離子反應(yīng)規(guī)律及離子方程式書寫知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、離子反應(yīng)規(guī)律和離子方程式書1 基本概念1.1 離子反應(yīng)在溶液(或熔化態(tài))中有離子參與或有離子生成的化學(xué)反應(yīng)統(tǒng)稱離子反應(yīng)。它包括有離子參 與或有離子生成的氧化還原反應(yīng)和非氧化還原反應(yīng)兩大類。1.2 強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)在溶液中(或熔化狀態(tài))本身能發(fā)生電離的化合物叫電解質(zhì)，不能發(fā)生電離的化合物叫非 電解質(zhì)。在溶液中能全部電離成離子的電解質(zhì)叫強(qiáng)電解質(zhì)，它包括大多數(shù)的鹽類、強(qiáng)酸和強(qiáng) 堿。；在溶液中只有部分電離為離子的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)，它包括弱酸(H2SO3、HF、HCIO)以及弱堿(NH3?H2O)等。2離子反應(yīng)規(guī)律(僅討論非氧化還原反應(yīng)的離子反應(yīng))2.1復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件對(duì)于復(fù)分解反應(yīng)而言，有下列三

2、種物質(zhì)之一生成的反應(yīng)就能進(jìn)行完全：更難溶物質(zhì)； 更難電離的物質(zhì)；氣態(tài)物質(zhì)。簡言之，復(fù)分解反應(yīng)的方向總是朝著有利于某種離子濃度減 少的一方進(jìn)行。(1) 沉淀的生成及轉(zhuǎn)化常見難溶物有： 酸：H2SiO3 ；堿：Mg(OH) 2、AI(OH) 3、Cu(OH) 2、Fe(OH)3等；鹽:AgCI、 AgBr、AgI、BaCO3、BaSO4、Ca3(PO4)2等。練2-1向一支盛有食鹽水的試管中加入硝酸銀，使之恰好反應(yīng)完全，再加入一些碘化鉀晶體 后沉淀轉(zhuǎn)化黃色，再加入一些硫化鉀溶液，沉淀又轉(zhuǎn)為黑色。由此實(shí)驗(yàn)判斷這三種沉淀的溶解 度(S)大小關(guān)系(B)B. S(AgCI)> S(Agl) >

3、 S(Ag 2S)D.無法判斷A . S(AgCl) = S(AgI) = S(Ag2S)C. S(AgCl)< S(AgI)< S(Ag 2S)(2) 更弱電解質(zhì)的生成常見弱電解質(zhì)有：弱酸：HF、H2CO3、HCIO、CH3COOH等；弱堿：NH 3?H2O ;其它：出0、C6H5OH等練2-2用化學(xué)方程式表示：漂白粉溶液漂白織物時(shí)要露置于空氣中：Ca(CI0) 2 + CO2 +H 2O = CaC03 J + 2HCIO練2-3已知硫酸鉛難溶于水，也難溶于硝酸中，但卻可溶于醋酸銨溶液，其化學(xué)反應(yīng)方程式 是：PbS04 + 2CH3COONH4 = Pb(CH3C00)2 +

4、_(NH4)2SO4根據(jù)離子反應(yīng)規(guī)律可推斷牛PbS)o寫出表示成的可溶性鹽Pb(CH3C00)2應(yīng)該是難電離的弱電解質(zhì)才對(duì) 當(dāng)在上述生成的醋酸鉛溶液中通入弱電解質(zhì)硫化氫時(shí)，立即出現(xiàn)黑色沉淀( 這個(gè)反應(yīng)的離子方程式：P b(CH3COO)2 + H2S = P bS J + 2CHCOOH(3) 氣態(tài)物質(zhì)生成常見氣態(tài)物有：S02、C02、NH3、H2S等練2-4用化學(xué)反應(yīng)方程式表示：CaCOs +2HCI = CaCI? + CO2 T +H0 FeS + 2HCI = FeCI 2 + H2S T 大理石與鹽酸反應(yīng)： 實(shí)驗(yàn)室制硫化氫氣體CuSj + H2SO4反應(yīng)能發(fā)生，而FeCl2 + H2

