廢水檢驗標准以什麼作為氧化劑

❶ 廢水的可生化性指標是如何規定的

一般考慮廢水的B/C，如果在0.3以上，可認為可生物處理，如果低於0.2，基本可不用考慮生化處理，在0.2~0.3之間嘗試如何提高B/C——水解酸化，高級氧化等。

(1)廢水檢驗標准以什麼作為氧化劑擴展閱讀：

模擬實驗法是指直接通過模擬實際廢水處理過程來判斷廢水生物處理可行性的方法。根據模擬過程與實際過程的近似程度，可以大致分為培養液測定法和模擬生化反應器法。

1、培養液測定法

培養液測定法又稱搖床試驗法，具體操作方法是：在一系列三角瓶內裝入某種污染物(或廢水)為碳源的培養液，加入適當N、P等營養物質，調節pH值，然後向瓶內接種一種或多種微生物(或經馴化的活性污泥)。

將三角瓶置於搖床上進行振盪，模擬實際好氧處理過程，在一定階段內連續監測三角瓶內培養液物理外觀(濃度、顏色、嗅味等)上的變化，微生物(菌種、生物量及生物相等)的變化以及培養液各項指標：pH、COD或某污染物濃度的變化。

2、模擬生化反應器法

模擬生化反應器法是在模型生化反應器(如曝氣池模型)中進行的，通過在生化模型中模擬實際污水處理設施(如曝氣池)的反應條件，如：MLSS濃度、溫度、DO、F/M比等，來預測各種廢水在污水處理設施中的去除效果，及其各種因素對生物處理的影響。

由於模擬實驗法採用的微生物、廢水與實際過程相同，而且生化反應條件也接近實際值，從水處理研究的角度來講，相當於實際處理工藝的小試研究，各種實際出現的影響因素都可以在實驗過程中體現，避免了其他判定方法在實驗過程中出現的誤差，且由於實驗條件和反應空間更接近於實際情況，因此模擬實驗法與培養液測定法相比，能夠更准確地說明廢水生物處理的可行性。

但正是由於該種判定方法針對性過強，各種廢水間的測定結果沒有可比性，因此不容易形成一套系統的理論，而且小試過程的判定結果在實際放大過程中也可能造成一定的誤差。

❷ 水質COD和BOD有什麼區別

1、定義不同：

（1）地面水體中微生物分解有機物的過程消耗水中的溶解氧的量，稱生化需氧量，通常記為BOD，常用單位為毫克/升。

（2）水體中能被氧化的物質在規定條件下進行化學氧化過程中所消耗氧化劑的量，以每升水樣消耗氧的毫克數表示，通常記為COD。

2、內涵不同：

（1）COD或化學需氧量是水/廢水中所有化學品(有機物和有機物)的總量

（2）BOD是細菌降解水/廢水中存在的有機成分所需的氧氣量的量度。

（3）通常在檢測時大家會發現COD高於BOD，但這不是絕對的因為根據工業過程和所用原材料的性質不同，它們兩者之間的數據比也會出現變化。

（4）雖然BOD在功能上與化學需氧量(COD)類似，它們都測量水或廢水中有機化合物的量。但COD的數據不太具體，因為它主要是測量化學氧化的所有物質。而這也是一些行業需要同時測量它們的原因。

3、相對優勢不同：

相對於BOD來說，COD有一個非常大的優勢那就是測試時間，日常檢測時COD只需要大約三個小時就能獲得准確的參數值，而BOD則需要五天的時間才能夠獲得，因此有很多人會以COD為比率來預估BOD的參數值。

(2)廢水檢驗標准以什麼作為氧化劑擴展閱讀

1、水質檢測的目的是：飲用水主要考慮對人體健康的影響，其水質標准除有物理指標、化學指標外，還有微生物指標；對工業用水則考慮是否影響產品質量或易於損害容器及管道。

2、水質檢測的指標有：色度；渾濁度；臭和味；肉眼可見物；余氯；化學需氧量；細菌總數；總大腸菌群；耐熱大腸菌群。

❸ 我國廢水檢驗標准規定以什麼作為氧化劑

國標法採用的是重鉻酸鉀

❹ 廢水排放標准中的CODcr.SS.CU2中文是什麼，他們是什麼

CODcr:採用重鉻酸鉀(K2Cr2O7)作為氧化劑測定出的化學耗氧量表示為。 COD是Chemical Oxygen Demand，化學耗氧量。 化學耗氧量(chemical oxygen demand) 亦稱「化學需氧量」，簡稱「耗氧量」。用化學氧化劑(如高錳酸鉀、重鉻酸鉀)氧化水中需氧污染物質時所消耗的氧氣量，常以符號COD表示。計量單位為mg／L。是評定水質污染程度的重要綜合指標之一。 COD的數值越大，則水體污染越嚴重。一般潔凈飲用水的COD值為幾至十幾mg／L。COD測定較易且快，但由於氧化劑的種類、濃度、氧化條件有所不同，導致可氧化物質的氧化效率也不相同，故同一水樣採用不同檢測方法時，所得COD值也有所差異。在送檢水樣時，應注意選定統一的測定方法，以利分析對比。
SS:懸浮物（suspended solids ）指懸浮在水中的固體物質，包括不溶於水中的無機物、有機物及泥砂、黏土、微生物等。水中懸浮物含量是衡量水污染程度的指標之一。懸浮物是造成水渾濁的主要原因。水體中的有機懸浮物沉積後易厭氧發酵，使水質惡化。中國污水綜合排放標准分3級，規定了污水和廢水中懸浮物的最高允許排放濃度，中國地下水質量標准和生活飲用水衛生標准對水中懸浮物以渾濁度為指標作了規定

