高中化學知識點總結(必修一1、2章)

1、化學實驗基本方法常用危險化學品標志物質分離和提純的聯(lián)系和區(qū)別：類別相同點不同點分離都是對混合物進行分離，得到純凈物混合物中的幾種純凈物都要提純通常只要一種指定的純凈物，其他算雜質，舍棄不要物質分離/提純原則：不增、不減、易分離、易復原；除雜試劑必須過量，過量試劑必須除盡，除雜常用分離/提純方法：物質狀態(tài)分離依據(jù)方法注意事項舉例固+固溶解性不同溶解、過濾過濾“一貼二低三緊靠”分離NaCl和不溶性泥沙都可溶，但溶解度隨溫度變化相差較大冷卻結晶分離KNO3和NaCl分離有升華特性的物質加熱除去NaCl中的I2除去加熱可分解成氣體的物質加熱除去NaCl中的NH4Cl使雜質在加熱條件下轉化成需要提純的物

2、質加熱除去Na2CO3中的NaHCO3雜質與酸等反應除去加酸等試劑除去Cu中混有的Zn、Fe固+液不互溶過濾過濾“一貼二低三緊靠”除去海水中的泥沙互溶，但某種固體成分子啊其他溶劑中溶解度更大萃取倒轉振蕩均勻，振蕩后打開塞子放氣，靜置至分層，分液用四氯化碳萃取分離水溶液中的碘互溶，提純液體蒸餾自來水制蒸餾水互溶，提純固體蒸發(fā)結晶蒸發(fā)過程中要用玻璃棒加速蒸發(fā)和使液體均勻受熱，防止迸濺NaCl溶液蒸發(fā)得到NaCl晶體液+液互溶，沸點相差較大蒸餾溫度計水銀球要放置在燒瓶支管口處；放入幾小塊沸石或碎瓷片防止暴沸石油的分餾，分離水和酒精不互溶分液用分液漏斗，上層液體上口出，下層液體下口出分離水和四氯化碳氣

3、+氣除去水蒸氣干燥法用干裝有干燥劑的干燥管或通入濃硫酸除去SO2中的水蒸氣除去其他雜質氣體洗氣瓶洗氣瓶長進短出除去O2中的CO2化學計量基礎知識：物理量單位符號含義適用范圍數(shù)值物質的量摩爾moln含義一定數(shù)目粒子的集合體所以微觀粒子（原子、分子、離子、原子團、電子、質子、中子等）摩爾質量g/molM單位物質的量物質所具有的質量任何粒子或物質該粒子的相對原子質量或相對分子質量氣體摩爾體積L/molVm單位物質的量的氣體氣體標準狀況（0，101kPa）下為22.4L/mol物質的量濃度mol/LCB單位體積溶液里所含溶質B的物質的量溶液關系框圖：阿伏加德羅常數(shù)：0.012kg12C所含的碳原子數(shù)稱

4、為阿伏加德羅常數(shù)，用符號NA表示，單位為mol-1.表示1mol任何粒子所含的粒子數(shù)。物質體積的影響因素：粒子數(shù)目、粒子大小、粒子間距離；其中影響固體和液體體積的主要是粒子數(shù)目和粒子大小，即固體和液體體積由物質種類和物質的量決定；影響氣體體積的主要因素是粒子數(shù)目和粒子間距離，即溫度、壓強和物質的量決定。阿伏加羅定律：同溫同壓下，相同體積的任何氣體（包括混合氣體）都含有相同數(shù)目的分子。又稱為“四同定律”可總結為“三同定一同”。容量瓶的使用：容量瓶常用規(guī)格有100mL、250mL、500mL、1000mL，只能配制刻度體積的溶液。容量瓶上標有溫度，只能用于在該溫度下精確配制一定物質的量濃度的溶液，

5、瓶塞不能互換，不能加熱，不能作為溶解和反應容器，不能用于存放溶液。一定物質的量濃度溶液的配制：1、 儀器：天平（溶質是固體）、量筒（溶質是液體或濃溶液配制稀溶液），燒杯，玻璃棒，容量瓶，試劑瓶，膠頭滴管2、 步驟：計算 天平稱量（或量筒量取） 溶解，攪拌，冷卻至室溫 轉移到容量瓶 定容 貯存3、 計算方法：溶質是固體，利用CB=n/V=m/(M×V)計算，用濃溶液配制稀溶液，利用公式 C濃溶液×V濃溶液= C稀溶液×V稀溶液計算。4、 配制的誤差分析分析依據(jù)CB=n/V=m/(M×V)，根據(jù)實驗操作弄清是n（m）還是V引起的誤差，再進行分析引起誤差的操作

