離子反應(yīng)規(guī)律及離子方程式書寫知識點總結(jié)

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上離子反應(yīng)規(guī)律和離子方程式書1 基本概念1.1 離子反應(yīng)在溶液(或熔化態(tài))中有離子參與或有離子生成的化學(xué)反應(yīng)統(tǒng)稱離子反應(yīng)。它包括有離子參與或有離子生成的氧化還原反應(yīng)和非氧化還原反應(yīng)兩大類。1.2 強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)在溶液中（或熔化狀態(tài)）本身能發(fā)生電離的化合物叫電解質(zhì)，不能發(fā)生電離的化合物叫非電解質(zhì)。在溶液中能全部電離成離子的電解質(zhì)叫強電解質(zhì)，它包括大多數(shù)的鹽類、強酸和強堿。;在溶液中只有部分電離為離子的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)，它包括弱酸（H2SO3、HF、HClO）以及弱堿（NH3H2O）等。2 離子反應(yīng)規(guī)律 （僅討論非氧化還原反應(yīng)的離子反應(yīng)）2.1 復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件對于

2、復(fù)分解反應(yīng)而言，有下列三種物質(zhì)之一生成的反應(yīng)就能進行完全：更難溶物質(zhì)；更難電離的物質(zhì)；氣態(tài)物質(zhì)。簡言之，復(fù)分解反應(yīng)的方向總是朝著有利于某種離子濃度減少的一方進行。(1) 沉淀的生成及轉(zhuǎn)化 常見難溶物有：酸：H2SiO3 ；堿：Mg(OH)2 、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；鹽:AgCl、 AgBr、AgI、BaCO3、BaSO4、Ca3(PO4)2等。 練2-1 向一支盛有食鹽水的試管中加入硝酸銀，使之恰好反應(yīng)完全，再加入一些碘化鉀晶體后沉淀轉(zhuǎn)化黃色，再加入一些硫化鉀溶液，沉淀又轉(zhuǎn)為黑色。由此實驗判斷這三種沉淀的溶解度（S）大小關(guān)系（B）AS(AgCl)S(AgI)S(Ag

3、2S) B. S(AgCl)> S(AgI) > S(Ag2S)C. S(AgCl)< S(AgI)< S(Ag2S) D. 無法判斷(2)更弱電解質(zhì)的生成常見弱電解質(zhì)有：弱酸：HF、H2CO3、HClO、CH3COOH等； 弱堿：NH3H2O；其它：H2O、C6H5OH 等練2-2 用化學(xué)方程式表示：漂白粉溶液漂白織物時要露置于空氣中：Ca(ClO)2 + CO2 +H2O CaCO3+ 2HClO練2-3 已知硫酸鉛難溶于水，也難溶于硝酸中，但卻可溶于醋酸銨溶液，其化學(xué)反應(yīng)方程式是：PbSO4 + 2CH3COONH4 Pb(CH3COO)2 + (NH4)2SO4

4、 根據(jù)離子反應(yīng)規(guī)律可推斷生成的可溶性鹽Pb(CH3COO)2應(yīng)該是難電離的弱電解質(zhì)才對當(dāng)在上述生成的醋酸鉛溶液中通入弱電解質(zhì)硫化氫時，立即出現(xiàn)黑色沉淀（PbS）。寫出表示這個反應(yīng)的離子方程式：Pb(CH3COO)2 + H2S PbS+ 2CH3COOH(3) 氣態(tài)物質(zhì)生成常見氣態(tài)物有：SO2、CO2、NH3、H2S 等練2-4 用化學(xué)反應(yīng)方程式表示： 大理石與鹽酸反應(yīng)： CaCO3 +2HCl CaCl2 + CO2 +H2O 實驗室制硫化氫氣體 FeS + 2HCl FeCl2 + H2S想想 CuSO4 + H2S CuS + H2SO4 反應(yīng)能發(fā)生，而 FeCl2 + H2S FeS

