化学人教版（2019）必修第一册1.3氧化还原反应（共73张ppt）

(共73张PPT)
化学必修一 第1章 第3节氧化还原反应 （4课时）
第1课时 氧化还原反应
一、得氧、失氧角度
2CuO+C 2Cu+CO2↑
高温
失氧
发生还原反应
得氧
发生氧化反应
化学反应中得氧、失氧的角度分析
被还原
被氧化
Fe2O3+3CO 2Fe+3CO2
高温
失氧
发生还原反应
得氧
发生氧化反应
被还原
被氧化
同时发生
同时发生
得氧、失氧角度
物质在反应中
得到氧
失去氧
被氧化
被还原
氧化反应
还原反应
在一个反应
中同时发生
这样的反应称为氧化还原反应
二、化合价变化角度
2CuO+C 2Cu+CO2↑
高温
+2 0 0 +4
化合价降低
化合价升高
Cu元素：
被还原
发生还原反应
C元素：
被氧化
发生氧化反应
同时发生
Fe2O3+3CO 2Fe+3CO2
高温
+3 +2 0 +4
化合价降低
Fe元素：
被还原
发生还原反应
化合价升高
C元素：
被氧化
发生氧化反应
同时发生
化合价变化角度
物质所含元素的化合价
升高
降低
被氧化
被还原
氧化反应
还原反应
所含元素化合价升高的物质发生的反应为氧化反应
微点拨
所含元素化合价降低的物质发生的反应为还原反应
化合价变化角度
虽然没有物质得氧、失氧，但反应前后却有元素化合价的变化
微点拨
Fe+ CuSO4 FeSO4+Cu
0 +2 +2 0
化合价升高
化合价降低
Fe元素：
被氧化
发生氧化反应
Cu元素：
被还原
发生还原反应
反应前后有元素的化合价发生变化，是氧化还原反应的重要特征。
这样的反应也属于氧化还原反应
本质？
微观角度
以Na与Cl2反应为例
+11
8
2
1
Na
+17
8
2
7
Cl
微观角度
以Na与Cl2反应为例
+11
+17
Cl
Na
-
+
Na失去最外层1个电子，成为具有稳定结构的Na+，其化合价由0升高到+1，Na被氧化。
Cl最外层得到1个电子，成为具有稳定结构的Cl-，其化合价由0降低到-1，Cl2被还原
微观角度
以H2与Cl2反应为例
+1
H
+17
Cl
1
2
8
7
H和Cl都不易失去电子，都可获得1个电子形成稳定的结构，
二者只能形成共用电子对，使双方最外层都达到稳定结构。
微观角度
以H2与Cl2反应为例
+1
+17
Cl
H
共用电子对
偏向
偏离
共用电子对偏向吸引能力稍弱的H，氢元素的化合价由0升高到+1，H2被氧化。
共用电子对偏向吸引能力稍强的Cl，氯元素的化合价由0降低到-1，Cl2被还原。
微观角度
失去电子或
电子对偏离
得到电子或
电子对偏向
氧化反应
还原反应
氧化还原反应一定有电子的转移（得失或偏移）
化合价升高
化合价降低
升 失 氧
降 得 还
电子的转移
化合价的升降
本质
特征
氧化还原反应得判断方法
四种基本反应类型
反应类型 表达式 举例
化合反应
分解反应
置换反应
复分解反应
AB=A+B
A+BC=B+AC
AB+CD=AD+CB
A+B=AB
CaO+H2O=Ca(OH)2
2KClO3 2KCl+3O2↑
△
MnO2
Fe+CuSO4= FeSO4+ Cu
NaOH+HCl=NaCl+H2O
化合反应
分解反应
反应类型的关系
氧化还原反应
置换反应
复分解反应
有单质生成的分解反应
有单质参加的化合反应
分解
化合
氧化还原反应
置换
复分解反应
得氧失氧角度
A
化合价变化角度
B
微观角度
C
本质与特征
D
四种基本反应类型
E
反应类型之间的关系
E
F
化学必修一 第1章 第3节氧化还原反应
第2课时 氧化剂 还原剂
基本概念
1.氧化剂
在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低，即得电子（或电子对偏向）的物质叫做氧化剂
2.还原剂
在氧化还原反应中，所含元素的化合价升高，即失电子（或电子对偏离）的物质叫做还原剂。
3.氧化产物
还原剂被氧化生成的物质，即化合价升高的元素应的产物。
4.还原产物
氧化剂被还原生成的物质，即化合价降低的元素应的产物
基本概念
5.氧化性
物质得到电子(或电子对偏向）的能力
