会考复习离子反应

高考化学必考知识点总结：离子反应1.离子反应：有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应。

2.离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小。

3.离子反应的要紧类型及其发生的条件：①离子互换(复分解)反应.具备下列条件之一就能够使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生。

a.生成难溶于水的物质.如：Cu2++ 2OH-=Cu(OH)2↓注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生。

如：2Ag++ SO42—=Ag2SO4↓Ca2++ 2OH-=Ca(OH)2↓或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成.如当石灰乳与Na2CO3溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2 + CO32—=CaCO3↓+ 2OH-b.生成难电离的物质(即弱电解质).如：H++ OH-=H2O H++ CH3C OO-=CH3COOHc.生成挥发性物质(即气体).如：CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O NH4++ OH-NH3↑+ H2O②离子间的氧化还原反应.由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行.例如：Fe + Cu2+=Fe2++ CuCl2 + 2Br-=2C1-+ Br22MnO4-+ 16H++ 10C1-=2Mn2++ 5C12↑+ 8H2O4.书写离子方程式时应注意的问题：(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，尽管也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为现在这些离子并没有发生电离.如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓H2SO4与固体(如NaCl、Cu等)的反应等，都不能写成离子方程式.相反，在某些化学方程式中，尽管其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式.如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与H2O的反应.(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的H+与正盐阴离子不能拆开写.例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na+、HS-和Ca2+、HCO3-等酸式酸根的形式.(3)关于微溶于水的物质，要分为两种情形来处理：①当作反应物时?，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开.②当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等;若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等.(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同.例如，向NaOH溶液中不断通入CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为：CO2+ 2OH—=CO32—+ H2O(CO2适量)? ?CO2+OH—=HCO3—(CO2足量)5.在溶液中离子能否大量共存的判定方法：几种离子在溶液中能否大量共存，实质上确实是看它们之间是否发生反应.若离子间不发生反应，就能大量共存;否则就不能大量共存.离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存.(1)生成难溶物或微溶物.如Ca2+与CO32-、SO42-、OH-;Ag+与C1-、B r-、I-、SO32-，等等.(2)生成气体.如NH4+与OH-;H+与HCO3-、CO32-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等.(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水).如H+与C1O-、F-、CH3COO-生成弱酸;OH-与NH4+、A13+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等生成弱碱;H+与OH-生成H2O.(4)发生氧化还原反应.具有氧化性的离子(如MnO4-、ClO-、Fe3+等)与具有还原性的离子( 如S2-、I-、SO32-、Fe2+等)不能共存.应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如SO32-与S2-，NO3-与I-、S2-、SO32-、Fe2+等.(5)形成配合物.如Fe3+与SCN-因反应生成Fe(SCN)3而不能大量共存.(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如Al3+与HCO3-、CO32-、A1O2-等.说明：在涉及判定离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：①无色透亮的溶液中，不能存在有色离子，如Cu2+(蓝色)、Fe3+(黄色)、Fe2+(浅绿色)、MnO4-(紫色).②在强酸性溶液中，与H+起反应的离子不能大量共存.③在强碱性溶液中，与OH-起反应的离子不能大量共存.6.电解质与非电解质(1)电解质：在水溶液里或者熔融状态下能够导电的化合物叫电解质.电解质不一定能导电，而只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电(因此，电解质导电的缘故是存在自由移动的离子).能导电的不一定是电解质，如金属、石墨等单质.(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.因为非电解质归属于化合物，故如C12等不导电的单质不属于非电解质.(3)电解质与非电解质的比较.电解质非电解质区别能否导电溶于水后或熔融状态时能导电不能导电能否电离溶于水或受热熔化时能电离产生自由移动的离子不能电离，因此没有自由移动的离子存在所属物质酸、碱、盐等蔗糖、酒精等大部分有机物，气体化合物如NH3、SO2等联系都属于化合物说明：某些气体化合物的水溶液尽管能导电，但其缘故并非该物质本身电离生成了自由移动的离子，因此这些气体化合物属于非电解质.例如;氨气能溶于水，但NH3是非电解质.氨水能导电是因为NH3与H2O反应生成了能电离出NH4+和OH-的NH3·H2O的缘故，因此NH3·H2O才是电解质.7.强电解质与弱电解质(1)强电解质：溶于水后全部电离成离子的电解质.(2)弱电解质：溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质.(3)强电解质与弱电解质的比较.强电解质弱电解质代表物质①强酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②强碱：如KOH、NaOH、Ba（O H）2等③盐：绝大多数可溶、难溶性盐，如NaCl、CaCO3等①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱碱：NH3·H 2O、A1（OH）3、Fe（OH）3等电离情形完全电离，不存在电离平稳（电离不可逆）．电离方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+ NO3－不完全电离（部分电离），存在电离平稳．电离方程式用“”表示．如：CH3COOHCH3COO－+ H十水溶液中存在的微粒水合离子（离子）和H2O分子大部分以电解质分子的形式存在，只有少量电离出来的离子离子方程式的书写情形拆开为离子（专门：难溶性盐仍以化学式表示）全部用化学式表示注意:(1)在含有阴、阳离子的固态强电解质中，尽管有阴、阳离子存在，但这些离子不能自由移动，因此不导电.如氯化钠固体不导电.(2)电解质溶液导电能力的强弱取决于溶液中自由移动离子浓度的大小(注意：不是取决于自由移动离子数目的多少).溶液中离子浓度大，溶液的导电性就强;反之，溶液的导电性就弱.因此，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.但在相同条件(相同浓度、相同温度)下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质的导电能力强.8.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.离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且能够表示所有同一类型的离子反应.如：H++ OH-=H 2O能够表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应.离子方程式的书写步骤(1)“写”：写出完整的化学方程式.(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式;而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示.(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比.(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等.9.复分解反应类型离子反应发生的条件复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行.具体表现为：(1)生成难溶于水的物质.如：Ba2++ SO42-=BaSO4↓(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱).如H++ OH-=H2O(3)生成气体.如：CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O。

