高一必修一化学必备知识点总结
必修一知识点总结
1．Na2O与 Na2O2 的比较
Na 2O Na2O2
颜色、状态 白色固体 淡黄色固体
属 类 碱性氧化物 过氧化物
电子式 Na+[ ] 2- Na+
Na+[ ] 2- Na+
与水反应 Na2O＋ H2O＝ 2NaOH 2Na2O2＋ 2H2O＝ 4NaOH＋ O2
与二氧化碳反应 Na2O＋ CO2＝ Na2CO3 2Na2O2＋2CO2 ＝2Na2CO3＋O2
稳定性 不稳定，与 O2 反应 2Na2 O＋ O2＝2Na2O2 相对稳定
特 性 强氧化性、漂白性
用 途 制 NaOH 作漂白剂和生氧剂 ( 用于潜水、航空 )
2．Na2CO3 与 NaHCO3 的比较
碳酸钠 碳酸氢钠
化学式 Na2CO3 NaHCO3
颜色状态 白色粉末 (Na2 CO3·10H2 O为无色晶体 ) 白色细小晶体
俗 名 纯碱、苏打 小苏打
溶解性 易溶于水 溶解度较 Na2 CO3 小
热稳定性 相对稳定 (Na2 CO3·10H2 O易失水风化 ) 不稳定 2NaHCO3＝Na2CO3＋CO2↑＋ H2O
与酸反应
Na2CO3＋2HCl＝ 2NaCl＋CO2↑＋ H2O ( 向该盐溶
液中滴加盐酸，反应分步进行 )
NaHCO3＋ HCl＝ NaCl＋CO2↑＋ H2O，剧烈
与碱反应 与石灰水反应，与 NaOH不反应 与石灰水、 NaOH均反应
制 法 2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋ H2O NH3＋ NaCl＋CO2＋ H2O＝ NaHCO3↓＋ NH4Cl
用 途 制玻璃、肥皂、造纸、纺织、洗涤等 发酵粉、治疗胃病、泡沫灭火器
相互转变
Na2CO3 NaHCO3
3 镁、铝化学性质及用途比较
镁 铝
与非金属反应
与 X2、O2、S、N2 等反应， 如： Mg＋ S MgS,2Mg 与 X2、 O2、S 等反应，如： 2Al ＋ 3S Al 2S3，
＋ O2 2MgO 4Al ＋3O2 2Al 2O3
与酸反应
Mg＋2H+
＝ Mg2+
＋ H2 ↑，与氧化性酸浓 H2SO4、 HNO3
反应较为复杂
2Al ＋6H+
＝2Al 3+
＋ 3H2↑，室温时，在浓硫酸、浓
硝酸中钝化
与水反应 Mg＋2H2O Mg(OH)2＋H2↑ 生成的 Mg(OH)2 能
使酚酞试液变红
去掉氧化膜的 Al 与沸水缓慢反应 2Al ＋
6H2O 2Al(OH) 3＋ 3H2 ↑
与碱反应 不反应 2Al ＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋ 3H2↑
与氧化物反应
( 干态置换 ) 2Mg＋CO2 2MgO＋ C 镁着火，不能用 CO2 灭之 2Al ＋Fe2O3 Al 2 O3＋2Fe ( 铝热反应 )
用 途 照明弹，制合金等 导线、电缆、炊具、化工、合金
2．Al 2 O3
Al 2O3 是一种白色难熔的物质，不溶于水，是冶炼金属铝的原料，也是一种比较好的耐火材料。是典型的两性氧化物，
Al 2 O3 ＋6H+
＝2Al 3+
＋3H2O，Al 2O3 ＋2OH-
＝2AlO2
-
＋H2O
3．Al(OH) 3
Al(OH) 3 是几乎不溶于水的白色胶状物质，能凝聚水中的悬浮物，又能吸附色素，是典型的两性氢氧化物，在酸或强
碱中都能溶解
4．“铝三角”及其应用――典型复分解关系
(1) “铝三角”系指 Al 3+
、 Al(OH) 3、AlO 2
-
相互依存的三角关系；有关离子方程式为：
Al 3+
＋3OH-
＝ Al(OH) 3↓或 Al 3+
