【高中化学】高中化学知识点：离子反应

【高中化学】高中化学离子反应知识点总结高中化学离子反应知识综述1.离子反应概念离子参与或形成的反应称为离子反应。

在中学阶段，仅限于溶液中的反应。

可以说，离子反应是指在水溶液中与电解质发生的一种反应。

因为电解质在水溶液中的反应本质上是电解质在水溶液中电离的离子的反应。

特点：离子反应的反应速率快，相应离子间的反应不受其它离子的干扰。

2.离子反应类型在溶液中酸、碱、盐之间互相交换离子的反应，一般为非氧化还原反应。

离子反应器中的离子反应条件与复分解反应条件一致，可分为三种情况：(1)生成难溶的物质（2）形成难以电离的物质①常见的难电离的物质② 反应规律：从强酸到弱酸，从强碱到弱碱。

例如：盐酸+ca(clo)2溶液h++clo-=hclo稀醋酸+苯酚钠溶液CH3COOH+C6H5O-=CH3COO-+c6h5ohnh4cl溶液+NaOH溶液NH4++OH-=nh3h2o(3)生成挥发性物质① 常见的挥发性物质有SO2、CO2、NH3、H2S等，其中SO2、CO2和NH3不仅是挥发性物质，而且是难电离物质（H2SO3、H2CO3和nh3h2o）进一步分解的产物。

因此，离子反应的本质是相同的。

②有些离子反应不是电解质在电离的条件下进行的，不能用离子方程式表示。

如：NH3在实验室制备，并与固体Ca（OH）2和固体铵盐反应：的难溶物有：离子反应②当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的反应也能发生，常见的微溶物有caso4、ag2so4、mgco3、ca(oh)2等。

例如：Ca2++SO42-=CaSO4↓③由微溶物生成难溶物的反应也能发生，如：ca（oh）2+co32-=caco3↓+2oh-(微溶)(难溶)caso4+co32-=caco3↓+so42-(微溶)(难溶)点击查看：高中化学知识点摘要氧化还原溶液中的一些离子反应是由于氧化还原反应，这降低了反应物中某些离子的浓度。

反应能否发生取决于有关离子的氧化性、还原性强弱，须满足由强变弱的原则，即由氧化性和还原性强的性质生成氧化性和还原性弱的物质。

高一化学离子反应知识点在高中化学中，离子反应是一个重要的知识点。

离子反应是指离子之间的相互作用，其中涉及到有关离子的类型、反应方程式的写法以及离子反应的应用等方面的内容。

本文将从这几个方面对高一化学离子反应的知识点进行探讨，帮助同学们更好地掌握这一部分内容。

一、离子的类型离子是由原子或分子失去或获得了电子而形成的带电粒子。

在化学反应中，离子可以分为阳离子和阴离子两种类型。

阳离子是指带正电荷的离子，其形成是由于原子失去了一个或多个电子；而阴离子则是指带负电荷的离子，其形成是由于原子获得了一个或多个电子。

在离子反应中，阳离子和阴离子之间会发生相互作用，导致化学反应的进行。

二、离子反应方程式的写法离子反应方程式是用化学符号和化学方程式表示离子反应的一种方式。

在离子反应方程式中，离子被写在方程式的左侧或右侧，并用适当的符号表示它们的带电情况。

离子反应方程式的写法需要遵循以下几个基本原则：1. 将溶液中的离子写成离子的形式。

2. 在离子的右上方写上它们的电荷数，用带电离子的式子表示带电离子。

3. 离子有时候会以配位的形式出现在方程中。

例如，当氯化钾与硝酸银发生反应时，可以写成以下离子反应方程式：2KCl + AgNO3 → 2AgCl + KNO3在这个反应方程中，氯化钾溶液中的K+离子和硝酸银溶液中的Ag+离子重新组合成了氯化银沉淀物AgCl和硝酸钾溶液KNO3。

