化学实验基本方法
【检查装置的气密性】
连接好装置，把导管口的下端浸入水中，双手紧握试管。若导管口处有气泡冒出，松开手后导管中能形成一段稳定的水柱，则装置气密性良好。 【实验室常见意外事故的处理方法】
1、酸粘在皮肤上：立即用较多的水冲洗（如果是浓硫酸，必须先迅速用抹布擦拭），再用碳酸氢钠溶液或
肥皂水冲洗。 2、碱粘在皮肤上：先用大量水冲洗，再涂上硼酸或醋酸溶液。
3、水银温度计破裂：用硫粉覆盖吸收水银，是汞转化成不能挥发的硫化汞。
【物质的分离和提纯】
物质的分离是把混合物中各物质经过物理(或化学) 变化，将其彼此分开的过程，分开后各物质要恢复到原来的状态；物质的提纯是把混合物中的杂质除去，以得到纯物质的过程。 【物质的分离和提纯方法】
【萃取】
利用溶质在互不相溶的溶剂离溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来的方法。
要求：1、萃取剂不能与被萃取物质发生化学反应
2、被萃取物在其中的溶解度明显大于在原溶剂中的溶解度
【萃取的操作方法】
①用普通漏斗把待萃取的溶液注入分液漏斗，再注入足量萃取液；
②随即振荡，使溶质充分转移到萃取剂中。振荡的方法是用右手压住上口玻璃塞，左手握住活塞部分，反复倒转漏斗并用力振荡；
③然后将分液漏斗置于铁架台的铁环上静置，待分层后进行分液
【分液的操作方法】
①用普通漏斗把要分离的液体注入分液漏斗内，盖好玻璃塞；
②将分液漏斗置于铁架台的铁圈上，静置，分层；
③将玻璃塞打开，使塞上的凹槽对准漏牛口上的小孔再盖好，使漏斗内外空气相通，保证漏斗里的液体能够流出；
④打开活塞，下层液体从下口放出，上层液体由上口放出。 ⑤从漏斗上端口倒出上层液体。
化学计量在实验中的应用
【物质的量】
定义：表示一定数目粒子的集合体 符号:n 单位:摩尔(mol)
-1223
阿伏加德罗常数：0.012kgC 中所含有的碳原子数。用N A 表示。 约为6.02x10 微粒与物质的量 公式：n=
N NA
【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 公式：n=
m M
【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
微粒的数目一定时，固体液体主要决定：微粒的大小。气体主要决定：微粒间的距离 公式：n=
V Vm
标准状况下 （0℃，101kPa ），1mol 任何气体的体积都约为22.4L 【阿伏加德罗定律及其推论】
同温同压下， 相同体积的任何气体都含有相同的分子数 克拉伯龙方程式：PV=nRT PM=ρRT
1、T P相同：V1:V2=n1:n2 ρ1:ρ2=M1:M2=相对密度
2、T V相同：P1:P2=n1:n2
3、T P V相同:M1:M2=m1:m2=相对密度 4、T P m相同:V1:V2=M2:M1 注：“相对密度”：例如:氧气的相对密度是16。（氧气的相对分子质量是32,32/2=16） 【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C B 单位：mol/l
公式：C B =nB /V C=1000ρω/M （其中ρ单位为g/cm3，C 单位为mol/L M单位为g/mol） 溶液稀释规律 C（浓）×V （浓）=C（稀）×V （稀） 【溶液的配置】
容量瓶：温度、规格（100ml 、250 ml、500 ml、1000 ml）、刻度线 （l ）配制溶质质量分数一定的溶液
计算：算出所需溶质和水的质量。把水的质量换算成体积。如溶质是液体时，要算出液体的体积。 称量：用天平称取固体溶质的质量；用量简量取所需液体、水的体积。
溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯里, 加入所需的水, 用玻璃棒搅拌使溶质完全溶解. （2）配制一定物质的量浓度的溶液（配制前要检查容量瓶是否漏水） 1. 计算：算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。 2. 称量：用托盘天平称取固体溶质质量。
3. 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，并恢复至室温。 4. 移液：用玻璃棒将溶液引流注入容量瓶里。
5. 洗涤：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。 6. 定容：继续往容量瓶中加水，直到液面接近刻度1-2cm 处，改用胶头滴管加水，使溶液凹面恰好与刻度
