氧化還原反應(yīng)教案

1、WORD格式.氧化還原反應(yīng)一 . 化學(xué)反應(yīng)的分類：四大基本反應(yīng)類型：A + B = AB 化合反應(yīng)AB = A + B 分解反應(yīng)化合和分解互為逆過(guò)程：A + BC = AC + B置換反應(yīng)AB + CD = AD + BC 復(fù)分解反應(yīng)初中的氧化還原反應(yīng)：氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)（此處將氧化還原反應(yīng)分開）此時(shí)單純從得氧與失氧來(lái)分類定義 : 物質(zhì)得到氧的反應(yīng)稱之為氧化反應(yīng) , 物質(zhì)失去氧的反應(yīng)稱為還原反應(yīng) S + O 2 = SO2氧化反應(yīng)CuO+H2=Cu+H2O還原反應(yīng)二 . 氧化還原反應(yīng)：在氧化還原反應(yīng)中，為何發(fā)生元素化合價(jià)的升降？以Na 和 Cl 2 的反應(yīng)為例：（分析）在離子化合物里，元素化合

2、價(jià)的數(shù)值就是這種元素一個(gè)原子得失電子的數(shù)目。由于電子帶負(fù)電荷，失去電子的原子就帶有正電，這種元素的化合價(jià)為正價(jià)；得到電子的原子帶負(fù)電，這種元素的化合價(jià)為負(fù)價(jià)。對(duì)于鈉和氯氣的反應(yīng)，Na原子最外層有1 個(gè)電子，反應(yīng)中 Na 失去這 1 個(gè)電子，化合價(jià)從 0 價(jià)升高到 1 價(jià)； Cl 最外層有 7 個(gè)電子，反應(yīng)中得到 1 個(gè)電子，化合價(jià)從 0 價(jià)降到 1 價(jià)。因此，我們完全可以這樣說(shuō)：元素化合價(jià)的升或降是由于它們的原子失去或得到電子的緣故?；蟽r(jià)升高的價(jià)數(shù)就是失去的電子數(shù)，化合價(jià)降低的價(jià)數(shù)就是得到的電子數(shù)。（例如） Mg + Cl 2 點(diǎn)燃 MgCl 2（分析 )Mg 化合價(jià)升高2 價(jià)，因?yàn)槭?

3、個(gè)電子，專業(yè)資料整理.Cl 化合價(jià)降低1 價(jià)，因?yàn)榈玫? 個(gè)電子，又因有2 個(gè) Cl ，所以共得到2× e-（追問(wèn)）有些反應(yīng)如H2 與 Cl 2 的反應(yīng)并無(wú)電子的真正得失，為何元素化合價(jià)也有升有降？（分析）對(duì)于氫氣和氯氣的反應(yīng)，H和 Cl 通過(guò)共用一對(duì)電子形成HCl 分子。由于Cl 吸引電子能力強(qiáng)， 共用電子對(duì)偏向與Cl ，氯元素化合價(jià)從0 價(jià)降到 1 價(jià)；共用電子對(duì)偏離于H ，氫元素化合價(jià)從0 價(jià)升高到 1 價(jià)。所以共用電子對(duì)的偏移也會(huì)導(dǎo)致化合價(jià)的升降，也符合氧化還原反應(yīng)的定義。對(duì)于氧化還原反應(yīng)的認(rèn)識(shí)，我們應(yīng)透過(guò)化合價(jià)變化這一特征現(xiàn)象，看到其本質(zhì)原因是電子得失或偏移。a 有化合價(jià)升

4、降的化學(xué)反應(yīng)的是氧化還原反應(yīng)幾種簡(jiǎn)單的氧化還原反應(yīng)：CuO + H2= Cu + HO 2CuO + C = 2Cu + CO2H O+C=H2+ CO22b( 本質(zhì)定義 )有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）的反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)化合價(jià)的升降是由于電子的轉(zhuǎn)移的結(jié)果。注： 氧化還原反應(yīng)中應(yīng)注意的幾個(gè)問(wèn)題：1、 氧化劑氧化性的強(qiáng)弱，不是看得電子的多少，而是看得電子的難易；還原劑還原性的強(qiáng)弱，不是看失電子的多少，而是看失電子的難易。eg：氧化性：濃HNO3>稀 HNO3還原性： Na>Al2、有新單質(zhì)參加或生成的反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)eg： C(金剛石） = C（石墨）； 3O2 = 2O3(

5、放電）； P4( 白磷 ) = 4 P（紅磷）3、任何元素在化學(xué)反應(yīng)中，從游離態(tài)變?yōu)榛蠎B(tài)，或由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)，均發(fā)生氧化還原反應(yīng)（比如置換反應(yīng)，化合反應(yīng)，分解反應(yīng)）4、 置換反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)，復(fù)分解反應(yīng)一定不是氧化還原反應(yīng)；有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)和有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)全部屬于氧化還原反應(yīng)。5、元素具有最高價(jià)的化合物不一定具有強(qiáng)氧化性！eg. H3PO 、 H SiO ( 或 H SiO ) 兩酸均無(wú)強(qiáng)氧化性但硝酸有強(qiáng)氧化性。42344三 . 常見化合價(jià)：H:-1,0,+1;Li ： 0,+1;C:-4-+4;N:-3 +5 ：O：-2 0F：-1 0.Na： 0 +1 ；Mg： 0 +

