资料简介
第三单元 氧化还原反应（2）
授课人：董 啸
①掌握化学反应的四种基本类型。
教学目标： ②掌握重要氧化剂、还原剂之间的常见反应。
③能分析并标示氧化还原反应中电子转移的方向和数目。
教学重点： 氧化性还原性强弱的比较和计算
教学难点： 氧化还原反应方程式的配平及计算
教学方法： 归纳法和比较法相结合
教学过程： 第二课时
基础知识精析
三．氧化性或还原性强弱的比较
①根据氧化还原反应进行比较：
氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性；还原剂的还原性>还原产物的还原性
例 1、根据下列反应判断：
①H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4
②2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2
③3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3
(1)NO、Fe2＋、I－、H2SO3 的还原性由强到弱顺序为： 。
(2)I2、FeCl3、HNO3、H2SO4(稀)的氧化性由强到弱顺序为：__________。
例 2、已知 I－、Fe2＋、SO2、Cl－和 H2O2 均有还原性，它们在酸性溶液中还
原性强弱顺序为 Cl－Fe2+>A13+>K+
Ⅱ.还原性:
金属单质还原性强弱与金属活动顺序相同；阴离子还原性强弱与非金属活
动顺序相反。
例 3、试比较 Fe2＋、Cu2＋、Ag＋、Zn2＋的氧化性强弱和 Cl－、Br－、I－、S2－
的还原性强弱。
③利用元素金属性和非金属性强弱比较
元素的金属性越强其单质还原性越强，相应阳离子的氧化性越弱；单质的
非金属性越强其单质氧化性越强，相应阴离子的还原性越弱。
④利用化合价比较：
当同一氧化剂氧化不同的还原剂时，可根据氧化剂被还原程度的不同来判
断还原剂的强弱，一般是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理，
当不同氧化剂氧化同一还原剂时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化剂就
越强。如氯气和硫分别与铁反应，氯气可把铁氧化为 Fe3＋，而 S 只能把铁氧化
为 FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。
⑤利用原电池和电解池比较：
金属单质还原性强弱可利用原电池的正负极来比较；阴阳离子的还原性氧
化性可按电解池中阴阳离子的放电顺序去比较。
⑥利用反应条件比较：
同一种物质与不同的物质反应时，越易进行的，该物质的氧化性(或还原性)
越强。例如：16HCl(浓)＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑①
4HCl(浓)＋MnO2MnCl2＋2H2O＋Cl2↑ ②
4HCl(浓)＋O2CuCl2500℃2H2O＋2Cl2 ③
则上述 3 种氧化剂的氧化性强弱顺序为________________。
⑦利用其他条件比较：物质的浓度，溶液的酸碱性，温度等对物质的氧化性、还原性也有影响。
如氧化性：HNO3(浓)>HNO3(稀)，还原性：HCl(浓)>HCl(稀)，KMnO4 的氧化性：
酸性溶液中强于非酸性溶液中，且酸性越强氧化性越强。
【深度思考】
1．往 FeBr2 溶液中通入少量 Cl2，哪种离子先被氧化？若改为 FeI2 呢？
答案 由于还原性：I－>Fe2＋>Br－，所以往 FeBr2 溶液中通入少量 Cl2，首
先被氧化的是 Fe2＋；向 FeI2 溶液中通入少量 Cl2，首先被氧化的是 I－。
2．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)向浓 H2SO4 中通入 H2S 气体，转移的电子数可能是 6NA(√)
解析 H2SO4(浓)＋3H2S===4S↓＋4H2O