相切。把容量瓶盖紧，再振荡摇匀。
7. 装瓶贴签
【误差分析】 （以配制0.1mol/L NaOH溶液为例）
一、比水重的溶液
1、密度越大，浓度（可用溶质的质量分数或物质的量浓度表示）越大。如H 2SO 4、NaCl 等的水溶液。 2、比水重的两种溶液等体积混合后，所得混合溶液溶质的质量分数大于混合前两溶液溶质的质量分数之
和的平均值，即：ω混＞（ω1+ω2）/2 3、比水重的两种溶液等质量混合后，ω混=（ω1+ω2）/2 二、比水轻的溶液：
1、密度越大，浓度越小。如氨水、酒精等溶液。
2、比水重的两种溶液等体积混合后，所得混合溶液溶质的质量分数小于混合前两溶液溶质的质量分数之
和的平均值，即：ω混＜（ω1+ω2）/2 3、比水重的两种溶液等质量混合后，ω混=（ω1+ω2）/2 三、密度与浓度的换算
C=1000ρω/M （其中ρ单位为g/cm3，C 单位为mol/L M单位为g/mol）
物质的分类
【物质的分类】
分类方法：树状分类法、交叉分类法
【分散系相关概念】
1、分散质：被分散的物质。
2、分散剂：分散质分散在其中的物质，起容纳分散质的作用。
3、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。
【胶体的性质】
1、 丁达尔效应：让一束平行光线通过胶体，从垂直于光束的方向，可以观察到一条光亮的“通路”。 2、 布朗运动：胶体分散质粒子做不停的、无秩序的运动的现象。
3、 电泳现象：在外加电场的作用下胶体微粒在分散剂里做定向移动的现象。 4、 胶体的聚沉：消除胶粒所带电荷，并使其凝集沉降的方法。
方法 ：（1）加电解质溶液（也称盐析）：如卤水点豆腐 （2）加带相反电荷的胶粒
（3）加热：如煮鸡蛋
5、胶粒的带电性： 正电——金属氢化物、金属氧化物
负电——非金属氧化物、金属硫化物、硅酸
中性——蛋白质、淀粉
注意：胶体不带电，胶粒带电。
7、胶体的应用：三角洲的形成、明矾净水、卤水点豆腐、高压电除尘、土壤保肥 【制氢氧化铁胶体】
三个要点：饱和FeCl3溶液、沸水、逐滴加入
1、步骤：取一只烧杯，加入50mL 蒸馏水，加热至沸腾，然后向沸水中滴加饱和FeCl 3溶液。继续煮沸，待溶液变成红褐色时停止加热。
2、方程式：Fe 3++3H2
3（胶体）+3H+
注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。
离子反应
【电解质和非电解质】
凡在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物叫电解质。
在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。
注意：1、电解质、非电解质都是指化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质
2、电解质一定是指自身电离生成离子的化合物。有些化合物水溶液能导电，但溶液中的离子不是
其自身电离产生的。如：CO 2、SO 2、SO 3、NH 3是非电解质，它们与水反应生成的产物H 2CO 3、H 2SO 3、H 2SO 4、NH 3·H 2O 是电解质
【强电解质与弱电解质的比较】
说明：电解质的强弱与溶解性无关。BaSO 4、CaCO 3虽然难溶于水却是强电解质，Pb(CH3COO) 2尽管能溶于水确是弱电解质。
【离子反应和离子方程式】
1、 离子反应：在溶液中（或融融状态）有离子参加或生成的反应。
2、 离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。
注意：未处于自由移动离子状态的反应不能写成离子方程式。如：氯化铵固体和氢氧化钙固体反应。 3、 书写步骤：写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式
删：将不参加反应的离子从方程式两端删去
查：约分化简并检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等
4、 意义：不仅表示一定物质间的某个反应，而且还能表示同一类的反应。如：H ++OH-=H2O 【离子反应发生的条件】（1）生成难溶的物质：BaSO4、AgCl 、CaCO3 （2）生成挥发性的物质：CO 2、SO 2、H 2S 等气体
（3）生成难电离的物质：H 2O
