第一章化学反应及其能量变化教案(人教版).doc

初中知识复习引入
一、化合价
氟只存在负一价，氯溴和碘常负一；氯有正一三五七，溴碘同氯真好记；
氧有负一负二价，遇氟只能显正价；硫有负二正四六，黄铁矿(FeS2)中硫负一；
氮有负三一到五，磷有负三正三五；甲烷之中碳负四，常正二四要牢记；
有机物碳变价多，正负需要靠算计；金属全部是正价，氢遇金属负一价；
镁钙钡锌正二价，正一氢银与钾钠；铝为正三硅正四，单质为零不需觅；
铜有亚铜二价铜，铁有亚铁三价铁；锰有正二四六七，铬正三六要牢记；
正价在前负在后，氨和铵根很特殊。
二、溶解性表、溶解性歌

OH-
NO3-
Cl-
SO42-
CO32-
S2-
PO43-
H+

溶、挥
溶、挥
溶
溶、挥
溶、挥
溶
NH4+
溶、挥
溶
溶
溶
溶
溶
溶
K+
溶
溶
溶
溶
溶
溶
溶
Na+
溶
溶
溶
溶
溶
溶
溶
Ba2+
溶
溶
溶
不
不
微
不
Ca2+
微
溶
溶
微
不
微
不
Mg2+
不
溶
溶
溶
微
微
不
Al3+
不
溶
溶
溶
—
—
—
Mn2+
不
溶
溶
溶
不
不
不
Zn2+
不
溶
溶
溶
不
不
不
Fe2+
不
溶
溶
溶
不
不
不
Fe3+
不
溶
溶
溶
—
—
—
Cu2+
不
溶
溶
溶
不
不
不
Ag+
—
溶
不
微
不
不
不
Sn2+
不
溶
溶
溶
不
不
不
Pb2+
不
溶
溶
不
不
不
不
Hg2+
—
溶
溶
溶
不
不
不
溶解性歌：钾钠铵硝皆可溶，盐酸盐不溶银亚汞；硫酸盐不溶铅和钡，碳磷酸盐多不溶；
多数酸溶碱少溶，只有钾钠铵钡溶。
硫化物的溶解性：碱金属的硫化物易溶于水；碱土金属硫化物微溶于水；多价金属硫化物几乎完全水解；重金属硫化物难溶于水。
三、元素周期表内容
1、记忆1—20号元素名称、符号。
2、记忆ⅠA—ⅦA各主族元素名称、符号。
第一章 化学反应及其能量变化复习课
第一节 氧化还原反应复习课
一 、氧化还原反应
定义：有电子转移（得失或偏移）的反应就叫做氧化还原反应。
氧化还原反应判断的依据：化合价是否有变化
氧化还原反应的本质：有电子转移（得失或偏移）
二、概念间的关系
氧化剂→氧化性→被还原→还原反应→还原产物
↑ ↑ ↑ ↑ ↑
反应物 性质 过程       反应 产物
↓ ↓ ↓ ↓ ↓
还原剂→还原性→被氧化→氧化反应→氧化产物
得电子被还原发生还原反应生成
失电子被氧化发生氧化反应生成

氧化剂 + 还原剂 == 还原产物 + 氧化产物

升失氧降得还，若说性两相反
三、氧化还原反应的表示方法
失4 e-
失40e-
得44 e-
⑴双线桥法
①、两条线桥从反应物指向生成物，且对准同种元素
②、要标明"得"、"失"电子，且数目要相等。
③、箭头不代表电子转移的方向
如：

FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2e-
⑵单线桥 ：线桥表示不同元素原子得失电子的情况，不需标明"得"、"失"电子，只标明电子转移的数目。箭头表示电子转移的方向，并且箭头从还原剂指向氧化剂。

如：4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O
四、氧化还原反应与四种反应类型的关系
⑴置换反应都是氧化还原反应。如：
Fe + Cu2+ = Cu + Fe2+
Cl2 + 2Br- = 2Cl- + Br2
注意：由单质参加或生成的反应不一定都是氧化还原反应 例如同素异形体之间转变虽然有单质参加或生成，但不属于氧化还原反应。3O2 == 2O3
⑵化合反应不都是氧化还原反应。有单质参加的化合反应是氧化还原反应。如：
NH3 + HCl = NH4Cl (非氧化还原反应)
Cu + Cl2 CuCl2 (氧化还原反应)
⑶分解反应不都是氧化还原反应，有单质生成的分解反应才是氧化还原反应。如：
Cu2(OH)2CO3 CuO + CO2 ↑ + H2O (非氧化还原反应)
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 ↑ + O2↑ (氧化还原反应)
⑷复分解反应都不是氧化还原反应
