1 人教版高中化学必修一知识点总结
一实验 1．实验安全 严格按照实验操作规程进行操作，是避免或减少实验事故的前提，然后在实验中要注意五防，即防止火灾、防止爆炸、防止倒吸引起爆裂、防止有害气体污染空气、防止暴沸。
2．实验中意外事故的处理方法 （1）创伤急救
用药棉或纱布把伤口清理干净，若有碎玻璃片要小心除去，用双氧水擦洗或涂红汞水，也可涂碘酒（红汞与碘酒不可同时使用），再用创可贴外敷。
（2）烫伤和烧伤的急救
可用药棉浸75%—95%的酒精轻涂伤处，也可用3%—5%的KMnO4溶液轻擦伤处到皮肤变棕色，再涂烫伤药膏。
（3）眼睛的化学灼伤
应立即用大量流水冲洗，边洗边眨眼睛。如为碱灼伤，再用20%的硼酸溶液淋洗；若为酸灼伤，则用3%的NaHCO3溶液淋洗。
（4）浓酸和浓碱等强腐蚀性药品 使用时应特别小心，防止皮肤或衣物被腐蚀。如果酸（或碱）流在实验桌上，立即用NaHCO3溶液（或稀醋酸）中和，然后用水冲洗，再用抹布擦干。如果只有少量酸或碱滴到实验桌上，立即用湿抹布擦净，再用水冲洗抹布。
如果不慎将酸沾到皮肤或衣物上，立即用较多的水冲洗，再用3%—5%的NaHCO3溶液冲洗。如果碱性溶液沾到皮肤上，要用较多的水冲洗，再涂上硼酸溶液。
（5）扑灭化学火灾注意事项
①与水发生剧烈反应的化学药品不能用水扑救。如钾、钠、钙粉、镁粉、铝粉、电石、PCl
3、PCl
5、过氧化钠、过氧化钡等着火。
②比水密度小的有机溶剂，如苯、石油等烃类、醇、醚、酮、酯类等着火，不能用水扑灭，否则会扩大燃烧面积；比水密度大且不溶于水的有机溶剂，如CS2着火，可用水扑灭，也可用泡沫灭火器、二氧化碳灭火器扑灭。
③反应器内的燃烧，如是敞口器皿可用石棉布盖灭。蒸馏加热时，如因冷凝效果不好，易燃蒸气在冷凝器顶端燃着，绝对不可用塞子或其他物件堵塞冷凝管口，应先停止加热，再行扑救，以防爆炸。
3．混合物的分离和提纯 （1）混合物分离和提纯方法的选择
①固体与固体混合物：若杂质或主要物质易分解、易升华时用加热法；若一种易溶，另一种难溶，可用溶解过滤法；若二者均易溶，但溶解度受温度的影响差别较大，可用重结晶法；还可加入某种试剂使杂质除去，然后再结晶得到主要物质。
②固体与液体混合物：若固体不溶于液体，可用过滤法；若固体溶于液体，可用结晶或蒸馏方法。 ③液体与液体混合物：若互不相溶，可用分液法，若互溶在一边且沸点差别较大，可用蒸馏法；若互溶在一起且沸点差别不大，可选加某种化学试剂萃取后再蒸馏。
④气体与气体混合物：一般用洗气法，可选用液体或固体除杂试剂。 （2）几种常见的混合物的分离和提纯方法
1 2 分离和提纯方法 分离的物质 主要仪器 应用举例 倾 析 从液体中分离密度较大且不溶的固体 烧杯、玻璃棒 分离沙和水
过 滤 从液体中分离不溶的固体 粗盐提纯 溶解和过滤 分离两种固体，一种能溶于某溶剂，另一种则不溶 分离食盐和沙 离心分离法 从液体中分离不溶的固体 分离泥和水 结晶法 从溶液中分离已溶解的溶质 从海水中提取食盐 分液 分离两种不互溶的液体 分离油和水 萃取 加入适当溶剂把混合物中某成分溶解及分离 用苯提取水溶液中的溴 蒸馏 从溶液中分离溶剂和非挥发性溶质 从海水中制取纯水 分馏 分离两种互溶而沸点差别较大的液体 石油的分离 升华 分离两种固体，其中只有一种可以升华 分离碘和沙 吸附 除去混合物中的气态或固态杂质 用活性炭除去黄糖中的有色杂质 色层分析法 分离溶液中的溶质 分离黑色墨水中不同颜色的物质
4．离子的检验 一般来讲，阳离子的检验需选择合适的阴离子，阴离子的检验需选择合适的阳离子，并要求具有特别的明显现象。这就需要选择合适的检验试剂及其添加顺序，以避免干扰离子的干扰。
待检离子 选用试剂 反应现象 ．
待检离子 选用试剂 反应现象
Al NaOH 白色沉淀，碱过量后沉淀溶解 Fe KSCN 出现血红色溶液 Ca Na2CO3，HCl 白色沉淀，加盐酸后产生无色无味气体 Cl AgNO3，HNO3 不溶于HNO3的白色沉淀
SO4 BaCl2或Ba(NO3)2，HCl或HNO3 不溶于强酸的白色沉淀 CO3 CaCl2或BaCl2，HCl或HNO3 白色沉淀，加酸后产生无色无味使澄清石灰水变浑浊的气体 2-2--2+3+3+ 化学计量在实验中的应用 1物质的量
定义：表示一定数目微粒的集合体 符号n 单位 摩尔 符号 mol 阿伏加德罗常数：0.012kgC-12中所含有的碳原子数。用NA表示， 约为6.02x1023 微粒与物质的量的公式N：n=NA 2摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量 用M表示 单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量或相对原子质量
