高中化学知识点总结

《高中化学知识点总结》是高中化学学习中至关重要的一环。系统地梳理和掌握化学知识点，不仅能够帮助学生构建完整的知识体系，提升解题能力，更能为未来的学习和发展打下坚实的基础。面对繁多的化学知识，一份详尽且有侧重的总结显得尤为必要。本文旨在呈现几篇不同侧重、不同结构的《高中化学知识点总结》范文，涵盖基础概念、重要反应、实验原理等多个方面，以期帮助学生更好地理解和掌握高中化学知识。

篇一：《高中化学知识点总结》

第一章 物质的组成、结构与性质

1. 物质的分类

• 混合物与纯净物： 混合物由两种或多种物质混合而成，纯净物只含有一种物质。区分的关键在于观察其物理性质（如熔点、沸点）是否固定。
• 单质与化合物： 纯净物分为单质和化合物。单质由同种元素组成，化合物由不同种元素组成。
• 金属与非金属： 根据元素的性质进行分类，如导电性、光泽等。注意有些元素具有两性，如铝。
• 酸、碱、盐、氧化物： 根据物质的组成和性质进行分类。氧化物是由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物。酸是指在水溶液中电离时产生的阳离子全部是氢离子的化合物；碱是指在水溶液中电离时产生的阴离子全部是氢氧根离子的化合物；盐是指由金属离子（或铵根离子）和酸根离子组成的化合物。

2. 原子结构

• 原子构成： 原子由原子核和核外电子组成，原子核由质子和中子组成。
• 原子序数、质量数： 原子序数等于质子数，质量数等于质子数加中子数。
• 同位素： 具有相同质子数但不同中子数的原子互为同位素。
• 核外电子排布： 了解核外电子的能级分布、电子云、原子轨道等概念，掌握核外电子排布规律，能够写出常见元素的电子排布式。
• 价电子： 最外层电子称为价电子，价电子数决定了元素的化学性质。

3. 元素周期律

• 元素周期表的结构： 周期、族、区的概念。掌握元素周期表中元素性质的递变规律，如同周期元素从左到右金属性减弱，非金属性增强；同主族元素从上到下金属性增强，非金属性减弱。
• 元素的性质递变： 金属性、非金属性、原子半径、电负性、电离能、亲和力等。
• 应用： 预测元素的性质，判断物质的性质，解释化学现象。

4. 化学键

• 离子键： 活泼金属与活泼非金属元素之间通过电子转移形成的化学键。
• 共价键： 非金属元素之间通过共用电子对形成的化学键。了解σ键和π键的区别。
• 金属键： 金属原子之间的相互作用。
• 氢键： 含有氢原子的分子与电负性很强的原子（如氧、氮、氟）之间的相互作用。氢键影响物质的物理性质，如熔沸点。
• 范德华力： 分子之间的相互作用力。

5. 物质的聚集状态

• 晶体与非晶体： 晶体具有规则的几何外形和固定的熔点，非晶体没有。
• 晶体类型： 离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体。不同类型晶体的性质不同。
• 晶胞： 晶体结构的最小重复单元。了解简单立方晶胞、体心立方晶胞、面心立方晶胞的结构。
• 溶液： 溶质分散在溶剂中形成的均一、稳定的混合物。
• 胶体： 分散质粒子直径在1-100nm之间的分散系。具有丁达尔效应。

6. 化学计量

• 物质的量： 表示含有一定数目粒子的集体。单位是摩尔（mol）。
• 摩尔质量： 单位物质的量的物质所具有的质量。单位是克/摩尔（g/mol）。
• 气体摩尔体积： 单位物质的量的气体所占的体积。在标准状况下，约为22.4升/摩尔。
• 阿伏伽德罗定律： 在同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同的分子数。
• 质量分数： 溶质质量与溶液质量的比值。
• 物质的量浓度： 单位体积溶液中所含溶质的物质的量。单位是摩尔/升（mol/L）。

第二章 化学反应与能量

1. 化学反应速率

• 定义： 单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。
• 影响因素： 温度、浓度、压强（对于气体反应）、催化剂。
• 速率的表示： 通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。

