化學教育 > 離子方程式
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No. 1
　　用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的式子。如硫酸鈉(na2so4)溶液和氯化鋇(bacl2)溶液起反應，生成白色的硫酸鋇(baso4)沉澱的離子方程式為ba2++so2-4→baso4↓在反應中實際參加反應的是ba2+和so2-４，在反應前後na+和cl-沒有變化，故na+和cl-不寫入方程式中。
No. 2
　　用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子叫做離子方程式
概念：
　　用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。
　　（概念關鍵在理解，並不能說明實質。離子方程式有其書寫規則，並不是所有的離子方程式都是用實際參加反應的離子表示離子反應。例如：醋酸與氫氧化鈉反應實質是氫離子與氫氧根反應，寫離子方程式時由於醋酸是弱酸，應寫分子式。）
意義：
　　它不僅表示一定物質間的某個反應，而且表示了所有同一類型的離子反應。
書寫離子方程式的基本步驟為：
　　①“寫”：寫出有關反應的化學方程式。
　　②“拆”：可溶性的強電解質(強酸、強鹼、可溶性????)用離子符號表示，其它難溶的物質、氣體、水等仍用分子式表示。微溶的強電解質應看其是否主要以自由離子形式存在，例如，石灰水中的Ca(OH)2寫離子符號，石灰乳中的Ca(OH)2用分子式表示。濃硫酸中由於存在的主要是硫酸分子，也書寫化學式。濃硝酸、????酸書寫離子式。
　　③“刪”：刪去方程式兩邊不參加反應的離子。
　　④“查”：檢查式子兩邊的各種原子的個數及電荷數是否相等（看是否配平），還要看所得式子化學計量數是不是最簡整數比，若不是，要化成最簡整數比。
離子方程式的正誤判斷規律：
　　1.依據四原則
　　(1)客觀事實原則
　　如2Fe + 6H+ ==== 2Fe3+ + 3H2↑，錯在H+不能把Fe氧化成Fe3+，而衹能氧化成Fe2+。應為：Fe + 2H+ ==== Fe2+ + H2↑。
　　(2)質量守恆原則
　　如Na + H20 ====Na+ + OH- + H2↑，錯在反應前後H原子的數目不等。應為：2Na + 2H2O ==== 2Na+ + 2OH- + H2↑。
　　(3)電荷守恆原則
　　如Fe3+ + Cu ==== Fe2+ + Cu2+，錯在左右兩邊電荷不守恆。應為：2Fe3+ + Cu ====2Fe2+ + Cu2+。
　　(4)定組成原則
　　如稀硫酸與Ba(OH)2溶液反應：H+ + SO4- + Ba2+ + OH- ==== BaSO4↓ + H2O，錯在SO42-和H+，Ba2+和OH-未遵循1：2這一定組成。應為：2H+ + SO2- + Ba2+ + 2OH- ====BaSO4↓ + 2H2O。
　　2.看拆分正誤
　　(1)能拆分的物質
　　如Ca(HCO3)2 + 2H+ ====Ca2+ + 2CO2↑ + 2H2O，錯在未將Ca(HCO3)2拆分成Ca2+ 和HCO3-。應為：HCO3- + H+ ====CO2↑ + H2O。
　　可見：能拆分的物質一般為強酸（如????酸HCl）、強鹼（如氫氧化鈉NaOH）、和大多數可溶性????（氯化鈉NaCl）等強電解質
　　(2)不能拆分的物質
　　如Cl2 + H2O ⇌ 2H+ + Cl- + ClO-，錯在將弱酸HClO改寫成了H+ 和 ClO-。應為：Cl2 + H2O ==== H+ + Cl- + HClo。
　　可見不可拆分的物質一般為弱酸（如氫硫酸H2S）、弱鹼（如氫氧化鎂Mg(OH)2、一水合氨NH3•H2O）、少數可溶性????（如氯化亞汞HgCl2）、沉澱（CaCO3、AgCl、Cu(OH)2等）、氣體（CO2、H2等）和水