离子反应专题复习知识点：一、概念：有离子参加或生成的反应叫离子反应。

二、本质：溶液中某些离子能相互作用，使这些离子的浓度减小。

三、离子方程式：写：写出正确的化学方程式；1）可溶性强电解质写成离子，非电解质、难溶物等写成化学式；2）电解质固体或纯液体之间反应，不写离子方程式；3）氧化物作为反应物和生成物均写成化学式；4）微溶物的处理。

作为澄清液反应时，可以拆成离子形式；作为悬浊液反应时，要保留化学式；作为生成物时，一般写化学式。

如Ca(OH)2、CaSO 4等。

意义：不仅表示一定物质间的特定反应，还能表示同一类反应。

五、离子方程式书写的常见错误：①违背客观事实；②化学符号书写错误，分子式写成离子，该用离子表示的写成分子式；③原子或电荷或得失电子不守恒；④化学计量数错误，或不约分或部分约分；⑤以偏概全，漏写某些离子反应；⑥用错“=”、“”、“↑”、“↓”等符号。

⑦忽视题设条件要求，如反应物的量是少量、过量，反应生成物不同。

(a).反应物是否符合相对量关系。

如：Ca(OH)2溶液中通入过量CO 2。

如：酸式盐与碱溶液的反应。

Ca(HCO 3)2溶液中加入过量NaOH 溶液；Ca(OH)2溶液中加入少量（或过量）Ca(HCO 3)2。

（b ）.是否符合相互滴加顺序。

如： AgNO 3溶液中滴入NH 3·H 2O ，NH 3·H 2O 中滴入AgNO 3溶液；Na 2CO 3溶液中滴入盐酸，盐酸溶液中滴入Na 2CO 3溶液；AlCl 3溶液中滴入NaOH 溶液（或相反顺序）；NaAlO 2溶液中滴入盐酸（或相反顺序）；含Al 3+的溶液中滴入含CO 32-的溶液（或相反顺序）等。

滴加顺序不同，两种物质间量的关系不同，产物不同。

分析方法同“①”。

四、离子共存：1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

（1）有气体产生如-23CO 、-23SO 、S 2-、-3HCO 、-3HSO 、-HS 等易挥发的弱酸的酸根与H +不能大量共存。

第一部分 基础学问一、物质的量 1．物质的量（1）物质的量的单位是摩尔（mol ）。

（2）1 mol 任何微粒所含的微粒数＝0.012 kg 一种碳原子（12C ）所含的碳原子数＝6.02×1023（3）阿伏加德罗常数：6.02×1023 mol －1称为阿伏加德罗常数（N A ）。

（4）物质的量（n ）、阿伏加德罗常数（N A ）与微粒数（N ）之间的关系：n = N N A 。

2．摩尔质量（1）定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量（M ），单位为g •mol －1。

（2）物质的摩尔质量数值上等于该物质的相对分子/原子质量。

（3）物质的量（n ）、物质的质量（m ）和物质的摩尔质量之间的关系：n = m M 。

3．气体摩尔体积（1）定义：确定的温度和压强下，单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积（V m ），单位为L •mol －1。

（2）标准状况下，V m ≈22.4 L •mol －1。

（3）物质的量（n ）、气体的体积（V ）和气体摩尔体积（V m ）之间的关系：n = V V m 。

4．物质的量浓度（1）定义：以单位体积的溶液中所含溶质B 的物质的量来表示溶液组学习笔记成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度（c B），单位为mol•L－1 。