5、+ 2HCl卻不能發(fā)生，為什么？將KCl溶液與 NaNO3 溶液混合是否發(fā)生化學(xué)反應(yīng)？若把該混合溶液蒸發(fā)干后得到的晶體是什么？2.2 強酸制弱酸（強強生弱）規(guī)律及應(yīng)用根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，凡能提供質(zhì)子（H+）的粒子（離子或分子）都是酸（如 HCl、HNO3、及酸式根離子 HCO3-等），酸失去質(zhì)子后生成的粒子則為該酸的共軛堿；凡能接受質(zhì)子（H+）的粒子（離子或分子）都是堿(如NH3、NaOH、Ca(OH)2、及弱酸根離子CO32- 等)，堿得到質(zhì)子后生成的粒子則為該堿的共軛酸。酸和堿反應(yīng)的實質(zhì)是質(zhì)子（H+）的轉(zhuǎn)移。反應(yīng)的方向總是朝著生成更難電離的更弱的酸堿的一方進行的， 即要符合“強酸制弱酸”或

6、謂“強強生弱”規(guī)律，可簡記為”左強右弱”。失2H+2CH3COOH + CO32- 2CH3COO- + H2CO3（CO2+H2O）酸（強） 堿(強) 新堿(弱) 新酸(弱)例 已知下列反應(yīng)能進行完全： Na2CO3 + 2CH3COOH 2CH3COONa + CO2 + H2O CO2 + H2O + CHONa CHOH + NaHCO3 CH3COONa + HCl NaCl + CH3COOH CHOH + Na2CO3 CHONa + NaHCO3則根據(jù)“左強右弱”規(guī)律可得：失 H+ 減弱，酸性減弱酸 ( H+ ) HCl CH3COOH H2CO3 C6H5OH HCO3-堿

7、Cl- CH3COO- HCO3- C6H5O- CO32- (OH-)得 H+ 增強，堿性增強例2-5 已知多元弱酸在水溶液中電離是分步的，且第一步電離遠大于第二步電離，第二步電離遠大于第三步電離。今有 HA、H2B、H3C 三種弱酸，且已知下列各反應(yīng)能發(fā)生： HA + HC2- （少量） A- + H2C- H2B （少量）+ 2A- B2- + 2HA H2B （少量）+ H2C- HB- + H3C 試回答：(1)相同條件下，HA、H2B、H3C 三種酸中，酸性由強到弱的順序為 H2B> H3C HA> (2)在A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2- 離子中最易結(jié)

8、合質(zhì)子的是C3- ，最難結(jié)合質(zhì)子的是HB- .(3)完成下列反應(yīng)的離子方程式：H3C + 3OH- （過量） C3- + 3H2O ； 2HA （過量）+ C3- 2A- + H2C-. 解 由已知式得 HA>H2C-， 由式得 H2B>HA，由式得H2B >H3C，又依分步電離，電離度逐級銳減，可得相關(guān)微粒酸堿性強弱順序表：失 H+ 減弱，酸性減弱酸： （H+）> H2B > H3C > HB- > HA > H2C- > HC2-堿： HB- > H2C-> B- > A- > HC2- > C3- >

9、;（OH-）得 H+ 增強，堿性增強根據(jù)順序表中上行酸的位置可得第(1)題答案為H2B> H3C HA> 由表中下行堿的位置可得第(2)題答案為C3- ; HB- .在表中H3C位于OH-左上,據(jù)”左上右下可反應(yīng)”得(3)式的反應(yīng)可以進行完全.據(jù)”強強優(yōu)先”原則可知隨OH-用量的增加,H3C 反應(yīng)的產(chǎn)物依次是H2C-、HC2-、C3-，因題給OH-為過量，所以H3C反應(yīng)最后產(chǎn)物是C3-，故第(3)題答案是C3- + 3H2O；同理第(3)題答案是 2A- + H2C-.練2-6 等物質(zhì)的量濃度的兩種一元弱酸(HA,HB)的鈉鹽溶液中,分別通入少量 CO2 后可發(fā)生如下反應(yīng): NaA

