第6讲 离子反应 离子方程式(含答案解析)
合集下载
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
【重点知识梳理】
知识点一物质的电离
一、电解质和非电解质
基础知识成网络：
1．电解质与非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物，酸、碱、盐属于电解质。
非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物，如蔗糖、乙醇等。
电解质
非电解质
相同点
均为化合物
不同点
水溶液或熔融状态能导电
水溶液和熔融状态都不能导电
一般地，若CO2(或SO2)少量，产物为碳酸盐(或亚硫酸盐)，若CO2(或SO2)过量，产物为碳酸氢盐(或亚硫酸氢盐)。
如将少量CO2气体通入澄清石灰水中，离子方程式为CO2＋Ca2＋＋2OH－=CaCO3↓＋H2O；若通入过量的CO2，离子方程式为CO2＋OH－=HCO 。
②单一离子水解的离子方程式不要忘记“⇌”。
③NH 与OH－在稀溶液中反应生成NH3·H2O，在浓溶液中并加热时生成NH3(g)和H2O。
④浓HCl、浓HNO3在离子方程式中写离子符号，浓H2SO4不写离子符号。
⑤HCO 、HS－、HSO 等弱酸的酸式酸根离子不能拆开写。
⑥易溶、易电离的物质(可溶性强电解质，包括强酸、强碱、可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物均用化学式表示。
二、电离与电离方程式的书写
1．概念
电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。
电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融，
金属氧化物的电离条件是熔融。
2．电离方程式书写方法
(1)强电解质：完全电离，用=表示。
如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4=2H＋＋SO 、NaOH=Na＋＋OH－、(NH4)2SO4=2NH ＋SO 。
②H＋＋AlO ＋H2O=Al(OH)3↓
③CO ＋H＋=HCO
④HCO ＋H＋=CO2↑＋H2O
⑤最后生成Al(OH)3沉淀进一步与H＋反应：Al(OH)3＋3H＋=Al3＋＋3H2O
(2)氧化还原型的离子反应
对于氧化还原反应，按“先强后弱”的顺序书写，即氧化性(或还原性)强的优先发生反应，氧化性(或还原性)弱的后发生反应，该类型离子方程式的书写步骤如下：
本质区别
在水溶液或熔融状态下自身能发生电离
在水溶液中和熔融状态下自身不能发生电离
所含物质类型
酸：如H2SO4、HCl、HNO3等
非金属氧化物：SO2、SO3、CO2、CO、P2O5
碱：如NaOH、Ca(OH)2等
盐：如NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3等
非酸性气态氢化物：NH3
金属氧化物：如Na2O、CaO、MgO等
(1)“少定”就是把相对量较少的物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应的离子的物质的量之比与原物质组成比相符。
(2)“多变”就是过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需求量来确定，不受化学式中的比例制约，是可变的。如少量NaHCO3与足量Ca(OH)2溶液的反应：
第一步：确定反应的先后顺序：(氧化性：HNO3>Fe3＋，还原性：I－>Fe2＋>Br－)。如向FeI2溶液中通入Cl2，I－先与Cl2发生反应。
第二步：根据用量判断反应发生的程度，
如少量Cl2与FeI2溶液反应时只有I－与Cl2反应：2I－＋Cl2===2Cl－＋I2。
足量Cl2与FeI2溶液反应时溶液中的I－和Fe2＋均与Cl2发生反应：
1、连续型反应
指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。
(1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应。如CO2通入NaOH溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸式盐：
①碱过量(CO2少量)：CO2＋2OH－=CO ＋H2O；
②碱不足(CO2过量)：CO2＋OH－=HCO 。
(2)多元弱酸(或其酸酐)与更弱酸的盐溶液。如CO2通入NaAlO2溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸式盐：
知识点二离子反应和离子方程式
1、离子反应
(1)概念：凡有离子参加或生成的反应都是离子反应。
(2)本质：溶液中某些离子的物质的量的减小或子种类发生改变。
(3)离子反应发生的条件
①复分解反应类型：
②氧化还原反应类型：
强氧化性物质＋强还原性物质―→弱氧化性物质＋弱还原性物质。
如FeCl3溶液与Cu反应的离子方程式为2Fe3＋＋Cu=2Fe2＋＋Cu2＋。
(3)酸式盐：
①强酸酸式盐完全电离，一步写出。
如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4=Na＋＋H＋＋SO ，
熔融状态下的电离方程式为NaHSO4=Na＋＋HSO 。
②多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。
如NaHCO3=Na＋＋HCO ，HCO ⇌H＋＋CO 。
3．金属导电与电解质溶液导电原因对比
水H2O
部分有机物：蔗糖、酒精
【易错警示】
