高中化学《离子反应》及《氧化还原反应》重点总结

离子反应重难点归纳

重点一、离子方程式的书写原则

1．强酸、强碱和易溶于水的盐改写成离子形式，如：硫酸、氢氧化钠等要拆成离子形式；难溶物质、难电离物质、易挥发物质、单质、氧化物、非电解质等均写化学式，如：碳酸钙、硫酸钡、氯化银、硅酸、氢氧化铜、氢氧化铁等不溶物要写成化学式，醋酸、氨水等弱电解质要写成化学式。

2．微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式；微溶物作为生成物，一般写化学式(标↓号)。

3．多元弱酸酸式酸根离子，在离子方程式中不能拆开写。注意：中强酸归为弱酸范畴，也不能拆。如：HSO₃^—、H₂PO₄^－、HPO₄^2－等。

4．氨水作为反应物写NH₃·H₂O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写NH₃ (标↑号)。

5．固体与固体间的反应不能写离子方程式；浓H₂SO₄、浓H₃PO₄与固体的反应不能写离子方程式。

6．离子方程式要做到原子个数配平、电荷配平。

7．一些特殊的反应，如：有酸式盐参加或生成的反应、两种或两种以上的离子被一种物质氧化或还原、Ba(OH)₂与KAl(SO₄)₂按不同比的反应等，要考虑并满足反应物物质的量的比值。

重点二、离子方程式正误判断(六“看”)

1．看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。如：2Fe+6H⁺────2Fe³⁺+3H₂↑是错误的，因为H⁺只能将铁氧化成+2价。

Cu+2H⁺────Cu²⁺+H₂↑是错误的，因为铜排在金属活动顺序表氢之后，不能置换出酸中的氢。

2．看“────”、“”、“↑”、“↓”等是否正确。如：H₂S在水中发生电离的离子反应方程式

H₂S────HS^－+H⁺是错误的，因为H₂S在水中发生部分电离，应当用“”。

3．看表示各物质的化学式是否正确。如：HCO₃^－不能写成CO₃^2－+ H⁺，HSO₃^－不可写成SO₃^2－+ H⁺等。

4．看是否漏掉离子反应。如：Ba(OH)₂溶液与硫酸铜溶液反应，既要写Ba²⁺与SO₄^2－的离子反应，又要写出Cu²⁺与OH^－的离子反应。

5．看电荷是否守恒。如：FeCl₂溶液与C1₂反应，不能写成Fe³⁺+Cl₂────Fe²⁺+2Cl^－，而应写成2Fe²⁺+Cl₂────2Fe³⁺+2Cl^－，两边即要原子守恒又要电荷守恒。

6．看反应物或产物的配比是否正确。如：稀H₂SO₄与Ba(OH)₂溶液反应不能写成

H⁺+OH^－+SO₄^2－+Ba²⁺────BaSO₄↓+H₂O，应写成2H⁺+2OH^－+SO₄^2－+Ba²⁺────BaSO₄↓+2H₂O。

【规律总结】

视点一、量不同，离子反应不同。

1．生成的产物可与过量的物质继续反应的离子反应

这类离子反应，只需注意题中所给条件，判断产物是否与过量物质继续反应，正确确定产物形式即可。如NaOH(足量或不足量)与AlC1₃溶液，NaAlO₂溶液通HCl(少量或足量)，CO₂、H₂S、SO₂(少量或足量)通入到Ca(OH)₂、NaOH溶液中等，有关离子方程式都有所区别。

例： 向氢氧化钠溶液中通入少量二氧化碳：CO₂+2OH^－────CO₃^2－+H₂O

向氢氧化钠溶液中通入过量二氧化碳：CO₂+OH^－────HCO₃^－

2．酸式盐与量有关的离子反应

这类离子反应一般书写时，量不足的物质参与反应的离子的物质的量之比一定要与它的化学式相符合，而足量的物质参与反应的离子的物质的量之比不一定与化学式相符。如果没有明确的用量，用任一反应物作为足量写出的离子反应方程式均属正确。如：NaHSO₄溶液与Ba(HCO₃)₂(足量或少量)，Ca(HCO₃)₂溶液与NaOH(少量或足量)，Ca(OH)₂溶液与NaHCO₃(不限制量)，NaH₂PO₄溶液与Ba(OH)₂(不限制量)等，均应明确量的影响。

