离子反应知识点梳理
离子反应读背知识点
离子反应读背知识点1、物质导电的原因探究(1)物质导电的原因：具有能自由移动、带电荷的粒子。
(2)化合物(以NaCl为例)导电的原因。
结论：化合物能导电的状态为溶液或熔融状态。
2．电解质和非电解质(1)(2)非电解质3、判断电解质的思维流程4、电解质的电离(1)电离：电解质溶于水或受热熔化时，形成自由移动的离子的过程。
(2)电离方程式(表示方法)①含义：表示电解质电离的式子。
②书写要求：左边写电解质的化学式，右边写电离出的离子。
③实例：HCl===H ＋＋Cl －；NaCl===Na ＋＋Cl －； Ba(OH)2===Ba 2＋＋2OH －。
5、从电离角度认识酸、碱、盐6、电离方程式书写的注意事项(1)符合客观事实，不能随意书写离子符号，要注意正确标注离子所带的电荷及其数目。
(2)质量守恒，即电离方程式左右两侧元素的种类、原子或原子团的个数相等。
(3)电荷守恒，即电离方程式左右两侧的正负电荷数相等，溶液呈电中性。
7、从电离角度理解电解质的分类和酸、碱、盐的分类 （1）电解质的分类（2）酸的分类酸根据电离程度⎩⎪⎨⎪⎧强酸：HNO 3、H 2SO 4、HCl 、HBr 、HI 、HClO 4弱酸：H 2CO 3、H 3PO 4、H 2SO 3、CH 3COOH 等 酸根据电离出氢离子的个数⎩⎪⎨⎪⎧一元酸：如HCl 、HNO 3二元酸：如H 2SO 4、H 2CO 3三元酸：如H 3PO 4（3）碱的分类碱根据电离程度⎩⎪⎨⎪⎧强碱：NaOH 、KOH 、Ca (OH )2、Ba (OH )2弱碱：Cu (OH )2、Fe (OH )3、Mg (OH )2等（4）盐的分类盐根据电离出的离子⎩⎪⎨⎪⎧正盐：如Na 2CO 3、Na 2SO 4酸式盐：如NaHSO 4、NaHCO 3碱式盐：如Cu 2(OH )2CO 38、离子反应(1)概念：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应属于离子反应。
离子反应知识点归纳
离子反应知识点归纳一、离子反应的概念在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或的反应。
二、离子反应发生的条件1. 沉淀如：Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓2. 气体如：2H⁺ + CO₃²⁻ = H₂O + CO₂↑3. 弱电解质如：H⁺ + OH⁻ = H₂O4. 发生氧化还原反应如：Fe + 2H⁺= Fe²⁺ + H₂↑三、离子方程式1. 定义：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
2. 书写步骤：（1）写：写出化学方程式。
（2）拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式；难溶的物质、气体和水等仍用化学式表示。
（3）删：删去方程式两边不参加反应的离子。
（4）查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
3. 意义：（1）表示某一个具体的化学反应。
（2）表示同一类型的离子反应。
四、离子共存1. 能发生反应的离子不能大量共存，常见的情况有：（1）沉淀（2）气体（3）弱电解质（4）发生氧化还原反应2. 注意题目中的隐含条件：（1）无色溶液：排除有色离子，如Cu²⁺（蓝色）、Fe²⁺（浅绿色）、Fe³⁺（黄色）等。
（2）酸性溶液：含有大量 H⁺。
（3）碱性溶液：含有大量 OH⁻。
五、离子检验1. 常见离子的检验方法：（1）Cl⁻：加入硝酸酸化的硝酸银溶液，产生白色沉淀。
（2）SO₄²⁻：先加盐酸酸化，无现象，再加入氯化钡溶液，产生白色沉淀。
（3）CO₃²⁻：加入稀盐酸，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体。
2. 离子检验的原则：操作简单、现象明显、排除干扰。
离子反应知识点
一、酸、碱、盐在水溶液中的电离1.电解质与非电解质在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物，叫做电解质。
酸碱盐都是电解质。
在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物，叫做非电解质。
注意：（1）电解质、非电解质的相同之处，在于它们都是化合物，单质、混合物既不是电解质也不是非电解质；电解质、非电解质之间显著的不同之处是在水溶液里或熔融状态下能否导电。
（2）电解质的导电是有条件的，即电解质必须在水溶液里或者在熔融状态下才能导电。
（3）能导电的物质并不全是电解质，如铜、铝、铁、石墨能导电，但因其为单质，不属于电解质也不属于非电解质；食盐水也能导电，但因其为混合物，故不属于电解质。
（4）电解质一定是本身含有离子或能电离出离子的化合物。
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，则不属于电解质，而是非电解质，如CO2SO2 SO3 NH3等，它们与水反应生成的H2CO3H2SO3H2SO4 NH3.H2O等能发生电离是电解质。
（5）酸碱盐全是电解质，部分金属氧化物也是电解质。
（6）非金属氧化物、大部分有机物为非电解质，如CH4、SO2、蔗糖、酒精等。
(7)对于微溶性或难溶性的盐和碱要正确看待。
（与溶解度无关）强电解质与弱电解质在水溶液中能全部电离成离子的电解质叫做强电解质，如强酸、强碱、大多数盐等；在水溶液中只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质，如弱酸、弱碱、水等。
2.电解质的电离（1）酸碱盐溶液导电的原因以氯化钠为例进行分析：氯化钠晶体是由带正电荷的Na+和带负电荷的Cl-通过静电作用按一定规律紧密地排列所形成的。
晶体中的离子不能自由移动，因此晶体不能导电。
当NaCl溶于水时，由于水分子的作用而减弱了氯化钠晶体中的Na+和Cl-之间的静电作用力，使Na+和Cl-逐渐的脱离晶体表面并形成能够自由移动的离子。