10、 + CO2 +H2O HA + NaHCO3 2NaB + CO2 + H2O 2HB + Na2CO3試比較HB與HA酸性強弱。 答: HB的酸性比 HA 弱解法提示 從式得: A- 只能使H2CO3 失去一個H+ 形成HCO3-, 從式得 B- 則可使H2CO3失去兩個H+ 形成CO32-.換句話， B- 結(jié)合H+的能力比 A- 強，HB電離出H+能力則比HA 弱，即HB酸性比HA弱。酸性強弱順序為：H2CO3 > HA > HCO3- > HB3 離子方程式的書寫3.1.1 離子方程式書寫方法步驟“寫拆刪查“以次氯酸鈉溶液中通入二氧化碳為例第一步“寫“ 2NaClO

11、+ CO2 + H2O 2HClO + Na2CO3第二步“拆“ 2Na+ + 2ClO- + CO2 + H2O 2HClO + 2Na+ + CO32-第三步“刪“ 2ClO- + CO2 + H2O 2HClO + CO32-第四步“查“ 查原子個數(shù)、離子電荷是否配平說明 原則上說，電解質(zhì)要不要拆分改寫為離子形式，應(yīng)以物質(zhì)客觀存在的形式為依據(jù)。若化合物主要以離子形式存在，則應(yīng)“拆”為離子形式表示；若化合物主要以“分子”形式存在，則不能“拆”，而仍應(yīng)以“分子”形式表示。如濃H2SO4應(yīng)以分子式表示，稀H2SO4則應(yīng)“拆”為離子式（2H+ 和SO42- ）表示。牢記掌握：氧化物、弱電解質(zhì)、（

12、弱酸、弱堿、水）、氣體、難溶性物質(zhì)（難溶鹽）等，不能拆為離子式，要用化學(xué)式表示。弱酸根離子，如 HCO3-、HSO3-等不能再拆（HSO42-除外）強酸強堿及大部分可溶性鹽應(yīng)拆為離子式表示。對于微溶物的處理分三種情況：微溶物作為生成物析出的不拆，仍寫其化學(xué)式，（如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4）；微溶物作為反應(yīng)物，若呈混濁液或固態(tài)則寫其化學(xué)式，若呈澄清溶液則拆為離子式表示。3.1.2 離子方程式表示的意義離子方程式表示的是同一類型的離子反應(yīng)。如：CO32- + 2H+ CO2+ H2O 它表示的是可溶性的碳酸鹽與強酸反應(yīng)。因此，Na2CO3與鹽酸或K2CO3與 HNO3都可實現(xiàn)上述的

13、離子反應(yīng)。練3- 1下列各組反應(yīng)中，能用同一個離子方程式表示的（A）A硫酸溶液和硫酸鈉溶液分別與氯化鋇溶液反應(yīng)B硫酸溶液分別與氫氧化鈉溶液和氫氧化鋇溶液反應(yīng)C硫酸溶液分別與燒堿溶液和純堿溶液反應(yīng)D鐵分別與稀硫酸和硫酸銅溶液反應(yīng)3.2 解說幾類離子方程式的寫法(1)與反應(yīng)條例有關(guān)銨鹽與強堿反應(yīng) 常溫下： NH4+ + OH- NH3H2O銨鹽與強堿反應(yīng) 加熱: NH4+ + OH- NH3 + H2O(2) 與反應(yīng)用量比有關(guān)()過量反應(yīng)物能與生成物繼續(xù)反應(yīng) 如:若過量的NaOH溶液中通入 CO2 2OH- + CO2 CO32- + H2O若少量的NaOH溶液中通入過量 CO2 OH- + CO

14、2 HCO3-練3- 2 寫出下列反應(yīng)的離子方程式： 向Na2CO3溶液中滴入少量HCl溶液 CO32- + H+ HCO3- 向HCl溶液中滴入少量Na2CO3溶液 CO32- + 2H+ CO2 + H2O()酸式鹽與量有關(guān)的反應(yīng)如 Ca(OH)2溶液和 NaHCO3溶液混合，反應(yīng)量的關(guān)系有兩種情況：第一種情況，若NaHCO3 過量,Ca(OH)2不足量。這時Ca(OH)2電離出的兩種離子全部參加反應(yīng)了。 寫該反應(yīng)的離子方程式要領(lǐng)是:將不足量的反應(yīng)物Ca(OH)2設(shè)定為按1mol的量參與反應(yīng)來進行配平書寫離子方程式。因1mol Ca(OH)2電離出的2molOH-要消耗2mol HCO3-

