1.2 离子反应（知识清单）化学人教版必修第一册

该高中化学知识清单系统梳理了离子反应的完整知识体系。从电解质的定义与分类切入，明确电离的概念及方程式书写规则，进而掌握离子反应的条件、离子方程式的书写方法，最终落脚于离子共存判断及离子检验、推断与提纯。 知识链路按“概念辨析—规律应用—实际问题解决”逻辑展开，通过对比表格、实例分析和易错提醒强化理解。融入“四关键点”判断离子方程式正误、“四要点”分析离子共存等方法，培养科学思维中的分类归纳与证据推理能力，助力学生构建物质变化与转化的化学观念，提升解决复杂化学问题的能力。

第一章 物质的分类及变化 第二节 离子反应 一、电解质 1．电解质和非电解质 (1)电解质：在 　或 　能够导电的化合物。 例如： ，如HCl、H2SO4等； ，如NaOH、Ca(OH)2等； ，如NaCl 、NH4Cl、KNO3等；水；活泼金属氧化物，如Na2O等。 (2)非电解质：在水溶液里和 　都不能导电的化合物。 例如：大多数有机物，部分气态氢化物，非金属氧化物。 2.电解质与非电解质的比较 电解质 非电解质 相同点 均为化合物 不同点 在水溶液里或熔融状态下能导电 在水溶液里和熔融状态下都不能导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液里和熔融状态下自身都不能发生电离 在水溶液里或熔融状态下的存在形式 离子(或离子和分子) 分子 二、 电解质的电离 1.电离 (1)概念：电解质 或 时，形成自由移动的 的过程，叫做电离。 (2)表示方法——电离方程式 电解质的电离可以用电离方程式表示，实例(写出下列电解质的电离方程式)： ①H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO； ②KNO3：KNO3===K＋＋NO； ③Ca(OH)2：Ca(OH)2===Ca2＋＋2OH－。 2．从电离的角度认识酸、碱、盐 (1)HCl：HCl===H＋＋Cl－； H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO； 酸是电离时生成的阳离子 的化合物。 (2)NaOH：NaOH===Na＋＋OH－； Ba(OH)2：Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－； 碱是电离时生成的阴离子 的化合物。 (3)Na2CO3：Na2CO3===2Na＋＋CO； NH4Cl：NH4Cl===NH＋Cl－。 盐是电离时能生成金属阳离子(或NH)和 的化合物。 3．电离方程式的书写方法 (1)强酸、强碱、大部分盐书写时用“===”连接，如HCl===H＋＋Cl－、NaCl===Na＋＋Cl－。 (2)酸式盐的电离方程式 ①强酸的酸式盐在水溶液中 电离，如NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4(熔融)=== 。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中电离生成 阴离子和阳离子，如NaHCO3===Na＋＋HCO。 4．电离方程式的书写遵循原则 (1)符合 事实。 (2)质量守恒：“===”两边原子种类、数目、质量 。 (3)电荷守恒：即电离产生的阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。电解质溶液呈电 。 5．电解质溶液导电能力的影响因素 (1)电解质溶液的导电能力与溶液中自由移动单位体积内的离子数目及离子所带电荷多少有关，单位体积内的离子数目越 ，离子所带电荷越 ，导电能力越强。 (2)判断电解质是否导电，关键要看电解质是否发生电离产生了 的离子，还要看电离产生的单位体积内的离子数目的 ，如CaCO3在水中的溶解度很小，溶于水电离产生的单位体积内的离子数目很小，故认为其水溶液不导电。 三、离子反应发生的条件 1．离子反应 (1)定义 在 　中或 　状态下，有离子参加或生成的化学反应。 (2)反应实质 溶液中离子的种类或浓度发生改变。一般向着 　某些离子浓度的方向进行。 (3)反应的类型及条件 ①复分解型离子反应 A．生成 　物质，如BaSO4、AgCl、Al(OH)3等。 B．生成 　的物质，如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等。 C．生成 　的物质，如CO2、SO2、NH3等。 ②置换型离子反应 溶液中有离子参加的置换反应，如铁与稀硫酸反应的离子方程式为Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。 四、 离子方程式的书写 1．离子方程式的概念 用实际参加反应的 符号来表示反应的式子。 2．离子方程式的书写步骤 以BaCl2溶液和Na2SO4溶液的反应为例： (1)写：写出反应的化学方程式(必须根据实验事实)： BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl。 (2)拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式： 2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－。 (3)删：删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简： SO＋Ba2＋===BaSO4↓。 (4)查：检查离子方程式两边各元素的原子 和 总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。 3．书写离子方程式的“拆”与“不拆” (1)拆写为 符号的物质 (2) 拆写为离子符号的物质 (3)特殊物质的拆与不拆 ①微溶物作为反应物，若是 溶液写离子符号，若是 液写化学式。