2023年初中化学物质及其变化

命题分析

1.从考查题型看：离子是否共存的判断，离子方程式的书写、正误判断主要以选择题的形式出现。考查氧化还原反应的知识，经常以非选择题的形式出现。

2.从考查知识点看：离子方程式的正误判断、离子能否大量共存所涉及的内容覆盖面广，知识容量大。氧化还原反应考查的重点有：了解氧化还原反应的本质，了解氧化剂和还原剂等概念。掌握重要的氧化剂、还原剂之间的反应。能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目，并能配平反应方程式。

3.从命题思路上主要有：要求考生能熟练掌握在水溶液中(不同条件下)离子能否大量共存的特点和规律，能正确书写离子方程式。涉及对陌生反应的理解，涉及对陌生反应中氧化剂、还原剂以及氧化产物、还原产物等的判断，能书写或配平陌生的氧化还原反应的离子方程式等。

策略

1.物质分类的方法有多种，依据不同的标准对物质有不同的分类，高考中往往会综合考查物质的分类，胶体内容有考查胶体的基础知识与科技、生活、生产相结合的问题的趋势。

2.氧化还原反应方面的高考命题考查基本概念的题目较少，侧重考查书写在陌生环境下氧化还原反应方程式，特别是近几年出现的氧化还原滴定更是将氧化还原反应知识的考查提升了一个层次。为此，对于氧化还原反应知识的复习，一定要在理清基本概念间关系的前提下，掌握好双线桥法在电子守恒计算、配平方面的应用，特别是涉及氧化还原反应的计算题，巧用电子守恒往往可起到事半功倍之效。

3.离子反应也是历年高考的命题热点之一。近几年的全国卷中，单独考查离子反应的题目不多，但卷中多个地方又会考查离子反应，如常见离子的检验、陌生环境下离子型氧化还原反应方程式的书写等，这些往往出现在实验选择题、实验综合题和化学工艺流程图题中。所以在复习这部分知识时，要有意识地研究高考题的考向特点，有针对性地将元素化合物知识、氧化还原反应与离子反应知识融合在一起进行训练，以提升做综合题的能力。

物质的分类和性质

一、元素与物质

1.元素的概念

具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称。

2.元素的存在形态

3.元素与物质的关系

(1)物质都是由元素组成的，每一种元素都能自身组成物质，即单质。

(2)绝大多数元素都能与其他种类的元素组成物质，即化合物。

二、物质的分类

1.分类的概述

(1)分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用科学方法。

(2)分类应依据事先设定的“标准”进行，“标准”不同，分类方法也不相同。

2.分类法

常用的两种是交叉分类法和树状分类法。

由于物质分类可以有不同的标准，也就是说对某一物质而言就可以在不同的分类标准下“扮演不同的角色”。

(1)交叉分类法的应用示例

(2)树状分类法的应用示例

①硫黄　②次氯酸　③NH3·H2O ④铜

⑤硫酸氢钠　⑥NO2

三、物质的性质和变化

化学变化与物理变化的联系：化学变化中一定有物理变化，而物理变化中不一定有化学变化。

有关同素异形体要注意的三个方面

1.同素异形体的物理性质不同。

2.同素异形体的化学性质相似。

3.同素异形体之间可以相互转化，属于化学变化，但不属于氧化还原反应。

三个判断

1.元素与单质的判断

一种元素组成的物质可能是单质，但是一种元素不一定只能形成一种单质。如O2和O3，金刚石(C)、石墨、C60等，它们之间具有同素异形体关系，不是同一种分子，混合在一起应属于混合物。

2.氧化物的类别判断

(1)酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7;非金属氧化物也不一定是酸性氧化物，如CO、NO。

(2)碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，Al2O3是两性氧化物。

(3)酸性氧化物、碱性氧化物形成对应的酸、碱时，元素化合价不变。

(4)酸性氧化物、碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸、碱(如SiO2、Fe2O3)。

3.物理变化和化学变化的判断方法

(1)常见的物理变化：①物质三态变化;②金属导电;③蒸馏和分馏;④挥发、升华;⑤吸附、盐析、渗析;⑥溶解、潮解;⑦焰色反应。

(2)常见的化学变化：①风化、硫化、老化、裂化、硝化、钝化、硬化、氢化、水化、皂化、炭化、催化、酯化、同素异形体的相互转化;②脱水;③干馏、爆炸;④电解、电镀、电化学腐蚀、电解质溶液导电。

