离子方程式知识点考点
中学化学中的离子方程式仅限于在水溶液中发生的离子反应，其它情况下的离子反应，如固态、熔融态和非水溶剂中的都不作要求。在离子反应中如其物质的主要形态为离子的则应拆写为离子，如主要形态为分子，则不能拆写。为帮助掌握笔者归纳出下列三条规律：(1)易溶、易电离物应拆写
只有既易溶于水，又易电离的电解质方可拆写为离子形式，其只有三类物质：
①强酸。需重点记忆的是HNO3、H2SO4、HX(X=Cl、Br、I)等。
②强碱。需重点记忆的是NaOH、KOH、Ba(OH)2等。
③可溶性盐。只有极少数盐属可溶难电离物，如(CH3COO)2Pb、HgCl2等，常见的盐均易电离，这样关键是记忆盐类物质的溶解性。记忆时为加强记忆可编为口诀：“若论盐类溶解性，钾钠硝酸铵盐溶，盐酸不溶银亚汞，硫酸不溶钡和铅，其它酸类的正盐，只有钾钠铵盐溶。”务求熟练掌握。
除这三类物质以外的物质，均应直接以化学式表示，不能拆写。
(2)酸式盐区别对待
常见酸式盐均为易电离物。教材后所附溶解性表中无酸式盐的溶解性情况，复习中应强调三点：
①钾钠铵类多元弱酸的酸式盐应拆写，但酸式酸根离子不能再拆。如NaH2PO4应拆为Na+和H2PO4-，H2PO4-不能再拆写为H+和HPO42-或2H+和PO43-。
②Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2和Ba(HCO3)2均属易溶易电离的盐，应拆写为对应金属离子和HCO3-。
③可溶性硫酸的酸式盐要视浓度情况而定。以NaHSO4为例，如浓度较大，酸根离子主要以HSO4-形式存在，拆写为Na+和HSO4-；如浓度较小，HSO4-进一步电离完全，应拆写为Na+、H+和SO42-。
(3)微溶物具体分析
微溶物有CaSO4、Ag2SO4、MgCO3和Ca(OH)2等，常考的是Ca(OH)2，它们均易电离。微溶物是否拆写要视具体情况分析而定，以Ca(OH)2为例，如题述为“澄清石灰水”，则应拆写；如题述为“石灰乳”，则不能拆写。
中学化学中涉及的离子反应有4种类型：
(1)离子互换型
即离子交换后有沉淀或弱电解质(含H2O)生成的反应。如：
Cl-＋Ag+＝AgCl↓
HCO3-＋OH-=CO32- ＋H2O
CH3COO-＋H+＝CH3COOH
这类离子反应是最常见、考查最频繁的一类反应，应对其进行反复训练。
(2)氧化还原反应型
即有离子参加或生成的氧化还原反应。近年高考涉及的主要是卤素间、金属与水或与酸之间的氧化还原反应，比较简单。如：
2Na＋2H2O＝2Na+＋2OH-＋H2↑
Fe+2H+=Fe2++H2↑
Cl2+2Br-＝2Cl-+Br2
氧化还原型的离子方程式不仅要遵守质量及电荷守恒，同时还要满足电子得失守恒。对于一
个氧化还原型离子方程式而言，电荷不守恒一般电子得失也不守恒，反之亦然。
(3)络合反应型
整个中学化学教材中有两个此类反应：
Fe3+＋SCN-＝[Fe(SCN)]2+
AgOH＋2NH3·H2O＝[Ag(NH3)2]+＋OH-＋2H2O
其中前一个反应在1990年高考中曾考查过。
(4)水解反应型
中学涉及的是盐的水解反应，根据水解程度可分为两类：
①不完全水解。如：
Na2S溶于水：
S2-+H2OHS-+OH-
FeCl3溶于水：
Fe3+＋3H2OFe(OH)3＋3H+
CH3COONH4溶于水：
CH3COO-＋NH4+＋H2OCH3COOH+NH3·H2O
这类水解反应程度小，生成物不能出现“↑、↓”符号，多元弱酸的水解一般用第一步表示，且应用“”连接。
②完全水解。如：
Na2S溶液与AlCl3溶液混合：
多元酸与碱、盐之间的反应，当反应中存在连续或并行离子反应时，往往会出现因两反应物相对量的变化而产物不同的现象，也即存在多个离子方程式。在判断与量有关的离子反应时，切忌草率从事，以偏概全，应仔细分析题中量的关系，依量写出或判断出相应的离子方程式。例1 (1995年上海高考题)等物质的量浓度的NaHCO3溶液和Ba(OH)2溶液混合，离子方程式正确的是[ ]。
A．HCO3-＋OH-＝H2O＋CO32-
B．2HCO3-＋Ba(OH)2＝BaCO3↓＋2H2O＋CO32-
C．HCO3-+ Ba2++ OH-=H2O＋BaCO3↓
D．2HCO3-＋Ba2+＋2OH-=BaCO3↓＋2H2O＋CO32-
分析Ba(OH)2与NaHCO3反应存在连续反应，先HCO3-＋OH-=H2O＋CO32-，后CO32-+ Ba2+=BaCO3↓。如设Ba(OH)2为1mol，则依题意可知NaHCO3也为1mol。1molBa(OH)2提供1molBa2+、2molOH-，而NaHCO3提供的1molHCO3-只需1molOH-中和，产生1molCO32-并与1molBa2+沉淀，故过量1molOH-，对应的离子方程式为Ba2+＋OH-＋
。选C。
熟悉离子方程式的正误判断技巧很有必要，在考试中它可以大大缩短解题时间，事半功倍。下面就以近年全国高考题中的错例为例，就其常见考察形式做一例析。
1．考察是否违背客观事实
离子方程式与化学方程式一样，应以客观事实为依据，不能凭空杜撰。
例2 铁跟盐酸反应：
2Fe＋6H+＝2Fe3++3H2↑
错因铁与非氧化性酸反应时，因H+氧化性较弱(弱于Fe3+)，不能将Fe氧化成Fe3+，故错。2．考察物质是否处理正确
即该拆写的应拆开，不该拆的不能拆开。
例3 氨气通入醋酸中：
CH3COOH+ NH3=CH3COONH4
碳酸钡溶于醋酸：
BaCO3＋2H+= Ba2+＋H2O+ CO2↑
错因前者CH3COONH4属易溶易电离物，应拆写为CH3COO-和NH4+，后者CH3COOH 是弱酸，应写分子式，正确的离子方程式为：
CH3COOH＋NH3 ＝CH3COO-＋NH4+
BaCO3＋2CH3COOH= Ba2++ 2CH3COO-+H2O+CO2↑
3．考察是否漏写离子反应
例4 碳酸铜溶液跟氢氧化钡溶液反应：
Ba2+＋SO42-＝BaSO4↓
错因漏写了Cu2+与OH-的反应，正确的离子方程式为：
Ba2+＋2OH-＋Cu2+＋SO42-＝BaSO4↓＋Cu(OH)2↓
离子方程式知识点详解