6.还原性
物质失去电子（或电子对偏离）的能力
微点拨
氧化剂和氧化产物具有氧化性，氧化剂的氧化性强于氧化产物
还原剂和还原产物具有还原性，还原剂的还原性强于还原产物
氧化性和还原性强弱与得失电子的难易程度有关，与得失电子数目无关
基本概念
氧化剂
还原剂
+
还原产物
+
氧化产物
化合价升高
失去电子
被氧化
化合价降低
得到电子
被还原
e-
微点拨
在有些反应中，氧化剂和还原剂可能是同一种物质
氧化产物和还原产物也可能是同一种物质
基本概念
氧化剂：
降 得 还
化合价降低
得电子
被还原
发生还原反应
得到还原产物
还原剂：
升 失 氧
化合价升高
失电子
被氧化
发生氧化反应
得到氧化产物
物质类型 实例 还原产物
活泼的
非金属单质
元素处于高价时的物质
某些氧化物和过氧化物
强氧化性酸
卤素单质（X2）
X-
O2
O2-、O22-、OH-、H2O
KMnO4（H+）
Mn2+
HNO3
NO2、NO
浓硫酸
SO2
Fe3+
Fe2+、Fe
MnO2
Mn2+
H2O2
H2O
Na2O2
O2-、OH-、H2O
HClO
Cl-、Cl2
1.常见的氧化剂
常见的氧化剂和还原剂
2.常见的还原剂
物质类型 实例 氧化产物
活泼的金属单质
Na、Fe、Al
Na+、Fe2+或Fe3+、Al3+
某些非金属单质
H2、C、S
H+、CO或CO2、SO2
变价元素中低价态的物质
氧化物
氢化物
离子
CO
CO2
SO2
SO3或SO42-
NH3
N2或NO
H2S
S
SO32-
SO42-
Fe2+
Fe3+
I-
I2
常见的氧化剂和还原剂
（5）在氧化还原反应中，若有一种元素被氧化，
则一定有另一种元素被还原。 （ ）
（4）所含元素价态越高，化合物的氧化性一定越强。 （ ）
（3）物质氧化性或还原性的强弱取决于得失电子数目的多少。（ ）
（2）在氧化还原反应中，非金属单质一定只作氧化剂。 （ ）
（1）某元素由化合态变为游离态时，该元素一定被还原 （ ）
课堂检测
1.判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
×
×
×
×
×
双线桥
①标变价　
书写步骤
②画箭头(反应物指向生成物)　③算数目 ④说变化
一价氢、氯、钾、钠、银；二价氧、钙，镁、钡、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；单质元素价为零；
负一硝酸氢氧根；负二碳酸硫酸根；
负三记住磷酸根；正一价的是氨根。
双线桥
①标变价　
书写步骤
2CuO+C 2Cu+CO2↑
高温
+2 0 0 +4
②画箭头(反应物指向生成物)
③算数目　
得电子数=失电子数=转移电子数
=
×
每个原子的转移电子数
原子个数
化合价变化
Cu：
+2→0
↑2e-
×2
C：
0→+4
↑4e-
×1
④说变化
得到 2×2e-
失去 4e-
双线桥
（1）箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准发生价态变化的同种元素。
（2）箭头方向不代表电子转移方向，仅表示同种元素电子转移的前后变化。
（3）在“桥”上标明电子的“得”与“失”，且得失电子总数相等。
微点拨
用双线桥法表示下列反应的电子转移的方向与数目。
（1）2KClO3 2KCl＋3O2↑
（2）3Cu＋8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
（3）4NH3＋5O2 4NO＋6H2O
（4）Cl2＋H2O===HCl＋HClO
课堂检测
单线桥
箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得”“失”字样。
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
ne-
用单线桥法标出反应电子转移的方向和数目：
2CuO+C 2Cu+CO2↑
高温
4e-
用单线桥法表示下列反应的电子转移的方向与数目。
（1）2KClO3 2KCl＋3O2↑
