离子方程式书写150例

概念：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。

（概念关键在理解，并不能说明实质。离子方程式有其书写规则，并不是所有的离子方程式都是用实际参加反应的离子表示离子反应。例如：醋酸与氢氧化钠反应实质是氢离子与氢氧根反应，写离子方程式时由于醋酸是弱酸，应写分子式。）

意义：它不仅表示一定物质间的某个反应，而且表示了所有同一类型的离子反应。

书写离子方程式的基本步骤：

①“写”：写出有关反应的化学方程式。

②“拆”：可溶性的强电解质(强酸、强碱、可溶性盐)用离子符号表示，其它难溶

的物质、气体、水等仍用分子式表示。微溶的强电解质应看其是否主要以自由离子形式存在，例如，石灰水中的Ca(OH)2写离子符号，石灰乳中的Ca(OH)2用分子式表示。浓硫酸中由于存在的主要是硫酸分子，也书写化学式。浓硝酸、盐酸书写离子式。

③“删”：删去方程式两边不参加反应的离子。

④“查”：检查式子两边的各种原子的个数及电荷数是否相等（看是否配平），还

要看所得式子化学计量数是不是最简整数比，若不是，要化成最简整数比。

离子方程式的正误判断规律：

1.依据四原则

(1)客观事实原则

如2Fe + 6H+ ==== 2Fe3+ + 3H2↑，错在H+不能把Fe氧化成Fe3+，而只能氧化成Fe2+。应为：Fe + 2H+ ==== Fe2+ + H2↑。

(2)质量守恒原则

如Na + H20 ====Na+ + OH- + H2↑，错在反应前后H原子的数目不等。应为：2Na + 2H2O ==== 2Na+ + 2OH- + H2↑。

(3)电荷守恒原则

如Fe3+ + Cu ==== Fe2+ + Cu2+，错在左右两边电荷不守恒。应为：2Fe3+ + Cu ====2Fe2+ + Cu2+。

(4)定组成原则

如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应：H+ + SO4- + 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+ + S O2- + Ba2+ + 2OH- ====BaSO4↓ + 2H2O。

2.看拆分正误

(1)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（如氢氧化钠NaOH）、和大多数可溶性盐（氯化钠NaCl）等强电解质

(2)不能拆分的物质

如Cl2 + H2O ⇌2H+ + Cl- + ClO-，错在将弱酸HClO改写成了H+ 和ClO-。

应为：Cl2 + H2O ==== H+ + Cl- + HClo。

可见不可拆分的物质一般为弱酸（如氢硫酸H2S）、弱碱（如氢氧化镁Mg(OH)2、一水合氨NH3•H2O）、少数可溶性盐（如氯化亚汞HgCl2）、沉淀（CaCO3、AgCl、Cu(OH)2等）、气体（CO2、H2等）和水

3.分析量的关系

如把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合：HCO3- + Ca2+ + OH- === =CaCO3↓ + H2O，错在未考虑反应物中量的关系。应为：2HCO3- + Ca2+ + 2O H- ==== CaCO3↓ + 2H2O +CO32-。

4.查看是否有忽略隐含反应

如将少量SO2通入漂白粉溶液中：H2O + SO2 + Ca2+ + 2ClO- ==== CaSO3↓ + 2HClO，错在忽略了HClO可以将+4价的硫氧化。应为：Ca2+ + 2ClO- + SO2 + H2O ==== CaSO4↓ + H+ + Cl- + HClO。

易错分析：

①所有氧化物过氧化物统一写化学式,初学者易忽略只有易溶且易电离的电解质

用离子符号表示，往往将许多不可溶的强电解质拆开，导致错误。这里必须清楚，像过氧化钠、氧化钠等活泼金属氧化物或过氧化物，虽然是易溶的电解质,但是不可拆。

②还有像碳酸氢钠，属于可溶的强电解质，但是有时（例如向饱和碳酸钠中通二

氧化碳）也写作化学式，那就要看它主要是以固态物质形式存在，还是在溶液中以离子形式存在。

③强酸的酸式盐如硫酸氢钠要拆成钠离子、氢离子和硫酸根离子（高中只有硫酸

氢盐属此类）；弱酸酸式盐如碳酸氢钠则拆成钠离子和碳酸氢根离子（碳酸、磷酸、亚硫酸等的酸式盐皆属此类）。

④弱电解质、非电解质、氧化物、单质、沉淀、气体都不能拆。

33种易误拆而不拆的物质

BaSO4,BaSO3,BaCO3,CaCO3,MgCO3,Ag2CO3

FeS,CuS

Fe(OH)3,Cu(OH)2,Al(OH)3,Mg(OH)2 NH3·H2O

AgCl,AgBr,AgI

CH3COOH,HF,HClO,H2CO3,H2S,H2SO3

MnO2,CuO,Fe2O3,Al2O3,Na2O,Na2O2

HCO3-,HS-,HSO3-,H2PO4-,HPO4 2-

判断溶液中离子能否大量共存的规律：

多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是：一色，二性，三特殊，四反应。

1.一色--溶液颜色

若限定无色溶液，则Cu2+,Fe2+,Fe3+,MnO4-等有色离子不能存在。

2.二性--溶液的酸，碱性

（1）在强酸性溶液中，OH-及弱酸根阴离子（如CO32-,SO32-,S2-,CH3COO-等）均不能大量存在；

（2）在强碱性溶液中，H+及弱碱阳离子（如NH4+,Al3+,Mg2+,Fe3+等）均不能大量存在；

（3）酸式弱酸根离子（如HCO3-,HSO3-,HS-）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。

3.三特殊--三种特殊情况

（1）AlO2-与HCO3-不能大量共存：

AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3(沉淀符号)+CO32-；

（2）“NO3-+H+”组合具有强氧化性，能与S2-,Fe2+,I-,SO32-等因发生氧化还原反应而不能大量共存；

（3）NH4+与CH3COO-，CO32-，Mg2+与HCO3-等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度很小，它们在溶液中能大量共存（加热就不同了）

4.四反应--四种反应类型

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

如Ba2+与SO42-，NH4+与OH-，H+与CH3COO-等；

（2）氧化还原反应

如Fe3+与I-,NO3-(H+)与Fe2+,MnO4-(H+)与Br-等；

（3）相互促进的水解反应

如Al3+与HCO3-,Al3+与AlO2-等；

（4）络合反应

如Fe3+与SCN-等。