第02讲 离子反应（讲）- 2024年高考化学大一轮复习【讲义+练习+专题】

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考纲和考试说明是备考的指南针，认真研究考纲和考试说明，可增强日常复习的针对性和方向性，避免盲目备考，按方抓药，弄清楚高考检测什么，检测的价值取向，高考的命题依据。
2.精练高考真题，明确方向
经过对近几年高考题的横、纵向分析，可以得出以下三点：一是主干知识考查“集中化”，二是基础知识新视角，推陈出新，三是能力考查“综合化”。
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要提高后期的备考质量，还要真正了解学生存在的问题，只有如此，复习备考才能更加科学有效。所以，必须加大信息反馈，深入总结学情，明确备考方向，对症开方下药，才能使学生的知识结构更加符合高考立体网络化要求，才能实现基础→能力→分数的转化。
4.切实回归基础，提高能力
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第02讲 离子反应
【化学学科素养】
宏观辨识与微观探析：能从不同层次认识化学反应和离子反应的异同点；能从微观的角度认识溶液中离子导电的规律，能从宏观和微观相结合的视角理解化学反应和离子反应，并运用离子反应解决实际问题。
证据推理与模型认知：具有证据意识，能基于不同电解质溶液导电性的差异分析推理，理解溶液中电解质的电离特点和导电规律；通过分析、推理等方法认识研究对象的本质特征；能运用正确的模型理解离子方程式的书写方法、离子的检验与推断的规律。
【必备知识解读】
一、电解质和非电解质
1.电解质与非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物，酸、碱、盐属于电解质。
非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物，如蔗糖、乙醇等。
【易错警示】
①电解质和非电解质均是化合物，单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。
②电解质不一定导电，如固态NaCl、液态HCl等；导电物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。
③电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质。它们与水反应生成的产物H2CO3H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。
④电解质与金属的导电原理不同。电解质的导电是由于自由移动的阴、阳离子定向移动产生的；金属导电是由于金属晶体中自由电子的定向移动。
2.强电解质和弱电解质
强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。
弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。
【归纳总结】强电解质与弱电解质的比较：
二、电离与电离方程式的书写
1．概念
电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。
电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融，
金属氧化物的电离条件是熔融。
2．电离方程式书写方法
（1）强电解质：完全电离，用===表示。
如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4===2H＋＋SOeq \\al(2－,4)、NaOH===Na＋＋OH－、(NH4)2SO4===2NHeq \\al(＋,4)＋SOeq \\al(2－,4)。
（2）弱电解质：部分电离，用“”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H2SH＋＋HS－；HS－＋＋S2－。
②多元弱碱分步电离，但一步写出。
如Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。
③两性氢氧化物双向电离。
如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlOeq \\al(－,2)＋H2OAl(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NaHSO4===Na＋＋H＋＋SOeq \\al(2－,4)，
在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSOeq \\al(－,4)。
②多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。
如NaHCO3===Na＋＋HCOeq \\al(－,3)，HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)。
3．金属导电与电解质溶液导电原因对比
（1）金属导电是由于自由电子在电场作用下的定向移动，温度高、金属阳离子振动幅度大，自由电子定向移动阻力增大，金属导电性变弱。
