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第 02 讲 离子反应
1.能从宏观和微观的角度理解电解质的概念，了解常见的电解质，会正确识别判断电解质与非电解质。
2.认识酸、碱、盐在水溶液中或熔融状态下能发生电离，并会用电离方程式表示。能从电离的角度认
识
酸、碱、盐的概念及其各自的化学通性。
3.通过实验事实认识离子反应，并掌握离子反应发生的条件，增强化学核心素养中的变化观念意识。
4.掌握离子方程式的书写方法及正误判断，初步掌握离子大量共存的判断方法，促进证据推理与模型
认知化学核心素养的发展。
【核心素养分析】
宏观辨识与微观探析：能从不同层次认识化学反应和离子反应的异同点；能从微观的角度认识溶液中
离子导电的规律，能从宏观和微观相结合的视角理解化学反应和离子反应，并运用离子反应解决实际问题。
证据推理与模型认知：具有证据意识，能基于不同电解质溶液导电性的差异分析推理，理解溶液中电
解质的电离特点和导电规律；通过分析、推理等方法认识研究对象的本质特征；能运用正确的模型理解离
子方程式的书写方法、离子的检验与推断的规律。
知识点一 物质的电离
一、电解质和非电解质
基础知识成网络：
1.电解质与非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物，酸、碱、盐属于电解质。非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物，如蔗糖、乙醇等。
电解质 非电解质
相同点 均为化合物
不同点 水溶液或熔融状态能导电 水溶液和熔融状态都不能导电
本
质
在水溶液中和熔融状态下自身不
区 在水溶液或熔融状态下自身能发生电离
能发生电离
别
所 非金属氧化物：SO 、SO 、
含 酸：如H 2 SO 4 、HCl、HNO 3 等 CO、CO、PO 2 3
物 2 2 5
质 碱：如NaOH、Ca(OH) 等
2
类 非酸性气态氢化物：NH
3
型 盐：如NaCl、KNO、NaHSO、CaCO 等
3 4 3
金属氧化物：如NaO、CaO、MgO等
2
部分有机物：蔗糖、酒精
水HO
2
【易错警示】
①电解质和非电解质均是化合物，单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。
②电解质不一定导电，如固态NaCl、液态HCl等；导电物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。
③电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它
自身电离产生的，不属于电解质，如CO、SO 、NH 、SO 等非电解质。它们与水反应生成的产物
2 2 3 3
HCO、HSO 、NH ·H O、HSO 自身能电离，是电解质。
2 3 2 3 3 2 2 4
④电解质与金属的导电原理不同。电解质的导电是由于自由移动的阴、阳离子定向移动产生的；金属
导电是由于金属晶体中自由电子的定向移动。
2.强电解质和弱电解质
强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。
弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。
【归纳总结】强电解质与弱电解质的比较：
强电解质 弱电解质
定义 溶于水后几乎完全电离的电解质 溶于水后只有部分电离的电解质
化合物类型 离子化合物及具有强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度 几乎100％完全电离 只有部分电离
电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡
溶液中存在的 只有电离出的阴阳离子，不存在 既有电离出的阴阳离子，又有电解质分
微粒（水分子 子
电解质分子
不计）
实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐）强 弱酸：HCO 、CHCOOH等。
2 3 3酸：HSO 、HCl、HClO 等 弱碱：NH ·H O、Cu(OH) Fe(OH) 等。
2 4 4 3 2 2 3