（2）离子化合物受热熔化时导电的原因离子化合物受热熔化时，在热能的作用下，晶体里的阴阳离子在一定范围内振动，变为可以自由移动的离子，即发生了电离。
离子反应知识点梳理
离子反应知识点梳理在化学领域中，离子反应是一个基本概念。
它描述了化学反应中发生的电离过程，其中原子或分子失去或获得电子而形成带电离子。
在本文中，我们将对离子反应的一些关键知识点进行梳理。
1. 离子的定义离子是带正电荷或负电荷的原子或分子，它们是由于失去或获得电子而形成的。
带正电荷的离子称为阳离子，而带负电荷的离子称为阴离子。
2. 离子反应的类型离子反应可分为四个类型：酸碱中和反应、沉淀反应、氧化还原反应和复分解反应。
酸碱中和反应发生在酸和碱之间，形成水和盐。
它们的一般方程式为：酸 + 碱→盐 + 水。
沉淀反应指的是在溶液中形成固体沉淀的反应。
沉淀是由于离子之间的相互作用而形成的，其一般方程式为：阳离子 + 阴离子→沉淀。
氧化还原反应描述了电子的转移过程。
氧化是指物质失去电子，而还原则指物质获得电子。
它们的一般方程式为：氧化剂 + 还原剂→氧化物 + 还原物。
复分解反应是指一个化合物分解为两个或更多的物质。
它的一般方程式为：化合物→物质1 + 物质2。
3. 离子反应的离子方程式离子反应的方程式可以分为分子方程式、离子方程式和净离子方程式。
分子方程式是指将反应物和生成物表示为未电离的分子。
例如，对于酸碱中和反应，分子方程式为：HCl + NaOH → NaCl + H2O。
离子方程式是通过将化合物离解成离子来表示反应物和生成物。
例如，离子方程式为：H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O。
净离子方程式是从离子方程式中消除平衡反应中相同离子的涉及。
例如，对于酸碱中和反应，净离子方程式为：H+ + OH- →H2O。
4. 离子反应的离子溶解度规律离子在溶液中的溶解度受其所在盐的溶解度规律的影响。
这些规律包括普通离子的溶解度规律和氢氧根离子的溶解度规律。
普通离子的溶解度规律是指一些常见盐的溶解度。
例如，大多数氯盐和硝酸盐是可溶的，而大多数碳酸盐、磷酸盐和银盐则是不溶的。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结1. 离子反应的定义离子反应是指在溶液中，离子之间发生化学反应，形成新的化合物或沉淀的过程。
这类反应通常伴随着能量的释放，如热量、光量等。
2. 离子反应的类型离子反应主要分为以下几种类型：A. 双置换反应：两种化合物的阳离子和阴离子互相交换，形成新的化合物。
B. 单置换反应：一种单质与化合物反应，置换出其中的阳离子或阴离子，形成新的单质和化合物。
C. 沉淀反应：溶液中的离子结合形成不溶于水的固体物质，即沉淀。
D. 氧化还原反应：涉及电子转移的离子反应，一种物质失去电子（氧化），另一种物质获得电子（还原）。
3. 离子反应的条件A. 反应活性：参与反应的离子必须具有一定的化学活性。
B. 反应动力学：反应速率必须足够快，以便于观察到反应的发生。
C. 反应平衡：离子反应可能达到平衡状态，此时正向反应和反向反应的速率相等。
4. 离子反应的表示方法A. 离子方程式：用化学符号表示离子反应的方程式，只包含参与反应的离子。
B. 净离子方程式：只显示实际参与反应的离子，忽略那些在反应前后不发生变化的离子。
5. 离子反应的应用A. 化学分析：通过离子反应可以定性或定量地分析溶液中的物质。
B. 工业生产：许多化工产品是通过离子反应合成的。
C. 环境科学：离子反应在水处理、废物处理等领域有广泛应用。
6. 离子反应的影响因素A. 浓度：溶液中离子的浓度会影响反应速率和平衡。
B. 温度：温度的升高通常会增加反应速率，可能改变反应平衡。
C. 催化剂：某些物质可以加速离子反应的速率，而不被消耗。
7. 离子反应的实验观察A. 颜色变化：某些离子反应会导致溶液颜色的变化。
B. 气体产生：一些离子反应会产生气体，如氢气、二氧化碳等。
C. 沉淀形成：通过观察是否有固体沉淀的形成，可以判断是否发生了离子反应。
8. 离子反应的计算A. 摩尔浓度：通过计算溶液中离子的摩尔浓度，可以预测反应的限度。
B. 反应定量：通过已知的反应物的量，可以计算出生成物的量。
高中化学离子反应知识点总结
高中化学 | 必考知识总结：离子反应01.电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。
酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。
不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。
02.电离方程式H2SO4 = 2H+ + SO42- HCl = H+ +Cl- HNO3 = H+ + NO3-硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子；盐酸电离出一个氢离子和一个氯离子；硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。
【小结】①电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物称为酸。
②电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。
③电离时生成的金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。
★书写下列物质的电离方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO303.电解质与非电解质①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。
②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。
