离子反应规律小结
离子反应规律小结
离子反应规律小结
离子反应的本质是某些离子浓度的减小。
可分为溶液中的离子反应与非水熔融条件下的离子反应。
也可分为非氧化还原反应和氧化还原反应。
非氧化还原反应使离子浓度减小的途径是生成气体，沉淀，弱电解质（难电离）。
氧化还原反应通过调节浓度、温度、酸度，提高物质的氧化性和还原性，易发生反应而使离子浓度减小。
离子反应也像有机物反应那样存在竞争反应，我们可以从不同方面进行分析。
一定条件下，某方面的原因起了主要作用，反应的现象就表现为某个事实。
可概括为六个字的规律：“强弱”、“大小”、“高低”
一、反应物、生成物为可溶物，水溶液中的反应，遵守“强制弱”规律（取决于电离能力，看电离常数K，取决于氧化性大小，还原性大小）
二、反应物为可溶物，生成物难溶物，在水溶液中的反应，遵守“大制小”规律（取决于溶解度，看Ksp）
例1、少量CO2通入Ca(ClO)2溶液中，反应为：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
过量CO2通入Ca(ClO)2溶液中，反应为：Ca(ClO)2+2CO2+2H2O=Ca(HCO3)2+2HClO
当生成物中有难溶物时，生成弱酸与生成难溶物存在竞争，竞争结果是生成难溶物。
少量CO2通入NaAlO2溶液中则发生反应为：
2NaAlO2+3H2O+CO2= 2Al(OH)3↓+Na2CO3
足量CO2通入NaAlO2溶液中发生反应：NaAlO2+2H2O+CO2=Al(OH)3↓+NaHCO3
例2、H2S气体通入到CuSO4溶液中发生反应为：CuSO4+H2S=CuS↓+H2SO4这是一个典型的弱酸制强酸的例子，反应能进行的原因：生成物中生成了难溶性的CuS，而CuS的溶度积K sp=8.5×10-45。
可以看作反应向着离子浓度减小的方向进行。
与水解、氧化还原反应竞争。
例4、Fe3＋和S2－反应产物可能有：一是酸性条件下发生氧化还原反应，方程式为：2Fe3＋＋S2－＝S↓＋2Fe2＋；二是推测发生双水解反应生成Fe(OH)3沉淀和H2S气体。
三、非水环境，高温下的反应，遵守“高制低”规律（取决于沸点的高低）。
【小结】1、溶液中有沉淀生成的反应，如果违反“强制弱规律”，那么就应该遵守溶解度大的物质制取溶解度小的物质。
2、非水环境的
高温下反应，如果违反“强制弱规律”，那么就应该遵守高沸点物质制取低沸点物质。
离子共存问题规律总结
离子共存问题规律总结引言离子共存是指两种或多种离子在同一溶液中同时存在的现象。
在化学和生物学领域中，我们经常会遇到离子共存问题。
离子共存问题的规律总结对于我们理解溶液中的离子行为、化学反应以及环境污染等都具有重要意义。
本文将总结离子共存问题的一些规律，帮助读者更好地了解离子共存现象。
离子共存的基本原则离子在溶液中的行为受到一些基本原则的制约：1.电荷平衡原则：在溶液中，离子的总正电荷应当等于总负电荷，以保持电中性。
当不同离子共存时，需要满足总正电荷等于总负电荷的条件。
2.晶体溶解平衡原则：离子的溶解和沉淀受到溶液中浓度和溶解度的影响。
当不同离子的溶解度相互影响时，可能会发生沉淀反应。
3.共存离子间的相互作用：离子之间可能会发生相互作用，包括离子的吸附、配位反应等。
这些相互作用会影响离子在溶液中的行为。
离子共存问题的规律总结离子共存问题中存在一些常见的规律，我们可以通过以下几个方面进行总结：1. 离子产生共存的原因离子产生共存的原因可以归纳为以下几点：•相似的化学性质：具有相似化学性质的离子更容易共存，例如亲水性离子（如钠离子和氯离子）在水溶液中往往会共存。
相似性质的离子在溶液中的相互作用也较大，从而增加了共存的可能性。
•配位作用：一些离子可能通过配位作用形成络合物，使其共存于溶液中。