2. 化学平衡

• 定义： 在一定条件下，可逆反应达到正反应速率与逆反应速率相等的状态。
• 平衡常数： 表示化学平衡状态的特征常数。只与温度有关。
• 影响因素： 温度、浓度、压强（对于气体反应）。勒夏特列原理：改变影响平衡的条件，平衡向减弱这种改变的方向移动。

3. 热化学方程式

• 定义： 表示化学反应与能量变化关系的方程式。
• 书写： 注明反应条件、物质的状态、反应热的数值和单位。
• 反应热： 吸热反应和放热反应。
• 盖斯定律： 化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。

4. 燃烧热与中和热

• 燃烧热： 在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
• 中和热： 在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol水时所放出的热量。

第三章 元素及其化合物

1. 碱金属

• 性质： 活泼金属，易失去电子。
• 重要化合物： 氢氧化钠、碳酸钠、碳酸氢钠。

2. 卤族元素

• 性质： 活泼非金属，易得到电子。
• 重要化合物： 氯气、盐酸、次氯酸。

3. 氧族元素

• 性质： 非金属。
• 重要化合物： 氧气、臭氧、二氧化硫、硫酸。

4. 氮族元素

• 性质： 非金属。
• 重要化合物： 氮气、氨气、硝酸。

5. 碳族元素

• 性质： 非金属。
• 重要化合物： 二氧化碳、一氧化碳、碳酸、碳酸盐。

6. 硅

• 性质： 半导体。
• 重要化合物： 二氧化硅、硅酸、硅酸盐。

7. 铝

• 性质： 两性金属。
• 重要化合物： 氧化铝、氢氧化铝。

8. 铁

• 性质： 金属。
• 重要化合物： 氧化铁、氢氧化铁、亚铁离子、铁离子。

第四章 有机化学基础

1. 烃

• 烷烃： 饱和烃，分子中只有单键。
• 烯烃： 不饱和烃，分子中含有碳碳双键。
• 炔烃： 不饱和烃，分子中含有碳碳三键。
• 芳香烃： 含有苯环的烃。

2. 烃的衍生物

• 醇： 含有羟基的有机物。
• 酚： 羟基直接与苯环相连的有机物。
• 醛： 含有醛基的有机物。
• 酮： 含有酮基的有机物。
• 羧酸： 含有羧基的有机物。
• 酯： 由酸和醇反应生成的有机物。

3. 重要有机反应

• 加成反应： 不饱和键断裂，原子或原子团与碳原子结合。
• 取代反应： 分子中的原子或原子团被其他原子或原子团取代。
• 消去反应： 分子中脱去小分子，形成不饱和键。
• 氧化反应： 有机物与氧气反应。
• 酯化反应： 酸和醇反应生成酯和水。

4. 高分子化合物

• 定义： 由许多小分子（单体）通过聚合反应连接而成的大分子。
• 分类： 天然高分子、合成高分子。
• 重要高分子材料： 塑料、橡胶、纤维。

篇二：《高中化学知识点总结》

本篇总结将以知识框架图的形式呈现，更注重知识之间的联系和系统性。

一、物质的组成、结构与性质

• 物质的组成
  • 原子结构：
    • 原子构成（质子、中子、电子）
    • 原子序数、质量数、同位素
    • 核外电子排布（能级、轨道、排布规律）
  • 分子结构：
    • 化学键（离子键、共价键、金属键、氢键、范德华力）
    • 分子式、结构式、电子式
    • 空间构型（直线形、V形、三角锥形、正四面体形）
• 物质的分类
  • 纯净物与混合物
  • 单质与化合物
  • 金属与非金属
  • 酸、碱、盐、氧化物
• 物质的性质
  • 物理性质（颜色、状态、熔点、沸点、密度、溶解性）
  • 化学性质（酸性、碱性、氧化性、还原性、稳定性）
• 物质的聚集状态
  • 固态：晶体（离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体）、非晶体
  • 液态：溶液、胶体
  • 气态

