氧化还原反应电子得失守恒专题

合集下载

专题04 氧化还原反应(核心精讲)(解析版)

专题04 氧化还原反应【知识导图】【目标导航】本专题内容为各种考试的高频考点，主要考查点有四：一是氧化还原反应概念的辨析，包括判断所给反应是否是氧化还原反应，氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物的判断，氧化还原反应类型的判断，电子转移的方向和数目等；二是氧化还原反应规律及应用，包括氧化性和还原性强弱的比较、化合价变化规律及其应用等；三是氧化还原反应方程式的书写和配平，主要是利用氧化还原反应化合价变化规律书写产物，并能够利用化合价升降法进行配平等；四是氧化还原反应的定量计算，主要是利用电子守恒进行相关量的计算等。

【重难点精讲】一、氧化还原反应的概念1.氧化还原反应的本质和特征2.基于双线桥理解氧化还原反应概念之间的关系规律总结：分析电子转移数目的关键——标出元素化合价(1)基本方法：先标出熟悉元素的化合价，再根据化合物中正负化合价的代数和为零的原则求解其他元素的化合价。

(2)熟记常见元素的化合价：一价氢、钾、钠、氟、氯、溴、碘、银；二价氧、钙、钡、镁、锌；三铝、四硅、五价磷；说变价也不难，二三铁、二四碳、二四六硫都齐全；铜汞二价最常见。

(3)明确一些特殊物质中元素的化合价：CuFeS 2：Cu ＋2、Fe ＋2、S －2；K 2FeO 4：Fe ＋6；Li 2NH 、LiNH 2、AlN ：N －3；Na 2S 2O 3：S ＋2；MO ＋2：M ＋5；C 2O 2－4：C ＋3；HCN ：C ＋2、N －3；CuH ：Cu ＋1、H －1；FeO n －4：Fe ＋8－n；Si 3N 4：Si ＋4、N －3。

概括为“氧、氧、得、降、还、还、还”。

3.氧化还原反应与四种基本类型反应间的关系根据下图，将下面反应类型的序号填入下表中。

反应实例反应类型 CO ＋CuO=====高温Cu ＋CO 2____________ CaCO 3=====高温CaO ＋CO 2↑ ____________ 2FeCl 2＋Cl 2===2FeCl 3 ____________ NH 3＋HCl===NH 4Cl ____________ Zn ＋H 2SO 4===ZnSO 4＋H 2↑ ____________ HCl ＋NaOH===NaCl ＋H 2O ____________ 2KClO 3=====MnO 2△2KCl ＋3O 2↑____________根据上表总结：①一定属于氧化还原反应的是________反应。

氧化还原电子守恒计算

氧化还原反应计算1．计算依据：（1）氧化剂获得电子总数等于还原剂失去电子总数，即得失电子守恒。

（2）氧化剂中元素降价总数等于还原剂中元素升价总数，即化合价升降守恒。

（3）反应前后各元素种类不变，各元素的原子数目不变，即质量守恒。

（4）在有离子参加的氧化还原反应中，反应前后离子所带电荷总数相等，即电荷守恒。

2．计算方法——得失电子守恒法：还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数:解题的一般步骤为：(1)找出氧化剂、还原性及相应的还原产物和氧化产物。

(2)找准一个原子或离子得失电子数。

(注意化学式中粒子的个数)(3)根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。

n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)＝n(还原性)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)。

3．常见题型：【例1】已知M2O可与R2－作用，R2－被氧化为R的单质，M2O的还原产物中，M为＋3价，又知c(M2O)＝0.3 mol·L－1的溶液100 mL可与c(R2－)＝0.6 mol·L－1的溶液150 mL 恰好完全反应，则n值为( )A．4 B．5 C．6 D．7【解析】(1)如何确定复杂离子中元素的化合价？(2)如何判断氧化还原反应中的得失电子守恒数？解题流程：●活学巧练3．在一定条件下，PbO2与Cr3＋反应，产物是Cr2O和Pb2＋，则与1 mol Cr3＋反应所需PbO2的物质的量为( )A．0.3 mol B．1.5 mol C．1.0 mol D．0.75 mol【点拨】标出化合价变化：O2―→2＋，3＋―→2O；算出一个原子的得失电子数：PbO2得(4－2)e－，Cr3＋失(6－3)e－；求算某个原子得失电子总数，设需PbO2的物质的量为a，转移电子数为：a×(4－2)e－，Cr3＋转移电子数为：(6－3)e－×1 mol；利用电子守恒列式：a×(4－2)e－＝(6－3)e－×1 mol，a＝1.5 mol。

微学霸第3辑——氧化还原反应第五部分利用得失电子守恒巧解氧化还原反应计算题含解析

灵活应用电子得失守恒是解答的关键，得失电子守恒是氧化还原反应计算的核心思想：得失电子守恒是指在发生氧化还原反应时，氧化剂得到的电子数一定等于还原剂失去的电子数.得失电子守恒法常用于氧化还原反应中氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的有关计算及电解过程中电极产物的有关计算等。

电子守恒法解题的步骤是：首先找出氧化剂、还原剂及其物质的量以及每摩尔氧化剂、还原剂得失电子的量，然后根据电子守恒列出等式。

计算公式如下：n(氧化剂）×得电子原子数×原子降价数=n(还原剂）×失电子原子数×原子升价数。

利用这一等式,解氧化还原反应计算题，可化难为易，化繁为简.【典例】物质的量之比为2∶5的锌与稀硝酸反应,若HNO3被还原的产物为N2O，反应结束后锌没有剩余，则该反应中被还原的HNO3与未被还原的HNO3的物质的量之比是A．1∶4 B．1∶5 C．2∶3 D．2∶5【答案】A【解析】方法一根据得失电子守恒法求解。

