化学高中知识点规律大全7《氮族元素》 2.docx

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化学高中知识点规律大全7《氮族元素》2

高中化学知识点规律大全

——氮族元素

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1．氮和磷

[氮族元素]包括氮（7N）、磷、（15P）、砷（33As）、锑（51Sb）、铋（83Bi）五种元素．氮族元素位于元素周期表中第VA族，其代表元素为氮和磷．

[氮族元素的原子结构]

（1）相似性：

①最外层电子数均为5个；

②主要化合价：

氮有－3、+1、+2、+3、+4、+5价；磷和砷有－3、+3、+5价；锑、铋有+3、+5价．

（2）递变规律：

按氮、磷、砷、锑、铋的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强．在氮族元素的单质中，氮、磷具有较明显的非金属性；砷虽然是非金属，但有一些金属性；锑、铋为金属．

[氮族元素单质的物理性质]

N2

P

As

Sb

Bi

颜色

无色

白磷：

白色或黄色

红磷：

红棕色

灰砷：

灰色

银白色

银白色或微显红色

状态

气体

固体

固体

固体

固体

密度

逐渐增大

熔点、沸点

先按N2、P、As的顺序逐渐升高，而后按Sb、Bi的顺序逐渐降低

[氮气]

（1）氮元素在自然界中的存在形式：

既有游离态又有化合态．空气中含N278％（体积分数）或75％（质量分数）；化合态氮存在于多种无机物和有机物中，氮元素是构成蛋白质和核酸不可缺少的元素．

（2）氮气的物理性质：

纯净的氮气是无色气体，密度比空气略小．氮气在水中的溶解度很小．在常压下，经降温后，氮气变成无色液体，再变成雪花状固体．

（3）氮气的分子结构：

氮分子（N2）的电子式为

，结构式为N≡N．由于N2分子中的N≡N键很牢固，所以通常情况下，氮气的化学性质稳定、不活泼．

（4）氮气的化学性质：

①N2与H2化合生成NH3N2+3H2

2NH3

说明该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理．

②N2与O2化合生成NO：

N2+O2

2NO

说明在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应．

（5）氮气的用途：

①合成氨，制硝酸；

②代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化；

⑧在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发；

④保存粮食、水果等食品，以防止腐烂；

⑤医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术；

⑥利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能．

[NO、NO2性质的比较]

氮的氧化物

一氧化氮（NO）

二氧化氮（NO2）

物理性质

为无色、不溶于水、有毒的气体

为红棕色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水

化学性质

①极易被空气中的O2氧化：

2NO+O2=2NO2

②NO中的氮为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性

与H2O反应：

3NO2+H2O＝2HNO3+NO

（工业制HNO3原理．在此反应中，NO2同时作氧化剂和还原剂）

[自然界中硝酸盐的形成过程]

（1）电闪雷鸣时：

N2+O2

2NO

（2）2NO+O2=2NO2

（3）下雨时：

3NO2+H2O＝2HNO3+NO

（4）生成的硝酸随雨水淋洒到土壤中，并与土壤中的矿物作用生成能被植物吸收的硝酸盐．

[光化学烟雾]NO、NO2有毒，是大气的污染物．空气中的NO、NO2污染物主要来自于石油产品和煤燃烧的产物、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气．NO2在紫外线照射下，发生一系列光化学反应，产生一种有毒的烟雾——光化学烟雾．因此，NO2是造成光化学烟雾的主要因素．光化学烟雾刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡．

[磷]

（1）磷元素在自然界中的存在形式：

自然界中无游离态的磷．化合态的磷主要以磷酸盐的形式存在于矿石中．动物的骨骼、牙齿和神经组织，植物的果实和幼芽，生物的细胞里都含有磷．

（2）单质磷的化学性质：

①与O2反应：

4P+5O2

2P2O5

②磷在C12中燃烧：

2P+3C12（不足量）

2PCl32P+5Cl2（足量）

2PCl5

[磷的同素异形体——白磷与红磷]