二、化学反应与能量

• 化学反应速率
  • 定义、表示方法
  • 影响因素（温度、浓度、压强、催化剂）
• 化学平衡
  • 定义、特征
  • 平衡常数
  • 影响因素（温度、浓度、压强）
  • 勒夏特列原理
• 反应热
  • 吸热反应、放热反应
  • 热化学方程式
  • 盖斯定律
  • 燃烧热、中和热

三、元素及其化合物

• 主族元素
  • 碱金属（钠、钾）
    • 性质、重要化合物（氢氧化钠、碳酸钠、碳酸氢钠）
  • 卤族元素（氯、溴、碘）
    • 性质、重要化合物（氯气、盐酸、次氯酸）
  • 氧族元素（氧、硫）
    • 性质、重要化合物（氧气、臭氧、二氧化硫、硫酸）
  • 氮族元素（氮、磷）
    • 性质、重要化合物（氮气、氨气、硝酸）
  • 碳族元素（碳、硅）
    • 性质、重要化合物（二氧化碳、一氧化碳、碳酸、二氧化硅、硅酸盐）
• 副族元素
  • 铁
    • 性质、重要化合物（氧化铁、氢氧化铁、亚铁离子、铁离子）
  • 铜、锌
    • 性质、重要化合物
• 其他重要元素
  • 铝
    • 性质、重要化合物（氧化铝、氢氧化铝）

四、有机化学基础

• 烃
  • 烷烃（甲烷、乙烷）
  • 烯烃（乙烯）
  • 炔烃（乙炔）
  • 芳香烃（苯、甲苯）
• 烃的衍生物
  • 醇（乙醇、甘油）
  • 酚（苯酚）
  • 醛（甲醛、乙醛）
  • 酮（丙酮）
  • 羧酸（乙酸）
  • 酯（乙酸乙酯）
• 重要有机反应
  • 加成反应
  • 取代反应
  • 消去反应
  • 氧化反应
  • 酯化反应
  • 聚合反应
• 高分子化合物
  • 定义、分类
  • 重要高分子材料（塑料、橡胶、纤维）

五、化学实验

• 常用仪器的使用
  • 烧杯、试管、量筒、滴管、酒精灯、铁架台、锥形瓶、容量瓶
• 基本操作
  • 过滤、蒸发、蒸馏、萃取、分液、溶解、配制溶液
• 实验设计
  • 物质的制备
  • 物质的性质验证
  • 定量实验

篇三：《高中化学知识点总结》

本篇总结将以专题形式呈现，重点突出易错点和难点。

专题一：氧化还原反应

• 基本概念：
  • 氧化、还原、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
  • 氧化值（化合价）的规则和计算。
  • 氧化还原反应的本质：电子转移（直接转移或间接转移，如共用电子对偏移）。
• 重要反应：
  • 金属与酸的反应。
  • 金属与盐溶液的反应。
  • 非金属与酸、碱的反应。
  • 有变价元素的反应。
  • 有机反应中的氧化还原反应（如乙醇的催化氧化、燃烧）。
• 易错点与难点：
  • 判断氧化剂和还原剂：氧化剂得电子，化合价降低；还原剂失电子，化合价升高。
  • 配平氧化还原方程式：
    • 氧化数法（注意标明电子转移的总数）。
    • 离子电子法（分步书写氧化反应和还原反应，注意电荷守恒和原子守恒）。
  • 氧化还原反应发生的先后顺序（考虑还原性强弱）。
  • 判断氧化还原反应能否发生（考虑氧化性、还原性强弱，以及反应条件）。
  • 有关氧化还原反应的计算。
• 典型例题：
  • 已知：KMnO4 + H2SO4 + H2C2O4 → MnSO4 + CO2 + K2SO4 + H2O（未配平）。
    • （1）请配平该化学方程式。
    • （2）反应中，氧化剂是 _ ，还原剂是 _ 。
    • （3）若有1mol KMnO4参加反应，转移的电子数为 _ __。
  • 将铁粉投入到FeCl3溶液中，写出反应的离子方程式。如果铁粉过量，溶液中存在的离子有哪些？

