离子反应教学讲义
《氧化还原反应和离子反应》 讲义
《氧化还原反应和离子反应》讲义一、氧化还原反应1、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是化学反应中一类重要的反应类型，其特征是存在元素化合价的升降。
在氧化还原反应中，化合价升高的物质被氧化，发生氧化反应；化合价降低的物质被还原，发生还原反应。
例如，在反应 2H₂＋ O₂＝ 2H₂O 中，氢元素的化合价从 0 升高到＋1，氢被氧化；氧元素的化合价从 0 降低到－2，氧被还原。
氧化还原反应中，还涉及到氧化剂和还原剂的概念。
氧化剂是在反应中得到电子（化合价降低）的物质，它具有氧化性，能够氧化其他物质；还原剂则是在反应中失去电子（化合价升高）的物质，它具有还原性，能够还原其他物质。
2、氧化还原反应的实质氧化还原反应的实质是电子的转移。
这种电子转移可以是电子的得失，也可以是电子的偏移。
以氯化钠的形成过程为例，钠原子失去一个电子形成钠离子（Na⁺），氯原子得到一个电子形成氯离子（Cl⁻），通过电子的转移，形成了稳定的离子化合物氯化钠（NaCl）。
3、氧化还原反应的表示方法（1）双线桥法用双线桥法表示氧化还原反应时，要分别从反应物中化合价发生变化的元素指向生成物中对应元素，在线桥上标明电子的得失和化合价的升降。
例如，对于反应 Cu ＋ 2H₂SO₄(浓) ＝ CuSO₄＋ SO₂↑ ＋ 2H₂O，双线桥法表示为：从铜元素指向硫酸铜中的铜元素，线上标明“失去 2e⁻，化合价升高”；从硫酸中的硫元素指向二氧化硫中的硫元素，线上标明“得到2e⁻，化合价降低”。
（2）单线桥法单线桥法是从还原剂中失去电子的元素指向氧化剂中得到电子的元素，在线桥上标明转移的电子总数。
对于上述反应，单线桥法表示为：在反应物之间，从铜元素指向硫元素，线上标明“2e⁻”。
4、常见的氧化剂和还原剂常见的氧化剂有氧气、氯气、浓硫酸、硝酸、高锰酸钾等。
这些物质在反应中容易得到电子，使其他物质被氧化。
常见的还原剂有金属单质（如钠、铁等）、氢气、一氧化碳、硫化氢等。
必修1 第二章 第一节 离子反应讲义
离子反应知识要点一、电解质与非电解质（教材30页，资料36、37页）二、强电解质与弱电解质（资料36页）三、电离方程式的书写（教材30页，资料36、38、39页）四、溶液导电原因及导电能力（资料36页）五、离子反应和离子方程式（教材31~32页，资料39、40页）六、离子方程式的书写（教材31~32页）1、书写注意事项（资料40、41、43页）2、离子方程式的正误判断（资料41页）3、与量有关的离子方程式的书写与判断（资料43页）七、判断溶液中离子能否大量共存的规律（即判断能否发生离子反应——能反应则不共存、资料41页）八、离子的鉴定与推断（资料42页）知识详解一、电解质与非电解质电解质——在或均能够导电的（、、、、）(提醒：无氧酸——HCl或液态HCl是电解质；晶体中含有阴、阳离子，但是自由移动，也不能导电) 非电解质——在水溶液和熔融状态下均导电的化合物（、、）两者的区别在于看能导电的离子是否是电离出来的。
电解质与非电解质均是指化合物而言，而单质与混合物均不说电解质与非电解质，NaCl的水溶液只能说是电解质溶液。
二、强电解质与弱电解质（资料36页）部分电离“COOH43因为它溶解的一点点是完全电离的；Pb(CH3COO)2能溶于水，但是属于弱电解质，因为它在溶液中只有部分电离。
三、电离方程式的书写（资料36、38、39页）电离——电解质溶于水或受热熔化时，离解成自由移动离子的过程。
它不需要通电，是电解质溶液能够导电的前提。
电离方程式：用离子称号或化学式来表示电解质电离的式子。
方程式的右边一定有阴离子和阳离子同时存在。
