如何判断化学反应是否要加水，只知道反应物，生成物不知道。 高一如何判断化学反应是否有溶剂参加（有的题某气体通入某溶液中...
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解：一.配出生成物问题
反应实质是离子之间反应的都需加水，使之成为溶液，如：NaI和Naclo在酸性（H+）条件下反应实质为2I- +clo- + 2H+ == H2O+I2+Cl-，其生成物为NaCl,I2,H2O，要知道其生成物可以通过配平方成式来找到，特别是对于氧化还原反应，但要注意两点：（1）掌握氧化剂与还原剂起氧化还原作用的元素，如硝酸中的+5价氮，并掌握其变价，N可显-3，+2，+3，+4，+5价，详细见后。
（2）利用电子守恒法配平方程式，详细见后。
二，过量不过量的问题，详细见后。
下面进行逐一分析：
问题1：配出生成物问题
1）掌握氧化剂与还原剂起氧化还原作用的元素，知道其氧化性/还原性。
N可显-3，+2，+3，+4，+5价
s可显-2，+4，+6，价
卤素元素（除F外）可显-1，+1，+3，+5，+7价
------此处不详举--
1．重要的氧化剂
在中学化学里，重要的氧化剂一般有以下几类：
（1）活泼的非金属单质，如Cl2、Br2、O2等。
（2）元素（如Mn等）处于高化合价时的氧化物，如MnO2等。
（3）元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等。
（4）元素（如 Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，比如KMnO4、KClO3、FeCl3等。
（5）过氧化物，如Na2O2等。
2．重要的还原剂
在中学化学里，重要的还原剂一般有以下几类：
（1）活泼的金属单质，如Na、 Al、Zn、Fe等。
（2）某些非金属单质，如H2、C、Si等。
（3）元素（如C、S等）处于低化合价时的氧化物，如CO、SO2等。
（4）元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如HCl、H2S等。
（5）元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等。
二、重要氧化剂和还原剂间的常见反应
【实验1】 取三张滤纸，在一张滤纸的中央滴入饱和NaBr溶液，在另两张滤纸的中央滴入饱和KI溶液。把滴有NaBr溶液和一张滴有KI溶液的滤纸依次放在盛有新制备的饱和氯水瓶的瓶口上方（见下图），观察，滤纸的中央有什么变化？把另一张滴有饱和KI溶液的滤纸放在已置换出红棕色溴的滤纸上，使两者接触，观察，在滤纸中央有什么变化？
分析上述实验现象，并解释原因。
【实验2】 在一支试管中加入少量铁粉，再加入约2 mL浓硫酸，观察发生的现象。
在另一试管中加入适量铁粉，再加入约5 mL稀硫酸，观察发生的现象，并证明所产生的气体是H2。待反应完成后（铁粉略过量），将上层清液分别装入两支试管中（见下图）。在其中一支试管中加入溴水，振荡，观察，有什么现象发生？在另一支试管中加入2滴KSCN溶液，观察现象。然后再加入几滴浓硝酸，观察，溶液颜色有什么变化？
分析上述实验现象，并解释原因。
在【实验1】中，主要发生了以下这些反应：
2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2
2KI＋Cl2===2KCl＋I2
2KI＋Br2===2KBr＋I2
在【实验2】中，主要发生了以下这些反应：
Fe＋H2SO4（稀）===FeSO4＋H2↑
6FeSO4＋3Br2===2Fe2(SO4)3＋2FeBr3
2FeSO4＋2HNO3（浓）＋H2SO4===Fe2(SO4)3＋2NO2↑＋2H2O
Fe3++3SCN-===Fe(SCN)3
通过对上述反应的分析，并结合已学过的有关氧化还原反应的知识，在中学阶段可对重要氧化剂和还原剂间的常见反应，归纳出如下几点：
1．对于氧化剂来说，同主族元素的非金属原子，它们的最外层电子数相同而电子层数不同，电子层数愈多，原子半径愈大，就愈不容易得到电子。因此，它们单质的氧化性就愈弱。例如：
2．对于还原剂来说，金属单质的还原性强弱一般与金属活动性顺序相一致，即愈位于后面的金属，愈不容易失去电子，其还原性就愈弱。
3．元素处于高化合价的物质具有氧化性，在一定的条件下可与还原剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价降低。例如：
2FeCl3＋Fe3FeCl2
4．元素处于低化合价的物质具有还原性，在一定的条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价升高。例如：
CO＋CuOCu＋CO2
6FeSO4＋3Br2===2Fe2(SO4)3＋2FeBr3
后生成H2。例如：
Fe＋H2SO4（稀）===FeSO4＋H2↑
生成SO2。例如：
2H2SO4（浓）＋C2SO2↑＋CO2↑+2H2O
2H2SO4（浓）＋CuCuSO4＋SO2↑＋2H2O
6．不论稀硝酸还是浓硝酸都是强氧化剂，几乎能与所有的金属或非金属
例如：
4HNO3（浓）＋CCO2↑+4NO2↑＋2H2O
4HNO3（浓）＋Cu===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
8HNO3（稀）＋3Cu===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
7．具有多种可变化合价的金属元素，一般是处于最高化合价时的氧化性最强，随着化合价的降低，其氧化性减弱，还原性增强。例如：
总之，氧化剂与还原剂在一定条件下反应时，一般是生成相对弱的还原剂和相对弱的氧化剂，即在适宜的条件下，可用氧化性强的物质制取氧化性弱的物质，也可用还原性强的物质制取还原性弱的物质。例如：
Cl2＋2KI===2KCl＋I2
2Al＋3CuCl2===2AlCl3＋3Cu
讨论2 已知在常温时能发生下列反应：
Fe＋Cu2+===Fe2++Cu
2Fe2+＋Br2===2Fe3+＋2Br-
2Fe3++Cu===2Fe2++Cu2+
根据上述实验事实，分析Fe3+、Fe2+、Cu2+、Br2作为氧化剂时，其氧化能力的强弱顺序。
家庭小实验 变色溶液
把4g葡萄糖和4gNaOH加入一个透明带盖的空塑料瓶中，再加入150 mL水和 2～3滴亚甲基蓝试液（一种氧化还原指示剂）。加盖后振荡（见右图），溶液呈蓝色，静置后溶液变为无色，再振荡溶液又变为蓝色，静置后又变为无色。这个颜色变化过程可以多次重复。
