离子反应知识点总结
高考化学必考知识点总结：离子反应
高考化学必考知识点总结：离子反应1.离子反应：有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应。
2.离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小。
3.离子反应的要紧类型及其发生的条件：①离子互换(复分解)反应.具备下列条件之一就能够使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生。
a.生成难溶于水的物质.如：Cu2++ 2OH-=Cu(OH)2↓注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生。
如：2Ag++ SO42—=Ag2SO4↓Ca2++ 2OH-=Ca(OH)2↓或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成.如当石灰乳与Na2CO3溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2 + CO32—=CaCO3↓+ 2OH-b.生成难电离的物质(即弱电解质).如：H++ OH-=H2O H++ CH3C OO-=CH3COOHc.生成挥发性物质(即气体).如：CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O NH4++ OH-NH3↑+ H2O②离子间的氧化还原反应.由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行.例如：Fe + Cu2+=Fe2++ CuCl2 + 2Br-=2C1-+ Br22MnO4-+ 16H++ 10C1-=2Mn2++ 5C12↑+ 8H2O4.书写离子方程式时应注意的问题：(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，尽管也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为现在这些离子并没有发生电离.如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓H2SO4与固体(如NaCl、Cu等)的反应等，都不能写成离子方程式.相反，在某些化学方程式中，尽管其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式.如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与H2O的反应.(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的H+与正盐阴离子不能拆开写.例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na+、HS-和Ca2+、HCO3-等酸式酸根的形式.(3)关于微溶于水的物质，要分为两种情形来处理：①当作反应物时?，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开.②当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等;若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等.(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同.例如，向NaOH溶液中不断通入CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为：CO2+ 2OH—=CO32—+ H2O(CO2适量)? ?CO2+OH—=HCO3—(CO2足量)5.在溶液中离子能否大量共存的判定方法：几种离子在溶液中能否大量共存，实质上确实是看它们之间是否发生反应.若离子间不发生反应，就能大量共存;否则就不能大量共存.离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存.(1)生成难溶物或微溶物.如Ca2+与CO32-、SO42-、OH-;Ag+与C1-、B r-、I-、SO32-，等等.(2)生成气体.如NH4+与OH-;H+与HCO3-、CO32-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等.(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水).如H+与C1O-、F-、CH3COO-生成弱酸;OH-与NH4+、A13+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等生成弱碱;H+与OH-生成H2O.