（2）电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有自由移动的离子存在。电解质溶液导电能力的大小，决定于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数，和电解质的强弱没有必然联系。但温度升高时，弱电解质电离程度增大、离子浓度增大、导电性会增强。三、 离子反应和离子方程式
1.离子反应
（1）概念：凡有离子参加或生成的反应都是离子反应。
（2）本质：溶液中某些离子的物质的量的减小或子种类发生改变。
（3）离子反应发生的条件
①复分解反应类型：生成难溶性、难电离、挥发性物质的
②氧化还原反应类型：
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络合反应：生成稳定的络合物或络合离子。
如向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液时反应的离子方程式为Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3。
④盐类的水解反应：在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质。
如NH4Cl水解离子方程式为NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。
⑤电化学反应：实质为氧化还原反应，但需要添加电解或通电条件。
2.离子方程式及书写
（1）离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子．所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子。
（2）意义：离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应。如：H＋+ OH－＝H2O可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应。
（3）离子方程式书写步骤
书写离子方程式按照“一写、二改、三消、四查”的步骤书写。应注意的是，第二步“改”是关键：把易溶于水、易电离的物质 拆写成离子形式，难溶、难电离、气体、单质、氧化物等 仍用化学式表示
【特别提醒】书写离子方程式的注意事项
①微溶物处理方式有三种情况：出现在生成物中写化学式；作反应物处于溶液状态写离子符号；作反应物处于浊液或固态时写化学式。
②单一离子水解的离子方程式不要忘记“”。
③NHeq \\al(＋,4)与OH－在稀溶液中反应生成NH3·H2O，在浓溶液中并加热时生成NH3(g)和H2O。
④浓HCl、浓HNO3在离子方程式中写离子符号，浓H2SO4不写离子符号。
⑤HCOeq \\al(－,3)、HS－、HSOeq \\al(－,3)等弱酸的酸式酸根离子不能拆开写。
⑥易溶、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。
⑦离子方程式要遵循质量守恒、电荷守恒，是氧化还原反应的还要遵循得失电子守恒。
四、离子共存
所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。发生下列反应而不能大量共存的情况：
1、发生复分解反应。
（1）生成难溶物或微溶物：如：Ba2+与COeq \\al(2－,3)，Ag+与Br-，Ca2+与SOeq \\al(2－,4)等不能大量共存。
（2）生成气体或挥发性物质：如：NHeq \\al(＋,4)与OH－，H+与COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、S2-、HS-、SOeq \\al(2－,3)、HSO EQ \s(-,3) 等不能大量共存。
（3）生成难电离物质：如：H+与CH3COO-、COeq \\al(2－,3)、S2-、SOeq \\al(2－,3)等因生成弱酸不能大量共存；OH-与NHeq \\al(＋,4)因生成的弱碱不能大量共存；H+与OH－生成水不能大量共存。
2、发生氧化还原反应：
氧化性离子(如Fe3+、NOeq \\al(－,3)、ClO-、MnOeq \\al(－,4) (H+)等)与还原性离子(如S2-、I-、Fe2+、SOeq \\al(2－,3)等)不能大量共存。
3、离子间发生水解相互促进不能共存：
弱酸对应的阴离子和弱碱对应的阳离子相互促进双水解进行到底。如Al3+、Fe3+、NHeq \\al(＋,4)与COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、S2-、HS-、AlOeq \\al(－,2)等。
4、络合反应：如Fe3+和SCN-。
五、离子检验
1.常见物质的检验(包括鉴别、鉴定、推断)
2.常见的阳离子的检验
根据离子检验时生成物所表现出的现象不同，可把检验离子的方法归纳为三种类型：①生成沉淀；②生成气体；③显现特殊颜色。
3.常见阴离子的检验
【规律总结】常见离子检验干扰问题
（1）向某溶液中加入BaCl2溶液后生成白色沉淀，再加入稀盐酸沉淀不消失，不能判断原溶液中一定存在SOeq \\al(2－,4)，若原溶液中存在Ag＋，也有相同的现象。