我们知道葡萄糖具有还原性，可作还原剂；空气中的O2具有氧化性，可作氧化剂，它们在碱性溶液中发生氧化还原反应。当振荡溶液时，瓶内的溶液与空气的接触面积增大，O2在溶液中的溶解量增大，使反应向指示剂中的无色基团被O2氧化为蓝色基团的方向进行，因此，溶液变为蓝色；当静置后，溶液中的O2减少，使反应向蓝色基团被葡萄糖还原为无色基团的方向进行，因此，溶液变为无色。如此反复，直到溶液中的葡萄糖消耗完。
问题二：利用电子守恒法配平方程式。
反应中还原剂化合剂升高总数（失去电子总数）和氧化剂化合价降低总数（得到电子总数）相等，
反应前后各种原子个数相等。
下面常用配平方法
观察法
观察法适用于简单的氧化-还原方程式配平。配平关键是观察反应前后原子个数变化，找出关键是观察反应前后原子个数相等。
例1：Fe3O4+CO ¾ Fe+CO2
分析：找出关键元素氧，观察到每一分子Fe3O4反应生成铁，至少需4个氧原子，故此4个氧原子必与CO反应至少生成4个CO2分子。
解：Fe3O4+4CO¾ ® 3Fe+4CO2
有的氧化-还原方程看似复杂，也可根据原子数和守恒的思想利用观察法配平。
例2：P4+P2I4+H2O ¾ PH4I+H3PO4
分析：经观察，由出现次数少的元素原子数先配平。再依次按元素原子守恒依次配平出现次数较多元素。
解：第一步，按氧出现次数少先配平使守恒
P4+P2I4+4H2O ¾ PH4I+H3PO4
第二步：使氢守恒，但仍维持氧守恒
P4+P2I4+4H2O¾ ® PH4I+H3PO4
第三步：使碘守恒，但仍保持以前调平的O、H
P4+5/16P2I4+4H2O ¾ 5/4PH4I+H3PO4
第四步：使磷元素守恒
13/32P4+5/16P2I4+4H2O ¾ ® 5/4PH4I+H3PO4
去分母得
13P4+10P2I4+128H2O¾ ® 40PH4I+32H3PO4
2、最小公倍数法
最小公倍数法也是一种较常用的方法。配平关键是找出前后出现“个数”最多的原子，并求出它们的最小公倍数
例3：Al+Fe3O4 ¾ Al2O3+Fe
分析：出现个数最多的原子是氧。它们反应前后最小公倍数为“3´ 4”，由此把Fe3O4系数乘以3，Al2O3系数乘以4，最后配平其它原子个数。
解：8Al+3Fe3O4¾ ® 4Al2O3+9Fe
3：奇数偶配法
奇数法配平关键是找出反应前后出现次数最多的原子，并使其单（奇）数变双（偶）数，最后配平其它原子的个数。
例4：FeS2+O2 ¾ Fe2O3+SO2
分析：由反应找出出现次数最多的原子，是具有单数氧原子的FeS2变双（即乘2），然后配平其它原子个数。
解：4FeS2+11O2¾ ® 2Fe2O3+8SO2
4、电子得失总数守恒法
这种方法是最普通的一方法，其基本配平步骤课本上已有介绍。这里介绍该配平时的一些技巧。
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对某些较复杂的氧化还原反应，如一种物质中有多个元素的化合价发生变化，可以把这种物质当作一个整体来考虑。
例5：
FeS+H2SO4(浓) ¾ ® Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O
分析：先标出电子转移关系
FeS+H2SO4¾ ® 1/2Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O
该反应中FeS中的Fe，S化合价均发生变化，可将式中FeS作为一个“整体”，其中硫和铁两元素均失去电子，用一个式子表示失电子总数为3e。
2FeS+3H2SO4¾ ® Fe2(SO4)3+2S+3SO2+H2O
然后调整未参加氧化还原各项系数，把H2SO4调平为6H2SO4，把H2O调平为6H2O。
解： 2FeS+6H2SO4¾ ® Fe2(SO4)3+2S+3SO2+6H2O
（二）零价法
对于Fe3C，Fe3P等化合物来说，某些元素化合价难以确定，此时可将Fe3C，Fe3P中各元素视为零价。零价法思想还是把Fe3C，Fe3P等物质视为一整价。
例7：
Fe3C+HNO3 ¾ Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O
Fe3C+HNO3 ¾ ® Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O
再将下边线桥上乘13，使得失电子数相等再配平。
解：
Fe3C+22HNO3（浓）¾ ® 3Fe(NO3)3+CO2+13NO2+11H2O
练习：
Fe3P+HNO3 ¾ ® Fe(NO3)3+NO+H3PO4+H20
得3Fe3P+41HNO39Fe(NO3)3+14NO+3H3PO4+16H2O
（三）歧化反应的配平
同一物质内同一元素间发生氧化-还原反应称为歧化反应。配平时将该物质分子式写两遍，一份作氧化剂，一份作还原剂。接下来按配平一般氧化-还原方程式配平原则配平，配平后只需将该物质前两个系数相加就可以了。
例8：
Cl2+KOH（热）¾ KClO3+KCl+H2O
分析：将Cl2写两遍，再标出电子转移关系
3Cl2+6KOH ¾ ® KClO3+5KCl+3H2O
第二个Cl2前面添系数5，则KCl前需添系数10；给KClO3前添系数2，将右边钾原子数相加，得12，添在KOH前面，最后将Cl2合并，发现可以用2进行约分，得最简整数比。
解：
3Cl2+6KOH ¾ ® KClO3+5KCl+3H2O
（四）逆向配平法
当配平反应物（氧化剂或还原剂）中的一种元素出现几种变价的氧化—还原方程式时，如从反应物开始配平则有一定的难度，若从生成物开始配平，则问题迎刃而解。
例9：
P+CuSO4+H2O ¾ ® Cu3P+H3PO4+H2SO4
分析：这一反应特点是反应前后化合价变化较多，在配平时可选择变化元素较多的一侧首先加系数。本题生成物一侧变价元素较多，故选右侧，采取从右向左配平方法（逆向配平法）。应注意，下列配平时电子转移都是逆向的。
P+CuSO4+H2O ¾ ® Cu3P+H3PO4+H2SO4
所以，Cu3P的系数为5，H3PO4的系数为6，其余观察配平。
解：
11P+15CuSO4+24H2O ¾ ® 5Cu3P+6H3PO4+15 H2SO4
5、原子个数守恒法（待定系数法）
任何化学方程式配平后，方程式两边各种原子个数相等，由此我们可以设反应物和生成物的系数分别是a、b、c¼ ¼ 。
