高一化學知識點大全離子反應?一、電解質與非電解質，我來為大家科普一下關于高一化學知識點大全離子反應?下面希望有你要的答案，我們一起來看看吧!

高一化學知識點大全離子反應

一、電解質與非電解質

1. 電解質與非電解質的比較

2.實例分析：電解質與非電解質的辨析

精華：

（1）．電解質、非電解質均應是化合物。金屬屬于單質，故既不是電解質，也不是非電解質。

（2）．電解質導電必須有外界條件：水溶液或熔融狀态。

（3）．電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物；CO2、SO2、SO3、NH3溶于水後也導電，卻是與水反應生成新物質後電離而導電的，不是本身電離導電的，故屬于非電解質。

（4）．能導電的物質并不一定是電解質，如銅、鋁、石墨能導電，但因其為單質，故不屬于電解質（也不屬于非電解質）；食鹽水能導電，但其為混合物，不屬于電解質。溶于水不能導電的物質可能是電解質，如BaSO4難溶于水，但其溶于水的部分是完全電離的，屬于電解質。

（5）物質隻有是純淨物時，且是化合物時才能用來判定是電解質還是非電解質

二、強電解質與弱電解質

1、 強電解質與弱電解質的比較

精華：

電解質的強弱是以電離的程度來區分的，與物質的溶解度、溶液的導電能力沒有必然聯系。

（1）BaSO4、CaCO3等雖然在水中溶解度很小，溶液的導電性很差，但是由于都是離子化合物，溶于水的部分是全部電離的，是強電解質。

（2）濃氨水的導電性比極稀NaOH溶液強，但NH3·H2O屬于弱電解質。

（3）電解質溶液的導電性決定因素看的是溶液中離子的濃度和離子的帶電荷數，與其他因素無關。

2．電離方程式的書寫方法：

（1）要求左邊書寫電解質的化學式，右邊寫電解質電離出的離子的化學式，不同離子間用加号相連。強電解質用“==”，弱電解質用“”。

如：

（2）電離過程中，元素或原子團的化合價不變。離子所帶電荷數等于它在化合物中顯示的化合價。

（3）檢查電離方程式書寫是否正确時，不僅要檢查質量是否守恒（即電離前後原子的種類是否相同和個數是否相等），而且要檢查電荷是否守恒（即電離後的陰、陽離子所帶負、正電荷總數是否相等）。

（4）多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步，如碳酸電離方程式：（這個将在選擇性必修一中詳細讨論，高一了解即可）

3．酸、堿、鹽的定義

（1）酸：電離時生成的陽離子全部是氫離子(H )的化合物叫做酸。

HCl = H Cl-

H2SO4 = 2H SO42-

HNO3 = H NO3-

（2）堿：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的的化合物叫做堿。

NaOH = Na OH- Ba(OH)2 = Ba2 2OH- KOH = K OH-

（3）電離時生成金屬陽離子（或铵根離子）和酸根陰離子的化合物叫做鹽。

NH4NO3 = NH4 NO3- MgCl2 = Mg2 2Cl- Fe2(SO4)3 = 2Fe3 3SO42-

三、離子反應

1．定義：由于電解質溶于水後電離成為離子，所以，電解質在溶液中的反應實質上是離子之間的反應，像這樣，有離子參加的反應，就叫做離子反應。

2．本質：反應物中的某些離子的濃度減小。

3．發生條件：

①生成難溶（或微溶）的物質，如Al(OH)3、BaSO4、Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2等。

②生成難電離的物質，如弱酸、弱堿、水等。

③生成揮發性的物質，如CO2、SO2、NH3等。

④發生氧化還原反應：如Zn與硫酸銅溶液：Zn Cu2 = Zn2 Cu

四、離子方程式

1．概念：用實際參加反應的離子符号表示離子反應的式子。

2．書寫離子方程式的四個步驟（以碳酸鈣和鹽酸的反應為例）：

“一寫”：首先以客觀事實為依據寫出反應的化學方程式：

CaCO3 2HCl==CaCl2 CO2↑ H2O“二改”（或拆）：把易溶于水且易電離的物質改寫成離子形式（最關鍵的一步）：

CaCO3 2H 2Cl―==Ca2 2Cl― CO2↑ H2O

注意：（1）書寫離子方程式時，反應物或生成物中易溶的強電解質（強酸、強堿和可溶性鹽）必須寫成陰、陽離子的形式。難溶的強電解質、弱電解質、非電解質和單質則必須保留化學式。

（2）對于微溶性的強電解質：①在反應物中視情況而定。如澄清石灰水中Ca(OH)2以Ca2 、OH―存在，可以拆成離子的形式；石灰乳中主要以不溶的Ca(OH)2固體形式存在，不能拆成離子形式。②在生成物中，一般不能拆，以化學式形式表示。

