高一化学《离子反应》知识点归纳总结+典例解析
【高中化学】高中化学离子反应知识点总结
【高中化学】高中化学离子反应知识点总结高中化学离子反应知识综述1.离子反应概念离子参与或形成的反应称为离子反应。
在中学阶段，仅限于溶液中的反应。
可以说，离子反应是指在水溶液中与电解质发生的一种反应。
因为电解质在水溶液中的反应本质上是电解质在水溶液中电离的离子的反应。
特点：离子反应的反应速率快，相应离子间的反应不受其它离子的干扰。
2.离子反应类型在溶液中酸、碱、盐之间互相交换离子的反应，一般为非氧化还原反应。
离子反应器中的离子反应条件与复分解反应条件一致，可分为三种情况：(1)生成难溶的物质（2）形成难以电离的物质①常见的难电离的物质② 反应规律：从强酸到弱酸，从强碱到弱碱。
例如：盐酸+ca(clo)2溶液h++clo-=hclo稀醋酸+苯酚钠溶液CH3COOH+C6H5O-=CH3COO-+c6h5ohnh4cl溶液+NaOH溶液NH4++OH-=nh3h2o(3)生成挥发性物质① 常见的挥发性物质有SO2、CO2、NH3、H2S等，其中SO2、CO2和NH3不仅是挥发性物质，而且是难电离物质（H2SO3、H2CO3和nh3h2o）进一步分解的产物。
因此，离子反应的本质是相同的。
②有些离子反应不是电解质在电离的条件下进行的，不能用离子方程式表示。
如：NH3在实验室制备，并与固体Ca（OH）2和固体铵盐反应：的难溶物有：离子反应②当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的反应也能发生，常见的微溶物有caso4、ag2so4、mgco3、ca(oh)2等。
例如：Ca2++SO42-=CaSO4↓③由微溶物生成难溶物的反应也能发生，如：ca（oh）2+co32-=caco3↓+2oh-(微溶)(难溶)caso4+co32-=caco3↓+so42-(微溶)(难溶)点击查看：高中化学知识点摘要氧化还原溶液中的一些离子反应是由于氧化还原反应，这降低了反应物中某些离子的浓度。
反应能否发生取决于有关离子的氧化性、还原性强弱，须满足由强变弱的原则，即由氧化性和还原性强的性质生成氧化性和还原性弱的物质。
高一化学离子反应知识点
高一化学离子反应知识点在高中化学中，离子反应是一个重要的知识点。
离子反应是指离子之间的相互作用，其中涉及到有关离子的类型、反应方程式的写法以及离子反应的应用等方面的内容。
本文将从这几个方面对高一化学离子反应的知识点进行探讨，帮助同学们更好地掌握这一部分内容。
一、离子的类型离子是由原子或分子失去或获得了电子而形成的带电粒子。
在化学反应中，离子可以分为阳离子和阴离子两种类型。
阳离子是指带正电荷的离子，其形成是由于原子失去了一个或多个电子；而阴离子则是指带负电荷的离子，其形成是由于原子获得了一个或多个电子。
在离子反应中，阳离子和阴离子之间会发生相互作用，导致化学反应的进行。
二、离子反应方程式的写法离子反应方程式是用化学符号和化学方程式表示离子反应的一种方式。
在离子反应方程式中，离子被写在方程式的左侧或右侧，并用适当的符号表示它们的带电情况。
离子反应方程式的写法需要遵循以下几个基本原则：1. 将溶液中的离子写成离子的形式。
2. 在离子的右上方写上它们的电荷数，用带电离子的式子表示带电离子。
3. 离子有时候会以配位的形式出现在方程中。
例如，当氯化钾与硝酸银发生反应时，可以写成以下离子反应方程式：2KCl + AgNO3 → 2AgCl + KNO3在这个反应方程中，氯化钾溶液中的K+离子和硝酸银溶液中的Ag+离子重新组合成了氯化银沉淀物AgCl和硝酸钾溶液KNO3。
三、离子反应的应用离子反应在日常生活和工业生产中有许多应用。
以下是几个常见的例子：1. 消化和吸收身体内的生化过程中离子反应起着重要的作用。
例如，食物在被食道吞咽后，先经过胃部进行消化。
胃内分泌的酸性消化液中的氢离子（H+）与食物中的阴离子结合，形成水溶性的盐。
通过这种方式，身体可以吸收并利用食物中的营养物质。
2. 水处理离子反应也在水处理过程中被广泛应用。
例如，硬水中的钙离子（Ca2+）和镁离子（Mg2+）会与肥皂结合形成难以溶解的肥皂垢，使得水不易起泡。
高一化学必修一离子反应知识点
高一化学必修一离子反应知识点高一化学必修一离子反应知识点(一)电解质和非电解质(1)电解质:在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
(2)非电解质:在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物。
(3)强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质，大多数盐强酸、强碱是强电解质。
(4)弱电解质:在水溶液里只有部分电离成离子的电解质,弱酸、弱碱、水是弱电解质。
电离(1)概念:电解质在水溶液中或熔融状态下解离成自由移动的阴、阳离子的过程称为电离。
(2)电离方程式:电离方程式在书写时要遵循质量守恒和电荷守恒，书写时强电解质连接符用“可逆号”，弱电解质连接符用“一”。
(3)从电离的角度认识酸、碱、盐①酸:电离时生成的阳离子全部是H的化合物。
②碱;电离时生成的阴离子全部是OH的化合物。
③盐:电离时能生成金属阳离子(或NH4+ )和酸根阴离子的化合物。
离子反应(1)离子反应:在溶液中有离子参加的反应称为离子反应。
(2)离子反应发生的条件:有难溶物质、难电离物质或挥发性物质生成。
