高中一年級(jí)必修一化學(xué)必備知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

..必修一知識(shí)點(diǎn)總結(jié)1．Na2O與Na2O2的比較Na2ONa2O2顏色、狀態(tài)白色固體淡黃色固體屬類堿性氧化物過氧化物電子式Na+[]2-Na+Na+[]2-Na+與水反應(yīng)Na2O＋H2O＝2NaOH2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2與二氧化碳反應(yīng)Na2O＋CO2＝Na2CO32Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2穩(wěn)定性不穩(wěn)定,與O2反應(yīng)2Na2O＋O2＝2Na2O2相對(duì)穩(wěn)定特性強(qiáng)氧化性、漂白性用途制NaOH作漂白劑和生氧劑<用于潛水、航空>2．Na2CO3與NaHCO3的比較碳酸鈉碳酸氫鈉化學(xué)式Na2CO3NaHCO3顏色狀態(tài)白色粉末<Na2CO3·10H2O為無色晶體>白色細(xì)小晶體俗名純堿、蘇打小蘇打溶解性易溶于水溶解度較Na2CO3小熱穩(wěn)定性相對(duì)穩(wěn)定<Na2CO3·10H2O易失水風(fēng)化>不穩(wěn)定2NaHCO3＝Na2CO3＋CO2↑＋H2O與酸反應(yīng)Na2CO3＋2HCl＝2NaCl＋CO2↑＋H2O

<向該鹽溶液中滴加鹽酸,反應(yīng)分步進(jìn)行>NaHCO3＋HCl＝NaCl＋CO2↑＋H2O,劇烈與堿反應(yīng)與石灰水反應(yīng),與NaOH不反應(yīng)與石灰水、NaOH均反應(yīng)制法2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2ONH3＋NaCl＋CO2＋H2O＝NaHCO3↓＋NH4Cl用途制玻璃、肥皂、造紙、紡織、洗滌等發(fā)酵粉、治療胃病、泡沫滅火器相互轉(zhuǎn)變Na2CO3NaHCO33鎂、鋁化學(xué)性質(zhì)及用途比較鎂鋁與非金屬反應(yīng)與X2、O2、S、N2等反應(yīng),如：

Mg＋SMgS,2Mg＋O22MgO與X2、O2、S等反應(yīng),如：

2Al＋3SAl2S3,4Al＋3O22Al2O3與酸反應(yīng)Mg＋2H+＝Mg2+＋H2↑,與氧化性酸濃H2SO4、HNO3反應(yīng)較為復(fù)雜2Al＋6H+＝2Al3+＋3H2↑,室溫時(shí),在濃硫酸、濃硝酸中鈍化與水反應(yīng)Mg＋2H2OMg<OH>2＋H2↑

生成的Mg<OH>2能使酚酞試液變紅去掉氧化膜的Al與沸水緩慢反應(yīng)

2Al＋6H2O2Al<OH>3＋3H2↑與堿反應(yīng)不反應(yīng)2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑與氧化物反應(yīng)

<干態(tài)置換>2Mg＋CO22MgO＋C

鎂著火,不能用CO2滅之2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe

<鋁熱反應(yīng)>用途照明彈,制合金等導(dǎo)線、電纜、炊具、化工、合金2．Al2O3

Al2O3是一種白色難熔的物質(zhì),不溶于水,是冶煉金屬鋁的原料,也是一種比較好的耐火材料。是典型的兩性氧化物,Al2O3＋6H+＝2Al3+＋3H2O,Al2O3＋2OH-＝2AlO2-＋H2O3．Al<OH>3

Al<OH>3是幾乎不溶于水的白色膠狀物質(zhì),能凝聚水中的懸浮物,又能吸附色素,是典型的兩性氫氧化物,在酸或強(qiáng)堿中都能溶解4．"鋁三角"及其應(yīng)用――典型復(fù)分解關(guān)系<1>"鋁三角"系指Al3+、Al<OH>3、AlO2-相互依存的三角關(guān)系；有關(guān)離子方程式為：

Al3+＋3OH-＝Al<OH>3↓或Al3+＋3NH3·H2O＝Al<OH>3↓＋3NH4+

Al<OH>3＋OH-＝AlO2-＋2H2O,AlO2-＋4H+＝Al3+＋2H2O；

Al3+＋4OH-＝AlO2-＋2H2O,AlO2-＋H+＋H2O＝Al<OH>3↓

或AlO2-＋CO2＋2H2O＝Al<OH>3＋HCO3-,Al<OH>3＋3H+＝Al3+＋3H2O

<2>應(yīng)用①制取Al<OH>3,最好用鋁鹽與氨水作用或?qū)O2通人偏鋁酸鹽中；

②離子共存問題：Al3+與S2-、AlO2-、HCO3-、CO32-因相互促進(jìn)水解而不能大量共存,AlO2-與H+、NH4+、Al3+、Fe3+等不能大量共存。有關(guān)離子方程式如下：