磷的同素异形体

白磷

红磷

说明

物

理

性

质

颜色、状态

无色蜡状固体

红棕色粉末

①白磷与红磷的结构不同是物理性质存在差别的原因②由两者物理性质的不同，证明了白磷与红磷是不同的单质

密度（g·cm－3）

1.82

2.34

溶解性

不溶于水，溶于CS2

不溶于水，也不溶于CS2

毒性

剧毒

无毒

着火点

40℃（白磷受到轻微的摩擦就会燃烧；常温时，白磷可被氧化而发光）

240℃

化学性质

白磷、红磷在空气中燃烧，都生成白色的P2O5

白磷与红磷燃烧都生成P2O5，证明它们都是由磷元素形成的单质

相互转化

白磷

红磷

证明白磷与红磷所含元素相同——互为同素异形体

保存方法

密封保存，少量白磷保存在水中

密封保存，防止吸湿

切削白磷应在水中进行

用途

制造高纯度磷酸；制造燃烧弹、烟幕弹

制造高纯度磷酸；制农药、安全火柴

[五氧化二磷、磷酸]

（1）五氧化二磷的性质：

五氧化二磷是白色粉末状固体，极易吸水（因此可作酸性气体的干燥剂）．P2O5是酸性氧化物，与水反应：

P2O5+3H2O

2H3PO4

（2）磷酸的性质、用途：

磷酸（H3PO4）是一种中等强度的三元酸，具有酸的通性．磷酸主要用于制造磷肥，也用于食品、纺织等工业．

[氮、磷元素及其单质、化合物性质的比较]

元素

氮（N）

磷（P）

自然界中存在的形式

游离态和化合态

只有化合态

单质与O2化合的情况

N2+O2

2NO（易）

4P+5O2

2P2O5（难）

单质与H2化合的情况

N2+3H2

2NH3

2P（蒸汽）+3H2

2PH3

单质的化学活泼性及原因

单质活泼性：

N2＜P

原因：

N2分子中N≡N键很牢固，故N2性质稳定、不活泼

氢化物的稳定性

NH3＞PH3

最高价氧化物对应水化物的酸性

HNO3＞H3PO4

非金属性

N＞P

2．铵盐

[氨]

（1）氨的物理性质：

①氨是无色、有刺激性气味的气体，比空气轻；②氨易液化．在常压下冷却或常温下加压，气态氨转化为无色的液态氨，同时放出大量热．液态氨气化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧下降；③氨气极易溶于水．在常温、常压下，1体积水中能溶解约700体积的氨气（因此，氨气可进行喷泉实验）；④氨对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用．若不慎接触过多的氨而出现病症，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛．

（2）氨分子的结构：

NH3的电子式为

，结构式为

，氨分子的结构为三角锥形，N原子位于锥顶，三个H原子位于锥底，键角107°18′，是极性分子．

（3）氨的化学性质：

①跟水反应．氨气溶于水时（氨气的水溶液叫氨水），大部分的NH3分子与H2O分子结合成NH3·H2O（叫一水合氨）．NH3·H2O为弱电解质，只能部分电离成NH4＋和OH－：

NH3+H2O

NH3·H2O

NH4＋+OH－

a．氨水的性质：

氨水具有弱碱性，使无色酚酞试液变为浅红色，使红色石蕊试液变为蓝色．氨水的浓度越大，密度反而越小（是一种特殊情况）．NH3·H2O不稳定，故加热氨水时有氨气逸出：

NH4＋+OH－

NH3↑+H2O

b．氨水的组成：

氨水是混合物（液氨是纯净物），其中含有3种分子（NH3、NH3·H2O、H2O）和3种离子（NH4＋和OH－、极少量的H＋）．

c．氨水的保存方法：

氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器盛装氨水．通常把氨水盛装在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶里．

