第二章 化學物質及其變化一、物質的分類 金屬：Na、Mg、Al單質非金屬：S、O、N酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等氧化物 堿性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3氧化物：Al2O3等純 鹽氧化物：CO、NO等凈 含氧酸：HNO3、H2SO4等物 按酸根分無氧酸：HCl強酸：HNO3、H2SO4 、HCl酸 按強弱分弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH化 一元酸：HCl、HNO3合 按電離出的H+數分 二元酸：H2SO4、H2SO3物 多元酸：H3PO4強堿：NaOH、Ba(OH)2物 按強弱分質 弱堿：NH3H2O、Fe(OH)3堿 一元堿：NaOH、按電離出的HO-數分 二元堿：Ba(OH)2多元堿：Fe(OH)3正鹽：Na2CO3鹽 酸式鹽：NaHCO3堿式鹽：Cu2(OH)2CO3溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等 混 懸濁液：泥水混合物等合 乳濁液：油水混合物物 膠體：Fe(OH)3膠體、淀粉溶液、煙、霧、有色玻璃等二、分散系相關概念 1. 分散系：一種物質（或幾種物質）以粒子形式分散到另一種物質里所形成的混合物，統稱為分散系。 2. 分散質：分散系中分散成粒子的物質。 3. 分散劑：分散質分散在其中的物質。4、分散系的分類：當分散劑是水或其他液體時，如果按照分散質粒子的大小來分類，可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質粒子直徑小于1nm的分散系叫溶液，在1nm100nm之間的分散系稱為膠體，而分散質粒子直徑大于100nm的分散系叫做濁液。下面比較幾種分散系的不同：分散系溶液膠體濁液分散質的直徑1nm（粒子直徑小于10-9m）1nm100nm（粒子直徑在10-9 10-7m）100nm（粒子直徑大于10-7m）分散質粒子單個小分子或離子許多小分子集合體或高分子巨大數目的分子集合體實例溶液酒精、氯化鈉等淀粉膠體、氫氧化鐵膠體等石灰乳、油水等性質外觀均一、透明均一、透明不均一、不透明穩定性穩定較穩定不穩定能否透過濾紙能能不能能否透過半透膜能不能不能鑒別無丁達爾效應有丁達爾效應靜置分層注意：三種分散系的本質區別：分散質粒子的大小不同。 三、膠體1、膠體的定義：分散質粒子直徑大小在10-910-7m之間的分散系。2、膠體的分類： . 根據分散質微粒組成的狀況分類：如：膠體膠粒是由許多等小分子聚集一起形成的微粒，其直徑在1nm100nm之間，這樣的膠體叫粒子膠體。 又如：淀粉屬高分子化合物，其單個分子的直徑在1nm100nm范圍之內，這樣的膠體叫分子膠體。 . 根據分散劑的狀態劃分：如：煙、云、霧等的分散劑為氣體，這樣的膠體叫做氣溶膠；AgI溶膠、溶膠、溶膠，其分散劑為水，分散劑為液體的膠體叫做液溶膠；有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑，這樣的膠體叫做固溶膠。3、膠體的制備A. 物理方法 機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒的大小 溶解法：利用高分子化合物分散在合適的溶劑中形成膠體，如蛋白質溶于水，淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有機溶劑等。B. 化學方法 水解促進法：FeCl3+3H2O（沸）= （膠體）+3HCl 復分解反應法：KI+AgNO3=AgI（膠體）+KNO3 Na2SiO3+2HCl=H2SiO3（膠體）+2NaCl思考：若上述兩種反應物的量均為大量，則可觀察到什么現象？如何表達對應的兩個反應方程式？提示：KI+AgNO3=AgI+KNO3（黃色）Na2SiO3+2HCl=H2SiO3+2NaCl（白色）4、膠體的性質： 丁達爾效應丁達爾效應是粒子對光散射作用的結果，是一種物理現象。丁達爾現象產生的原因，是因為膠體微粒直徑大小恰當，當光照射膠粒上時，膠粒將光從各個方面全部反射，膠粒即成一小光源（這一現象叫光的散射），故可明顯地看到由無數小光源形成的光亮“通路”。當光照在比較大或小的顆粒或微粒上則無此現象，只發生反射或將光全部吸收的現象，而以溶液和濁液無丁達爾現象，所以丁達爾效應常用于鑒別膠體和其他分散系。 布朗運動在膠體中，由于膠粒在各個方向所受的力不能相互平衡而產生的無規則的運動，稱為布朗運動。是膠體穩定的原因之一。 電泳在外加電場的作用下，膠體的微粒在分散劑里向陰極（或陽極）作定向移動的現象。膠體具有穩定性的重要原因是同一種膠粒帶有同種電荷，相互排斥，另外，膠粒在分散力作用下作不停的無規則運動，使其受重力的影響有較大減弱，兩者都使其不易聚集，從而使膠體較穩定。說明：A、電泳現象表明膠粒帶電荷，但膠體都是電中性的。膠粒帶電的原因：膠體中單個膠粒的體積小，因而膠體中膠粒的表面積大，因而具備吸附能力。有的膠體中的膠粒吸附溶液中的陽離子而帶正電；有的則吸附陰離子而帶負電膠體的提純，可采用滲析法來提純膠體。