1、强电解质完全电离“===”NaOH===Na＋＋OH－H2SO4===2H＋＋SO42－Al2(SO4)3===2Al3＋＋3SO42－Na 2O 2Na ＋＋O 2－(O 2－只能存在于熔融状态或固体中，不能存在于水溶液中，在水中－2价的O 通常为OH －、H 2O 、含氧酸根) 2、弱电解质部分电离 “” ⑴一元弱酸、弱碱一步电离 HClO H ＋＋ClO － CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋ NH 3·H 2O NH 4＋＋OH －⑵二元以上弱酸分步电离，一次只电离出一个H +H 2CO 3H ＋＋HCO 3－一级电离程度大HCO 3－H ＋＋CO 32－二级电离程度远远小于一级电离 ⑶多元弱碱只要求一步写出全部电离过程Fe(OH)3Fe 3＋＋3OH －⑷两性氢氧化物按两种方式电离 H ＋＋AlO 2－＋H 2O Al(OH)3 Al 3＋＋3OH － 3、 酸式盐的电离 ⑴强酸的酸式盐： NaHSO 4Na ＋＋H ＋＋SO 42－(水溶液显酸性) NaHSO 4Na ＋＋HSO 4－⑵弱酸的酸式盐(只考虑在水溶液中的电离)：NaHCO 3 === Na ＋＋HCO 3－(水溶液显弱碱性) KHS === K ＋＋HS － (水溶液显弱碱性)KH 2PO 4 === K ＋＋H 2PO 4－ (水溶液显弱酸性)四、溶液导电原因及导电能力（资料36页）1、溶液导电的原因是存在自由移动．．．．的阴、阳离子．．．．．2、溶液的导电能力与离子浓度大小．．．．．．、离子所带电荷数大小有关 注意：1、不能用溶液能否导电来判断所溶解的物质是电解质还是非电解质；只能根据溶液中的阴、阳离子是否是由溶质直接电离来判断是否为电解质或非电解质2、不能根据溶液导电能力的大小来判断强电解质或弱电解质，只能根据溶质是否完全电离来判断强电解质或弱电解质3、溶液的导电性实验中，导电能力大小随离子浓度的增大而增大，随离子浓度的减小而减小。
化学同步讲义：离子反应
(7)碳酸氢钠溶液和稀盐酸反应的化学方程式为：NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑，则离子方程式为：
HCO3- +H+ = H2O+CO2↑，故答案为： HCO3- +H+ = H2O+CO2↑；
(8)硫酸氢钠溶液和氢氧化钠溶液反应的化学方程式为：NaHSO4+NaOH=Na2SO4+H2O，则离子方程式为： H++OH-=H2O，故答案为：H++OH-=H2O。 3．写出下列反应的离子方程式： （1）铜与浓硝酸共热反应 （2）铝与氢氧化钠溶液反应 （3）碳与浓硝酸共热反应 （4）实验室制氯气 （5）氧化铝与盐酸反应 （6）氯化铝与过量氢氧化钠溶液反应 （7）少量二氧化碳通入偏铝酸钠溶液中反应 （8）二氧化氮与水反应制硝酸 （9）锌与稀硝酸反应 （10）氯酸钾与浓盐酸常温下反应制氯气 【答案】（1）Cu+4H++2NO3-=Cu2++2NO2↑+2H2O （2）2Al＋2OH－＋2H2O＝2AlO2－＋3H2↑
CaCO3↓，故答案为： CO32- +Ca2+ = CaCO3↓；
(4)氢氧化钡溶液与硫酸溶液的反应方程式为：Ba(OH)2+H2SO4=BaSO4↓+2H2O，则离子方程式为：
Ba2++2OH-+2H++
SO
24
=
BaSO4↓+2H2O，故答案为：Ba2++2OH-+2H++
SO
24
=
BaSO4↓+2H2O；
1．（2022·上海市七宝中学高一期末）下列反应能用离子方程式 H OH =H2O 表示的是
离子反应讲课稿
1.1 离子反应在溶液(或熔化态)中有离子参与或有离子生成的化学反应统称离子反应。
它包括有离子参与或有离子生成的氧化还原反应和非氧化还原反应两大类。
1.2 强电解质和弱电解质在溶液中（或熔化状态）本身能发生电离的化合物叫电解质，不能发生电离的化合物叫非电解质。
在溶液中能全部电离成离子的电解质叫强电解质，它包括大多数的盐类、强酸和强碱。
;在溶液中只有部分电离为离子的电解质叫弱电解质，它包括弱酸（H2SO3、HF、HClO）以及弱碱（NH3•H2O）等。
2 离子反应规律2.1 复分解反应发生的条件对于复分解反应而言，有下列三种物质之一生成的反应就能进行完全：①更难溶物质；②更难电离的物质；③气态物质。
简言之，复分解反应的方向总是朝着有利于某种离子浓度减少的一方进行。