离子方程式知识点详解 考点离子方程式的书写 1.离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成的反应。 2.离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 3.离子方程式的书写： （1）书写规则： ①单质、氧化物、不溶物、难电离的物质（弱酸、弱碱及水等）不能拆开来写。如Cl2、Na2O 等不可以拆开写成Cl-、Na+、O2-；BaSO4不可以拆开写成Ba2+、SO42-形式。 | ②易溶于水，易电离的物质的离子符号的改写同电离方程式中的离子形式。如NaHCO3改写Na+、HCO3-；NaHSO4应改写Na+,H+,SO42- ③微溶物，若出现在反应物中一般改写成离子符号（悬浊液除外）；若出现在生成物中一般不改写。 ④固体与固体物质反应不写离子方程式。如实验室制取NH3的离子方程式为： 2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O ⑤浓H2SO4、浓H3PO4一般不拆开写成离子形式；HCl、HNO3无论浓稀，均应改写成离子符号。如Cu片与浓H2SO4反应的离子方程式为：Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O （2）书写步骤（以CuSO4溶液与BaCl2溶液反应为） ①写出反应的化学方程式：CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓ } ②把易溶于水、易电离的物质拆开写成离子形式，难溶的物质或难电离的物质以及气体等仍用化学式来表示。上述化学方程式可改写成：
Cu2++SO42-+Ba2+ +2Cl- =Cu2++2Cl-+BaSO4↓ ③删去方程式两边不参加反应的离子符号：Ba2+ + SO42- =BaSO4↓ ④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。 特别提醒：常见离子方程式的书写错误 （1）不配平（一般表现为等式两边原子不守恒或电荷数不守恒）。如Fe3++Cu =Cu2++Fe2+；Na+H2O=Na++OH-+H2↑ （2）该改的不改或不该改的改了。如Na2O溶于水：O2- + H2O = 2OH-；大理石和稀盐酸反应：CO32-+2H+=CO2↑+H2O；醋酸铵溶液与烧碱溶液共热：CH3COONH4+OH- =CH3COO-+ NH3↑+H2O；乙醛做银镜反应：CH3CHO+2[Ag(NH3)2]OH→CH3COO-+NH4++2Ag↓+3NH3+H2O等等…… [ （3）与反应事实不相符合。如铁片溶于稀HCl：2Fe+6H+ =2Fe3++ 3H2↑；铝条溶于稀HNO3：2Al+6H+ = 2Al3++3H2↑ （4）不是离子反应的写离子方程式。离子反应发生在水溶液中或熔融状态下，否则就不能写离子方程式。如浓硫酸与食盐共热制HCl；浓硫酸与Cu共热制SO2；实验室制CH4和NH3等都无离子方程式。 （5）乱用↑、↓、 == 、符号。如FeCl 3溶液的水解：Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3↓+ 3H+；F2通入水中：2F2+2H2O=4HF+O2↑；Na2CO3的水解：CO32-+H2O=HCO3-+OH- （6）多步水解或电离的方程式一步完成或水解与电离方程式分不清楚。如Na2S溶于水： S2-+2H 2O H2S +2OH-；H2S溶于水：H2S 2H+ + S2-。 （7）漏写一种产物。如CuSO4溶液与Ba(OH)2溶液混合：Ba2++SO42-=BaSO4↓；Ba(OH)2溶液中滴加稀H2SO4：H+ + OH- = H2O。 （8）随便约简或不约简。如Ba(OH)2溶液不断滴加稀H2SO4：Ba2++H++OH-+SO42-=BaSO4↓+ H2O；Al2(SO4)3溶液中加氨水：2Al3+ +6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+6NH4+ { [例2]（2008·上海）下列离子方程式书写正确的是（） 溶液中滴入少量的Na2S溶液2Ag+ + S2-==Ag2S↓
高中化学《离子反应和离子方程式》知识点详解
高中化学《离子反应和离子方程式》知识点详解考点一电解质、非电解质、强电解质、弱电解质 1.电解质、非电解质 电解质非电解质 定义在水溶液中或熔融状态下 能导电的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能导电的化合物 本质在水溶液中或熔融状态下 能够电离的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能发生电离的化合物 导电实质产生了自由移动的离子没有产生自由移动的离子 结构特点离子化合物和某些具有极性键的共价化合物某些共价化合物 共同点均为化合物 注意点电解质非、电解质的区分与化合物的水溶性无关. 举例NaCl Ba(OH)2 CH3COOH CH3CH2OH C12H22O11 2.强电解质、弱电解质 强电解质弱电解质 定义在水溶液中能全部电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质电离程度完全部分 电离平衡不存在存在 溶液中存在微粒种类水合离子、水分子水合离子、水分子弱电解质分子电离过程不可逆、不存在电离平衡可逆、存在电离平衡 相互关系均为电解质。在相同条件下,强电解质溶液的导电能力强于弱电解质溶液 电离方程式书写规律用等号 HnA=nH++A n- 用可逆符号,弱酸分步电离 HnA H+ +HA(n-1)-，HA(n-1)- H+ +H2A(n-2)- 举例强酸：HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI 强碱：KOH NaOH Ba(OH)2等. 绝大部分盐：BaSO4 BaCl2. 等弱酸：CH3COOH HCN H2S H2CO3等弱碱：NH3H2O Cu(OH)2等. H2O及小部分盐：(CH3COO)2Pb等.