（2）在确定物质的量浓度的溶液中，溶质B的物质的量（n）、溶液的体积（V）和溶质的物质的量浓度（c B）之间的关系：n = c B•V 。

（3）容量瓶：常用于配制确定体积、浓度精确的溶液。

二、胶体1．定义：分散质的微粒直径介于1－100 nm之间的分散系称为胶体。

2．溶液、浊液、胶体的本质区分：分散质粒子的大小不同。

3．丁达尔现象：当可见光束通过胶体时，在入射光侧面可视察到光亮的通路，这种现象称为丁达尔现象。

4．丁达尔现象可用于检验溶液和胶体。

5．聚沉：胶体形成沉淀析出的现象称为聚沉。

6．引起胶体聚沉的条件：加入可溶性盐、加热、搅拌等。

高考化学专题复习《离子反应》考点总结考点一电解质与非电解质强电解质与弱电解质1．电解质与非电解质的比较电解质非电解质概念在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物在水溶液中和熔融状态下都不能够导电的化合物相同点二者均为化合物不同点在水溶液中或熔融状态下能够导电在上述两种情况下均不导电物质种类酸、碱、盐、金属氧化物和水非金属氧化物、气态氢化物、大多数有机物溶质微粒形式是否导电电解质非电解质NaCl晶体Na+、Cl—(不自由) 否是否NaCl溶液Na+、Cl—是否否熔融的NaCl 自由移动的Na+、Cl—是是否固态H2SO4H2SO4分子否是否H2SO4溶液H+、SO42—是否否液态纯H2SO4H2SO4分子否是否固态酒精酒精分子否否是酒精水溶液酒精分子否否否液态酒精酒精分子否否是干冰CO2分子否否是CO2的水溶液CO2、H2CO3、HCO3—、CO32—、H+等是否否液态CO2CO2分子否否是金属铜Cu2+、e—是否否强电解质弱电解质概念水溶液中全部电离的电解质水溶液中部分电离的电解质相同点都是电解质，在水溶液中或熔融状态下都能电离，都能导电，与溶解度无关不同点电离程度完全电离部分电离电离过程不可逆过程可逆过程，存在电离平衡表示方法电离方程式用“==”电离方程式用“”溶液中溶质微粒只有水合离子水合离子，弱电解质分子实例强酸：HCl、HNO3、H2SO4 HBr、HI、HClO4等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2绝大多数盐：(BaSO4、AgCl、CaCO3)弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、等。

弱碱：NH3·H2O、Al(OH)3等不溶性碱水：H2O3．电离方程式书写的思维模型考点二离子反应与离子方程式1．离子反应(1)概念：有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应。

(2)离子反应的条件①生成难溶的物质；②生成难电离的物质；③生成易挥发的物质；④发生氧化还原反应。

离子反应学业水平考试标准⑦离子反应的本质及发生的条件⑧离子方程式⑨有关化学方程式过量问题的计算一.离子方程式1.离子反应实质：。

2.复分解反应发生的条件是：。

3. 用初中学过的知识判断下列反应能否发生能否反应结合上表，写出各溶液反应的实质：4．离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。

它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。

５.离子方程式的书写步骤（Na2SO4和BaCl2反应为例）⑴“写”―― ：⑵“改”――⑶“删”――：⑷“查”――。

小结：四步曲中，“写”是基础，“改”是关键，“删”是途径，“查”是保证。

既然拆是关键，拆时应注意作出准确判断。

【巩固提高】写出下列物质在水溶液中的离子方程式：（1）用稀硫酸清洗铁锈（Fe2O3）（2）碳酸钠溶液与盐酸混合（3）硫酸铜溶液和氢氧化钡溶液混合（4）向足量澄清石灰水中通入二氧化碳（5）氯化铁溶液和氢氧化钾溶液反应（6）锌与硫酸铜反应（７）氢氧化铜和稀盐酸反应二．离子方程式正误判断（六看）１、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确２、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式３、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等书写是否符合事实４、看离子配比是否正确５、看原子个数、电荷数是否守恒６、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量）【巩固练习】１、下列化学方程式中，不能用离子方程式Ba2＋+SO42―====BaSO4↓ ( ) A．Ba(NO3)2+H2SO4==BaSO4↓+2HNO3B．BaCl2+Na2SO4==BaSO4↓+2NaClC．BaCO3+H2SO4==BaSO4↓+H2O+CO2↑ D．BaCl2+H2SO4==BaSO4↓+2HClO表示的是（）２．下列各组离子反应可用H＋＋OH－HA．氢氧化钡和硫酸B．氢氧化铁和盐酸C．醋酸和氢氧化钠D．硫酸氢钠和氢氧化钠３、下列离子方程式，书写正确的是（）A、盐酸与碳酸钡反应CO32-+2H+==CO2↑+H2OB、硫酸铜溶液中滴加氢氧化钡溶液Ba2++2OH-+Cu2++SO42-==BaSO4↓+Cu(OH)2↓C、硝酸银溶液中加入铜粉Ag++Cu==Cu2++Ag↓D、铁与稀盐酸反应2Fe+6H+==2Fe3++3H2↑４、下列离子方程式书写正确的是（）A、氧化铜与盐酸反应O2― +2H＋====H2OB、碳酸氢钠溶于盐酸：HCO3－+ H+ = H2O + CO2↑C、硫酸氢钠溶液与NaOH溶液混合：HSO4－+ OH－= H2O + SO42－D、石灰石溶于硝酸：CO32－+ 2H+ = H2O + CO2↑５．下列反应的离子方程式中，正确的是（）A．向硝酸银溶液中加盐酸Ag＋＋C1－AgCl↓B．碳酸氢钙溶液跟盐酸反应：Ca（HCO 3）2＋2H＋Ca2＋＋2H2O＋2CO2↑OC．盐酸跟氢氧化镁反应：H＋＋OH－HD．碳酸镁跟硫酸反应：MgCO 3＋2H＋Mg2＋＋H2O＋CO2↑６．下列离子方程式中，正确的是A．碳酸氢钙溶液与盐酸反应Ca(HCO3)2+2H+=Ca2++2H2O+2CO2↑B稀盐酸和碳酸钙反应CO32－+ 2H+ = CO2↑ + H2OC碳酸钠溶液与醋酸反应CO32－+ 2H+ = CO2↑ + H2OD大理石溶于醋酸的反应CaCO3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO-+CO2↑+H2O７．下列反应的离子方程式中，正确的是（）A、氢氧化钡溶液和稀硫酸Ba2++OH－+H++SO42－=BaSO4↓+2H2OB、氯化铁溶液中加铁粉2Fe3+ + Fe = 3Fe2+C、过量CO2通入NaOH溶液中CO2 + 2OH－= CO32－+ H2OD、少量CO2通入NaOH溶液中CO2 + OH－= HCO3－+ H2O三．离子共存问题所谓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。

