离子反应
1、电解质的概念
1.1 电解质与非电解质（辨析并举例） 电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。包括酸、碱、盐活泼金属的氧化物某些非金属氢化物，某些有机物。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下不能够导电的化合物。包括大多数有机物非金属氧化物某些非金属氢化物等。 注：我们讨论的电解质和非电解质都是化合物，单质或混合物既不是电解质也不是非电解质。
1.2 强电解质与弱电解质（辨析并举例）
强电解质： 在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质。包括大多数盐类、强酸、强碱。在溶液中的粒子主要是离子。 弱电解质：在水溶液里部分电离成离子的电解质。包括弱酸(如HAc 、H 2S) 、中强酸（H 3PO 4）弱碱(如NH 3·H 2O) 、水。
2、离子反应及离子反应方程式 离子反应定义：有离子参加的反应
2.1 离子反应的分类与条件
离子反应类型
一．非氧化还原反应的离子反应
反应发生条件：
①生成难溶的物质。
②生成难电离的物质。
③生成挥发性物质。
(1) 酸碱盐之间的复分解反应
a 中和反应，
b 酸和盐的反应
c 碱和盐的反应
d 盐和盐的反应
(2) 酸或碱与氧化物之间的反应
(3) 盐类的水解反应
(5) 生成络离子的反应
二．氧化还原反应型的离子反应
发生的条件：反应中有电子转移。总的来说，仍然是反应物中某种离子浓度减小。
（1）电解质与电解质之间的氧化还原反应
（2）单质与电解质之间的置换反应
（3）非置换的氧化还原反应
2.2 离子反应方程式的书写
2.2.1 离子方程式的书写步骤
大致分为四步：。
（1） 写，写出化学方程式：
（2） 改，将易溶并且易电离的物质拆开写成离子形式：
注：拆成离子形式的有：易溶且易电离的物质（强酸强碱易溶的盐）（牢记酸、碱、盐的溶解性表）写化学式的有：沉淀、气体、单质、氧化物和水等。微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是浊液写化学式。微溶物作为生成物，一般写化学式（标号↓）
（3） 删，删去两边相同的离子：
（4） 查，检查反应前后各元素原子个数和电荷总数是否相等。
2.2.2 离子方程式书写的注意事项
(1)要遵循反应事实，不能臆造化学反应
(2)要遵循元素原子守恒及电荷守恒，若是氧化还原反应要遵循电子守恒
(3)要遵循拆写原则（反应物和生成物都一样）
(4)不能违背约简原则
(5)要注意题中有关量的关系（如过量、足量、少量等）
(6)关于酸式盐与量有关的离子反应方程式
2.2.3 与量相关的离子方程式的书写方法
2.2.3.1 复分解型（举例说明）
若是复分解反应, 可令不足量系数为”1”来书写，如C a (H C O 3) 2溶液中加入过量的NaOH 溶液, 先确定1molC a (H C O 3) 2含1m o l C a 2+, 2m o l H C O 3-，再取用O H 中和2molH C O 3—需2molOH, 则可写C a 2++2H C O 3+2O H
＋=C a C O 3+C O 32-+2H 2O , 若是加入少量的NaOH 溶液, 则反应为:Ca 2++H C O 3+O H =C a C O 3+H 2。另外, NaHSO 4与Ba(H C O 3) 2, C a (O H ) 2与NaHC O 3, NaH 2PO 4与B a (O H ) 2，A l 3与NaOH ，CO 2与NaOH ,NaCO3 与HCl ，Mg(HCO 3) 2过量的NaOH 等反应均与量有关。
2.2.3.2 氧化还原型（举例说明）
氧化性:Cl 2 > Br2 > Fe3+ > I2 ，还原性:Cl -