【小结】（1）能够导电的物质不一定全是电解质；（2）电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子；（3）电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质；（4）溶于水或熔化状态，注意：“或”字；（5）溶于水和熔化状态两种条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应；（6）化合物、电解质和非电解质，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。
04.电解质与电解质溶液的区别电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。
无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。
05.强、弱电解质的对比强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
06.离子方程式的书写①第一步：写（基础）写出正确的化学方程式例如：CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2②第二步：拆（关键）把易溶、易电离的物质拆成离子形式（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示）Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl －③第三步：删（途径）删去两边不参加反应的离子Ba2+ + SO42－= BaSO4↓④第四步：查（保证）检查（质量守恒、电荷守恒）Ba2+ + SO42－= BaSO4↓质量守恒：左——Ba，S，4O | 右——Ba，S，4O 电荷守恒：左2+（—2）=0 | 右007.离子共存问题凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存），一般规律是：1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；2、与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子：氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-卤族有：F-、ClO- 碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-3、与OH-不能大量共存的离子有：NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：常见还原性较强的离子有：Fe3+、S2-、I-、SO32-。
人教版高中化学必修一--第二章 《离子反应》--知识点归纳
2―《离子反应》--知识点归纳一、电离1、电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。
2、酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。
不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。
二、电离方程式H 2SO 4 = 2H + + SO 42-HCl = H + + Cl -HNO 3 = H + + NO 3-硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子。
盐酸，电离出一个氢离子和一个氯离子。
硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。
1、电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。
酸 —→ H ++ 酸根离子2、电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。
碱 —→ 金属离子 + OH -3、电离时生成的金属阳离子（或 NH 4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。
盐 —→ 金属离子/ NH 4+ + 酸根离子书写下列物质的电离方程式：KCl 、Na 2SO 4、AgNO 3、BaCl 2、NaHSO 4、NaHCO 3KCl == K ++ Cl ―Na 2SO 4 == 2 Na ++ SO 42 -AgNO 3 ==Ag + + NO 3―CH 3COOH == CH 3COOH ― + H + NH 3·H 2O == NH 4+ + OH ―酸式盐：NaHSO 4 == Na + + H + +SO 42 - NaHCO 3 == Na + + HCO 3―［小结］注意： 1、 HCO 3-（弱酸不能拆）、OH -、SO 42-等原子团不能拆开;2、HSO 4―在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。
三、电解质与非电解质1、 ①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。
②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。
2、总结： ①能够导电的物质不一定全是电解质。
离子反应知识点总结
离子反响一、电解质概念的理解1．电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。
2．非电解质：在水溶液和熔化状态下均不导电的化合物。
电解质与导电的关系是：(1)电解质不一定能导电。
(2)不能导电的化合物，可能是电解质，关键看是否含有自由移动的离子。
例如，固体NaCl 是电解质，但不导电。
3．强、弱电解质：(1)电离：化合物在水溶液里离解成自由移动的离子的过程。
(2)强电解质：水溶液中全部电离成离子的电解质。
