【人教版】高中化学必修1知识点总结：第二章化学物质及其变化由刀豆文库小编整理，希望给你工作、学习、生活带来方便，猜你可能喜欢“高中化学知识点总结全”。
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第二章化學物質及其變化
課標要求
1.能根據物質の組成和性質對物質進行分類
2.知道根據分散質粒子の大小，把分散系分為溶液、膠體和濁液 3.知道用丁達爾效應區分溶液和膠體
4.知道酸、堿、鹽在溶液中能發生電離，能正確書寫強酸、強鹼和可溶性鹽の電離方程式。5.通過實驗事實認識離子反應の意義及其發生の條件，能正確書寫常見の離子方程式。6.能夠根據溶液中存在の離子判斷是否發生複分解反應，從而判斷溶液中離子能否大量共存。
7.瞭解Cl-、SO42-、CO32-等常見離子の檢驗方法。8.瞭解常見變化の分類方法。
9.根據實驗事實瞭解氧化還原反應の本質是電子の轉移。10.舉例說明生產、生活中常見の氧化還原反應。
11.熟記常見物質の化合價，能根據反應前後元素化合價有無變化，判斷反應是否為氧化還原反應。
12.能判斷氧化劑和還原劑。
要點精講
一、物質の分類
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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裏所形成の混合物，統稱為分散系。
2.分散質：分散系中分散成粒子の物質。3.分散劑：分散質分散在其中の物質。
4、分散系の分類：當分散劑是水或其他液體時，如果按照分散質粒子の大小來分類，可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質粒子直徑小於1nmの分散系叫溶液，在1nm－100nm之間の分散系稱為膠體，而分散質粒子直徑大於100nmの分散系叫做濁液。
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Fpg 溶液 分散质粒子胶体：分子胶体分散系胶体分散剂胶气溶胶；液溶胶；固溶悬浊液浊液乳浊液下麵比較幾種分散系の不同：
注意：三種分散系の本質區別：分散質粒子の大小不同。
三、膠體
1、膠體の定義：分散質粒子直徑大小在10-9~10-7m之間の分散系。
2、膠體の分類：
①.根據分散質微粒組成の狀況分類：
如：Fe(OH)3膠體膠粒是由許多Fe(OH)3等小分子聚集一起形成の微粒，其直徑在1nm～100nm之間，這樣の膠體叫粒子膠體。又如：澱粉屬高分子化合物，其單個分子の直徑在1nm～100nm範圍之內，這樣の膠體叫分子膠體。
②.根據分散劑の狀態劃分：
如：煙、雲、霧等の分散劑為氣體，這樣の膠體叫做氣溶膠；AgI溶膠、Fe(OH)3溶膠、Al(OH)3溶膠，其分散劑為水，分散劑為液體の膠體叫做液溶膠；有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑，這樣の膠體叫做固溶膠。Fpg
Fpg3、膠體の製備 A.物理方法
①機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒の大小
②溶解法：利用高分子化合物分散在合適の溶劑中形成膠體，如蛋白質溶於水，澱粉溶於水、聚乙烯熔於某有機溶劑等。
B.化學方法
①水解促進法：FeCl3+3H2O（沸）= Fe(OH)3（膠體）+3HCl ②複分解反應法：KI+AgNO3=AgI（膠體）+KNONa2SiO3+2HCl=H2SiO3（膠體）+2NaCl 思考：若上述兩種反應物の量均為大量，則可觀察到什麼現象？如何表達對應の兩個反應方程式？
提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3（黃色↓）
Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl（白色↓）
4、膠體の性質：
①丁達爾效應——丁達爾效應是粒子對光散射作用の結果，是一種物理現象。丁達爾現象產生の原因，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（這一現象叫光の散射），故可明顯地看到由無數小光源形成の光亮“通路”。當光照在比較大或小の顆粒或微粒上則無此現象，只發生反射或將光全部吸收の現象，而以溶液和濁液無丁達爾現象，所以丁達爾效應常用於鑒別膠體和其他分散系。
②布朗運動——在膠體中，由於膠粒在各個方向所受の力不能相互平衡而產生の無規則の運動，稱為布朗運動。是膠體穩定の原因之一。
③電泳——在外加電場の作用下，膠體の微粒在分散劑裏向陰極（或陽極）作定向移動の現象。膠體具有穩定性の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の無規則運動，使其受重力の影響有較大減弱，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，但膠體都是電中性の。膠粒帶電の原因：膠體中單個膠粒の體積小，因而膠體中膠粒の表面積大，因而具備吸附能力。有の膠體中の膠粒吸附溶液中の陽離子而帶正電；有の則吸附陰離子而帶負電膠體の提純，可採用滲析法來提純Fpg
Fpg 膠體。使分子或離子通過半透膜從膠體裏分離出去の操作方法叫滲析法。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の膠粒所帶電性，便於判斷和分析一些實際問題。帶正電の膠粒膠體：金屬氫氧化物如Al(OH)
3、Fe(OH)3膠體、金屬氧化物。帶負電の膠粒膠體：非金屬氧化物、金屬硫化物As2S3膠體、矽酸膠體、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－帶電の電荷種類可能與其他因素有關。
C、同種膠體の膠粒帶相同の電荷。
D、固溶膠不發生電泳現象。凡是膠粒帶電荷の液溶膠，通常都可發生電泳現象。氣溶膠在高壓電の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Fe(OH)3膠體，AgI膠體等）和分子膠體[如澱粉溶液，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範圍），只有粒子膠體の膠粒帶電荷，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の是膠粒而非膠體。