设锌的物质的量为2 mol,HNO3的物质的量为5 mol ,生成N2O的物质的量为x（被还原的HNO3的物质的量为2x).该反应中化合价变化情况：Zn→Zn2+（价差为2)，23NO →N2O(价差为8)，则由化合价升降相等，可得x× 8 =2 mol ×2，解得x=0.5 mol,则被还原的HNO3的物质的量(2x)为1 mol，未被还原的HNO3的物质的量为4 mol。

故反应中被还原的HNO3与未被还原的HNO3的物质的量之比是1∶4。

方法二根据题意写出锌与稀硝酸反应的化学方程式并配平：4Zn+10HNO34Zn（NO3）2+N2O↑+5H2O，从化学方程式可看出反应中被还原的HNO3与未被还原的HNO3的物质的量之比是1∶4。

1．PbO2是褐色固体，受热分解为Pb的+4和+2价的混合氧化物,+4价的Pb能氧化浓盐酸生成Cl2，+4价的Pb还原成+2价的Pb；现将1 mol PbO2加热分解得到O2，向剩余固体中加入足量的浓盐酸得到Cl2，O2和Cl2的物质的量之比为3∶2,则剩余固体的组成及物质的量比是A．1∶1混合的Pb3O4、PbOB．1∶2混合的PbO2、Pb3O4C．1∶4∶1混合的PbO2、Pb3O4、PbOD．1∶1∶1混合的PbO2、Pb3O4、PbO【答案】A【解析】本题考查氧化还原反应的电子守恒规律。

专题四氧化还原反应配平与得失电子守恒计算3课时

专题四氧化还原反应配平与得失电子守恒计算氧化还原反应在近三年江苏高考中主要体现在：氧化还原反应概念与判断，氧化还原反应原理应用和运用，尤其是在是电化学中的运用，新情景氧化还原反应方程式书写与配平，得失电子守恒计算。

据江苏省教研室刘江田统计，2013江苏高考化学试卷中与氧化还原沾边的内容分值达49分。

【知识网络】第一课时氧化还原反应基本概念【课堂目标】1.理解氧化还原反应的基本概念2.学会判断简单的氧化还原反应【基础梳理】活动一：氧化还原反应概念的判断(1)氧化还原反应的本质特征是，实质是。

近几年高考中一些特殊物质中元素化合价判断Na2S2O3中S ； CuFeS2中Cu Fe S ；MO＋2中M ； C2O2－4中C ；Li2NH中N ；LiNH2中N ； AlN中N ； HCN中C N ；Si3N4中Si N ； NO x中N ； Fe3O4中Fe ； FeO n－4中Fe 。

(2)氧化还原反应的有关概念①判断氧化反应、还原反应及氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物时可抓住下表中的关系：②理清下列网络关系：(3)四种基本反应类型和氧化还原反应的关系可用下图表示：【例题1】(必修1P 96－7)在NO 2与水的反应中A.氮元素的化合价不发生变化B.NO 2只是氧化剂C.NO 2只是还原剂D.NO 2既是氧化剂，又是还原剂【变式1－1】(必修1P 38－5)下列有关氧化还原反应的叙述中，正确的是A.一定有氧元素参加B.氧化剂本身发生氧化反应C.氧化反应一定先于还原反应发生D.一定有电子转移(得失或偏移)【变式1－2】(必修1P38－7)在下列反应中，HCl作还原剂的是A.NaOH＋HCl=NaCl＋H2OB.Zn＋2HCl=ZnCl2＋H2↑C.MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋2H2O＋Cl2↑D.CuO＋2HCl=CuCl2＋H2O活动二：常见氧化剂和还原剂(1)常见氧化剂①。

一般被还原为：②。

氧化还原反应配平(例题+练习版)

氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应的实质：得失电子守恒方程式配平原则：质量守恒、得失电子守恒、电荷守恒（离子方程式）配平方法：化合价升降法（电子得失法）【例1】： C + HNO3 ——CO2↑ + NO2↑ + H2O【例2】：NH3 + O2 ——NO + H2O【例3】：H2S + HNO3 ——H2SO4 + NO2 + H2O配平技法：1、全变左边配：某元素化合价完全变化，先配氧化剂或还原剂的系数①KNO3 + FeCl2 + HCl ——KCl + FeCl3 + NO↑ + H2O②Pt + HNO3 + HCl ——H2PtCl4 + NO2↑ + H2O2、部分变两边配：某元素化合部分变，含该元素的物质先配生成物。

①Mg + HNO3 ——Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O②KMnO4 + HCl ——MnCl2 + Cl2↑ + KCl + H2O3、自变右边配：自身的氧化还原反应（包括歧化反应）先配氧化产物和还原产物①NO2 + H2O ——HNO3 + NO②Cl2 + NaOH ——NaCl + NaClO3 + H2O③AgNO3 ——Ag + NO2↑ + O2↑4、多变整体配：某物质所含元素化合价同时升高或同时降低时，将这种物质当作一个整体来计算化合价变化数【例4】：FeS2 + O2 ——Fe2O3 + SO2①Cu2S + HNO3 ——Cu(NO3)2 + NO↑+ H2SO4 + H2O②P4 + CuSO4 + H2O ——Cu3P + H3PO4 + H2SO45、零价法：将某物质中价态难确定时，可假设其中各元素化合价均为零价。