Al3++3AlO2-＋6H2O＝4Al<OH>3↓,Al3+＋3HCO3-＝Al<OH>3↓＋CO2↑,2Al3+＋3S2-＋6H2O＝2Al<OH>3↓＋3H2S↑

AlO2-＋NH4+＋H2O＝Al<OH>3↓＋NH3↑,3AlO2-＋Fe3+＋6H2O＝3Al<OH>3↓＋Fe<OH>3↓5．鋁的圖像

<1>向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液直至過量。圖1所示。

<2>向AlCl3溶液中滴加氨水至過量。圖2所示。

<3>向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至過量。圖3所示。

<4>向NaAlO2溶液中滴加鹽酸直至過量。圖4所示。

<5>向鹽酸中滴入NaAlO2溶液直至過量。圖5所示。

<6>向NaAlO2溶液中通人CO2直至過量。圖6所示。6．既能與酸又能與堿反應(yīng)的物質(zhì)⑴某些單質(zhì)如Al、Si等；

⑵兩性氧化物如Al2O3；

⑶兩性氫氧化物如Al<OH>3；

⑷弱酸的銨鹽如CH3COONH4、<NH4>2CO3、<NH4>2S等；

⑸多元弱酸的酸式鹽如NaHCO3、NaH2PO4等；

⑹氨基酸、蛋白質(zhì)等。

7．鐵的性質(zhì)鐵位于周期表中第四周期第Ⅷ族,常見的化合價(jià)有＋2、＋3價(jià)。化學(xué)性質(zhì)比較活潑,能與許多物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)：①與非金屬反應(yīng),3Fe＋2O2Fe3O4、2Fe＋3Cl22FeCl3、Fe＋SFeS；

②與水反應(yīng),3Fe＋4H2O<g>Fe3O4＋4H2；

③與酸反應(yīng),Fe＋2H+＝Fe2+＋H2↑,常溫下與濃硫酸、濃硝酸發(fā)生鈍化；

④與某些鹽溶液的反應(yīng),如Fe＋Cu2+＝Fe2+＋Cu。

8．鐵的重要化合物

<1>氧化物,鐵南主要氧化物有FeO、Fe2O3、Fe3O4等,其性質(zhì)見下表：鐵的氧化物FeOFe2O3Fe3O4俗名――鐵紅磁性氧化鐵色態(tài)黑色粉末紅棕色粉末黑色晶體穩(wěn)定性不穩(wěn)定穩(wěn)定穩(wěn)定水溶性不溶不溶不溶與HCl反應(yīng)FeO+2HCl=FeCl2+H2OFe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2OFe3O4+8HCl=FeCl2+2FeCl3+4H2O與CO反應(yīng)FexO2＋yCOyCO2＋xFe與Al反應(yīng)3FexOy＋2yAlyAl2O3＋3xFe①三種氧化物中Fe3O4最為穩(wěn)定,Fe3O4在Fe的表面能起到保護(hù)作用,防止生銹。

②Fe3O4可寫成FeO·Fe2O3；

③FeO遇到強(qiáng)氧化性的酸如HNO3等發(fā)生氧化還原反應(yīng)。

<2>鐵的氫氧化物鐵的氫氧化物Fe<OH>2弱堿Fe<OH>3弱堿色態(tài)白色固體紅褐色固體穩(wěn)定性不穩(wěn)定,在空氣中易被氧化

4Fe<OH>2＋O2＋2H2O＝4Fe<OH>3

白色→灰綠色→紅褐色受熱分解

2Fe<OH>3Fe2O3＋3H2O與酸反應(yīng)Fe<OH>2＋2H+=Fe2+＋2H2OFe<OH>3＋3H+=Fe3+＋3H2O制備相應(yīng)鹽與氨水或強(qiáng)堿作用

