资源简介

目录
第 1 讲 物质的分类及转化 3
知识点 01 物质的组成 3
知识点 02 物质的分类 3
知识点 03 分散系、胶体 6
知识点 04 酸、碱、盐的性质 10
知识点 05 物质的转化 11
第 2 讲 离子反应 13
知识点 01 电解质和非电解质 13
知识点 02 电解质溶液的导电性 15
知识点 03 电解质的电离 15
知识点 04 离子反应 16
知识点 05 离子共存 19
知识点 06 离子检验 20
知识点 07 离子推断 21
微专题 1 离子方程式正误的判断 23
微专题 2 与“量”有关的离子方程式书写技巧 24
第 3 讲 氧化还原反应 26
知识点 01 氧化还原反应的认识 26
知识点 02 氧化还原反应的表示方法 27
知识点 03 物质的氧化性和还原性 28
知识点 04 氧化性、还原性的比较方法 30
知识点 05 氧化还原反应的规律 32
知识点 06 氧化还原方程式的配平 33
微专题 3 氧化还原方程式的配平 37
第 4 讲 钠及其化合物 40
知识点 01 钠及其性质 40
知识点 02 氧化钠和过氧化钠、过氧化物 41
知识点 03 碳酸钠、碳酸氢钠 43
知识点 04 侯氏制碱法（联合制碱法） 45
知识点 05 碳酸钠质量分数的测定 46
知识点 06 碱金属元素、焰色反应 47
第 5 讲 氯及其化合物 49
知识点 01 氯及其化合物的性质 49
知识点 02 氯水及其性质 50
知识点 03 次氯酸和次氯酸盐的性质 52
知识点 04 氯气的制备 53
知识点 05 卤素的性质及卤素离子的检验 55
知识点 06 从海水中提取卤素单质 60
第 6 讲 物质的量 62
知识点 01 物质的量、摩尔质量 62
知识点 02 气体摩尔体积 63
知识点 03 阿伏伽德罗定律及其推论 64
知识点 04 物质的量浓度 65
知识点 05 一定物质的量浓度的配置 67
知识点 06 误差分析 69
1
知识点 07 阿伏伽德罗常数 71
第 7 讲 铁及其化合物 73
知识点 01 铁的主要性质 73
知识点 02 铁的氧化物和氢氧化物 75
知识点 03 亚铁盐和铁盐的性质及检验 77
第 8 讲 铝及其化合物 83
知识点 01 铝的性质及应用 83
知识点 02 铝的重要化合物性质及应用 85
知识点 03 “铝三角” 86
知识点 04 氢氧化铝沉淀图像分析 87
第 9 讲 镁及其化合物 90
知识点 01 镁及其化合物性质 90
知识点 02 从海水中提取镁 91
微专题 4 热重分析计算 93
第 10 讲 原子结构、核素、化学键 96
知识点 01 原子结构 96
知识点 02 核素和同位素 97
知识点 03 原子核外电子排布 98
知识点 04 离子键与共价键 100
知识点 05 离子化合物和共价化合物 101
知识点 06 电子式与结构式 102
知识点 07 化学键 104
第 11 讲 元素周期表与元素周期律 106
知识点 01 元素周期表 106
知识点 02 碱金属 109
知识点 03 卤族元素 110
知识点 04 元素金属性和非金属的判断 111
知识点 05 元素周期律 112
知识点 06 “位、构、性”关系及应用 112
2
第 1 讲 物质的分类及转化
知识点 01 物质的组成
1．元素与物质的关系
元素是物质的基本组成成分，物质都是由元素组成的。
组成 {单质：只由一种元素组成的纯净物元素――→ 化合物：由多种元素组成的纯净物
2．元素的存在形态
(1)游离态：元素以单质形式存在的状态。
(2)化合态：元素以化合物形式存在的状态。
3．同素异形体
每一种元素都能自身组成单质，有的单质有多种形态，如碳元素形成的单质有金刚石、石墨和 C60 等，像这
样由同一种元素形成的几种性质不同的单质，叫做这种元素的同素异形体。
形成方式：①原子个数不同，如 O2 和 O3；
②原子排列方式不同，如金刚石和石墨。
性质差异：物理性质差别较大，化学性质相似。
相互转化：同素异形体之间的转化属于化学变化。
常见元素的同素异形体：
氧元素 碳元素 磷元素
O2 和 O3 金刚石、石墨、C60 白磷、红磷
4．纯净物和混合物
纯净物：由同种单质或化合物组成的物质。
混合物：由几种不同的单质或化合物组成的物质。
【归纳总结】纯净物和混合物判断中的特殊情况
①只含一种元素的物质不一定是纯净物，也可能是混合物，如 O2 和 O3，金刚石和石墨，红磷和白磷。
②结晶水合物属于纯净物，如 CuSO4·5H2O、KAl(SO4)2·12H2O 等物质。
③由同位素的不同原子形成的单质或化合物是纯净物，如 H2 与 D2、H2O 和 D2O。
知识点 02 物质的分类
1．根据物质的组成分类
(1)交叉分类法：对同一物质按不同的标准进行分类
如：Na2CO3 从其组成的阳离子来看，属于钠盐，从其组成的阴离子来看，则属于碳酸盐.
(2)树状分类法：按照一定标准对同类事物进行再分类
2．树状分类方法案例
A．明确分类标准是对物质正确树状分类的关键
B．树状分类法在无机化合物分类中的应用
氢化物：HCl、H2S、H2O、NH3等
不成盐氧化物：CO、NO等
{ 碱性氧化物：Na2O、CaO等氧化物 成盐氧化物{酸性氧化物：CO2、P2O5等两性氧化物：Al2O3等过氧化物：Na2O2、H2O2等
{ 一元酸：HCl、HNO3等按电离出的H＋数{二元酸：H2SO4、H2S等{ 三元酸：H3PO4等{无氧酸：HCl、H2S等按酸根是否含氧酸 含氧酸：HClO4、H2SO4等{强酸：HCl、H2SO4、HNO3等按酸性强弱 弱酸：CH3COOH、HF、H2SO3等{挥发性酸：HNO3、HCl等按有无挥发性 难挥发性酸：H2SO4、H3PO4等{可溶性碱：NaOH、KOH、Ba OH 2等{按水溶性 难溶性碱：Mg OH 2、Cu OH 2等碱 {强碱：NaOH、Ba OH 2、KOH等按碱性强弱 弱碱：NH3·H2O、Fe OH 3等正盐：BaSO4、KNO3、NaCl等{酸式盐：NaHCO3、KHSO4等盐 碱式盐：Cu2 OH 2CO3等复盐：KAl SO4 2·12H2O等
3．氧化物的分类
(1)非金属氧化物和氧化物性质的关系
①大多数非金属氧化物是酸性氧化物，CO、NO、NO2 除外
②非金属氧化物一定不是碱性氧化物
(2)金属氧化物和氧化物性质的关系
①大多数金属氧化物是碱性氧化物，Na2O2、Al2O3 除外
②少数金属氧化物是酸性氧化物：如 Mn2O7（HMnO4 的酸酐）
③少数金属氧化物是两性氧化物，如 Al2O3
④碱性氧化物一定是金属氧化物
4．含氧酸和含氧酸盐
(1)含氧酸的结构
含氧酸 H2SO4 H3PO4 H2CO3 HNO3
结构简式
酸的元数 二元酸 三元酸 二元酸 一元酸
(2)含氧酸和其相应含氧酸盐种类的关系
n 元酸 1 种正盐，n－1 种酸式盐
【归纳总结】
(1)酸性氧化物和碱性氧化物
a.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 为酸性氧化物、Al2O3 为两性
氧化物、Na2O2 为过氧化物)。
b.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)。
c.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)。
d.酸性氧化物都是对应酸的酸酐，但酸酐不一定都是酸性氧化物，如乙酸酐[(CH3CO)2O]。
e.溶于水生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物，如 NO2；溶于水生成碱的氧化物不一定是碱性氧化物，如
Na2O2。
(2)对氧化物的深刻认识
a.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。
b.非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如 NO、CO 是不成盐氧化物。
c.酸性氧化物、碱性氧化物不一定能与水反应生成相应的酸或碱，如 SiO2、Fe2O3 都不溶于水，也不与水反应。
d.与碱反应生成盐和水的氧化物不一定是酸性氧化物，如 2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O，NO2 不是
酸性氧化物。
知识点 03 分散系、胶体
1．分散系
(1)分散系概念：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。
{分散质：分散系中被分散的物质。(2)组成 分散剂：分散系中起容纳分散质作用的物质。
{按分散质、分散剂状态进行分类，共有9种组合。(3)分类 按分散质粒子大小分类：
①依据分散质和分散剂的状态，用交叉分类法对分散系进行分类，分散系可分为 9 类，如图所示：
②依据分散质粒子的直径大小，分散系可分为三类。
外观特点 均一、稳定、透明 均一、介稳 不均一、不透明、不稳定
举例 NaCl 溶液、碘酒 稀豆浆、鸡蛋清、淀粉溶液 油水混合物、泥浆水
【归纳总结】
(1)分散系中至少含有两种物质，都属于混合物，蒸馏水不属于分散系。
(2)透明不代表无色，如CuSO4溶液为蓝色溶液，Fe(OH)3胶体为红褐色液体。
(3)胶体不一定都呈液体，胶体除了液溶胶还有气溶胶和固溶胶。
2．分散系的比较
浊液
分散系 溶液 胶体
悬浊液 乳浊液
分散质粒子
<1 nm 1～100 nm 100 nm 100 nm
直径大小
分散质粒 少量分子的集合体或大 大量分子聚集成 大量分子聚集成的液
分子、离子
子结构 分子 的固体小颗粒 体小液滴
多数均一、透明，较稳 不均一、不透明， 不均一、不透明，久
特点 均一、透明
定 久置沉淀 置分层
稳定性 稳定 介稳性 不稳定 不稳定
能否透过滤纸 能 能 不能 不能
能否透过
能 不能 不能 不能
半透膜
实例 食盐水、蔗糖溶液 Fe(OH)3 胶体、淀粉溶液 泥水、石灰乳 牛奶
3．胶体的性质及其应用
内容 主要应用举例
性 当一束光通过胶体时 ，形成一条光亮的 “通
质 路”，这是胶体粒子对光线散射造成的。利用丁
丁达尔效应 鉴别胶体与溶液
达尔效应是区别溶液和胶体的一种常用物理方
法。
介稳性 胶体的稳定性介于溶液与浊液之间，在一定条件 生产涂料、颜料、墨水、洗涤
下能稳定存在，属于介稳体系，但改变条件就有
剂等
可能发生聚沉
电泳 胶体粒子在外加电场作用下做定向移动 静电除尘、电泳电镀等
加热、加入电解质或加入与胶体粒子带相反电荷
聚沉 的胶体等均能使胶体粒子聚集成为较大的颗粒， 明矾净水、制豆腐、制肥皂等
从而形成沉淀从分散剂中析出
提 由于胶体粒子较大不能通过半透膜，而离子、小
渗析 用于胶体的提纯、血液透析
纯 分子较小可通过半透膜，用此法将胶体提纯
4．Fe(OH)3胶体的制备
(1)方法：向沸腾的蒸馏水中逐滴加入 FeCl3 饱和溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热，即制得 Fe(OH)3
胶体。
△
(2)原理：FeCl3＋3H2O=====Fe(OH)3(胶体)＋3HCl。
【归纳总结】
(1)实验操作中，必须选用氯化铁饱和溶液而不能用氯化铁稀溶液。若氯化铁溶液浓度过低，则不利于氢氧
化铁胶体的形成。
(2)向沸水中滴加 FeCl3 饱和溶液，而不是直接加热煮沸 FeCl3 饱和溶液，否则会因溶液浓度过大直接生成
Fe(OH)3 沉淀而无法得到 Fe(OH)3 胶体。
(3)实验中必须用蒸馏水，而不能用自来水。原因是自来水中含电解质、杂质较多，易使制备的胶体发生聚
沉。
(4)往沸水中滴加氯化铁饱和溶液后，可稍微加热煮沸，但不宜长时间加热。原因是长时间加热将导致氢氧
化铁胶体聚沉。
(5)要边加热边摇动烧杯，但不能用玻璃棒搅拌，否则会使 Fe(OH)3 胶粒碰撞成大颗粒形成沉淀。
5．胶体与悬浊液、胶体与溶液的分离
分离物质 胶体和悬浊液 胶体和溶液
方法 过滤 渗析
实验装置
一贴：滤纸紧贴漏斗内壁
二低：
①滤纸边缘要低于漏斗边缘；
①半透膜不能破损，且袋口要扎紧；
②液面要低于滤纸边缘
操作要领 ②半透膜浸入流动的蒸馏水中或频
三靠：
繁更换
①烧杯嘴紧靠倾斜的玻璃棒；
②玻璃棒下端靠在三层滤纸处；
③漏斗的下端紧靠接收器内壁
悬浊液中的分散质微粒不能透过滤 胶体分散质微粒不能透过半透膜，
原理
纸，而胶体分散质微粒可以透过滤纸 溶液中的溶质微粒能透过半透膜
6．胶体的分类、性质及其应用
(1)胶体的分类
气溶胶 雾、云、烟
按分散剂
液溶胶 Fe(OH)3 胶体、蛋白质溶液
状态
固溶胶 烟水晶、有色玻璃
粒子胶体 分散质粒子是很多小分子或离子的集合体，如 Fe(OH)3 胶体
按分散质
分子胶体 分散质粒子是高分子化合物，如淀粉溶液、蛋白质溶液
(2)胶体的性质及其应用
丁达尔效应 可见光束通过胶体时，会出现一条光亮的“通路”的现象(应用：鉴别溶液和胶体)
胶体粒子聚集成较大颗粒，形成沉淀从分散剂里析出的过程。使胶体聚沉的方法：
聚沉
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)
在电场作用下，胶体粒子在分散剂中作定向移动的现象。如带正电荷的 Fe(OH)3 胶体
电泳
粒子向阴极移动(应用：工厂静电除尘)
胶体粒子不能透过半透膜，而溶液中的溶质分子或离子可以透过半透膜的现象(应
渗析
用：除去胶体中的电解质)