【例5】：FeSi + HNO3 ——H4SiO4 + Fe(NO3)3 + NO↑ + H2O①Fe3C + HNO3 ——CO2↑ + Fe(NO3)3 + NO2↑ + H2O②Fe3P + HNO3 ——Fe(NO3)3 + NO↑ + H3PO4 + H2O6、离子方程式的配平（可利用电荷守恒进行配平）①Cr(OH)4－+ OH－+ ClO－——CrO42－+ Cl－+ H2O②MnO4－+ Cl－+ H+ ——Mn2+ + Cl2↑+ H2O③MnO4－+ H2O2 + H+ ——Mn2+ + O2↑+ H2O7．关于有缺项的方程式的配平：（缺项一般是酸、碱或水）【例6】：KMnO4+ KNO2+_______——MnSO4+ K2SO4+ KNO3+ H2O①Mn2++ S2O82－+ H2O ——SO42－+ MnO4－+ ________②Zn+H++NO3－——Zn2++ NH4++ _________③KMnO4 + K2SO3 +________——K2MnO4 + K2SO4 + H2O8．关于字母型方程式的配平①Cl m+ OH－——Cl－+ ClO n－+ H2O②NaS x + NaClO + NaOH ——Na2SO4 + NaCl + H2O氧化还原反应方程式的配平练习①KI+ KMnO4+ H2SO4——I2+ K2SO4+ MnSO4+ H2O②As2S3 + H2O2 + NH3.H2O ——(NH4)2AsO4 + (NH4)2SO4 + H2O③Fe2O3 + KClO3 + KOH ——K2FeO4 + KCl + H2O④MnO4－+ Cl－+ H+ ——Mn2+ + Cl2↑+ H2O⑤FeS + HNO3——Fe(NO3)3 + H2SO4 + NO↑+ H2O⑥K2Cr2O4 + SO2 + H2SO4——Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O⑦P + HClO3 + H2O ——HCl + H3PO4⑧BrO3－+ Br－+______ ——Br2 + H2O⑨Cr2(OH)4 + ClO－+ OH－——CrO42－+ Cl－+ H2O⑩CrI3 + Cl2 +______ ——K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O。

专题04 氧化还原反应的基本概念和规律(知识串讲+专题过关)-2022-2023学年高一化

专题04 氧化还原反应的基本概念和规律【知识梳理】【归纳总结】一．氧化还原反应的认识1.氧化还原反应的本质和特征2.氧化还原反应的基本概念【巧解巧记】升失氧、降得还，剂性一致，其他相反。

3.氧化还原反应与四种基本反应类型的关系二．氧化还原反应的表示方法1.双线桥法双线桥法是用两条线桥来表示氧化还原反应中化合价变化或电子转移方向和数目的方法。

方法如下：一条线箭头由氧化剂中得电子的原子指向还原产物中的同种元素的原子，并标明得到的电子数，另一条线箭头由还原剂中失电子的原子指向氧化产物中的同种元素的原子，并标明失去的电子数。

可概括为“标变价、画箭头、算数目、说变化”。

2.单线桥法单线桥法是用一条线桥来表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目的方法。

方法如下：在反应物一侧，箭号起点为失电子原子，终点为得电子原子，在线上只标转移电子总数，不标“得到”“失去”。

三．氧化性、还原性强弱的比较方法1．依据氧化还原反应原理判断(1)氧化性强弱：氧化剂>氧化产物(2)还原性强弱：还原剂>还原产物2．依据元素活动性顺序判断(1)金属越活泼，其单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱。

(2)非金属越活泼，其单质氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱。

F2、Cl2、Br2、I2、SF－、Cl－、Br－、I－、S2－由左至右，非金属单质的氧化性逐渐减弱；F－、Cl－、Br－、I－、S2－，由左至右，阴离子的还原性逐渐增强。

3．依据产物中元素价态的高低判断(1)相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。

例如：(2)相同条件下，不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的其还原性强。

例如：4．依据影响因素判断(1)浓度：同一种物质，浓度越大，氧化性(或还原性)越强。

如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4，浓HNO3>稀HNO3；还原性：浓HCl>稀HCl。

(2)温度：同一种物质，温度越高其氧化性越强。

电子得失守恒规律是指在任何氧化还原反应中

电子得失守恒规律是指在任何氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目与还原剂失去电子的数目相等。

由于氧化还原反应中氧化剂和还原剂元素种类和数目的复杂性，使电子守恒关系式具有一定的灵活性和难度。

在高考命题中，用得失电子守恒法求解的题型有确定氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物的量的多少或量的比例，确定氧化剂、还原剂、氧化产物或还原产物中元素的价态或种类，有关电化学及其他有关氧化还原反应的计算等。

一、电子守恒法的解题原理在氧化还原反应中，元素得失电子数目是守恒的，利用得失电子守恒来建立等式是快速解决氧化还原反应计算题的基本方法。

在利用电子守恒法解题时，一般分为三个步骤：①找出氧化剂和还原剂以及各自的还原产物和氧化产物，②找准1个原子或离子得失电子数 (注意:化学式中粒子的个数)，③由题中物质的物质的量，根据电子守恒列等式：n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值=n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。