质量与物质的量的公式：n=m M 3物质的体积决定：①微粒的数目 ②微粒的大小 ③微粒间的距离 气体体积主要决定①微粒的数目 ②微粒间的距离 体积与物质的量的公式：n=VVm 标准状况下 ，1mol任何气体的体积都约为22.4L 4阿伏加德罗定律：同温同压下， 相同体积的任何气体都含有相同的分子数
5物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量。符号CB 单位：mol/l 公式：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB
C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀） 溶液稀释规律
2 3 6．一定物质的量浓度溶液的配制
（1）容量瓶是配制一定物质的量浓度溶液的仪器，其常用规格有100 mL、250 mL、500 mL、1000 mL等，使用时一定要注意其规律，如500 mL的容量瓶。并且使用前一定要检查其是否漏水。
（2）配制步骤，所用仪器及注意事项 配制步骤 使用仪器 注意事项 计算 —— 固体求溶质质量，液体求其体积。
称量／量取 托盘天平或滴定管 （量筒）、小烧杯 天平的精确度为0.1 g，量筒的精确度为0.1 mL，量筒量取液体后不需要洗涤。 溶解／稀释 烧杯、玻璃棒 溶解要在小烧杯中，切不可在容量瓶中直接溶解。
冷却 —— 将液体恢复到室温（20℃）
转移 一定体积的容量瓶 转移时要用玻璃棒引流，以防液体溅失 洗涤 —— 洗烧杯和玻璃棒2—3次，并将洗涤液转入容量瓶 振荡 —— 使溶液充分混合
定容 胶头滴管 加水至刻度线1—2 cm时，用胶头滴管滴加，并使视线、刻度线、凹液面相切。 摇匀 —— 两手握住容量瓶，上下颠倒摇匀。
装瓶贴签 试剂瓶 容量瓶不能用于长期贮存溶液。 计算：算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。
称量：用托盘天平称取固体溶质质量，用量简量取所需液体溶质的体积。 溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯中，加入适量的蒸馏水（约为所配溶液体积的1/6），用玻璃棒搅拌使之
溶解，冷却到室温后，将溶液引流注入容量瓶里。
洗涤（转移）：用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2－3次，将洗涤液注入容量瓶。振荡，使溶液混合均匀。 定容：继续往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度线1cm处，改用胶头滴管加，使凹液面恰好与刻度
相切。把容量瓶盖紧，再振荡摇匀。
摇匀 ： 两手握住容量瓶，上下颠倒摇匀。
装瓶贴签： 试剂瓶 容量瓶不能用于长期贮存溶液。
具体要做到：移量要精确，溶解要安全，冷却要充分，洗涤要洁净，定容要准确，混合要均匀。
误差分析：由公式知，凡是溶质的物质的量减少或使溶液体积增大的操作，都会使c偏低，反之偏高。 溶质质量分数（W）与溶质的物质的量浓度（c）的转化：（注意其中的单位换算）
物质及其变化的分类 1．物质及其变化的分类 （1）物质的分类
分类是学习和研究物质及其变化的一种基本方法，它可以是有关物质及其变化的知识系统化，有助于我们了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准，根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的分类。分类常用的方法是交叉分类法和树状分类法。
（2）化学变化的分类
根据不同标准可以将化学变化进行分类：
①根据反应前后物质种类的多少以及反应物和生成物的类别可以将化学反应分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。
②根据反应中是否有离子参加将化学反应分为离子反应和非离子反应。
3 4 ③根据反应中是否有电子转移将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。
2．电解质和离子反应 （1）电解质的相关概念 ①电解质和非电解质：电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物。