5、S = FeSj + 2HC卻不能發(fā)想想 CuS04 + H2S =生，為什么？ 將KCI溶液與NaN0 3溶液混合是否發(fā)生化學(xué)反應(yīng)？若把該混合溶液蒸發(fā)干后得到的晶體 是什么？2.2強(qiáng)酸制弱酸(強(qiáng)強(qiáng)生弱)規(guī)律及應(yīng)用根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，凡能提供質(zhì)子(H+)的粒子(離子或分子)都是酸(如 HCI、HN0 3、及酸式根離子 HC0 3-等)，酸失去質(zhì)子后生成的粒子則為該酸的共軛堿；凡能接受質(zhì)子(H+)3、的粒子（離子或分子）都是堿 （如NH3、NaOH、Ca（OH）2、及弱酸根離子CO32-等），堿得到質(zhì) 子后生成的粒子則為該堿的共軛酸?！被?謂 強(qiáng)強(qiáng)生弱”規(guī)律，可簡記為”左強(qiáng)右弱”。酸和堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)

6、是質(zhì)子 （H+）的轉(zhuǎn)移。反應(yīng)的方向總是朝著生成更難電離的更弱的酸堿的一 方進(jìn)行的，即要符合強(qiáng)酸制弱酸r1 失 2H+2CH3COOH V CO32-酸(強(qiáng))堿(強(qiáng))例已知下列反應(yīng)能進(jìn)行完全：新堿（弱）2CH3COO-+ H2CO3(CO2+H2O)新酸(弱)CO2 t + hoNaHCO3 Na2CO3 + 2CH 3COOH = 2CH3COONa + CO2 + H2O + C 6H 5 ONa = CH OH + CHsCOONa + HCl = NaCl + CH3COOH C6H 5OH + Na2CO3 = C6H5ONa + NaHCO3 則根據(jù)左強(qiáng)右弱”規(guī)律可得：失H+減弱，酸

7、性減弱A酸 ( H+ )HcIch 3COOHH2CO3C6H5OH CO3-堿Cl- CH3COO-HCO3- C6H5O-CO32- (OH-)得 H+增強(qiáng)，堿性增強(qiáng)例2-5 已知多元弱酸在水溶液中電離是分步的，且第一步電離遠(yuǎn)大于第二步電離，第二步電 離遠(yuǎn)大于第二步電離。今有HA、H2B、H3C三種弱酸，且已知下列各反應(yīng)能發(fā)生： HA + HC2-（少量）= a- + H2C- H2B （少量）+ 2A- = B2- + 2HA H2B （少量）+ H2C- = HB- + H3C試回答：H2B> H3C ha>：（1）相同條件下，HA、H2B、H3C三種酸中，酸性由強(qiáng)到弱的順

8、序?yàn)樵贏-、B2-、C3-、hb-、H2C-、hc2-離子中最易結(jié)合質(zhì)子的是 C_,最難結(jié)合質(zhì)子的是hb_ .（3）完成下列反應(yīng)的離子方程式：C3- + 3H2O2A + H2C- H3C + 3OH-（過量）=C3- + 3H2O ; 2HA （過量）+ C3-=解由已知式得 HA>H 2C-,由式得 H2B>HA，由式得H2B>H3C,又依分步電離，電 離度逐級(jí)銳減，可得相關(guān)微粒酸堿性強(qiáng)弱順序表：失H+減弱，酸性減弱酸:( H+) > H2B > H3C > hb- > ha > H2C- >HC2-堿:hb- > H2C->