①电解质和非电解质均是化合物，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，如固态NaCl、液态HCl等；导电物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。
③电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质。它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。
(2)弱电解质：部分电离，用“⇌”表示。
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H2S 电离方程式为H2S⇌H＋＋HS－；HS－⇌＋＋S2－。
②多元弱碱分步电离，但一步写出。
如Cu(OH)2⇌Cu2＋＋2OH－
③两性氢氧化物双向电离。
如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO ＋H2O⇌Al(OH)3⇌Al3＋＋3OH－。
(3)离子方程式书写步骤
书写离子方程式按照“一写、二改、三消、四查”的步骤书写。应注意的是，第二步“改”是关键：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式，难溶、难电离、气体、单质、氧化物等仍用化学式表示
以CaCO3与盐酸的反应为例
【特别提醒】书写离子方程式的注意事项
①微溶物处理方式有三种情况：出现在生成物中写化学式；作反应物处于溶液状态写离子符号；作反应物处于浊液或固态时写化学式。
(1)金属导电是由于自由电子在电场作用下的定向移动，温度高、金属阳离子振动幅度大，自由电子定向移动阻力增大，金属导电性变弱。
(2)电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有自由移动的离子存在。电解质溶液导电能力的大小，决定于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数，和电解质的强弱没有必然联系。但温度升高时，弱电解质电离程度增大、离子浓度增大、导电性会增强。
NaAlO2过量：AlO ＋H＋＋H2O=Al(OH)3↓；
强酸过量：AlO ＋4H＋=Al3＋＋2H2O。
(6)Fe与稀HNO3溶液，在硝酸中逐渐加入铁，先生存三价铁，铁过量，生成二价铁：
Fe过量：3Fe＋2NO ＋8H＋=3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O；
HNO3过量：Fe＋NO ＋4H＋=Fe3＋＋NO↑＋2H2O。
强电解质
弱电解质
定义
溶于水后几乎完全电离的电解质
溶于水后只有部分电离的电解质
化合物类型
离子化合物及具有强极性键的共价化合物
某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度
几乎100％完全电离
只有部分电离
电离过程
不可逆过程，无电离平衡
可逆过程，存在电离平衡
溶液中存在的微粒(水分子不计)
只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子
2、离子方程式及书写
(1)离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子．所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子。
(2)意义：离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应。如：H＋+ OH－＝H2O可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应。
盐酸过量：CO ＋2H＋=CO2↑＋H2O。
(4)铝盐溶液与强碱溶液，如在铝盐中滴入强碱，先生成氢氧化铝沉淀，然后溶解生成偏铝酸根：
铝盐过量(NaOH少量)：Al3＋＋3OH－=Al(OH)3↓；
强碱过量(NaOH过量)：Al3＋＋4OH－=AlO ＋2H2O。
(5)NaAlO2溶液与强酸溶液，在偏铝酸盐中滴加强酸，先生存氢氧化铝，然后溶解，生成铝离子：
①NaAlO2过量(CO2少量)：2AlO ＋CO2＋3H2O=2Al(OH)3↓＋CO ；
②NaAlO2不足(CO2过量)：AlO ＋CO2＋2H2O=Al(OH)3↓＋HCO 。
(3)多元弱酸盐与强酸反应。如Na2CO3溶液与稀盐酸，先反应生成酸式盐，然后生成二氧化碳：
盐酸不足：CO ＋H＋=HCO ；
2Fe2＋＋4I－＋3Cl2=2Fe3＋＋2I2＋6Cl－。
第三步：用“少量定1法”书写离子方程式，即将“量”少物质的化学计量数定为“1”进行书写。
3、配比型反应：当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关。书写方法为“少定多变”法
【注意事项】与“量”有关的离子方程式的书写技巧
(1)多元弱酸盐与强酸反应时，应注意反应物的用量。
如在Na2CO3溶液中滴加少量盐酸，离子方程式为CO ＋H＋===HCO ；若盐酸过量，离子方程式为CO ＋2H＋=CO2↑＋H2O。
(2)CO2(或SO2)与强碱溶液反应时，应注意CO2(或SO2)是否过量。
“少定”——即定HCO 的物质的量为1 mol，
“多变”——1 mol HCO 能与1 mol OH－发生反应，得到1 mol H2O和1 mol CO 、1 mol CO 再与1如如NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液
溶液呈中性时：2H＋＋SO ＋2OH－＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O；