(3)离子方程式①概念: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:可概括为四个字，即“写”“拆“删”“查”。
③意义:表示某一个具体的化学反应，表示同一类型的离子反应。
(4)离子方程式正误的判断(5)溶液中离子的共存问题电解质和非电解质相关问题问题1：不是电解质的物质定是非电解质吗?不一定最据化合物在水溶液中或端融状态下能香导电，将化合物分为电邮解质和非电解质、即电解质和非电解质是针对化合物而言的，判断物质是电解质还是非电为化合物。
单质和混合物不属于化合物，它们既不是电解质也不是非电解质。
因此,不是电解质解质的前提条件是物质的物质不一定是非电解质，正确的说法是”不是电解质的化合物定是非电解质”。
问题2:在水溶液中能导电的化合物定是电解质吗?电解质在熔触状态下一定能导电吗?不一定。
只有在水溶液中或熔融状态时自身电离成自由离子而导电的化合物才是电解质。
高一化学必修一《离子反应》知识点总结
高一化学必修一《离子反应》知识点总结第1篇：高一化学必修一《离子反应》知识点总结高一化学必修一《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*化*）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、离子共存问题水溶液中所有能反应或相互促进水解的离子都不能大量共存(注意不能完全共存，而是大量共存)。
一般规则是:1、凡相互结合生成难溶或微溶*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）*及*式弱*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*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*的*式*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*较强的离子有:fe2+、s2-、i-、so32-。
2氧化*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+②+、nh4+、hco3-、oh-3so32-、so42-、cl-、oh-④fe3+、cu2+、so42-、cl-⑤h+、+、alo2-、hso3-⑥ca2+、na+、so42-、co32-在水溶液中能大量共存的是a、①b、③④c、②⑤d、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。
高一化学《离子反应》知识详解
知识详解知识点1 电解质和非电解质(重点)Ⅰ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.如Ba(OH)2、NaOH、Ca(OH) 2、HCl、CaCl2、NH3·H2O、BaSO4等.Ⅱ非电解质：无论是在水溶液里或熔融状态下都不导电的化合物叫做非电解质.如SO2、 CO2、酒精、蔗糖等.【注意】①电解质、非电解质的相同之处在于它们都是化合物，单质类物质既不属于电解质，又不属于非电解质；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电解质导电是有条件的，既电解质必须在水溶液里或熔融状态下才能够导电.③能导电的物质并不全部是电解质，如铜、铝、石墨等能导电的单质就不属于电解质，但它们也不属于非电解质.电解质、非电解质指的必须是化合物.④我们常见的酸、碱、盐均是电解质，非金属氧化物为非电解质.思维拓展1.BaSO4难溶于水，其水溶液几乎不导电，故BaSO4是非电解质.这种说法对吗?点拨不对.判断某物质是否是电解质的依据：只要是在水溶液里或在熔融状态下能够导电的化合物，就是电解质.BaSO4在熔融状态下电离出了Ba2+和SO2-4，在外加电场的作用下能够导电，故BaSO4是电解质，上述判断错误.2.将SO3溶于水所形成的水溶液能导电，SO3是否为电解质?点拨化合物SO3为非电解质.电解质与非电解质的本质区别是在符合电离的条件下是否能电离.能电离的，电离后导电，是电解质；不能电离的，不导电，是非电解质.SO3无论是在熔融状态下还是在水溶液里，均不能电离，所以SO3是非电解质.SO3溶于水所形成的水溶液能导电，是因为肋，与H2O反应生成了H2SO4， H2SO4是电解质，使溶液导电，并非SO3在水溶液里导电.像SO3这样的化合物还有CO2、SO2、P2O5等.例如：下列物质中，属于电解质的是 ( )①H2SO4；②NaOH；③NaCl；④蔗糖；⑤铜；⑥CO2；⑦CH3COOHA.①②③⑦B.④⑤⑥C.①②③⑤⑦D.只有①⑦〔分析〕电解质是指在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物.①②③⑥⑦.其水溶液均能导电，但CO2的水溶液能导电的实质是CO2溶于H2O后，生成的H2CO3电离的结果：H2O+CO2=H2CO3，H2CO3=H++HCO-3，所以不能说CO2是电解质。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是化学反应中常见的一种类型，它是指化学反应中发生的电子转移现象。
在离子反应中，通常涉及离子的生成、消失和转化。