强碱：Ba(OH) Ca(HO) 等
2 2
电离方程式 KNO=K++NO NH ·H O NH+OH-
3 3 2
HSO =2H++SO HS H++ HS- HS- H++S2-
2 4 2
二、电离与电离方程式的书写
1．概念
电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。
电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融，
金属氧化物的电离条件是熔融。
2．电离方程式书写方法
（1）强电解质：完全电离，用===表示。
如HSO 、NaOH、(NH )SO 的电离方程式分别为HSO ===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－、
2 4 4 2 4 2 4
(NH )SO ===2NH＋SO。
4 2 4
（2）弱电解质：部分电离，用“ ”表示。
①多元弱酸分步电离 ，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。
如HS的电离方程式为HS H＋＋HS－；HS－ ＋＋S2－。
2 2
②多元弱碱分步电离，但一步写出。
如Cu(OH) Cu2＋＋2OH－。
2
③两性氢氧化物双向电离。
如Al(OH) 的电离方程式：H＋＋AlO＋HO Al(OH) Al3＋＋3OH－。
3 2 3
（3）酸式盐：
①强酸酸式盐完全电离，一步写出。
如NaHSO 在水溶液中的电离方程式为NaHSO===Na＋＋H＋＋SO，
4 4
在熔融状态下的电离方程式为NaHSO===Na＋＋HSO。
4
②多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。
如NaHCO ===Na＋＋HCO，HCO H＋＋CO。
3
3．金属导电与电解质溶液导电原因对比
（1）金属导电是由于自由电子在电场作用下的定向移动，温度高、金属阳离子振动幅度大，自由电
子定向移动阻力增大，金属导电性变弱。
（2）电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有自由移动的离子存在。电解质溶液导电能力的大小，
决定于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数，和电解质的强弱没有必然联系。但温度升高时，弱电
解质电离程度增大、离子浓度增大、导电性会增强。知识点二 离子反应和离子方程式
1、离子反应
（1）概念：凡有离子参加或生成的反应都是离子反应。
（2）本质：溶液中某些离子的物质的量的减小或子种类发生改变。
（3）离子反应发生的条件
①复分解反应类型：
②氧化还原反应类型：
强氧化性物质＋强还原性物质―→弱氧化性物质＋弱还原性物质。
如FeCl 溶液与Cu反应的离子方程式为2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。
3
③络合反应：生成稳定的络合物或络合离子。
如向FeCl 溶液中滴入KSCN溶液时反应的离子方程式为Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN) 。
3 3
④盐类的水解反应：在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质。
如NH Cl水解离子方程式为NH＋HO NH ·H O＋H＋。
4 2 3 2
⑤电化学反应：实质为氧化还原反应，但需要添加电解或通电条件。
2、离子方程式及书写
（1）离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子．所谓实际参加反应的离子，
即是在反应前后数目发生变化的离子。
（2）意义：离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应。
如：H＋+ OH－＝HO可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应。
2
（3）离子方程式书写步骤
书写离子方程式按照“一写、二改、三消、四查”的步骤书写。应注意的是，第二步“改”是关键：
把易溶于水、易电离的物质 拆写成离子形式，难溶、难电离、气体、单质、氧化物等 仍用化学式表示