五、常见的氧化剂和还原剂
1、常见的氧化剂是在化学反应中易得电子被还原的物质。
⑴典型的非金属单质如：F2、Cl2、Br2、I2、O2
⑵高价或较高价的含氧化合物：MnO2 Na2O2 SO3 NO2 ；KMnO4 K2CrO4 KNO3 KClO3 ； HClO HNO3 H2SO4（浓）等
⑶高价金属阳离子：Cu2+、Fe3+、Ag+等
2、常见的还原剂是在化学反应中易失电子被氧化的物质。
⑴金属单质 如:K、Ca、 Na、Mg等
⑵某些非金属单质及其化合物如:H2、C、CO
⑶低价态化合物或离子如:
H2S（S2- HS-）、H2SO3(HSO3- SO32-)、HI（I-）、HBr（Br-）、HCl（Cl-）、NH3
六、氧化还原反应方程式的配平(化合价升降法)
一般配平步骤是
标变价：标出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物中变价元素的化合价
求总数：求得失电子数的最小公倍数，以确定氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物四大物质前的系数。
配系数：观察配平两边其他物质的系数，并进行检查，最后改" —— "为"==="号。
1、一般配平方法：
MnO2 + HCl== KCl + KCl + KClO3 + H2O
Cu+H2SO4（浓） == CuSO4 + SO2 + H2O
4NH3 +5O2==4NO+6H2O
4FeS2+11O2==2Fe2O3+8SO2
3Cu+8HNO3==3Cu(NO3)2+2NO+4H2O
K2Cr2O7+14HCl（浓） ==2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O
2、逆向配平适用于分解反应和歧化反应
Cl2 + NaOH ── NaCl+ NaClO+ H2O
3(NH4)2SO4==4NH3+3SO2+N2+6H2O
3、设1配平：设P4O系数为1，其余为a b c
P4O+Cl2==POCl3+P2Cl5
4、零价配平法
Fe3C+HNO3==Fe(NO3)3+NO2+CO2+H2O
Na2Sx + NaClO + NaOH — Na2SO4 + NaCl +H2O
1 3x+1 2(x- 1) x 3x+1 x-1
5、缺项方程式的配平：所谓缺项方程式，即某些反应物或生成物的化学式未写出，它们一般为：酸、碱或水。这类方程式的配平是先配平含变价元素物质的化学计量数，再通过比较反应物与生成物，观察增减的原子或离子数确定未知物并配平
3H2O2 + Cr2(SO4)3 + 10KOH == 3K2SO4 + 2K2CrO4 + 8H2O
K2Cr2O7 + CH3CH2OH + H2SO4 — Cr2(SO4)3 + CH3COOH + K2SO4 + H2O
14CuSO4+5FeS2+12H2O==7Cu2S+5FeSO4+12H2SO4
As2O3+6Zn+6H2SO4==2AsH3+6ZnSO4+3H2O
6、特殊
5NH4NO3 = 4N2+ 2 HNO3+9 H2O
练习：
KMnO4 + HCl — KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
P + CuSO4 + H2O — Cu3P + H3PO4 + H2SO4
2KClO3+4HCl==2KCl+2ClO2+Cl2+2H2O
3P4S3 +38 HNO3 + 8H2O == 12H3PO4 +9H2SO4 +38NO
3Cu2S+22HNO3==6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO +8H2O
2Fe(OH)2 +Cl2+2OH-==2Fe(OH)3+2Cl-
An + Bx- ==Ay-+Bm mx mny mnx ny
KMnO4 +NaOH +PH3 == K2MnO4 +Na2MnO4 +Na3PO4+H2O
8 11 1 4 4 1 7
S+Ca(OH)2==CaSX+CaS2O3+H2O