二、利用电子守恒解常见题型的方法1、简单反应的电子得失守恒问题在任何一个氧化还原反应中电子得失总是相等的，解这类问题的关键是找出还原剂（或氧化产物）中被氧化的元素以及氧化剂（或还原产物）中被还原的元素，然后从元素化合价升高（降低）确定失（得）电子的总数。

根据氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数相等求解，这种题型除了可以确定化学式和化合价外，还可以确定具体的氧化产物和还原产物、氧化剂和还原剂及它们的比值。

【例1】(2011·大纲版全国卷)某含铬Cr2O72－废水用硫亚铁铵［FeSO4·(NH4)2 SO4·6H2O］处理，反应中铁元素和铬元素完全转化为沉淀。

该沉淀干燥后得到n molFeO·Fe y Cr x O3。

不考虑处理过程中的实际损耗，下列叙述错误的是A．消耗硫酸亚铁铵的物质的量为n(2-x)molB．处理废水中Cr2O72－的物质的量为molC．反应中发生转移的电子为3nx molD．在FeO·Fe y Cr x O3中3x=y解析：该反应中铁元素的化合价由+2升高到+3，铬元素的化合价由+6降到+3。

电子得失守恒练习

电子得失守恒【知识点解析】1.化合价升降与电子得失是一一对应关系氧化剂中的某种元素在化学反应中化合价降低，该原子得到电子，化合价降低数目与得到电子数目相等；还原剂中的某种元素在化学反应中化合价升高，该原子失去电子，化合价升高数目与失去电子数目相等。

氧化剂化合价降低总数与其得电子数相等；还原剂化合价升高总数与其失电子总数相等。

2.氧化还原反应中得失电子数相等氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数；存在多个氧化剂或多个还原剂的氧化还原反应中，多个氧化剂得到电子的总数与多个还原剂失去电子总数相等；多个氧化还原反应的反应体系中，无论这些反应是平行反应，还是多步反应，整个体系中所有氧化剂得电子总数与所有还原剂失电子总数相等。

3.得失电子数与电子转移数关系得电子总数=失电子总数=电子转移总数这三个数值之所以相等，其实质必然存在某种联系，它们是站在不同角度对同一个氧化还原反应中的量的变化的描述：得电子数是站在氧化剂的角度；失电子数是站在还原剂的角度；而电子转移数则是从氧化剂和还原剂之间的关系角度来反映两者间的量的变化，是对氧化还原反应过程的描述。

4.得失电子总数相等在电化学中的应用电化学反应都是氧化还原反应，所以氧化还原反应中的守恒关系在电化学中也存在；负（阳）极上失电子总数=正（阴）极上得电子总数=电极之间转移得电子总数；两极之间的电子转移通过外电路进行定向流动形成电流，所以电路中通过的电量（电子所带电荷总数）与电子转移数也存在着一一对应关系；负（阳）极上失电子总数=正（阴）极上得电子总数=电极之间转移的电子总数=电路中通过的电子数。

【典型例题】【例1】在一定条件下，分别以高锰酸钾、氯酸钾、过氧化氢为原料制取氧气，当制得同温、同压下相同体积的氧气时，三个反应中转移的电子数之比为A．1︰1︰l B．2︰2︰1 C．2︰3︰l D．4︰3︰2【例2】在含有mol FeSO4的溶液中通入mol Cl2，再加入含有X2O72?的溶液后，Fe2+恰好完全转化为Fe3+，则反应后X元素的化合价为A. +2B. +3C. +4D. +5【例3】投入一定量的浓硝酸中，铜完全溶解，生成气体的颜色越来越浅，共收集到1344ml气体（标准状况），将盛有此气体的容器倒扣在水中，通入标准状况下一定体积的氧气，恰好使气体溶于水，则通入氧气的体积为A. B. C. D.【例4】将含有和的水溶液1L，用惰性电极电解一段时间后，在一个电极上得到，则另一电极上放出气体在标况下的体积是A. B. C. D.【例5】Mg与Fe混合物加入过量硝酸中反应完全溶解，完全反应后得到气体NO （标况下），向反应后溶液中加入过量NaOH溶液，可得到沉淀g【针对性练习】1．硫代硫酸钠可作为脱氯剂，已知溶液恰好把224ml（标准状况）Cl2完全转化为Cl－离子，则S2O32－将转化成A．S2－B．S C．SO32－D．SO42－2．已知某强氧化剂[XO(OH)2]+能被亚硫酸钠还原到较低价态。