离子反应的基本特征是在反应中产生离子，因此它在化学反应中具有重要的地位。
下面将对离子反应的知识点进行总结。
1. 离子的概念。
离子是指在化学反应中失去或获得了一个或多个电子的原子或分子。
根据失去或获得电子的情况，离子可分为阳离子和阴离子。
阳离子是指失去了一个或多个电子的离子，带有正电荷；阴离子是指获得了一个或多个电子的离子，带有负电荷。
离子的生成通常发生在化学反应中。
2. 离子反应的基本过程。
离子反应的基本过程包括离子的生成、消失和转化。
在化学反应中，原子或分子失去或获得电子，从而生成离子。
生成的离子可以与其他离子或分子发生进一步的反应，产生新的化合物。
在反应过程中，原有的离子可能会消失，转化为其他离子或分子。
离子反应是化学反应中的重要环节，它决定了反应的进行和结果。
3. 离子反应的表示方法。
离子反应可以用离子方程式来表示。
离子方程式是指将反应物和生成物中的离子分别写出来，并按照它们在反应中的实际参与情况排列，以表示反应过程中离子的生成、消失和转化。
离子方程式能够清晰地展现离子反应的全貌，有助于理解反应过程和预测产物。
4. 离子反应的应用。
离子反应在生活和工业中有着广泛的应用。
例如，在水处理过程中，离子反应可以去除水中的杂质离子，使水达到清洁的标准。
在金属提取和精炼过程中，离子反应可以帮助分离和纯化金属离子，提高金属的纯度和质量。
此外，离子反应还在化学合成、药物制备和环境保护等领域发挥着重要作用。
综上所述，离子反应是化学反应中的重要类型，它涉及离子的生成、消失和转化。
离子反应的理解对于理解化学反应的机理和规律具有重要意义。
通过学习离子反应的知识点，可以更好地理解化学反应的本质，为相关领域的应用提供理论支持。
希望本文对离子反应的理解有所帮助。
新高一化学离子反应知识点
新高一化学离子反应知识点一、离子反应概述离子反应是化学反应的一种形式，涉及到离子的生成和消失。
在化学反应中，离子可以以溶液、气体或固体的形式存在。
离子反应在化学实验室以及生活中都有重要应用，对于理解化学反应和解决实际问题非常有意义。
下面将介绍一些高一化学中常见的离子反应知识点。
二、酸碱中的离子反应1. 中和反应中和反应是酸和碱之间的反应，产生水和盐。
它涉及到氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的结合。
例如，硫酸（H2SO4）和氢氧化钠（NaOH）的中和反应如下：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O这个反应产生了水和非金属硫酸盐。
2. 酸碱滴定反应酸碱滴定是一种常见的实验技术，用于确定酸溶液或碱溶液的浓度。
滴定反应涉及到酸和碱之间的中和反应。
例如，测定硫酸的浓度时，可以使用氢氧化钠溶液进行滴定反应，直到酸碱滴定终点的指示剂的颜色变化。
三、化学反应中的离子交换1. 沉淀反应沉淀反应是指两种溶液中的离子生成不溶于水的沉淀产物。
例如，铜(II)硫酸溶液与钠碱溶液反应，生成不溶于水的铜(II)碱式产物：CuSO4(aq) + 2NaOH(a q) → Cu(OH)2(s) + Na2SO4(aq)这个反应中Cu(OH)2是沉淀物，而Na2SO4溶于水。
2. 氧化还原反应氧化还原反应涉及到电子的转移。
其中一个物种会失去电子（被氧化），另一个物种将接受这些电子（被还原）。
典型的氧化还原反应是金属与酸的反应。
例如，铁与硫酸反应：Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)这个反应中，铁被氧化为铁离子（Fe2+），而硫酸接受了铁离子释放出的电子。
四、离子反应在实际应用中的重要性1. 水的软化水中不少地方会富含钙离子和镁离子，这些离子会导致水的硬度增加。
因此，可以通过离子反应将钙和镁离子与钠离子交换，以减少水的硬度。
这是一种常用的水处理方法。
2. 儿童的牙齿保护离子反应还可以在保护儿童的牙齿健康方面发挥作用。
2019-2020年高一化学 《离子反应》教材解读精华要义
2019-2020年高一化学《离子反应》教材解读精华要义1.化学方程式和电离及电离方程式化学方程式：用化学式来表示化学反应的式子，叫做化学方程式.如：2H2+O22H2O电离：物质在水溶液中(或熔融状态下)离解成自由移动的离子的过程叫电离.电离方程式：表示电离的化学反应式叫电离方程式.如：NaCl=Na++Cl-.2.溶解度(固体)Ⅰ概念：在一定温度下，某固态物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度.Ⅱ常见的应记的物质的溶解度：(1)常见的碱，只有KOH、NaOH、Ba(OH) 2易溶，Ca(OH) 2微溶，其余全都不溶.(2)常见的酸，只有硅酸微溶，其余都易溶.(3)对于盐，可熟记如下口诀：钾钠铵盐硝酸盐都全溶，硫酸盐不溶钡和铅，氯化物不溶银亚汞，其他不溶在其间.碳酸盐和硅酸盐，全跟上面相雷同.【注意】微溶性的盐很少，它们是：CaSO4、Ag2SO4、MgCO3.3.酸、碱、盐的概念Ⅰ酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物叫做酸.如：盐酸(HCl)：HCl=H++Cl-硝酸(HNO3)：HNO3＝H++NO-3硫酸(H2SO4)：H2SO4＝2H++SO2-4Ⅱ碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子时化合物叫做碱.