高一必修一化學必備知識點總結

1、 必修一知識點總結1Na2O與Na2O2的比較Na2ONa2O2顏色、狀態(tài)白色固體淡黃色固體屬類堿性氧化物過氧化物電子式Na+2-Na+Na+2-Na+與水反應Na2OH2O2NaOH2Na2O22H2O4NaOHO2與二氧化碳反應Na2OCO2Na2CO32Na2O22CO22Na2CO3O2穩(wěn)定性不穩(wěn)定，與O2反應2Na2OO22Na2O2相對穩(wěn)定特性強氧化性、漂白性用途制NaOH作漂白劑和生氧劑(用于潛水、航空)2Na2CO3與NaHCO3的比較 碳酸鈉碳酸氫鈉化學式Na2CO3NaHCO3顏色狀態(tài)白色粉末(Na2CO310H2O為無色晶體)白色細小晶體俗名純堿、蘇打小蘇打溶解性易溶于水

2、溶解度較Na2CO3小熱穩(wěn)定性相對穩(wěn)定(Na2CO310H2O易失水風化)不穩(wěn)定2NaHCO3Na2CO3CO2H2O與酸反應Na2CO32HCl2NaClCO2H2O(向該鹽溶液中滴加鹽酸，反應分步進行)NaHCO3HClNaClCO2H2O，劇烈與堿反應與石灰水反應，與NaOH不反應與石灰水、NaOH均反應制法2NaHCO3Na2CO3CO2H2ONH3NaClCO2H2ONaHCO3NH4Cl用途制玻璃、肥皂、造紙、紡織、洗滌等發(fā)酵粉、治療胃病、泡沫滅火器相互轉變Na2CO3NaHCO33鎂、鋁化學性質及用途比較鎂鋁與非金屬反應與X2、O2、S、N2等反應，如：MgSMgS,2MgO22

3、MgO與X2、O2、S等反應，如：2Al3SAl2S3，4Al3O22Al2O3與酸反應Mg2H+Mg2+H2，與氧化性酸濃H2SO4、HNO3反應較為復雜2Al6H+2Al3+3H2，室溫時，在濃硫酸、濃硝酸中鈍化與水反應Mg2H2OMg(OH)2H2生成的Mg(OH)2能使酚酞試液變紅去掉氧化膜的Al與沸水緩慢反應2Al6H2O2Al(OH)33H2與堿反應不反應2Al2NaOH2H2O2NaAlO23H2與氧化物反應(干態(tài)置換)2MgCO22MgOC鎂著火，不能用CO2滅之2AlFe2O3Al2O32Fe(鋁熱反應)用途照明彈，制合金等導線、電纜、炊具、化工、合金2Al2O3Al2O3是

4、一種白色難熔的物質，不溶于水，是冶煉金屬鋁的原料，也是一種比較好的耐火材料。是典型的兩性氧化物，Al2O36H+2Al3+3H2O，Al2O32OH-2AlO2-H2O3Al(OH)3Al(OH)3是幾乎不溶于水的白色膠狀物質，能凝聚水中的懸浮物，又能吸附色素，是典型的兩性氫氧化物，在酸或強堿中都能溶解4“鋁三角”及其應用典型復分解關系(1)“鋁三角”系指Al3+、Al(OH)3、AlO2-相互依存的三角關系；有關離子方程式為：Al3+3OH-Al(OH)3或Al3+3NH3H2OAl(OH)33NH4+Al(OH)3OH-AlO2-2H2O，AlO2-4H+Al3+2H2O；Al3+4OH-