K2OX+FeSO4+H2SO4==K2SO4+Fe2(SO4)3+H2O
2、计算 ：计算的关键是依据同一个氧化还原反应中得失电子数相等，原则是列出守恒关系式求解。
氧化剂的物质的量×变价元素的原子个数×化合价的变值==还原剂的物质的量×变价元素的原子个数×化合价的变值
七、氧化性与还原性判断及比较
氧化性还原性的强弱与得失电子的难易有关，而与得失电子的多少无关
1、利用氧化还原反应方程式比较
氧化还原反应规律（除电解反应）：同一个氧化还原反应中
氧化性：氧化剂 > 氧化产物；
还原性：还原剂> 还原产物。
如反应：① 2Fe3+ + 2I- == 2Fe2+ + I2
② 2Fe2+ + Br2 == 2Fe3+ + 2Br-
③ I2 + S2- == 2I- + S↓
氧化性：Br2> Fe3+> I2 还原性：I-> Fe2+> Br-
2、利用元素的金属性和非金属性比较
规律：（1）元素的金属性越强，相应单质的还原性越强，相应阳离子的氧化性越弱。 如还原性：Na > Mg > Al > Fe > Cu > Ag 氧化性：Na+ < Mg2+ < Al3+ < Fe2+ < Cu2+ < Ag+
（2）元素的非金属性越强，相应单质的氧化性越强，相应阴离子的还原性越弱。 如
非金属性或氧化性：Cl> Br > I > S 则还原性：Cl- < Br- < I- < S2-
3、根据化合价判断：
元素在最高价态时，只有氧化性；元素在最低价态时，只有还原性；元素在中间价态时，既有氧化性又有还原性。如H2SO4只有氧化性；S2-只有还原性；SO2既有氧化性又有还原性。(高价氧化低价还中间价态两边转)
一般来说，同一种元素的化合价越高，则相应的物质或微粒的氧化性越强，如Fe3+氧化性比Fe2+强。但是，HClO氧化性强于HClO4，H2SO3(稀)氧化性强于H2SO4(稀)。(与H2S反应) 、
4、利用反应条件比较 如
4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2↑ + H2O
16HCl + 2KMnO4 === 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑ + 8H2O
4HCl + O2 2H2O + 2Cl2
氧化性：KMnO4 > MnO2 > O2
2Na + 2H2O(冷) === 2NaOH + H2↑
Mg + 2H2O(热) === Mg(OH)2 + H2↑
3Fe + 4H2O(气) === Fe3O4 + 4H2
还原性：Na > Mg > Fe
5、根据与同一物质反应的生成物
Cu + H2SO4(稀) == 不反应
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4 H2O
氧化性：HNO3(稀) > H2SO4(稀)
2NaCl +H2SO4(浓) 2HCl↑ + Na2SO4
2NaBr + 2H2SO4(浓) Na2SO4 +SO2↑ + Br2↑ + 2H2O
还原性：Br->Cl-
Fe + S 加热＝＝＝FeS （生成物中Fe显 + 2价）
2Fe + 3Cl2 == 2FeCl3 （生成物中Fe显 + 3价）
氧化性：Cl2 > S
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4 H2O
（生成物中N显 + 2价）
4Zn + 10HNO3(稀) == 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
（生成物中N显 - 3价）
还原性：Zn > Cu
Fe3O4 + 8HCl == FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
Pb3O4 + 8HCl == 3PbCl2 + Cl2 + 4H2O
所以氧化性 ：Pb3O4 > Fe3O4
[注意]并非还原产物中元素化合价越低，氧化剂的氧化性就越强。如反应
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O （生成物中N的化合价为 + 2）