❺ 污水的常規五項檢測項目是什麼

污水的五個檢測項目一般是pH值檢測、SS項目檢測、氨氮檢測、BOD檢測和COD檢測。

這些項目的測試內容如下：

1、PH值檢測：指pH測試，也指氫離子濃度指數，即污水中氫離子總數與總物質含量的比值。

2、SS項目檢測：指水中懸浮物的檢測，包括不溶性無機物、有機物、砂、粘土、微生物等。懸浮物含量是衡量水體污染程度的重要指標之一。

3、氨氮檢測：氨氮是指水中游離氨和銨離子形式的氮，可導致水體富營養化。它是水體中的主要OD污染物，對魚類和某些水生生物具有毒性。

4、BOD檢測：指生化需氧量的檢測。生化需氧量是指微生物在一定時間內分解一定水量水所消耗的溶解氧量，是反映水體中有機污染物含量的重要指標。

5、COD檢測：化學需氧量檢測是測定水樣中需要氧化的還原性物質的量的化學方法，可以通過減少水中的物質來反映污染程度。

(5)廢水檢驗標准以什麼作為氧化劑擴展閱讀

污水由許多類別，相應地減少污水對環境的影響也有許多技術和工藝。按照污水來源，污水可以分為這四類。

第一類：工業廢水來自製造采礦和工業生產活動的污水，包括來自與工業或者商業儲藏、加工的徑流活滲瀝液，以及其它不是生活污水的廢水。

第二類：生活污水來自住宅、寫字樓、機關或相類似的污水；衛生污水；下水道污水，包括下水道系統中生活污水中混合的工業廢水。

第三類：商業污水 來自商業設施而且某些成分超過生活污水的無毒、無害的污水[2]。如餐飲污水。洗衣房污水、動物飼養污水，發廊產生的污水等。

第四類：表面徑流來自雨水、雪水、高速公路下水，來自城市和工業地區的水等等，表面徑流沒有滲進土壤。

❻ 污水處理cod氧化劑作用是什麼

解決方法：1、去化驗室做人工化驗，確認COD是否真的不達標，有時是COD測驗儀器設定內有問題，需要容廠家對儀器進行調整。2、如果是真的不達標，需要添加多一點葯品，不能只看水質是否清澈。COD的簡單介紹：化學需氧量COD（ChemicalOxygenDemand）是以化學方法測量水樣中需要被氧化的還原性物質的量。廢水、廢水處理廠出水和受污染的水中，能被強氧化劑氧化的物質（一般為有機物）的氧當量。在河流污染和工業廢水性質的研究以及廢水處理廠的運行管理中，它是一個重要的而且能較快測定的有機物污染參數，常以符號COD表示。測定方法：重鉻酸鹽法、高錳酸鉀法、分光光度法、快速消解法、快速消解分光光度法符合國家標准HJ-T399-2007水質化學需氧量的測定。