Fe2+＋2OH-＝Fe<OH>2↓相應(yīng)鹽與氨水或強(qiáng)堿作用

Fe3+＋3OH-＝Fe<OH>3↓

Fe<OH>2在水中穩(wěn)定存在的壽命只有幾秒鐘。在實(shí)驗(yàn)室制取Fe<OH>2時(shí),一定要用新制的Fe2+鹽和NaOH溶液,且滴管末端插入試管的液面下,再滴加NaOH溶液。Fe<OH>2與氧化性酸發(fā)生氧化還原反應(yīng)；Fe2+在水溶液中顯淺綠色,Fe3+在水中呈黃色。

<3>鐵及其化合物間的相互轉(zhuǎn)化――鐵三角,典型的氧化還原反應(yīng)

注：

①Fe遇到強(qiáng)氧化劑時(shí),直接被氧化成Fe3+,而遇到弱氧化劑時(shí),被氧化成Fe2+,同樣Fe2+只有碰到強(qiáng)氧化劑才能被氧化成Fe3+。②常見Fe2+轉(zhuǎn)變?yōu)镕e3+的離子方程式有：

2Fe2+＋X2＝2Fe3+＋2X-<X＝Cl、Br>

4Fe2+＋4H+＋O2＝4Fe3+＋2H2O

2Fe2+＋H2O2＋2H+＝2Fe3+＋2H2O

3Fe2+＋4H+＋NO3-＝3Fe3+＋2H2O＋NO↑③常見Fe3+轉(zhuǎn)化為Fe2+的離子方程式有：

2Fe3+＋Fe＝3Fe2+,2Fe3+＋2I-＝I2＋2Fe2+,2Fe3+＋SO2+2H2O＝2Fe2+＋SO42-＋4H+9．Fe2+、Fe3+的檢驗(yàn)

方法一：加入強(qiáng)堿或氨水溶液,立即產(chǎn)生紅褐色沉淀的為Fe3+,而產(chǎn)生白色沉淀→灰綠色→紅褐色沉淀的為Fe2+；

方法二：滴入KSCN溶液,溶液變成紅色的為Fe3+,而無明顯現(xiàn)象的為Fe2+。1．非金屬元素在周期表中的位置

在目前己知的112種元素中,非金屬元素共有22種。除氫外,非金屬元素都位于周期表的右上方。H元素在左上方。F為非金屬性最強(qiáng)的元素。

2．非金屬元素的原子結(jié)構(gòu)特征及化合價(jià)

<1>與同周期的金屬原子相比較,非金屬元素原子的最外層電子數(shù)較多<一般為4～8個(gè),H為1個(gè),He為2個(gè),B為3個(gè)>,次外層都是飽和結(jié)構(gòu)<2、8或18電子結(jié)構(gòu)>。

<2>與同周期的金屬元素原子相比較,非金屬元素原子核電荷數(shù)多,原子半徑較小,化學(xué)反應(yīng)中易得到電子,表現(xiàn)氧化性。

<3>最高正價(jià)等于族序數(shù),對(duì)應(yīng)最低負(fù)價(jià)等于族序數(shù)減8；S、N、Cl等還呈現(xiàn)變價(jià)。

3．非金屬單質(zhì)

<1>組成與同素異形體

非金屬單質(zhì)中,有單原子分子的He、Ne、Ar等稀有氣體；雙原子分子的H2、N2、O2、X2等；多原子分子的P4、S8、O3、C60等。同一元素形成的不同單質(zhì)常見的有O2、O3；紅磷、白磷；金剛石、石墨、C60等。它們同素異形體。

<2>聚集狀態(tài)及晶體類型

常溫下有氣態(tài)<H2、O2、F2、Cl2、He、Ne、Ar等>；液態(tài)<Br2>；固態(tài)<硫、磷、硅、碳等>。常溫下是氣態(tài),液態(tài)的非金屬單質(zhì)和部分固體單質(zhì),固態(tài)時(shí)為分子晶體；少量固體象硅、金剛石等為原子晶體,石墨為混合晶體。

非金屬單質(zhì)的活動(dòng)性有別于元素的非金屬性。

元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的能力,影響其強(qiáng)弱的結(jié)構(gòu)因素有：

①原子半徑：原子半徑越小,吸引電子能力越強(qiáng)。

②核電荷數(shù)：同周期時(shí),核電荷數(shù)越大,吸引電子能力越強(qiáng)；同主族時(shí),核電荷數(shù)越大,吸引電子能力越弱。

③最外層電子數(shù)：原子半徑相近時(shí),最外層電子越多,吸引電子能力越強(qiáng)。

但由于某些非金屬單質(zhì)是雙原子分子,原子間以強(qiáng)烈的共價(jià)鍵相結(jié)合<如NN等>,當(dāng)參加化學(xué)反應(yīng)時(shí),必須消耗很大的能量才能形成原子,表現(xiàn)為單質(zhì)的穩(wěn)定性。這種現(xiàn)象不一定說明這種元素的非金屬性弱。如：按元素的非金屬性：O>Cl；N>Br,而單質(zhì)的活潑性：O2<Cl2；N2<Br2。

