化學第二章 化學物質及其變化 第4-5講 氧化還原反應基本概念、規(guī)律和應用

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1、第第4 4、5 5講氧化還原反講氧化還原反應基本概念、規(guī)律和應應基本概念、規(guī)律和應用用l1、下列說法中，正確的是（下列說法中，正確的是（ ）l A A、氧化劑具有氧化性、氧化劑具有氧化性 l B B、氧化劑發(fā)生氧化反應、氧化劑發(fā)生氧化反應l C C、氧化劑發(fā)生反應后生成氧化產物、氧化劑發(fā)生反應后生成氧化產物 l D D、氧化還原反應的任何一種反應物不、氧化還原反應的任何一種反應物不 是氧化劑就必定是還原劑是氧化劑就必定是還原劑課前熱身課前熱身Al2 2、鹽酸與氯氣均可以和鐵反應，從產物、鹽酸與氯氣均可以和鐵反應，從產物中比較可得出氯氣比鹽酸強的性質是中比較可得出氯氣比鹽酸強的性質是（ ）l A

2、 A、氧化性、氧化性 B B、還原性、還原性 l C C、酸性、酸性 D D、金屬性、金屬性Al3、下列說法中完全正確的是（下列說法中完全正確的是（ ）l A A、失電子難的原子，其獲得電子的能力、失電子難的原子，其獲得電子的能力一定強一定強l B B、在反應中，金屬單質只表現還原性，、在反應中，金屬單質只表現還原性，非金屬單質只表現氧化性非金屬單質只表現氧化性l C C、L L層比層比M M層多一個電子的元素，其單質層多一個電子的元素，其單質一定具有較強的氧化性一定具有較強的氧化性l D D、有單質參加的化學反應不一定都是氧、有單質參加的化學反應不一定都是氧化還原反應化還原反應C D4、下列

3、敘述中，正確的是（下列敘述中，正確的是（ ） A A、含金屬元素的離子不一定是陽離子、含金屬元素的離子不一定是陽離子 B B、在氧化、在氧化還原反應中，非金屬單質一定還原反應中，非金屬單質一定是氧化劑是氧化劑 C C、某元素從化合態(tài)變化游離態(tài)時，該元素、某元素從化合態(tài)變化游離態(tài)時，該元素一定被還原一定被還原 D D、金屬陽離子被還原一定得到金屬單質、金屬陽離子被還原一定得到金屬單質A一、基本概念的理解一、基本概念的理解二、掌握兩種電子轉移的表示法二、掌握兩種電子轉移的表示法三、常見的氧化劑和還原劑三、常見的氧化劑和還原劑四、氧化性和還原性強弱比較四、氧化性和還原性強弱比較五、氧化還原反應的基本

4、規(guī)律五、氧化還原反應的基本規(guī)律六、有關氧化還原反應的計算六、有關氧化還原反應的計算七、氧化還原反應的配平七、氧化還原反應的配平氧氧 化化 還還 原原 反反 應應一、氧化還原反應基本概念：一、氧化還原反應基本概念：1氧化還原反應的基本概念氧化還原反應的基本概念氧化還原反應從氧化還原反應從特征特征來說是指有來說是指有的化學反應；的化學反應； 從從本質本質上來看則是指有上來看則是指有 的反應。的反應。電子轉移電子轉移（得失或偏移）（得失或偏移）元素化合價升降元素化合價升降l（1）氧化劑、還原劑）氧化劑、還原劑氧化劑是指在反應中氧化劑是指在反應中 到電子（或電到電子（或電子對偏向）的反應物，表現為反應

5、后所含子對偏向）的反應物，表現為反應后所含元素化合價元素化合價 低。氧化劑具有氧化性，在反低。氧化劑具有氧化性，在反應中本身被還原，其生成物叫還原產物。應中本身被還原，其生成物叫還原產物。 還原劑是指在反應中還原劑是指在反應中 去電子（或電子去電子（或電子對偏離）的反應物，表現為反應后所含元對偏離）的反應物，表現為反應后所含元素化合價素化合價 高，還原劑具有還原性，反應高，還原劑具有還原性，反應中本身被氧化，生成物是氧化產物。中本身被氧化，生成物是氧化產物。得得降降失失升升2、氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的關系：、氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的關系：二、氧化還原反應的表示方法二、氧