❼ 污水的五項檢測項目

污水的五個檢測項目一般是pH值檢測、項目檢測、氨氮檢測、BOD檢測和COD檢測。

這些項目的測試內容如下：

1、PH值檢測：指pH測試，也指氫離子濃度指數，即污水中氫離子總數與總物質含量的比值。

2、SS項目檢測：指水中懸浮物的檢測，包括不溶性無機物、有機物、砂、粘土、微生物等。懸浮物含量是衡量水體污染程度的重要指標之一。

3、氨氮檢測：氨氮是指水中游離氨和銨離子形式的氮，可導致水體富營養化。它是水體中的主要OD污染物，對魚類和某些水生生物具有毒性。

4、BOD檢測：指生化需氧量的檢測。生化需氧量是指微生物在一定時間內分解一定水量水所消耗的溶解氧量，是反映水體中有機污染物含量的重要指標。

5、COD檢測：化學需氧量檢測是測定水樣中需要氧化的還原性物質的量的化學方法，可以通過減少水中的物質來反映污染程度。

(7)廢水檢驗標准以什麼作為氧化劑擴展閱讀

污水由許多類別，相應地減少污水對環境的影響也有許多技術和工藝。按照污水來源，污水可以分為這四類。

第一類：工業廢水來自製造采礦和工業生產活動的污水，包括來自與工業或者商業儲藏、加工的徑流活滲瀝液，以及其它不是生活污水的廢水。

第二類：生活污水來自住宅、寫字樓、機關或相類似的污水；衛生污水；下水道污水，包括下水道系統中生活污水中混合的工業廢水。

第三類：商業污水 來自商業設施而且某些成分超過生活污水的無毒、無害的污水[2]。如餐飲污水。洗衣房污水、動物飼養污水，發廊產生的污水等。

第四類：表面徑流來自雨水、雪水、高速公路下水，來自城市和工業地區的水等等，表面徑流沒有滲進土壤。

❽ 什麼物質可以作氧化劑，什麼物質可以作還原劑

一、氧化劑
得到電子（或電子對偏向）的物質，在反應時所含元素的化合價降低，即為氧化劑。發生氧化反應後的生成物，即為氧化產物。
在氧化還原反應中，獲得電子的物質稱作氧化劑 ，與此對應，失去電子的物質稱作還原劑。狹義地說，氧化劑又可以指可以使另一物質得到氧的物質，以此類推，氟化劑是可以使物質得到氟的物質，氯化劑、溴化劑等亦然。
(注:這兩種定義有不同，前者強調電子的得失，後者則強調氧元素的得失。根據前者定義，一些物質，如二氟化氙是強氧化劑，而根據後者定義，則為氟化劑。)
含有容易得到電子元素的物質，即氧化性強的物質常用氧化劑。
總之，氧化劑具有氧化性，得到電子化合價降低，發生還原反應，得到還原產物。
一)基本分類:
氧化劑按照化學組成分為無機氧化劑和有機氧化劑。又可按照氧化反應所要求的介質分為以下3類：
(1)酸性介質氧化劑(過氧化氫、過氧乙酸、重鉻酸鈉、鉻酸、硝酸、高錳酸鉀、過硫酸銨)。
(2)鹼性介質氧化劑(次氯酸鈉、過碳酸鈉、過硼酸鈉、過硼酸鉀)。抗氧化劑圖片|抗氧化劑樣板圖|抗氧化劑植酸-上
(3)中性氧化劑(溴、碘)。
二 )判斷方法
在氧化還原反應里，遵循這樣一個規律，升失氧還氧，降得還氧還。因為初學者一般無法較為准確的把握氧化還原反應的如亂麻一樣的對氧化劑和還原劑的判讀，故有這樣一個繞口令，什麼意思呢，就是說在氧化還原反應里，化合價升高的物質失去電子，被氧化，做還原劑（有還原性)所得的產物是氧化產物，具有氧化性，化合價降低的物質得到電子，在反應中被還原，做氧化劑，（有氧化性）產物為還原產物，具有還原性。在這里要注意一點反應規律，及還原劑的還原性應該強於還原產物的還原性，氧化劑的氧化性要強於氧化產物的氧化性。

二、還原劑
還原劑是在氧化還原反應里，失去電子或有電子偏離的物質。還原劑本身具有還原性，被氧化，其產物叫氧化產物。還原與氧化反應是同時進行的，即是說，還原劑在與被還原物進行氧化反應的同時，自身也被氧化，而成為氧化物。所含的某種物質的化合價升高的反應物是還原劑。
一）簡介
廣義的抗氧化劑是指自由基及活性氧的清除劑、阻斷劑及修復劑等物質的總稱。也就是說只有可以清除自由基及活性氧的還原劑才是抗氧化劑，還原劑與抗氧化劑不是對等概念，更不是所謂的別稱。
還原劑失去電子自身被氧化變成氧化產物，如用氫氣還原氧化銅的反應，氫氣失去電子被氧化變成水。還原劑在反應里表現還原性。還原能力強弱是還原劑失電子能力的強弱，如鈉原子失電子數目比鋁電子少，鈉原子的還原能力比鋁原子強。含有容易失去電子的元素的物質常用作還原劑，在分析具體反應時，常用元素化合價的升降進行判斷:所含元素化合價升高的物質為還原劑。
應用在焊條及焊絲上，例如Mn,Si,Al,Ti及Zr等元素，可有效阻止氧的滲入使不致在焊道金屬中形成氧化物及氣孔。
二）種類
(1)活潑的金屬單質(如鈉，鎂，鋁，等)
(2)某些非金屬單質(如H2 、C等)、非金屬陰離子及其化合物、低價金屬離子(如Fe2+)等 還原劑實驗舉例:氫氣還原氧化銅、氧化鐵(H2+CuO=Cu+H2O ; 3H2+Fe2O3=2Fe+3H2O); 炭還原氧化銅(C+2CuO=2Cu+CO2); 一氧化碳還原氧化銅、氧化鐵(CO+CuO=Cu+CO2 ; 3CO+Fe2O3=2Fe+3CO2)
1）硫酸亞鐵
藍綠色單斜結晶或顆粒。無氣味。在乾燥空氣中風化。在潮濕空氣中表面氧化成棕色的鹼式硫酸鐵。在56.6℃成為四水合物，在65℃時成為一水合物。溶於水，幾乎不溶於乙醇。其水溶液冷時在空氣中緩慢氧化，在熱時較快氧化。加入鹼或露光能加速其氧化。相對密度(d15)1.897。半數致死量(小鼠，經口)1520mG/kG。有刺激性。無水硫酸亞鐵是白色粉末，含結晶水的是淺綠色晶體，晶體俗稱"綠礬"，溶於水水溶液為淺綠色。用於色譜分析試劑。點滴分析測定鉑、硒、亞硝酸鹽和硝酸鹽。還原劑。製造鐵氧體。凈水。聚合催化劑。照相製版。
硫酸亞鐵的還原原理：
大量的硫酸亞鐵被用作還原劑，主要還原水泥中的鉻酸鹽。
含六價鉻廢水一般採用鉻還原法進行處理。
原理:在酸性條件下，投加還原劑硫酸亞鐵、亞硫酸鈉、亞硫酸氫鈉、二氧化硫等，將六價鉻還原成三價鉻，然後投加氫氧化鈉、氫氧化鈣、石灰等調pH值，使其生成三價鉻氫氧化物沉澱從廢水中分離。
在該反應中，氧化劑是Cl2，還原劑也是Cl2，本反應是歧化反應。
2）氯氣
氯氣遇水會產生次氯酸，次氯酸具有凈化作用，用於消毒--溶於水生成的HClO具有強氧化性
化學方程式是: Cl2+H2O=HCl+HClO(可逆反應)
氯氣與鹼溶液反應
【例】
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
上述兩反應中，Cl2作氧化劑和還原劑，是歧化反應。
Cl2 + 2OH(-) (冷) = ClO(-) + Cl(-) + H2O
3Cl2 + 6OH(-) (熱) = ClO3(-) + 5Cl(-) + 處理工藝流程:含Cr6+廢水→調節池→還原反應池→混凝反應池→沉澱池→過濾器→pH回調池→排放。
氯氣常溫常壓下為黃綠色氣體,經壓縮可液化為金黃色液態氯，是氯鹼工業的主要產品之一，用作為強氧化劑與氯化劑。氯混合 5%(體積)以上氫氣時有爆炸危險。氯能與有機物和無機物進行取代或加成反應生成多種氯化物。氯在早期作為造紙、紡織工業的漂白劑。
3）典型還原劑
活潑的金屬單質:如Na,Al,Zn,Fe等.
活潑的金屬氫化物:如氫化鋁鋰LiAlH4
某些非金屬單質:如H2,C,Si等.元素(如C,S等)
鹼金屬單質:如Li，Na，K等
處於低化合價時的氧化物:如CO,SO2,H2O2等。
非金屬氫化物:如H2S,NH3,HCl,CH4等。
處於低化合價時的鹽:如Na2SO3,FeSO4等。
氯化亞錫SnCl2，草酸H2C2O4，硼氫化鉀KBH4，硼氫化鈉NaBH4，乙醇C2H5OH
三）判別
在化合價有改變的氧化還原反應中，化合價由低變高的物質稱作還原劑，可做抗氧化劑，具有還原性，被氧化，其產物叫氧化產物。
還原劑是相對的概念，因為同一物質可能隨反應物質的不同，呈現還原劑或氧化劑的特性。
如:SO2+2HNO3→H2SO4+2H2O+NO2的反應中中SO2是還原劑。 但在H2S+SO2→S+H2O中，SO2卻是氧化劑。