然后根据方程式两边系数关系，列方程组，从而求出a、b、c¼ ¼ 最简数比。
例10：KMnO4+FeS+H2SO4¾ K2SO4+MnSO4+Fe2(SO4)3+S+H2O
分析：此方程式甚为复杂，不妨用原子个数守恒法。设方程式为：
aKMnO4+bFeS+cH2SO4¾ ® d K2SO4+eMnSO4+fFe2(SO4)3+gS+hH2O
根据各原子守恒，可列出方程组：
a=2d （钾守恒）
a=e（锰守恒）
b=2f（铁守恒）
b+c=d+e+3f+g（硫守恒）
4a+4c=4d+4e+12f+h（氧守恒）
c=h（氢守恒）
解方程组时，可设最小系数（此题中为d）为1，则便于计算：得a=6,b=10,d=3,
e=6,f=5,g=10,h=24。
解：6KMnO4+10FeS+24H2SO4¾ ® 3K2SO4+6MnSO4+5Fe2(SO4)3+10S+24H2O
例11：Fe3C+HNO3 ¾ CO2+Fe(NO3)3+NO+H2O
分析：运用待定系数法时，也可以不设出所有系数，如将反应物或生成物之一加上系数，然后找出各项与该系数的关系以简化计算。给Fe3C前加系数a，并找出各项与a的关系，得
aFe3C+HNO3 ¾ ® aCO2+3aFe(NO3)3+(1-9a)NO+1/2H2O
依据氧原子数前后相等列出
3=2a+3´ 3´ 3a+2´ (1-9a)+1/2 a=1/22
代入方程式
1/22 Fe3C+HNO3¾ ® 1/22CO2+3/22Fe(NO3)3+13/22NO+1/2H2O
化为更简整数即得答案：
Fe3C+22HNO3¾ ® CO2+3Fe(NO3)3+13NO+11H2O
6、离子电子法
配平某些溶液中的氧化还原离子方程式常用离子电子法。其要点是将氧化剂得电子的“半反应”式写出，再把还原剂失电子的“半反应”式写出，再根据电子得失总数相等配平。
例11、KMnO4+SO2+H2O ¾ K2SO4+MnSO4+H2SO4
分析：先列出两个半反应式
KMnO4- +8H+ +5e ¾ ® Mn2+ + 4H2O ¬
SO2 + 2H2O - 2e ¾ ® SO42- + 4H+
将¬ ´ 2， ´ 5，两式相加而得离子方程式。
2KMnO4+5SO2+2H2O ¾ ® K2SO4+2MnSO4+2H2SO4
下面给出一些常用的半反应。
1）氧化剂得电子的半反应式
稀硝酸：NO3- +4H+ + 3e ¾ ® NO + 2H2O
浓硝酸：NO3- +2H+ + e ¾ ® NO2 + H2O
稀冷硝酸：2NO3- +10H+ + 8e ¾ ® N2O + H2O
酸性KMnO4 溶液：MnO4- + 8H+ + 5e ¾ ® Mn2+ + 4H2O
酸性MnO2：MnO2 +4H+ + 2e ¾ ® Mn2+ + 2H2O
酸性K2Cr2O7溶液：Cr2O72- +14H+ + 6e ¾ ® 2Cr3+ + 7H2O
中性或弱碱性KMnO4 溶液：MnO4- + 2H2O + 3e ¾ ® MnO2¯ + 4OH-
2)还原剂失电子的半反应式：
SO2 + 2H2O - 2e ¾ ® SO42- + 4H+
SO32- + 2OH- - 2e ¾ ® SO42- + H2O
H2C2O4 - 2e ¾ ® 2CO2 +2H+
7、分步配平法
此方法在浓硫酸、硝酸等为氧化剂的反应中常用，配平较快，有时可观察心算配平。先列出“O”的设想式。
H2SO4（浓）¾ ® SO2 + 2H2O +[O]
HNO3（稀）¾ ® 2 NO+H2O +3[O]
2HNO3（浓）¾ ® 2 NO2+H2O + [O]
2KMnO4+ 3H2SO4 ¾ ® K2SO4+2MnSO4+ 3H2O+5[O]
K2Cr2O7+ 14H2SO4 ¾ ® K2SO4+Cr2(SO4)3+ 3 [O]
此法以酸作介质，并有水生成。此时作为介质的酸分子的系数和生成的水分子的系数可从氧化剂中氧原子数目求得。
例12： KMnO4+ H2S + H2SO4 ¾ K2SO4+2MnSO4+ S + H2O
分析：H2SO4为酸性介质，在反应中化合价不变。
KMnO4为氧化剂化合价降低“5”， H2S化合价升高“2”。它们的最小公倍数为“10”。由此可知，KMnO4中氧全部转化为水，共8个氧原子，生成8个水分子，需16个氢原子，所以H2SO4系数为“3”。
解：2KMnO4+ 5H2S + 3H2SO4 ¾ ® K2SO4+2MnSO4+ 5S + 8H2O
二；过量与不过量
一一一一、、、、碱金属与氧气反应中氧气过量问题碱金属与氧气反应中氧气过量问题碱金属与氧气反应中氧气过量问题碱金属与氧气反应中氧气过量问题
1、常温下：4Na+O2＝2Na2O；氧气过量：2Na2O+O2=2Na2O2 点燃下：2Na+O2 Na2O2，此反应与氧气是否过量无关。
2、对于：Li+O2 Li2O2；K+O2KO2； Rb+O2RbO2这三个反应均与氧气量多少无关。 二二二二、、、、酸式盐与碱反应反应物相对过量问题酸式盐与碱反应反应物相对过量问题酸式盐与碱反应反应物相对过量问题酸式盐与碱反应反应物相对过量问题 酸式盐与碱充分反应生成正盐和水，若碱中阳离子与酸式盐中阳离子相同，则正盐有一种；若碱中阳离子与酸式盐中阳离子不相同，则正盐有两种。反应中的过量问题应是建立在生成正盐和水的基础上，过量的反应物再与正盐反应生成新的产物，即以不足量物质实际参加离子反应的离子完全反应为基准，同足量物质反应来书写离子方程式。
例如： 例例例例1、、、、向足量的NaHCO3溶液中逐渐滴入澄清石灰水 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式 :Ca(OH)2+2NaHCO3==2H2O+CaCO3↓+Na2CO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：Ca2++2OH-+2HCO3-==2H2O+CaCO3↓+CO32- 例例例例2、、、、向足量的澄清石灰水中逐渐滴入NaHCO3溶液 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:NaHCO3+Ca(OH)2==H2O+CaCO3↓+NaOH 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：HCO3-+Ca2++2OH-==H2O+CaCO3↓+OH- 或或或或HCO3-+Ca2++OH-==H2O+CaCO3↓ 例例例例3、、、、向足量的NaHSO4溶液中逐渐滴入Ba(HCO3)2溶液 