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3、离子方程式表示的意义： 离子方程式反映了离子反应的实质，它不仅能表示一定物 质间的某个反应，而且可以表示同一类型的离子反应。
• 4、书写“十不忽视” • 反应条件（如加热、不加热）； • 溶液浓度（浓、稀）； • 物质聚集状态（气、液、固）； • 电荷守恒； • 方程式的正确化简； • 电解质的强弱； • 电解质的溶解性； • 电离平衡与水解平衡； • 难 Na溶2S物生的成溶Cu解S度沉淀的而大不小是（C如uC(OuHS)O2）4溶；液与 • 水解相互促进等。
五、离子大量共存的规律
1、离子间是否发生反应 （1）离子之间是否发生复分解反应
①生成难溶的物质
②生成易挥发的物质
③生成难电离的物质 H＋与OH－、CH3COO－、CN－、SiO32－、ClO－、PO43－不共存
（2）离子间是否发生氧化还原反应
此外，在酸性条件下，S2O32－、SO32－与S2－、ClO－与 Cl－、ClO3－与Cl－、MnO4－与Cl－都因发生氧化反应不能 大量共存。
元素与物质世界2修改版
考纲要求
1．了解电解质概念。了解强电解质和弱 电解质的概念。
2．了解离子反应概念、离子反应发生条 件。
3．能正确书写化学方程式和离子方程式， 并能够进行有关计算
一、电解质和非电解质
1、电解质和非电解质
电解质
非电解质
定义
在水溶液中或熔化状态下 能导电的化合物
在水溶液中和熔化状态下都 不导电的化合物
盐酸＋Ca(ClO)2溶液: H＋＋ClO－＝HClO 稀醋酸＋苯酚钠溶液 NH4Cl溶液＋NaOH溶液: NH3＋＋OH－＝NH3·H2O
（3）生成或挥发性物质 如：SO2、CO2、NH3、H2S等。
（4）发生氧化还原反应，具有较强氧化性的 离子与具有较强还原性的离子不能共存，
（5）形成络合物
（6）弱酸的酸根与弱碱的阳离子因易发生 双水解反应。
（3）离子间是否发生了双水解反应
（4）是否发生络合反应：Fe3＋与SCN－因发生 络合反应不能大量共存。
此外，还有以下四种情况应注意：
①弱酸的酸式酸根离子既不能与H＋大量共存，又不能 与OH－大量共存。
如：HS－＋H＋＝H2S↑，HS－＋OH－＝S2－＋H2O。 ②能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存。
NaHSO4=Na++HSO4- 熔融状态
4，溶液的导电能力
（1）电解质本身不一定导电，导电的也不一定 是电解质。
（2）离子化合物一般在水溶液中和熔化状态下 都能导电，而共价化合物只能在水溶液中导电， 熔化时（即液体）不导电，据此熔化状态下是否 导电可以区别离子化合物和共价化合物。
（3）溶液的导电能力决定于溶液中离子的总浓度 和所带的电荷数，而与溶液中离子总数不一定成 正比，与电解质的强弱也不一定成正比。导电性 强的溶液不一定是强电解质溶液；强电解质溶液 的导电能力不一定强于弱电解质。
强调：
（1）典型的强、弱电解质 （2）BaSO4、AgCl 等难溶于水，熔化或熔于水 的部分是全部电离的，所以它们是强电解质。
（3）强、弱电解质的根本区别是全部电离还是 部分电离，而不是通过溶液的导电性强弱来确定。
（4）溶解和电离是不同的概念：如：BaSO4＝ Ba2＋＋SO42-表示电离，因为BaSO4是强电解质， 无电离平衡，而BaSO4（s）≒Ba2＋＋SO42-，则 表示该物质的溶解平衡，这是一个可逆过程．
3、电解质的电离 表示电解质电离的式子叫电离方程式
（1）强电解质的电离
MgCl2=Mg2++2Cl（2）弱电解质的电离
H2SO4=2H++SO42— NaOH=Na++OH-
NH3·H2O
NH4 &O3-
HCO3-
H++CO32-
（3）酸式盐的电离
NaHCO3：NaHCO3=Na++HCO3NaHSO4：NaHSO4=Na++H++SO42— 水溶液
三、离子反应的概念、本质、条件
1、概念：有离子参加或者有离子生成的反应。 2、本质：反应物的某些离子浓度的减小。 3、离子反应的条件
（1）生成难溶的物质 ①常见的难溶物有：