（4）发生氧化还原反应：Fe+Cu2+=Cu+Fe2+
※拆
1、强酸、强碱、易溶于水的盐写成离子形式，
难溶物、气体、单质、难电离物质、非电解质等写化学式。
2、强酸的酸式酸根 如HSO 4- 写成H +和SO 42- ， 弱酸的酸式酸根 如HCO 3-、HS -、HSO 3- 不拆 3、对微溶物的处理：i 在产物中写成分子形式，不拆
ii 在反应物中处于澄清溶液状态（如 澄清石灰水），要拆
iii 在反应物中处于悬浊液或固态（如 石灰乳），不拆
【过量与不足型离子方程式的书写】——“少定多变法” “少定”即量少的反应物，其离子的计量数按化学式确定，“多变”即过量的反应物，其计量数根据反应的需要量确定，不受化学式中的比例制约，是可变的。
例1：Ca （HCO 3）2溶液中加入过量的NaOH 溶液，先确定Ca 2+和HCO 3-的比例为2:1，再取用OH -。
中和2个HCO 3-需要2个OH -，则可写出：Ca 2++ 2HCO3-+ 2OH- = CaCO3↓+CO32-+2H2O
例2：Ca （HCO 3）2溶液中加入少量的NaOH 溶液，先确定Na+和OH -的比例为1:1，现只需要1个HCO 3-。 方程式为：OH - +Ca2+ +HCO3- = CaCO3↓+ H2O
【离子共存】
溶液中的离子能不能共存，实际上就是有没有发生离子反应。
2＋3＋2＋-注意:1、无色溶液应排除有色离子：Fe (浅绿色) 、Fe (黄色) 、Cu (蓝色) 、MnO 4(紫色) 等离子
2、酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的H ＋（或OH -）
3、弱酸的酸式酸根在强酸、强碱环境中均不能大量存在
氧化还原反应
【氧化还原反应中的转化关系】
化合价升高 失电子 被氧化 做还原剂 显还原性 化合价降低 得电子 被还原 做氧化剂 显氧化性 【氧化性、还原性强弱的判断】 1、 根据同种元素的化合价高低判断
元素处于最高价，该元素只有氧化性；元素处于最低价，该元素只有还原性；元素处于中间价态，则既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高氧化性就越强，价态越低还原性就越强。 2、 根据氧化还原反应方程式中前后关系判断
氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 3、 根据金属活动性顺序表中前后顺序判断
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H ）Cu Hg Ag Pt Au 还原性减弱
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+
氧化性增强
4、 根据元素周期表中的顺序判断
同一周期元素，从左到右，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱 同一主族元素，从上到下，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强 5、 根据反应发生的条件判断
氧化还原反应越容易进行（反应所需的条件越低），则相应的性质就越强 6、 同一条件下根据反应的剧烈程度来判断 反应越剧烈的，其相应的性质就越强
7、 根据元素最高价化合物对应的水化物酸碱性判断
最高价氧化物对应的水化物酸性越强，则非金属的氧化性就越强 最高价氧化物对应的水化物碱性越强，则金属的还原性就越强 【常见的氧化剂】
(1) 活泼的非金属单质：O 2、Cl 2、Br 2 (2) 含高价金属阳离子的化合物：FeCl 3
(3) 含某些较高化合价元素的化合物：浓H 2SO 4 、HNO 3、KMnO 4、MnO 2 【常见的还原剂】
(1) 活泼或或较活泼的金属：K 、Ca 、Na 、Al 、Mg 、Zn (按金属活动性顺序，还原性递减) (2) 含低价金属阳离子的化合物：Fe (3) 某些非金属单质：C 、H 2
(4) 含有较低化合价元素的化合物：HCl 、H 2S 、HI 、KI 【氧化还原反应方程式的配平】
1、 方法：一标、二等、三定、四平、五查 2、 一个关键：
准确判断并标出变价元素的化合价，求得化合价升降数及其最小公倍数，进而求得基准计量数。 3、 三个原则：
1质量守恒：反应前后各元素的原子（离子）个数相等； ○
2得失电子守恒：氧化剂得电子的总数与还原剂失电子总数相等； ○
3电荷守恒：反应前后各带电微粒所带电荷总数相等。 ○
2＋