(2)1 mol Cl2 与 Ca(OH)2 完全反应，转移的电子数是 2NA(×)
解析 Cl2 既是氧化剂又是还原剂，1 mol Cl2 和 Ca(OH)2 反应，转移电子数
应为 1NA。
【课堂练习】
1．(2009·广东，17)常温下，往 H 2O2 溶液中滴加少量 FeSO4 溶液，可发生如
下两个反应：
2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O
2Fe3＋＋H2O2===2Fe2＋＋O2↑＋2H＋
下列说法正确的是( )
A．H2O2 的氧化性比 Fe3＋强，其还原性比 Fe2＋弱
B．在 H2O2 分解过程中，溶液的 pH 逐渐下降
C．H2O2 分解的总方程式为：H2O2===H2O＋O2↑
D．H2O2 生产过程要严格避免混入 Fe2＋
2．(2006·江苏，3)物质氧化性、还原性的强弱，不仅与物质的结构有关，还
与物质的浓度和反应温度等有关。下列各组物质：
①Cu 与 HNO3 溶液 ②Cu 与 FeCl3 溶液
③Zn 与 H2SO4 溶液 ④Fe 与 HCl 溶液由于浓度不同而能发生不同氧化还原反应的是( )
A．①③ B．③④ C．①② D．①③④
3．(2009·全国理综Ⅱ，13)含有 a mol FeBr 2 的溶液中，通入 x mol Cl2。下列各
项为通 Cl2 过程中，溶液内发生反应的离子方程式，其中不正确的是( )
A．x＝0.4a,2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－
B．x＝0.6a,2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－
C．x＝a,2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2===Br2＋2Fe3＋＋4Cl－
D．x＝1.5a,2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Br2＋2Fe3＋＋6Cl－
四．氧化还原反应的配平
（1）配平依据：
①化合价升降规律：氧化剂得电子总数跟还原剂失电子总数相等，表现在化
合价上就有元素化合价升高的总数与元素化合价降低的总数相等。
②质量守恒定律：任何化学反应前后，各元素原子个数必定守恒。
（2）配平的一般步骤：
①标变价：标出反应前后化合价发生变化的元素化合价；
②列变化：分析各变价元素的化合价升、降的价数；
③使相等：求出化合价升、降价数的最小公倍数，使有关元素的化合价升、
降总价数相等。
④配系数：用观察法配平其它元素的化学计量数。
【课堂练习】
1．根据以上步骤，配平以下氧化还原反应方程式：
（1）□Cr3++□Na2O2+□OH-—□CrO42-+□Na++□H2O
（2）□CrI3+□Cl2+□KOH—□K2Cr2O7+□KIO4+□KCl+□H2O
（3）□P4+□HNO3+□H2O—□H3PO4+□NO↑
（4）□Mn2++□S2O82-+□H2O—□SO42-+□MnO4-+□H2O
（5）□Zn+□H++□NO3-—□Zn2++□NO+□H2O
（6）□HClO4+□P+□H2O—□HCl+□H3PO42．下列有关硫化亚铁跟浓硫酸反应的方程式正确的是（ ）
（A）2FeS + 6H2SO4 = Fe2 (SO4)3 + 3SO2↑+2S +6H2O
（B）4FeS + 18H2SO4 = 2Fe2 (SO4)3 + 9SO2↑+7S +18H2O
（C）6FeS + 16H2SO4 = 3Fe2 (SO4)3 +6SO2↑ +7S +16H2O
（D）8FeS + 18H2SO4 = 4 Fe2 (SO4)3 + 3SO2↑+ 11S+18H2O
（3）配平技巧：
角码处理技巧、化合价的合并与分解、假设化合价
练习.配平以下两个化学方程式。
(1)__Na2SO3＋__Na2S＋__H2SO4——__Na2SO4＋__S＋__H2O
(2)__KMnO4＋__HCl——__KCl＋__MnCl2＋__Cl2↑＋__H2O