（2）3Cu＋8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
（3）4NH3＋5O2 4NO＋6H2O
课堂检测
12e-
6e-
20e-
基本概念
A
常见氧化剂和还原剂
B
双线桥
C
单线桥
D
化学必修一 第1章 第3节氧化还原反应
3 氧化还原反应的应用
氧化性、还原性强弱比较
根据反应方程式判断
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
失电子，化合价升高，被氧化
得电子，化合价降低，被还原
氧化性：氧化剂大于氧化产物； 还原性：还原剂大于还原产物。
微点拨
氧化性强
氧化性弱
还原性强
还原性弱
已知常温下在溶液中可发生如下两个离子反应：
Ce4＋＋Fe2＋===Fe3＋＋Ce3＋，Sn2＋＋2Fe3＋===2Fe2＋＋Sn4＋。由此可以确定Fe2＋、Ce3＋、Sn2＋三种离子的还原性由强到弱的顺序是(　　)A．Sn2＋、Fe2＋、Ce3＋　　　　
B．Sn2＋、Ce3＋、Fe2＋
C．Ce3＋、Fe2＋、Sn2＋
D．Fe2＋、Sn2＋、Ce3＋
A　
课堂检测
根据金属和非金属活动性顺序表
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
K+
Ca+
Na+
Mg+
Al3+
Zn2+
Fe2+
Sn2+
Pb2+
(H+)
Cu2+
Hg2+
Ag+
单质的还原性逐渐减弱
阳离子的氧化性逐渐增强
单质易失电子，
对应阳离子不易得电子
F2 Cl2 Br2 I2 S
F-
Cl-
Br-
I-
S2-
单质的氧化性逐渐减弱
即“易失不易得，易得不易失”
单质易得电子，
对应阴离子不易失电子
阴离子的还原性逐渐增强
根据反应条件
反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强，
如是否加热、有无催化剂和反应物浓度大小等。
由化学方程式知氧化性： KMnO4>Cl2，MnO2>Cl2，O2>Cl2，由反应条件知氧化性：KMnO4>MnO2>O2。
2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
MnO2＋4HCl MnCl2 ＋Cl2↑＋2H2O
O2＋4HCl 2Cl2＋2H2O
根据反应条件
再如
F2+H2 2HF
暗处
Cl2+H2 2HCl
光照
由反应条件知氧化性F2>Cl2
根据反应条件
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HCI>稀HCI
同一种物质，温度越高其氧化性越强。
如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强
同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强。
浓度
温度
酸碱性
教材延伸
根据产物中变价元素的价态
（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。
氧化性：Cl2＞S
例如：根据2Fe＋3Cl2 2FeCl3
Fe＋S FeS
（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：根据Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋
3Zn＋2Fe3＋===3Zn2＋＋2Fe
还原性：Zn>Cu
氧化还原反应的规律
价态规律
处于中间价态的元素，既有氧化性、又有还原性。
价态决定性质
最低价
最高价
中间价
只有还原性
只有氧化性
既有氧化性
又有还原性
处于最高价态的元素，只有氧化性；
处于最低价态的元素，只有还原性；
价态规律
价态不交叉规律
含同种元素但价态不同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“只靠拢，不交叉”。称为价态归中反应。