<3>非金屬單質(zhì)的制備

①原理：化合態(tài)的非金屬有正價(jià)態(tài)或負(fù)價(jià)態(tài)。②方法：

A．氧化劑法：如MnO2+4HCl<濃>MnO2+Cl2↑+2H2O,2Br-Br2,HCl<g>Cl2<地康法制Cl2>

B．還原劑法：如SiO2Si,H2SO4<稀>H2↑

C．熱分解法：如KClO3O2↑,CH4C+H2

D．電解法：如電解水制H2、O2,氯堿工業(yè)制Cl2。

E．物理法：如工業(yè)上分離液態(tài)空氣得N2<先>、O2<后>。

4．非金屬氫化物

<1>非金屬氫化物的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)

①ⅣA—RH4正四面體結(jié)構(gòu),非極性分子；VA—RH3三角錐形,極性分子；ⅥA—H2R為"V"型,極性分子；ⅦA—HR直線型,極性分子。

②固態(tài)時(shí)均為分子晶體,熔沸點(diǎn)較低,常溫下H2O是液體,其余都是氣體。

<2>非金屬氫化物的化學(xué)性質(zhì)

①穩(wěn)定性及水溶液的酸堿性。

非金屬元素原子跟氫原子通過共價(jià)鍵形成氣態(tài)氫化物,一般元素的非金屬性越強(qiáng),跟氫化合能力越強(qiáng),生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定。因此氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性是非金屬性強(qiáng)弱的重要標(biāo)志之一。酸性增強(qiáng)；單質(zhì)與氫氣化合能力增強(qiáng)②還原性

A．與O2：NH3→NO,H2S→SO2<或S>,HCl→Cl2

B．與Cl2：H2S→S,HBr→Br2,NH3→N2

C．與Fe3+：H2S→S,HI→I2

D．與氧化性酸：H2S+H2SO4<濃>→SO2+H2O,HBr、HI分別與濃H2SO4及濃<稀>HNO3反應(yīng)。

E．與強(qiáng)氧化劑：H2S、HCl等可與KMnO4<酸化>作用。

<3>非金屬氫化物的制取

①單質(zhì)與H2化合<工業(yè)>：如HCl、NH3等,PH3、SiH4、CH4、H2S等也能通過化合反應(yīng)生成,但比較困難,一般由其他方法制備。

②復(fù)分解法<實(shí)驗(yàn)室>：如FeSH2S,NH4ClNH3③其他方法：如CH3COONa+NaOHCH4↑+Na2CO3,制C2H2、C2H4等。

5．非金屬氧化物的通性

<1>除SiO2是原子晶體以外,其他非金屬氧化物固態(tài)時(shí)都是分子晶體,所以它們的熔沸點(diǎn)差別較大。

<2>許多非金屬低價(jià)氧化物有毒,如CO、NO、NO2、SO2等都有毒,不能隨便排放于大氣中。

<3>非金屬氧化物大都為酸性氧化物--酸酐<NO、CO、NO2不屬于酸酐>,除SiO2外,其他酸性氧化物易與水化合生成相應(yīng)的含氧酸。

<4>不成鹽氧化物<如CO、NO>不溶于水,也不與酸、堿反應(yīng)生成鹽和水。

6．最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的酸的組成和酸性

<1>最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的酸的組成<2>酸性強(qiáng)弱規(guī)律

①對(duì)于同種非金屬形成的不同含氧酸,其非金屬價(jià)態(tài)越高,酸性越強(qiáng)。如：

HClO4>HClO3>HClO2>HClO,H2SO4>H2SO3,HNO3>HNO2②證明酸性強(qiáng)弱順序,可用"強(qiáng)酸制弱酸"的規(guī)律。如：

Na2SiO3+CO2+2H2O=Na2CO3+H4SiO4↓<水玻璃敞口放置變渾濁>

Ca<ClO>2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO<漂白粉遇CO2產(chǎn)生HClO>