6、化還原反應的表示方法表示表示KClO3+ 6HCl（濃）（濃）= 3Cl2+ KCl + 3 H2O電子轉移的方向和數目電子轉移的方向和數目1、用箭頭表明同一元素原子的電子轉移情況即大家熟悉的“雙線橋”。如：在氧化還原反應化學方程式里，除了可用在氧化還原反應化學方程式里，除了可用箭頭表明同一元素原子的電子轉移情況外箭頭表明同一元素原子的電子轉移情況外(即：雙線橋法即：雙線橋法)，還可以用箭頭表示不同原，還可以用箭頭表示不同原子的電子轉移情況子的電子轉移情況(稱為稱為“單線橋法單線橋法”)。2、用箭頭表示不同原子的電子轉移情況用箭頭表示不同原子的電子轉移情況“單線橋單線橋”。如： 更好地體現了氧

7、化劑和還原劑在反應中的電子更好地體現了氧化劑和還原劑在反應中的電子轉移的關系。再如：轉移的關系。再如： 練一練：用單線橋表示電子轉移情況練一練：用單線橋表示電子轉移情況 5NH4NO3= 4N2+2HNO3+9H2OMnO2 + 4HCl(濃)=MnCl2+Cl2 +2H2O 2e-NH4NO3 = 2H2O + N2O4e-單線橋分析氧化還原反應可簡單表示為 反應中電子轉移總數即為還原劑給出的電反應中電子轉移總數即為還原劑給出的電子總數，也是氧化劑接受的電子總數。子總數，也是氧化劑接受的電子總數。在單線橋中不寫在單線橋中不寫“得得”或或“失失”。 例例1標出反應的電子轉移方向和數目，標出反應

8、的電子轉移方向和數目，11P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4該反應中氧化劑為該反應中氧化劑為_，還原劑為，還原劑為_，1mol CuSO4能氧化能氧化P原子的物質的量是原子的物質的量是_ 。1molP能氧化能氧化 molP。 失失30e-得得15e-得得15e-P、CuSO4P0.2mol0.6moll 例例2氫陰離子（H）能和NH3反應：l H+NH3= NH2- +H2。根據上述反應事l 實可以得到的正確結論是（ ）ANH3具有還原性BH是很強的還原劑C H2只是該反應的還原產物D該反應屬于置換反應B l例例3 3、需要加入氧化劑才能實現的變化是、需要

9、加入氧化劑才能實現的變化是（ ） A.MnOA.MnO2 2MnSOMnSO4 4 B.AlO B.AlO2 2- -Al(OH)Al(OH)3 3 C.KIKIO C.KIKIO3 3 D.HNO D.HNO3 3NONOC三、常用的氧化劑和還原劑三、常用的氧化劑和還原劑2、常用的還原劑、常用的還原劑(1)部分低價化合物或酸根離子，如部分低價化合物或酸根離子，如H2S、I、S2 等；等；(2)某些活潑金屬單質，如某些活潑金屬單質，如Na、Mg、Al、Fe 等；等；(3)某些非金屬單質，如某些非金屬單質，如 H2、C 等。等。(4）元素處于低化合價時的氧化物，如）元素處于低化合價時的氧化物，如

10、CO、SO2等。等。(1)部分氧化物和過氧化物，如部分氧化物和過氧化物，如 MnO2 、Na2O2等；等；(2)某些高價含氧酸及含氧酸鹽，如某些高價含氧酸及含氧酸鹽，如 KMnO4、KClO3 、K2Cr2O7 、HNO3、濃、濃H2SO4 等；等；(3)某些活潑非金屬單質，如某些活潑非金屬單質，如F2、Cl2、Br2、I2、O2 等；等；(4)某些高價金屬離子，如某些高價金屬離子，如Fe3+、Cu2+ 等。等。1、常見的氧化劑、常見的氧化劑四、氧化性和還原性強弱比較四、氧化性和還原性強弱比較1根據方程式判斷根據方程式判斷 氧化性：氧化劑氧化性：氧化劑氧化產物氧化產物還原性：還原劑還原性：還原