三、离子反应的应用离子反应在日常生活和工业生产中有许多应用。

以下是几个常见的例子：1. 消化和吸收身体内的生化过程中离子反应起着重要的作用。

例如，食物在被食道吞咽后，先经过胃部进行消化。

胃内分泌的酸性消化液中的氢离子（H+）与食物中的阴离子结合，形成水溶性的盐。

通过这种方式，身体可以吸收并利用食物中的营养物质。

2. 水处理离子反应也在水处理过程中被广泛应用。

例如，硬水中的钙离子（Ca2+）和镁离子（Mg2+）会与肥皂结合形成难以溶解的肥皂垢，使得水不易起泡。

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。

高中化学离子反应知识点归纳高中化学中，离子反应是一个非常重要的知识点。

在离子反应中，化学反应中的离子通过离子交换来产生新的物质。

这种反应是通过离子间的电荷相互作用而产生的。

当我们了解离子反应的知识点时，我们能够更好的理解化学反应的本质，以及如何正确预测或描述化学反应的结果。

本文将对高中化学中常见的离子反应进行详细的归纳和总结。

1. 离子的化学式在进行离子反应之前，我们首先需要了解离子的化学式。

化学式是指一种物质中所包含的原子和离子的种类和数量的表示方法。

在离子化合物的化学式中，阴离子和阳离子通常会分别写在化学式的左和右。

例如，在NaCl中，Na是阳离子，Cl是阴离子。

它们的化学式为Na+ + Cl-。

这意味着在离子反应中，Na+离子和Cl-离子之间会进行离子交换。

2. 离子生成离子生成是指将复合离子分解为离子的过程。

例如，Na2CO3是一种复合离子，在水中可以将其分解为Na+、CO32-离子。

Na2CO3 -> 2Na+ + CO32-这种反应也可以发生逆反应。

例如，当Na+和CO32-离子在一起时，它们会结合成Na2CO3。

3. 双替换反应双替换反应是指在两种离子互相交换后形成两种新的离子和新的化合物的反应。

例如：AgNO3 + NaCl -> AgCl↓ + NaNO3在此反应中，Ag+和Cl-离子交换，从而形成了AgCl固体和NaNO3。

4. 氧化还原反应氧化还原反应涉及原子的氧化和还原状态的变化。

在氧化还原反应中，氧化剂接受电子以氧化反应物，而还原剂提供电子以还原反应物。

例如，当铁与氧气反应时，铁被氧化为Fe2O3晶体。

4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3在这种情况下，氧气是氧化剂，它接受来自铁的电子。

相反，铁是还原剂，它提供电子。

5. 酸碱反应酸碱反应是指在酸与碱发生反应时，产生盐和水的化学反应。

在这种反应中，酸和碱的H+和OH-离子互相交换。

例如：HCL + NaOH -> H2O + NaCl这是一种酸碱反应。

高中化学考点知识点总结一、离子反应1. 氯化银溶液加入氢氧化钠溶液会发生什么？答：沉淀反应，生成氢氧化银沉淀和氯化钠溶液。

AgCl(aq) + NaOH(aq) → AgOH(s) + NaCl(aq)2. 硫酸铜溶液加入氢氧化钠溶液会发生什么？答：沉淀反应，生成氢氧化铜沉淀和水，该沉淀可以用过滤转化成Cu(OH)2，再干燥可得到CuO。

CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) → Cu(OH)2(s) ↓ + Na2SO4(aq)3. 氧化亚铁加入氯化氢酸会发生什么？答：氧化还原反应，生成氯化铁和水。

FeO(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2O(l)二、氧化还原反应1. 硫酸铜与铁末的反应中，氧化剂和还原剂分别是？答：硫酸铜是氧化剂，铁末是还原剂。

2. 酸性溶液中，硫代硫酸铵加入亚硝酸钠溶液会发生什么反应？答：氧化还原反应，硫代硫酸铵被氧化成二氧化硫，亚硝酸钠被还原成氮气。

(NH4)2S2O3(aq) + 2HNO2 → H2S2O6(aq) + 2N2(g) + 4H2O(l)3. 亚硫酸钠和碘化钾溶液反应，若用淀粉试纸才能检测到红棕色复合体，则说明这是一种什么类型的反应？答：还原性反应。