＋3NH3·H2O＝ Al(OH) 3↓＋ 3NH4
+
Al(OH) 3＋ OH-
＝AlO2
-
＋2H2O，AlO 2
-
＋4H+
＝Al 3+
＋2H2 O；
Al 3+
＋4OH-
＝ AlO2
-
＋ 2H2O， AlO2
-
＋H+
＋H2O＝Al(OH) 3 ↓
或 AlO2
-
＋ CO2＋2H2O＝Al(OH) 3＋HCO3
-
， Al(OH) 3＋3H+
＝Al 3+
＋3H2 O
(2) 应用 ①制取 Al(OH) 3，最好用铝盐与氨水作用或将 CO2 通人偏铝酸盐中；
②离子共存问题： Al 3+
与 S2-
、AlO 2
-
、HCO3
-
、CO3
2-
因相互促进水解而不能大量共存， AlO 2
-
与 H+
、NH4
+
、Al 3+
、
Fe3+
等不能大量共存。有关离子方程式如下：
Al 3+
+3AlO 2
-
＋6H2O＝4Al(OH) 3 ↓， Al 3+
＋3HCO3
-
＝Al(OH) 3↓＋ CO2↑， 2Al 3+
＋3S2-
＋6H2O＝2Al(OH) 3↓＋ 3H2S↑
AlO2
-
＋NH4
+
＋H2O＝Al(OH) 3 ↓＋ NH3↑， 3AlO 2
-
＋Fe3+
＋ 6H2O＝3Al(OH) 3↓＋ Fe(OH) 3 ↓
5．铝的图像
(1) 向 AlCl 3 溶液中滴加 NaOH溶液直至过量。图 1 所示。
(2) 向 AlCl 3 溶液中滴加氨水至过量。图 2 所示。
(3) 向 NaOH溶液中滴加 AlCl 3 溶液直至过量。图 3 所示。
(4) 向 NaAlO2 溶液中滴加盐酸直至过量。图 4 所示。
(5) 向盐酸中滴入 NaAlO2 溶液直至过量。图 5 所示。
(6) 向 NaAlO2 溶液中通人 CO2 直至过量。图 6 所示。
6．既能与酸又能与碱反应的物质
⑴某些单质如 Al 、 Si 等；
⑵两性氧化物如 Al 2O3；
⑶两性氢氧化物如 Al(OH) 3；
⑷弱酸的铵盐如 CH3COONH4、(NH4) 2 CO3、(NH4) 2S 等；
⑸多元弱酸的酸式盐如 NaHCO3 、NaH2 PO4 等；
⑹氨基酸、蛋白质等。
7．铁的性质铁位于周期表中第四周期第Ⅷ族，常见的化合价有＋ 2、＋ 3 价。化学性质比较活泼，能与许多物质发
生化学反应：
①与非金属反应， 3Fe＋2O2 Fe3O4、2Fe＋3Cl 2 2FeCl 3、Fe＋S FeS；
②与水反应， 3Fe＋4H2O(g) Fe3O4＋4H2 ；
③与酸反应， Fe＋2H+
＝Fe2+
＋H2↑，常温下与浓硫酸、浓硝酸发生钝化；
④与某些盐溶液的反应，如 Fe＋ Cu2+
＝Fe2+
＋ Cu。
8．铁的重要化合物
(1) 氧化物，铁南主要氧化物有 FeO、Fe2O3、Fe3O4 等，其性质见下表：
铁的氧化物 FeO Fe2O3 Fe3O4
俗 名 ―― 铁红 磁性氧化铁
色 态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体
稳定性 不稳定 稳定 稳定
水溶性 不溶 不溶 不溶
与 HCl 反应 FeO+2HCl=FeCl2+H2O Fe2O3 +6HCl=2FeCl3+3H2O Fe3O4+8HCl=FeCl2+2FeCl 3+4H2O
与 CO反应
FexO2＋ yCO yCO2＋xFe
与 Al 反应
3FexOy＋ 2yAl yAl 2O3＋ 3xFe
①三种氧化物中 Fe3O4 最为稳定， Fe3 O4 在 Fe 的表面能起到保护作用，防止生锈。
②Fe3O4 可写成 FeO·Fe 2O3；
③FeO遇到强氧化性的酸如 HNO3 等发生氧化还原反应。