Cu + 4HNO3(浓) == Cu(NO3)2 + NO2↑ + 2H2O （生成物中N的化合价为 + 4）
HNO3(浓)的氧化性强于HNO3(稀)。
6、利用反应速率即剧烈程度比较如
①3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4 H2O （慢）
②Cu + 4HNO3(浓) == Cu(NO3)2 + NO2↑ + 2H2O （快）
氧化性：HNO3(浓) > HNO3(稀)
③2Na + 2H2O(冷) === 2NaOH + H2↑
④2K +2H2O(冷) === 2KOH + H2↑ (后者较前者反应剧烈) 还原性：K>Na
7、根据浓度判断； 同一种物质浓度越大，所表现的性越强
如：浓硝酸的氧化性大于稀硝酸
浓盐酸的还原性大于稀盐酸
8、利用电化学规律比较
规律：① 原电池中：负极金属还原性 > 正极金属还原性
②电解池中（离子浓度相等时）：
阳极：还原性强的阴离子先放电 阴极：氧化性强的阳离子先放电
9、利用金属的冶炼方法比较
如钠：电解法。 2NaCl 2Na + Cl2↑
铁：还原法。 3CO + Fe2O3 　2Fe + 3CO2
汞：分解法。 HgS Hg + S
还原性：Na> Fe > Hg 氧化性：Hg2+ > Fe3+ > Na+
10、能量变化比较
规律：①元素由原子变成阳离子时，吸收能量越多，则对应的单质还原性越弱；反之，则对应的单质还原性越强。
②元素由原子变成阴离子时，释放能量越多，则对应的单质氧化性越强；反之，则对应的单质氧化性越弱。
[说明] 氧化性与还原性不仅与物质本身有关，还与反应条件有关，如浓度、温度、溶液的酸碱性等。因此，比较氧化性与还原性时，还应注意反应条件的影响。如：KMnO4在酸性、中性、碱性溶液中的氧化性逐渐减弱；硝酸根离子在酸性溶液中有强氧化性，而在碱性获中性溶液中则无氧化性。在酸性或中性溶液中Mg的还原性强于Al，而在碱性溶液中Al的还原性强于Mg。
八、判断氧化还原反应能否发生及其产物的生成
1两强相遇才能发生氧化还原反应
氧化性：F2>Cl2>Br2>Fe3+>I2>SO2>S
还原性：S2->SO2〉I->Fe2+>Br->Cl->Br->F-
2同一种元素相邻价态间不发生氧化还原反应，同一种元素高价化合物与低价化合物，只有存在中间价态时才有可能反应，若无中间价态则不反应；同一种元素的高底价态间发生氧化还原是只靠拢不相交。如KClO3 +6HCl == KCl + 3Cl2 + 3H2O
2H2S + H2SO4（浓） == 2H2O + SO2 ↑ + 2S↓
Fe + 2Fe3+ == 3Fe2+
5NH4NO3 == 4N2+ 2 HNO3+ 9H2O
还原剂被氧化成氧化产物的价态不能高于氧化剂被还原成还原产物的价态即价态不能互换规律
S2-、S0遇到强氧化剂或条件改变时能发生跳位转化即跳位转化规律
3氧化还原反应优先原理: 同一种氧化剂遇到还原性不同的几种物质，若均能反应，则按还原性由强到弱的顺序依次反应；同一种还原性遇到氧化剂不同的几种物质，若均能反应，则按氧化性由强到弱的顺序依次反应；
初学相关概念补充：
1、歧化反应，归中反应；
2、游离态、化合态；
3、金属单质失电子能力越强，对应离子得电子能力越弱；
金属单质还原性越强，对应离子氧化性越弱。
4、氢遇金属显负一价。
5、解释：离子化合物、共价化合物
A :B 电子偏离A，偏向B；A显正价，B显负价。共价化合物
A+ ［:B］— A失电子，B得电子；A显正价，B显负价。离子化合物
第二节 离子反应
一、几个概念
⑴电解质：凡在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。酸、碱、盐都是电解质。
非电解质：在水溶液和熔化状态下都不导电的化合物。大多数有机物，酸性氧化物，中性氧化物，氨等都是非电解质。
强电解质：在水溶液中全部电离为离子的电解质。强酸、强碱、大多数盐及其活泼金属氧化物等都是强电解质。
弱电解质：在水溶液中部分电离为离子的电解质。弱酸、弱碱和水等都是弱电解质
⑵电解质和非电解质的区别：
