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高中化学重要知识点详细总结.doc
高中化学重要知识点详细总结
一、俗名
无机部分：
纯碱、苏打、天然碱 、口碱：Ｎa2CO3 小苏打：NaHCO3 大苏打：Na2S2O3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O
熟石膏：2CaSO4·.H2O
莹石：CaF2 重晶石：BaSO4（无毒） 碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理
石：CaCO3 生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧
碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2 明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca
(ClO)2 、CaCl2（混和物） 泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2 皓矾：
ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2 刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3 铁红、铁矿：Fe2O3
磁铁矿：Fe3O4 黄铁矿、硫铁矿：FeS2 铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3 菱铁矿：FeCO3 赤铜矿：Cu2O 波
尔多液：Ca (OH)2 和 CuSO4 石硫合剂：Ca (OH)2 和 S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 过磷
酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2 和 CaSO4 重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2 天然气、沼气、坑气（主
要成分）：CH4 水煤气：CO 和 H2 硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2 溶于水后呈淡绿色
光化学烟雾：NO2 在光照下产生的一种有毒气体 王水：浓 HNO3 与浓 HCl 按体积比 1：3 混合而成。
铝热剂：Al + Fe2O3 或其它氧化物。 尿素：CO（NH2) 2
有机部分：
氯仿：CHCl3 电石：CaC2
氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏 O3 层。
裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO 等。 甘油、丙三醇 ：C3H8O3
焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO 等。
蚁醛：甲醛 HCHO
福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液
葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麦芽糖：C12H22O11 淀粉：（C6H10O5）n
硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH
草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成 CO2 和水，使 KMnO4 酸性溶液褪色。
TNT：三硝基甲苯 酒精、乙醇：C2H5OH
醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH
软脂酸：C15H31COOH
电石气：C2H2 (乙炔)
石炭酸：苯酚
蚁酸：甲酸 HCOOH
二、 颜色
铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。 Fe2+——浅绿色 Fe3O4——黑色晶体
Fe(OH)2——白色沉淀 Fe3+——黄色 Fe (OH)3——红褐色沉淀
FeO——黑色的粉末
Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色 Fe2O3——红棕色粉末 FeS——黑色固体
Fe (SCN)3——血红色溶液
铜 ： 单 质 是 紫 红 色 Cu2+ — — 蓝 色 CuO — — 黑 色 Cu2O — — 红 色 CuSO4 （ 无 水 ） — 白 色
CuSO4·5H2O——蓝色 Cu2 (OH)2CO3 —绿色 Cu(OH)2——蓝色 [Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液
BaSO4 、BaCO3 、Ag2CO3 、CaCO3 、AgCl 、 Mg (OH)2 、三溴苯酚均是白色沉淀
Al(OH)3 白色絮状沉淀
H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀
Cl2、氯水——黄绿色 F2——淡黄绿色气体 Br2——深红棕色液体 I2——紫黑色固体
HF、HCl、HBr、HI 均为无色气体，在空气中均形成白雾
CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶 KMnO4--——紫色 MnO4-——紫色
Na2O2—淡黄色固体 Ag3PO4—黄色沉淀 S—黄色固体 AgBr—浅黄色沉淀
AgI—黄色沉淀 O3—淡蓝色气体 SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体
SO3—无色固体（沸点 44.8 0C） 品红溶液——红色 氢氟酸：HF——腐蚀玻璃
N2O4、NO——无色气体 NO2——红棕色气体 NH3——无色、有剌激性气味气体
三、 现象：
1
1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2 与 NH4Cl 反应是吸热的；
2、Na 与 H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红)
3、焰色反应：Na 黄色、K 紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca 砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。
4、Cu 丝在 Cl2 中燃烧产生棕色的烟； 5、H2 在 Cl2 中燃烧是苍白色的火焰；