9、; b- > a > hc2- > C3- > (oh-) 得 H+增強(qiáng)，堿性增強(qiáng)根據(jù)順序表中上行酸的位置可得第（1）題答案為H2B> H3C HA>：由表中下行堿的位置可得第（2）題答案為C3: : hb-.在表中H3C位于OH-左上，據(jù)”左上右下可反應(yīng)”得（3）式的反應(yīng)可以進(jìn)行完全.據(jù)”強(qiáng)強(qiáng)優(yōu)先”原 則可知隨OH-用量的增加,H3C反應(yīng)的產(chǎn)物依次是H2C-、 hc2-、 C3-,因題給oh-為過量，所 以H3C反應(yīng)最后產(chǎn)物是C3-，故第 題答案是C3- + 3H2O ;同理第（3）題答案是 2A- + H2C-.練2-6等物質(zhì)的量濃度的兩種一元弱酸（HA

10、,HB）的鈉鹽溶液中，分別通入少量 CO2后可發(fā)生如下反應(yīng)： NaA + co 2 +H2O = ha + NaHCO 3 2NaB + CO 2 + H2O = 2HB + Na 2CO3試比較HB與HA酸性強(qiáng)弱。答:HB的酸性比 HA弱解法提示從式得：A-只能使H2CO3失去一個(gè)H+形成HCO3-,從式得B-則可使H2CO3 失去兩個(gè)H+形成CO32-.換句話，B-結(jié)合H +的能力比 A-強(qiáng)，HB電離出H+能力則比HA弱， 即HB酸性比HA弱。酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋?H2CO3 > HA > HCO 3- > HB3離子方程式的書寫3.1.1離子方程式書寫方法步驟 一寫拆刪查“

11、以次氯酸鈉溶液中通入二氧化碳為例寫拆刪查第一步 第二步 第三步 第四步(2NaCI0 + CO 2 + H2O = 2HCIO + Na 2CO32Na+ + 2CIO- + CO2 + H2O = 2HCIO + 2Na + + CO32- 2CIO-+ CO2 + H2O = 2HCIO + CO 32-查原子個(gè)數(shù)、離子電荷是否配平說明原則上說，電解質(zhì)要不要拆分改寫為離子形式，應(yīng)以物質(zhì)客觀存在的形式為依據(jù)。若 化合物主要以離子形式存在，則應(yīng)拆”為離子形式表示；若化合物主要以分子”形式存在，則不能 拆”而仍應(yīng)以 分子”形式表示。如濃H2SO4應(yīng)以分子式表示，稀 H2SO4則應(yīng) 拆”為離子式(

12、2H+ 和SO42-)表示。 牢記掌握：氧化物、弱電解質(zhì)、(弱酸、弱堿、水)、氣體、難溶性物質(zhì)(難溶鹽)等，不 能拆為離子式，要用化學(xué)式表示。 弱酸根離子，如 HCOs-、HSO3-等不能再拆(HSO42-除外) 強(qiáng)酸強(qiáng)堿及大部分可溶性鹽應(yīng)拆為離子式表示。 對(duì)于微溶物的處理分三種情況：微溶物作為生成物析出的不拆，仍寫其化學(xué)式，(如Ca(OH)2、CaSO4、Ag 2SO4);微溶物作為反應(yīng)物，若呈混濁液或固態(tài)則寫其化學(xué)式，若呈澄清溶液則拆為離子式表示。3.1.2離子方程式表示的意義離子方程式表示的是冋一類型的離子反應(yīng)。如：CO32- + 2H + = CO2 t + HO它表示的是可溶性的碳酸

13、鹽與強(qiáng)酸反應(yīng)。 因此，Na2CO3與鹽酸或K2CO3與HNO3都可實(shí)現(xiàn)上述的離子反應(yīng)。 練3- 1下列各組反應(yīng)中，能用同一個(gè)離子方程式表示的( A)A .硫酸溶液和硫酸鈉溶液分別與氯化鋇溶液反應(yīng) B .硫酸溶液分別與氫氧化鈉溶液和氫氧化鋇溶液反應(yīng)C .硫酸溶液分別與燒堿溶液和純堿溶液反應(yīng) D .鐵分別與稀硫酸和硫酸銅溶液反應(yīng)3.2解說幾類離子方程式的寫法(1) 與反應(yīng)條例有關(guān)銨鹽與強(qiáng)堿反應(yīng) 銨鹽與強(qiáng)堿反應(yīng)(2) 與反應(yīng)用量比有關(guān)常溫下:加熱：NH4+ OH-NH4+ OH- NH3 t + HO=NH3?H2O(i )過量反應(yīng)物能與生成物繼續(xù)反應(yīng) 若過量的NaOH溶液中通入CO2 若少量的Na