【归纳总结】
(1)胶体不带电，胶体中的微粒能吸附体系中的带电粒子而使胶粒带电荷，但整个体系仍呈电中性。
(2)并不是所有的胶体都有电泳现象，如淀粉胶体粒子不带电荷而无电泳现象。
(3)胶体聚沉属于物理变化。
(4)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]、FeCl3·6H2O 等净化水的原因是 Al3＋、Fe3＋水解生成 Al(OH)3、Fe(OH)3 胶体，胶体
粒子具有较大的表面积，能在水中吸附悬浮固体形成沉淀，从而达到净化水的目的。
(5)同种胶体粒子的电性相同，互相排斥，是胶体较稳定的主要原因，次要原因是布朗运动。
知识点 04 酸、碱、盐的性质
1．酸的通性(以盐酸为例)
＋酸碱指示剂，如使紫色石蕊溶液变红色
{＋活泼金属―→盐＋氢气酸 ＋碱性氧化物―→盐＋水＋碱―→盐＋水＋盐―→新酸＋新盐
(1)与指示剂反应：使紫色石蕊试剂变红，不能使酚酞试剂变色
(2)能与较活泼的金属发生置换反应，放出 H2：6HCl + 2Al === 2AlCl3 + 3H2↑
(3)能与金属氧化物反应：6HCl + Fe2O3 === 2FeCl3 + 3H2O
(4)能与碱反应生成盐和水(中和反应)：HCl + NaOH === NaCl + H2O
(5)能与某些盐反应：2HCl + CaCO3 === CaCl2 + H2O + CO2↑
2．碱的通性(以烧碱为例)
＋酸碱指示剂，如使无色酚酞溶液变红色；
{ 使紫色石蕊溶液变蓝色碱 ＋酸性氧化物―→盐＋水＋酸―→盐＋水＋盐―→新碱＋新盐
(1)与指示剂作用：紫色石蕊变蓝，无色酚酞变红
(2)与非金属氧化物反应： 2NaOH+ CO2 === Na2CO3 + H2O(氢氧化钠必须密封保存)
(3)与酸发生中和反应： HCl + NaOH === NaCl + H2O；
(4)能与某些盐反应： 2NaOH + MgCl2 === Mg(OH)2↓ + 2NaCl
3．盐的通性
(1)盐+金属 → 新金属+新盐： CuSO4 + Zn ==== Cu + ZnSO
(2)盐+酸 → 新盐+新酸： CaCO3 + 2HCl ==== CaCl2 + H2O + CO2↑
(3)盐+碱 → 新碱+新盐： MgCl2 + 2NaOH ==== Mg(OH)2↓ + 2NaCl
(4)盐+盐 → 新盐+新盐： NaCl + AgNO3 ==== AgCl ↓+ NaNO3
4．酸性氧化物的通性(以 CO2 为例，写出相关反应的化学方程式)
酸性氧化物的通性 实例 生成物
与水反应 CO2＋H2O===H2CO3 酸
与碱反应 CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O 盐和水
与碱性氧化物反应 CO2＋Na2O=== Na2CO3 盐
5．碱性氧化物的通性(以 Na2O 为例，写出相关反应的化学方程式)
碱性氧化物的通性 实例 生成物
与水反应 Na2O＋H2O ===2NaOH 碱
与酸反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 盐和水
与酸性氧化物反应 Na2O＋CO2=== Na2CO3 盐
【归纳总结】
①酸的元数是根据酸电离出 H＋的个数，而不是分子中氢原子的个数，如 CH3COOH 是一元酸而不是四元酸。
②误认为溶液呈酸性的物质一定是酸，溶液呈碱性的物质一定是碱。
③误认为能与酸反应生成盐和水的氧化物就是碱性氧化物，如 Na2O2 不属于碱性氧化物。
④能溶于水的含氧酸，对应的酸性氧化物一般能与 H2O 反应生成相应的含氧酸，如 H2SO4：SO3＋H2O===H2SO4。
⑤能溶于水的碱(NH3·H2O 除外)，对应的碱性氧化物一般能与 H2O 反应生成相应的碱，如 NaOH：Na2O＋
H2O===2NaOH。
⑥有盐和水生成的反应不一定是中和反应，如酸性氧化物与碱反应、碱性氧化物与酸反应均有盐和水生成，
但不是中和反应。
知识点 05 物质的转化
1．元素及其化合物的转化关系
(1)金属单质及其化合物的转化：
O H O 酸
金属单质 2――→碱性氧化物 2――→碱――→盐
O H O H SO
如：Na 2――→Na 22O――→NaOH
2 →4―― Na2SO4
符合上述转化关系的常见金属有 Na、K、Ca、Ba 等，但 Mg、Fe、Al、Cu 不符合上述转化。
(2)非金属单质及其化合物的转化：
O H O 碱
非金属单质 2――→酸性氧化物 2――→酸――→盐
O
如：S 2
H O NaOH
――→SO 22――→H2SO3――→Na2SO3
符合上述转化关系的常见非金属有 C、S 等，但 Si 等不符合上述转化。
2．单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系
①金属单质→碱性氧化物，如 4Na＋O2===2Na2O；
②碱性氧化物→碱，如 CaO＋H2O===Ca(OH)2；
③金属单质→盐，如 Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑；
④碱性氧化物→盐，如 CaO＋2HCl===CaCl2＋H2O；
⑤碱→盐，如 Ca(OH)2＋2HCl===CaCl2＋2H2O；
点燃
⑥非金属单质→酸性氧化物，如 S＋O2===== SO2；
⑦酸性氧化物→酸，如 CO2＋H2O===H2CO3；
点燃
⑧非金属单质→盐，如 Cl2＋2Na===== 2NaCl；
⑨酸性氧化物→盐，如 CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O；
⑩酸→盐，如 HCl＋NaOH===NaCl＋H2O。
3．不能一步实现的反应
(1)不能一步生成的氧化物
①H2S（或 S）不能一步转化为 SO3 ②N2（或 NH3）不能一步转化为 NO2
③Fe（OH）2 不能一步生成 Fe2O3 ④Fe 不能一步生成 Fe2O3
(2)不能一步生成的酸或碱：难溶性酸或碱
①可溶性碱：KOH、NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2 和 NH3·H2O
②Fe2O3、Al2O3、CuO 与水不能反应生成相应的碱
③SiO2 不能与水一步反应生成 H2SiO3
(3)不能一步生成的硫化物或氯化物
①Cu 和 S 反应不能生成 CuS ②Fe 和 Cl2 反应不能生成 FeCl2 ③Fe 和 I2 反应不能生成 FeI3
(4)电解法制备物质
①不能用电解熔融的 AlCl3 制备金属铝 ②不能用电解熔融的 MgO 或 MgCl2 溶液制备金属镁
③不能用电解 NaCl 溶液制备金属钠
第 2 讲 离子反应
知识点 01 电解质和非电解质
1．电解质和非电解质的概念
(1)电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。如酸、碱、盐等。
(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物。如酒精、蔗糖等。
2．电解质和非电解质的比较
电解质 非电解质
在水溶液里或熔融状态下能够导电的化 在水溶液里和熔融状态下都不能导
概念
合物 电的化合物
相同点 均为化合物
不同点 水溶液或熔融状态下能导电 水溶液和熔融状态下都不能导电
在水溶液里或熔融状态下自身能发生电 在水溶液里和熔融状态下自身不能
本质区别
离 发生电离
①酸：如 H2SO4、HCl、H3PO4、H2CO3、
①非金属氧化物：如 SO2、SO3、CO2、
CH3COOH；②碱：如 NaOH、NH3·H2O、
所含物质 CO、P2O5；②非酸性气态氢化物：
Fe(OH)3；③盐：如 NaCl、KNO3、NaHSO4、
类型 如 NH3；③大部分有机物：如蔗糖、
CaCO3；④金属氧化物：如 Na2O、CaO、
酒精、CH4
MgO、Al2O3；⑤水
【归纳总结】
(1)研究对象均为化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质，如 Cu、NaCl 溶液。
(2)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。
(3)本身电离而导电的化合物才是电解质。如 CO2、SO2、NH3 的水溶液能导电，但均是非电解质。
(4)电解质的强弱与电解质溶液导电能力的强弱、溶解性的大小没有直接关系。如碳酸钙，其溶解性小，溶
液导电性差，但其属于强电解质。
(5)离子型氧化物（如 Na2O、CaO 等）虽然溶于水后并非自身电离，但熔融时却可电离，且完全电离，因此
也是电解质。
(6)CaCO3、BaSO4、AgCl 等某些难溶盐在水中的溶解度极小，不能导电，但因这些物质在水中可溶的部分能
完全电离，所以这些难溶盐属于电解质，且是强电解质。
(7)电解质溶于水能导电，但熔融状态下不一定能导电，如：氯化氢。
3．判断是否为电解质的方法
(1)电解质必须是自身能电离成自由移动的离子的化合物，SO3、CO2、NH3 等化合物的水溶液能导电，但溶液
中的离子不是它本身电离产生的，而是它与水反应的产物 H2SO4、H2CO3、NH3·H2O 电离产生的，所以 SO3、
CO2、NH3 等化合物不是电解质，而是非电解质。
(2)理解酸和碱的概念时注意“全部”两个字，即酸电离产生的阳离子只有一种，并且是 H＋，碱电离产生的
阴离子也只有一种，并且是 OH－，否则不能称之为“酸”或“碱”。如 NaHSO4 溶于水时，电离方程式为
NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－，虽然有 H＋4 生成，但同时还有 Na＋生成，所以 NaHSO4 不属于酸。
4．强电解质和弱电解质
(1)强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡
(2)弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡
(3)强电解质与弱电解质的比较：
强电解质 弱电解质
化合物类型 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度 几乎 100％完全电离 只有部分电离
电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡
溶液中存在的微 只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分 既有电离出的阴阳离子，又有电解质
粒（水分子不计） 子 分子
绝大多数的盐（包括难溶性盐） 弱酸：H2CO3 、CH3COOH 等。
实例 强酸：H2SO4、HCl、HClO4 等 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2 Fe(OH)3 等
强碱：Ba(OH)2 Ca(HO)2 等
NH3·H O NH＋+OH-2 4
电离方程式 KNO + － + -3=K +NO3 H2S H + HS
H2SO4=2H++SO2－ HS- H++S2-4
【归纳总结】
(1)不是电解质的物质不一定是非电解质
电解质和非电解质的基本前提是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
(2)电解质不一定同时具备以下两个条件
①在水溶液里能导电；②在熔融状态下能导电。
化合物只要具备其中一个条件即为电解质，如 HCl 在熔融时不导电，但在水溶液中能导电，所以 HCl 也属
于电解质。
(3)导电的物质不一定是电解质
①Fe、Cu 等金属在熔融状态下也能够导电，但它们都是单质，不属于电解质；
②稀盐酸能导电，但不能说稀盐酸是电解质，应该说 HCl 是电解质，因为稀盐酸是混合物。
(4)不导电的物质不一定不是电解质
BaSO4、CaCO3 等难溶于水的盐，其水溶液的导电能力也很弱，但其溶于水的部分完全电离，因而它们属于
电解质。
知识点 02 电解质溶液的导电性
1．电解质的导电原理
熔融电解质或电解质溶液中的导电微粒是自由移动的阴、阳离子，它们在外电场作用下能产生定向移动从
而导电。
2．电解质溶液导电能力大小的影响因素
①电解质溶液导电能力的大小取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数。
②温度升高时，弱电解质电离程度增大，离子浓度增大，导电性会增强；但强电解质溶液的导电性不变。
3．电解质导电性与导电能力强弱的判断
4．金属导电与电解质溶液导电原因对比
(1)金属导电是由于自由电子在电场作用下的定向移动，温度高、金属阳离子振动幅度大，自由电子定向移
动阻力增大，金属导电性变弱。
(2)电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有自由移动的离子存在。电解质溶液导电能力的大小，决定于溶
液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数，和电解质的强弱没有必然联系。但温度升高时，弱电解质电离
程度增大、离子浓度增大、导电性会增强。
知识点 03 电解质的电离
1．电离及其条件
①电离的概念：电解质在水溶液中或熔化状态下，离解成自由移动离子的过程。