❾ 在氧化還原反應中水做氧化劑或還原劑依據是什麼

[重要知識點]
1．熟悉常見的氧化劑和還原劑
2．重要的氧化劑和還原劑的常見反應。
3．熟練使用單線橋分析氧化還原反應及電子轉移情況。

難點:氧化—還原反應的基本規律
1.「以強制弱」的氧化—還原反應規律
2.歧化反應規律
3.歸中反應規律
4.價態互不換位原則

[知識點精析]

一．化學反應的分類

二、重要的氧化劑和還原劑

1．氧化還原反應的基本概念

氧化還原反應從化合價的角度來說是指有元素化合價升降的化學反應；從本質上來看則是指有電子轉移（得失或偏移）的反應。涉及氧化劑、還原劑、氧化性、還原性、氧化產物、還原產物等概念。

（1）氧化劑、還原劑

氧化劑是指在反應中得到電子（或電子對偏向）的反應物，表現為反應後所含某些元素化合價降低。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。

還原劑是指在反應中失去電子（或電子對偏離）的反應物，表現為反應後所含某些元素化合價升高，還原劑具有還原性，反應中本身被氧化，生成物是氧化產物。

如下圖所示：

（2）氧化劑和還原劑是性質相反的物質

在氧化還原反應中，還原劑把電子轉移給氧化劑，即還原劑是電子的給予體，氧化劑是電子的接受體。

如下圖所示：

（3）氧化還原反應中各概念間的關系

2．氧化還原反應的判斷和分析

（1）氧化還原反應的判斷
判斷一個化學反應是否為氧化還原反應，常根據反應中有無元素的化合價變化（有升有降）來判斷。
判斷一個反應是否為氧化還原反應的技巧：
①當有單質參加反應，或有單質生成時可認為該反應一定是氧化還原反應(但同素異形體間的轉化除外，如白磷變紅磷就不是氧化還原反應)。
②有機物發生的反應，當分子中引入氧或失去氫被氧化，反之分子中失去氧或得到氫被還原。

（2）氧化還原反應的分析
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(即：雙線橋法)，還可以用箭頭表示不同原子的電子轉移情況(稱為「單線橋法」)。
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：

用箭頭表示不同原子的電子轉移情況——「單線橋」。如：

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：

①單線橋分析氧化還原反應可簡單表示為

②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。
③在單線橋中不寫「得」或「失」。

3．常見的氧化劑、還原劑

（1）物質在反應中是作為氧化劑還是作為還原劑，主要取決於元素的化合價。
①元素處於最高價時，它的原子只能得到電子，因此該元素只能作氧化劑，如 、 。
②元素處於中間價態時，它的原子隨反應條件不同，既能得電子，又能失電子，因此該元素既能作氧化劑，又能作還原劑，如 和
③元素處於最低價時，它的原子則只能失去電子，因此該元素只能作還原劑，如 。

（2）重要的氧化劑
①活潑非金屬單質，如F2、Cl2、Br2、O2等。
②元素處於高價時的氧化物、高價含氧酸及高價含氧化酸鹽等，如MnO2，NO2；濃H2SO4，HNO3；KMnO4，KClO3，FeCl3等。
③過氧化物，如Na2O2，H2O2等。

（3）重要的還原劑
①金屬單質，如Na，K，Zn，Fe等。
②某些非金屬單質，如H2，C，Si等。
③元素處於低化合價時的氧化物，如CO，SO2等。
④元素處於低化合價時的酸，如HCl（濃），HBr，HI，H2S等。
⑤元素處於低化合價時的鹽，如Na2SO3，FeSO4等。

三、重要氧化劑和還原劑的常見反應

1．實驗分析
（1）Cl2，Br2，I2氧化性的比較。
鹵素單質氧化性順序按F2，Cl2，Br2，I2的順序逐漸減弱。
[問題討論]
當把Cl2和HBr混合會有何現象？若將碘化鉀澱粉試紙置於盛Cl2的集氣瓶上一定有變化嗎？若想觀察到期望的現象應如何操作？若熏久了又會有何現象？
[簡析]
Cl2可與HBr反應：Cl2+2HBr==2HCl+Br2，可看到有橙紅色液滴生成，且Cl2的黃綠色變淡，乾燥的碘化鉀澱粉試紙與Cl2不反應，因為該反應為離子反應，需在溶液中進行；故需將試紙先用蒸餾水濕潤。但熏久了，由於Cl2還可氧化濕潤的I2而使變藍的試紙又褪色。