5、AlO2-2H2O，AlO2-H+H2OAl(OH)3或AlO2-CO22H2OAl(OH)3HCO3-，Al(OH)33H+Al3+3H2O(2)應用 制取Al(OH)3，最好用鋁鹽與氨水作用或將CO2通人偏鋁酸鹽中； 離子共存問題：Al3+與S2-、AlO2-、HCO3-、CO32-因相互促進水解而不能大量共存，AlO2-與H+、NH4+、Al3+、Fe3+等不能大量共存。有關離子方程式如下：Al3+3AlO2-6H2O4Al(OH)3，Al3+3HCO3-Al(OH)3CO2，2Al3+3S2-6H2O2Al(OH)33H2SAlO2-NH4+H2OAl(OH)3NH3，3AlO2-Fe

6、3+6H2O3Al(OH)3Fe(OH)35鋁的圖像(1)向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液直至過量。圖1所示。(2)向AlCl3溶液中滴加氨水至過量。圖2所示。(3)向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至過量。圖3所示。(4)向NaAlO2溶液中滴加鹽酸直至過量。圖4所示。(5)向鹽酸中滴入NaAlO2溶液直至過量。圖5所示。(6)向NaAlO2溶液中通人CO2直至過量。圖6所示。6既能與酸又能與堿反應的物質某些單質如Al、Si等；兩性氧化物如Al2O3；兩性氫氧化物如Al(OH)3；弱酸的銨鹽如CH3COONH4、(NH4)2CO3、(NH4)2S等；多元弱酸的酸式鹽如NaHCO3、NaH

7、2PO4等；氨基酸、蛋白質等。7鐵的性質鐵位于周期表中第四周期第族，常見的化合價有2、3價?；瘜W性質比較活潑，能與許多物質發(fā)生化學反應：與非金屬反應，3Fe2O2Fe3O4、2Fe3Cl22FeCl3、FeSFeS；與水反應，3Fe4H2O(g)Fe3O44H2；與酸反應，F(xiàn)e2H+Fe2+H2，常溫下與濃硫酸、濃硝酸發(fā)生鈍化；與某些鹽溶液的反應，如FeCu2+Fe2+Cu。8鐵的重要化合物(1)氧化物，鐵南主要氧化物有FeO、Fe2O3、Fe3O4等，其性質見下表：鐵的氧化物FeOFe2O3Fe3O4俗名鐵紅磁性氧化鐵色態(tài)黑色粉末紅棕色粉末黑色晶體穩(wěn)定性不穩(wěn)定穩(wěn)定穩(wěn)定水溶性不溶不溶不溶與HC

8、l反應FeO+2HCl=FeCl2+H2OFe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2OFe3O4+8HCl=FeCl2+2FeCl3+4H2O與CO反應FexO2yCOyCO2xFe與Al反應3FexOy2yAlyAl2O33xFe三種氧化物中Fe3O4最為穩(wěn)定，F(xiàn)e3O4在Fe的表面能起到保護作用，防止生銹。Fe3O4可寫成FeOFe2O3；FeO遇到強氧化性的酸如HNO3等發(fā)生氧化還原反應。(2)鐵的氫氧化物鐵的氫氧化物Fe(OH)2弱堿Fe(OH)3弱堿色態(tài)白色固體紅褐色固體穩(wěn)定性不穩(wěn)定，在空氣中易被氧化4Fe(OH)2O22H2O4Fe(OH)3白色灰綠色紅褐色受熱分解2Fe(OH)3

9、Fe2O33H2O與酸反應Fe(OH)22H+=Fe2+2H2OFe(OH)33H+=Fe3+3H2O制備相應鹽與氨水或強堿作用Fe2+2OH-Fe(OH)2相應鹽與氨水或強堿作用Fe3+3OH-Fe(OH)3Fe(OH)2在水中穩(wěn)定存在的壽命只有幾秒鐘。在實驗室制取Fe(OH)2時，一定要用新制的Fe2+鹽和NaOH溶液，且滴管末端插入試管的液面下，再滴加NaOH溶液。Fe(OH)2與氧化性酸發(fā)生氧化還原反應；Fe2+在水溶液中顯淺綠色，F(xiàn)e3+在水中呈黃色。(3)鐵及其化合物間的相互轉化鐵三角，典型的氧化還原反應注：Fe遇到強氧化劑時，直接被氧化成Fe3+，而遇到弱氧化劑時，被氧化成Fe2