如：氢氧化钠(NaOH)：NaOH＝Na++OH-氢氧化钾(KOH)：KOH=K++OH-氢氧化钡[Ba(OH) 2]：Ba(OH) 2=Ba2++2OH-Ⅲ盐：电离时生成金属离子(或铵根离子)和酸根离子的化合物叫做盐.如：碳酸钠(Na2CO3)：Na2CO3＝2Na++CO2-3硝酸铜[Cu(NO3) 2]：Cu(NO3) 2=Cu2++2NO-3硫酸铁[Fe2(SO4) 3]：Fe2(SO4) 3=2Fe3++3SO2-4氯化钡(BaCl2)：BaCl2＝Ba2++2Cl-【说明】①铵银离子（NH+4）虽不是金属阳离子，但化合物NH4Cl、NH4NO3、（NH4）2SO4、（NH4）3PO4等也都属于盐.①盐的分类方法及盐的种类都较多，其中根据盐是否还能电离出氢离子或氢氧根离子可将盐分为：a.正盐：CaCl2、BaCO3、Al2(SO4) 3；b.酸式盐：NaHCO3、NH4HCO3、NH4H2PO4、（NH4）2HPO4、NaHSO4；c.碱式盐：Cu2(OH) 2CO3、Mg(OH)Cl.4.溶液导电性的探究实验1-1：溶液导电性探究实验实验装置：如图1-9所示.装置中主要包括盛待试物质的容器、石墨电极和显示电路中有无电流通过的电灯泡等设备.实验药品：①干燥的NaCl固体；②KNO3固体；③NaOH固体；④蔗糖固体；⑤酒精；⑥蒸馏水；⑦NaCl溶液；⑧KNO3溶液；⑨NaOH溶液；⑩H3PO4溶液；（11）酒精溶液；（12）蔗糖溶液.实验步骤：在广口瓶中分别装入上述①～(12)药品.实验现象：⑦⑧⑨⑩溶液接人电路后，灯泡发光；而其余不发光.实验结论：NaCl溶液、KNO3溶液、NaOH溶液、H3PO4溶液可以导电；而NaCl固体、KNO3固体、NaOH固体、酒精、蒸馏水、酒精溶液、蔗糖溶液这些物质不导电.【注意】严格地说，蒸镏水也能导电，只是导电力较弱，用上述实验装置测不出来.原因：NaCl溶于水时，有NaCl＝Na++Cl-；同理KNO3溶液中，有KNO3＝K+NO-3；NaOH溶液中，有NaOH＝Na+OH-.它们均能电离出自由移动的、带电的粒子，在外加电场的作用下，带正电的Na+向阴极移动，带负电的Cl-向阳极移动，因而NaCl 溶液可导电.思维拓展1.为什么干燥的NaCl晶体不导电，而溶于水时却能导电呢?点拨在NaCl的晶体里含有带正电的Na+和带负电的Cl-，由于静电的作用，按一定规则紧密地排列着，这些离子不能自由移动，因而干燥的NaCl不能导电.当NaCl溶于水时，水分子的作用减弱了Na+和Cl-之间的静电作用，使NaCl晶体离解成能够自由移动的Na+和Cl-.因而NaCl溶液能够导电.同理，KNO3固体和KNO3溶液、NaOH固体和NaOH溶液也可用上述原理解释.2.NaCl晶体不导电，那么熔融的NaCl是否也不导电呢?点拨在熔融的NaCl中，由于外界提供了能量，致使Na+和Cl-分别克服彼此的束缚，电离成自由移动的带电的粒子.NaCl(熔融)＝Na++Cl-，故熔融的NaCl导电.同理，KNO3(熔融)、NaOH(熔融)均导电.我们把在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫电解质.反之叫非电解质.。
离子反应笔记整理
离子反应笔记整理
一、离子反应的定义
离子反应是指在水溶液中或熔融状态下，电解质发生电离成自由移动的离子，在一定的条件下，离子之间发生相互作用，形成沉淀、气体、水或其它化合物，从而使离子的浓度发生变化的一种反应。
二、离子反应的类型
酸碱反应：酸碱溶液混合，酸碱中和生成盐和水。
氧化还原反应：氧化剂和还原剂的相互作用，生成新的物质。
络合反应：络合剂与金属离子发生相互作用，生成络合物。
双水解反应：弱酸根离子和弱碱阳离子相互作用，生成气体、沉淀或水。
三、离子反应的规律
同种物质相互反应时，其反应规律为：强酸+强碱=弱酸+弱碱；强酸+弱碱=强酸+弱碱；弱酸+弱碱=强酸+强碱。
不同物质相互反应时，其反应规律为：氧化性强物质+还原性强物质=还原性较弱物质+氧化性较弱物质。
离子反应总是向着离子浓度减小的方向进行。
四、离子反应的应用
在化学实验中，离子反应可以用来检测溶液中离子的存在和含量。
在工业生产中，离子反应可以用来制备新的物质，如酸碱中和制备盐和水。
在环保领域，离子反应可以用来处理废水、废气等污染物。
在医疗领域，离子反应可以用来制备药物和治疗疾病。
五、离子反应的注意事项
在进行离子反应时，要注意安全问题，如避免产生有毒气体或腐蚀性物质。
在进行离子反应时，要注意实验仪器的清洗和干燥，确保实验的准确性。
在进行离子反应时，要注意实验温度和浓度的控制，避免产生不必要的副产物。
高中化学离子反应知识点详解
高中化学离子反应知识点详解一、离子反应的定义离子反应是指在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或生成的反应。
二、离子反应发生的条件1、生成沉淀（1）常见的沉淀有：硫酸钡（BaSO₄）、氯化银（AgCl）、碳酸钙（CaCO₃）、氢氧化铜Cu(OH)₂等。
（2）当溶液中的离子结合生成上述沉淀时，离子反应能够发生。
2、生成气体（1）常见的气体有：二氧化碳（CO₂）、氨气（NH₃）、硫化氢（H₂S）等。
（2）例如，盐酸（HCl）与碳酸钠（Na₂CO₃）反应生成二氧化碳气体，离子反应为：2H⁺＋ CO₃²⁻＝ H₂O ＋ CO₂↑3、生成弱电解质（1）常见的弱电解质包括：水（H₂O）、弱酸（如醋酸CH₃COOH）、弱碱（如一水合氨 NH₃·H₂O）等。