②电离的条件：离子化合物溶于水或熔化或共价化合物溶于水。
③电离的结果：产生自由移动离子，具有导电性。
2．电离方程式的书写
(1)强电解质：完全电离，用“===”表示。
如 H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4 的电离方程式分别为 H2SO4===2H＋＋SO2－4 、NaOH===Na
＋＋OH－、(NH4)2SO4===2NH
＋
4 ＋SO2－4 。
(2)弱电解质：部分电离，用“ ”表示。
①多元弱酸分步电离 ，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。
如 H2S 的电离方程式为 H2S H＋＋HS－；HS－ H＋＋S2－。
②多元弱碱分步电离，但一步写出。如 Cu(OH) Cu2＋2 ＋2OH－。
③两性氢氧化物双向电离。如 Al(OH) ＋ － 3＋ －3 的电离方程式：H ＋AlO2 ＋H2O Al(OH)3 Al ＋3OH 。
(3)酸式盐：
①强酸酸式盐完全电离，一步写出。如 NaHSO4 在水溶液中的电离方程式为 NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4 ，
在熔融状态下的电离方程式为 NaHSO4===Na＋＋HSO－4 。
②多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。如 NaHCO3===Na＋＋HCO－3 ，HCO－3 H
＋＋CO2－3 。
(4)特殊电解质的电离：
①次磷酸(H3PO2)为一元弱酸，其电离方程式为：H ＋3PO2 H ＋H2PO。
②硼酸(H3BO3)为一元弱酸，其电离方程式：H3BO3＋H2O [B(OH) －4] ＋H＋。
H＋由水电离产生而不是 H3BO3 电离。
3．从电离的角度认识酸、碱、盐
(1)酸：电离时产生的阳离子全部是 H＋的化合物，如 H2SO4。
(2)碱：电离时产生的阴离子全部是 OH－的化合物，如 NaOH。
(3)盐：电离时能产生金属阳离子(或铵离子)和酸根阴离子的化合物，如 CuSO4、NH4Cl。
知识点 04 离子反应
1．概念：凡有离子参加或生成的反应都是离子反应（溶液中某些离子的物质的量的减小或子种类发生改变）
2．发生条件：
①复分解反应类型
a．生成难溶的物质：在稀 H2SO4 中加入 BaCl2 溶液：Ba2＋＋SO2－4 ===BaSO4↓
b．生成难电离(弱酸、弱碱、水)的物质：在稀 H2SO4 中加入 CH －3COONa 溶液：CH3COO ＋H＋===CH3COOH
c．生成易挥发的物质：在稀 H2SO 2－ ＋4 中加入 Na2CO3 溶液：CO3 ＋2H ===CO2↑＋H2O
②氧化还原反应类型：强氧化性物质＋强还原性物质―→弱氧化性物质＋弱还原性物质
如：FeCl3 溶液与 Cu 反应的离子方程式为 2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋
③生成络合物：如 FeCl3 溶液加入 KSCN 或其它可溶性硫氰化物溶液：Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3
④双水解反应：如 FeCl3 溶液加入 NaHCO3 溶液：Fe3+＋3HCO －3 ===Fe(OH)3↓＋3CO2↑
3．离子方程式的书写步骤
以 Na2SO4 溶液和 BaCl2 溶液反应为例。
(1)写：正确写出反应的化学方程式：Na2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NaCl。
(2)拆：把易溶于水且易电离的物质拆写成离子的形式：2Na＋＋SO2－4 ＋Ba2＋＋2Cl－===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－。
(3)删：删去方程式两边不参加反应的离子：SO2－4 ＋Ba2＋===BaSO4↓。
(4)查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
4．书写离子方程式的、物质拆分的注意事项
(1)可溶性的强电解质拆写成离子
强酸 HNO3、H2SO4、HClO4、HCl、HBr、HI，浓盐酸、浓硝酸在离子方程式中可拆，浓硫
酸一般不拆。
强碱 NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
可溶性盐 钾盐、钠盐、铵盐、硝酸盐等。
(2)难溶性盐、弱电解质、单质、氧化物、气体、非电解质、络合物等直接用化学式表示。
①难溶性盐：BaSO4 AgCl、CaCO3、BaSO3、FeS、PbS 等。
②弱酸：HF、HClO、CH3COOH、 H2SO3、H2CO3、H2S、H3PO4 等。
③弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3 等。
④单质：Cl2、Cu 等。
⑤氧化物：Na2O、Al2O3、Fe2O3 等。
⑥络合物：Fe(SCN)3 等
(3)固体之间的反应、浓硫酸与固体之间的反应；都不写离子方程式。
△
如：Ca(OH)2(s)＋2NH4Cl(s) CaCl2(s)＋2NH3↑＋2H2O
(4)多元弱酸的酸式酸根离子不能拆写。
a．弱酸的酸式酸根离子不能拆开，如 HCO－3 、HS－、HSO－3 等
b．强酸的酸式酸根离子(如 HSO－4 )在水溶液中写成拆分形式，如 NaHSO ＋ ＋ 2－4 应写成 Na 、H 和 SO4 ；而 NaHSO4
在熔融状态下 HSO－4 不能拆开，应写成 Na＋和 HSO－4
(5)氨水在离子方程式中的书写方法
a．作反应物时用 NH3·H2O
如：硫酸铝溶液中加入氨水：Al3＋＋3NH ＋3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4
b．作生成物时，若加热或浓溶液时写成 NH3↑+H2O；若无加热条件或在稀溶液中生成，则书写成 NH3·H2O
如：浓 NaOH 溶液中加入硫酸铵固体：OH－＋NH＋4 ===NH3↑＋H2O
△
(NH4)2SO4 与 NaOH 两溶液混合加热：NH＋4 ＋OH－ NH3↑＋H2O
NH4Cl 与 NaOH 两稀溶液混合：NH＋＋OH－4 ===NH3·H2O
(6)微溶物[Ag2SO 4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3]在离子方程式中的书写方法
a．生成物中有微溶物[Ag2SO 4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3]时，微溶物用化学式并打↓表示
如：Na2SO4 溶液中加入 AgNO3 溶液：2Ag+＋SO2－4 ===Ag2SO4↓
b．当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)，应写成离子的形式
如：CO 2 气体通人澄清石灰水中：CO 2+2＋Ca ＋2OH－===CaCO3↓＋H2O
c．当反应物里有微溶物处于悬浊液或固态时，应写成化学式
如：用石灰乳制漂白粉的反应：2Ca(OH)2＋2Cl2===Ca2＋＋2Cl－＋2ClO－＋H2O
5．意义
(1)表示某一个具体的化学反应，如反应 AgNO3＋NaCl===AgCl↓＋NaNO ＋ －3 可表示为 Ag ＋Cl ===AgCl↓_。
(2)表示同一类型的离子反应。如 H＋＋OH－===H2O 可以表示强酸和可溶性强碱生成水和可溶性盐的反应
6．书写原则
①客观事实原则：如2Fe+6H+===2Fe3++3H ↑中错在H+2 不能把Fe氧化成Fe3+，而只能氧化成Fe2+。应为：Fe +
2H+===Fe2+ + H2↑。
②质量守恒原则：如Na+H2O===Na++OH–+H2↑，错在反应前后H原子的数目不等。应为：
2Na+2H2O===2Na++2OH–+H2↑。
③电荷守恒原则：如Fe3++Cu===Fe2++Cu2+，错在左右两边电荷不守恒。应为：2Fe3+ + Cu===2Fe2++Cu2+。
④定组成原则：如稀硫酸与 Ba(OH)2 溶液反应：H++SO 2–4 +Ba2++OH–===BaSO4↓+H2O，错在 SO 2–4 和 H+、Ba2+和
OH–未遵循 1:2 这一定组成。应为：2H++SO 2–+Ba2+4 +2OH–===BaSO4↓+2H2O。
【归纳总结】
(1)书写离子方程式的注意事项
①微溶物处理方式有三种情况：出现在生成物中写化学式；作反应物处于溶液状态写离子符号；作反应物
处于浊液或固态时写化学式。
②单一离子水解的离子方程式不要忘记“ ”。
③NH＋4 与 OH
－在稀溶液中反应生成 NH3·H2O，在浓溶液中并加热时生成 NH3(g)和 H2O。
④浓 HCl、浓 HNO3 在离子方程式中写离子符号，浓 H2SO4 不写离子符号。
⑤HCO－、HS－3 、HSO－3 等弱酸的酸式酸根离子不能拆开写。
⑥易溶、易电离的物质(可溶性强电解质，包括强酸、强碱、可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；非
电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物均用化学式表示。
⑦离子方程式要遵循质量守恒、电荷守恒，是氧化还原反应的还要遵循得失电子守恒。
(2)强化记忆盐、碱溶解性
钾、钠、铵盐、硝酸盐都易溶；
硫酸盐不溶铅和钡；盐酸盐不溶银亚汞；
微溶物有四种；强碱都易溶，Ca(OH)2 是微溶。
说明：a 四种微溶物是指 Ag2SO4、CaSO4、MgCO3、Ca(OH)2。
b AgCl、AgBr、AgI、BaSO4 及微溶的 CaSO4、Ag2SO4 都难溶于稀强酸。
(3)特殊情况的处理
特殊情况 处理方式 举例
微溶性反应物呈澄清溶液形式 拆写成离子符号 澄清石灰水和盐酸反应：OH－＋H＋==H2O
微溶性生成物和反应物呈悬浊 用石灰乳制漂白粉的反应：Ca(OH)2＋
仍写化学式
液形式 Cl2===Ca2＋＋Cl－＋ClO－＋H2O
氨水为反应物和不加热的稀溶 硫酸铝溶液中加入氨水：Al3＋＋
写成 NH3·H2O
液中生成物 3NH3·H ＋2O===Al(OH)3↓＋3NH4
氨水为加热条件或很浓溶液中 浓 NaOH 溶液中加入硫酸铵固体并加热：
写成 NH3↑＋H2O
的生成物 OH－＋NH＋4 NH3↑＋H2O
未处于自由移动离子状态的反 铜和浓硫酸加热反应，氯化铵和氢氧化钙
仍写化学式形式
应 固体反应
知识点 05 离子共存
1．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
2．有关离子共存的限定条件
判断多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是：一色、二性、三特殊、四反应
(1)颜色：无色溶液中，有色离子不能大量存在。
离子 Cu2＋ Fe3＋ Fe2＋ MnO－4 Cr 2－ 2－ 3＋2O7 CrO4 Cr
溶液颜色 蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色 橙红色 黄色 绿色
(2)溶液酸碱性
①在强酸性溶液中(pH＝1、pH＜7、紫色石蕊试液变红的溶液中)不能共存的离子有：
a．氢氧根离子：OH－
b．弱酸根离子：CO2－、S2－、SO2－、ClO－3 3 、F－、CH3COO－、HCOO－、PO 3－4
c．弱酸酸式酸根离子：HCO－3 、HS－、HSO－ 2－3 、HPO4 、H2PO－4
②在强碱性溶液中(pH＝13、pH＞7、紫色石蕊试液变蓝、酚酞变红的溶液中)不能共存的离子有：
a．氢离子：H+
b．弱碱阳离子：NH +4 、Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+
c．弱酸酸式酸根离子 HCO－3 、HS－、HSO－3 、HPO2－、H PO－4 2 4
溶液酸碱性的判断方法
①常温下，pH＜7 的溶液
②使 pH 试纸变红的溶液
常见表示呈酸性 ③使甲基橙呈红色或橙色的溶液
的溶液 ④使石蕊溶液呈红色的溶液
⑤与镁粉反应生成氢气的溶液
⑥常温下，c(OH－)＜1×10－7 mol·L－1 的溶液或 c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1 的溶液
①常温下，pH＞7 的溶液
②使 pH 试纸变蓝的溶液
常见表示呈碱性
③使酚酞试液变红的溶液
的溶液
④能使石蕊溶液呈蓝色的溶液
⑤常温下，c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1 的溶液或 c(H+)=1×10－14mol/L 的溶液
①和 Al 反应放出 H2 的溶液(HNO3 除外)
常见表示可能呈
②常温下水电离出的 c(OH－)＝1×10－12 mol·L－1 的溶液
酸性也可能呈碱
③能使甲基橙呈黄色的溶液
性的溶液
④与 NH4HCO3 反应能产生气体的溶液
(3)特殊
①Al(OH)－4 与 HCO－3 不能大量共存：Al(OH)－4 ＋HCO－3 ===Al(OH)3↓＋CO2－3 ＋H2O。