(1)沉淀的生成及转化常见难溶物有：①酸：H2SiO3 ；②碱：Mg(OH)2 、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；③盐:AgCl、AgBr、AgI、BaCO3、BaSO4、Ca3(PO4)2等。
2)更弱电解质的生成常见弱电解质有：①弱酸：HF、H2CO3、HClO、CH3COOH等；②弱碱：NH3•H2O；③其它：H2O、C6H5OH 等(3) 气态物质生成常见气态物有：SO2、CO2、NH3、H2S 等2.2 强酸制弱酸（强强生弱）规律及应用反应的方向总是朝着生成更难电离的更弱的酸碱的一方进行的，即要符合“强酸制弱酸”或谓“强强生弱”规律，可简记为”左强右弱”。
3 离子方程式的书写3.1.1 离子方程式书写方法步骤—“写拆删查“以次氯酸钠溶液中通入二氧化碳为例第一步“写“ 2NaClO + CO2 + H2O ＝ 2HClO + Na2CO3第二步“拆“ 2Na+ + 2ClO- + CO2 + H2O ＝ 2HClO + 2Na+ + CO32-第三步“删“ 2ClO- + CO2 + H2O ＝ 2HClO + CO32-第四步“查“查原子个数、离子电荷是否配平[说明]①原则上说，电解质要不要拆分改写为离子形式，应以物质客观存在的形式为依据。
离子反应 讲义
第二节离子反应第一课时一、物质导电的原因：①金属导电——自由移动的电子。
②电解质溶液：自由移动的阴阳离子。
③熔融状态下（离子化合物）：自由移动的阴阳离子。
注意：①离子化合物在水溶中和熔融状态下都可导电。
②共价化合物只有在水溶中才能导电，熔化状态下不能导电二、电解质1、电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
例如：H2O、HNO3、HCl、H2SO4、NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2、H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、NaCl、CaCO3、BaSO4、AgNO3等。
理解：①电解质和非电解质都是指纯净物，混合物和单质既不是电解质也不是非电解质。
②条件：在水溶液中或熔融状态下能够导电③“或”是指具备其中一个条件即可。
④NaCl溶于水其溶液可以导电，NaCl是电解质但是NaCl溶液不是电解质也不是非电解质。
⑤电解质溶于水导电而不是与水反应生成的物质电离导电。
如：NH3、SO3等。
2、非电解质：在水溶液和熔化状态下均不导电的化合物。
例如：非金属氧化物（CO、CO2、SO2、SO3、NO2）、NH3、蔗糖、酒精、甲烷、CCl4、苯等有机化合物、醋酸铅。
理解：①非电解质是指纯净物，混合物和单质既不是电解质也不是非电解质。
②条件：在水溶液中和熔融状态下能够导电。
③“和”是指两个条件同时具备。
④共价化合物有可能是电解质也有可能是非电解质。
如：HCl、HNO3、H2O、NH3·H2O 等。
3、强电解质：电解质在水溶液中全部电离出自由移动的阴阳离子。
例如：强酸、强碱大多数盐和金属氧化物。
4、弱电解质：电解质在水溶液中部分电离出自由移动的阴阳离子。
例如：弱酸、弱碱、少数盐和水。
（H2O2也是弱电解质）5、强弱电解质的判断依据：看是否完全电离，完全电离就是强电解质，部分电离就是弱电解质。
说明：完全电离溶液中再无电解质分子，部分电离溶液中还有电解质分子。
注意：①电解质的强弱与其溶解性、与其是离子化合物还是共价化合物无必然关系。
高中化学必修一教案讲义：离子反应的应用——离子共存与推断(教师版)
离子反应的应用——离子共存与推断1．能根据常见离子的性质，判断在给定条件下离子能否大量共存。
2．能根据常见离子的性质，推断离子的存在。
