高一化学《离子反应》知识点归纳总结+典例解析
高一化学第五六章知识点
高一化学第五六章知识点第五章离子反应与电解质溶液1. 离子反应的定义和特点离子反应是指在化学反应中，产生或消失离子的过程。
在离子反应中，离子之间会发生离子的交换或结合，形成新的化合物。
离子反应通常发生在电解质溶液中，其中的离子是可以在溶液中自由移动的。
2. 离子反应的写法离子反应的写法可以使用离子方程式来表示。
离子方程式中，反应物和生成物都以离子的形式进行表示，以准确表达反应涉及的离子种类和数量变化。
3. 电解质溶液的定义和分类电解质溶液是指在水溶液中，能够导电的化合物溶解的溶液。
根据电解质的溶解度和电离程度，电解质溶液可以分为强电解质溶液和弱电解质溶液。
4. 强电解质溶液的特点和例子强电解质溶液是指在溶液中能够完全电离，并且能够导电的电解质。
常见的强电解质包括强酸、强碱和盐。
强电解质在溶液中的离子浓度较高，能够有效地传导电流。
5. 弱电解质溶液的特点和例子弱电解质溶液是指在溶液中只有一部分分子能够电离，并且电离程度较低的电解质。
常见的弱电解质包括弱酸和弱碱。
弱电解质在溶液中的离子浓度较低，导电能力较弱。
第六章化学平衡1. 化学平衡的定义和条件化学平衡是指在封闭系统中，化学反应到达稳定状态时，反应物和生成物的摩尔比例保持恒定的状态。
化学平衡的条件是温度、压力和物质浓度。
2. 平衡常数及其表达式平衡常数是反应物浓度与生成物浓度的比例的定量指标。
平衡常数的表达式可以根据反应式和反应物浓度的关系来确定。
3. 平衡常数的大小与反应的趋势平衡常数的大小可以判断反应的趋势，当平衡常数大于1时，反应偏向生成物；当平衡常数小于1时，反应偏向反应物；当平衡常数等于1时，反应趋向平衡状态。
4. Le Chatelier原理Le Chatelier原理是指在外界对系统造成压力、温度或浓度变化时，系统会产生相应的反应，以抵消外界的影响，以保持系统的平衡。
总结：高一化学第五六章的知识点主要涵盖了离子反应与电解质溶液以及化学平衡的相关内容。
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。
高三离子反应知识点
高三离子反应知识点离子反应是化学反应中常见的一种类型，它以离子的生成、消失或转化为特征。
在高三化学学习中，离子反应是重要的知识点之一。
本文将介绍高三离子反应的相关知识点，包括离子反应的概念、离子的命名、离子反应方程式的书写和离子反应的应用等。
一、离子反应的概念离子反应是指溶液中的阳离子和阴离子相互作用，发生离子之间的交换、转化或配位取代等反应。
离子反应通常发生在溶液中，但也有部分发生在气相或固相中。
离子反应的结果常常是产生新的化合物或离子，伴随着能量的变化。
离子反应的特点包括离子的生成、消失、转化以及溶液中的离子浓度的变化。
在离子反应中，离子的电荷和质量都会发生变化，反应中的阳离子通常会与阴离子结合形成新的离子或化合物。
二、离子的命名离子的命名是高三离子反应知识点中的重要内容。
在命名离子时，需要掌握离子的常见名称和化学式的规律。
常见的阳离子有氢离子（H⁺）、铵离子（NH₄⁺）、钾离子（K⁺）等；常见的阴离子有氢氧根离子（OH⁻）、氯离子（Cl⁻）、硫酸根离子（SO₄²⁻）等。
根据离子的价态和电荷平衡原则，可以根据元素的名称或者氧化数来推算离子的化学式。
例如，一价阳离子和一价阴离子结合时，它们的化学式可以互换；当两个阴离子结合时，需要根据电荷平衡原则，调整它们的化学式。
三、离子反应方程式的书写离子反应方程式是描述离子反应的化学方程式。
在书写离子反应方程式时，需要遵循电荷守恒和质量守恒原则。
离子反应方程式的书写可以分为以下几个步骤：1. 根据反应物和生成物的离子种类和电荷，写出离子反应的平衡方程式。
2. 检查方程式中的离子电荷和质量是否平衡。
3. 调整方程式中离子的个数，使得方程式符合电荷守恒和质量守恒原则。
4. 在方程式中标出相对物质的聚集状态，如（aq）表示溶液中的离子，（s）表示固体，（g）表示气体等。
离子反应方程式的书写需要掌握离子的名称和化学式，以及离子的电荷情况。
通过练习和应用，可以逐渐掌握离子反应方程式的书写技巧。
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离⼦反应是⾼⼀化学必修⼀学的知识点，学完之后我们应该及时总结相关知识，做到巩固⽽知新。
今天⼩编在这给⼤家整理了离⼦反应重点知识_⾼⼀化学必修⼀离⼦反应知识点接下来随着⼩编⼀起来看看吧!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”。
高一化学离子反应的知识点
高一化学离子反应的知识点离子反应是化学领域中重要的一部分，它涉及到离子的形成、转移、结合以及解离等一系列过程。
在高一化学学习中，学生们需要掌握与离子反应相关的知识点。
本文将从离子的定义、离子反应的基本概念、离子反应的类型以及离子反应的应用等方面进行介绍和阐述。
离子的定义离子是由于原子失去或获得电子而带有电荷的粒子。
失去电子的离子称为阳离子，带正电荷；获得电子的离子称为阴离子，带负电荷。
在化学反应中，离子是反应的重要组分，其电荷状态决定了离子在反应中的行为与性质。
离子反应的基本概念离子反应是指在一定条件下，离子之间发生电荷的相互转移或结合的反应。
离子反应遵循电荷守恒和物质守恒的原则。
在离子反应中，不同电荷的离子通过电荷的转移来实现中性化，或者通过电荷的结合形成新的化合物。
离子反应是化学反应中重要的一种类型，对于理解化学反应的机制与性质具有重要意义。
离子反应的类型1. 反应类型一：酸碱反应酸碱反应是指酸与碱之间发生离子的结合反应。
在这种反应中，酸离子与碱离子通过电荷的转移，生成盐和水。
例如，HCl（酸）与NaOH（碱）反应生成NaCl（盐）和H2O（水）。
2. 反应类型二：还原反应还原反应是指某个物质失去电子，而另一个物质获得电子。
在这种反应中，发生氧化的物质称为还原剂，而接受电子并被还原的物质称为氧化剂。
例如，Cu2+（铜离子）接受电子变为Cu（铜原子），被还原，而Zn（锌原子）失去电子变为Zn2+（锌离子），成为了还原剂。
3. 反应类型三：沉淀反应沉淀反应是指两种溶液中的离子结合成一种不溶于水的物质，从而形成沉淀物。
例如，Ag+（银离子）与Cl-（氯离子）结合生成AgCl（银氯化物）的沉淀。
离子反应的应用离子反应在日常生活和工业生产中都有广泛的应用。
例如：1. 离子反应在药物和化妆品的制备中起到重要作用。