[例1]下列物质属于电解质的是（） A.Na2O B.SO3 C.Cu D.NaCl溶液 [解析] Na2O为离子化合物，在熔融条件下能导电，为电解质，故A正确；SO3为共价化合物，在熔融条件下不能导电，其水溶液能导电是SO3与水反应生成的H2SO4导电，故SO3为非电解质，B不正确；Cu是单质，NaCl溶液为混合物，它们既不是电解质，也不是非电解质，故C、D都不正确。[答案]A 特别提醒： 1.电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。水溶液中或熔融状态下，这两者之间只需满足一者就行了，但必须强调的是其本身能够导电，而不是反应的生成物。如SO2、SO3的水溶液虽然能导电，但它们都不是电解质，原因是在溶液中真正起到导电作用的是它们与水反应的生成物H2SO3、H2SO4，而不是它们自己本身。Na2O的水溶液的导电虽然也是它与水反应生成的NaOH导电，但因为其在熔融状态下本身能够导电，所以Na2O是电解质。 2.电解质和非电解质都是化合物，单质它既不是电解质，也不是非电解质。 3.判断某电解质是强电解质还是弱电解质关键是看它在水溶液中电离时是完全电离还是部分电离，与其溶解度大小、导电能力强弱等因素无关。 考点二离子方程式的书写 1.离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成的反应。 2.离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 3.离子方程式的书写： （1）书写规则： ①单质、氧化物、不溶物、难电离的物质（弱酸、弱碱及水等）不能拆开来写。如Cl2、Na2O等不可以拆开 写成Cl-、Na+、O2-；BaSO4不可以拆开写成Ba2+、SO42-形式。 ②易溶于水，易电离的物质的离子符号的改写同电离方程式中的离子形式。如NaHCO3改写Na+、HCO3-；NaHSO4 应改写Na+,H+,SO42- ③微溶物，若出现在反应物中一般改写成离子符号（悬浊液除外）；若出现在生成物中一般不改写。 ④固体与固体物质反应不写离子方程式。如实验室制取NH3的离子方程式为： 2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O ⑤浓H2SO4、浓H3PO4一般不拆开写成离子形式；HCl、HNO3无论浓稀，均应改写成离子符号。如Cu片与浓 H2SO4反应的离子方程式为：Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O （2）书写步骤（以CuSO4溶液与BaCl2溶液反应为） ①写出反应的化学方程式：CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓ ②把易溶于水、易电离的物质拆开写成离子形式，难溶的物质或难电离的物质以及气体等仍用化学式来表 示。上述化学方程式可改写成：
离子方程式高考知识点总结
离子方程式高考知识点总结 离子方程式是化学中的重要概念，是描述溶液中离子反应的化学方程式。它在高考化学中占据了较为重要的地位。学好离子方程式不仅有助于理解化学反应的本质和机理，还能帮助我们解决实际问题。本文将对离子方程式的相关知识进行综述，帮助考生加深对该知识点的理解。 一、离子的概念和离子反应 离子是带电的粒子，根据其带电性质可分为带正电荷的阳离子和带负电荷的阴离子。离子反应是指离子之间相互作用形成新的物质的过程。离子反应中的化学方程式称为离子方程式。 在离子方程式中，离子用它们的化学符号表示，右上角的电荷数表示离子的电荷，相反符号的离子会吸引在一起，相同符号的离子会排斥开来。离子方程式必须保持电荷守恒，即反应前后离子的总电荷数要保持不变。 二、离子方程式的起始物质和生成物 离子方程式中的起始物质是反应的起始物质，在反应中发生转化。生成物是在反应过程中由起始物质转化而成的物质。根据反应类型和离子的组成，离子方程式可以分为几种不同的形式。 1. 酸碱反应的离子方程式 酸碱反应是指酸与碱发生反应生成盐和水的过程。常见的酸碱反应离子方程式形式如下：
酸 + 碱→ 盐 + 水 其中，酸溶液中的H+离子和碱溶液中的OH-离子相遇形成水。例如，HCl溶液和NaOH溶液反应生成NaCl盐和水： HCl + NaOH → NaCl + H2O 2. 氧化还原反应的离子方程式 氧化还原反应是指物质中的原子或离子发生电子的转移，即氧化和还原过程。氧化过程是指物质失去电子，还原过程是指物质获得电子。常见的氧化还原反应离子方程式形式如下： 氧化剂 + 还原剂→ 氧化物 + 还原物 其中，氧化剂接收电子，还原剂失去电子。例如，CuO和H2反应生成Cu和H2O： CuO + H2 → Cu + H2O 3. 沉淀反应的离子方程式 沉淀反应是指在溶液中两种离子结合而生成难溶于水的固体沉淀物的过程。常见的沉淀反应离子方程式形式如下： 阳离子1+ + 阴离子2- → 沉淀物 其中，两种离子结合形成的固体沉淀物不可溶于水。例如，Ag+离子和Cl-离子结合生成AgCl沉淀：
离子方程式知识点考点
中学化学中的离子方程式仅限于在水溶液中发生的离子反应，其它情况下的离子反应，如固态、熔融态和非水溶剂中的都不作要求。在离子反应中如其物质的主要形态为离子的则应拆写为离子，如主要形态为分子，则不能拆写。为帮助掌握笔者归纳出下列三条规律：(1)易溶、易电离物应拆写 只有既易溶于水，又易电离的电解质方可拆写为离子形式，其只有三类物质： ①强酸。需重点记忆的是HNO3、H2SO4、HX(X=Cl、Br、I)等。 ②强碱。需重点记忆的是NaOH、KOH、Ba(OH)2等。 ③可溶性盐。只有极少数盐属可溶难电离物，如(CH3COO)2Pb、HgCl2等，常见的盐均易电离，这样关键是记忆盐类物质的溶解性。记忆时为加强记忆可编为口诀：“若论盐类溶解性，钾钠硝酸铵盐溶，盐酸不溶银亚汞，硫酸不溶钡和铅，其它酸类的正盐，只有钾钠铵盐溶。”务求熟练掌握。 除这三类物质以外的物质，均应直接以化学式表示，不能拆写。 (2)酸式盐区别对待 常见酸式盐均为易电离物。教材后所附溶解性表中无酸式盐的溶解性情况，复习中应强调三点： ①钾钠铵类多元弱酸的酸式盐应拆写，但酸式酸根离子不能再拆。