以CaCO 与盐酸的反应为例
3【特别提醒】书写离子方程式的注意事项
①微溶物处理方式有三种情况：出现在生成物中写化学式；作反应物处于溶液状态写离子符号；作反
应物处于浊液或固态时写化学式。
②单一离子水解的离子方程式不要忘记“ ”。
③NH与OH－在稀溶液中反应生成NH ·H O，在浓溶液中并加热时生成NH (g)和HO。
3 2 3 2
④浓HCl、浓HNO 在离子方程式中写离子符号，浓HSO 不写离子符号。
3 2 4
⑤HCO、HS－、HSO等弱酸的酸式酸根离子不能拆开写。
⑥易溶、易电离的物质(可溶性强电解质，包括强酸、强碱、可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表
示；非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物均用化学式表示。
⑦离子方程式要遵循质量守恒、电荷守恒，是氧化还原反应的还要遵循得失电子守恒。
【知识拓展】离子方程式的正误判断
离子方程式的书写时高考的重点和难点，特别是与用量有关的反应方程式的书写、正误的判断及其应
用。解决此类问题的难点在量的关系及进行的配平。在解决过程中可按照其成因进行分类，了解其原理，
届可以顺利解决。
1、连续型反应
指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。
（1）可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应。如CO 通入NaOH溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸
2
式盐：
①碱过量（CO 少量）：CO＋2OH－===CO＋HO ；
2 2 2
②碱不足（CO 过量）：CO＋OH－===HCO 。
2 2
（2）多元弱酸(或其酸酐)与更弱酸的盐溶液。如CO 通入NaAlO 溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸
2 2
式盐：
①NaAlO 过量（CO 少量）：2AlO＋CO＋3HO===2Al(OH) ↓＋CO ；
2 2 2 2 3
②NaAlO 不足（CO 过量）：AlO＋CO＋2HO===Al(OH) ↓＋HCO 。
2 2 2 2 3
（3）多元弱酸盐与强酸反应。如NaCO 溶液与稀盐酸，先反应生成酸式盐，然后生成二氧化碳：
2 3盐酸不足：CO＋H＋===HCO ；
盐酸过量：CO＋2H＋===CO ↑＋HO。
2 2
（4）铝盐溶液与强碱溶液，如在铝盐中滴入强碱，先生成氢氧化铝沉淀，然后溶解生成偏铝酸根：
铝盐过量（NaOH少量）：Al3＋＋3OH－===Al(OH) ↓ ；
3
强碱过量（NaOH过量）：Al3＋＋4OH－===AlO＋2HO 。
2
（5）NaAlO 溶液与强酸溶液，在偏铝酸盐中滴加强酸，先生存氢氧化铝，然后溶解，生成铝离子：
2
NaAlO 过量：AlO＋H＋＋HO===Al(OH) ↓ ；
2 2 3
强酸过量：AlO＋4H＋===Al3＋＋2HO 。
2
（6）Fe与稀HNO 溶液，在硝酸中逐渐加入铁，先生存三价铁，铁过量，生成二价铁：
3
Fe过量：3Fe＋2NO＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4HO ；
2
HNO 过量：Fe＋NO＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2HO 。
3 2
2、先后型反应：一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，
但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。
（1）非氧化还原型的离子反应
如：向含有Na＋、OH－、CO、AlO的溶液中，逐滴加入盐酸，因为结合质子的能力：OH－＞AlO＞
CO，故反应的先后顺序为：
①H＋＋OH－===H O
2
②H＋＋AlO＋HO===Al(OH) ↓
2 3
③CO＋H＋===HCO
④HCO＋H＋===CO ↑＋HO
2 2
⑤最后生成Al(OH) 沉淀进一步与H＋反应：Al(OH) ＋3H＋===Al3＋＋3HO
