11电子得失守恒规律
氧化还原反应知识点总结-氧化还原反应。
氧化还原反应氧化还原反应与四大基本反应类型的关系①置换反应都是氧化还原反应;②复分解反应都不是氧化还原反应;③有单质生成的分解反应是氧化还原反应；④有单质参加的化合反应也是氧化还原反应。
从数学集合角度考虑：氧化还原反应的概念1。
基本概念。
氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物概念定义注意点氧化反应物质失去电子的反应物质失去电子的外部表现为化合价的升高还原反应物质得到电子的反应物质得到电子的外部表现为化合价的降低被氧化元素失去电子的过程元素失去电子的外部表现为化合价的升高被还原元素得到电子的过程元素得到电子的外部表现为化合价的降低氧化产物通过发生氧化反应所得的生成物氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一种产物，也可以是不同产物，还可以是两种或两种以上的产物。
如反应4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2中，Fe2O3和SO2均既为氧化产物，又为还原产物。
还原产物通过发生还原反应所得的生成物氧化剂得到电子的反应物常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质;如卤素单质（X2)、O2、S等(2）高价金属阳离子；如Fe3+、Cu2+等（3)高价或较高价含氧化合物；如MnO2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4等(4）过氧化物；如Na2O2、H2O2等还原剂失去电子的反应物常见还原剂：①活泼或较活泼的金属；如K、Na、Z n、Fe等②一些非金属单质；如H2、C、Si等③较低态的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4氧化性得到电子的能力物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有关，与得失电子的数目无关。
还原性失去电子的能力2。
基本概念之间的关系：氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物［例1］金属钛（Ti）性能优越,被称为继铁、铝制后的“第三金属"。
工业上以金红石为原料制取Ti的反应为：aTiO2＋bCl2＋cC aTiCl4＋c CO ……反应①TiCl4＋2Mg Ti＋2MgCl2 ……反应②关于反应①、②的分析不正确的是（)①TiCl4在反应①中是还原产物，在反应②中是氧化剂;②C、Mg在反应中均为还原剂，被还原;③在反应①、②中Mg的还原性大于C,C的还原性大于TiCl4；④a＝1，b＝c＝2；⑤每生成19。
2022版步步高《大一轮复习讲义》人教版第2章 第11讲 氧化还原反应的基本规律
第11讲 氧化还原反应的基本规律复习目标 1.掌握氧化还原反应的基本规律及应用。
2.能利用“电子守恒”规律进行氧化还原反应的简单计算。
考点一 先后规律及应用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FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋＞Br －，所以Cl 2先与Fe 2＋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Fe 3＋、Cu 2＋、H ＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋＞Cu 2＋＞H ＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应，然后依次与Cu 2＋、H ＋反应。
3．熟记常见的强弱顺序氧化性：MnO －4(H ＋)>Cl 2>Br 2>Fe 3＋>I 2>稀H 2SO 4>S ，还原性：Mn 2＋<Cl －<Br －<Fe 2＋<I－<SO 2(SO 2－3)<S 2－。
(1)Cl 2把Mn 2＋氧化为MnO －4(×)错因：因为氧化性MnO －4(H ＋)>Cl 2，所以Cl 2不能氧化Mn 2＋。
