氧化还原反应规律及计算
2、得失电子守恒
例3、实验室将NaClO3和Na2SO3按物质的量比2:1倒入 烧瓶中，用水浴加热，同时滴入H2SO4溶液，产生棕黄 色的气体X，反应后测得NaClO3和Na2SO3恰好完全反应， 则X为 （ ）C A Cl2 B Cl2O C ClO2 D Cl2O3 例4、在某温度下氯气和氢氧化钠溶液反应，在其产物中 NaClO、NaClO3、NaCl、H2O经过分析，ClO—、ClO3—物质 的量之比为1：3，则被氧化的氯和被还原的氯的物质的 量之比为 （ C ） A、 1 ： 1 B、 4 ： 1 C、 1： 4 D、 5： 1
6.根据反应剧烈程度判断 例：Cu和浓HNO3反应较剧烈， Cu与稀 HNO3反应较微弱， 所以氧化性浓HNO3 >稀HNO3 7.同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原 性越强 3 2 例如：氧化性：Fe Fe Fe
还原性：
但是，氧化性：
H 2 S S SO2
HClO4 HClO3 HClO2 HClO
例：已知2Fe3++2I ==2Fe2++I2 _ 2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl , 则有关离子的还原性由强到弱的顺序是 C ( ) A. Cl > I Cl _ _ _ _ 2+ 2+ C. I >Fe >Cl D.Fe >Cl >I
_
_
Fe2+>
_
_ 2+ B.Fe >2I >
_
4.根据与同种物质反应生成价态不同的生成 物的情况(被氧化或被还原的程度不同)判断
练习：
1.NaOH+HCl==NaCl+H2O,HCl体现 酸 性。
2.H2S+H2SO4(浓)==S +SO2 +2H2O，H2SO4体 现氧化 ——性。 3.MnO2+ 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2 ↑+ 2H2O， HCl体现 酸性和还原性
————————
4.在反应2H2S+SO2==3S +2H2O中，氧化产物和 还原产物的质量之比为多少？
4、同种元素高价低价间氧化还原
例7、关于反应K37ClO3＋6H35Cl＝KCl＋3Cl2↑+3H2O 的有关叙述中，正确的是 （ A ） A. KCl中含有35Cl B. KCl中含有37Cl C. 生成物Cl2的相对分子质量大于71 D. 该反应转移的电子数为6e－
例8：(2000上海24)KClO3和浓盐酸在一定温度下反应会生成 绿黄色的易爆物二氧化氯。其变化可个表述为： ） 2 KClO3+ 4 HCl（浓）＝ 2 KCl + 2 ClO2↑+ 1 Cl2↑+ （ 2 H2O (1)请完成该化学方程式并配平（未知物化学式填入括号内） ② （填写编号， (2)浓盐酸在反应中显示出来的性质是_______ 多选倒扣）。 ①只有还原性 ②还原性和酸性 ③只有氧化性 ④氧化性和酸性 （3）产生0.1molCl2,则转移的电子的物质的量为 0.2 _________mol. （4）ClO2具有很强的氧化性。因此，常被用作消毒剂，其消 毒的效率（以单位质量得到的电子数表示）是Cl2的_______ 2.63 倍。
二、氧化还原反应有关的计算
1、氧化还原反应中各物质量比例的计算
例1：在反应KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O中氧 化产物和还原产物的物质的量之比为（ C ） A、1：3 B 、 1： 5 C、5：1 D 、 1： 1
例2：在4Zn+10HNO3==4Zn（NO3）2+NH4NO3+3H2O 反应中，被还原的硝酸和未被还原的硝酸的物质 的量之比是 （ D ） A 4：1 B 1 ：4 C 9 ：1 D 1：9
3、氧化还原的顺序问题：
例5：某溶液中Cl－、Br－、I－三者个数之比是1:2:3， 通入一定量的Cl2，当反应完成后，该比值变 3:2:1， 则反应的Cl2与原溶液中I－的个数之比是（ B ） A．1:2 B．1:3 C．1:4 D．1:6 例6：在100mL含等物质的量的 HBr和H2SO3 的溶 液里通入0.01mol Cl2 ，有一半Br- 变为 Br2 （已知 Br2能氧化H2SO3）。原溶液中HBr和H2SO3的浓度 都等于 （ D ） A.0.0075 mol/L B.0.008 mol/L C.0.075 mol/L D.0.08 mol/L