微溶物作为生成物，一般写化学式(标“↓”)，如石灰水和石灰乳：石灰水写成 形式，而石灰乳则写 式。 ②三大强酸中 不拆， 和 拆。 ③氨水作反应物可写作 ；作生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写作 (标“↑”)。 ④多元弱酸的酸式酸根离子，在离子方程式中不能拆开写，如NaHCO3与盐酸反应的离子方程式为 。 ⑤既不是水溶液中反应也不是熔融状态下反应，不能写离子方程式。 4．离子方程式的意义 写出下列反应的化学方程式和离子方程式： 溶液中反应物 化学方程式 离子方程式 盐酸与氢氧化钠 HCl＋NaOH===NaCl＋H2O H＋＋OH－===H2O 盐酸与氢氧化钾 HCl＋KOH===KCl＋H2O H＋＋OH－===H2O 硫酸与氢氧化钠 H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O H＋＋OH－===H2O 强酸、强碱发生中和反应的实质 强酸电离出的H＋和强碱电离出的OH－结合生成水 根据上表，分析说明离子方程式不仅可以表示 的化学反应，还可以表示 的离子反应。 5.离子方程式正误的判断方法 (1)看离子反应是否符合客观事实。如铁与稀硫酸反应生成Fe2＋而不生成Fe3＋。 (2)物质的拆写是否正确。 (3)看电荷是否守恒。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。 (4)看是否漏写离子反应。如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO反应生成BaSO4沉淀的离子反应，又不能漏写Cu2＋与OH－反应生成Cu(OH)2沉淀的离子反应。 (5)看反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O，而应写成2H＋＋2OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。 (6)当多元弱酸与碱反应，若酸过量，生成酸式盐，反之，生成正盐。如石灰水通入过量CO2，生成可溶性盐Ca(HCO3)2，离子方程式应为OH－＋CO2===HCO。 五、离子共存 1．离子共存 离子共存问题是离子反应的条件和本质的最直接应用，所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间 　；若离子之间能 　，则一般不能大量共存。 2．离子不能大量共存的两类情况 (1)能发生复分解反应 ①生成 或 的物质。如生成BaSO4、AgCl、CaCO3、CaSO4、Ag2SO4、BaCO3、MgCO3、Fe(OH)3等。 ②生成难 的物质。如生成CH3COOH、HClO、H2O、NH3·H2O等。 ③生成 性物质(气体)。如生成CO2、SO2、H2S等。只要具备上述三个条件中的一个，则离子不能大量共存。 (2)能发生 反应 金属单质与金属阳离子之间的置换反应，如Fe与CuSO4溶液的反应，实际上是Fe与Cu2＋之间的置换反应。 3．离子能否大量共存的判断方法 判断离子能否大量共存，实际上是看 之间能否反应，若反应，则不共存；若 ，则大量共存。 (1)离子不能大量共存的三种情况 生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存 生成难溶性的盐 如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等 生成难溶性的碱 如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等 生成气体的离子不能大量共存 如H＋与CO、 等 生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存 如H＋与 、CH3COO－等 (2)判断离子能否大量共存的“隐含条件” ①“无色透明”溶液中不能大量存在 离子，如 ②酸性溶液中不能大量存在与 反应的离子。 “酸性”溶液的不同描述： a．酸性溶液； b．pH<7的溶液； c．使石蕊溶液变红色的溶液。 ③碱性溶液中不能大量存在与 反应的离子。 “碱性”溶液的不同描述： a．碱性溶液； b．pH>7的溶液； c．使石蕊溶液变蓝色的溶液。 六、离子检验、推断和提纯 溶液中可能有下列阴离子中的一种或几种：SO、SO、CO、Cl－。 (1)当溶液中有大量H＋存在时，则不可能有SO、CO存在。 (2)当溶液中有大量Ba2＋存在时，溶液中不可能有SO、SO、CO存在。 (3)当溶液中有阳离子 和 时，上述所有阴离子都不可能存在。 【探究归纳】 1．离子推断的一般解题思路 根据实验现象判断一定含有的离子→根据离子共存判断一定不含有的离子→可能含有的离子。 2．离子推断的“常用原则” (1)肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定 的离子。 (2)互斥性原则：如溶液中含有Ba2＋，则不存在大量的CO、SO。 (3)进出性原则：要注意所加试剂引入什么 ，是否造成干扰。 (4)守恒原则(电中性原则)：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且 电荷总量相等。 3．三种离子的检验方法 4．物质的提纯 （1）物质提纯的一般思路 混合物组成分析→ 的选择→合理安排加入沉淀剂的顺序→考虑 沉淀剂如何除去→确定实验步骤及实验操作。 （2）溶液中可溶性杂质的除去原则 （3）粗盐提纯时添加试剂的先后顺序 为使杂质离子完全除去，要加入 的试剂，后续试剂要能够将前面所加 的试剂除去，由此可知，碳酸钠溶液要在氯化钡溶液之后加入，稀盐酸要在氢氧化钠溶液、碳酸钠溶液之后加入。