化學方程式總結
總結是指對某一階段的工作、學習或思想中的經驗或情況進行分析研究，做出帶有規律性結論的書面材料，它可以給我們下一階段的學習和工作生活做指導，不妨坐下來好好寫寫總結吧。你所見過的總結應該是什麼樣的？以下是小編整理的化學方程式總結，供大家參考借鑑，希望可以幫助到有需要的朋友。
化學方程式總結1
1、氮氣和氫氣 N2+3H2=2NH3（高溫高壓催化劑）
2、氮氣和氧氣 N2+O2=2NO（放電）
3、氨的催化氧化 4NH3+5O2=4NO+6H2O
4、氨氣和氯化氫 NH3+HCl=NH4Cl
5、氨氣和水 NH3+H2O=NH3·H2O（可逆）
6、氯化鐵和氨水 FeCl3+3NH3·H2O=Fe（OH）3（↓）+3NH4Cl（不太肯定是不是會發生氧化還原）
7、氯化鋁和氨水 AlCl3+3NH3·H2O=Al（OH）3（↓）+3NH4Cl
8、實驗室制氨氣 Ca（OH）2 +2NH4Cl=CaCl2+2NH3（↑）+H2O
9、一氧化氮和氧氣 2NO+O2=2NO2
10、氯化銨受熱分解 NH4Cl=NH3↑+HCl↑
11、碳酸氫銨受熱分解 NH4HCO3===NH3↑+CO2↑+H2O
12、濃硝酸長久放置 4HNO3=4NO2↑+O2↑+H2o（光照或加熱）
13、銅和濃硝酸：Cu+4HNO3=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2o
14、銅和稀硝酸：3Cu+8HNO3=3Cu（NO3）3+2NO↑+4H2o
15、鋅和濃硝酸：Zn+4HNO3=Zn（NO3）2+2NO2↑+2H2o
16、碳和濃硝酸：C+4HNO3=CO2↑+4NO2↑+2H2o
17、濃硝酸受熱分解 4HNO3=4NO2↑+O2↑+H2o（光照或加熱）
化學方程式總結2
一、氧氣的性質和製法：
1、鎂在空氣中燃燒：2Mg+O2 點燃 2MgO
2、鐵在氧氣中燃燒：3Fe+2OFe3O4
3、紅磷在空氣中燃燒：4P+5O2P2O5
4、硫粉在空氣中燃燒： S+O2 點燃 SO2
5、碳在氧氣中燃燒：C+OCO2；2C+O2CO（碳不充分燃燒）
6、氫氣中空氣中燃燒：2H2+O2H2O
7、一氧化碳在氧氣中燃燒：2CO+O2 2CO2
8、甲烷在空氣中燃燒：CH4+2OCO2+2H2O
9、酒精在空氣中燃燒：C2H5OH+3O2CO2+3H2O
10、加熱氯酸鉀和二氧化錳混合物製取氧氣：2KClO3 2KCl+3O2 ↑
△ 11、加熱高錳酸鉀製取氧氣：2KMnOK2MnO4+MnO2+O2↑
二、氫氣的性質和製法：
12、氫氣的可燃性：2H2+O2H2O
13、氫氣的還原性：H2+CuOCu+H2O；3H2+Fe2O3 2Fe+3H2O
14、氫氣的工業製法（水煤氣）：H2H2+CO
15、鋅與酸反應制取氫氣：Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2↑； Zn+2HCl = ZnCl2+H2↑
16、鎂與酸反應制取氫氣：Mg+H2SO4 = MgSO4+H2↑； Mg+2HCl = MgCl2+H2↑
17、鐵與酸反應制取氫氣：Fe+H2SO4 = FeSO4+H2↑； Fe+2HCl = FeCl2+H2↑
18、鋁與酸反應制取氫氣：2Al+3H2SO4 = Al2(SO4)3+3H2↑； 2Al+6HCl = 2AlCl3+3H2↑
三、碳的化學性質：
19、碳的可燃性：C+OCO2 ； 2C+O2CO（碳不充分燃燒）
20、碳的還原性：C+2CuO 2Cu+CO2↑；3C+2Fe2O3 4Fe+3CO2↑；
C+CO2CO（吸熱）
四、二氧化碳的性質和製法：
21、二氧化碳溶解於水：CO2+H2O = H2CO3
22、二氧化碳使石灰水變渾濁：Ca(OH)2+CO2 = CaCO3↓+H2O
23、二氧化碳與碳反應（吸熱）：C+CO2CO
24、大理石與稀鹽酸製取二氧化碳：CaCO3+2HCl = CaCl2+H2O+CO2↑
25、滅火器原理：Na2CO3+2HCl = 2NaCl+H2O+CO2↑
五、一氧化碳的性質：
26、一氧化碳可燃性：2CO+O2 點燃 2CO2
27、一氧化碳還原性：CO+CuOCu+CO2；3CO+Fe2O3 2Fe+3CO2
六、碳酸鈣的性質：
28、高溫煅燒石灰石：CaCO3 CaO+CO2↑
29、石灰石、大理石與稀鹽酸反應：CaCO3+2HCl = CaCl2+H2O+CO2↑
七、鐵的性質：
30、鐵在氧氣中燃燒：3Fe+2OFe3O4
31、鐵與酸反應：Fe+H2SO4 = FeSO4+H2↑；Fe+2HCl = FeCl2+H2↑
32、鐵和硫酸銅溶液反應：Fe+CuSO4 = FeSO4+Cu
八、其它的反應：
Cu2(OH)2CO2CuO+H2O+CO2↑； 2H2O2H2↑+O2 ↑； 2HgO 2Hg+O2↑； H2CO3 = H2O + CO2↑；
化學方程式總結3
化合反應