例：Ca(HCO₃)₂溶液与少量NaOH溶液反应的离子方程式

        OH^－+ HCO₃^－＋Ca²⁺────CaCO₃↓+H₂O

Ca(HCO₃)₂溶液与足量NaOH溶液反应的离子方程式

Ca²⁺+ 2HCO₃^－＋2OH^－────CaCO₃↓+2H₂O+CO₃^2－

3．氧化还原反应中与量有关的离子反应

   这类离子反应中常涉及一种氧化剂（或还原剂）与多种还原剂（或氧化剂）的反应。书写时只要找准氧化性、还原性强弱，依据氧化性或还原性强的先反应即可。如向FeBr₂、FeI₂溶液中通入Cl₂的离子反应。因还原性有以下关系I^－＞Fe²⁺＞Br^－，所以当Cl₂量不同时离子反应不同。

例：向FeBr₂溶液中通入少量Cl₂的离子反应：

2Fe²⁺+Cl₂────2Fe³⁺+2Cl^－

向FeBr₂溶液中通人过量Cl₂应：

2Fe²⁺+4Br^－+3C1₂────2Fe³⁺+2Br₂+6Cl^－

4．较特殊且与量有关的离子反应

这类反应要求量与其他因素统筹兼顾。如Mg(HCO₃)₂溶液与过量NaOH反应，不可忽视Mg(OH)₂比MgCO₃更难溶、更稳定；明矾与足量Ba(OH)₂溶液反应，不可忽视Al(OH)₃的两性；NH₄HSO₄溶液与足量Ba(OH)₂反应，不可忽视NH₃·H₂O也是弱电解质等。

例：明矾与少量Ba(OH)₂溶液反应：

      2Al³⁺ +3SO₄^2－+3Ba²⁺+6OH^－────3BaSO₄↓+2Al(OH)₃↓

明矾与足量Ba(OH)₂溶液反应

  Al³⁺ +2SO₄^2－+2Ba²⁺+4OH^－────2BaSO₄↓+AlO₂^－

5．按实际用量书写离子方程式的离子反应

这类反应是在上述书写规律的基础上增大难度，不仅是少量足量问题，而且是给出具体比进行书写总的离子反应方程式。

例：将1mol/L 的NaAlO₂溶液和1.5mol/L的HCl溶液等体积充分混合的总离子反应方程式

    根据NaAlO₂与HCl的物质的量之比可知最终生成的Al³⁺和Al(OH)₃的物质的量之比为1：5故离子方程式为  6AlO₂^－+ 9H⁺ +3H₂O────5Al(OH)₃↓+ Al³⁺

视点二、混合顺序不同时，离子反应的现象及产物

如AlCl₃与NaOH；Na₂CO₃（Na₂SO₃、Na₂S）与HCl(H₂SO₄、NaHSO₄)；Na₂S与FeCl₃；氨水与AgNO₃等混合顺序不同时所对应的离子反应方程式不同，反应现象不同。当两者用量一定时，除Na₂CO₃（Na₂SO₃、Na₂S）与HCl(H₂SO₄、NaHSO₄)；Na₂S与FeCl₃外最终产物相同。

当Na₂CO₃（Na₂SO₃、Na₂S）与HCl(H₂SO₄、NaHSO₄)混合时，若H⁺足量时，产物相同；若H⁺不足量时，产物不同。同理，Na₂S与FeCl₃混合时，若Na₂S足量时，产物相同；若Na₂S不足量时，产物不同。