(2)I 2和Fe 反应生成FeI 3(×)错因：因为氧化性Fe 3＋>I 2，所以I 2和Fe 反应生成FeI 2。
(3)把SO 2气体通入到FeCl 3溶液中，溶液颜色不变(×)错因：Fe 3＋把SO 2氧化成H 2SO 4，Fe 3＋被还原为Fe 2＋，所以溶液由棕黄色变为浅绿色。
(4)把FeCl 2溶液滴入酸性KMnO 4溶液中，只发生反应5Fe 2＋＋MnO －4＋8H ＋===5Fe 3＋＋Mn 2＋＋4H 2O(×)错因：在酸性条件下，Cl －也还原MnO －4。
1．向含S 2－、Fe 2＋、Br －、I －的溶液中通入Cl 2，按先后顺序依次写出发生反应的离子方程式： 、 、 、 。
2-10.考点强化 氧化还原反应中的四大规律及其应用
内容
应用
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4． 先后规律及其应用 同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓 度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是
内容
还原性最强的物质；
同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓
度相同)的溶液反应时，首先被还原的是
氧化性最强的物质。
应用
可判断物质发生氧化还原反应的先后 顺序
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根据选项要求，恰当地选择守恒法或极值法解题
转 解析
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【典例 2】(2012· 海南化学， 6)将 0.195 g 锌粉加入到 20.0 mL 的 0.100 mol· L－1MO＋ 2 溶液中，恰好完全反应，则还 原产物可能是( B )。 A．M B．M2＋
解析
C．M3＋
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【变式2】氧化还原反应实际上包含氧化反应和还原反应 两个过程，一个还原反应过程的离子方程式为NO3-＋4H＋ ＋3e－===NO↑＋2H2O。 下列四种物质：KMnO4，Na2CO3，KI，Fe2(SO4)3中的一 种物质甲，滴加少量稀硝酸，能使上述反应过程发生。 KI N (1)被还原的元素是________ ；还原剂是________ 。 (2)写出并配平该氧化还原反应方程式： 6KI＋8HNO3(稀)===6KNO3＋2NO↑＋3I2＋4H2O 。 ______________________________________________ (3)反应生成0.3 mol H2O，则转移电子的数目为 0.45NA 。 ___________ (4)若反应后，氧化产物的化合价升高，而其他物质保持不 增大 变，则反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比将________ (填“增大”、“不变”、“减小”或“不能确定”)。
氧化还原反应高考复习
一、氧化还原反应的基本概念及相互关系
1．氧化还原反应的实质是电子的得失或电子 对的偏移，特征是反应前后元素化合价的升降； 判断某反应是否属于氧化还原反应可根据反应 前后化合价是否发生了变化这一特征。
2．基本概念
(1)氧化反应： 失去 电子(化合价 升高 )的反应。 (2)还原反应： 得到 电子(化合价 降低 )的反应。 (3)氧化剂(被还原)： 得到 电子的物质(所含元素化 合价降低的物质)。 (4)还原剂(被氧化)： 失去 电子的物质(所含元素化 合价升高的物质)。 (5)氧化产物： 还原剂 失电子后对应的产物(包含化 合价升高的元素的产物)。 (6)还原产物： 氧化剂 得电子后对应的产物(包含化 合价降低的元素的产物)。
2．氧化还原反应方程式的配平 (1)配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒 (2)配平步骤(以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例)： ①标出化合价变化了的元素的化合价。如：