使分子或離子通過半透膜從膠體里分離出去的操作方法叫滲析法。其原理是膠體粒子不能透過半透膜，而分子和離子可以透過半透膜。但膠體粒子可以透過濾紙，故不能用濾紙提純膠體。B、在此要熟悉常見膠體的膠粒所帶電性，便于判斷和分析一些實際問題。帶正電的膠粒膠體：金屬氫氧化物如、膠體、金屬氧化物。帶負電的膠粒膠體：非金屬氧化物、金屬硫化物As2S3膠體、硅酸膠體、土壤膠體特殊：AgI膠粒隨著AgNO3和KI相對量不同，而可帶正電或負電。若KI過量，則AgI膠粒吸附較多I而帶負電；若AgNO3過量，則因吸附較多Ag+而帶正電。當然，膠體中膠粒帶電的電荷種類可能與其他因素有關。C、同種膠體的膠粒帶相同的電荷。 D、固溶膠不發生電泳現象。凡是膠粒帶電荷的液溶膠，通常都可發生電泳現象。氣溶膠在高壓電的條件也能發生電泳現象。膠體根據分散質微粒組成可分為粒子膠體（如膠體，AgI膠體等）和分子膠體如淀粉溶液，蛋白質溶液（習慣仍稱其溶液，其實分散質微粒直徑已達膠體范圍），只有粒子膠體的膠粒帶電荷，故可產生電泳現象。整個膠體仍呈電中性，所以在外電場作用下作定向移動的是膠粒而非膠體。聚沉膠體分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的現象稱為膠體的聚沉。能促使溶膠聚沉的外因有加電解質（酸、堿及鹽）、加熱、溶膠濃度增大、加膠粒帶相反電荷的膠體等。有時膠體在凝聚時，會連同分散劑一道凝結成凍狀物質，這種凍狀物質叫凝膠。膠體穩定存在的原因：（1）膠粒小，可被溶劑分子沖擊不停地運動，不易下沉或上浮（2）膠粒帶同性電荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮膠體凝聚的方法： （1）加入電解質：電解質電離出的陰、陽離子與膠粒所帶的電荷發生電性中和，使膠粒間的排斥力下降，膠粒相互結合，導致顆粒直徑107m，從而沉降。能力：離子電荷數，離子半徑陽離子使帶負電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：Al3+Fe3+H+Mg2+Na+陰離子使帶正電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：SO42NO3Cl（2）加入帶異性電荷膠粒的膠體：（3）加熱、光照或射線等：加熱可加快膠粒運動速率，增大膠粒之間的碰撞機會。如蛋白質溶液加熱，較長時間光照都可使其凝聚甚至變性。5、膠體的應用 膠體的知識在生活、生產和科研等方面有著重要用途，如常見的有： 鹽鹵點豆腐：將鹽鹵（）或石膏（）溶液加入豆漿中，使豆腐中的蛋白質和水等物質一起凝聚形成凝膠。 肥皂的制取分離 明礬、溶液凈水 FeCl3溶液用于傷口止血 江河入海口形成的沙洲 水泥硬化 冶金廠大量煙塵用高壓電除去 土壤膠體中離子的吸附和交換過程，保肥作用 硅膠的制備： 含水4%的叫硅膠 用同一鋼筆灌不同牌號墨水易發生堵塞6、膠體的提純凈化 利用滲析的方法，將膠體中的雜質離子或小分子除去。 實驗步驟 （1）把10mL淀粉膠體和5mLNaCl溶液的混合液體，加入用半透膜制成的袋內，將此袋浸入蒸餾水中（如圖）（半透膜可用雞蛋殼膜、牛皮紙、膠棉薄膜、玻璃紙等制成，它有非常細小的孔，只能允許較小的離子、分子透過）。 （2）2min后，用兩支試管各取燒杯中的液體5mL，向其中一支試管里滴加少量AgNO3溶液，向另一支試管里滴加少量碘水，觀察現象。 實驗現象：可以看到在加入AgNO3溶液的試管里出現了白色沉淀；在加入碘水的試管里并沒有發生變化。 實驗結論：Cl能透過半透膜，從半透膜袋中擴散到了蒸餾水中，淀粉不能透過半透膜，沒有擴散到蒸餾水中。膠體分散質的粒子比溶液分散質的粒子大。 注意事項：半透膜袋要經檢驗未破損，否則，淀粉粒子也會進入蒸餾水。不能用自來水代替蒸餾水，否則，實驗結論不可靠。一般要在2min以后再作Cl的檢驗，否則，Cl出來的太少，現象不明顯。 四、離子反應1、電離 ( ionization )電離：電解質溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。酸、堿、鹽的水溶液可以導電，說明他們可以電離出自由移動的離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態下也能電離而導電，于是我們依據這個性質把能夠在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物統稱為電解質。2、電離方程式H2SO4 = 2H+ + SO42- HCl = H+ + Cl- HNO3 = H+ + NO3-硫酸在水中電離生成了兩個氫離子和一個硫酸根離子。鹽酸，電離出一個氫離子和一個氯離子。硝酸則電離出一個氫離子和一個硝酸根離子。電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物我們就稱之為酸。從電離的角度，我們可以對酸的本質有一個新的認識。那堿還有鹽又應怎么來定義呢？電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物叫做堿。