如NaH2PO4应拆为Na+和H2PO4-，H2PO4-不能再拆写为H+和HPO42-或2H+和PO43-。 ②Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2和Ba(HCO3)2均属易溶易电离的盐，应拆写为对应金属离子和HCO3-。 ③可溶性硫酸的酸式盐要视浓度情况而定。以NaHSO4为例，如浓度较大，酸根离子主要以HSO4-形式存在，拆写为Na+和HSO4-；如浓度较小，HSO4-进一步电离完全，应拆写为Na+、H+和SO42-。 (3)微溶物具体分析 微溶物有CaSO4、Ag2SO4、MgCO3和Ca(OH)2等，常考的是Ca(OH)2，它们均易电离。微溶物是否拆写要视具体情况分析而定，以Ca(OH)2为例，如题述为“澄清石灰水”，则应拆写；如题述为“石灰乳”，则不能拆写。 中学化学中涉及的离子反应有4种类型： (1)离子互换型 即离子交换后有沉淀或弱电解质(含H2O)生成的反应。如： Cl-＋Ag+＝AgCl↓ HCO3-＋OH-=CO32- ＋H2O CH3COO-＋H+＝CH3COOH 这类离子反应是最常见、考查最频繁的一类反应，应对其进行反复训练。 (2)氧化还原反应型 即有离子参加或生成的氧化还原反应。近年高考涉及的主要是卤素间、金属与水或与酸之间的氧化还原反应，比较简单。如： 2Na＋2H2O＝2Na+＋2OH-＋H2↑ Fe+2H+=Fe2++H2↑ Cl2+2Br-＝2Cl-+Br2 氧化还原型的离子方程式不仅要遵守质量及电荷守恒，同时还要满足电子得失守恒。对于一
离子反应及离子反应方程式知识点
①离子反应的概念与实质 在溶液中有离子参加的化学反应称为离子反应。如酸、碱、盐、氧化物之间的复分解反应溶液中的置换反应等都属于离子反应。电解质在水溶液中的反应实质上都是离子反应。 ②离子反应的发生条件 (1)生成难溶物质。例如AgNO3+NaCl=NaNO3+AgCl↓ (2)生成挥发性的物质(气体)。例如：CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑。 (3)生成难电离的物质(H2O、弱酸、弱碱等)。例如：H2SO4+2NaOH=Na2S04 +2H20, HCI+NaClO=NaCl +HClO，NH4Cl +NaOH=NaCl+NH3·H2O 划重点 ①离子反应的特点就是向着降低某些离子的浓度或数目的方向进行。 ②在离子反应中，并不一定是所有的反应物都以自由移动的离子形式参加反应，只要有一种即可。 知识点2 离子方程式 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叫离子方程式。离子方程式和化学方程式一样，都是描述化学反应的一种化学用语。离子方程式不仅可以表示某一个反应的实质，还能表示某一类反应的实质。如可溶性钡盐与可溶性硫酸盐(或硫酸)在溶液中反应的实质是Ba2++SO42-=BaSO4↓。 重点： 在离子方程式中应该改写成离子形式的物质是易溶于水的 强电解质，其他物质均不能拆。易溶于水的强电解质有： ①强酸：HCL、H2SO4、HNO3等。 ②强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等。
③可溶性盐：NaCl、K2SO4、NaNO3等，属于弱电解质的盐 除外，如(CH3COO)2Pb、Fe(SCN)3等 第八节离子共存及离子推断 能发生离子反应的离子不能大量共存。 1、离子不能大量共存的条件 ①生成难溶物质；②生成挥发性的物质(气体)；③生成难电离的物质(弱酸、弱碱、H2O等)； ④能发生氧化还原反应(如MnO42-与S2-不能大量共存) ②常见的不能大量共存的离子 (1)若阴阳离子能相互结合生成难溶物或微溶性盐，则不能大量共存，如：Ba2+、Ca2+与CO32-、S042-、SO32-等；Ag+与Cl-、Br-、I-、CO32-等。 (2)弱碱的阳离子不能与OH-大量共存：如Fe3+、Cu2+、NH4+、Ag+、Mg2+、AL3+、Fe2+、Zn2-与OH—不能大量共存。 (3)弱酸的阴离子不能与H+大量共存：如F—、CO32-、S032-、S2-、PO42-、CH3COO-等与H+不能大量共存。 (4)弱酸的酸式酸根离子与H+和OH-均不能大量共存：如HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO42-、HPO42-既不能与H+大量共存，又不能与OHˉ大量共存。
初中化学离子方程式知识点整理
初中化学离子方程式知识点整理化学离子方程式知识点整理 化学离子方程式是描述化学反应中涉及到的离子的反应过程的化学方程式。在初中化学学习中，离子方程式是一个重要的知识点。本文将对初中化学离子方程式的相关内容进行整理。 一、离子的符号表示法 在化学反应中，离子使用符号表示。正离子直接写出其符号，而负离子需要在符号前加上相应的键盘上没有的特殊字符，例如硫离子的符号为S2-。 二、离子方程式的基本原则 1. 离子方程式要满足反应物与生成物的质量守恒，即反应前后化学式中元素的个数应相等。 2. 离子方程式需要考虑到离子的电荷平衡，即反应前后正电荷的总数应相等，负电荷的总数也应相等。 三、离子方程式的表示方法 1. 组成物和生成物的离子可以使用离子符号直接写出。 例如，氯化钠溶解在水中的离子方程式可以写为： NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) 其中(s)表示晶体状态，(aq)表示溶液状态。 2. 在反应过程中，还会出现生成气体的情况，需要用到气体的标志符号(g)。 例如，盐酸与氢氧化钠反应生成氯化钠和水的离子方程式可以写为：
