知识点

核心步骤解析

板书例题

配平过程详解与错误修正

技巧与易错点

基本步骤

1. 标：标出所有变价元素的化合价。
2. 等：使失电子总数 = 得电子总数。
3. 定：确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
4. 平：用观察法配平其他未变价原子（先平金属，再平酸根，最后平H、O）。
5. 查：检查原子守恒和离子方程式中的电荷守恒。

通用

“定”是核心。先围绕变价元素配平，再处理未变价部分。离子方程式必须检查电荷。

部分氧还

部分反应物参与电子转移，其余部分提供反应介质或酸碱性环境。

① KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂↑ + H₂O

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 8H₂O
- 标：KMnO₄中Mn(+7)→MnCl₂中Mn(+2)，得5e⁻。HCl中Cl(-1)→Cl₂中Cl(0)，失1e⁻。
- 等：得失电子最小公倍数为5。
- 定：KMnO₄系数为1，则Mn得5e⁻；需有5个Cl⁻失电子，生成(5/2)个Cl₂。化为整数：KMnO₄系数为2，Cl₂系数为5。
- 平：2KMnO₄ → 2KCl + 2MnCl₂，这已用去4个Cl⁻。生成5Cl₂需10个Cl原子，故共需Cl⁻为4+10=14个。同时，左边2KMnO₄需8个O，与H⁺结合生成8H₂O，需16个H⁺。故HCl总系数为16。
- 查：原子守恒。

HCl三重作用：
1. 还原剂（10个HCl）
2. 提供酸性环境（所有16个HCl）
3. 提供Cl⁻（生成KCl和MnCl₂）

歧化反应

同一物质的同一元素，部分原子化合价升高，部分降低。

② Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO₃ + H₂O

3Cl₂ + 6NaOH = 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O
- 标：Cl₂(0) → NaCl(-1) 得1e⁻ (还原)；Cl₂(0) → NaClO₃(+5) 失5e⁻ (氧化)。
- 等 & 定：为使失电子总数=得电子总数，被还原的Cl原子数 : 被氧化的Cl原子数 = 5 : 1。即每6个Cl原子参与反应，5个被还原，1个被氧化。故Cl₂系数为3，生成NaCl为5，NaClO₃为1。
- 平：右边Na原子共6个，故NaOH系数为6。H原子6个，故H₂O系数为3。
- 查：原子守恒。

关键在于找到还原产物与氧化产物的物质的量之比，该比例由升降价总数相等决定。

归中反应

不同物质的同一元素，化合价向中间靠拢，生成同一物质。

③ KClO₃ + HCl → KCl + Cl₂↑ + H₂O

KClO₃ + 6HCl = KCl + 3Cl₂↑ + 3H₂O
- 标：KClO₃中Cl(+5)→Cl₂(0) 得5e⁻；HCl中Cl(-1)→Cl₂(0) 失1e⁻。
- 等 & 定：得失电子最小公倍数为5。故KClO₃系数为1，得5e⁻；需5个Cl⁻失电子，生成(5/2)个Cl₂中来自HCl的Cl原子。但Cl₂分子中两个Cl原子来源不同，1个Cl₂分子需要1个来自KClO₃的Cl和1个来自HCl的Cl。因此，1个KClO₃提供1个Cl原子，可与多个HCl提供的Cl原子结合成Cl₂。计算：1个KClO₃降5价，需5个HCl升5价，共提供6个Cl原子，结合成3个Cl₂。
- 平：KCl已由KClO₃提供。H：HCl有6个，故生成3H₂O。
- 查：原子守恒。