③常見酸的酸性強(qiáng)弱順序：2．鹵族元素――典型的非金屬氯是典型的非金屬元素,原子的最外層有七個(gè)電子。氯氣具有強(qiáng)氧化性,能與大多數(shù)金屬、氫氣、水、堿發(fā)生反應(yīng)。實(shí)驗(yàn)室常用二氧化錳和濃鹽酸共熱制氯氣,發(fā)生裝置為固液加熱制氣型,用向上排空氣法或排飽和食鹽水法收集,多余氯氣用氫氧化鈉溶液吸收。

2．漂粉精的制備與使用

工業(yè)用氯氣和石灰乳作用制漂粉精,有效成分是Ca<ClO>2。漂白時(shí)與空氣中CO2、H2O或稀鹽酸作用生成HClO而起漂白作用,故應(yīng)密封保存漂粉精。

3．氯離子的檢驗(yàn)方法．

檢驗(yàn)Cl-時(shí),先在待檢溶液中滴人少量稀硝酸將其酸化<排除CO32-等離子的干擾>,再滴人AgNO3溶液,如產(chǎn)生白色沉淀,既可判斷該溶液中含Cl-。

4．鹵素的原子結(jié)構(gòu)與單質(zhì)性質(zhì)的遞變規(guī)律

鹵原子的最外層都有7e-,隨著原子序數(shù)的增加,非金屬性減弱,單質(zhì)的氧化性減弱。鹵素單質(zhì)的顏色加深,密度增大,熔沸點(diǎn)升高,單質(zhì)與氫氣的反應(yīng)由易到難,生成的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性減弱、酸性增強(qiáng)、還原性增強(qiáng)；與水反應(yīng)的程度由大到小。按Cl2、Br2、I2的順序,前面的鹵素能把后面的鹵素從它們的鹵化物中置換出來。

5．鹵素單質(zhì)及其化合物的特殊性

氟元素只有-1價(jià),無正化合價(jià)；氟氣與水劇烈反應(yīng)放出氧氣；氫鹵酸中只有氫氟酸為弱酸；鹵化銀中只有氟化銀無感光性。液溴是深紅棕色液體,唯一的液態(tài)非金屬,易揮發(fā)為紅棕色的溴蒸氣；溴需保存在棕色試劑瓶中并加少量水以形成液封。碘是紫黑色固體,易升華為紫色的碘蒸氣；游離態(tài)碘遇淀粉呈特殊藍(lán)色。溴、碘都易溶于苯、四氯化碳、酒精等有機(jī)溶劑。

6．鹵化銀的性質(zhì)與應(yīng)用

AgCl、AgBr、AgI分別為白色、淡黃色、黃色,均不溶于水和稀硝酸<可用于檢驗(yàn)Cl-、Br-、I->；都有感光性；其中AgBr用于照相,AgI用于人工降雨。分散系溶液濁液膠體分散質(zhì)粒子的直徑<1nm>100nm1nm—100nm分散質(zhì)粒子單個(gè)小分子或離子巨大數(shù)目分子集合體許多分子集合體或高分子實(shí)例酒精、氯化鈉溶液石灰乳、油水Fe<OH>3膠體、淀粉溶液外觀均一、透明不均一、不透明均一、透明穩(wěn)定性穩(wěn)定不穩(wěn)定較穩(wěn)定能否透過濾紙能不能能能否透過半透膜能不能不能鑒別無丁達(dá)爾效應(yīng)靜置分層丁達(dá)爾效應(yīng)二、膠體的制備

1．物理分散法

如研磨<制豆?jié){、研墨>法、直接分散<制蛋白膠體>法、超聲波分散法、電弧分散法等。

2．化學(xué)反應(yīng)法

<1>水解法

如向20mL煮沸的蒸餾水中滴加1mL—2mLFeCl3飽和溶液,繼續(xù)煮沸一會(huì)兒,得紅褐色的Fe<OH>3膠體。

<2>復(fù)分解法

①向盛有10mL0.01mol/LKI的試管中,滴加8—10滴0.01mol/LAgNO3溶液,邊滴邊振蕩,得淺黃色AgI膠體。

AgNO3十KI=AgI<膠體>十KNO3②在一支大試管里裝入5mL—10mL1mol/LHCl,加入1mL水玻璃,然后用力振蕩即可制得硅酸溶膠。

Na2SiO3十2HCl十H2O=2NaCl十H4SiO4<膠體>

除上述重要膠體的制備外,還有：

①肥皂水<膠體>：它是由C17H35COONa水解而成的。

。

②淀粉溶液<膠體>：可溶性淀粉溶于熱水制得。

③蛋白質(zhì)溶液<膠體>：雞蛋白溶于水制得。

三、膠體的提純——滲析法

將膠體放入半透膜袋中,再將此袋放入蒸餾水中,由于膠粒直徑大于半透膜的微孔,不能透過半透膜,而小分子或離子可以透過半透膜,使雜質(zhì)分子或離子進(jìn)入水中而除去。如果一次滲析達(dá)不到純度要求,可以把蒸餾水更換后重新進(jìn)行滲析,直至達(dá)到要求為止。