11、劑還原產物還原產物 2根據反應條件判斷根據反應條件判斷當不同氧化劑作用于同一還原劑時，如氧化當不同氧化劑作用于同一還原劑時，如氧化產物價態(tài)相同，可根據反應條件的難易來進行判產物價態(tài)相同，可根據反應條件的難易來進行判斷。越易反應，則氧化劑的氧化性越強。如：斷。越易反應，則氧化劑的氧化性越強。如：4HCl（濃）（濃）+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl216HCl（濃）（濃）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2 則氧化性：則氧化性：KMnO4MnO2判斷還原劑還原性的原理類似。判斷還原劑還原性的原理類似。 3由氧化產物的價態(tài)高低來判斷由氧化產物的價態(tài)高低來判斷當同一還原劑在

12、相似的條件下作用于不同當同一還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時，可由氧化產物元素價態(tài)的高的氧化劑時，可由氧化產物元素價態(tài)的高低來判斷氧化劑氧化性的強弱。即：在相低來判斷氧化劑氧化性的強弱。即：在相同條件下，使還原劑價態(tài)升得越高，則氧同條件下，使還原劑價態(tài)升得越高，則氧化劑的氧化性越強。化劑的氧化性越強。如：如： 2Fe+3Cl2 =2FeCl3 Fe+S= FeS則氧化性：則氧化性：Cl2S判斷還原劑還原性的原理類似。判斷還原劑還原性的原理類似。l 注意 l （1） 并非還原產物中元素化合價越低，氧化劑并非還原產物中元素化合價越低，氧化劑的氧化性就越強。如反應的氧化性就越強。如反應 l

13、3Cu+8HNO3(稀稀)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O l （生成物中（生成物中N的化合價為的化合價為+2） l Cu+4HNO3(濃濃) = Cu(NO3)2+NO2+2H2O l （生成物中（生成物中N的化合價為的化合價為+4） l 但但HNO3(濃濃)的氧化性強于的氧化性強于HNO3(稀稀)。 l （2）一般來說，同一種元素的化合價越高，則相）一般來說，同一種元素的化合價越高，則相應的物質或微粒的氧化性越強，如應的物質或微粒的氧化性越強，如Fe3+氧化性比氧化性比Fe2 +強。但是，強。但是，HClO氧化性強于氧化性強于HClO4，H2SO3(稀稀)氧化性強于氧化性強于H2SO

14、4(稀稀)。 （2）同周期元素（從左到右）：原子或單質還）同周期元素（從左到右）：原子或單質還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強。陽離子的氧原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強。陽離子的氧化性逐漸增強，陰離子的還原性逐漸減弱?；灾饾u增強，陰離子的還原性逐漸減弱。4根據元素周期表判斷根據元素周期表判斷（1）同主族元素（從上到下）：非金屬原子）同主族元素（從上到下）：非金屬原子（或單質）氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原（或單質）氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原性逐漸增強；金屬原子（或單質）還原性逐漸性逐漸增強；金屬原子（或單質）還原性逐漸增強，對應陽離子氧化性逐漸減弱。增強，對應陽離子氧化性逐漸減弱。 (2)電解

15、池電解池: 陽極陽極:易失去電子的先放電易失去電子的先放電 S2-I-Br-Cl-OH- 陰極陰極:易得電子的先放電易得電子的先放電 Ag+Fe3+Hg2+Cu2+H+5、根據電化學原理、根據電化學原理（1）原電池）原電池 負極比正極活潑負極比正極活潑,易失去電子易失去電子 還原性：負極還原性：負極正極正極（2）元素的非金屬性越強，相應單質的氧化性）元素的非金屬性越強，相應單質的氧化性越強，相應陰離子的還原性越弱。越強，相應陰離子的還原性越弱。 如非金屬性：如非金屬性：FOCl Br I S 氧化性：氧化性：F2O2Cl2 Br2 I2 S 還原性：還原性：F-Cl- Br- I- NPQBP

16、NMQ CQPNMDNMPQB例例2現有下列三個氧化還原反應存在：現有下列三個氧化還原反應存在：2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2；2FeCl2+Cl2=2FeCl3；2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2。若某溶液中有若某溶液中有Fe2+和和I共存，要氧化除去共存，要氧化除去I而又不影響而又不影響Fe2+和和Cl。 下列試劑中，可加入的試劑是（下列試劑中，可加入的試劑是（ ） ACl2BKMnO4CFeCl3DHClCl例例3 3、根據下列三個反應的化學方程式、根據下列三個反應的化學方程式, ,下下列關系式正確的是列關系式正確的是( )( )lI