SO 完全沉淀时：H＋＋SO ＋Ba2＋＋OH－===H2O＋BaSO4↓。
③络合反应：生成稳定的络合物或络合离子。
如向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液时反应的离子方程式为Fe3＋＋3SCN－=Fe(SCN)3。
④盐类的水解反应：在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质。
如NH4Cl水解离子方程式为NH ＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋。
⑤电化学反应：实质为氧化还原反应，但需要添加电解或通电条件。
第六讲 离子反应 离子方程式
【核心素养分析】
宏观辨识与微观探析：能从不同层次认识化学反应和离子反应的异同点；能从微观的角度认识溶液中离子导电的规律，能从宏观和微观相结合的视角理解化学反应和离子反应，并运用离子反应解决实际问题。
证据推理与模型认知：具有证据意识，能基于不同电解质溶液导电性的差异分析推理，理解溶液中电解质的电离特点和导电规律；通过分析、推理等方法认识研究对象的本质特征；能运用正确的模型理解离子方程式的书写方法。
2、先后型反应：一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。
(1)非氧化还原型的离子反应
如：向含有Na＋、OH－、CO 、AlO 的溶液中，逐滴加入盐酸，因为结合质子的能力：OH－>AlO >CO ，故反应的先后顺序为：
①H＋＋OH－=H2O
既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子
实例
绝大多数的盐(包括难溶性盐)强酸：H2SO4、HCl、HClO4等
强碱：Ba(OH)2Ca(HO)2等
弱酸：H2CO3、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2Fe(OH)3等。
电离方程式
KNO3=K++NO H2SO4=2H++SO
NH3·H2O⇌NH +OH-H2S⇌H++ HS-HS-⇌H++S2-
⑦离子方程式要遵循质量守恒、电荷守恒，是氧化还原反应的还要遵循得失电子守恒。
【知识拓展】离子方程式的正误判断
离子方程式的书写时高考的重点和难点，特别是与用量有关的反应方程式的书写、正误的判断及其应。解决此类问题的难点在量的关系及进行的配平。在解决过程中可按照其成因进行分类，了解其原理，届可以顺利解决。
④电解质与金属的导电原理不同。电解质的导电是由于自由移动的阴、阳离子定向移动产生的；金属导电是由于金属晶体中自由电子的定向移动。
2．强电解质和弱电解质
强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。
弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存源自文库电离平衡。
【归纳总结】强电解质与弱电解质的比较：
知识点一物质的电离
一、电解质和非电解质
基础知识成网络：
1．电解质与非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物，酸、碱、盐属于电解质。
非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物，如蔗糖、乙醇等。
电解质
非电解质
相同点
均为化合物
不同点
水溶液或熔融状态能导电
水溶液和熔融状态都不能导电
一般地，若CO2(或SO2)少量，产物为碳酸盐(或亚硫酸盐)，若CO2(或SO2)过量，产物为碳酸氢盐(或亚硫酸氢盐)。
如将少量CO2气体通入澄清石灰水中，离子方程式为CO2＋Ca2＋＋2OH－=CaCO3↓＋H2O；若通入过量的CO2，离子方程式为CO2＋OH－=HCO 。
②单一离子水解的离子方程式不要忘记“⇌”。
③NH 与OH－在稀溶液中反应生成NH3·H2O，在浓溶液中并加热时生成NH3(g)和H2O。
④浓HCl、浓HNO3在离子方程式中写离子符号，浓H2SO4不写离子符号。
⑤HCO 、HS－、HSO 等弱酸的酸式酸根离子不能拆开写。
⑥易溶、易电离的物质(可溶性强电解质，包括强酸、强碱、可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物均用化学式表示。
二、电离与电离方程式的书写
1．概念
电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。
电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融，
金属氧化物的电离条件是熔融。
2．电离方程式书写方法
(1)强电解质：完全电离，用=表示。
如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4=2H＋＋SO 、NaOH=Na＋＋OH－、(NH4)2SO4=2NH ＋SO 。
②H＋＋AlO ＋H2O=Al(OH)3↓
③CO ＋H＋=HCO
④HCO ＋H＋=CO2↑＋H2O
⑤最后生成Al(OH)3沉淀进一步与H＋反应：Al(OH)3＋3H＋=Al3＋＋3H2O
(2)氧化还原型的离子反应
对于氧化还原反应，按“先强后弱”的顺序书写，即氧化性(或还原性)强的优先发生反应，氧化性(或还原性)弱的后发生反应，该类型离子方程式的书写步骤如下：
本质区别
在水溶液或熔融状态下自身能发生电离
在水溶液中和熔融状态下自身不能发生电离
所含物质类型
酸：如H2SO4、HCl、HNO3等
非金属氧化物：SO2、SO3、CO2、CO、P2O5
碱：如NaOH、Ca(OH)2等
盐：如NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3等