電離時生成的金屬陽離子（或NH4+）和酸根陰離子的化合物叫做鹽。書寫下列物質的電離方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3 KCl = K + Cl Na2SO4 = 2 Na +SO42 AgNO3 =Ag + NO3 BaCl2 = Ba2 + 2Cl NaHSO4 = Na + H +SO42 NaHCO3 = Na + HCO3 這里大家要特別注意，碳酸是一種弱酸，弱酸的酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子；而硫酸是強酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。小結注意：1、 HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開2、HSO4在水溶液中拆開寫，在熔融狀態下不拆開寫。3、電解質與非電解質電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。小結（1）、能夠導電的物質不一定全是電解質。（2）、電解質必須在水溶液里或熔化狀態下才能有自由移動的離子。（3）、電解質和非電解質都是化合物，單質既不是電解也不是非電解質。（4）、溶于水或熔化狀態；注意：“或”字（5）、溶于水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應；（6）、化合物，電解質和非電解質，對于不是化合物的物質既不是電解質也不是非電解質。4、電解質與電解質溶液的區別：電解質是純凈物，電解質溶液是混合物。無論電解質還是非電解質的導電都是指本身，而不是說只要在水溶液或者是熔化能導電就是電解質。注意事項： 電解質和非電解質是對化合物的分類，單質既不是電解質也不是非電解質。電解質應是化合物（屬于純凈物）。而Cu則是單質（能導電的物質不一定是電解質，如石墨或金屬），K2SO4與NaCl溶液都是混合物。 電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物。有些化合物的水溶液能導電，但溶液中離子不是它本身電離出來的，而是與水反應后生成的，因此也不是電解質。例如CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質，是非電解質（如氨氣、二氧化硫、三氧化硫）。H2CO3 H2SO3NH3. H2O 是電解質 酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。 BaSO4 AgCl 難溶于水，導電性差，但由于它們的溶解度太小，測不出（或難測）其水溶液的導電性，但它們溶解的部分是完全電離的，所以他們是電解質 化合物在水溶液中或受熱熔化時本身能否發生電離是區別電解質與非電解質的理論依據，能否導電則是實驗依據。能導電的物質不一定是電解質，如石墨；電解質本身不一定能導電，如NaCl晶體。 電解質包括離子化合物和共價化合物。離子化合物是水溶液還是熔融狀態下均可導電，如鹽和強堿。共價化合物是只有在水溶液中能導電的物質，如HCl 。補充：溶液導電能力強弱與單位體積溶液中離子的多少和離子所帶電荷數有關；在溶液的體積、濃度以及溶液中陰（或陽）離子所帶的電荷數都相同的情況下，導電能力強的溶液里能夠自由移動的離子數目一定比導電能力弱的溶液里能夠自由移動的離子數目多。HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的電離程度比CH3COOH、NH3H2O在水溶液中的電離程度大。據此可得出結論：電解質應有強弱之分。5、強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。6、弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。強、弱電解質對比強電解質弱電解質物質結構離子化合物，某些共價化合物某些共價化合物電離程度完全部分溶液時微粒水合離子分子、水合離子導電性強弱物質類別實例大多數鹽類、強酸、強堿弱酸、弱堿、水7、強電解質與弱電解質的注意點電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關，與其溶解度的大小無關。例如：難溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全電離的，故是強電解質。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分電離，故歸為弱電解質。電解質溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物和少數的共價化合物。弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3H20)、中強酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質。