通过离子反应可以合成出具有特定功能和性质的化合物，用于药物和化妆品的研发与生产。
2. 离子反应在环境保护中也发挥着重要作用。
高中化学 离子反应知识总结
化学离子反应知识点离子反应定义：•凡是有离子参加或离子生成的反应都是离子反应。
•离子反应包括：复分解反应、氧化还原反应、络合反应、双水解反应•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。
高一化学知识点解读：离子反应
第二节离子反应用化学式来表示化学反应的式子，叫做化学方程式。
2.酸、碱、盐的概念(1)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+＋SO2-4(2)碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物叫做碱。
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-(3)盐：电离时生成金属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铵根离子NH+4虽不是金属阳离子，但化合物NH4Cl、NH4NO3、(NH4)2SO4、(NH4)3PO4等也属于盐。
②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类为：a.正盐：CaCl2、BaCO3、Al2(SO4)3b.酸式盐：NaHCO3、NH4HCO3、NH4H2PO4、(NH4)2HPO4、NaHSO4c.碱式盐：Cu2(OH)2CO3、Mg(OH)Cl课本知识导学运用课本知识诠解重要提示电解质和非电解质(1)原因：电解质溶液中自由移动的离子在电场作用下，发生定向移动，从而形成闭合回路。
(2)导电性强弱的影响因素：①相同条件下离子的浓度。
②离子所带电荷的多少。
(1)概念：有离子参加或生成的化学反应叫离子反应(2)离子反应的类型①复分解反应。
②电解质在水溶液中发生的化合反应。
如：Na2O＋H2O=2NaOH③水溶液中的氧化还原反应。
如：Zn＋CuSO=Cu＋ZnSO4(3)离子反应发生的条件①生成难溶于水的物质。
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。
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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．电解质与非电解质的比较2（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要点诠释：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NH 3·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++2HCO 3—CH 3COOH CH3COO- + H+；NH3·H2O NH4+ +OH-；H2O H++ 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：H2CO3 H++HCO 3―；HCO 3―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） 3 Fe3++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||。
NH 4NO 3 = 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、NH 3等||。
④发生氧化还原反应：如Zn 与硫酸铜溶液：Zn+Cu 2+=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==CaCl 2+CO 2↑ +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（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HCO 3―写成H++CO 32―是不对的||。
“三删”：删去方程式两边未参加反应的离子：CaCO3+2H +==Ca2++CO 2↑ +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 + = 2Al 3+ + 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==Cu 2++Ag||，应写成：2Ag++Cu==Cu 2++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 + = H 2 O+CO 2↑||，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：BaCO 3+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（HCO 3）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（HCO 3）2溶液过量||，离子方程式为：Ca2++HCO 3―+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 = CaCl 2＋H2O＋CO2↑（3）在反应里生成弱电解质[包括水、弱酸（如CH 3COOH ）、弱碱（如NH3·H2O）等）]||。
NaOH ＋HCl = NaCl ＋H2OCH 3COONa + HCl = CH 3COOH + 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NH 4+、Al 3+、Mg 2+、Fe3+、Cu2+等）均不能大量存在；④酸式弱酸根离子（如HCO ―、HSO 3―等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在||。
3【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②③⑤⑥⑦⑧ ⑨ ||，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__________ ||。