【導(dǎo)讀】 1 螅肈莇螈蝕膇蒀薀罿膇腿莃裊膆莂蕿袁膅蒄蒂螇膄膃蚇蚃膃芆蒀膂莈蚅袈芁蒀蒈螄芁膀蚄蝕芀節(jié)蒆羈艿蒅螞羄羋薇薅袀芇芇螀螆襖荿薃螞袃蒁螈羈袂膁薁袇羈芃螇螃羀莆薀蠆罿薈莂肇罿芇蚈羃羈莀蒁衿羇蒂蚆螅羆膂葿蟻羅芄蚄羀肄莆蕆袆肅葿蚃螂肅膈蒆螈肂莁螁蚄肁蒃薄羃肀膃蝿衿聿芅薂螅肈莇螈蝕膇蒀薀罿膇腿莃裊膆莂蕿袁膅蒄蒂螇膄膃蚇蚃膃芆蒀膂莈蚅袈芁蒀蒈螄芁膀蚄蝕芀節(jié)蒆羈艿蒅螞羄羋薇薅袀芇芇螀螆襖荿薃螞袃蒁螈羈袂膁薁袇羈芃螇螃羀莆薀蠆罿薈莂肇罿芇蚈羃羈莀蒁衿羇蒂蚆螅羆膂葿蟻羅芄蚄羀肄莆蕆袆肅葿蚃螂肅膈蒆螈肂莁螁蚄肁蒃薄羃肀膃蝿衿聿芅薂螅肈莇螈蝕膇蒀薀罿膇腿莃裊膆莂蕿袁膅蒄蒂螇膄膃蚇蚃膃芆蒀膂莈蚅袈芁蒀蒈螄芁膀蚄蝕芀節(jié)蒆羈艿蒅螞羄羋薇薅袀芇芇螀螆襖荿薃螞袃蒁螈羈袂膁薁袇羈芃螇螃羀莆薀蠆罿薈莂肇罿芇蚈羃羈莀蒁衿羇蒂蚆螅羆膂葿蟻羅芄蚄羀肄莆蕆袆肅葿蚃螂肅膈蒆螈肂莁螁蚄肁蒃薄羃肀膃蝿衿聿芅薂螅肈莇螈蝕膇蒀薀罿膇腿莃

　　

【正文】 相比進(jìn)行了局部約分，這 違背了 Ba(OH)2和 H2SO4 的組成。 八看過量或少量的反應(yīng)物是否對產(chǎn)物有影響 在離子反應(yīng)中，由于參與反應(yīng)的反應(yīng)物用量的不同可能會導(dǎo)致生成物的不同，在這些反應(yīng)的產(chǎn)物判斷方面很容易讓人混淆。如把過量的 NaHCO3 溶液與 Ca(OH)2 溶液混合的離子方程式寫成： HCO3 +Ca2+ +OH === CaCO3↓+ H2O，而 NaHCO3溶液與過量的 Ca(OH)2 溶液混合的離子方程式寫成 2HCO3 +Ca2+ +2OH === CaCO3↓+ 2H2O + CO32 ——這兩個離子方程式都是錯誤的， 其錯均在于未考慮不同的反應(yīng)物過量時會生成不同的產(chǎn)物。又如若將過量的 CO2通入漂白粉的離子方程式寫為 CO2 +Ca2+ +2ClO+H2O == CaCO3↓+2HClO，顯然未考慮過量的 CO2會繼續(xù)與 CO2 反應(yīng)生成 Ca(HCO3)2 。 九看氧化還原型離子反應(yīng)是否遵循 得失 電子守恒 氧化還原反應(yīng)發(fā)生的過程中，還原劑失去的電子數(shù)和氧化劑得到的電子數(shù)應(yīng)當(dāng)相等，即得失電子相等，簡稱為電子守恒。如果離子反應(yīng)是氧化還原型的，則在離子之間發(fā)生了電子轉(zhuǎn)移，必定遵循電子守恒 10 十八、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+、 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+ + S↓ 2Fe3+ + 2I— == 2Fe2+ + I2 2Fe3+ + SO32—+ H2O == 2Fe2+ + SO42—+ 2H+ 3Fe2+ + NO3—+ 4H+ == 3Fe3+ + NO↑+ 2H2O 6Fe2+ + 3ClO—+ 3H2O == 2Fe(OH)3↓+ 3Cl—+ 4Fe3+ 5Fe2+ + MnO4—+ 8H+ == 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O 3SO32—+ 2NO3—+ 2H+ == 3SO42—+ 2NO↑+ H2O SO32—+ ClO—== SO42—+ Cl— 5SO32—+ 2MnO4—+ 6H+ == 5SO42—+ 2Mn2++ 3H2O S2O32— + 2H+ == S↓+ SO2↑+ H2O 2S2＋ SO32＋ 6H+＝ 3S↓＋ 3H2O …… 3．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： AlO2— CO32— Fe3+ AlO2— SiO32— AlO2— HCO3— Fe3+與 CO32— Al3+與 HCO3— AlO2—與 Al3+ NH4+與 HCO3— SO32— NH4+ SiO32— SO32— S2— HSO3— 5． 