②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原 反应的物质的系数，使之成1︰1的关系。如：
③调整系数，使化合价升降总数相等。
④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应 的物质的化学计量数。如： 2KMnO4＋10HCl KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋H2O
2．优先规律 在同一溶液里存在几种不同的还原剂且浓度相差
不大时，当加入氧化剂时，还原性 强 的还原剂优 先被 氧化 ；同时存在几种不同的氧化剂且其浓度 相差不大时，当加入还原剂时，氧化性 强 的氧化 剂优先被 还原 。如：把少量Cl2通入FeBr2溶液中， Fe2＋先失电子；把少量Cl2通入FeI2溶液中，I－先失电 子。
氧化性还原性强弱的比较是考试的一个难 点，基本考查方式一是比较氧化性还原性的 强弱，二是根据氧化性还原性强弱，判断反 应能否进行。总的解题依据是一个氧化还原 反应能进行，一般是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。但要考虑到某些特殊情况如 符合特定的平衡原理而进行的某些反应。
氧化还原反应复习提纲-习题版
氧化还原反应复习提纲考试要点：1.掌握氧化还原反应的基本概念与本质，学会氧化还原反应的表⽰⽅法。
2.掌握判断基础物质的氧化性与还原性的判断标准，掌握简单的氧化还原计算。
3.掌握氧化还原⽅程式的正确书写⽅法，学会配平陌⽣的氧化还原⽅程式。
⼀、基本概念1.定义：有元素化合价发⽣变化的化学反应。
实质：化学反应中发⽣了电⼦的得失（或转移）。
2.表观特征：反应中元素化合价发⽣了升降变化。
3.相关概念：概念 定义 概念 定义氧化反应 物质失去电⼦的反应 还原反应 物质得到电⼦的反应 被氧化 元素失去电⼦的过程 被还原 元素得到电⼦的过程 氧化产物 氧化反应所得的⽣成物 还原产物 还原反应所得的⽣成物 氧化剂 得到电⼦的反应物 还原剂 失去电⼦的⽣成物氧化性 得到电⼦的能⼒ 还原性 失去电⼦的能⼒例⼀：请根据下列⽅程式填写表格：（1）4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2氧化反应 还原反应氧化产物 还原产物氧化剂 还原剂（2）2MnO－4＋16H＋＋5Na2O2===2Mn2＋＋5O2↑＋8H2O＋10Na＋氧化反应 还原反应氧化产物 还原产物氧化剂 还原剂（3）CaCO3+2HCN = CaCN2+CO↑+H2↑+CO2↑氧化反应 还原反应氧化产物 还原产物氧化剂 还原剂⼆、氧化还原反应的电⼦转移1.电⼦转移数⽬的计算解题要点：注意反应中的元素化合价变化，判断出题⽬中的物质发⽣反应的物质的量，参与反应的物质1mol电⼦变化的物质的量。
例⼆：O2F2可以发⽣反应：H2S+4O2F2→SF6+2HF+4O2，下列说法正确的是 （ ）A．氧⽓是氧化产物B．O2F2既是氧化剂⼜是还原剂C．若⽣成4.48 L HF，则转移0.8 mol电⼦D．还原剂与氧化剂的物质的量之⽐为1：4例三：已知反应：2Na+4NH4NO3=2NaNO3+N2O +N2+5H2O+2NH31 当有4mol NH4NO3 参与反应时，该反应转移⼏ mol 电⼦2 当有4mol NH4NO3 被还原时，该反应转移⼏ mol 电⼦3 当有4mol NH4NO3被Na还原时，该反应转移⼏ mol 电⼦2.表⽰⽅法——单线桥法/双线桥法例四：请分别⽤单线桥法和双线桥法表⽰下列反应中的电⼦转移：（1）3S+6KOH=2K2S+K2SO3+3H2O （单线桥）3S+6KOH=2K2S+K2SO3+3H2O （双线桥）（2）Fe+6HNO3(浓)=Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O （单线桥）Fe+6HNO3(浓)=Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O （双线桥）（3）H2S+H2SO4(浓)=S↓+SO2+2H2O （单线桥）H2S+H2SO4(浓)=S↓+SO2+2H2O （双线桥）三、氧化性与还原性强弱的判断1.根据元素的活动性顺序与其在周期表中的位置判断对于常⻅元素，⼀般而⾔越活泼的⾦属还原性越强，其阳离⼦的氧化性越弱，这其中更⾼价态的⾦属阳离⼦其氧化性越强。