6、2 ；Al: 0 +3 ；Si: -4 +4 ；P:-3 +5；S:-2 +6；Cl: -1 +7 ；化合價(jià)規(guī)律：金屬永遠(yuǎn)顯負(fù)價(jià)；F 和 O最高正價(jià)為零價(jià)；元素的最高價(jià)態(tài)=最外層電子數(shù)；元素的最低價(jià)態(tài)=最外層電子式 -8 ；元素常見化合價(jià)表見附表 1四 . 氧化劑和還原劑：1、氧化劑和還原劑氧化劑：得電子（或電子對(duì)偏向）的物質(zhì)還原劑：失電子（或電子對(duì)偏離）的物質(zhì)Wen1.氧化劑還原劑具有什么樣的性質(zhì)呢？氧化性：物質(zhì)得電子的性質(zhì)還原性：物質(zhì)失電子的性質(zhì)氧化劑具有氧化性，還原劑具有還原性得電子能力越強(qiáng)（越容易） ，物質(zhì)的氧化性就越強(qiáng)；失電子能力越強(qiáng)（越容易） ，物質(zhì)的還原性就越強(qiáng)。至此，圍繞氧化還

7、原反應(yīng)的本質(zhì)電子轉(zhuǎn)移，我們介紹了多組概念，可小結(jié)如下：（板書）兩條關(guān)系：本質(zhì)特征本身反應(yīng)產(chǎn)物物質(zhì)性質(zhì)得電子 化合價(jià)下降 被還原 還原反應(yīng) 還原產(chǎn)物 氧化劑 氧化性失電子 化合價(jià)升高 被氧化 氧化反應(yīng) 氧化產(chǎn)物 還原劑 還原性（口訣） 升失氧，降得還備注：“高價(jià)氧，低價(jià)還”1. 元素的最高價(jià)態(tài)具有氧化性，最低價(jià)態(tài)具有還原性，中間價(jià)態(tài)兩者兼具有。但最高價(jià)態(tài)具有氧化性，但是不一定是強(qiáng)氧化性( 例如： Na+)最低價(jià)態(tài)具有還原性，但是不一定是強(qiáng)還原性2. 氧化劑與還原劑，氧化產(chǎn)物與還原產(chǎn)物，氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)的判斷第一步：前劑后物.第二步：標(biāo)變價(jià)元素價(jià)態(tài)第三步：同種元素等號(hào)前后進(jìn)行化合價(jià)的高低比較若元

8、素（物質(zhì)）為高價(jià)態(tài)，則為氧化劑若元素（物質(zhì)）為低價(jià)態(tài)，則為還原劑3. 此元素化合價(jià)升高，則為氧化反應(yīng)（從本質(zhì)上來(lái)講，化合價(jià)升高，說(shuō)明失去電子）若此元素化合價(jià)降低，則為還原反應(yīng) （從本質(zhì)上來(lái)講，化合價(jià)降低， 說(shuō)明得到電子）2. 常見的氧化劑和還原劑（1）常見的氧化劑有：活潑的非金屬單質(zhì)： O2、 Cl 2、 F2含高價(jià)態(tài)元素的化合物：濃H2SO4、 KMnO4、 HNO3、 FeCl3、 CuCl 2（2）常見的還原劑有：活潑或較活潑的金屬：K、 Na、 Mg、 Al 、 Zn 等某些非金屬單質(zhì)：H2、 C、Si 、 P含低價(jià)態(tài)元素的化合物：FeCl 2、 HCl、 H2S、 KI 、 NH3、

9、 CO、SO2、 Na2SO3 等五 . 幾種特殊氧化還原反應(yīng)歧化反應(yīng) :在反應(yīng)中，若氧化作用和還原作用發(fā)生在同一分子內(nèi)部處于同一氧化態(tài)的元素上，使該元素的原子（或離子）一部分被氧化，另一部分被還原。這種自身的氧化還原反應(yīng)稱為歧化反應(yīng).2KMnO4 = K 2MnO4 + MnO2 + O 2歸中反應(yīng) :歸中反應(yīng)就是指同種元素的不同化合物發(fā)生氧化還原反應(yīng)，那種元素的化合價(jià)向中間靠攏.2H2S+SO2=3S +2H 2O自身氧化還原反應(yīng):是指氧化劑和還原劑都是同一物質(zhì)的氧化還原反應(yīng)，反應(yīng)時(shí)物質(zhì)里的不同元素或相同元素間發(fā)生了電子轉(zhuǎn)移, 像歧化反應(yīng)就是一種常見的自身氧化還原反應(yīng) .2KClO 3 =

10、 2KCl + 3O 2區(qū)分：歧化是同一種元素，自身則可以是同一種元素被氧化還原，也可以是不同種元素被氧化還原。六 . 氧化還原反應(yīng)的表示方法（ 1）“雙線橋”表示氧化還原反應(yīng)1 ）跨過(guò)等號(hào)步驟2）指向同一元素3 ）標(biāo)注得失電子，還有得失電子數(shù)目相等以 3H2 + Fe 2O3 高溫 2Fe + 3H 2O為例a. 首先判斷是否屬于氧化還原反應(yīng)，是則標(biāo)出元素化合價(jià)的變化。.0 3013H2 + Fe 2O3高溫 2Fe + 3H 2Ob. 化合價(jià)升高的價(jià)數(shù)就是失去的電子數(shù)目。其中，得到電子的物質(zhì)是氧化劑；失去電子的物質(zhì)是還原劑；被氧化后得到的物質(zhì)是氧化產(chǎn)物；被還原后得到的物質(zhì)是還原產(chǎn)物。失 6