KClO3＋6HCl＝3Cl2↑＋KCl＋3H2O
+5 -1 0 -1
-1
0
+5
×
得到 5e-
失去 5×e-
价态规律
价态不交叉规律
物质所含元素能生成多种价态的产物时，“中间价→ 高价＋低价”，
发生的氧化还原反应称为歧化反应。
Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O
0 -1 +1
得到e-
失去e-
价态规律
价态不交叉规律
H2S + H2SO4(浓) = S↓ + SO2↑+ 2H2O
-2 +6 0 +4
-2
0
+4
+6
×
得到 2e-
失去 2e-
“只靠拢，不交叉”“就近变价”
价态规律
同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应
如Fe3+（强氧化性）和Fe2+（强还原性）
之间不发生氧化还原反应
再如浓硫酸（强氧化性）和SO2（强还原性）
之间不发生氧化还原反应
先后律
当一种氧化剂遇到几种还原剂，若均能反应，先跟还原性强的反应。
强者优先
当一种还原剂遇到几种氧化剂，若均能反应，先跟氧化性强的反应。
应用：判断多种物质组成的混合物中氧化还原反应发生的先后顺序。
例如：Cl2通入FeBr2和FeI2混合溶液发生反应
已知还原性顺序：I->Fe2+>Br-
反应顺序依次为：
Cl2+2I-=I2+2Cl-
Cl2+2Fe2+-=2Fe3++2Cl-
Cl2+2Br-=Br2+2Cl-
微点拨
课堂检测
（1）向含相同物质的量浓度的S2－、I－、Br－溶液中，缓慢通入氯气，
还原性强的离子优先反应，先后顺序： ；
（2）向含等物质的量浓度的、Cu2＋、H＋、Ag＋溶液中，缓慢加入足量的铁粉，氧化性强的离子优先发生反应，先后顺序为
。
S2－、I－、Br－
Ag＋、Cu2＋、H＋
强弱律
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
氧化性强
氧化性弱
还原性强
还原性弱
规律：在氧化还原反应中，氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，
还原剂的还原性强于还原产物的还原性。
微点拨
应用：
①比较物质的氧化性或还原性强弱
②判断氧化还原反应能否发生或反应方程式的正误
课堂检测
已知I－、Fe2＋、SO2和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为：Fe2＋＜H2O2＜I－＜SO2，则下列反应不能发生的是（ ）
A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO42－＋4H＋
B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI
C．H2O2＋H2SO4===SO2↑＋O2↑＋2H2O
D．2Fe3＋＋H2O2===2Fe2＋＋O2↑＋2H＋
C
守恒律
微观上
宏观上
元素失去电子数
元素得到电子数
元素化合价升高的总数
元素化合价降低的总数
每个原子的转移电子数
×
原子个数
微点拨
应用：
①有关氧化还原反应的计算
②氧化还原反应方程式的配平
课堂检测
B
Na2S在碱性溶液中与NaClO反应，而NaClO 被还原为NaCl，若反应中Na2S与NaClO的个数之比为1∶4，则反应后硫元素的化合价为（ ）
A．+2　　　　　　 B．+6
C．+4 D．0
1．现有下列三个氧化还原反应：
①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3③2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
若某溶液中含有Fe2＋、Cl－和I－，要除去I－而不氧化Fe2＋和Cl－，可以加入的试剂是(　　)A．Cl2 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl
C　
2.某同学设计完成了以下两个实验：