半透膜的材料：蛋殼內(nèi)膜,動(dòng)物的腸衣、膀胱等。

1．滲析與滲透的區(qū)別

滲析：分子、離子通過半透膜,而膠體粒子不能通過半透膜的過程。

滲透：是低濃度溶液中溶劑分子通過半透膜向高濃度溶液方向擴(kuò)散的過程,而溶質(zhì)分子不能通過半透膜。

2．血液透析原理

醫(yī)學(xué)上治療由腎功能衰竭等疾病引起的血液中毒時(shí),最常用的血液凈化手段是血液透析。透析原理同膠體的滲析類似。透析時(shí),病人的血液通過浸在透析液中的透析膜進(jìn)行循環(huán),血液中重要的膠體蛋白質(zhì)和血細(xì)胞不能透過透析膜,血液內(nèi)的毒性物質(zhì)則可以透過,擴(kuò)散到透析液中而被除去。

1．關(guān)于電解質(zhì)和非電解質(zhì)

<1>電解質(zhì)和非電解質(zhì)必須是化合物,單質(zhì)及混合物<如Cl2、食鹽水>既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。

<2>有些化合物的水溶液能導(dǎo)電,如二氧化碳水溶液,但其導(dǎo)電的根本原因不是CO2本身發(fā)生電離產(chǎn)生離子所致,所以CO2是非電解質(zhì),H2CO3才是電解質(zhì)。

<3>有些化合物水溶液不能導(dǎo)電,如BaSO4、AgCl溶液等,是因?yàn)樗鼈兊娜芙舛刃?其水溶液測不出導(dǎo)電性,但只要溶解的部分完全電離,在熔化狀態(tài)下,它們也能完全電離,所以BaSO4和AgCl等難溶鹽是電解質(zhì)。

2．關(guān)于強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

<1>屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有：

①強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3等；

②強(qiáng)堿：KOH、NaOH、Ba<OH>2等；

③大多數(shù)鹽類：NaCl、KNO3、BaSO4、NaHSO4、NaHCO3、CH3COONH4等。

④活潑金屬的氧化物：如Na2O、K2O等

<2>屬于弱電解質(zhì)的有：

①中強(qiáng)酸和弱酸：H3PO4、H2SO3、H2CO3、CH3COOH、HF、H2S等；

②弱堿：NH3·H2O、Fe<OH>2、Fe<OH>3、Cu<OH>2等；

③水及兩性氫氧化物：H2O、Al<OH>3④少數(shù)鹽,如AlCl3等。

<3>要區(qū)分好溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱的關(guān)系。

<4>電離方程式的書寫：

①強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離,用等號(hào)"＝",如：

H2SO4＝2H++SO42-

Ba<OH>2=Ba2++2OH-

CH3COONH4=CH3COO-+NH4+②弱電解質(zhì)：部分電離,用可逆號(hào)"",如：

多元弱酸分步電離：

多元弱堿也是分步電離,但書寫時(shí)可一步寫完：

離子方程式的書寫規(guī)則

<1>在離子方程式書寫時(shí),同時(shí)符合①易溶于水,②完全電離兩個(gè)條件的強(qiáng)電解質(zhì)〔即：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽拆開成離子形式,其他〔包括難電離物質(zhì)、難溶物、單質(zhì)和氧化物及其他所有氣體一律寫化學(xué)式。

<1>難電離物質(zhì)包括：

①弱酸：H2CO3、HClO、H2S、CH3COOH等；②中強(qiáng)酸：HF、H2SO3、H3PO4等；

③弱堿：NH3·H2O、Cu<OH>2、Fe<OH>3等；④中性物質(zhì)：H2O；

⑤兩性物質(zhì)：Al<OH>3等。

<2>難溶物：詳見課本溶解性表。

<3>單質(zhì)：Fe、Zn、S、Cl2、Br2、I2等。

<4>氧化物：CO2、SO2、CaO、Fe2O3等。

<5>所有氣體,如：NH3

<2>在離子方程式中,微溶物〔如Ca<OH>2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等>寫成離子形式還是寫成化學(xué)式,要具體問題具體分析