6、nVC天平砝碼粘物或生銹偏大偏大砝碼與物品放置顛倒（使用游碼）偏小偏小藥品潮解偏小偏小用濾紙稱量易潮解物質偏小偏小溶質含雜質偏小偏小量筒量取濃溶液時仰視讀數(shù)偏大偏大量筒量取濃溶液時仰視讀數(shù)偏小偏小溶解前燒杯有水攪拌時液體濺出偏小偏小移液后未洗滌燒杯和玻璃棒偏小偏小未冷卻就注入容量瓶偏小偏大液體轉移進容量瓶時有液體濺出偏小偏小定容時水加多了后吸出偏小偏小定容后，經振蕩搖勻，液面下降，再加水偏大偏小定容時俯視偏小偏大定容時仰視偏大偏小定容后液體從容量瓶轉移至試劑瓶時有液體濺出難點：1、阿伏加德羅定律的應用，可用理想氣體狀態(tài)方程PV=nRT及兩個變形式PV=（m/M）RT和PM=RT2、CB與的關系

7、CB=1000/M,對飽和溶液，=S/(S+100)故飽和溶液中CB與溶解度S的關系CB=1000S/M（100+S）3、氣體溶于水的CB計算：標準狀況下VL（Mg/mol）氣體溶于水（1g/cm3）所得溶液密度為（1g/cm3），3、共價鍵計算：共價化合物中各原子距離達到8電子（2電子）穩(wěn)定結構還差的電子數(shù)之和除以二。4、在應用Vm=22.4L/mol,一定要有氣體、標準狀況兩個條件。5、相對原子（分子）質量和摩爾質量區(qū)別含義單位符號相對原子（分子）質量某原子（分子）實際質量與1/12×12C質量的比值1（但一般不寫也不讀）Ar（Mr）摩爾質量單位物質的量的物質所具有的質量g/mo

8、lM6、m、n、N與P、T無關；CB與溶液體積V無關7、混合物平均摩爾質量 M=m總/n總=(M1n1+M2n2+)/(n1+n2+.)=M1×n%+M2×n%+. 對于混合氣體，根據(jù)PV=nRT，V=(RT/P)n，混合氣體P、V相同，V與n成正比， M=(M1V1+M2V2+)/(V1+V2+.)=M1×V%+M2×V%+.對于混合氣體，M=m/n=V/n=Vm,對標準狀況下的氣體，M=22.4L/mol×由PM=RT，混合氣體P、T相同，M和成正比，M=M1相對（/1=相對= M/M1）物質的組成和分類物質的樹狀分類化學研究的近千萬種物質

9、，可以從不同角度、按不同層次對它們進行多種分類：根據(jù)組成的成分是一種物質還是幾種物質，把物質分為純凈物和混合物；根據(jù)組成純凈物的元素是一種還是幾種，把物質分為單質和化合物；根據(jù)單質的性質把單質分為金屬和非金屬；根據(jù)化合物電離出的陽離子是否是氫離子，及是否全部是氫離子，或者陰離子是否全部是氫氧根離子，把某些化合物分為酸、堿、鹽。酸、堿、鹽也可以分別進一步分類。酸是在水溶液中發(fā)生電離，生成的陽離子全部是水合氫離子的化合物。根據(jù)酸在水溶液中電離度的大小，酸分為強酸和弱酸。根據(jù)酸分子中可以電離的氫原子個數(shù)，酸分為一元酸（如HNO3）、二元酸（如H2SO4）和三元酸（如H3PO4）。根據(jù)酸中是否含氧，酸

10、分為含氧酸和無氧酸。無氧酸稱氫某酸。如HF叫氫氟酸，H2S叫氫硫酸。在無氧酸中，HCl、HBr和HI是強酸，其余都是弱酸。簡單含氧酸通常叫某酸，如硫酸（H2SO4）、碳酸（H2CO3）。某一成酸元素如果能形成多種含氧酸，就按成酸元素的化合價的高低命名，如高氯酸（HClO4）、氯酸（HClO3）、亞氯酸（HClO2）、次氯酸（HClO）。堿是在水溶液中發(fā)生電離，生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。根據(jù)堿在水溶液中的電離程度，堿分成強堿和弱堿。能全部電離的是強堿，包括堿金屬和鈣、鍶、鋇的氫氧化物；只能部分電離的是弱堿，其他的氫氧化物都是弱堿。鹽是由金屬離子（或NH4+）和酸根離子組成的化合物。根

