《2022-2023学年高一化学同步课时核心考点讲与练（人教2019必修第一册）》课时09 氧化还原反应的综合应用（精讲）
第一章 物质及其变化
第三节 氧化还原反应
课时 09 氧化还原反应的综合应用(精讲)
【目标导航】
1．掌握氧化还原反应中的一些重要规律
2．了解氧化还原反应的应用。
一、氧化还原的分类
1．一般氧化还原反应：指氧化剂和还原剂分别属于不同的物质的氧化还原反应。如：C＋
2CuO=====2Cu＋CO2↑ ，Fe2O3＋3CO=====2Fe＋3CO2，C＋O2=====CO2。
2．自身氧化还原反应：指氧化剂和还原剂属于同一种物质的氧化还原反应。 如：2KMnO4
K2MnO4＋MnO2＋O2↑，3S＋6NaOH 2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。
3．歧化反应：氧化剂和还原剂为同种物质，且发生氧化还原反应的元素均为同种元素之间，这样的
氧化还原反应反应称为歧化反应。 如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O，3S＋6NaOH 2Na2S＋
Na2SO3＋3H2O。
4．归中反应：氧化产物和还原产物为同种物质，且发生氧化还原反应的元素均为同种元素之间，这
样的氧化还原反应反应称为归中反应。或：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，称之为归中反应。如：SO2＋2H2S===2H2O＋3S↓，NaCl＋NaClO3＋H2SO4===3Cl2↑＋3Na2SO4＋
3H2O。
5．部分氧化还原反应 (注意酸性作用)：如：MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋2H2O＋Cl2↑，Cu＋
2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O；如：在 3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O中，8个HNO3
参加反应只有 2个HNO3作氧化剂。
二、氧化还原反应的重要规律及其应用
1．守恒规律
还原剂失电子总数＝氧化剂得电子总数＝氧化剂化合价降低的总数＝还原剂化合价升高的总数。
应用：氧化还原反应方程式的配平和相关计算。
2．优先规律(强者先行)
在浓度相差不大的溶液中：
(1)同时含有几种还原剂时―――――→将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如向 FeBr2溶液中通入少量 Cl2时，因为还原性 Fe2＋＞Br－，所以 Fe2＋先与 Cl2反应。
(2)同时含有几种氧化剂时―――――→将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有 Fe3＋、Cu2＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性 Fe3＋＞Cu2＋，所以铁粉先与 Fe3＋反应，然后再与
Cu2＋反应。
3．价态归中规律
(1)高低规律。①元素最高价态：只有氧化性。②元素最低价态：只有还原性。③元素中间价态：既有
氧化性又有还原性。④应用：判断物质的氧化性、还原性。
(2)归中规律。①含义：同种元素的不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态+低价态→中间价态，
即“只靠拢，不交叉”。②图示表达如下：
③实例：
(3)歧化规律。
①同种元素的中间价态可自身发生氧化还原反应生成高价态和低价态，即中间价→高价+低价。
②实例：3NO2+H2O=2HNO3+NO。
三、氧化还原方程式配平技法
1．氧化还原方程式配平的基本原则
2．氧化还原方程式配平的一般步骤
3．特殊的配平方法
(1)逆向配平法(主要用于同种元素之间发生的歧化反应)
通过逆向将方程式进行配平。
例如：
，
由于 S的化合价既升又降，不好确定。但逆向看：K2S中的 S升高 2价，K2SO3中的 S降低 4价，所以
K2S、K2SO3的化学计量数分别为 2、1，然后再确定 S的化学计量数为 3。
(2)缺项配平法
先配平含有变价元素的物质的化学计量数，然后由元素守恒确定未知物，再根据原子守恒和电荷守恒
进行配平。其补项原则如表所示：
条件 补项原则
酸性条件 缺H(氢)或多 O(氧)补H+，少 O(氧)补H2O(水)
碱性条件 缺H(氢)或多 O(氧)补H2O(水)，少 O(氧)补OH-
四、氧化还原反应的计算技法
1．计算依据
：
得失电子守恒
在氧化还原反应中，转移电子数=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)
2．解题步骤：
(1)找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物
(2)列出一个原子或离子的化合价的变化(注意化学式中粒子的个数)
(3)根据题中物质的物质的量和电子守恒列出等式
(4)部分氧化和部分还原的计算：要注意参加反应的量不一定完全是被氧化、或被还原的量，或一种物
质由于歧化，有一部分被氧化，而另一部分被还原。
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