②“NO－＋H＋3 ”组合具有强氧化性，能与 S2－、Fe2＋、I－、SO2－3 等还原性的离子发生氧化还原反应而不能大
量共存。
③NH＋4 与 CH3COO－、CO2－3 ，Mg2＋与 HCO－3 等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程
度仍很小，它们在溶液中仍能大量共存。
(4)反应
生成弱电解质的离子不能 H＋与 OH－、CH COO－3 、ClO－(生成 HClO)
大量共存 OH－与 NH＋4 (生成 NH3·H2O)
生成气体的离子不能大量 H＋与 CO2－3 、HCO－3
共存
复分解反应
Ba2＋、Ca2＋与 SO2－4 、CO2－3 、SO2－3
生成沉淀的离子不能大量 Ag＋与 Cl－、Br－、I－、SO2－4 、CO2－3
共存 CO2－与 Ba2＋、Ca2＋、Mg2＋3 、Cu2＋、Fe2＋、Ag＋
OH－与 Mg2＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Al3＋、Zn2＋
氧化还原反应 ClO－与 Fe2＋、I－ ClO－与 Cl－Cl－
知识点 06 离子检验
1．检验离子的方法
根据离子性质不同而在实验中所表现出的现象不同，可把检验离子的方法归纳为三种类型：①生成沉淀；
②生成气体；③显现特殊颜色。
离子 检验试剂 实验现象 注意事项
沉淀：AgCl(白色)、AgBr(淡
Cl 、Br 、I AgNO3 和稀 HNO3 加入稀硝酸防干扰
黄色)、AgI(黄色)
沉淀法 SO 2-4 BaCl2 和盐酸 白色沉淀 先用稀盐酸酸化
沉淀颜色：白色→灰绿色→
Fe2+ NaOH 溶液 ——
红褐色
NaOH 溶液和润湿 无色有刺激性气味的气体，
NH +4 一定要加热
的红色石蕊试纸 试纸变蓝
无色有刺激性气味的气体，
气体法 SO 2-3 稀硫酸和品红溶液 ——
能使品红溶液褪色
盐酸和澄清的石灰 无色气体能使澄清的石灰
CO 2-3 SO 2-3 等有干扰
水 水褪色
I 氯水(少量)，CCl4 下层为紫色 ——
加入 KSCN 或其它可溶性硫
KSCN 溶液
Fe3+ 氰化物溶液，溶液呈红色 ——
苯酚溶液
加入苯酚溶液，溶液呈紫色
显色法
加入铁氰化钾溶液，有蓝色
K3[Fe(CN)6](铁氰化
沉淀生成
Fe2+ 钾)溶液 ——
加 KSCN 后无颜色变化，再
KSCN 溶液、氯水
滴加氯水溶液变成血红色
知识点 07 离子推断
1．依据：离子反应所表现出的某“唯一性”的特征性质及现象。
2．离子推断的“四项基本原则”
(1)肯定原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子。
①特征颜色：Cu2＋(蓝色)、Fe2＋(浅绿色)、Fe3＋(棕黄色)、MnO－4 (紫红色)、Cr 2－2O7 (橙色)
②特征现象
a．焰色反应：K+：紫色(透过蓝色钴玻璃)；Na+：黄色
b．Fe3+：遇 OH－生成红褐色沉淀、遇 SCN－显红色
c．Fe2+：与碱反应生成白色沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色或遇 SCN－颜色无明显变化、通入 Cl2
后显红色
d．NH +4 ：与 NaOH 溶液共热，能产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝、遇酚酞试液变红的碱性气体
e．加入 HBr 产生浅黄色沉淀的离子是 Ag+或 S2－和 SO2－3 组成
(2)互斥原则：在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在(注意题目中的隐含条
件，如酸性、碱性、指示剂的颜色变化、与铝反应产生 H2、水的电离情况等)。
(3)电中性原则：溶液呈电中性，溶液中有阳离子，必有阴离子，且溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子
所带负电荷总数相等(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。
(4)进出原则：通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干
扰。
3．电荷守恒在定量型离子推断试题中的应用
离子定量推断试题常根据离子的物质的量(或浓度)定量推断最后一种离子的存在：如果多种离子共存，且只
有一种离子的物质的量未知，可以用电荷守恒来确定最后一种离子是否存在，即阳离子所带的正电荷总数
等于阴离子所带的负电荷总数。
4．离子推断的步骤
(1)根据实验现象推断溶液中肯定存在或肯定不存在的离子。
(2)结合离子共存规律，根据肯定存在的离子，排除与它们不共存的离子。
(3)结合溶液呈电中性原则和题目中已知的数量关系，确定某些离子是否存在。
(4)注意实验过程中生成或加入的离子对后续实验可能造成的影响。
微专题 1 离子方程式正误的判断
1．看是否符合客观事实。如 Fe 和稀盐酸反应的离子方程式写成 2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是错误的，Fe
和稀盐酸反应生成 Fe2＋。
【特别提醒】“客观事实”陷阱：离子反应应符合客观事实，而命题者往往设置不符合“反应原理”的陷
阱，如 Fe 和非氧化性酸反应应生成 Fe2＋，金属和氧化性酸反应不生成 H2，应注意隐含反应，“===”“ ”
使用是否正确以及反应条件等。
2．看化学式拆写是否正确。这是书写离子方程式时最关键的一步，应注意以下几点：
①易溶于水的强电解质均写成离子形式，如强酸、强碱和大多数盐。其他物质均用化学式表示，如单质、
气体、弱电解质(弱酸、弱碱、水等)及难溶性盐。
②微溶物的写法。一般来说，微溶于水的强电解质的澄清溶液(如澄清石灰水)中微溶物写成离子形式，浊液
中的微溶物写成化学式。
③可溶性多元弱酸的酸式酸根一律写成酸式酸根离子的形式(如 HCO－3 )。
④非溶液状态下的反应，一般不用离子方程式表示。如实验室中制备氨气的反应。
【特别提醒】“拆分”陷阱：离子方程式的正误判断中，常常设置物质是否能“拆分”陷阱，氧化物、弱
电解质、沉淀、多元弱酸的酸式酸根(HSO－4 除外)在离子方程式中均不能拆分。在复习时，应熟记常见的弱
电解质、溶解度表及常见多元弱酸的酸式酸根。
3．看符号使用是否正确。要注意“===”“ ”“↓”“↑”等符号的正确使用。
4．看是否遵循原子守恒、电荷守恒和得失电子守恒。如 Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋不符合电荷守恒及得失电子
守恒，是错误的。
【特别提醒】“守恒”陷阱：离子方程式除符合质量守恒外，还应符合电荷守恒，做题时往往只注意质量
守恒，而忽略电荷守恒，这也是命题者经常设置的“陷阱”。
5．看是否漏掉离子反应。如 Ba(OH)2 溶液与 CuSO4 溶液反应，既要写 Ba2＋与 SO2－4 生成 BaSO4 沉淀的反应，
又不能漏掉 Cu2＋与 OH－生成 Cu(OH)2 沉淀的反应。
6．看反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与 Ba(OH)2 溶液反应，不能写成 H＋＋OH－＋SO2－＋Ba2＋4
===BaSO ↓＋H O，应写成 2H＋＋2OH－＋SO2－＋Ba2＋4 2 4 ===BaSO4↓＋2H2O。
【特别提醒】“量比”陷阱：在离子方程式正误判断中，做题时往往忽略相对量的影响，命题者往往设置
“离子方程式正确，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，二是看
离子反应是否符合该量。
7．看是否符合题设条件的要求。如过量、少量、等物质的量、适量、任意量以及滴加顺序等对反应产物的
影响。如向溴化亚铁溶液中通入少量 Cl2 的离子方程式为 2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；向溴化亚铁溶液中通入
过量 Cl2 的离子方程式为 2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋6Cl－＋2Br2。
微专题 2 与“量”有关的离子方程式书写技巧
1．连续型反应
指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。
(1)向澄清石灰水中通入 CO2 气体
少量 CO2 与 Ca(OH)2 溶液反应 CO2(少量)＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O
过渡反应 CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2
过量 CO2 与 Ca(OH)2 溶液反应 2CO2(过量)＋Ca(OH)2===Ca(HCO3)2
(2)向 NaOH 溶液中通入 CO2 气体
少量 CO2 与 NaOH 溶液反应 CO2(少量)＋2NaOH===Na2CO3＋H2O
过渡反应 Na2CO3＋CO2 +H2O===2NaHCO3
过量 CO2 与 NaOH 溶液反应 CO2(过量)＋NaOH===NaHCO3
(3)向 NaOH 溶液中通入 SO2 气体
少量 SO2 与 NaOH 溶液反应 SO2(少量)＋2NaOH===Na2SO3＋H2O
过渡反应 Na2SO3＋SO2＋H2O===2NaHSO3
过量 SO2 与 NaOH 溶液反应 SO2(过量)＋NaOH===NaHSO3
(4)向 Na2CO3 溶液中滴入稀盐酸
少量 HCl 溶液与 Na2CO3 溶液反应 Na2CO3＋HCl(少量)===NaHCO3＋NaCl
过渡反应 NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑
过量 HCl 溶液与 Na2CO3 溶液反应 Na2CO3＋2HCl(过量)===2NaCl＋H2O＋CO2↑
2．先后型反应：一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反
应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。
如：向含有 Na＋、OH－、CO2－、[Al(OH) ]－3 4 的溶液中，逐滴加入盐酸，因为结合质子的能力：OH
－＞AlO－2 ＞
CO2－3 ，故反应的先后顺序为：
①H＋＋OH－===H2O
②[Al(OH)4]－＋H＋===Al(OH)3↓＋H2O
③CO2－＋H＋3 ===HCO－3
④HCO－3 ＋H
＋===CO2↑＋H2O
⑤最后生成 Al(OH)3 沉淀进一步与 H＋反应：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
3．配比型反应：当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐
或酸式盐)，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)而跟用量有
关。书写方法为“少定多变”法
“少定”就是把相对量较少的物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反
应的离子的物质的量之比与原物质组成比相符。
“多变”就是过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需求量来确定，不受化学式中的比例制约，
是可变的。如：
(1)向澄清石灰水中滴入 NaHCO3 溶液
本质反应 HCO － －3 ＋OH ===CO 2—3 ＋H2O
少量 NaHCO3 溶液与 Ca(OH)2 溶液反应 Ca(OH)2＋NaHCO3(少量)===H2O＋CaCO3↓＋NaOH
过量 NaHCO3 溶液与 Ca(OH)2 溶液反应 Ca(OH)2＋2NaHCO3(过量)===2H2O＋CaCO3↓＋Na2CO3
(2)向 Ca(HCO3)2 滴入 NaOH 溶液
本质反应 HCO － － 2—3 ＋OH ===CO3 ＋H2O
少量 NaOH 溶液与 Ca(HCO3)2 溶液反应 Ca(HCO3)2＋NaOH(少量)===CaCO3↓＋NaHCO3＋H2O
过量 NaOH 溶液与 Ca(HCO3)2 溶液反应 Ca(HCO3)2＋2NaOH(过量)===CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O
(3)向 Ba(OH)2 溶液中滴入 NaHCO3 溶液
本质反应 HCO －3 ＋OH－===CO 2—3 ＋H2O
少量 NaHCO3 溶液与 Ba(OH)2 溶液反应 Ba(OH)2＋NaHCO3(少量)===BaCO3↓＋NaOH＋H2O
过量 NaHCO3 溶液与 Ba(OH)2 溶液反应 Ba(OH)2＋2NaHCO3(过量)===BaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O
(4)
NaHSO4 溶液与 Ba(OH)2 溶液
溶液呈中性时 2H＋＋SO2－＋2OH－＋Ba2＋4 ===BaSO4↓＋2H2O
SO2－ ＋4 完全沉淀时 H ＋SO2－4 ＋Ba2＋＋OH－===H2O＋BaSO4↓