1.纯净物和混合物的比较

纯净物：有固定的组成和结构，有固定的熔、沸点，保持一种物质的性质

混合物：无固定的组成和结构，无固定的熔、沸点，保持原有物质各自的性质

2.常见的混合物

(1)气体混合物：空气、水煤气(CO和H2)、爆鸣气(H2和O2)、天然气(主要成分是CH4)、焦炉气(主要成分是H2和CH4)、高炉煤气、石油气、裂解气。

(2)液体混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、软水、水玻璃、福尔马林、浓H2SO4、盐酸、汽油、植物油、胶体。

(3)固体混合物：大理石、碱石灰、漂白粉、高分子化合物、玻璃、水泥、合金、铝热剂。

1.纯净物和混合物的比较分类标准不同，物质的类别不同

在化合物中可按多种分类标准对物质进行分类，如

按不同的分类标准

按化合物的性质酸、碱、盐、氧化物等

按化合物中化学键的类别离子化合物、共价化合物

按在水溶液或熔融状态下是否导电电解质、非电解质

分散系、胶体

一、区分三种分散系

1.分散系

把一种(或多种)物质分散在另一种(或多种)物质中所得到的体系。

2.分类

如图所示，把分散系分为溶液、胶体和浊液的标准是分散质粒子直径的大小。其中胶体粒子直径的大小为1～100_nm。

3.三种分散系的比较

二、掌握胶体的性质及Fe(OH)3胶体的制备

1.胶体的性质及应用

(1)丁达尔效应

可见光束通过胶体时，会出现一条光亮的“通路”现象。

应用：鉴别溶液和胶体。

(2)聚沉

胶体粒子聚集成较大颗粒，从而形成沉淀从分散剂里析出的过程叫作聚沉。

使胶体聚沉的方法有①加入电解质;②加入与胶粒带相反电荷的胶体;③加热。

应用：三角洲的形成;明矾、铁盐溶液净水;盐卤制豆腐。

2.Fe(OH)3胶体的制备

(1)反应原理：FeCl3+3H2O△(=====)Fe(OH)3(胶体)+3HCl。

(2)操作步骤：向沸水中逐滴加入5～6滴FeCl3饱和溶液，继续煮沸至溶液呈现红褐色。

(3)注意事项

①加热至溶液呈红褐色后停止加热。

②不能用自来水，不能搅拌。

1.胶体不带电，胶体中的胶粒能够吸附体系中的带电离子而使胶粒带电荷，但整个分散系仍呈电中性。

2.胶体中的分散质微粒能透过滤纸，但不能透过半透膜，因此可用过滤的方法分离胶体和浊液，用渗析的方法分离胶体和溶液中的分散质。

3.书写制备Fe(OH)3胶体化学方程式的四个易错点

(1)用“=”

(2)Fe(OH)3分子式后注明胶体而不使用“↓”符号。

(3)反应条件是“△”。

(4)HCl后不能标“↑”符号。

离子反应

电解质及其电离

1.电解质和非电解质

(1)电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。

(2)非电解质：在水溶液里以及熔融状态下都不能导电的化合物。

2.强电解质和弱电解质

(1)强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质。

(2)弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。

3.电离及电离方程式

(1)电离：电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动离子的过程，电离过程可以用电离方程式表示。

(2)电离方程式

①强电解质：完全电离，用“=”表示。

例如NaCl===Na++Cl-。

②弱电解质：部分电离，用“可逆符号”表示。

例如NH3·H2O??NH4(+)+OH-。

③多元弱酸分步电离，一般以第一步电离为主。

例如H2CO3??H++HCO3(-)。

④多元弱碱也分步电离，但一步写完。

例如Fe(OH)3??Fe3++3OH-。

一种关系

电解质、非电解质、强电解质、弱电解质之间的关系

电解质的深化拓展

1.电解质不一定能导电，如固态NaCl、液态HCl等;能导电的物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。