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(a q) + H2O(l) 在这个方程式中，H2O(l)表示水的液态。 3. 若反应产生沉淀，则需要用到沉淀的标志符号(s)。 例如，银离子与氯离子反应生成沉淀的离子方程式可以写为： Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) 在这个方程式中，AgCl(s)表示沉淀的固态。 四、离子方程式的平衡 为了使离子方程式能更准确地描述化学反应，有时需要进行方程式的平衡处理。 例如，铁离子与硫酸铜反应生成硫酸亚铁和硫酸铜的离子方程式可以写为： Fe2+(aq) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu2+(aq) 在这个方程式中，反应物和生成物的离子数目不平衡。 方程式的平衡处理可以通过系数调整实现。在这个例子中，通过将方程式中的 2倍H+和SO4-移至反应物的一边，使得反应物和生成物的离子数目平衡，方程式 可以重写为： Fe2+(aq) + 2H+(aq) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu2+(aq) + SO4-(aq) 经过平衡处理后的方程式更加准确地描述了反应的离子变化情况。 五、离子方程式反应类型 离子方程式可用于描述不同类型的化学反应，包括酸碱反应、沉淀反应、氧化 还原反应等。 1. 酸碱反应
初中化学离子方程式知识点归纳
初中化学离子方程式知识点归纳化学离子方程式知识点归纳 化学离子方程式是描述化学反应中离子的生成、消失和转化的一种记述方法。 它通过明确显示溶液中存在的离子，准确揭示了反应的离子之间的相互作用。 1. 定义离子方程式 离子方程式是根据溶液中离子的存在和化学反应的特点，将化学方程式以离 子的形式进行记述的一种方法。化学反应中，溶液中的化学物质往往以离子的形式存在，通过离子方程式可以更直观、明确地描述反应的发生和离子的转化过程。 2. 离子方程式的基本规则 (1) 在离子方程式中，将溶液中的离子明确写出，以离子的符号表示。阳离子写于阴离子之前，中间用符号“+”连接。例如，氯化钠溶液可以写成Na⁺ + Cl⁻。 (2) 在离子方程式中，溶解物以及生成物的状态需注明。其中，溶解物用“(aq)”表示，表示溶解于水中；而固体、液体和气体则直接使用其符号表示。 (3) 离子方程式必须满足电荷的平衡。即，离子方程式中正电荷的总和等于负电荷的总和。 3. 离子方程式的平衡 (1) 在离子方程式中，除了满足电荷平衡外，还需要满足物质物质平衡。即原料的物质量等于生成物的物质量。为了达到物质的平衡，反应方程中往往添加系数来确保原料与生成物的物质量平衡。 (2) 反应方程中的离子可根据需要进行配平。比如，在一些酸碱反应中，酸中的H⁺和碱中的OH⁻可结合生成水，因此需要适当调整反应方程式中离子的系数。 4. 离子方程式表达反应机理
离子方程式不仅仅描述了反应物和生成物的变化过程，还能够反映其中的反 应机理。通过观察离子方程式，我们可以了解反应中发生的离子的转化过程，进一步推测反应机理。 5. 离子方程式的应用 离子方程式广泛应用于酸碱反应、沉淀反应、氧化还原反应等的描述中，可 使反应过程更加准确明了。 (1) 酸碱反应：在酸碱反应中，可以通过离子方程式明确写出溶液中的H⁺和OH⁻离子的存在，进而描述酸和碱的中和反应。 (2) 沉淀反应：离子方程式能够清楚地描述沉淀反应中产生的固态沉淀物以及其他相关离子的转化过程。 (3) 氧化还原反应：通过离子方程式，可以揭示氧化还原反应中电子的转移过程和相关离子的转化。 综上所述，离子方程式是描述化学反应中离子转化过程的一种方法，它通过明 确显示溶液中存在的离子，能够准确、明确地揭示反应的离子之间的相互作用。离子方程式的平衡原则包括电荷平衡和物质平衡，离子方程式还能够表达反应机理，并广泛应用于酸碱反应、沉淀反应、氧化还原反应等领域。对于初中化学学习来说，熟练掌握离子方程式的基本规则和应用方法，将有助于理解和掌握不同类型的化学反应。
离子方程式知识点
离子反应方程式知识点基本步骤 写 明确写出有关反应的。 拆 ①可溶性的强(、、可溶性盐）一律用符号 离子方程式 表示，其它难溶的物质.难的物质、气体、，水等仍用表示。 ②对于微溶物质来说在离子反应中通常以离子形式存在（溶液中），但是如 果是在里则需要写出完整的化学式，例如，中的写，中的用化学式表示。浓中由于存在的主要是分子，也书写。浓、是完全电离的，所以写离子式。 删 删去方程式两边相同的离子和分子。 查 检查式子两边的各种的个数及电荷数是否相等，是否，还要看所得式子是不是最简整数比，若不是，要化成。 正误判断 依据四原则 ⑴客观事实原则 如2Fe + 6H+ ==== 2Fe3+ + 3H 2 ↑，错在H+不能把Fe氧化成Fe3+，而只能氧 化成Fe2+。应为：Fe + 2H+ ==== Fe2+ + H 2 ↑。 ⑵原则 如Na + H 2O====Na++ OH- + H 2 ↑，错在反应前后H原子的数目不等。应为： 2Na + 2H 2O ==== 2Na+ + 2OH- + H 2 ↑。
⑶原则 如Fe3++ Cu ==== Fe2++ Cu2+，错在左右两边电荷不守恒。应为：2Fe3+ + Cu ====2Fe2+ + Cu2+。 ⑷固定组成原则 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这一定组成。应为：2H+ + SO42- + Ba2+ + 2OH- ====BaSO4↓ + 2H2O。 看拆分正误 ⑴能拆分的物质 如Ca(HCO3）2 + 2H+ ====Ca2+ + 2CO2↑ + 2H2O，错在未将Ca(HCO3）2拆分成Ca2+ 和HCO3-。应为：HCO3- + H+ ====CO2↑ + H2O。 可见：能拆分的物质一般为强酸（如盐酸HCl）、强碱（如NaOH）、和大多数可溶性盐（氯化钠NaCl）。 ⑵不能拆分的物质 一、难溶物不拆 例l：向中加入过量盐酸。 错误：CO32- + 2H+= CO2 +H2O 原因：CaCO3难溶于水，像BaSO4、．AgCl、Cu(OH)2、H2SiO3等在书写离子方程式时均不能拆开，应写成化学式. 正确：CaCO3 + 2H+ = CO2 + Ca2+ + H2O 二、微溶物作生成物不拆 例2：向溶液中加入溶液。 错误：该反应不能发生． 原因：CaSO4是微溶物，像Ag2SO4、MgCO3、Ca(OH)2等微溶物，若作为生成物在书写离子方程式时均不能拆开，应写成化学式。 正确：SO42- + Ca2+ = CaSO4 说明：微溶物作物，较小时拆成离子式，浓度较大时应写成化学式。 三、不拆 例3：向溶液中加入过量。 错误：Al3+ + 3OH-=Al(OH)3 原因：氨水为弱电解质，像H2O、HF、CH3COOH等弱电解质在书写离子方程式时均不能拆开，应写成化学式。 正确：Al3+ + 3NH3·H2O=Al(OH)3 + 3NH4+ 四、氧化物不拆 例4：将氧化钠加入水中。 错误：O2- + H2O=2OH-