三、功能团1. 如何确认一个物质中有没有羧基？答：用鱼碱试剂或苯酚酞试剂，羧基会和钠盐或氢氧化钠进行酸碱反应，生成相应的盐和水。

RCOOH + NaOH → RCOONa + H2O2. 如何确认一个物质中有没有醇基？答：用酸性高锰酸钾溶液或溴水进行氧化反应，醇基被氧化成酮或醛。

R-OH + [O] → R-CHO/R-C=O3. 如何确认一个物质中有没有酮基？答：用费林试剂或2,4-二硝基苯胺进行反应，酮基会被还原成相应的醇，产物会变成红色。

四、碳水化合物1. 油脂和糖类有什么区别？答：油脂是不溶于水的、能供给人体大量的热量，比如猪油、牛油等；而糖类是可溶于水的、能快速被人体吸收的能量来源，比如葡萄糖、果糖等。

【高中化学】高中化学知识点大全：离子反应知识点总结化学知识点是同学们化学学习中的重要部分，大家一定要认真掌握，小学频道为大家整理了高中化学知识点大全：离子反应知识点总结，让我们一起学习，一起进步吧!知识点概述1、学习离子反应之前要了解电解质和非电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质;在水溶液里或熔融状态下都不能电离的化合物叫非电解质;常见的电解质和非电解质：电解质一般包含：酸、碱、盐、活泼金属氧化物等;非电解质：非金属氧化物(co2、so2等)、某些非金属氢化物(如nh3)、绝大多数有机物。

2.电解质分为强电解质和弱电解质：强电解质是指在水分子作用下能完全电离成离子的电解质。

包括大多数盐、强酸、强碱、一些碱性氧化物等。

弱电解质是指在水分子的作用下，只有一些分子电离的电解质。

包括弱酸（如HAC、H2S）、弱碱（如NH3·H2O）、Al（OH）3、H2O等。

因此，强电解质和弱电解质的电离度非常不同。

3、离子反应：有离子参加的反应，知道常见的离子反应的类型，离子反应发生的条件，离子共存的条件。

4.离子方程式：以实际参与反应的离子符号表示的离子反应式。

通过编写离子方程，我们知道，由多个特定反应编写的离子方程是相同的。

这表明，离子方程不仅可以表示特定的化学反应，而且可以表示相同类型的离子反应。

离子方程式的含义：它代表反应的本质，代表同一类型的离子反应。

知识点总结（一）离子反应条件1.离子反应生成微溶物或难溶物。

2.离子反应产生气体。

3.离子反应生成弱电解质。

4.氧化还原反应发生在离子反应中。

根据化学反应类型，离子反应可分为两类，一是酸碱盐之间的复分解反应;二是氧化性离子与还原性离子间的氧化还原反应。

离子反应还应注意：1.微溶物向不溶物的转化，如用煮沸法软化临时硬水mghco3==mgco3+co2↑+h2omgco3虽然难溶，但在溶液中溶解的哪部分是完全电离的，当mg2+遇到水溶液里的oh-时会结合生成比mgco3溶解度更小的mg(oh)2而沉淀析出mgco3+h2o==mg(oh)2↓+co2↑2.生成复合离子的反应：fecl3溶液与kscn溶液的反应：fe3++scn-==fe(scn)2+生成物既不是沉淀物也不是气体，为什么反应能发生呢?主要是生成了难电离的fe(scn)2+络离子。

高中化学离子反应知识点详解一、离子反应的定义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。

二、离子反应发生的条件1、生成沉淀（1）常见的沉淀有：硫酸钡（BaSO₄）、氯化银（AgCl）、碳酸钙（CaCO₃）、氢氧化铜Cu(OH)₂等。

（2）当溶液中的离子结合生成上述沉淀时，离子反应能够发生。

2、生成气体（1）常见的气体有：二氧化碳（CO₂）、氨气（NH₃）、硫化氢（H₂S）等。

（2）例如，盐酸（HCl）与碳酸钠（Na₂CO₃）反应生成二氧化碳气体，离子反应为：2H⁺＋ CO₃²⁻＝ H₂O ＋ CO₂↑3、生成弱电解质（1）常见的弱电解质包括：水（H₂O）、弱酸（如醋酸CH₃COOH）、弱碱（如一水合氨 NH₃·H₂O）等。