3 3 2
（2）氧化还原型的离子反应
对于氧化还原反应，按“先强后弱”的顺序书写，即氧化性(或还原性)强的优先发生反应，氧化性(或
还原性)弱的后发生反应，该类型离子方程式的书写步骤如下：
第一步：确定反应的先后顺序：(氧化性：HNO＞Fe3＋，还原性：I－＞Fe2＋＞Br－)。如向FeI 溶液中通
3 2
入Cl，I－先与Cl 发生反应。
2 2
第二步：根据用量判断反应发生的程度，
如少量Cl 与FeI 溶液反应时只有I－与Cl 反应：2I－＋Cl===2Cl－＋I。
2 2 2 2 2
足量Cl 与FeI 溶液反应时溶液中的I－和Fe2＋均与Cl 发生反应：
2 2 2
2Fe2＋＋4I－＋3Cl===2Fe3＋＋2I＋6Cl－。
2 2
第三步：用“少量定1法”书写离子方程式，即将“量”少物质的化学计量数定为“1”进行书写。3、配比型反应：当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般
为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而
跟用量有关。书写方法为“少定多变”法
（1）“少定”就是把相对量较少的物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，
则参加反应的离子的物质的量之比与原物质组成比相符。
（2）“多变”就是过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需求量来确定，不受化学式中
的比例制约，是可变的。如少量NaHCO 与足量Ca(OH) 溶液的反应：
3 2
“少定”——即定HCO的物质的量为1 mol，
“多变”——1 mol HCO能与1 mol OH－发生反应，得到1 mol H O和1 mol CO、1 mol CO再与1 如
2
如NaHSO 溶液与Ba(OH) 溶液
4 2
溶液呈中性时：2H＋＋SO＋2OH－＋Ba2＋===BaSO ↓＋2HO ；
4 2
SO完全沉淀时：H＋＋SO＋Ba2＋＋OH－===H O＋BaSO↓ 。
2 4
【注意事项】与“量”有关的离子方程式的书写技巧
（1）多元弱酸盐与强酸反应时，应注意反应物的用量。
如在NaCO 溶液中滴加少量盐酸，离子方程式为CO＋H＋===HCO；若盐酸过量，离子方程式为CO
2 3
＋2H＋===CO ↑＋HO。
2 2
（2）CO(或SO )与强碱溶液反应时，应注意CO(或SO )是否过量。
2 2 2 2
一般地，若CO(或SO )少量，产物为碳酸盐(或亚硫酸盐)，若CO(或SO )过量，产物为碳酸氢盐(或
2 2 2 2
亚硫酸氢盐)。
如将少量CO 气体通入澄清石灰水中，离子方程式为CO＋Ca2＋＋2OH－===CaCO ↓＋HO；若通入过
2 2 3 2
量的CO，离子方程式为CO＋OH－===HCO。
2 2
（3）酸式盐与碱反应时，应注意物质之间“量”的关系。
如NaHSO 溶液与Ba(OH) 溶液的反应，NaHCO 溶液与Ca(OH) 溶液的反应，Ca(HCO ) 溶液与
4 2 3 2 3 2
NaOH溶液的反应等。
对于这类反应要按照“以少定多”的原则进行书写，即先假定少量物质的化学计量数为1，根据少量
物质的化学式，写出参加反应的离子数目，然后根据少量物质的离子数目来确定过量物质的离子数目。
如少量的NaHCO 溶液与Ba(OH) 溶液反应的离子方程式为HCO＋OH－＋Ba2＋===BaCO ↓＋HO；若
3 2 3 2
NaHCO 溶液过量，离子方程式为Ba2＋＋2OH－＋2HCO===BaCO ↓＋2HO＋CO。
3 3 2
（4）强氧化剂遇到两种还原性离子时 ，应注意氧化剂是否过量。
如将少量的Cl 通入到FeBr 溶液中，离子方程式为2Fe2＋＋Cl===2Fe3＋＋2Cl－；若Cl 过量，则离子
2 2 2 2
方程式为2Fe2＋＋4Br－＋3Cl===2Fe3＋＋2Br ＋6Cl－。
2 2知识点三 离子共存
所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，
则不能大量共存。发生下列反应而不能大量共存的情况：
1、发生复分解反应。
（1）生成难溶物或微溶物：如：Ba2+与CO，Ag+与Br-，Ca2+与SO等不能大量共存。