第 3 讲 氧化还原反应
知识点 01 氧化还原反应的认识
1．氧化还原反应的本质和特征
(1)本质：电子的转移（得失或偏移）
(2)特征：反应过程中元素的化合价发生变化
2．氧化还原反应的基本概念
3．常见的氧化剂和还原剂
非金属 氧化性酸 高价盐 氧化物
氧化剂
O2 Cl 3＋ － ＋ －2 Br2 HNO3 浓 H2SO4 Fe MnO4 /H ClO MnO2 Na2O2 H2O2
还原产 O2－ O2 Cl－ Br－2 NO NO2 SO Fe2＋ Mn2＋ Cl－ Mn2＋2 O2－ H2O
物 －
金属 低价阴离子 阳离子 非金属 氧化物
还原剂
Na Al Fe Cu S2－ Br－ I－ SO2－3 Fe2＋ C H2 CO SO2
氧化产 Na＋ Al3＋ Fe2＋ Cu2＋ S Br 2－ 3＋ ＋2 I2 SO4 Fe CO H CO2 SO3 H2SO4
物 Fe3＋ CO2
【归纳总结】
概念分析的方法
(1)正确标出反应前后变价元素的化合价。
(2)找出化合价变化(升、降)与氧化还原反应中各概念之间的对应关系。
(3)在分析转移电子总数时，不能将得电子数和失电子数加和作为转移电子总数。
记忆口诀
氧→得→降→还
还→失→升→氧
即：氧化剂→得到电子→所含元素化合价降低→被还原→发生还原反应→得到还原产物；
还原剂→失去电子→所含元素化合价升高→被氧化→发生氧化反应→得到氧化产物。
4．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
(1)氧化还原反应、非氧化还原反应与四种基本反应类型关系(如图)
(2)有的反应中，氧化剂或还原剂可能是二种反应物，如 S＋2KNO3＋3C＝K2S＋3CO2＋N2；元素价态发生升
高的元素可能两种，如 Cu2S＋O2―→CuO＋SO2；有的产物可能既是氧化产物又是还原产物，如 HgS＋
O2―→HgO＋SO2。
放电
(3)有单质参加或生成的反应不一定属于氧化还原反应，如 3O2=====2O3
(4)反应类型
Δ
①部分氧化还原反应：如 MnO2＋4HCl(浓)====MnCl2＋Cl2↑＋2H2O、3Cu＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋
4H2O。
②歧化反应：如 Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O、2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2↑。
③归中反应：2HCl＋NaClO＝NaCl＋Cl2↑＋H2O、KClO3＋6HCl(浓)＝KCl＋3Cl2＋3H2O。
知识点 02 氧化还原反应的表示方法
1．双线桥法：表示谁变谁
①标变价、②画箭头(反应物指向生成物)、③算数目、④说变化。
①箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同一种元素
②在“桥”上标明电子的“得”与“失”且得失电子总
数相等、化合价的升降、被氧化或被还原
③得失电子数目的正确表述是 a×be—，a 表示得或失电子
的原子的数目，b 表示每个原子失去或得到的电子数（即
化合价升高或降低的数目），当 a 或 b 为 1 时，必须省略
2．单线桥法：表示谁给谁
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。
①箭头必须由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电
子的元素
②箭头方向表明电子转移的方向，“桥”上只标出转移电
子的总数，无需注明电子的“得”与“失”
【归纳总结】转移电子数的计算思路
根据变价数
(1)明确元素的变价 →找出所有氧化剂或还原剂的物质的量――――――→所有氧化剂或还原剂得或失的电子
数 →确定转移电子数。
[n(e－)＝n(氧化剂)×N(变价原子数)×ΔN(化合价变化数)=n(还原剂)×N(变价原子数)×ΔN(化合价变化数)]
(2)明确一些特殊物质中元素的化合价
CuFeS2：Cu 为＋2，Fe 为＋2，S 为－2； C2O2－4 ：C 为＋3；
K2FeO4：Fe 为＋6； HCN：C 为＋2；N 为－3；
FePO4：Fe 为＋3； CuH：Cu 为＋1，H 为－1；
LiFePO4：Fe 为＋2； BH－4 ：B 为＋3、H 为－1；
Li2NH、LiNH2、AlN：N 为－3； FeOn－4 ：Fe 为＋(8－n)；
N2H4：N 为－2； Si3N4：Si 为＋4，N 为－3；
Na2S2O3：S 为＋2； MnO(OH)：Mn 为＋3；
S2O2－8 ：S 为＋6； CrO2－4 ：Cr 为＋6；
VO＋2 ：V 为＋5；
知识点 03 物质的氧化性和还原性
1．化合价和氧化性、还原性的关系
(1)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。
(2)常见元素的最高价态和最低价态
元素 Cl S N C H
最高价 +7 +6 +5 +4 +1
最低价 －1 －2 －3 －4 －1
2．氧化还原反应中酸或碱的作用
(1)氧化性：所含元素的化合价降低
(2)还原性：所含元素的化合价升高
(3)酸或碱性：所含元素的化合价不变，有相应的盐生成
(4)具体反应分析
①Zn+2HCl ZnCl2+H2↑，盐酸表现酸性和氧化性
②CuO+2HCl CuCl2+H2O，盐酸表现酸性
③MnO2+4HCl（浓） MnCl2+Cl2↑+2H2O，盐酸表现酸性和还原性
④2HCl H2↑+Cl2↑，盐酸表现氧化性和还原性
⑤3Cl2+8NH3 N2+6NH4Cl，NH3 表现碱性和还原性
⑥Cu2O+6HNO3（浓） 2Cu（NO3）2+2NO2↑+3H2O，硝酸表现酸性和氧化性
△
⑦C+2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O，浓硫酸只表现为氧化性。
3．氧化还原反应中H2O的作用
(1)氧化性：有 H2 产生
(2)还原性：有 O2 产生
(3)氧化性和还原性：同时有 H2 和 O2 产生
(4)具体反应分析
①2F2+2H2O 4HF+O2，水表现还原性
②3Fe+4H2O Fe3O4+4H2，水表现氧化性
③2Na+2H2O 2NaOH+H2↑，水表现氧化性
④2H2O O2↑+2H2↑，水表现还原性和氧化性
⑤2Na2O2+2H2O 4NaOH+O2↑，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑥Cl2+H2O HCl+HClO，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑦3NO2+H2O 2HNO3+NO，水既不表现氧化性又不表现还原性
4．常见的氧化剂和还原剂
(1)常见氧化剂：常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。
①活泼的非金属单质，如 X2(X 指卤素 Cl、Br)、O2、O3 等；
②高价态的离子，如 H＋、Cu2＋、Fe3＋、Hg2＋、Ag＋等；
③含高价态元素的物质，如 H2SO4(浓)、HClO4、HNO3、PbO2、MnO2、KClO3、KMnO4 等；
④含 O2－2 的物质，如 H2O2、Na2O2 等。
下面是常见的氧化剂和对应的还原产物：
(2)常见还原剂：常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属阴离子及含低价态元素的化合物、低价金属阳离
子、某些非金属单质及其氢化物等。
①活泼的金属单质，如 Na、Mg、Al、Fe、Cu 等；
②某些非金属单质，如 H2、C、S 等；
③低价态离子，如 S2－、I－、Fe2＋、Br－等；
④含较低价态元素的物质，如 CO、NH3、H2S、HI、SO2、H2SO3、Na2SO3、NO 等。
下面是常见的还原剂和对应的氧化产物：
(3)既可作氧化剂，又可作还原剂的物质或粒子
具有中间价态的物质或粒子既具有氧化性，又具有还原性，当与强还原剂反应时，作氧化剂，表现氧化性；
当与强氧化剂反应时，作还原剂，表现还原性。常考物质或粒子归纳如下：
Fe3＋ Fe2＋ Fe
SO2－ SO2－4 3 S
O2 H2O2 H2O
说明：Fe2＋、SO2－3 主要表现还原性，H2O2 主要表现氧化性
知识点 04 氧化性、还原性的比较方法
归纳总结
①常见的氧化性、还原性顺序
氧化性：KMnO4＞Cl ＞Br ＞Fe3＋2 2 ＞I2 稀 H2SO4＞S
还原性：Mn2＋＜Cl－＜Br－＜Fe2＋＜I－＜SO (SO2－2 3 )＜H S (S2－2 )
②H2O2 中氧元素尽管处于中间价态，但 H2O2 主要表现为氧化性，其还原产物是 H2O，故 H2O2 又
被称为绿色氧化剂。
③对同一元素而言，一般价态越高，氧化性越强，如 Fe3＋Fe2＋Fe；价态越低，氧化性越弱，如
S2－1．氧化性、还原性的判断
(1)氧化性是指氧化剂具有的性质(或能力)；还原性是指还原剂具有的性质(或能力)。
(2)氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。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)从元素的价态判断
①最高价态——只有氧化性，如：Fe3＋、H2SO4、KMnO4 等。
②最低价态——只有还原性，如：金属单质、Cl－、S2－等。
③中间价态——既有氧化性又有还原性，如：Fe2＋、S、Cl2 等。
(4)判断
①Cl2→HClO（NaClO）：不一定
②NO2→HNO3：不一定
③S→SO 2－3 ：不一定
④KClO3→KCl：不一定
⑤Na2O2→O2：不一定
⑥CO2→C：必须加入还原剂
⑦NH +4 →N2：必须加入氧化剂
2．氧化性、还原性强弱的比较方法
(1)根据化学方程式判断
氧化性：氧化剂＞氧化产物；
还原性：还原剂＞还原产物。
【实例】有以下反应：①H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4；
②2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋I2＋2HCl；
③3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3
还原性 氧化性
从反应①可知 H －2SO3＞I I2＞H2SO4
从反应②可知 I－＞Fe2＋ Fe3＋＞I2
从反应③可知 Fe2＋＞NO HNO3＞Fe3＋
还原性：H － 2＋2SO3＞I ＞Fe ＞NO
总的强弱顺序
氧化性：HNO3＞Fe3＋＞I2＞H2SO4
(2)根据反应条件及反应的剧烈程度判断
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、反应温度高低、有无催
化剂和反应物浓度大小等。
如：MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O，2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O，可判
断氧化性：KMnO4MnO2。
如：根据 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，Mg＋2H2O Mg(OH)2＋H2↑，可以推知还原性：Na＞Mg。
如：非金属单质 F2、Cl2、Br2、I2 与 H2 反应，F2 与 H2 暗处剧烈反应并爆炸，Cl2 与 H2 光照剧烈反应并爆炸，
Br2 与 H2 加热到 500 ℃才能发生反应，I2 与 H2 在不断加热的条件下才缓慢发生反应，且为可逆反应，故氧化
性：F2＞Cl2＞Br2＞I2。
(3)依据氧化还原反应的程度
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。
点燃 高温
例如：根据 2Fe＋3Cl2=====2FeCl3，Fe＋S=====FeS，可以推知氧化性：Cl2＞S。
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，可以推知还原性：Zn＞Cu。
(4)依据金属、非金属的活动性顺序
规律 特点
上左下右可反应，隔之愈远愈易行
【点拨】
①金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱；非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱
②Fe 对应的离子为 Fe2+，即氧化性：Cu2+＞Fe2+；又由于 2FeCl3＋Cu===2FeCl2＋CuCl2 可以发生，则氧化性：
Fe3+＞Cu2+，因此三种离子的氧化性为：Fe3+＞Cu2+＞Fe2+
(5)依据反应条件判断
浓度 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 HCl 稀 HCl.
同一种物质，温度越高其氧化性越强。
温度
如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强.