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。
二、电解质的电离及电解质溶液的 导电性
1．电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动 离子的过程称为电离。用电离方程式表示。
２．与金属的导电原理（通过内部自由电子的 定向移动）不同，电解质溶液之所以能够导电， 是因为溶液中存在自由移动的离子；在一定浓 度范围内，溶液导电能力的强弱与溶液中离子 的浓度有关：离子浓度越高，溶液的导电能力 越强。
相同点
都是与溶解性无关的化合物
在一定条件下能电离
不同点 在水溶液中或熔化状态下 能导电
离子化合物和部分共价化 与常见物 合物
质类别 通常为酸、碱、盐、水、 的关系 典型金属氧化物、某些
非金属氢化物等
不能电离
在水溶液中和熔化状态下都 不导电
全是共价化合物
通常为非金属氧化物、某些 非金属氢化物、绝大多 数有机物等
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)
（2）生成难电离的物质 ①常见的难电离的物质
②反应规律：由强酸制弱酸，由强碱制弱碱。 如：
四、离子方程式及其书写
1、定义：用实际参加反应的离子符号来表 示离子反应的式子。
2、离子方程式的书写步骤：四步法。 “一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式 “二改”：把易溶于水、易电离物质改写成离子形式 （最关键的一步）： “三删”：删去方程式两边未参加反应的离子； “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、强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
概念
在水溶液中全部电离 在水溶液中只有一部分电
成离子的电解质
离成离子的电解质
电离程度 完全
部分
溶液里粒子 物质结构
水合离子
离子化合物、某些 共价化合物
水合分子、水合离子 某些共价化合物
与常见物质类 通常为强酸、 别的关系 强碱、绝大多数盐.
通常为弱酸、 弱碱、极少数盐、水
• 4、书写“十不忽视” • 反应条件（如加热、不加热）； • 溶液浓度（浓、稀）； • 物质聚集状态（气、液、固）； • 电荷守恒； • 方程式的正确化简； • 电解质的强弱； • 电解质的溶解性； • 电离平衡与水解平衡； • 难 Na溶2S物生的成溶Cu解S度沉淀的而大不小是（C如uC(OuHS)O2）4溶；液与 • 水解相互促进等。
五、离子大量共存的规律
1、离子间是否发生反应 （1）离子之间是否发生复分解反应
①生成难溶的物质
②生成易挥发的物质
③生成难电离的物质 H＋与OH－、CH3COO－、CN－、SiO32－、ClO－、PO43－不共存
（2）离子间是否发生氧化还原反应
此外，在酸性条件下，S2O32－、SO32－与S2－、ClO－与 Cl－、ClO3－与Cl－、MnO4－与Cl－都因发生氧化反应不能 大量共存。
元素与物质世界2修改版
考纲要求
1．了解电解质概念。了解强电解质和弱 电解质的概念。
2．了解离子反应概念、离子反应发生条 件。
3．能正确书写化学方程式和离子方程式， 并能够进行有关计算
一、电解质和非电解质
1、电解质和非电解质
电解质
非电解质
定义
在水溶液中或熔化状态下 能导电的化合物
在水溶液中和熔化状态下都 不导电的化合物
盐酸＋Ca(ClO)2溶液: H＋＋ClO－＝HClO 稀醋酸＋苯酚钠溶液 NH4Cl溶液＋NaOH溶液: NH3＋＋OH－＝NH3·H2O
（3）生成或挥发性物质 如：SO2、CO2、NH3、H2S等。
（4）发生氧化还原反应，具有较强氧化性的 离子与具有较强还原性的离子不能共存，
（5）形成络合物
（6）弱酸的酸根与弱碱的阳离子因易发生 双水解反应。
（3）离子间是否发生了双水解反应
（4）是否发生络合反应：Fe3＋与SCN－因发生 络合反应不能大量共存。
此外，还有以下四种情况应注意：
①弱酸的酸式酸根离子既不能与H＋大量共存，又不能 与OH－大量共存。