11、× e- ，化合價(jià)升高，被氧化0 3013H2 + Fe 2O3高溫 2Fe + 3H 2O得 2× 3e- ，化合價(jià)降低，被還原清楚地表示出氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目，同一元素在反應(yīng)前后的價(jià)態(tài)變化及氧化還原的情況和結(jié)果。這種方法即為“雙線橋”法。注： 用“雙線橋”法表示氧化還原反應(yīng)，書寫時(shí)注意：1 ）首先標(biāo)出變價(jià)元素的化合價(jià)。兩個(gè)線橋一個(gè)在上，一個(gè)在下分布，線橋的方向是從反應(yīng)物一方指向生成物一方，首尾必須對(duì)應(yīng)于發(fā)生化合價(jià)變化的同種元素。2）橋上標(biāo)明電子得失、化合價(jià)升降、被氧化被還原等內(nèi)容。3）“×”號(hào)前是參加氧化還原反應(yīng)的原子數(shù)目，和方程式前面系數(shù)不一定

12、一致。“×” 號(hào)后是每一個(gè)參加氧化還原反應(yīng)的原子得到或失去的電子數(shù)目，和化合價(jià)的改變量相等。4）對(duì)表示電子的符號(hào)勿漏掉“e”字右上面的“”5）電子轉(zhuǎn)移總數(shù)的計(jì)算：如例題中電子轉(zhuǎn)移總數(shù)為6e- ，不是 12e-Wen1.氧化還原反應(yīng)中電子得失總數(shù)是什么關(guān)系？化合價(jià)升降總數(shù)又如何？均為 相等關(guān)系6）得失電子總數(shù)應(yīng)相等。（可檢查）（2）“單線橋”表示氧化還原反應(yīng)1 ）跨過(guò)等號(hào)步驟 2 ）指向同一元素3 ）標(biāo)注得失電子，還有得失電子數(shù)目相等.七 . 物質(zhì)氧化性、還原性強(qiáng)弱比較方法1、依據(jù)元素周期表比較氧化性還氧原化性性還原性注意：元素的非金屬，金屬性與物質(zhì)的還原性和氧化性有一定的差別。如元素

13、非金屬性：O>CL,但單質(zhì)氧化性：CL2>O22、利用金屬活動(dòng)順序表進(jìn)行比較K Ca Na Mg A l Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au還原性K+ Ca 2+ Na + Mg 2+A l3+Zn 2+Fe 2+Sn 2+ Pb 2+ (H+) Cu 2+Hg 2+ Ag+氧化性F2 Cl 2 Br 2 Fe 3+ I 2 S氧化性比較3+ Fe = Fe2+比較3+Fe Fe2+ FeFe的氧化性及還原性？ Fe 3+與 I 2 能否發(fā)生反應(yīng)？Fe 3+能否與 Br 2 發(fā)生反應(yīng)？3、依據(jù)性質(zhì)強(qiáng)弱規(guī)律通式比較：( 見上規(guī)律一）氧化劑 +還原劑=還原產(chǎn)物

14、+氧化產(chǎn)物（較強(qiáng)氧化性）（較強(qiáng) 還原性）（弱還原性）（弱氧 化性）氧化性強(qiáng)弱：氧化劑 > 氧化產(chǎn)物還原性強(qiáng)弱：還原劑 > 還原產(chǎn)物氧化劑的氧化性越強(qiáng)，其還原產(chǎn)物的還原性越_還原劑的還原性越強(qiáng)，其氧化產(chǎn)物的氧化性越 _4、根據(jù)外界條件（如溫度，濃度，溶液的酸堿度）：a. 溫度ex.氧化性：熱濃H2SO4 _>_冷 H2SO4； 還原性熱 HCL_>_冷 HCLb. 依據(jù)溶液的濃度比較ex.氧化性：濃H2 SO4 _>_H2SO4；濃 HNO3 _>_ 稀 HNO3c. 酸堿度ex.KMnO4 的氧化性隨著溶液酸性的增強(qiáng)而增強(qiáng)。一般地，在酸性環(huán)境中，KMnO4還

15、原產(chǎn)2+物是 Mn ，在中性環(huán)境中， KMnO4還原產(chǎn)物是 MnO2，在堿性環(huán)境中， KMnO4還原產(chǎn)物是 K2MnO4 由不同氧化劑與相同還原劑反應(yīng)生成相同物質(zhì)，條件越容易，氧化性越強(qiáng)；.由不同還原劑與相同氧化劑反應(yīng)生成相同物質(zhì)，條件越容易，還原性越強(qiáng)。ex.(1)2KMnO 4+16HCl=KCl+2MnCl2+5Cl 2+8H2O ( 反應(yīng)條件：常溫)(2)MnO2+4HCl=MnCl2+Cl 2+2H2O(反應(yīng)條件：)(3)4HCl+O2=2Cl +2H O ( 反應(yīng)條件： CuCl /450 )222氧化性： KMnO4_ MnO2 _ O2( 填“ >”、“ <”、“