①溶于水或熔化状态两条件具备一个即可
②无论是电解质还是非电解质，阐述的对象都是化合物。因此单质即不是电解质也不是非电解质。溶液是混合物，故既不是电解质也不是非电解质。如：如氯水能导电，但氯气不是电解质，也不是非电解质；氯化钠是电解质，但氯化钠溶液不是电解质，是混合物。
③必须是自身在溶液中电离而导电。如NH3、SO2 、SO3、CO2溶于水均能导电，但并非它们本身能电离出自由移动离子，而是它们与水反应的生成物NH3•H2O、H2SO3、H2SO4 、H2CO3能电离出离子而导电，所以NH3、SO2 、SO3、CO2是非电解质。NH3·H2O、H2SO3、H2SO4、H2CO3是电解质。
与水反应

NH3 NH3·H2O
CO2 H2CO3
SO2 H2SO3
SO3 H2S

非电解质 电解质
④难溶盐在溶液中很难导电，但在熔融状态下能导电，故为电解质如：CaCO3 AgCl BaSO4 CuS；酸在熔融状态下不导电，但酸溶于水时能导电故为电解质；如纯硫酸(不含水)液态时不导电，但溶于水后能导电。
⑶强电解质与弱电解质
①一些溶解度很小的难溶化合物，如：BaSO4、AgCl等，虽然溶解的很少，但溶解的部分是完全电离的，故为强电解质；一些难溶酸(如硅酸)和难溶碱(如Fe(OH)3、Cu(OH)2 )不仅难溶，而且溶解的部分只发生部分电离，故为弱电解质。
②强电解质在熔融状态下不全导电，要根据化合物类型：离子化合物在熔融状态下能导电，共价化合物不能导电。如HCl
补充：
酸性氧化物 ——能与碱反应生成盐和水
碱性氧化物 ——能与酸反应生成盐和水
①氧化物 中性氧化物 ——不与酸碱反应
两性氧化物 ——既能与酸反应又能与碱反应
复杂氧化物 ——如Fe3O4(Fe2O3·FeO)、Pb3O4(PbO2·2PbO)

②强电解质：
强酸：HCl、 HBr、HI、HNO3、HClO4 (高氯酸) 一元强酸
H2SO4 二元强酸
强碱：KOH、NaOH 一元强碱.
Ba(OH)2、Ca(OH)2 二元强碱
大多数盐：除Pb(CH3COO)2 (醋酸铅)、Hg2Cl2 (氯化亚汞)外的盐都是强电解质
活泼金属氧化物：Na2O、K2O、MgO、CaO、AI2O3等
弱电解质：
弱酸：CH3COOH(醋酸)、HClO(次氯酸)、HF(氢氟酸) 一元弱酸
H2S(氢硫酸)、H2CO3、H2SO3 二元弱酸
H3PO4 三元弱酸
弱碱：NH3·H2O(一水合氨) 一元弱碱(高中阶段唯一可溶性弱碱)
Cu(OH)2、Fe(OH)2 二元弱碱
Fe(OH)3、Al(OH)3 三元弱碱
H2O
③离子化合物：大多数金属与非金属形成的化合物。NaCl、CuSO4、NH4NO3
共价化合物：非金属元素之间形成的化合物。HCl、CH3COOH、H2O、NH3、CO2
离子化合物与共价化合物的划分标准：熔融状态下能否导电。共价化合物在固态和液态时不导电。
单 质：单质既不是电解质也不是非电解质
强电解质：强酸、强碱、大多数盐、活泼金属氧化物

物质 电解质
弱电解质：弱酸、弱碱、水
化合物 大多数有机物(除有机酸、有机盐)
中性氧化物：CO NO
非电解质 酸性氧化物：CO2 SO2 SO3 P2O5
NH3
注：大多数盐是指除Pb(CH3COO)2 、Hg2Cl2外的盐
二、电解质的电离
1、离子化合物型电解质电离的条件，如氯化钠。
氯化钠在溶于水时在水分子的作用下，阴阳离子脱离晶体表面成为自由移动的水合阳离子和水合阴离子。氯化钠在受热熔化时，在热能作用下，晶体里的阴阳离子由在一定范围之内的震动变为自由移动，即电离。有些离子化合物型电解质如碳酸氢钠在没有熔化之前即已分解，但在水溶液中能够导电。
2、共价化合物型电解质电离的条件，如氯化氢。
氯化氢在固态和液态(注意：不是溶液)时均不能电离，故不导电。溶于水后在水分子的作用下发生电离，并于水分子结合，形成自由移动的水合阳离子和水合阴离子。
三、导电性
1、金属导电：金属导电是金属中自由电子定向移动而导电，是物理变化
2、非金属导电：某些非金属单质也能导电，如石墨导电，硅导电等也是物理变化
3、化合物导电：新型无机非金属材料中有导电陶瓷，新型有机高分子材料中有导电塑料等导电，也是物理变化