14、OH溶液中通入過量 CO2練3- 2寫出下列反應(yīng)的離子方程式： 向Na2CO3溶液中滴入少量HCI溶液 向HCI溶液中滴入少量 Na2CO3溶液(ii)酸式鹽與量有關(guān)的反應(yīng)女D Ca(OH)2溶液和NaHCO 3溶液混合，如：2OH- + CO 2 = CO32- + H2OOH-+ CO2 = HCO3-CO32- + H+ = HCOrCO32-+ 2H+ = CO2t + HO反應(yīng)量的關(guān)系有兩種情況:第一種情況，若NaHCO3過量，Ca(OH)2不足量。這時(shí)Ca(OH)2電離出的兩種離子全部參加反應(yīng)了。 寫該反應(yīng)的離子方程式要領(lǐng)是 ：將不足量的反應(yīng)物 Ca(OH)2設(shè)定為按1mol的量參

15、與反應(yīng)來進(jìn)行配平書寫離子方程式。因1mol Ca(OH) 2電離出的2molOH -要消耗2mol HCO 3-,故對(duì)應(yīng)的離子方程式為：Ca2+ + 20H- + 2HC0 3- = 2H2O + CaCOsJ + C02-第二種情況，若Ca(OH) 2過量，NaHC03不足量。則設(shè)定不足量的 NaHC03為1mol，因其電 離出的HC0 3-僅需消耗1mol oh -和imol Ca2+故對(duì)應(yīng)的離子方程式為Ca2+ 0H-+ HCO3-= H2O + CaC03j從上例可知：不足量的某反應(yīng)物是完全參與反應(yīng)了，配平時(shí)就設(shè)定該反應(yīng)物在化學(xué)方程式中的計(jì)量數(shù)為1,然后按1mol該反應(yīng)物電離出的陰陽離

16、子數(shù)進(jìn)行配平書寫離子方程式。因該反應(yīng)物中陰陽離子全部參與了離子反應(yīng)而被耗盡，所以在離子方程式中這兩種離子的計(jì)量數(shù)之比應(yīng)符合原化合物中的組成之比。練3-3寫出下列各個(gè)離子方程式2Fe2+ 4Br- +3CI2 = 2Fe3+ + 2Br2 +6CI-(1) FeBr2溶液中通入過量的Cl?(2) NaHS04溶液和Ba(HC0 3)2溶液混合 NaHS04 溶液不足量：H+ + S042- + Ba2+ +HCO3 = BaS04 J + HO + CO2T2H+ + S042- + Ba2+ + 2HC0 3- = BaS04 J + 2H0 + 2CO2 T Ba(HCO 3)2溶液不足量(

17、iii)按指定量關(guān)系進(jìn)行的離子反應(yīng)例等體積等物質(zhì)的量濃度的 Ba(OH) 2溶液與NH4HC03溶液混合。 解:依題意設(shè)兩種反應(yīng)物的物質(zhì)的量各1 mol則反應(yīng)的離子方程式為：Ba2+ + 20H- + NH4+ + HCO3-=例向含等物質(zhì)的量的NH4CI和AICI 3的混合溶液中遂滴加入 發(fā)生的各步反應(yīng)的離子方程式解析：開始加入的3molOH-只與其中的ImolAl 3+反應(yīng) 接著再加入的ImolOH-才與其中的ImoINH 4+反應(yīng) 最后加入的1mol0H-將與前生成的ImolAl(OH) 3反應(yīng)BaC03 + NH3?H2O + H2ONaOH溶液，寫出滴加過程中30H -+ Al 3+