16、=”）5、依據(jù)被氧化或被還原的程度比較（即氧化產(chǎn)物的價(jià)態(tài)的高低）ex.Fe + Cl2Fe + S則氧化性： Cl 2 _ S6 依據(jù)反應(yīng)的劇烈程度ex.鈉與水的反應(yīng)常溫下劇烈反應(yīng)鎂與水的反應(yīng)在加熱后才明顯鋁與水的反應(yīng)加熱也不明顯7、依據(jù)電化學(xué)原理：依據(jù)原電池工作情況比較一般情況：還原性：負(fù)極 _正極（銅，鋅原電池）但特殊情況例外： Mg/Al(NaOH)原電池 和 Cu/Fe( 濃 HNO) 原電池不能如此判斷3依據(jù)電解池工作情況比較陽(yáng)極：易失電子的先放電S2-_>I>Br>Cl>OH（還原性）陰極：易得電子的先放電：3+3+2+2+AU >Ag >Fe

17、>Hg >Cu >H（氧化性）8、放能規(guī)律M1- ne - =M1n+； H1= -a kJ/mol (a>0)(1) 金屬M(fèi)- ne-n+； H = -b kJ/mol (b>0)2=M22若 a > b，則還原性： M1_ M2即：相同條件下，失去相同電子數(shù)目的兩種金屬，放能大的還原性強(qiáng)N1+ ne-=Nn； H = -c kJ/mol (c>0)11(2) 非金屬N2 + ne-n； H2 = -d kJ/mol (d>0)=N2若 c> d ，則氧化性： N1_N2即：相同條件下，得到相同電子數(shù)目的兩種非金屬，放能大的氧化性強(qiáng)ex.

18、已知兩反應(yīng)： 2A+Cl 2=2ACl； H1 kJ/mol 2B+Cl 2=2BCl； H2kJ/mol若 H1> H2 ，則：還原性A _ B八. 氧化還原反應(yīng)規(guī)律1、性質(zhì)強(qiáng)弱規(guī)律氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物（較強(qiáng)氧化性）（較強(qiáng)還原性）（弱還原性）（弱氧化性）.氧化性強(qiáng)弱： 氧化劑 > 氧化產(chǎn)物還原性強(qiáng)弱：還原劑 > 還原產(chǎn)物2、電子守恒規(guī)律恒等關(guān)系式：氧化劑得電子總數(shù)=還原劑失電子總數(shù)即： n （氧） N 得 e = n( 還) N 失 eex. 已知下列變化過(guò)程中， 0.2 mol R2-離子參加反應(yīng)時(shí)共轉(zhuǎn)移0.4 mol 電子。xO4R xO42- + MnO

19、4- + H+ RO2+ Mn2+ + H 2O（ 1） x=_ ；（ 2）參加反應(yīng)的 H+ 的物質(zhì)的量為 _。3、優(yōu)先反應(yīng)規(guī)律同一種氧化劑與不同的還原劑相遇，氧化劑優(yōu)先與還原性強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)；同一種還原劑與不同的氧化劑相遇，還原劑優(yōu)先與氧化性強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)。ex.（ 1） Cl 2 通入到含同濃度的S2- 、 Br - 、 I - 的溶液中；反應(yīng)次序： _（ 2） Fe 與同含濃度的Ag+、 Fe3+、 Cu2+溶液中。反應(yīng)次序：_4、價(jià)態(tài)規(guī)律最高價(jià)：只具氧化性同種元素具有多種化合價(jià)中間價(jià)：既具氧化性又具還原性最低價(jià)：只具還原性-10+1+3+5+7ex. 含氯元素化合物：HCl、 Cl 2、

20、HClO、 HClO2、 HClO3、 HClO4-20+4+6含硫元素化合物：H2S、 S 、 SO2、 H2SO45、歧化反應(yīng)規(guī)律同物質(zhì)中同一價(jià)態(tài)的同一元素，部分價(jià)態(tài)升高，部分價(jià)態(tài)降低的反應(yīng)叫歧化反應(yīng)其規(guī)律是：中間價(jià)高價(jià) +低價(jià)具有多種價(jià)態(tài)的元素（如Cl 、 S、 N、P 等元素）均可發(fā)生歧化反應(yīng)ex. Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H 3S+6NaOH=2NaS+NaSO +3H O 3NO +H O=2HNO+NO232223P + NaOH + H O- Na HPO + PH3( 試配平此反應(yīng)式）2246、歸中規(guī)律 ( 不交叉規(guī)律 )含同種元素不同價(jià)態(tài)的物質(zhì)間發(fā)生氧化還

21、原反應(yīng)，其結(jié)果是兩種價(jià)態(tài)只能相互靠近，或最多達(dá)到相同價(jià)態(tài)，而決不會(huì)出現(xiàn)高價(jià)變低，低價(jià)變高的交叉現(xiàn)象。ex.1.試配平下列反應(yīng)式：KClO3 + HCl - KCl + Cl2 + H 2OKClO3 + HCl (濃） - KCl + ClO2 +Cl2 + H2Oex.2.已知 G、Q、 X、 Y、 Z 均為含氯的含氧化合物，我們不了解它們的化學(xué)式，但知道它們?cè)谝欢l件下具有如下的轉(zhuǎn)換關(guān)系（未配平） GQ + NaCl Q + H 2O X + H 2 ( 電解） Y + NaOH G + Q + H2O Z + NaOH Q + X + H2O這五種化合物中氯的化合價(jià)由低到高的順序?yàn)椋ǎ〢