高中常见必背离子方程式总结
高中常见必背离子方程式总结 高中化学中的离子共存和方程式可谓是一大重点，对于这幺重要的一个知识点，有很多同学在学习的时候可能会混淆或者是记忆不清晰。下面是高中离子方程式总结，欢迎阅读。 1 高中离子方程式汇总1、向氢氧化钠溶液中通入少量 CO2：2NaOH+CO2====Na2CO3+H2O CO2+2OH- CO32-+H2O 2.过量CO2 通入氢氧化钠溶液中：CO2+NaOH NaHCO3 CO2+OH- HCO3- 反应分两步进行，第一步为：CO2＋2OH－===CO＋H2O，第二步为： CO＋CO2＋H2O===2HCO。 3.在澄清石灰水中通入过量二氧化碳：Ca（OH）2+2CO2══Ca(HCO3)2 CO2+OH- HCO3- 4.氨水中通入少量二氧化碳：2NH3•H2O+CO2==（NH4）2CO3+H2O 2NH3•H2O+CO2==2NH4＋＋2H2O 5.二氧化碳通入碳酸钠溶液中：Na2CO3+CO2+H2O══2NaHCO3 CO32-+CO2+H2O══HCO3- 6.苯酚钠溶液中通入少量二氧化碳： CO2+H2O+C6H5ONa→C6H5OH+NaHCO3 CO2+H2O+C6H5O－→C6H5OH+HCO3- 7.烧碱溶液中通入过量二氧化硫：NaOH+SO2==NaHSO3 OH-+SO2 HSO3- 8.用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫：Na2CO3+SO2 Na2SO3+CO2↑
CO32-+SO2 SO32-+CO2↑ 9.少量SO2 气体通入NaClO 溶液中：2NaClO+2SO2+2H2O══ Na2SO4+2HCl+H2SO4 2ClO－+2SO2+2H2O══SO42－+2Cl－+2H＋＋SO42－ 10.用氨水吸收少量二氧化硫2NH3•H2O＋SO2===2NH＋SO＋H2O 用氨水吸收过量的二氧化硫NH3•H2O＋SO2===NH＋HSO 11.在醋酸铅[Pb(Ac)2]溶液中通入H2S 气体：Pb(Ac)2+H2S=PbS↓+2HAc Pb(Ac)2+H2S=PbS↓+2HAc 12.硫酸铁的酸性溶液中通入足量硫化氢：Fe2（SO4） 3+H2S==2FeSO4+S↓+H2SO4 2Fe3＋+H2S==2Fe2＋+S↓+2H＋ 13.氯化铁溶液中通入碘化氢气体：2FeCl3+2HI 2FeCl2+I2+2HCl 2Fe3＋+2H＋＋2I－2Fe2＋+I2+2H＋ 14.氟气通入水中：2F2+2H2O 4HF+O2↑ 2F2+2H2O 4HF+O2↑ 15.氯气通入水中：Cl2+H2O HCl+HClO Cl2+H2O H＋＋Cl－+HClO 16.氯气通入冷的氢氧化钠溶液中：Cl2+2NaOH══NaClO+NaCl+H2O Cl2+2OH-══ClO－+Cl－+H2O 17.FeBr2 溶液中通入过量Cl2：2FeBr2+3Cl2══2FeCl3+2Br2 2Fe2＋+4Br－+3Cl2══2Fe3＋++2Br2＋6Cl－ 18.FeBr2 溶液与等物质的量Cl2 反应：6FeBr2+6C12 4FeCl3+2FeBr3+3Br2 2Fe2＋+2Br－+2Cl2══2Fe3＋+Br2＋4Cl－ 19.足量氯气通入碘化亚铁溶液中：3Cl2+2FeI2 2FeCl3+2I2 3Cl2+2Fe2＋＋4I－2Fe3＋+2I2
高中化学常考离子方程式总结
高中化学常考离子方程式总结 离子反响、离子方程式的书写及正误判断是每年高考的必考 内容 ,所占分值较大。学生在学习和高三复习过程中,这部分内容是一个要点 ,也是一个难点。以下是小编为大家精心准备的：高中化学常考离子方程式总结，欢迎参照阅读! 高中化学常考离子方程式总结以下： 一、离子反响常有种类： 1、复分解型离子反响：例：Ag++Cl- =AgCl↓2H++CO32 -=CO2↑+H2O 2、置换反响型：例：Zn+2H+=Zn2++H2 ↑ Cl2+2I-=2Cl-+I2 3、盐类水解型：例：NH4++H2O==NH3·H2O+H+ CH3COO-+H2O ==*****+0H- 4、复杂的氧化还原型：例：MnO4-+5Fe2++8H+=5Fe3++Mn2++4H2O此外还有生成物中有络合 物时的离子反响等。 二、离子方程式书写规则： 1、只好将强电解质(指溶于水中的强电解质)写出离子形式，其余 (包含难溶强电解质)一律写成分子形式。如碳酸钙与盐酸的 1 / 3
反响： CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O所以熟记哪些物质是 强电解质、哪些强电解质能溶于水是写好离子方程式的基础和关 键。 2、不在水溶液中反响的离子反响，不可以书写离子方程式。 如铜与浓 H2SO4 的反响，浓 H2SO4 与相应固体物质取HCI、HF、HNO3 的反响，以及Ca(OH)2 与 NH4Cl 制取 NH3 的反响。 3、碱性氧化物固然是强电解质，但它只好用化学方程式写 在离子方程式中。如 CuO 与盐酸的反响： CuO+2H+=Cu2++H2O 4、有酸式盐参加的离子反响，关于弱酸酸式根离子不可以拆 成 H+ 和酸根阴离子 (HSO4- 除外 )。如 NaHCO3 溶液和 NaOH 溶 液混淆： HCO3-+OH-=CO32-+H2O不可以写成：H++OH-=H2O 5、书写氧化复原反响的离子方程式时，第一写好参加反响 的离子，而后确立氧化产物和复原产物，再用察看配平并补齐其 它物质即可 ;书写盐类水解的离子方程式时，先写好发生水解的 离子，而后确立产物，再配平并补足水分子即可。 6、一定恪守质量守恒和电荷守恒定律，即离子方程式不单 要配平原子个数，还要配平离子电荷数和得失电子数。如在 FeCl2 溶液中通入 Cl2，其离子方程式不可以写成： Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- ，因反响前后电荷不守恒，应写成： 2Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- 。 7、不可以因约简离子方程式中局部系数而损坏整体的关系量。 2 / 3