（2）向某溶液中加入Ca(OH)2溶液，有白色沉淀生成，不能判断原溶液中一定存在COeq \\al(2－,3)，若原溶液中存在SOeq \\al(2－,3)、HSOeq \\al(－,3)、HCOeq \\al(－,3)等，也有相同的现象。
（3）向某溶液中滴入稀盐酸，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体，不能判断原溶液中一定存在COeq \\al(2－,3)，若原溶液中存在HCOeq \\al(－,3)、SOeq \\al(2－,3)、HSOeq \\al(－,3)等，也有相同的现象。
（4）向某溶液中滴入BaCl2溶液，产生白色沉淀，再加入稀HNO3，白色沉淀不溶解，不能确定原溶液中一定存在SOeq \\al(2－,4)，若原溶液中存在SOeq \\al(2－,3)和Ag＋，也有相同的现象。
（5）向某溶液中滴加氯水，再加入KSCN溶液，溶液变红色，原溶液中不一定存在Fe2＋，检验Fe2＋时，应先加KSCN，再加氯水，否则，Fe3＋干扰结果的判断。
（6）做某溶液的焰色反应实验，火焰呈黄色，溶液中一定存在Na＋，也可能存在K＋，因为钾的焰色反应必须透过蓝色钴玻璃才能观察到。
【关键能力拓展】
一、离子方程式的正误判断
离子方程式的书写时高考的重点和难点，特别是与用量有关的反应方程式的书写、正误的判断及其应用。解决此类问题的难点在量的关系及进行的配平。在解决过程中可按照其成因进行分类，了解其原理，届可以顺利解决。
1.连续型反应
指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。
（1）可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应。如CO2通入NaOH溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸式盐：
①碱过量（CO2少量）：CO2＋2OH－===COeq \\al(2－,3)＋H2O ；
②碱不足（CO2过量）：CO2＋OH－===HCOeq \\al(－,3) 。
（2）多元弱酸(或其酸酐)与更弱酸的盐溶液。如CO2通入NaAlO2溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸式盐：
①NaAlO2过量（CO2少量）：2AlOeq \\al(－,2)＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋COeq \\al(2－,3) ；
②NaAlO2不足（CO2过量）：AlOeq \\al(－,2)＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCOeq \\al(－,3) 。
（3）多元弱酸盐与强酸反应。如Na2CO3溶液与稀盐酸，先反应生成酸式盐，然后生成二氧化碳：
盐酸不足：COeq \\al(2－,3)＋H＋===HCOeq \\al(－,3) ；
盐酸过量：COeq \\al(2－,3)＋2H＋===CO2↑＋H2O。
（4）铝盐溶液与强碱溶液，如在铝盐中滴入强碱，先生成氢氧化铝沉淀，然后溶解生成偏铝酸根：
铝盐过量（NaOH少量）：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓ ；
强碱过量（NaOH过量）：Al3＋＋4OH－===AlOeq \\al(－,2)＋2H2O 。
（5）NaAlO2溶液与强酸溶液，在偏铝酸盐中滴加强酸，先生存氢氧化铝，然后溶解，生成铝离子：
NaAlO2过量：AlOeq \\al(－,2)＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓ ；
强酸过量：AlOeq \\al(－,2)＋4H＋===Al3＋＋2H2O 。
（6）Fe与稀HNO3溶液，在硝酸中逐渐加入铁，先生存三价铁，铁过量，生成二价铁：
Fe过量：3Fe＋2NOeq \\al(－,3)＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O ；
HNO3过量：Fe＋NOeq \\al(－,3)＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O 。
2.先后型反应：一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。
（1）非氧化还原型的离子反应
如：向含有Na＋、OH－、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)的溶液中，逐滴加入盐酸，因为结合质子的能力：OH－＞AlOeq \\al(－,2)＞COeq \\al(2－,3)，故反应的先后顺序为：
①H＋＋OH－===H2O
②H＋＋AlOeq \\al(－,2)＋H2O===Al(OH)3↓
③COeq \\al(2－,3)＋H＋===HCOeq \\al(－,3)
④HCOeq \\al(－,3)＋H＋===CO2↑＋H2O