非酸性气态氢化物：NH3
金属氧化物：如Na2O、CaO、MgO等
(1)“少定”就是把相对量较少的物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应的离子的物质的量之比与原物质组成比相符。
(2)“多变”就是过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需求量来确定，不受化学式中的比例制约，是可变的。如少量NaHCO3与足量Ca(OH)2溶液的反应：
第一步：确定反应的先后顺序：(氧化性：HNO3>Fe3＋，还原性：I－>Fe2＋>Br－)。如向FeI2溶液中通入Cl2，I－先与Cl2发生反应。
第二步：根据用量判断反应发生的程度，
如少量Cl2与FeI2溶液反应时只有I－与Cl2反应：2I－＋Cl2===2Cl－＋I2。
足量Cl2与FeI2溶液反应时溶液中的I－和Fe2＋均与Cl2发生反应：
1、连续型反应
指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。
(1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应。如CO2通入NaOH溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸式盐：
①碱过量(CO2少量)：CO2＋2OH－=CO ＋H2O；
②碱不足(CO2过量)：CO2＋OH－=HCO 。
(2)多元弱酸(或其酸酐)与更弱酸的盐溶液。如CO2通入NaAlO2溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸式盐：
知识点二离子反应和离子方程式
1、离子反应
(1)概念：凡有离子参加或生成的反应都是离子反应。
(2)本质：溶液中某些离子的物质的量的减小或子种类发生改变。
(3)离子反应发生的条件
①复分解反应类型：
②氧化还原反应类型：
强氧化性物质＋强还原性物质―→弱氧化性物质＋弱还原性物质。
如FeCl3溶液与Cu反应的离子方程式为2Fe3＋＋Cu=2Fe2＋＋Cu2＋。
(3)酸式盐：
①强酸酸式盐完全电离，一步写出。
如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4=Na＋＋H＋＋SO ，
熔融状态下的电离方程式为NaHSO4=Na＋＋HSO 。
②多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。
如NaHCO3=Na＋＋HCO ，HCO ⇌H＋＋CO 。
3．金属导电与电解质溶液导电原因对比
水H2O
部分有机物：蔗糖、酒精
【易错警示】
①电解质和非电解质均是化合物，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，如固态NaCl、液态HCl等；导电物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。
③电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质。它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。
(2)弱电解质：部分电离，用“⇌”表示。
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H2S 电离方程式为H2S⇌H＋＋HS－；HS－⇌＋＋S2－。
②多元弱碱分步电离，但一步写出。
如Cu(OH)2⇌Cu2＋＋2OH－
③两性氢氧化物双向电离。
如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO ＋H2O⇌Al(OH)3⇌Al3＋＋3OH－。
(3)离子方程式书写步骤
书写离子方程式按照“一写、二改、三消、四查”的步骤书写。应注意的是，第二步“改”是关键：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式，难溶、难电离、气体、单质、氧化物等仍用化学式表示
以CaCO3与盐酸的反应为例
【特别提醒】书写离子方程式的注意事项
①微溶物处理方式有三种情况：出现在生成物中写化学式；作反应物处于溶液状态写离子符号；作反应物处于浊液或固态时写化学式。
(1)金属导电是由于自由电子在电场作用下的定向移动，温度高、金属阳离子振动幅度大，自由电子定向移动阻力增大，金属导电性变弱。
(2)电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有自由移动的离子存在。电解质溶液导电能力的大小，决定于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数，和电解质的强弱没有必然联系。但温度升高时，弱电解质电离程度增大、离子浓度增大、导电性会增强。
NaAlO2过量：AlO ＋H＋＋H2O=Al(OH)3↓；
强酸过量：AlO ＋4H＋=Al3＋＋2H2O。
(6)Fe与稀HNO3溶液，在硝酸中逐渐加入铁，先生存三价铁，铁过量，生成二价铁：
Fe过量：3Fe＋2NO ＋8H＋=3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O；
HNO3过量：Fe＋NO ＋4H＋=Fe3＋＋NO↑＋2H2O。
强电解质
弱电解质
定义
溶于水后几乎完全电离的电解质
溶于水后只有部分电离的电解质
化合物类型
离子化合物及具有强极性键的共价化合物
某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度
几乎100％完全电离
只有部分电离
电离过程
不可逆过程，无电离平衡