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复原反应和非氧化复原反应两大类。 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〔仅讨论非氧化复原反应的离子反应〕 2.1 复分解反应发生的条件 对于复分解反应而言，有以下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〕。写出表示这个反应的离子方程式：Pb(CH3COO)2 + H2S ＝PbS↓+ 2CH3COOH (3) 气态物质生成 常见气态物有：SO2、CO2、NH3、H2S 等 [练2-4] 用化学反应方程式表示： ①大理石与盐酸反应：CaCO3 +2HCl ＝CaCl2 + CO2↑ +H2O ②实验室制硫化氢气体FeS + 2HCl ＝FeCl2 + H2S↑ [想想] ①CuSO4 + H2S ＝CuS↓ + H2SO4反应能发生，而FeCl2 + H2S ＝FeS↓ + 2HCl却不能发生，为什么？ ②将KCl溶液与NaNO3溶液混合是否发生化学反应？假设把该混合溶液蒸发干后得到的晶 体是什么？ 2.2 强酸制弱酸〔强强生弱〕规律及应用 根据酸碱质子理论，凡能提供质子〔H+〕的粒子〔离子或分子〕都是酸〔如HCl、HNO3、及酸式根离子HCO3-等〕，酸失去质子后生成的粒子则为该酸的共轭碱；凡能接受质子〔H+〕
化学离子反应知识点归纳总结
化学离子反应知识点归纳总结 1、离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成的反应。 2、离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 3、离子方程式的书写： （1）书写规则： ①单质、氧化物、不溶物、难电离的物质（弱酸、弱碱及水等）不能拆开来写。如 Cl2、Na2O等不可以拆开写成Cl-、Na+、O2-；BaSO4不可以拆开写成Ba2+、SO42-形式。 ②易溶于水，易电离的物质的离子符号的改写同电离方程式中的离子形式。如NaHCO3改写Na+、HCO3-；NaHSO4应改写Na+,H+,SO42- ③微溶物，若出现在反应物中一般改写成离子符号（悬浊液除外）；若出现在生成物中一般不改写。 ④固体与固体物质反应不写离子方程式。如实验室制取NH3的离子方程式为： ⑤浓H2SO4、浓H3PO4一般不拆开写成离子形式；HCl、HNO3无论浓稀，均应改写成离子符号。如Cu片与浓H2SO4反应的离子方程式为： （2）书写步骤（以CuSO4溶液与BaCl2溶液反应为） ①写出反应的化学方程式： ②把易溶于水、易电离的物质拆开写成离子形式，难溶的物质或难电离的物质以及气体等仍用化学式来表示。上述化学方程式可改写成：Cu2++SO42+Ba2++2Cl-=Cu2++2Cl- +BaSO4↓ 1、离子共存条件： 同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，它们之间便不能在溶液中大量共存。 ⑴生成难溶物或微溶物：如：Ba2+与CO32-，Ag+与Br-，Ca2+与SO42-等不能大量共存。 ⑵生成气体或挥发性物质: 如：NH4+与OH-，H+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。 ⑶生成难电离物质：如：H+与CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-与NH4+因生成的弱碱不能大量共存；H+与OH-生成水不能大量共存。
离子反应知识点总结
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： H2S 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： 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反应实质是Ba2+和SO42-反应：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反应，实质是Ba2+和SO42—的反应：Ba2++SO42—＝BaSO4↓ 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+CuSO4＝FeSO4+Cu实质是Fe与Cu2+的反应，Fe+Cu2+＝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：
高一化学知识点离子方程式总结
高一化学知识点离子方程式总结 在离子反应中，反应物之间物质的量的相对大小有时候决定反应的实质、产物的种类和存在形式，所以，我们一定要仔细辨析这些反应，才能找到恰当的方法突破难点。 一、碱与酸酐的反应 多酸的酸酐与碱反应，酸酐少量生成正盐，酸酐过量生成酸式盐。 1、CO2与NaO 少量CO2：CO2+2OH-==CO32-+H2O 过量CO2：CO2+OH-==HCO3- 此外，当CO2通入NaAlO2、Ca(ClO)2、Na2SiO3等溶液中时，CO2少量生成碳酸盐，过量生成碳酸氢盐。不过有一个例外，当CO2通入苯酚钠溶液中，无论CO2少量还是过量，均生成碳酸氢钠，苯酚的酸性强于碳酸氢钠酸性的缘故。 类似的还有：SO2、H2S等通入到碱液中。 二、氢氧化铝的两性 2、AlCl3与NaOH 少量NaOH：Al3++3OH-==Al(OH)3 过量NaOH：Al3++4OH-==AlO2-+2H2O 3、NaAlO2与HCl 少量HCl：AlO2-+H++H2O==Al(OH)3 过量HCl：AlO2-+4H+==Al3++2H2O