18、 = AI(OH) 3 J oh- + NH4+ = NH3?H2Ooh- + AI(OH) 3=AIO 2-+2H 2O理解了上例有關(guān)離子反應(yīng)先后順序規(guī)律后，請(qǐng)?jiān)囃瓿上铝蟹磻?yīng)的離子方程式：將0.2mol/LNH 4AI(SO 4)2溶液與0.3mol/L的Ba(OH) 2溶液等體積混合，寫出離子方程式2AI3+ + 3S0¥- +3Ba2+ + 60H- = 2AI(OH) 3 J + 3BaS0j練3-4向硫酸氫鈉溶液逐滴加入氫氧化鋇溶液至中性，寫出離子方程式：2H+ + S042- + Ba2+ + 20H- = BaSOg J + 2HO在以上中性溶液中繼續(xù)滴加氫氧化鋇溶液，

19、試寫出此步反應(yīng)的離子方程式Ba2*+ SO42- = BaS04 J(3 )隱含反應(yīng)易被忽視的離子反應(yīng)例Mg ( HCO 3) 2與過量的Na0H溶液反應(yīng)(不可忽視 Mg(0H) 2比MgC0灘溶) (正) Mg2+ + 2HCO3- + 4OH- = Mg(OH)空 + 2CO32- + 2出0 例明磯KAI(SO 4)2與足量Ba(OH) 2溶液反應(yīng)(不可忽視AI(OH) 3的兩性)(正) AI 3+ + 2SO42- + 2Ba 2+ + 4OH - = AIO 2 + 2H 20 + 2BaSO4 J 例少量S02通入漂白粉溶液中(錯(cuò))S02 + H2O + Ca2+ + 2CI0-

20、= CaS03 + 2HCI0 錯(cuò)在忽視了可發(fā)生的氧化還原反應(yīng): CaS03 + HCIO = CaS04 + 2H+ + Cl- 故(正)so? + H2O + Ca2+ + CIO- = CaS04 + 2屮 + Cl-3.3離子方程式正誤判斷離子方程式常見錯(cuò)誤有：違背客觀事實(shí)，反應(yīng)產(chǎn)物錯(cuò)；違背守恒原則，如原子個(gè)數(shù)、離子電荷不配平；違背拆分規(guī)則，該拆沒拆，不該拆卻拆成離子式；違背定組成法則，若化合物中陰陽兩種離子都參與了離子反應(yīng)，則在離子方程式中其離子計(jì)量數(shù)之比應(yīng)符合原化合物相應(yīng)離子的組成之比；反應(yīng)物間的計(jì)量數(shù)之比不符題意要求。練3-5判斷下列各離子方程式是否正確，并想一想錯(cuò)在哪里？ 向飽

21、和碳酸氫鈣溶液中加入飽和氫氧化鈣溶液Ca2+ + HC0 3-+ OH-= CaCO3j + HO (“ 過量的硫酸氫鈉和氫氧化鋇溶液反應(yīng)Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- = BaSO4 J + 2HO (“ 碳酸氫銨溶液與過量的氫氧化鈉溶液反應(yīng)NH4+ + OH- = NH3f + HO ( X)產(chǎn)物還應(yīng)有 CO32- 正為 NH4+ +HCO3- + 2OH- = NH3H2O + H2O + CO32- 向氫氧化鋇溶液中逐滴加入硫酸氫銨溶液至剛好深淺沉淀完全Ba2+ + 2OH- + NH4+ +H+ + SO42- = NH 3?H2O + H2O + BaSO4 (