知识点 05 氧化还原反应的规律
化合价升高总数与降低总数相等，实质是反应中失电子总数与得电子总数相
定义 等。即 n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个
守恒律 数×化合价变化值。
①直接计算参与氧化还原反应物质间的数量关系。
应用
②配平氧化还原反应方程式。
氧化性：氧化剂氧化产物；
定义
还原性：还原剂还原产物。
强弱律
①判断某氧化还原反应中，氧化性、还原性的相对强弱。
应用
②判断某氧化还原反应能否正常进行。
当存在多种还原剂(氧化剂)时，氧化剂(还原剂)通常先和还原性(氧化性)最强
定义
的还原剂(氧化剂)反应。
①判断某一氧化还原反应能否正常进行。
优先律
②可判断物质发生氧化还原反应的先后顺序。
应用
如：向 NaBr 和 NaI 的混合溶液中通入 Cl2，因 I－的还原性强于 Br－，则先发
生反应：2I－＋Cl2===2Cl－＋I2，然后发生反应：2Br－＋Cl2===2Cl－＋Br2。
有多种价态的元素，处于最高价态时只具有氧化性(如 H2SO4 中的 S 元素)，
定义 处于最低价态时只具有还原性(如 H2S 中的 S 元素)，处于中间价态时既有氧
价态律 化性又有还原性(如 SO2 中的 S 元素)。
①判断氧化还原反应能不能发生。
应用
②判断同种元素的不同物质间发生氧化还原反应时的化合价变化情况。
同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的化合价只接近而不交叉，最多
定义
达到同种价态。
转化律
－2 0 ＋6 ＋4
如：H2S＋H2SO4(浓)===S↓＋SO2↑＋2H2O(H2 S →S，H －2 S O4→ S O2)、5Cl ＋ClO
应用
－ ＋
3 ＋6H ===3Cl2↑＋3H2O。
知识点 06 氧化还原方程式的配平
1．氧化还原方程式配平的基本原则
①电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高的总数＝化合价降低的总数。
②电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带的电荷总数相等。
③质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变。
2．氧化还原方程式配平的一般步骤
(以 Cu 和稀硝酸反应的化学方程式为例)
①标变价：写出反应物和生成物的化学式，标出变价元素的化合价。
0 ＋5 ＋2 ＋2
Cu＋HNO3(稀)——Cu (NO3)2＋NO＋H2O
②列得失：
＋2 ＋2
0 ＋5
Cu＋HNO3(稀)——Cu (NO3)2＋N O＋H2O
↑2 ↓3
③求总数：列出反应前后元素化合价的升、降变化值，使化合价升高和降低的总数相等。
＋2 ＋2
0 ＋5
Cu＋HNO3(稀)—— Cu (NO3)2＋ N O＋H2O
↑2×3 ↓3×2
④配系数：用观察的方法配平其他物质的化学计量数，配平后，把单线改成等号。
3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
⑤查守恒：其他原子在配平时相等，最后利用 O 原子守恒来进行验证。
3．氧化还原方程式的配平方法
(1)正向配平(氧化剂、还原剂中某元素化合价全变)
氧化剂、还原剂中某元素化合价是全变的以及归中反应，一般从左边反应物着手配平，即正向配平法，根
据化合价升降总数相等，确定氧化剂和还原剂的化学计量数，然后用观察法配平其他物质。
【例题 1】配平下列化学方程式。
(1)____NaBO2＋____SiO2＋____Na＋____H2===____NaBH4＋____Na2SiO3
(2)______HCl(浓)＋______MnO2 ______Cl2↑＋______MnCl2＋______H2O
(3)____H2S＋____KMnO4＋____H2SO4===____K2SO4＋____MnSO4＋____S↓＋____H2O
(4)______Cu＋______HNO3(稀)===______Cu(NO3)2＋______NO↑＋______H2O
(5)______KI＋______KIO3＋______H2SO4===______I2＋______K2SO4＋______H2O
(6)______MnO－4 ＋______H＋＋______Cl－===______Mn2＋＋______Cl2↑＋______H2O
【答案】
(1)1 2 4 2 1 2 (2)4 1 1 1 2
(3)5 2 3 1 2 5 8 (4)3 8 3 2 4
(5)5 1 3 3 3 3 (6)2 16 10 2 5 8
(2)逆向配平(自身氧化还原反应，包括分解、歧化等)
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，
然后确定反应物的化学计量数。如：
0 －2 ＋4
3S＋6KOH(热、浓)===2K2 S ＋ 3H2O ＋ K2 S O3
化合价降低 2×2 化合价升高 4
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。
【例题 2】配平下列化学方程式。
(1)____S＋______KOH===______K2S＋______K2SO3＋______H2O
(2)____I2 ＋____NaOH===____NaI＋____NaIO3＋____H2O
(3)______P4＋______KOH＋______H2O===______K3PO4＋______PH3↑
(4)____PbO2＋____HCl(浓) ____PbCl2＋____Cl2↑＋____H2O
【答案】
(1)3 6 2 1 3 (2)3 6 5 1 3
(3)2 9 3 3 5 (4)1 4 1 1 2
(3)含有未知数的配平
【例题 3】配平下列化学方程式。
(1)______FexS＋____HCl===______S＋______FeCl2＋______H2S
(2)______Na2Sx＋______NaClO＋______NaOH===______Na2SO4＋______NaCl＋______H2O
【答案】
1 1
(1)x 2 (x－1) 1 1
(2)1 (3x＋1) (2x－2) x (3x＋1) (x－1)
(4)平均配平法：有机物参与的氧化还原反应方程式的配平
在有机物参与的氧化还原反应方程式的配平中，一般有机物中 H 显＋1 价，O 显－2 价，根据物质中元素化
合价代数和为零的原则，确定碳元素的平均价态，然后进行配平
【例题 4】配平下列化学方程式。
(1)_____KClO3＋____H2C2O4＋____H2SO4===____ClO2↑＋____CO2↑＋____KHSO4＋____H2O
(2)____C2H6O＋____KMnO4＋_____H2SO4===____K2SO4＋____MnSO4＋____CO2↑＋_____H2O
【答案】
(1)2 1 2 2 2 2 2
(2)5 12 18 6 12 10 33
(5)整体配平法(某反应物或生成物中同时有两种元素化合价升高或降低)：
以有两种元素化合价升高或降低的物质为着手点，将化合价升降总数看作一个整体，再用一般方法进行配
平。
如 Cu2S＋HNO3 → Cu(NO3)2＋NO＋H2SO4＋H2O，有 Cu、S、N 三种元素的化合价变化，Cu2S 中 Cu、S 元素化
合价均升高，看作一个整体
【例题 5】配平下列化学方程式。
高温
(1)____FeS2＋____O2=====____Fe2O3＋____SO2
(2)____NH4NO3 ____HNO3＋____N2↑＋____H2O
(3)____P＋____CuSO4＋____H2O===____Cu3P＋____H3PO4＋____H2SO4
【答案】
(1)4 11 2 8
(2)5 2 4 9
(3)11 15 24 5 6 15
(6)缺项配平类：(缺少某些反应物或生成物，一般为水、H＋或 OH－)：
a：配平方法
化学方程式所缺物质往往是酸、碱或水；如果是离子方程式，所缺物质往往是 H＋、OH－或水。可以根据质
量守恒先写出所缺物质，再根据化合价升降守恒配平。如果无法确定所缺项，可先依据化合价的升降守恒
将现有的某些物质配平，然后再根据质量守恒确定所缺物质的化学式及其化学计量数(系数)。
b：补项原则
条件 补项原则
酸性条件下 缺 H 或多 O 补 H＋，少 O 补 H2O
碱性条件下 缺 H 或多 O 补 H2O，少 O 补 OH－
c：组合方式
反应物 生成物 使用条件
组合一 H＋ H2O 酸性溶液
组合二 H ＋2O H 酸性溶液或酸碱性未知
组合三 OH－ H2O 碱性溶液
组合四 H2O OH－ 碱性溶液或酸碱性未知
【例题 6】配平下列化学方程式。
(1)______ClO－＋______Fe(OH)3＋________===______Cl－＋______FeO2－4 ＋______H2O
(2)______ClO－3 ＋______Fe2＋＋_____===_____Cl－＋_____Fe3＋＋_____
(3)______MnO－4 ＋______H O ＋________===______Mn2＋2 2 ＋______O2↑＋______H2O
(4)____MnO－4 ＋____NO－2 ＋____===____Mn2＋＋____NO－3 ＋____H2O
(5)某高温还原法制备新型陶瓷氮化铝(AlN)的反应体系中的物质有：Al2O3、C、N2、CO。
请将 AlN 之外的反应物与生成物分别填入以下空格内，并配平。
高温
＋ ＋ ===== AlN＋
(6)将 NaBiO3 固体(黄色，微溶)加入 MnSO4 和 H 3＋2SO4 的混合溶液里，加热，溶液显紫色(Bi 无色)。配平该反应
的离子方程式：
NaBiO ＋ Mn2＋＋ ____=== Na＋3 ＋ Bi3＋＋ ____＋ ____
【答案】
(1)3 2 4OH－ 3 2 5 (2)1 6 6H＋ 1 6 3H2O
(3)2 5 6H＋ 2 5 8 (4)2 5 6H＋ 2 5 3
(5)Al2O3 3C N2 2 3CO (6)5 2 14 H＋ 5 5 2 MnO－4 7 H2O
微专题 3 氧化还原方程式的配平
一、正向配平氧化还原反应方程式的依据及步骤
1．氧化还原反应方程式配平的依据
(1)得失电子守恒：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。
(2)质量守恒：反应前后元素的种类和原子的个数不变。
(3)电荷守恒(离子方程式)：反应前后电荷总数不变。
2．氧化还原反应方程式配平的一般步骤
以 H2O2＋H2CrO4——O2↑＋Cr(OH)3↓＋H2O 为例
(1)标价态：标出发生氧化反应和还原反应的元素的化合价。
－1 ＋6 0 ＋3
H2O2＋H2CrO4——O2↑＋Cr(OH)3↓＋H2O
(2)列变化：标出反应前后元素化合价的变化，分析“1 分子氧化剂→还原产物”化合价降低数值，“1 分子
还原剂→氧化产物”化合价升高数值。
(3)求总数：配出氧化剂、还原剂及氧化产物和还原产物的化学计量数。
计算化合价升高总数与降低总数的最小公倍数为 6，使化合价升高和降低的总数相等，即得失电子守恒。“×”
后面的数字就是反应物或生成物的化学计量数。
(4)根据原子守恒配平其他物质的化学计量数。
3H2O2＋2H2CrO4——3O2↑＋2Cr(OH)3↓＋2H2O
(5)查守恒：原子个数是否守恒，配平后，把单线改成等号，标注反应条件。
3H2O2＋2H2CrO4===3O2↑＋2Cr(OH)3↓＋2H2O
二、配平氧化还原反应方程式的常用技巧
1．逆向配平法
分解反应、歧化反应、部分氧化还原反应，一般使用逆向配平的方法，即先从氧化产物和还原产物开始配
平。
△
例 1 ____S＋____KOH=====____K2S＋____K2SO3＋____H2O
分析：硫单质既是氧化剂又是还原剂，K2S 是还原产物，K2SO3 是氧化产物。
(1)化合价的变化，生成“1 个 K2S”化合价降低 2 价，生成 “1 个 K2SO3”化合价升高 4 价，化合价变化的
最小公倍数为 4，因而 K2S 化学计量数为 2，K2SO3 的化学计量数为 1。
(2)根据 S 原子守恒确定单质硫的化学计量数为 3。
(3)再根据 K 原子守恒配出 KOH 的化学计量数为 6。
(4)最后定 H2O 的化学计量数为 3。
2．离子方程式的配平
首先根据得失电子守恒和原子守恒配平氧化剂、还原剂和氧化产物、还原产物，根据电荷守恒，配平离子
方程式两边电荷数，最后根据原子守恒配平未变价元素的原子。