（2）例如，盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）反应生成水，离子反应为：H⁺＋ OH⁻＝ H₂O4、发生氧化还原反应（1）具有氧化性和还原性的离子在溶液中相遇，发生电子转移，从而导致离子反应的发生。
（2）例如，铁（Fe）与硫酸铜（CuSO₄）溶液的反应，离子反应为：Fe ＋ Cu²⁺＝ Fe²⁺＋ Cu三、离子方程式的书写1、书写步骤（1）写出反应的化学方程式。
（2）将易溶于水、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）删去方程式两边不参加反应的离子。
（4）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、书写时的注意事项（1）只有在溶液中或熔融状态下进行的离子反应才能写离子方程式。
（2）固体与固体之间的反应一般不写离子方程式。
四、离子方程式的意义1、表示同一类型的离子反应例如，盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）、硫酸（H₂SO₄）与氢氧化钾（KOH）的反应，离子方程式均为：H⁺＋ OH⁻＝ H₂O2、反映了离子反应的实质通过离子方程式，可以更清晰地看出反应中实际参与的离子和离子之间的相互作用。
高中化学离子反应知识点归纳
高中化学离子反应知识点归纳高中化学是理科中的一门重要课程，其中化学反应作为其中的关键内容之一。
离子反应作为高中化学反应中的一个重要方面，是学生必须掌握的知识点之一。
离子反应是指化学反应中涉及到离子的化学反应，即在化学反应中，生成物或反应物中发生了离子的变化，用化学方程式表示。
本文将对高中化学离子反应知识点进行一些归纳和总结。
一、离子反应的定义离子反应是指化学反应中涉及到离子的化学反应，即在化学反应中，生成物或反应物中发生了离子的变化，用化学方程式表示。
离子反应根据电荷变化程度不同，可以分为单质离子反应、中和反应、还原-氧化反应等不同类型。
二、离子反应的基本原理离子反应是通过离子之间的电荷作用而完成的。
在离子反应中，正离子和负离子之间通过电子交换实现了化学反应。
正离子会向带有电子的负离子借电子，而负离子则会给带有空电子的正离子一个电子，这两个离子之间就建立起了化学键。
三、离子反应的分类1.单质离子反应：是指离子间发生化学反应，使之直接变成元素状态的反应。
2.还原-氧化反应：是指一种化合物中的还原剂和氧化剂相互作用，产生氧化还原反应。
3.中和反应：是指酸和碱之间发生化学反应，产生中和产物水和盐的反应。
四、离子反应的表示方法离子反应需要以离子的形式表示，如Na+、OH-，常用括号“（）”表示离子，化学方程式中添加一个足够表示出离子状态的符号。
形式上，化合物写为离子对的形式；在水溶液中，常用“aq”(水)表示为参与反应的离子和分子状态。
五、离子反应的常见例子和化学方程式1.单质离子反应的例子：氧气化合氢离子生成水O2+ 4H+ + 4e- → 2H2O氢氧离子分解生成氧气和水2HO- → O2 + H2O + 4e-2.还原-氧化反应的例子：氢氧化钠和盐酸反应产生氯化钠和水NaOH + HCl → NaCl + H2O硫酸与铜反应，产生二氧化硫，氧气和铜硫酸2H2SO4 + Cu → SO2 + O2 + CuSO4 + 2H2O3.中和反应的例子：氢氧化钠和硫酸反应形成盐和水NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O氢氧化钠和盐酸反应生成氯化钠和水NaOH + HCl → NaCl + H2O六、离子反应的应用离子反应的应用非常广泛，可以用于研究化学反应机理、研究离子溶液中离子性物质等。
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精讲
高一化学离子反应【本讲主要内容】离子反应本节是中学化学重要的基本概念，主要内容是让同学们了解电解质和非电解质，强电解质和弱电解质的概念，理解离子反应和离子方程式的含义，理解离子反应发生的条件和离子方程式的书写方法，能根据离子反应的规律判断一些常见离子在同一溶液中能否共存、离子方程式是否正确等问题。
【知识掌握】【知识点精析】前面，我们复习了化学反应的四大基本类型，并且学习了氧化还原反应，知道根据研究问题的角度不同，化学反应可有不同的分类方式。
那么今天我们将继续学习另外一种重要的分类方法，将有离子参加的反应统称为离子反应，没有离子参加的反应叫做非离子反应。
下面，我们就来学习离子反应，见如下实验装置图：通过实验我们会发现溶液导电性不同。
用盐酸、氢氧化钠、氯化钠溶液进行实验时，灯泡明亮；醋酸、氨水做实验时灯泡较暗；而用酒精进行实验时灯泡不亮。
在初中我们已经了解了溶液导电是靠自由移动的离子，于是我们把化合物在一定的条件下离解成自由移动离子的过程叫做电离，而根据化合物的电离的不同我们可将化合物分成电解质和非电解质。
我们把这种在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质，如：酸、碱、盐。
［讨论］下列物质中哪些是电解质?Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。
［小结］应注意以下几点：①电解质应是化合物。
而Cu则是单质，K2SO4与NaCl溶液都是混合物。