自主梳理判断以下各组离子在溶液中能否大量共存：离子组能否大量共存Na＋、NH＋4、Ca2＋、NO3－、Cl－、CO32－H＋、K＋、NH＋4、CO32－、SO42－、Cl－、NO3－K＋、NH＋4、Na＋、NO3－、OH－、SO42－、Cl－【答案】离子组能否大量共存Na＋、NH＋4、Ca2＋、NO3－、Cl－、CO32－Ca2＋与CO32－反应生成CaCO3沉淀，不能大量共存H＋、K＋、NH＋4、CO32－、SO42－、Cl－、NO3－H＋与CO32－反应生成CO2气体，不能大量共存K＋、NH＋4、Na＋、NO3－、OH－、SO42－、Cl－NH＋4与OH－反应生成难电离的NH3·H2O，不能大量共存预习检测1．（2022年北京市丰台区期中）某工业废水中含有大量的H＋、Cu2＋、Cl－、SO42－。
下列离子中，可能大量存在于该废水中的是A．Na＋B．OH－C．HCO3－D．Ag＋【答案】A【解析】A项，Na＋与H＋、Cu2＋、Cl－、SO42－大量共存，因此能存在该废水中，符合题意；B项，OH－与H＋反应生成水，OH－与Cu2＋生成沉淀，因此不能存在该废水中，不符合题意；C项，HCO3－与H＋反应生成二氧化碳和水，因此不能存在该废水中，不符合题意；D项，Ag＋与Cl－、SO42－都会生成沉淀，因此不能存在该废水中，不符合题意。
2．（2022年湖北省期中）某溶液中存在大量的H＋、SO42－、Cl－，该溶液中还可能大量存在的离子是A．OH－B．NO3－C．Ag＋D．Ba2＋【答案】B【解析】A项，H＋、OH－能够反应生成水，不能大量共存，不符合题意；B．NO3－与H＋、SO42－、Cl－离子之间都不反应，可大量共存，符合题意；C项，Ag＋、Cl－能够结合生成沉淀，不能大量共存，不符合题意；D项，SO42－、Ba2＋能够结合生成沉淀，不能大量共存，不符合题意。
离子反应讲义
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）是否是其本身电离出的离子（4）与溶解性无关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。
常见强酸有：H2SO4、HNO3、HClO4、HClO3、HCl、HBr、HI常见强碱有：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2常见弱酸有：一元：HF、HClO、CH3COOH；二元：H2S、H2SO3、H2CO3、H2SiO3；三元：H3PO4常见弱碱有：NH3·H2O及难溶性碱(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、醋酸铅二、离子反应1．离子反应：有离子参加或生成的反应，把实际参加反应的离子提炼出来反应一类反应的实质。
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四、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。
人教版高一化学必修一《离子反应》讲义(含答案)
书写步骤 类范围 书书规 离子方程式 水溶液中的离子反应 ①非氧化还原反应（复分解反应、双水解反应、络合反应）； ①写离子符号的规则（可溶的强电解质）；②保留化学式的规则③配平规则（同时满足：质量守恒、电子守恒、电荷写、拆、删、查 离子反应【新课标知识梳理】离子反应：1．定义：2．总趋势：3．表示方法：【易错指津】判断离子方程式的正误，应注意以下问题：①查是否违背反应事实，如铁跟硝酸反应：Fe+2H +=Fe 2++H 2↑（错误）。
②查电荷守恒（这是高考考查重点），如Fe+ Fe 3+=2Fe 2+是错误的。
③查化学式能否拆成离子，如硫化亚铁与盐酸反应的离子方程式不能写成：S 2-+2H +=H 2S↑。
④查是否漏写离子反应，如硫酸铜和氢氧化钡溶液反应的离子方程式不能写成：Ba 2++SO 42-=BaSO 4↓。
⑤查离子的配比数是否正确，如硫酸和氢氧化钡溶液反应的离子方程式不能写成：H ++SO 42-+ Ba 2++2OH -= BaSO 4↓+H 2O 。
⑥查反应物因过量或少量导致产物的不同，如往小苏打溶液中加入少量澄清石灰水的离子方程式为：Ca 2++2OH -+2HCO 3-=CaCO 3↓+2H 2O+CO 32-；往澄清石灰水加入少量小苏打溶液的离子方程式为：Ca 2++OH -+HCO 3-=CaCO 3↓+H 2O 。