11、據(jù)組成不同，鹽可以分成正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復鹽等。正鹽既不含可以電離的氫原子，又不含氫氧根。酸式鹽由金屬離子和含有可以電離出氫原子的酸根組成，如KHSO4、NaHCO3和NaH2PO4。堿式鹽除金屬離子和酸根以外，還含有一個或幾個氫氧根，如Cu2(OH)2CO3(堿式碳酸銅)。復鹽是由兩種或兩種以上的金屬陽離子和一種酸根離子組成，如KAl(SO4)2·12H2O（明礬）?；衔镏羞€包括氧化物，氧化物只含有兩種元素且其中一種元素是氧。在氧化物中，凡是能與堿反應只生成鹽和水的氧化物稱酸性氧化物，酸性氧化物也叫酸酐。多數(shù)非金屬氧化物，少數(shù)金屬高價態(tài)氧化物（如Mn2O7、CrO3）屬于酸性

12、氧化物。凡是能與酸反應只生成鹽和水的氧化物稱堿性氧化物。堿性氧化物一定是金屬氧化物。既能與酸，又能與堿生成鹽和水的氧化物為兩性氧化物，如Al2O3、ZnO等。既不能與酸反應生成鹽和水，也不能與堿反應生成鹽和水的氧化物稱不成鹽氧化物。如CO、NO、H2O等。難點：需要掌握一些特殊情況1、 只含一種元素的物質不一定是純凈物，例如氧氣和臭氧的混合物。2、 含水的物質不一定是混合物，含結晶水的物質是純凈物，例如CuSO4·5H2O。3、 “同位素單質”是同一類分子，混合在一起是純凈物，例如H2和D2混合，16O2和18O2；“同位素化合物”也是同一類分子，混合在一起是純凈物，例如例如H216

13、O和D218O混合。4、 NO2不是酸性氧化物。酸性氧化物是一類：能與水作用生成相應價態(tài)的酸，或與堿作用生成鹽和水（且生成物只能有一種鹽和水，不可以有任何其它物質生成），或與堿性氧化物反應生成鹽的氧化物，但一般不與正鹽或酸式鹽反應。NO2與水反應生成鹽和水時發(fā)生氧化還原反應，價態(tài)改變，且生成其他物質（NO）。5、 過氧化物Na2O2不是堿性氧化物。堿性氧化物指與水反應只生成相應價態(tài)的堿，或與酸反應只生成鹽和水的氧化物（且生成物只能有一種鹽和水，不可以有任何其它物質生成）。Na2O2與水反應除了形成堿還放出氧氣，與酸反應除了形成鹽也放出氧氣。6、 酸酐不一定與水反應，例如SiO27、 氧化性酸與

14、酸的氧化性是兩個概念。氧化性酸是酸性條件下酸根有明顯氧化性的酸，如HNO3，濃H2SO4；酸都能電離出H+，H+有氧化性，能氧化金屬放出H2。物質的交叉分類法：一種分類方法所依據(jù)的標準有一定局限，所能提供的信息少，人們在認識事物時往往需要采用多種分類方法來彌補單一分類方法的不足。在給物質進行分類時，采用交叉分類法能從不同角度對物質進行較全面的分析化學變化分類：按四大基本反應類型分為：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應根據(jù)是否有化合價升價或電子得失（偏移）分為：氧化還原反應、非氧化還原反應根據(jù)是否有離子參與分為：離子反應、非離子反應根據(jù)反應是否完全進行：可逆反應、不可逆反應根據(jù)反應熱效應分

15、為：吸熱反應、放熱反應分散系分散系：把一種（或多種）物質分散在另一種（或多種）物質中所得到的體系。分散質：被分散的物質。分散劑：分散質分散在其中的物質，起容納分散質的作用。分散系分類：按照分散質和分散劑所處的狀態(tài)（氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)），分散系的組合方式有九種：氣氣，氣液，氣固，液氣，液液，液固，固氣，固液，固固。按分散系中的分散質粒子的大小，分散系分為如下三類：溶液：分散質粒子直徑小于1nm（1nm=10-9m）膠體：分散質粒子直徑在1nm100nm之間濁液（懸濁液、乳濁液）：分散質粒子直徑大于100nm溶液、膠體、濁液的比較分散系溶液膠體濁液分散質粒子直徑（本質區(qū)別）<1nm1nm-10