化学实验基本方法
【检查装置的气密性】
连接好装置，把导管口的下端浸入水中，双手紧握试管。若导管口处有气泡冒出，松开手后导管中能形成一段稳定的水柱，则装置气密性良好。 【实验室常见意外事故的处理方法】
1、酸粘在皮肤上：立即用较多的水冲洗（如果是浓硫酸，必须先迅速用抹布擦拭），再用碳酸氢钠溶液或
肥皂水冲洗。 2、碱粘在皮肤上：先用大量水冲洗，再涂上硼酸或醋酸溶液。
3、水银温度计破裂：用硫粉覆盖吸收水银，是汞转化成不能挥发的硫化汞。
【物质的分离和提纯】
物质的分离是把混合物中各物质经过物理(或化学) 变化，将其彼此分开的过程，分开后各物质要恢复到原来的状态；物质的提纯是把混合物中的杂质除去，以得到纯物质的过程。 【物质的分离和提纯方法】
【萃取】
利用溶质在互不相溶的溶剂离溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来的方法。
要求：1、萃取剂不能与被萃取物质发生化学反应
2、被萃取物在其中的溶解度明显大于在原溶剂中的溶解度
【萃取的操作方法】
①用普通漏斗把待萃取的溶液注入分液漏斗，再注入足量萃取液；
②随即振荡，使溶质充分转移到萃取剂中。振荡的方法是用右手压住上口玻璃塞，左手握住活塞部分，反复倒转漏斗并用力振荡；
③然后将分液漏斗置于铁架台的铁环上静置，待分层后进行分液
【分液的操作方法】
①用普通漏斗把要分离的液体注入分液漏斗内，盖好玻璃塞；
②将分液漏斗置于铁架台的铁圈上，静置，分层；
③将玻璃塞打开，使塞上的凹槽对准漏牛口上的小孔再盖好，使漏斗内外空气相通，保证漏斗里的液体能够流出；
④打开活塞，下层液体从下口放出，上层液体由上口放出。 ⑤从漏斗上端口倒出上层液体。
化学计量在实验中的应用
【物质的量】
定义：表示一定数目粒子的集合体 符号:n 单位:摩尔(mol)
-1223
阿伏加德罗常数：0.012kgC 中所含有的碳原子数。用N A 表示。 约为6.02x10 微粒与物质的量 公式：n=
N NA
【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 公式：n=
m M
【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
微粒的数目一定时，固体液体主要决定：微粒的大小。气体主要决定：微粒间的距离 公式：n=
V Vm
标准状况下 （0℃，101kPa ），1mol 任何气体的体积都约为22.4L 【阿伏加德罗定律及其推论】
同温同压下， 相同体积的任何气体都含有相同的分子数 克拉伯龙方程式：PV=nRT PM=ρRT
1、T P相同：V1:V2=n1:n2 ρ1:ρ2=M1:M2=相对密度
2、T V相同：P1:P2=n1:n2
3、T P V相同:M1:M2=m1:m2=相对密度 4、T P m相同:V1:V2=M2:M1 注：“相对密度”：例如:氧气的相对密度是16。（氧气的相对分子质量是32,32/2=16） 【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C B 单位：mol/l
公式：C B =nB /V C=1000ρω/M （其中ρ单位为g/cm3，C 单位为mol/L M单位为g/mol） 溶液稀释规律 C（浓）×V （浓）=C（稀）×V （稀） 【溶液的配置】
容量瓶：温度、规格（100ml 、250 ml、500 ml、1000 ml）、刻度线 （l ）配制溶质质量分数一定的溶液
计算：算出所需溶质和水的质量。把水的质量换算成体积。如溶质是液体时，要算出液体的体积。 称量：用天平称取固体溶质的质量；用量简量取所需液体、水的体积。
溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯里, 加入所需的水, 用玻璃棒搅拌使溶质完全溶解. （2）配制一定物质的量浓度的溶液（配制前要检查容量瓶是否漏水） 1. 计算：算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。 2. 称量：用托盘天平称取固体溶质质量。
3. 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，并恢复至室温。 4. 移液：用玻璃棒将溶液引流注入容量瓶里。
5. 洗涤：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。 6. 定容：继续往容量瓶中加水，直到液面接近刻度1-2cm 处，改用胶头滴管加水，使溶液凹面恰好与刻度