所以向FeBr 2溶液中通入少量Cl 2，反应的离子方程式为2 Fe2+ + Cl2 =2 Fe3+ +2Cl- ，向FeBr 2溶液中通入过量Cl 2，反应的离子方程式为：2 Fe2+ +4 Br-+3 Cl2 =2 Fe3+ + Br2 +6Cl-
等量的Cl2与FeBr2 反应时的离子方程式为:2 Fe2+ +2 Br- +2 Cl2 =2 Fe3+ + Br2 +4Cl-
铁和稀硝酸的反应：
铁不足时：Fe ＋4H ＋NO 3=Fe3＋NO ＋2H 2O ＋－＋
铁足量时：3Fe ＋8H ＋2NO 3=3Fe3＋2NO ＋4H 2O ＋－＋
2.2.3.3 总结常见与量有关的离子方程式的书写
(1)碳酸氢钙溶液中加盐酸：HCO 3+H+=CO2↑+H2O －
(2)把金属铁放入稀硫酸中：2Fe 2+6H +=2Fe3++3H2↑
(3)向氯化亚铁溶液中通入氯气：Fe 2++Cl2=Fe3++2Cl －
(4)硫化钠水解：S 2+2H2O=H2S+2OH －－
(5)氯气通入水中：Cl 2+H2O=2H++Cl+ClO －－
(6)磷酸二氢钙溶液与氢氧化钠溶液反应：H 2PO 4+2OH=PO43+2H2O －－－
(7)碳酸钙与醋酸反应：CaCO 3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO +CO2↑+H2O －
(8)碘化钾与适量溴水反应：2I +Br2=I2+2Br
(9)铜片与稀硝酸反应：Cu+NO3+4H+=Cu2++NO↑+2H2O －－－
(10)将金属钠加入水中：Na+2H2O=Na++2OH+H2↑ －
(11)三氯化铁溶液跟过量氨水反应：Fe 3++3NH3.H 2O=Fe(OH)3↓+3NH4+
(12)小苏打溶液跟烧碱溶液反应：HCO 3+OH=CO32+H2O －－－
2.3 离子方程式正误的判断
2.3.1 判断方法（总结并举例说明）
（1）看生成物是否与事实相符。
（2）看反应在什么情况下进行，能否用离子方程式表示。
（3）看表示各物质的化学式是否正确。
（4）看所用连接符号与生成物状态符号是否正确。离子互换反应的方程式通常用“=” 号连接，生成沉淀或气体则标出“↑”或“↓”符号；在离子方程式中只有某些水解反应用可逆符号，且无沉淀或气体符号；但要区别于弱电解质的电离方程式。
（5）看质量与电荷是否守恒。
（6）看离子的配比数是否正确
（7）看生成物中是否有多种沉淀与难电离电解质同时生成，正确的离子方程式全面顾及。
（8）看反应物的用量多少是否加以考虑。某些化学反应因反应物用量多少不同，生成 物也不同，甚至来源同一物质的阴、阳离子配比数也可能不同。如：“过量”、“少量”、 “等物质的量”、“适量”、“任意量”以及滴加顺序等都可能对反应产生影响。
（9）看离子符号书写是否正确。离子方程式中的易电离的电解质不仅要考虑用离子符号表示，而且还应注意离子符号书写是否完整。
3、离子共存和离子推断
3.1 判断离子能否大量共存的规律
3.1.1 溶液颜色
即溶液颜色。若限定无色溶液，常见有色离子有Cu 2(蓝色) 、Fe 3(棕黄色) 、Fe 2(浅绿色) 、MnO 4(紫色)Cr 2O 72- (橙色) 、 ＋＋＋－
Cr 3+铬离子---绿色 CrO 42-铬酸根离子----黄色 Cr 2O 72-重铬酸根离子---橙 [Fe(SCN)](2+)硫氰合铁络离子血红等有色离子。
3.1.2 溶液的酸碱性
即溶液的酸碱性。在强酸性溶液中，OH 及弱酸根阴离子(如CO 32、SO 32、S 2、CH 3COO 等) 均不能大量存在；－－－－－
在强碱性溶液中，H 及弱碱阳离子(如NH 4、Al 3、Mg 2、Fe 3等) 均不能大量存在，酸式弱酸根离子(如HCO 3、HSO 3＋＋＋＋＋－－、HS 等) 在强酸性或强碱性溶液中均不可能大量存在。
3.1.3 其他规律（总结并举例说明）
（1）一些特殊的规律：（1）AlO 2与HCO 3不能大量共存：AlO 2＋HCO 3＋H 2O===Al(OH)3↓＋CO 32；（2）“NO 3－－－－－－