②电离：电离是指电解质在水溶液中产生自由移动的离子的过程。 ③酸、碱、盐是常见的电解质
酸是指在水溶液中电离时产生的阳离子全部为H+的电解质；碱是指在水溶液中电离时产生的阴离子全部为OH-的电解质；盐电离时产生的离子为金属离子和酸根离子或铵根离子。
（2）离子反应
①有离子参加的一类反应称为离子反应。
②复分解反应实质上是两种电解质在溶液中相互交换离子的反应。 发生复分解反应的条件是有沉淀生成、有气体生成和有水生成。只要具备这三个条件中的一个，复分解反应就可以发生。
③在溶液中参加反应的离子间发生电子转移的离子反应又属于氧化还原反应。
（3）离子方程式
离子方程式是用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 离子方程式更能显示反应的实质。通常一个离子方程式不仅能表示某一个具体的化学反应，而且能表示同一类型的离子反应。
离子方程式的书写一般依照“写、拆、删、查”四个步骤。一个正确的离子方程式必须能够反映化学变化的客观事实，遵循质量守恒和电荷守恒，如果是氧化还原反应的离子方程式，反应中得、失电子的总数还必须相等。
3．氧化还原反应
（1）氧化还原反应的本质和特征
氧化还原反应是有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的化学反应，它的基本特征是反应前后某些元素的化合价发生变化。
（2）氧化剂和还原剂
反应中，得到电子（或电子对偏向），所含元素化合价降低的反应物是氧化剂；失去电子（或电子对偏离），所含元素化合价升高的反应物是还原剂。 在氧化还原反应中，氧化剂发生还原反应，生成还原产物；还原剂发生氧化反应，生成氧化产物。 氧化还原反应中物质的变化关系可用下式表示：
（3）氧化还原反应中得失电子总数必定相等，化合价升高、降低的总数也必定相等。
4 5 （4）表示方法
（5）氧化还原性的强弱判定
1物质的氧化性是指物质得电子的能力，还原性是指物质失电子的能力。物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的能力（与得失电子的数量无关）。
2从方程式与元素性质的角度，氧化性与还原性的有无与强弱可用以下几点判定 ：
3（1）从元素所处的价态考虑，可初步分析物质所具备的性质（无法分析其强弱）。最高价态——[9] 只有氧化性，如H2SO
4、KmnO
4中的S、Mn元素；最低价态，只有还原性，
如Cl-、S2-等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe、S、SO2等。 (2) 根据氧化还原的方向判断：
氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。 4．分散系、胶体的性质 （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，叫做分散系。前者属于被分散的物质，称作分散质；后者起容纳分散质的作用，称作
5 6 分散剂。当分散剂是水或其他液体时，按照分散质粒子的大小，可以把分散系分为溶液、胶体和浊液。
（2）胶体和胶体的特性
①分散质粒子大小在1nm~100nm之间的分散系称为胶体。胶体在一定条件下能稳定存在，稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳体系。
②胶体的特性
胶体的丁达尔效应：当光束通过胶体时，由于胶体粒子对光线散射而形成光的“通路”，这种现象叫做丁达尔效应。溶液没有丁达尔效应，根据分散系是否有丁达尔效应可以区分溶液和胶体。
胶体粒子具有较强的吸附性，可以吸附分散系的带电粒子使自身带正电荷（或负电荷），因此胶体还具有介稳性以及电泳现象。
金属 一金属
1．金属单质的化学性质 金属活动顺序 Na Al Fe Cu 金属原子失电子能力；依次减弱，还原性依次减弱
与空气中氧气的反应 易被氧化 常温时能被氧化 加热时能被氧化
与水的反应 常温可置换出水中的氢 加热或与水蒸气反应时能置换出水中的氢 不与水反应
与酸的反应 能置换出稀酸中的氢 不能置换稀酸中的氢
反应剧烈（先与酸反应再与水反应） 反应程度依次减弱（可在冷的浓硫酸、浓硝酸中发生钝化） 能跟浓硫酸、浓硝酸反应
与盐的反应 排在金属活动顺序表前面的金属可将后面的金属从其盐溶液中置换出来（钠会与水反应置换出氢气）
与碱的反应 不反应 Al 可以与碱溶液反应，产生氢气 不反应 2．金属氢氧化物的性质对比