相切。把容量瓶盖紧，再振荡摇匀。
7. 装瓶贴签
【误差分析】 （以配制0.1mol/L NaOH溶液为例）
一、比水重的溶液
1、密度越大，浓度（可用溶质的质量分数或物质的量浓度表示）越大。如H 2SO 4、NaCl 等的水溶液。 2、比水重的两种溶液等体积混合后，所得混合溶液溶质的质量分数大于混合前两溶液溶质的质量分数之
和的平均值，即：ω混＞（ω1+ω2）/2 3、比水重的两种溶液等质量混合后，ω混=（ω1+ω2）/2 二、比水轻的溶液：
1、密度越大，浓度越小。如氨水、酒精等溶液。
2、比水重的两种溶液等体积混合后，所得混合溶液溶质的质量分数小于混合前两溶液溶质的质量分数之
和的平均值，即：ω混＜（ω1+ω2）/2 3、比水重的两种溶液等质量混合后，ω混=（ω1+ω2）/2 三、密度与浓度的换算
C=1000ρω/M （其中ρ单位为g/cm3，C 单位为mol/L M单位为g/mol）
物质的分类
【物质的分类】
分类方法：树状分类法、交叉分类法
【分散系相关概念】
1、分散质：被分散的物质。
2、分散剂：分散质分散在其中的物质，起容纳分散质的作用。
3、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。
【胶体的性质】
1、 丁达尔效应：让一束平行光线通过胶体，从垂直于光束的方向，可以观察到一条光亮的“通路”。 2、 布朗运动：胶体分散质粒子做不停的、无秩序的运动的现象。
3、 电泳现象：在外加电场的作用下胶体微粒在分散剂里做定向移动的现象。 4、 胶体的聚沉：消除胶粒所带电荷，并使其凝集沉降的方法。
方法 ：（1）加电解质溶液（也称盐析）：如卤水点豆腐 （2）加带相反电荷的胶粒
（3）加热：如煮鸡蛋
5、胶粒的带电性： 正电——金属氢化物、金属氧化物
负电——非金属氧化物、金属硫化物、硅酸
中性——蛋白质、淀粉
注意：胶体不带电，胶粒带电。
7、胶体的应用：三角洲的形成、明矾净水、卤水点豆腐、高压电除尘、土壤保肥 【制氢氧化铁胶体】
三个要点：饱和FeCl3溶液、沸水、逐滴加入
1、步骤：取一只烧杯，加入50mL 蒸馏水，加热至沸腾，然后向沸水中滴加饱和FeCl 3溶液。继续煮沸，待溶液变成红褐色时停止加热。
2、方程式：Fe 3++3H2
3（胶体）+3H+
注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。
离子反应
【电解质和非电解质】
凡在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物叫电解质。
在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。
注意：1、电解质、非电解质都是指化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质
2、电解质一定是指自身电离生成离子的化合物。有些化合物水溶液能导电，但溶液中的离子不是
其自身电离产生的。如：CO 2、SO 2、SO 3、NH 3是非电解质，它们与水反应生成的产物H 2CO 3、H 2SO 3、H 2SO 4、NH 3·H 2O 是电解质
【强电解质与弱电解质的比较】
说明：电解质的强弱与溶解性无关。BaSO 4、CaCO 3虽然难溶于水却是强电解质，Pb(CH3COO) 2尽管能溶于水确是弱电解质。
【离子反应和离子方程式】
1、 离子反应：在溶液中（或融融状态）有离子参加或生成的反应。
2、 离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。
注意：未处于自由移动离子状态的反应不能写成离子方程式。如：氯化铵固体和氢氧化钙固体反应。 3、 书写步骤：写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式
删：将不参加反应的离子从方程式两端删去
查：约分化简并检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等
4、 意义：不仅表示一定物质间的某个反应，而且还能表示同一类的反应。如：H ++OH-=H2O 【离子反应发生的条件】（1）生成难溶的物质：BaSO4、AgCl 、CaCO3 （2）生成挥发性的物质：CO 2、SO 2、H 2S 等气体
（3）生成难电离的物质：H 2O
