋＋ CO2↑＋ H2O 2．配平下列氧化还原反应方程式。 (1)______MnO＋______H＋＋______Cl－===______Mn2＋＋______Cl2↑＋______H2O (2)________Cl2＋________KOH===________KCl＋________KClO3＋________H2O (3)______Mn2＋＋______ClO＋______H2O===______MnO2↓＋______Cl2＋_____ (4)______ClO－＋______Fe(OH)3＋________===______Cl－＋______FeO＋______H2O 3．(1)某反应的反应物与生成物有K2Cr2O7、KCl、CrCl3、Cl2、HCl、H2O，已知氧化性：K2Cr2O7＞Cl2，写出并配平该化学方程式：________________________________________。 (2)＋6价铬的化合物毒性较大，常用NaHSO3将废液中的Cr2O还原成Cr3＋，该反应的离子方程式为 __________________________________________。 (3)在稀盐酸中，NaNO2会与Fe2＋反应生成一种无色气体M，气体M对该反应有催化作用，其催化反应过程如图所示： ①反应过程 Ⅱ 中，铁元素的化合价未发生变化，则M的化学式为__________，过程 Ⅱ 的离子方程式为____________________________________。 ②根据图示信息，写出反应过程 Ⅰ 的离子方程式：_________________________________。 ③写出在酸性条件下，O2氧化Fe2＋的离子方程式：__________________________________。 4．实验室可由软锰矿(主要成分为MnO2)制备KMnO4，方法如下：软锰矿和过量的固体KOH和KClO3在高温下反应，生成锰酸钾(K2MnO4)和KCl；用水溶解，滤去残渣，滤液酸化后，K2MnO4转变为MnO2和KMnO4；滤去MnO2沉淀，浓缩溶液，结晶得到深紫色的针状KMnO4。试回答： (1)软锰矿制备K2MnO4的化学方程式是______________________________。 (2)K2MnO4制备KMnO4的离子方程式是______________________________。 01 氧化性和还原氢强弱的比较 1．根据影响因素判断氧化性、还原性强弱的方法 (1)浓度：同一种物质，浓度越大，氧化性(或还原性)越强。如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4，浓HNO3>稀HNO3，还原性：浓HCl>稀HCl。 (2)温度：同一种物质，温度越高其氧化性越强。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 (3)酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强。如KMnO4溶液的氧化性随溶液酸性的增强而增强。 【特别提醒】 (1)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－<S<SO2。 (2)常见物质的氧化性、还原性强弱顺序。 氧化性：MnO>Cl2>Br2>Fe3＋>I2； 还原性：S2－>SO(或H2SO3)>I－>Fe2＋>Br－>Cl－。 (3)H2O2中氧元素尽管处于中间价态，但H2O2主要表现氧化性，其还原产物是H2O，故H2O2又被称为绿色氧化剂。 2．理解物质氧化性、还原性强弱的注意事项 (1)物质氧化性、还原性的相对强弱取决于物质本身得失电子的难易程度，而不取决于一个原子得失电子数目的多少。 (2)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。 3．假设法判断氧化还原反应能否进行的步骤 先假设选项中的化学反应能够发生，依据反应的方程式判断各反应物与生成物的还原性或氧化性的强弱，然后再与题目提供的还原性或氧化性强弱顺序进行对照，若二者表示的还原性或氧化性强弱顺序一致，则此反应能够发生，若不一致，则此反应不能发生。 【跟踪训练】 1．已知有如下反应： ①K2Cr2O7＋14HCl(浓)===2KCl＋2CrCl3＋3Cl2↑＋7H2O； ②Cr＋2HCl(稀)===CrCl2＋H2↑； ③2KMnO4＋16HCl(稀)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。 下列说法正确的是( ) A．氧化性：K2Cr2O7>KMnO4>Cl2 B．反应③中氧化剂与还原剂的物质的量之比为5∶1 C．向金属Cr中滴入浓硝酸无明显变化，说明两者不能发生反应 D．向Cr2(SO4)3溶液中滴入酸性KMnO4溶液，可发生反应： 10Cr3＋＋6MnO＋11H2O===5Cr2O＋6Mn2＋＋22H＋ 2．现有下列三个氧化还原反应： ①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2 ②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 ③2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 其中还原性由强到弱的顺序正确的是( ) A．