16、0nm>100nm分散系粒子成分離子或小分子大分子、分子集合體大量分子集合體外觀特征均勻透明多數(shù)均一透明不均勻不透明穩(wěn)定性穩(wěn)定介穩(wěn)定不穩(wěn)定能否透過濾紙能能不能能否透過半透膜能不能不能是否有丁達爾效應無有無實例食鹽水、蔗糖溶液Fe(OH)3膠體、豆?jié){泥水膠體的性質：丁達爾效應：當一束光線透過膠體，從入射光的垂直方向可以觀察到膠體里出現(xiàn)的一條光亮的“通路”，這種現(xiàn)象叫丁達爾現(xiàn)象，也叫丁達爾效應，丁達爾效應是膠體特有的，可以采用丁達爾效應來區(qū)分膠體和溶液布朗運動：布朗運動是微小粒子表現(xiàn)出的無規(guī)則運動。在膠體中，由于膠體粒子在各個方向所受的力不能相互平衡，也會產生無規(guī)則的運動，屬于布朗運動。布朗

17、運動是膠體穩(wěn)定的原因之一。布朗運動不是膠體獨有的性質，一些懸浮的顆粒，如花粉、藤黃等都存在布朗運動。聚沉：膠體分散系中，分散質微粒相互聚集成較大的顆粒而沉淀的現(xiàn)象稱為膠體的凝聚。能促使溶膠凝聚的外因有加電解質（酸、堿及鹽）、加膠粒帶相反電荷的膠體、加熱等。電泳：膠體粒子帶點，在外加電場作用下作定向移動吸附：膠體粒子具有很大的比表面積,因而有很強的吸附能力,使膠粒表面吸附溶液中的離子.膠體的提純：離子和小分子可以通過半透膜，膠體粒子比半透膜孔徑大，無法通過半透膜，因此可以利用滲析法將膠體中的雜質離子或小分子除去，提純膠體。膠體的分類根據(jù)分散劑的狀態(tài)不同，膠體分為三類：（1） 氣溶膠：霧、云、煙（

18、2） 液溶膠：如Fe(OH)3膠體、雞蛋清、豆?jié){、肥皂水（3） 固溶膠：如大多數(shù)天然寶石、有色玻璃、土壤膠體的制備向燒杯中的蒸餾水加熱至沸騰，向沸水中滴加56滴飽和FeCl3溶液，繼續(xù)煮沸至溶液呈紅褐色，停止加熱，即可得到Fe(OH)3膠體FeCl3+3H2O =（加熱） Fe(OH)3膠體+HCl 注意:膠體不能寫成“”膠體的應用：1農業(yè)生產：土壤的保肥作用.土壤里許多物質如粘土腐殖質等常以膠體形式存在.2醫(yī)療衛(wèi)生：血液透析，血清紙上電泳利用電泳分離各種氨基酸和蛋白質。3日常生活：制豆腐原理(膠體的聚沉)，明礬凈水（膠體的吸附性）.4自然地理:江河入海口處形成三角洲，其形成原理是海水中的電解

19、質使江河泥沙形成膠體發(fā)生聚沉.5工業(yè)生產：制有色玻璃(固溶膠)等。易錯點：膠體、溶液、濁液的本質區(qū)別是分散質粒子大?。?膠體是一種分散系，是混合物，膠體中膠粒直徑介于1-100nm，膠體沒有大?。?膠體不帶電，膠體粒子帶電 通電時，電解質溶液中離子分別向兩極移動，非電解質溶液溶質粒子不移動，膠體粒子向一極移動。膠體聚沉是物理變化，蛋白質加熱變性沉淀是化學變化不屬于膠體聚沉向Fe(OH)3膠體中逐滴滴加稀硫酸，現(xiàn)象是先沉淀（電解質溶液使膠體聚沉）后溶解（硫酸與Fe(OH)3沉淀反應）；向Al(OH)3膠體中逐滴滴加NaOH溶液，現(xiàn)象也是先沉淀后溶解。膠體的制備是向燒杯中的蒸餾水加熱至沸騰，向沸水