（2）生成气体或挥发性物质：如：NH与OH－，H+与CO、HCO、S2-、HS-、SO、HSO等不能大量共
存。
（3）生成难电离物质：如：H+与CHCOO-、CO、S2-、SO等因生成弱酸不能大量共存；OH-与NH因
3
生成的弱碱不能大量共存；H+与OH－生成水不能大量共存。
2、发生氧化还原反应：
氧化性离子(如Fe3+、NO、ClO-、MnO (H+)等)与还原性离子(如S2-、I-、Fe2+、SO等)不能大量共存。
3、离子间发生水解相互促进不能共存：
弱酸对应的阴离子和弱碱对应的阳离子相互促进双水解进行到底。如Al3+、Fe3+、NH与CO、HCO、
S2-、HS-、AlO等。
4、络合反应：如Fe3+和SCN-。
【知识拓展】
多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是一句话：一色、二性、三特殊、四反应。
1、一色。即溶液颜色。若限定无色溶液，则 Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO、Co2+、Cr O、CrO、Cr3+等有色
2
离子不能存在。
2、二性。即溶液的酸性和碱性。在强酸性溶液电，OH-及弱酸根阴离子（CO、SO、S2-、CHCOO-等)
3
均不能大量存；在强碱性溶液中，H+及弱碱阳离子(如NH、Mg2+、Al3+、Fe3+等)均不能大量存在；酸式弱
酸根离子(如HCO、HSO、HS-、HPO等)在强酸性或强碱性溶液中均不可能大量存在。
2
3、三特殊。指三种特妹情况：①HCO与AlO不能大量共存(发生双水解反应)；②H+与NO组合具有
强氧化性，能与 S2-、Fe2+、I- 等发生反应，而这一种组合常常较为隐蔽，不易被察觉；③ NH 与
CHCOO-、CO，Mg2+与HCO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，
3
它们在溶液中能大量共存(加热就不同了)。
4、四反应。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，②氧化还原反应，③相互促进酌水解反应，④络合反应。
【规律总结】离子共存问题中隐含条件的分析
限制条件 分析解读
无色溶液 有色离子不能大量共存溶液显酸性，无大量的OH－及弱酸的酸
使甲基橙呈红色或pH＝1
根离子
溶液呈碱性，无大量的H＋及弱碱的阳离
遇酚酞呈红色或pH＝13
子、弱酸的酸式根离子
溶液可能显酸性，也可能显强碱性，显
与Al反应放出H
2 酸性时不能含NO
由水电离出的c(H＋)＝1×10－13
溶液可能显酸性，也可能显碱性
mol·L－1
通入足量的CO(或NH ) 溶液呈酸性(或碱性)
2 3
因发生氧化还原反应而不能大量共 能发生氧化还原反应的氧化性离子和还
存 原性离子不能大量共存
“一定”“可能”还是“不能”大
确定是“可能性”还是“肯定性”
量共存
说明该溶液呈酸性[稀释的是溶质，溶质
c(H＋)减小，而c(OH－)增大]
加水稀释， 减小
该溶液呈酸性
某溶液的lg ＝12
知识点四 离子检验与推断
（一）离子检验
1、常见物质的检验(包括鉴别、鉴定、推断)
鉴别 利用不同物质的性质差异，通过实验，将它们区别开来
根据物质的特性，通过实验，检验出该物质的成分，确定它是否
鉴定
类型 是这种物质，如鉴定NH Cl，既要检验出NH，又要检验出Cl－
4
根据已知实验及现象，分析判断，确定被检的是什么物质，并指
推断
出可能存在什么，不可能存在什么
若是固体，一般应先用蒸馏水溶解
①
若同时检验多种物质，应将试管编号
②
方法 要取少量溶液放在试管中进行实验，绝不能在原试剂瓶中进行检
③
验
④
叙述顺序应是：实验(操作)→现象→结论→原理(写方程式)
①反应要有良好的选择性、反应速率要快，并且能够完全反应。②反应要
有明显的外部特征，如溶液颜色的改变、沉淀的生成或溶解、气体的产生等。
要求 ③要排除干扰物质的影响，如用Ba2＋检验SO的存在，要排除CO、SO、PO
等离子的干扰，如用Ag＋检验Cl－、Br－、I－的存在，要排除CO、PO等离子
的干扰。④反应要在适宜的酸度、碱度、浓度、温度下进行。
2、常见的阳离子的检验
根据离子检验时生成物所表现出的现象不同，可把检验离子的方法归纳为三种类型：①生成沉淀；②