22、、 QGZYX B、 GYQZXC、 GYZQX D、 ZXGYQ7 鄰位轉(zhuǎn)化規(guī)律：一般情況下，在大多數(shù)氧化還原反應(yīng)中，氧化劑和還原劑的價(jià)態(tài)變化是鄰位的。Eg：硫化氫一般被氧化為單質(zhì)硫，濃硫酸一般被還原為二氧化硫。+5+5+4+4+3+3+2+2+1+10 0-1-1.（濃硫酸可以干燥二氧化硫）8、氧化還原反應(yīng)配平.淺析氧化還原反應(yīng)方程式的配平方法和幾種特殊的配平技巧氧化還原反應(yīng)是中學(xué)化學(xué)教學(xué)的重點(diǎn)和難點(diǎn)，而它的配平更使很多同學(xué)在學(xué)習(xí)時(shí)非常感到吃力。事實(shí)上，只要我們掌握一些特殊技巧，結(jié)合少量的練習(xí)，就可以做到對(duì)氧化還原反應(yīng)的配平迎刃而解。下面本文分三個(gè)部分簡(jiǎn)單介紹氧化還原反應(yīng)的配平原則、一般方

23、法和特殊技巧。一、配平原則由于在氧化還原反應(yīng)里存在著電子的轉(zhuǎn)移，因此元素的化合價(jià)必然有升有降，我們把化合價(jià)能升高的元素或含該元素的物質(zhì)稱還原劑；反之稱為氧化劑。由氧化還原反應(yīng)的知識(shí)我們不難得出配平原則：還原劑失電子總數(shù) =氧化劑的電子總數(shù)，即還原劑 （元素）化合價(jià)升高的總價(jià)數(shù) =氧化劑（元素）化合價(jià)降低的總價(jià)數(shù)。二、氧化還原反應(yīng)方程式配平的一般方法與步驟1、一般方法：從左向右配。2、步驟：標(biāo)變價(jià)、找變化、求總數(shù)、配系數(shù)。即 標(biāo)出變化元素化合價(jià)的始態(tài)和終態(tài)；始態(tài)終態(tài)變化的總價(jià)數(shù)=變化× 系數(shù)注：假設(shè)以上變化均以正價(jià)表示，其中(b-a)×(d-c)為最小公倍數(shù)。 將上的系數(shù)，分

24、別填在還原劑和氧化劑化學(xué)式的前面作為系數(shù)； 用觀察法配平其它元素； 檢查配平后的方程式是否符合質(zhì)量守恒定律（離子方程式還要看是否符合電荷守恒）例 1、 C+HNO3（濃） -NO2+CO2+H 2O分析：標(biāo)變價(jià)0+5+4+4OC + HN O（濃） -N O +CO+H3222 找變化始態(tài)終態(tài)變化的總價(jià)數(shù)= 變化 ×系數(shù) 求總數(shù)1 ×4=4 配系數(shù)C 的系數(shù)為 1 HNO3的系數(shù)為 4 ，用觀察法將其它系數(shù)配平后，經(jīng)檢查滿足質(zhì)量守恒定律。配平后的化學(xué)方程式為：C+4HNO3（濃） =4NO2+CO2+2H2O.三、氧化還原反應(yīng)配平的特殊技巧。1、從右向左配平法例 2、 Cu

25、 + HNO3（濃） - Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2O分析：由于 HNO3在反應(yīng)中有兩個(gè)作用即酸性和氧化性，因此如按照一般的方法從左向右配的話比較麻煩，但如采用從右向左配平法的方法，這個(gè)問(wèn)題顯得很簡(jiǎn)單。不同之處：配系數(shù)時(shí)只需將中的系數(shù)先寫在對(duì)應(yīng)產(chǎn)物化學(xué)式之前，其它步驟相同。始態(tài)終態(tài)變化的總價(jià)數(shù)=變化×系數(shù)Cu + 4 HNO 3（濃） = Cu(NO3) 2 +2 NO 2 + 2H 2 O總結(jié)使用范圍：此法最適用于某些物質(zhì)（如硝酸、 濃硫酸的反應(yīng)）部分參加氧化還原反應(yīng)的類型。2、整體總價(jià)法（零價(jià)法）適用范圍： 在氧化還原反應(yīng)中， 一種反應(yīng)物中有兩種或兩種以上的

26、元素化合價(jià)發(fā)生變化或幾種不同物質(zhì)中的元素化合價(jià)經(jīng)變化后同存在于一種產(chǎn)物中。技巧：把該物質(zhì)當(dāng)成一個(gè)“整體 ”來(lái)考慮。例 3、 FeS2 + O 2 Fe 2O3 + SO 2分析：在FeS2 中 Fe 的化合價(jià)由 +2 變到 +3， S 的化合價(jià)由-1 變到 +4，即同一種物質(zhì)中有兩種元素的化合價(jià)同時(shí)在改變，我們可以用整體總價(jià)法，把FeS2 當(dāng)成一個(gè) “整體 ”來(lái)考慮。故 4FeS 2 +11 O 2 =2 Fe 2O3 +8 SO 23 、歧化歸一法適用范圍：同種元素之間的歧化反應(yīng)或歸一反應(yīng)。技巧：第三種價(jià)態(tài)元素之前的系數(shù)等于另兩種元素價(jià)態(tài)的差值與該價(jià)態(tài)原子數(shù)目的比值。例 4、 Cl 2 +