分析是否發(fā)生絡(luò)合反應(yīng) （即形成配合物） 如： Fe3+ + 3SCN— = Fe(SCN)3（血紅色溶液） Fe3+ + 6C6H5OH = 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↑+ H2O HCO3— + OH—= CO32— + H2O HSO3— + H+ = SO2↑+ H2O HSO3— + OH—= SO32— + H2O HS— + H+ = H2S↑ HS— + OH—= S2— + 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） Al3+、 Fe3+因其在水溶液中當(dāng) pH 為 3~4 左右時即能完全水解成 Al(OH) 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。 （ 4） [Ag(NH3)2]+與 H+不能大量共存 ， 因?yàn)樵谒嵝匀芤褐?， NH3 與 H+以配位鍵結(jié)合成 NH4+的 趨勢很強(qiáng) ， 導(dǎo)致 [Ag(NH3)2]+ + 2H+ == Ag+ + 2NH4+發(fā)生。 （ 5） 解答此類問題還要抓住題干的附加條件，如溶液的酸性、堿性還是中性； 能與鋁粉反應(yīng)放出 H2（可能是非氧化性酸溶液，也可能是強(qiáng)堿溶液）；由水電離出的 H+濃度為10—10molL—1 （可能是酸溶液，也可能是堿溶液） ； 是否有顏色 （ 有色離子MnO4,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+） ； 注意題目要求 “ 一定 ． ． 大量共存 ” 還是 “ 可能 ． ． 大量共存 ” ； “ 不能大量共存 ” 還是 “ 一定 ． ． 不能大量共存 ” 。 11 十九、 水的電離 溶液的 pH 水的電離和溶液的 pH 是電解質(zhì)溶液的重點(diǎn)和難點(diǎn) ， 同時是高考試題的熱點(diǎn)。分析多年的高考化學(xué)試題，不難發(fā)現(xiàn)：水的電離和溶液 pH 這一知識點(diǎn)試題每年考并且常考常新。 相關(guān) 知識點(diǎn) １、電解質(zhì)溶液的酸堿性跟水的電離密切相關(guān)。實(shí)驗(yàn)證明，水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱電離： H2O+H2O H3O++OH— ，可簡寫為： H2O H+ + OH— 。 c(H+) c(OH)＝ Kw。 Kw 簡稱為水的離子積。它只是溫度函數(shù)，并隨溫度的升高而增大。25℃時， Kw=1 1014， 100℃， Kw=1 1012。 ２、電解質(zhì)溶液 的酸堿性取決于 c(H+)與 c(OH)的相對大小。在常溫下 ： 酸性溶液中 c(H+) c(OH)； c(H+) 1 107mol/L； 中性溶液中 c(H+) = c(OH) = 1 107mol/L； 堿性溶液中 c(H+) c(OH)， c(H+) 1 107mol/L。 ３、電解質(zhì)稀溶液的酸堿性可用 pH 大小來統(tǒng)一度量，其定義式： pH = － 1g c(H+)。 pH 的通常范圍是 0 ~ 14，若 pH 0，則直接用 c(H+)來表示已比較方便了 [c(H+) 1mol/L]；若pH 14，則直接用 c(OH— )來表示也已比較方便了 [c(OH) 1mol/L]。 同樣可定義： pOH = － 1g c(OH)，在常溫下，同一溶液的 pH ＋ pOH = 14。 4．證明某酸（如醋酸）是弱酸的實(shí)驗(yàn)原理 ① 測定 ，發(fā)現(xiàn)大于 2 。 [說明 c(H+) c(醋酸 )，即醋酸末完全電離 ]（該方案簡單可行） ② 用 pH 試紙或酸堿指示劑測定 mol/L CH3COONa 溶液的酸堿性，發(fā)現(xiàn)呈堿性。 [說明 CH3COO— 發(fā)生了水解，即 CH3COOH 是弱酸 ]（該方案亦簡單可行） ③ 向滴有石蕊試液的醋酸溶液中，加入適量的 CH3COONH4 晶體后振蕩，發(fā)現(xiàn)紅色變淺。 [CH3COONH4 晶體中由于 NH4+、 CH3COO— 對應(yīng)的 NH3 H2O 和 CH3COOH 在常溫時電離常數(shù)幾乎相同，故它們的水解程度相同，所得溶液呈中性，但在醋酸溶液中