【典例剖析】

【例1】能正确表示下列反应的离子方程式的是

 ⑴铜片与稀硝酸反应 Cu+NO₃^－+ 4H⁺Cu²⁺+NO↑+2H₂O

 ⑵饱和石灰水跟稀硝酸反应Ca(OH)₂+2H⁺Ca²⁺+2H₂O

 ⑶硫酸亚铁溶液中加过氧化氢溶液  Fe²⁺+2H₂O₂+4H⁺Fe³⁺+4H₂O

 ⑷硫化钠水解  S^2－+2H₂OH₂S+2OH^－

 ⑸氯气通入水中  Cl₂+H₂O2H⁺+Cl^－+ClO^－

 ⑹次氯酸钙溶液中通入过量CO₂   Ca²⁺+2ClO^－+H₂O+CO₂CaCO₃↓+2HClO

 ⑺碳酸钙与醋酸反应  CaCO₃+2CH₃COOHCa²⁺+2CH₃COO^－+CO₂↑+H₂O

 ⑻将金属钠加入水中  Na+2H₂ONa⁺+2OH^－+H₂↑

[解析]解题的依据是书写离子方程式的规则。⑴中电荷不守恒；⑵中石灰水中Ca(OH)₂应以Ca²⁺、OH^－形式书写；⑶中电荷不守恒；⑷中反应没分步且没用可逆号；⑸中HClO分子不可拆开写；⑹中过量CO₂能将生成的CaCO₃溶解；⑺正确；⑻中电荷不守恒；

【答案】⑺

【例2】下列离子方程式中，正确的是

  A  向FeCl₂溶液中通人Cl₂：Fe²⁺+Cl₂Fe³⁺+2Cl^－

  B  石灰石和盐酸反应：CO₃^2－+2H⁺CO₂↑+H₂O

  C  氢氧化钡溶液和稀硫酸反应：H⁺+OH^－H₂O

  D  碘化钾和适量溴水反应：2I^－+Br₂I₂+2Br^－

 [解析]：A中离子的电荷数未配平；B中把难溶物质CaCO₃写成了离子形式；C中遗漏了参加反应的Ba²⁺和SO₄^2－离子；D中既符合反应规律，又遵守离子方程式的书写规则。

【答案】 D

【例3】按要求正确书写离子反应方程式

(1)向NaHSO₄溶液中逐滴加入Ba(OH)₂溶液至中性，写出此步的离子反应方程式：                                                ；

在以上中性溶液中，继续滴加Ba(OH)₂溶液至完全反应，此步的离子反应方程式为：                                                   。

(2) 向Ba(OH)₂溶液中逐滴加入NaHSO₄溶液至恰好沉淀完全，写出此步的离子反应方程式：                                                ；