例 2 ____MnO－4 ＋____H＋＋____H2O2===____Mn2＋＋____O2↑＋____H2O
分析
先根据得失电子守恒确定氧化剂 MnO－ 2＋4 、还原剂 H2O2、还原产物 Mn 、氧化产物 O2 的化学计量数分别是 2、
5、2、5；根据电荷守恒确定 H＋的化学计量数为 6，根据 H 原子守恒确定 H2O 的化学计量数为 8，最后用 O
原子守恒检验。
3．缺项配平类[一般缺的为酸(H＋)、碱(OH－)、水]
(1)先将得失电子数配平，再观察两边电荷。若反应物这边缺正电荷，一般加 H＋，生成物一般加水；若反应
物这边缺负电荷，一般加 OH－，生成物一般加水，然后根据两边电荷数进行配平。
(2)当化学方程式中有多个缺项时，应根据化合价的变化找准氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
例 3 __MnO－4 ＋__I－＋__===____Mn2＋＋__I2＋__H2O
答案 2 10 16H＋ 2 5 8
例 4 配平下列氧化还原反应方程式。
(1)正向配平
①________KI＋________KIO3＋________H2SO4===________I2＋________K2SO4＋________H2O
答案 5 1 3 3 3 3
②________MnO－4 ＋________H＋＋________Cl－===________Mn2＋＋________Cl2↑＋________H2O
答案 2 16 10 2 5 8
(2)逆向配平
①________P4＋________KOH＋________H2O===________K3PO4＋________PH3↑
答案 2 9 3 3 5
②________Cu＋________HNO3(稀)===________Cu(NO3)2＋____NO↑＋________H2O
答案 3 8 3 2 4
(3)缺项配平
①__ClO－＋__Fe(OH) ＋__===__Cl－＋__FeO2－3 4 ＋__H2O
②__Mn2＋＋__ClO－3 ＋__H2O===__MnO2↓＋__Cl2↑＋__
答案 ①3 2 4OH－ 3 2 5 ②5 2 4 5 1 8H＋
例 5 配平下列离子方程式。
(1)____Fe3＋＋____SO2＋____H O===____Fe2＋2 ＋____SO2－4 ＋____H＋
答案 2 1 2 2 1 4
(2)____C 2－2O4 ＋____MnO－4 ＋______===____CO2↑＋____Mn2＋＋____H2O
答案 5 2 16H＋ 10 2 8
2．配平下列化学方程式。
MnO2
(1)____KClO3=====____KCl＋____O2↑
△
答案 2 2 3
△
(2)____Cl2＋____NaOH=====____NaCl＋____NaClO3＋____H2O
答案 3 6 5 1 3
△
(3)____Fe＋____HNO3(浓)=====____Fe(NO3)3＋____NO2↑＋____H2O
答案 1 6 1 3 3
(4)__KMnO4＋____FeSO4＋____H2SO4===____K2SO4＋____MnSO4＋____Fe2(SO4)3＋____H2O
答案 2 10 8 1 2 5 8
(5)____Au2O3＋____Na2S2O3＋____NaOH===____Au2O＋____Na2SO4＋____H2O
答案 2 1 2 2 2 1
例 6
(1)配平下列反应的化学方程式。
①______Cu＋______HNO3(浓)===______Cu(NO3)2＋______NO2↑＋______H2O。
②______Na＋______H2O===______NaOH＋______H2↑。
(2)补全并配平下列化学方程式，并用单线桥标出此反应中电子转移的方向和数目：
______H2O2＋______Cr2(SO4)3＋______KOH===____K2CrO4＋______K2SO4＋______
反应中氧化剂是________，被氧化的元素是______。
答案 (1)①1 4 1 2 2 ②2 2 2 1
(2)3 1 10 2 3 8H2O
＋10KOH===2K2CrO4＋3K2SO4＋
8H2O H2O2 Cr
第 4 讲 钠及其化合物
知识点 01 钠及其性质
1．物理性质
颜色状态 密度 硬度 熔点 传导性
银白色固体，具 ρ(H2O) ρ(Na) 质地柔软，可以用小刀 较低，低于
可导电导热
有金属光泽。 ρ(煤油) 切割。 100 ℃
2．化学性质
从原子结构认识钠的化学性质：
钠在化学反应中易失去最外层的一个电子，表现很强的还原性。
(1)与非金属单质(如 O2、Cl2)反应
常温：4Na＋O2===2Na2O(白色固体，新切开的钠切面变暗)
O2
加热：2Na＋O2 Na2O2(发出黄色的火焰，产生淡黄色固体)
Cl2 2Na＋Cl2 2NaCl(白烟，火焰为黄色)
S 2Na＋S===Na2S(研磨时发生爆炸)
H △ 2 2Na＋H2 2NaH
(2)与水反应
①化学方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑。
②与滴加酚酞的水反应的现象与解释
(3)与酸(HCl)反应：离子方程式：2Na＋2H＋===2Na＋＋H2↑，钠与酸的反应比与水的反应更剧烈。
(4)与盐溶液的反应：与盐溶液反应时先与水反应，生成的碱与盐可能发生复分解反应。
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，
与盐(如 CuSO4)溶液的反应 2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋2Na2SO4。
总反应为 2Na＋2H2O＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑。
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
与 Fe2(SO4)3 溶液的反应 6NaOH＋Fe2(SO4)3===2Fe(OH)3↓＋3Na2SO4
总反应为 6Na＋6H2O＋Fe2(SO4)3===3Na2SO4＋2Fe(OH)3↓＋3H2↑
(5)钠与熔融状态的盐反应：通常金属钠不能从盐溶液中置换出金属，若盐为熔融状态，钠可以置换出较不
活泼的金属，如：
高温
4Na＋TiCl4=====4NaCl＋Ti
高温
Na＋KCl=====NaCl＋K↑ (制取金属钾，因为钾的沸点比钠的低，使钾成为钾蒸气而逸出)
【归纳总结】
①钠与水、酸、盐溶液反应的本质与顺序：本质上均是与 H＋的反应，反应顺序是：有酸酸在前，无酸水为
先。
① ② ③
②钠在空气中变化过程银白色金属钠――→表面变暗――→出现白色固体，接着表面变潮湿――→白色块状固
④
体――→白色粉末状物质
上 述 各 步 反 应 的 化 学 方 程 式 ： ①4Na ＋ O2===2Na2O ； ②Na2O ＋ H2O===2NaOH ； ③2NaOH ＋ CO2 ＋
9H2O===Na2CO3·10H2O；④Na2CO3·10H2O===Na2CO3＋10H2O。
3．制取、保存与用途
工业制备 电解2NaCl(熔融)=====2Na＋Cl2↑
钠易与空气中的 O2、H2O 反应，且钠的密度比煤油的密度大，不与煤油反应，
保存 故通常保存在石蜡油或煤油中。钠不能保存在 CCl4 中，因为 CCl4 的密度比钠的
大，钠浮在 CCl4 表面，与空气接触而发生变质。
(1)钠、钾合金(液态)用于原子反应堆，作导热剂；
(2)作强还原剂，熔融状态冶炼某些金属(如钛)；如：
用途 高温 高温4Na＋TiCl4=====4NaCl＋Ti；Na＋KCl=====NaCl＋K↑(制取金属钾，因为钾的
沸点比钠的低，使钾成为钾蒸气而逸出)。
(3)作电光源，制作高压钠灯
知识点 02 氧化钠和过氧化钠、过氧化物
1．氧化钠与过氧化钠的比较
物质 氧化钠(Na2O) 过氧化钠(Na2O2)
色态 白色固体 淡黄色固体
是否碱性氧化物 碱性氧化物 非碱性氧化物
氧的价态 －2 －1
电子式
离子键
离子键、非极性键
化学键 Na+与 O2－以 2：1 形成离子化合
Na+与 O2－2 (过氧根离子)以 2：1 形成离子化合物
物
阴、阳离子个数比 1∶2 1∶2
不稳定
热稳定性 稳定
(2Na2O＋O2 2Na2O2)
与 H2O 反应 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
与 CO2 反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
与 HCl 反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋2H2O＋O2↑
主要性质 具有碱性氧化物的通性 具有强氧化性
用途 用于制取少量 Na2O2、烧碱 供氧剂、漂白剂、消毒剂、强氧化剂
【归纳总结】
①Na2O2 具有强氧化性，但 Na2O2 与水、CO2 反应时，水中的氢与 CO2 中的碳都处于最高价态，不能被氧化，
反应为 Na2O2 自身的氧化还原反应，Na2O2 既是氧化剂又是还原剂，1 mol Na2O2 参加反应，转移 1 mol 的电子。
②Na2O2 与其他物质反应时不一定都产生 O2，如：Na2O2＋SO2===Na2SO4
2．Na2O2的强氧化性与还原性
从元素化合价角度分析 Na2O2 的性质，如：
0 失去电子，化合价升高 －1 得到电子，化合价降低 －2
O2 ――表―现――为―还――原―性―→ Na2O2 ――表―现――为―氧――化―性―→ NaOH
(1)Na2O2 的强氧化性
试剂 现象 反应原理
SO2 气体 — Na2O2＋SO2=== Na2SO4
4Na2O2＋4FeCl2＋6H2O===4Fe(OH)3↓＋
FeCl2 溶液 产生气体和红褐色沉淀
O2↑＋8NaCl
Na2SO3 溶液 — Na2O2＋Na2SO3＋H2O===Na2SO4＋2NaOH
氢硫酸 溶液变浑浊 Na2O2＋H2S===S↓＋2NaOH
与水反应生成 O2 和 NaOH，使溶液变红，
酚酞溶液 产生气体，溶液先变红后褪色
Na2O2 的强氧化性又使之褪色
品红溶液 红色褪去 Na2O2 的强氧化性使之褪色
(2)遇 KMnO4 等强氧化剂时，Na2O2 表现出还原性，氧化产物为 O2。
(3)遇 CO 、H O、H＋2 2 ，Na2O2 发生自身的氧化还原反应。
3．Na2O2与 CO2、H2O 反应的定量关系
当 Na2O2 与 CO2、H2O 反应时，物质的量的关系为 2Na2O2～O2～2e－，n(e－)＝n(Na2O2)
电子转移关系
＝2n(O2)
CO2、水蒸气(或两混合气体)通过足量 Na2O2 时，气体体积的减少量是原来气体体
变化关系 1 1
积的 ，等于生成氧气的体积，即ΔV＝V(O2)＝ V(混合)
2 2
CO2、水蒸气分别与足量 Na2O2 反应时，固体相当于吸收了 CO2 中的“CO”、水
固体质量变化
蒸气中的“H ”，所以固体增加的质量Δm(CO)＝28 g·mol－12 ×n(CO2)，Δm(H2)
关系
＝2 g·mol－1×n(H2O)
4．过氧化物的结构特点与性质
无论是过氧化钠还是其他过氧化物，具有强氧化性、漂白性等特殊性质的根本原因是这些物质中都含有过
氧键。
过氧化钙 过氧乙酸
过氧化氢 过二硫酸
知识点 03 碳酸钠、碳酸氢钠
1．碳酸钠和碳酸氢钠的性质对比
碳酸钠 碳酸氢钠
俗称 纯碱或苏打 小苏打
白色粉末
物理 色与态 细小白色晶体
Na2CO3 10H2O 白色晶体，易风化
性质
溶解性 易溶(溶解度 碳酸钠 ＞ 碳酸氢钠)
碱性 同浓度，滴入酚酞，都变红色，碳酸钠溶液红色更深，碱性更强。
与 H+ CO 2-+2 H+ = CO - +3 2↑＋H2O HCO3 +H == CO2↑＋H2O
反应 相同条件下 NaHCO3 比 Na2CO3 反应放出气体 快
与碱 与 NaOH 、KOH 与 NaOH 反应生成 Na2CO3
反应 不反应 离子方程式：HCO－ －3 ＋OH ===CO2－3 ＋H2O
化学
NaHCO3 足量：
性质
与澄清石 离子方程式： Ca2＋＋2OH－＋2HCO－3 ===CaCO ↓＋2H O＋CO2－3 2 3
灰水反应 Ca2＋＋CO2－3 ===CaCO3↓ NaHCO3 不足量：
Ca2＋＋OH－＋HCO－3 ===CaCO3↓＋H2O
热稳 NaHCO3 加热分解的反应方程式：
一般不分解
定性 2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O