⑤最后生成Al(OH)3沉淀进一步与H＋反应：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
（2）氧化还原型的离子反应
对于氧化还原反应，按“先强后弱”的顺序书写，即氧化性(或还原性)强的优先发生反应，氧化性(或还原性)弱的后发生反应，该类型离子方程式的书写步骤如下：
第一步：确定反应的先后顺序：(氧化性：HNO3＞Fe3＋，还原性：I－＞Fe2＋＞Br－)。如向FeI2溶液中通入Cl2，I－先与Cl2发生反应。
第二步：根据用量判断反应发生的程度，
如少量Cl2与FeI2溶液反应时只有I－与Cl2反应：2I－＋Cl2===2Cl－＋I2。
足量Cl2与FeI2溶液反应时溶液中的I－和Fe2＋均与Cl2发生反应：
2Fe2＋＋4I－＋3Cl2===2Fe3＋＋2I2＋6Cl－。
第三步：用“少量定1法”书写离子方程式，即将“量”少物质的化学计量数定为“1”进行书写。
3.配比型反应：当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关。书写方法为“少定多变”法
（1）“少定”就是把相对量较少的物质定为“1 ml”，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HCOeq \\al(－,3)的物质的量为1 ml，
“多变”——1 ml HCOeq \\al(－,3)能与1 ml OH－发生反应，得到1 ml H2O和1 ml COeq \\al(2－,3)、1 ml COeq \\al(2－,3)再与1 如如NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液
溶液呈中性时：2H＋＋SOeq \\al(2－,4)＋2OH－＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O ；
SOeq \\al(2－,4)完全沉淀时：H＋＋SOeq \\al(2－,4)＋Ba2＋＋OH－===H2O＋BaSO4↓ 。
二、与“量”有关的离子方程式的书写
1.多元弱酸盐与强酸反应时，应注意反应物的用量。
如在Na2CO3溶液中滴加少量盐酸，离子方程式为COeq \\al(2－,3)＋H＋===HCOeq \\al(－,3)；若盐酸过量，离子方程式为COeq \\al(2－,3)＋2H＋===CO2↑＋H2O。
2.CO2(或SO2)与强碱溶液反应时，应注意CO2(或SO2)是否过量。
一般地，若CO2(或SO2)少量，产物为碳酸盐(或亚硫酸盐)，若CO2(或SO2)过量，产物为碳酸氢盐(或亚硫酸氢盐)。
如将少量CO2气体通入澄清石灰水中，离子方程式为CO2＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋H2O；若通入过量的CO2，离子方程式为CO2＋OH－===HCOeq \\al(－,3)。
3.酸式盐与碱反应时，应注意物质之间“量”的关系。
如NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液的反应，NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液的反应，Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液的反应等。
对于这类反应要按照“以少定多”的原则进行书写，即先假定少量物质的化学计量数为1，根据少量物质的化学式，写出参加反应的离子数目，然后根据少量物质的离子数目来确定过量物质的离子数目。
如少量的NaHCO3溶液与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式为HCOeq \\al(－,3)＋OH－＋Ba2＋===BaCO3↓＋H2O；若NaHCO3溶液过量，离子方程式为Ba2＋＋2OH－＋2HCOeq \\al(－,3)===BaCO3↓＋2H2O＋COeq \\al(2－,3)。
4.强氧化剂遇到两种还原性离子时 ，应注意氧化剂是否过量。
如将少量的Cl2通入到FeBr2溶液中，离子方程式为2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；若Cl2过量，则离子方程式为2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－。
三、离子共存的正误判断
多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是一句话：一色、二性、三特殊、四反应。
1.一色。即溶液颜色。若限定无色溶液，则Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnOeq \\al(－,4)、C2+、Cr2Oeq \\al(2－,7)、CrO、Cr3+等有色离子不能存在。
2.二性。即溶液的酸性和碱性。在强酸性溶液电，OH-及弱酸根阴离子（COeq \\al(2－,3)、SOeq \\al(2－,3)、S2-、CH3COO-等)均不能大量存；在强碱性溶液中，H+及弱碱阳离子(如NHeq \\al(＋,4)、Mg2+、Al3+、Fe3+等)均不能大量存在；酸式弱酸根离子(如HCOeq \\al(－,3)、HSOeq \\al(－,3)、HS-、H2POeq \\al(－,4)等)在强酸性或强碱性溶液中均不可能大量存在。