(4)发生氧化还原反应.具有氧化性的离子(如MnO4-、ClO-、Fe3+等)与具有还原性的离子( 如S2-、I-、SO32-、Fe2+等)不能共存.应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如SO32-与S2-，NO3-与I-、S2-、SO32-、Fe2+等.(5)形成配合物.如Fe3+与SCN-因反应生成Fe(SCN)3而不能大量共存.(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如Al3+与HCO3-、CO32-、A1O2-等.说明：在涉及判定离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：①无色透亮的溶液中，不能存在有色离子，如Cu2+(蓝色)、Fe3+(黄色)、Fe2+(浅绿色)、MnO4-(紫色).②在强酸性溶液中，与H+起反应的离子不能大量共存.③在强碱性溶液中，与OH-起反应的离子不能大量共存.6.电解质与非电解质(1)电解质：在水溶液里或者熔融状态下能够导电的化合物叫电解质.电解质不一定能导电，而只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电(因此，电解质导电的缘故是存在自由移动的离子).能导电的不一定是电解质，如金属、石墨等单质.(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物.因为非电解质归属于化合物，故如C12等不导电的单质不属于非电解质.(3)电解质与非电解质的比较.电解质非电解质区别能否导电溶于水后或熔融状态时能导电不能导电能否电离溶于水或受热熔化时能电离产生自由移动的离子不能电离，因此没有自由移动的离子存在所属物质酸、碱、盐等蔗糖、酒精等大部分有机物，气体化合物如NH3、SO2等联系都属于化合物说明：某些气体化合物的水溶液尽管能导电，但其缘故并非该物质本身电离生成了自由移动的离子，因此这些气体化合物属于非电解质.例如;氨气能溶于水，但NH3是非电解质.氨水能导电是因为NH3与H2O反应生成了能电离出NH4+和OH-的NH3·H2O的缘故，因此NH3·H2O才是电解质.7.强电解质与弱电解质(1)强电解质：溶于水后全部电离成离子的电解质.(2)弱电解质：溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质.(3)强电解质与弱电解质的比较.强电解质弱电解质代表物质①强酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②强碱：如KOH、NaOH、Ba（O H）2等③盐：绝大多数可溶、难溶性盐，如NaCl、CaCO3等①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱碱：NH3·H 2O、A1（OH）3、Fe（OH）3等电离情形完全电离，不存在电离平稳（电离不可逆）．电离方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+ NO3－不完全电离（部分电离），存在电离平稳．电离方程式用“”表示．如：CH3COOHCH3COO－+ H十水溶液中存在的微粒水合离子（离子）和H2O分子大部分以电解质分子的形式存在，只有少量电离出来的离子离子方程式的书写情形拆开为离子（专门：难溶性盐仍以化学式表示）全部用化学式表示注意:(1)在含有阴、阳离子的固态强电解质中，尽管有阴、阳离子存在，但这些离子不能自由移动，因此不导电.如氯化钠固体不导电.(2)电解质溶液导电能力的强弱取决于溶液中自由移动离子浓度的大小(注意：不是取决于自由移动离子数目的多少).溶液中离子浓度大，溶液的导电性就强;反之，溶液的导电性就弱.因此，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强.但在相同条件(相同浓度、相同温度)下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质的导电能力强.8.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.离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且能够表示所有同一类型的离子反应.如：H++ OH-=H 2O能够表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应.离子方程式的书写步骤(1)“写”：写出完整的化学方程式.(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式;而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示.