2.非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石、单质硫等一些非金属单质。

3.电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

4.电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质，它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。

电离方程式书写“三原则”

(1)符合客观事实，不能随意书写。离子符号和原子团的不可拆分性(注意：NaHSO4在水中完全电离，生成Na+、H+、SO4(2-))。

(2)质量守恒

“=”左右两边原子种类、数目不变。

(3)电荷守恒

电离方程式“=”左右两边的电荷总数相等。

离子反应　离子方程式

1.离子反应

(1)概念：有离子参加或生成的化学反应。

(2)离子反应的类型

2.离子方程式

(1)意义：不仅表示某一个具体的化学反应，还表示同一类型的离子反应，如氢氧化钠溶液和盐酸反应、氢氧化钙溶液和硝酸反应的离子方程式，都可用离子方程式H++OH-===H2O来表示。

(2)书写步骤：以CaCO3与盐酸的反应为例。

离子方程式正误判断的审题要点

“量比”陷阱

在离子方程式正误判断中，学生往往忽略相对量的影响，命题者往往设置“离子方程式产物正确，但不符合相对量”的陷阱。突破“陷阱”的方法一是审准“相对量”的多少。

与“量”有关的离子方程式的书写

1.连续反应型离子反应

反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。如：OH-通入CO2(――→)CO3(2-)CO2(――→)HCO3(-);Al3+OH-(――→)Al(OH)3OH-(――→)AlO2(-);AlO2(-)H+(――→)Al(OH)3H+(――→)Al3+;Fe强氧化剂(――→)Fe3+Fe(――→)Fe2+。

2.先后型离子反应

一种反应物中两种或两种以上的离子都能跟另一种反应物反应，产物因反应次序以及反应物的量有关，如FeBr2与Cl2反应。

3.配比型离子反应

两种反应物反应时，反应物中有两种或两种以上离子反应时，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)，产物与反应物的用量有关，如Ca(OH)2与NaHCO3反应。

连续型离子方程式的书写方法

根据反应条件先分析反应物是否存在过量，再根据反应原理书写。若无过量，则发生第一步反应，若过量，则反应物发生两步反应，写离子方程式时则不必写出第一步反应的中间产物，按终态产物写离子反应方程式。如多元弱酸或酸酐(如CO2或SO2)与强碱溶液反应，若CO2(或SO2)少量，产物为正盐;若CO2(或SO2)过量，产物为酸式盐;多元弱酸正盐与强酸反应，先生成酸式盐，酸式盐再进一步与酸反应，生成强酸盐和弱酸。

先后型离子反应方程式的书写方法

(1)复分解反应型：依据“竞争反应、强者优先”的规律明确离子反应的先后顺序，再按反应原理书写，如向含有OH-、CO3(2-)、AlO2(-)的溶液中，逐滴加入稀盐酸至过量，因结合质子的能力OH->AlO2(-)>CO3(2-)，则反应的离子方程式依次为OH-+H+===H2O、AlO2(-)+H++H2O===Al(OH)3↓、CO3(2-)+2H+===H2O+CO2↑、Al(OH)3+3H+===Al3++3H2O。

(2)氧化还原型：①强氧化剂遇到两种还原性离子时，应注意氧化剂是否过量，若氧化剂不足，将还原性离子按还原性强弱排序，谁强谁先反应。如将少量的Cl2通入FeBr2溶液中，离子方程式为2Fe2++Cl2===2Fe3++2Cl-;若Cl2过量，则离子方程式为2Fe2++4Br-+3Cl2===2Fe3++2Br2+6Cl-。②在不明确离子反应的先后顺序时，可用假设定序法，如FeBr2溶液与Cl2反应，可假设Cl2先与Br-反应，则生成的溴单质还要氧化Fe2+生成Fe3+，这样即可确定Cl2先与Fe2+后与Br-反应，然后再根据量的关系书写即可。