27、KOH KCl + KClO + H2O分析：在氧化還原反應(yīng)中，電子轉(zhuǎn)移只發(fā)生在氯元素之間，屬于歧化反應(yīng)。0-1+5Cl 2+ KOH KCl + KClO 3+H 2OCl 2的系數(shù)為 6/2=3KCl的系數(shù)為 5KClO 3 的系數(shù)為 1故 3Cl2+ 6KOH =5KCl + KClO3+3H O24、判斷未知物顧名思義，在一個(gè)氧化還原反應(yīng)中缺少反應(yīng)物或生成物。技巧：一般是把反應(yīng)物和生成物中的所有原子進(jìn)行比較，通過(guò)觀察增加或減少了哪種元素：若增加的元素是除 H、 O以外的非金屬，未知物一般是相應(yīng)的酸；若增加的元素是金屬，未知物一般是相應(yīng)的堿；若反應(yīng)前后經(jīng)部分配平后發(fā)現(xiàn)兩邊氫、氧原子不平衡

28、，則未知物是水。例 5、 KMnO4 + KNO 2 + MnSO4 + K 2SO4 +KNO3 + H 2O分析：經(jīng)比較發(fā)現(xiàn)，生成物中增加了S 元素，則未知物是H2 SO4 ，其它步驟同上略。2KMnO4 + 5KNO 2 + 3 H2SO4= 2MnSO4 + K 2 SO4 +5KNO3 + 3H 2 O5、單質(zhì)后配法適用范圍：反應(yīng)物或生成物中有單質(zhì)參加或單質(zhì)生成，如有機(jī)物的燃燒都可用此法。技巧：把游離態(tài)的那種元素放在最后來(lái)配。.例 6、 FeS2 + O 2 Fe 2O3 + SO 2分析：反應(yīng)物中有單質(zhì)O2 ，我們可以把O元素放在最后來(lái)配。首先假定FeO 的系數(shù)為 1，則 FeS的

29、系數(shù)為2，那么 SO 的系數(shù)為4，因此 O 的系數(shù)為 11/2 ，然后把23222每種物質(zhì)前的系數(shù)都擴(kuò)大2 倍，即可配平。4FeS2+11 O2=2 Fe2O+8SO236、待定系數(shù)法技巧：將各種物質(zhì)的系數(shù)分別設(shè)為不同的未知數(shù)，然后根據(jù)質(zhì)量守恒定律列方程求解最后配平。7、加合法技巧：把某個(gè)復(fù)雜的反應(yīng)看成是某幾個(gè)反應(yīng)的疊加而成。例 7、 Na2O2 + H 2O NaOH + O 2分析：我們可把這個(gè)反應(yīng)看成是以下兩個(gè)反應(yīng)的疊加：Na2O+2H2O = 2NaOH + H O2222HO =2H2O + O222把 ×2+ ，最后我們得到： 2Na O +2 H O = 4NaOH +

30、 O2222總結(jié)：從以上示例我們發(fā)現(xiàn)，對(duì)于同一氧化還原反應(yīng)，有時(shí)可采用不同的方法來(lái)配平，也有時(shí)用幾種方法綜合應(yīng)用?？傊灰覀兡苷莆找陨霞记?，配平氧化還原反應(yīng)方程式會(huì)易如反掌。附練習(xí)：1、 P +Cl2 PCl32、 Cu +HNO3（?。?- Cu(NO 3) 2 + NO+H2O3、 Cu2S + HNO3 Cu(NO3 ) 2+NO +H2SO + HO424、 KI + KIO3+ H2SO I2+ KSO+H O42425、 H2O2 +Cr2(SO4) 3 + K 2SO4+ H 2 O+ K2CrO46、 AgNO3 Ag + NO 2 +O27、 FeSO + H2O + O

31、2 Fe (SO)3+Fe(OH)34248、NO2+O2+H 2O HNO3參考答案1、2，3，22、3，8，3，2，43、 3， 22， 6， 10， 3， 84、5，1，3，3，3，35、 5， 1， 10KOH， 3， 2， 86、2，2，2，17、 12， 6， 3， 4， 48、4，1，2，4氧化還原反應(yīng)方程式的配平是正確書寫氧化還原反應(yīng)方程式的一個(gè)重要步驟， 是中學(xué)化學(xué)教學(xué)要求培養(yǎng)的一項(xiàng)基本技能。氧化還原反應(yīng)配平原則.反應(yīng)中還原劑化合劑升高總數(shù) （失去電子總數(shù)） 和氧化劑化合價(jià)降低總數(shù) （得到電子總數(shù)）相等，反應(yīng)前后各種原子個(gè)數(shù)相等。下面介紹氧化 - 還原反應(yīng)的常用配平方法觀察法

32、觀察法適用于簡(jiǎn)單的氧化 - 還原方程式配平。配平關(guān)鍵是觀察反應(yīng)前后原子個(gè)數(shù)變化，找出關(guān)鍵是觀察反應(yīng)前后原子個(gè)數(shù)相等。例 1：Fe3O4+CO? Fe+CO2分析：找出關(guān)鍵元素氧， 觀察到每一分子 Fe3O4反應(yīng)生成鐵，至少需 4 個(gè)氧原子，故此 4 個(gè)氧原子必與 CO反應(yīng)至少生成 4 個(gè) CO2分子。解： Fe3O4+4CO? 3Fe+4CO2有的氧化 - 還原方程看似復(fù)雜，也可根據(jù)原子數(shù)和守恒的思想利用觀察法配平。例 2：P4+P2I4+H2O? PH4I+H3PO4分析：經(jīng)觀察，由出現(xiàn)次數(shù)少的元素原子數(shù)先配平。 再依次按元素原子守恒依次配平出現(xiàn)次數(shù)較多元素。解：第一步，按氧出現(xiàn)次數(shù)少先配平