例如，金属离子可以与配位体形成络合物，从而增加了离子在溶液中共存的能力。
•缓冲作用：缓冲溶液中存在的离子共存是由于溶液中的缓冲剂起到了稳定离子浓度的作用。
缓冲作用可以使离子在一定浓度范围内共存，从而维持溶液的稳定性。
2. 离子共存造成的影响离子共存可能会产生以下影响：•溶解度的变化：不同离子的共存可能会影响溶解度的大小。
一些离子可能会与溶液中的其他离子发生配位反应，形成难溶盐或沉淀。
这会影响到溶液的浓度和化学反应的进行。
•腐蚀和沉积问题：某些离子的共存可能会导致金属腐蚀或沉积问题。
例如，水中存在氯离子和硫酸根离子会导致金属腐蚀加剧；而镁离子和碳酸根离子的共存会导致水垢的沉积。
离子反应方程式书写规律小结
离子反应方程式书写规律小结离子反应方程式的书写是中学化学的重要知识点，为此笔者特将自己在教学实践中体会到的离子方程式的书写规律小结如下。
一、弱酸、中强酸作为反应物；弱碱出现在离子方程式中一律写成化学式。
如：1、乙酸与适量的氢氧化钠溶液反应CH3COOH+OH-=H2O+CH3COO-2、100mL0.1mol/L的NaOH溶液与200mL0.05mol/L的磷酸溶液反4、硫化钠溶液与盐酸反应2H++S2-=H2S↑二、难溶于水的物质、水、气体、单质出现在离子方程式中均写成化学式。
如：2、实验室用浓盐酸和二氧化锰制氯气MnO2+4H++2Cl-Mn2++2H2O+Cl2↑3、锌和硫酸铜溶液反应Zn+Cu2+=Cu+Zn2+4、钠和硫酸铜溶液反应2Na+2H2O+Cu2+=2Na++Cu(OH)2↓+H2↑三、微溶物如作为反应物，强调其溶解一面，按可溶物处理，写成离子符号（要注意浓度的大小，如果固体或悬浊液参加反应则写为化学式）；如作为产物，强调其不溶一面写成化学式。
如：3、氯化钙溶液与氢氧化钠溶液反应Ca2++2OH-=Ca(OH)2↓4、氢氧化钙溶液与碳酸氢钙溶液反应Ca2++2OH-+Ca2++2HCO3-=2CaCO3↓+2H2 O四、盐类水解有以下几种情况。
1、多元弱碱强酸盐的弱碱阳离子的单水解，写一级水解离子方程式，用“”符号表示，生成物是沉淀也不注“↓”符号，如Fe 3++3H2O Fe(OH)3+3H+；NH 4++H2O NH3·H2O+H+。
2、多元弱酸强碱盐的弱酸的阴离子单水解一般只写一级水解的离子方程式，用“”符号表示，生成物中的不稳定弱酸也不写成分解产物。
如：CO 32-+H2O HCO3-+OH-；HCO3-+H2O H2CO3+OH-；S 2-+H2O HS-+OH-。
3、弱酸弱碱盐的弱酸阴离子与弱碱阳离子均要发生水解的双离子水解，一般用“”符号，生成物不写沉淀符号，不稳定的弱酸或弱碱也不写成分解产物（如：醋酸铵溶于水CH 3COO-+NH4++H2O CH3COOH+NH3·H2O）；但如遇双离子均强烈水解要用“=”且也要注沉淀或气体符号（如：硫化铝溶解于水Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑）。
离子反应规律及离子方程式书写知识点总结
离子反应规律和离子方程式书1 基本概念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（仅讨论非氧化还原反应的离子反应）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。
[练2-1] 向一支盛有食盐水的试管中加入硝酸银，使之恰好反应完全，再加入一些碘化钾晶体后沉淀转化黄色，再加入一些硫化钾溶液，沉淀又转为黑色。