氧化还原反应知识点归纳知识讲解
氧化还原反应知识点归纳知识讲解1氧化还原反应凡是有元素化合价升降的反应都是氧化还原反应。
氧化还原反应的本质：电子的转移（包括电子的得失和电子对的偏移）氧化还原反应的特征：化合价的升降（这也是氧化还原反应判断的依据）在氧化还原反应中，氧化反应和还原反应是同时进行的。
对于物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应，对于物质所含元素化合价降低的反应是还原反应。
氧化还原反应概念图我们以铁与硫酸铜的反应为例来说明：在这个反应中，铁元素的化合价从0价升高到了+2价，发生了氧化反应；铜元素的化合价从+2价降到0价，发生了还原反应。
2氧化剂与还原剂氧化剂：得到电子（或电子对偏向）的物质。
氧化剂具有氧化性，在反应中化合价降低，被还原，发生还原反应，得到的产物是还原产物。
还原剂：失去电子（或电子对偏移）的物质。
还原剂具有还原性，在反应中化合价升高，被氧化，发生氧化反应，得到的产物是氧化产物。
我们还以铁与硫酸铜的反应为例来说明。
3氧化还原反应的五条基本规律（1）电子得失守恒规律：氧化剂得到电子总数=还原剂失去电子总数；（2）“以强制弱”规律：氧化剂+还原剂=较弱氧化剂+较弱还原剂；这是氧化还原反应发生的条件。
（3）价态归中规律：同一元素不同价态间发生的氧化还原反应，化合价的变化规律遵循：高价+低价→中间价态，中间价态可相同、可不同，但只能靠近不能相互交叉（即价态向中看齐）。
KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O而不是KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O（4）歧化反应规律：发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。
其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。
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，如：Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20（5）优先反应原理：在溶液中如果存在多种氧化剂（还原剂），当向溶液中加入一种还原剂（或氧化剂）时，还原剂（或氧化剂）先把氧化性（或还原性）强的氧化剂（或还原剂）还原（或氧化）。
电子守恒法
电子守恒法（得失电子数相等关守恒计算问题守恒计算问题是指利用某种量的相等关系进行技巧计算的一类问题，它是矛盾对立面的统一，是一种宏观稳定的湮灭计算；从微观来看是电子、原子的行为，从宏观来看是化合价和质量的结果电子对应化合价，原子对应质量。
它的一般解题方法是设一个未知数，解一元一次方程。
守恒问题包括总质量守恒、电荷守恒、电子守恒、原子守恒和总价数相等关系，下面分别讨论之。
三. 电子守恒法（得失电子数相等关系）在氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等还原剂失电子总数。
1、求化合价1 •用 0.1 mol / L 的 Na 2SO 3 溶液 30 mL ，恰恰好将2X 10"3mol 的XO 4-还原，则元素X 在还原 产物中的化合价是(MCE91)A ・+ 1 C .+ 3 X 30X 2= 2X 7-x ,2 •已知某强氧化剂 被Na 2SO 3还原到较低价态。
如果还原2.4X 10 —3 mol RO(OH) 2+至较低价态，需要60 mL 0.1 mol / L 的Na 2SO 3溶液。
那么， 成 的C .+1D .+ 22.4X 10"3X x = 0.06X 0.1 X 2, B .+ 2D .+ 4解析：该反应中， SO 2" 将被氧化SO 4-为，0.1RO(OH) 2+中的R 元素 R 元素被还原 解析：B 。
由x = 5, 5 —5=应选B。
3. 24 mL 浓度为0.05 mol / L 的Na2SO3溶液，恰好与20 mL浓度为0.02 mol / L的K2CHO7溶液完全反应，则元素Cr在被还原的产物中的化合价是(MCE95)(B )A.+ 6 B .+ 3 C .+2 D. 0解析：0.02X 0.02X 2X (6 —x) = 0.024X 0.05X (6 —4), x = 3,应选B。