－＋H ”组合具有强氧化性，能与S 2、Fe 2、I 、SO 32等因发生氧化还原反应而不能大量共存；（3）NH 4与CH 3COO ＋－＋－－＋－、CO 32，Mg 2与HCO 3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。
（2）离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。
a. 复分解反应，生成难溶的物质。如生成BaSO 4、AgCl 、CaCO 3等。生成难电离的物质。如生成CH 3COOH 、H 2O 、NH 3•H 2O 、HClO 等。生成挥发性物质。如生成CO 2、SO 2、H 2S 等
b. 氧化还原反应，如Fe 3与I 、NO 3(H) 与Fe 2、MnO 4与Br 、H 与S 2O 32等； ＋－－＋＋－－＋－
c. 相互促进的水解反应，如Al 3与HCO 3、Al 3与AlO 2等； ＋－＋－
d. 络合反应，如Fe 3与SCN 等。 ＋－
3.2 溶液中离子是否存在的判断
3.2.1 四大基本原
1、互斥性原则
当利用题给实验现象判断出一定有某种离子存在时，应立即运用已有知识，将不能与之大量共存的离子排除掉，从而判断出一定没有哪种离子。
2、溶液的酸、碱性原则
根据溶液的酸、碱性判断，一是初步判断可能组成那些物质，联系盐类的水解，二是在酸性或碱性溶液中哪些离子不能大量存在。
3、进出性原则
在进行离子检验时，往往需要加入试剂，这样就会引入新的离子，原溶液中是否存在该种离子就无法判断，还会有一些离子会随着实验过程中所产生的沉淀或气体而消失，有可能会对后续的实验造成影响。
4、电中性原则
在任何电解质溶液中，阴、阳离子的总电荷数是守恒的，即溶液呈电中性。在判断混合体系中某些离子存在与否时，有的离子并未通过实验验证，但我们可运用溶液中电荷守恒理论来判段其是否存在。
离子反应
1、电解质的概念
1.1 电解质与非电解质（辨析并举例） 电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。包括酸、碱、盐活泼金属的氧化物某些非金属氢化物，某些有机物。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下不能够导电的化合物。包括大多数有机物非金属氧化物某些非金属氢化物等。 注：我们讨论的电解质和非电解质都是化合物，单质或混合物既不是电解质也不是非电解质。
1.2 强电解质与弱电解质（辨析并举例）
强电解质： 在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质。包括大多数盐类、强酸、强碱。在溶液中的粒子主要是离子。 弱电解质：在水溶液里部分电离成离子的电解质。包括弱酸(如HAc 、H 2S) 、中强酸（H 3PO 4）弱碱(如NH 3·H 2O) 、水。
2、离子反应及离子反应方程式 离子反应定义：有离子参加的反应
2.1 离子反应的分类与条件
离子反应类型
一．非氧化还原反应的离子反应
反应发生条件：
①生成难溶的物质。
②生成难电离的物质。
③生成挥发性物质。
(1) 酸碱盐之间的复分解反应
a 中和反应，
b 酸和盐的反应
c 碱和盐的反应
d 盐和盐的反应
(2) 酸或碱与氧化物之间的反应
(3) 盐类的水解反应
(5) 生成络离子的反应
二．氧化还原反应型的离子反应
发生的条件：反应中有电子转移。总的来说，仍然是反应物中某种离子浓度减小。
（1）电解质与电解质之间的氧化还原反应
（2）单质与电解质之间的置换反应
（3）非置换的氧化还原反应
2.2 离子反应方程式的书写
2.2.1 离子方程式的书写步骤
大致分为四步：。
（1） 写，写出化学方程式：
（2） 改，将易溶并且易电离的物质拆开写成离子形式：