共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態下電離式是不同的。8、離子方程式的書寫 第一步：寫（基礎） 寫出正確的化學方程式 例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4+CuCl2第二步：拆（關鍵） 把易溶、易電離的物質拆成離子形式（難溶、難電離的以及氣體等仍用化學式表示） Cu2SO42Ba22ClBaSO4Cu22Cl 第三步：刪（途徑）刪去兩邊不參加反應的離子Ba2+ + SO42 = BaSO4 第四步：查（保證）檢查（質量守恒、電荷守恒）Ba2+ + SO42 = BaSO4 質量守恒：左Ba， S 4 O 右Ba， S 4 O電荷守恒：左 2+（2）=0 右 0離子方程式的書寫注意事項:1.非電解質、弱電解質、難溶于水的物質，氣體在反應物、生成物中出現，均寫成化學式或分式。 HAcOH=AcH2O 2.固體間的反應，即使是電解質，也寫成化學式或分子式。 2NH4Cl（固）Ca(OH)2（固）=CaCl22H2O2NH3 3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。 SO3Ba2+2OH=BaSO4H2O CuO2H+=Cu2+H2O4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。5.H3PO4中強酸，在寫離子方程式時按弱酸處理，寫成化學式。6.金屬、非金屬單質，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。如：Zn+2H+=Zn2+H27. 微溶物作為反應物時,處于澄清溶液中時寫成離子形式;處于濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物的一律寫化學式 如條件是澄清石灰水，則應拆成離子；若給的是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。另加：鹽酸 硫酸 硝酸為強酸 醋酸 碳酸為弱酸 氫氧化鈉 氫氧化鈣 是強堿酸在水溶液中電離出的陽離子全部是氫離子的化合物。所謂強酸、弱酸是相對而言， 酸溶于水能發生完全電離的，屬于強酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、 酸溶于水不能發生完全電離的，屬于弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。 堿在水溶液中電離出的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。所謂強堿、弱堿是相對而言， 堿溶于水能發生完全電離的，屬于強堿。如KOH、NaOH、Ba(OH)2 堿溶于水不能發生完全電離的，屬于弱堿。如一水和氨、氫氧化鈣（中強堿）、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。 9、離子共存問題凡是能發生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般規律是：1、凡相互結合生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見的難溶、微溶鹽）；2、與H+不能大量共存的離子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根離子： 氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3- 鹵族有：F-、ClO- 碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32- 3、與OH-不能大量共存的離子有： NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等） 4、能相互發生氧化還原反應的離子不能大量共存： 常見還原性較強的離子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。 氧化性較強的離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-10、氧化還原反應、氧化反應：元素化合價升高的反應 還原反應：元素化合價降低的反應 氧化還原反應：凡有元素化合價升降的化學反應就是、氧化還原反應的判斷依據-有元素化合價變化失電子總數=化合價升高總數=得電子總數=化合價降低總數。、氧化還原反應的實質-電子的轉移(電子的得失或共用電子對的偏移口訣：失電子，化合價升高，被氧化（氧化反應），還原劑； 得電子，化合價降低，被還原（還原反應），氧化劑；氧化劑和還原劑(反應物)氧化劑：得電子(或電子對偏向)的物質-氧化性還原劑：失電子(或電子對偏離)的物質-還原性氧化產物：氧化后的生成物還原產物：還原后的生成物。