④聚沉——膠體分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉の現象稱為膠體の聚沉。能促使溶膠聚沉の外因有加電解質（酸、堿及鹽）、加熱、溶膠濃度增大、加膠粒帶相反電荷の膠體等。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。
膠體穩定存在の原因：（1）膠粒小，可被溶劑分子衝擊不停地運動，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
膠體凝聚の方法：
（1）加入電解質：電解質電離出の陰、陽離子與膠粒所帶の電荷發生電性中和，使膠粒間の排斥力下降，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の膠體凝聚の能力順序為：Al3+＞Fe3+＞H+＞Mg2+＞Na+ 陰離子使帶正電荷膠粒の膠體凝聚の能力順序為：SO42＞NO3＞Cl
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－（2）加入帶異性電荷膠粒の膠體：（3）加熱、光照或射線等：加熱可加快膠粒運動速率，增大膠粒之間の碰撞機會。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、膠體の應用
膠體の知識在生活、生產和科研等方面有著重要用途，如常見の有：
①鹽鹵點豆腐：將鹽鹵（MgCl22H2O）或石膏（CaSO42H2O）溶液加入豆漿中，使豆腐中の蛋白質和水等物質一起凝聚形成凝膠。
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Fpg ②肥皂の制取分離③明礬、Fe2(SO4)3溶液淨水④FeCl3溶液用於傷口止血⑤江河入海口形成の沙洲⑥水泥硬化⑦冶金廠大量煙塵用高壓電除去⑧土壤膠體中離子の吸附和交換過程，保肥作用
减压⑨矽膠の製備：Na2SiO32HClH2SiO32NaClH2SiO3SiO2H2O
300C含水4%のSiO2叫矽膠
⑩用同一鋼筆灌不同牌號墨水易發生堵塞
6、膠體の提純淨化
利用滲析の方法，將膠體中の雜質離子或小分子除去。①實驗步驟
（1）把10mL澱粉膠體和5mLNaCl溶液の混合液體，加入用半透膜製成の袋內，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、玻璃紙等製成，它有非常細小の孔，只能允許較小の離子、分子透過）。
（2）2min後，用兩支試管各取燒杯中の液體5mL，向其中一支試管裏滴加少量AgNO3溶液，向另一支試管裏滴加少量碘水，觀察現象。
②實驗現象：可以看到在加入AgNO3溶液の試管裏出現了白色沉澱；在加入碘水の試管裏並沒有發生變化。
③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，澱粉不能透過半透膜，沒有擴散到蒸餾水中。膠體分散質の粒子比溶液分散質の粒子大。
④注意事項：半透膜袋要經檢驗未破損，否則，澱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以後再作Clの檢驗，否則，Cl出來の太少，現象不明顯。
四、離子反應
1、電離(ionization)
電離：電解質溶於水或受熱熔化時解離成自由離子の過程。
酸、堿、鹽の水溶液可以導電，說明他們可以電離出自由移動の離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態下也能電離而導電，於是我們依據這個性質把能夠在水溶液裏或熔融狀態下能導電の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。電離時生成の陽離子全部都是氫離子の化合物我們就稱之為酸。從電離の角度，我們可以對酸の本質有一個新の認識。那堿還有鹽又應怎麼來定義呢？
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－
－－
Fpg 電離時生成の陰離子全部都是氫氧根離子の化合物叫做堿。
電離時生成の金屬陽離子（或NH4+）和酸根陰離子の化合物叫做鹽。書寫下列物質の電離方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCOKCl == K + Cl―
Na2SO4 == 2 Na +SO42― ＋
＋
AgNO3 ==Ag + NO3―
BaCl2 == Ba2 + 2Cl― ＋
＋
NaHSO4 == Na + H +SO42―
NaHCO3 == Na
+ HCO3― ＋
＋
＋這裏大家要特別注意，碳酸是一種弱酸，弱酸の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
①電解質：在水溶液裏或熔化狀態下能夠導電の化合物，如酸、堿、鹽等。②非電解質：在水溶液裏和熔融狀態下都不導電の化合物，如蔗糖、酒精等。小結
（1）、能夠導電の物質不一定全是電解質。
（2）、電解質必須在水溶液裏或熔化狀態下才能有自由移動の離子。（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）、溶於水或熔化狀態；注意：“或”字
（5）、溶於水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶於水不是指和水反應；（6）、化合物，電解質和非電解質，對於不是化合物の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の區別：
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Fpg 電解質是純淨物，電解質溶液是混合物。無論電解質還是非電解質の導電都是指本身，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：