4、电解质导电
(1)电离是电解质导电的前提。所以固体电解质不导电，电解质在溶液或熔融状态下能导电，共价化合物型电解质(如酸)在熔融状态下不导电。如NaHSO4在熔融状态下导电的离子是Na+和HSO4—但在溶液中导电的离子是Na+、H+和SO42-。
(2)导电原理
电解质在溶液中或熔融状态下离解出自由移动的阴阳离子，阴阳离子在外加直流电源的作用下，定向移动(形成电流)发生电解，是化学变化。
(3)电解质溶液导电性强弱
电解质溶液导电能力只取决于在相同条件下(T)溶液中自由移动离子的浓度及其自由移动离子所带电荷的多少，故电解质溶液导电性的强弱与电解质的强弱没有必然联系：强电解质溶液导电性不一定强(如极稀的H2SO4溶液、BaSO4溶液)，弱电解质溶液的导电性不一定弱(如浓醋酸溶液、浓氨水等)但相同浓度(C)下强电解质导电性一定强。
四、电离方程式
强电解质用“=”，弱电解质“”，多元弱酸分步写。
(1)强电解质电离方程式的书写
强电解质在溶液中完全电离，电离方程式用等号，如
H2SO4 = 2H+ + SO42- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-
KNO3 = K+ + NO3-
(2)弱电解质电离方程式的书写
弱电解质在溶液中部分电离，电离方程式用可逆号，如
H2O H+ + OH- 或2H2O H3O+ + OH-
NH3·H2O NH4+ + OH- CH3CH3COOH CH3COO- + H+
(3)多元弱酸电离方程式的书写
多元弱酸的电离是分步的，其电离方程式要分步写；多元弱酸属于弱电解质故也要使用可逆号，如
H2CO3 H+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32-
类似的有H2CO3、H2SO3 、H2S(氢硫酸)、H3PO4
H2SO3 H+ + HSO3- (亚硫酸氢根)
HSO3- H+ + SO32-
H2S(氢硫酸) H+ + HS-(硫氢根)
HS- H+ + S2-(硫离子)
H3PO4 H+ + H2PO4- (磷酸二氢根)
H2PO4- H+ + HPO42- (磷酸一氢根)
HPO42- H+ + PO43- (磷酸根)
(4)多元弱碱电离方程式的书写
多元弱碱的电离很复杂，在中学化学里一步写成，并使用可逆号，如
Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH- Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-
五、离子反应
①概念：在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。
②类型：
复分解型：反应向生成气体、沉淀和弱电解质的方向进行；或者说反应向溶液中离子浓度减少的方向进行。
氧化还原型：取决于参加反应离子氧化性和还原性的强弱。
盐类水解型：(高一不掌握)应区分一般程度的水解和进行完全的水解，正确使用“↑”“↓”“==”“”。
③表示：离子方程式：用参加反应的有关物质的离子符号或分子式表示离子反应的式子
意义：不仅表示一定物质间的某个反应，而且还能表示同一类的反应。
如酸碱中和反应：
离子方程式H+ +OH- = H2O不能代表所有的酸碱之间的反应。由于酸、碱都可以分为多种类型，不同的酸、不同的碱，组成与性质不尽相同，酸碱之间的反应具有一定的复杂性，例如：
①NaOH与H2SO4反应，离子方程式为：
OH- + H+ = H2O
②Ba(OH)2与H2SO4反应，离子方程式为：
2OH- + Ba2+ + 2H+ + SO42- = 2H2O + BaSO4↓
③KOH与CH3COOH反应，离子方程式为：
OH- + CH3COOH = CH3COO- + H2O
④NH3·H2O与HCl反应，离子方程式为：
NH3·H2O + H+ = NH4+ + H2O
⑤NH3·H2O与CH3COOH反应，离子方程式为：
NH3·H2O + CH3COOH = CH3COO- + NH4+ + H2O