（2）例如，盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）反应生成水，离子反应为：H⁺＋ OH⁻＝ H₂O4、发生氧化还原反应（1）具有氧化性和还原性的离子在溶液中相遇，发生电子转移，从而导致离子反应的发生。

（2）例如，铁（Fe）与硫酸铜（CuSO₄）溶液的反应，离子反应为：Fe ＋ Cu²⁺＝ Fe²⁺＋ Cu三、离子方程式的书写1、书写步骤（1）写出反应的化学方程式。

（2）将易溶于水、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）删去方程式两边不参加反应的离子。

（4）检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。

2、书写时的注意事项（1）只有在溶液中或熔融状态下进行的离子反应才能写离子方程式。

（2）固体与固体之间的反应一般不写离子方程式。

四、离子方程式的意义1、表示同一类型的离子反应例如，盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）、硫酸（H₂SO₄）与氢氧化钾（KOH）的反应，离子方程式均为：H⁺＋ OH⁻＝ H₂O2、反映了离子反应的实质通过离子方程式，可以更清晰地看出反应中实际参与的离子和离子之间的相互作用。

高中化学离子反应知识点归纳高中化学是理科中的一门重要课程，其中化学反应作为其中的关键内容之一。

离子反应作为高中化学反应中的一个重要方面，是学生必须掌握的知识点之一。

离子反应是指化学反应中涉及到离子的化学反应，即在化学反应中，生成物或反应物中发生了离子的变化，用化学方程式表示。

本文将对高中化学离子反应知识点进行一些归纳和总结。

一、离子反应的定义离子反应是指化学反应中涉及到离子的化学反应，即在化学反应中，生成物或反应物中发生了离子的变化，用化学方程式表示。

离子反应根据电荷变化程度不同，可以分为单质离子反应、中和反应、还原-氧化反应等不同类型。

二、离子反应的基本原理离子反应是通过离子之间的电荷作用而完成的。

在离子反应中，正离子和负离子之间通过电子交换实现了化学反应。

正离子会向带有电子的负离子借电子，而负离子则会给带有空电子的正离子一个电子，这两个离子之间就建立起了化学键。

三、离子反应的分类1.单质离子反应：是指离子间发生化学反应，使之直接变成元素状态的反应。

2.还原-氧化反应：是指一种化合物中的还原剂和氧化剂相互作用，产生氧化还原反应。

3.中和反应：是指酸和碱之间发生化学反应，产生中和产物水和盐的反应。

四、离子反应的表示方法离子反应需要以离子的形式表示，如Na+、OH-，常用括号“（）”表示离子，化学方程式中添加一个足够表示出离子状态的符号。

形式上，化合物写为离子对的形式；在水溶液中，常用“aq”(水)表示为参与反应的离子和分子状态。

五、离子反应的常见例子和化学方程式1.单质离子反应的例子：氧气化合氢离子生成水O2+ 4H+ + 4e- → 2H2O氢氧离子分解生成氧气和水2HO- → O2 + H2O + 4e-2.还原-氧化反应的例子：氢氧化钠和盐酸反应产生氯化钠和水NaOH + HCl → NaCl + H2O硫酸与铜反应，产生二氧化硫，氧气和铜硫酸2H2SO4 + Cu → SO2 + O2 + CuSO4 + 2H2O3.中和反应的例子：氢氧化钠和硫酸反应形成盐和水NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O氢氧化钠和盐酸反应生成氯化钠和水NaOH + HCl → NaCl + H2O六、离子反应的应用离子反应的应用非常广泛，可以用于研究化学反应机理、研究离子溶液中离子性物质等。