配比型离子反应方程式的书写方法

配比型离子反应按照“以少定多”的原则进行书写，即先根据题给条件判断“少量物质”，以少量物质的离子计量数(充分反应)确定所需“过量物质”的离子数目。如向Ca(HCO3)2溶液中加入过量NaOH溶液的离子方程式的书写方法为

离子共存

一、离子共存的本质

几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应;若离子之间能发生反应，则不能大量共存。

二、离子不能大量共存的四种类型

1.复分解反应型

(1)生成难溶物或微溶物的离子不能大量共存

(2)生成气体及挥发性物质的离子不能大量共存

(3)生成难电离物质(水、弱酸、一水合氨等)的离子不能大量共存

①H+与CH3COO-、CO3(2-)、S2-、SO3(2-)等生成弱酸不能大量共存。

②OH-与NH4(+)(稀溶液)生成弱碱不能大量共存。

③H+与OH-生成水不能大量共存。

④多元弱酸的酸式酸根离子(如HCO3(-)、HSO3(-)、HS-、H2PO4(-)、HPO4(2-)等)与H+、OH-均不能大量共存。

2.氧化还原反应型

具有较强氧化性的离子与具有较强还原性离子，会发生氧化还原反应而不能大量共存。(3)生成难电离物质(水、弱酸、一水合氨等)的离子不能大量共存

①H+与CH3COO-、CO3(2-)、S2-、SO3(2-)等生成弱酸不能大量共存。

②OH-与NH4(+)(稀溶液)生成弱碱不能大量共存。

③H+与OH-生成水不能大量共存。

④多元弱酸的酸式酸根离子(如HCO3(-)、HSO3(-)、HS-、H2PO4(-)、HPO4(2-)等)与H+、OH-均不能大量共存。

2.氧化还原反应型

具有较强氧化性的离子与具有较强还原性离子，会发生氧化还原反应而不能大量共存。

3.水解相互促进型

当弱酸的酸根与弱碱的阳离子同时存在于水溶液中时，弱酸的酸根水解生成的OH-与弱碱的阳离子水解生成的H+反应生成水，从而使两种离子的水解互相促进而使平衡向水解方向移动，甚至完全反应。如Al3+与CO3(2-)不能共存。

2Al(OH)3↓+3CO2↑(+3H2O===)+OH-CO3(2-)+H2O??HCO3(-)常见的因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的离子如下：

(1)Al3+与CO3(2-)、HCO3(-)、S2-、HS-、AlO2(-)、SiO3(2-)。

(2)Fe3+与CO3(2-)、HCO3(-)、AlO2(-)、SiO3(2-)。

4.络合反应型

离子间因发生络合反应而不能大量共存，中学常见的反应有

(1)Fe3+与SCN-因生成Fe(SCN)3而不能大量共存。

(2)Ag+与NH3·H2O因生成[Ag(NH3)2]+而不能大量共存。

(3)Cu2+与NH3·H2O因生成[Cu(NH3)4]2+而不能大量共存。

(4)Zn2+与NH3·H2O因生成[Zn(NH3)4]2+而不能大量共存。

注意：解答离子共存类题目时，除了非常熟悉离子不能大量共存的四大反应类型外，还要特别注意题目中的隐含条件，从而快速准确破解离子共存题。

氧化还原反应

氧化还原反应及其相关概念

一、氧化还原反应

1.概念

某些物质被氧化，同时某些物质被还原的反应。

2.特征

有元素化合价变化(判断依据)。

3.本质

电子转移(包括电子的得失、共用电子对的偏移)。

4.关系

例如对于反应MnO2+4HCl(浓)△(=====)MnCl2+Cl2↑+2H2O

①MnO2在反应中得到电子，所含元素的化合价降低，被还原，发生还原反应，作氧化剂。

②HCl在反应中失去电子，所含元素的化合价升高，被氧化，发生氧化反应，作还原剂。

5.氧化还原反应与四种基本反应类型的关系

二、常见的氧化剂和还原剂

1.常见的氧化剂

2.常见的还原剂

1.氧化还原反应概念间的关系：熟记六个字：“升、失、氧;降、得、还”[元素化合价升高(降低)、失(得)电子，发生氧化(还原)反应]。

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.有单质参与或生成的反应不一定属于氧化还原反应，如3O2放电(=====)2O3。