（2）Fe，Fe2+，Fe3+間的氧化還原反應。
Fe與強氧化劑（足量）直接反應可被氧化為 ，而與弱氧化劑（如H+，S等）反應被氧化為 ；且 可被強氧化劑（如Cl2，Br2，HNO3、H2SO4(濃)等氧化為 。
[問題討論]
①Fe與濃硫酸反應一定只能得到Fe2(SO4)3嗎？
②FeSO4溶液中加溴水可氧化Fe2+為Fe3+，改用氯水、碘水行嗎？
③鐵鹽（Fe3+）如何轉化為亞鐵鹽（Fe2+）？向FeCl3溶液中加Cu粉行嗎？通入SO2行嗎？
④FeCl3溶液可與KSCN溶液反應而使溶液呈血紅色，還有什麼溶液也可與FeCl3溶液反應而發生顏色變化？
答：
①Fe3+有較台的氧化性，Fe有較強的還原性，所以，鐵過量時會與生成的Fe2(SO4)3反應得FeSO4。
②氯水可代替溴水，碘水不行，因：2Fe3++2I－==2Fe2++I2。
③加入還原劑可還原Fe3+，Fe或Cu粉或SO2均能還原Fe3+得到Fe2+。
④苯酚溶液中加入FeCl3溶液呈紫色。

2．氧化劑、還原劑之間反應規律
（1）對於氧化劑來說，同族元素的非金屬原子，它們的最外層電子數相同而電子層數不同時，電子層數越多，原子半徑越大，就越難得電子。因此，它們單質的氧化性越弱。即：同主族非金屬單質的氧化性從上到下，單質的氧化性由強到弱。
（2）金屬單質的還原性強弱一般與金屬活動順序相一致。

（3）元素處於高價的物質具有氧化性，在一定條件下可與還原劑反應，在生成的新物質中該元素的化合價降低。
（4）元素處於低價的物質具有還原性，在一定條件下可與氧化劑反應，在生成的新物質中該元素的化合價升高。
（5）稀硫酸與活潑金屬單質反應時，是氧化劑，起氧化作用的是 ，被還原生成H2，濃硫酸是強氧化劑，與還原劑反應時，起氧化作用的是 ，被還原後一般生成SO2。
（6）不論濃硝酸還是稀硝酸都是氧化性極強的強氧化劑，幾乎能與所有的金屬或非金屬發生氧化還原反應，反應時，主要是 得到電子被還原成NO2，NO等。一般來說濃硝酸常被還原為NO2，稀硝酸常被還原為NO。
（7）變價金屬元素，一般處於最高價時的氧化性最強，隨著化合價降低，其氧化性減弱，還原性增強。
氧化劑與還原劑在一定條件下反應時，一般是生成相對弱的還原劑和相對弱的氧化劑，即在適宜的條件下，可用氧化性強的物質製取氧化性弱的物質，也可用還原性強的物質製取還原性弱的物質。見下圖：

常見的氧化劑、還原劑及其還原產物、氧化產物

氧化劑
還原產物
還原劑
氧化產物

O2
，O2-
活潑金屬
金屬離子

Cl2，Br2，I2
Cl－，Br－，I－
H2
H2O，

濃H2SO4
SO2，S，H2S
C
CO，CO2

HNO3
NO，NO2，NH
Si
SiO2，SiCl4

MnO
Mn2+，MnO2、MnO
CO
CO2

Fe3+
Fe2+，Fe
Fe2+
Fe3+

Na2O2，H2O2
O2-，H2O
SO2，SO
SO3，SO

四、判斷氧化劑或還原劑強弱的依據

1．根據方程式判斷

氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物

2．根據反應條件判斷
當不同氧化劑作用於同一還原劑時，如氧化產物價態相同，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：
4HCl（濃）+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl2↑
16HCl（濃）+2KMnO4==2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑
則氧化性：KMnO4>MnO2。
判斷還原劑還原性的原理類似。

3．由氧化產物的價態高低來判斷
當還原劑在相似的條件下作用於不同的氧化劑時，可由氧化產物元素價態的高低來判斷氧化劑氧化性的強弱。即：在相同條件下，使還原劑價態升得越高，則氧化劑的氧化性越強。如：
2Fe+3Cl2 2FeCl3
Fe+S Fes
則氧化性：Cl2>S。
判斷還原劑還原性的原理類似。

4．根據元素周期表判斷
（1）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。
（2）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。陽離子的氧化性逐漸增強，陰離子的還原性逐漸減弱。

[解題能力培養]

1．氧化還原反應中電子轉移的方向和數目

例1．標出反應11P+15CuSO4+24H2O==5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4的電子轉移方向和數目，該反應中氧化劑為________________，還原劑為_____________，1mol CuSO4能中氧化P原子的物質的量是_____________。
[分析]
可以先標出有變價的元素的化合價，發現P元素的化合價有升有降，則其既作了氧化劑又作了還原劑，CuSO4中的Cu元素化合價降低，故CuSO4也是氧化劑，因為1mol CuSO4在反應中只有Cu能獲得1mol e－，而1mol P被氧化會能出5mol e－，故1mol CuSO4反應氧化0.2mol P。

2．氧化劑、還原劑的確定

例2．氫陰離子（H－）能和NH3反應：H－+NH3==NH +H2↑。根據上述反應事實可以得到的正確結論是（ ）
A．NH3具有還原性
B．H－是很強的還原劑
C．該反應的還原產物是H2
D．該反應屬於置換反應
[分析]
液氨中NH3分子能發生如下的電離NH3=NH +H+，H－與NH3分子的反應實質上就是H－和NH3分子電離出來的H+發生反應生成H2，由於H－失電子能力強，所以H－是很強的還原劑。NH3分子中的H+得到電子，它是氧化劑。H2是H－失電子的氧化產物，也是H+得電子的還原產物，因此H2既是氧化產物又是還原產物。由於該反應中無單質參加，該反應不符合置換反應的定義。
正確答案：B