第二节离子反应知识点一、电解质与非电解质(1)电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。

如硫酸、氢氧化钠、硝酸钾等。

(2) 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。

如蔗糖等。

(3) 电解质与非电解质的比较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里或熔融状态下自身能发生电离在水溶液里和熔融状态下自身不能发生电离所含物质类型酸：H2SO4、HCl、HNO3、H3PO4、H2CO3、CH3COOH碱：NaOH、Ca(OH)2、NH3 ·H2O、Fe(OH)3盐：NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3活泼金属氧化物：Na2O、CaO、MgO非金属氧化物：SO2、SO3、CO2、CO、P2O5非酸性气态氢化物：NH3部分有机物：蔗糖、酒精、CH4【特别提醒】①电解质与非电解质均属于化合物。

例如，HCl是电解质，其水溶液盐酸不是电解质。

②化合物具备下列条件之一便为电解质：a.在水溶液中能导电；b.在熔融状态下能导电。

例：化合物HCl在液态时不导电，在水溶液中能导电。

③CO2等非金属氧化物溶于水后所得溶液能导电，是因为CO2与水反应生成了能电离出导电离子的H2CO3，H2CO3属电解质，CO2属非电解质。

④能导电的物质不一定是电解质，如石墨、铜等；电解质不一定都能导电，如NaCl晶体。

⑤活泼金属氧化物(如Na2O、MgO)在熔融状态下能电离，能导电，故属于电解质。

⑥BaSO4、CaCO3等盐难溶于水，但它们熔融状态下能电离，能导电，故属于电解质。

知识点二、电解质的电离(1)电离：电解质在水溶液或熔融状态下产生自由移动离子的过程。

(2)电解质在水溶液里产生自由移动的带电粒子的原理（以NaCl在水溶液中的溶解和电离为例，如下图所示）：(3)电解质导电的原因电解质导电的前提条件是电解质能产生自由移动的离子，还必须具备一定的外因条件，就是溶于水或受热使电解质呈熔融状态。

高中化学 | 必考知识总结：离子反应01.电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。

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。

02.电离方程式H2SO4 = 2H+ + SO42- HCl = H+ +Cl- HNO3 = H+ + NO3-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。

【小结】①电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物称为酸。

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。

③电离时生成的金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。

★书写下列物质的电离方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO303.电解质与非电解质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。

【小结】（1）能够导电的物质不一定全是电解质；（2）电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子；（3）电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质；（4）溶于水或熔化状态，注意：“或”字；（5）溶于水和熔化状态两种条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应；（6）化合物、电解质和非电解质，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。

04.电解质与电解质溶液的区别电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。

无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。

05.强、弱电解质的对比强电解质：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。

06.离子方程式的书写①第一步：写（基础）写出正确的化学方程式例如：CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2②第二步：拆（关键）把易溶、易电离的物质拆成离子形式（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示）Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl －③第三步：删（途径）删去两边不参加反应的离子Ba2+ + SO42－= BaSO4↓④第四步：查（保证）检查（质量守恒、电荷守恒）Ba2+ + SO42－= BaSO4↓质量守恒：左——Ba，S，4O | 右——Ba，S，4O 电荷守恒：左2+（—2）=0 | 右007.离子共存问题凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存），一般规律是：1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（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）酸及酸式弱酸根离子：氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-卤族有：F-、ClO- 碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-3、与OH-不能大量共存的离子有：NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸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：常见还原性较强的离子有：Fe3+、S2-、I-、SO32-。