②电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。
而CO2能导电是因CO2与H2O反应生成了H2CO3，H2CO3能够电离而非CO2本身电离。
所以CO2不是电解质。
③酸、碱、盐、水是电解质，蔗糖、酒精为非电解质。
通过上面的实验我们还发现，相同条件下，不同种类的酸、碱、盐溶液的导电能力也不相同。
电解质溶液导电能力的大小决定于溶液中自由移动的离子的浓度和离子所带电荷数。
而当溶液体积、浓度和离子所带的电荷数都相同的情况下，取决于溶液中自由移动离子数目，导电能力强的溶液里的自由移动的离子数目一定比导电能力弱的溶液里的自由移动的离子数目多。
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||。
高中离子反应知识点总结
高中离子反应知识点总结一、离子的概念和特点离子是指在溶液中或熔融状态下带电的原子或分子。
离子可以分为阳离子和阴离子，阳离子带正电荷，阴离子带负电荷。
离子通常是由于原子或分子失去或获得电子而形成的。
二、离子反应的基本概念离子反应是指在溶液中或熔融状态下，离子之间发生化学反应的过程。
离子反应通常涉及到离子的交换、结合和分解等过程。
三、离子反应的基本类型1. 酸碱中和反应：酸离子和碱离子在溶液中发生反应，生成盐和水。
例如，氢氧化钠和盐酸反应生成氯化钠和水。
2. 沉淀反应：两种溶液中的离子结合形成沉淀物的反应。
沉淀反应常常通过观察产生的沉淀物来判断是否发生了反应。
例如，硫酸铜和氯化钠反应生成氯化铜和硫酸钠。
3. 氧化还原反应：涉及到电子的转移过程，通常包括氧化剂和还原剂的参与。
氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
例如，氯气和亚硫酸钠反应生成氯化钠和硫酸。
4. 配位反应：涉及到配位化合物中的离子之间的交换或配位数的变化。
配位反应通常发生在配位化合物与其他离子溶液接触时。
例如，溶有铁离子的水与氯化银溶液接触，生成氯化铁和沉淀的氯化银。
四、离子反应的影响因素1. 温度：温度的增加通常会加快离子反应速率，因为温度的增加会增加离子的平均动能，促进碰撞和反应。
2. 浓度：浓度的增加会增加反应物的数量，从而增加反应的速率。
浓度越高，离子之间的碰撞机会就越多，反应速率就越快。
3. 催化剂：催化剂可以降低离子反应的活化能，从而加速反应速率。
催化剂通常参与反应但不被消耗。
4. 光照：光照可以对离子反应产生影响，例如光照可以促进某些离子的还原反应。
五、离子反应的应用1. 水处理：离子反应可以用于水处理，例如通过沉淀反应去除水中的杂质离子。
2. 化学分析：离子反应可以用于化学分析，例如通过沉淀反应或配位反应来检测和定量分析溶液中的离子。
3. 电化学：离子反应是电化学反应的基础，电化学反应涉及到离子的电荷转移过程。
4. 制备化合物：离子反应可以用于制备特定的化合物，例如通过酸碱反应生成盐。
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。
高一离子反应方程式知识点
高一离子反应方程式知识点离子反应方程式是描述化学反应过程中离子之间相互转化的化学方程式。
而离子反应方程式的写法要求元素符号正确，离子配对准确，并且符合化学方程式的平衡原则。
本文将就高一离子反应方程式的知识点进行详细介绍，以帮助读者更好地理解离子反应方程式的写法和应用。
第一部分：离子的概念及分类在讨论离子反应方程式之前，我们需要先了解离子的概念。
离子是由于原子失去或获得电子而带有电荷的化学物质，可以是正离子（失去电子，带正电荷）或是负离子（获得电子，带负电荷）。
离子可以根据它们带电的原子数量进行分类。
一价离子是指带有一个电子带正电荷或负电荷的离子，如氯离子Cl-和钾离子K+。
二价离子是指带有两个电子带正电荷或负电荷的离子，如铁离子Fe2+和氧离子O2-。
第二部分：离子反应方程式的写法离子反应方程式的写法遵循一定的规则和格式。
在写离子反应方程式时，我们需要注意以下几点：1. 确定反应物和生成物：根据实验条件或题目给出的信息，确定反应物和生成物的种类和数量。
2. 分解反应的离解：如果反应物中存在有离子的化合物，首先要进行离解，将离子分开写出。
例如，NaCl离子化方程式为Na+ + Cl-。
3. 对应离子交换：根据离子的交换原则，将反应物中各离子对应交换，生成生成物。
例如，Na+与Ag+交换生成Na+和Ag+组成的生成物。
4. 平衡化方程式：根据化学方程式的平衡原则，保证反应物和生成物中各离子的个数相等。
例如，对于Fe2+和Cl-离子交换反应，可以写为2Fe2+ + 3Cl- → 2FeCl3。
第三部分：离子反应方程式的应用离子反应方程式在化学实验和化学计算中有着广泛的应用。
以下是离子反应方程式的一些常见应用：1. 酸碱中和反应：在酸碱反应中，酸溶液中的H+离子与碱溶液中的OH-离子发生反应，生成盐和水。
例如，HCl + NaOH → NaCl + H2O。
2. 沉淀反应：当两个溶液混合时，若产生的生成物不溶于水，则会生成沉淀。
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。
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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电解质的强弱是以电离的程度来区分的，与物质的溶解度、溶液的导电能力没有必然联系。