新教材化学人教必修一微专题3 氧化还原反应方程式的配平及计算

微专题3 氧化还原反应方程式的配平及计算
一、氧化还原反应方程式的配平 1.氧化还原反应方程式配平的基本原则 (1)得失电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高总数＝化合价降低总数。 (2)质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变。 (3)电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等。
二、氧化还原反应的计算 1.计算依据 (1)氧化剂获得电子总数等于还原剂失去电子总数，即得失电子守恒。 (2)氧化剂中元素降价总数等于还原剂中元素升价总数，即化合价升降守恒。
2.计算方法 (1)找出氧化剂、还原剂及对应的还原产物、氧化产物。 (2)标准确变价元素的化合价。 (3)找准每个氧化剂、还原剂中变价的原子个数。 (4)列出等式并计算： N(氧化剂)×变价原子个数×|化合价变化值|＝N(还原剂)×变价原子个数×| 化合价变化值|。
(1)正向配平类
①_4_HCl(浓)＋_1_MnO2
△ =====
_1_Cl2↑＋_1_MnCl2＋_2_H2O
②_2_KMnO4 ＋1_0_FeSO4 ＋ _8_H2SO4===_1_K2SO4 ＋ _2_MnSO4 ＋ _5_Fe2(SO4)3
＋_8_H2O
(2)逆向配平类
①_3_S＋_6_KOH
(4)配化学计量数：用观察法配平其他物质的化学计量数。 C＋4HNO3(浓)——4NO2↑＋CO2↑＋2H2O (5)查守恒：检查电荷是否守恒，原子个数是否守恒，配平后，把单线改成等号，标注反应条件。 C＋4HNO3(浓)==△===4NO2↑＋CO2↑＋2H2O
跟踪训练
1.配平下列氧化还原反应方程式
跟踪训练
2.在反应3Cl2＋8NH3===6NH4Cl＋N2中，被氧化的NH3与未被氧化的NH3

氧化还原反应计算中巧用得失电子守恒规律

氧化还原反应计算中巧用得失电子守恒规律浠水县团陂高中高友红得失电子守恒是指在氧化还原反应中，还原剂失电子总数与氧化剂得电子总数相等的规律。

在利用得失电子守恒规律时，一般步骤为①找出氧化剂与还原剂，以及与它们对应的还原产物及氧化产物；②找准一个原子或离子得失电子数；③由题中物质的量，根据守恒可以列出等式：n(×变价原子个数×化合价变化值=n（还原剂）×变价原氧化剂)子个数×化合价变化值。

用这种方法解题的最大优点在哪里呢？就是抓住氧化还原反应的始态和终态，忽略中间过程，利用得失电子总数相等建立关系式，从而简化过程，快速解题。

例1：向1L0.5mol/L的FeBr2溶液中通入标准状况下一定量的Cl2,完全反应后测得溶液中的Br—有一半被氧化，试求通入标准状况下Cl2的体积为多少？分析：将Cl2通入FeBr2溶液中，由于Fe2+和Br—都具有还原性，故Cl2与Fe2+和Br—均可反应。

但是，由于还原性Fe2+强于Br—，所以Cl2必须先与Fe2+反应，过量的Cl2再氧化Br—。

依据题意，有一半Br—被氧化，则Fe2+已完全被氧化。

解法一：由2Fe2+ + Cl2=2Fe3+ +2 Cl—可知，氧化Fe2+消耗Cl2的物质的量为1/2 ×0.5mol/L×1L＝0.２5mol由2 Br—+ Cl2= Br2+2 Cl—可知，Br—被氧化一半时消耗Cl2的物质的量为1/2 ×1/2 ×0.5mol/L×1L×２＝0.２5mol故通入标准状况下Cl2的体积为：（0.２5＋0.２5）mol×２２．４Ｌ／mol＝１１．２Ｌ解法二：反应开始时为FeBr2和Cl2，反应的终态为FeBr3FeCl3Br2, 且原溶液中有一半Br—被氧化，由得失电子守恒，Cl2得电子的总数与Fe2+和Br—失电子的总数应相等。

设通入Cl2为X mol,则X mol×2=0.5mol/L×1L×1+0.5mol/L×1L×２×1/2×1X=0.5mol故通入标准状况下Cl2的体积为：0. 5mol×２２．４Ｌ／mol＝１１．２Ｌ比较这两种方法，方法二比方法一步骤少，且简便快捷，能快速解题。

氧化还原反应与得失电子守恒

失电子守恒和质量守恒，可配平出：Ｉ＋５Ｃ１十６ＨＯ一
还；剂性一致、其他相反．（ “ 升失氧、降得还” ，即反应后所含元素化合价升高的物质失电子被氧化，发生氧化反应；反应后所含元素化合价降低的物质得电子被还原，发生还原反应． “ 剂
元素氧化成碘单质；等ＣＣ１层变紫色后，再滴加氯水时，其将碘单质进一步氧化成碘酸．（１）根据氧化还原反应方程式的配平原则，分析反应中的化合价变化，Ｉ元素的化合价从０一＋５，升高５价，Ｃｌ元素的化合价从Ｏ一一１，降低ｌ价，综合得
性一致 ” ，即氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性． “ 其他相反” ，即氧化剂被还原，发生还原反应，得还原产物；还原剂被氧化，发生氧化反应，得氧化产物）３．一种方法 —— 在做题时，看到氧化还原反应首先想到
原反应共存于同一反应中．
２．一个关系 —— 概念间的关系还原剂
失电子，化合价升高，被氧化
（１）判断某一氧化还原反应中，氧化性、还原性的相对
强弱．
（２）判断某一氧化还原反应能否正常进行．（３）判断众多氧化还原体系中，哪一反应优先进行．如Ｆｅ粉投入到ＦｅＣ１。、ＣｕＣｌｚ的混合液中，其反应顺序为Ｆｅ先与

大题专项练之氧化还原反应中有关的守恒计算

高中涉及的守恒计算一、守恒“守恒"是化学中的一个永恒规律，在氧化还原反应中常涉及的守恒有:（1）电子守恒：电子守恒是指氧化剂得到电子的物质的量（或个数）和还原剂失去电子的物质的量(或个数)相等，即反应前后氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数.（2）质量守恒;质量守恒是指氧化还原反应中反应前后各元素的种类和相应的原子个数不变.（3）电荷守恒电荷守恒是指在离子反应中，所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数，即溶液呈电中性。