<1>微溶物在生成物中要寫成化學(xué)式。

<2>微溶物在反應(yīng)物中如果以溶液形式存在<濃度小,如澄清石灰水>,要寫成離子形式；如果以懸濁液形式存在<濃度大,如石灰乳>,要寫成化學(xué)式。

<3>酸式鹽的寫法

在離子方程式中的酸式鹽,如果是強(qiáng)酸的酸式根,一般拆寫成離子形式,如HSO4-要寫成H+和SO42-；如果是弱酸的酸式根則不能拆開寫,如HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-等均不能拆開寫。

<4>不是熔融狀態(tài)下固體間發(fā)生的反應(yīng)和有濃硫酸參加的反應(yīng)不能寫成離子方程式

如實(shí)驗(yàn)室制NH3：

實(shí)驗(yàn)室制HCl：

均不能寫成離子方程式。

離子能否大量共存的判斷

離子之間能否大量共存,實(shí)際是判斷離子之間能否發(fā)生化學(xué)反應(yīng),若不發(fā)生反應(yīng)即可共存,若反應(yīng)則不能共存。

<1>在強(qiáng)酸性條件下<即有大量H+>,不能共存的離子有：OH-<大量>、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等,即：OH－和弱酸的酸根、弱酸的根式根離子不能與H＋共存。

<2>在強(qiáng)堿性條件下<即有大量OH->；不能共存的離子有：H+<大量>、HCO3-、HS-、HSO3-、NH4+、Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+等,即：H＋及弱酸的酸式根離子、弱堿的陽離子不能與OH－共存。

<3>相互反應(yīng)生成沉淀的離子間不能共存,如Ag+跟Cl-、Br-、I-,Ba2+跟CO32-、SO42-、SO32-、PO43-,H+和SiO32-等。

<4>相互反應(yīng)生成氣體的離子間不能共存,如H+跟HSO3-、HCO3-、HS-,OH-和NH4+<加熱>等。

<5>相互反應(yīng)生成難電離物質(zhì)的離子間不能共存,如H+跟F-、ClO-、CH3COO-,OH-和NH4+等。

<6>離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)的不能共存,如H+跟NO3-、Fe2+,H+跟MnO4-、Cl-,S2-跟ClO-、H+<OH->,Fe3+跟I-或S2-,H+跟S2O32-,H+跟S2-、SO32-等。

<7>離子間發(fā)生相互促進(jìn)水解反應(yīng)的不能大量共存,如S2-和Al3+,Fe3+和CO32-<HCO3->,Al3+和CO32-<HCO3->,NH4+和SiO32-等。

<8>離子間能相互形成絡(luò)合物的不能共存,如Fe3+和SCN-,Fe3+和C6H5O-等。與量有關(guān)的離子方程式

在物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時(shí),有些反應(yīng)會(huì)因操作順序或反應(yīng)物相對(duì)量不同而發(fā)生不同的反應(yīng),此時(shí),離子方程式也會(huì)不同。

書寫的基本原則是：不足量者完全反應(yīng)；或該反應(yīng)的所有離子均參加反應(yīng)時(shí),則要符合該反應(yīng)物的化學(xué)式中各離子的個(gè)數(shù)比。而過量的反應(yīng)物的離子的用量隨意選用。

現(xiàn)將常見的反應(yīng)舉例如下：

⑴某些氧化還原反應(yīng)：

例如：

①FeBr2溶液與不同量的氯水混合,

當(dāng)氯水足量時(shí)：2Fe2++4Br-+3C12＝2Fe3++2Br2+6Cl-

當(dāng)氯水少量時(shí)：2Fe2++C12＝2Fe3++2Cl-

<因?yàn)镕e2+的還原能力比Br-強(qiáng),所以當(dāng)氯水少量時(shí)將先氧化Fe2+>

當(dāng)FeBr2與C12為1∶1時(shí)：2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl-②FeCl3溶液與不同量的Na2S溶液混合

當(dāng)Na2S溶液少量時(shí)：2Fe3++S2-＝2Fe2++S↓

當(dāng)Na2S溶液過量時(shí)：2Fe3++3S2-＝2FeS<黑>↓+S↓

③氯氣與堿溶液的反應(yīng)⑵鋁鹽溶液<或鋅鹽溶液>和強(qiáng)堿溶液的反應(yīng)

如：⑶偏鋁酸鹽<或鋅酸鹽>和強(qiáng)酸的反應(yīng)