10、+，同樣Fe2+只有碰到強氧化劑才能被氧化成Fe3+。常見Fe2+轉變?yōu)镕e3+的離子方程式有：2Fe2+X22Fe3+2X-(XCl、Br)4Fe2+4H+O24Fe3+2H2O2Fe2+H2O22H+2Fe3+2H2O3Fe2+4H+NO3-3Fe3+2H2ONO常見Fe3+轉化為Fe2+的離子方程式有：2Fe3+Fe3Fe2+，2Fe3+2I-I22Fe2+，2Fe3+SO2+2H2O2Fe2+SO42-4H+9Fe2+、Fe3+的檢驗方法一：加入強堿或氨水溶液，立即產生紅褐色沉淀的為Fe3+，而產生白色沉淀灰綠色紅褐色沉淀的為Fe2+；方法二：滴入KSCN溶液，溶液變成紅色的為Fe3+

11、，而無明顯現(xiàn)象的為Fe2+。1非金屬元素在周期表中的位置在目前己知的112種元素中，非金屬元素共有22種。除氫外，非金屬元素都位于周期表的右上方。H元素在左上方。F為非金屬性最強的元素。2非金屬元素的原子結構特征及化合價(1)與同周期的金屬原子相比較，非金屬元素原子的最外層電子數(shù)較多(一般為48個，H為1個，He為2個，B為3個)，次外層都是飽和結構(2、8或18電子結構)。(2)與同周期的金屬元素原子相比較，非金屬元素原子核電荷數(shù)多，原子半徑較小，化學反應中易得到電子，表現(xiàn)氧化性。(3)最高正價等于族序數(shù)，對應最低負價等于族序數(shù)減8；S、N、Cl等還呈現(xiàn)變價。3非金屬單質(1)組成與同素異形

12、體非金屬單質中，有單原子分子的He、Ne、Ar等稀有氣體；雙原子分子的H2、N2、O2、X2等；多原子分子的P4、S8、O3、C60等。同一元素形成的不同單質常見的有O2、O3；紅磷、白磷；金剛石、石墨、C60等。它們同素異形體。(2)聚集狀態(tài)及晶體類型常溫下有氣態(tài)(H2、O2、F2、Cl2、He、Ne、Ar等)；液態(tài)(Br2)；固態(tài)(硫、磷、硅、碳等)。常溫下是氣態(tài)，液態(tài)的非金屬單質和部分固體單質，固態(tài)時為分子晶體；少量固體象硅、金剛石等為原子晶體，石墨為混合晶體。非金屬單質的活動性有別于元素的非金屬性。元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的能力，影響其強弱的結構因素有：原子半徑：原子半徑越小

13、，吸引電子能力越強。核電荷數(shù)：同周期時，核電荷數(shù)越大，吸引電子能力越強；同主族時，核電荷數(shù)越大，吸引電子能力越弱。最外層電子數(shù)：原子半徑相近時，最外層電子越多，吸引電子能力越強。但由于某些非金屬單質是雙原子分子，原子間以強烈的共價鍵相結合(如NN等)，當參加化學反應時，必須消耗很大的能量才能形成原子，表現(xiàn)為單質的穩(wěn)定性。這種現(xiàn)象不一定說明這種元素的非金屬性弱。如：按元素的非金屬性：OCl；NBr，而單質的活潑性：O2Cl2；N2HClO3HClO2HClO，H2SO4H2SO3，HNO3HNO2證明酸性強弱順序，可用“強酸制弱酸”的規(guī)律。如：Na2SiO3+CO2+2H2O=Na2CO3+H4