与 CO2 反 CO2－3 ＋CO2＋H2O===2HCO－3 不反应
用途 用于玻璃、制皂、造纸等 用于制药、焙制糕点等
相互转化
+ H 2 O 、 C O 2
N a 2 C O 3 ( 溶 解 度 大 ) N a H C O 3 ( 溶 解 度 小 )
① 固 态 △ ② 溶 液 +N a O H
①Na2CO3 →NaHCO3：向 Na2CO3 溶液中通入 CO2，化学方程式为 Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3。
②NaHCO3 →Na2CO3：NaHCO3 固体加热分解转化成 Na2CO3。
【归纳总结】将 CO2 气体通入饱和 Na2CO3 溶液中开始无明显现象，后有沉淀析出。原因是：①生成 NaHCO3
的质量比原 Na2CO3 的质量大；②NaHCO3 的溶解度小于 Na2CO3 的溶解度；③反应消耗溶剂水。
2．碳酸钠和碳酸氢钠的化学性质的应用
(1)Na2CO3、NaHCO3 的鉴别
依据 原理 结论
2NaHCO3 Na2CO +CO ↑+H O； 加热有气体产生的是 NaHCO ，无变化3 2 2 3
热稳定性
Na2CO 受热不分解 的是 Na3 2CO3
与 CaCl 、BaCl CO 2-+Ca2+2 2 3 ===CaCO ↓，CO 2-+Ba2+3 3 === 有沉淀生成的是 Na2CO3，无变化的是
的反应 BaCO3↓；HCO -3 与 Ca2+、Ba2+不反应 NaHCO3
与盐酸反应的剧 Na2CO3+2HCl===2NaCl+H2O+CO2↑； 生成气体剧烈的是 NaHCO3，相对不剧
烈程度 NaHCO3+HCl===NaCl+H2O+CO2↑ 烈的是 Na2CO3
逐 滴 加 入 盐 酸 立 即 产 生 气 体 的 是
盐酸逐滴加入时 CO 2-3 +H+===HCO -3 ；
NaHCO3，开始不产生气体，滴加一会
的现象 HCO -+H+3 ===CO2↑+H2O
才产生气体的是 Na2CO3
【归纳总结】鉴别 Na2CO3 和 NaHCO3 时，不能用 NaOH 溶液(虽然前者不反应后者反应，均无明显现象)，也
不能用澄清的石灰水或 Ba(OH)2 溶色液，均产生白色沉淀。
(2)Na2CO3、NaHCO3 的除杂
混合物(括号内为杂质) 除杂方法或试剂
Na2CO3 固体(NaHCO3) 加热至恒重
NaHCO3 溶液(Na2CO3) 通入足量 CO2 气体
Na2CO3 溶液(NaHCO3) 加入适量 NaOH 溶液
3．依据图像特点判断溶液中溶质成分的方法
若 a＝0(即图像从原点开始) 溶液中的溶质为 NaHCO3
若 V(Oa)＝V(ab)(即 Oa 段与 ab 段消
溶液中的溶质为 Na2CO3
耗盐酸的体积相同)
若 V(Oa)＞V(ab)(即 Oa 段消耗盐酸
溶液中的溶质为 Na2CO3 和 NaOH
的体积大于 ab 段消耗盐酸的体积)
若 V(Oa)＜V(ab)(即 Oa 段消耗盐酸
溶液中的溶质为 Na2CO3 和 NaHCO3
的体积小于 ab 段消耗盐酸的体积)
向 Na2CO3 溶液中逐滴加入盐酸，离子方程式：
Oa 段：CO2－3 ＋H＋===HCO－3
ab 段：HCO－＋H＋3 ===H2O＋CO2↑
图像特点：Oa＝ab
向 NaHCO3 溶液中逐滴加入盐酸，离子方程式：
HCO－3 ＋H＋===H2O＋CO2↑
向等物质的量的 NaOH、Na2CO3 的混合溶液中逐滴加入盐酸，离子方程式：
Oa 段：H＋＋OH－===H2O、CO2－3 ＋H＋===HCO－3
ab 段：HCO－＋H＋3 ===H2O＋CO2↑
图像特点：Oa＝2ab
知识点 04 侯氏制碱法（联合制碱法）
侯氏制碱法又称联合制碱法，是我国化学工程专家侯德榜于 1943 年所发明的一种高效、低成本的制碱方法，
是将索尔维制碱法和合成氨法两种工艺联合起来，同时生产纯碱和氯化铵两种产品的方法。
1．制备原料
食盐、氨气、二氧化碳，其中二氧化碳是合成氨厂用水煤气制取氢气时的废气，反应方程式为：
高温 高温
C＋H2O(g)===== CO＋H2，CO＋H2O(g)=====CO2＋H2。
2．工艺流程
3．反应原理
①产生 NaHCO3 的反应：NH3＋NaCl＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl。
②产生 Na2CO3 的反应：2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O。
4．绿色思想
循环使用的物质为 CO2、饱和食盐水。能充分利用食盐中的钠和氯，避免产生大量的氯化钙废液和废渣，并
可节省一些设备。
知识点 05 碳酸钠质量分数的测定
1．气体法
(1)测定原理：Na2CO3＋H2SO4===Na2SO4＋H2O＋CO2↑。
依据 CO2 的体积确定 Na2CO3 的物质的量，进而确定纯碱中 Na2CO3 的含量。
(2)实验操作：向 m g 纯碱样品中加入足量的稀硫酸，准确测量产生 CO2 气体的体积为 V mL(已折算为标准状
况)。
(3)数据处理
V 106V
纯碱样品中 Na2CO3 的质量为 mol×106 g·mol－1＝ g，
22 400 22 400
106V
g
22 400 53V
则纯碱样品中 Na2CO3 的质量分数为 m ×100%＝ %。g 112m
2．沉淀法
(1)测定原理：Na2CO3＋BaCl2===BaCO3↓＋2NaCl。
依据 BaCO3 沉淀的质量，确定 Na2CO3 的物质的量，进而确定纯碱中 Na2CO3 的含量。
(2)实验操作：先将 m g 纯碱样品溶于水配成溶液，向溶液中加入过量的 BaCl2 溶液，经过滤、洗涤、干燥得
BaCO3 沉淀的质量为 n g。
(3)数据处理
n g 106n
纯碱样品中 Na2CO3 的质量为 ×106 g·mol－1＝ g，
197
197 g·mol－1
106n
g
197 106n
则纯碱样品中 Na2CO3 的质量分数为 m ×100%＝ ×100%。g 197m
3．滴定法
测定原理(用酚酞作指示剂，用盐酸滴定)：当指示剂变色时，发生的反应为 Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋
CO2↑，根据消耗标准盐酸的体积，求出 Na2CO3 的物质的量，进一步求其含量。
知识点 06 碱金属元素、焰色反应
1．碱金属的一般性与特殊性
(1)一般性
相似性 递变性(由 Li Cs)
＋3 ２１ ＋11 ２8 1 ＋19 ２8 8
1 ＋37 ２81 88 1 ＋55 ２8 18 188 1
3 L i : Ｎa ： K： R b C1 9 3 7 s1 1 5 5
原子结构
周期表中的位置：第ⅠA 族
电子层数逐渐增多；核电荷数逐渐增大；
最外层均为 1 个电子
原子半径逐渐增大
都具有较强的金属性，最高正价均为＋1 价； 金属性(还原性)逐渐增强；最高价氧化物
元素性质 最高价氧化物对应的水化物均为强碱(所以称 对应的水化物的碱性逐渐增强，如碱性：
为碱金属)，典型的活泼金属元素； CsOH＞RbOH＞KOH＞NaOH＞LiOH；
(除 Cs 外)都呈银白色，密度较小，熔、沸点 密度逐渐增大(钾反常)；
物理性质
较低； 熔、沸点逐渐降低；
化 与钠相似，都具有较强的还原性 还原性逐渐增强
学 与
4Li＋O2 2Li2O
性 非
质 金 4Na+O2===2Na2O、2Na+O2 Na2O2
与 O2 反应越来越剧烈，产物越来越复杂；
属 点燃
4K+O2===2K2O、2K+O2=====K2O2 Li 与氧气常温和加热都只能生成 Li2O。
反
点燃
应 K+O2=====KO2 (超氧化钾)
点燃
2R＋X2=====2RX (X＝F、Cl、Br、I)
2R＋S R2S
与 H2O 反应越来越剧烈；Li 与水反应不熔
与水 化，钠与水反应时熔化，钾与水反应熔化，
2R＋2H2O===2ROH＋H2↑
反应 且使产生的 H2 燃烧发生轻微爆炸，Rb、
Cs 遇水发生剧烈爆炸
原 随着原子核外电子层数的增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失
因 去电子的能力逐渐增强，单质的还原性增强，元素的金属性增强
(2)特殊性
①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。
②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。
③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以 H－形式存在，显－1 价，碱金属氢化
物是强还原剂。
④试剂瓶中的药品取出后，一般不能放回原瓶，但 Na、K 等需放回原瓶。
⑤碱金属常温下均能与氧气反应生成氧化物(R2O)，但 Li 与氧气不管是常温还是加热均生成 Li2O。
⑥锂易于氮气反应生成 Li3N (因为锂和镁处于对角线位置，化学性质相似，即 LiOH、Li2CO3 均为沉淀)。
⑦锂的熔点最高，金属性最弱，因而锂与水反应较慢且反应时锂并不熔化。
⑧一般活泼金属能从盐中置换出不活泼金属，但对第 IA 族非常活泼的金属 Na、K 等除外。
如：2Na＋CuSO4＋2H2O===Cu(OH)2↓＋H2↑＋Na2SO4
⑨超氧化物(KO2)、臭氧化物(RbO3)与 Na2O2 性质类似，都能与 H2O、CO2 反应，具有强氧化性
2．焰色反应
(1)概念：很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现特殊颜色，根据火焰呈现的特征颜色判断试样
所含金属元素的定性分析操作。焰色反应属于物理变化，属于元素的物理性质。
(2)操作步骤
酒精灯 蘸取 酒精灯 用盐酸 酒精灯
铂丝 ―灼―烧→ 无色――――→待测物 ―灼―烧→ 观察火焰颜色 ―洗―涤→ 铂丝 ―灼―烧→ 无色。
【注意】铂丝洗涤时要用盐酸洗(不能用稀 H2SO4 洗)，然后灼烧，火焰为无色时，说明洗净。目的：使铂丝
上的高沸点的杂质转化为沸点相对较低的氯化物，而金属氯化物在高温时可挥发。
（3）常见元素的焰色
金属元素 钠 钾 锂 铷 钙 铜 锶 钡
(浅)紫色
焰色 黄色 (透过蓝色钴玻 紫红色 紫色 砖红色 绿色 洋红色 黄绿色
璃)
【归纳总结】
①观察钾元素的焰色反应时，要透过蓝色的钴玻璃，目的是滤去黄色的光，避免少量的钠元素对鉴别钾元
素的干扰
②鉴别物质和某些元素并不是所有元素，因为有些元素的焰色是无色的，如：铁、铬、铂、钨
③铂丝在使用前要用稀盐酸将其表面物质洗净，然后在火焰上灼烧至无色，这是因为金属氯化物在灼烧时
易挥发，若用稀 H2SO4 洗涤铂丝，由于硫酸盐的熔、沸点较高而难以挥发，会对后面实验造成干扰
第 5 讲 氯及其化合物
知识点 01 氯及其化合物的性质
氯元素的价电子排布式为 3s23p5，位于元素周期表的第三周期第ⅦA 族，属于 p 区元素，易得 1 个电子达到
稳定结构，是典型的非金属元素。
1．氯气的物理性质
颜色状态 气味 密度 沸点 溶解性 特性
黄绿色气体 刺激性气味 比空气大 －34.6 ℃ 1 体积的水可溶解约 2 体积的氯气 易液化
【归纳总结】
①氯气有毒且密度比空气大，遇到氯气泄漏逃生时，要向高处逃跑，也可用蘸有肥皂水的湿毛巾捂住口鼻。
②实验室里闻有毒气体及未知气体气味的方法是：用手在瓶口轻轻扇动，使极少量的气体飘进鼻孔。
2．氯气的化学性质
(1)氧化性
原子结构： ，在化学反应中很容易得到 1 个电子形成氯离子(Cl－)，
表现出典型的非金属性。
氯元素的存在：氯在自然界中以化合态存在，主要以 NaCl 的形式存在于海水和陆地的盐矿中。
类别：Cl2 是活泼的非金属单质，能氧化许多金属、非金属以及一些具有还原性的物质。
①与金属单质反应：与变价金属(如 Fe)反应生成高价态金属氯化物。
点燃
与铁反应：2Fe＋3Cl2=====2FeCl3(生成棕红色的烟)。
【注意】常温下 Fe 不能与干燥 Cl2 反应，所以工业上常把干燥的液氯储存在钢瓶中。
点燃
与铜反应：Cu＋Cl2=====CuCl2(生成棕黄色的烟)。
点燃
与钠反应：2Na＋Cl2=====2NaCl(反应现象：产生大量白烟，火焰为黄色)。
②与非金属单质反应
与 H2 反应：H2＋Cl2 2HCl。（与 H2 燃烧用于工业制盐酸，与 H2 光照不能用于工业制盐酸）
现象：燃烧时，发出苍白色的火焰，瓶口有白雾生成；
光照时，剧烈反应，发生爆照，瓶口有白雾生成
点燃
与磷反应：2P＋3Cl2=====2PCl3 (Cl2 不足，

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