Cu Cl2
， ，
点燃
CuCl2
2Cu S
。
Cu 2 S
氧化性：Cl2>S
5.根据反应条件来判断，条件越苛刻， 反应越难发生，其性质便越弱。 例如：
2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
MnO2+ 4HCl(浓)
MnCl2 + Cl2 ↑+ H2O
KMnO4与浓HCl常温下就能制得Cl2，而与浓 HCl需加热条件下才能制得，故KMnO4的氧化 性大于浓HCl的氧化性。
对应的金属阳离子得电：
F F
－
O O2
－
Cl Cl
－
Br Br
I
－
S I
－
非金属原子的氧化性减弱 S2
－
非金属阴离子的还原性增强
3.根据氧化还原反应方程式判断
失去电子 被氧化
强氧化剂＋强还原剂→弱还原产物＋弱氧化产物 得到电子 被还原
在同一氧化还原反应中， 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物
氧化还原反应的 规律及相关计算
一、氧化性和还原性强弱比较
1．根据金属活动顺序表比较判断。
Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 金属原子失去电子的能力依次减弱，还原性依次减弱。 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) K
氧化还原反应的相关规律.
氧化还原反应的相关规律一、就近原则eg: KClO3 + 6HCl ===KCl + 3Cl2↑+ 3H2O反应中KClO3中的氯元素为+5价，而HCl中的氯元素为-1加价，产物中KCl中的氯元素为-1价，Cl2中的氯元素为0价，那么究竟是由+5到-1、还是由+5到0呢？在这里就运用了就近原则，因+5离0比+5离-1要近，所以应为+5到0；其中+5价的氯只有一个，而0价的氯有6个，说明6个0价的氯中只有一个是由+5价得电子而转化为0价，其余的5个则必然是由-1价转化而来的。
习题：H2SO4 + H2S ===== S + SO2↑+2H2O应为：+6价的硫→+4价的硫-2价的硫→0价的硫转移电子总数为2个电子二、①、同种元素的不同种价态，最高价的元素只有氧化性，最低价的元素只有还原性，处于中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
Eg:Cl 有-1 0 +1 +5 +7 五种价态当处于-1价时则只有还原性当处于+7价是则只有氧化性而处于0 +1 +5 价态是既有氧化性又有还原性*只限于元素、而不是物质：eg: HCl中H为+1价，是氢元素的最高价，从而导致HCl具有一定的氧化性，而氯则为-1价，处于最低价态，又致使HCl具有一定的还原性，所以HCl既有氧化性又有还原性，不能单纯的看其中某一种元素。
而在物质中某元素处于中间价态时，我们就能说这种物质既有氧化性又有还原性eg：SO2硫元素处于中间价态（+4价），既有氧化性，又有还原性。
②、0、+1 、+5 、+7 均具有一定的氧化性（无-1价,-1价只有还原性，无氧化性）-1、0、+1、+5均具有一定的还原性（无+7价）化合价越高，该价态的元素所具有的氧化性越强；反之价态越低该元素的还原性越强也就是说氯的氧化性：+7>+5>+1>0还原性：-1>0>+1>+5*通常只适用于元素，而不是物质eg:HClO4(高氯酸)中氯元素为+7价高于HClO中氯元素的+1价，但氧化性却是HClO> HClO4三、左大于右（氧化剂、氧化产物具有氧化性；还原剂、还原产物具有还原性）即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性还原剂的还原性强于还原产物的还原性eg：2HBr + H2SO4(浓) Br2 + SO2↑+ 2H2O氧化剂：化合价降低H2SO4(浓) 