由此实验判断这三种沉淀的溶解度（S）大小关系（B）A．S(AgCl)＝S(AgI)＝S(Ag2S) B. S(AgCl)> S(AgI) > S(Ag2S)C. S(AgCl)< S(AgI)< S(Ag2S)D. 无法判断(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[练2-2] 用化学方程式表示：漂白粉溶液漂白织物时要露置于空气中：Ca(ClO)2 + CO2 +H2O ＝CaCO3↓+ 2HClO[练2-3] 已知硫酸铅难溶于水，也难溶于硝酸中，但却可溶于醋酸铵溶液，其化学反应方程式是：PbSO4 + 2CH3COONH4＝Pb(CH3COO)2+ (NH4)2SO4 [根据离子反应规律可推断生成的可溶性盐Pb(CH3COO)2应该是难电离的弱电解质才对]当在上述生成的醋酸铅溶液中通入弱电解质硫化氢时，立即出现黑色沉淀（PbS）。
化学中的离子反应题解析及技巧总结
化学中的离子反应题解析及技巧总结离子反应是化学中常见的一类反应，其中涉及到离子之间的交换、转移或者结合。
解析离子反应题需要我们熟悉离子的命名和离子反应的规律，并且掌握一些解题的技巧。
本文将从理论基础和实际应用两个方面进行解析，并总结一些解题的技巧和窍门。
一、理论基础1. 离子的命名法离子的命名方法一般遵循一定的规则。
阳离子通常根据其元素名称来确定，而阴离子则常根据元素名称后缀“-ide”来命名。
一些常见的离子还有一些特殊的命名规律，比如氧化物离子和羟基离子等。
熟练掌握离子的命名规律对于解析离子反应题至关重要。
2. 离子反应的规律离子反应的规律是我们解析离子反应题的基础，掌握好这些规律可以让我们更加准确地分析和解答题目。
一些常见的离子反应规律包括：- 阳离子与阴离子之间的交换反应，例如硝酸钾和氯化银的反应：KNO3 + AgCl → AgNO3 + KCl；- 阳离子与多个阴离子反应，例如氯化铵和硝酸钾的反应：NH4Cl + KNO3 → NH4NO3 + KCl；- 阳离子与水的反应，例如氢氧化钠和水的反应：NaOH + H2O → Na+ + OH-。
二、实际应用离子反应在实际应用中无处不在，我们常常能够在日常生活中观察到离子反应的现象。
以下是一些实际应用的例子：1. 沉淀反应沉淀反应是离子反应中常见的一种类型，通过观察反应物形成的沉淀物质的颜色和性质变化，我们可以确定反应物之间是否发生了反应。
例如，在银镜反应中，乙醛被氧化成乙酸，同时银离子还原生成银沉淀。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是离子反应中重要的一类。
在这类反应中，电子的转移是关键步骤。
例如在金属的腐蚀过程中，金属原子失去电子被氧气氧化，形成金属离子和氧离子。
3. 酸碱中和反应酸碱中和反应也是离子反应的一种常见类型。
在这类反应中，酸离子和碱离子互相交换，生成盐和水。
例如，硫酸和氢氧化钠反应生成硫酸钠和水。
三、解题技巧与窍门解析离子反应题并不是一件容易的事情，但是通过掌握一些解题的技巧和窍门，我们可以更好地应对这类题目。
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。
离子共存问题规律总结
离子共存问题规律总结离子共存是指在溶液中同时存在不同离子种类的情况。
在化学反应和溶液中，离子共存是非常常见的现象。
离子共存会对化学反应的进行产生影响，因此对离子共存的规律进行总结是非常重要的。
首先，离子共存会影响沉淀反应的进行。
在溶液中，当两种离子共存时，如果它们的生成物有一个是不溶的沉淀，那么就会发生沉淀反应。
这时，我们需要根据溶解度积来判断沉淀的生成。
溶解度积是指在一定温度下，沉淀的生成物的溶解度的乘积。
如果溶解度积大于实际溶解度，就会生成沉淀。
其次，离子共存还会影响氧化还原反应的进行。
在溶液中，当两种离子共存时，它们会参与氧化还原反应。