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:Ba(HCO3)2+2NaHSO4==2H2O+2CO2↑+BaSO4↓+Na2SO4 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：2HCO3-+Ba2++2H++SO42-==2H2O+2CO2↑+BaSO4↓ 例例例例4、、、、向足量的Ba(HCO3)2溶液中逐渐滴入NaHSO4溶液 化学方程化学方程化学方程化学方程式式式式:NaHSO4+Ba(HCO3)2==H2O+CO2↑+BaSO4↓+NaHCO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：H++SO42-+HCO3-+Ba2+==H2O+CO2↑+BaSO4↓ 例例例例5、、、、向足量的Ca(HCO3)2溶液中逐渐滴入NaOH溶液 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:NaOH+Ca(HCO3)2==H2O+CaCO3↓+NaHCO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：OH-+Ca2++HCO3-==H2O+CaCO3↓ 例例例例6、、、、向足量的NaOH溶液中逐渐滴入Ca(HCO3)2溶液 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:Ca(HCO3)2+2NaOH==2H2O+CaCO3↓+Na2CO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：Ca2++2HCO3-+2OH-==2H2O+CaCO3↓+CO32- 例例例例7、、、、向NaHSO4溶液中逐渐滴入Ba(OH)2溶液至沉淀完全 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:NaHSO4+Ba(OH)2==H2O+BaSO4↓+NaOH 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：H++SO42-+Ba2++OH-==BaSO4↓+H2O 例例例例8、、、、向NaHSO4溶液中逐渐滴入Ba(OH)2溶液至中性 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:2NaHSO4+Ba(OH)2==2H2O+BaSO4↓+Na2SO4 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：2H++2SO42-+Ba2++2OH-==2H2O+BaSO4↓+SO42- 或或或或2H++SO42-+Ba2++2OH-==2H2O+BaSO4↓ 若在例8的中性溶液中继续滴加Ba(OH)2溶液，将看到白色沉淀生成， 其离子方程式其离子方程式其离子方程式其离子方程式SO42-+Ba2+==BaSO4↓ 例例例例9、、、、向足量的NH4HCO3溶液中逐渐滴入NaOH溶液 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:NH4HCO3+2NaOH==NH3.H2O+H2O+Na2CO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：NH4++HCO3-+2OH-==NH3.H2O+H2O+CO32- 例例例例10、、、、向NH4HCO3溶液中加入过量NaOH溶液并加热 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:NH4HCO3+2NaOH==NH3↑+2H2O+Na2CO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：NH4++HCO3-+2OH-==NH3↑+2H2O+CO32-
至于详细的你可以去这看看http://wenku.baidu.com/view/2dfb1c81b9d528ea81c779b3.html
注意氧化剂和还原剂啊，Naclo还原后氧原子去哪里呢，所以要考虑，产物必然有NaCl，比值为1:1，那么NaI中的Na去哪里了呢，只能生成NaOH，所以要有水参与反应。
过量的问题，记住“少定多变”，“少定”指的是量少的物质保持离子个数比与化合物中一致；而量多的物质则要根据量少的予以决定。
如何判断化学反应是否要加水~
反应实质是离子之间反应的都需加水，使之成为溶液，如：NaI和Naclo在酸性（H+）条件下反应实质为2I- +clo- + 2H+ == H2O+I2+Cl-，其生成物为NaCl,I2,H2O，要知道其生成物可以通过配平方成式来找到，特别是对于氧化还原反应，但要注意两点：（1）掌握氧化剂与还原剂起氧化还原作用的元素，如硝酸中的+5价氮，并掌握其变价，N可显-3，+2，+3，+4，+5价，详细见后。
（2）利用电子守恒法配平方程式，详细见后。
二，过量不过量的问题，详细见后。
下面进行逐一分析：
问题1：配出生成物问题
1）掌握氧化剂与还原剂起氧化还原作用的元素，知道其氧化性/还原性。
N可显-3，+2，+3，+4，+5价
s可显-2，+4，+6，价
卤素元素（除F外）可显-1，+1，+3，+5，+7价
------此处不详举--
1．重要的氧化剂
在中学化学里，重要的氧化剂一般有以下几类：
（1）活泼的非金属单质，如Cl2、Br2、O2等。
（2）元素（如Mn等）处于高化合价时的氧化物，如MnO2等。
（3）元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等。
（4）元素（如 Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，比如KMnO4、KClO3、FeCl3等。
（5）过氧化物，如Na2O2等。
2．重要的还原剂
在中学化学里，重要的还原剂一般有以下几类：
（1）活泼的金属单质，如Na、 Al、Zn、Fe等。
（2）某些非金属单质，如H2、C、Si等。
（3）元素（如C、S等）处于低化合价时的氧化物，如CO、SO2等。
（4）元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如HCl、H2S等。