例：HCl＝H++Cl-H2SO4＝2H++SO42-NaOH＝Na++OH-CuCl2＝Cu2++2Cl-强电解质包括：强酸、强碱、大多数盐。
(3)弱电解质：水溶液中局部电离成离子的电解质。
例：H2S H++HS-NH3·H2O NH4++OH-弱电解质包括：弱酸、弱碱、水二、离子反响1．离子反响：有离子参加或生成的反响。
酸、碱、盐溶于水电离出自由移动的离子，酸、碱、盐在溶液中参加的反响实质是离子反响。
例如：H2SO4和BaCl2溶液混合，H2SO4和BaCl2分别完全电离：H2SO4＝2H++SO42—BaCl2＝Ba2++2Cl－溶液中主要存在四种离子：H+、SO42—、Ba2+和Cl－。
Ba2+和SO42-结合成BaSO4沉淀，H+和Cl－仍在溶液中自由移动，所以H2SO4和BaCl2反响实质是Ba2+和SO42-反响：Ba2++SO42—＝BaSO4↓例如：Na2SO4溶液和Ba(OH)2溶液混合，Na2SO4和Ba(OH)2分别完全电离：Na2SO4＝2Na++SO42—Ba(OH)2＝Ba2++2OH－溶液中主要存在四种离子：Na+、SO42—、Ba2+和OH—。
Ba2+和SO42—结合成BaSO4沉淀，Na+和OH－仍在溶液中自由移动，所以Na2SO4和Ba(OH)2反响，实质是Ba2+和SO42—的反响：Ba2++SO42—＝BaSO4↓由上述分析，可见酸、碱、盐在溶液中参加的反响实质是离子反响。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是指在溶液中，离子之间发生化学反应的过程。
这类反应通常涉及离子的转移、生成或消耗。
以下是离子反应的知识点总结：1. 离子反应的定义：在水溶液中，离子之间的相互作用导致化学变化的过程。
2. 反应类型：离子反应包括但不限于酸碱中和反应、沉淀反应、氧化还原反应、水解反应等。
3. 反应条件：离子反应通常在水溶液中进行，因为水分子可以提供必要的溶剂环境，促进离子间的相互作用。
4. 反应机理：离子反应的机理涉及离子间的电荷转移，包括电子的转移（氧化还原反应）和质子的转移（酸碱反应）。
5. 反应速率：离子反应的速率受到溶液浓度、温度、压力等因素的影响。
一般来说，浓度越高、温度越高，反应速率越快。
6. 反应平衡：许多离子反应是可逆的，存在一个动态平衡。
在平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
7. 反应产物：离子反应的产物可以是新的离子、分子或沉淀物。
例如，酸碱中和反应生成水和盐，沉淀反应生成不溶于水的固体。
8. 反应的定量分析：通过化学计量学，可以计算离子反应的定量关系，如反应物和生成物的摩尔比。
9. 反应的检测：离子反应可以通过各种化学分析方法进行检测，如滴定法、光谱法、电化学方法等。
10. 离子反应的应用：离子反应在化学工业、环境科学、生物化学等领域有广泛的应用，如在水处理、药物合成、电池技术等方面。
11. 离子反应的控制：在实验室和工业生产中，通过调节pH值、温度、压力等条件，可以控制离子反应的进行。
12. 离子反应的安全性：在进行离子反应时，需要注意反应的安全性，避免产生有毒或易燃易爆的物质。
通过以上总结，可以对离子反应有一个基本的了解，包括其定义、类型、条件、机理、速率、平衡、产物、定量分析、检测、应用、控制和安全性等方面。
高一化学《离子反应》知识点归纳总结+典例解析
离子反应【学习目标】1. 了解电解质的概念||, 了解酸、碱、盐在水溶液中的电离||。
2．了解离子反应的概念||, 了解离子反应发生的条件||, 并会判断离子在溶液中能否大量共存||。
3. 能运用书写规则书写常见反应的离子方程式；或结合具体反应对所给离子方程式进行正误判断||。
【要点梳理】要点一、电解质与非电解质（1）电解质、非电解质均应是化合物||。
金属属于单质||, 故既不是电解质||, 也不是非电解质||。
（2）电解质导电必须有外界条件: 水溶液或熔融状态||。
（3）电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物；CO2、SO2、SO3、NH3溶于水后也导电||, 却是与水反应生成新物质后电离而导电的||, 不是本身电离导电的||, 故属于非电解质||。
（4）能导电的物质并不一定是电解质||, 如铜、铝、石墨能导电||, 但因其为单质||, 故不属于电解质（也不属于非电解质）；食盐水能导电||, 但其为混合物||, 不属于电解质||。
溶于水不能导电的物质可能是电解质||, 如BaSO4难溶于水||, 但其溶于水的部分是完全电离的||, 属于电解质||。
要点二、强电解质与弱电解质1. 强电解质与弱电解质的比较强电解质弱电解质概念水溶液中全部电离的电解质水溶液中部分电离的电解质相同点都是电解质||, 在水溶液中或熔融状态下都能电离||, 都能导电||, 与溶解度无关不同点电离程度完全电离部分电离电离过程不可逆过程可逆过程||, 存在电离平衡表示方法电离方程式用“==”电离方程式用“”溶液中溶质微粒只有水合离子水合离子||, 弱电解质分子实例强酸: HCl、HNO3.H2SO4 HBr、HI、HClO4等强碱: KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2绝大多数盐: BaSO4、AgCl、CaCO3绝大多数盐：BaSO4.AgCl、CaCO3绝大多数盐：BaSO4、AgCl、CaCO3弱酸: HF、HClO、H2S、H2SO3.H3PO4.H2CO3.H2SiO3.CH3COOH等||。
离子反应 知识点总结
第四讲离子反应【展示目标聚焦学习】1、电解质与非电解质2、电解质的电离3、离子方程式的书写及正误的判断4、离子共存【知识精讲深化思维】要点一：电解质与非电解质1、离子反应的定义离子之间的反应叫做离子反应。
思考：什么样的标准认为离子之间发生了反应？常见例子：CaCO3+HCl；H2SO4+NaOH；BaCl2+K2SO4；NaNO3+KCl；CaO+CO2思考：发生离子反应的前提是什么2、电解质与非电解质（1）概念①电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物；②非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。