产物Cl₂的构成：一半Cl原子来自氧化剂(KClO₃)，一半来自还原剂(HCl)。

离子方程式

除原子守恒外，必须保证电荷守恒。

④ Cu + H⁺ + NO₃⁻ → Cu²⁺ + NO↑ + H₂O
（板书书写有误）

3Cu + 8H⁺ + 2NO₃⁻ = 3Cu²⁺ + 2NO↑ + 4H₂O
- 标：Cu(0)→Cu²⁺(+2)，失2e⁻；NO₃⁻中N(+5)→NO(+2)，得3e⁻。
- 等：得失电子最小公倍数为6。
- 定：Cu系数为3，NO₃⁻系数为2。
- 平：N原子已平。右边电荷：3×(+2) = +6。左边现有电荷：2×(-1) = -2。需用H⁺调节电荷，+6 - (-2) = +8，故需8个H⁺。最后用H₂O平H和O：左边8个H，故右边4H₂O；检查O原子：左边2×3=6个O，右边2+4=6个O。
- 查：原子、电荷均守恒。

电荷守恒是离子方程式配平的独有且关键步骤。H⁺的系数常由电荷守恒决定。

综合配平1

多元素变价，需分别分析。

例6: H₂S + HNO₃ → S + NO + H₂O

3H₂S + 2HNO₃ = 3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O
- 标：H₂S中S(-2)→S(0)，失2e⁻；HNO₃中N(+5)→NO(+2)，得3e⁻。
- 等：得失电子最小公倍数为6。
- 定：H₂S系数为3，HNO₃系数为2。
- 平：S、N已平。H：左边(3×2)+(2×1)=8个H，故右边H₂O系数为4。检查O：左边2×3=6个O，右边2+4=6个O。
- 查：原子守恒。

H₂S和HNO₃中都有H，配平时需合并计算H原子总数。

综合配平2

复杂含氮化合物，注意平均化合价。

练6.3: NaClO + NH₃ → N₂H₄ + NaCl + H₂O
（板书多写了·H₂O）

2NaClO + 2NH₃ = N₂H₄ + 2NaCl + H₂O
- 标：NaClO中Cl(+1)→NaCl(-1)，得2e⁻；NH₃中N(-3)→N₂H₄中N(-2)，失1e⁻。
*计算N₂H₄中N化合价：设N为x，2x + 4×(+1) = 0，x = -2。*
- 等 & 定：每分子NH₃失1e⁻，每分子NaClO得2e⁻。得失电子最小公倍数为2。故NaClO系数为1，NH₃系数为2。生成1个N₂H₄需要2个N原子，故N₂H₄系数为1。
- 平：Na、Cl已平。H：左边2×3=6个H，右边N₂H₄中有4个，故H₂O系数为1。O：左边1×1=1个O，右边H₂O中有1个O。
- 查：原子守恒。

N₂H₄(联氨)中N为-2价。从NH₃(-3)到N₂H₄(-2)，每个N原子失1e⁻。

规律名称

核心内容与解读

主要应用题型

板书例题深度剖析

记忆口诀与关键

守恒律
(得失电子相等)

本质：反应中元素化合价升降总数相等，即电子得失（或偏移）总数相等。
公式：n(氧化剂)×变价原子数×降价总数 = n(还原剂)×变价原子数×升价总数

1. 方程式配平（见表1）
2. 计算氧化剂还原剂物质的量之比
3. 计算产物化合价或产率

【例1】 Cl₂与NaOH反应，生成ClO⁻与ClO₃⁻浓度比为1:3。求被还原Cl:被氧化Cl。
解析：
- 被氧化的Cl：从0价升高。
- 升至+1价（ClO⁻），每个Cl原子失1e⁻。
- 升至+5价（ClO₃⁻），每个Cl原子失5e⁻。
- 设ClO⁻为1 mol，ClO₃⁻为3 mol。
- 总失电子数 = (1 mol × 1 e⁻) + (3 mol × 5 e⁻) = 16 mol e⁻。
- 被还原的Cl：从0价降至-1价（NaCl），每个Cl原子得1e⁻。
- 根据电子守恒，被还原的Cl原子物质的量 = 16 mol e⁻ / 1 e⁻/atom = 16 mol。
- 被氧化Cl总物质的量 = 1 mol + 3 mol = 4 mol。
- 比值：被还原Cl : 被氧化Cl = 16 : 4 = 4 : 1。