可逆过程，存在电离平衡
溶液中存在的微粒(水分子不计)
只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子
2、离子方程式及书写
(1)离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子．所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子。
(2)意义：离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应。如：H＋+ OH－＝H2O可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应。
盐酸过量：CO ＋2H＋=CO2↑＋H2O。
(4)铝盐溶液与强碱溶液，如在铝盐中滴入强碱，先生成氢氧化铝沉淀，然后溶解生成偏铝酸根：
铝盐过量(NaOH少量)：Al3＋＋3OH－=Al(OH)3↓；
强碱过量(NaOH过量)：Al3＋＋4OH－=AlO ＋2H2O。
(5)NaAlO2溶液与强酸溶液，在偏铝酸盐中滴加强酸，先生存氢氧化铝，然后溶解，生成铝离子：
①NaAlO2过量(CO2少量)：2AlO ＋CO2＋3H2O=2Al(OH)3↓＋CO ；
②NaAlO2不足(CO2过量)：AlO ＋CO2＋2H2O=Al(OH)3↓＋HCO 。
(3)多元弱酸盐与强酸反应。如Na2CO3溶液与稀盐酸，先反应生成酸式盐，然后生成二氧化碳：
盐酸不足：CO ＋H＋=HCO ；
2Fe2＋＋4I－＋3Cl2=2Fe3＋＋2I2＋6Cl－。
第三步：用“少量定1法”书写离子方程式，即将“量”少物质的化学计量数定为“1”进行书写。
3、配比型反应：当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关。书写方法为“少定多变”法
【注意事项】与“量”有关的离子方程式的书写技巧
(1)多元弱酸盐与强酸反应时，应注意反应物的用量。
如在Na2CO3溶液中滴加少量盐酸，离子方程式为CO ＋H＋===HCO ；若盐酸过量，离子方程式为CO ＋2H＋=CO2↑＋H2O。
(2)CO2(或SO2)与强碱溶液反应时，应注意CO2(或SO2)是否过量。
“少定”——即定HCO 的物质的量为1 mol，
“多变”——1 mol HCO 能与1 mol OH－发生反应，得到1 mol H2O和1 mol CO 、1 mol CO 再与1如如NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液
溶液呈中性时：2H＋＋SO ＋2OH－＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O；
SO 完全沉淀时：H＋＋SO ＋Ba2＋＋OH－===H2O＋BaSO4↓。
③络合反应：生成稳定的络合物或络合离子。
如向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液时反应的离子方程式为Fe3＋＋3SCN－=Fe(SCN)3。
④盐类的水解反应：在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质。
如NH4Cl水解离子方程式为NH ＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋。
⑤电化学反应：实质为氧化还原反应，但需要添加电解或通电条件。
第六讲 离子反应 离子方程式
【核心素养分析】
宏观辨识与微观探析：能从不同层次认识化学反应和离子反应的异同点；能从微观的角度认识溶液中离子导电的规律，能从宏观和微观相结合的视角理解化学反应和离子反应，并运用离子反应解决实际问题。
证据推理与模型认知：具有证据意识，能基于不同电解质溶液导电性的差异分析推理，理解溶液中电解质的电离特点和导电规律；通过分析、推理等方法认识研究对象的本质特征；能运用正确的模型理解离子方程式的书写方法。
2、先后型反应：一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。
(1)非氧化还原型的离子反应
如：向含有Na＋、OH－、CO 、AlO 的溶液中，逐滴加入盐酸，因为结合质子的能力：OH－>AlO >CO ，故反应的先后顺序为：
①H＋＋OH－=H2O
既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子
实例
绝大多数的盐(包括难溶性盐)强酸：H2SO4、HCl、HClO4等
强碱：Ba(OH)2Ca(HO)2等
弱酸：H2CO3、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2Fe(OH)3等。
电离方程式
KNO3=K++NO H2SO4=2H++SO
NH3·H2O⇌NH +OH-H2S⇌H++ HS-HS-⇌H++S2-
⑦离子方程式要遵循质量守恒、电荷守恒，是氧化还原反应的还要遵循得失电子守恒。
【知识拓展】离子方程式的正误判断
离子方程式的书写时高考的重点和难点，特别是与用量有关的反应方程式的书写、正误的判断及其应。解决此类问题的难点在量的关系及进行的配平。在解决过程中可按照其成因进行分类，了解其原理，届可以顺利解决。
④电解质与金属的导电原理不同。电解质的导电是由于自由移动的阴、阳离子定向移动产生的；金属导电是由于金属晶体中自由电子的定向移动。
2．强电解质和弱电解质
强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。
弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存源自文库电离平衡。
【归纳总结】强电解质与弱电解质的比较：