3．判斷氧化劑、還原劑的相對強弱

例3．根據下列反應，判斷M、N、P、Q的還原性由強到弱的順序是（ ）
①NCl2+P=N+PCl2
②2MCl3+3N=2M+3NCl2
③3PCl2+2M=2MCl3+3Q
A．M>N>P>Q B．P>N>M>Q
C．Q>P>N>M D．N>M>P>Q

[分析]
根據氧化還原劑反應的規律可知，當一個氧化還原反應按正反應方向進行時，一般情況下，氧化性是：氧化劑>氧化產物；還原性是：還原劑>還原產物。對於反應①，還原劑是P，還原產物N，因此還原性是P>N；對於反應②，還原劑是N，還原產物是M，還原性是N>M，以此類推反應③中還原性M>Q。根據以上關系可得：還原性是P>N>M>Q。

正確答案：B

例4．現有下列三個氧化還原反應存在：
①2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2；
②2FeCl2+Cl2=2FeCl3；
③2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑。
若某溶液中有Fe2+和I－共存，要氧化除去I－而又不影響Fe2+和Cl－。下列試劑中，可加入的試劑是（ ）
A．Cl2 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl

[分析]
可由三個反應方程式得出如下結論：氧化性：MnO >Cl2>Fe3+>I2；還原性：Mn2+<Cl－<Fe2+<I－。所以MnO 可氧化Cl－、Fe2+、I－，Cl2能氧化Fe2+、I－，只有Fe3+只能氧化I－，因而符合題意的氧化劑只能為C。

4．氧化還原反應的分析

例5．在新生代的海水裡有一種鐵細菌，它們攝取海水中的Fe2+，把它轉變為它們的皮鞘（可以用Fe2O3來表示其中的鐵），後來便沉積下來形成鐵礦，這個用酶為催化劑的反應的另一反應物是CO2，它在反應後轉變成有機物（用甲醛表示），寫出該反應的離子方程式並標出電子轉移的方向和數目。

[分析]
題意可得，該反應的反應物有Fe2+、CO2等，氧化產物為Fe2O3，還原產物為HCHO，有無其他反應物或生成物呢？我們可以先初步寫出一個不完整的方程式：Fe2++CO2——Fe2O3+HCHO，不難看出，由原子守恆可知缺少含H的反應物，那是H+呢還是H2O呢？根據新生代海水中不可能有強酸存在，猜測H2O更合理，於是將上反應進一步寫成：Fe2++CO2+H2O——Fe2O3+HCHO，然後進行配平，根據氧化還原方程式配平的一般步驟：①先考慮電子守恆，配平發生氧化還原反應的氧化劑、還原劑的化學計量數為：4Fe2++1CO2+?H2O——2Fe2O3+1HCHO；②再考慮電荷守恆，使左右兩邊凈電荷相等，易知右邊尚缺陽離子，顯然為H+。③最後考慮原子守恆以觀察法配平修正所有物質的化學計量數。

5．有關氧化還原反應的計算

例6．在3BrF3+5H2O=HBrO3+Br2+9HF+O2↑反應中，若有5mol水作還原劑時，則由水還原的BrF3的物質的量為多少？
[分析]
對於本題的回答，很多同學會稍加思索後回答為3 mol，該答案是錯誤的。因為仔細分析本反應就可發現反應物BrF3既作氧化劑，又作還原劑，而H2O只有一部分作還原劑，還有一部分僅作反應物而沒有發生化合價的變化。在該反應中3mol BrF3，其中1 mol作還原劑，2 mol作氧化劑，5 mol H2O中只有2 mol H2O作還原劑，也就是在反應中是2 mol H2O、1 mol BrF3共同還原2mol BrF3。因此要回答5 mol H2O還原多少BrF3可從得失電子數目來計算。5 mol H2O共失去電子2e－×5 mol=10 mol e－，而1 mol → 得電子3e－×1 mol=3 mol e－，根據電子守恆則由水還原的BrF3的物質的量為 mol。

知識講解二
離子反應的本質

[重點難點]
離子反應的本質；離子反應發生的條件。

[知識點精析]
一、離子反應的本質
離子反應的本質是反應物的某些離子濃度的減小。
離子反應是指有離子參加（或生成）的反應。
水溶液中的離子反應是指電解質溶解在水中，通過它們電離出來的離子的互換或結合而發生復分解反應以及它們的離子之間、離子與分子、離子與原子之間發生的氧化還原反應或離子與離子間、離子與分子間的絡合反應等。
從本質上說，如果反應物的某些離子間能反應生成新物質而使溶液中的這些離子濃度減小，就會發生離子反應。

二、離子反應發生的條件
1．離子反應發生的條件
研究離子反應發生的條件，實質上就是研究在什麼條件下可以使反應物的某些離子濃度減小。總起來講，具備下列條件之一就可以使反應物的某些離子濃度降低。