3.三特殊。指三种特妹情况：①HCOeq \\al(－,3)与AlOeq \\al(－,2)不能大量共存(发生双水解反应)；②H+与NOeq \\al(－,3)组合具有强氧化性，能与S2-、Fe2+、I- 等发生反应，而这一种组合常常较为隐蔽，不易被察觉；③NHeq \\al(＋,4)与CH3COO-、COeq \\al(2－,3)，Mg2+与HCOeq \\al(－,3)等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存(加热就不同了)。
4.四反应。指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。①复分解反应，②氧化还原反应，③相互促进酌水解反应，④络合反应。
【规律总结】离子共存问题中隐含条件的分析
四、离子的推断
利用离子反应进行物质的推断是推断题中的一种重要题型，它既考查了常见离子的典型性质，又考查了考生的推断能力。这类试题常将物质拆分为离子，通过实验并根据其现象推断出相关物质。解答此类试题，易出现一错全错的连锁错误，因此，解答的关键是依据题目表述的现象和离子的性质，初步推出可能的物质，然后逐步分析，从而得出正确的结果。
1.物质检验的一般步骤
eq \x(观察物理性质)―→eq \x(取少量样品)―→eq \x(加入某种试剂)―→eq \x(加热、振荡等操作)―→eq \x(根据现象)―→eq \x(得出结论)
2.物质检验的一般依据
任何具有明显实验现象差异的物理性质、化学性质都可作为物质检验的依据。在物质鉴定过程中常常是根据颜色的变化、是否有气体产生、能否溶解、有无沉淀、有无吸热或放热等现象来判断；还可以根据能不能产生某个现象来判断，也可以根据产生某个现象的快慢进行判断。
【特别提醒】必须注意两点：
（1）所加试剂引入的离子对后续实验的影响；
（2）用电荷守恒判断溶液中还可能含有的离子时要将定性与定量的方法相结合。
【核心题型例解】
高频考点一 强弱电解质
例1.（2022·浙江卷）下列物质属于强电解质的是( )
A．HCOOH B．Fe
C．Na2CO3 D．C2H2
【易错警示】
(1)单质和混合物既不是电解质也不是非电解质，如Cu、NaCl溶液。
(2)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，如铁、铝等金属单质。
(3)本身电离而导电的化合物才是电解质，如CO2、SO2、SO3、NH3的水溶液虽能导电，但均是非电解质。
(4)电解质的强弱与电解质溶液导电能力的强弱、溶解性的大小没有直接关系，如碳酸钙，其溶解度小，溶液导电性差，但其属于强电解质。
(5)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，如极稀的NaCl溶液的导电能力不如浓氨水的导电能力强。溶液的导电能力取决于离子浓度的大小和离子所带电荷的多少，离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则导电能力越强。
【变式探究】下列属于强电解质且熔融状态能导电的是（ ）
A．B．C．D．
高频考点二 离子方程式正误判断
例2.（2023·浙江选考）下列反应的离子方程式不正确的是（ ）
A. Cl2通入氢氧化钠溶液：
B. 氧化铝溶于氢氧化钠溶液：
C. 过量CO2通入饱和碳酸钠溶液：
D. H2SO3溶液中滴入氯化钙溶液：
【易错警示】(1)看是否符合客观事实。如Fe和稀盐酸反应的离子方程式写成2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是错误的，Fe和稀盐酸反应生成Fe2＋。
(2)看化学式拆写是否正确。这是书写离子方程式时最关键的一步，应注意以下几点：
①易溶于水的强电解质均写成离子形式，如强酸、强碱和大多数盐。其他物质均用化学式表示，如单质、气体、弱电解质(弱酸、弱碱、水等)及难溶性盐。
②微溶物的写法。一般来说，微溶于水的强电解质的澄清溶液(如澄清石灰水)中微溶物写成离子形式，浊液中的微溶物写成化学式。
③可溶性多元弱酸的酸式酸根一律写成酸式酸根离子的形式(如HCOeq \\al(－,3))。
④非溶液状态下的反应，一般不用离子方程式表示。如实验室中制备氨气的反应。
(3)看符号使用是否正确。要注意“===”“”“↓”“↑”等符号的正确使用。
(4)看是否遵循原子守恒、电荷守恒和得失电子守恒。如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋不符合电荷守恒及得失电子守恒，是错误的。
(5)看是否漏掉离子反应。如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SOeq \\al(2－,4)生成BaSO4沉淀的反应，又不能漏掉Cu2＋与OH－生成Cu(OH)2沉淀的反应。
(6)看反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应，不能写成H＋＋OH－＋SOeq \\al(2－,4)＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O，应写成2H＋＋2OH－＋SOeq \\al(2－,4)＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。
