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第二节 离子反应
一、电解质
1、电离：电解质溶于水或受热熔化时形成自由离子的过程。
2、强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
3、弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
4、电解质与非电解质：
（1）电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、
碱、盐等。
（2）非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗
糖、酒精等。
5、强电解质与弱电解质的注意点：
（1）电解质的强弱与其在水溶液里的电解程度有关，而与其溶解
度的大小无关。
（2）电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离
子所带电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然联系。
（3）强电解质包括：强酸、强碱和大多数盐及所有的离子化合物
和少数的共价化合物。
（4）弱电解质包括：弱酸、弱碱、中强酸（水也是弱电解质）
（5）共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离。
6、电解质与电解质溶液的区别：
电解质是纯净物，电解质溶液时混合物。无论电解质还是非电解质
的的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔融状态下能
导电就是电解质。
注意事项：
电解质和非电解质是对化合物的分类，单质既不是电解质也不是非
电解质。
电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。
B a SO4、AgCl难溶于水，导电性差，但由于它们的溶解度太小，
测不出（或难测）其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电
离的，所以它们是电解质
电解质在水溶液或受热熔化时本身能否发生电离是区别电解质
与非电解质的理论依据，能否导电则是实验依据。
二、离子方程式
1、
书写步骤
写（基础）：写出正确的化学方程式；
拆（关键）：把易溶、易电离的物质拆成离子形式
（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示）；
删（途径）：删去两边不参加反应的离子；
查（保证）：检查（质量守恒和电荷守恒）
2、书写注意事项
非电解质、弱电解质、难溶于水的物质、气体在反应物和生成物中
出现，均写成化学式或分式；
HAc+OH
-= Ac
-+ H 2O
浓H 2SO4作为反应物和固体反应时，应写成化学式；
固体间的反应，即使是电解质，也写成化学式或分子式；
2 NH 4CL（固体）+Ca（OH ）2=C aCl2+2 H 2O+2 NH 3↑
氧化物在反应物、生成物中均写成化学式或分子式；
CuO+2 H
++Cu
2+ H 2O
金属、非金属单质，无论在反应物还是生成物中，均写成化
学式；Zn+H
+=Zn
2+ H 2↑
微溶物作为反应物时，处于澄清溶液时写成离子形式，处于浊液或
固体时写成化学式。如条件是澄清石灰水，则应拆成离子，若条件
是石灰乳或浑浊石灰水，则不能拆，应写成化学式。
三、离子共存问题
凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中溶解相互促进的离子
之间不能大量共存（不是完全不能共存，而是不能大量共存）。
一般规律是：
1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子；
2、与H
+不能大量共存的离子有：（生成水或弱酸及酸式弱酸根离
子）
氧族有：OH
-、S
2-、HS
-、SO3
2-、HSO
3-
卤族有：Cl
-、ClO
-
碳族有：CH 3COOH
-、CO3
2-、HCO3
-、SiO3
2-
3、与OH
-不能大量共存的离子有：
NH 4
+和HS
-、SO3
-、HCO3
-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳
离子（Cu
2+、Al
3+、Fe
2+、Fe
3+、Mg
2+等）
4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：
常见还原性较强的离子有：Fe
2+、S
2-、I
-、SO3
2-。
氧化性较强的离子有：Fe
3+、ClO
-、MnO4
-、Cr2O7
2-。