33、使守恒P4+P2I4+4H2O? PH4I+H3PO4第二步：使氫守恒，但仍維持氧守恒P4+P2I4+4H2O? PH4I+H3PO4第三步：使碘守恒，但仍保持以前調(diào)平的O、HP4+5/16P2I4+4H2O ? 5/4PH4I+H3PO4第四步：使磷元素守恒13/32P4+5/16P2I4+4H2O ? 5/4PH4I+H3PO4.去分母得13P4+10P2I4+128H2O? 40PH4I+32H3PO42、最小公倍數(shù)法最小公倍數(shù)法也是一種較常用的方法。配平關(guān)鍵是找出前后出現(xiàn) “個(gè)數(shù) ”最多的原子，并求出它們的最小公倍數(shù)例 3：Al+Fe3O4 ? Al2O3+Fe分析：出現(xiàn)個(gè)數(shù)最多的原子

34、是氧。 它們反應(yīng)前后最小公倍數(shù)為 “34”，由此把 Fe3O4 系數(shù)乘以 3，Al2O3 系數(shù)乘以 4，最后配平其它原子個(gè)數(shù)。解： 8Al+3Fe3O4? 4Al2O3+9Fe3：奇數(shù)偶配法奇數(shù)法配平關(guān)鍵是找出反應(yīng)前后出現(xiàn)次數(shù)最多的原子， 并使其單（奇）數(shù)變雙（偶）數(shù)，最后配平其它原子的個(gè)數(shù)。例 4：FeS2+O2? Fe2O3+SO2分析：由反應(yīng)找出出現(xiàn)次數(shù)最多的原子，是具有單數(shù)氧原子的 FeS2變雙（即乘2），然后配平其它原子個(gè)數(shù)。解： 4FeS2+11O2? 2Fe2O3+8SO24、電子得失總數(shù)守恒法這種方法是最普通的一方法， 其基本配平步驟課本上已有介紹。 這里介紹該配平時(shí)的一些技巧

35、。（棧宸?/P>對(duì)某些較復(fù)雜的氧化還原反應(yīng)， 如一種物質(zhì)中有多個(gè)元素的化合價(jià)發(fā)生變化， 可以把這種物質(zhì)當(dāng)作一個(gè)整體來(lái)考慮。例 5：FeS+H2SO4(濃)? Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O.分析：先標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移關(guān)系FeS+H2SO4? 1/2Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O該反應(yīng)中 FeS中的 Fe， S 化合價(jià)均發(fā)生變化，可將式中FeS作為一個(gè) “整體 ”，其中硫和鐵兩元素均失去電子，用一個(gè)式子表示失電子總數(shù)為3e。2FeS+3H2SO4? Fe2(SO4)3+2S+3SO2+H2O然后調(diào)整未參加氧化還原各項(xiàng)系數(shù)， 把 H2SO4調(diào)平為 6H2SO4，把 H2O調(diào)平為 6

36、H2O。解： 2FeS+6H2SO4? Fe2(SO4)3+2S+3SO2+6H2O（二）零價(jià)法對(duì)于 Fe3C，F(xiàn)e3P等化合物來(lái)說(shuō)，某些元素化合價(jià)難以確定， 此時(shí)可將 Fe3C，F(xiàn)e3P中各元素視為零價(jià)。零價(jià)法思想還是把 Fe3C，F(xiàn)e3P等物質(zhì)視為一整價(jià)。例 7：Fe3C+HNO3? Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2OFe3C+HNO3? Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O再將下邊線橋上乘13，使得失電子數(shù)相等再配平。解：Fe3C+22HNO3（濃） ? 3Fe(NO3)3+CO2+13NO2+11H2O.練習(xí)：Fe3P+HNO3? Fe(NO3)3+NO+H3PO4+H20得

37、 3Fe3P+41HNO39Fe(NO3)3+14NO+3H3PO4+16H2O（三）歧化反應(yīng)的配平同一物質(zhì)內(nèi)同一元素間發(fā)生氧化- 還原反應(yīng)稱為歧化反應(yīng)。配平時(shí)將該物質(zhì)分子式寫兩遍，一份作氧化劑，一份作還原劑。接下來(lái)按配平一般氧化 - 還原方程式配平原則配平，配平后只需將該物質(zhì)前兩個(gè)系數(shù)相加就可以了。例 8：Cl2+KOH（熱） ? KClO3+KCl+H2O分析：將 Cl2 寫兩遍，再標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移關(guān)系3Cl2+6KOH ? KClO3+5KCl+3H2O第二個(gè) Cl2 前面添系數(shù) 5，則 KCl 前需添系數(shù) 10；給 KClO3前添系數(shù) 2，將右邊鉀原子數(shù)相加，得 12，添在 KOH前面，最

38、后將 Cl2 合并，發(fā)現(xiàn)可以用 2 進(jìn)行約分，得最簡(jiǎn)整數(shù)比。解：3Cl2+6KOH ? KClO3+5KCl+3H2O（四）逆向配平法當(dāng)配平反應(yīng)物（氧化劑或還原劑） 中的一種元素出現(xiàn)幾種變價(jià)的氧化 還原方程式時(shí)，如從反應(yīng)物開始配平則有一定的難度， 若從生成物開始配平， 則問(wèn)題迎刃而解。例 9：P+CuSO4+H2O? ? Cu3P+H3PO4+H2SO4.分析：這一反應(yīng)特點(diǎn)是反應(yīng)前后化合價(jià)變化較多， 在配平時(shí)可選擇變化元素較多的一側(cè)首先加系數(shù)。 本題生成物一側(cè)變價(jià)元素較多， 故選右側(cè)， 采取從右向左配平方法（逆向配平法）。應(yīng)注意，下列配平時(shí)電子轉(zhuǎn)移都是逆向的。P+CuSO4+H2O? ? Cu