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。

高中离子反应知识点总结一、离子的概念和特点离子是指在溶液中或熔融状态下带电的原子或分子。

离子可以分为阳离子和阴离子，阳离子带正电荷，阴离子带负电荷。

离子通常是由于原子或分子失去或获得电子而形成的。

二、离子反应的基本概念离子反应是指在溶液中或熔融状态下，离子之间发生化学反应的过程。

离子反应通常涉及到离子的交换、结合和分解等过程。

三、离子反应的基本类型1. 酸碱中和反应：酸离子和碱离子在溶液中发生反应，生成盐和水。

例如，氢氧化钠和盐酸反应生成氯化钠和水。

2. 沉淀反应：两种溶液中的离子结合形成沉淀物的反应。

沉淀反应常常通过观察产生的沉淀物来判断是否发生了反应。

例如，硫酸铜和氯化钠反应生成氯化铜和硫酸钠。

3. 氧化还原反应：涉及到电子的转移过程，通常包括氧化剂和还原剂的参与。

氧化剂接受电子，还原剂失去电子。

例如，氯气和亚硫酸钠反应生成氯化钠和硫酸。

4. 配位反应：涉及到配位化合物中的离子之间的交换或配位数的变化。

配位反应通常发生在配位化合物与其他离子溶液接触时。

例如，溶有铁离子的水与氯化银溶液接触，生成氯化铁和沉淀的氯化银。

四、离子反应的影响因素1. 温度：温度的增加通常会加快离子反应速率，因为温度的增加会增加离子的平均动能，促进碰撞和反应。

2. 浓度：浓度的增加会增加反应物的数量，从而增加反应的速率。

浓度越高，离子之间的碰撞机会就越多，反应速率就越快。

3. 催化剂：催化剂可以降低离子反应的活化能，从而加速反应速率。

催化剂通常参与反应但不被消耗。

4. 光照：光照可以对离子反应产生影响，例如光照可以促进某些离子的还原反应。

五、离子反应的应用1. 水处理：离子反应可以用于水处理，例如通过沉淀反应去除水中的杂质离子。

2. 化学分析：离子反应可以用于化学分析，例如通过沉淀反应或配位反应来检测和定量分析溶液中的离子。

3. 电化学：离子反应是电化学反应的基础，电化学反应涉及到离子的电荷转移过程。

4. 制备化合物：离子反应可以用于制备特定的化合物，例如通过酸碱反应生成盐。

高中化学离子反应及其练习核心知识点一、离子反应与离子方程式1．离子反应(1)电解质在溶液中反应的实验探究按下图所示完成实验，并回答问题：①图甲实验的现象是无明显变化，因为溶液K＋、Cl－、Na ＋、SO42—相互之间不发生化学反应。

②图乙实验的现象是有白色沉淀生成，其原因是溶液中Ba2＋与SO42—结合生成硫酸钡。

③结论：电解质在溶液中的反应实质是离子之间的反应。

(2)离子反应:离子参与或产生的化学反应。

2．离子反应方程式(1)离子反应通常用离子方程式表示。

离子方程式是用实际参与反应的离子符号来表示反应的公式。

(2)离子方程式的书写步骤以氯化钡和硫酸钠在溶液中反应为例：①写：化学方程式(必须根据实验事实)BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl；②拆：把易溶于水、易电离的物质拆成离子的形式2Na＋＋SO42—＋Ba2＋＋2Cl－===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－；③删：删去方程式两边不参加反应的离子SO42—＋Ba2＋===BaSO4↓；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、反应条件、沉淀符号、气体符号等。

(3)书写下列反应的离子方程式：①NaOH溶液与稀硫酸：OH－＋H＋===H2O；②KOH溶液与稀盐酸：OH－＋H＋===H2O；③BaCl2溶液与稀硫酸溶液：Ba2＋＋SO42—===BaSO4↓；④Ba(NO3)2溶液与硫酸钠溶液：Ba2＋＋SO42—===BaSO4↓；⑤碳酸钠与稀硫酸：CO32—＋2H＋===CO2↑＋H2O⑥碳酸钙与稀盐酸：CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。