4.250 mL 24 mol / L 的Na2SO3溶液恰好把0 2 mol的X2O7-还原，则X在还原产物中的化合价为多少？解：根据氧化还原反应中电子转移守恒，设X在还原产物中的化合价为x,则有24 mol / L X 0 25 L X 2 = 0 2 mol X 6 — x X2，X = 3，答：X在还原产物中的化合价为3。
11电子得失守恒规律
电子得失守恒规律431800湖北省京山一中贾珍贵刘洪涛1.电子得失守恒规律物质给出（失去）电子的性质称为还原性，还原剂是电子的给予体。
物质接受（得到）电子的性质称为氧化性，氧化剂是电子的接受体。
在氧化还原反应中，还2.有：被、失去2e－化合价升高被氧化发生氧化反应如2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2得到2 e－化合价降低被还原发生还原反应失去5e－化合价升高被氧化发生氧化反应KClO3+ 6HCl = KCl + 3Cl2 + 3H2O得到5 e－化合价降低被还原发生还原反应+e－－2K Mn O4=K2 MnO4+MnO2 + O2－4e－单线桥法——只用以表明反应物（氧化剂与还原剂）间的电子转移关系。
箭尾对－，不要如有的要正【例题1化合价是( ?)? A．＋1?????????? B．＋2???????????? C．＋3?????????????? D．＋4?[答案?]C?。
[思路点拨]根据在氧化还原反应中，还原剂失去电子总数一定等于氧化剂得到的电子总数。
则有：0.1×30×10－3×1×2＝1×10－3×2×(6－x)，x＝3。
此题隐含的知识是SO32—只能氧化成SO42—，在X2O72—中，X的化合价为+6价。
得失电子的具体计算关系式为：氧化剂的物质的量×化学式中参加还原反应的原子个数×化合价的变化值=还原剂的物质的量×化学式中参加了氧化反应原子的个数×化合价的变化值。
【例题2】在反应BrF3+5H2O=HBrO3+Br2+9HF+O2中，若有5molH2O参加了反应，则被水还原的BrF3的物质的量是( )A.4/3mol??B.2mol??C.10/3mol ??D.3mol?[答案?] A。
[思路点拨]由反应知，当参加反应的水为5molH2O时，有2molH2O作还原剂，H2O被氧化为O2，每molH2O失去2mol e－，每mol BrF3被还原时得到3mol e－，依据氧化剂2323【例题NaBiO?[答案?]3++ 7H2O。
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电子得失守恒规律431800湖北省京山一中贾珍贵刘洪涛1.电子得失守恒规律物质给出（失去）电子的性质称为还原性，还原剂是电子的给予体。
物质接受（得到）电子的性质称为氧化性，氧化剂是电子的接受体。
在氧化还原反应中，还原剂失去电子总数一定等于氧化剂得到的电子总数。
在定量的氧化还原反应中，若化合价升高的元素原子的物质的量为n1，升高的价数为a1化合价降低的元素原子的物质的量为n2，降低的价数为a2，则n1·a1= n2·a2。
多种元素得失电子时，应计算求和。
2.电子转移方向和数目的标明标明电子转移方向和数目有助于更清楚地认识电子得失守恒关系，通常的方法有：双线桥法——用此法可以分析同种元素在反应前后的电子转移、化合价升降、被氧化、被还原、发生氧化反应、还原反应等关系。
若有多种元素间发生电子转移时，也可用多根线桥标明。
应用双线桥法时，箭头、箭尾应对准同种元素，箭尾对准反应物中的某元素，箭头应指向生成物中的同一元素；标电子转移时，应标明“得到”、“失去”几个电子或“＋ne－”、“－ne－”；－如2Na+ O2失去－发生氧化反应+ 3H2O2－单线桥法——只用以表明反应物（氧化剂与还原剂）间的电子转移关系。
箭尾对准失去电子的元素，箭头指向得到电子的元素；电子转移只标明总数，如ne－，不要指明“得到”或“失去”。
若有多种元素间发生电子转移时，也可用多根线桥标明。
如－－+3H2O 2Na + Cl2 = 2NaCl3 2氧化剂还原剂还原剂氧化剂－2=2FeCl3+2Br2电子得失守恒规律主要的应用是配平氧化还原方程式、进行氧化还原反应方面的计算，有的要计算反应物或产物的化合价，有的计算反应物或产物的物质的量或质量等。