所以，以NaAlO2或AlCl3为原料制备Al(OH)3沉淀，一定控制好酸碱的用量。 三、酸式盐与碱 4、NaHSO4和Ba(OH)2 溶液呈中性：2H++SO42-+Ba2++2OH-==2H2O+BaSO4 SO42-沉淀完全++SO42-+Ba2++OH-==H2O+BaSO4 5、NaHCO3和Ca(OH)2 石灰水少量：Ca2++2OH-+2HCO3-==CaCO3+CO32-+2H2O 石灰水过量：Ca2++OH-+HCO3-==CaCO3+H2O 6、Ca(HCO3)2和Ca(OH)2 石灰水少量或过量：Ca2++OH-+HCO3-==CaCO3+H2O 7、Mg(HCO3)2和NaOH NaOH少量：Mg2++2OH-==Mg(OH)2 NaOH过量：Mg2++2HCO3-+4OH-==Mg(OH)2+2CO32-+2H2O 方法：少量物质定为1，且符合组成关系，过量物质需要多少写多少。 总结：以上就是高一化学知识点：离子方程式总结的全部内容，希望能帮助同学们巩固学过的化学知识，祝愿同学们都能轻松愉快的学习，取得好成绩！
高中化学方程式知识点：最易考离子方程式汇总
高中化学方程式知识点：最易考离子方程式 汇总 摘要高中如何复习一直都是考生们关注的话题，下面是的编辑为大家准备的高中化学方程式知识点：最易考离子方程式汇总 一、离子反应常见类型： 1、复分解型离子反应：例： Ag++Cl-=AgCldarr;2H++CO32- =CO2uarr;+H2O 2、置换反应型：例：Zn+2H+=Zn2++H2 uarr; Cl2+2I-=2Cl-+I2 3、盐类水解型：例：NH4++H2O==NH3 H2O+H+ CH3COO-+H2O ==CH3COOH+0H- 4、复杂的氧化还原型：例： MnO4-+5Fe2++8H+=5Fe3++Mn2++4H2O 另外还有生成物中有络合物时的离子反应等。 二、离子方程式书写规则： 1、只能将强电解质(指溶于水中的强电解质)写出离子形式，其它(包括难溶强电解质)一律写成分子形式。如碳酸钙与盐酸的反应：CaCO3+2H+=Ca2++CO2uarr;+H2O 因此熟记哪些物质是强电解质、哪些强电解质能溶于水是写好离子
方程式的基础和关键。 2、不在水溶液中反应的离子反应，不能书写离子方程式。如铜与浓H2SO4的反应，浓H2SO4与相应固体物质取HCI、HF、HNO3的反应，以及Ca(OH)2与NH4Cl制取NH3的反应。 3、碱性氧化物虽然是强电解质，但它只能用化学方程式写在离子方程式中。如CuO与盐酸的反应： CuO+2H+=Cu2++H2O 4、有酸式盐参加的离子反应，对于弱酸酸式根离子不能拆成H+和酸根阴离子(HSO4-除外)。如NaHCO3溶液和NaOH溶液混合：HCO3-+OH-=CO32-+H2O不能写成：H++OH-=H2O 5、书写氧化还原反应的离子方程式时，首先写好参加反应的离子，然后确定氧化产物和还原产物，再用观察配平并补齐其它物质即可;书写盐类水解的离子方程式时，先写好发生水解的离子，然后确定产物，再配平并补足水分子即可。 6、必须遵守质量守恒和电荷守恒定律，即离子方程式不仅要配平原子个数，还要配平离子电荷数和得失电子数。如在FeCl2溶液中通入Cl2，其离子方程式不能写成：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-，因反应前后电荷不守恒，应写成： 2Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-。 7、不能因约简离子方程式中局部系数而破坏整体的
离子方程式化学知识点
离子方程式化学知识点 一、离子反应常见类型： 1、复分解型离子反应：例：Ag++Cl-=AgCl↓2H++CO32-=CO2↑+H2O 2、置换反应型：例：Zn+2H+=Zn2++H2↑Cl2+2I-=2Cl-+I2 3、盐类水解型：例：NH4++H2O==NH3·H2O+H+CH3COO-+H2O==CH3COOH+0H- 4、简单的氧化还原型：例：MnO4-+5Fe2++8H+=5Fe3++Mn2++4H2O 另外还有生成物中有络合物时的离子反应等。 二、离子方程式书写规章： 1、只能将强电解质(指溶于水中的强电解质)写出离子形式，其它(包括难溶强电解质)一律写成分子形式。如碳酸钙与盐酸的反应：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O因此熟记哪些物质是强电解质、哪些强电解质能溶于水是写好离子方程式的基础和关键。 2、不在水溶液中反应的离子反应，不能书写离子方程式。如铜与浓H2SO4的反应，浓H2SO4与相应固体物质取HCI、HF、HNO3的反应，以及Ca(OH)2与NH4Cl制取NH3的.反应。 3、碱性氧化物虽然是强电解质，但它只能用化学方程式写在离子方程式中。如CuO与盐酸的反应：CuO+2H+=Cu2++H2O 4、有酸式盐参与的离子反应，对于弱酸酸式根离子不能拆成H+和酸根阴离子(HSO4-除外)。如NaHCO3溶液和NaOH溶液混合：HCO3-+OH-=CO32-+H2O不能写成：H++OH-=H2O 5、书写氧化还原反应的离子方程式时，首先写好参与反应的离
子，然后确定氧化产物和还原产物，再用观察配平并补齐其它物质即可;书写盐类水解的离子方程式时，先写好发生水解的离子，然后确定产物，再配平并补足水分子即可。 6、必需遵守质量守恒和电荷守恒定律，即离子方程式不仅要配平原子个数，还要配平离子电荷数和得失电子数。如在FeCl2溶液中通入Cl2，其离子方程式不能写成：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-，因反应前后电荷不守恒，应写成：2Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-。 7、不能因约简离子方程式中局部系数而破坏整体的关系量。如稀H2SO4和Ba(OH)2溶液的反应，若写出为：Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4+H2O就是错误的，正确应为Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O。