⑦电解质溶液中的反应，其本质是离子间的反应。
用离子方程式所反映的是物质在溶液中存在的主要形式，而不一定是真实参与反应的离子。
如H 2S 通入NaOH 溶液，H +来自H 2S 的微弱电离：H 2S H ++HS -。
若H 2S 气体通入NaOH 溶液，由于上述H 2S 电离出来的H +被OH -中和，电离过程不断进行，反应的离子方程式为H 2S+OH -=HS -+H 2O ，若NaOH 过量，则反应的离子方程式为H 2S+2OH -=S 2-+2H 2O 。
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离子反应教学讲义1.电解质和非电解质(1)分类依据(2)电解质的强弱与物质类别的关系2．电离方程式的书写(1)强电解质：完全电离，用“□10===”表示。
如：H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为□11H2SO4===2H＋＋SO2－4、□12NaOH===Na＋＋OH－、□13(NH4)2SO4===2NH＋4＋SO2－4。
(2)弱电解质：部分电离，用“□14”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 的电离方程式为H2S□15H＋＋HS－。
②多元弱碱中学化学一步写出。
如：Cu(OH)2□16Cu2＋＋2OH－。
③两性氢氧化物双向电离。
如Al(OH)3的电离方程式：□17H＋＋AlO－2＋H2O Al(OH)3Al3＋＋3OH－。
(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□18NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4，在熔融状态下的电离方程式为□19NaHSO4===Na＋＋HSO－4。
②多元弱酸酸式盐，不写酸式酸根部分的电离。
如：NaHCO3□20===Na＋＋HCO－3。
3．离子反应(1)概念：□21有离子参加或生成的化学反应。
(2)实质：溶液中离子的种类或浓度发生□22改变。
(3)离子反应发生的条件①发生复分解反应②发生氧化还原反应强氧化性物质＋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发生络合反应：如AgOH＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋OH－＋2H2O4．离子方程式(1)书写步骤：以CaCO3与盐酸的反应为例。
(2)意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应，如氢氧化钠溶液和盐酸反应、氢氧化钙溶液和硝酸反应的离子方程式，都可用H＋＋OH－===H2O来表示。
1.判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，并指明错因。
(1)Cl2的水溶液能导电，所以Cl2是电解质。
(×)错因：Cl2溶于水与水反应生成电解质，其本身不是电解质。
(2)BaSO4的水溶液的导电性很弱，故它是弱电解质。
(×)错因：BaSO4难溶于水，但熔化时完全电离。
(3)NaHCO3在水溶液中的电离：NaHCO3Na＋＋H＋＋CO2－3。
(×)错因：NaHCO3是可溶性盐，其电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO－3。
(4)H2SO3在水溶液中电离：H2SO32H＋＋SO2－3。
(×)错因：弱酸分步电离。
(5)Fe和稀盐酸反应：2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑。
(×)错因：Fe与稀盐酸反应生成Fe2＋。
(6)Na2O2固体与水反应：2O2－2＋2H2O===4OH－＋O2↑。
(×)错因：书写离子方程式时Na2O2不拆。