通常加入试剂的几种顺序： ① 溶液→NaOH溶液→ 溶液→(过滤)稀盐酸； ② 溶液→BaCl2溶液→Na2CO3溶液→(过滤)稀盐酸； ③BaCl2溶液→ 溶液→NaOH溶液→(过滤)稀盐酸。 易错提醒： (1)单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 (2)电解质不一定导电，如固体NaCl、液态HCl均不导电；导电的物质不一定是电解质，如金属单质、电解质溶液均可导电，但都不是电解质。 归纳总结： (1)强电解质：在水溶液中能 　电离的电解质。电解质完全以离子形式存在，没有电解质分子存在。如强酸、强碱、大多数盐、活泼金属氧化物。 (2)弱电解质：在水溶液中 　电离的电解质。既有离子又有电解质分子存在。如弱酸、弱碱、水、极少数盐[HgCl2、(CH3COO)2Pb等]。　 (3)弱电解质部分电离，用“ ”表示。 如HClO：HClOH＋＋ClO－ ①多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。 如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO：HCOH＋＋CO ②多元弱碱分步电离，但通常一步写出。如Fe(OH)3的电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 易错提醒： ①盐的溶解性：钾、钠、铵盐水中溶；硝酸盐见水无影踪；盐酸盐不溶银(熟记AgCl不拆)；硫酸盐不溶钡和铅(熟记BaSO4不拆)；碳酸盐只溶钾、钠、铵；碱中只溶钾、钠、钡。 ②对微溶物，如Ca(OH)2，如果反应物为澄清石灰水，应拆成Ca2＋和OH－的形式，如果是生成物或是石灰乳等，则保留化学式Ca(OH)2。 ③物质“拆分”原则：物质在离子方程式中“拆”与“不拆”，关键看该物质在溶液中的存在形式。如CaCO3难溶于水，在溶液中以CaCO3固体的形式存在，故CaCO3写成化学式。 归纳总结： “三看法”判断溶液中离子能否大量共存 (1)看题目要求 是“能大量共存”还是“不能大量共存”；是“一定能大量共存”还是“可能大量共存”。 (2)看隐含条件 ①无色透明溶液：不可能含有Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO等有颜色的离子；也不可能含有相互反应而使溶液变浑浊的离子。 ②酸性环境：“强酸性溶液”“使石蕊变红的溶液”“常温下pH＜7的溶液”等，一定含有大量的H＋。 ③碱性环境：“强碱性溶液”“使酚酞变红的溶液”“常温下pH＞7的溶液”等，一定含有大量的OH－。 (3)看是否反应 ①能否生成难溶物或微溶物。如Mg2＋与OH－，Ca2＋与CO、SO都不能大量共存。 ②能否生成水。如在酸性溶液中OH－不能大量存在，在碱性溶液中H＋不能大量存在。 ③能否生成挥发性物质。如H＋与CO、HCO等不能大量共存。 方法技巧： 实验操作(取少量或适量待检溶液，加入……试剂，再加入……试剂) ⇓ 现象描述(①溶液由……变为……，②若有……生成，③若没有……等) ⇓ 得出结论(如“若……说明……，若……说明……”) 1.判断离子方程式正误的四个关键点 关键点1：“拆分”陷阱 离子方程式的正误判断中，常常设置物质是否能“拆分陷阱”，氧化物、弱电解质、沉淀、酸式酸根(HSO除外)在离子方程式中均不能拆分。在复习时，应熟记常见的弱电解质、溶解度表及常见多元弱酸的酸式酸根。 关键点2：“守恒”陷阱 离子方程式除符合质量守恒外，还应符合电荷守恒，学生往往只注意质量守恒，而忽略电荷守恒，这也是命题者经常设置的“陷阱”。 关键点3：“原理”陷阱 离子反应应符合客观事实，而命题者往往设置不符合“反应原理”的陷阱，如Fe和非氧化性酸反应应生成Fe2＋，金属和氧化性酸反应不放H2，忽略隐含反应，不符合配比关系，“===”、“”使用是否正确以及反应条件等。 关键点4：“量比”陷阱 在离子方程式正误判断中，学生往往忽略相对量的影响，命题者往往设置“离子方程式正确，但不符合相对量”的陷阱。突破“陷阱”的方法一是审准“相对量”的多少，二是看离子反应是否符合该量。 2.判断离子方程式的基本方法 (1)“一查”是否符合客观事实。 如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是错误的，因为H＋不能把Fe氧化成Fe3＋，而只能氧化成Fe2＋。 (2)“二查”“===”“”“↑”“↓”是否使用恰当。 用饱和FeCl3溶液制备胶体：若离子方程式写成Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋是错误的，原因是Fe(OH)3胶体不是沉淀，不能标“↓”，只注明“胶体”即可。 (3)“三查”拆分是否正确。 只有易溶于水的强电解质能拆写成离子，其他物质均不能拆写。如Ca(HCO3)2＋2H＋===Ca2＋＋2CO2↑＋2H2O是错误的，原因是未将Ca(HCO3)2拆分成Ca2＋和HCO。 (4)“四查”是否“漏写”离子反应。 如稀硫酸与氢氧化钡溶液反应的离子方程式写成Ba2＋＋SO===BaSO4↓是错误的，原因是忽略了氢离子和氢氧根离子的中和反应。 (5)“五查”反应物的“量”——过量、少量、足量等。 如把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合的离子方程式写成HCO＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O是错误的，原因是未考虑反应物中量的关系，正确的离子方程式为2HCO＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO。 (6)“六查”是否符合三个守恒。 ①质量守恒：如Na＋H2O===Na＋＋OH－＋H2↑是错误的，原因是反应前后氢原子的数目不等。 ②电荷守恒：如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋。是错误的，原因是电荷不守恒。 ③得失电子守恒：氧化还原反应型的离子方程式要符合得失电子守恒。如将氯化亚铁溶液和稀硝酸混合发生反应的离子方程式写成Fe2＋＋4H＋＋NO===Fe3＋＋2H2O＋NO↑是错误的，原因是氧化剂得到电子总数和还原剂失去电子总数不相等。 (7)查看是否忽略隐含的反应。 如将少量SO2通入漂白粉溶液中发生反应的离子方程式写成Ca2＋＋2ClO－＋SO2＋H2O===CaSO3↓＋2HClO是错误的，原因是忽略了HClO可以将亚硫酸盐氧化。 3.离子方程式的定量书写 (1)分步书写法：如向AlCl3溶液中加入过量NaOH溶液，可按照反应顺序分别写出两步反应：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓，Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，相加可得：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O。 (2)假设定序法：如Cl2与FeBr2溶液反应。在不明确离子反应的先后顺序时，可假设Cl2先与Br－反应，则生成的溴单质还要氧化Fe2＋生成Fe3＋，这样即可确定Cl2先与Fe2＋反应，后与Br－反应，然后再根据量的关系书写即可。 (3)“少定多变”法：如Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液反应，若NaHCO3溶液少量，则按1 mol HCO参加反应着手书写，其他离子根据需要来确定，即HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O。 ①“定”量少的反应物，其离子的化学计量数按化学式确定，即取1 mol。 ②“变”过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需要量来确定，不受化学式中比例的制约，是可变的。 对与用量有关的离子反应，若能按其成因进行归类梳理，就不仅可以知其然，而且还可以知其所以然。如离子配比型反应，较为多见的问题实际上是Ca2＋(或Ba2＋)、HCO、OH－的几种组合，最后的结果其实只有两种写法的离子方程式。 4.判断离子能否大量共存的“四个关键点” 判断离子能否大量共存的“四个要点”，关键是看“一色、二性、三特殊、四反应”。 (1)一色——溶液颜色，无色溶液中不存在 有色　离子。 (2)二性——溶液的酸碱性： ①在强酸性溶液中， OH－　及弱酸根离子(如CO、SO、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在； ②在强碱性溶液中， H＋　及弱碱阳离子(如NH、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均不能大量存在； ③弱酸的酸式酸根离子(如HCO、HSO、HS－等)在强酸性和强碱性溶液中均不能大量存在。 (3)三特殊——三种特殊情况： ①AlO与HCO不能大量共存，发生反应的离子方程式为AlO＋HCO＋H2O=== Al(OH)3↓＋CO　。 ②“NO＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO等具有还原性的离子发生 氧化还原　反应而不能大量共存。 ③NH与CH3COO－、CO，Mg2＋与HCO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存。 (4)四反应——离子不能大量共存的四种反应类型： ①发生复分解反应 离子间因发生反应生成沉淀而不能大量共存。常见的离子组有：H＋与 SiO　； OH－　与Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋等；Ag＋与 Cl－　、Br－、I－等； SO(或CO)　与Ba2＋、Ca2＋、Ag＋等。 离子间因发生反应生成弱电解质而不能大量共存。常见的离子组有： H＋　与OH－、CH3COO－、F－、ClO－等。 离子间因发生反应生成气体而不能大量共存。常见的离子组有： H＋　与CO、HCO、SO等；加热条件下，OH－与 NH　。 ②发生氧化还原反应 离子间因发生氧化还原反应而不能大量共存。常见的离子组有：在酸性条件下，MnO或 NO　与Fe2＋、I－等。 ③发生相互促进的水解反应 离子间因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的有： Al3＋　或Fe3＋与AlO、HCO等。 ④发生络合反应 离子间因发生络合反应而不能大量共存的一般指Fe3＋与 SCN－　，该反应通常还可以作为检验Fe3＋的实验依据。 5.离子推断的四项基本原则 (1)肯定原则 根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子(记住几种常见的有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO、CrO、Cr2O)。 (2)互斥原则 在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在(注意题目中的隐含条件，如酸性、碱性、指示剂的颜色变化、与铝反应产生H2、水的电离情况等)。 (3)电中性原则 溶液呈电中性，溶液中有阳离子，必有阴离子，且溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。 (4)进出原则 通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第一章 物质的分类及变化 第二节 离子反应 一、电解质 1．