金属氧化物 Na2O Na2O2 Al2O3 Fe2O3 CuO 颜色 白色 淡黄色 白色 红棕色 黑色 与水反应 生成NaOH 生成NaOH和O2 不反应
与CO2反应 生成Na2CO3 生成Na2CO3 和O2 不反应
与盐酸反应 生NaCl、H2O NaCl、H2O2 AlCl3和H2O FeCl3和H2O CuCl2和H2O 与NaOH溶液 与水反应 与水反应 生成NaAlO2和H2O 不反应
二．常见金属阳离子的检验方法
（1）Na+：焰色反应：火焰颜色呈黄色。
（2）K+：焰色反应：火焰颜色呈紫色（透过蓝色钴玻璃）。
（3）Ag+：加盐酸或可溶性的氯化物，生成不溶于强酸的白色沉淀。 （4）Ba2+：加硫酸或可溶性的硫酸盐，生成不溶于强酸的白色沉淀。 （5）Ca2+：加可溶性碳酸盐，生成白色沉淀；加强酸产生使澄清石灰水变浑浊的气体。
（6）Al3+：加NaOH溶液，先出现白色胶状沉淀，后逐渐溶解。
（7）Fe2+：①加NaOH溶液，产生白色胶状沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色；
②加KSCN溶液不变色，加氯水后溶液变红色。
6 7 （8）Fe3+：①加NaOH溶液，生成红褐色沉淀；②加KSCN溶液，溶液变血红色。
1、SO42检验：① 加稀盐酸，无变化 ② 加入BaCl2溶液，有白色沉淀生成 －
Ba2+ + SO42 == BaSO4↓ －
2、CO32检验：①加入酸，生成无色无味气体 ②将气体通入澄清石灰水中，石灰水变浑浊。 －
CO32 + 2H+== H2O + CO2↑ Ca2++2OH- + CO2 == CaCO3↓+ H2O －
3、Cl-检验：①加入AgNO3溶液，产生白色沉淀 ②加入稀硝酸，沉淀不溶解。
Ag+ + Cl- == AgCl ↓
4、NH4+检验 : 加入NaOH溶液并加热，产生有刺激性气味且能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体
NH4++ OH- ＝NH3 ↑ + H2O
5、Fe3+ : 加入 KSCN溶液反应，溶液显血红色；
6、Fe2+: ① 加入NaOH溶液，先产生白色沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色沉淀。
Fe2++2OH-== Fe(OH)2↓ (白色) 4Fe(OH)2+O2+2H2O== 4Fe(OH)3（红褐色） ②加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。 2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl － 必修1 化学方程式汇总
一、钠及其重要化合物
1、钠与非金属的反应
4Na +O2=2Na2O （白色） 2Na + O2 Na2O2 （淡黄色） 2Na +Cl2 2NaCl
2、钠与水反应：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ （浮、熔、游、响、红）
3、氧化钠 过氧化钠
Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑
6、Na2CO3和NaHCO3 ①、与酸的反应
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
NaHCO3+HCl=NaCl+H 2O+CO2↑（反应速率更快） ②、与碱的反应
Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH
2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O NaHCO3+NaOH = Na2CO3+H2O ③、与盐的反应
Na2CO3+CaCl2=2NaCl+CaCO3↓ Na2CO3+BaCl2=2NaCl+BaCO3↓ ④、相互转化
2NaHCO2CO3+H2O+CO2↑ （加热分解）
Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3 （向Na2CO3溶液中通入足量的CO2）
二、铝及其重要化合物 (结合Al2O3 和Al(OH)3的两性进行记忆！)
7 8
1、铝与非金属： 4Al + 3O2 ==2Al2O3