（5）元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等。
二、重要氧化剂和还原剂间的常见反应
【实验1】 取三张滤纸，在一张滤纸的中央滴入饱和NaBr溶液，在另两张滤纸的中央滴入饱和KI溶液。把滴有NaBr溶液和一张滴有KI溶液的滤纸依次放在盛有新制备的饱和氯水瓶的瓶口上方（见下图），观察，滤纸的中央有什么变化？把另一张滴有饱和KI溶液的滤纸放在已置换出红棕色溴的滤纸上，使两者接触，观察，在滤纸中央有什么变化？
分析上述实验现象，并解释原因。
【实验2】 在一支试管中加入少量铁粉，再加入约2 mL浓硫酸，观察发生的现象。
在另一试管中加入适量铁粉，再加入约5 mL稀硫酸，观察发生的现象，并证明所产生的气体是H2。待反应完成后（铁粉略过量），将上层清液分别装入两支试管中（见下图）。在其中一支试管中加入溴水，振荡，观察，有什么现象发生？在另一支试管中加入2滴KSCN溶液，观察现象。然后再加入几滴浓硝酸，观察，溶液颜色有什么变化？
分析上述实验现象，并解释原因。
在【实验1】中，主要发生了以下这些反应：
2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2
2KI＋Cl2===2KCl＋I2
2KI＋Br2===2KBr＋I2
在【实验2】中，主要发生了以下这些反应：
Fe＋H2SO4（稀）===FeSO4＋H2↑
6FeSO4＋3Br2===2Fe2(SO4)3＋2FeBr3
2FeSO4＋2HNO3（浓）＋H2SO4===Fe2(SO4)3＋2NO2↑＋2H2O
Fe3++3SCN-===Fe(SCN)3
通过对上述反应的分析，并结合已学过的有关氧化还原反应的知识，在中学阶段可对重要氧化剂和还原剂间的常见反应，归纳出如下几点：
1．对于氧化剂来说，同主族元素的非金属原子，它们的最外层电子数相同而电子层数不同，电子层数愈多，原子半径愈大，就愈不容易得到电子。因此，它们单质的氧化性就愈弱。例如：
2．对于还原剂来说，金属单质的还原性强弱一般与金属活动性顺序相一致，即愈位于后面的金属，愈不容易失去电子，其还原性就愈弱。
3．元素处于高化合价的物质具有氧化性，在一定的条件下可与还原剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价降低。例如：
2FeCl3＋Fe3FeCl2
4．元素处于低化合价的物质具有还原性，在一定的条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价升高。例如：
CO＋CuOCu＋CO2
6FeSO4＋3Br2===2Fe2(SO4)3＋2FeBr3
后生成H2。例如：
Fe＋H2SO4（稀）===FeSO4＋H2↑
生成SO2。例如：
2H2SO4（浓）＋C2SO2↑＋CO2↑+2H2O
2H2SO4（浓）＋CuCuSO4＋SO2↑＋2H2O
6．不论稀硝酸还是浓硝酸都是强氧化剂，几乎能与所有的金属或非金属
例如：
4HNO3（浓）＋CCO2↑+4NO2↑＋2H2O
4HNO3（浓）＋Cu===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
8HNO3（稀）＋3Cu===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
7．具有多种可变化合价的金属元素，一般是处于最高化合价时的氧化性最强，随着化合价的降低，其氧化性减弱，还原性增强。例如：
总之，氧化剂与还原剂在一定条件下反应时，一般是生成相对弱的还原剂和相对弱的氧化剂，即在适宜的条件下，可用氧化性强的物质制取氧化性弱的物质，也可用还原性强的物质制取还原性弱的物质。例如：
Cl2＋2KI===2KCl＋I2
2Al＋3CuCl2===2AlCl3＋3Cu
讨论2 已知在常温时能发生下列反应：
Fe＋Cu2+===Fe2++Cu
2Fe2+＋Br2===2Fe3+＋2Br-
2Fe3++Cu===2Fe2++Cu2+
根据上述实验事实，分析Fe3+、Fe2+、Cu2+、Br2作为氧化剂时，其氧化能力的强弱顺序。
家庭小实验 变色溶液
把4g葡萄糖和4gNaOH加入一个透明带盖的空塑料瓶中，再加入150 mL水和 2～3滴亚甲基蓝试液（一种氧化还原指示剂）。加盖后振荡（见右图），溶液呈蓝色，静置后溶液变为无色，再振荡溶液又变为蓝色，静置后又变为无色。这个颜色变化过程可以多次重复。
我们知道葡萄糖具有还原性，可作还原剂；空气中的O2具有氧化性，可作氧化剂，它们在碱性溶液中发生氧化还原反应。当振荡溶液时，瓶内的溶液与空气的接触面积增大，O2在溶液中的溶解量增大，使反应向指示剂中的无色基团被O2氧化为蓝色基团的方向进行，因此，溶液变为蓝色；当静置后，溶液中的O2减少，使反应向蓝色基团被葡萄糖还原为无色基团的方向进行，因此，溶液变为无色。如此反复，直到溶液中的葡萄糖消耗完。
问题二：利用电子守恒法配平方程式。
反应中还原剂化合剂升高总数（失去电子总数）和氧化剂化合价降低总数（得到电子总数）相等，
反应前后各种原子个数相等。
下面常用配平方法
观察法
观察法适用于简单的氧化-还原方程式配平。配平关键是观察反应前后原子个数变化，找出关键是观察反应前后原子个数相等。
例1：Fe3O4+CO ¾ Fe+CO2
分析：找出关键元素氧，观察到每一分子Fe3O4反应生成铁，至少需4个氧原子，故此4个氧原子必与CO反应至少生成4个CO2分子。
解：Fe3O4+4CO¾ ® 3Fe+4CO2
有的氧化-还原方程看似复杂，也可根据原子数和守恒的思想利用观察法配平。
例2：P4+P2I4+H2O ¾ PH4I+H3PO4
分析：经观察，由出现次数少的元素原子数先配平。再依次按元素原子守恒依次配平出现次数较多元素。
解：第一步，按氧出现次数少先配平使守恒
P4+P2I4+4H2O ¾ PH4I+H3PO4
第二步：使氢守恒，但仍维持氧守恒
P4+P2I4+4H2O¾ ® PH4I+H3PO4
第三步：使碘守恒，但仍保持以前调平的O、H
P4+5/16P2I4+4H2O ¾ 5/4PH4I+H3PO4
第四步：使磷元素守恒
13/32P4+5/16P2I4+4H2O ¾ ® 5/4PH4I+H3PO4
去分母得
13P4+10P2I4+128H2O¾ ® 40PH4I+32H3PO4
2、最小公倍数法
最小公倍数法也是一种较常用的方法。配平关键是找出前后出现“个数”最多的原子，并求出它们的最小公倍数
例3：Al+Fe3O4 ¾ Al2O3+Fe