正确理解上述公式，正确判断元素的化合价，正确判断氧化产物和还原产物，准确找到氧化剂和还原剂得失电子的数目，运用得失电子物质的量守恒来建立等式，是解这类问题的关键。
典例精析【例题1】用0.1 mol / L的Na2SO3溶液30 mL，恰好将1×10－3 mol的X2O72—还原，则元素X在还原产物中的化合价是( )A．＋1 B．＋2 C．＋3 D．＋4[答案 ]C 。
[思路点拨]根据在氧化还原反应中，还原剂失去电子总数一定等于氧化剂得到的电子总数。
则有：0.1×30×10－3×1×2＝1×10－3×2×(6－x)，x＝3。
此题隐含的知识是SO32—只能氧化成SO42—，在X2O72—中，X的化合价为+6价。
得失电子的具体计算关系式为：氧化剂的物质的量×化学式中参加还原反应的原子个数×化合价的变化值=还原剂的物质的量×化学式中参加了氧化反应原子的个数×化合价的变化值。
【例题2】在反应BrF3+5H2O=HBrO3+Br2+9HF+O2中，若有5molH2O参加了反应，则被水还原的BrF3的物质的量是( )A.4/3molB.2molC.10/3molD.3mol[答案 ] A。
[思路点拨]由反应知，当参加反应的水为5molH2O时，有2molH2O作还原剂，H2O被氧化为O2，每molH2O失去2mol e－，每mol BrF3被还原时得到3mol e－，依据氧化剂和还原剂间电子得失守恒，则H2O与BrF3间的氧化还原关系为：3H2O——2 BrF3；被水还原的BrF3的物质的量是4/3 mol。
此题易犯的错误是没有分清BrF3自身的还原。
【例题3】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+ + H+Na+ + Bi3+ + +[答案 ] 配平的反应的离子方程式为：5NaBiO3 + 2Mn2++ 14H+5Na++2MnO4—+5Bi3++ 7H2O。
[思路点拨]根据加热反应后溶液显紫色（Bi3+无色），可知生成了紫色的MnO4—，观察化合价升降情况：NaBiO3变为Bi3+，化合价降低2，Mn2+变为MnO4—，化合价升高5。
根据电子得失相等，氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数可以配定：5NaBiO3 + 2Mn2+——2MnO4—+5Bi3+；根据质量守恒，Na+的化学计量数为5，5NaBiO3 + 2Mn2+——5Na++2MnO4—+5Bi3+；由于反应式的左边有酸（H+）参加反应，根据质量守恒，则右边的缺项应添加“H2O”，5NaBiO3 + 2Mn2++ H+——5Na+ +2MnO4—+5Bi3++ H2O；根据电荷守恒，右边有18+，H+前的化学计量数为14，再据质量守恒，H2O前的化学计量数为7。
[解题技巧]氧化还原型离子方程式的书写和配平时，题目中的已知条件常常只有主要反应物和生成物，即氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物等，配平时，还要添加反应物或生成物中的缺项。
如配平离子方程式：MnO4－+Fe3O4——Fe3++Mn2+−→−∆−→−∆依据电子得失守恒进行配平可得：1MnO4－+5Fe3O4+ ——15Fe3++1Mn2++显然，此反应的反应物和生成物中还缺少介质分子和离子。
要判断添加的缺项一般是反应介质。
如酸（H+）、碱（OH－）或水（H2O）等，需要根据反应的具体情况判断添加，然后配平。
观察上述反应式，反应物中有氧原子，生成物中没有，添加生成物时必定要加上含氧原子的微粒。
OH－或水中都含有氧原子，若加上OH－，OH－与产物中的Fe3+、Mn2+不能共存，而溶液中不可能存在O2－离子，也不能添加，只有加上水。
这样，上式变为1MnO4－+5Fe3O4+ ——15Fe3++1Mn2++H2O再观察上式，左边没有氢原子，H+或OH－离子中都含有氢，若反应物中加上OH－离子，则生成物不可能是Fe3+或Mn2+，只能加H+离子。
或者依据电荷守恒，要左右两边的电荷相等，也只有添加带正电荷的H+离子。
即1MnO4－+5Fe3O4+ H+——15Fe3++1Mn2++H2O 电荷平衡的配平方法是：若正、负电荷全部在方程式的同一边，则应使正、负电荷的代数和为零；若正、负电荷分布在反应方程式的两边，则两边电荷的差为零。
最后，依据电荷守恒、质量守恒，用观察法配平其它物质的化学计量数。