(7)看是否符合题设条件的要求。如过量、少量、等物质的量、适量、任意量以及滴加顺序等对反应产物的影响。如向溴化亚铁溶液中通入少量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；向溴化亚铁溶液中通入过量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋6Cl－＋2Br2。
【变式探究】下列化学变化对应的离子方程式正确的是（ ）
A．用溶液腐蚀覆铜板的反应：
B．丙醛与银氨溶液反应：
C．用氢氟酸生产磨砂玻璃的反应：
D．向溶液加入适量溶液至恰好完全沉淀：
高频考点三 离子共存
例3.(2022·湖北，4)下列各组离子在给定溶液中能大量共存的是( )
A．在0.1 ml·L－1氨水中：Ag＋、Cu2＋、NOeq \\al(－,3)、SOeq \\al(2－,3)
B．在0.1 ml·L－1氯化钠溶液中：Fe3＋、I－、Ba2＋、HCOeq \\al(－,3)
C．在0.1 ml·L－1醋酸溶液中：SOeq \\al(2－,4)、NHeq \\al(＋,4)、Br－、H＋
D．在0.1 ml·L－1硝酸银溶液中：K＋、Cl－、Na＋、COeq \\al(2－,3)
【易错警示】分考虑指定粒或物质对溶液酸碱性、氧化性和还原性的影响，如
①含有大量Fe3＋的溶液，隐含溶液呈酸性，并具有较强氧化性。
②含有大量NOeq \\al(－,3)的酸性溶液，隐含溶液具有强氧化性。
③含有大量S2－、SOeq \\al(2－,3)的溶液，隐含不是酸性溶液。
④含有大量AlOeq \\al(－,2)的溶液，隐含是碱性溶液。
【变式探究】下列离子可以在指定条件下大量共存的是（ ）
A．电解饱和食盐水后的溶液：Ba2+ 、F-、、Ca2+
B．常温下，= 1012的溶液：I-、Fe2+ 、、
C．1 ml·L-1的盐酸：Pb2+、、Ag+、
D．使酚酞变红的溶液：Na+、K+ 、CH3COO-、
高频考点四 离子检验
例4.（2022·广东卷）实验室进行粗盐提纯时，需除去Ca2＋、Mg2＋和SOeq \\al(2－,4)，所用试剂包括BaCl2以及( )
A．Na2CO3、NaOH、HCl
B．Na2CO3、HCl、KOH
C．K2CO3、HNO3、NaOH
D．Na2CO3、NaOH、HNO3
【变式探究】在允许加热的前提下，只用一种试剂不能鉴别对应溶液的是（ ）
A．用Ba(OH)2溶液鉴别NH4Cl、(NH4)2SO4、NaCl、Na2SO4
B．用FeCl3溶液鉴别NaI、Ba(OH)2、Na2S、NaHCO3
C．用NaOH溶液鉴别MgCl2、FeCl2、Al2(SO4)3、(NH4)2SO4
D．用红色石蕊试纸鉴别Na2SO3、浓HNO3、NaHCO3、氯水
高频考点五 离子推断
例5.常温下，某含的溶液中可能含有、、、、、中的某几种离子，现取100mL该溶液进行如图所示实验：
已知氧化性。根据实验结果，判断下列说法正确的是
A．一定不存在，可能存在和B．一定存在、、
C．与至少存在一种 D．该溶液中
【方法技巧】
1.坚持“四项基本原则”，破解离子推断题
（1）肯定性原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子；
(记住几种常见的有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnOeq \\al(－,4)、CrOeq \\al(2－,4)、Cr2Oeq \\al(2－,7))
（2）互斥性原则：在肯定某些离子的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在；(要注意题目中的隐含条件，如：酸性、碱性、指示剂的变化、与铝反应产生H2、水的电离情况等)
（3）电中性原则：溶液呈电中性，一定既有阳离子，又有阴离子，且溶液中正电荷总数与负电荷总数相等；(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)
（4）进出性原则：通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。
2.电荷守恒在离子反应定量推断试题中的应用
解与离子反应有关的定量推断类试题，需要掌握定量推断最后一种离子存在的方法：如果多种离子共存，且只有一种离子的物质的量未知，可以用电荷守恒来确定最后一种离子是否存在，即阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
【变式探究】已知100 mL某无色溶液中含1.0 ml/L 、0.5 ml/L、3.0 ml/L，可能还含有、、、。为了进一步确认，加入足量溶液，生成23.3 g白色沉淀，再加稀盐酸，沉淀不消失。对原溶液说法错误的是（ ）
A．一定不存在、
B．H⁺的物质的量浓度为0.3 ml/L
C．加入含0.2 ml 的溶液时，沉淀质量达到最大量
D．加入少量溶液，反应的离子方程式为：
电解质
非电解质
相同点
均为化合物
不同点
水溶液或熔融状态能导电
水溶液和熔融状态都不能导电
本质区别