15、 ，故對應(yīng)的離子方程式為：Ca2+ + 2OH- + 2HCO3- 2H2O + CaCO3 + CO32-第二種情況，若Ca(OH)2 過量, NaHCO3不足量。則設(shè)定不足量的NaHCO3為1mol，因其電離出的HCO3-僅需消耗1mol OH- 和1mol Ca2+ 故對應(yīng)的離子方程式為Ca2+ + OH- + HCO3- H2O + CaCO3從上例可知：不足量的某反應(yīng)物是完全參與反應(yīng)了，配平時就設(shè)定該反應(yīng)物在化學(xué)方程式中的計量數(shù)為1， 然后按1mol該反應(yīng)物電離出的陰陽離子數(shù)進行配平書寫離子方程式。因該反應(yīng)物中陰陽離子全部參與了離子反應(yīng)而被耗盡，所以在離子方程式中這兩種離子的計量數(shù)之

16、比應(yīng)符合原化合物中的組成之比。練3-3寫出下列各個離子方程式（1）FeBr2溶液中通入過量的Cl2 2Fe2+ + 4Br- +3Cl2 2Fe3+ + 2Br2 +6Cl-（2）NaHSO4 溶液和Ba(HCO3)2溶液混合 NaHSO4 溶液不足量： H+ + SO42- + Ba2+ +HCO3- BaSO4+ H2O + CO2 Ba(HCO3)2溶液不足量 2H+ + SO42- + Ba2+ + 2HCO3- BaSO4 + 2H2O + 2CO2 （）按指定量關(guān)系進行的離子反應(yīng)例 等體積等物質(zhì)的量濃度的Ba(OH)2溶液與NH4HCO3溶液混合。解:依題意設(shè)兩種反應(yīng)物的物質(zhì)的量各

17、1 mol 則反應(yīng)的離子方程式為：Ba2+ + 2OH- + NH4+ + HCO3- BaCO3 + NH3H2O + H2O例 向含等物質(zhì)的量的NH4Cl 和 AlCl3 的混合溶液中遂滴加入NaOH溶液，寫出滴加過程中發(fā)生的各步反應(yīng)的離子方程式解析：開始加入的3molOH-只與其中的1molAl3+反應(yīng) 3OH-+ Al3+ = Al(OH)3 接著再加入的1molOH-才與其中的1molNH4+反應(yīng) OH- + NH4+ = NH3H2O 最后加入的1molOH-將與前生成的1molAl(OH)3反應(yīng) OH- + Al(OH)3=AlO2-+2H2O理解了上例有關(guān)離子反應(yīng)先后順序規(guī)律后

18、,請試完成下列反應(yīng)的離子方程式:將0.2mol/L NH4Al(SO4)2溶液與0.3mol/L的Ba(OH)2溶液等體積混合, 寫出離子方程式 2Al3+ + 3SO42- + 3Ba2+ + 6OH- = 2Al(OH)3+ 3BaSO4練3-4 向硫酸氫鈉溶液逐滴加入氫氧化鋇溶液至中性,寫出離子方程式:2H+ + SO42- + Ba2+ + 2OH- BaSO4 + 2H2O在以上中性溶液中繼續(xù)滴加氫氧化鋇溶液,試寫出此步反應(yīng)的離子方程式:Ba2+ + SO42- BaSO4（3）隱含反應(yīng)易被忽視的離子反應(yīng)例 Mg（HCO3）2 與過量的NaOH溶液反應(yīng)（不可忽視Mg(OH)2比MgC

19、O3難溶）（正） Mg2+ + 2HCO3- + 4OH- Mg(OH)2 + 2CO32- + 2H2O例 明礬KAl(SO4)2與足量Ba(OH)2溶液反應(yīng) （不可忽視Al(OH)3的兩性 ）（正） Al3+ + 2SO42- + 2Ba 2+ + 4OH- AlO2- + 2H2O + 2BaSO4例 少量SO2通入漂白粉溶液中（錯）SO2 + H2O + Ca2+ + 2ClO- CaSO3 + 2HClO 錯在忽視了可發(fā)生的氧化還原反應(yīng)： CaSO3 + HClO CaSO4 + 2H+ + Cl- 故（正）SO2 + H2O + Ca2+ + ClO- CaSO4 + 2H+ +