专题二：电化学

• 原电池：
  • 构成条件：
    • 两种不同的金属（或金属与非金属）作电极。
    • 电解质溶液。
    • 形成闭合回路（或接触）。
  • 电极反应：
    • 负极：失电子，发生氧化反应。
    • 正极：得电子，发生还原反应。
  • 电极的判断：
    • 活泼性较强的金属通常作负极。
    • 根据电极反应判断。
  • 应用：
    • 加快反应速率。
    • 设计燃料电池。
    • 防止金属腐蚀。
• 电解池：
  • 构成条件：
    • 外接电源。
    • 电解质溶液或熔融态电解质。
    • 两个电极。
  • 电极反应：
    • 阳极：与电源正极相连，发生氧化反应。
      • 若是惰性电极，则溶液中的阴离子放电。
      • 若是活泼电极，则电极本身放电。
    • 阴极：与电源负极相连，发生还原反应，溶液中的阳离子放电。
  • 电解产物的判断：
    • 依据离子的放电顺序。
    • 电解水的反应。
  • 应用：
    • 电解冶金。
    • 电镀。
    • 氯碱工业。
• 金属的腐蚀与防护：
  • 化学腐蚀：金属与干燥气体或非电解质溶液直接反应。
  • 电化学腐蚀：
    • 析氢腐蚀（酸性环境）。
    • 吸氧腐蚀（中性或弱酸性环境）。
  • 防护方法：
    • 改变金属的内部结构。
    • 覆盖保护层（油漆、镀层）。
    • 电化学保护（牺牲阳极的阴极保护、外加电流的阴极保护）。
• 易错点与难点：
  • 判断原电池和电解池。
  • 书写电极反应式（注意电解质溶液的酸碱性）。
  • 判断离子的放电顺序。
  • 有关电化学的计算。
• 典型例题：
  • 写出用惰性电极电解饱和食盐水的电极反应式和总反应方程式。
  • 铜锌原电池中，铜为正极，锌为负极，电解质溶液为稀硫酸。写出电极反应式，并说明工作原理。

专题三：离子反应与离子方程式

• 离子共存问题：
  • 复分解反应的条件：生成沉淀、气体或水。
  • 氧化还原反应：考虑氧化性、还原性强弱。
  • 水解反应：考虑水解的条件。
  • 络合反应：如[Ag(NH3)2]+
• 离子方程式的书写：
  • 写：写出化学方程式。
  • 拆：将易溶于水、易电离的物质拆成离子形式，难溶物质、气体、水、氧化物、单质等保留化学式。
  • 删：删去方程式两边相同的离子。
  • 查：检查电荷守恒和原子守恒。
• 离子方程式的正误判断：
  • 是否符合客观事实。
  • 是否拆分正确。
  • 是否删去多余的离子。
  • 是否符合电荷守恒和原子守恒。
• 易错点与难点：
  • 判断离子能否共存。
  • 离子方程式的正确书写。
  • 漏掉或写错离子反应。
• 典型例题：
  • 下列离子组在溶液中能够大量共存的是（ ）。
    • A. H+、NO3-、Fe2+、SO42-
    • B. K+、OH-、CO32-、Na+
    • C. Al3+、Cl-、SO42-、NH4+
    • D. Na+、Ca2+、Cl-、CO32-
  • 写出下列反应的离子方程式：
    • 碳酸钙与盐酸反应。
    • 铁与氯化铜溶液反应。

篇四：《高中化学知识点总结》

本篇总结将以反应方程式为主线，并配以反应条件、现象和应用，便于记忆和理解。

无机部分

1. 金属及其重要化合物

   • 钠（Na）：

     • 2Na + O2 点燃 Na2O2 （现象：黄色火焰，生成淡黄色固体）
     • 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ （现象：浮、熔、响、红）
     • 2Na + 2ROH = 2RONa + H2↑（ROH表示醇类，钠与醇反应比与水反应慢）
     • 4Na + O2 = 2Na2O （白色固体）
     • Na2O + H2O = 2NaOH
     • Na2O + CO2 = Na2CO3
     • 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
     • 2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑

   • 铝（Al）：

     • 4Al + 3O2 = 2Al2O3 （常温下铝易被氧化）
     • 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
     • 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑
     • Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
     • Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
     • Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
     • Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
     • 2Al(OH)3 加热 Al2O3 + 3H2O
     • 明矾净水原理：Al3+ + 3H2O = Al(OH)3(胶体) + 3H+

   • 铁（Fe）：

     • Fe + O2 点燃 Fe3O4 (现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色固体)
     • Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
     • Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑
     • Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu
     • 3Fe + 2O2 点燃 Fe3O4
     • Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O
     • Fe3O4 + 8HCl = 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
     • 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2
     • FeCl3 + Cu = FeCl2 + CuCl2
     • 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
     • 2Fe(OH)3 加热 Fe2O3 + 3H2O

2. 非金属及其重要化合物

   • 碳（C）：

     • C + O2 点燃 CO2 （氧气充足）
     • 2C + O2 点燃 2CO （氧气不足）
     • CO2 + C 高温 2CO
     • CO2 + H2O 可逆 H2CO3
     • CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑
     • Ca(HCO3)2 加热 CaCO3↓ + H2O + CO2↑

   • 硅（Si）：

     • Si + 2F2 = SiF4
     • Si + O2 加热 SiO2
     • Si + 4HF = SiF4↑ + 2H2↑
     • SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
     • SiO2 + CaO 高温 CaSiO3
     • SiO2 + Na2CO3 高温 Na2SiO3 + CO2↑
     • SiO2 + CaC O3 高温 CaSiO3 + CO2↑
     • Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3↓
     • H2SiO3 加热 SiO2 + H2O

   • 氮（N）：

     • N2 + O2 放电 2NO
     • 2NO + O2 = 2NO2
     • 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
     • 4NH3 + 5O2 催化剂、加热 4NO + 6H2O
     • NH3 + HCl = NH4Cl
     • NH3 + H2O 可逆 NH3·H2O 可逆 NH4+ + OH-
     • NH4Cl 加热 NH3↑ + HCl↑
     • (NH4)2SO4 加热 NH3↑ + H2SO4
     • NH4+ + OH- = NH3↑ + H2O

   • 硫（S）：

     • S + O2 点燃 SO2
     • SO2 + H2O 可逆 H2SO3
     • 2SO2 + O2 催化剂、加热 2SO3
     • SO3 + H2O = H2SO4
     • H2SO4(浓) + Cu 加热 CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
     • H2SO4(浓) + C 加热 CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2O
     • SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

   • 氯（Cl）：

     • Cl2 + H2 点燃 2HCl (现象：苍白色火焰，有白雾生成)
     • Cl2 + H2O = HCl + HClO
     • Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
     • 2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
     • Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2
     • Cl2 + 2KI = 2KCl + I2

有机部分

1. 烷烃

   • 甲烷（CH4）
     • CH4 + 2O2 点燃 CO2 + 2H2O

2. 烯烃

   • 乙烯（C2H4）
     • C2H4 + H2 催化剂、加热 C2H6
     • C2H4 + Br2 → CH2BrCH2Br
     • C2H4 + H2O 催化剂、加热 C2H5OH
     • 3C2H4 + 2KMnO4 + 4H2O → 3CH2OHCH2OH + 2MnO2↓ + 2KOH

3. 炔烃

   • 乙炔（C2H2）
     • C2H2 + H2 催化剂、加热 C2H4
     • C2H2 + 2H2 催化剂、加热 C2H6
     • C2H2 + Br2 → CHBr=CHBr
     • C2H2 + 2Br2 → CHBr2CHBr2
     • C2H2 + H2O 催化剂、加热 CH3CHO
     • 3C2H2 加热 C6H6 （苯）

4. 醇

   • 乙醇（C2H5OH）
     • C2H5OH + O2 点燃 CH3COOH + H2O
     • C2H5OH + 3O2 点燃 2CO2 + 3H2O
     • C2H5OH 浓硫酸、170℃ CH2=CH2↑ + H2O
     • C2H5OH + HBr 加热 C2H5Br + H2O
     • 2C2H5OH 浓硫酸、140℃ C2H5OC2H5 + H2O
     • C2H5OH + CH3COOH 浓硫酸、加热 CH3COOC2H5 + H2O