(2) 铁的氢氧化物
铁的氢氧化物 Fe(OH)2 弱碱 Fe(OH)3 弱碱
色 态 白色固体 红褐色固体
稳定性
不稳定， 在空气中易被氧化 4Fe(OH)2
＋O2＋ 2H2O＝ 4Fe(OH)3 白色→灰绿色
→红褐色
受热分解 2Fe(OH)3 Fe2O3＋ 3H2 O
与酸反应 Fe(OH)2＋ 2H+
=Fe2+
＋ 2H2O Fe(OH)3＋ 3H+
=Fe3+
＋3H2O
制 备
相应盐与氨水或强碱作用 Fe2+ ＋ 2OH-
＝Fe(OH)2↓
相应盐与氨水或强碱作用 Fe3+＋3OH- ＝
Fe(OH)3↓
Fe(OH) 2 在水中稳定存在的寿命只有几秒钟。在实验室制取 Fe(OH) 2 时，一定要用新制的 Fe2+
盐和 NaOH溶液，且滴管
末端插入试管的液面下，再滴加 NaOH溶液。 Fe(OH) 2 与氧化性酸发生氧化还原反应； Fe2+
在水溶液中显浅绿色， Fe3+
在水中
呈黄色。
(3) 铁及其化合物间的相互转化――铁三角，典型的氧化还原反应
注：
①Fe 遇到强氧化剂时，直接被氧化成 Fe3+
，而遇到弱氧化剂时，被氧化成 Fe2+
，同样 Fe2+
只有碰到强氧化剂才能被氧
化成 Fe3+
。
②常见 Fe2+
转变为 Fe3+
的离子方程式有：
2Fe2+
＋X2 ＝2Fe3+
＋2X- (X ＝Cl 、Br)
4Fe2+
＋4H+
＋O2＝4Fe3+
＋ 2H2O
2Fe2+
＋H2 O2＋2H+
＝2Fe3+
＋2H2 O
3Fe2+
＋4H+
＋NO3
-
＝3Fe3+
＋2H2 O＋NO↑
③常见 Fe3+
转化为 Fe2+
的离子方程式有：
2Fe3+
＋Fe＝3Fe2+
，2Fe3+
＋2I -
＝ I 2＋2Fe2+
，2Fe3+
＋ SO2+2H2O＝2Fe2+
＋SO4
2-
＋ 4H+
9．Fe2+
、Fe3+
的检验
方法一：加入强碱或氨水溶液，立即产生红褐色沉淀的为 Fe3+
，而产生白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀的为 Fe2+
；
方法二：滴入 KSCN溶液，溶液变成红色的为 Fe3+
，而无明显现象的为 Fe2+
。
1．非金属元素在周期表中的位置
在目前己知的 112 种元素中，非金属元素共有 22 种。除氢外，非金属元素都位于周期表的右上方。 H元素在左上方。
F 为非金属性最强的元素。
2．非金属元素的原子结构特征及化合价
(1) 与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子的最外层电子数较多 ( 一般为 4～ 8 个， H为 1 个， He为 2 个， B 为
3 个) ，次外层都是饱和结构 (2 、8 或 18 电子结构 ) 。
(2) 与同周期的金属元素原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径较小，化学反应中易得到电子，表现氧
化性。
(3) 最高正价等于族序数，对应最低负价等于族序数减 8；S、N、Cl 等还呈现变价。
3．非金属单质
(1) 组成与同素异形体
非金属单质中，有单原子分子的 He、Ne、Ar 等稀有气体；双原子分子的 H2、N2、O2 、X2 等；多原子分子的 P4、S8、O3、
C60 等。同一元素形成的不同单质常见的有 O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨、 C60 等。它们同素异形体。
(2) 聚集状态及晶体类型