在以上溶液中，继续滴加NaHSO₄溶液至完全反应，此步的离子反应方程式为：

                                                            。

[解折] 因NaHSO₄是二元强酸的酸式盐，可以理解成全部电离。

(1) 当Ba(OH)₂向NaHSO₄溶液中逐滴加入至中性时，其反应的化学方程式是：

2NaHSO₄+Ba(OH)₂BaSO₄↓+ Na₂SO₄+ 2H₂O

离子反应方程式是：2H⁺ + SO₄^2－+ Ba²⁺+ 2OH^－BaSO₄↓+ 2H₂O

此时溶液中成份只有Na₂SO₄，再加人Ba(OH)₂时的离子反应方程式为：

Ba²⁺+SO₄^2－ BaSO₄↓

(2)同理，当NaHSO₄向Ba(OH)₂溶液中逐滴加入至沉淀完全时，其反应的化学方程式是：NaHSO₄+Ba(OH)₂BaSO₄↓+NaOH+H₂O

离子反应方程式是：H⁺ +SO₄^2－+Ba²⁺+OH^－BaSO₄↓+H₂O

此时溶液中成份只有NaOH，再加人NaHSO₄时的离子反应方程式为：

H⁺ +OH^－H₂O

【答案】

(1)2H⁺ +SO₄^2－+Ba²⁺+2OH^－BaSO₄↓+2H₂O；Ba²⁺+SO₄^2－BaSO₄↓

(2)H⁺ +SO₄^2－+Ba²⁺+OH^－BaSO₄↓+H₂O； H⁺ +OH^－H₂O

【例4】在一定条件下，RO₃^n－和I^－可以发生反应，离子方程式为：RO₃^n－+6I^－+6H⁺R^－+3I₂+3H₂O

 (1) RO₃^n－中R元素的化合价为           。

 (2)R元素的原子最外层电子有           个。

[解析] 根据电荷守恒原理，离子方程式反应前后电荷数应相等，则有：(-n)+6×(-1)+6×(+l)= -1，解得n=l，即RO₃^n－为RO₃^－，故R的化合价为+5。根据离子反应生成物为R^－，R的最低负化合价为-1，表明元素R原子最外层电子有7个(为卤族元素)。

【答案】 (1) +5；(2) 7

【例5】下列各组离子在溶液中既可以大量共存，且加入氨水后也不产生沉淀的是

  A  Na⁺、Ba²⁺、Cl^－、SO₄^2－            B  K⁺、AlO₂^－、NO₃^－、OH^－

  C  H⁺、NH₄⁺、Al³⁺、SO₄^2－             D  H⁺、Cl^－、CH₃COO^－、NO₃^－

[解折] 首先用题中第一个条件“在溶液中可以大量共存”筛选ABCD四个选项：A中的Ba²⁺与SO₄^2－因生成BaSO₄沉淀不能大量共存，D中的H⁺与CH₃COO^－因结合生成弱电解质不能大量共存，这样将A和D排除；再用题中第二个条件“加入氨水后也不产生沉淀”去筛选B和C，C中的Al³⁺遇到NH₃· H₂O后会生成Al(OH)₃沉淀，而B中本来就有AlO₂^－、OH^－，是碱性溶液，加入氨水时不会产生沉淀。

【答案】 B

【例6】（05年天津）下列各组离子的溶液中能大量共存的是

A．酸性溶液Na⁺、K⁺、MnO₄^—、Br^—

B．酸性溶液Fe³⁺、NH₄⁺、SCN^—、NO^—

C．碱性溶液Na⁺、K⁺、AlO₂^—、SO₄^2—

D．碱性溶液Ba²⁺、Na⁺、CO₃^2—、Cl^—

[解折]酸性溶液中，MnO₄^—具有强氧化性，氧化Br^—A错；Fe³⁺与SCN^—发生络和反应不共存，B措；C对；Ba²⁺与CO₃^2—生成沉淀不共存，D错。

【答案】C

【例7】某无色透明溶液中存在以下离子中的几种，且跟金属铝反应能放出氢气，试判断下列离子：Mg²⁺、Ba²⁺、Cu²⁺、H⁺、Ag⁺、HCO₃^－、SO₄^2－、SO₃^2－、OH^－、NO₃^－何者能存在于此溶液中？

(1)当生成Al³⁺时，一定存在              ，可能存在           。

(2)当生成AlO₂^－时，一定存在              ，可能存在           。

[解折] 此类题目的解题方法是：当肯定一种离子后，一定要看在此基础上是否能否定一些离子。

首先用溶液无色这一条件，判定一定没有Cu²⁺

(1)当生成Al³⁺时，溶液必定呈现酸性，所以一定存在H⁺，而与H⁺不共存的离子有HCO₃^－、SO₃^2－、OH^－、NO₃^－（NO₃^－在酸性条件下有强氧化性，与Al反应不会产生氢气），但溶液中必定要有阴离子，因此一定含有SO₄^2－，与SO₄^2－不共存的离子有Ba²⁺、Ag⁺；Mg²⁺可能存在。

(2)当生成AlO₂^－时，溶液必定呈现碱性，所以一定存在OH^－，而与OH^－不共存的离子有HCO₃^－、Mg²⁺、H⁺、Ag+，但溶液中必定要有阳离子，因此一定含有Ba2+，与Ba2+不共存的离子有SO42－、SO₃^2－；NO₃^－可能存在

