1、一、 離子共存1. 電解質和非電解質凡在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物叫電解質。在水溶液里或熔融狀態下都不能導電的化合物叫非電解質。注意：電解質、非電解質都是針對化合物而言，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。電解質是指在一定條件下本身電離生成離子的化合物。有些化合物的水溶液能導電，但溶液中離子不是它本身電離產生的，不屬于電解質，而是非電解質。如：CO2、SO2、SO3、NH3等是非電解質，但他們與水反應生成的產物H2CO3、H2SO3、H2SO4、NH3·H2O都能電離，是電解質。強電解質弱電解質概念溶于水后能完全電離的電解質溶于水后只能部分電離的電解質化合物類型離子化合物

2、某些共價化合物某些共價化合物電離程度完全電離部分電離溶液中存在的粒子只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質分子既有電離出的陰、陽離子，又有電解質分子實例絕大數的鹽(包括難溶性鹽)；強酸：HCl、HNO3、H2SO4等；強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2等極少數鹽；弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO等；弱堿：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；水也是弱電解質說明：(1)電解質的強弱與物質的本身性質有關，與外界因素無關。(2)電解質的強弱與溶解度大小無關，某些鹽如：BaSO4、CaCO3等，雖難溶于水卻是強電解質。HgCl2、Pb(CH3COO)2盡管能溶于水，卻

3、只有部分電離，是弱電解質。(3)電解質的強弱與溶液的導電性沒有必然聯系，其導電能力的強弱由溶液中自由離子的濃度決定，也與離子所帶電荷多少有關，很稀的強電解質溶液導電性很弱，濃度較大的弱電解質溶液導電性可能較強。因此強電解質溶液的導電能力不一定強，弱電解質溶液的導電能力也不一定弱。凡有離子參加或生成的反應都是離子反應，其本質是向著離子濃度減少的方向進行；發生的條件為生成沉淀、氣體、弱電解質即發生氧化還原反應。常見的離子反應包括兩種類型：離子互換的非氧化還原反應和離子間的氧化還原。離子共存問題是離子反應條件和本質的最直接應用。所謂集中離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子

4、之間能發生反應，則不能大量共存。 同一溶液中若離子間符合： (1)生成難溶物或微溶物；(2)生成氣體或揮發性物質；(3)生成難電離物質；(4)發生氧化還原反應中的任一條件，就會發生離子反應，離子之間便不能在溶液中大量共存。二、離子方程式的書寫和正誤判斷用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子叫離子方程式；其意義是不僅可以表示一定物質間的某個反應，而且還可以表示所有同類的化學反應。2離子方程式的書寫步驟 (1)寫：寫出正確的化學方程式。(2)拆：將易溶、易電離的物質改寫成離子形式；難溶物、難電離的物質、氣體、氧化物、單質等均寫化學式。(3)刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去，并使化學計量數

5、最簡化。(4)查：檢查原子個數和電荷數是否守恒。 (1)難溶物質、難電離物質、易揮發物質、單質、非電解質、氧化物均寫分子式。(2)微溶物作為反應物時，若是澄清溶液寫離子符號；若是懸濁液寫分子式。微溶物作為生成物時，一般寫分子式(標“”號)。(3)氨水作為反應物寫NH3·H2O，作為生成物，若有加熱條件或濃度很大，可寫NH3(標“”號)，否則一般寫NH3·H2O。(4)固體與固體間的離子反應不能寫離子方程式；濃硫酸、濃磷酸與固體的反應不能寫離子方程式。(5)離子方程式要做到兩配平，幾員資格輸配平、電荷配平。(6)有酸式鹽參加的反應要滿足反應物物質的量的比值。(7)多元弱酸酸式

6、酸根離子，在離子方程式中不能拆開寫。三、黎姿共存問題的判斷規律 多種李子能否共存于同一溶液中，歸納起來可用一句話概括：一色、二性、三特殊、四反應。1一色 即溶液顏色，若限定無色溶液，則Cu2+、Fe2+、Fe3+、MnO4-等有色離子不能存在。2二性 即溶液的酸性和堿性，題干中給出溶液酸堿性的方式有多種，如：指示劑變色、PH、與Al反映放出H2和水的電離受到影響等。 在強酸溶液中，OH-及弱酸根陰離子(如：CO32-、SO32-、ClO-、CH3COO-等)均不能大量共存；在強堿性溶液中，H+及弱堿陽離子(如：NH4+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等)均不能大量共存；弱酸酸式根離子(