17、 I2 2+SO+SO2 2+2H+2H2 2O=HO=H2 2SOSO4 4+2HI +2HI l2FeCl2FeCl3 3+2HI=2FeCl+2HI=2FeCl2 2+2HCl+I+2HCl+I2 2 l2FeCl2FeCl2 2+Cl+Cl2 2=2FeCl=2FeCl3 3lA A、氧化性、氧化性:Fe:Fe3+3+ClCl2 2HH2 2SOSO4 4II2 2 lB B、還原性、還原性:SO:SO2 2II- -FeFe2+2+ClCl- -lC C、2Fe+3I2Fe+3I2 2 = 2FeI = 2FeI3 3 lD D、FeIFeI2 2+Cl+Cl2 2=FeCl=FeC

18、l2 2+I+I2 2B例例4 4、在一定條件下，氯酸鉀與碘按下式反、在一定條件下，氯酸鉀與碘按下式反應：應：2KClO2KClO3 3+I+I2 2=2KIO=2KIO3 3+Cl+Cl2 2, ,由此可推斷下由此可推斷下列相應的結論，不能推出的是（列相應的結論，不能推出的是（ ） A A、該反應屬于置換反應、該反應屬于置換反應 B B、還原性：、還原性：I I2 2ClCl2 2 C C、非金屬性：、非金屬性：IClIClCl2 2D五、氧化還原反應的基本規(guī)律五、氧化還原反應的基本規(guī)律2.價態(tài)規(guī)律價態(tài)規(guī)律3.鄰位變化規(guī)律鄰位變化規(guī)律4.強弱規(guī)律強弱規(guī)律5.優(yōu)先規(guī)律優(yōu)先規(guī)律1.遵循三大守恒原

19、則遵循三大守恒原則1.遵循三大守恒原則遵循三大守恒原則(1)電子守恒：電子守恒： 氧化劑得電子總數還原劑失電子總數。氧化劑得電子總數還原劑失電子總數。(2)原子守恒：原子守恒： 某元素的原子的種類及個數在反應前后保持某元素的原子的種類及個數在反應前后保持不變。不變。(3)電荷守恒：電荷守恒： 離子反應中，反應前后離子所帶總電荷相等離子反應中，反應前后離子所帶總電荷相等 例題例題： 下面的離子方程式下面的離子方程式 ： xR2yHO2 mR3nH2O， 下列下列R3、R2和化學計量數和化學計量數m、n的判的判斷錯誤的是（斷錯誤的是（ ）(A)m4，R3是氧化產物是氧化產物 (B)my，R2顯還原

20、性顯還原性 (C)x3，R3是氧化產物是氧化產物 (D)xy，R2顯還原性顯還原性C2、價態(tài)規(guī)律、價態(tài)規(guī)律（1）當元素具有可變化合價時，一般處）當元素具有可變化合價時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有還原性，處于中間價態(tài)時既具態(tài)時只具有還原性，處于中間價態(tài)時既具有氧化性又具有還原性。有氧化性又具有還原性。如：濃硫酸的如：濃硫酸的S只具有氧化性，只具有氧化性，H2S中的中的S只具有還原性，單質只具有還原性，單質S具有氧化性又具具有氧化性又具有還原性。有還原性。(2)價態(tài)歸中規(guī)律：價態(tài)歸中規(guī)律： 不同價態(tài)的同種元素之間發(fā)生氧化還原反不同價態(tài)的

21、同種元素之間發(fā)生氧化還原反應時遵循應時遵循“高價低價高價低價中間價中間價”的規(guī)律；的規(guī)律；而不會出現價態(tài)交錯現象而不會出現價態(tài)交錯現象 如：如：S+2H2SO4(濃濃)3SO2+2H2O 6HCl+KClO33Cl2+KCl+3H2O（3）歧化反應規(guī)律）歧化反應規(guī)律發(fā)生在同一物質分子內、同一價態(tài)的同一元發(fā)生在同一物質分子內、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。反應規(guī)律：所得產物中，該元素一部分價態(tài)升反應規(guī)律：所得產物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即高，一部分價態(tài)降低，即“中間價中間價高價高價 +低價低價”。具有多種價態(tài)的元素（如氯