（4）类型：
a.常规类型：
简单反应用观察法配平，复杂的用化合价升降法配平
b.离子反应的氧化还原反应配平：
应遵守三个守恒，即质量守恒、电荷守恒、得失电子守恒。配平时切记当
参加氧化还原反应的物质计量数确定后，应先配平电荷，后配平其它物质的化学
计量数。
c.缺项配平：
所谓缺项即方程式中某反应物或生成物未写出。一般缺项为未直接参加氧化
还原反应的物质，如：H2O、H+、OH-等。配平时，先使得失电子数相等，确定
氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，再观察两边电荷，通过前后比较
判断缺项是何物，最后配平。
若反应物这边缺正电荷，一般加(H＋)，生成物一边加水；若反应物这边缺负
电荷，一般加(OH－)，生成物一边加水。然后进行两边电荷数配平。
例题：完成并配平下列化学方程式：
□KMnO4+□KNO2+□（ ）—□MnSO4+□K2SO4+□KNO3+□H2O
解析：参加氧化还原反应的元素为锰和氮两种元素，则有 Mn+7→Mn+2 化合价降 5×2
N+3→N+5 化合价升 2×5
得：2KMnO4+5KNO2+□（ ）—2MnSO4+□K2SO4+5KNO3+□H2O
分析上述式子或得，由于生成物中多出了 SO42-和 H，则反应物（ ）内为 H2SO4，
且系数为 3，由此推知 H2O 的系数为 3。所以答案为：
2KMnO4+5KNO2+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5KNO3+3H2O
[学生练习]配平下列两个方程式：
（1）□Mn2++□S2O82-+□H2O—□SO42-+□MnO4-+□（ ）
（2）□Zn+□H++□NO3-—□Zn2++□NH4++□（ ）
【其它方法】
①逆向配平法：部分氧化还原反应、自身氧化还原反应、歧化反应等宜用
逆向配平法，即选择氧化产物、还原产物为基准先配平。
②设“1”法：选择反应方程式中组成元素较多、化学式较复杂的物质作基准，
设其计量数为 1。其余各物质的计量数通过设未知数按质量守恒，电荷守恒等解
方程的办法，进行配平。
③零价配平法：对于二元化合物中两种元素都被氧化，我们可将各元素都作
零价处理，把方程式配平。
此法适用于无法用常规法确定物质的化合价先令该物质中各元素化合价均
为零价，然后计算出各元素化合价的升降值并使元素化合价升降值相等，最后用
观察法配平其他物质的化学计量数。
例：Fe3C＋HNO3→Fe(NO3)3＋NO＋CO2+H2O
若用正常化合价法配平此式，Fe3C 中 Fe 可能有分数价，那样配平较费时。
若将 Fe3C 中的两元素都视为零价，看成合金，并不影响结果，因为任何物质中
正负价代数和为零。由上计算结果知，无论按那种价态配平，均不影响 Fe3C 升
高总数，但用零价处理法配平显然要简洁得多，配平后的总式为：
3FeC+40HNO3=9Fe(NO3)3+13NO↑+3CO2↑+20H2O当然，若是要求标电子转移方向和数目，或是概念辨析时，应再回到正常价
法处理。
④平均化合价法：此法适应于同一物质中某种元素出现两次且价态不同。
如 NH4NO3 中 N 元素，可认为其化合价为+1 价。
⑤设价法：先假设某元素的化合价为某一值（与实际不符合），然后再根
据元素的化合价推其他元素的化合价，从而使化合价转化关系简化的方法。
例题 1、某反应体系中的物质有：NaOH、Au2O3、Na2S4O6、Na2S2O3、Au2O、
H2O。
(1)请将 Au2O3 之外的反应物与生成物分别填入以下空格内。
＋＋―→＋＋
(2)反应中，被还原的元素是________，还原剂是____________________。
(3)将氧化剂与还原剂填入下列空格中，并标出电子转移的方向和数目。
例题 2、Na2Sx 在碱性溶液中可被 NaClO 氧化为 Na2SO4，而 NaClO 被还原为
NaCl，若反应中 Na2Sx 与 NaClO 的物质的量之比为 1∶16，则 x 的值为( )
A．2 B．3 C．4 D．5