14、SiO4(水玻璃敞口放置變渾濁)Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO(漂白粉遇CO2產生HClO)常見酸的酸性強弱順序： 2鹵族元素典型的非金屬氯是典型的非金屬元素，原子的最外層有七個電子。氯氣具有強氧化性，能與大多數(shù)金屬、氫氣、水、堿發(fā)生反應。實驗室常用二氧化錳和濃鹽酸共熱制氯氣，發(fā)生裝置為固液加熱制氣型，用向上排空氣法或排飽和食鹽水法收集，多余氯氣用氫氧化鈉溶液吸收。2漂粉精的制備與使用工業(yè)用氯氣和石灰乳作用制漂粉精，有效成分是Ca(ClO)2。漂白時與空氣中CO2、H2O或稀鹽酸作用生成HClO而起漂白作用，故應密封保存漂粉精。3氯離子的檢驗方法檢驗Cl-時，先在待檢

15、溶液中滴人少量稀硝酸將其酸化(排除CO32-等離子的干擾)，再滴人AgNO3溶液，如產生白色沉淀，既可判斷該溶液中含Cl-。4鹵素的原子結構與單質性質的遞變規(guī)律鹵原子的最外層都有7e-，隨著原子序數(shù)的增加，非金屬性減弱，單質的氧化性減弱。鹵素單質的顏色加深，密度增大，熔沸點升高，單質與氫氣的反應由易到難，生成的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性減弱、酸性增強、還原性增強；與水反應的程度由大到小。按Cl2、Br2、I2的順序，前面的鹵素能把后面的鹵素從它們的鹵化物中置換出來。5鹵素單質及其化合物的特殊性氟元素只有-1價，無正化合價；氟氣與水劇烈反應放出氧氣；氫鹵酸中只有氫氟酸為弱酸；鹵化銀中只有氟化銀無感光性。

16、液溴是深紅棕色液體，唯一的液態(tài)非金屬，易揮發(fā)為紅棕色的溴蒸氣；溴需保存在棕色試劑瓶中并加少量水以形成液封。碘是紫黑色固體，易升華為紫色的碘蒸氣；游離態(tài)碘遇淀粉呈特殊藍色。溴、碘都易溶于苯、四氯化碳、酒精等有機溶劑。6鹵化銀的性質與應用AgCl、AgBr、AgI分別為白色、淡黃色、黃色，均不溶于水和稀硝酸(可用于檢驗Cl-、Br-、I-)；都有感光性；其中AgBr用于照相，AgI用于人工降雨。分散系溶液濁液膠體分散質粒子的直徑100nm1nm100nm分散質粒子單個小分子或離子巨大數(shù)目分子集合體許多分子集合體或高分子實例酒精、氯化鈉溶液石灰乳、油水Fe(OH)3膠體、淀粉溶液外觀均一、透明不均一

17、、不透明均一、透明穩(wěn)定性穩(wěn)定不穩(wěn)定較穩(wěn)定能否透過濾紙能不能能能否透過半透膜能不能不能鑒別無丁達爾效應靜置分層丁達爾效應二、膠體的制備1物理分散法如研磨(制豆?jié){、研墨)法、直接分散(制蛋白膠體)法、超聲波分散法、電弧分散法等。2化學反應法(1)水解法如向20mL煮沸的蒸餾水中滴加1mL2mLFeCl3飽和溶液，繼續(xù)煮沸一會兒，得紅褐色的Fe(OH)3膠體。 (2)復分解法向盛有10mL 0.01mol/LKI的試管中，滴加810滴0.01mol/LAgNO3溶液，邊滴邊振蕩，得淺黃色AgI膠體。AgNO3十KI=AgI(膠體)十KNO3在一支大試管里裝入5mL10mL1mol/LHCl，加入1m