6、Na 在 Cl2 中燃烧产生大量的白烟； 7、P 在 Cl2 中燃烧产生大量的白色烟雾；
8、SO2 通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色；
9、NH3 与 HCl 相遇产生大量的白烟； 10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光；
11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在 CO2 中燃烧生成白色粉末（MgO），产生黑烟；
12、铁丝在 Cl2 中燃烧，产生棕色的烟； 13、HF 腐蚀玻璃：4HF + SiO2 ＝ SiF4 + 2H2O
14、Fe(OH)2 在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色；
15、在常温下：Fe、Al 在浓 H2SO4 和浓 HNO3 中钝化；
16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入 FeCl3 溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空气呈粉红色。
17、蛋白质遇浓 HNO3 变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味；
18、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰 H2——淡蓝色火焰 H2S——淡蓝色火焰
CO——蓝色火焰 CH4——明亮并呈蓝色的火焰 S 在 O2 中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。
[
白色沉淀
(
OH
19．特征反应现象：
20．浅黄色固体：S 或 Na2O2 或 AgBr
21．使品红溶液褪色的气体：SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色）
22．有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色）
[
红褐色
空气
])
2
Fe
Fe
(
OH
])
3
有色固体：红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、红褐色[Fe(OH)3] 黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）
黄色（AgI、Ag3PO4） 白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]
蓝色[Cu(OH)2]
有色气体：Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色）
四、 考试中经常用到的规律：
1、溶解性规律——见溶解性表； 2、常用酸、碱指示剂的变色范围：
指示剂
甲基橙
＜3.1 红色
＜8.0 无色
＜5.1 红色
3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：
酚酞
石蕊
PH 的变色范围
3.1——4.4 橙色
8.0——10.0 浅红色
5.1——8.0 紫色
>4.4 黄色
>10.0 红色
>8.0 蓝色
阴极（夺电子的能力）：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+
阳极（失电子的能力）：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根
注意：若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应（Pt、Au 除外）
4、双水解离子方程式的书写：（1）左边写出水解的离子，右边写出水解产物；
（2）配平：在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子；（3）H、O 不平则在那边加水。
例：当 Na2CO3 与 AlCl3 溶液混和时： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑
5、写电解总反应方程式的方法：（1）分析：反应物、生成物是什么；（2）配平。
例：电解 KCl 溶液：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 配平：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH
6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：（1）按电子得失写出二个半反应式；（2）再考虑
反应时的环境（酸性或碱性）；（3）使二边的原子数、电荷数相等。
例：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 试写出作为原电池(放电)时的电极反应。
写出二个半反应： Pb –2e- → PbSO4
分析：在酸性环境中，补满其它原子： 应为： 负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4
正极： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O
注意：当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转：
为： 阴极：PbSO4 +2e- = Pb + SO42-
阳极：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-
PbO2 +2e- → PbSO4
2
7、在解计算题中常用到的恒等：原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：
质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法 和估算法。（非氧化还原反应：原子守恒、电
荷 平衡、物料平衡用得多，氧化还原反应：电子守恒用得多）
8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小；
9、晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体 中学学到的原子晶体有： Si、SiC 、SiO2=和金刚石。
原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的： 金刚石 > SiC > Si （因为原子半径：Si> C> O）.