依据氧原子质量守恒，可在H2O分子前配24，则H+前应配48；或据电荷守恒，在H+前应配48，再依据氧原子质量守恒，在H2O分子前配24即可。
将单线改为等号，1省去不写得：MnO4－+5Fe3O4+48 H+=15Fe3++Mn2++24H2O有的反应方程式还应注明反应条件，沉淀或气体的符号。
所以，在添加缺项时应注意：1）H+和OH－不可能添加在同一边，因H+和OH－不可能大量共存。
2）若反应物中添加H+或OH－离子，则生成物中往往需添加水；若反应物中添加水，则生成物中往往需添加H+或OH－离子。
3）添加H+或OH－离子时，不必考虑与反应物能否共存，但一定要考虑与生成物能否共存，不能共存，就不能添加。
[例题4]配平离子方程式：Fe2++ClO－——Fe3++Fe(OH)3+Cl－[解析]观察反应式，铁元素化合价升高1，氯元素化合价从正一价降到负一价，降低2，反应式中，反应物和生成物都只有一种物质，且原子个数都是1，化学计量数暂配1，铁元素在生成物中有两种产物，应先配定反应物中亚铁离子的化学计量数，依据电子得失守恒，配2。
即2Fe2++1ClO－——Fe3++Fe(OH)3+1Cl－现在表面看来铁元素原子质量守恒，但电荷不等，且反应式左边没有氢原子，缺少反应物，应先添加。
若在反应物中加H+，酸性条件下不可能生成Fe(OH)3；若在反应物中加OH －，碱性条件下不可能有Fe3+生成；只能是添加水（HO）。
即22Fe2++1ClO－+H2O——Fe3++Fe(OH)3+1Cl－要使电荷守恒，Fe3+前应配4/3。
再依据铁元素质量守恒，Fe(OH)3前配2/3。
即2Fe2++1ClO－+H2O——4/3Fe3++2/3Fe(OH)3+1Cl－依据质量守恒，检查氢和氧，配得H2O的化学计量数为1。
将分数化成整数，单线改等号，加上沉淀符号即可。
6Fe2++3ClO－+3H2O==4Fe3++2Fe(OH)3↓+3Cl－[解题技巧]离子方程式的配平离子方程式的配平与化学方程式式的配平不同，不仅遵循质量守恒、电子得失守恒，还要遵循电荷守恒。
有的还要添加反应物或生成物中的缺少的物质。
其配平必须按以下四步顺序进行。
第一步：依据电子得失守恒，配定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数；第二步：依据电荷守恒，配定各离子的化学计量数；第三步：依据质量守恒，配定其他分子的化学计量数；第四步：检查约简或化整化学计量数，将单线改等号，加上反应条件、沉淀或气体符号。
氧化还原型离子方程式的书写和配平时，题目中的已知条件常常只有主要反应物和生成物，即氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物等，配平时，还要在第二步之前添加反应物或生成物中的缺项。
在添加缺项时应注意：1）要判断添加的缺项一般是反应介质。
如酸（H+）、碱（OH－）或水（H2O）等，需要根据反应的具体情况判断添加。
2）H+和OH－不可能添加在同一边，因H+和OH－不可能大量共存。
3）若反应物中添加H+或OH－离子，则生成物中往往需添加水；若反应物中添加水，则生成物中往往需添加H+或OH－离子。
4）添加H+或OH－离子时，不必考虑与反应物能否共存，但一定要考虑与生成物能否共存，不能共存，就不能添加。
电荷平衡的配平方法是：若正、负电荷全部在方程式的同一边，则应使正、负电荷的代数和为零；若正、负电荷分布在反应方程式的两边，则两边电荷的差为零强化训练1.亚硝酸(HNO2)既可作氧化剂又可作还原剂，当它在反应中作氧化剂时，可能生成的产物是A.N2 B．N2O3 C．NH3Ｄ．NO22.已知某强氧化剂RO(OH)2+中的R元素被Na2SO3还原到较低价态。
如果还原2.4×10－3 mol RO(OH)2+至较低价态，需要60 mL 0.1 mol/L的Na2SO3溶液。
那么，R元素被还原成的价态是 ( B )A．—1 B．0 C．＋1 D．＋23.反应８NH3＋3Cl2====6NH4Cl＋N2中，被氧化的氨和未被氧化的氨的质量比是A.3∶1B.1∶3C.1∶1D.3∶84. 在3BrF3+5H2O=HBrO3+Br2+9HF+O2↑反应中，若有5mol水作还原剂时，被水还原BrF3的物质的量为A.3 molB.2 molC.4/3 molD.10/3 mol5. (NH4)2PtCl6晶体受热完全分解，放出氮气和氯化氢气，同时，还生成金属铂和氯化铵。