分析：出现个数最多的原子是氧。它们反应前后最小公倍数为“3´ 4”，由此把Fe3O4系数乘以3，Al2O3系数乘以4，最后配平其它原子个数。
解：8Al+3Fe3O4¾ ® 4Al2O3+9Fe
3：奇数偶配法
奇数法配平关键是找出反应前后出现次数最多的原子，并使其单（奇）数变双（偶）数，最后配平其它原子的个数。
例4：FeS2+O2 ¾ Fe2O3+SO2
分析：由反应找出出现次数最多的原子，是具有单数氧原子的FeS2变双（即乘2），然后配平其它原子个数。
解：4FeS2+11O2¾ ® 2Fe2O3+8SO2
4、电子得失总数守恒法
这种方法是最普通的一方法，其基本配平步骤课本上已有介绍。这里介绍该配平时的一些技巧。
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对某些较复杂的氧化还原反应，如一种物质中有多个元素的化合价发生变化，可以把这种物质当作一个整体来考虑。
例5：
FeS+H2SO4(浓) ¾ ® Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O
分析：先标出电子转移关系
FeS+H2SO4¾ ® 1/2Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O
该反应中FeS中的Fe，S化合价均发生变化，可将式中FeS作为一个“整体”，其中硫和铁两元素均失去电子，用一个式子表示失电子总数为3e。
2FeS+3H2SO4¾ ® Fe2(SO4)3+2S+3SO2+H2O
然后调整未参加氧化还原各项系数，把H2SO4调平为6H2SO4，把H2O调平为6H2O。
解： 2FeS+6H2SO4¾ ® Fe2(SO4)3+2S+3SO2+6H2O
（二）零价法
对于Fe3C，Fe3P等化合物来说，某些元素化合价难以确定，此时可将Fe3C，Fe3P中各元素视为零价。零价法思想还是把Fe3C，Fe3P等物质视为一整价。
例7：
Fe3C+HNO3 ¾ Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O
Fe3C+HNO3 ¾ ® Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O
再将下边线桥上乘13，使得失电子数相等再配平。
解：
Fe3C+22HNO3（浓）¾ ® 3Fe(NO3)3+CO2+13NO2+11H2O
练习：
Fe3P+HNO3 ¾ ® Fe(NO3)3+NO+H3PO4+H20
得3Fe3P+41HNO39Fe(NO3)3+14NO+3H3PO4+16H2O
（三）歧化反应的配平
同一物质内同一元素间发生氧化-还原反应称为歧化反应。配平时将该物质分子式写两遍，一份作氧化剂，一份作还原剂。接下来按配平一般氧化-还原方程式配平原则配平，配平后只需将该物质前两个系数相加就可以了。
例8：
Cl2+KOH（热）¾ KClO3+KCl+H2O
分析：将Cl2写两遍，再标出电子转移关系
3Cl2+6KOH ¾ ® KClO3+5KCl+3H2O
第二个Cl2前面添系数5，则KCl前需添系数10；给KClO3前添系数2，将右边钾原子数相加，得12，添在KOH前面，最后将Cl2合并，发现可以用2进行约分，得最简整数比。
解：
3Cl2+6KOH ¾ ® KClO3+5KCl+3H2O
（四）逆向配平法
当配平反应物（氧化剂或还原剂）中的一种元素出现几种变价的氧化—还原方程式时，如从反应物开始配平则有一定的难度，若从生成物开始配平，则问题迎刃而解。
例9：
P+CuSO4+H2O ¾ ® Cu3P+H3PO4+H2SO4
分析：这一反应特点是反应前后化合价变化较多，在配平时可选择变化元素较多的一侧首先加系数。本题生成物一侧变价元素较多，故选右侧，采取从右向左配平方法（逆向配平法）。应注意，下列配平时电子转移都是逆向的。
P+CuSO4+H2O ¾ ® Cu3P+H3PO4+H2SO4
所以，Cu3P的系数为5，H3PO4的系数为6，其余观察配平。
解：
11P+15CuSO4+24H2O ¾ ® 5Cu3P+6H3PO4+15 H2SO4
5、原子个数守恒法（待定系数法）
任何化学方程式配平后，方程式两边各种原子个数相等，由此我们可以设反应物和生成物的系数分别是a、b、c¼ ¼ 。
然后根据方程式两边系数关系，列方程组，从而求出a、b、c¼ ¼ 最简数比。
例10：KMnO4+FeS+H2SO4¾ K2SO4+MnSO4+Fe2(SO4)3+S+H2O
分析：此方程式甚为复杂，不妨用原子个数守恒法。设方程式为：
aKMnO4+bFeS+cH2SO4¾ ® d K2SO4+eMnSO4+fFe2(SO4)3+gS+hH2O
根据各原子守恒，可列出方程组：
a=2d （钾守恒）
a=e（锰守恒）
b=2f（铁守恒）
b+c=d+e+3f+g（硫守恒）
4a+4c=4d+4e+12f+h（氧守恒）
c=h（氢守恒）
解方程组时，可设最小系数（此题中为d）为1，则便于计算：得a=6,b=10,d=3,
e=6,f=5,g=10,h=24。
解：6KMnO4+10FeS+24H2SO4¾ ® 3K2SO4+6MnSO4+5Fe2(SO4)3+10S+24H2O
例11：Fe3C+HNO3 ¾ CO2+Fe(NO3)3+NO+H2O
分析：运用待定系数法时，也可以不设出所有系数，如将反应物或生成物之一加上系数，然后找出各项与该系数的关系以简化计算。给Fe3C前加系数a，并找出各项与a的关系，得
aFe3C+HNO3 ¾ ® aCO2+3aFe(NO3)3+(1-9a)NO+1/2H2O
依据氧原子数前后相等列出
3=2a+3´ 3´ 3a+2´ (1-9a)+1/2 a=1/22
代入方程式
1/22 Fe3C+HNO3¾ ® 1/22CO2+3/22Fe(NO3)3+13/22NO+1/2H2O
化为更简整数即得答案：
Fe3C+22HNO3¾ ® CO2+3Fe(NO3)3+13NO+11H2O
6、离子电子法
配平某些溶液中的氧化还原离子方程式常用离子电子法。其要点是将氧化剂得电子的“半反应”式写出，再把还原剂失电子的“半反应”式写出，再根据电子得失总数相等配平。
例11、KMnO4+SO2+H2O ¾ K2SO4+MnSO4+H2SO4
分析：先列出两个半反应式
KMnO4- +8H+ +5e ¾ ® Mn2+ + 4H2O ¬
SO2 + 2H2O - 2e ¾ ® SO42- + 4H+
将¬ ´ 2， ´ 5，两式相加而得离子方程式。