【答案】(1)H⁺、SO₄^2－；Mg²⁺

(2)OH^－、Ba²⁺；NO₃^－

氧化还原反应

考点整合

考点一  氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物

[例1]（2008·茂名一模）金属钛（Ti）性能优越，被称为继铁、铝制后的“第三金属”。工业上以金红石为原料制取Ti的反应为：

aTiO₂ ＋ bCl₂ ＋ cC aTiCl₄ ＋ cCO   ……反应①

TiCl₄ ＋2Mg  Ti ＋ 2MgCl₂         ……反应②

关于反应①、②的分析不正确的是（    ）

①TiCl₄在反应①中是还原产物，在反应②中是氧化剂；

②C、Mg在反应中均为还原剂，被还原；

③在反应①、②中Mg的还原性大于C，C的还原性大于TiCl₄；

④a＝1，b＝c＝2；

⑤每生成19.2 g Ti，反应①、②中共转移4.8 mol e^-。

A．①②④          B．②③④          C．③④          D．②⑤

[解析]②中C、Mg在反应中均为还原剂，被氧化；经计算知⑤中每生成19.2 g Ti，反应①、②中共转移3.2 mol e^-

[答案]D

[知识规律]

还原性          化合价升高         弱氧化性

↑                                    ↑

还原剂        氧化反应          氧化产物

氧化剂        还原反应          还原产物

↓                                   ↓

氧化性          化合价降低         弱还原性

考点二  物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。

氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强

还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强

由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。

1.根据金属活动性顺序来判断:

一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。

2.根据非金属活动性顺序来判断:

一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。

3.根据氧化还原反应发生的规律来判断:

规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。

4.根据氧化还原反应发生的条件来判断:

     如：Mn0₂+4HCl(浓)　   MnCl₂+C1₂↑+2H₂0

         2KMn0₄+16HCl(浓)=2MnCl₂+5C1₂↑+8H₂O

   后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn0₄>Mn0₂

5.根据反应速率的大小来判断:

如:2Na₂SO₃+O₂=2Na₂SO₄（快）， 2H₂SO₃+O₂=2H₂SO₄（慢），  ，

其还原性: Na₂SO₄>H₂SO₃>SO₂

6.根据被氧化或被还原的程度来判断:

如：，，      即氧化性:。

又如:，，

即有还原性:。

7.根据原电池的正负极来判断：

在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。

8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。

如:Cl^-失去电子的能力强于OH^-，还原性:。

9.根据元素在周期表中位置判断：

(1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。

(2)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如Li、Na、K、Rb、Cs金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。

（3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。

10.根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：

元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。

一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。如氧化性:Fe³⁺>Fe²⁺>Fe,

S(+6价)>S(+4价)等，还原性:H₂S>S>SO₂，但是，氧化性：HClO₄< HClO₃₄< HClO₂₄< HClO。

注意：①物质的氧化性、还原性不是一成不变的。同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。如：氧化性：HNO₃（浓）＞HNO₃（稀）；Cu与浓H₂SO₄常温下不反应，加热条件下反应；KMnO₄在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。

②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。如：氧化性等。

[例2]（2007·聊城二模）常温下，在下列溶液中发生如下反应

①16H⁺+10Z^-+2XO₄^-＝2x²⁺+5Z₂+8H₂O  ②2A²⁺ +B₂＝2A³⁺+2B^-  ③2B^-+Z₂＝B₂+2Z^-  由此判断下列说法错误的是（    ）

A.反应Z₂+2A²⁺＝2A³⁺+2Z^-可以进行。             B.Z元素在①③反应中均被还原

C.氧化性由强到弱的顺序是XO₄^-、Z₂、B₂、A³⁺

D.还原性由强到弱的顺序是A²⁺、B^-、Z^-、X²⁺

[解析]根据上述规律4可得：氧化性顺序：XO₄^->Z₂>B₂>A³⁺，还原性顺序：A²⁺>B^->Z^->X²⁺。

[答案]B

考点三  氧化还原反应方程式的配平方法

1.配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒

2.配平步骤（以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例）：

①标出化合价变化了的元素的化合价。如：

+7    -1        +4     0

KMnO₄+HCl==KCl+MnCl₂+Cl₂↑+H₂O

②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数，使之成1︰1的关系。如：+7   -1   +4    0