①BaSO4、CaCO3等虽然在水中溶解度很小，溶液的导电性很差，但是由于都是离子化合物，溶于水的部分是全部电离的，是强电解质。
②浓氨水的导电性比极稀NaOH溶液强，但NH3·H2O属于弱电解质。
2．电离方程式的书写方法：（1）要求左边书写电解质的化学式，右边写电解质电离出的离子的化学式，不同离子间用加号相连。
强电解质用“==”，弱电解质用“”。
如：H2SO4==2H++SO42-；NaHSO4==Na++H++SO42—；Ca(HCO3)2==Ca2++2HCO3—CH3COOHCH3COO- + H+；NH3·H2ONH4+ +OH- ；H2OH++ OH-（2）电离过程中，元素或原子团的化合价不变。
离子所带电荷数等于它在化合物中显示的化合价。
（3）检查电离方程式书写是否正确时，不仅要检查质量是否守恒（即电离前后原子的种类是否相同和个数是否相等），而且要检查电荷是否守恒（即电离后的阴、阳离子所带负、正电荷总数是否相等）。
（4）多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式：H2CO3H++HCO3―；HCO3―H++CO32―（5）多元弱碱电离方程式一步写出，如氢氧化铁电离方程式：Fe(OH)3Fe3++3OH―3．酸、碱、盐的定义（1）酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子(H+)的化合物叫做酸。
HCl = H+ + Cl- H2SO4 = 2H+ + SO42- HNO3 = H+ + NO3-（2）碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的的化合物叫做碱。
NaOH = Na+ + OH- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- KOH = K+ + OH-（3）电离时生成金属阳离子（或铵根离子）和酸根阴离子的化合物叫做盐。
NH4NO3 = NH4+ + NO3- MgCl2 = Mg2+ + 2Cl- Fe2(SO4)3 = 2Fe3+ + 3SO42-要点三、离子反应1．定义：由于电解质溶于水后电离成为离子，所以，电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，像这样，有离子参加的反应，就叫做离子反应。
2．本质：反应物中的某些离子的浓度减小。
3．发生条件：①生成难溶（或微溶）的物质，如Al(OH)3、BaSO4、Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2等。
②生成难电离的物质，如弱酸、弱碱、水等。
③生成挥发性的物质，如CO2、SO2、NH3等。
④发生氧化还原反应：如Zn与硫酸铜溶液：Zn+Cu2+=Zn2+ +Cu要点四、离子方程式1．概念：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。
2．书写离子方程式的四个步骤（以碳酸钙和盐酸的反应为例）：“一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式：CaCO3+2HCl==CaCl2+CO2↑+H2O“二改”（或拆）：把易溶于水且易电离的物质改写成离子形式（最关键的一步）：CaCO3+2H++2Cl―==Ca2++2Cl―+CO2↑+H2O注意：（1）书写离子方程式时，反应物或生成物中易溶的强电解质（强酸、强碱和可溶性盐）必须写成阴、阳离子的形式。
难溶的强电解质、弱电解质、非电解质和单质则必须保留化学式。
（2）对于微溶性的强电解质：①在反应物中视情况而定。
如澄清石灰水中Ca(OH)2以Ca2+、OH―存在，可以拆成离子的形式；石灰乳中主要以不溶的Ca(OH)2固体形式存在，不能拆成离子形式。
②在生成物中，一般不能拆，以化学式形式表示。
（3）可溶性多元弱酸酸式盐的酸式根一律保留酸式根形式。
如在水溶液中HCO3―写成H++CO32―是不对的。
“三删”：删去方程式两边未参加反应的离子：CaCO3+2H+==Ca2++CO2↑+H2O“四查”：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
3．离子方程式的意义：化学方程式只表示某一个具体反应，而离子方程式表示的是某一类反应，并且它只写参与反应的离子，更能体现反应本质。
例如：离子方程式CO32―+2H+==CO2↑+H2O表示可溶性碳酸盐和强酸在溶液中的反应，如Na2CO3和盐酸的反应。
要点五、离子方程式的正误判断一个离子方程式是否正确，关键要看它能否反映溶液中离子反应的真实情况。
我们可以从以下几个方面进行判断：（1）是否以客观事实为依据：如铁与稀盐酸反应就不能写成：2Fe+6H+ = 2Fe3++3H2↑，而应写成：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑ 。
（2）是否符合质量守恒定律，即式中等号两边各种原子的种类和个数是否相等。
如铝与稀盐酸的反应不能写成：Al+3H+ = Al3++H2↑，而应写成：2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2↑ 。