20、Cl-3.3 離子方程式正誤判斷離子方程式常見錯誤有： 違背客觀事實，反應(yīng)產(chǎn)物錯； 違背守恒原則，如原子個數(shù)、離子電荷不配平； 違背拆分規(guī)則，該拆沒拆，不該拆卻拆成離子式； 違背定組成法則，若化合物中陰陽兩種離子都參與了離子反應(yīng)，則在離子方程式中其離子計量數(shù)之比應(yīng)符合原化合物相應(yīng)離子的組成之比； 反應(yīng)物間的計量數(shù)之比不符題意要求。練3-5判斷下列各離子方程式是否正確，并想一想錯在哪里？向飽和碳酸氫鈣溶液中加入飽和氫氧化鈣溶液Ca2+ + HCO3- + OH- CaCO3 + H2O （）過量的硫酸氫鈉和氫氧化鋇溶液反應(yīng)Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- BaSO4 + 2H2

21、O （）碳酸氫銨溶液與過量的氫氧化鈉溶液反應(yīng)NH4+ + OH- NH3 + H2O （）產(chǎn)物還應(yīng)有 CO32-正為 NH4+ +HCO3- + 2OH- NH3H2O + H2O + CO32- 向氫氧化鋇溶液中逐滴加入硫酸氫銨溶液至剛好深淺沉淀完全Ba2+ + 2OH- + NH4+ +H+ + SO42- NH3H2O + H2O + BaSO4 （）明礬溶液中與氫氧化鋇溶液,使SO42- 恰好沉淀完全Al3+ + 2SO42- + 2Ba2+ + 4OH- 2BaSO4+ AlO2- + 2H2O （）氧化鐵粉未投入氫碘酸溶液Fe2O3 + 6HI 2Fe3+ + 6I- + 3H2O

22、 （）一錯HI應(yīng)拆為離子；二錯HI有氧化性產(chǎn)物應(yīng)為Fe2+，不是Fe3+ 正為e2O3 + 6 H+ + 2I- 2Fe2+ + I2 + 3H2O在硫酸鐵的酸性溶液中通入足量硫化氫Fe3+ + H2S Fe2+ + S+ 2H+ （）離子電荷不配平FeS固體投入稀硝酸溶液中FeS + 2H+ Fe3+ + H2S （）電荷不配平；違背客觀事實，產(chǎn)物不是H2S 硫酸亞鐵溶液中加入過氧化氫Fe2+ + 2H2O2 + 4H+ Fe3+ + 4H2O （）電荷不配平氯化鋁溶液中加入過量氨水Al3+ + 4NH3H2O AlO2- + 4NH4+ + 2H2O （）違背客觀事實，產(chǎn)物應(yīng)是Al（OH）

23、3 在溶液中將亞硫酸氫銨與氫氧化鈉等物質(zhì)的量混合NH4+ + HSO3- + 2OH- SO32-+ NH3 + 2H2O （）兩反應(yīng)物用量之比與題意不符碳酸鈣溶于醋酸中CaCO3 + 2H+ Ca2+ + 2H2O + CO2 （）醋酸是弱電解質(zhì)不能拆為離子表示向100ml 0.1mol/L FeBr2溶液中通入 0.025mol Cl22Fe2+ + 4Br- + 3Cl2 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl- （）碳酸鈉溶液中加入過量苯酚 C6H5OH + CO32- C6H5O- + HCO3- （）澄清石灰水加入鹽酸 Ca(OH)2 + 2H+ Ca2+ + 2H2O （）微溶反應(yīng)

24、物應(yīng)改寫為離子偏鋁酸鈉溶液中通入過量的二氧化碳 AlO2- + CO2 + H2O Al(OH)3+ HCO3- （）醋酸滴到碳酸鈣上 CaCO3 + 2CH3COOH Ca2+ + 2CH3COO- + H2O + CO2 （）用碳酸鈉溶液吸收少量二氧化硫 2CO32- + SO2 + H2O 2HCO3- + SO32- （）4 離子共存問題所謂幾種離子在溶液中能大量共存，就是指這些離子之間不發(fā)生任何化學(xué)反應(yīng)。若離子之間能發(fā)生反應(yīng)則不能大量共存。這里指的反應(yīng)不僅包括諸如生成沉淀、生成氣體、生成弱電解質(zhì)等的非氧化還原反應(yīng)，也包括能發(fā)生的氧化還原反應(yīng)。判斷離子是否共存，要注意附加隱含條件的限制