（3）可溶性多元弱酸酸式鹽的酸式根一律保留酸式根形式。如在水溶液中HCO3―寫成H CO32―是不對的。

“三删”： 删去方程式兩邊未參加反應的離子：

CaCO3 2H ==Ca2 CO2↑ H2O “四查”：檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等。3．離子方程式的意義：

化學方程式隻表示某一個具體反應，而離子方程式表示的是某一類反應，并且它隻寫參與反應的離子，更能體現反應本質。例如：離子方程式CO32― 2H ==CO2↑ H2O表示可溶性碳酸鹽和強酸在溶液中的反應，如Na2CO3和鹽酸的反應。

五、離子方程式的正誤判斷

一個離子方程式是否正确，關鍵要看它能否反映溶液中離子反應的真實情況。我們可以從以下幾個方面進行判斷：

（1）是否以客觀事實為依據：如鐵與稀鹽酸反應就不能寫成：

2Fe 6H = 2Fe3 3H2↑，而應寫成：Fe 2H = Fe2 H2↑ 。

在比如金屬和硝酸反應不生成氫氣等等

（2）是否符合質量守恒定律，也可以稱之為原子守恒。即式中等号兩邊各種原子的種類和個數是否相等。如鋁與稀鹽酸的反應不能寫成：Al 3H = Al3 H2↑，而應寫成：2Al 6H = 2Al3 3H2↑ 。

（3）電荷是否守恒：即等式兩邊的總電荷數要相等，根本原因是溶液成電中性，如硝酸銀溶液中加入銅粉的反應不能寫成：Ag Cu==Cu2 Ag，應寫成：2Ag Cu==Cu2 2Ag。

（4）電解質拆分要正确：參考上面的知識 如碳酸鋇和稀硝酸反應不能寫成：CO32- 2H = H2O CO2↑，因為碳酸鋇難溶于水要保留它的化學式，這個反應的離子方程式應寫成：BaCO3 2H = Ba2 H2O CO2↑ 。

（5）要注意陰陽離子配比：

如稀硫酸與Ba(OH)2溶液反應：H SO42― Ba2 OH―==BaSO4↓ H2O，錯在SO42―和H 、Ba2 和OH―未遵循1∶2這一組成。應為：2H SO42― Ba2 2OH―==BaSO4↓ 2H2O。

（6）注意反應中的“量”

有些反應，反應物的相對量不同，生成物也不同，離子方程式也就不同。這個隻要大家把握好一個原則，誰少誰唯一，考慮少的就可以

如Ca(HCO3)2溶液與NaOH溶液：

若NaOH溶液過量，離子方程式為：Ca2 2HCO3― 2OH―==CaCO3↓ CO32― 2H2O

若Ca(HCO3)2溶液過量，離子方程式為：Ca2 HCO3― OH―==CaCO3↓ H2O

六、判斷溶液中離子是否能大量共存

1、能相互反應的離子顯然不能大量共存，主要有以下幾種情形：

（1）在反應裡生成難溶或微溶物質（如CaCO3、BaSO4、AgCl、Cu（OH）2等）。 BaCl2＋H2SO4 = BaSO4↓ 2HCl（2）在反應裡生成氣态物質（如CO2、SO2、NH3等）。 CaCO3＋2HCl = CaCl2＋H2O＋CO2↑（3）在反應裡生成弱電解質[包括水、弱酸（如CH3COOH）、弱堿（如NH3·H2O）等）]。 NaOH＋HCl = NaCl＋H2O CH3COONa HCl = CH3COOH NaCl

【離子反應】（參考後面的氧化還原反應在來細化）

（4）發生氧化還原反應：2Fe3 2I―==2Fe2 I2

下圖中相應氧化性離子可以把下面對應還原性離子氧化

說明：

I、NO3—隻有在酸性環境下才表現氧化性

II、酸性環境可加大MnO4—、ClO—的氧化性

2、注意限定條件：

①若限定溶液的顔色為無色溶液，則MnO4－（紫色）、Fe3 （黃色）、Cu2 （藍色）、Fe2 （淺綠色）等有色離子不能存在，應首先将這四種離子排除。

②在強酸性溶液中，OH―及弱酸根陰離子（如CO32―、SO32―、S2―、CH3COO―、ClO―等）均不能大量存在；

③在強堿性溶液中，H 及弱堿陽離子（如NH4 、Al3 、Mg2 、Fe3 、Cu2 等）均不能大量存在；

④酸式弱酸根離子（如HCO3―、HSO3―等）在強酸性或強堿性溶液中均不能大量存在。

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