d．有关氨水浓度的计算：

氨水虽然大部分以NH3·H2O形式存在，但计算时仍以NH3作溶质．

②跟氯化氢气体的反应：

NH3+HCl＝NH4C1

说明a．当蘸有浓氨水的玻璃棒与蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时，产生大量白烟．这种白烟是氨水中挥发出来的NH3与盐酸挥发出来的HCl化合生成的NH4C1晶体小颗粒．

b．氨气与挥发性酸（浓盐酸、浓硝酸等）相遇，因反应生成微小的铵盐晶体而冒白烟，这是检验氨气的方法之—．

c．氨气与不挥发性酸（如H2SO4、H3PO4等）反应时，无白烟生成．

③跟氧气反应：

4NH3+5O2

4NO+6H2O

说明这一反应叫做氨的催化氧化（或叫接触氧化），是工业上制硝酸的反应原理之一．

（4）氨气的用途：

①是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料；②是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料；③用作冰机中的致冷剂．

[铵盐]

铵盐是由铵离子（NH4＋）和酸根阴离子组成的化合物．铵盐都是白色晶体，都易溶于水．

（1）铵盐的化学性质：

●①受热分解．固态铵盐受热都易分解．根据组成铵盐的酸根阴离子对应的酸的性质的不同，铵盐分解时有以下三种情况：

a．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是非氧化性的挥发性酸时，则加热时酸与氨气同时挥发，冷却时又重新化合生成铵盐。

例如：

NH4Cl（固）

NH3↑+HCl↑NH3+HCl＝NH4Cl（试管上端又有白色固体附着）

又如：

（NH4）2CO3

2NH3↑+H2O+CO2↑NH4HCO3

NH3↑+H2O+CO2↑

b．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是难挥发性酸，加热时则只有氨气逸出，酸或酸式盐仍残留在容器中．如：

（NH4）2SO4

NH4HSO4+NH3↑（NH4）3PO4

H3PO4+3NH3↑

c．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是氧化性酸，加热时则发生氧化还原反应，无氨气逸出．例如：

NH4NO3

N2O↑+2H2O

②跟碱反应——铵盐的通性．

固态铵盐+强碱（NaOH、KOH）

无色、有刺激性气味的气体

试纸变蓝色．例如：

（NH4）2SO4+2NaOH

Na2SO4+2NH3↑+2H2O

NH4NO3+NaOH

NaNO3+NH3↑+H2O

说明：

a．若是铵盐溶液与烧碱溶液共热，则可用离子方程式表示为：

NH4＋+OH－

NH3↑+H2O

b．若反应物为稀溶液且不加热时，则无氨气逸出，用离子方程式表示

为：

NH4＋+OH－＝NH3·H2O

c．若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示．

（2）氮肥的存放和施用．铵盐可用作氮肥．由于铵盐受热易分解，因此在贮存时应密封包装并存放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效．

[铵盐（NH4＋）的检验]将待检物取出少量置于试管中，加入NaOH溶液后，加热，用湿润的红色石蕊试纸在管口检验，若试纸变蓝色，则证明待检物中含铵盐（NH4＋）．

[氨气的实验室制法]

（1）反应原理：

固态铵盐[如NH4Cl、（NH4）2SO4等]与消石灰混合共热：

2NH4Cl+Ca（OH）2

CaCl2+2NH3↑+2H2O

（2）发生装置类型：

固体+固体

气体型装置（与制O2相同）．

（3）干燥方法：

常用碱石灰（CaO和NaOH的混合物）作干燥剂．不能用浓H2SO4、P2O5等酸性干燥剂和CaCl2干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反应（CaCl2与NH3反应生成CaCl2·8NH3）．

（4）收集方法：

只能用向下排气法，并在收集氨气的试管口放一团棉花，以防止氨气与空气形成对流而造成制得的氨气不纯．

（5）验满方法；①将湿润的红色石蕊试纸接近集气瓶口，若试纸变蓝色，则说明氨气已充满集气瓶；②将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近集气瓶口，有白烟产生，说明氨气已充满集气瓶．