离子反应复习离子反应是指化学反应中发生了离子之间的转移或结合的化学反应。

它通常发生在溶液中，其中溶解的化合物在水中分解成离子。

在其他情况下，例如气相反应，反应物可以变为离子，然后在反应中发生相互结合或转移。

离子反应可以被理解为是有电荷的化学反应，因为离子带有正或负电荷。

在反应中，离子可以相互吸引并结合，也可以分离并与其他离子重新组合。

离子反应的基本概念涉及关于离子的了解以及反应中离子之间的相互作用。

离子反应的标志是离子式，它指示反应涉及的离子和它们之间的数量关系。

离子式可以通过对反应物和生成物中离子进行配对来确定。

离子式中，相同离子的数量必须相等，因为在反应中，每个离子必须与另一个离子结合。

离子反应可以分为简单离子反应和复杂离子反应。

简单离子反应是指只涉及离子之间的直接相互作用，而不涉及其他反应物或产物的化学反应。

例如，钠离子与氯离子结合形成氯化钠（NaCl）的反应就是一种简单离子反应。

复杂离子反应涉及的离子比简单离子反应更为复杂。

这些离子通常是过渡金属离子，它们具有一定的配位数，可以与其他分子形成配位键。

这种反应通常涉及于其他化学物质，通常需要更复杂的离子式来表达反应过程。

例如，铁离子与羟基离子结合形成亚铁酸盐（Fe(OH)2），这是一种复杂离子反应。

离子反应在生活中非常常见，从水中氢氧离子和氢离子的结合产生酸碱反应，到金属与非金属的化合物产生的电离反应。

离子反应在环境中也扮演着重要的角色，例如化学品污染和土壤污染都涉及离子反应。

在日常生活中，离子反应通常表现为化学反应，例如氢氧离子和氢离子的相互作用产生酸碱反应。

当酸和碱相互作用时，它们形成的产物是盐和水。

水是一个中性物质，并且由于产生的盐离子的类型不同，会产生不同的化学反应。

总的来说，离子反应是化学反应中非常重要的一种类型，能够帮助我们了解离子之间的相互作用。

它在实验室中的应用也极其广泛，在分析物质组成、识别、分离等领域都有很重要的应用价值。

离子反应备考清单[知识体系]离子反应⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎧概念：在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应类型⎩⎪⎨⎪⎧离子非氧化还原反应⎩⎨⎧离子互换反应（生成气体、沉淀或弱电 解质）碱性氧化物与酸反应酸性氧化物与碱反应离子氧化还原反应⎩⎨⎧置换反应（金属单质或非金属单质的相对活泼性）一般离子氧化还原反应（生成氧化性或还原性更弱的物质）本质：反应中反应物某些离子浓度的减小表示方法⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧离子方程式：用实际参加反应的离子来表示化学反 应的式子书写方法⎩⎪⎨⎪⎧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：将不参加反应的离子从方程式两端删去查：检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数 是否相等发生的条件：生成难溶、难电离、易挥发的物质或发生氧 化还原反应[规律方法]1.离子反应发生的“六大条件”（1）离子之间相互结合生成难溶物质。

如Ca 2＋和CO 2－3生成难溶性盐CaCO 3，H＋和SiO 2－3生成难溶性酸H 2SiO 3，Cu 2＋和OH －生成难溶性碱Cu （OH ）2等。

（2）离子之间相互结合生成气态物质。

如H ＋和S 2－生成H 2S ，H ＋和HCO －3生成CO 2，NH ＋4和OH －生成NH 3等。

（3）离子之间相互结合生成弱电解质。

如H ＋与CH 3COO －、OH －、PO 3－4等分别结合生成弱电解质CH 3COOH 、H 2O 、H 3PO 4等。

（4）离子之间相互促进水解。

如Al 3＋、Fe 3＋分别与AlO －2、HCO －3、CO 2－3等发生水解相互促进的反应生成沉淀或气体。

（5）离子之间发生氧化还原反应。

如Fe2＋、S2－、I－、SO2－3分别与NO－3（H＋）、ClO－因发生氧化还原反应而不大量共存；Fe3＋与S2－、I－等因发生氧化还原反应而不大量共存。

（6）离子之间能发生络合反应。

如Fe3＋和SCN－不大量共存。

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。

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。

高中化学会考复习必修1、2必背考试点本质特征氧化剂（具有氧化性）一一得电子一一化合价下降还原剂（具有还原性）一一失电子一一化合价上升口诀：得一一降一一（被）还原一一氧化剂失一一升一一（被）氧化一一还原剂四种基本反应类型和氧化还原反应关系：3、金属活动性顺序表K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb （H）Cu Hg Ag Pt Au ■■ ”还原性逐渐减弱歹4、离子反应定义：有离子参加的反应离子方程式的书写：第一步：写。