（2）电解质与非电解质的比较（3）电解质的电离①概念电解质在水溶液里或熔融状态下离解成离子的过程。
②表示方法——电离方程式H2SO4====NaOH====CuSO4====③书写的注意事项a.符合客观事实：不要随意的写离子符号，离子所带电荷数必须等于该元素或原子团在化合物中的化合价。
离子的个数标在离子符号之前。
b.质量守恒c.电荷守恒④从电离的角度认识酸、碱、盐⑤从电离的角度将电解质分类根据在水溶液中或熔融状态下能否完全电离将电解质分为强电解质和弱电解质。
a.强电解质：在水溶液或熔融状态下能够完全电离的化合物。
常见物质包括：强酸（6大强酸）、强碱（4大强碱）、大部分盐、大部分金属氧化物；b.弱电解质：在水溶液或熔融状态下不能完全电离的化合物。
常见物质包括：弱酸、弱碱、极少数盐。
（4）电解质溶液的导电性①导电的原因电解质溶液导电是通电时电解质溶液中自由移动离子的定向移动的过程。
②影响导电性的因素电解质溶液的导电性依靠电离出阴、阳离子，故其导电性的强弱只与自由离子的浓度及所带电荷的多少有关，与电解质本身的强弱无关。
（5）注意事项①不是电解质的物质也不一定是非电解质；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，导电是有条件的，必须满足其电离的条件比如酸是无水不电离的，浓硫酸不导电。
高一化学必修一离子反应知识点梳理
高一化学必修一离子反应知识点梳理（1）、电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
酸、碱、盐都是电解质。
在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。
注意：①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。
②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。
③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。
④非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质。
（2）、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。
复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。
书写方法：写：写出反应的化学方程式拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式删：将不参加反应的离子从方程式两端删去查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等（3）、离子共存问题所谓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反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
A、结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba2＋和SO42-、Ag＋和Cl-、Ca2＋和CO32-、Mg2＋和OH-等B、结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如H＋和CO32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4＋等C、结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如H＋和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D、发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存（待学）注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-等离子，酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的H＋（或OH-）。
（4）离子方程式正误判断（六看）一、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确二、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式三、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实四、看离子配比是否正确五、看原子个数、电荷数是否守恒六、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量）3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下：失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性）得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性）。
化学离子反应知识点
化学离子反应知识点化学离子反应第一片：概述1.概念：有离子参加或生成的反应2.环境：水溶液或熔融状态下(中学很少涉及)。
3.分类：①复分解反应，②氧化还原反应，③双水解反应，④络合反应4.实质：有离子的浓度发生改变(具体到最常见的复分解反应体现为：生成难溶、难电离、易挥发性物质)5.应用：第一片：离子共存通常指的是大量共存，发生离子反应就不能共存，不能发生离子反应就可以共存。
其考查方式一般有判断和推断。