5. 醛

   • 乙醛（CH3CHO）
     • CH3CHO + [O] 催化剂 CH3COOH
     • CH3CHO + 2Ag(NH3)2OH 水浴加热 CH3COONH4 + 2Ag↓ + 3NH3 + H2O
     • CH3CHO + 2Cu(OH)2 加热 CH3COOH + Cu2O↓ + 2H2O

6. 羧酸

   • 乙酸（CH3COOH）
     • CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
     • 2CH3COOH + Mg = (CH3COO)2Mg + H2↑
     • CH3COOH + C2H5OH 浓硫酸、加热 CH3COOC2H5 + H2O

篇五：《高中化学知识点总结》

本篇总结将以反应类型分类，并强调反应的本质和规律。

一、化合反应

• 定义：由两种或两种以上的物质生成一种物质的反应。
• 特点：反应物种类多，生成物种类少。
• 常见类型：
  • 金属与氧气反应：
    • 2Mg + O2 点燃 2MgO
    • 3Fe + 2O2 点燃 Fe3O4
  • 非金属与氧气反应：
    • C + O2 点燃 CO2
    • S + O2 点燃 SO2
    • 2H2 + O2 点燃 2H2O
  • 氧化物与水反应：
    • CaO + H2O = Ca(OH)2
    • SO3 + H2O = H2SO4
    • Na2O + H2O = 2NaOH
  • 非金属氧化物与碱反应：
    • CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
    • SO2 + Ca(OH)2 = CaSO3 + H2O
  • 其他：
    • CO + O2 点燃 CO2
    • NO + O2 → NO2

二、分解反应

• 定义：由一种物质生成两种或两种以上物质的反应。
• 特点：反应物种类少，生成物种类多。
• 常见类型：
  • 碳酸盐分解：
    • CaCO3 高温 CaO + CO2↑
    • MgCO3 加热 MgO + CO2↑
  • 氢氧化物分解：
    • Cu(OH)2 加热 CuO + H2O
    • 2Fe(OH)3 加热 Fe2O3 + 3H2O
    • Al(OH)3 加热 Al2O3 + 3H2O
  • 高锰酸钾分解：
    • 2KMnO4 加热 K2MnO4 + MnO2 + O2↑
  • 过氧化氢分解：
    • 2H2O2 MnO2 2H2O + O2↑
  • 其他：
    • NH4Cl 加热 NH3↑ + HCl↑
    • (NH4)2CO3 加热 2NH3↑ + H2O↑ + CO2↑

三、置换反应

• 定义：由一种单质和一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。
• 特点：反应物和生成物都是两种，且一定是一种单质和一种化合物。
• 常见类型：
  • 金属与酸反应：
    • Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
    • Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑
  • 金属与盐溶液反应：
    • Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
    • Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
  • 非金属与盐溶液反应：
    • Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2
    • Cl2 + 2KI = 2KCl + I2
  • 氢气还原金属氧化物：
    • H2 + CuO 加热 Cu + H2O
    • 3H2 + Fe2O3 加热 2Fe + 3H2O

四、复分解反应

• 定义：由两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。
• 特点：反应物和生成物都是化合物，且反应前后元素的化合价不变。
• 发生条件：生成物中有沉淀、气体或水。
• 常见类型：
  • 酸与碱反应（中和反应）：
    • HCl + NaOH = NaCl + H2O
    • H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
  • 酸与盐反应：
    • 2HCl + CaCO3 = CaCl2 + H2O + CO2↑
    • H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl
  • 碱与盐反应：
    • 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
    • Ca(OH)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaOH
  • 盐与盐反应：
    • AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3
    • BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl

五、氧化还原反应

• 定义：有电子转移（得失或偏移）的反应。
• 特点：反应前后元素的化合价发生变化。
• 关键：判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
• 常见类型：
  • 金属与非金属反应：
    • 2Mg + O2 点燃 2MgO
    • 2Na + Cl2 点燃 2NaCl
  • 金属与酸反应：
    • Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
  • 金属