注：拆成离子形式的有：易溶且易电离的物质（强酸强碱易溶的盐）（牢记酸、碱、盐的溶解性表）写化学式的有：沉淀、气体、单质、氧化物和水等。微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是浊液写化学式。微溶物作为生成物，一般写化学式（标号↓）
（3） 删，删去两边相同的离子：
（4） 查，检查反应前后各元素原子个数和电荷总数是否相等。
2.2.2 离子方程式书写的注意事项
(1)要遵循反应事实，不能臆造化学反应
(2)要遵循元素原子守恒及电荷守恒，若是氧化还原反应要遵循电子守恒
(3)要遵循拆写原则（反应物和生成物都一样）
(4)不能违背约简原则
(5)要注意题中有关量的关系（如过量、足量、少量等）
(6)关于酸式盐与量有关的离子反应方程式
2.2.3 与量相关的离子方程式的书写方法
2.2.3.1 复分解型（举例说明）
若是复分解反应, 可令不足量系数为”1”来书写，如C a (H C O 3) 2溶液中加入过量的NaOH 溶液, 先确定1molC a (H C O 3) 2含1m o l C a 2+, 2m o l H C O 3-，再取用O H 中和2molH C O 3—需2molOH, 则可写C a 2++2H C O 3+2O H
＋=C a C O 3+C O 32-+2H 2O , 若是加入少量的NaOH 溶液, 则反应为:Ca 2++H C O 3+O H =C a C O 3+H 2。另外, NaHSO 4与Ba(H C O 3) 2, C a (O H ) 2与NaHC O 3, NaH 2PO 4与B a (O H ) 2，A l 3与NaOH ，CO 2与NaOH ,NaCO3 与HCl ，Mg(HCO 3) 2过量的NaOH 等反应均与量有关。
2.2.3.2 氧化还原型（举例说明）
氧化性:Cl 2 > Br2 > Fe3+ > I2 ，还原性:Cl -
所以向FeBr 2溶液中通入少量Cl 2，反应的离子方程式为2 Fe2+ + Cl2 =2 Fe3+ +2Cl- ，向FeBr 2溶液中通入过量Cl 2，反应的离子方程式为：2 Fe2+ +4 Br-+3 Cl2 =2 Fe3+ + Br2 +6Cl-
等量的Cl2与FeBr2 反应时的离子方程式为:2 Fe2+ +2 Br- +2 Cl2 =2 Fe3+ + Br2 +4Cl-
铁和稀硝酸的反应：
铁不足时：Fe ＋4H ＋NO 3=Fe3＋NO ＋2H 2O ＋－＋
铁足量时：3Fe ＋8H ＋2NO 3=3Fe3＋2NO ＋4H 2O ＋－＋
2.2.3.3 总结常见与量有关的离子方程式的书写
(1)碳酸氢钙溶液中加盐酸：HCO 3+H+=CO2↑+H2O －
(2)把金属铁放入稀硫酸中：2Fe 2+6H +=2Fe3++3H2↑
(3)向氯化亚铁溶液中通入氯气：Fe 2++Cl2=Fe3++2Cl －
(4)硫化钠水解：S 2+2H2O=H2S+2OH －－
(5)氯气通入水中：Cl 2+H2O=2H++Cl+ClO －－
(6)磷酸二氢钙溶液与氢氧化钠溶液反应：H 2PO 4+2OH=PO43+2H2O －－－
(7)碳酸钙与醋酸反应：CaCO 3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO +CO2↑+H2O －
(8)碘化钾与适量溴水反应：2I +Br2=I2+2Br
(9)铜片与稀硝酸反应：Cu+NO3+4H+=Cu2++NO↑+2H2O －－－
(10)将金属钠加入水中：Na+2H2O=Na++2OH+H2↑ －
(11)三氯化铁溶液跟过量氨水反应：Fe 3++3NH3.H 2O=Fe(OH)3↓+3NH4+
(12)小苏打溶液跟烧碱溶液反应：HCO 3+OH=CO32+H2O －－－
2.3 离子方程式正误的判断
2.3.1 判断方法（总结并举例说明）
（1）看生成物是否与事实相符。
（2）看反应在什么情况下进行，能否用离子方程式表示。