这时，我们需要根据标准电极电势来判断氧化还原反应的进行。
标准电极电势是指当物质在标准状态下，与标准氢电极发生氧化还原反应时所产生的电动势。
根据标准电极电势的大小，可以判断氧化还原反应的进行方向和强弱。
此外，离子共存还会影响络合反应的进行。
在溶液中，当两种离子共存时，它们会发生络合反应。
络合反应是指金属离子与配体形成配位化合物的反应。
这时，我们需要根据络合平衡常数来判断络合反应的进行。
络合平衡常数是指在一定温度下，络合反应的反应物和生成物的浓度的乘积与络合物的浓度的商。
如果络合平衡常数大于1，就会生成络合物。
总的来说，离子共存会对化学反应的进行产生影响，需要根据不同的化学反应来判断离子共存的规律。
在实际应用中，我们需要根据实际情况来选择合适的化学方法来判断离子共存的规律，从而更好地进行化学分析和实验研究。
希望本文所述的离子共存问题规律总结能对相关领域的研究工作有所帮助。
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。
高中化学离子反应规律盘点
高中化学离子反应规律盘点离子反应是化学反应的一种重要类型，它以离子的相互作用为基础。
离子反应包括阳离子和阴离子之间的相互作用以及互相转化的过程。
在高中化学课程中，离子反应是一个重要的研究内容。
下面将盘点高中化学中常见的离子反应规律。
一、溶液中的离子反应规律1. 双离子置换反应规律双离子置换反应是指两种离子在溶液中发生置换的反应。
一般可以通过观察沉淀的形成与溶解来判断反应是否发生。
置换反应遵循以下规律：（1）阳离子置换反应：对于两种阳离子A+和B+，在溶液中互相置换时，只有当A+和B+的溶解物相对稳定时，才会发生反应，并且产生的沉淀A2B（A2B = A+ + B+）会从溶液中析出。
（2）阴离子置换反应：同样对于两种阴离子A-和B-，在溶液中互相置换时，只有当A-和B-的溶解物相对稳定时，反应才会发生，并且产生的沉淀A2B（A2B = A- + B-）会从溶液中析出。
2. 沉淀反应规律沉淀反应是指在溶液中通过离子之间的反应，生成难溶性的沉淀物。
观察是否有沉淀的生成是判断反应进行与否的重要依据。
沉淀反应规律如下：（1）聚集原理：一些离子能够和水分子形成层状的团簇结构，例如OH-和CO3^2-等，这些离子聚集时，形成难溶性的物质，从而发生沉淀反应。
（2）锯齿原理：有些离子会通过形成交错的结构，使反应形成团簇结构，例如Cl-和Ag+，它们能够形成交错的结构，导致难溶性沉淀的产生。
3. 酸碱中离子反应规律酸碱中离子反应是指酸和碱之间通过离子的相互作用发生的反应。
一般来说，酸会释放出H+离子，碱会释放出OH-离子，然后这些离子会进行相互作用。
其中的规律有：（1）H+和OH-的中和反应：当酸中的H+与碱中的OH-相遇时，它们会发生中和反应，生成水分子，即H+ + OH- → H2O。
（2）酸的强弱：通常来说，酸的强度越强，溶液中释放的H+离子越多，反应也会更加剧烈。
（3）碱的强弱：碱的强度越强，溶液中释放的OH-离子越多，反应也会更加剧烈。
必备知识规律总结离子反应过量判断
【必备知识规律总结】(一)由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
１．有气体产生：如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
２．有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-、PO43-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ag+与I-、Cl-、Br-不能大量共存。