KMnO₄+2HCl==KCl+MnCl₂+Cl₂↑+H₂O

③调整系数，使化合价升降总数相等。

化合价↓ 5×②

KMnO₄+2HCl==KCl+MnCl₂+Cl₂↑+H₂O

化合价↑2×⑤

④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的物质的化学计量数。如：2KMnO₄+10HCl==KCl+2MnCl₂+5Cl₂↑+H₂O

⑤利用元素守恒，用观察方法配平没有参加氧化还原反应的其他物质的系数。如：

2KMnO₄+16HCl==2KCl+2MnCl₂+5Cl₂↑+8H₂O

⑥检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否相等。

[例3]（2008·江西信丰中学）对于反应KMnO₄+HCl→KCl+MnCl₂+Cl₂+H₂O（未配平），若有0.1mol KMnO₄参加反应，下列说法正确的是（    ）

A．其转移电子0.5mol                       B．生成Cl₂0.5mol

C．参加反应HCl为16mol                    D．Cl₂是还原产物

[解析]配平该方程式为：2KMnO₄+16HCl==2KCl+2MnCl₂+5Cl₂+8H₂O ，Mn由+7→+2，得到5电子，则0.1mol KMnO₄参加反应消耗HCl为1.6mol，转移的电子为0.5mol，生成的Cl₂为0.25mol，故A正确，B、C不正确；Cl₂是氧化产物，故D不正确。[答案]A

考点四  电子转移守恒应用

电子转移守恒法是依据氧化剂与还原剂得失电子数目相等这一原则进行计算的。电子转移守恒法是氧化还原反应计算的最基本的方法。 

[例4]（2007·广州·学业水平测试）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．l∶1∶1        B．2∶2∶1         C．2∶3∶1        D．4∶3∶2

[解析]用高锰酸钾、氯酸钾制氧气，反应过程中O由-2价转化为0价，而用过氧化氢制氧气，O则由-1价转化为0价。现要制得相同的O₂，所以用过氧化氢制氧气的反应中转移的电子数只有用高锰酸钾、氯酸钾制取的反应中转移的电子数的一半。[答案]B

★  高考重点热点题型探究

热点1  氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物判断

[真题1]（2006·广东）下列反应中，氧化剂与还原剂物质的量的关系为1∶2的是（   ）

 A.O₃+2KI+H₂O=2KOH+I₂+O₂            B.2CH₃COOH+Ca(ClO)₂=2HClO+(CH₃COO)₂Ca

 C.I₂+2NaClO₃=2NaIO₃+Cl₂            D.4HCl+MnO₂=MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O

[解题思路]根据氧化还原反应规律，正确判断氧化剂与还原剂，由方程式的系数确定出它们的物质的量，再求比即可。

[解析]反应A中氧化剂为O₃，还原剂为KI，从方程式系数易知，其物质的量之比为1∶2；反应B为非氧化还原反应；反应C中氧化剂为NaClO₃，还原剂为I₂，从方程式系数易知，其物质的量之比为2∶1；反应D中氧化剂为MnO₂，还原剂为HCl，但4molHCl中只有2molHCl作还原剂。故答案为A D。

[答案]A D

名师指引

氧化还原反应一般可分为以下几种类型：

1.一般的氧化还原反应：指氧化剂和还原剂分别属于不同物质的氧化还原反应。如：

H₂还原氧化铜，实验室用二氧化锰和浓盐酸反应制氯气等等。

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：实验室用氯酸钾和二氧化锰加热制氧气，氯气和水的反应等等。

3.歧化反应：指发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“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：

得5e^-

Cl₂ + 2NaOH==NaCl+ NaClO+H₂O；对于歧化反应，可通过分析参加氧化还原反应的元素的去

失5e^-

向，从而确定氧化剂、还原剂的物质的量之比。

4.归中反应：指含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应。其反应规律是：反应物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价