25、。如：若溶液為無色透明，則肯定不存在有色離子（Cu2+藍色、Fe3+ 棕黃色、Fe2+ 淺綠、MnO4-紫色） ；若為強堿溶液，則一定不存在能與OH反應(yīng)的離子，如 Al3+、Fe3+、Cu2+及酸式根離子等；若為強酸性溶液，則一定不存在能與H+反應(yīng)的離子，如弱酸根離子、酸式弱酸根離子。練4-1 某學(xué)生欲配制下列含較多不同陰陽離子的四種水溶液，其中能配的成是 （C）ANa+、K+、OH-、HCO3- B. Ca2+、NH4+、NO3-、SO42-CNH4+、K+、SO42-、H2PO4- D. H3O+ 、K+、NO3-、I-練4-2 在PH1的無色溶液中能大量時共存的離子組是 （A）ANH4+

26、、Mg2+、SO42-、Cl- B. Ba2+、K+、OH-、Ca2+CAl3+、Cu2+、SO42-、Cl- D. Na+、Ca2+、Cl-、AlO2-練4-3 下列各組離子在溶液中因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存的是（A）AH3O+、NO3-、Fe2+、Na+ B. Ag+、NO3-、Cl-、K+CK+、Ba 2+、OH-、SO42- D. Cu2+、NH4+、Br-、OH-練4-4 下列各組離子在溶液中即可以大量存在，且加入氨水后也不產(chǎn)生沉淀的是（B）ANa+、Ba2+、Cl-、SO42- B. K+、AlO2-、NO3-、OH-CH+、NH4+、Al3+、SO42- D. H+、Cl-

27、、CH3COO-、NO3-練4-5 若溶液中由水電離產(chǎn)生的C（OH-）110-14 mol/L，滿足此條件的溶液中一定可以大量存在的離子組是 （B）AAl3+、Na+、K+、Cl- B. K+、Na+、Cl-、NO3-CK+、Na+、Cl-、AlO2- D. K+、NH4+、SO42-、NO3-練4-6 室溫下，在強酸性和強堿性溶液中都不能大量共存的離子組是 ( D )  A. NH4+、Cu2+、CI-、NO3-    B. K+、Na+、SO32-、S2-  C. K+、Na+、AIO2-、SO42-   &#

28、160; D. Ba2+、Fe2+、NO3-、Br-離子方程式的書寫. 離子符號的正確書寫電解質(zhì)只有在完全電離時才能寫成離子，如：酸中，硫酸、硝酸、鹽酸、氫溴酸、氫碘酸、高氯酸等強酸在水溶液中堿中，氫氧化鋇、NaOH、KOH等強堿在水溶液或熔融狀態(tài)時鹽中，絕大多數(shù)鹽在水溶液或熔融狀態(tài)時注意：酸式鹽的電離情況：NaHSO4（水溶液）=Na+ + H+ + SO42NaHSO4（熔融）=Na+ + HSO4NaHCO3=Na+ + HCO3 NH4HSO3=NH4+ + HSO3 NaH2PO4=Na+ + H2PO4對微溶物的處理：在澄清的溶液中能寫成離子，在渾濁時不能寫成離子。如Ca(OH)2

29、、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。對濃強酸的處理：濃H2SO4參加的反應(yīng)，對H2SO4一般不寫成離子，例如，濃H2SO4與Cu的反應(yīng)，起強氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42，且濃H2SO4中水很少（硫酸能與水以任意比例互溶），絕大多數(shù)是H2SO4分子，未發(fā)生電離。濃鹽酸、濃硝酸參加的反應(yīng)，一般都寫成離子，因為它們受其溶解度的限制，溶質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)不是很大，其中水的量足以使它們完全電離。是離子反應(yīng)的不一定都能寫成離子方程式。例如實驗室制取氨氣的反應(yīng)是NH4Cl與Ca(OH)2之間的離子交換反應(yīng)，但它們是固體之間的反應(yīng)。. 反應(yīng)要符合實際 符合離子反應(yīng)發(fā)生的條件（生成溶解度更小的物質(zhì)