22、v) 明磯溶液中與氫氧化鋇溶液，使SO42-恰好沉淀完全AI3+ + 2SO42- + 2Ba2+ + 4OH- = 2BaSO4j + AIO- + 2H2O(V 氧化鐵粉未投入氫碘酸溶液Fe2O3 + 6HI = 2Fe3+ + 6I- + 3H 2O(x)錯(cuò)HI應(yīng)拆為離子：二錯(cuò) HI有氧化性產(chǎn)物應(yīng)為 Fe2+,不是 Fe3+1正為F e2O3一 + 6 H+ + 21- = 2Fe2+ + |2+ 3H2O 在硫酸鐵的酸性溶液中通入足量硫化氫Fe3+ + H2S = Fe2+ + S J + 2H ( X 離子電荷不配平 1 FeS固體投入稀硝酸溶液中FeS + 2H+ = Fe3+ +

23、 HzSf( X 電荷不配平；違背客觀事實(shí)，產(chǎn)物不是H2SJ 硫酸亞鐵溶液中加入過氧化氫(X)電荷不配平1Fe2+ + 2H2O2 + 4H+= Fe3+ + 4H2O 氯化鋁溶液中加入過量氨水2H2O ( X 違背客觀事實(shí)，產(chǎn)物應(yīng)是 AI ( 0H) 3jAI 3+ + 4NH 3?H2O = AIO 2- + 4NH4+ +(11) 在溶液中將亞硫酸氫銨與氫氧化鈉等物質(zhì)的量混合+ 2H0 ( X 兩反應(yīng)物用量之比與題意不符1NH4+ + HSO3- + 2OH- = SO32-+ NH3 t(12) 碳酸鈣溶于醋酸中(X)醋酸是弱電解質(zhì)不能拆為離子表示10.025mol Cl 2(V)2-

24、 = C6H5O-+ HCO3-” + 2H2O( X 微溶反應(yīng)物應(yīng)改寫為離子 1CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + 2H2O + CO2t(13) 向 100ml 0.1mol/L FeBr 2溶液中通入2Fe2+ + 4Br- + 3CI2 = 2Fe3+ + 2Br2 + 6CI-(M)碳酸鈉溶液中加入過量苯酚C6H 5OH + CO 3(15) 澄清石灰水加入鹽酸Ca(OH)2 + 2H+ = Ca2+(16) 偏鋁酸鈉溶液中通入過量的二氧化碳AIO 2- + CO2 + H2O = AI(OH) 3J + HCO 3- (V(17) 醋酸滴到碳酸鈣上 CaCO3 + 2CH3C

25、OOH = Ca2+ + 2CH3COO- + H2O + CO2t ( V(18) 用碳酸鈉溶液吸收少量二氧化硫2CO32- + SO2 + H2O = 2HCO 3- + SO32-(V4 離子共存問題所謂幾種離子在溶液中能大量共存，就是指這些離子之間不發(fā)生任何化學(xué)反應(yīng)。若離子之間能發(fā)生反應(yīng)則不能大量共存。這里指的反應(yīng)不僅包括諸如生成沉淀、生成氣體、生成弱電解 質(zhì)等的非氧化還原反應(yīng)，也包括能發(fā)生的氧化還原反應(yīng)。判斷離子是否共存，要注意附加隱含條件的限制。如：若溶液為無色透明，則肯定不存在有色 離子(Cu2+藍(lán)色、Fe3+棕黃色、Fe2+淺綠、MnO4-紫色)；若為強(qiáng)堿溶液，則一定不存在能與

26、OH-反應(yīng)的離子，如 AI3+、Fe3+、Cu2+及酸式根離子等；若為強(qiáng)酸性溶液，則一定不存在 能與H+反應(yīng)的離子，如弱酸根離子、酸式弱酸根離子。(C)練4-11某學(xué)生欲配制下列含較多不同陰陽離子的四種水溶液，其中能配的成是A . Na+、 K+、OH-、 HCO3-B. Ca2+、 NH4+、NO3-、SO42-練 4-2A .C. 練 4-3A .C. 練 4-4C. NH4+、K+、SO42-、H2PO4-D.H3O+、K+、NO3-、I-在PH = 1的無色溶液中能大量時(shí)共存的離子組是（A ）NH4+、Mg2+、SO42-、Cl-B. Ba2+、K+、OH-、Ca2+Al3+、Cu2+