常温下有气态 (H 2、 O2、F2、Cl 2 、He、Ne、Ar 等 ) ；液态 (Br 2) ；固态 ( 硫、磷、硅、碳等 ) 。常温下是气态，液态的非
金属单质和部分固体单质，固态时为分子晶体；少量固体象硅、金刚石等为原子晶体，石墨为混合晶体。
非金属单质的活动性有别于元素的非金属性。
元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：
①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强。
②核电荷数：同周期时，核电荷数越大，吸引电子能力越强；同主族时，核电荷数越大，吸引电子能力越弱。
③最外层电子数：原子半径相近时，最外层电子越多，吸引电子能力越强。
但由于某些非金属单质是双原子分子，原子间以强烈的共价键相结合 ( 如 N N等) ，当参加化学反应时，必须消耗
很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。如：按元素的非金属性：
O>Cl；N>Br，而单质的活泼性： O2
HClO3>HClO2>HClO，H2 SO4>H2SO3，HNO3>HNO2
②证明酸性强弱顺序，可用“强酸制弱酸”的规律。如：
Na2SiO3+CO2+2H2O=Na2CO3 +H4SiO 4↓( 水玻璃敞口放置变浑浊 )
Ca(ClO) 2 +CO2 +H2O=CaCO3 ↓+2HClO(漂白粉遇 CO2 产生 HClO)
③常见酸的酸性强弱顺序：
2．卤族元素――典型的非金属
氯是典型的非金属元素，原子的最外层有七个电子。氯气具有强氧化性，能与大多数金属、氢气、水、碱发生反
应。实验室常用二氧化锰和浓盐酸共热制氯气，发生装置为固液加热制气型，用向上排空气法或排饱和食盐水法收集，
多余氯气用氢氧化钠溶液吸收。
2．漂粉精的制备与使用
工业用氯气和石灰乳作用制漂粉精，有效成分是 Ca(ClO) 2。漂白时与空气中 CO2、H2O或稀盐酸作用生成 HClO而起漂
白作用，故应密封保存漂粉精。
3．氯离子的检验方法．
检验 Cl -
时，先在待检溶液中滴人少量稀硝酸将其酸化 ( 排除 CO3
2-
等离子的干扰 ) ，再滴人 AgNO3 溶液，如产生白色沉
淀，既可判断该溶液中含 Cl -
。
4．卤素的原子结构与单质性质的递变规律
卤原子的最外层都有 7e-
，随着原子序数的增加，非金属性减弱，单质的氧化性减弱。卤素单质的颜色加深，密度增
大，熔沸点升高，单质与氢气的反应由易到难，生成的气态氢化物的稳定性减弱、酸性增强、还原性增强；与水反应的
程度由大到小。按 Cl 2、Br 2、I 2 的顺序，前面的卤素能把后面的卤素从它们的卤化物中置换出来。
5．卤素单质及其化合物的特殊性
氟元素只有 -1 价，无正化合价；氟气与水剧烈反应放出氧气；氢卤酸中只有氢氟酸为弱酸；卤化银中只有氟化银无
感光性。液溴是深红棕色液体，唯一的液态非金属，易挥发为红棕色的溴蒸气；溴需保存在棕色试剂瓶中并加少量水以
形成液封。碘是紫黑色固体，易升华为紫色的碘蒸气；游离态碘遇淀粉呈特殊蓝色。溴、碘都易溶于苯、四氯化碳、酒
精等有机溶剂。
6．卤化银的性质与应用
AgCl、AgBr、AgI 分别为白色、淡黄色、黄色，均不溶于水和稀硝酸 ( 可用于检验 Cl -
、Br -
、I -
) ；都有感光性；其中
AgBr 用于照相， AgI 用于人工降雨。
分散系 溶液 浊液 胶体
分散质粒子的直径 <1nm >100nm 1nm—100nm
分散质粒子 单个小分子或离子 巨大数目分子集合体 许多分子集合体或高分子
实例 酒精、氯化钠溶液 石灰乳、油水 Fe(OH)3 胶体、淀粉溶液
外观 均一、透明 不均一、不透明 均一、透明
