文档介绍：一、电解质与电解质的电离
1．电解质与非电解质的区别
电解质
非电解质
定义
在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物
在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物
化合物
类型
离子化合物(强碱、盐)，强极性共价化合物
非极性拆开写成离子形式；HCl、HNO3无论浓稀，均应改写成离子符号。
3．书写步骤(以CuSO4溶液与BaCl2溶液反应为例)
(1)写出反应的化学方程式：
CuSO4＋BaCl2===CuCl2＋BaSO4↓
(2)把易溶于水、易电离的物质拆开写成离子形式，难溶的物质或难电离的物质以及气体等仍用化学式来表示。上述化学方程式可改写成：
Cu2＋＋SO42-＋Ba2＋＋2Cl－===Cu2＋＋2Cl－＋BaSO4↓
(3)删去方程式两边不参加反应的离子符号：
Ba2＋＋SO42-===BaSO4↓
(4)检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
注意：不能乱用↑、↓、===、符号。如FeCl3溶液的水解：Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3H＋；F2通入水中：2F2＋2H2O===4HF＋O2↑；NaHCO3的水解：HCO3-＋H2O===H2CO3＋OH－
请写出下列反应的离子方程式：
(1)向氢氧化钠溶液中通入少量CO2：　CO2＋2OH－===CO32-＋H2O　。
(2)FeBr2溶液中通入过量Cl2：　2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－　。
(3)铜与浓***：　Cu＋4H＋＋2NO3-===Cu2＋＋2NO2↑＋2H2O　。
(4)少量氢氧化钙溶液与碳酸氢钙溶液混合：　Ca2＋＋HCO3-＋OH－===CaCO3↓＋H2O　。
四、离子共存与推断
1．判断溶液中离子能否大量共存的规律
(1)生成难溶物或微溶物：如Ba2＋与CO32-、Ag＋与Br－、Ca2＋与SO42-等不能大量共存。
(2)生成气体或挥发性物质：如NH4+与OH－、H＋与CO32-、HCO3-、S2－、HS－、HSO3-、SO32-等不能大量共存。
(3)生成难电离的物质：如H＋与CH3COO－、CO32-、S2－、等生成弱酸；OH－与NH4+、Cu2＋、Fe3＋等生成弱碱或沉淀；H＋与OH－生成水，这些离子不能大量共存。
(4)发生氧化还原反应：氧化性离子(如Fe3＋、NO3-、ClO－、SO32-等)与还原性离子(如S2－、I－、Fe2＋等)因在溶液中(特别是在酸性溶液中)发生氧化还原反应而不能大量共存。
(5)由于双水解而不能大量共存。如Al3＋、Fe3＋与HCO3-、CO32-。
(6)形成配合物：如Fe3＋与SCN－反应生成配合物而不能大量共存。
2．附加隐含条件的应用规律
(1)溶液无色透明时，则溶液肯定无有色离子。如Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(棕黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4-(紫红色)等都有颜色，若无色溶液则说明这些离子不存在。
(2)强碱性溶液中肯定不存在与OH－反应的离子。
(3)强酸性溶液中肯定不存在与H＋反应的离子。
(4)与水反应的离子，如O2－、N3－、P3－等在水溶液中不存在。
3．离子推断的两个关键
①肯定一种，否定一批。
②有阳必有阴，有阴必有阳。
【基础题四】在下列各溶液中，离子一定能大量共存的是( )
A．强碱性溶液中：K＋、Al3＋、Cl－、SO42-
B． mol·L－1Fe3＋的溶液中：K＋、Mg2＋、I－、NO3-
C． mol·L－1Ca2＋溶液中：Na＋、K＋、CO32-、Cl－
D．室温下，pH＝1的溶液中：Na＋、Fe3＋、NO3-、SO42-
D
重要考点1 离子反应方程式
离子方程式是中学化学的一个重要知识点，也是高考热点内容之一，而一些与“量”有关的离子方程式都是这一重要知识点的难点，中学化学中常见与“量”有关的离子方程式：
1．试剂的滴加顺序涉及的“量”
例如：AlCl3与NaOH、NaAlO2与盐酸、Na2CO3与盐酸、氨水与AgNO3、***水与FeBr2、***水与FeI2、CO2和石灰水等。
向AlCl3溶液中滴入几滴NaOH溶液(碱不足)，反应的离子方程式为：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
向NaOH溶液中滴入几滴AlCl3溶液(碱过量)，反应的离子方程式为：Al3＋＋4OH－===AlO2-＋2H2O
2．酸式盐与碱反应涉及的“量”
例如，Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH溶液反应：
Ca2＋＋HCO3-＋OH－===CaCO3↓＋H2O
Ca(HCO3)2溶液与足量NaOH溶液反应：
Ca2＋＋2HCO3-＋2OH－===CaCO3↓＋CO32-＋2H2O
此外，NaHS