写出化学方程式第二步：拆。

易溶于水、易电离的物质拆成离子形式；难溶（如CaC03、BaC03、BaS04、AgCI、AgBr、AgI、Mg（OH）2、Al（OH）3、Fe（OH）2、Fe（OH）3、Cu（OH）2等），难电离（H2CO3、H2S、CH3COOH、HClO、H2SO3、NH3H2O、H2O 等），气体（CO2、SO2、NH 3、CI2、O2、H2 等）, 氧化物（Na2O、MgO、Al 2O3等）不拆第三步：删。

删去前后都有的离子第四步：查。

检查前后原子个数，电荷是否守恒离子共存问题判断：①是否产生沉淀（如: Ba2+和SO42-, Fe2+和OH-）②是否生成弱电解质（如: NH4+和OH-, H+和CH3COO-）③是否生成气体（如: H+和CO32-, H+和SO32-）④是否发生氧化还原反应（如：H+、NO3-和Fe2+/|-, Fe3+和I-）碱金属兀素、Ag、H : +1F:- 1Ca、Mg、Ba、Zn: +2Cl:- -1 ,+1 , +5, +7Cu : +1, +2O :—2Fe：+2, +3S:—2, +4, +6Al : +3P: —3, +3, +5Mn : +2, +4, +6, +7N :- -3,+2 , +4, +5氧化还原反应定义：有电子转移（或者化合价升降）的反应1、化合价（常见元素的化合价）:2、电子转移（包括电子的得失和偏移）化合价的升降被还原一一还原产物被氧化——氧化产物5、放热反应和吸热反应化学反应一定伴随着能量变化。

《离子反应》讲义一、电解质、非电解质1.电解质与非电解质在水溶液或．熔化状态下能导电的化合物．．．叫电解质；在水溶液和．熔化状态下均．不导电的化．合物．．叫非电解质。

2.①关键字：“和”、“或”、“均”、“化合物”；②电解质、非电解质均针对化合物而言；单质既不是电解质也不是非电解质③电解质在熔化状态或水溶液中的导电是因为它本身．．电离出离子所致；［思考］下列说法对不对？为什么？①HCl液态时（熔化状态下）不导电，所以是非电解质；____________________________②Fe、Cu、Al、石墨能导电，所以是电解质；_______________________③S不能导电，所以是非电解质；__________________④SO2、CO2溶于水能导电，所以是电解质；_____________________⑤Na2O溶于水所得溶液能导电，所以Na2O是电解质；____________________二．强电解质、弱电解质1、强电解质：在水溶液中全部电离．．．．成离子的电解质。

常见的强电解质如强酸（HCl、H2SO4、HNO3），强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2）及绝大部分盐。

2、弱电解质：在水溶液中只有部分电离．．．．成离子的电解质。

常见的弱电解质如弱酸（H2CO3、H3PO4、H2SO3、HF、HClO、CH3COOH），弱碱（NH3·H2O），水及极个别盐。

3、强电解质、弱电解质电离方程式的书写区别关于强电解质与弱电解质①区别电解质强弱的唯一．．依据是：在水溶液中能否完全电离，而不是电解质溶液导电性的强弱。

溶液导电性强的不一定就是强电解质；溶液导电性弱的不一定就是弱电解质；②电解质的强弱与电解质在水中溶解度的大小无关；易溶于水的不一定就是强电解质，如：HF、H2SO3、HClO、NH3·H2O等，虽然它们在水中的溶解度较大，但溶于水后只有一部分发生了电离而没有全部电离，所以是弱电解质；难溶于水的不一定就是弱电解质，如：CaCO3、BaSO4等，虽然它们难溶于水，但溶解的部分还是全部电离了，所以它们是强电解质。