20、中滴加56滴飽和FeCl3溶液，繼續(xù)煮沸至溶液呈紅褐色，如果向FeCl3溶液中加入NaOH溶液會產生Fe(OH)3沉淀。離子反應1 電解質和非電解質電解質：凡是在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。 非電解質：凡是在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物。單質和混合物既不是電解質也不是非電解質，電解質：酸、堿、鹽和活潑金屬氧化物、水等。非電解質：大多數(shù)非金屬氧化物；大多數(shù)有機物，如蔗糖、酒精等。2.電離：(1)概念：電解質在水溶液中或熔融狀態(tài)下產生能夠自由移動的離子的過程(2)電離條件：熔融狀態(tài)：離子化合物 水溶液里：離子和共價化合物(3)電解質溶液導電的原因：電解質在溶液中發(fā)生了電

21、離，產生了能自由移動的粒子金屬和溶液導電原因的區(qū)別金屬導電 自由移動電子  ð溶液導電 自由移動離子 (4)酸、堿、鹽的本質酸：酸是在水溶液中發(fā)生電離，生成的陽離子全部是水合氫離子的化合物。堿：堿是在水溶液中發(fā)生電離，生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。鹽：電離產生金屬陽離子（或NH4+）和酸根離子的化合物酸和堿發(fā)生中和反應的實質是酸電離出的H+和堿電離出的OH-結合生成H2O的過程(5)電解質必須自身電離而導電：CO2、NH3等的水溶液雖然導電，但它們并不屬于電解質，因為它們本身并不能發(fā)生電離，其水溶液之所以導電是因為它們與水分別生成了電解質H2CO3、NH3·

22、;H2O，所以CO2、NH3不是電解質。判斷物質是否屬于電解質：一看：是不是化合物；二看：是不是導電（熔化或水溶液中）；三看：是不是自身電離。3.強電解質和弱電解質強電解質：在水溶液中，完全電離的電解質，包括強酸、強堿、絕大多數(shù)的鹽弱電解質：在水溶液中，部分電離的電解質，包括弱酸、弱堿、水等4電離方程式的書寫：用化學符號表示電解質電離成自由移動離子的過程的方程式叫電離方程式(1)式子左邊書寫化學式，表示電解質還未電離時的狀態(tài)；右邊書寫離子符號，表示電解質電離產生的離子(2)強電解質完全電離，用“=”，弱電解質不完全電離，用“”號(3)多元弱酸分步電離，如H2CO3 HCO3-+H+ HCO3-

23、 CO32-+H+(4)多元弱堿一步電離, 如Fe(OH)3 Fe3+3OH-(5)多元強酸的酸式鹽，熔融狀態(tài)下電離KHSO4=K+ + HSO4-水溶液中電離KHSO4=K+ + H+ + SO42-(6)多元弱酸的電離 NaHCO3 = Na+ + HCO3- HCO3- CO32-+H+(7)兩性氫氧化物的電離，如Al(OH)3，堿式電離Al(OH)3 Al3+3OH- 酸式電離Al(OH)3 AlO2-+H+H2O5離子反應1.定義：有離子參加或生成的反應。 電解質在水溶液中的反應屬于離子反應。2.離子方程式用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。3. 離子方程式的書寫（1）寫 出

24、化學方程式（基礎）：例：2AgNO3 + CuCl2 2AgCl+ Cu(NO3)2（2）把易溶于水、易電離的物質拆 寫成離子形式（關鍵），難溶或難電離的物質以及氣體等仍用化學式表示。2Ag+2NO3-+Cu2+2Cl- 2AgCl+Cu2+2NO3-（3）刪 去方程式兩邊形式相同的離子（途徑）（4）整理方程式并檢查 兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等（保證） 2Ag+ + 2Cl- 2AgCl Ag+ + Cl- AgCl步驟口訣：一寫、二拆、三刪、四查拆寫的規(guī)則：（1）可寫成離子的物質：易溶于水、易電離的物質。A. 強酸：H2SO4、HCl、HNO3B. 強堿：NaOH、KOH、Ba(

25、OH)2C. 可溶性鹽仍用化學式表示的物質A. 難溶物質：BaSO4、Cu(OH)2、CaCO3、AgCl等溶解性口訣：鉀鈉硝銨皆可溶，鉀鈉鋇鈣堿中溶。鹽酸鹽不溶氯化銀，硫酸鹽不溶硫酸鋇，碳酸鹽只溶鉀鈉銨。B. 難電離物質：弱酸、弱堿（氨水、難溶堿）、水等。強酸：H2SO4、HNO3、HCl、HClO4、HBr、HI等弱酸：H2SO3、H2S、H2CO3、H2SiO3、H3PO4、HF、HClO等強堿：四大強堿NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2弱堿：除四大強堿外都是弱堿C. 氣體：CO2、H2、SO2等D. 單質：H2、Na、Fe 、O2等E. 氧化物：Na2O、Fe2O3等（2