电解质和非电解质 (1)电解质：在 水溶液里　或 熔融状态下　能够导电的化合物。 例如：酸，如HCl、H2SO4等；碱，如NaOH、Ca(OH)2等；盐，如NaCl 、NH4Cl、KNO3等；水；活泼金属氧化物，如Na2O等。 (2)非电解质：在水溶液里和 熔融状态下　都不能导电的化合物。 例如：大多数有机物，部分气态氢化物，非金属氧化物。 2.电解质与非电解质的比较 电解质 非电解质 相同点 均为化合物 不同点 在水溶液里或熔融状态下能导电 在水溶液里和熔融状态下都不能导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液里和熔融状态下自身都不能发生电离 在水溶液里或熔融状态下的存在形式 离子(或离子和分子) 分子 二、 电解质的电离 1.电离 (1)概念：电解质溶于水或受热熔化时，形成自由移动的离子的过程，叫做电离。 (2)表示方法——电离方程式 电解质的电离可以用电离方程式表示，实例(写出下列电解质的电离方程式)： ①H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO； ②KNO3：KNO3===K＋＋NO； ③Ca(OH)2：Ca(OH)2===Ca2＋＋2OH－。 2．从电离的角度认识酸、碱、盐 (1)HCl：HCl===H＋＋Cl－； H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO； 酸是电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物。 (2)NaOH：NaOH===Na＋＋OH－； Ba(OH)2：Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－； 碱是电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物。 (3)Na2CO3：Na2CO3===2Na＋＋CO； NH4Cl：NH4Cl===NH＋Cl－。 盐是电离时能生成金属阳离子(或NH)和酸根阴离子的化合物。 3．电离方程式的书写方法 (1)强酸、强碱、大部分盐书写时用“===”连接，如HCl===H＋＋Cl－、NaCl===Na＋＋Cl－。 (2)酸式盐的电离方程式 ①强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4(熔融)===Na＋＋HSO。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中电离生成酸式酸根阴离子和阳离子，如NaHCO3===Na＋＋HCO。 4．电离方程式的书写遵循原则 (1)符合客观事实。 (2)质量守恒：“===”两边原子种类、数目、质量不变。 (3)电荷守恒：即电离产生的阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。电解质溶液呈电中性。 5．电解质溶液导电能力的影响因素 (1)电解质溶液的导电能力与溶液中自由移动单位体积内的离子数目及离子所带电荷多少有关，单位体积内的离子数目越大，离子所带电荷越多，导电能力越强。 (2)判断电解质是否导电，关键要看电解质是否发生电离产生了自由移动的离子，还要看电离产生的单位体积内的离子数目的大小，如CaCO3在水中的溶解度很小，溶于水电离产生的单位体积内的离子数目很小，故认为其水溶液不导电。 三、离子反应发生的条件 1．离子反应 (1)定义 在 水溶液　中或 熔融　状态下，有离子参加或生成的化学反应。 (2)反应实质 溶液中离子的种类或浓度发生改变。一般向着 减小　某些离子浓度的方向进行。 (3)反应的类型及条件 ①复分解型离子反应 A．生成 难溶　物质，如BaSO4、AgCl、Al(OH)3等。 B．生成 难电离　的物质，如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等。 C．生成 易挥发　的物质，如CO2、SO2、NH3等。 ②置换型离子反应 溶液中有离子参加的置换反应，如铁与稀硫酸反应的离子方程式为Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。 四、 离子方程式的书写 1．离子方程式的概念 用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 2．离子方程式的书写步骤 以BaCl2溶液和Na2SO4溶液的反应为例： (1)写：写出反应的化学方程式(必须根据实验事实)： BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl。 (2)拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式： 2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－。 (3)删：删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简： SO＋Ba2＋===BaSO4↓。 (4)查：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。 3．书写离子方程式的“拆”与“不拆” (1)拆写为离子符号的物质 (2)不能拆写为离子符号的物质 (3)特殊物质的拆与不拆 ①微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式。微溶物作为生成物，一般写化学式(标“↓”)，如石灰水和石灰乳：石灰水写成离子形式，而石灰乳则写化学式。 ②三大强酸中浓硫酸不拆，浓盐酸和浓硝酸拆。 ③氨水作反应物可写作NH3·H2O；作生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写作NH3(标“↑”)。 ④多元弱酸的酸式酸根离子，在离子方程式中不能拆开写，如NaHCO3与盐酸反应的离子方程式为HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。 ⑤既不是水溶液中反应也不是熔融状态下反应，不能写离子方程式。 4．离子方程式的意义 写出下列反应的化学方程式和离子方程式： 溶液中反应物 化学方程式 离子方程式 盐酸与氢氧化钠 HCl＋NaOH===NaCl＋H2O H＋＋OH－===H2O 盐酸与氢氧化钾 HCl＋KOH===KCl＋H2O H＋＋OH－===H2O 硫酸与氢氧化钠 H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O H＋＋OH－===H2O 强酸、强碱发生中和反应的实质 强酸电离出的H＋和强碱电离出的OH－结合生成水 根据上表，分析说明离子方程式不仅可以表示某个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应。 5.离子方程式正误的判断方法 (1)看离子反应是否符合客观事实。如铁与稀硫酸反应生成Fe2＋而不生成Fe3＋。 (2)物质的拆写是否正确。 (3)看电荷是否守恒。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。 (4)看是否漏写离子反应。如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO反应生成BaSO4沉淀的离子反应，又不能漏写Cu2＋与OH－反应生成Cu(OH)2沉淀的离子反应。 (5)看反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O，而应写成2H＋＋2OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。 (6)当多元弱酸与碱反应，若酸过量，生成酸式盐，反之，生成正盐。如石灰水通入过量CO2，生成可溶性盐Ca(HCO3)2，离子方程式应为OH－＋CO2===HCO。 五、离子共存 1．离子共存 离子共存问题是离子反应的条件和本质的最直接应用，所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间 不发生任何化学反应　；若离子之间能 发生化学反应　，则一般不能大量共存。 2．离子不能大量共存的两类情况 (1)能发生复分解反应 ①生成难溶或微溶的物质。如生成BaSO4、AgCl、CaCO3、CaSO4、Ag2SO4、BaCO3、MgCO3、Fe(OH)3等。 ②生成难电离的物质。如生成CH3COOH、HClO、H2O、NH3·H2O等。 ③生成挥发性物质(气体)。如生成CO2、SO2、H2S等。只要具备上述三个条件中的一个，则离子不能大量共存。 (2)能发生置换反应 金属单质与金属阳离子之间的置换反应，如Fe与CuSO4溶液的反应，实际上是Fe与Cu2＋之间的置换反应。 3．离子能否大量共存的判断方法 判断离子能否大量共存，实际上是看离子之间能否反应，若反应，则不共存；若不反应，则大量共存。 (1)离子不能大量共存的三种情况 生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存 生成难溶性的盐 如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等 生成难溶性的碱 如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等 生成气体的离子不能大量共存 如H＋与CO、HCO等 生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存 如H＋与OH－、CH3COO－等 (2)判断离子能否大量共存的“隐含条件” ①“无色透明”溶液中不能大量存在有色离子，如 ②酸性溶液中不能大量存在与H＋反应的离子。 “酸性”溶液的不同描述： a．酸性溶液； b．pH<7的溶液； c．使石蕊溶液变红色的溶液。 ③碱性溶液中不能大量存在与OH－反应的离子。 “碱性”溶液的不同描述： a．碱性溶液； b．pH>7的溶液； c．使石蕊溶液变蓝色的溶液。 六、离子检验、推断和提纯 溶液中可能有下列阴离子中的一种或几种：SO、SO、CO、Cl－。 (1)当溶液中有大量H＋存在时，则不可能有SO、CO存在。 (2)当溶液中有大量Ba2＋存在时，溶液中不可能有SO、SO、CO存在。 (3)当溶液中有阳离子Ba2＋和Ag＋时，上述所有阴离子都不可能存在。 【探究归纳】 1．离子推断的一般解题思路 根据实验现象判断一定含有的离子→根据离子共存判断一定不含有的离子→可能含有的离子。 2．离子推断的“常用原则” (1)肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定不存在的离子。 (2)互斥性原则：如溶液中含有Ba2＋，则不存在大量的CO、SO。 (3)进出性原则：要注意所加试剂引入什么离子，是否造成干扰。 (4)守恒原则(电中性原则)：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且正负电荷总量相等。 3．三种离子的检验方法 4．物质的提纯 （1）物质提纯的一般思路 混合物组成分析→沉淀剂的选择→合理安排加入沉淀剂的顺序→考虑过量沉淀剂如何除去→确定实验步骤及实验操作。 （2）溶液中可溶性杂质的除去原则 （3）粗盐提纯时添加试剂的先后顺序 为使杂质离子完全除去，要加入过量的试剂，后续试剂要能够将前面所加过量的试剂除去，由此可知，碳酸钠溶液要在氯化钡溶液之后加入，稀盐酸要在氢氧化钠溶液、碳酸钠溶液之后加入。