7、如：HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等)在強酸性或強堿性溶液中均不能大量共存。3三特殊(即三種特殊情況) (1)AlO2-和HCO3-不能大量共存：AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3+CO32-；(2)“NO3-+H+”組合具有強氧化性，能與S2-、SO32-、I-等發生氧化還原反應；(3)NH4+與CH3COO-、CO32-，Mg2+和HCO3-等組合中，雖然兩種離子都能水解且水解相互促進，但總的水解程度仍很小，他們在溶液中能大量共存(加熱就不行了)。4四反應(指離子間通常能發生的四種類型的反應) (1)復分解反應：如Ca2+和CO32-、NH4+和OH

8、-、H+和CH3COO-等；(2)氧化還原反應：如Fe3+與I-、NO3-(H+)與Fe2+、MnO4-(H+)與Br-、H+和S2O32-等；(3)相互促進的水解反應，如Al3+與HCO3-、Al3+與AlO2-、Al3+與S2-等；(4)絡合反應：如Fe3+與SCN-等四、書寫離子方程式的要點1抓住兩易、兩等、兩查兩易：即易溶、易電離的物質(可溶性的強電解質包括強酸、強堿、大多數可溶性鹽)以實際參加反應的離子符號表示，非電解質、弱電解質、難溶物、氧化物、氣體等用化學式表式。兩等：離子方程式兩邊的原子個數、電荷總數均應相等，即必須滿足質量守恒和電荷守恒。兩查：檢查各項是否都有公約數，是否漏寫

9、必要的反應條件。2注意的問題(1)強酸、強堿和易溶于水的鹽改寫成離子形式，難溶物質、難電離物質、易揮發物質、單質、氧化物、非電解質等均寫化學式。(2)當微溶物作為反應物時，若是澄清溶液寫離子符號，若是懸濁液則寫化學式。微溶物作為生成物時，一般寫化學式(標號)。如澄清石灰水加鹽酸的離子方程式為OH-+H+=H2O。(3)氨水作為反應物時寫；作為生成物時，若有加熱條件或濃度很大時，可寫NH3(標號)。(4)未處于自由移動離子狀態的反應不能寫離子方程式，如：銅和濃硫酸、氯化銨和氫氧化鈣固體、氯化鈉和濃硫酸反應制氯化氫氣體等。(5)離子方程式要做到原子個數守恒、電荷守恒、得失電子守恒。(6)操作順序或

10、反應物相對量不同時離子方程式不同。如：Ca(OH)2中通入少量CO2，離子方程式為：Ca2+2OH-+CO2=CaCO3+H2O；Ca(OH)2中通入過量CO2，離子方程式為：OH-+CO2=HCO3-。(7)一些特殊的反應如有酸式鹽參加或生成的反應，兩種或兩種以上的離子被一種物質氧化或還原的反應，Ba(OH)2與KAl(SO4)2按不同比值進行的反應等要考慮并滿足題設條件對反應物質物質的量的比值要求。(8)與“量”有關的復分解反應的離子方程式。可用“少定多變法”來書寫。所謂“少定”即量少的反應物，其離子的計量數按化學式確定，所謂“多變”即過量的反應物，其計量數根據反應的需要量確定，不受化學式

11、中的比例制約，是可變的。如：Ca(HCO3)2溶液中加入過量的NaOH溶液，先確定Ca2+、HCO3-的比例為1：2，再取用OH-。中和2個HCO3-需2個OH-，則可寫出：Ca2+2HCO3-+2OH-=CaCO3+CO32-+2H2O，若是加入少量的NaOH溶液，則反應為：OH-+Ca2+HCO3-=CaCO3+H2O(只中和1個HCO3-，Ca2+、HCO3-的比例不是1：2)。五、離子方程式正誤的判斷1看離子反應是否符合客觀事實。如鐵與稀硫酸反應生成Fe2+而不是Fe3+。2看“=”“”“”“”及必要條件是否正確、齊全。3看表示各物質的化學式是否正確。如：HCO3-不能寫成H+CO32-，而HSO4-應寫為H+SO42-等。該用離子表示的是否拆成了離子，該用化學式表示的是否寫成了化學式。4看電荷是否守恒。如FeCl2溶液與Cl2反應，不能寫成Fe2+Cl2=Fe3+2Cl-。5看是否漏掉離子反應。如：Ba(OH)2溶液與CuSO4溶液反應，既要寫Ba2+與SO42-生成BaSO4沉淀，又不能漏掉Cu2+與OH-生成Cu(OH)2沉淀。6看反應物或產物的配比是否正確。如稀硫酸與Ba(OH)2溶液反應不能寫成H+OH-+SO42-+