氧化产物：化合价升高得到的产物Br2还原剂：化合价升高HBr 还原产物：化合价降低得到的产物SO2氧化性：H2SO4(浓)> Br2还原性：HBr> SO2习题：判断有关物质还原性强弱顺序I2 + SO2 +2H2O ==== H2SO4 + 2HI2FeCl2 + Cl2 ====2FeCl32FeCl3 + 2HI =====2FeCl2 + 2HCl + I2A、I->Fe2+>Cl->SO2B、Cl->Fe2+ >SO2>I-C、Fe2+>I- >Cl- >SO2D、SO2>I- >Fe2+ >Cl-四、不同种氧化剂氧化同种还原剂时，价态变化越大，对应的氧化剂的氧化性越大eg: Fe + 2HCl ===FeCl2 + H2 ①2Fe + Cl2 ==== FeCl3②相应的氧化性：因①式中Fe由0价到+2价，而②中是由0到+3变化了三价，所以氧化性：Cl2> HCl还原性比较亦然。
氧化还原反应的基本规律及氧化性和还原性强弱的判定
3. 认为同种元素不同价态的化合物的氧化性 （还原性）强弱只与元素化合价的高低有关。 实际上，除此之外还与化合物的稳定性有关。
如:
——次氯酸中氯的价态比高氯酸中氯的 价态低，但次氯酸不稳定，氧化性却比高氯 酸强。
酸性： HClO4>HClO3 >HClO2 >HClO
氧化性：HClO>HClO2 >HClO3 >HClO4
例1、已知： ①.2BrO3-＋Cl2===Br2＋2ClO3-； ②.5Cl2＋I2＋6H2O===2HIO3＋10HCl； ③.ClO3-＋5Cl－＋6H＋===3Cl2↑＋3H2O。
下列粒子氧化性强弱顺序为( C )
A.ClO3- > BrO3- > IO3- > Cl2
B.BrO3- > Cl2 > ClO3- > IO3-
将氯水滴加到NaBr和KI的混合液中。
先反应的是： C l2 2 K I 2 K C l I 2
后反应的是： Cl2 + 2 NaBr = 2 NaCl + Br2 返回
②.2FeCl2 + Cl2 == 2FeCl3
③.F2 + 2KI(熔融) == 2KF + I2
③.F2 + 2KCl(熔融) == 2KF + Cl2
中的一些有关事实，要除去其中的FeI2，应
选用的试剂是( C ) A.F2
B.过量的Cl2
C.FeCl3
D.FeCl2
返回
三、判断氧化性和还原性强弱的误区
4. 认为同一种还原剂（氧化剂）与多种氧化剂 （还原剂）反应是同时进行的。
实验证明：氧化剂的氧化性（还原剂的还原性）越 强的越先反应，并非几个反应同时进行。
氧化还原反应的一般规律
氧化还原反应的一般规律1．性质强弱的规律：氧化剂＋还原剂→还原产物＋氧化产物氧化性强弱顺序是：氧化剂＞氧化产物；还原性强弱顺序是：还原剂＞还原产物。
应用：氧化性、还原性强弱比较2．守恒规律化合价有升必有降，电子有得必有失。
对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数（或共用电子对偏离）与得电子总数（或共用电子对偏向）相等。
应用：可进行氧化还原反应方程式配平和有关计算。
3．价态表现性质的规律元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质；物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。
简单表述为“高价氧化低价还，中间价态两头转”。
如：H SO只具有氧化性；H S只具有还原性；SO既具有氧化性又具有还原性，但以还原性为主；H O既具有氧化性又具有还原性，但以氧化性为主。
应用：判断元素或物质的氧化性、还原性。
4．转化规律：氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；同种元素不同价态之间的氧化反应，化合价的变化遵循“只靠拢，不交叉”（即价态归中）；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
即是:歧化律——处于中间价态的元素同时升降，例如：3Cl+6KOH KClO+5KCl+3H O归中律——同种元素不同价态反应时，化合价向中间靠拢，且一般符合邻位转化和互不换位规律。