（1）生成更難溶的物質
生成更難溶的物質可以使某些離子濃度減小，因此離子反應能夠發生。例如：向NaCl溶液中滴入硝酸酸化的AgNO3溶液，發生下列反應：
Ag++Cl－=AgCl↓（可溶→難溶，使Cl-濃度降低）
再如：
向Na2SO4溶液中加入酸化的AgNO3溶液也能生成白色沉澱（此時微溶物Ag2SO4為沉澱，使SO 濃度降低），其離子反應式為：
2Ag++SO =Ag2SO4↓（可溶→微溶）
由微溶物生成難溶物的離子反應也能發生，如向澄清石灰水中通CO2氣體則發生如下反應：Ca2++2OH－+CO2=CaCO3↓+H2O，如果向石灰乳中加入Na2CO3溶液，則發生反應為：Ca(OH)2+CO =CaCO3↓+2OH－。
常見的難溶物除了一些金屬、非金屬（如Fe、S、Si等）和氧化物（如Al2O3、SiO2等）外，主要還有兩類：一類是鹼，而另一類是鹽。
微溶物在離子反應中的處理：
①當離子濃度足夠大時，在生成物中出現時，一般將其視為沉澱物。如向CaCl2溶液中加入飽和Na2SO4溶液則發生：Ca2++SO =CaSO4↓。
②當以溶液形式出現在反應物中時，與普通易溶物一樣處理。如向澄清石灰水中加入Na2CO3溶液，則寫出反應方程式為：Ca2++CO =CaCO3↓。
③當以固體形式出現在反應物中時，則寫成不溶物的形式，如向Ag2SO4沉澱中加鹽酸，則發生反應：Ag2SO4+2Cl－=2AgCl↓+SO 。

（2）生成更難電離的物質
生成更難電離的物質（如更弱的酸、更弱的鹼或生成水等）可以降低某些離子的濃度，故能發生離子反應。
例如下列反應：
①向苯酚鈉溶液中通入CO2氣體：C6H5O－+H2O+CO2→C6H5OH+HCO ，生成了比H2CO3更弱的酸——石炭酸。
②向氯化銨溶液中加入燒鹼稀溶液：NH +OH－ NH3·H2O 由強鹼製得難電離的弱鹼。
③鹽酸和燒鹼中和反應：H++OH－=H2O 生成難電離的水。
中學階段常見的難電離物質並不多，除H2O外，還有H2CO3、NH3·H2O、C6H5OH以及CH3COOH等。
H2SO3、H3PO4等中強酸和HCl、H2SO4等強酸相比也屬於難電離的物質。
難電離物質與沉澱和揮發性物質不同，比如說BaSO4為常見沉澱，但其在水中溶解的部分完全電離，當然在熔融狀態下也完全電離；又如NH3為易揮發性的物質，但一水合氨NH3·H2O為難電離物質。因此所謂難電離物質一般指「弱電解質」。

（3）生成揮發性的物質
若離子間能結合而生成氣體，則可以降低某些離子的濃度，離子反應也就能夠發生。一般來說判斷依據是生成不穩定的酸（H2CO3、H2SO3等）、生成不穩定的鹼（如NH3·H2O）和生成揮發性的酸（如H2S）等。
例如下列反應：
①鹽酸與碳酸鈉溶液反應：2H++CO =H2O+CO2↑
②為排除SO 對SO 檢驗干擾先加鹽酸並攪動：SO +2H+=H2O+SO2↑
③氯化銨溶液中加入濃燒鹼液並加熱：NH +OH－ NH3↑+H2O
生成揮發性的物質的反應，常見的多為先生成不穩定的或難電離的物質（如H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2S等），然後難電離的物質分解產生氣體或直接揮發。所以該反應條件與生成難電離的物質在本質上是相同的。

[問題討論]
①實驗室常用固態的銨鹽和熟石灰共熱來制備NH3，該反應可用NH +OH－ NH3↑+H2O表示。這種說法對嗎?
②工業制鋁是將熔融的Al2O3電解。試問該反應原理是否為離子反應，如是，寫出離子方程式。
[答案]
①該反應的實質雖然是離子間的互換反應，但一般不用離子方程式表示；如果是強鹼與銨鹽在溶液中反應並加熱則可以用上式表示。
②是離子反應，高溫下Al2O3完全電離，其反應式為：Al2O3 2Al3++3O2-。並在陰陽兩極發生氧化還原反應，其反應式為：4Al3++6O2-4Al+3O2↑。

（4）發生氧化還原反應
離子間能否發生氧化還原反應取決於反應物的氧化性或還原性的強弱。一般地，氧化性強的物質能夠製取氧化性弱的物質，還原性強的物質能夠製取還原性弱的物質，具備上述條件的離子可以通過氧化還原反應使某些離子濃度降低而發生離子反應。例如：氧化性Cl2>Br2，還原性Br－>Cl－，故能夠發生Cl2+2Br－=Br2+2Cl－。又如，氧化性Fe3+>I2，還原性：I－>Fe2+，因此能夠發生反應2Fe3++2I－=I2+2Fe2+。
對下列常見物質的氧化還原能力的准確記憶有助於解決一些常見的氧化還原反應所引起的離子反應：
氧化性：F2>Cl2>Br2>Fe3+>I2>S
還原性：F－<Cl－<Br－<Fe2+<I－<S2-
酸性高錳酸鉀（H+、MnO ）的氧化性強於Cl2，硝酸鹽溶液中加酸會使溶液有強氧化性（NO 、H+）。

⑸電解反應、電極反應、相互促進水解反應等。
如：
①電解反應：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑
其離子方程式為：2Cl-+2H2O2OH-+Cl2↑+H2↑
②電極反應：Fe-2e-=Fe2+
③相互促進水解反應： Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

2．離子反應的類型
根據離子反應發生的條件，概括起來中學階段離子反應常見有以下幾類：

（1）離子間的交換反應（復分解反應）
①生成沉澱反應。如H2S+Cu2+=CuS↓+2H+
②生成難電離物。如ClO－+CO2+H2O=HClO+HCO
③生成易揮發物。如NH +OH－ NH3↑+H2O