注意①制氨气所用的铵盐不能用NH4NO3、NH4HCO3、（NH4）2CO3等代替，因为NH4NO3在加热时易发生爆炸，而NH4HCO3、（NH4）2CO3极易分解产生CO2气体使制得的NH3不纯．

②消石灰不能用NaOH、KOH等强碱代替，因为NaOH、KOH具有吸湿性，易潮解结块，不利于生成的氨气逸出，而且NaOH、KOH对玻璃有强烈的腐蚀作用．

③NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥．

④实验室制取氨气的另一种常用方法：

将生石灰或烧碱加入浓氨水中并加热．有关反应的化学方程式为：

CaO+NH3·H2O

Ca（OH）2+NH3↑

加烧碱的作用是增大溶液中的OH－浓度，促使NH3·H2O转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制Cl2、HCl气体的装置相同．

3．硝酸

[硝酸]

（1）物理性质：

①纯硝酸是无色、易挥发（沸点为83℃）、有刺激性气味的液体．打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生．（与盐酸相同）

②质量分数为98％以上的浓硝酸挥发出来的HNO3蒸气遇空气中的水蒸气形成的极微小的硝酸液滴而产生“发烟现象”．因此，质量分数为98％以上的浓硝酸通常叫做发烟硝酸．

（2）化学性质：

①具有酸的一些通性．例如：

CaCO3+2HNO3（稀）＝Ca（NO3）2+CO2↑+H2O

（实验室制CO2气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替）

②不稳定性．HNO3见光或受热发生分解，HNO3越浓，越易分解．硝酸分解放出的NO2溶于其中而使硝酸呈黄色．有关反应的化学方程式为：

4HNO3

2H2O+4NO2↑+O2↑

③强氧化性：

不论是稀HNO3还是浓HNO3，都具有极强的氧化性．HNO3浓度越大，氧化性越强．其氧化性表现在以下几方面：

a．几乎能与所有金属（除Hg、Au外）反应．当HNO3与金属反应时，HNO3被还原的程度（即氮元素化合价降低的程度）取决于硝酸的浓度和金属单质还原性的强弱．对于同一金属单质而言，HNO3的浓度越小，HNO3被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多．一般反应规律为：

金属+HNO3（浓）→硝酸盐+NO2↑+H2O

金属+HNO3（稀）→硝酸盐+NO↑+H2O

较活泼的金属（如Mg、Zn等）+HNO3（极稀）→硝酸盐+H2O+N2O↑（或NH3等）

金属与硝酸反应的重要实例为：

3Cu+8HNO3（稀）＝3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O

该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色（无色的NO被空气氧化为红棕色的NO2）。

实验室通常用此反应制取NO气体．

Cu+4HNO3（浓）＝Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O

该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生．此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO2、NO等的混合气体．

b．常温下，浓HNO3能将金属Fe、A1钝化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄层致密的氧化膜．因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应．（与浓硫酸相似）

c．浓HNO3与浓盐酸按体积比1∶3配制而成的混合液叫王水．王水溶解金属的能力更强，能溶解金属Pt、Au．

d．能把许多非金属单质（如C、S、P等）氧化，生成最高价含氧酸或最高价非金属氧化物．例如：

C+4HNO3（浓）＝CO2↑+4NO2↑+2H2O

e．能氧化某些具有还原性的物质，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2＋等．应注意的是，NO3－无氧化性，而当NO3－在酸性溶液中时，则具有强氧化性．例如，在Fe（NO3）2溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了H＋而使Fe2＋被氧化为Fe3＋；又如，向浓HNO3与足量的Cu反应后形成的Cu（NO3）2中再加入盐酸或硫酸，则剩余的Cu会与后来新形成的稀HNO3继续反应．

f．能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等．因此在使用硝酸（尤其是浓硝酸）时要特别小心，万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤．

（3）保存方法．硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸时，应将硝酸盛放在带玻璃塞的棕色试剂瓶中，并贮存在黑暗且温度较低的地方．

（4）用途．硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐等．

*[亚硝酸盐]