解决该问题需注意：⑴首先看清楚题第一要求：是“能”还是“不能”、是“一定”还是“可能”。
⑵颜色要求：通常是要求无色，有色离子MnO4-、Cu2+、Fe3+及Fe2+不能大量存在(I-、Br-无色)。
⑶反应类型要求：如要求是因氧化还原反应、双水解反应、生成沉淀、生成气体等等。
一般以要求氧化还原反应为多。
⑷酸碱性要求①酸性环境含有大量H+，能与H+反应的所有弱酸的酸根离子和酸式酸根离子(生成弱酸)、OH-离子(中和)、S2O32-(歧化)均不能大量存在。
②碱性环境中含有大量OH-，凡能与之反应生成弱碱的金属阳离子、NH4+及所有酸式酸根离子、H+(中和)，都不能大量存在。
③加入铝产生氢气及由水电离的H+或OH-非常小(水的电离被强烈抑制)，可能是强酸性环境，也可能是强碱性环境。
④附：常见题给提示的溶液酸碱性情况A.直接点明、B.溶液的PH值、C.H+或OH-的浓度、D.使酸碱指示剂变色情况、E.Kw与H+或OH-比值大小、F.H+与OH-比值大小、G.由水电离的H+或OH-的大小。
⑸其他题意要求：加入某粒子的反应情况、已经含有某离子的情况等。
⑹常见的：A.因氧化还原反应不能大量共存的氧化性的：MnO4-、ClO-、Fe3+、NO3-(H+)与还原性的I-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-、Fe2+等;B.因双水解不能大量共存的：Al3+与CO32- 、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、AlO2-,Fe3+与CO32-、 HCO3-;C.因络合反应不能大量共存的：Fe3+和SCN-、苯酚，NH3和Ag+、Cu2+、Ca2+等。
总结离子反应知识点
总结离子反应知识点离子反应是化学中一种重要的化学反应类型，它涉及到离子的生成、消失和重新组合。
离子反应在生活和工业生产中有着广泛的应用，因此了解离子反应的知识对于理解化学反应机理和解决实际问题具有重要意义。
一、离子的概念和性质1. 离子的概念：离子是指在化学反应中失去或得到一个或多个电子而带电的化学物质。
根据带电性质可分为阳离子和阴离子。
2. 离子的性质：离子的形成和稳定性由原子的原子序和电子结构决定。
大部分轻金属的化合物会丢失一个或几个电子，形成正离子；多为非金属元素的化合物，则易得到一个或几个电子，形成负离子。
3. 离子的符号表示：采用元素符号并在右上角标出带电量来表示离子，如Na+，Cl-。
二、离子反应的基本规律1. 离子反应的基本特点：离子反应与共价键反应是不同的化学反应类型。
共价键反应仅在物质的分子中发生电子的迁移，而离子反应中物质中的离子重新组合形成新的物质。
2. 离子反应的平衡方程式：离子反应发生时，它与化合物的共价键反应不同，通常不会发生平衡态的产物的生成。
3. 离子反应的速度：离子反应的速度是指离子在产生和消失时的速度。
离子反应的速度取决于离子的生成和重新组合速率。
4. 离子反应的热效应：在离子反应中，通常伴随着放热或吸热过程。
这种现象称为离子反应的热效应。
放热反应的焓变是负值，吸热反应的焓变是正值。
三、离子反应的基本类型1. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质失去或得到电子而发生的化学反应。
氧化还原反应是一种重要的离子反应类型。
在氧化还原反应中，只有电子转移，没有离子的生成或消失。
2. 酸碱反应：酸碱反应是指氢离子和氢氧根离子在水中或直接与其他溶液中的离子进行反应的过程。
酸碱反应也是一种常见的离子反应类型。
3. 沉淀反应：沉淀反应是指两种水溶液中的阳离子和阴离子结合生成不溶物的化学反应。
这种化学反应类型也是离子反应的一种。
四、离子反应的应用1. 工业生产中的应用：在工业生产过程中，离子反应广泛应用于化学物质的制备和加工工艺过程中。
化学高中离子反应知识点总结
化学高中离子反应知识点总结一、离子反应的概念。
1. 定义。
- 有离子参加或生成的反应称为离子反应。
在水溶液中进行的复分解反应和在溶液中进行的氧化还原反应等大多属于离子反应。
- 例如，盐酸与氢氧化钠溶液的反应：HCl + NaOH = NaCl+H_2O，其离子方程式为H^++OH^- = H_2O。
2. 离子反应发生的条件。
- 复分解型离子反应发生的条件：- 生成沉淀：如BaCl_2溶液与Na_2SO_4溶液反应，Ba^2 + +SO_4^2 -=BaSO_4↓。
- 生成气体：如Na_2CO_3溶液与稀盐酸反应，CO_3^2 - +2H^+=H_2O + CO_2↑。
- 生成弱电解质：如CH_3COONa溶液与盐酸反应，CH_3COO^-+H^+=CH_3COOH。
- 氧化还原型离子反应发生的条件：强氧化剂与强还原剂反应，如FeCl_3溶液与Cu反应，2Fe^3++Cu = 2Fe^2++Cu^2+。
二、离子方程式。
1. 离子方程式的书写步骤。
- 写：写出反应的化学方程式。
例如，碳酸钙与盐酸反应的化学方程式为CaCO_3+2HCl = CaCl_2 + H_2O+CO_2↑。
- 拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式，难溶物质、气体、水等仍用化学式表示。
在上述反应中，HCl、CaCl_2要拆写成离子形式，CaCO_3难溶、H_2O 是弱电解质、CO_2是气体，保持化学式不变，得到CaCO_3 +2H^+=Ca^2++H_2O+CO_2↑。
- 删：删去方程式两边不参加反应的离子。
- 查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
2. 离子方程式的意义。
- 表示某一个具体的化学反应。
例如H^++OH^- = H_2O可以表示HCl和NaOH的反应，也可以表示HNO_3和KOH等强酸与强碱反应生成可溶性盐和水的反应。
- 表示同一类型的离子反应。
如Ag^++Cl^- = AgCl↓表示可溶性银盐与可溶性氯化物反应生成AgCl沉淀的一类反应。
离子反应综合知识点总结
离子反应综合知识点总结一、离子反应的基本概念离子反应是指溶液中的阳离子和阴离子互相交换，生成新的化合物的化学反应。