(7)FeO和稀HNO3的反应：FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O。
(×)错因：HNO3有强氧化性，与FeO反应生成Fe3＋。
2．教材改编题(据人教必修一P34 T6)下列离子方程式，正确的是()A．稀HNO3和Fe反应：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑B．生石灰与稀盐酸反应：CaO＋2H＋===Ca2＋＋H2OC．钠与CuSO4溶液反应：Na＋Cu2＋===Na＋＋CuD．稀盐酸滴在石灰石上：CO2－3＋2H＋===H2O＋CO2↑答案 B考点一电解质及其导电能力[典例1](2018·大连市第二十四中学高三质检)下列说法正确的一组是()①不溶于水的盐都是弱电解质②可溶于水的盐都是强电解质③0.5 mol·L －1一元酸溶液H＋浓度为0.5 mol·L－1④25 ℃时，0.1 mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴阳离子⑥熔融的电解质都能导电A．①③⑤⑥B．②④⑤⑥C．只有④⑤D．只有⑥解析①电解质的强弱与溶解性无关，不溶于水的盐可能是强电解质，如硫酸钡，故①错误；②电解质的强弱与溶解性无关，可溶于水的盐可能是弱电解质，如醋酸铅，故②错误；③0.5 mol·L－1一元酸溶液H＋浓度不一定为0.5 mol·L－1，如醋酸，故③错误；④H2S是弱电解质，在水溶液中仅少部分电离；Na2S是强电解质，在水溶液中完全电离，故导电能力Na2S溶液比同温下同浓度的H2S溶液强，④正确；⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴阳离子，故⑤正确；⑥酸在熔融状态时均不导电，只有溶于水时才导电，故⑥错误。
答案 C名师精讲1．电解质、非电解质判断(1)电解质不一定能导电，如固态NaCl、液态HCl等；能导电的物质不一定是电解质，如金属单质、NaCl溶液。
(2)自身电离生成离子而导电的化合物才是电解质，如CO2、SO3、SO2、NH3的水溶液能导电，但是它们属于非电解质。
(4)“非电解质”与“不是电解质”不同，“不是电解质”包括：“非电解质”、单质和混合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质，如Cu、NaCl 溶液等，而“非电解质”的前提必须是化合物。
2．强电解质、弱电解质判断(2)电解质的强弱与其溶解性无关。
如BaSO4难溶于水，但却是强电解质，CH3COOH、NH3·H2O均易溶于水，但是弱电解质。
(3)电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
溶液导电能力的强弱由溶液中能自由移动的离子的浓度决定，也与离子所带电荷数的多少有关。
很稀的强电解质溶液的导电能力较弱，而浓度较大的弱电解质溶液的导电能力可能较强。
因此，强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
1．下列物质中，属于非电解质的是()A．NaOH B．HClC．CO2D．AgCl答案 C解析CO2的水溶液虽能导电，但其是非电解质。
2．下列说法正确的是()A．蔗糖、淀粉、油脂及其水解产物均为非电解质B．HClO是弱酸，但NaClO是强电解质C．KClO3和SO3溶于水后能导电，故KClO3和SO3为电解质D．BaSO4的水溶液不易导电，故BaSO4是弱电解质答案 B解析油脂水解的产物有电解质，A错误；SO3为非电解质，C错误；BaSO4水溶液导电性虽较差，但其溶解的部分能全部电离，所以BaSO4为强电解质，D 错误。
3．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是()答案 C解析铁既不是电解质，也不是非电解质，A错误；NH3是非电解质，BaSO4是强电解质，B错误；碳酸钙是盐，为强电解质，磷酸是中强酸，是弱电解质，乙醇是非电解质，C正确；Fe(OH)3和H2O都是弱电解质，D错误。