27、、SO42-、Cl-D. Na +、Ca2+、Cl-、AlO 2-下列各組離子在溶液中因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存的是（ H3O+、NO3-、FB、Na+B. Ag+、NO3-、Cl-、K+K+、Ba 2+、OH-、SO42-D. Cu2+、NH4+、Br-、OH-A. Na+、Ba2+、Cl-、SO42- C. H+、NH4+、AI3+、SO42-練4-5若溶液中由水電離產(chǎn)生的 量存在的離子組是（B）A . Al3+、Na+、K+、Cl-C. K+、Na+、Cl-、AIO2-B. K +、AIO2-、NO3-、OH-D. H+、Cl-、CH3COO-、NO3-（OH-）= 1X10-14

28、 mol/L，滿足此條件的溶液中一定可以大下列各組離子在溶液中即可以大量存在，且加入氨水后也不產(chǎn)生沉淀的是（B. K+、Na+、Cl-、NO3-D. K+、NH4+、SO42-、NO3- 練4-6室溫下，在強(qiáng)酸性和強(qiáng)堿性溶液中都不能大量共存的離子組是A. NH 4+、Cu2+、CI-、NO3-B. K+、Na+、SO32-、S2-C. K+、Na+、AIO2-、SO42-D. Ba2+、Fe2+、NO3-、Br-離子方程式的書寫1 .離子符號(hào)的正確書寫電解質(zhì)只有在完全電離時(shí)才能寫成離子，如：酸中，硫酸、硝酸、鹽酸、氫溴酸、氫碘酸、高氯酸等強(qiáng)酸在水溶液中堿中，氫氧化鋇、NaOH、KOH等強(qiáng)堿在水

29、溶液或熔融狀態(tài)時(shí) 鹽中，絕大多數(shù)鹽在水溶液或熔融狀態(tài)時(shí)注意：酸式鹽的電離情況：NaHSO4 （水溶液）=Na+ + H+ + SO42NaHSO4 （熔融）=Na+ + HSO4NaHCO 3=Na+ + HCO 3NH 4HSO3=NH 4+ + HSO3NaH2PO4=Na+ + H2PO4 對(duì)微溶物的處理：在澄清的溶液中能寫成離子，在渾濁時(shí)不能寫成離子。如Ca（OH）2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO 3等。 對(duì)濃強(qiáng)酸的處理：濃 H2SO4參加的反應(yīng)，對(duì)H2SO4般不寫成離子，例如，濃 H2SO4與Cu的反應(yīng)，起強(qiáng)氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42,且濃H2SO4中水很少（

30、硫酸能與水以任意比例互溶），絕大多數(shù)是H2SO4分子，未發(fā)生電離。濃鹽酸、濃硝酸參加的反應(yīng)，一般都寫成離子，因?yàn)樗鼈兪芷淙芙舛鹊南拗疲苜|(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)不是很大， 其中水的量足以使它們完全電離。NH4CI 與 是離子反應(yīng)的不一定都能寫成離子方程式。例如實(shí)驗(yàn)室制取氨氣的反應(yīng)是Ca（OH） 2之間的離子交換反應(yīng)，但它們是固體之間的反應(yīng)。符合離子反應(yīng)發(fā)生的條件（生成溶解度更小的物質(zhì)或生成更加難電離的物質(zhì)或生成更 易揮發(fā)性的物質(zhì)）；符合氧化還原反應(yīng)發(fā)生的規(guī)律（強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑優(yōu)先發(fā)生反應(yīng)）；H+優(yōu)先跟堿性強(qiáng)的微粒（易電離出OH -或易結(jié)合H +的微粒）反應(yīng)；H+或易結(jié)合OH 的微粒）反應(yīng)。2.反應(yīng)要符合實(shí)