在离子反应中，离子之间发生的交换称为离子交换，生成的产物称为离子化合物。
离子反应是化学反应中一种重要的反应类型，广泛应用于化学实验和工业生产中。
二、离子反应的特点1.离子反应是电解质溶液中的离子之间的化学反应，产物为离子化合物；2.离子反应通常在溶液中发生，溶液中的离子可以自由移动；3.离子反应是快速进行的，产生的化合物可以很快溶解在溶液中。
三、离子反应的基本原则1.电荷守恒原则：在离子反应中，离子的总电荷在反应前后保持不变；2.离子交换原则：在离子反应中，阳离子和阴离子之间发生的交换遵循一定的规律；3.沉淀生成原则：在离子反应中，当生成的产物具有低溶解度时，会生成沉淀。
四、离子交换反应1.单离子交换反应：是指在反应中只有一个阳离子和一个阴离子发生交换的反应，产生的产物为一种离子化合物；2.多离子交换反应：是指在反应中有多个阳离子和多个阴离子发生交换的反应，产生的产物为多种离子化合物。
五、双水合离子反应1.双水合离子：是指在某些金属离子和非金属离子溶解在水溶液中时，会与水分子结合形成双水合离子；2.双水合离子反应：是指在含有双水合离子的溶液中，当双水合离子与其他离子发生反应时，会发生双水合离子反应。
六、离子溶液的分解反应1.阳离子的分解：是指金属离子在溶液中分解成自由的金属离子和水合离子的化学反应；2.阴离子的分解：是指非金属离子在溶液中分解成自由的非金属离子和水合离子的化学反应。
七、离子交换产生的沉淀反应1.离子交换产生的沉淀：在一些离子反应中，生成的产物具有较低溶解度，会生成沉淀；2.生成沉淀的条件：生成沉淀的条件包括浓度、温度、pH值等。
八、离子反应在实际应用中的意义1.离子反应广泛应用于化学实验中，用于分析鉴定不同物质的成分；2.离子反应也广泛应用于工业生产中，用于制备金属盐、非金属盐等化合物。
高一化学《离子反应》知识点梳理
⾼⼀化学《离⼦反应》知识点梳理 离⼦反应是指有离⼦参加的反应，今天⼩编要和⼤家分享的是⾼⼀化学必修⼀《离⼦反应》知识点梳理，希望能够帮助到⼤家好好学习并掌握这部分知识，赶快学习起来吧。
⾼⼀化学必修⼀《离⼦反应》知识点梳理 ⼀、离⼦反应的概念 离⼦反应是指有离⼦参加的反应。
也就是说，反应物中有离⼦或⽣成物中有离⼦的反应，均为离⼦反应。
由于中学阶段涉及的问题多数是指⽔溶液中的变化，所以⽔溶液中电解质间的相互反应便成了离⼦反应的常见问题。
但须注意的是，凡是离⼦化合物，就含有离⼦，有时固体状态的物质之间(如实验室判氨)或固体与⽓体之间(如碱⽯灰与氯化氢)发⽣的反应，也可以是离⼦反应，只是通常不书写类似这样过程的离⼦反应⽅程式。
在⽔溶液中发⽣离⼦反应的条件即复分解反应的三个条件(有难电离、难溶及易挥发物质⽣成)和氧化还原反应(⽐如置换反应等)。
⼆、离⼦共存问题 凡是能发⽣反应的离⼦之间或在⽔溶液中⽔解相互促进的离⼦之间不能⼤量共存(注意不是完全不能共存，⽽是不能⼤量共存)。
⼀般规律是： 1、凡相互结合⽣成难溶或微溶性盐的离⼦(熟记常见的难溶、微溶盐); 2、与H+不能⼤量共存的离⼦(⽣成⽔或弱)酸及酸式弱酸根离⼦： 1氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3- 2氮族有：H2PO4-、HPO42-、PO43- 3卤族有：F-、ClO- 4碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32- 5含⾦属酸根离⼦：AlO2- 3、与OH-不能⼤量共存的离⼦有： NH4+和HS-、HSO3-、HCO3-、H2PO4-、HPO42-等弱酸的酸式酸根离⼦以及弱碱的简单阳离⼦(⽐如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等) 4、能相互发⽣氧化还原反应的离⼦不能⼤量共存： 1常见还原性较强的离⼦有:Fe2+、S2-、I-、SO32-。
2氧化性较强的离⼦有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-、此外，S2O32-与H+也不能共存(发⽣歧化反应)。
高中化学：离子反应知识点
高中化学：离子反应知识点
离子反应是指离子的化学反应，即离子参与原子间的化学键形成过程。
由于离子参与反应，因而可以形成离子间的新化合物或离子聚合物。
离子反应主要包括酸碱反应、还原缩合反应、离子交换反应和电离离子反应。
一、酸碱反应
酸碱反应是指酸与碱反应，即碱中的共价离子一类的正价离子与酸中的共价离子一类的负价离子发生结合从而形成新的化合物。
酸碱反应有常见的水解反应，即酸或碱加水反应，还有碱加酸及酸加碱的反应。
二、还原缩合反应
还原缩合反应是指离子上双价元素态交换反应。
当电子对移动到一个原子上，另一个原子也就改变了共价离子态，使之形成一对特定的离子，从而形成新的化合物。
三、离子交换反应
离子交换反应是指离子之间发生交换和键合，形成新的配位离子聚合物，用硫酸镁测定法可以所见。
四、电离离子反应
电离离子反应是指易被电离的原子的离子的结合反应，以离子为单位发生的任何形式的原子间都称为电离离子反应。
电离离子反应不但可以形成新的化合物，还可以生成它们的电离形式的互相作用力。
- 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)。
一、离子反应的概念
离子反应是指有离子参加的反应。
也就是说，反应物中有离子或生成物中有离子的反应，均为离子反应。
由于中学阶段涉及的问题多数是指水溶液中的变化，所以水溶液中电解质间的相互反应便成了离子反应的常见问题。
但须注意的是，凡是离子化合物，就含有离子，有时固体状态的物质之间（如实验室判氨）或固体与气体之间（如碱石灰与氯化氢）发生的反应，也可以是离子反应，只是通常不书写类似这样过程的离子反应方程式。
在水溶液中发生离子反应的条件即复分解反应的三个条件（有难电离、难溶及易挥发物质生成）和氧化还原反应（比如置换反应等）。
二、离子共存问题
凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）。
一般规律是：
1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；