⑥Mg(OH)2与HNO3反应，离子方程式为：
Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
⑦有的酸式盐与碱之间的反应，其离子方程式也是H+ + OH- = H2O，
如NaHSO4溶液与NaOH溶液混合反应，离子方程式为：
H+ + OH- = H2O
由此看来，离子方程式能表示同一类的离子反应，这个“同一类型”的内涵要认真思考，严密判断。
六、离子方程式的书写：
书写步骤：
一写：写出反应的化学反应方程式
二拆：将可溶性强电解质拆成离子的形式
三删：删去方程式两边相同的离子
四查：检查方程式两边是否遵守质量守恒和电荷守恒。
以分子形式书写的物质：弱酸、弱碱、难溶物；气体、单质、氧化物；浓硫酸。微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式；微溶物作为生成物，一般写化学式标↓。氨水作反应物写NH3·H2O，作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写NH3↑
七、离子方程式正误判断
①是否符合客观事实。
如：3S2- + 2Fe3+ = Fe2S3↓
错误，Fe3+与S2-要发生氧化还原反应
②符号使用是否正确。
如：Fe3+ +3H2O = Fe(OH)3↓ + 3H+
错误，Fe3+水解要用可逆符号。Fe(OH)3为胶体，不能写沉淀符号
③是否遵循三大守恒，质量守恒、电荷守恒和电子得失守恒。如：Fe2+ + Cl2 = Fe3+ + 2Cl-
错误，电荷不守恒
④是否考虑量的影响和隐含的离子反应。如：将少量澄清石灰水加入NaHCO3溶液中
Ca2+ + OH- + HCO3- =CaCO3↓ + H2O
错误，没有考虑NaHCO3过量问题
再如：H2SO4与Ba(OH)2反应，
H+ +OH- = H2O
错误，忽略了隐含的离子反应，正确的应为：
2H+ +2OH- + SO42- + Ba2+ =2H2O + BaSO4↓
八、特别注意的离子方程式：
1、几个常见的易发生错误的离子反应方程式
（1）氢氧化钡和硫酸 正确：Ba2++2OH-+2H++SO42-==BaSO4↓+2H2O
错误：Ba2++OH-+H++SO42-==BaSO4↓+H2O
（2）氢氧化钡和硫酸铜 正确：Ba2++2OH-+Cu2++SO42-==BaSO4↓+Cu(OH)2↓
2、量不同离子方程式不同
（1）氢氧化钠溶液中通入少量二氧化碳、过量二氧化碳
少量：2OH-+CO2==CO32-+H2O
过量：OH-+CO2==HCO-
（2）澄清石灰水中通入少量二氧化碳或二氧化硫、过量二氧化碳或二氧化硫
少量：Ca2++2OH-+CO2==CaCO3↓+H2O
过量：OH-+CO2==HCO3-
（3）、偏铝酸钠溶液中通入少量二氧化碳、过量二氧化碳
少量：2AlO2-+CO2+3H2O==2Al(OH)3↓+CO32-
过量：AlO2-+CO2+2H2O==2Al(OH)3↓+HCO3-
（4）、溴化亚铁溶液中通入少量氯气、过量氯气
少量：2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-
过量：2Fe2++4Br-+3Cl2==2Fe3++2Br2+6Cl-
FeBr2:Cl2==1:1 2Fe2++2Br-+2Cl2==2Fe3++Br2+4Cl-
3、一种物质中有两种离子参加反应时，如果该物质量不足，则参加反应的离子的物质的量之比一定要与它们的化学式相符合
（1）溴化亚铁溶液中通入过量氯气 2Fe2++4Br-+3Cl2==2Fe3++2Br2+6Cl-
（2）明矾溶液与氢氧化钡溶液
少量明矾过量氢氧化钡：Al3++2SO42-+4OH-+2Ba2+==AlO2-+2BaSO4↓
过量明矾少量氢氧化钡：3Ba2++6OH-+2Al3++3SO42-==2Al(OH)3↓+BaSO4↓
思考：在明矾溶液中逐滴加入氢氧化钡，使铝离子恰好沉淀的离子方程式；使硫酸根离子恰好沉淀完全的离子方程式；明矾和氢氧化钡1:1的离子反应方程式
（3）NaHSO4与Ba(OH)2