高中化学会考复习提纲第一册第一章化学反应中的能量变化一、氧化还原反应：基本概念：升失氧,降得还；若是剂,正相反；若是性,也相反;实质：电子转移特征：化合价升降电子转移数的计算：发生变价的原子个数 X一个该原子的变价数电子转移守恒：失去电子总数=得到电子总数,或化合价升高总数=化合价降低总数某元素化合价：最高价只能降,有氧化性；最低价只能升,有还原性；中间价既可升又可降,既有还原性又有氧化性;强弱比较：氧化剂+还原剂====氧化产物+还原产物氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物左>右二、离子反应：1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物包括酸碱盐强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质包括强酸强碱大多数盐弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质包括弱酸弱碱水;2、离子反应：离子方程式书写：⑴先确定能拆成离子的物质：三强酸HCl、稀H2SO4、HNO3HClO4、HBr、HI四强碱KOH、NaOH、BaOH2、CaOH2可溶性盐当心AgCl、BaSO4,其他盐大多数能溶；只有碳酸盐中只溶钾钠与氨盐拆开时只有NaHSO4是一分为三：即Na+、H+、SO42-,其他物质都是一分为二,即拆成一种阳离子和一种阴离子⑵检查电荷是否守恒是否配平⑶是否符合反应事实3、化学反应中的能量变化放热反应：反应物总能量高于生成物总能量化合反应、置换反应一般为放热反应吸热反应：反应物总能量低于生成物总能量需要持续加热的反应燃料充分燃烧的条件：①适当过量的空气②足够大的接触面积4、离子共存题：⑴离子之间若能发生反应生成沉淀、气体等,则相互不能共存;⑵注意限制条件：①若为无色溶液,则溶液中没有Fe3+、Fe2+、Cu2+、MnO4-②若为酸碱性条件,则考虑各选项与H+OH-能否反应,反应则与H+OH—不共存第二章碱金属一、钠 1、与O2点燃条件下的方程式：222ONaONa2→+2、与H2O反应化学方程式↑+→+22HNaOH2OH2Na2离子方程式现象：现象：浮熔游响红3、游离态——单质；化合态——化合物4、钠投入硫酸铜溶液中,现象Na投入CuSO4溶液,得蓝色沉淀,不能置换出Cu方程式：↑++→++242242HSONaOHCuCuSOOH2Na2）（二、钠的化合物1、Na2O2淡黄色粉末反应方程式歧化反应强氧化性与水：↑+→+2222ONaOH4OH2ONa2过氧化钠作漂白剂、氧化剂歧化反应与CO2: 232222OCONa2CO2ONa2+→+过氧化钠作供氧剂,呼吸面具歧化反应2、碳酸钠与碳酸氢钠对比1碳酸钠俗名：苏打,纯碱水解显碱性,而不是属于碱类碳酸氢钠俗名：小苏打2化学方程式离子方程式：①碳酸钠与盐酸：OHCONaCl2HCl2CONa2232+↑+→+较慢碳酸氢钠与盐酸：O H CO NaCl HCl NaHCO 223+↑+→+较快②碳酸氢钠与氢氧化钠：O H CO Na NaOH NaHCO 2323+−→−+∆碳酸氢钠与酸与碱都能反应,即HCO 3- 与H ＋、OH - 都不能共存③除杂：碳酸钠碳酸氢钠：加热,方程式：O H CO CO Na NaHCO 222323+↑+−→−∆碳酸氢钠碳酸钠：Na 2CO 3+CO 2+H 2O===2NaHCO 3 ；④鉴别：BaCl 2溶液,产生白色沉淀：碳酸钠；未产生白色沉淀,为碳酸氢钠;⑤碳酸钠与氢氧化钙: NaCl 2CaCO CaCl CO Na 3232+↓→+碳酸氢钠与氢氧化钙化学方程式或离子方程式:O H 2CO Na CaCO OH Ca NaHCO 2232323++↓→+（少量））（盐多生成盐O H NaOH CaCO OH Ca NaHCO 2323++↓→+（足量））（碱多生成碱三、碱金属元素：焰色反应: 钾紫色透过蓝色钴玻璃片；钠黄色相似性：最外层都是1个电子,显+1价,最高价氧化物的水化物NaOH为可溶性强碱递变性：随核电荷数增大,电子层数增多,原子半径增大,失去电子能力增强单质金属性增强、还原性增强、最高价含氧化物对应的水化物碱性增强 第三章第四章 物质的量1、各物理量的字母、单位、名称：摩尔质量数值上等于物质的相对分子质量,单位g ．