稳定性 稳定 不稳定 较稳定
能否透过滤纸 能 不能 能
能否透过半透膜 能 不能 不能
鉴别 无丁达尔效应 静置分层 丁达尔效应
二、胶体的制备
1．物理分散法
如研磨 ( 制豆浆、研墨 ) 法、直接分散 ( 制蛋白胶体 ) 法、超声波分散法、电弧分散法等。
2．化学反应法
(1) 水解法
如向 20mL煮沸的蒸馏水中滴加 1mL—2mLFeCl3 饱和溶液，继续煮沸一会儿，得红褐色的 Fe(OH) 3 胶体。
(2) 复分解法
①向盛有 10mL LKI 的试管中，滴加 8— 10 滴 LAgNO3 溶液，边滴边振荡，得浅黄色 AgI 胶体。
AgNO3 十 KI=AgI( 胶体 ) 十 KNO3
②在一支大试管里装入 5mL—10mL1mol/LHCl ，加入 1mL水玻璃，然后用力振荡即可制得硅酸溶胶。
Na2SiO3 十 2HCl 十 H2O=2NaCl十 H4SiO 4( 胶体 )
除上述重要胶体的制备外，还有：
①肥皂水 ( 胶体 ) ：它是由 C17H35 COONa水解而成的。
。
②淀粉溶液 ( 胶体 ) ：可溶性淀粉溶于热水制得。
③蛋白质溶液 ( 胶体 ) ：鸡蛋白溶于水制得。
三、胶体的提纯——渗析法
将胶体放入半透膜袋中，再将此袋放入蒸馏水中，由于胶粒直径大于半透膜的微孔，不能透过半透膜，而小分子或
离子可以透过半透膜，使杂质分子或离子进入水中而除去。如果一次渗析达不到纯度要求，可以把蒸馏水更换后重新进
行渗析，直至达到要求为止。
半透膜的材料：蛋壳内膜，动物的肠衣、膀胱等。
1．渗析与渗透的区别
渗析：分子、离子通过半透膜，而胶体粒子不能通过半透膜的过程。
渗透：是低浓度溶液中溶剂分子通过半透膜向高浓度溶液方向扩散的过程，而溶质分子不能通过半透膜。
2．血液透析原理
医学上治疗由肾功能衰竭等疾病引起的血液中毒时，最常用的血液净化手段是血液透析。透析原理同胶体的渗析类
似。透析时，病人的血液通过浸在透析液中的透析膜进行循环 , 血液中重要的胶体蛋白质和血细胞不能透过透析膜，血液
内的毒性物质则可以透过，扩散到透析液中而被除去。
1．关于电解质和非电解质
(1) 电解质和非电解质必须是化合物，单质及混合物 ( 如 Cl 2、食盐水 ) 既不是电解质也不是非电解质。
(2) 有些化合物的水溶液能导电，如二氧化碳水溶液，但其导电的根本原因不是 CO2 本身发生电离产生离子所致，所
以 CO2 是非电解质， H2CO3 才是电解质。
(3) 有些化合物水溶液不能导电，如 BaSO4、AgCl 溶液等，是因为它们的溶解度小，其水溶液测不出导电性，但只要
溶解的部分完全电离，在熔化状态下，它们也能完全电离，所以 BaSO4 和 AgCl 等难溶盐是电解质。
2．关于强电解质和弱电解质
(1) 属于强电解质的有：
①强酸： HCl、H2SO4、HNO3 等；
②强碱： KOH、NaOH、Ba(OH)2 等；
③大多数盐类： NaCl、KNO3、BaSO4、NaHSO4、NaHCO3、CH3 COONH4 等。
④活泼金属的氧化物：如 Na2O、K2 O等
(2) 属于弱电解质的有：
①中强酸和弱酸： H3PO4、 H2SO3 、H2 CO3、CH3COOH、HF、 H2 S 等；
②弱碱： NH3·H2O、Fe(OH) 2、Fe(OH) 3、Cu(OH)2 等；
③水及两性氢氧化物： H2O、Al(OH) 3
④少数盐，如 AlCl 3 等。
(3) 要区分好溶液的导电性强弱与电解质强弱的关系。
(4) 电离方程式的书写：
①强电解质：完全电离，用等号“＝”，如：
H2SO4＝2H++SO4
2-
Ba(OH)2=Ba2++2OH-
CH3COONH4=CH3COO-+NH4