I－>Fe2＋>Mn2＋>Cl－ B．I－>Fe2＋>Cl－>Mn2＋ C．I－>Mn2＋>Fe2＋>Cl－ D．Cl－>Mn2＋>I－>Fe2＋ 3．在酸性介质中，往MnSO4溶液中滴加(NH4)2S2O8(过二硫酸铵)溶液会发生反应：Mn2＋＋S2O＋H2O―→MnO＋SO＋H＋。下列说法不正确的是( ) A．可以利用该反应检验Mn2＋ B．氧化性：S2O>MnO C．该反应可用盐酸作为酸性介质 D．若有0.1 mol氧化产物生成，则转移0.5 mol电子 02 缺项配平和陌生方程式的书写 1．“三步法”配平缺项氧化还原反应化学方程式。 缺项化学方程式是指某些反应物或生成物在化学方程式中没有写出来，它们一般为水、酸(H＋)或碱(OH－)，其配平流程为： 第一步：找出变价元素，利用化合价升降法确定含变价元素物质的化学计量数； 第二步：利用电荷守恒确定缺项物质是H2O、H+； 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－ 第三步：利用原子守恒和电荷守恒确定缺项的化学物质。 【特别提醒】缺项组合方式 反应物 生成物 使用条件 组合一 H＋ H2O 酸性溶液 组合二 H2O H＋ 酸性溶液或酸碱性未知 组合三 OH－ H2O 碱性溶液 组合四 H2O OH－ 碱性溶液或酸碱性未知 2．陌生化学方程式书写的思路 首先根据题给材料中的信息写出部分反应物和生成物的化学式，再根据反应前后元素化合价有无变化判断反应类型： (1)元素化合价无变化：反应为非氧化还原反应，遵循质量守恒定律 (2)元素化合价有变化：反应为氧化还原反应，除遵循质量守恒外，还要遵循得失电子守恒规律。最后根据题目要求写出化学方程式或离子方程式(需要遵循电荷守恒规律)即可。 3． “四步法”突破新情景下氧化还原反应方程式的书写 【跟踪训练】 1．配平下列化学方程式 (1)______ClO－＋______Fe(OH)3＋________===______Cl－＋______FeO＋______H2O (2)______MnO＋______H2O2＋________===______Mn2＋＋______O2↑＋______H2O (3)某高温还原法制备新型陶瓷氮化铝(AlN)的反应体系中的物质有：Al2O3、C、N2、CO。 请将AlN之外的反应物与生成物分别填入以下空格内，并配平。 ＋＋AlN＋ (4)将NaBiO3固体(黄色，微溶)加入MnSO4和H2SO4的混合溶液里，加热，溶液显紫色(Bi3＋无色)。配平该反应的离子方程式： NaBiO3＋Mn2＋＋____===Na＋＋Bi3＋＋____＋____ 2．根据题给信息写出对应的方程式： (1)(NH4)2S2O8是一种强氧化剂，能与Mn2＋反应生成SO和紫色MnO。用(NH4)2S2O8检验水中的Mn2＋时发生反应的离子方程式为____________________________________________。 (2)b2S3在溶液中和SbCl5发生氧化还原反应，生成单质硫和三价氯化锑，反应的化学方程式为____________________________________________。 (3)在NaOH的环境中，Cl2与NaI反应，每1 mol NaI完全反应转移6 mol电子，写出反应的化学方程式为 ____________________________________________。 (4)KMnO4能与热的经硫酸酸化的Na2C2O4反应，生成Mn2＋和CO2，该反应的离子方程式为 ____________________________________________。 3．(1)重铬酸钾是一种重要的化工原料，一般由铬铁矿制备，铬铁矿的主要成分为FeO·Cr2O3，还含有硅、铝等杂质。制备过程第一步如下： 熔块 该步骤的主要反应为FeO·Cr2O3＋Na2CO3＋NaNO3Na2CrO4＋Fe2O3＋CO2↑＋NaNO2。上述反应配平后FeO·Cr2O3与NaNO3的化学计量数之比为__________。 (2)酸性条件下，MnO(OH)2将I－氧化为I2：MnO(OH)2＋I－＋H＋―→Mn2＋＋I2＋H2O(未配平)。配平后的离子方程式为____________________________________________。 4．在酸性条件下，黄铁矿(FeS2，其中S为－1价)催化氧化的反应转化如图所示。 总反应：2FeS2＋7O2＋2H2O===2Fe2＋＋4SO＋4H＋ (1)分别写出反应Ⅰ、Ⅱ的离子方程式： ①反应Ⅰ：_____________________________________________________________。 ②反应Ⅱ：_____________________________________________________________。 (2)NO在总反应中的作用是__________。 5．(1)某催化转化过程如图所示： 过程1：Ni2O3＋ClO－===2NiO2＋Cl－， 过程2的离子方程式：_______________________________。 (2)NaClO氧化可除去氨氮，反应机理如图所示(其中H2O和NaCl略去)： NaClO氧化NH3的总反应的化学方程式为________________________________。 01 氧化还原反应相关概念的易错点 1．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。 2．氧化还原反应概念的“易错点” （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 【跟踪训练】 易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原反应。( ) (2)没有单质参加的化合反应一定不是氧化还原反应。( ) (3)分解反应一定是氧化还原反应，而化合反应为非氧化还原反应。( ) (4)固氮反应一定属于氧化还原反应。( ) (5)氧化还原反应中有一种元素被氧化，必定有另一种元素被还原。( ) (6)合成氨反应中，N2发生还原反应，故NH3只是还原产物。( ) (7)在Na2O2与H2O的反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂。( ) (8)反应SO2＋H2O2===H2SO4是化合反应，也是氧化还原反应。( ) (9)某元素从游离态变为化合态，则该元素一定被还原。( ) (10)在反应：2CuFeS2＋O2Cu2S＋2FeS＋SO2中，SO2既是氧化产物，又是还原产物。( ) (11)形成原电池的反应一定是氧化还原反应。( ) (12)2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑、Cl2＋H2O===HCl＋HClO均为水作还原剂的氧化还原反应。( ) 02 氧化性、还原性强弱比较易错点 （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。 【跟踪训练】 易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)在化学反应中，得电子越多的氧化剂，其氧化性就越强。( ) (2)维生素C可以防止Fe2＋转化成Fe3＋，主要原因是维生素C具有较强的还原性。( ) (3)难失电子的物质一定易得电子。( ) (4)实现“Br2→Br－”的转化过程，必须加入较强的还原剂(如Fe等)。( ) (5)向H2O2溶液中滴加几滴FeCl3溶液，产生大量气泡，则FeCl3具有氧化性。( ) (6)反应KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O中，生成1 mol Cl2时转移2 mol电子。( ) (7)反应2MnO＋10Cl－＋16H＋===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O，说明盐酸不能作高锰酸钾的酸化剂。( ) (8)在Fe(NO3)3溶液中通入SO2气体，溶液颜色先变为浅绿色，又变为棕黄色，说明氧化性Fe3＋>HNO3。( ) (9)根据反应SO2＋2H2O＋I2===H2SO4＋2HI，可知SO2的氧化性比HI的强。( ) (10)氧化剂浓硝酸、浓硫酸参加反应时，氮、硫化合价分别降低1、2价生成NO2、SO2，所以浓硫酸的氧化性强于浓硝酸。( ) (11)铜与浓硝酸反应生成NO2，与稀硝酸反应生成NO，说明氧化性稀硝酸大于浓硝酸。( ) (12)浓硫酸具有强氧化性，不能干燥SO2等还原性气体。( ) (13)NO2与NH3之间可能发生反应产生N2。( ) (14)将Cl2通入FeBr2溶液中，先发生反应：Cl2＋2Fe2＋===2Fe3＋＋2Cl－，后发生反应Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－。( ) (15)物质氧化性或还原性的强弱取决于得失电子的难易，与得失电子的数目无关。( ) 01 陌生情景下化学方程式书写技巧 按照书写氧化还原反应的离子方程式的程序分为6步骤(简称“三配法”)： ①写两剂：写出参与氧化与还原反应的微粒(即氧化剂与还原剂)。 ②推产物：根据信息合理地预测氧化产物与还原产物。 ③配电子：根据电子守恒配平参与氧化还原反应的微粒。 ④配电荷：根据电荷守恒配平可能参加反应的其他离子。 ⑤配原子：根据原子守恒写出未参与氧化还原反应的微粒并配平。 ⑥查规范：根据信息检查有无反应条件等。 【跟踪训练】 1．按要求书写离子方程式： (1)已知将浓盐酸滴入高锰酸钾溶液中，产生黄绿色气体，而溶液的紫红色褪去。在一氧化还原反应的体系中，共有KCl、、浓、、、、七种物质。在反应后的溶液中加入(不溶于冷水)，溶液又变为紫红色，反应后变为无色的。写出该实验中涉及反应的离子方程式：_______________________________________________。 (2)+6价铬的毒性很强，具有一定的致癌作用，需要转化为低毒的，再转化为不溶物除去，废水中含有的可以用绿矾()除去。测得反应后的溶液中含、、、等阳离子。