例如：2Na S+Na SO+6HCl===6NaCl+3S↓+3H O同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化见下图：5．反应先后的一般规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。
例如，FeBr溶液中通入Cl时，发生离子反应的先后顺序为：2Fe+Cl==2Fe+2Cl，2Br+Cl==Br+2Cl。
氧化还原反应的配平技巧和计算方法
专题一氧化还原反应的配平技巧和计算方法一、配平技巧1、配平依据：得失电子总数相等或化合价升降相等2、配平步骤：标变价——列变化——求总数——配系数——细检查3、典型例题：配平下列方程式（1）____MnSO4+ ____K2S2O8+ ____ H2O----____KMnO4+ ____K2SO4 + ____H2SO4（2）____Cu2S+ ___ NO3--+____ H+---- ___Cu2++ ___S+ ___ NO↑+ ___ H2O（3）___P4+ ___ KOH+ ___ H2O---- ___ KH2PO4+ ___ PH3↑（4）___Cu2++ ___ I------ ___CuI+ ___ I3--（5）___ FeSO4+ ___ HNO3---- ___ Fe(NO3)3+ ___Fe2(SO4)3+ ___ N2（6）___ Fe3C+ ___HNO3--- ___ Fe(NO3)3+ ___CO2↑+ ___ NO2↑+ ___ H2O4、归纳规律：（1）巧选基准物，跟踪配平：部分被氧化或还原，选生成物配平；巧选含变价原子个数多的物质配平（归中反应除外）如例1；（2）多种变价元素，合并计算，如例2；（3）自身反应，逆向配平，如例3；（4）平均化合价为分数时，可整体配平，把多个原子看成整体，求出整体化合价的变化，用其整体去配平，如例4可将I3—看成整体；（5）缺项配平，一般缺项中元素化合价不发生变化，其缺项往往是水、酸、碱，配平时先配电子守恒，再根据质量守恒补上缺项物质，如例5；（6）特殊标价，照样配平，但化学式中各元素化合价代数和必须等于零。
当不知元素化合价或难以计算时，可任意标价，也能配平(离子方程式除外)，如例6；（7）若题中未明确指出反应物和产物，则需根据氧化还原反应规律判断反应物和产物，然后按上述方法配平。
5、体验方法1）、___KIO3+___KI+___H2SO4----____K2SO4+___I2+___H2O2）、（1）请将下列5种物质：N2O、FeSO4、Fe(NO3)3、HNO3和Fe2(SO4)3分别填入下面对应的横线上，组成一个未配平的化学方程式。
氧化还原反应的先后规律
氧化还原反应的先后规律以氧化还原反应为例（Redox reaction）：1、氧化还原反应：氧化还原反应是指一种物质作用于另一种物质，由于双方电子活动的不平衡，使得原有的化学键断裂重新结合而生成新的化学组合的反应过程。
如：氧化态和还原态之间的转变，某物质在这类反应中从活性物质变成了氧化性物质，而另一种从还原物质变成了活性物质，其中所涉及到的物质包括质子、电子、原子、分子以及其他离子。
2、氧化还原反应的先后规律：(1)反应物和生成物在——将氧化还原反应分成氧化反应和还原反应两部分：氧化反应：氧化剂（例如氧气）从还原剂（例如硫酸钠）中取出电子，使还原剂变成氧化态物质；还原反应：氧化剂（例如氧气）将电子转移给还原剂（例如硫酸钠），使其还原到还原态物质；(2)氧化剂和还原剂的活性：氧化反应的先后依据它们的活性：即氧化剂的活性在还原剂之上，而还原剂的活性在氧化剂之下；(3)氧化剂和还原剂的金属性：氧化还原反应的先后根据物质的金属性：即氧化剂大多为活性金属，而还原剂主要为不活性金属；(4)氧化剂和还原剂的电子转移数及电负性：氧化还原反应的先后可根据氧化剂与还原剂的电子转移数及电负性来判定：氧化剂的电负性大于还原剂，但它们的电子转移数可以相同，此时也可以发生氧化还原反应；3、实例：以铜与亚铁酸盐反应为例：反应物：铜与氢氧化钠（亚铁酸盐）；反应后：铜氧化成铜氧化物，氢氧化钠被还原成亚铁酸盐。