常見的氧化劑與還原劑a、常見的氧化劑(1) 活潑的非金屬單質：O2、Cl2、Br2 (2) 含高價金屬陽離子的化合物：FeCl3 (3) 含某些較高化合價元素的化合物：濃H2SO4 、HNO3、KMnO4、MnO2 b、常見的還原劑：(1) 活潑或或較活潑的金屬：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn (按金屬活動性順序，還原性遞減)(2) 含低價金屬陽離子的化合物：Fe2 (3) 某些非金屬單質：C、H2 (4) 含有較低化合價元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI 化合價降低，得電子，被還原化合價升高，失電子，被氧化氧化劑 + 還原劑 = 還原產物 + 氧化產物、氧化還原反應中電子轉移的表示方法(1) 雙線橋法-表示電子得失結果(2) 單線橋表示電子轉移情況步驟：重點：（1）單箭號（在反應物之間）；（2）箭號起點為被氧化（失電子）元素，終點為被還原（得電子）元素；（3）只標轉移電子總數，不標得與失（氧化劑得電總數等于還原劑失電子總數）。、氧化還原反應與四種基本反應類型的關系、氧化劑、還原劑之間反應規律（1）對于氧化劑來說，同族元素的非金屬原子，它們的最外層電子數相同而電子層數不同時，電子層數越多，原子半徑越大，就越難得電子。因此，它們單質的氧化性就越弱。（2）金屬單質的還原性強弱一般與金屬活動順序相一致。（3）元素處于高價的物質具有氧化性，在一定條件下可與還原劑反應，在生成的新物質中該元素的化合價降低。（4）元素處于低價的物質具有還原性，在一定條件下可與氧化劑反應，在生成的新物質中該元素的化合價升高。（5）稀硫酸與活潑金屬單質反應時，是氧化劑，起氧化作用的是，被還原生成H2，濃硫酸是強氧化劑，與還原劑反應時，起氧化作用的是，被還原后一般生成SO2。（6）不論濃硝酸還是稀硝酸都是氧化性極強的強氧化劑，幾乎能與所有的金屬或非金屬發生氧化還原反應，反應時，主要是得到電子被還原成NO2，NO等。一般來說濃硝酸常被還原為NO2，稀硝酸常被還原為NO。（7）變價金屬元素，一般處于最高價時的氧化性最強，隨著化合價降低，其氧化性減弱，還原性增強。氧化劑與還原劑在一定條件下反應時，一般是生成相對弱的還原劑和相對弱的氧化劑，即在適宜的條件下，可用氧化性強的物質制取氧化性弱的物質，也可用還原性強的物質制取還原性弱的物質。 、判斷氧化劑或還原劑強弱的依據i. 根據方程式判斷 氧化性：氧化劑氧化產物 還原性：還原劑還原產物ii 根據反應條件判斷當不同氧化劑作用于同一還原劑時，如氧化產物價態相同，可根據反應條件的難易來進行判斷，如：4HCl（濃）+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl2 16HCl（濃）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2易知氧化性：KMnO4MnO2。iii. 由氧化產物的價態高價來判斷當含變價元素的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時，可由氧化產物相關元素價態的高低來判斷氧化劑氧化性的強弱。如： 2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+S FeS 可知氧化性：Cl2S。iv. 根據元素周期表判斷（a）同主族元素（從上到下）：非金屬原子（或單質）氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原性逐漸增強；金屬原子（或單質）還原性逐漸增強，對應陽離子氧化性逐漸減弱。（b）同周期元素（從左到右）：原子或單質還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強。陽離子的氧化性逐漸增強，陰離子的還原性逐漸減弱。、氧化還原方程式的配平(a)配平依據：在氧化還原反應中，得失電子總數相等或化合價升降總數相等。(b)配平步驟：“一標、二找、三定、四配、五查”，即標好價，找變化，定總數，配系數、再檢查。”i、確定氧化劑、氧化產物、還原劑、還原產物的化合價ii、用觀察法找出元素化合價的變化值iii、用化合價升降總數相等的原則確定化學計量數。iv、調整計量數，用觀察法確定化合價無變化的物質的計量數，同時將單線改成等號。v、檢查核實各元素原子個數在反應前后是否相等。對于用離子方程式表示的氧化還原方程式還必須核對反應前后離子的總電荷數是否相等。(c)配平技法i、奇數配偶法：如SCKNO3CO2N2K2S，反應物KNO3中三種元素原子數均為奇數，而生成物中三種元素的原子數均為偶數，故可將KNO3乘以2，然后觀察法配平得1，3，2，3，1，1。此法適于物質種類少且分子組成簡單的氧化還原反應。02化合價降低24化合價升高4SKOH(熱、濃) = K2SK2SO3H2Oii、逆向配平法：即先確定生成物的化學計量數，然后再確定反應物的化學計量數。例如：由于S的化合價既升又降，而且升降總數要相等，所以K2S的化學計量數為2，K2SO3的計量數為1，然后再確定S的化學計量數為3。此類方法適宜于一種元素的化合價既升高又降低的氧化還原反應，即歧化反應。iii、零價法：配平依據是還原劑中各元素化合價升高總數等于氧化劑中各元素化合價降低總數，此法適宜于