+
②弱电解质：部分电离，用可逆号“ ”，如：
多元弱酸分步电离：
多元弱碱也是分步电离，但书写时可一步写完：
离子方程式的书写规则
<1>在离子方程式书写时，同时符合①易溶于水，②完全电离两个条件的强电解质（即：强酸、强碱、可溶性盐）拆
开成离子形式，其他（包括难电离物质、难溶物、单质和氧化物及其他所有气体）一律写化学式。
(1) 难电离物质包括：
①弱酸： H2 CO3、HClO、H2S、CH3COOH等；②中强酸： HF、 H2SO3 、H3PO4 等；
③弱碱： NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH) 3 等；④中性物质： H2 O；
⑤两性物质： Al(OH) 3 等。
(2) 难溶物：详见课本溶解性表。
(3) 单质： Fe、Zn、S、Cl 2、Br 2、I 2 等。
(4) 氧化物： CO2、SO2、CaO、Fe2 O3 等。
(5) 所有气体，如： NH3
<2>在离子方程式中，微溶物（如 Ca(OH)2、CaSO4 、Ag2SO4、MgCO3 等) 写成离子形式还是写成化学式，要具体问题具体
分析
(1) 微溶物在生成物中要写成化学式。
(2) 微溶物在反应物中如果以溶液形式存在 ( 浓度小，如澄清石灰水 ) ，要写成离子形式；如果以悬浊液形式存在 ( 浓
度大，如石灰乳 ) ，要写成化学式。
<3>酸式盐的写法
在离子方程式中的酸式盐，如果是强酸的酸式根，一般拆写成离子形式，如 HSO4
-
要写成 H+
和 SO4
2-
；如果是弱酸的酸
式根则不能拆开写，如 HCO3
-
、 HSO3
-
、 HS-
、 H2PO4
-
等均不能拆开写。
<4>不是熔融状态下固体间发生的反应和有浓硫酸参加的反应不能写成离子方程式
如实验室制 NH3：
实验室制 HCl：
均不能写成离子方程式。
离子能否大量共存的判断
离子之间能否大量共存，实际是判断离子之间能否发生化学反应，若不发生反应即可共存，若反应则不能共存。
(1) 在强酸性条件下 ( 即有大量 H+
) ，不能共存的离子有： OH-
( 大量 ) 、CO3
2-
、HCO3
-
、S2-
、HS-
、SO3
2-
、HSO3
-
等，即： OH－
和弱酸的酸根、弱酸的根式根离子不能与 H＋
共存。
(2) 在强碱性条件下 ( 即有大量 OH-
) ；不能共存的离子有： H+
( 大量 ) 、HCO3
-
、HS-
、HSO3
-
、NH4
+
、Mg2+
、Al 3+
、Fe2+
、Fe3+
、
Cu2+
等，即： H＋
及弱酸的酸式根离子、弱碱的阳离子不能与 OH－
共存。
(3) 相互反应生成沉淀的离子间不能共存，如 Ag+
跟 Cl -
、Br -
、I -
，Ba2+
跟 CO3
2-
、SO4
2-
、SO3
2-
、PO4
3-
， H+
和 SiO3
2-
等。
(4) 相互反应生成气体的离子间不能共存，如 H+
跟 HSO3
-
、 HCO3
-
、HS-
，OH-
和 NH4
+
( 加热 ) 等。
(5) 相互反应生成难电离物质的离子间不能共存，如 H+
跟 F-
、ClO-
、 CH3COO-
， OH-
和 NH4
+
等。
(6) 离子间发生氧化还原反应的不能共存，如 H+
跟 NO3
-
、Fe2+
，H+
跟 MnO4
-
、Cl -
，S2-
跟 ClO-
、H+
(OH-
) ，Fe3+
跟 I -
或 S2-
，H+
跟 S2 O3
2-
， H+
跟 S2-
、SO3
2-
等。
(7) 离子间发生相互促进水解反应的不能大量共存，如 S2-
和 Al 3+
，Fe3+
和 CO3