二、方法对氧化还原反应的有关计算应根据化合价的变化，理清氧化和还原两条线索,以得失电子守恒为切入点，并结合化学方程式和质量守恒列式求解。

对于过程相对复杂的氧化还原反应，（连续反应或多个反应并列发生)的计算,可以通过分析反应前后,始终两态涉及的所有物质,找出所有起始物质到终了物质中化合价发生变化的元素，根据化合价升高总数和化合价降低总数相等列式求解，简化解题步骤。

三、守恒法解题的思维流程（1)找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。

(2)找准一个原子或离子得失电子数。

（注意化学式中粒子的个数）（3）根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。

n（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价）＝n（还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价—低价)。

【1】在一定条件下的硝酸铵受热分解的未配平的化学方程式为（）NH4NO3HNO3+ N2↑+ H2O，在反应中被氧化与被还原的氮原子数之比为:A. 5 : 3B。

5 : 4 C。

1 : 1 D。

3 ：5【2】12 mL浓度为0.1 mol//L的Na2SO3溶液,恰好与10 mL浓度为0.04 mol//L的K2Cr2O7溶液，完全反应,通过计算确定Cr元素在还原产物中的化合价。

【3】含有a mol FeBr2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。

高四化学练习——电子得失守恒

高四化学练习——电子得失守恒【知识点解析】1.化合价升降与电子得失是一一对应关系氧化剂中的某种元素在化学反应中化合价降低，该原子得到电子，化合价降低数目与得到电子数目相等；还原剂中的某种元素在化学反应中化合价升高，该原子失去电子，化合价升高数目与失去电子数目相等。

氧化剂化合价降低总数与其得电子数相等；还原剂化合价升高总数与其失电子总数相等。

【典型例题】【例1】在一定条件下，分别以高锰酸钾、氯酸钾、过氧化氢为原料制取氧气，当制得同温、同压下相同体积的氧气时，三个反应中转移的电子数之比为A．1︰1︰l B．2︰2︰1 C．2︰3︰l D．4︰3︰2解析：假设三个反应均生成1molO2，在高锰酸钾、氯酸钾的分解反应中，只有氧的化合价升高，且均由-2价升高到0价，故转移电子数均为4mol。

氧化还原反应方程式的配平电子得失守恒的运用

氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应方程式的配平是方程式配平中的难点问题，化合价升降法是配平氧化还原反应的基本方法。

1．配平原则一个配平的氧化还原反应必须满足电子得失守恒、元素守恒，离子方程式还应电荷守恒。

三个守恒同时也是配平氧化还原反应的三个原则。

最关键的是电子得失守恒2．配平方法简单的氧化还原反应可用观察法配平。

配平氧化还原反应最基本的方法化合价升降法。

其步骤为：⑴标好价，标出化合价发生变化的元素的化合价；⑵列变化，列出一分子物质化合价变化的数目；⑶求总数，求出化合价升高数目和降低数目的最小公倍数；⑷定系数，用最小公倍数除以一分子物质化合价变化的数目得到氧化剂和还原剂、氧化产物、还原产物的系数，再利用元素守恒，得到其它物质的系数；⑸细检查，检查上述配平中没涉及的元素是否守恒。

例1 配平方程式 Al2O3+ N2+ C- AlN+ CO部分氧化还原反应：MnO2+ HCl= MnCl2+ Cl2↑+ H2O练习1 KClO3 + H2C2O4+ H2SO4= Cl O2↑+ K2SO4 + Cl O2↑+ H2OCu+ HNO3= Cu(NO3)2+ NO↑+ H2O3．配平技巧⑴逆向配平法。

氧化剂还原剂为同一物质时，可先配平氧化产物、还原产物的系数后再配反应物的系数。

例2 配平方程式： Cl2+ NaOH- NaCl+ NaClO3+ H2O练习2S＋KOH K2S O3＋K2S＋H2O⑵电荷守恒法。

对于氧化还原反应离子方程式的配平要注意运用电荷守恒。

例3配平方程式：Fe2++ O2+ H2O- Fe3++ Fe(OH)3练习Mn错误!未找到引用源。

+ H2O2+ H +Mn2++ O2↑+ H2O⑶巧判缺项法。

缺项方程式的配平中，先配平含变价元素物质的化学计量数，再确定未知项及其化学计量数，缺项物质一般为酸(H+)、碱(OH－)或水。

例4配平方程式：Cr(OH)4－+ ClO－+____- CrO42－+ Cl－+ H2O练习4 KI+ KIO3+____- I2+ K2SO4 +____电子得失守恒的运用。