10、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。
11、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物
的胶体粒子带负电。
12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4 价的 S)
14、能形成氢键的物质：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。
13、含有 Fe3+的溶液一般呈酸性。
15、氨水（乙醇溶液一样）的密度小于 1，浓度越大，密度越小，硫酸的密度大于 1，浓度越大，密度越
例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI
大，98%的浓硫酸的密度为：1.84g/cm3。
16、离子是否共存：（1）是否有沉淀生成、气体放出；（2）是否有弱电解质生成；（3）是否发生氧化还原
反应；（4）是否生成络离子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等]；（5）是否发生双水解。
17、地壳中：含量最多的金属元素是— Al 含量最多的非金属元素是—O HClO4(高氯酸)—是最强的酸
18、熔点最低的金属是 Hg (-38.9C。),；熔点最高的是 W（钨 3410c）；密度最小（常见）的是 K；密度最大
（常见）是 Pt。
19、雨水的 PH 值小于 5.6 时就成为了酸雨。
20、有机酸酸性的强弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-
21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。
例：鉴别：乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（与水互溶），则可用水。
22、取代反应包括：卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等；
23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的 CO2、H2O 及
耗 O2 的量是不变的。恒等于单一成分该质量时产生的 CO2、H2O 和耗 O2 量。
24、可使溴水褪色的物质如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不饱和烃（加成褪色）、苯酚（取代褪
色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（发生氧化褪色）、有机溶剂[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大
于水），烃、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]发生了萃取而褪色。
25、能发生银镜反应的有：醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麦芽糖，均可发生银
镜反应。（也可同 Cu(OH)2 反应） 计算时的关系式一般为：—CHO —— 2Ag
注意：当银氨溶液足量时，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3
反应式为：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3 ↑+ 2H2O
26、胶体的聚沉方法：（1）加入电解质；（2）加入电性相反的胶体；（3）加热。
常见的胶体：液溶胶：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆浆、粥等；气溶胶：雾、云、烟等；固溶胶：有色玻璃、
烟水晶等。
27、污染大气气体：SO2、CO、NO2、NO，其中 SO2、NO2 形成酸雨。
28、环境污染：大气污染、水污染、土壤污染、食品污染、固体废弃物污染、噪声污染。工业三废：废渣、
废水、废气。
29、在室温（20C。）时溶解度在 10 克以上——易溶；大于 1 克的——可溶；小于 1 克的——微溶；小于
0.01 克的——难溶。
30、人体含水约占人体质量的 2/3。地面淡水总量不到总水量的 1%。当今世界三大矿物燃料是：煤、石油、
天然气。石油主要含 C、H 地元素。
31、生铁的含 C 量在：2%——4.3% 钢的含 C 量在：0.03%——2% 。粗盐：是 NaCl 中含有 MgCl2 和 CaCl2，
因为 MgCl2 吸水，所以粗盐易潮解。浓 HNO3 在空气中形成白雾。固体 NaOH 在空气中易吸水形成溶液。
32、气体溶解度：在一定的压强和温度下，1 体积水里达到饱和状态时气体的体积。
3
五、无机反应中的特征反应
1．与碱反应产生气体
（1）
单质
（2）铵盐：
OH
Al
Si
、
2
2
Al
2
Si
NaOH
NH
4
H
2
NaOH
OH
2
NH
2
OH
2
Na
OH
碱
3
2
2
NaAlO
2
2
SiO
3
2
2
H
3
H
2
2．与酸反应产生气体
金属
非金属
（1）
单质
浓
HCl
H
2
SOH
HNO
3
SO
NO
4
2
2
2
、
NO
C
S
2
4
浓
浓
SOH
HNO
3
SOH
HNO
3
SO
NO
SO
SO
4
2
浓
浓
2
2
2
2
、
、
CO
CO
2
2
、
NO
2
（2）
化合物
2
3
2
S HS
CO HCO
3
SO HSO
3
2
3
H
H
H
CO
2
H S
2
SO
2
3．Na2S2O3 与酸反应既产生沉淀又产生气体： S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
4．与水反应产生气体
2
Na
OH
2
2
OH
F
2
2
NaOH
4
O
HF
（1）单质
H
2
2
2
2
2
2
ONa
2
NMg
3
SAl
2
CaC
5．强烈双水解
（2）化合物
2
3
2
2
Al
3
与
2
4
OH
NaOH
2
3
3
OH
OHMg
2
6
2
OH
OHAl
2
OH
Ca
OH
O
2
2
2
3
SH
2
3
HC
2
2
2
2
2
NH
3
3
2
3
HCO
CO
2
HS
S
AlO
2
2
OH
OH
2
2
OH
SH
2
OHAl
CO
2
3
OHAl
OHAl
3
3
6．既能酸反应，又能与碱反应
（1）单质：Al
（2）化合物：Al2O3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。
7．与 Na2O2 反应
2
CO
OH
2
O
O
2
2
2
CO
Na
NaOH
3
4
电解
8．2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl
9．电解
O
2
OAl
2
OH
OAl
熔融
3
NaCl
溶液
NaOH
H
2
电解
电解
2
2
2
10．铝热反应：Al+金属氧化物 高温 金属+Al2O3
11． Al3+
12．归中反应：2H2S+SO2=3S+2H2O
催化剂
4NH3+6NO
4N2+6H2O
Al(OH)3
AlO2-
H
2
Cl
13．置换反应：（1）金属→金属
（2）金属→非金属
H
2
2
4
点燃
OH
盐金属
.1
盐金属
.2
铝热反应
H
Fe
Mg
Na
或）、、
活泼金属（
2
2
Mg
CO
MgO
C
2
2
OH
O
HF
F
2
2
2
2
2
2
Si
CO
C
SiO
2
OHC
H
CO
2
2
(
2
SH
S
Br
I
Cl
HCl
、
2
2
2
H
高温
金属氧化物
金属
C
金属氧化物
金属
2
高温
高温
高温
)
2
2
HI
HBr
）、（
OH
CO
2
（3）非金属→非金属
（4）非金属→金属
14、一些特殊的反应类型：
⑴ 化合物+单质
⑵ 化合物+化合物
Na2O2+CO2、CO+H2O
化合物+化合物 如：Cl2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2
化合物+单质 NH3+NO、H2S+SO2 、Na2O2+H2O、NaH+H2O、
⑶ 化合物+单质
化合物 PCl3+Cl2 、Na2SO3+O2 、FeCl3+Fe 、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2
14．三角转化：
2
OH
2
OH
2
2
4
4
（1）铵盐
)
24
)
24
]
S
CO
NH
3
SO
NH
3
SH
2
O
NO
2
O
)
OH
15．受热分解产生 2 种或 3 种气体的反应：
[(
]
NH
NH
CO
HCO
3
3
[(
]
NH
NH
SO
HSO
3
3
)
[(
NH
NH
NH
HS
24
4
3
2
2
)
4
(
CuO
Cu
NO
23
（2）硝酸盐
2
2
2
AgNO
Ag
NO
16．特征网络：
OH
O
O
(
B
D
C
A
（1）
酸或碱
2
2
O
NO
NO
NH
（气体）
①
2
2
3
O
SO
SO
SH
（气体）
2
2
2
OH
O
O
CO
C
CO
（固体）
2
2
2
O
Na
ONa
ONa
2
2
COH
2
OH
2
（2）A—
（固体）
气体
气体
B
C
OH
②
③
④
强碱
强酸
O
2
O
2
O
2
5
3
2
3
2
2
2
2
2
2
2
2
2
HNO
3
SOH
4
3
NaOH
A 为弱酸的铵盐：(NH4)2CO3 或 NH4HCO3； (NH4)2S 或 NH4HS；(NH4)2SO3 或 NH4HSO3
（3）无机框图中常用到催化剂的反应:
2
3
O
2
2
KClO
2
OH
2
2
SO
2
4
NH
N
MnO
，
2
3
MnO
2
2
2
O
2
5
O
3
2
3
H
KCl
OOH
2
2
2
SO
4
2
NH
催化剂，
催化剂，
催化剂，
2
2
6
OH
2
3
NO
3
17.关于反应形式的联想：
1．热分解反应：典型的特征是一种物质加热（1 变 2 或 1 变 3）。
B+C :不溶性酸和碱受热分解成为相应的酸性氧化物（碱性氧化物）和水。
举例：H4SiO4；Mg（OH）2，Al（OH）3，Cu（OH）2，Fe（OH）3
不溶性碳酸盐受热分解：CaCO3，MgCO3（典型前途是和CO2的性质联系），
NaNO3，KNO3，KClO3受热分解(典型特征是生成单质气体）。
B＋C＋D：属于盐的热稳定性问题。NH4HCO3，MgCl2· 6H2O，AlCl3· 6H2O
A
硝酸盐的热稳定性：Mg（NO3）2，Cu（NO3）2，AgNO3
KMnO4。FeSO4
NH4I，NH4HS(分解的典型特征是生成两种单质。
H2O2也有稳定性，当浓度低时，主要和催化剂有关系。温度高时
受热也会使它分解。
含有电解熔融的 Al2O3 来制备金属铝、电解熔融的 NaCl 来制备金属钠。
2.两种物质的加热反应：
A＋B
C：固体和固体反应：SiO2和CaO反应；固体和气体C和CO2
C＋D：固体和固体反应的：Al和不活泼的金属氧化物反应。
SiO2和C的反应（但是生成气体）SiO2和碳酸钙以及碳酸钠的反应。
C还原金属氧化物。
固体和液体反应：C和水蒸气的反应：Fe和水蒸气的反应。
气体和液体：CO和水蒸气。
C＋D＋E：浓烟酸和MnO2反应制备氯气：浓硫酸和C，Cu，Fe的反应，
浓硝酸和C的反应。实验室制备氨气。
六、常见的重要氧化剂、还原剂
氧化剂
还原剂
活泼非金属单质：X2、O2、S
高价金属离子：Fe3+、Sn4+
不活泼金属离子：Cu2+、Ag+ 其它：
［Ag(NH3)2］+、新制 Cu(OH)2
活泼金属单质：Na、Mg、Al、Zn、Fe
某些非金属单质： C、H2、S
低价金属离子：Fe2+、Sn2+
非金属的阴离子及其化合物：
S2-、H2S、I -、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr
6
含氧化合物：NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、
H2O2 、HClO、HNO3、浓 H2SO4、NaClO、
Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4、王水
低价含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、
H2C2O4、含-CHO 的有机物：醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、
葡萄糖、麦芽糖等
既作氧化剂又作还原剂的有：S、SO3
2-、HSO3
-、H2SO3、SO2、NO2
-、Fe2+及含-CHO 的有机物
七、反应条件对氧化－还原反应的影响．
1．浓度：可能导致反应能否进行或产物不同
8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O
4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O
S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2↑+2H2O
3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O
2．温度：可能导致反应能否进行或产物不同
冷、稀 4
Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O
3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
高温
3．溶液酸碱性.