(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比.(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等.9.复分解反应类型离子反应发生的条件复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行.具体表现为：(1)生成难溶于水的物质.如：Ba2++ SO42-=BaSO4↓(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱).如H++ OH-=H2O(3)生成气体.如：CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O。
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。
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一种常见的反应类型。
在离子反应中，离子之间发生重新组合，生成新的离子或者分子。
离子反应的特点是在反应过程中离子的组成发生了改变。
离子反应的基本概念：1. 离子：带电的原子或分子。
离子分为阳离子和阴离子，根据带电的粒子是正离子还是负离子来命名。
2. 离子方程式：用化学式表示的离子反应方程式。
离子方程式中的离子按照需要写在平衡符号之前。
3. 电离：化合物在溶液中分解为离子的过程，也称为解离。
4. 沉淀反应：产生沉淀的离子反应。
沉淀是指溶液中某种物质的浓度超过其溶解度而产生的固体沉淀下来。
5. 非沉淀反应：不产生固体沉淀的离子反应。
6. 氧化还原反应：涉及到电子的转移过程的离子反应。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
7. 配位反应：涉及到配位化合物的形成和解离的离子反应。
离子反应中常见的知识点：1. 氯气和氢气的反应：氯气和氢气反应会生成盐酸。
该反应的离子方程式可以表示为Cl2 + H2 -> 2HCl。
2. 硫酸和钠氢碳酸的反应：硫酸和钠氢碳酸反应会生成二氧化硫、水和盐。
该反应的离子方程式可以表示为H2SO4 + NaHCO3 -> SO2 + H2O + Na2SO4 + CO2。
3. 硫化钠和硝酸银的反应：硫化钠和硝酸银反应会生成硫化银和硝酸钠。
该反应的离子方程式可以表示为Na2S + AgNO3 -> Ag2S + 2NaNO3。
4. 氯化钾和硫酸铜的反应：氯化钾和硫酸铜反应会生成氯化铜和硫酸钾。
该反应的离子方程式可以表示为2KCl + CuSO4 -> CuCl2 + K2SO4。
5. 氧化铝和氢氟酸的反应：氧化铝和氢氟酸反应会生成氟化铝和水。
该反应的离子方程式可以表示为Al2O3 + 6HF -> 2AlF3 + 3H2O。
离子反应在日常生活中有着广泛的应用。
例如，烹饪中使用的食盐和醋，都是由离子反应产生的。
此外，离子反应还在工业生产中发挥着重要的作用，如金属的电镀、水处理以及药物制剂等。
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-。
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||。
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。
离子反应知识点
离子反应一、离子反应和离子方程式1.定义：在溶液中或熔融状态下,有离子参加或生成的反应｡2.反应特点：向着减小某些离子浓度的方向进行｡3.离子反应类型及发生条件(1)复分解反应①生成难溶或微溶物质,如BaSO4､AgCl等｡②生成难电离的物质（弱酸、弱碱、水）,如CH3COOH､NH3·H2O､H2O等｡③生成气体或易挥发性的物质,如CO2､NH3等｡(2)氧化还原反应,如:向FeCl2中加入氯水的反应:（有电子得失）2FeCl2+Cl2===2FeCl3(3)络合反应,如:向FeCl3溶液中加入KSCN的反应:FeCl3+3KSCN===Fe(SCN)3+3KCl4. 离子方程式的意义（1）表示某一个具体的反应：Ag++Cl-=AgCl↓(2) 表示同一类型的反应，如：NaOH+HCl=NaCl+H2O，2KOH+H2SO4=K2SO4+2H2O，NaOH+HNO3=NaNO3+H2O，其反应实质均是H++OH－=H2O。
由此可知离子方程式代表的不仅是某一个反应，还可以表示某一类反应。
如：2H++CO32－=H2O+CO2↑，该反应的代表的是强酸和可溶性碳酸盐生成可溶性盐及水和CO2的一类反应。
符合该离子方程式的化学反应有：2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2↑，2HNO3+K2CO3=2KNO3+H2O+CO2↑等，即酸应为强酸如H2SO4、HNO3、HCl，而反应物中的盐应为可溶性的碳酸盐，如钾盐或钠盐等。