26、）微溶物，不管是反應物還是生成物，是否寫離子形式都由其濃度決定。如氫氧化鈣，石灰乳寫化學式Ca(OH)2,澄清石灰水寫成Ca2+2OH-（3）固體之間的反應、濃硫酸（或濃磷酸）與固體之間的反應，不能電離出自由離子，所以仍不寫離子方程式。如NaCl（s）+ H2SO4= 2HCl + Na2SO4（4）易分解的物質，是否寫成分解式，由酸堿性和是否加熱決定。如：NH4+OH-（很?。?NH3·H2O （不寫分解式）NH4+OH-（濃，足量） NH3+ H2O （寫分解式）（5）弱酸的酸式酸根不能拆，如NaHCO3應寫成Na+ + HCO3-，不能寫成Na+ CO32-+ H+強酸的酸式酸

27、根在水溶液中拆，如KHSO4寫成K+ + H+ + SO42-在熔融狀態(tài)下不拆，KHSO4寫成K+ + HSO4-（6）在非水溶液中，只要有大量自由離子，也可以寫成離子形式。 如2Al2O3（熔融）4Al+3O2可以寫成4Al3+6O2-  4Al+3O2離子反應的類型：復分解 氧化還原 水解 絡合發(fā)生離子反應的條件：生成沉淀 生成氣體 生成難電離的物質 發(fā)生氧化還原反應 生成絡合物離子方程式書寫的常見錯誤1主觀臆斷,不符合客觀事實如：鈉投入硫酸銅溶液中，寫成:Na+Cu2+=Cu+2Na+應先考慮：2Na+2H2O=2NaOH+H2鈉與水反應生成的OH-再與Cu2+反應生

28、成Cu(OH)2沉淀,所以應寫成：2Na + 2H2O + Cu2+=2Na+ + Cu(OH)2+ H22不符合“電解質在溶液里所起的反應實質上是離子之間的反應”的論述對不該寫離子方程式的錯寫出離子方程式.如：實驗室用固體NaCl與濃H2SO4共熱制氯化氫化體，錯寫成：H+ + Cl-=HCl錯在反應不是在溶液中進行,不能寫離子方程式,反應應該用下列化學方程式表示：NaCl + H2SO4(濃)=Na2SO4 + 2HCl與之相類似的,如實驗室用固體NH4Cl和用固體Ca(OH)2制NH3等,都是不在溶液中進行的反應,就是有離子參加反應,也不能用離子方程式來表示反應.3對三種狀態(tài)(難溶解、易

29、揮發(fā)、難電離)的物質錯判或遺漏將不該拆的弱電解質或難溶物寫成了離子符號,而該拆的可溶性強電解質未拆寫成離子符號.如：石灰石加入醋酸溶液，錯寫成CaCO3 + 2 H+= Ca2+ H2O + CO2正確的寫法：CaCO3 + 2CH3COOH=Ca2+ + 2CH3COO- + H2O + CO2如：將氯氣通入水中生成鹽酸和次氯酸，錯寫成Cl2 + H2O=2H+ + Cl- + ClO正確：Cl2 + H2O=H+ + Cl- + HClO4方程式等號兩邊物質的質量或電荷不守恒如：將銅片插入硝酸銀溶液中錯誤：Cu+Ag+=Cu2+ + Ag錯在等號兩邊電荷不守恒正確：Cu+2Ag+=Cu2+

30、 + 2Ag5對微溶物的處理不當如：向石灰乳中加入碳酸鈉溶液，錯寫成CO32-+Ca2+=CaCO3錯在沒有考慮反應物石灰乳是以懸濁液存在,Ca(OH)2應寫成分子式.如：向澄清石灰水中加稀硫酸,錯寫成Ca(OH)2+2H+=Ca2+ + 2H2O錯在澄清石灰水處于全溶狀態(tài),應寫離子符號,而生成物的CaSO4是微溶物,應寫分子式.6離子配比不合理如：氫氧化鋇和硫酸溶液反應, 錯寫成Ba2+ +H+ +SO42- +OH-=BaSO4+H2O錯在不符合反應物離子組成比,每個分子Ba(OH)2電離,生成1個Ba2+同時,生成2個OH-，一個H2SO4分子電離生成1個SO42-個H+.應寫成Ba2+