例题 3、 (2011·武汉月考)某反应可表示为：mM＋nH＋＋O2===xM2＋＋yH2O，
则 x 值为( )
A、2 B．4 C．6 D．9
⑥待定系数法：
对于较复杂的氧化还原反应，在电子转移较难弄清的情况下，可用待定化学
计量数法解决配平问题。
例 1：P4O + Cl2 — POCl3 + P2Cl5
主要步骤如下：
第一步 将某一反应物化学计量定为 1，其他物质的化学计量数分别以 a、
b、c……等字母表示，待定化学计量数的数目越少越易完成配平。
P4O + aCl2 —（4-2b）POCl3 + b P2Cl5第二步 根据相等条件列出等式（设待定化学计量数时已用过的条件不能再
用）。可得等式：
2a = 5b +（4-2b）×3（Cl 原子总数相等）
4-2b=1 （O 原子总数相等）
第三步 解出方程组。得 a = ， b= ，原化学方程式可写成：
P4O + Cl2 = POCl3 + P2Cl5
第四步 将方程式中的化学计量数改为最简单的整数比
4P4O +21Cl2 = 4POCl3 + 6P2Cl5
例 2：根据反应 S2Ox2-+Mn2++H2O → SO42- + MnO4- +H+ 。解答下列问题：
（1）配平上述离子方程式______________________。
（2）该反应中____________元素被还原。
（3）若电子转移仅在两种元素之间发生，已知 1mol S2Ox2-共转移 2mol 电子，
则 x =______。
解析：该反应中电子转移情况较复杂，宜用待定系数法来配平。配平后的离
子方程式为：
5S2Ox2- + (2x-14)Mn2+ + (3x-16)H2O = 10SO42- +(2x-14)MnO4- +(6x-32)H+
从离子方程式看，锰元素化合价从+2 升高到+7，所以 Mn2+是还原剂。
必定有一种元素的化合价降低，氢、硫两种元素的化合价均不可能降低，只
可能是 S2Ox2-中的氧元素。根据题中条件，5mol S2Ox2-应转移 10mol 电子。根据已
配平的离子方程式可得：5（2x-14） = 10 解得：x = 8
答 案 ： （ 1 ）
5S2Ox2- +(2x-14)Mn2++(3x-16)H2O=10SO42-+(2x-14)MnO4- +(6x-32)H+ （2）氧（3）
8
【活学活用】你能配平 P4+P2I4+H2O→PH4I+H3PO4 这个反应的化学方程式
吗？答案：13P4+10P2I4+128H2O=40PH4I+32H3PO4
1． (1)____HCl(浓)＋____MnO2____Cl2↑＋____MnCl2＋____H2O(2)____Cu＋____HNO3(稀)===____Cu(NO3)2＋____NO↑＋____H2O
(3)____KI＋____KIO3＋____H2SO4===____I2＋____K2SO4＋____H2O
(4)____MnO＋____H＋＋____Cl－===____Mn2＋＋____Cl2↑＋____H2O
答案：(1)4 1 1 1 2 (2)3 8 3 2 4
(3)5 1 3 3 3 3 (4)2 16 10 2 5 8
2． (1)____S＋____KOH===____K2S＋____K2SO3＋____H2O
(2)____P4＋____KOH＋____H2O===____K3PO4＋____PH3
答案 (1)3 6 2 1 3 (2)2 9 3 3 5
3． (1)____ClO－＋____Fe(OH)3＋____===____Cl－＋____FeO＋____H2O
(2)____MnO＋____H2O2＋____===____Mn2＋＋____O2↑＋____H2O
答案 (1)3 2 4OH－ 3 2 5 (2)2 5 6H＋ 2 5 8
4． 按要求完成下列方程式：
(1)在 NaClO 溶液中通入足量 SO2，写出发生反应的离子方程式： ____。
答案 ClO－＋SO2＋H2O===Cl－＋SO＋2H＋
解析 第一步：①找出发生氧化还原反应的粒子：ClO－和 SO2；②根据价态