1、鎂在空氣中燃燒：2Mg + O2 點燃 2MgO
2、鐵在氧氣中燃燒：3Fe + 2O2 點燃 Fe3O4
3、鋁在空氣中燃燒：4Al + 3O2 點燃 2Al2O3
4、氫氣在空氣中燃燒：2H2 + O2 點燃 2H2O
5、紅磷在空氣中燃燒：4P + 5O2 點燃 2P2O5
6、硫粉在空氣中燃燒： S + O2 點燃 SO2
7、碳在氧氣中充分燃燒：C + O2 點燃 CO2
8、碳在氧氣中不充分燃燒：2C + O2 點燃 2CO
9、二氧化碳透過灼熱碳層： C + CO2 高溫 2CO
10、一氧化碳在氧氣中燃燒：2CO + O2 點燃 2CO2
11、二氧化碳和水反應(二氧化碳通入紫色石蕊試液)：CO2 + H2O === H2CO3
12、生石灰溶於水：CaO + H2O === Ca(OH)2
13、無水硫酸銅作乾燥劑：CuSO4 + 5H2O ==== CuSO4?5H2O
14、鈉在氯氣中燃燒：2Na + Cl2點燃 2NaCl
分解反應
15、實驗室用雙氧水製氧氣：2H2O2 MnO2 2H2O+ O2↑
16、加熱高錳酸鉀：2KMnO4 加熱 K2MnO4 + MnO2 + O2↑
17、水在直流電的作用下分解：2H2O 通電 2H2↑+ O2 ↑
18、碳酸不穩定而分解：H2CO3 === H2O + CO2↑
19、高溫煅燒石灰石(二氧化碳工業製法)：CaCO3 高溫 CaO + CO2↑
蘇打(純鹼)與鹽酸反應
①鹽酸中滴加純鹼溶液
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O+CO2↑
CO32- + 2H+ = H2O + CO2↑
②純鹼溶液中滴加鹽酸，至過量
Na2CO3 + HCl =NaHCO3 + NaCl
CO32- + H+ = HCO3-
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑
HCO3-+H+ = H2O +CO2↑
小蘇打受熱分解
2NaHCO3==【加熱】Na2CO3 + H2O +CO2 ↑
氧化還原反應：
1、氫氣還原氧化銅：H2 + CuO 加熱 Cu + H2O
2、木炭還原氧化銅：C+ 2CuO 高溫 2Cu + CO2↑
3、焦炭還原氧化鐵：3C+ 2Fe2O3 高溫 4Fe + 3CO2↑
4、焦炭還原四氧化三鐵：2C+ Fe3O4 高溫 3Fe + 2CO2↑
5、一氧化碳還原氧化銅：CO+ CuO 加熱 Cu + CO2
6.一氧化碳還原氧化鐵：3CO+ Fe2O3 高溫 2Fe + 3CO2
7.一氧化碳還原四氧化三鐵：4CO+ Fe3O4 高溫3Fe + 4CO2
氧化性:
2FeCl3 + Fe === 3FeCl2
2FeCl3 + Cu === 2FeCl2 + CuCl2 (用於雕刻銅線路版)
2FeCl3 + Zn === 2FeCl2 + ZnCl2
FeCl3 + Ag === FeCl2 + AgC
Fe2(SO4)3 + 2Ag === FeSO4 + Ag2SO4(較難反應)
Fe(NO3)3 + Ag 不反應 2FeCl3 + H2S === 2FeCl2 + 2HCl + S
2FeCl3 + 2I === 2FeCl2 + 2Cl + I2
FeCl2 + Mg === Fe + MgCl2
還原性:
2FeCl2 + Cl2 === 2FeCl3
3Na2S + 8HNO3(稀) === 6NaNO3 + 2NO + 3S + 4H2O
3Na2SO3 + 2HNO3(稀) === 3Na2SO4 + 2NO + H2O
2Na2SO3 + O2 === 2Na2SO4
硫和硫的化合物
1、硫和鈉反應的方程式：
2Na+S=Na2S (條件：研磨) 現象：輕微爆炸
2、硫和鐵反應的方程式： Fe+S=FeS(條件加熱)
3、硫和濃硫酸反應的化學方程式：
S+2H2SO4 =SO2↑ +2 H2O (條件：加熱)
4、硫和氫氧化鈉溶液反應的化學方程式：
3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 + 3H2O(除硫的化學方法)
5、SO2與水反應的'方程式： SO2 + H2O =H2SO3 (可逆反應要用可逆符號)
6、少量的SO2與NaOH溶液反應的化學方程式： SO2 +2NaOH=Na2SO3 + H2O
7、過量的SO2與NaOH溶液反應的化學方程式：
SO2 + NaOH=NaHSO3
8、少量的SO2與澄清石灰水反應的化學方程式：
SO2 + Ca(OH)2= CaSO3↓ + H2O
9、少量的SO2與飽和的碳酸氫鈉溶液反應的化學方程式：
SO2 +2NaHCO3= Na2SO3 +2CO2 +H2O
10、SO2與Na2SO3溶液反應的化學方程式：
SO2 + Na2SO3 +H2O =2NaHSO3
11、SO2與氫硫酸反應的化學方程式：
SO2 + 2H2S=3S↓+2H2O