（3）电荷是否守恒如硝酸银溶液中加入铜粉的反应不能写成：Ag++Cu==Cu2++Ag，应写成：2Ag++Cu==Cu2++2Ag。
（4）电解质拆分要正确：如碳酸钡和稀硝酸反应不能写成：CO32-+2H+ = H2O+CO2↑，因为碳酸钡难溶于水要保留它的化学式，这个反应的离子方程式应写成：BaCO3+2H+ = Ba2++H2O+CO2↑ 。
（5）要注意阴阳离子配比：如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应：H++SO42―+Ba2++OH―==BaSO4↓+H2O，错在SO42―和H+、Ba2+和OH―未遵循1∶2这一组成。
应为：2H++SO42―+Ba2++2OH―==BaSO4↓+2H2O。
（6）注意反应中的“量”有些反应，反应物的相对量不同，生成物也不同，离子方程式也就不同。
如Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液：若NaOH溶液过量，离子方程式为：Ca2++2HCO3―+2OH―==CaCO3↓+CO32―+2H2O若Ca(HCO3)2溶液过量，离子方程式为：Ca2++HCO3―+OH―==CaCO3↓+H2O要点六、判断溶液中离子是否能大量共存1、能相互反应的离子显然不能大量共存，主要有以下几种情形：（1）在反应里生成难溶或微溶物质（如CaCO3、BaSO4、AgCl、Cu（OH）2等）。
BaCl2＋H2SO4 = BaSO4↓+2HCl（2）在反应里生成气态物质（如CO2、SO2、NH3等）。
CaCO3＋2HCl = CaCl2＋H2O＋CO2↑（3）在反应里生成弱电解质[包括水、弱酸（如CH3COOH）、弱碱（如NH3·H2O）等）]。
NaOH＋HCl = NaCl＋H2OCH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl（4）发生氧化还原反应：2Fe3++2I―==2Fe2++I2下图中相应氧化性离子可以把下面对应还原性离子氧化说明：I、NO3—、SO32—只有在酸性环境下才表现氧化性II、酸性环境可加大MnO4—、ClO—的氧化性2、注意限定条件：①若限定溶液的颜色为无色溶液，则MnO4－（紫色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、Fe2+（浅绿色）等有色离子不能存在，应首先将这四种离子排除。
②在强酸性溶液中，OH―及弱酸根阴离子（如CO32―、SO32―、S2―、CH3COO―、ClO―等）均不能大量存在；③在强碱性溶液中，H+及弱碱阳离子（如NH4+、Al3+、Mg2+、Fe3+、Cu2+等）均不能大量存在；④酸式弱酸根离子（如HCO3―、HSO3―等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。
【典型例题】类型一、电解质与非电解质的概念例1．下列物质中①NaCl溶液、②NaOH 、③H2SO4、④Cu、⑤CH3COOH、⑥NH3·H2O、⑦CO2、⑧乙醇、⑨水，____________是电解质；__________是非电解质；____________既不是电解质，也不是非电解质。
【思路点拨】本题考查基本概念的记忆与理解，电解质指的是在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物；而非电解质指的是在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物。
【答案】②③⑤⑥⑨；⑦⑧；①④【解析】首先判断是否是化合物，然后判断水溶液中或熔化状态下能否导电，是化合物的有②③⑤⑥⑦⑧⑨，而NaCl溶液是混合物，是电解质溶液，不是电解质。
【总结升华】一种物质是电解质还是非电解质，前提首先应该是化合物。
只要在水溶液中、熔化状态下任一条件导电，就是电解质，比如某些共价化合物熔化状态下都不导电，但溶于水可以导电，所以就是电解质；水溶液中、熔化状态下都不导电才是非电解质。
举一反三：【变式1】以下有10种物质：①铜②稀硫酸③氯化氢④氨气⑤空气⑥二氧化碳⑦金属汞(俗称水银)⑧氯化钠⑨硫酸钡⑩氯气其中____________是电解质；__________是非电解质；____________既不是电解质，也不是非电解质且能导电的是____________。
【答案】③⑧⑨；④⑥；①②⑦【变式2】下列叙述正确的是（）A．液态HCl、固体NaCl均不导电，所以HCl、NaCl均不是电解质B．酸碱盐均是电解质C．铜、石墨均导电，所以它们是电解质D．蔗糖、酒精在水溶液和熔化时均不导电，所以它们属于非电解质【答案】BD【变式3】今有一种固体化合物X，X本身不导电，但熔化状态或溶于水中能够电离，下列关于该化合物X的说法中，正确的是（）A．X是一定为电解质B．X可能为非电解质C．X只能是盐类D．X可以是任何化合物【答案】A【变式4】下列各选项中，各类物质依次表示为X、Y、Z ，其中与下图三个圆所示的从属关系不相符的是：A．置换反应、氧化还原反应、化学反应B．胶体、分散系、混合物C．非电解质、电解质、混合物D．碱性氧化物、金属氧化物、氧化物【答案】C类型二、强、弱电解质的概念例2．下列物质中：（1）属于电解质的是________；（2）属于非电解质的是________；（3）属于强电解质的是________；（4）属于弱电解质的是________；（5）能导电的是________。