①向盛有KI溶液的试管中加入少许CCl4后滴加氯水，CCl4层变成紫色。继续向试管中滴加氯水，振荡，CCl4层会逐渐变浅，最后变成无色(生成了HIO3)。
②向盛有KBr溶液的试管中加入少许CCl4后滴加氯水，CCl4层变成红棕色。继续向试管中滴加氯水，振荡，CCl4层的颜色没有变化。下列说法不正确的是（ ）
A．实验①生成HIO3时发生的反应为：I2+5Cl2+6H2O=2HIO3+10HClB．实验②中当CCl4层变成红棕色时可通过分液的方法获得Br2的CCl4溶液
C．由上述实验得出Cl2、Br2、I2的氧化性由强到弱的顺序是：Cl2＞Br2＞I2D．由上述实验得出Cl2、HIO3、HBrO3氧化性由强到弱的顺序是：
HBrO3＞Cl2＞HIO3
C　
3.已知G、Q、X、Y、Z均为含氯元素的化合物，在一定条件下有下列转化关系(未配平)：
①G―→Q＋NaCl
②Q＋H2O―→X＋H2
③Y＋NaOH―→G＋Q＋H2O
④Z＋NaOH―→Q＋X＋H2O
这五种化合物中Cl元素化合价由低到高的顺序是 (　　)
A．G、Y、Q、Z、X　　　　 B．X、Z、Q、G、Y
C．X、Z、Q、Y、G D．G、Q、Y、Z、X
A
4.根据反应①→④，可以判断下列4种物质的氧化性由强到弱的
正确顺序是(　　)①Cl2＋2KI===2KCl＋I2②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3③2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2④H2S＋I2===S＋2HIA．S＞I2＞Fe3＋＞Cl2 B．Cl2＞Fe3＋＞I2＞SC．Fe3＋＞Cl2＞S＞I2 D．Cl2＞I2＞Fe3＋＞S
B　
01
02
03
04
根据反应方程式判断
根据金属和非金属活动性顺序表
氧化性、还原性强弱比较
根据反应条件
根据产物中变价元素的价态
价态律
A
优先律
B
强弱律
C
守恒律
D
氧化还原反应的规律
化学必修一 第1章 第3节氧化还原反应
4 氧化还原反应的配平
氧化还原反应的配平方法
基本原则
配平三大原则
电子守恒
原子守恒
电荷守恒
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
反应前后原子的种类和个数不变
离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等
氧化还原方程式配平的基本原则
配平步骤
检查质量、电荷、电子是否守恒
配
平
五
大
步
骤
标变价
列得失
配系数
通过求最小公倍数使化合价升降总数相等
确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数，观察法配平其他物质的化学计量数
氧化还原方程式配平的一般步骤
查守恒
求总数
标明反应前后变价元素的化合价
列出化合价的变化值
配平举例
【例】配平化学方程式：
H2S＋HNO3→S↓＋NO↑＋H2O
H2S＋ HNO3→ S↓＋ NO↑＋ H2O
-2 +5 0 +2
↑2e-
S ：
0
-2
↓3e-
N ：
+2
+5
从而确定氧化剂(或还原产物)和还原剂(或氧化产物)的化学计量数。故H2S（或S）的化学计量数为3，HNO3（或NO）的化学计量数为2。
×3
（求最小公倍数）
×2
3
3
2
2
列得失
求总数
标变价
配平举例
先配平变价元素，再利用原子守恒配平其他元素。
其他原子在配平时相等，最后利用O原子守恒来进行验证。
H2S＋ HNO3→ S↓＋ NO↑＋ H2O
3
3
2
2
4
=
配系数
【例】配平化学方程式：
H2S＋HNO3→S↓＋NO↑＋H2O
查守恒
配平技巧
逆向配平
歧化反应
分解反应
氧化剂和还原剂是同一种物质
(1) Cl2+ KOH= KCl+ KClO3+ H2O
0 -1 +5
↑e-
Cl ：
-1
0
↓5e-
Cl ：
+5
0
×5
×1
5
1
3
6
3
(2) Cu(NO3)2= CuO+ NO2 ↑ + O2 ↑
↑e-
N：
+4
+5
↓2e-