如：HS－＋H＋＝H2S↑，HS－＋OH－＝S2－＋H2O。 ②能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存。
NaHSO4=Na++HSO4- 熔融状态
4，溶液的导电能力
（1）电解质本身不一定导电，导电的也不一定 是电解质。
（2）离子化合物一般在水溶液中和熔化状态下 都能导电，而共价化合物只能在水溶液中导电， 熔化时（即液体）不导电，据此熔化状态下是否 导电可以区别离子化合物和共价化合物。
（3）溶液的导电能力决定于溶液中离子的总浓度 和所带的电荷数，而与溶液中离子总数不一定成 正比，与电解质的强弱也不一定成正比。导电性 强的溶液不一定是强电解质溶液；强电解质溶液 的导电能力不一定强于弱电解质。
强调：
（1）典型的强、弱电解质 （2）BaSO4、AgCl 等难溶于水，熔化或熔于水 的部分是全部电离的，所以它们是强电解质。
（3）强、弱电解质的根本区别是全部电离还是 部分电离，而不是通过溶液的导电性强弱来确定。
（4）溶解和电离是不同的概念：如：BaSO4＝ Ba2＋＋SO42-表示电离，因为BaSO4是强电解质， 无电离平衡，而BaSO4（s）≒Ba2＋＋SO42-，则 表示该物质的溶解平衡，这是一个可逆过程．
3、电解质的电离 表示电解质电离的式子叫电离方程式
（1）强电解质的电离
MgCl2=Mg2++2Cl（2）弱电解质的电离
H2SO4=2H++SO42— NaOH=Na++OH-
NH3·H2O
NH4 &O3-
HCO3-
H++CO32-
（3）酸式盐的电离
NaHCO3：NaHCO3=Na++HCO3NaHSO4：NaHSO4=Na++H++SO42— 水溶液
三、离子反应的概念、本质、条件
1、概念：有离子参加或者有离子生成的反应。 2、本质：反应物的某些离子浓度的减小。 3、离子反应的条件
（1）生成难溶的物质 ①常见的难溶物有：
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。
二、电解质的电离及电解质溶液的 导电性
1．电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动 离子的过程称为电离。用电离方程式表示。
２．与金属的导电原理（通过内部自由电子的 定向移动）不同，电解质溶液之所以能够导电， 是因为溶液中存在自由移动的离子；在一定浓 度范围内，溶液导电能力的强弱与溶液中离子 的浓度有关：离子浓度越高，溶液的导电能力 越强。
相同点
都是与溶解性无关的化合物
在一定条件下能电离
不同点 在水溶液中或熔化状态下 能导电
离子化合物和部分共价化 与常见物 合物
质类别 通常为酸、碱、盐、水、 的关系 典型金属氧化物、某些
非金属氢化物等
不能电离
在水溶液中和熔化状态下都 不导电
全是共价化合物
通常为非金属氧化物、某些 非金属氢化物、绝大多 数有机物等
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)
（2）生成难电离的物质 ①常见的难电离的物质
②反应规律：由强酸制弱酸，由强碱制弱碱。 如：
四、离子方程式及其书写
1、定义：用实际参加反应的离子符号来表 示离子反应的式子。
2、离子方程式的书写步骤：四步法。 “一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式 “二改”：把易溶于水、易电离物质改写成离子形式 （最关键的一步）： “三删”：删去方程式两边未参加反应的离子； “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、强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
概念
在水溶液中全部电离 在水溶液中只有一部分电
成离子的电解质
离成离子的电解质
电离程度 完全
部分
溶液里粒子 物质结构
水合离子
离子化合物、某些 共价化合物
水合分子、水合离子 某些共价化合物
与常见物质类 通常为强酸、 别的关系 强碱、绝大多数盐.
通常为弱酸、 弱碱、极少数盐、水