【归纳总结】(1)书写步骤：“写(基础)→拆(关键)→删(途径)→查(保证)”。

(2)书写关键：①要将易溶于水、易电离的电解质写成离子的形式；②单质、沉淀、气体、难电离的物质(如水、弱酸、弱碱)等写成化学式。

【深度思考】(1)以H＋＋OH－===H2O为例说明离子方程式表示的意义是什么？提示①表示某一个具体的化学反应，如NaOH＋HCl===NaCl ＋H2O。

化学高中离子反应知识点总结一、离子反应的概念。

1. 定义。

- 有离子参加或生成的反应称为离子反应。

在水溶液中进行的复分解反应和在溶液中进行的氧化还原反应等大多属于离子反应。

- 例如，盐酸与氢氧化钠溶液的反应：HCl + NaOH = NaCl+H_2O，其离子方程式为H^++OH^- = H_2O。

2. 离子反应发生的条件。

- 复分解型离子反应发生的条件：- 生成沉淀：如BaCl_2溶液与Na_2SO_4溶液反应，Ba^2 + +SO_4^2 -=BaSO_4↓。

- 生成气体：如Na_2CO_3溶液与稀盐酸反应，CO_3^2 - +2H^+=H_2O + CO_2↑。

- 生成弱电解质：如CH_3COONa溶液与盐酸反应，CH_3COO^-+H^+=CH_3COOH。

- 氧化还原型离子反应发生的条件：强氧化剂与强还原剂反应，如FeCl_3溶液与Cu反应，2Fe^3++Cu = 2Fe^2++Cu^2+。

二、离子方程式。

1. 离子方程式的书写步骤。

- 写：写出反应的化学方程式。

例如，碳酸钙与盐酸反应的化学方程式为CaCO_3+2HCl = CaCl_2 + H_2O+CO_2↑。

- 拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式，难溶物质、气体、水等仍用化学式表示。

在上述反应中，HCl、CaCl_2要拆写成离子形式，CaCO_3难溶、H_2O 是弱电解质、CO_2是气体，保持化学式不变，得到CaCO_3 +2H^+=Ca^2++H_2O+CO_2↑。

- 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。

2. 离子方程式的意义。

- 表示某一个具体的化学反应。

例如H^++OH^- = H_2O可以表示HCl和NaOH的反应，也可以表示HNO_3和KOH等强酸与强碱反应生成可溶性盐和水的反应。

- 表示同一类型的离子反应。

如Ag^++Cl^- = AgCl↓表示可溶性银盐与可溶性氯化物反应生成AgCl沉淀的一类反应。

【高中化学】高考化学考点梳理离子反应常见类型及书写规则本文由化学网为您整理提供：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↑+H2O2、置换反应型：例：Zn+2H+=Zn2++H2↑Cl2+2I-=2Cl-+I23、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++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++H2O4、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-=H2O5、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-。

高中化学必修一2.2电离和离子反应-知识点1、能在水溶液中或熔融状态下导电的化合物叫做电解质，常见的酸/碱/盐大多数是电解质；在水溶液或熔融状态下均不能导电的化合物叫做非电解质，蔗糖/酒精等有机化合物大多数都是非电解质。

2、电解质和非电解质，都是化合物，如果不是化合物，则既不是电解质，也不是非电解质。

比如：金属Cu能导电，但它是单质，NaCl溶液可以导电，但溶液是混合物，它们都既不是电解质，也不是非电解质。

SO2和NH3的水溶液能导电，但它们也不是电解质，因为不是它们本身电离，而是它们与水反应之后的物质（H2SO3和一水合氨）电离。

3、金属能够导电是因为自由电子。

电解质只有在水溶液中或熔融状态能够导电，是因为只有在这两种状态下能够产生可以自由移动的离子。

固态的电解质（比如固态NaCl）是不能导电的，因为没有产生可以自由移动的离子。

产生自由移动离子的过程叫做电离，用电离方程式表示，比如：NaCl=Na++Cl- 。

4、在水溶液中能够全部电离的电解质称为强电解质，强酸/强碱和大多数盐都是强电解质；不能完全电离的电解质称为弱电解质，弱酸和弱碱是弱电解质，水是极弱电解质。

5、弱电解质的电离是可逆的，其电离方程式用“⇌”表示。

比如：①CH3COOH⇌CH3COOH-+H+ ；②NH3·H2O⇌NH4++OH- 。

弱电解质溶液中除了有离子之外，还有未电离的分子。

二元弱酸的电离是分步进行的，比如碳酸的电离：①H2CO3⇌HCO3-+H+ ；②HCO3- ⇌CO32- +H+ 。

6、BaSO4和AgCl等物质虽然不溶于水，但熔融状态下可以导电，而且能完全电离，所以属于强电解质。

强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强，导电能力强弱的关键在与可自由移动的离子的浓度大小。

7、有离子参加或生成的反应是离子反应，酸/碱/盐在溶液中反应的实质就是离子之间的反应。

用实际参加反应的离子符号来表示反应的方程式叫做离子方程式，离子方程式比化学方程式更能体现反应的实质。