（1）亚硝酸钠的性质：

亚硝酸钠（NaNO2）是无色或浅黄色晶体，外观类似食盐，有咸味，易溶于水，有毒．既具有氧化性又具有还原性．

（2）亚硝酸钠的存在：

①长时间加热煮沸或反复加热沸腾的水，由于水中NO3－浓度增大，饮用后部分NO3－在人体内被还原为NO㈠②腐烂的蔬菜中；⑧腌制的食品如酸菜、肉制品中．

（3）亚硝酸盐的用途：

①用于印染、漂白等行业；②在某些食品如腊肉、香肠中用作防腐剂和增色剂；⑧用作混凝土的掺合剂等．

（4）亚硝酸盐对人体的危害．亚硝酸盐是一种潜在的致癌物质，过量或长期食用对人体会造成危害．若误食亚硝酸盐或食用含有过量的亚硝酸盐的食物，会出现嘴唇、指甲、皮肤发紫以及头晕、呕吐、腹泻等症状，严重时可致人死亡．所以，国家对食品中的亚硝酸盐的含量有严格的限制．

4．氧化还原反应方程式的配平

[氧化还原反应方程式的配平]

氧化还原反应方程式的配平包括氧化还原反应化学方程式的配平和氧化还原反应离子方程式的配平．

（1）配平的原则：

①质量守恒原则：

反应前后各元素的原子个数相等．

②化合价守恒原则：

氧化剂化合价降低的总数与还原剂化合价升高的总数相等．

③电荷守恒原则：

离子方程式两边阴、阳离子所带的正、负电荷的总数相等．

（2）配平的一般步骤：

①“标价态”．将反应前后价态发生了改变的元素的化合价标出．

②“列变化”．根据所标价态，列出化合价升高值和降低值．

③“求总数”．用最小公倍数法使化合价升降的总数相等，以保证化合价守恒．

④“配系数”．先将氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物配平后，再配平价态未发生变化的物质（一般为酸、碱、水），以保证质量守恒和电荷守恒．

（3）配平的一般方法：

在具体涉及到一个氧化还原反应方程式的配平时，究竟是先配反应物还是产物，或是先配氧化剂及其还原产物、再配还原剂及其氧化产物，则需根据不同的氧化还原反应方程式作具体分析．