31、 +2H+ +SO42- +2OH-=BaSO4+2H2O與量有關或與反應先后有關的離子反應：（1） 生成弱電解質：H+電離順序：H2SO3>CH3COOH>H2CO3>HClO> HCO3-> H2SiO3>Al(OH)3> H2OOH-電離順序：NaOH>NH3·H2O>難溶性氫氧化物，如Al(OH)3> H2O形成弱電解質時，弱者優(yōu)先（2） 多離子參與的復分解反應：用少動多變法，即量少的反應物，其陰陽離子都參與反應，個數(shù)比按化學式比例；過量的反應物，其化學計量數(shù)根據(jù)反應需要確定，不受化學式比例約束。例如Ba(OH)2與

32、NaHSO4的反應Ba(OH)2少量，離子方程式Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42-=BaSO4+2H2ONaHSO4少量，離子方程式Ba2+ + OH- + H+ + SO42-=BaSO4+H2O（3） CO2（SO2）與堿溶液反應，量少生成CO32-,（SO32-），量多生成HCO3-（HSO3-）（4） 酸式鹽溶液+強堿溶液難溶鹽+水類，用少動多變法（5） 氧化還原反應：氧化劑中有多種離子能被還原劑還原，按氧化性強弱，氧化性強的優(yōu)先反應；還原劑中多種離子能被氧化劑氧化，按還原性強弱，還原性強的優(yōu)先反應。離子共存：一色、二性、三特殊、四反應。1、 一色。即溶液顏色。若限定無

33、色溶液，則Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO-4、Co2+、Cr2O2-7、CrO2-4、Cr3+等有色離子不能存在。2、二性。即溶液的酸性和堿性。在強酸性溶液電，OH-及弱酸根陰離子(CO32-、SO32-、S2-、CH3COO-等)均不能大量存;在強堿性溶液中，H+及弱堿陽離子(如NH4+、Mg2+、Al3+、Fe3+等)均不能大量存在;酸式弱酸根離子(如HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-等)在強酸性或強堿性溶液中均不可能大量存在。3、三特殊。指三種特殊情況：HCO-3與AlO-2不能大量共存(發(fā)生雙水解反應);H+與NO3-組合具有強氧化性，能與S2-、Fe2+、I-等發(fā)生反

34、應;NH4+與CH3COO-、CO32-，Mg2+與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，它們在溶液中能大量共存(加熱就不同了)。4、四反應。指離子間通常能發(fā)生的四種類型的反應，能相互反應的離子顯然不能大量共存。復分解反應，氧化還原反應，相互促進酌水解反應，絡合反應。 常見離子的檢驗(1)常見陽離子的特征反應和檢驗方法陽離子檢驗試劑實驗現(xiàn)象離子方程式H紫色石蕊試液橙色甲基橙試液鋅片(或鐵片)石蕊試液變紅色甲基橙試液變紅色有能燃燒的氣體產生Zn + 2HZn2+ H2K焰色反應紫色(透過藍色鈷玻璃)Na焰色反應黃色NH4NaOH溶液(濃) 濕潤紅

35、色石蕊試紙加熱，產生有刺激性氣味、使?jié)駶櫦t色石蕊試紙變藍色的氣體NH4+ OHNH3+ H2OFe2NaOH溶液新制的氯水+KSCN溶液生成白色沉淀，迅速變?yōu)榛揖G色，最后變成紅褐色滴加新制的氯水，溶液由淺綠色變?yōu)辄S色，再滴加KSCN溶液，溶液呈紅色Fc 2+ 2OHFe(OH)24Fe(OH)2 + O2 + 2H2O4Fe(OH)32Fe2+ C122Fe3+ 2ClFe3 + 3SCN Fe(SCN)3Fe3NaOH溶液KSCN溶液苯酚溶液生成紅褐色沉淀生成血紅色溶液生成紫色溶液Fc 3+ 3OHFe(OH)3Fe3 + 3SCN Fe(SCN)3Fe3+6C6H5OHFe(C6H5O)63-+6H+Cu2NaOH溶液濃氨水生成藍色絮狀沉淀，加熱后變成黑色生成的藍色沉淀，溶