2S2- ＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O
5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O
S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.
Fe2+与 NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O
一般含氧酸盐作氧化剂,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性 KMnO4 溶液氧化性较强.
4．条件不同，生成物则不同
1、2P＋3Cl2
点燃
=== 2PCl3(Cl2 不足) ；
2P＋5Cl2
点燃
=== 2 PCl5(Cl2 充足)
2、2H2S＋3O2
点燃
=== 2H2O＋2SO2(O2 充足) ； 2H2S＋O2
点燃
=== 2H2O＋2S(O2 不充足)
3、4Na＋O2
缓慢氧化
===== 2Na2O
2Na＋O2
点燃
=== Na2O2
4、Ca(OH)2＋CO2
==== CaCO3↓＋H2O ； Ca(OH)2＋2CO2(过量)==Ca(HCO3)2
CO2 适量
点燃
=== CO2(O2 充足) ；
5、C＋O2
6、8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O
7、AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ；
8、NaAlO2＋4HCl(过量)==NaCl＋2H2O＋AlCl3
9、Fe＋6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O Fe＋HNO3(冷、浓)→(钝化)
点燃
=== 2CO (O2 不充足)
4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O
AlCl3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋2H2O
NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓
2 C＋O2
10、Fe＋6HNO3(热、浓)
Fe 不足
==== Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O
Fe＋4HNO3(热、浓)
Fe 过量
==== Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
11、Fe＋4HNO3(稀)
Fe 不足
==== Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 3Fe＋8HNO3(稀)
12、C2H5OH
浓 H2SO4
170℃
CH2=CH2↑＋H2O C2H5－OH＋HO－C2H5
Fe 过量
==== 3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O
C2H5－O－C2H5＋H2O
浓 H2SO4
140℃
7
13、
＋ Cl2
Fe
→
Cl
＋ HCl
ClCl
＋3Cl2
光
→
Cl
Cl Cl
（六氯环已烷）
Cl
l
14、C2H5Cl＋NaOH
15、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3
H2O
→ C2H5OH＋NaCl
醇
→CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O
C2H5Cl＋NaOH
2FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3
八、离子共存问题
离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应
发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种
类的离子（包括氧化一还原反应）.
一般可从以下几方面考虑
1．弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如 Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与 OH-不能
大量共存.
2．弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。如 CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、 AlO2-均与 H+
不能大量共存.
3．弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸（H+）会生成弱
酸分子；遇强碱（OH-）生成正盐和水. 如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等
4．若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存.如：Ba2+、Ca2+与 CO32-、
SO32-、 PO43-、SO42-等；Ag+与 Cl-、Br-、I- 等；Ca2+与 F-，C2O42- 等
5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.如：Al3+与 HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、
SiO32- 等 Fe3+与 HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+与 AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等
6．若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.如：Fe3+与 I-、S2-；MnO4-（H+）与 I-、Br-、
Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与上述阴离子；S2-、SO32-、H+
7．因络合反应或其它反应而不能大量共存
如：Fe3+与 F-、CN-、SCN-等； H2PO4-与 PO43-会生成 HPO42-，故两者不共存.
九、离子方程式判断常见错误及原因分析
1．离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个步骤来写）
（1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。
（3）号实际：“=”“
（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原
”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。
剂失电子总数要相等）。
（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。
（6）细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
例如：(1)违背反应客观事实
如：Fe2O3 与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2 Fe3+＋3H2O 错因：忽视了 Fe3+与 I-发生氧化一还原反应
(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡
如：FeCl2 溶液中通 Cl2 ：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl- 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒
(3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式
如：NaOH 溶液中通入 HI：OH-＋HI＝H2O＋I-错因：HI 误认为弱酸.
(4)反应条件或环境不分：
8
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