4、氧化还原反应的本质：氧化还原反应的本质是一对反应物之间的电子转移，也就是说，反应物之间的电子转移分子被限定在反应物的这对，而不与其他物质发生电子转移，转移的电子数将各自的质量发生变化。
5、氧化还原反应的影响因素：(1)温度：反应温度越高，反应速度越快；(2)pH值：反应时碱性条件下，氧化还原反应会被加速；(3)光照：在有光的条件下，一些特殊的氧化还原反应能够发生额外的光化学反应，加速反应；(4)光谱特性：反应物在吸收不同波长的光后，氧化还原反应亦可以发生，从而产生新的物质。
氧化还原反应的规律
氧化还原反应的规律1、 守恒规律：在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。
或者说氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。
根据这个规律，我们可以进行氧化还原反应方程式的配平以及有关氧化还原反应的计算。
例 1。
14g 铜银合金与足量的某浓度的硝酸反应，将放出的气体与1.12L （标准状况下）氧气混合，通入水中恰好全部被吸收，则合金中铜的质量为A 9.6gB 6.4gC 3.2g D1.6g例2、24 mL 浓度为0.05mol/Lna 2SO 3溶液，恰好与20 mL 浓度与0.02mol/L 的K 2Cr 2O 7溶液完全 反应，则元素Cr 在被还原的产物中的化合价是 A +6 B +3 C +2 D 02、 价态变化规律（2）、岐化规律歧化反应：同种物质分子内同种元素同一价态的原子或离子发生电子转移的反应。
反应中化合价的特点：某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低的价态转化。
中间价态两边转，即“中间价→高价+低价”例1、制取漂白液的化学方程式是：3Cl 2＋6NaOH ＝5NaCl ＋NaClO 3＋3H 2O ，该反应中被氧化与被还原的原子数之比为 （ ）A ．1︰1 B ．1︰5 C ．5︰1 D ．3︰2 例2、NO 2被水吸收的过程中，发生了氧化还原反应3NO 2+ H 2O === 2HNO 3+ NO ，其中氧化剂与还原剂的的个数比是（ ） A ．1︰2 B ．1︰3 C ．2︰1 D ．3︰1（3）、归中规律归中反应：同种元素由不同价态（高价态和低价态）转变为中间价态的氧化还原反应，也称“反歧化反应”。
Eg:C+CO 2 =====(高温)2CO当有中间价态时，反应才发生，否则反应不发生，同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。
Eg:Fe 2+与Fe 3+、 SO 2和浓硫酸（4）、不交叉规律同一种元素不同价态的物质之间发生氧化还原反应时，高价药降低，低价要升高，他们多变为同一价态，不可能出现交叉现象。
氧化还原反应的规律
金属单质只具有复原性，金属阳离子具有氧化性。
非金属单质具有氧化性和复原性，其单核阴离子只具有复原性。
①归中原那么：某些不同价态的同种元素之间，如果是相邻价态的，不能发生氧化复原反响；如果是不相邻价态的，那么在一定条件下，可以发生氧化复原反响。
②中间价态理论：两种含有上下价态的同种元素的物质，只有当这种元素有中间价态时，才可能起反响；而且，元素的上下价态变化的结果是生成该元素的中间价态。
歧化反响：Cl2 + H2O == HCl + HClO③只相撞，不交叉。
H2S + H2SO4(浓) == S↓+ SO2↑+ 2H2O【例4】K35ClO3晶体和含有H37Cl的浓盐酸反响生成氯气，反响方程式为KCl03＋6HCl(浓)KCl＋＋3Cl2↑＋3H2O，此反响生成氯气的摩尔质量为〔〕A．74g.mol－1B．73.3g.mol－1C．72g.mol－1D．70.6g.mol－1【例5】G、Q、X、Y、Z均为含氯的化合物，在一定的条件下具有如下转化关系：①G→Q＋NaCl,②Q＋H2O→X＋H2↑,③Y＋NaOH→G＋Q＋H2O,④Z＋NaOH→Q＋X＋H2O。
试判断氯的化合价由高到低的排列顺序是〔〕A．X>Y>Z>G>Q B．Y>X>Z>G>Q C．G>Y>Q>Z>X D．X>Z>Q>Y>G3．强氧弱还规律氧化复原反响发生的条件是：较强的氧化剂和较强的复原剂反响生成较弱的复原剂(复原产物)和较弱的氧化剂(氧化产物)。