（3）看表示各物质的化学式是否正确。
（4）看所用连接符号与生成物状态符号是否正确。离子互换反应的方程式通常用“=” 号连接，生成沉淀或气体则标出“↑”或“↓”符号；在离子方程式中只有某些水解反应用可逆符号，且无沉淀或气体符号；但要区别于弱电解质的电离方程式。
（5）看质量与电荷是否守恒。
（6）看离子的配比数是否正确
（7）看生成物中是否有多种沉淀与难电离电解质同时生成，正确的离子方程式全面顾及。
（8）看反应物的用量多少是否加以考虑。某些化学反应因反应物用量多少不同，生成 物也不同，甚至来源同一物质的阴、阳离子配比数也可能不同。如：“过量”、“少量”、 “等物质的量”、“适量”、“任意量”以及滴加顺序等都可能对反应产生影响。
（9）看离子符号书写是否正确。离子方程式中的易电离的电解质不仅要考虑用离子符号表示，而且还应注意离子符号书写是否完整。
3、离子共存和离子推断
3.1 判断离子能否大量共存的规律
3.1.1 溶液颜色
即溶液颜色。若限定无色溶液，常见有色离子有Cu 2(蓝色) 、Fe 3(棕黄色) 、Fe 2(浅绿色) 、MnO 4(紫色)Cr 2O 72- (橙色) 、 ＋＋＋－
Cr 3+铬离子---绿色 CrO 42-铬酸根离子----黄色 Cr 2O 72-重铬酸根离子---橙 [Fe(SCN)](2+)硫氰合铁络离子血红等有色离子。
3.1.2 溶液的酸碱性
即溶液的酸碱性。在强酸性溶液中，OH 及弱酸根阴离子(如CO 32、SO 32、S 2、CH 3COO 等) 均不能大量存在；－－－－－
在强碱性溶液中，H 及弱碱阳离子(如NH 4、Al 3、Mg 2、Fe 3等) 均不能大量存在，酸式弱酸根离子(如HCO 3、HSO 3＋＋＋＋＋－－、HS 等) 在强酸性或强碱性溶液中均不可能大量存在。
3.1.3 其他规律（总结并举例说明）
（1）一些特殊的规律：（1）AlO 2与HCO 3不能大量共存：AlO 2＋HCO 3＋H 2O===Al(OH)3↓＋CO 32；（2）“NO 3－－－－－－
－＋H ”组合具有强氧化性，能与S 2、Fe 2、I 、SO 32等因发生氧化还原反应而不能大量共存；（3）NH 4与CH 3COO ＋－＋－－＋－、CO 32，Mg 2与HCO 3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。
（2）离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。
a. 复分解反应，生成难溶的物质。如生成BaSO 4、AgCl 、CaCO 3等。生成难电离的物质。如生成CH 3COOH 、H 2O 、NH 3•H 2O 、HClO 等。生成挥发性物质。如生成CO 2、SO 2、H 2S 等
b. 氧化还原反应，如Fe 3与I 、NO 3(H) 与Fe 2、MnO 4与Br 、H 与S 2O 32等； ＋－－＋＋－－＋－
c. 相互促进的水解反应，如Al 3与HCO 3、Al 3与AlO 2等； ＋－＋－
d. 络合反应，如Fe 3与SCN 等。 ＋－
3.2 溶液中离子是否存在的判断
3.2.1 四大基本原
1、互斥性原则
当利用题给实验现象判断出一定有某种离子存在时，应立即运用已有知识，将不能与之大量共存的离子排除掉，从而判断出一定没有哪种离子。
2、溶液的酸、碱性原则
根据溶液的酸、碱性判断，一是初步判断可能组成那些物质，联系盐类的水解，二是在酸性或碱性溶液中哪些离子不能大量存在。
3、进出性原则
在进行离子检验时，往往需要加入试剂，这样就会引入新的离子，原溶液中是否存在该种离子就无法判断，还会有一些离子会随着实验过程中所产生的沉淀或气体而消失，有可能会对后续的实验造成影响。
4、电中性原则
在任何电解质溶液中，阴、阳离子的总电荷数是守恒的，即溶液呈电中性。在判断混合体系中某些离子存在与否时，有的离子并未通过实验验证，但我们可运用溶液中电荷守恒理论来判段其是否存在。