Mol -1 计算时与方程式中物质的系数无关;2、四个基本公式：3、三个推导公式：方程式中各物质之间的系数比等于其物质的量之比;4、溶液的配制：1计算质量：m=C ×V ×M 称量：精确到小数点后面一位;溶解：玻璃棒的作用：搅拌和引流 冷却：烧杯中冷却转移：转移至容量瓶定容：加水到离刻度线1~2cm 处,改用胶头滴管加水到刻度;备注：A 、容量瓶能精确到小数点后面两位；B 、若是配制氢氧化钠溶液,不能在纸上直接称量,应放在烧杯中称量;C 、读数时要平视,否则仰低俯高,即仰视使浓度偏低,俯视时浓度偏高;D 、若溶液已经配制好,摇匀后发现液面低于刻度线,不用再加水,否则导致浓度偏低;第四章 卤素一、氯气 与氢气反应：苍白色火焰HCl2Cl H 22−−−−→−+点燃（光照）与水：HClOHCl O H Cl 22+→+ 歧化反应2O HCl 2HClO 2+−−→−见光氯水为浅黄绿色,含有具有漂白性、强氧化性、酸性;氯水的主要成分仍为氯气,另外还含有盐酸、次氯酸,具有漂白性,不稳定,见光会分解,需用棕色试剂瓶避光保存与氢氧化钙：OH 2CaCl ClO Ca Cl 2OH Ca 222222++→+）（）（制漂白粉歧化反应实验室制氯气：↑++−→−+∆2222Cl O H 2MnCl MnO HCl 4浓盐酸,实验室制氯气先除杂后干燥,杂质:HCl气体,用饱和食盐水；水蒸气,用浓硫酸收集用集气瓶向上的排空气法;尾气处理：NaOH 溶液O H NaCl NaClO Cl NaOH 222++→+歧化反应Cl—的检验：硝酸银溶液,再滴加稀硝酸,产生白色沉淀;二、卤族元素： 双原子分子,强氧化性物质;F 2 Cl 2 Br 2 I 2相互之间能发生置换反应：说明氧化性逐渐减弱F 2是氧化性最强的非金属单质,能与水反应置换出氧气；HF是最稳定的氢化物,氟元素无正价HClO 4是最强的含氧酸碘单质遇淀粉变蓝色,用于检验单质碘的存在碘单质能升华,属于物理变化卤素单质易溶于有机溶剂CCl 4、苯等卤化银见光易分解,AgBr用于变色眼镜,感光胶片;加碘食盐中含I —不是碘单质; 第五章 第六章 物质结构 元素周期律一、二、 记熟1~18号元素的名称、符号、原子结构示意图,常见化合价,化合物的书写形式;尤其是出现频率较高的H 、C 、N 、O 、F 、Na 、Mg 、Al 、Si 、P 、S 、Cl 三、四、 原子核外电子排布规律：1、电子总是由离原子核由近到远,能量由低到高依次排列;最外层电子数最多为8个；次外层电子层数最多18个；倒数第三层最多32个;2、ZAX 质子数Z+中子数N===质量数A原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数五、六、 元素周期律1、最高正价 = 最外层电子数；负价 = 最外层电子数—82、元素周期律的实质：原子核外电子排布的周期性变化四、元素周期表1、周期序数==电子层数；主族序数==最外层电子数七横行,七周期；前三短,后三长；最后一个不完全;十八众行十六族,七A 族七B 族,其中VIII 族特殊占三行,还有零族排最后;2、同主族元素卤素、氧族、氮族、碳族相似性：最外层电子数相同,化学性质相似,基本化合价相似,常见化合物写法相似;递变规律：随核电荷数增大,电子层数增多,原子半径增大,得电子能力减弱单质非金属性减弱、氧化性减弱、气态氢化物稳定性减弱、最高价含氧酸酸性减弱3、同周期元素第三周期为例,零族除外递变规律：同周期元素从左到右,原子半径减小,失去电子能力减弱, 得到电子能力增强金属性减弱、 非金属性增强单质还原性减弱、 氧化性增强最高价氧化物的水化物碱性减弱、 酸性增强气态氢化物稳定性增强4、最强的金属在周期表左下角Cs,最强的碱在周期表左下角CsOH最强的非金属在周期表右上角F 2,最稳定的氢化物HF;最强的含氧酸HClO 45、原子半径大小的判断规律：先看电子层数,电子层数越多,半径越大；电子层数相同时,再看核电荷数,核电荷数越多,原子半径越小;七、 八、 化学键１、化学键：包括离子键和共价键,指相邻原子之间强烈的相互作用离子键：阴阳离子之间结合成化合物的静电作用含IA 、 IIA 活泼金属或NH ４＋共价键：原子之间通过共用电子对形成的相互作用;包括极性键和非极性键;相同原子间形成非极性键；不同原子之间形成极性键;2、既含离子键又含共价键的物质：NaOH 、Na 2O 2、NH 4Cl3、若化合物中只含共价键,称为共价化合物；若只含离子键或既含离子键又含共价键,则称为离子化合物;4、注意教材中所举的相关物质电子式的书写原则;CO 2、H 2O 、NH 3等离子化合物：阳离子就写其离子符号；阴离子要写出最外层电子数和方括号；相同微粒分开写,不能合并;共价化合物：既要写出原子原有的电子数,又要保证共用后为8电子结构;H 为2电子5、化学反应的实质是：断旧键,生新键;第六章 氧族元素 环境保护一、2H 2O 2===2H 2O+O 2↑MnO 2作催化剂2KClO 3===2KCl+3O 2↑MnO 2作催化剂,需加热FeS S Fe −→−+∆与32FeCl 2Cl 3Fe 2−−→−+点燃相对比,说明氧化性氯气大于硫二、二氧化硫的性质：1、酸性氧化物：能与NaOH 溶液反应导致酸雨的主要成分实验室尾气处理：O H SO Na NaOH 2SO 2322+→+酸性氧化物能使紫色石蕊试液变红,不褪色;2、漂白性：能使品红试液褪色,加热又回复红色;属暂时性漂白、化合漂白氯水、Na 2O 2、H 2O 2、O 3属强氧化性漂白,永久性漂白;补充：42222SO H HCl 2O H 2Cl SO +→++SO 2具有漂白性,能使品红溶液褪色,但当氯气与二氧化硫同时通入有色溶液,漂白性消失3、还原性：能使酸性KMnO 4溶液褪色4、工业制硫酸4232SO H SO O H →+实际不用水吸收SO 3, 而用98%的浓硫酸,防止形成酸雾三、浓硫酸的性质1、酸性2、强氧化性：与氢后金属铜反应,生成SO 2气体,不生成H 2.