4.牢记一些特殊物质中元素的化合价(单位：价)

CuFeS2：Cu +2Fe +2S -2

K2FeO4：Fe +6Li2NH、LiNH2、AlN：N -3

Na2S2O3：S +2MO2(+)：M +5

C2O4(2-)：C +3HCN：C +2N -3

CuH：Cu +1H -1

FeO4(n-)：Fe +(8-n)Si3N4：Si +4N -3

三个误区

1.认为氧化性和还原性的强弱取决于得失电子的多少

氧化性和还原性的强弱只取决于电子得失的难易，而与电子得失的多少无关。

如每摩尔浓硝酸还原为NO2时得到1 mol电子，每摩尔稀硝酸还原为NO时得到3 mol电子，但浓硝酸的氧化性却比稀硝酸强。

2.认为只要元素化合价存在差异就可发生氧化还原反应

同种元素不同价态的化合物间的氧化还原反应遵循以下规律：

(1)相邻价态之间不发生氧化还原反应。如SO2和浓硫酸不反应。

(2)相间价态，在一定条件下能发生反应生成中间价态。如2FeCl3+Fe===3FeCl2。

3.认为同种元素不同价态的化合物的氧化性(还原性)强弱只与元素化合价的高低有关

实际上，除此之外还与化合物的稳定性有关。如次氯酸(HClO)中氯的价态比高氯酸(HClO4)中氯的价态低，但次氯酸不稳定，氧化性却比高氯酸强。另外最高价态的物质也不一定都表现强氧化性，如H3PO4。

氧化性、还原性强弱的判断

一、氧化性、还原性的概念、理解及判断

1.氧化性是指物质得电子的性质(或能力);还原性是指物质失电子的性质(或能力)。

2.氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，与得、失电子的数目无关，如Na-e-===Na+、Al-3e-===Al3+，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。

3.从元素的价态考虑：最高价态——只有氧化性，如Fe3+、H2SO4、KMnO4等;最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等;中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe2+、S、Cl2等。

二、氧化性、还原性强弱的比较方法

氧化性、还原性的强弱主要取决于物质得失电子的难易程度，与得失电子的数目无关。另外还跟反应的条件，如溶液的酸碱性、浓度、温度等因素有关，可依据以下几个方面判断：

1.依据元素周期表

(1)同周期从左到右，金属元素单质的还原性逐渐减弱，对应阳离子的氧化性逐渐增强;非金属元素单质的氧化性逐渐增强，对应阴离子的还原性逐渐减弱。

(2)同主族从上到下，金属元素单质的还原性逐渐增强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱;非金属元素单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。

2.依据金属、非金属活动性顺序

(1)依据金属活动性顺序

3.依据反应原理

氧化剂+还原剂―→还原产物+氧化产物

氧化性：氧化剂>氧化产物

还原性：还原剂>还原产物

4.依据反应条件及反应的剧烈程度

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、有无催化剂及反应温度高低和反应物浓度大小等。

例如：2KMnO4+16HCl(浓)===2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O，

MnO2+4HCl(浓)△MnCl2+Cl2↑+2H2O，

4HCl+O2催化剂2H2O+2Cl2，

由上述反应条件的不同，可判断氧化性：

KMnO4>MnO2>O2。

5.依据氧化还原反应的程度

(1)相同条件下，不同氧化剂使同一种还原剂被氧化程度大的，其氧化性强。例如

2Fe+3Cl2点燃2FeCl3，Fe+S△FeS，

氧化性：Cl2>S。

(2)相同条件下，不同还原剂使同一种氧化剂被还原程度大的，其还原性强。例如

Cu+2Fe3+===Cu2++2Fe2+，

3Zn+2Fe3+===3Zn2++2Fe，

还原性：Zn>Cu。

6.依据电化学原理

原电池中，负极物质的还原性一般强于正极物质;用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性强，在阳极先放电的阴离子的还原性强。