2KMnO4+5SO2+2H2O ¾ ® K2SO4+2MnSO4+2H2SO4
下面给出一些常用的半反应。
1）氧化剂得电子的半反应式
稀硝酸：NO3- +4H+ + 3e ¾ ® NO + 2H2O
浓硝酸：NO3- +2H+ + e ¾ ® NO2 + H2O
稀冷硝酸：2NO3- +10H+ + 8e ¾ ® N2O + H2O
酸性KMnO4 溶液：MnO4- + 8H+ + 5e ¾ ® Mn2+ + 4H2O
酸性MnO2：MnO2 +4H+ + 2e ¾ ® Mn2+ + 2H2O
酸性K2Cr2O7溶液：Cr2O72- +14H+ + 6e ¾ ® 2Cr3+ + 7H2O
中性或弱碱性KMnO4 溶液：MnO4- + 2H2O + 3e ¾ ® MnO2¯ + 4OH-
2)还原剂失电子的半反应式：
SO2 + 2H2O - 2e ¾ ® SO42- + 4H+
SO32- + 2OH- - 2e ¾ ® SO42- + H2O
H2C2O4 - 2e ¾ ® 2CO2 +2H+
7、分步配平法
此方法在浓硫酸、硝酸等为氧化剂的反应中常用，配平较快，有时可观察心算配平。先列出“O”的设想式。
H2SO4（浓）¾ ® SO2 + 2H2O +[O]
HNO3（稀）¾ ® 2 NO+H2O +3[O]
2HNO3（浓）¾ ® 2 NO2+H2O + [O]
2KMnO4+ 3H2SO4 ¾ ® K2SO4+2MnSO4+ 3H2O+5[O]
K2Cr2O7+ 14H2SO4 ¾ ® K2SO4+Cr2(SO4)3+ 3 [O]
此法以酸作介质，并有水生成。此时作为介质的酸分子的系数和生成的水分子的系数可从氧化剂中氧原子数目求得。
例12： KMnO4+ H2S + H2SO4 ¾ K2SO4+2MnSO4+ S + H2O
分析：H2SO4为酸性介质，在反应中化合价不变。
KMnO4为氧化剂化合价降低“5”， H2S化合价升高“2”。它们的最小公倍数为“10”。由此可知，KMnO4中氧全部转化为水，共8个氧原子，生成8个水分子，需16个氢原子，所以H2SO4系数为“3”。
解：2KMnO4+ 5H2S + 3H2SO4 ¾ ® K2SO4+2MnSO4+ 5S + 8H2O
二；过量与不过量
一一一一、、、、碱金属与氧气反应中氧气过量问题碱金属与氧气反应中氧气过量问题碱金属与氧气反应中氧气过量问题碱金属与氧气反应中氧气过量问题
1、常温下：4Na+O2＝2Na2O；氧气过量：2Na2O+O2=2Na2O2 点燃下：2Na+O2 Na2O2，此反应与氧气是否过量无关。
2、对于：Li+O2 Li2O2；K+O2KO2； Rb+O2RbO2这三个反应均与氧气量多少无关。 二二二二、、、、酸式盐与碱反应反应物相对过量问题酸式盐与碱反应反应物相对过量问题酸式盐与碱反应反应物相对过量问题酸式盐与碱反应反应物相对过量问题 酸式盐与碱充分反应生成正盐和水，若碱中阳离子与酸式盐中阳离子相同，则正盐有一种；若碱中阳离子与酸式盐中阳离子不相同，则正盐有两种。反应中的过量问题应是建立在生成正盐和水的基础上，过量的反应物再与正盐反应生成新的产物，即以不足量物质实际参加离子反应的离子完全反应为基准，同足量物质反应来书写离子方程式。
例如： 例例例例1、、、、向足量的NaHCO3溶液中逐渐滴入澄清石灰水 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式 :Ca(OH)2+2NaHCO3==2H2O+CaCO3↓+Na2CO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：Ca2++2OH-+2HCO3-==2H2O+CaCO3↓+CO32- 例例例例2、、、、向足量的澄清石灰水中逐渐滴入NaHCO3溶液 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:NaHCO3+Ca(OH)2==H2O+CaCO3↓+NaOH 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：HCO3-+Ca2++2OH-==H2O+CaCO3↓+OH- 或或或或HCO3-+Ca2++OH-==H2O+CaCO3↓ 例例例例3、、、、向足量的NaHSO4溶液中逐渐滴入Ba(HCO3)2溶液 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:Ba(HCO3)2+2NaHSO4==2H2O+2CO2↑+BaSO4↓+Na2SO4 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：2HCO3-+Ba2++2H++SO42-==2H2O+2CO2↑+BaSO4↓ 例例例例4、、、、向足量的Ba(HCO3)2溶液中逐渐滴入NaHSO4溶液 化学方程化学方程化学方程化学方程式式式式:NaHSO4+Ba(HCO3)2==H2O+CO2↑+BaSO4↓+NaHCO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：H++SO42-+HCO3-+Ba2+==H2O+CO2↑+BaSO4↓ 例例例例5、、、、向足量的Ca(HCO3)2溶液中逐渐滴入NaOH溶液 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:NaOH+Ca(HCO3)2==H2O+CaCO3↓+NaHCO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：OH-+Ca2++HCO3-==H2O+CaCO3↓ 例例例例6、、、、向足量的NaOH溶液中逐渐滴入Ca(HCO3)2溶液 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:Ca(HCO3)2+2NaOH==2H2O+CaCO3↓+Na2CO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：Ca2++2HCO3-+2OH-==2H2O+CaCO3↓+CO32- 例例例例7、、、、向NaHSO4溶液中逐渐滴入Ba(OH)2溶液至沉淀完全 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:NaHSO4+Ba(OH)2==H2O+BaSO4↓+NaOH 