18、L水玻璃，然后用力振蕩即可制得硅酸溶膠。Na2SiO3十2HCl十H2O=2NaCl十H4SiO4(膠體)除上述重要膠體的制備外，還有：肥皂水(膠體)：它是由C17H35COONa水解而成的。 。淀粉溶液(膠體)：可溶性淀粉溶于熱水制得。蛋白質溶液(膠體)：雞蛋白溶于水制得。三、膠體的提純滲析法將膠體放入半透膜袋中，再將此袋放入蒸餾水中，由于膠粒直徑大于半透膜的微孔，不能透過半透膜，而小分子或離子可以透過半透膜，使雜質分子或離子進入水中而除去。如果一次滲析達不到純度要求，可以把蒸餾水更換后重新進行滲析，直至達到要求為止。半透膜的材料：蛋殼內膜，動物的腸衣、膀胱等。1滲析與滲透的區(qū)別滲析：分子、

19、離子通過半透膜，而膠體粒子不能通過半透膜的過程。滲透：是低濃度溶液中溶劑分子通過半透膜向高濃度溶液方向擴散的過程，而溶質分子不能通過半透膜。2血液透析原理醫(yī)學上治療由腎功能衰竭等疾病引起的血液中毒時，最常用的血液凈化手段是血液透析。透析原理同膠體的滲析類似。透析時，病人的血液通過浸在透析液中的透析膜進行循環(huán),血液中重要的膠體蛋白質和血細胞不能透過透析膜，血液內的毒性物質則可以透過，擴散到透析液中而被除去。1關于電解質和非電解質(1)電解質和非電解質必須是化合物，單質及混合物(如Cl2、食鹽水)既不是電解質也不是非電解質。(2)有些化合物的水溶液能導電，如二氧化碳水溶液，但其導電的根本原因不是C

20、O2本身發(fā)生電離產生離子所致，所以CO2是非電解質，H2CO3才是電解質。(3)有些化合物水溶液不能導電，如BaSO4、AgCl溶液等，是因為它們的溶解度小，其水溶液測不出導電性，但只要溶解的部分完全電離，在熔化狀態(tài)下，它們也能完全電離，所以BaSO4和AgCl等難溶鹽是電解質。2關于強電解質和弱電解質(1)屬于強電解質的有：強酸：HCl、H2SO4、HNO3等；強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2等；大多數(shù)鹽類：NaCl、KNO3、BaSO4、NaHSO4、NaHCO3、CH3COONH4等?；顫娊饘俚难趸铮喝鏝a2O、K2O等(2)屬于弱電解質的有：中強酸和弱酸：H3PO4、H2SO3

21、、H2CO3、CH3COOH、HF、H2S等；弱堿：NH3H2O、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等；水及兩性氫氧化物：H2O、Al(OH)3少數(shù)鹽，如AlCl3等。(3)要區(qū)分好溶液的導電性強弱與電解質強弱的關系。(4)電離方程式的書寫：強電解質：完全電離，用等號“”，如：H2SO42H+SO42-Ba(OH)2=Ba2+2OH-CH3COONH4=CH3COO-+NH4+弱電解質：部分電離，用可逆號“ ”，如：多元弱酸分步電離： 多元弱堿也是分步電離，但書寫時可一步寫完： 離子方程式的書寫規(guī)則在離子方程式書寫時，同時符合易溶于水，完全電離兩個條件的強電解質（即：強酸、強堿、可

22、溶性鹽）拆開成離子形式，其他（包括難電離物質、難溶物、單質和氧化物及其他所有氣體）一律寫化學式。(1)難電離物質包括：弱酸：H2CO3、HClO、H2S、CH3COOH等；中強酸：HF、H2SO3、H3PO4等；弱堿：NH3H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；中性物質：H2O；兩性物質：Al(OH)3等。(2)難溶物：詳見課本溶解性表。(3)單質：Fe、Zn、S、Cl2、Br2、I2等。(4)氧化物：CO2、SO2、CaO、Fe2O3等。(5)所有氣體，如：NH3在離子方程式中，微溶物（如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等)寫成離子形式還是寫成化學式，要具體問題具體分