→中间价”，而不会出现交错现象。如：KClO₃+6HCl==KCl+3Cl₂+3H₂O ；对于归中反应，可

通过分析参加氧化还原反应的元素的来源，从而确定氧化产物、还原产物的物质的量之比。

热点2  氧化剂的氧化性、还原剂的还原性强弱判断

[真题2]（2007·济宁一模）已知Co₂O₃在酸性溶液中易被还原成Co^2＋，Co₂O₃、Cl₂、FeCl₃、I₂的氧化性依次减弱。下列反应在水溶液中不可能发生的是（    ）

A.3Cl₂＋6FeI₂＝2FeCl₃＋4FeI₃               B.Cl₂＋FeI₂＝FeCl₂＋I₂

C.Co₂O₃＋6HCl＝2CoCl₂＋Cl₂↑＋3H₂O          D.2Fe^3＋＋2I^—＝2Fe^2＋＋I₂

 [解析]A中因I^-的还原性强于Fe²⁺，Cl₂应先氧化I^-，只有当I^-氧化完全后才会氧化Fe²⁺，故A不正确，B正确。C、D中的物质的氧化性顺序都符合题给要求，也是正确的。

[答案]A

名师指引

同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。如：将Cl₂通人物质的量浓度相同的NaBr和NaI的混合液中，C1₂首先与NaI反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe²⁺、和Cu²⁺的混合溶液中，Fe首先与Fe³⁺反应。FeBr₂ 中通入Cl₂ ,Fe²⁺首先与Cl₂反应；FeI₂ 中通入Cl₂ ,I^-首先与Cl₂反应。

热点3  氧化还原反应方程式的配平

[真题3](2008·全国理综)(NH₄)₂SO₄在高温下分解，产物是SO₂、H₂O、N₂和NH₃，在该反应的化学方程式中，化学计量数由小到大的产物分子依次是（    ）

A.SO₂、H₂O、N₂、NH₃                    B.N₂、SO₂、H₂O、NH₃

C.N₂、SO₂、NH₃、H₂O                                      D.H₂O、NH₃、SO₂、N₂

[解析]根据题意，题设中的氧化还原方程式的配平如下：

3(NH₄)₂SO₄ = 3SO₂↑+N₂↑+4NH₃↑+6H₂O          故答案为C

名师指引

电子转移守恒法（化合价升降价法）只是配平氧化还原反应方程式的方法之一，“设1法”、“ 设1，x法”也不失为氧化还原反应方程式配平的一种好的方法，至于方法的使用，则大家可以根据所需配平的氧化还原方程式的特点去进行合理的选择，采用不同的方法。

现以KMnO₄和HCl反应（KMnO₄+HCl → KCl+MnCl₂+Cl₂↑+H₂O）为例来加以说明。

假设KMnO₄的系数为1，由元素守恒知，KCl和MnCl₂的系数都为1，H₂O的系数为4；又由H₂O的系数为4可得HCl的系数为8，再由Cl守恒可知Cl₂的系数为2.5，然后方程式左右两边再同×2可得方程式为：2KMnO₄+16HCl = 2KCl+2MnCl₂+5Cl₂↑+8H₂O

同理，如果“设1法”不能配平，则可以通过“ 设1，x法”或“ 设1，x，y … 法”等去进行处理。

热点4  电子转移守恒的运用

[真题4]（2008·海南）锌与很稀的硝酸反应生成硝酸锌、硝酸铵和水。当生成1 mol硝酸锌时，被还原的硝酸的物质的量为（    ）

A．2mol          B．1 mol          C．0.5mol         D．0.25mol

[解析]每生成1mol硝酸锌时，Zn的化合价升高2价，而1 molHNO₃被还原成硝酸铵，N元素的化合价降低8价，由电子转移守恒可知，在氧化还原反应中化合价升高总数与化合价降低总数相等，则每生成1 mol硝酸锌时，被还原的HNO₃的物质的量为0.25mol。[答案]D