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：H++SO42-+Ba2++OH-==BaSO4↓+H2O 例例例例8、、、、向NaHSO4溶液中逐渐滴入Ba(OH)2溶液至中性 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:2NaHSO4+Ba(OH)2==2H2O+BaSO4↓+Na2SO4 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：2H++2SO42-+Ba2++2OH-==2H2O+BaSO4↓+SO42- 或或或或2H++SO42-+Ba2++2OH-==2H2O+BaSO4↓ 若在例8的中性溶液中继续滴加Ba(OH)2溶液，将看到白色沉淀生成， 其离子方程式其离子方程式其离子方程式其离子方程式SO42-+Ba2+==BaSO4↓ 例例例例9、、、、向足量的NH4HCO3溶液中逐渐滴入NaOH溶液 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:NH4HCO3+2NaOH==NH3.H2O+H2O+Na2CO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：NH4++HCO3-+2OH-==NH3.H2O+H2O+CO32- 例例例例10、、、、向NH4HCO3溶液中加入过量NaOH溶液并加热 化学方程式化学方程式化学方程式化学方程式:NH4HCO3+2NaOH==NH3↑+2H2O+Na2CO3 离子方程式离子方程式离子方程式离子方程式：：：：NH4++HCO3-+2OH-==NH3↑+2H2O+CO32-
至于详细的你可以去这看看http://wenku.baidu.com/view/2dfb1c81b9d528ea81c779b3.html
注意氧化剂和还原剂啊，Naclo还原后氧原子去哪里呢，所以要考虑，产物必然有NaCl，比值为1:1，那么NaI中的Na去哪里了呢，只能生成NaOH，所以要有水参与反应。
过量的问题，记住“少定多变”，“少定”指的是量少的物质保持离子个数比与化合物中一致；而量多的物质则要根据量少的予以决定。
如何判断化学反应是否要加水~
守恒法，比如产物有氢而前面反应物没有氢元素，可以试下水，同理，氧元素也一样，其实主要会缺氢离子、氢氧根和水，其他的高中不会要求的
这个主要还是靠熟练的记忆和练习。当然也需要一定的判断方法，为什么Na2CO3+CO2要加水，看后面的产物是什么，NaHCO3，根据元素守恒H是不存在的，所以反应物里肯定含有带有H的物质，就要加水。
NaOH与CO2反应生成Na2CO3+H2O，那反应物里肯定就不要加水了。
希望对你有帮助
初三化学如何判断物质是否反应
答：1、酸+碱：都可以反应 2、酸+盐：只有交换成分后有水、气体或沉淀生成，二者就可以反应 3、碱+盐：首先，二者都应该能溶于水，其次， 交换成分后有水、气体或沉淀生成，同时满足上述两个条件，反应才可以进行。4、盐+盐：首先，二者都应该能溶于水，其次， 交换成分后有水、气体或沉淀生成，同时...
化学问题
答：不能用硝酸替盐酸，会氧化亚硫酸根成硫酸根无法排除，用盐酸排除了银后用氯化钡不用担心引入氯离子 检验胶体：那个是制胶体的方法没错 用丁达尔效应，激光照射出现细长明亮的光路为胶体 都是氧化还原反应：告诉你通法 有元素反应前后化合价升降的都是氧化还原反应 口诀：失升氧（失去电子升价为氧化剂）...
高中化学
答：其中双加压法加压方式合理,吸收率达99.5%,尾气中NOx只有180 ppm左右,可直接经烟囱排入大气,因此是值得大力推广的生产方法。综合法氧化在常压下进行,吸收在加压下进行,设备投资和动力消耗介与常压和加压之间,硝酸浓度仍可达到65%～72%。你问的 加水就是 C步生成硝酸时所用的水，我记得课本上有NO2溶...
最近化学学完了酸碱盐,老师让我们判定那些反应能否发生。
答：1.碱和盐的反应时，反应物必须都是可溶性物质，否则不能反应。2.酸和盐的反应也是一样，必须要可溶。3.不溶的碱只能与酸反应，酸也是一样 4.只有生成沉啶和气体和水才是复分解反应 5.特殊：氯化银和硫酸钡不能与任何酸碱盐反应 主要就这几条，还要记住背溶解性表 ...
初中化学中怎样判断两物质是否反应?
答：这个问题比较棘手，从你讲的情况看来，我只能说是需要慢慢积累的。譬如你说道硫酸钠跟盐酸的反应，显然两者不反应 ，但是为什么硫酸钠不反应而碳酸钠反应呢？说到底不还是酸碱盐反应的一些条件。碳酸钠跟盐酸反应可以这么理解：两个物质都在溶液中，他们都是以离子的形态存在的（分别是氢离子，碳酸根离子，...
怎么物质间判断是否发生化学反应
答：反之则不反应。（离子共存问题）氧化还原反应，给你一组物质，你要先判断，是否两种物质中存在氧化剂和还原剂，假如给你物质A和B，判断A和B是否分别有氧化性和还原性，若有，则能反应，反之不反应碱性氧化物可以和酸反应，酸性氧化物可以跟碱反应有机化学， 你就记住书上提到的那些反应方程式就可以了...
判断一个反应是否放热,只看反应产物可以吗
答：判断一个反应是否放热，不能看反应产物。需要考虑物质的状态以及原子之间的键能等。在化学反应中，反应物总能量大于生成物总能量的反应叫做放热反应。1、所有的燃烧反应都是放热反应 ；2、活泼金属与酸的反应都是放热反应 ；3、中和反应都是放热反应.。化学上把最终表现为吸收热量的化学反应叫做吸热反应。...
化学中如何知道反应是否需要加热
答：通常考虑熵变焓变，熵增焓减不需要条件，自发进行。熵增焓增，熵减焓减，需要高温高压，熵减焓增无法反应。
几个高中化学判断题求高手赐教(麻烦解释为什么)
答：反应的实质是向能减少溶液中某种离子的方向进行。能转化，说明生成碘化银，溶液中银离子浓度会减小。5.错。加入的硫酸铜电离产生铜离子，它和氢离子都能与锌反应，但铜离子氧化性强于氢离子，故先与锌反应生成铜单质，铜锌和稀硫酸构成原电池，化学反应速率加快。6.错。乙烯是石油催化裂化得到的，苯由...
我想知道, 初三化学 的那些 东西, 就是颜色 气味 状态 是否溶于水...
答：5. 掌握化学反应分类的特征及常见反应:a.从物质的组成形式:化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。b.从有无电子转移:氧化还原反应或非氧化还原反应c.从反应的微粒:离子反应或分子反应d.从反应进行程度和方向:可逆反应或不可逆反应e.从反应的热效应:吸热反应或放热反应6.同素异形体一定是单质,同素异形体之间...