“得失电子相等”是氧化还原计算的万能钥匙。

价态律

1. 性质规律：
- 最高价——只具氧化性 (如Fe³⁺、浓H₂SO₄中S、KMnO₄中Mn)
- 最低价——只具还原性 (如S²⁻、I⁻、金属单质)
- 中间价态——既具氧化性，又具还原性 (如SO₂中S、Fe²⁺)
2. 邻位转化律：氧化还原反应中，化合价变化通常遵循“只靠拢，不相交”的邻位或跳位转化原则。

1. 判断物质在理论上可能具有的性质。
2. 预测反应产物。
3. 判断化合价变化是否合理。

板书总结：
“高价氧化，低价还原，中间价态，两性俱全”
应用示例：
H₂S (S,-2) 与浓 H₂SO₄ (S,+6) 反应，H₂S中S是最低价，只能作还原剂；浓H₂SO₄中S是最高价，只能作氧化剂。反应后S的化合价向中间靠拢，生成S(0)。

此规律用于定性、宏观地预测物质性质。

强弱律

1. 反应方向律：
氧化性：氧化剂 > 氧化产物
还原性：还原剂 > 还原产物
2. 强弱顺序律：根据上述原理，通过多个反应可以排列出物质氧化性/还原性的相对强弱顺序。
3. 先后律：当一种氧化剂(还原剂)遇到多种还原剂(氧化剂)时，它优先与还原性(氧化性)最强的物质反应。

1. 比较氧化性/还原性强弱（最常见）。
2. 判断反应能否发生（强生弱）。
3. 判断反应先后顺序（先强后弱）。

【例3】 判断还原性强弱。
解析：利用“还原剂 > 还原产物”进行链式推理。
1. I₂ + SO₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HI
- 还原剂: SO₂，还原产物: I⁻
- ⇒ 还原性 SO₂ > I⁻
2. 2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃
- 还原剂: Fe²⁺，还原产物: Cl⁻
- ⇒ 还原性 Fe²⁺ > Cl⁻
3. 2FeCl₃ + 2HI = 2FeCl₂ + 2HCl + I₂
- 还原剂: I⁻，还原产物: Fe²⁺ (Fe³⁺被还原为Fe²⁺)
- ⇒ 还原性 I⁻ > Fe²⁺
综合排序：SO₂ > I⁻ > Fe²⁺ > Cl⁻，故正确答案为 D。

“强强生弱弱”。这是判断性强弱和反应方向的直接依据。

氧化剂

化学式/示例

核心元素 & 化合价变化

典型反应环境与还原产物

现象、说明与实例

活泼非金属单质

氯气

Cl₂

Cl: 0 → -1

中性/碱性：Cl⁻
与金属/氢气反应：氯化物

强氧化性，与变价金属（如Fe）反应生成高价氯化物（FeCl₃）。

氧气

O₂

O: 0 → -2

与金属反应：氧化物(MgO)
与非金属反应：氧化物(CO₂)
燃烧、呼吸作用。

最常见的氧化剂。

溴

Br₂

Br: 0 → -1

水溶液：Br⁻

氧化性弱于氯气。

含氧酸及其盐

浓硫酸

H₂SO₄ (浓)

S: +6 → +4

加热，与金属反应：SO₂

钝化：常温下使Fe、Al表面形成致密氧化膜。使Cu等不活泼金属溶解。

稀硝酸

HNO₃ (稀)

N: +5 → +2

与金属反应：NO

与绝大多数金属反应（除Au、Pt等），不生成H₂。

浓硝酸

HNO₃ (浓)

N: +5 → +4

与金属反应：NO₂

同上，氧化性更强，通常生成红棕色NO₂气体。

高锰酸钾

KMnO₄

Mn: +7 → +2, +4, +6

酸性：Mn²⁺ (无色)
中性/弱碱性：MnO₂ (棕黑沉淀)
强碱性：MnO₄²⁻ (绿色)