３．有弱电解质生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、C6H5O-等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。
(二)由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存１.具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。
如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
２.在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。
如MnO4-、Cr2O72-、NO3-(H+)、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存（二）离子反应中的过量问题一、多元弱酸盐与酸的反应例：a. 将碳酸钠溶液滴加到稀盐酸溶液中 b . 将稀盐酸溶液滴加到碳酸钠溶液中解析：a中其实就是盐酸过量，以碳酸钠为“标准”化学方程式为：Na2CO3＋2HCl=2NaCl＋H2O＋CO2↑离子方程式为：CO32－＋2H+=H2O＋CO2↑b中其实就是碳酸钠过量，以盐酸为“标准”化学方程式为：HCl＋Na2CO3=NaCl＋NaHCO3离子方程式为：H+＋CO32－= HCO3-二、多元酸的酸式盐与碱反应例1：a. 碳酸氢钠溶液中加入过量的氢氧化钡溶液 b. 氢氧化钡溶液中加入过量的碳酸氢钠溶液解析：a中氢氧化钡过量，以碳酸氢钠为“标准”化学方程式为：NaHCO3＋Ba(OH)2=BaCO3↓＋NaOH＋H2O离子方程式为：HCO3－＋Ba2+＋OH－=BaCO3↓＋H2O b中碳酸氢钠过量，以氢氧化钡为“标准”化学方程式为：Ba(OH)2＋2NaHCO3 =BaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O离子方程式为：2OH－＋Ba2+＋2HCO3－=BaCO3↓＋CO32－＋2H2O例2：a. 碳酸氢钙溶液中加入过量的氢氧化钠溶液 b. 氢氧化钠溶液中加入过量的碳酸氢钙溶液解析：a中氢氧化钠过量，以碳酸氢钙为“标准”化学方程式为：Ca(HCO3)2＋2NaOH=CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O离子方程式为：2HCO3－＋Ca2+＋2OH－=CaCO3↓＋CO32-＋2H2Ob中碳酸氢钙过量，以氢氧化钠为“标准”化学方程式为：NaOH＋Ca(HCO3)2 =CaCO3↓＋NaHCO3＋H2O离子方程式为：OH－＋Ca2+＋HCO3－=CaCO3↓＋H2O例3：a. 硫酸氢钠溶液中加入过量的氢氧化钡溶液 b. 氢氧化钡溶液中加入过量的硫酸氢钠溶液解析：a中氢氧化钡过量，以硫酸氢钠为“标准”化学方程式为：NaHSO4＋Ba(OH)2=BaSO4↓＋NaOH＋H2O 离子方程式为：H+＋SO42－＋Ba2+＋OH－=BaSO4↓＋H2O b中硫酸氢钠过量，以氢氧化钡为“标准”化学方程式为：Ba(OH)2＋2NaHSO4=BaSO4↓＋Na2SO4＋2H2O离子方程式为：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-= BaSO4↓＋2H2O三、Al3+与AlO2-的问题例1：a. 向氯化铝溶液中滴加氢氧化钠溶液有大量白色沉淀生成，继续滴加沉淀溶解并逐渐消失b. 