O：
0
-2
×4
×2
+5 -2 +4 0
×1
4
1
2
2
补加配平
部分被氧化或被还原的反应可用补加配平法
(1) Cu+ HNO3= Cu(NO3)2+ NO ↑ + H2 O
0 +5 +2 +5 +2
↑2e-
Cu ：
+2
0
↓3e-
N ：
+2
+5
×3
×2
3
3
2
(3×2+2)
4
(2) KMnO4+ HCl(浓）= KCl+ MnCl2+ Cl2 ↑ + H2O
+7 -1 -1 +2 -1 0
↑ e-
Cl ：
0
-1
↓5e-
Mn ：
+2
+7
×2
×2
×5
5
2
2
2
(2+2×2+5×2)
8
整体配平
一种物质中多种元素变化可用整体配平法
(1) FeS2+ O2= Fe2O3+ SO2
+2 -1 0 +3 +4 -2
↑ e-
Fe ：
+3
+2
↑5e-
S ：
+4
-1
×11
×2
↓2e-
O ：
-2
0
×1
↑ 11e-
×2
×4
4
11
2
8
(2) Cu2S+ HNO3= Cu(NO3)2+ H2SO4+ NO↑+ H2O
+1 -2 +5 +2 +6 +2
↑ e-
Cu：
+2
+1
↑8e-
S ：
+6
-2
×10
×1
↓3e-
N ：
+2
+5
×2
↑ 10e-
×3
3
3
6
10
22
8
缺项配平
先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的化学计量数，
然后由原子守恒确定未知物，再根据原子守恒进行配平。
缺项方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有写出来，一般为水、酸或碱
配平方法
补项原则
条件 补项原则
酸性条件下 缺H（氢）或多O（氧）补H+
少O（氧）补H2O（水）
碱性条件下 缺H（氢）或多O（氧）补H2O（水）
少O（氧）补OH-
缺项配平
NaBiO3+ Mn2++ → Na++ Bi3++ +
【例】将NaBiO3固体（黄色，微溶）加入MnSO4和H2SO4的混合溶液里，加热，溶液显紫色（Bi3+无色）。配平该反应的例子方程式
分析：
(1)由溶液显紫色可推知有MnO4-生成，确定变价元素物质的化学计量数：
MnO4-
5
5
2
2
Bi(+5→+3)? 2×5(化学计量数5配在NaBiO3和Bi3+前)
Mn(+2→+7)?5×2(化学计量数2配在Mn2+和MnO4-前)
(2)据补项原则，在酸性条件下，方程式左边多O，故应补H＋，而方程式右边少O，故应补H2O，再根据原子守恒配平H＋和H2O之前的化学计量数：
H＋
H2O
14
5
=
5
1．(1) HCl(浓)＋ MnO2 Cl2↑＋ MnCl2＋ H2O
(2) KI＋ KIO3＋ H2SO4= I2＋ K2SO4＋ H2O
(3) MnO4-＋ H＋＋ Cl－= Mn2＋＋ Cl2↑＋ H2O
4
1
1
1
2
5
1
3
3
3
3
2
16
10
2
5
8
2．(1) S＋ KOH= K2S＋ K2SO3＋ H2O
(2) P4＋ KOH＋ H2O= K3PO4＋ PH3
3
6
2
1
3
2
9
3
3
5
3.请配平一下离子方程 式。
(1)在酸性条件下，K2Cr2O7与FeSO4反应的离子方程式为
____Cr2O72-＋ ___Fe2＋＋___ ______===____Cr3＋＋___Fe3＋＋___H2O，
(2)在酸性条件下，SO2通入FeCl3溶液中反应离子方程式为
___Fe3＋＋___SO2＋___ _____===___Fe2＋＋___SO42- +___ ___
1
6
14
H＋
2
6
7
2
1
H2O
2
2
1
H＋
4
电子守恒
原子守恒
电荷守恒
配平原则
标变价
列得失
求总数
配系数
查守恒
配平步骤
歧化反应
分解反应
逆向配平
部分被氧化或被还原的反应
补加配平
一种物质多种元素变化
整体配平
缺项方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有写出来，一般为水、酸或碱
缺项配平
谢
谢
指
导