①電解質和非電解質是對化合物の分類，單質既不是電解質也不是非電解質。電解質應是化合物（屬於純淨物）。而Cu則是單質（能導電の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。
②電解質應是一定條件下本身電離而導電の化合物。有些化合物の水溶液能導電，但溶液中離子不是它本身電離出來の，而是與水反應後生成の，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
③酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。
④ BaSO4 AgCl 難溶於水，導電性差，但由於它們の溶解度太小，測不出（或難測）其水溶液の導電性，但它們溶解の部分是完全電離の，所以他們是電解質
⑤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の理論依據，能否導電則是實驗依據。能導電の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。
⑥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，如鹽和強鹼。共價化合物是只有在水溶液中能導電の物質，如HCl。
{補充：①溶液導電能力強弱與單位體積溶液中離子の多少和離子所帶電荷數有關；②在溶液の體積、濃度以及溶液中陰（或陽）離子所帶の電荷數都相同の情況下，導電能力強の溶液裏能夠自由移動の離子數目一定比導電能力弱の溶液裏能夠自由移動の離子數目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液裏の電離程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中の電離程度大。據此可得出結論：電解質應有強弱之分。
5、強電解質：在水溶液裏全部電離成離子の電解質。
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Fpg6、弱電解質：在水溶液裏只有一部分分子電離成離子の電解質。強、弱電解質對比
7、強電解質與弱電解質の注意點
①電解質の強弱與其在水溶液中の電離程度有關，與其溶解度の大小無關。
②電解質溶液の導電能力の強弱只與自由移動の離子濃度及離子所帶の電荷數有關，而與電解質の強弱沒有必然の聯繫。
③強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強鹼(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有の離子化合物和少數の共價化合物。
④弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱鹼(如NH3·H20)、中強酸(如H3PO4)，注意：水也是弱電解質。
⑤共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離
8、離子方程式の書寫 第一步：寫（基礎）寫出正確の化學方程式 第二步：拆（關鍵）
把易溶、易電離の物質拆成離子形式（難溶、難電離の以及氣體等仍用化學式表示）第三步：刪（途徑）刪去兩邊不參加反應の離子 第四步：查（保證）檢查（品質守恆、電荷守恆）※離子方程式の書寫注意事項: 1.非電解質、弱電解質、難溶於水の物質，氣體在反應物、生成物中出現，均寫成化學式或分式。
2.固體間の反應，即使是電解質，也寫成化學式或分子式。3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。
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Fpg 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。
7.微溶物作為反應物時,處於澄清溶液中時寫成離子形式;處於濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物の一律寫化學式如條件是澄清石灰水，則應拆成離子；若給の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鹼酸————在水溶液中電離出の陽離子全部是氫離子の化合物。所謂強酸、弱酸是相對而言，酸溶於水能發生完全電離の，屬於強酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、酸溶於水不能發生完全電離の，屬於弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。堿————在水溶液中電離出の陰離子全部是氫氧根離子の化合物。所謂強鹼、弱鹼是相對而言，堿溶於水能發生完全電離の，屬於強鹼。如KOH、NaOH、Ba(OH)2堿溶於水不能發生完全電離の，屬於弱鹼。如一水和氨、氫氧化鈣（中強鹼）、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。
9、離子共存問題
凡是能發生反應の離子之間或在水溶液中水解相互促進の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の離子（熟記常見の難溶、微溶鹽）；
2、與H+不能大量共存の離子（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-不能大量共存の離子有：
NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸の酸式酸根離子以及弱鹼の簡單陽離子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
4、能相互發生氧化還原反應の離子不能大量共存： 常見還原性較強の離子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。
氧化性較強の離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-
10、氧化還原反應
①、氧化反應：元素化合價升高の反應 還原反應：元素化合價降低の反應