二．离子方程式的书写离子方程式的书写步骤：四步。
“一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式“二拆”：把易溶于水、易电离物质改写成离子形式（最关键的一步）<1>在离子方程式书写时，同时符合①易溶于水，②完全电离两个条件的强电解质（即：强酸、强碱、可溶性盐）拆开成离子形式(1)难电离物质(2)难溶物(3)单质(4)氧化物(5)所有气体在溶液中不能被拆成离子的有：单质，气体；氧化物；难溶物（如：BaSO4、BaCO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、Al(OH)3 、Fe(OH) 3 、Fe(OH)2 、Cu(OH) 2 等）；弱电解质其包括弱酸（如：CH3COOH、H2CO3、H2S i O3、H2S、H2SO3、H3PO4、HClO、HF等），弱碱（如：NH3•H2O、 Fe(OH) 3 、Cu(OH)2 等）和其它物质：（如：Pb(CH3COO)2、HgCI2、H2O等）；微溶物（如：CaSO4、AgSO4、Ca(OH)2等）作为反应物若是浑浊的和作为生成物；还有特殊的物质如：浓硫酸。
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。
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。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是指化学反应中发生离子之间的相互作用和交换，形成新的化学物质的过程。
离子反应是化学中非常重要的一部分，不仅涉及到酸碱中和反应、盐类的生成与分解，还涉及到电离和沉淀反应等。
1.电离电离是指在溶液中或熔融状态下，化合物分子分解为离子的过程。
可分为电解质和非电解质。
电解质可以进一步分为强电解质和弱电解质。
强电解质:在溶液中完全电离，生成离子的物质，如强酸、强碱和完全水解的盐。
弱电解质:在溶液中只部分电离，产生离子的物质，如弱酸、弱碱和部分水解的盐。
2.电离平衡和离解度电离反应通常是可逆反应，符号表示如下：AB（无机或有机化合物）AB⇌A++B-其中，AB被称为电离物，A+和B-是所生成的离子。
电离平衡表现为正、反反应速度相等的状态。
离解度是指物质在给定条件下溶液中离解的程度。
离解度越高，物质在溶液中的电离程度越大。
离解度的大小与温度、浓度等因素有关。
离解度可以通过溶液中的离子浓度来表示。
3.酸碱反应酸碱反应是指酸和碱发生化学反应生成盐和水的过程。
酸是指能够释放H+离子的化合物，如HCl、H2SO4等。
碱是指能够释放OH-离子的化合物，如NaOH、KOH等。
酸和碱中和反应的化学方程式为：酸+碱→盐+水HCl+NaOH→NaCl+H2O4.沉淀反应沉淀反应是指在溶液中形成一种不溶于溶液的固体沉淀物的反应。
这种固体通过离子间的吸引力而生成的。
沉淀反应相当于离解度不高的物质遇到了不能有更高离解度的物质而生成固体。
沉淀反应的产物可以通过溶解度积的计算来确定。
溶解度积（Ksp）是指固体物质在溶液中的溶解度的乘积。
溶解度积一般写作Ksp =[A+][B-]，其中[A+]和[B-]是沉淀物中的离子浓度。
5.氧化还原反应氧化还原反应是指化学反应中原子丧失或获得电子的过程。
其中原子失去电子被称为氧化，原子获得电子被称为还原。
氧化还原反应的基本原理是电子的转移。
氧化还原反应的常见标志是电荷的变化。
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离子反应知识点总结 Jenny was compiled in January 2021离子反应一、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：水溶液中部分电离成离子的电解质。
例：H 2S H++HS- NH3·H2O NH4++OH-弱电解质包括：弱酸、弱碱、水二、离子反应 1．离子反应：有离子参加或生成的反应。
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应实质是离子反应。
例如：H 2SO 4和BaCl 2溶液混合，H 2SO 4和BaCl 2分别完全电离： H 2SO 4＝2H ++SO 42— BaCl 2＝Ba 2++2Cl －溶液中主要存在四种离子：H +、SO 42—、Ba 2+和Cl －。
Ba 2+和SO 42-结合成BaSO 4沉淀，H +和Cl －仍在溶液中自由移动，所以H 2SO 4和BaCl 2反应实质是Ba 2+和SO 42-反应：Ba 2++SO 42—＝BaSO 4↓例如：Na 2SO 4溶液和Ba(OH)2溶液混合，Na 2SO 4和Ba(OH)2分别完全电离： Na 2SO 4＝2Na ++SO 42— Ba(OH)2＝Ba 2++2OH －溶液中主要存在四种离子：Na +、SO 42—、Ba 2+和OH —。