31、際質(zhì)量守恒和電荷守恒以及氧化還原反應(yīng)中的得失電子守恒 OH 優(yōu)先跟酸性強(qiáng)的微粒（易電離出3 .配平要符合三個(gè) 守恒”4 .注意離子間量 的比例關(guān)系：不足物質(zhì)中參加反應(yīng)的陰、陽離子的個(gè)數(shù)比一定符合其化學(xué)式中陰、陽離子的個(gè)數(shù)比。離子共存問題1 .分析是否能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。一般條件是有難溶、難電離、揮發(fā)性物質(zhì)生成。2 .分析能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)還原性離子(FB、1 、S能生成微溶物質(zhì)的兩種離子也不能大量共存，如Ca2+和SO42、Ag+和SO42、Mg2+和 CO32、Ca2+ 和oh 等。、SO32 等)與氧化性離子(NO3/H+、Fe3+、ClO 、MnO 4 等)因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能共存。

32、例如：2Fe3+ + 2I = 2Fe2+ + 122Fe3+ + S2 = 2Fe2+ + S J2Fe3+ + SO32 + H2O = 2Fe2+ + SO42+ 2H +3Fe2+ + NO3+ 4H+ = 3Fe3+ + NO t + 2HO6Fe2+ + 3ClO + 3H 2O = 2Fe(OH) 3 J + 3( + 4Fe5Fe2+ + MnO 4 + 8H+ = 5Fe3+ + Mn 2+ + 4H 2O3SO32+ 2NO3 + 2H+ = 3SO42 + 2NO t + HOSO32+ ClO = SO42 + Cl5SO32+ 2Mn O4 + 6H+ = 5SO42

33、 + 2Mn 2+ 3H2OS2O32 + 2H + = S J + S2t + ho2S2- + SO32 - + 6H+ = 3S J+ 3H2O3 .分析是否發(fā)生雙水解反應(yīng)常見的雙水解反應(yīng)有以下幾組：CO32 S2HCO3AlO 2<AlO 2Fe3£j CO32Al3+ 與NH4£SO32SiO32-HCO3HCO 3SiO32NH才與CH3COO-、CO2-, Mg2+與HCO t等組合中，雖然兩種離子都能水解且水解相互促進(jìn)，但總的水解程度仍很小，它們?cè)谌芤褐心艽罅抗泊?加熱就不同了 )不發(fā)生雙水解反應(yīng)！ ！1 .分析是否發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)女口： Fe3+ + 3

34、SCN = Fe(SCN) 3 (血紅色溶液) Fe3+ + 6C6H5OH = Fe(C 6H5O)6PO 43與H2 P0 4不能大量共存，因?yàn)榍罢咚獬蕢A性， 后者電離為主顯酸性，兩者相遇要反應(yīng) P043 + H 2PO4 = 2H PO 42 Al3+、Fe3+因其在水溶液中當(dāng)pH為34左右時(shí)即能完全水解成 AI(OH) 3、Fe(OH)3沉淀, 所以Al 3+、Fe3+幾乎與所有的弱酸根離子都不能大量共存。 Ag(NH 3)2+與H+不能大量共存，因?yàn)樵谒嵝匀芤褐校琋H3與H +以配位鍵結(jié)合成NH/的趨勢很強(qiáng)，導(dǎo)致Ag(NH 3)2+ + 2H+ = Ag + + 2NH4+發(fā)生。 解答此類問題還要抓住題干的附加條件，如溶液的酸性、堿性還是中性；是否有顏 色；可能大量共存還是一定能大量共存；能與鋁粉反應(yīng)放出H2 (可能是非氧化性酸溶液，也可能是強(qiáng)堿溶液)；由水電離出的H+濃度為1010mol L 1 (可能是酸溶液，也可能是堿溶液)離子方程式判斷常見錯(cuò)誤及原因分析(紫色溶液)+6H +H+離子大量共存，又不能與 OH大量共存，如:HCO 3 + oh = CO 32 + H2OHSO3 + oh = SO32 + H2OHS + oh = S2