如：⑷部分顯堿性的鹽溶液與CO2氣體的反應(yīng)。此處NaAlO2可被Na2SiO3等鹽代替。

⑸酸性氧化物與堿溶液反應(yīng)。

如：類似有SO2、SO3、P2O5與堿的反應(yīng)。

⑹多元酸<如：H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3等>與堿反應(yīng),酸和堿的量不同可生成不同的鹽。

如：再如將NaOH溶液滴入H3PO4中<NaOH由少量到足量,相繼發(fā)生如下反應(yīng)：⑺酸式鹽與堿溶液的反應(yīng)。

如：

①Ba<OH>2與NaHSO4溶液混合,當(dāng)NaHSO4溶液足量和少量時(shí)有以下兩種寫法。

NaHSO4溶液足量時(shí),Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O

NaHSO4溶液少量時(shí),Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O

②Ca<HCO3>2與NaOH溶液混合,當(dāng)NaOH溶液的量不同時(shí)亦出現(xiàn)以下幾種寫法。

NaOH溶液足量時(shí),Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+2H2O+CO32-

NaOH溶液少量時(shí),Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O

n[Ca<HCO3>2]∶n<NaOH>=2∶3時(shí),2Ca2++3HCO3-+3OH-=2CaCO3↓+CO32-+3H2O

③Mg<HCO3>2溶液與NaOH溶液反應(yīng)

該反應(yīng)除了要考慮反應(yīng)物的量的關(guān)系外還要考慮①M(fèi)g<OH>2的溶解度比MgCO3的溶解度要小,反應(yīng)后生成的沉淀是Mg<OH>2而不是MgCO3,②OH－先與Mg2+反應(yīng)后與HCO3－反應(yīng)。

Ⅰ、當(dāng)n[Mg<HCO3>2]∶n<NaOH>≤1∶4時(shí),即NaOH足量。

Mg2++2HCO3－+4OH－=Mg<OH>2↓+2CO32－+2H2O

Ⅱ、當(dāng)n[Mg<HCO3>2]∶n<NaOH>≥1∶2時(shí),即NaOH不足。

Mg2++2OH－=Mg<OH>2↓

Ⅲ、當(dāng)1∶4<n[Mg<HCO3>2]∶n<NaOH>≤1∶3時(shí),如n[Mg<HCO3>2]∶n<NaOH>＝1∶3

Mg2++HCO3－+3OH－=Mg<OH>2↓+CO32－+H2O

Ⅳ、當(dāng)1∶3＜n[Mg<HCO3>2]∶n<NaOH>＜1∶2時(shí),如n[Mg<HCO3>2]∶n<NaOH>＝5∶12

5Mg2++2HCO3－+12OH－=5Mg<OH>2↓+2CO32－+2H2O

⑻鐵和稀HNO3<或其他氧化性的酸>的反應(yīng)。⑼弱酸酸式鹽與NaHSO4溶液反應(yīng)。⑽部分多元弱酸鹽<如Na2S、Na2CO3、Na2SO3>與強(qiáng)酸的反應(yīng)⑾硝酸銀和氨水的反應(yīng)。

例完成下列反應(yīng)的離子方程式：

<1>向NaHCO3溶液中滴入少量Ca<OH>2；

<2>向NaHCO3溶液中滴入過量Ca<OH>2。

這兩個(gè)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是：HCO3-與OH-反應(yīng)生成CO32-和H2O,Ca2+再與CO32-反應(yīng)。<1>中HCO3-過量,與OH-反應(yīng)生成CO32-和H2O,OH-不剩余,而CO32-與Ca2+結(jié)合后還有剩余,生成Na2CO3。<2>中OH-過量,把所有的HCO3-均變?yōu)镃O32-,由于Ca2+過量,所以又把所有的CO32-轉(zhuǎn)變?yōu)镃aCO3,過量的OH-與NaHCO3電離產(chǎn)生的鈉離子結(jié)合成NaOH。所以化學(xué)方程式為：

<1>Ca<OH>2+2NaHCO3＝CaCO3↓+Na2CO3+2H2O

<2>Ca<OH>2+NaHCO3＝CaCO3↓+NaOH+H2O

從化學(xué)方程式的書寫中也能看出兩者量的關(guān)系,故離子方程式為：

<1>Ca2++2OH-+2HCO3-＝CaCO3↓+CO32-+2H2O

<2>Ca2++OH-+HCO3-=CaCO3↓+H2O

1．由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng),離子不能大量共存

<1>有氣體產(chǎn)生。例如