生成气体；③显现特殊颜色。
常见阳离子 试剂或方法 实验现象
H＋ ①紫色石蕊试液 ①变红②活泼金属(如Zn)或碳酸盐 ②有无色无味气体产生
Na＋ 焰色反应 黄色火焰
K＋ 焰色反应 紫色火焰(透过蓝色钴玻璃)
Mg2＋ NaOH溶液 白色沉淀，不溶于过量的碱
Al3＋ NaOH溶液 白色沉淀，溶于过量的强碱
①NaOH溶液 ①白色沉淀→灰绿色→红褐色
Fe2＋
②先加KSCN溶液，再加氯水 ②先无明显变化，再变血红色
Fe3＋ ①NaOH溶液 ①生成红褐色沉淀
②KSCN溶液 ②溶液呈红色
Cu2＋ NaOH溶液 蓝色沉淀，加热则沉淀变黑
①含Cl－的溶液，稀硝酸 ①白色沉淀，不溶于稀硝酸
Ag＋
②稀氨水 ②先生成白色沉淀，然后沉淀溶解
Ba2＋ 稀硫酸或可溶性的硫酸盐溶液 白色沉淀
3、常见阴离子的检验【规律总结】常见离子检验干扰问题
（1）向某溶液中加入BaCl 溶液后生成白色沉淀，再加入稀盐酸沉淀不消失，不能判断原溶液中一定
2
存在SO，若原溶液中存在Ag＋，也有相同的现象。
（2）向某溶液中加入Ca(OH) 溶液，有白色沉淀生成，不能判断原溶液中一定存在 CO，若原溶液中
2
存在SO、HSO、HCO等，也有相同的现象。
（3）向某溶液中滴入稀盐酸，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体，不能判断原溶液中一定存在 CO，
若原溶液中存在HCO、SO、HSO等，也有相同的现象。
（4）向某溶液中滴入BaCl 溶液，产生白色沉淀，再加入稀HNO ，白色沉淀不溶解，不能确定原溶
2 3
液中一定存在SO，若原溶液中存在SO和Ag＋，也有相同的现象。
（5）向某溶液中滴加氯水，再加入KSCN溶液，溶液变红色，原溶液中不一定存在 Fe2＋，检验Fe2＋
时，应先加KSCN，再加氯水，否则，Fe3＋干扰结果的判断。
（6）做某溶液的焰色反应实验，火焰呈黄色，溶液中一定存在Na＋，也可能存在K＋，因为钾的焰色
反应必须透过蓝色钴玻璃才能观察到。
（二）离子的推断
利用离子反应进行物质的推断是推断题中的一种重要题型，它既考查了常见离子的典型性质，又考查
了考生的推断能力。这类试题常将物质拆分为离子，通过实验并根据其现象推断出相关物质。解答此类试
题，易出现一错全错的连锁错误，因此，解答的关键是依据题目表述的现象和离子的性质，初步推出可能
的物质，然后逐步分析，从而得出正确的结果。
1、物质检验的一般步骤
―→―→―→―→―→
2、物质检验的一般依据
任何具有明显实验现象差异的物理性质、化学性质都可作为物质检验的依据。在物质鉴定过程中常常
是根据颜色的变化、是否有气体产生、能否溶解、有无沉淀、有无吸热或放热等现象来判断；还可以根据
能不能产生某个现象来判断，也可以根据产生某个现象的快慢进行判断。
【特别提醒】必须注意两点：
（1）所加试剂引入的离子对后续实验的影响；
（2）用电荷守恒判断溶液中还可能含有的离子时要将定性与定量的方法相结合。高频考点一 强弱电解质
的
例1.（2022·浙江卷）下列物质属于非电解质 是（ ）
A.CH B.KI C.NaOH D.CHCOOH
4 3
【变式探究】（2022·浙江卷）下列物质属于强电解质的是（ ）
A.HCOOH B.Fe C.NaCO D.C H
3 2 2
【易错警示】
(1)单质和混合物既不是电解质也不是非电解质，如Cu、NaCl溶液。
(2)电解质不一定能导电，如固态NaCl、液态HCl等；能导电的物质不一定是电解质，如铁、铝等金
属单质。
(3)本身电离而导电的化合物才是电解质，如CO、SO 、SO 、NH 的水溶液虽能导电，但均是非电解
2 2 3 3
质。
(4)电解质的强弱与电解质溶液导电能力的强弱、溶解性的大小没有直接关系，如碳酸钙，其溶解度小，
溶液导电性差，但其属于强电解质。
(5)强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱，如极稀的NaCl溶液的导
电能力不如浓氨水的导电能力强。溶液的导电能力取决于离子浓度的大小和离子所带电荷的多少，离子浓
度越大，离子所带电荷数越多，则导电能力越强。
【变式探究】（2021·浙江选考）下列物质属于强电解质的是 （ ）
A. KOH B. H PO C. SO D. CH CHO
3 4 3 3
高频考点二 离子方程式正误判断