氧化还原反应的规律

氧化还原反应的规律1．得失电子守恒规律元素化合价升高总数＝元素化合价降低总数。

———化合价升降配平法。

元素被氧化所失去电子总数＝元素被还原所得到电子总数(得失电子规律)。

———电子得失法配平法。

例1：硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水。

反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是()。

A．1∶3B．2∶3 C．1∶1D．4∶3【例2】（在一定的条件下，PbO2与Cr3＋反应，产物是Cr2O72－和Pb2＋，则与1molCr3＋反应所需PbO2的物质的量为（）A．3.0molＢ.1.5mol C.1.0mol D.0.75mol【例3】硫代硫酸钠可作为脱氯剂，已知25.0ml0.100mol.L－1Na2S2O3溶液恰好把224ml （标准状况下）Cl2完全转化为Cl－，则S2O32－将转化为（）A．S2－B．SC．SO32－D．SO42－例题4：分别以高锰酸钾和氯酸钾为原料制取氧气,当制同温同压下相同体积的氧气时,求两个反应中转移的电子数之比.练习：1已知KH和H2O反应生成H2和KOH,反应中1摩尔KH ( )A失去1摩尔电子 B 得到1摩尔电子 C 失去2摩尔电子 D 没有电子得失2 已知氧化还原反应2Cu(IO3)2 + 2KI + 12H2SO4 = 2Cu！+ 13 I2 +12K2SO4 +12 H2O 其中1摩尔氧化剂在反应中得到的电子为?3在100毫升的Fe Br2溶液中通入2.24L的标况下的Cl2,,充分反应后,溶液中有三分之一的Br-被氧化为Br2,求原Fe Br2溶液的物质的量浓度.2、价态规律及价态归中规律：①处于最高价态的元素只可能表现出氧化性，处于最低价态的元素只可能表现出还原性，处于中间价态的元素可能既表现出氧化性，又表现出还原性。

②一种元素若有几种化合物，含该元素高价态的物质可作氧化剂，含该元素低价态的物质可作还原剂，含中间价态的物质既可作氧化剂又可作还原剂。

氧化还原反应是专题

氧化还原反应是专题四、氧化还原类型与配平方法――化合价升降法理论依据：氧化还原反应中，氧化剂获得电子总数与还原剂失去电子总数相等，表现为：化合价升高与化合价降低总数相等。

此外，属于离子反应的氧化还原反应，还遵循电荷守恒。

1、普通氧化还原方程式的配平①要标对所有变化了的化合价，单质中元素化合价为零；化合物中，一般情况下H总是+1价，O总是-2价（在个别物质中有例外，如过氧化物）然后推算其它元素的化合价。

②对于有变价的金属元素在化合物中，常先看阴离子的价态，再定金属的化合价，如：、，Fe3O4可看成是：Fe2O3·FeO，即其中有2个，一个③先配平发生氧化还原的物质，倍数乘到氧化产物与还原产物中，最后通过质量守恒，完成配平例6、配平□H2S + □HNO3－□H2SO4+ □NO2+ □H2OS：-2→+6↑8×1N：+5→+4↓1×8配平步骤与配平结果如下（其中①②③表示填写化学计量数的先后顺序）：1H2S + 8HNO3＝1H2SO4 +8 NO2↑ +4 H2O练习：完成下列化学方程式的配平⑪Cu + HNO3── Cu(NO3)2+ NO↑+ H2O⑫C + H2SO4── SO2↑ + CO2↑ + H2O⑬Zn + HNO3──Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O2、变化的元素带下角标情况――把下角标数的该元素的原子数做为一个整体看待，倍数乘到含该角标元素的物质前（不论该物质是反应物还是生成物）例7、配平NH3 + O2──NO + H2O此题中氧元素价态都变化，且有下角标2，把O2做为一个整体看待。

2O：0→-2降4×5N：-3→+2升5×4填写化学计量数步骤和结论如下：4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O再如：K2MnF6+SbF5──KSbF6+MnF3+F2↑Mn：+4→+3↓1×22F：-1→0↑2×1化学计量数的填写步骤和结论如下：2K2MnF6+4SbF5＝4KSbF6+2MnF3+1F2↑②④③①①练习：完成下列化学方程式的配平⑪FeSO4 + KMnO4 + H2SO4－Fe2(SO4)3 +MnSO4 + K2SO4 +H2O⑫(NH4)2PtCl6－Pt +NH4Cl + N2↑ + HCl↑⑬SO2 + Cl2 + H2O－HCl +H2SO4⑭NaClO3 +FeSO4 +H2SO4－NaCl +Fe2(SO4)3 + H2O⑮Fe(OH)2+O2+H2O－Fe(OH)3⑯KClO3+HCl(浓)－KCl+ClO2+Cl2+H2O⑰KMnO4+ HCl──KCl + MnCl2 + Cl2↑ +H2O⑱Fe(NO3)3+NaOH+Cl2──Na2FeO4+NaNO3+NaCl+H2O3、岐化反应和归中反应――一般不必考虑单质的角标，把倍数乘到两端价态元素的物质前；若结果出现化学计量数为分数情况，则乘最小公倍数变为整数（如练习⑰⑱）；若归中反应的元素在同一化合物中且所需两原子个数不同时，要满足倍数大者的需要（见练习⑬）。

氧化还原反应电子的失去与获得

氧化还原反应电子的失去与获得氧化还原反应是化学反应中常见的一种类型，涉及电子的失去与获得。

在这种反应中，物质会发生电子的转移，形成一个物质被氧化，即电子失去，同时另一个物质被还原，即电子获得。

本文将详细探讨氧化还原反应中电子的失去与获得的过程。

一、氧化与还原的概念在氧化还原反应中，氧化与还原是不可分割的概念。

氧化指的是物质失去电子，而还原则是物质获得电子。

一般情况下，氧化是指物质与氧气反应并失去电子，而还原是指物质接受电子，减少了其氧化态。

二、氧化还原反应中电子的失去在氧化还原反应中，电子的失去是通过氧化的过程实现的。

当物质得失电子时，其原子的氧化态会发生变化。

常见的例子是金属与非金属的反应，金属离子会失去电子，而非金属离子则会接受这些电子。

例如，我们来看一下铁的氧化过程：Fe ➝ Fe2+ + 2e^-在这个反应中，铁原子失去两个电子，形成了Fe2+离子。

这就是电子的失去过程，也就是氧化反应的一部分。

三、氧化还原反应中电子的获得而对于非金属元素来说，它们在氧化还原反应中通常是充当接受电子的角色，即还原剂。

非金属原子接受到电子后，它的氧化态会发生变化。

举个例子，让我们看一下氯的还原过程：Cl2 + 2e^- ➝ 2Cl^-在这个反应中，氯分子（Cl2）接受了两个电子，形成了两个氯离子（Cl^-）。

在这个反应中，电子的获得过程发生了，也就是还原反应的一部分。

四、氧化还原反应中的电子转移除了金属与非金属的反应外，氧化还原反应还可以涉及更复杂的电子转移过程。

在这些反应中，电子从一个物质转移到另一个物质，从而实现氧化和还原。

以铜和银离子的反应为例：Cu + 2Ag^+ ➝ Cu^2+ + 2Ag在这个反应中，铜原子失去两个电子，被氧化成Cu^2+离子；银离子（Ag^+）接受两个电子，被还原成银原子（Ag）。

在这个过程中，电子发生了转移，完成了氧化还原反应。

总结：氧化还原反应是化学反应中常见的一类反应。

在这些反应中，电子的失去与获得是核心。

【计算专题】氧化还原反应的基本规律和得失电子守恒法计算

氧化还原反应的基本规律和得失电子守恒法计算考点一氧化还原反应的基本规律知识梳理1．价态规律(1)升降规律：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。

(2)价态归中规律含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。

简记为“两相靠，不相交”。

例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是注：⑤中不会出现H 2S 转化为SO 2而H 2SO 4转化为S 的情况。

(3)歧化反应规律“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：Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O 。

2．强弱规律自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“由强制弱”。

3．先后规律(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Fe 2＋先与Cl 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，然后依次为Cu 2＋、H ＋。

4．电子守恒规律氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。

电子转移数目的判断(1)()(2)()(3)()(4)()答案(1)×(2)√(3)×(4)×深度思考提升能力电子转移数目的计算(1)根据反应KClO3＋6HCl===3Cl2↑＋KCl＋3H2O可知，每生成3 mol Cl2转移________ mol e －；(2)2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑，每产生1 mol氧气转移________ mol e－；(3)已知将过氧化钠加入硫酸亚铁盐溶液中发生反应：4Fe2＋＋4Na2O2＋6H2O===4Fe(OH)3↓＋O2↑＋8Na＋，每 4 mol Na2O2发生反应转移________mol e－。

得失电子守恒与氧化还原反应方程式

第4讲得失电子守恒与氧化还原反应方程式一、氧化还原反应基础知识１．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）。

２．特征（判断依据）：元素化合价的升降。

有机反应中还经常用H、O元素的得失来表示氧化反应和还原反应：得O 或失H 是氧化反应，得H 或失O是还原反应。

３．氧化还原反应与四大基本反应类型间的关系（1）置换反应一定是氧化还原反应。

（2）复分解反应一定不是氧化还原反应。

（3）化合反应可能是氧化还原反应。

（4）分解反应可能是氧化还原反应。

规律：除同素异形体之间的转化（如2O3＝3O2），反应式中出现单质的反应都是氧化还原反应。

４．氧化还原反应中相关概念：失电子——化合价升高——被氧化，发生氧化反应——是还原剂（具有还原性）得电子——化合价降低——被还原，发生还原反应——是氧化剂（具有氧化性）５．氧化还原反应中电子转移的表示方法（双线桥法、单线桥法）例1．分别用双线桥法、单线桥法分析氧化还原反应Fe2O3＋3CO △2Fe＋3CO2【解析】双线桥法：口诀“一标变价，二画线桥，三注电子得和失”单线桥法:６．定量关系：化合价升高总数＝化合价降低总数（失电子总数＝得电子总数）例2．对于2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2反应，下列说法不正确．．．的是（）A．该反应既是置换反应，又是氧化还原反应B．Cl2是氧化剂，发生还原反应C．若有1.6gBr2生成，反应过程中转移了0.01N A个电子D．钠元素在反应中价态不变，所以NaBr既不是氧化剂，又不是还原剂【解析】1mol 2mol 11606.1-⋅mol g g 0.02mol ７．氧化还原反应的类型（1）不同物质、不同元素间的氧化还原反应：Cu+4HNO 3(浓)＝Cu(NO 3)2+2NO 2↑+2H 2O（2）同一物质不同元素间的氧化还原反应，如：2KMnO 4 △ K 2MnO 4+MnO 2+ O 2↑（3）“归中反应”：2H 2S+SO 2＝3S+2H 2OKClO 3+5KCl+3H 2SO 4＝3K 2SO 4+3Cl 2↑+3H 2O（4）“歧化反应”：Cl 2＋2NaOH ＝NaCl+NaClO+H 2O ；2Na 2O 2+2H 2O ＝4NaOH+ O 2↑８．氧化还原反应方程式的配平（1）原理：“先电荷守恒（化合价升降守恒），后质量守恒”（2）步骤：“一标变价，二画线桥、三注电子得失”例3．配平下列氧化还原反应方程式，指出氧化剂和还原剂。