2、铝与弱氧化性酸：2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al+6H+ == 2Al3++3H2 ↑
铝与强氧化性酸：钝化（浓H2SO
4、浓HNO3）
3、铝与碱：2Al+2NaOH +2H2O==2NaAlO2 + 3H2↑ ; 2Al+2H2O+2OH==2AlO2+3H2↑ 4 ①、氧化铝与酸反应：Al2O3 + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2O ②、氧化铝与碱反应：Al2O3 +2NaOH == 2NaAlO2 + 2H2O
5、氢氧化铝制备：可溶性铝盐和NH3·H2O －－
AlCl3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl Al3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4 ＋＋
6、氢氧化铝的不稳定性： 2Al(OH)3 Al2O3＋2H2O
7、氢氧化铝与酸反应：Al(OH)3 + 3HCl == AlCl3 + 3H2O
8、氢氧化铝与碱反应：Al(OH)3 +NaOH == NaAlO2 + 2H2O
9、“铝三角”（氢氧化铝的反应在上面已经提到，略）：
AlCl3+3NaOH（少量）=Al(OH)3↓+3NaCl Al3+3OH-=Al(OH)3↓ ＋＋
AlCl3+4NaOH（过量）=2NaAlO2 + 2H2O +3NaCl Al3++4OH- ＝ AlO2- +2H2O NaAlO2+HCl（少量）+H2O=Al(OH)3↓+NaCl AlO2- +H+ +H2O ＝Al(OH)3 ↓ NaAlO2+4HCl（过量）=AlCl3+3NaCl+2H2O AlO2- +4H+ ＝Al 3+ + 2H2O
10、明矾净水原理
明矾溶于水后发生电离：KAl(SO4)2==K++Al3++2SO42- 铝离子与水反应生成：Al(OH)3胶体：Al3+3H2O==Al(OH)3(胶体)+3H+ ＋
三、铁及其重要化合物
1、工业炼铁原理：Fe2O3+3CO2Fe+3CO2
2、铁与非金属反应：2Fe+3Cl2 2FeCl3 3Fe+2O2 点燃 Fe3O4
3、与水反应：3Fe+4H2O(g)FeO+4H2 34
4、铁与酸反应：Fe+2HCl== FeCl2+H2↑ Fe+2H+== Fe2++H2↑
5、铁与盐溶液反应：Fe+CuSO4==Cu+FeSO4 Fe+Cu2+==Cu+Fe2+ Fe+2FeCl3 == 3FeCl2 Fe+2Fe3+ == 3Fe2+
6、铁的氧化物
Fe2O3 + 6H+ == 2Fe3+ + 3H2O FeO + 2H+ == Fe2+ + H2O
7、Fe2+与Fe3+的检验 ①、Fe2+的检验：
(1) 颜色：浅绿色 (2)加NaOH溶液：先产生白色沉淀，后变成灰绿色，最后成红褐色 Fe2++2OH-== Fe(OH)2↓ (白色) 4Fe(OH)2+O2+2H2O== 4Fe(OH)3（红褐色）
(3) 先加KSCN溶液，不变色，再加新制氯水，溶液变成血红色 2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl- ②、Fe3+的检验
(1)颜色：棕黄色
(2)加KSCN溶液：溶液变成血红色
(3)加NaOH溶液：红褐色沉淀 Fe3++3OH-== Fe(OH)3↓
8、氢氧化铁受热分解：2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O
9、Fe2+与Fe3+的转化
(1)Fe2+→Fe3+ 2Fe2++Cl2==2 Fe3++2Cl- (2) Fe3+→Fe2+ Fe+2Fe3+ == 3Fe2+
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四、硅及其重要化合物
1、二氧化硅
① 酸性氧化物：SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O SiO2+CaOCaSiO3 ② 弱氧化性： SiO2 ＋4HF==SiF4↑+2H2O
2、硅酸盐 Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl
Na2SiO3+ CO2+H2O==H2SiO3 ↓ +Na2CO3 （酸性：H2CO3 > H2SiO3）
五、氯的重要化合物