22、、硫、氮。具有多種價態(tài)的元素（如氯、硫、氮和磷元素等）均可發(fā)生歧化反應。和磷元素等）均可發(fā)生歧化反應。如：如：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O不同價態(tài)的同種元素之間發(fā)生氧化還原不同價態(tài)的同種元素之間發(fā)生氧化還原反應時反應時（不會在相鄰價態(tài)間進行），（不會在相鄰價態(tài)間進行），向鄰價位轉化。向鄰價位轉化。如：如：H2S+H2SO4S+SO2+2H2O (S S S S) 2 0 +4 +6濃濃H2SO4與與SO2會反應嗎？會反應嗎？3.鄰位變化規(guī)律：鄰位變化規(guī)律： 4.強弱的規(guī)律強弱的規(guī)律：如：如：2Fe3+2I2Fe2+I2 氧化性：氧化性：Fe3+I2 還原性：還原性：IFe2

23、+ 強氧化劑強還原劑強氧化劑強還原劑弱還原劑弱還原劑(還原產物還原產物)弱氧化劑弱氧化劑(氧化產物氧化產物)（1）氧化劑）氧化劑 還原產物，還原產物， 還原劑還原劑氧化產物；氧化產物；（2）氧化性：氧化劑氧化產物，）氧化性：氧化劑氧化產物， （3）還原性：還原劑還原產物。）還原性：還原劑還原產物。 例題：例題：已知：已知：2Fe3+2I2Fe2+I2 2Fe2+Br2 2Fe3+2Br。 則離子的還原性從強到弱的順序正確的則離子的還原性從強到弱的順序正確的是（）是（）(A)BrFe2+I (B)IFe2+Br (C)BrIFe2+ (D)Fe2+IBr B 當一種氧化劑同時氧化幾種還原劑時，當

24、一種氧化劑同時氧化幾種還原劑時，首先氧化最強的還原劑，待最強還原劑完全首先氧化最強的還原劑，待最強還原劑完全氧化后，多余的氧化劑再依次氧化次強還氧化后，多余的氧化劑再依次氧化次強還原劑；當然一種還原劑同時還原幾種氧化原劑；當然一種還原劑同時還原幾種氧化劑時，也是如此。劑時，也是如此。 如：將金屬如：將金屬Zn投入含投入含Cu2+、Fe2+和和Mg2+的的溶液中，因氧化性溶液中，因氧化性Cu2+Fe2+Zn2 + Mg2+，故首先置換出，故首先置換出Cu，待，待Cu被完全置換出來后，被完全置換出來后，再置換出再置換出Fe，但不能置換出，但不能置換出Mg。 5. 優(yōu)先規(guī)律：優(yōu)先規(guī)律： 例題：例題：

25、 向向100mL1mol/L的的FeBr2溶液中通入溶液中通入標準狀況下的標準狀況下的Cl2，當通入，當通入Cl2的體積分別的體積分別為為(1)1.12L，(2)2.24L，(3)4.48L時，時，寫出反應的離子方程式。寫出反應的離子方程式。 離子方程式分別為：離子方程式分別為：(1)2Fe2Cl2=2Fe32Cl(2)2Fe22Br2Cl2=2Fe3Br24Cl(3)2Fe24Br3Cl2=2Fe32Br26Cl 六、六、有關氧化還原反應的計算有關氧化還原反應的計算 利用電子守恒、電荷守恒、原子守恒原利用電子守恒、電荷守恒、原子守恒原理計算，可使計算過程大大簡化。理計算，可使計算過程大大簡化

26、。 例例1：24mL 0.05 mol/L 的的Na 2 SO 3 溶液，溶液， 恰好與恰好與 20 mL0.02mol/L的的K2Cr2O7溶液完全反應，則元素溶液完全反應，則元素Cr在被還在被還原的產物中的化合價是（原的產物中的化合價是（ ） (A) +6 (B) +3 (C) +2 (D) 0B例例2：某金屬與稀硝酸均恰好完全反應：某金屬與稀硝酸均恰好完全反應生成生成NO，消耗金屬和，消耗金屬和HNO3的物質的的物質的量之比為量之比為1：3，則該金屬可能是（，則該金屬可能是（ ）(A)Cu (B)Ag (C)Fe (D)AlC例例3：2.24(g)鐵粉與鐵粉與50mL稀硝酸恰好完稀硝酸恰