通常加入试剂的几种顺序： ①BaCl2溶液→NaOH溶液→Na2CO3溶液→(过滤)稀盐酸； ②NaOH溶液→BaCl2溶液→Na2CO3溶液→(过滤)稀盐酸； ③BaCl2溶液→Na2CO3溶液→NaOH溶液→(过滤)稀盐酸。 易错提醒： (1)单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 (2)电解质不一定导电，如固体NaCl、液态HCl均不导电；导电的物质不一定是电解质，如金属单质、电解质溶液均可导电，但都不是电解质。 归纳总结： (1)强电解质：在水溶液中能 完全　电离的电解质。电解质完全以离子形式存在，没有电解质分子存在。如强酸、强碱、大多数盐、活泼金属氧化物。 (2)弱电解质：在水溶液中 部分　电离的电解质。既有离子又有电解质分子存在。如弱酸、弱碱、水、极少数盐[HgCl2、(CH3COO)2Pb等]。　 (3)弱电解质部分电离，用“ ”表示。 如HClO：HClOH＋＋ClO－ ①多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。 如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO：HCOH＋＋CO ②多元弱碱分步电离，但通常一步写出。如Fe(OH)3的电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 易错提醒： ①盐的溶解性：钾、钠、铵盐水中溶；硝酸盐见水无影踪；盐酸盐不溶银(熟记AgCl不拆)；硫酸盐不溶钡和铅(熟记BaSO4不拆)；碳酸盐只溶钾、钠、铵；碱中只溶钾、钠、钡。 ②对微溶物，如Ca(OH)2，如果反应物为澄清石灰水，应拆成Ca2＋和OH－的形式，如果是生成物或是石灰乳等，则保留化学式Ca(OH)2。 ③物质“拆分”原则：物质在离子方程式中“拆”与“不拆”，关键看该物质在溶液中的存在形式。如CaCO3难溶于水，在溶液中以CaCO3固体的形式存在，故CaCO3写成化学式。 归纳总结： “三看法”判断溶液中离子能否大量共存 (1)看题目要求 是“能大量共存”还是“不能大量共存”；是“一定能大量共存”还是“可能大量共存”。 (2)看隐含条件 ①无色透明溶液：不可能含有Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO等有颜色的离子；也不可能含有相互反应而使溶液变浑浊的离子。 ②酸性环境：“强酸性溶液”“使石蕊变红的溶液”“常温下pH＜7的溶液”等，一定含有大量的H＋。 ③碱性环境：“强碱性溶液”“使酚酞变红的溶液”“常温下pH＞7的溶液”等，一定含有大量的OH－。 (3)看是否反应 ①能否生成难溶物或微溶物。如Mg2＋与OH－，Ca2＋与CO、SO都不能大量共存。 ②能否生成水。如在酸性溶液中OH－不能大量存在，在碱性溶液中H＋不能大量存在。 ③能否生成挥发性物质。如H＋与CO、HCO等不能大量共存。 方法技巧： 实验操作(取少量或适量待检溶液，加入……试剂，再加入……试剂) ⇓ 现象描述(①溶液由……变为……，②若有……生成，③若没有……等) ⇓ 得出结论(如“若……说明……，若……说明……”) 1.判断离子方程式正误的四个关键点 关键点1：“拆分”陷阱 离子方程式的正误判断中，常常设置物质是否能“拆分陷阱”，氧化物、弱电解质、沉淀、酸式酸根(HSO除外)在离子方程式中均不能拆分。在复习时，应熟记常见的弱电解质、溶解度表及常见多元弱酸的酸式酸根。 关键点2：“守恒”陷阱 离子方程式除符合质量守恒外，还应符合电荷守恒，学生往往只注意质量守恒，而忽略电荷守恒，这也是命题者经常设置的“陷阱”。 关键点3：“原理”陷阱 离子反应应符合客观事实，而命题者往往设置不符合“反应原理”的陷阱，如Fe和非氧化性酸反应应生成Fe2＋，金属和氧化性酸反应不放H2，忽略隐含反应，不符合配比关系，“===”、“”使用是否正确以及反应条件等。 关键点4：“量比”陷阱 在离子方程式正误判断中，学生往往忽略相对量的影响，命题者往往设置“离子方程式正确，但不符合相对量”的陷阱。突破“陷阱”的方法一是审准“相对量”的多少，二是看离子反应是否符合该量。 2.判断离子方程式的基本方法 (1)“一查”是否符合客观事实。 如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是错误的，因为H＋不能把Fe氧化成Fe3＋，而只能氧化成Fe2＋。 (2)“二查”“===”“”“↑”“↓”是否使用恰当。 用饱和FeCl3溶液制备胶体：若离子方程式写成Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋是错误的，原因是Fe(OH)3胶体不是沉淀，不能标“↓”，只注明“胶体”即可。 (3)“三查”拆分是否正确。 只有易溶于水的强电解质能拆写成离子，其他物质均不能拆写。如Ca(HCO3)2＋2H＋===Ca2＋＋2CO2↑＋2H2O是错误的，原因是未将Ca(HCO3)2拆分成Ca2＋和HCO。 (4)“四查”是否“漏写”离子反应。 如稀硫酸与氢氧化钡溶液反应的离子方程式写成Ba2＋＋SO===BaSO4↓是错误的，原因是忽略了氢离子和氢氧根离子的中和反应。 (5)“五查”反应物的“量”——过量、少量、足量等。 如把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合的离子方程式写成HCO＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O是错误的，原因是未考虑反应物中量的关系，正确的离子方程式为2HCO＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO。 (6)“六查”是否符合三个守恒。 ①质量守恒：如Na＋H2O===Na＋＋OH－＋H2↑是错误的，原因是反应前后氢原子的数目不等。 ②电荷守恒：如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋。是错误的，原因是电荷不守恒。 ③得失电子守恒：氧化还原反应型的离子方程式要符合得失电子守恒。如将氯化亚铁溶液和稀硝酸混合发生反应的离子方程式写成Fe2＋＋4H＋＋NO===Fe3＋＋2H2O＋NO↑是错误的，原因是氧化剂得到电子总数和还原剂失去电子总数不相等。 (7)查看是否忽略隐含的反应。 如将少量SO2通入漂白粉溶液中发生反应的离子方程式写成Ca2＋＋2ClO－＋SO2＋H2O===CaSO3↓＋2HClO是错误的，原因是忽略了HClO可以将亚硫酸盐氧化。 3.离子方程式的定量书写 (1)分步书写法：如向AlCl3溶液中加入过量NaOH溶液，可按照反应顺序分别写出两步反应：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓，Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，相加可得：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O。 (2)假设定序法：如Cl2与FeBr2溶液反应。在不明确离子反应的先后顺序时，可假设Cl2先与Br－反应，则生成的溴单质还要氧化Fe2＋生成Fe3＋，这样即可确定Cl2先与Fe2＋反应，后与Br－反应，然后再根据量的关系书写即可。 (3)“少定多变”法：如Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液反应，若NaHCO3溶液少量，则按1 mol HCO参加反应着手书写，其他离子根据需要来确定，即HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O。 ①“定”量少的反应物，其离子的化学计量数按化学式确定，即取1 mol。 ②“变”过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需要量来确定，不受化学式中比例的制约，是可变的。 对与用量有关的离子反应，若能按其成因进行归类梳理，就不仅可以知其然，而且还可以知其所以然。如离子配比型反应，较为多见的问题实际上是Ca2＋(或Ba2＋)、HCO、OH－的几种组合，最后的结果其实只有两种写法的离子方程式。 4.判断离子能否大量共存的“四个关键点” 判断离子能否大量共存的“四个要点”，关键是看“一色、二性、三特殊、四反应”。 (1)一色——溶液颜色，无色溶液中不存在 有色　离子。 (2)二性——溶液的酸碱性： ①在强酸性溶液中， OH－　及弱酸根离子(如CO、SO、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在； ②在强碱性溶液中， H＋　及弱碱阳离子(如NH、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均不能大量存在； ③弱酸的酸式酸根离子(如HCO、HSO、HS－等)在强酸性和强碱性溶液中均不能大量存在。 (3)三特殊——三种特殊情况： ①AlO与HCO不能大量共存，发生反应的离子方程式为AlO＋HCO＋H2O=== Al(OH)3↓＋CO　。 ②“NO＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO等具有还原性的离子发生 氧化还原　反应而不能大量共存。 ③NH与CH3COO－、CO，Mg2＋与HCO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存。 (4)四反应——离子不能大量共存的四种反应类型： ①发生复分解反应 离子间因发生反应生成沉淀而不能大量共存。常见的离子组有：H＋与 SiO　； OH－　与Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋等；Ag＋与 Cl－　、Br－、I－等； SO(或CO)　与Ba2＋、Ca2＋、Ag＋等。 离子间因发生反应生成弱电解质而不能大量共存。常见的离子组有： H＋　与OH－、CH3COO－、F－、ClO－等。 离子间因发生反应生成气体而不能大量共存。常见的离子组有： H＋　与CO、HCO、SO等；加热条件下，OH－与 NH　。 ②发生氧化还原反应 离子间因发生氧化还原反应而不能大量共存。常见的离子组有：在酸性条件下，MnO或 NO　与Fe2＋、I－等。 ③发生相互促进的水解反应 离子间因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的有： Al3＋　或Fe3＋与AlO、HCO等。 ④发生络合反应 离子间因发生络合反应而不能大量共存的一般指Fe3＋与 SCN－　，该反应通常还可以作为检验Fe3＋的实验依据。 5.离子推断的四项基本原则 (1)肯定原则 根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子(记住几种常见的有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO、CrO、Cr2O)。 (2)互斥原则 在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在(注意题目中的隐含条件，如酸性、碱性、指示剂的颜色变化、与铝反应产生H2、水的电离情况等)。 (3)电中性原则 溶液呈电中性，溶液中有阳离子，必有阴离子，且溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。 (4)进出原则 通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $