化学离子反应学霸笔记

化学笔记（离子反应和氧化还原反应）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叫做离子方程式离子方程式的书写步骤：①“写”，写化学方程式。

②“拆”，把易溶于水且易电离的物质写成离子形式，其他物质写化学式：如单质、沉淀、气体、难电离物质、氧化物等。

③“删”，删去两边没反应的离子。

④“查”，检查方程式两边各元素原子个数和电荷数是否守恒。

应该改写成离子形式的物质：易溶于水、易电离的物质a、强酸：HCl、H2SO4、HNO3等；b、强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2。

Ca(OH)2是微溶物，一般在反应物中存在于溶液中，写成离子形式，而为生成物时一般是沉淀，写沉化学式。

c、可溶性盐：请学生课后复习溶解性表。

仍用化学式表示的物质：a、难溶的物质：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl 等b、难电离的物质：弱酸、弱碱、水。

c、气体：H2S、CO2、SO2等d、单质：H2、Na、I2等e、氧化物：Na2O、Fe2O3等注：弱酸的酸式盐的酸根离子不能拆开写。

例：NaHCO3溶液和稀盐酸反应：HSO4- 是强酸的酸式酸根，要拆开复分解型离子反应发生的条件离子反应的实质就是通过反应使溶液中某些离子的浓度明显减小的过程。

离子反应的特点：离子反应总是向着某种离子浓度减小的方向进行。

条件之一：有沉淀生成（难溶物质）条件之二：有挥发性物质生成（放出气体）条件之三：有难电离物质生成（弱酸、弱碱、H2O）离子方程式正误判断1．符合反应的客观事实。

如铁与稀盐酸反应：2．物质可否拆写成离子形式？3．遵循质量守恒和电荷守恒原理。

如铝和盐酸反应：4．阴、阳离子配比。

如氢氧化钡溶液与稀硫酸反应：5．定性中有定量，如“足量”、“少量”等。

例：1、少量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液Ca2++HCO3-+OH-==CaCO3↓+H2O。

2、足量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液Ca2++2HCO3-+2OH-==CaCO3↓+CO32-+2H2O。

离子反应读背知识点1、物质导电的原因探究(1)物质导电的原因：具有能自由移动、带电荷的粒子。

(2)化合物(以NaCl为例)导电的原因。

结论：化合物能导电的状态为溶液或熔融状态。

2．电解质和非电解质(1)(2)非电解质3、判断电解质的思维流程4、电解质的电离(1)电离：电解质溶于水或受热熔化时，形成自由移动的离子的过程。

(2)电离方程式(表示方法)①含义：表示电解质电离的式子。

②书写要求：左边写电解质的化学式，右边写电离出的离子。

③实例：HCl===H ＋＋Cl －；NaCl===Na ＋＋Cl －； Ba(OH)2===Ba 2＋＋2OH －。

5、从电离角度认识酸、碱、盐6、电离方程式书写的注意事项(1)符合客观事实，不能随意书写离子符号，要注意正确标注离子所带的电荷及其数目。

(2)质量守恒，即电离方程式左右两侧元素的种类、原子或原子团的个数相等。

(3)电荷守恒，即电离方程式左右两侧的正负电荷数相等，溶液呈电中性。

7、从电离角度理解电解质的分类和酸、碱、盐的分类 （1）电解质的分类（2）酸的分类酸根据电离程度⎩⎪⎨⎪⎧强酸：HNO 3、H 2SO 4、HCl 、HBr 、HI 、HClO 4弱酸：H 2CO 3、H 3PO 4、H 2SO 3、CH 3COOH 等 酸根据电离出氢离子的个数⎩⎪⎨⎪⎧一元酸：如HCl 、HNO 3二元酸：如H 2SO 4、H 2CO 3三元酸：如H 3PO 4（3）碱的分类碱根据电离程度⎩⎪⎨⎪⎧强碱：NaOH 、KOH 、Ca (OH )2、Ba (OH )2弱碱：Cu (OH )2、Fe (OH )3、Mg (OH )2等（4）盐的分类盐根据电离出的离子⎩⎪⎨⎪⎧正盐：如Na 2CO 3、Na 2SO 4酸式盐：如NaHSO 4、NaHCO 3碱式盐：如Cu 2(OH )2CO 38、离子反应(1)概念：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应属于离子反应。

离子反应知识点归纳一、离子反应的概念在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或的反应。

二、离子反应发生的条件1. 沉淀如：Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓2. 气体如：2H⁺ + CO₃²⁻ = H₂O + CO₂↑3. 弱电解质如：H⁺ + OH⁻ = H₂O4. 发生氧化还原反应如：Fe + 2H⁺= Fe²⁺ + H₂↑三、离子方程式1. 定义：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：（1）写：写出化学方程式。

（2）拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式；难溶的物质、气体和水等仍用化学式表示。

（3）删：删去方程式两边不参加反应的离子。

（4）查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。

3. 意义：（1）表示某一个具体的化学反应。

（2）表示同一类型的离子反应。

四、离子共存1. 能发生反应的离子不能大量共存，常见的情况有：（1）沉淀（2）气体（3）弱电解质（4）发生氧化还原反应2. 注意题目中的隐含条件：（1）无色溶液：排除有色离子，如Cu²⁺（蓝色）、Fe²⁺（浅绿色）、Fe³⁺（黄色）等。

（2）酸性溶液：含有大量 H⁺。

（3）碱性溶液：含有大量 OH⁻。

五、离子检验1. 常见离子的检验方法：（1）Cl⁻：加入硝酸酸化的硝酸银溶液，产生白色沉淀。

（2）SO₄²⁻：先加盐酸酸化，无现象，再加入氯化钡溶液，产生白色沉淀。

（3）CO₃²⁻：加入稀盐酸，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体。

2. 离子检验的原则：操作简单、现象明显、排除干扰。

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。

《离子反应第一课时》学习笔记全国高中
化学学习一等奖
离子反应第一课时研究笔记
概述
本文档是关于离子反应第一课时的研究笔记，主要涵盖了离子反应的基本概念、离子的定义以及离子反应的方程式。

离子反应的基本概念
离子反应是化学反应中一种重要的反应类型。

在离子反应中，化学物质的离子之间发生电荷的重新组合。

离子的定义
离子是原子或分子失去或获得一个或多个电子而带电的稳定实体。

离子根据带电的原子数量分为单价离子和多价离子。

离子反应的方程式
离子反应的方程式用来描述离子之间的反应过程。

一个离子方程式由离子的化学式（带电符号）和反应条件（方程式上方的指示性条件）组成。

总结
离子反应是一种重要的反应类型，通过离子的重新组合实现电荷的转移。

了解离子的定义和离子反应的方程式对于理解化学反应机理具有重要作用。

本次研究笔记涵盖了离子反应的基本概念，并介绍了离子的定义以及离子反应的方程式。

通过深入研究和掌握这些知识，我们可以更好地理解和应用离子反应在化学领域的重要性。

以上为《离子反应第一课时》研究笔记的内容，希望对大家的研究和理解有所帮助。

（字数：150）。

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。

离子反应专题复习总结（全）概念：离子反应是指在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或生成的反应。

1.离子反应的类型及其发生的条件（1）复分解反应：这类离子反应又叫离子互换反应，其反应条件是：产生深沉、产生气体或产生难电离的物质如：BaSO4＋H2SO4═BaSO4↓＋2H2ONa2CO3＋2HCl═2NaCl＋CO2↑＋2H2ONH4Cl＋NaOH═NH3·H2O＋NaCl这些反应的共同特点是：反应后溶液中自由移动的离子数目减少，因此离子互换反应一般是朝着溶液离子浓度减少的方向进行。

但有少数例外，如：CaCO3＋CO2＋H2O═Ca(HCO3)21.离子反应的类型及其发生的条件（1）复分解反应：这类离子反应又叫离子互换反应，其反应条件是：产生深沉、产生气体或产生难电离的物质如：BaSO4＋H2SO4═BaSO4↓＋2H2ONa2CO3＋2HCl═2NaCl＋CO2↑＋2H2ONH4Cl＋NaOH═NH3·H2O＋NaCl这些反应的共同特点是：反应后溶液中自由移动的离子数目减少，因此离子互换反应一般是朝着溶液离子浓度减少的方向进行。

但有少数例外，如：CaCO3＋CO2＋H2O═Ca(HCO3)2（1）复分解反应：这类离子反应又叫离子互换反应，其反应条件是：产生深沉、产生气体或产生难电离的物质如：BaSO4＋H2SO4═BaSO4↓＋2H2ONa2CO3＋2HCl═2NaCl＋CO2↑＋2H2ONH4Cl＋NaOH═NH3·H2O＋NaCl这些反应的共同特点是：反应后溶液中自由移动的离子数目减少，因此离子互换反应一般是朝着溶液离子浓度减少的方向进行。

但有少数例外，如：CaCO3＋CO2＋H2O═Ca(HCO3)2BaSO4＋H2SO4═BaSO4↓＋2H2ONa2CO3＋2HCl═2NaCl＋CO2↑＋2H2ONH4Cl＋NaOH═NH3·H2O＋NaCl这些反应的共同特点是：反应后溶液中自由移动的离子数目减少，因此离子互换反应一般是朝着溶液离子浓度减少的方向进行。

高一上学期化学笔记专题3：从海水中获得化学物质第五单元离子反应及离子方程式知识点1：离子反应一、电解质和非电解质电解质：在水溶液或受热熔化状态下能导电的化合物。

非电解质：在水溶或受热熔化状态下不能导电的化合物。

注意：①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。

②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。

③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。

④非金属氧化物（SO 2、SO 3、CO 2）、大部分的有机物为非电解质。

二、强电解质和弱电解质强电解质：是指在水溶液里能完全电离出离子的电解质。

弱电解质：是指在水溶液里只能部分电离出离子的电解质。

●电解质强弱与溶解度大小的关系电解质的强弱与其在水中溶解度的大小无关,只与其溶于水的部分是否完全电离有关。

例如某些难溶于水的化合物,如BaSO 4、CaCO 3、AgCl 等，虽然它们在水中的溶解度很小，但由于它们溶于水的部分是完全电离的，所以它们是强电解质。

又如易溶于水的(CH 3CO0)2Pb,在水中大部分以(CH 3CO0)2Pb 形式存在，只有小部分电离出离子，所以是弱电解质。

知识点2：离子方程式1.用实际参加反应的离子的符号来表示离子之间反应的式子叫离子方程式。

2.意义：离子方程式表示同一类型的所有的离子反应。

3.书写离子方程式的方法：(1)“写”：写出正确的化学方程式；(2)“拆”：把易溶且易电离的物质拆写成离子形式，凡是难溶、难电离，以及气体物质均写成化学式；(3)“删”：删去反应前后不参加反应的离子；(4)“查”：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等。

巧记酸碱盐溶解性囗诀钾钠铵盐溶水快，硫酸沉钡银铅钙。

氯盐不溶氯化银，硝盐溶液都透明。

碱溶锂钾钠钡氨，口诀未提皆下沉。

注：硫酸银硫酸钙在水中微溶，一般也视为沉淀。

离子反应的本质，是反应物中某些离子浓度的减小，即离子反应总是向着某种离子浓度的减小方向进行。

第3章物质在水溶液中的行为《第4节离子反应》核心知识点及知识点解读一、离子反应发生的条件如果离子之间结合能生成沉淀、弱电解质或气体（或挥发性物质），或者发生氧化还原反应；本质是使某种或某些离子浓度降低，就会发生离子反应。

二、离子反应能否进行的理论判据1、焓变于熵变判据利用ΔH－TΔS判断离子反应能否自发进行。

ΔH－TΔS<0，则离子反应都能自发进行。

2、平衡常数判据平衡常数越大，反应趋势越大，反应可自发进行，从Q和K之间的关系看，当Q<K时，正反应很容易自发进行。

三、离子反应的应用1、用于物质检验与含量的测定利用离子反应的特征可以检验一些离子在溶液中是否存在即定性检验。

例如Fe3+与KSCN 溶液生成血红色溶液来检验Fe3+,还可以检验Ba2+、Ca2+、Cu2+、Fe2+、NH4+、Ag+、Al3+、CO32-、SO42-、Cl-、Br-等离子，还可以用于定量检验，例如，生成沉淀，测沉淀的质量，酸碱中和滴定，氧化还原滴定等。

2、用于物质制备与纯化离子反应可以用于制备一些酸、碱、盐、气体，如BaSO4、FeSO4、CO2、SO2、H2S等。

3、生活中的离子反应在生活中，离子反应随处可见。

如胃酸过多，服用适量的畏舒平；硬水的形成和软化；漂白粉的使用等。

四、中和滴定实验1、中和滴定的原理（1）定量分析：化学上把测定物质各组成成分的含量过程，称为定量分析过程。

中和滴定是定量分析的一种方法。

（2）中和滴定：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法就叫酸碱中和滴定。

实质：H++OH—=H2O即酸中的H+和碱中的OH-物质的量相等。

（3）计算原理：mH n R+nM(OH)m = M n R m+mnH2Om nC1·V1C2·V2则有:n·C1·V1 = m·C2·V2其中C1、C2分别表示酸和碱的浓度，V1、V2分别表示酸和碱的体积。

2―《离子反应》--知识点归纳一、电离1、电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。

2、酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。

不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。

二、电离方程式H 2SO 4 = 2H + + SO 42-HCl = H + + Cl -HNO 3 = H + + NO 3-硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子。

盐酸，电离出一个氢离子和一个氯离子。

硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。

1、电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。

酸 —→ H ++ 酸根离子2、电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。

碱 —→ 金属离子 + OH -3、电离时生成的金属阳离子（或 NH 4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。

盐 —→ 金属离子/ NH 4+ + 酸根离子书写下列物质的电离方程式：KCl 、Na 2SO 4、AgNO 3、BaCl 2、NaHSO 4、NaHCO 3KCl == K ++ Cl ―Na 2SO 4 == 2 Na ++ SO 42 -AgNO 3 ==Ag + + NO 3―CH 3COOH == CH 3COOH ― + H + NH 3·H 2O == NH 4+ + OH ―酸式盐：NaHSO 4 == Na + + H + +SO 42 - NaHCO 3 == Na + + HCO 3―［小结］注意： 1、 HCO 3-（弱酸不能拆）、OH -、SO 42-等原子团不能拆开;2、HSO 4―在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。

三、电解质与非电解质1、 ①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。

②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。

2、总结： ①能够导电的物质不一定全是电解质。

离子反应知识点总结离子反应是指在溶液中，离子之间发生化学反应的过程。

这类反应通常涉及离子的转移、生成或消耗。

以下是离子反应的知识点总结：1. 离子反应的定义：在水溶液中，离子之间的相互作用导致化学变化的过程。

2. 反应类型：离子反应包括但不限于酸碱中和反应、沉淀反应、氧化还原反应、水解反应等。

3. 反应条件：离子反应通常在水溶液中进行，因为水分子可以提供必要的溶剂环境，促进离子间的相互作用。

4. 反应机理：离子反应的机理涉及离子间的电荷转移，包括电子的转移（氧化还原反应）和质子的转移（酸碱反应）。

5. 反应速率：离子反应的速率受到溶液浓度、温度、压力等因素的影响。

一般来说，浓度越高、温度越高，反应速率越快。

6. 反应平衡：许多离子反应是可逆的，存在一个动态平衡。

在平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。

7. 反应产物：离子反应的产物可以是新的离子、分子或沉淀物。

例如，酸碱中和反应生成水和盐，沉淀反应生成不溶于水的固体。

8. 反应的定量分析：通过化学计量学，可以计算离子反应的定量关系，如反应物和生成物的摩尔比。

9. 反应的检测：离子反应可以通过各种化学分析方法进行检测，如滴定法、光谱法、电化学方法等。

10. 离子反应的应用：离子反应在化学工业、环境科学、生物化学等领域有广泛的应用，如在水处理、药物合成、电池技术等方面。

11. 离子反应的控制：在实验室和工业生产中，通过调节pH值、温度、压力等条件，可以控制离子反应的进行。

12. 离子反应的安全性：在进行离子反应时，需要注意反应的安全性，避免产生有毒或易燃易爆的物质。

通过以上总结，可以对离子反应有一个基本的了解，包括其定义、类型、条件、机理、速率、平衡、产物、定量分析、检测、应用、控制和安全性等方面。

必修一第二章三、电解质（一）电解质与非电解质1、对象：化合物单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质2、电解质导电的条件：有自由移动的离子离子浓度越大，离子带电荷越多，导电能力越强。

3、电离的条件：水溶液或熔融状态4、常见的电解质：酸、碱、盐、部分氧化物、某些非金属氢化物等5、常见的非电解质：非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物，全是共价化合物6、注意：①因自身电离而导电的化合物才是电解质。

CO 2、SO 2、SO 3、NO 2、NH 3等，与水反应生成电解质使溶液导电，这些物质自身不能电离，是非电解质。

Cl 2与水反应生成电解质使溶液导电，Cl 2为单质，既不是电解质也不是非电解质②温度升高：金属导电能力减弱，强电解质的导电能力不变，弱电解质溶液的导电能力增强（电离程度增大）（二）强电解质：1、定义：能全部（100%）电离成离子的电解质2、常见物质：(三）弱电解质：1、定义：部分（<100%）电离成离子的电解质2、常见物质：(四）注意：1、难溶于水的盐：由于它们溶解度太小，测不出其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，熔融时是完全电离的，所以是强电解质。

2、导电性强弱决定于离子浓度及离子所带的电荷,强电解质导电能力不一定强，弱电解质导电能力不一定弱 离子浓度决定于：电解质浓度以及电离程度两个方面3、离子键在水中或熔融时均可全部电离4、共价键熔融时不电离，水中有些全部电离，有些部分电离，有些不电离H N O 3、H C l O 4、 HBr 、HI O H 、K O H 、C a (O H )2、B a (O H )2离子化合物 只能在水中电离 在水中或熔融时均可能电离、难溶性碱 H 2S O 3 HH C l O H F H N O 2 H 2S H 2S i O 3共价化合物 只能在水中电离 HCOOH HCN Al(OH)35、鉴别离子化合物、共价化合物的实验方法：熔融测导电性，能导电的化合物是离子化合物（五）电离方程式1、先判断电解质的强弱，再书写2、强电解质写等号，弱电解质写可逆号3、多元弱酸分步电离H2C O3H2S4、多元弱碱电离写一步Fe(OH)35、强酸酸式盐：NaHSO46、弱酸酸式盐：NaHCO37、Al（OH）3： :四、离子方程式：（一）先判断反应物所含有的微粒1、必须写成离子的物质：易溶、易电离的物质，既可溶性强电解质，既强酸、强碱、可溶性盐常见物质的溶解性表NH4+、K+、Na+、NO3ˉ（全部溶于水）SO42－:（不溶钡和铅）Clˉ :（不溶银和亚汞）CO32－、SO32－、PO43－、SiO32－（溶于水有钾、钠、铵）OH－：（溶于水有钾、钙、钠、钡、铵）2、必须写化学式的物质：弱酸、弱碱、单质、氧化物、气体、难溶于水的物质、浓硫酸3、弱酸酸式盐的酸式根不能拆开写4、微溶物在生成物中写化学式，在反应物中，处于溶液状态写离子，处于浊液或固态写化学式（二）确定发生反应的微粒，直接写出离子方程式。

九年级化学第七单元手写知识点化学是一门研究物质的性质、组成、结构、转化和应用的科学。

在九年级的化学学习中，第七单元是我们学习的重要内容，本文将为大家手写整理九年级化学第七单元的知识点。

一、离子反应1. 离子：带电的原子或原子团。

2. 离子反应：发生在溶液中的反应，其中至少有一个产生离子的物质。

3. 氧化还原反应：电子的转移反应，也是离子反应的一种。

4. 氧化剂：能够从其他物质中接受电子的物质。

5. 还原剂：能够将电子给予其他物质的物质。

6. 氧化态：原子或离子失去电子的态，常用罗马数字表示。

7. 还原态：原子或离子获得电子的态，常用罗马数字表示。

二、金属及其化合物1. 金属：具有金属性质的元素，具有良好的导电性和导热性。

2. 金属离子：由金属原子失去电子形成的带正电的离子。

3. 金属氧化物：金属与氧元素结合形成的化合物。

4. 金属的活动性：金属元素在化学反应中是否容易失去电子的能力。

5. 金属的防护：利用涂层等方式对金属进行保护，防止氧化。

6. 腐蚀：金属与环境中的氧气或其他物质反应产生的物质损失。

三、非金属及其化合物1. 非金属：具有非金属性质的元素，导电性和导热性较差。

2. 非金属的防护：非金属通常不需要进行特殊的防护措施。

3. 非金属氧化物：非金属与氧元素结合形成的化合物。

4. 非金属的活动性：非金属元素在化学反应中是否容易接受电子的能力。

5. 非金属化合物的命名：根据元素的化合价和电子排布规律来命名。

四、离子和准离子1. 离子：带电的原子或原子团，可以通过失去或获得电子形成。

2. 准离子：原本是稳定的分子，但在溶液中解离生成离子的分子。

3. 酸和碱：酸可以释放H+离子，碱可以释放OH-离子。

4. pH值：用于表示溶液中氢离子浓度的指标，pH值越低，酸性越大。

五、离子反应平衡1. 动态平衡：在化学反应中，前后反应速度相等，但物质组成不断变化。

2. 反应速度的影响因素：温度、浓度、催化剂和表面积等。

高一化学必修一离子反应笔记
以下是高一化学必修一离子反应的笔记：
1. 离子反应的概念：在溶液中有离子参加的化学反应。

2. 离子反应的本质：反应物的某些离子浓度的减小。

3. 离子反应发生的条件：
- 生成难溶物，如生成BaSO4、AgCl、CaCO3 等沉淀。

- 生成难电离的物质，如生成H2O、CH3COOH、NH3·H2O 等弱电解质。

- 生成气体，如生成CO2、SO2、H2S 等气体。

- 发生氧化还原反应，如Cl2+2Br- === 2Cl-+Br2。

4. 离子方程式的书写步骤：
- 写：写出反应的化学方程式。

- 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式。

- 删：删去方程式两边不参加反应的离子。

- 查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。

5. 离子方程式的意义：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。

6. 离子共存问题：
- 离子间能发生反应，则不能大量共存。

- 注意题干中的条件，如“无色溶液”、“酸性溶液”、“碱性溶液”等。

化学离子反应学霸笔记第二节离子反应酸碱盐在水溶液中的电离电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质（水）电离：电解质在水溶液中或熔融状态下自动产生自由移动离子的一种过程 (电离方程式和离子方程式不同)（能电离是物质的一种性质，但物质能否导电与物质当前状态是否存在自由移动的离子有关。

比如BaSO4熔融状态能导电，但固态的BaSO4不能导电）注意：①电解质不一定能导电。

如：NaCl固体②碱和盐固态的时候不导电，但熔融状态下能导电，所以不溶于水的碱和盐也是电解质③ SO2、NH3 溶于水，且溶液能导电，但电离出导电粒子的是它们与水作用的产物H2SO3 NH3·H2O，而不是物质本身能导电，所以水溶液能导电的物质不一定是电解质④强电解质：强酸（除了盐酸、硫酸、硝酸，其余都为弱酸）、强碱和大部分盐（中学阶段几乎所有盐）弱电解质：弱酸、弱碱、水（高频考点：醋酸、碳酸、氨水。

注意氨水为混合物，其电解质部分为NH3?H2O。

氨水中有H2O,NH3,NH3?H2O,NH4+,OH-）离子方程式①判断离子方程式是否正确要点：看反应物状态是否正确，能否拆分成离子形式看反应原理是否正确，即反应产物是否正确离子方程式两边是否配平，元素是否守恒，电荷是否守恒，质量是否守恒②可拆：只有强酸、强碱和易溶性盐不可拆：单质、氧化物、弱电解质、固体、生成的沉淀或气体、浓硫酸。

要写成化学式（注意：浓HCl浓HNO3可拆）③微溶性物质如果作生成物，一律视为沉淀，写化学式，标“↓”符号；如果作为反应物，若是澄清溶液应改写成离子符号，若是悬浊液应写成化学式CO2通入澄清石灰水中：《红》P35 Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：石灰乳中加入Na2CO3溶液④反应条件：有沉淀生成；有气体生成；有弱电解质生成（水、弱酸、弱碱）;能发生氧化还原反应符合四个其一，就能反应。

方程组一 滴加顺序不同离子方程式的书写 （试剂的滴加顺序涉及到的“量”）(1)AlCl 3溶液和NaOH 溶液①向AlCl 3溶液中逐滴滴加NaOH 溶液直至过量。

Al 3＋＋3OH －===Al(OH)3↓，Al(OH)3＋OH －===AlO －2＋2H 2O 。

②向NaOH 溶液中逐滴滴加AlCl 3溶液直至过量。

Al 3＋＋4OH －===AlO －2＋2H 2O ，3AlO －2＋Al 3＋＋6H 2O===4Al(OH)3↓。

③n (AlCl 3)∶n (NaOH)＝2∶7。

2Al 3＋＋7OH －===Al(OH)3↓＋AlO －2＋2H 2O 。

(2)NaAlO 2溶液和盐酸 ①向NaAlO 2溶液中逐滴滴入盐酸直至过量。

AlO －2＋H ＋＋H 2O===Al(OH)3↓，Al(OH)3＋3H ＋===Al 3＋＋3H 2O 。

②向盐酸中逐滴滴入NaAlO 2溶液直至过量。

AlO －2＋4H ＋===Al 3＋＋2H 2O ，Al 3＋＋3AlO －2＋6H 2O===4Al(OH)3↓。

③n (NaAlO 2)∶n (HCl)＝2∶3。

6AlO －2＋9H ＋＋3H 2O===5Al(OH)3↓＋Al 3＋。

(3)Na 2CO 3溶液和稀盐酸 ①向Na 2CO 3溶液中逐滴滴入稀盐酸直至过量。

CO 2－3＋H ＋===HCO －3，HCO －3＋H ＋===H 2O ＋CO 2↑。

②向稀盐酸中滴入Na 2CO 3溶液。

CO 2－3＋2H ＋===H 2O ＋CO 2↑。

(4)氨水和AgNO 3溶液①向AgNO 3中滴入氨水溶液。

NH 3·H 2O+Ag ＋=AgOH+NH 4＋ ，AgOH+2NH 3·H 2O=Ag(NH 3)2OH+2H 2O②向氨水中滴入AgNO 3溶液。

3NH 3·H 2O+Ag ＋=Ag(NH 3)2OH+2H 2O+NH 4＋，OH －+Ag ＋=AgOH ↓，2AgOH=Ag 2O+H 2O 特别提醒 (1)上述反应滴加顺序不同，离子反应不同，产生的现象也不同，常用于不借助其他试剂进行的离子的鉴别。