使铁铝钝化,用于储存运输冷的浓硫酸浓硝酸3、吸水性：五水硫酸铜蓝色变为白色4、脱水性：使有机物脱水碳化有机物反应中常用作吸水剂、脱水剂、催化剂、干燥剂5、SO ４２—的检验：先滴加稀硝酸,再滴加BaCl 2溶液,产生白色沉淀;HCl 2BaSO SO H BaCl 4422+↓→+第七章 碳族元素 无机非金属材料22SiO O Si −→−+∆↑+→++2322H 2SiO Na O H NaOH 2Si 酸性氧化物O H SiO Na NaOH 2SiO 2322+→+装碱性溶液的试剂瓶用橡皮塞,不用玻璃塞NaCl2SiO H O H HCl 2SiO Na 44232+↓→++强酸制弱酸32322232CO Na SiO H O H CO SiO Na +↓→++较强酸制较弱酸制玻璃：↑+−−→−+232232CO SiO Na SiO CO Na 高温二氧化硅不溶于水,玻璃、光导纤维中含有;第二册 第一章 氮族元素1、 2、 氮和磷N 2+3H 2 ===== 2NH 3工业合成氨,工业制硝酸第一步O H 6NO 4O 5NH 4223+−−→−+∆催化剂工业制硝酸第二步NO2O N 22−−→−+放电 22NO 2O NO2→+红棕色气体工业制硝酸第三步NO HNO 2O H NO 3322+→+工业制硝酸第四步歧化反应3、 4、氨 铵盐A 、B 、 NH 3 碱性气体,能使酚酞试液从无色变为红色；极易溶于水,能发生喷泉实验;C 、D 、NH ４＋的检验方法：滴加NaOH 溶液,加热,有气体逸出,该气体能使红色石蕊试纸变蓝;NH ４＋＋OH —＝＝NH ３＋H ２O ↑ E 、 F 、实验室制氨气：O H 2CaCl NH 2OH Ca Cl NH 22324++↑−→−+∆）（实验室制氨气,向下排空气法收集,吸收氨气时用倒置漏斗防止倒吸碱石灰干燥,检验氨气用湿润的红色试纸放在试管口变蓝5、 6、 硝酸强氧化性酸,浓硝酸降价得NO 2,稀硝酸降价得NO,都不生成H 2;Fe 、Al遇冷的浓硫酸浓硝酸发生钝化,可用于运输储存浓硫酸浓硝酸O H 2O NO 4HNO 42223++↑−−→−光或热受热或见光易分解,棕色试剂瓶保存第二章第三章化学平衡一、二、 化学反应速率 1、 2、V ＝△C ／t 方程式中发生反应的物质变化浓度比＝反应速率比＝方程式系数比 3、 4、 影响化学反应速率快慢的因素：内因：物质本身的性质外因：浓度、温度、压强、催化剂三、四、 化学平衡 1、 2、平衡判断的标志：V正=V 逆,各组分浓度C B 保持不变;3、 4、化学平衡状态存在可逆过程,意味着一个化学反应不可能实现百分之百的转化; 5、 6、影响化学平衡的条件：A 、B 、浓度：增大反应物浓度,平衡正向移动；反之,逆向;C 、D 、温度：升高温度,平衡向吸热反应方向移动；反之,放热方向;E 、F 、压强：增大压强,平衡向气体系数和减小的方向移动；反之,系数和增大的方向;若气体系数和两边相等,则平衡不移动; G 、 H 、 催化剂：同等程度增大反应速率,平衡不移动;依据上述判断,结合具体方程式,看看是正向还是逆向进行;I 、 J 、平衡移动原理：如果改变影响平衡的一个条件,平衡就向能够减弱这种改变的方向移动; 第四章第五章 电离平衡1、 2、 盐类水解谁强显谁性,同强显中性,谁弱谁水解；在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质的反应;盐类水解与酸碱中和反应互为可逆反应,即：盐+水====酸+碱,属吸热反应;常见离子反应方程式：第六章第七章 几种重要的金属1、镁232N Mg N Mg 3−−→−+点燃3、 4、铝↑+−−→−232O 3Al 4O Al 电解冰晶石制取金属铝Fe 2O Al O Fe Al 23232+−−→−+高温铝热反应2Al+2NaOH+2H 2O====2NaAlO 2+3H 2 ↑两性氧化物：与酸、与碱都能反应两性氢氧化物：AlCl 3溶液中滴加 NaOH溶液至过量,现象为：先产生白色沉淀,后沉淀消失;注意Al 3+、AlOH 3、AlO 2— 之间的相互转化5、 6、合金：由两种或两种以上的金属或金属跟非金属熔合而成的具有金属特性的物质,其熔点一般比各成分金属的低; 7、 8、 铁：432O Fe O 2Fe 3−−→−+点燃FeSS Fe −→−+∆+2价铁32FeCl 2Cl 3Fe 2−→−+∆+3铁2432H 4O Fe O H 4Fe 3+−−→−+高温（气）↑+→+22H FeCl HCl 2Fe +2价铁3222OH Fe 4O H 2O OH Fe 4）（）（→++现象：白色絮状沉淀迅速转化为灰绿色,最终转化为红褐色检验Fe 3+用KSCN 硫氰化钾溶液,显红色注意：Fe 2+ 与Fe 3+之间的相互转化;写出相关离子方程式;。