（4）发生氧化还原反应：Fe+Cu2+=Cu+Fe2+
※拆
1、强酸、强碱、易溶于水的盐写成离子形式，
难溶物、气体、单质、难电离物质、非电解质等写化学式。
2、强酸的酸式酸根 如HSO 4- 写成H +和SO 42- ， 弱酸的酸式酸根 如HCO 3-、HS -、HSO 3- 不拆 3、对微溶物的处理：i 在产物中写成分子形式，不拆
ii 在反应物中处于澄清溶液状态（如 澄清石灰水），要拆
iii 在反应物中处于悬浊液或固态（如 石灰乳），不拆
【过量与不足型离子方程式的书写】——“少定多变法” “少定”即量少的反应物，其离子的计量数按化学式确定，“多变”即过量的反应物，其计量数根据反应的需要量确定，不受化学式中的比例制约，是可变的。
例1：Ca （HCO 3）2溶液中加入过量的NaOH 溶液，先确定Ca 2+和HCO 3-的比例为2:1，再取用OH -。
中和2个HCO 3-需要2个OH -，则可写出：Ca 2++ 2HCO3-+ 2OH- = CaCO3↓+CO32-+2H2O
例2：Ca （HCO 3）2溶液中加入少量的NaOH 溶液，先确定Na+和OH -的比例为1:1，现只需要1个HCO 3-。 方程式为：OH - +Ca2+ +HCO3- = CaCO3↓+ H2O
【离子共存】
溶液中的离子能不能共存，实际上就是有没有发生离子反应。
2＋3＋2＋-注意:1、无色溶液应排除有色离子：Fe (浅绿色) 、Fe (黄色) 、Cu (蓝色) 、MnO 4(紫色) 等离子
2、酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的H ＋（或OH -）
3、弱酸的酸式酸根在强酸、强碱环境中均不能大量存在
氧化还原反应
【氧化还原反应中的转化关系】
化合价升高 失电子 被氧化 做还原剂 显还原性 化合价降低 得电子 被还原 做氧化剂 显氧化性 【氧化性、还原性强弱的判断】 1、 根据同种元素的化合价高低判断
元素处于最高价，该元素只有氧化性；元素处于最低价，该元素只有还原性；元素处于中间价态，则既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高氧化性就越强，价态越低还原性就越强。 2、 根据氧化还原反应方程式中前后关系判断
氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 3、 根据金属活动性顺序表中前后顺序判断
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H ）Cu Hg Ag Pt Au 还原性减弱
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+
氧化性增强
4、 根据元素周期表中的顺序判断
同一周期元素，从左到右，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱 同一主族元素，从上到下，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强 5、 根据反应发生的条件判断
氧化还原反应越容易进行（反应所需的条件越低），则相应的性质就越强 6、 同一条件下根据反应的剧烈程度来判断 反应越剧烈的，其相应的性质就越强
7、 根据元素最高价化合物对应的水化物酸碱性判断
最高价氧化物对应的水化物酸性越强，则非金属的氧化性就越强 最高价氧化物对应的水化物碱性越强，则金属的还原性就越强 【常见的氧化剂】
(1) 活泼的非金属单质：O 2、Cl 2、Br 2 (2) 含高价金属阳离子的化合物：FeCl 3
(3) 含某些较高化合价元素的化合物：浓H 2SO 4 、HNO 3、KMnO 4、MnO 2 【常见的还原剂】
(1) 活泼或或较活泼的金属：K 、Ca 、Na 、Al 、Mg 、Zn (按金属活动性顺序，还原性递减) (2) 含低价金属阳离子的化合物：Fe (3) 某些非金属单质：C 、H 2
(4) 含有较低化合价元素的化合物：HCl 、H 2S 、HI 、KI 【氧化还原反应方程式的配平】
1、 方法：一标、二等、三定、四平、五查 2、 一个关键：
准确判断并标出变价元素的化合价，求得化合价升降数及其最小公倍数，进而求得基准计量数。 3、 三个原则：
1质量守恒：反应前后各元素的原子（离子）个数相等； ○
2得失电子守恒：氧化剂得电子的总数与还原剂失电子总数相等； ○
3电荷守恒：反应前后各带电微粒所带电荷总数相等。 ○
2＋