7.某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关

温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。

浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。

酸碱性：如KMnO4溶液的氧化性随溶液酸性的增强而增强。

四个不

1.元素处于最高价态时只有氧化性，但不一定有强氧化性，如Na+、SO4(2-);同理，元素处于最低价态时也不一定具有强还原性。

2.对于一种物质既作氧化剂又作还原剂的反应，如Cl2+H2O??HClO+HCl，不能根据反应方程式判断物质氧化性、还原性的强弱。

3.依据金属活动性顺序判断阳离子的氧化性强弱时，要注意Fe对应的阳离子是Fe2+，而不是Fe3+。

4.含有同种元素不同价态的物质，价态越高其氧化性不一定越强。如氧化性HClO>HClO4。

假设法判断氧化还原反应能否进行

已知物质的氧化性或者还原性的强弱关系，判断某一氧化还原反应能否发生时可采用假设法。

先假设反应成立

⇩

然后根据氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性，还原剂的还原性>还原产物的还原性的规律，列出假设反应中的上述关系

⇩

结合题干条件判断该结论是否符合事实。符合事实，则反应成立;反之，则不成立

守恒法解题的“3步流程”

氧化还原反应的配平及表示方法

1.氧化还原反应方程式的配平

(1)配平方法

①一标：标出反应前后变价元素的化合价。

②二等：反应中升价总数和降价总数相等。

③三定：确定化合价发生变化的物质的化学计量数。

④四平：用观察法配平其他各物质的化学计量数。

⑤五查：检查反应前后是否遵循质量守恒和电子守恒。

(2)实例：铜与浓H2SO4发生反应的化学方程式：

2H2SO4(浓)+Cu△(=====)CuSO4+SO2↑+2H2O。

2.双线桥法

(1)表示方法：箭头由反应物指向生成物的对应元素，并在线桥上标明电子和“得”及“失”字样。

(2)实例：Cu与稀硝酸反应过程中电子转移的方向和数目可表示为

3.单线桥法

(1)表示方法：箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标转移电子数目，不标电子的“得”“失”字样。

(2)实例：Cu与浓HNO3反应过程中电子转移的方向和数目可表示为

1.注意特殊物质中元素的化合价，如CuFeS2中铜、铁元素的化合价都为+2价，硫元素的化合价为-2价;FeS2中硫元素的化合价为-1价;K2FeO4中铁元素的化合价为+6价等。

2.配平化学方程式时，化学计量数“1”也必须填写在空格里。

3.依据电子得失守恒列等式时不要忽略变价原子的个数。

1.注意特殊物质中元素的化合价，如CuFeS2中铜、铁元素的化合价都为+2价，硫元素的化合价为-2价;FeS2中硫元素的化合价为-1价;K2FeO4中铁元素的化合价为+6价等。

2.配平化学方程式时，化学计量数“1”也必须填写在空格里。

3.依据电子得失守恒列等式时不要忽略变价原子的个数。

我的总结

在全国卷中，考题的情景模型有如下4种，需要理解和应用的解题方法有如下4条。

氧化还原反应方程式的配平

1.配平的三大守恒原则

2.配平的三种方法技巧

(1)正向配平法：适合反应物分别是氧化剂、还原剂的反应，配平按以下4步进行。

(2)逆向配平法：适用于一种元素的化合价既升高又降低的反应和分解反应中的氧化还原反应。先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。

由于S的化合价既升又降，而且升降总数要相等，所以K2S的化学计量数为2，K2SO3的化学计量数为1，然后确定S的化学计量数为3。

(3)奇数配偶法：适用于物质种类少且分子组成简单的氧化还原反应。如S+C+KNO3―→CO2↑+N2↑+K2S，反应物KNO3中三种元素原子数均为奇数，而生成物中三种元素的原子数均为偶数，故可将KNO3乘以2，然后用观察法配平得：S+3C+2KNO3===3CO2↑+N2↑+K2S。

1.配平方法

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，然后再根据原子守恒进行配平。

2.补项原则

3.组合方式

信息型氧化还原反应方程式的书写

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