1、氯气与金属的反应 2Fe+3Cl2点燃 2FeCl3 Cu+Cl2点燃 CuCl2 2Na+Cl2点燃
2、氯气与非金属的反应
H2+Cl2HCl
3、氯气与水的反应 Cl2+H2O== HCl + HClO（ 次氯酸）
4、次氯酸光照分解：2HClO 2 ↑
5、Cl2与碱溶液的反应 Cl2+2NaOH=NaCl+NaO+H2O 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O(制漂白粉) Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO（漂白原理） （酸性：H2CO3 > HClO）
六、硫及其重要化合物
1、硫的可燃性 S+O2SO2
2、2SO2 + O2 催化剂 加热 2SO3
3、与水反应： SO2＋H2O H2SO3 SO3＋H2O== H2SO4
4、与碱反应： SO2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO3 + H2O SO3 + Ca(OH)2 ＝ CaSO4 + H2O
5、与碱性氧化物反应：SO2+CaO == CaSO3 SO3+CaO == CaSO4
6、浓硫酸强氧化性
C + 2H2SO4(浓) CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O Cu＋2H2SO4（浓） CuSO4＋SO2↑十2H2O
七、氮及其重要化合物
1、合成氨： N2 + 3H2 催化剂 高温高压 2NH3 NH3·H2O
2、NH3 ①氨气与水：NH3 + H2O NH4 + + OH - ②氨气与酸：NH3+HCl=NH4Cl NH3+HNO3=NH4NO3
3、铵盐与碱反应：
9 10 NH4NO3NaNO3+NH3↑+H2O
2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3 ↑+ 2H2O（实验室制氨气）
4、铵盐不稳定性：NH4ClNH3↑+HCl ↑ NH4HCO3NH3+H2O+CO2 ↑
5、HNO3强氧化性：4HNO3(浓)+Cu==Cu(NO3)3+3NO2↑+2H2O
8HNO3+3Cu==3Cu(NO3)3+2NO↑+4H2O
6、雷雨发庄稼
N2 + O2 2NO 2NO + O2 == 2NO2 3NO2 + H2O == 2HNO3 + NO 其它知识
1、固体颜色： 淡黄色固体： Na2O2 , S
2、颜色反应： Na元素：黄色； K元素：紫色（透过蓝色钴玻璃）
3、沉淀颜色：Mg(OH)2 白色；Fe(OH)2 白色； Fe(OH)3 红褐色； Cu(OH)2蓝色
4、离子溶液颜色：Fe2+ 浅绿色；Fe3+ 黄色；Cu2+ 蓝色
5、气体颜色：NO2 红棕色；Cl2 黄绿色
6、Al、Fe在冷的浓H2SO
4、浓HNO3中发生钝化。
7、漂白性物质：SO2 （化合漂白，暂时性）；
新制氯水、Ca(ClO)
2、HClO、O3 (氧化漂白，永久性)
8、常见不能大量共存的离子：
OH- 与NH4+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Mg2+、Ca2+； H+与CO32-、HCO3-、SO32-、SiO32-、ClO- Ag+与Cl- ； Ba2+ 与 SO42-、CO32-； Ca2+与 SO42- CO32-、CO32- 氧化还原反应方程式的配平技巧
一、氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的反应，一般从反应物着手配平。 如：Pt+HNO3+HCl—H2PtCl6+NO↑+H2O
分析：还原剂Pt和氧化剂HNO3中N的化合价全变，可从反应物着手，先用观察法或最小公倍数法确定Pt和HNO3的化学计量数分别为3和4之后，再用观察法配平其余物质的化学计量数，得到： 3Pt+4HNO3+18HCl=3H2PtCl6+4NO↑+8H2O
二、自变右边配 自身氧化还原反应（包括同一物质中同种元素变价和不同种元素变价两种情况），一般从生成物着手较好。 如：(NH4)2PtCl6Pt—+NH4Cl+HCl↑+N2↑
分析：该反应是(NH4)2PtCl6中N与Pt之间发生的自身氧化还原反应，可从生成物着手，先用最小公倍数法确定Pt和N2的化学计量数分别为3和2，再用观察法配平其余物质的化学计量数，可得： 3(NH4)2PtCl6==3Pt+2NH4Cl+16HCl↑+2N2↑