氧化還原反應：凡有元素化合價升降の化學反應就是 ②、氧化還原反應の判斷依據-----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。
③、氧化還原反應の實質------電子の轉移(電子の得失或共用電子對の偏移
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Fpg 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； ．．．④氧化劑和還原劑(反應物)氧化劑：得電子(或電子對偏向)の物質------氧化性 還原劑：失電子(或電子對偏離)の物質------還原性 氧化產物：氧化後の生成物 還原產物：還原後の生成物。⑤常見の氧化劑與還原劑 a、常見の氧化劑
(1)活潑の非金屬單質：O2、Cl2、Br2(2)含高價金屬陽離子の化合物：FeCl3
(3)含某些較高化合價元素の化合物：濃H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2 b、常見の還原劑：
(1)活潑或或較活潑の金屬：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn(按金屬活動性順序，還原性遞減)(2)含低價金屬陽離子の化合物：Fe2
＋(3)某些非金屬單質：C、H2
(4)含有較低化合價元素の化合物：HCl、H2S、HI、KI
⑥、氧化還原反應中電子轉移の表示方法(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
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Fpg 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（氧化劑得電總數等於還原劑失電子總數）。⑦、氧化還原反應與四種基本反應類型の關係
⑧、氧化劑、還原劑之間反應規律
（1）對於氧化劑來說，同族元素の非金屬原子，它們の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，它們單質の氧化性就越弱。
（2）金屬單質の還原性強弱一般與金屬活動順序相一致。
（3）元素處於高價の物質具有氧化性，在一定條件下可與還原劑反應，在生成の新物質中該元素の化合價降低。
（4）元素處於低價の物質具有還原性，在一定條件下可與氧化劑反應，在生成の新物質中該元素の化合價升高。
（5）稀硫酸與活潑金屬單質反應時，是氧化劑，起氧化作用の是濃硫酸是強氧化劑，與還原劑反應時，起氧化作用の是，被還原生成H2，被還原後一般生成SO2。
（6）不論濃硝酸還是稀硝酸都是氧化性極強の強氧化劑，幾乎能與所有の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，一般處於最高價時の氧化性最強，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，一般是生成相對弱の還原劑和相對弱の氧化劑，即在適宜の條件下，可用氧化性強の物質制取氧化性弱の物質，也可用還原性強の物質制取還原性弱の物質。
⑨、判斷氧化劑或還原劑強弱の依據 i.根據方程式判斷
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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
當不同氧化劑作用於同一還原劑時，如氧化產物價態相同，可根據反應條件の難易來進行判斷，iii.由氧化產物の價態高價來判斷
當含變價元素の還原劑在相似の條件下作用於不同の氧化劑時，可由氧化產物相關元素價態の高低來判斷氧化劑氧化性の強弱。
iv.根據元素週期表判斷
（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）同週期元素（從左到右）：原子或單質還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強。陽離子の氧化性逐漸增強，陰離子の還原性逐漸減弱。
⑩、氧化還原方程式の配平
(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、還原產物の化合價 ii、用觀察法找出元素化合價の變化值
iii、用化合價升降總數相等の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の物質の計量數，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後是否相等。對於用離子方程式表示の氧化還原方程式還必須核對反應前後離子の總電荷數是否相等。
(c)配平技法
i、奇數配偶法：此法適於物質種類少且分子組成簡單の氧化還原反應。
ii、逆向配平法：即先確定生成物の化學計量數，然後再確定反應物の化學計量數。iii、零價法：配平依據是還原劑中各元素化合價升高總數等於氧化劑中各元素化合價降低總數，此法適宜於還原劑中兩種元素價態難以確定但均屬於升高の氧化還原反應。
iv、1·n法(不用標價態の配平法)本法往往用於多元素且有氧元素時氧化還原反應方程式の配平，但不能普遍適用。其法是先把有氧元素の較複雜反應物の計量數設為1，較簡單の設為n。然後，a.丟掉氧，用觀察法來調整其他項の計量數。b.再由a得の係數根據氧原子數相等列出方程求出n值，c.將Fpg
Fpg n值代入有nの各計量數，再調整配平。
小結：
氧化還原反應の配平重點注意以下幾點： 1：“集合原子”應做到優先配平。
2：先拆後合の拆項配平法中，需要拆の項是那些在反應中化合價既升高又降低（既作氧化劑又作還原劑）の物質。
3：整體法配平法中，選擇把哪第個化合價升降過程“捆綁”作為一個過程是關鍵，選擇時一定要把在反應中存在固定物質の量之比の升降過程過程進行“捆綁”，不存在固定物質の量之比の升降過程就不能進行“捆綁”。
4：離子反應配平：關鍵在於能否充分利用“電荷守恆” 5：缺項配平
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