2、与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子：
1氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-
2氮族有：H2PO4-、HPO42-、PO43-
3卤族有：F-、ClO-
4碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32-
5含金属酸根离子：AlO2-
3、与OH-不能大量共存的离子有：
NH4+和HS-、HSO3-、HCO3-、H2PO4-、HPO42-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：
1常见还原性较强的离子有：Fe2+、S2-、I-、SO32-。
2氧化性较强的离子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-、此外，S2O32-与H+也不能共存（发生歧化反应）。
例1：下列各组离子：①I-、ClO-、NO3-、H+ ②K+、NH4+、HCO3-、OH- 3SO32-、SO42-、Cl-、OH- ④Fe3+、Cu2+、SO42-、Cl- ⑤H+、K+、AlO2-、HSO3-
⑥Ca2+、Na+、SO42-、CO32- 在水溶液中能大量共存的是
A、①
B、③④
C、②⑤
D、①④
[解题分析] 本题全面考查离子共存知识，在题给的六组离子中，第①组ClO-与H+、I-不能大量共存，第②组中NH4+与OH-、HCO3-与OH-不能大量共存，
第③④组中各离子可以共存，第⑤组H+与AlO2-、HSO3-不能大量共存，第⑥组
中Ca2+与CO32-甚至SO42-不能大量共存。
因此，正确选项应为B。
例2：在pH=1的溶液中，可大量共存的离子组是
A、Fe3+、I-、S2-、Cl-
B、Al3+、Mg2+、SO42-、Cl-
C、K+、Na+、AlO2-、NO3-
D、K+、Na+、SO42-、S2O32-
[解题分析] 本题先明确了溶液的环境为PH=1的酸性条件下，因此不仅要判
断各离子组中离子能否共存，还要判断它们能否与H+大量共存。
A选项中Fe3+
与I-、S2-因发生氧化还原反应不能大量共存，先排除；C选项中H+与AlO2-不
能大量共存；D选项中H+与S2O32-不能大量共存；因此正确选项为B。
例3：加入铝粉产生氢气的溶液中，分别加入下列各组离子，可能大量共存
的是
A、NH4+、NO3-、CO32-、Na+
B、Na+、Ba2+、Mg2+、HCO3-
C、NO3-、Cu2+、K+、Cl-
D、NO3-、K+、AlO2-、OH-
[解题分析] 本题应先审明题干中“加铝
粉产生氢气”的含义，酸性条件（H+）和碱性条件（OH-）下均符合题意。
选项A中，由于NH4+与CO32-与酸碱性条件均有矛盾，先排除；选项B中HCO3-既不能在酸性条件下大量存在，也不能在碱性条件下大量存在（Mg2+也不能在碱性条件下大量存在），也排除；C选项中由于Cu2+的存在，因此排除碱性条件，但在酸性条件下，NO3-氧化性的原因不是产生氢气，而是NO，也排除；D选项明显是在碱性条件下，符合题意。
所以本题正确答案是D。
类似的问题还有酸碱指示剂指示溶液的酸碱性条件下以及有色离子比如
Fe3+、MnO4-等变型，原理大同小异，在此不再赘述。
三、离子方程式的书写与离子方程式正误判断
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：
（1）没有自由移动离子参加反应，不能写离子方程式
（2）单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式，如SO2与NaOH溶液反应
的离子方程式：SO2+2OH-=SO32-+H2O，生石灰与盐酸反应离子方程式：
CaO+2H+=Ca2++H2O，与醋酸溶液反应离子方程式：Zn+2HAC=Zn2++2AC-+H2↑
（3）弱酸及多元弱酸的酸式酸根离子不能拆开写，如NaHS溶液与NaOH溶
液反应： HS-+OH-=S2-+H2O，NaHCO3溶液与盐酸反应：HCO3-+H+=H2O+CO2↑
例4：下列能正确表示反应离子方程式是
A.氯气通入冷水中：Cl2+H2O=2H++Cl-+ClO-
B.氢氧化钠加入盐酸：OH-+H+=H2O
C.往水中投入一小块金属钠：Na+2H2O=Na++2OH-+H2↑
D.磷酸二氢钠溶液中加入氢氧化钡溶液：2H2PO4-+3Ba2++4OH-=Ba3（PO4）2↓+4H2O
[解题分析] 选项A中HClO是弱酸，不能拆开写；选项B Cu（OH）2是难溶物，也不能拆开写；选项C中电荷不守恒；选项D中，当氢氧化钡溶液过量时正确，因此选D。
如果磷酸二氢钠过量，离子方程式：3Ba2++6OH-+3H2PO4-=Ba3（PO4）2↓+PO43-+6H2O。
例5：下列反应离子方程式正确的是
A、氯化铝溶液加过量氨水：Al3++3OH-=Al（OH）3↓
B、CuSO4溶液加入过量氢氧化钡溶液：Ba2++SO42-=BaSO4↓
C、往澄清石灰水通入过量二氧化碳气体：CO2+OH-=HCO3-
D、碳酸氢钙溶液加入过量氢氧化钠溶液： Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O
[解题分析] 选项A、B明显错误，选项D中正确的应为
Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O，选项C，CO2（少量）通入石灰水：CO2+2OH-+Ca2+=CaCO3↓+H2O，CO2过量继续反应：CaCO3+CO2+H2O=Ca（HCO3）2，总式（叠加得）：CO2+ OH-=HCO3-。
故选项C正确。
[小结]离子方程式正误判一般进行“五查”：
1查及应是否符合客观事实
②查难溶、难电离（弱酸、弱碱）、易挥发气体是否写成化学式
③查来参与反应的离子是否等量消去
④查微粒总数及电荷数是否均配平
⑤查符号“↑”“↓”“=”“”是否写对、写齐。