例2.（2022·广东卷）下列关于 的化合物之间转化反应的离子方程式书写正确的是（ ）
A. 碱转化为酸式盐：
B. 碱转化为两种盐：
C. 过氧化物转化为碱：
D. 盐转化为另一种盐：
【变式探究】（2022·湖南卷）下列离子方程式正确的是（ ）A. 通入冷的 溶液：
B. 用醋酸和淀粉 溶液检验加碘盐中的 ：
C. 溶液中加入 产生沉淀：
D. 溶液与少量的 溶液混合：
【举一反三】（2022·浙江卷）下列实验对应的离子方程式不正确的是（ ）
A.将碳酸氢钙溶液与过量的澄清石灰水混合： +Ca2++OH-=CaCO ↓+H O
3 2
B.将少量NO 通入NaOH溶液：2NO +2OH-= + +H O
2 2 2
C.将少量SO 通入NaClO溶液：SO +H O+2ClO-= +2HClO
2 2 2
D.向氨水中滴入少量硝酸银溶液：Ag++2NH·H O= +2H O
3 2 2
高频考点三 离子共存
例3（2021·湖南选考）对下列粒子组在溶液中能否大量共存的判断和分析均正确的是( )
粒子组 判断和分析
A Na+、Al3+、Cl-、NH ·H O 不能大量共存，因发生反应
3 2
B H+、K+、SO2-、SO 2- 不能大量共存，因发生反应
2 3 4
C Na+、Fe3+、SO 2-、HO 能大量共存，粒子间不反应
4 2 2
D H+、Na+、Cl-、MnO - 能大量共存，粒子间不反应
4
【变式探究】（2020·江苏卷）常温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是（ ）
A. 氨水溶液：Na+、K+、OH-、NO
B. 盐酸溶液：Na+、K+、SO 、SiO
C. KMnO 溶液：NH 、Na+、NO 、I-
4
D. AgNO 溶液：NH 、Mg2+、Cl-、SO
3高频考点四 离子检验与推断
例4.（2022·广东卷）为检验牺牲阳极的阴极保护法对钢铁防腐的效果，将镀层有破损的镀锌铁片放入
酸化的 溶液中。一段时间后，取溶液分别实验，能说明铁片没有被腐蚀的是
A. 加入 溶液产生沉淀 B. 加入淀粉碘化钾溶液无蓝色出现
C. 加入 溶液无红色出现 D. 加入 溶液无蓝色沉淀生成
【方法技巧】
1、坚持“四项基本原则”，破解离子推断题
（1）肯定性原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子；
(记住几种常见的有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO、CrO、Cr O)
2
（2）互斥性原则：在肯定某些离子的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在；(要注意题目
中的隐含条件，如：酸性、碱性、指示剂的变化、与铝反应产生H、水的电离情况等)
2
（3）电中性原则：溶液呈电中性，一定既有阳离子，又有阴离子，且溶液中正电荷总数与负电荷总
数相等；(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)
（4）进出性原则：通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后
续实验的干扰。
2、电荷守恒在离子反应定量推断试题中的应用
解与离子反应有关的定量推断类试题，需要掌握定量推断最后一种离子存在的方法：如果多种离子共
存，且只有一种离子的物质的量未知，可以用电荷守恒来确定最后一种离子是否存在，即阳离子所带的正
电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
【变式探究】（2021·广东选考）含氯物质在生产生活中有重要作用。1774年，舍勒在研究软锰矿(主
要成分是MnO )的过程中，将它与浓盐酸混合加热，产生了一种黄绿色气体。1810年，戴维确认这是一种
2
新元素组成的单质，并命名为chlorine(中文命名“氯气”)。
(1)实验室沿用舍勒的方法制取Cl 的化学方程式为_______。
2
(2)实验室制取干燥Cl 时，净化与收集Cl 所需装置的接口连接顺序为_______。
2 2(3)某氯水久置后不能使品红溶液褪色，可推测氯水中_______已分解。检验此久置氯水中 存在的
操作及现象是_______。