强氧化剂，其还原产物取决于溶液酸碱性，是重要考点。酸性下褪色。

重铬酸钾

K₂Cr₂O₇

Cr: +6 → +3

酸性：Cr³⁺ (绿色)

酸性环境下强氧化剂，溶液颜色由橙红变为绿色。

氯酸盐

KClO₃

Cl: +5 → -1, 0

加热、酸性环境：Cl⁻, Cl₂

与浓盐酸或P、S等易燃物混合易爆炸。

金属阳离子

铁离子

Fe³⁺

Fe: +3 → +2

水溶液：Fe²⁺

可与Cu反应制作电路板（2Fe³⁺ + Cu = 2Fe²⁺ + Cu²⁺）；用于检验I⁻，溶液变黄褐色（I₂）。

银离子

Ag⁺

Ag: +1 → 0

水溶液：Ag

一般不作为主要氧化剂讨论，但在置换反应和电化学中重要。

过氧化物

过氧化氢

H₂O₂

O: -1 → -2, 0

酸性/碱性：H₂O (主要)
遇强氧化剂时作还原剂：O₂

既有氧化性又有还原性，以氧化性为主。不稳定，易分解。

其他

次氯酸盐

NaClO, Ca(ClO)₂

Cl: +1 → -1

水溶液：Cl⁻

漂白、消毒原理，依靠其强氧化性。

还原剂

化学式/示例

核心元素 & 化合价变化

典型反应环境与氧化产物

现象、说明与实例

活泼金属单质

钾、钙、钠

K, Ca, Na

金属：0 → 正价

水溶液/氧气：对应阳离子和H₂/氧化物

与水剧烈反应，不能从盐溶液中置换金属。

镁、铝、锌

Mg, Al, Zn

金属：0 → +2, +3

酸/某些盐溶液：对应阳离子和H₂

常用于实验室制H₂。Al、Fe在浓HNO₃、浓H₂SO₄中钝化。

铁

Fe

Fe: 0 → +2

与非氧化性酸反应：Fe²⁺和H₂
与弱氧化剂反应：Fe²⁺
与强氧化剂反应：Fe³⁺

遇强氧化剂（如Cl₂、HNO₃）生成Fe³⁺，遇弱氧化剂（如S、I₂、H⁺）生成Fe²⁺。

某些非金属单质

氢气

H₂

H: 0 → +1

加热：H₂O

还原性，用于冶炼金属（如H₂ + CuO）。

碳

C

C: 0 → +2, +4

高温：CO, CO₂

冶炼金属（如焦炭还原Fe₂O₃）。

低化合价非金属阴离子

碘离子

I⁻

I: -1 → 0

水溶液：I₂

遇氧化剂（如Fe³⁺、Cl₂）生成I₂，使淀粉变蓝。

硫离子

S²⁻

S: -2 → 0, +4, +6

水溶液：S, SO₂等

强还原性，易被空气中O₂氧化。

低化合价化合物

一氧化碳

CO

C: +2 → +4

加热：CO₂

气体，有毒，用于冶炼金属（如CO + Fe₂O₃）。

二氧化硫

SO₂

S: +4 → +6

水溶液/催化剂：SO₄²⁻

既有氧化性又有还原性，以还原性为主。可使酸性KMnO₄溶液褪色。

亚铁盐

Fe²⁺

Fe: +2 → +3

水溶液：Fe³⁺

易被空气中O₂氧化（4Fe²⁺ + O₂ + 4H⁺ = 4Fe³⁺ + 2H₂O），保存时常加Fe粉。

某些含氧酸

草酸

H₂C₂O₄

C: +3 → +4

酸性，加热：CO₂

与酸性KMnO₄反应，用于标定其浓度。

某些特殊物质

硫化氢

H₂S

S: -2 → 0, +4, +6

水溶液：S, SO₂等

强还原性，其水溶液久置变浑浊（被O₂氧化为S）。