Ba 2+和SO 42—结合成BaSO 4沉淀，Na +和OH －仍在溶液中自由移动，所以Na 2SO 4和Ba(OH)2反应，实质是Ba 2+和SO 42—的反应：Ba 2++SO 42—＝BaSO 4↓由上述分析，可见酸、碱、盐在溶液中参加的反应实质是离子反应。
又如：Fe+CuSO 4＝FeSO 4+Cu 实质是Fe 与Cu 2+的反应，Fe+Cu 2+＝Fe 2++Cu ，该反应虽不是复分解反应，但也是离子反应。
2．离子反应的类型①离子互换形式的反应(复分解反应)②溶液中的氧化还原反应3．离子反应的条件酸、碱、盐之间的反应实质是离子反应，所以离子反应发生的条件就是复分解反应发生的条件，宏观：①生成难溶物质②生成难电离的物质（弱酸、弱碱、水）③生成易挥发性的物质(气体)④符合氧化还原的条件的物质间微观：能使反应物离子浓度减小例如：Ba2+和SO42—可以发生反应，因为它们生成BaSO4沉淀，从微观看由于生成BaSO4沉淀，使Ba2+和SO42—浓度减小。
又如：当KCl和NaNO3混合，没有生成难溶物或难电离的物质或气体物质，从微观看，反应物四种离子浓度没有减小，所以它们没有发生离子反应。
三、离子反应方程式1．离子方程式的书写步骤：(1)将易溶易电离的酸、碱、盐拆成离子，但是难溶物、难电离的物质（弱酸、弱碱和H2O）及气体，它们在溶液中主要以固体、分子的形式存在，所以不能拆成离子，要写化学式。
而易溶盐、强酸、强碱在溶液中完全电离，没有分子，所以要拆成离子。
即：写成离子符号（易溶盐、强酸、强碱）；写成化学式（难溶、难电离、气体）(2)删去没有参加反应的离子，写出离子方程式。
(3)检查离子方程式各元素原子或离子个数及阴、阳离子所带电荷数是否相等（电荷守恒）。
例如：写出FeS与HCl反应的离子方程式①拆：FeS难溶于水，不能拆成离子；HCl是强酸，拆成离子，HCl ＝H++Cl-②删：删去未参加反应的Cl-离子方程式为：FeS+2H+＝Fe2++HS↑2③查：检查各元素原子、离子个数相等，且电荷守恒。
2．离子方程式书写还应注意： (1)非水溶液的反应一般不写离子方程式(2)弱酸的酸式盐的酸根不拆，保留原形式，强酸的酸式盐则要拆成离子形式(3)微溶物的处理原则：反应物是溶液，拆；反应物是悬浊液，不拆；产物则不拆。
(4)遵守守恒原则：若为氧化还原反应首先遵守电子得失相等、然后是电荷守恒和质量守恒3．离子方程式的意义化学方程式只表示某一具体反应，例如：H 2SO 4+BaCl 2＝BaSO 4↓+2HCl ，Na 2SO 4+Ba(OH)2＝BaSO 4↓+2NaOH ，它们的离子方程式均为Ba 2++SO 42—＝BaSO 4↓，表示可溶性钡盐或Ba(OH)2与可溶性硫酸盐或H 2SO 4的反应，可表示的是某一类反应，所以离子方程式更具有普遍意义四、离子反应的应用凡是酸、碱、盐在溶液中参加的反应都要从离子反应角度进行分析，才能抓住本质。
1．物质鉴别例如：如何区别NaCl 、Na 2SO 4和Na 2CO 3分析：这几种物质的阳离子相同，阴离子不同，区别三种物质即区别三种阴离子。
一般用Ag +检验Cl －，用Ba 2+检验SO 42—，用H +检验CO 32—。
鉴别步骤：①各取少许待测液；②分别滴入HNO 3溶液（不能用HCl ），有气体产生的原溶液为Na 2CO 3；③再向另外两溶液中滴入Ba(NO 3)2（不能用BaCl 2）溶液，有白色沉淀生成的原溶液为Na 2SO 4；④再向余下溶液中滴入AgNO 3溶液，有白色沉淀生成则原溶液为NaCl 。
有关反应的离子方程式为：CO 32—+2H +＝H 2O+CO 2↑ Ba 2++SO 42—＝BaSO 4↓ Ag ++Cl －＝AgCl ↓2．除杂例如：(1) KCl (KOH) (2) NaNO 3 (Na 2CO 3)（括号中物质为杂质）(1)除去KOH ，实际是除去OH －，可以通过引入H +而除去，加入适量HCl ，H ++OH －＝H 2O ，但不能用HNO 3、H 2SO 4，因为会引入新杂质NO 3－、SO 42—。
(2)除去Na 2CO 3，实际是除去CO 32－，可以通过引入H +而除去，加入适量HNO 3，2H ++CO 32－＝CO 2↑+ H 2O ，但不能用HCl 、H 2SO 4，因为会引入新杂质Cl －、SO 42—。
3．物质制备例如：选择适宜物质制取Fe(OH)3分析：欲制取Fe(OH)3，需选用Fe 3+和OH －，适宜的物质是可溶性的铁盐和强碱，所以可用FeCl 3、Fe(NO 3)3、Fe 2(SO 4)3与NaOH 、KOH 。
4．离子共存问题离子不共存的条件即离子反应发生条件例如：下列离子能共存的是（ ） （A ）Na +、CO 32—、Cl －、H +（B ）SO 42—、K +、NO 、OH －（C）Ba2+、NO、Na+、CO32—（D）H+、SO42—、OH－、Na+分析：两种离子若结合生成难溶物或难电离物质（即弱酸、弱碱、H2O）或气体，则不能共存。