39、3P+H3PO4+H2SO4所以， Cu3P的系數(shù)為 5， H3PO4的系數(shù)為 6，其余觀察配平。解：11P+15CuSO4+24H2O? ? 5Cu3P+6H3PO4+15 H2SO45、原子個(gè)數(shù)守恒法（待定系數(shù)法）任何化學(xué)方程式配平后， 方程式兩邊各種原子個(gè)數(shù)相等， 由此我們可以設(shè)反應(yīng)物和生成物的系數(shù)分別是 a、 b、 c? ? 。然后根據(jù)方程式兩邊系數(shù)關(guān)系，列方程組，從而求出a、 b、 c?最簡(jiǎn)數(shù)比。例 10： KMnO4+FeS+H2SO4? K2SO4+MnSO4+Fe2(SO4)3+S+H2O分析：此方程式甚為復(fù)雜，不妨用原子個(gè)數(shù)守恒法。設(shè)方程式為：aKMnO4+bFeS+cH2S

40、O4? d K2SO4+eMnSO4+fFe2(SO4)3+gS+hH2O根據(jù)各原子守恒，可列出方程組：a=2d （鉀守恒）a=e（錳守恒）b=2f （鐵守恒）b+c=d+e+3f+g（硫守恒）.4a+4c=4d+4e+12f+h（氧守恒）c=h（氫守恒）解方程組時(shí)， 可設(shè)最小系數(shù) （此題中為 d）為 1，則便于計(jì)算： 得 a=6,b=10,d=3,e=6,f=5,g=10,h=24 。解： 6KMnO4+10FeS+24H2SO4? 3K2SO4+6MnSO4+5Fe2(SO4)3+10S+24H2O例 11： Fe3C+HNO3? CO2+Fe(NO3)3+NO+H2O分析：運(yùn)用待定系數(shù)法

41、時(shí)， 也可以不設(shè)出所有系數(shù)， 如將反應(yīng)物或生成物之一加上系數(shù)，然后找出各項(xiàng)與該系數(shù)的關(guān)系以簡(jiǎn)化計(jì)算。給 Fe3C前加系數(shù) a，并找出各項(xiàng)與 a 的關(guān)系，得aFe3C+HNO3? aCO2+3aFe(NO3)3+(1-9a)NO+1/2H2O依據(jù)氧原子數(shù)前后相等列出3=2a+33 3a+2 (1-9a)+1/2 a=1/22代入方程式1/22 Fe3C+HNO3? 1/22CO2+3/22Fe(NO3)3+13/22NO+1/2H2O化為更簡(jiǎn)整數(shù)即得答案：Fe3C+22HNO3? CO2+3Fe(NO3)3+13NO+11H2O6、離子電子法配平某些溶液中的氧化還原離子方程式常用離子電子法。 其

42、要點(diǎn)是將氧化劑得電子的 “半反應(yīng) ”式寫出，再把還原劑失電子的 “半反應(yīng) ”式寫出，再根據(jù)電子得失總數(shù)相等配平。例 11、 KMnO4+SO2+H2O? K2SO4+MnSO4+H2SO4分析：先列出兩個(gè)半反應(yīng)式KMnO4- +8H+ +5e ? Mn2+ + 4H2O ?.SO2 + 2H2O - 2e? SO42- + 4H+將 ? 2 ， 5 ，兩式相加而得離子方程式。2KMnO4+5SO2+2H2O? ? K2SO4+2MnSO4+2H2SO4下面給出一些常用的半反應(yīng)。1）氧化劑得電子的半反應(yīng)式稀硝酸： NO3- +4H+ + 3e ? NO + 2H2O濃硝酸： NO3- +2H+

43、+ e ? NO2 + H2O稀冷硝酸： 2NO3- +10H+ + 8e ? N2O + H2O酸性 KMnO4溶液： MnO4- + 8H+ + 5e? Mn2+ + 4H2O酸性 MnO2：MnO2 +4H+ + 2e ? Mn2+ + 2H2O酸性 K2Cr2O7溶液： Cr2O72- +14H+ + 6e? 2Cr3+ + 7H2O中性或弱堿性 KMnO4溶液： MnO4- + 2H2O + 3e ? MnO2+ 4OH-2) 還原劑失電子的半反應(yīng)式：SO2 + 2H2O - 2e? SO42- + 4H+SO32- + 2OH- - 2e? SO42- + H2OH2C2O4 - 2e ? 2CO2 +2H+7、分步配平法此方法在濃硫酸、 硝酸等為氧化劑的反應(yīng)中常用， 配平較快，有時(shí)可觀察心算配平。先列出 “O”的設(shè)想式。H2SO4（濃） ? SO2 + 2H2O +O.HNO3（?。?? 2 NO+H2O +3O2HNO3（濃） ? 2 NO2+H2O + O2KMnO4+ 3H2SO4? K2SO4+2MnSO4+ 3H2O+5OK2Cr2O7+ 14H2SO4? K2SO4+Cr2(SO4)3+ 3 O此法以酸作介質(zhì)， 并有水生成。此時(shí)作為介質(zhì)的酸分子的系數(shù)和生成的水