　　3.分析量的關係
　　如把過量的NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液混合：HCO3- + Ca2+ + OH- ====CaCO3↓ + H2O，錯在未考慮反應物中量的關係。應為：2HCO3- + Ca2+ + 2OH- ==== CaCO3↓ + 2H2O +CO32-。
　　4.查看是否有忽略隱含反應
　　如將少量SO2通入漂白粉溶液中：H2O + SO2 + Ca2+ + 2ClO- ==== CaSO3↓ + 2HClO，錯在忽略了HClO可以將+4價的硫氧化。應為： Ca2+ + 2ClO- + SO2 + H2O ==== CaSO4↓ + H+ + Cl- + HClO。
易錯分析：
　　①［所有氧化物過氧化物統一寫化學式,初學者易忽略衹有易溶且易電離的電解質用離子符號表示，往往將許多不可溶的強電解質拆開，導致錯誤。這裏必須清楚，像過氧化鈉、氧化鈉等活潑金屬氧化物或過氧化物，雖然是易溶的電解質,但是不可拆。
　　②還有像碳酸氫鈉，屬於可溶的強電解質，但是有時（例如嚮飽和碳酸鈉中通二氧化碳）也寫作化學式，那就要看它主要是以固態物質形式存在，還是在溶液中以離子形式存在。
　　③強酸的酸式????如硫酸氫鈉要拆成鈉離子、氫離子和硫酸根離子（高中衹有硫酸氫????屬此類）；弱酸酸式????如碳酸氫鈉則拆成鈉離子和碳酸氫根離子（碳酸、磷酸、亞硫酸等的酸式????皆屬此類）。
　　④弱電解質、非電解質、氧化物、單質、沉澱、氣體都不能拆。
33種易誤拆而不拆的物質
　　BaSO4,BaSO3,BaCO3,CaCO3,MgCO3,Ag2CO3
　　FeS,CuS
　　Fe(OH)3,Cu(OH)2,Al(OH)3,Mg(OH)2 NH3·H2O
　　AgCl,AgBr,AgI
　　CH3COOH,HF,HClO,H2CO3,H2S,H2SO3
　　MnO2,CuO,Fe2O3,Al2O3,Na2O,Na2O2
　　HCO3-,HS-,HSO3-,H2PO4-,HPO4 2-
判斷溶液中離子能否大量共存的規律
　　多種離子能否大量共存於同一溶液中，歸納起來就是：一色，二性，三特殊，四反應。
　　1.一色--溶液顔色
　　若限定無色溶液，則Cu2+,Fe2+,Fe3+,MnO4-等有色離子不能存在。
　　2.二性--溶液的酸，鹼性
　　（1）在強酸性溶液中，OH-及弱酸根陰離子（如CO32-,SO32-,S2-,CH3COO-等）均不能大量存在；
　　（2）在強鹼性溶液中，H+及弱鹼陽離子（如NH4+,Al3+,Mg2+,Fe3+等）均不能大量存在；
　　（3）酸式弱酸根離子（如HCO3-,HSO3-,HS-）在強酸性或強鹼性溶液中均不能大量存在。
　　3.三特殊--三種特殊情況
　　（1）AlO2-與HCO3-不能大量共存：
　　AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3(沉澱符號)+CO32-；
　　（2）“NO3-+H+”組合具有強氧化性，能與S2-,Fe2+,I-,SO32-等因發生氧化還原反應而不能大量共存；
　　（3）NH4+與CH3COO-，CO32-，Mg2+與HCO3-等組合中，雖然兩種離子都能水解且水解相互促進，但總的水解程度很小，它們在溶液中能大量共存（加熱就不同了）。
　　4.四反應--四種反應類型
　　指離子間通常能發生的四種類型的反應，能相互反應的離子顯然不能大量共存。
　　（1）復分解反應
　　如Ba2+與SO42-，NH4+與OH-，H+與CH3COO-等；
　　（2）氧化還原反應
　　如Fe3+與I-,NO3-(H+)與Fe2+,MnO4-(H+)與Br-等；
　　（3）相互促進的水解反應
　　如Al3+與HCO3-,Al3+與AlO2-等；
　　（4）絡合反應
　　如Fe3+與SCN-等。
包含詞
離子方程式配平