（A）CO32—与H+不共存CO32—+2H+＝H2O+CO2↑（C）Ba2+与CO32—不共存 Ba2++CO32—＝BaCO3↓（D）H+与OH－不共存H+＋OH－＝H2O∴选（B）例题分析：1．下列离子方程式是否正确将错误的离子方程式改正过来。
（1）硫化亚铁与稀硫酸作用：2H++S2-＝H2S↑（2）硫酸与氢氧化钡溶液混合 H++SO42—+Ba2++OH－＝BaSO4↓+H2O（3）次氯酸钠(NaClO)与稀盐酸混合 ClO－+H+＝HClO（4）FeCl2与Cl2反应生成FeCl3Fe2++Cl2＝Fe3++2Cl－分析：（1）FeS难溶于水，不能拆成离子改为：FeS+2H+＝Fe2++H2S↑（2）1个H2SO4分子可电离出2个H+，1个Ba(OH)2可电离出2个OH－，2个H+和2个OH－都参加反应。
改为：2H++SO42—+Ba2++2OH－＝BaSO4↓+2H2O（3）HClO是弱酸，不能拆成离子∴正确。
（4）反应前后离子所带电荷数不相等，得失电子不守恒改为：2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－2．选出适宜的物质，写出与下列离子方程式相应的化学方程式（写两个）（1）H++OH－＝H2O （2）2H++CO32—＝H2O+CO2↑分析：先要明确某离子代表哪一类物质，再根据离子方程式写出相应的化学方程式。
（1）H +代表强酸，可选H 2SO 4、HNO 3、HCl 、HBr 、HI ；OH －代表强碱，可选KOH 、NaOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2；但不能选H 2SO 4和Ba(OH)2，因为Ba 2+和SO 42—也参加反应，其离子方程式为：Ba 2++2OH －+2H ++SO 42—＝BaSO 4↓+2H 2O 不符合已知的离子方程式。
其它的强酸和强碱都可以选用。
HNO 3+NaOH ＝NaNO 3+H 2O HCl+KOH ＝KCl+H 2O 。
（2）H +代表强酸，CO 32—代表可溶性碳酸盐，包括K 2CO 3、Na 2CO 3、(NH 4)2CO 3，任选一组都符合题意。
2HCl+K 2CO 3＝2KCl+H 2O+CO 2↑ 2HNO 3+Na 2CO 3＝2NaNO 3+H 2O+CO 2↑参考练习：1．下列说法正确的是（ ）A．电解质都能导电B．SO3溶于水能导电，所以SO3是电解质C．NaCl溶液能导电所以NaCl溶液是电解质D．不导电的化合物可能是电解质2．下列各组离子能够共存的是（）A．H+、Na+、F－、K+B．Ba2+、Cl－、OH－、Cu2+C．SO42—、H+、Na+、NOD．S2+、Na+、Fe2+、H+3．下列离子方程式正确的是（）A．大理石与盐酸反应：CO32—+2H+＝H2O+CO2↑B．氢氧化铁与硝酸反应：OH－+H+＝H2OC．将过量NaHCO3滴入石灰水中：2HCO3—+Ca2++2OH－＝CaCO3↓+CO32—+2H2OD．铜与硝酸银溶液反应：Cu+Ag+＝Cu2++Ag4．欲除去下列物质中的杂质（括号中物质为杂质，可选用的物质填在横线上，写出相应的离子方程式。
）（1）HNO3(HCl)_______________________________（2）CaCl2(HCl)______________________________（3）NaOH(Ca(OH)2)___________________________5．写出下列反应的离子方程式（1）Na2S与HCl（2）BaCO3与HNO3（3）NaHSO4与NaOH（4）Cl2+H2O＝HCl+HClO6．选出适宜物质，写出下列离子方程式相应的化学方程式（写一个）（1）Ca 2++CO 32—＝CaCO 3↓ （2）Zn+Cu 2+＝Zn 2++Cu （3）Cu 2++2OH －＝Cu(OH)2↓ （4）H ++ClO －＝HClO参考练习答案： 1．D 2．C 3．C4．（1）AgNO 3 Ag ++Cl －＝AgCl ↓ （2）CaCO 3 CaCO 3+2H +＝Ca 2++H 2O+CO 2↑（3）Na 2CO 3 Ca 2++CO ＝CaCO 3↓ 5．（1）S 2-+2H +＝H 2S ↑ （2）BaCO 3+2H +＝Ba 2++H 2O+CO 2↑ （3）H ++OH －＝H 2O（4）Cl 2+H 2O ＝H ++Cl －+HClO 6．（1）CaCl 2+Na 2CO 3＝CaCO 3↓+2NaCl （2）Zn+CuCl 2＝ZnCl 2+Cu（3）CuSO 4+2NaOH ＝Cu(OH)2↓+Na 2SO 4 （4）HCl+NaClO ＝HClO+NaCl练习——离子反应一、选择题1．下列物质中：① Cu ；② 液态氯化氢；③干冰；④ 水；⑤ BaSO 4；⑥ 熔融氢氧化钠；⑦ 稀硫酸；⑧ 冰醋酸；⑨ 乙醇；⑩ 固体氯化钠。