①顺向法．配系数时，先配反应物、后配生成物．适用情况：

这种配平方法适用于大多数的氧化还原反应方程式的配平，尤其是下列几类反应的配平，

a．有两种以上元素被氧化或还原的反应；

b．归中反应；

c．氧化剂或还原剂的化学式中有脚标的反应．

例1配平化学方程式：

FeS2+O2一Fe2O3+SO2

分析从化学式可知，在反应过程中Fe：

+2价→+3价，S：

－1价→+4，O：

0价→－2价，其中Fe、S元素化合价升高，FeS2中S元素有脚标2，故化合价升高数为：

1+5×2＝11；O元素化合价降低且O元素有脚标2，故化合价降低数为：

2×2＝4．显然，两者的最小公倍数为44，则在FeS2前配上系数4，在O2前配上系数11，这样就配好了反应物．即：

4FeS2+11O2—Fe2O3+SO2

再根据质量守恒原则配平生成物Fe2O3和SO2，得到配平后的化学方程式如下：

4FeS2+11O2＝2Fe2O3+8SO2答案：

略．

②逆向法．配系数时，先配生成物、再配反应物．适用情况：

a．歧化反应；

b．某元素被氧化或还原成不止一种价态的产物的反应；

c．产物的化学式中有脚标的反应．

例2配平化学方程式：

S+KOH—K2S+K2SO3

分析反应过程中只有S元素的化合价发生变化，且在反应后。

0价的S元素部分降低至－2价，部分升高至+4价．在配平时，先配产物K2S、K2SO3，由于化合价升降的最小公倍数为4，因此，在化学式K2SO3前配系数l（注意：

系数为1时通常不写，但有些题目在化学式前打上方框或括号，则此时必须将系数1填入），在K2S前配系数2．即：

S+KOH－2K2S+K2SO3

再配反应物S和KOH．为了保证反应前后O、H元素的原子个数守恒，在产物中还应加上H2O，这样得到配平后的化学方程式如下：

3S+6KOH＝2K2S+K2SO3+3H2O答案：

略．

③交叉法．配系数时，先配氧化剂及其对应的还原产物（或先配还原剂及其对应的氧化产物），再配另一反应物及其对应的产物．适用情况：

a．某一反应物有脚标，其对应的产物也有脚标的反应；

b．某反应物在反应中既作氧化剂（或还原剂）又起酸（既生成盐）的作用（一般为HNO3、H2SO4、HCl等酸）的反应．

例3配平化学方程式Cu2S+HNO3—Cu（NO3）2+H2SO4+NO，求出氧化剂与还原剂的物质的量之比．

分析在反应中Cu2S为还原剂，其中的Cu、S两种元素均被氧化；HNO3中的N元素的化合价只有部分发生变化，既作氧化剂同时又起了酸的作用．因此配平时，先配Cu2S（有脚标）及其对应氧化产物Cu（NO3）2和H2SO4．Cu2S中化合价升高的总数为：

1×2+8＝10，HNO3中N元素化合价降低数为3，故最小公倍数为30，于是有：

3Cu2S+HNO3—6Cu（NO）3+3H2SO4+NO

再配HNO3和NO的系数．显然，NO前的系数应为10，HNO3前的系数应为参与氧化还原反应并作氧化剂的HNO3和未参与氧化还原反应的HNO3的总和：

10+6×2＝22．最后根据各元素反应前后原子个数守恒，在产物中添加H2O并配上系数8．

答案：

3Cu2S+22HNO3＝6Cu（NO3）2+3H2SO4+10NO↑+8H2O

氧化剂与还原剂的物质的量之比为10∶3．

5．有关化学方程式的计算

[有一种反应物过量的计算]

在化学反应中，反应物之间是按化学方程式所确定的质量比进行反应的．若反应中给出了一种反应物的质量，而其他反应物是足量的或过量的，则可利用已知的反应物的质量求算生成物的质量．若反应中的两种反应物的质量都已给出，则应先通过计算判断两种反应物是否恰好完全反应，如果不是恰好完全反应，应判断哪种反应物有剩余（即过量），然后再根据不足量的反应物求算生成物的质量．

判断反应物过量的方法有：

（1）假设法．假设一种反应物A完全反应，根据A的质量求算出与A恰好反应的另一反应物B的质量χ（B），再将χ（B）与题给的B的质量m（B）相比较．

若χ（B）＜m（B），则假设成立，即B过量，A完全反应，应以A求算生成物的量；

若χ（B）＞m（B），则假设不成立，即A过量，B完全反应，应以B求算生成物的量．

（2）比较法．设A与B按化学方程式所确定的质量分别为M（A）和M（B），然后将题目所给的质量m（A）与m（B）分别与M（A）和M（B）相比，再看比较结果的大小．

若

＞

，则反应物A过量，B反应完全，用B求算生成物的量；

若

＜

，则反应物B过量，A反应完全，用A求算生成物的量；

若

＝

，则A与B恰好完全反应，用A或B求算生成物的量均可．

（3）交叉法．将两种反应物的质量m（A）、m（B）分别列入化学方程式中对应物质的质量M（A）、M（B）之下，然后交叉相乘，乘积大者的已知量为过量，小者则反应完全．例如，M（B）·m（A）＞M（A）·m（B）时，反应物A过量，B反应完全．

注意在进行有一种反应物过量的计算时，还要考虑生成物是否与过量的反应物继续反应，若继续反应，又要进一步判断继续反应时哪一种反应物过量，再进行下一步计算．

例1将3.3gCO2通入含3.7gCa（OH）2的澄清石灰水中，问能产生CaCO3沉淀多少克?

分析此题中两种反应物