（2）離子間氧化還原反應。
如銀鏡反應：2[Ag(NH3)2]++2OH－+CH3CHOCH3COO－+NH +2Ag↓+3NH3+H2O

（3）水解反應。
如：
S2-+H2OHS－+OH－（第一步為主）
Al3++3H2OAl(OH)3（不寫↓）+3H+
Fe3++3H2O Fe(OH)3(膠體)+3H+（不可逆）
Al3++3AlO +6H2O=4Al(OH)3↓（不可逆）
如果同時存在弱酸根和弱鹼陽離子則二者水解互相促進，假如它們的水解產物易以沉澱或揮發性氣體與溶液脫離，則水解不寫可逆號且生成物可用↓或↑表示生成沉澱或氣體。

（4）絡合反應（少見。）。
如Fe3+的檢驗：Fe3++6SCN－=Fe(SCN) （血紅色）

（5）電極反應。
如鋼鐵腐蝕：（-）2Fe－4e－=2Fe2+；（+）O2+2H2O+4e－=4OH－

三、離子共存的判斷
離子在溶液中能否大量共存，歸根到底就是一句話：離子間能夠發生化學反應(離子間結全生成新物質)的就不能共存。凡能使溶液中因反應發生使有關離子濃度顯著改變的均不能大量共存，如生成難溶、難電離、氣體物質或轉變成其他種類的離子(包括氧化還原反應)。此時問題轉化成「哪些離子間會發生反應」，「發生什麼反應」，「產物是什麼」等一系列問題。即：
1．離子間能發生復分解反應的不能大量共存。如有沉澱、氣體、弱電解質生成的反應。
①相互反應生成沉澱的離子間不能大量共存。如Ag+跟Cl—、Br—、I—；Ba2+跟CO32—、SO42—、SO32—、PO43—、SiO32—等。
②相互反應生成氣體的離子間不能共存，如H+跟HSO3—、HCO3—、HS—；NH4+和OH—(加熱)等。
③相互反應生成難電離物質的離子間不能共存，如H+跟CH3COO—、ClO—、F— ；OH—和NH4+、H+等。
2．若陰、陽離子間能發生氧化還原反應則不能大量共存，如：①Fe3+與I—、S2—；②KMnO4(H+)與I—、S2—、Cl—、Br—、Fe2+、SO32—等；③NO3—(H+)與I—、S2—、SO32—、Fe2+等；④S2—、SO32—、H+之間。⑤S2—與ClO—、H+、⑥I-與ClO—等。
3．在強酸性條件下,不能共存的陰離子有：OH—(大量) 及弱酸根陰離子如CO32—、HCO3—、S2—、HS—、SO32—、HSO3—等。
4．在強鹼性條件下，不能共存的離子有：H+(大量)、HCO3—、HS—、NH4+、及弱鹼陽離子如Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+ Ag+等。
5．多元弱酸的酸式陰離子在酸性較強或鹼性較強的溶液中均不能大量共存，它們遇強酸(H+)均會生成弱酸分子，遇強鹼(OH—)生成正鹽和水。如：HSO3—、HS—、HCO3—、H2PO4—、HPO42—等。
6．若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存。如：Ba2+、Ag+、Ca2+與CO32—、SO32—、SO42—、PO43—等；Ag+與Cl—、Br—、I—等；Ca+與F—、C2O42—等。
7．若陰、陽離子能發生互促水解反應，則不能大量共存。如：Al3+與HCO3—、AlO2—、S2—、CO32—、HS—、ClO—、SiO32—等；Fe3+與CO32—、AlO2—、SiO32—、ClO—；HCO3— 等；NH4+、與AlO2—、ClO—、SiO32—等。
8．因絡合反應形成絡合物(或絡離子)的離子或其他反應在溶中不能大量共存，如：Fe3+與SCN—、C6H5O—等。
9．H2PO4—與PO43—會生成HPO42—，兩者不共存。

四、離子方程式正誤判斷可總結為「八查」
1．一查反應是否符合客觀事實，如鈉投入CuSO4溶液中：
2Na十Cu2+=2Na+十Cu (×)
2Na十Cu2+十2H2O＝2Na+十Cu(OH)2↓十H2↑ (√)
2．二查原子是否守恆、電荷是否守恆、得失電子是否守恆，如將氯氣通入氯化亞鐵溶液中：
Fe2+十Cl2＝Fe3+十2Cl— (×)
2Fe2+十Cl2＝2Fe3+十2Cl— (√)
3．三查化學符號(↑、↓、=、 、化學式、離子形式)使用是否正確，如碳酸氫鈣溶液與鹽酸反應：
Ca(HCO3)2十2H+＝Ca2+十2H2O十2CO2↑ (×)
HCO3—十H+=H2O十CO2↑ (√)
4．四查是否忽略隱離子反應，如CuSO4溶液和Ba(OH)2溶液反應：
Ba2++SO42—＝BaSO4↓ (×)
Cu2+十SO42—十Ba2+十2OH—＝Cu(OH)2↓+BaSO4↓ (√)
5．五查陰、陽離子配比是否正確，如稀H2SO4和Ba(OH)2溶液反應：
H+十SO42—十OH—十Ba2+＝BaSO4↓十H2O (×)
2H+十SO42—十2OH—十Ba2+＝BaSO4↓十2H2O (√)
6．六查反應物用量與其反應是否一致，如：碳酸氫鈣溶液中加入少量氫氧化鈉：
Ca2+十2HCO3—十2OH—=CaCO3↓十CO32—十2H2O (×)
Ca2+十HCO3—十OH—=CaCO3↓十H2O (√)
7．七查加入試劑順序與其反應是否一致，如往Na2CO3溶液中滴入少量稀鹽酸：
2H+十CO32—＝H2O十CO2↑ (×)
H+十CO32—=HCO3— (√)
8．八查反應條件與其反應是否一致，如往氯化銨溶液中滴入燒鹼溶液：
NH4+十OH—=NH3↑十H2O (×)
NH4+十OH—NH3·H2O (√)