规律，预测氧化产物和还原产物，并写出参加氧化还原反应的物质及氧化产物和
还原产物：ClO－＋SO2―→Cl－＋SO；③配电子守恒，由于 ClO－―→Cl－是得到 2e
－；SO2―→SO 是失去 2e－，因此，得失电子已经相等了。
第二步：配电荷守恒，该反应所产生的溶液是呈酸性的，用 H＋来配电荷，
显然是加在生成物的一边，并且得加 2 个 H＋，即 ClO－＋SO2―→Cl－＋SO＋2H
＋。
第三步：配原子守恒，反应是遵循质量守恒定律的，因此反应前后，相应原
子个数要相等的，显然反应物的一边要加 1 个 H2O，即 ClO－＋SO2＋H2O==Cl－＋
SO＋2H＋。
(2)S 与 Cl2 的水溶液充分反应可生成 2 种强酸，该反应的化学反应方程式是：
答案 S＋3Cl2＋4H2O===6HCl＋H2SO4解析 反应体系中有 S、Cl2 和 H2O，显然 Cl2 为氧化剂，S 为还原剂；Cl2 的还
原产物为 Cl－，而 S 的氧化产物可在 SO2、SO、SO 中选择。根据题给信息(生成 2
种强酸)，可有 2 种方法进行判断。方法 1：结合中学常见的六大强酸(HNO 3、
H2SO4、HClO4、HCl、HBr、HI)，根据原子守恒排除掉 HBr、HI、HNO 3，还剩
下 H2SO4、HCl、HClO4，生成物只能是 HCl 和 H2SO4。方法 2：根据得失电子守
恒，得 S＋3Cl2―→6Cl－＋SO(第 1 步)；溶液呈酸性，在等式右侧添加 8 mol H＋
使电荷守恒，S＋3Cl2―→6Cl－＋SO＋8H＋(第 2 步)；在等式左侧添加 4 mol H2O
使原子守恒，S＋3Cl2＋4H2O===6Cl－＋SO＋8H＋(第 3 步)。检查无误，改写成如
下化学反应方程式：S＋3Cl2＋4H2O===6HCl＋H2SO4。
(3)无色有刺激性气味的 SO2 气体与含 1.5 mol Cl 的一种含氧酸(该酸的某盐常
用于实验室制取氧气)的溶液在一定条件下反应，可生成一种强酸和一种氧化物，
若有 1.5NA 个电子转移时，该反应的化学方程式是________。
答案 2HClO3＋SO2==2ClO2＋H2SO4
解析 可用于实验室制氧气的氯的含氧酸盐是 KClO3，1.5 mol HClO3 在反应
中转移的电子数为 1.5NA 个，即 1.5 mol 电子，说明 1 mol Cl 得到的电子为 1 mol，
化合价降低 1 价，从＋5 价降为＋4 价。还原剂为 SO2，氧化产物为 SO，根据得
失电子守恒规律得 2HClO3＋SO2―→2ClO2＋SO(第 1 步)；溶液呈酸性，在等式右
侧添加 2 mol H＋使电荷守恒，2HClO3＋SO2―→2ClO2＋SO＋2H＋(第 2 步)；检查
原子已经守恒，改写成化学反应方程式(第 3 步)：2HClO3＋SO2===2ClO2＋H2SO4。
解题技巧：未知氧化还原反应方程式的书写技巧
(1)熟记常见的氧化剂及对应的还原产物、还原剂及对应的氧化产物
氧化剂 Cl2 O2 浓 H2SO4 HNO3
KMnO4
(H＋)、
MnO2
Fe3＋ KClO3 H2O2
还原产物 Cl－ O2－ SO2 NO 或 NO2 Mn2＋ Fe2＋ Cl－ H2O
还原剂 I－(HI) S2－(H2S) CO、C H2 NH3 SO2、SO H2O2
氧化产物 I2 S CO2 H＋ NO SO O2
(2)书写未知氧化还原反应方程式的步骤(3 步法)第 1 步：根据氧化还原顺序规律确定氧化性最强的为氧化剂，还原性最强
的为还原剂；根据化合价规律及题给信息和已知元素化合物性质确定相应的还原
产物、氧化产物；根据氧化还原反应的守恒规律确定氧化剂、还原剂、还原产物、
氧化产物的相应化学计量数。
第 2 步：根据溶液的酸碱性，通过在反应方程式的两端添加 H＋或 OH－的
形式使方程式两端的电荷守恒。
第 3 步：根据原子守恒，通过在反应方程式两端添加 H2O(或其他小分子)使
方程式两端的原子守恒。
【教后记】
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