三、部分变两边配
如：Zn+HNO3——Zn(NO3)2+NH4NO3+H2O 分析：该反应中HNO3部分被还原，其化学计量数应为变与不变之和。对于这类部分氧化还原反应，宜从反应物和生成物同时着手，先确定Zn和NH4NO3的化学计量数分别为4和1，再用观察法配平Zn(NO3)
2、HNO
3、H2O的化学计量数依次为
4、
10、3。
四、多变要整体配
如：Cu2S+HNO3——Cu(NO3)2+NO↑+H2SO4+H2O
10 11 分析：Cu2S中的Cu和S同时失去电子，应从反应物着手，把Cu2S当作一个整体来处理。确定了Cu2S和NO的化学计量数分别为3和10之后，再用观察法确定H2SO
4、Cu(NO3)
2、HNO
3、H2O的化学计量数依次为
3、
6、
22、8。
四、多变要整体配
如：Cu2S+HNO3——Cu(NO3)2+NO↑+H2SO4+H2O
分析：Cu2S中的Cu和S同时失去电子，应从反应物着手，把Cu2S当作一个整体来处理。确定了Cu2S和NO的化学计量数分别为3和10之后，再用观察法确定H2SO
4、Cu(NO3)
2、HNO
3、H2O的化学计量数依次为
3、
6、
22、8。
又如：P4+CuSO4+H2O——Cu3P+H3PO4+H2SO4 分析：Cu和部分的P4得到电子后形成一个整体Cu3P，应从生成物着手，先确定Cu3P和磷酸的化学计量数分别为20和24，再用观察法配平P
4、CuSO
4、H2SO
4、H2O的化学计量数依次为
11、60、60、96。
五、化合价难断，用整体总价法配
如：Fe3P+HNO3——Fe(NO3)3+NO↑+H3PO4+H2O
分析：Fe3P中元素化合价难以断定，以整体记为[Fe3P]0，从而可确定Fe3P和NO的化学计量数分别为3和14，再用观察法确定H3PO4，Fe(NO3)
3、HNO
3、H2O的化学计量数依次为
3、
9、
41、16。 又如：S+Ca(OH)2——CaS5+CaS2O3+H2O 分析：根据化合价规则把CaS5中S的化合价总值记为[S5]-2，CaS2O3中S的化合价总值记为[S2]+4，则： 确定了CaS5和CaS2O3的化学计量数分别为2和1之后，再用观察法确定S、Ca(OH)
2、H2O的化学计量数依次为
12、
3、3。
六、有机氧化还原反应用整体总价法配
如：K2Cr2O7+H2C2O4+H2SO4——K2SO4+Cr2(SO4)3+CO2↑+H2O
分析：有机物中元素化合价可依H显+1价，O显-2价，根据化合价规则把H2C2O4中[C2] 化合价总值记为[C2]+6。K2Cr2O7中[Cr2]记为[Cr2]+12，则：K2Cr2O7和H2C2O4的化学计量数分别为1和3，再用观察法配平其余物质CO
2、K2SO
4、Cr2(SO4)
3、H2SO
4、H2O的化学计量数依次为
6、
1、
1、
4、7。
七、复杂问题用“1+n”法
元素价态变化在三种或三种以上，并分散在三种或三种以上物质中又有含氧化合物参加的氧化还原反应，按照前面介绍的方法实在难以配平时，可采用“1+n”法。 如：CuSO4+FeS2+H2O——Cu2S+FeSO4+H2SO4 分析：将含有氧元素的复杂物质CuSO4化学计量数定为1，较简单的物质（FeS
2、H2O均可）化学计量数定为n，根据质量守恒定律，在不考虑氧原子个数的前提下，调整其它物质的化学计量数，得到： CuSO4+nFeS2+（2n+1）/2H2O——1/2Cu2S+nFeSO4+（2n+1）/2H2SO4 根据氧原子守恒列方程，求出n值。
将n值代入上式，并将化学计量数化为整数即得： 14CuSO4+5FeS2+12H2O=7Cu2S+5FeSO4+12H2SO4 下面几个反应，供练习。
（1） Cu(IO3)2+KI+H2SO4——CuI2+I2+K2SO4+H2O （2） （2）Fe(CrO2)2+Na2O2——Na2CrO4+Fe2O3+Na2O （3）Fe3C+HNO3（浓）——Fe(NO3)3+NO2↑+CO2↑+H2O （4）C7H8+KMnO4+H2SO4——C7H6O2+K2SO4+MnSO4+H2O （5）KI+KIO3+H2S——I2+K2SO4+H2O
11 12 （6）KNO3+C+S——K2S+CO2+N2 答案： （1）1，12，6，1，6，6，6； （2）2，7，4，1，3； （3）1，22，3，13，1，11；5，6，9，5，3，6，14； （5）1，5，3，3，3，3； （6）2，3，1，1，3，1。 4） （