23、析(1)微溶物在生成物中要寫成化學式。(2)微溶物在反應物中如果以溶液形式存在(濃度小，如澄清石灰水)，要寫成離子形式；如果以懸濁液形式存在(濃度大，如石灰乳)，要寫成化學式。酸式鹽的寫法在離子方程式中的酸式鹽，如果是強酸的酸式根，一般拆寫成離子形式，如HSO4-要寫成H+和SO42-；如果是弱酸的酸式根則不能拆開寫，如HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-等均不能拆開寫。不是熔融狀態(tài)下固體間發(fā)生的反應和有濃硫酸參加的反應不能寫成離子方程式如實驗室制NH3： 實驗室制HCl： 均不能寫成離子方程式。離子能否大量共存的判斷離子之間能否大量共存，實際是判斷離子之間能否發(fā)生化學反應，若不發(fā)生反

24、應即可共存，若反應則不能共存。(1)在強酸性條件下(即有大量H+)，不能共存的離子有：OH-(大量)、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等，即：OH和弱酸的酸根、弱酸的根式根離子不能與H共存。(2)在強堿性條件下(即有大量OH-)；不能共存的離子有：H+(大量)、HCO3-、HS-、HSO3-、NH4+、Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+等，即：H及弱酸的酸式根離子、弱堿的陽離子不能與OH共存。(3)相互反應生成沉淀的離子間不能共存，如Ag+跟Cl-、Br-、I-，Ba2+跟CO32-、SO42-、SO32-、PO43-，H+和SiO32-等。(4)相

25、互反應生成氣體的離子間不能共存，如H+跟HSO3-、HCO3-、HS-，OH-和NH4+(加熱)等。(5)相互反應生成難電離物質的離子間不能共存，如H+跟F-、ClO-、CH3COO-，OH-和NH4+等。(6)離子間發(fā)生氧化還原反應的不能共存，如H+跟NO3-、Fe2+，H+跟MnO4-、Cl-，S2-跟ClO-、H+(OH-)，F(xiàn)e3+跟I-或S2-，H+跟S2O32-，H+跟S2-、SO32-等。(7)離子間發(fā)生相互促進水解反應的不能大量共存，如S2-和Al3+，F(xiàn)e3+和CO32- (HCO3-)，Al3+和CO32-(HCO3-)，NH4+和SiO32-等。(8)離子間能相互形成絡合

26、物的不能共存，如Fe3+和SCN-，F(xiàn)e3+和C6H5O-等。與量有關的離子方程式在物質發(fā)生化學反應時，有些反應會因操作順序或反應物相對量不同而發(fā)生不同的反應，此時，離子方程式也會不同。書寫的基本原則是：不足量者完全反應；或該反應的所有離子均參加反應時，則要符合該反應物的化學式中各離子的個數(shù)比。而過量的反應物的離子的用量隨意選用?，F(xiàn)將常見的反應舉例如下：某些氧化還原反應：例如：FeBr2溶液與不同量的氯水混合，當氯水足量時：2Fe2+4Br-+3C122Fe3+2Br2+6Cl-當氯水少量時：2Fe2+C122Fe3+2Cl-(因為Fe2+的還原能力比Br-強，所以當氯水少量時將先氧化Fe2+

27、)當FeBr2與C12為11時：2Fe2+2Br-+2Cl2=2Fe3+Br2+4Cl-FeCl3溶液與不同量的Na2S溶液混合當Na2S溶液少量時：2Fe3+S2-2Fe2+S 當Na2S溶液過量時：2Fe3+3S2-2FeS(黑) +S氯氣與堿溶液的反應 鋁鹽溶液(或鋅鹽溶液)和強堿溶液的反應如： 偏鋁酸鹽(或鋅酸鹽)和強酸的反應如： 部分顯堿性的鹽溶液與CO2氣體的反應。 此處NaAlO2可被Na2SiO3等鹽代替。酸性氧化物與堿溶液反應。如： 類似有SO2、SO3、P2O5與堿的反應。多元酸(如：H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3等)與堿反應，酸和堿的量不同可生成不同的鹽。如：