27、好完全反應全反應(硝酸的還原產物是硝酸的還原產物是NO)，向反應，向反應后的溶液中加入后的溶液中加入50mL0.2mol/L的的KI溶溶液，液，I恰好被完全氧化成單質碘，求硝酸恰好被完全氧化成單質碘，求硝酸的物質的量濃度。的物質的量濃度。0.6mol/Ll例例4 4、硫酸銨在強熱條件下分解生成、硫酸銨在強熱條件下分解生成NHNH3 3、SOSO2 2、N N2 2和水的反應中氧化產物和還原產和水的反應中氧化產物和還原產物的物質的量之比是（物的物質的量之比是（ ）l A A、2 2：3 B3 B、4 4：3 3 l C C、1 1：1 D1 D、1 1：3 3D練習練習1 1、鋅和某濃度的、鋅和

28、某濃度的HNOHNO3 3反應時，若參加反反應時，若參加反應的鋅與應的鋅與HNOHNO3 3的物質的量之比為的物質的量之比為2 2：5 5，則，則HNOHNO3 3的還原產物可能是（的還原產物可能是（ ） A A、NHNH4 4NONO3 3 B B、N N2 2O O C C、NO DNO D、NONO2 2A B練習練習2在在3BrF3+5H2O=HBrO3+Br2+9HF+O2反應中，反應中，若有若有5mol水作還原劑時，則由水還原的水作還原劑時，則由水還原的BrF3的物質的量為多少？的物質的量為多少？七、氧化還原反應配平七、氧化還原反應配平1.配平總原則：反應中化合價升降總數相等及反配

29、平總原則：反應中化合價升降總數相等及反應前后原子種類及個數相等。應前后原子種類及個數相等。2.配平一般步驟：標好價，算變化，總相等，配配平一般步驟：標好價，算變化，總相等，配 其它。其它。3.配平策略：先用觀察法，不行再用氧化還原法，配平策略：先用觀察法，不行再用氧化還原法， 同時注意觀察。同時注意觀察。如如: K2MnF6 SbF5= KSbF6 MnF3 F2 （1）全變從左邊配：）全變從左邊配：氧化劑、還原劑中某元素化合價全變氧化劑、還原劑中某元素化合價全變的，一般從左邊反應物著手配平的，一般從左邊反應物著手配平 。Pt + HNO3+ HCl H2PtCl6 + NO + H2O (2

30、)自變從右邊配自變從右邊配:自身氧化自身氧化還原反應（包括分解、歧化）還原反應（包括分解、歧化）（部分氧化還原）（部分氧化還原）一般從右邊著手配平一般從右邊著手配平例如：例如：Cl2 + KOH KCl + KClO3 + H2O (NH4)2PtCl6 Pt + NH4Cl + HCl + N2 Cu(NO3)2CuO + NO2 + O2 4. 配平基本技能配平基本技能：(3).歸中從左邊配歸中從左邊配:歸中反應（反歧化，化合型氧化歸中反應（反歧化，化合型氧化還原反應）一般從左邊著手配平還原反應）一般從左邊著手配平 . KI + KIO3 + H2SO4I2 + K2SO4 + H2O (

31、4).根據計算來寫方程式并配平：根據計算來寫方程式并配平：例：在熱的稀硫酸溶液中溶解了例：在熱的稀硫酸溶液中溶解了11.4g FeSO4。當加入當加入50mL 0.5mol/L KNO3溶液后，使其中溶液后，使其中Fe2+的全部轉化成的全部轉化成Fe3+，KNO3也反應完全，并也反應完全，并有氮氧化物氣體逸出。（有氮氧化物氣體逸出。（1）寫出并配平該化學方）寫出并配平該化學方程式（程式（2）反應中氧化劑為）反應中氧化劑為 （3）用短線）用短線和箭頭標出電子轉移的方向和總數（和箭頭標出電子轉移的方向和總數（4）產生）產生2.24升氣體時，反應轉移升氣體時，反應轉移_mol電子。電子。3Fe2+NO3+4H+=3Fe3+NO+2H2O 最后不要忘了檢查是否配注意！ 平了(包括原子數，化合 價升降數，電荷數)。