(即：强强代弱弱)Zn ＋CuSO4＝Cu ＋ZnSO4较强复原剂较强氧化剂较弱复原剂较弱氧化剂4．反响先后规律：在溶液中如果存在多种氧化剂〔或复原剂〕，当向溶液中参加另一种复原剂〔或氧化剂〕会把氧化性〔或复原性〕最强的氧化剂〔或复原剂〕先复原〔或氧化〕。
①最强的氧化剂与最强的复原剂最先发生氧化复原反响。
氧化还原反应的计算
氧化还原反应的计算:(1)比较典型的计算有：求氧化剂、还原剂物质的量之比或质量比，计算参加反应的氧化剂货还原剂的量，确定反应前后某一元素的价态变化等。
(2)计算的依据是：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数，列出守恒关系式求解。
氧化还原反应的基本规律：1．守恒规律氧化还原反应中有物质失电子必有物质得电子，且失电子总数等于得电子总数。
或者说氧化还原反应中，有元素化合价升高必有元素化合价降低，且化合价升高总数必等于降低总数。
有关得失电子守恒(化合价守恒)的规律有如下应用：(1)求某一反应中被氧化与被还原的元素原子个数之比，或求氧化剂与还原剂的物质的量之比及氧化产物与还原产物的物质的量之比。
(2)配平氧化还原反应方程式。
(3)进行有关氧化还原反应的计算：2．强弱规律较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。
应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质，也可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
3．价态规律元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要表现一种性质。
物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。
4．转化规律氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易；不同价态的同种元素之间发生反应，元素的化合价只靠近，不交叉；相邻价态的同种元素之间不发生氧化还原反应。
如5．难易规律越易失去电子的物质，失去后就越难得到电子；越易得到电子的物质，得到后就越难失去电子。
一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，氧化性最强的优先发生反应，如向FeBr2溶液中通入Cl2时，发生离子反应的先后顺序为：。
氧化还原反应规律及配平
【例】
在含有Cu（NO3）2、Mg（NO3）2和AgNO3的 溶液中加入适量锌粉，首先置换出的是（ ）
A．MCg B．Cu C．Ag D．H2
13
氧化还原反应的配平
从特征看：有化合价升降的反应 从实质看：有电子转移的反应 配平时抓住：失电子总数=得电子总数
升价总数=降价总数
一般化学方程式的配平步骤
*2、已知X2、Y2、Z2、W2四种物质的氧化能力为： W2>Z2> X2>Y2，判断下列氧化还原反应能发生的是 ()
A．2W–+Z2 = 2Z–+W2 B．2Z–+X2 = 2X–+Z2
√ C．2W–+Y2 = W2+2Y– D．2X–+Z2 = 2Z–+X2
4、不交叉规律：
a、同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，只 靠×2
例： 将NO3－+Zn+OH－+H2O→NH3+Zn(OH)42配平后,离子方程式中H2O的系数
(化学计量数)是 ( C )
A.2 B.4 C.6 D.8
升2 ×4 NO3－+ 4 Zn+7 OH－+6 H2O→NH3+ 4 Zn(OH)42-
降８×1
练习二
用化合价升降法配平下列化学方程式
NH3+ O2(纯) 3×2 ×2
N2+ H2O
-3
0
0
-2
4NH3+3O2(纯)=2N2+6H2O
2 ×2 ×3
Cu+ H2SO4(浓) 2
CuSO4+ SO2 +H2O
0
+6
氧化还原反应的相关规律.