考点二离子反应和离子方程式的书写[典例2](2015·天津高考改编)向盛有10 mL 1 mol·L－1NH4Al(SO4)2溶液的烧杯中滴加1 mol·L－1NaOH溶液，沉淀物质的量随NaOH溶液体积变化示意图如下：写出各阶段反应的离子方程式：OA段：_____________；AB段：_____________；BC段：_____________。
解析由函数图像知OH－先与Al3＋结合成Al(OH)3，再与NH＋4结合；最后与Al(OH)3反应。
答案OA段：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓AB段：NH＋4＋OH－===NH3·H2OBC段：Al(OH)3＋OH－===AlO－2＋2H2O名师精讲1．书写离子方程式应注意的问题(1)易溶且易电离的物质(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。
(2)书写离子方程式时，浓硫酸不能拆写成离子形式，而浓硝酸、浓盐酸要拆写成离子形式。
(3)多元弱酸的酸式酸根不能拆写成离子形式，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO2－3”。
(4)氨水作为反应物写为NH3·H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，写为“NH3↑＋H2O”。
(5)拆写时，微溶物的澄清溶液要写成离子形式：呈浑浊状态或沉淀时要写成化学式，如澄清石灰水表示为“Ca2＋＋2OH－”，而石灰乳表示为“Ca(OH)2”。
(6)盐类水解的离子方程式不要忘记“”。
2．强化记忆盐、碱溶解性钾、钠、铵盐、硝酸盐都易溶；硫酸盐不溶铅和钡；盐酸盐不溶银亚汞；微溶物有四种；强碱大多数都易溶。
说明(1)四种微溶物是指Ag2SO4、CaSO4、MgCO3、Ca(OH)2。
(2)AgCl、AgBr、AgI、BaSO4及微溶的CaSO4、Ag2SO4都难溶于稀强酸。
3．与量有关的离子方程式的书写方法(1)反应连续性主要指生成物又能与过量的反应物继续反应而导致其离子方程式与用量有关。
书写时首先判断出某种反应物质是否过量，再根据原理书写。
如将CO2通入NaOH溶液中，首先发生反应：CO2＋2OH－===CO2－3＋H2O，继续再通入CO2，CO2与新生成的CO2－3发生反应：CO2－3＋H2O＋CO2===2HCO－3，故过量CO2与NaOH溶液反应的离子方程式为CO2＋OH－===HCO－3。
(2)反应先后型一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟同一种反应物反应，但因反应顺序不同而离子方程式不同，又称为竞争型。
“竞争反应，强者优先”规律依据“竞争反应，强者优先”的规律，解决离子反应的先后顺序问题，解答时先确定出反应先后的离子，再分步书写出离子方程式。
如：向含有Na＋、OH－、CO2－3、AlO－2的溶液中，逐滴加入盐酸，因为结合质子的能力：OH－＞AlO－2＞CO2－3>Al(OH)3，故反应的先后次序为：①H＋＋OH－===H2O②H＋＋AlO－2＋H2O===Al(OH)3↓＋2H＋===CO2↑＋H2O③CO2－3④Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O(3)物质配比型当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时(一般为复盐或酸式盐)，一种组成离子恰好完全反应，另一种组成离子不能完全反应(有剩余或不足)的离子方程式的类型。
物质配比型离子方程式的书写——“少定多变”法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：“少定”——即定HCO－3的物质的量为1 mol，“多变”——1 mol HCO－3能与1 mol OH－发生反应，得到1 mol H2O和1 mol CO2－3，1 mol CO2－3再与1 mol Ca2＋结合生成CaCO3沉淀。