30、或生成更加難電離的物質(zhì)或生成更易揮發(fā)性的物質(zhì)）； 符合氧化還原反應(yīng)發(fā)生的規(guī)律（強氧化劑與強還原劑優(yōu)先發(fā)生反應(yīng)）； H+優(yōu)先跟堿性強的微粒（易電離出OH 或易結(jié)合H+的微粒）反應(yīng)； OH優(yōu)先跟酸性強的微粒（易電離出H+或易結(jié)合OH的微粒）反應(yīng)。. 配平要符合三個“守恒”質(zhì)量守恒和電荷守恒以及氧化還原反應(yīng)中的得失電子守恒. 注意離子間量的比例關(guān)系：不足物質(zhì)中參加反應(yīng)的陰、陽離子的個數(shù)比一定符合其化學(xué)式中陰、陽離子的個數(shù)比。離子共存問題1分析是否能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。一般條件是有難溶、難電離、揮發(fā)性物質(zhì)生成。2分析能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)還原性離子（Fe2+、I、S2、SO32等）與氧化性離子（NO3/H+

31、、Fe3+、ClO、MnO4等）因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能共存。例如：2Fe3+ + S2 = 2Fe2+ + S2Fe3+ + 2I = 2Fe2+ + I22Fe3+ + SO32+ H2O = 2Fe2+ + SO42+ 2H+3Fe2+ + NO3+ 4H+ = 3Fe3+ + NO+ 2H2O6Fe2+ + 3ClO+ 3H2O = 2Fe(OH)3+ 3Cl+ 4Fe3+ 5Fe2+ + MnO4+ 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O3SO32+ 2NO3+ 2H+ = 3SO42+ 2NO+ H2OSO32+ ClO= SO42+ Cl5SO32+ 2MnO4+ 6

32、H+ = 5SO42+ 2Mn2+ 3H2OS2O32 + 2H+ = S+ SO2+ H2O2S2-SO32-6H+3S3H2O3分析是否發(fā)生雙水解反應(yīng)常見的雙水解反應(yīng)有以下幾組： CO32 AlO2 S2 SO32 Fe3+與 CO32 Al3+與HCO3NH4+與 SiO32 HCO3AlO2 HCO3 SiO32NH與CH3COO、CO，Mg2與HCO等組合中，雖然兩種離子都能水解且水解相互促進，但總的水解程度仍很小，它們在溶液中能大量共存(加熱就不同了)不發(fā)生雙水解反應(yīng)！1 分析是否發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)如：Fe3+ + 3SCN = Fe(SCN)3（血紅色溶液）Fe3+ + 6C6H5OH

33、 = Fe(C6H5O)63(紫色溶液) +6H+注意:（1）弱酸的酸式根離子既不能與H+離子大量共存，又不能與OH大量共存，如：HCO3 + H+ = CO2+ H2OHCO3 + OH= CO32 + H2OHSO3 + H+ = SO2+ H2OHSO3 + OH= SO32 + H2OHS + H+ = H2SHS + OH= S2 + H2OH2PO4 + H+ = H3PO4H2PO4 + OH= HPO42 + H2O（2）能生成微溶物質(zhì)的兩種離子也不能大量共存，如Ca2+和SO42、Ag+和SO42、Mg2+和CO32、Ca2+和OH等。（3）PO43與H2PO4不能大量共存，因為前者水解呈堿性，后者電離為主顯酸性，兩者相遇要反應(yīng)PO43 + H2PO4= 2HPO42（4）Al3+、Fe3+因其在水溶液中當(dāng)pH為34左右時即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al3+、Fe3+幾乎與所有的弱酸根離子都不能大量共存。（5）Ag(NH3)2+與H+不能大量共存，因為在酸性溶液中，NH3與H+以配位鍵結(jié)合成NH4+的趨勢很強，導(dǎo)致Ag(NH3)2+ + 2H+