在水溶液或熔融状态下自身能发生电离
在水溶液中和熔融状态下自身不能发生电离
所含物质类型
酸：如H2SO4、HCl、HNO3等
非金属氧化物：SO2、SO3、CO2、CO、P2O5
碱：如NaOH、Ca(OH)2等
盐：如NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3等
非酸性气态氢化物：NH3
金属氧化物：如Na2O、CaO、MgO等
水H2O
部分有机物：蔗糖、酒精
强电解质
弱电解质
定义
溶于水后几乎完全电离的电解质
溶于水后只有部分电离的电解质
化合物类型
离子化合物及具有强极性键的共价化合物
某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度
几乎100％完全电离
只有部分电离
电离过程
不可逆过程，无电离平衡
可逆过程，存在电离平衡
溶液中存在的微粒（水分子不计）
只有电离出的阴阳离子，不存在
电解质分子
既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子
实例
绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等
强碱：Ba(OH)2 Ca(HO)2等
弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2 Fe(OH)3等。
电离方程式
KNO3=K++NOeq \\al(－,3)
H2SO4=2H++SOeq \\al(2－,4)
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)+OH-
H2SH++ HS- HS- H++S2-
类型
鉴别
利用不同物质的性质差异，通过实验，将它们区别开来
鉴定
根据物质的特性，通过实验，检验出该物质的成分，确定它是否是这种物质，如鉴定NH4Cl，既要检验出NHeq \\al(＋,4)，又要检验出Cl－
推断
根据已知实验及现象，分析判断，确定被检的是什么物质，并指出可能存在什么，不可能存在什么
方法
①
②
③
④
若是固体，一般应先用蒸馏水溶解
若同时检验多种物质，应将试管编号
要取少量溶液放在试管中进行实验，绝不能在原试剂瓶中进行检验
叙述顺序应是：实验(操作)→现象→结论→原理(写方程式)
要求
①反应要有良好的选择性、反应速率要快，并且能够完全反应。②反应要有明显的外部特征，如溶液颜色的改变、沉淀的生成或溶解、气体的产生等。③要排除干扰物质的影响，如用Ba2＋检验SOeq \\al(2－,4)的存在，要排除COeq \\al(2－,3)、SOeq \\al(2－,3)、POeq \\al(3－,4)等离子的干扰，如用Ag＋检验Cl－、Br－、I－的存在，要排除COeq \\al(2－,3)、POeq \\al(3－,4)等离子的干扰。④反应要在适宜的酸度、碱度、浓度、温度下进行。
常见阳离子
试剂或方法
实验现象
H＋
①紫色石蕊试液
①变红
②活泼金属(如Zn)或碳酸盐
②有无色无味气体产生
Na＋
焰色反应
黄色火焰
K＋
焰色反应
紫色火焰(透过蓝色钴玻璃)
Mg2＋
NaOH溶液
白色沉淀，不溶于过量的碱
Al3＋
NaOH溶液
白色沉淀，溶于过量的强碱
Fe2＋
①NaOH溶液
①白色沉淀→灰绿色→红褐色
②先加KSCN溶液，再加氯水
②先无明显变化，再变血红色
Fe3＋
①NaOH溶液
①生成红褐色沉淀
②KSCN溶液
②溶液呈红色
Cu2＋
NaOH溶液
蓝色沉淀，加热则沉淀变黑
Ag＋
①含Cl－的溶液，稀硝酸
①白色沉淀，不溶于稀硝酸
②稀氨水
②先生成白色沉淀，然后沉淀溶解
Ba2＋
稀硫酸或可溶性的硫酸盐溶液
白色沉淀
离子
试剂
现象
注意
Cl－、Br－、I－
AgNO3溶液和稀HNO3
AgCl(白色)、AgBr(淡黄色)、AgI(黄色)
SOeq \\al(2－,4)
稀盐酸和BaCl2溶液
白色沉淀
先用稀盐酸酸化
COeq \\al(2－,3)
稀盐酸和澄清石灰水
产生无色无味气体，且该气体能使澄清石灰水变浑浊
SOeq \\al(2－,3)、HSOeq \\al(－,3)、HCOeq \\al(－,3)有干扰
SOeq \\al(2－,3)
稀H2SO4和品红溶液
产生有刺激性气味的气体，且该气体能使品红溶液褪色
HSOeq \\al(－,3)有干扰
I－
氯水(少量)，CCl4
下层为紫色
限制条件
分析解读
无色溶液
有色离子不能大量共存
使甲基橙呈红色或pH＝1
溶液显酸性，无大量的OH－及弱酸的酸根离子
遇酚酞呈红色或pH＝13
溶液呈碱性，无大量的H＋及弱碱的阳离子、弱酸的酸式根离子
与Al反应放出H2
溶液可能显酸性，也可能显强碱性，显酸性时不能含NOeq \\al(－,3)
由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 ml·L－1
溶液可能显酸性，也可能显碱性
通入足量的CO2(或NH3)
溶液呈酸性(或碱性)
因发生氧化还原反应而不能大量共存
能发生氧化还原反应的氧化性离子和还原性离子不能大量共存
“一定”“可能”还是“不能”大量共存
确定是“可能性”还是“肯定性”
加水稀释，减小
说明该溶液呈酸性[稀释的是溶质，溶质c(H＋)减小，而c(OH－)增大]
某溶液的lg ＝12
该溶液呈酸性