2-
(HCO3
-
) ，Al 3+
和 CO3
2-
(HCO3
-
) ，NH4
+
和 SiO3
2-
等。
(8) 离子间能相互形成络合物的不能共存，如 Fe3+
和 SCN-
，Fe3+
和 C6H5O-
等。
与量有关的离子方程式
在物质发生化学反应时，有些反应会因操作顺序或反应物相对量不同而发生不同的反应，此时，离子方程式也会不
同。
书写的基本原则是：不足量者完全反应；或该反应的所有离子均参加反应时，则要符合该反应物的化学式中各离子
的个数比。而过量的反应物的离子的用量随意选用。
现将常见的反应举例如下：
⑴某些氧化还原反应：
例如：
①FeBr 2 溶液与不同量的氯水混合，
当氯水足量时： 2Fe2++4Br -+3C12＝2Fe3++2Br 2+6Cl -
当氯水少量时： 2Fe2++C12＝2Fe3++2Cl -
( 因为 Fe2+
的还原能力比 Br -
强，所以当氯水少量时将先氧化 Fe2+
)
当 FeBr 2 与 C12 为 1∶1 时： 2Fe2++2Br - +2Cl 2 =2Fe3++Br 2+4Cl -
②FeCl 3 溶液与不同量的 Na2 S溶液混合
当 Na2S 溶液少量时： 2Fe3++S2-
＝2Fe2++S ↓
当 Na2S 溶液过量时： 2Fe3++3S2-
＝2FeS(黑) ↓ +S↓
③氯气与碱溶液的反应
⑵铝盐溶液 ( 或锌盐溶液 ) 和强碱溶液的反应
如：
⑶偏铝酸盐 ( 或锌酸盐 ) 和强酸的反应
如：
⑷部分显碱性的盐溶液与 CO2 气体的反应。
此处 NaAlO2 可被 Na2SiO 3 等盐代替。
⑸酸性氧化物与碱溶液反应。
如：
类似有 SO2、SO3、P2O5 与碱的反应。
⑹多元酸 ( 如： H2S、H2SO3、H3PO4 、H2CO3 等) 与碱反应，酸和碱的量不同可生成不同的盐。
如：
再如 将 NaOH溶液滴入 H3 PO4 中 (NaOH由少量到足量），相继发生如下反应：
⑺酸式盐与碱溶液的反应。
如：
①Ba(OH)2 与 NaHSO4 溶液混合，当 NaHSO4 溶液足量和少量时有以下两种写法。
NaHSO4 溶液足量时， Ba2+
+2OH-
+2H+
+SO4
2-
=BaSO4↓+2H2O
NaHSO4 溶液少量时， Ba2++OH- +H++SO4
2- =BaSO4↓+H2O
②Ca(HCO3) 2 与 NaOH溶液混合，当 NaOH溶液的量不同时亦出现以下几种写法。
NaOH溶液足量时， Ca2+
+2HCO3
-
+2OH-
=CaCO3↓+2H2O+CO3
2-
NaOH溶液少量时， Ca2++HCO3
- +OH- =CaCO3↓+H2O
n[Ca(HCO3) 2] ∶n(NaOH)=2∶3 时， 2Ca2++3HCO3
- +3OH- =2CaCO3↓+CO3
2- +3H2 O
③ Mg(HCO3) 2 溶液与 NaOH溶液反应
该反应除了要考虑反应物的量的关系外还要考虑 ① Mg(OH) 2 的溶解度比 MgCO3 的溶解度要小，反应后生成的沉淀是
Mg(OH)2 而不是 MgCO3， ② OH－先与 Mg2+
反应后与 HCO3
－反应。
Ⅰ、当 n[Mg(HCO3) 2 ] ∶n(NaOH)≤1∶ 4 时，即 NaOH足量。
Mg2++2HCO3
－ +4OH－=Mg(OH)2 ↓+2CO3
2－+2H2O
Ⅱ、当 n[Mg(HCO3) 2 ] ∶n(NaOH)≥1∶ 2 时，即 NaOH不足。
Mg2+
+2OH－=Mg(OH)2↓
Ⅲ、当 1∶4
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