28、 再如 將NaOH溶液滴入H3PO4中(NaOH由少量到足量），相繼發(fā)生如下反應： 酸式鹽與堿溶液的反應。如：Ba(OH)2與NaHSO4溶液混合，當NaHSO4溶液足量和少量時有以下兩種寫法。NaHSO4溶液足量時，Ba2+2OH-+2H+SO42-=BaSO4+2H2ONaHSO4溶液少量時，Ba2+OH-+H+SO42-=BaSO4+H2OCa(HCO3)2與NaOH溶液混合，當NaOH溶液的量不同時亦出現(xiàn)以下幾種寫法。NaOH溶液足量時，Ca2+2HCO3-+2OH-=CaCO3+2H2O+CO32-NaOH溶液少量時，Ca2+HCO3-+OH-=CaCO3+H2OnCa(HCO3)2

29、n(NaOH)=23時，2Ca2+3HCO3-+3OH-=2CaCO3+CO32-+3H2OMg(HCO3)2溶液與NaOH溶液反應該反應除了要考慮反應物的量的關系外還要考慮 Mg(OH)2的溶解度比MgCO3的溶解度要小，反應后生成的沉淀是Mg(OH)2而不是MgCO3， OH先與Mg2+反應后與HCO3反應。、當nMg(HCO3)2n(NaOH)14時，即NaOH足量。Mg2+2HCO3+4OH=Mg(OH)2+2CO32+2H2O、當nMg(HCO3)2n(NaOH)12時，即NaOH不足。Mg2+2OH=Mg(OH)2、當14nMg(HCO3)2n(NaOH) 13時，如nMg(HCO

30、3)2n(NaOH) 13Mg2+HCO3+3OH=Mg(OH)2+CO32+H2O、當13nMg(HCO3)2n(NaOH)12時，如nMg(HCO3)2n(NaOH) 5125Mg2+2HCO3+12OH=5Mg(OH)2+2CO32+2H2O鐵和稀HNO3(或其他氧化性的酸)的反應。 弱酸酸式鹽與NaHSO4溶液反應。部分多元弱酸鹽(如Na2S、Na2CO3、Na2SO3)與強酸的反應硝酸銀和氨水的反應。 例 完成下列反應的離子方程式：(1)向NaHCO3溶液中滴入少量Ca(OH)2；(2)向NaHCO3溶液中滴入過量Ca(OH)2。這兩個反應的實質是：HCO3-與OH-反應生成CO32

31、-和H2O，Ca2+再與CO32-反應。(1)中HCO3-過量，與OH-反應生成CO32-和H2O，OH- 不剩余，而CO32-與Ca2+結合后還有剩余，生成Na2CO3。(2)中OH- 過量，把所有的HCO3-均變?yōu)镃O32-，由于Ca2+過量，所以又把所有的CO32-轉變?yōu)镃aCO3，過量的OH-與NaHCO3電離產生的鈉離子結合成NaOH。所以化學方程式為：(1)Ca(OH)2+2NaHCO3CaCO3 +Na2CO3+2H2O(2)Ca(OH)2+NaHCO3CaCO3 +NaOH+H2O從化學方程式的書寫中也能看出兩者量的關系，故離子方程式為：(1)Ca2+2OH-+2HCO3-CaCO3 +CO32- +2H2O(2)Ca2+OH-+HCO3-=CaCO3 +H2O1由于發(fā)生復分解反應，離子不能大量共存(1)有氣體產生。例如：CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發(fā)的弱酸的酸根或酸式根與H+不能大量共存。(2)有沉淀生成。例如：Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Pb2+與Cl-，F(xiàn)e2+與S2