写出该反应的离子方程式：______________________。 (3)已知：①(绿色)(强碱性条件)； ②(强酸性条件)。 将溶液滴入NaOH溶液中微热，得到透明的绿色溶液，写出反应的离子方程式：_________________________。 2．碱式氧化镍(NiOOH)可作镍电池的正极材料，现用某废镍原料(主要含Ni、Al、SiO2，少量Cr、FeS等)来制备，其工艺流程如下： 回答下列问题： (1)“碱浸”时，发生反应的离子反应方程式①______________________，②____________________。 (2)在酸性溶液中CrO可以转化成Cr2O，用离子方程式表示该转化反应____，已知BaCrO4的Ksp＝1.2×10－10，要使溶液中CrO沉淀完全(c(CrO)≤1×10－5mol·L－1)，溶液中钡离子浓度至少为______mol·L－1。 3．某工厂排出的污水中含有大量的Fe2＋、Zn2＋、Hg2＋三种金属离子。以下是某化学研究性学习小组的同学设计除去污水中的金属离子，并回收绿矾、皓矾(ZnSO4·7H2O)和汞的方案。 [药品]NaOH溶液、硫化钠溶液、硫化亚铁、稀硫酸、铁粉 [实验方案] （1）步骤Ⅱ所发生反应的离子方程式为_______________________________________。 （2）步骤Ⅲ中抽滤的目的是_____________，该步骤产生Fe(OH)3的离子方程式为___________________。 （3）步骤Ⅵ中得到硫酸锌溶液的离子方程式为__________________________________。 （4）欲实现步骤Ⅴ，需加入的试剂有_______、_________，所涉及的主要操作依次为__________。 （5）步骤Ⅳ常用的方法是________，该步骤是否对环境有影响？________(填“是”或“否”)，如有影响，请你设计一个绿色环保方案来实现步骤Ⅳ的反应：______________。 （6）该研究小组的同学在强碱溶液中，用次氯酸钠与Fe(OH)3 反应获得了高效净水剂Na2FeO4，该反应的离子方程式为________________________________。 02 氧化还原反应的计算 1．电子守恒法计算的原理 氧化剂得电子总数＝还原剂失电子总数。 2．电子守恒法计算的流程 (1)找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。 (2)找准一个原子或离子得失电子数(注意化学式中粒子的个数)。 (3)根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。 n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)。 3．复杂氧化还原反应的计算 对于连续(或多个并列)氧化还原反应的计算，可以通过分析反应前后，“始态”“终态”涉及的所有物质，找出所有“始态”物质到“终态”物质中化合价发生变化的元素，建立关系式，列式求解，简化解题步骤。 【跟踪训练】 1．将1.52 g某铁的氧化物(FexO)溶于足量盐酸中，向所得溶液中通入标准状况下112 mL Cl2，恰好将Fe2＋完全氧化，则x值为( ) A．0.80 B.0.85 C．0.90 D.0.93 2．将一定量的氯气通入30 mL浓度为10.00 mol·L－1的氢氧化钠浓溶液中，加热一段时间后，溶液中形成NaCl、NaClO、NaClO3共存体系。下列判断正确的是( ) A．n(Na＋)∶n(Cl－)可能为7∶3 B．与NaOH反应的氯气一定为0.3 mol C．当转移电子为n mol时，则0.15<n<0.25 D．n(NaCl)∶n(NaClO)∶n(NaClO3)可能为5∶1∶1 3．(1)在P＋CuSO4＋H2O―→Cu3P＋H3PO4＋H2SO4(未配平)的反应中，7.5 mol CuSO4可氧化P的物质的量为_______mol；生成 1 mol Cu3P时，参加反应的P的物质的量为______mol。 (2)64 g铜与一定量的浓HNO3恰好完全反应，将产生的气体与适量的O2混合通入水中，气体完全溶解，试求O2的物质的量？ 4．在热的稀H2SO4中溶解了11.4 g FeSO4，当加入50 mL 0.5 mol·L－1 KNO3溶液后，其中的Fe2＋全部转化为Fe3＋，KNO3也反应完全，并有NxOy气体逸出。 FeSO4＋ KNO3＋ H2SO4=== K2SO4＋ Fe2(SO4)3＋ NxOy↑＋ H2O (1)推算出x＝_______y＝______ (2)配平该化学方程式(化学计量数填写在上式方框内)。 (3)反应中氧化剂为________。 (4)用双线桥标出电子转移的方向和总数。 5．神舟十三号全面使用国产芯片，其中制作芯片的刻蚀液为硝酸与氢氟酸的混合溶液，其工艺涉及的反应为Si＋HNO3＋6HF===H2SiF6＋HNO2＋H2＋H2O，下列说法正确的是( ) A．H2SiF6中Si元素的化合价为＋6价 B．该反应中，HNO3仅作氧化剂 C．该反应中，生成2.24 L H2时，被氧化的Si为0.1 mol D．芯片刻蚀液可用稀硝酸代替 1 / 17 学科网（北京）股份有限公司 $$