向氯化铝溶液中加入过量的氢氧化钠溶液解析：a中先发生Al3+＋3OH－=Al(OH)3↓继续滴加发生Al(OH)3＋OH－= AlO2－＋2H2Ob中氢氧化钠过量，Al3+直接转化为AlO2－Al3+＋4OH-= AlO2-＋2H2O例2：a.向偏铝酸钠溶液中滴加稀盐酸溶液有大量白色沉淀生成，继续滴加沉淀溶解并逐渐消失b. 向偏铝酸钠溶液中滴加过量稀盐酸溶液解析：a中先发生AlO2-＋H+＋H2O= Al(OH)3↓继续滴加发生Al(OH)3＋3H+= Al3+＋3H2Ob中盐酸过量，AlO2－直接转化为Al3+AlO2-＋4H+= Al3+＋2H2O注：弱碱NH3·H2O、弱酸H2CO3均不能使Al(OH)3溶解四、酸性氧化物与碱的反应例：a. 氢氧化钠溶液中通入少量的二氧化硫气体 b. 氢氧化钠溶液中通入过量的二氧化硫气体解析：a中氢氧化钠过量，以二氧化硫为“标准”SO2＋2OH－=SO32－＋H2Ob中二氧化硫过量，以氢氧化钠为“标准”OH－＋SO2=HSO3－五、银离子与氨水反应的问题例：a. 硝酸银溶液中滴入氨水，有白色沉淀生成，继续滴加沉淀溶解并逐渐消失Ag+＋NH3·H2O= AgOH↓＋NH4+AgOH＋2NH3·H2O=Ag(NH3)2+＋OH-＋2H2Ob. 向硝酸银溶液溶液中滴加过量氨水Ag+＋2NH3·H2O= Ag(NH3) 2+＋2H2O六、变价金属的问题例：a. 向铁粉中加入少量稀硝酸化学方程式为：3Fe＋8HNO3= 3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 离子方程式为：3Fe＋8H+＋2NO3-= 3Fe2+＋2NO↑＋4H2Ob. 向稀硝酸中加入少量铁粉化学方程式为：Fe＋4HNO3= Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 离子方程式为：Fe＋4H+＋NO3－= Fe3+＋NO↑＋2H2O 7. 多种还原剂同时存在的问题例：a.向溴化亚铁溶液中通入少量氯气Cl2＋2Fe2+=2Cl－＋2Fe3+b. 向溴化亚铁溶液中通入过量氯气2Fe2+＋4Br-＋3Cl2=2Fe3+＋2Br2＋6Cl-注：根据还原性的强弱判断，还原性强的优先被氧化。
离子反应归纳
（4）Al3+与SiO32－
注意：双水解只能发生在少数离子之间，因为 大多数离子水解程度极小，不足以使反应进行 到趋于完全。
（四）双水解反应
1、双水解反应的实质：盐的水解一 般很微弱，但是如果某盐溶液中的弱 碱阳离子水解程度较大，而另一盐溶 液中的弱酸酸根离子水解程度也较大， 这两种溶液混合后，它们的水解相互 促进，使原水解反应趋于完全，故它 们之间不能共存。
2、常见的因发生双水解而不能共存 的离子：
Al3+与CO32－（HCO3－）、S2－（HS－）、AlO2－
例3. Fe(OH)3溶于氢碘酸（HI）溶液中
2Fe（OH）3 + 6H+ + 2I－ = 2Fe2+ + I2 + 6H2O
例4.氢氧化亚铁与硝酸混合
3Fe（OH）2 +10H+ +NO3－ = 3Fe3++NO↑+8H2O
（5）注意反应物用量对产物的影响 A、多元弱酸与碱反应
例1.过量二氧化碳通入石灰水中
SO2 + HClO + H2O = H2SO4 + HCl
原因：由于HClO具有强氧化性，这个反应属 于氧化还原反应
2、复分解反应离子方程式考点：
（1）正确拆分反应物和生成物 A、弱酸、弱碱、难溶物、水等在水溶液中 难电离的物质不能拆分 B、正确处理微溶物（如氢氧化钙） 澄清溶液（如石灰水）写成离子形式，而 浊液（如石灰乳）和沉淀时写化学式 C、可溶性多元弱酸的酸式盐，保留酸式酸 根的形式
B、酸式盐与碱反应
例1.硫酸氢钠溶液和氢氧化钡溶液混合呈中性
2H++SO42－ +Ba2++2OH－ =BaSO4↓+2H2O