氧化还原反应的相关规律一、就近原则eg: KClO3 + 6HCl ===KCl + 3Cl2↑+ 3H2O反应中KClO3中的氯元素为+5价，而HCl中的氯元素为-1加价，产物中KCl中的氯元素为-1价，Cl2中的氯元素为0价，那么究竟是由+5到-1、还是由+5到0呢？在这里就运用了就近原则，因+5离0比+5离-1要近，所以应为+5到0；其中+5价的氯只有一个，而0价的氯有6个，说明6个0价的氯中只有一个是由+5价得电子而转化为0价，其余的5个则必然是由-1价转化而来的。
习题：H2SO4 + H2S ===== S + SO2↑+2H2O应为：+6价的硫→+4价的硫-2价的硫→0价的硫转移电子总数为2个电子二、①、同种元素的不同种价态，最高价的元素只有氧化性，最低价的元素只有还原性，处于中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
Eg:Cl 有-1 0 +1 +5 +7 五种价态当处于-1价时则只有还原性当处于+7价是则只有氧化性而处于0 +1 +5 价态是既有氧化性又有还原性*只限于元素、而不是物质：eg: HCl中H为+1价，是氢元素的最高价，从而导致HCl具有一定的氧化性，而氯则为-1价，处于最低价态，又致使HCl具有一定的还原性，所以HCl既有氧化性又有还原性，不能单纯的看其中某一种元素。
而在物质中某元素处于中间价态时，我们就能说这种物质既有氧化性又有还原性eg：SO2硫元素处于中间价态（+4价），既有氧化性，又有还原性。
②、0、+1 、+5 、+7 均具有一定的氧化性（无-1价,-1价只有还原性，无氧化性）-1、0、+1、+5均具有一定的还原性（无+7价）化合价越高，该价态的元素所具有的氧化性越强；反之价态越低该元素的还原性越强也就是说氯的氧化性：+7>+5>+1>0还原性：-1>0>+1>+5*通常只适用于元素，而不是物质eg:HClO4(高氯酸)中氯元素为+7价高于HClO中氯元素的+1价，但氧化性却是HClO> HClO4三、左大于右（氧化剂、氧化产物具有氧化性；还原剂、还原产物具有还原性）即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性还原剂的还原性强于还原产物的还原性eg：2HBr + H2SO4(浓) Br2 + SO2↑+ 2H2O氧化剂：化合价降低H2SO4(浓) 氧化产物：化合价升高得到的产物Br2还原剂：化合价升高HBr 还原产物：化合价降低得到的产物SO2氧化性：H2SO4(浓)> Br2还原性：HBr> SO2习题：判断有关物质还原性强弱顺序I2 + SO2 +2H2O ==== H2SO4 + 2HI2FeCl2 + Cl2 ====2FeCl32FeCl3 + 2HI =====2FeCl2 + 2HCl + I2A、I->Fe2+>Cl->SO2B、Cl->Fe2+ >SO2>I-C、Fe2+>I- >Cl- >SO2D、SO2>I- >Fe2+ >Cl-四、不同种氧化剂氧化同种还原剂时，价态变化越大，对应的氧化剂的氧化性越大eg: Fe + 2HCl ===FeCl2 + H2 ①2Fe + Cl2 ==== FeCl3②相应的氧化性：因①式中Fe由0价到+2价，而②中是由0到+3变化了三价，所以氧化性：Cl2> HCl还原性比较亦然。