NaHSO4少量 H++SO42-+Ba2++OH-==BaSO4↓+H2O
Ba(OH)2少量 Ba2++2OH-+2H++SO42-== BaSO4↓+2H2O
(4) Ca(OH)2与NaHCO3
Ca(OH)2少量 Ca2++2OH-+2HCO3-==CaCO3↓+2H2O
NaHCO3少量 HCO3-+OH-+Ca2+ ==CaCO3↓ + H2O
4、较特殊且与量有关的
（1）Mg(HCO3)2和NaOH(过量) Mg2++2HCO3-+4OH-==Mg(OH)2↓+2H2O+CO32-
（2）NH4HSO4和 Ba(OH)2少量与过量
Ba(OH)2少量：Ba2++2OH-+2H++SO42—==BaSO4↓+2H2O
Ba(OH)2过量：NH4+ + H+ + SO42- + Ba2+ + 2OH- == BaSO4↓+ H2O + NH3·H2O
（3）NH4Al(SO4)2与Ba(OH)2少量与过量
Ba(OH)2少量：3Ba2++6OH-+2Al3++3SO42-==3BaSO4↓+2Al(OH)3↓
NH4+ + Al3+ + 2SO42—+ 4OH—+ 2Ba2+== NH3·H2O + Al(OH)3↓+ 2BaSO4↓
Ba(OH)2过量：NH4+ + Al3+ + 2SO42- + 2Ba2+ + 5OH-==NH3·H2O + AlO2- + 2BaSO4↓+ 2H2O
5、顺序不同离子方程式不同
（1） AlCl3+NaOH
（2）NaAlO2+HCI
（3） Na2CO3+HCI
（4） Na2S+FeCl3
硫化钠加入三氯化铁溶液中：S2-+Fe3+==S↓+2Fe2+
三氯化铁融也加入硫化钠溶液中：3S2-+2Fe3+==S↓+2FeS↓
(5) AgNO3+NH3·H2O
6、与NH3、 NH3·H2O有关的离子反应方程式：
（1）在反应物中：氨气通入某溶液中，写成NH3 ，氨水加入某溶液中，写成 NH3·H2O
（2）在铵盐与强碱反应的生成物中
A、固体之间加热反应，放出氨气，写NH3,如实验室制取氨气
B、浓溶液之间的反应和稀溶液之间加热的反应，写成NH3↑
C、稀溶液之间的反应不加热，写成 NH3·H2O
7、水解互促反应的离子方程式
九、离子共存
(高一用)溶液中离子不能大量共存的原因有很多：
(1)因生成气体而不能大量共存。如H+与CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-等不能大量共存。
(2)因生成沉淀而不能大量共存。如Ag+与Cl-、Br-、I-；Ba2+与CO32-、SO42-、PO43-；Cu2+与S2-、OH-等。
(3)因生成难电离物质而不能大量共存。如H+与ClO-、F-、S2-、CO32-、HCO3-等生成弱酸；OH-与NH4+、Cu2+、Fe3+生成弱碱；H+与OH-生成水。
(4)因发生氧化还原反应而不能大量共存。如Fe3+与S2-、I-；Fe2+与H+和NO3-不能大量共存。
(5)受酸碱性环境的影响而不能大量共存。如弱酸根离子在酸性溶液中不能存在；弱酸的酸式酸根在酸性、碱性溶液中均不能存在。弱酸酸式根：HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-
如：H+ + HCO3- = CO2 + H2O
OH- + HCO3- = CO32- + H2O
(6)附加隐含条件的应用规律：
溶液无色透明时，溶液中肯定没有有色离子，如：Cu2+(蓝)、Fe3+(黄)、Fe2+(浅绿)、MnO4-(紫红)；也不会有互相可以生成沉淀的离子，如Ca2+与CO32-可生成沉淀。
强酸性(H+浓度较大)溶液中不存在与H+起反应的离子。如OH-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、CH3COO-、ClO-、F-、SiO32-等。
强碱性(OH-浓度较大)溶液中不存在与OH-起反应的离子。如H+、NH4+、Mg2+、Cu2+、Fe3+、Fe2+、HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等。
(高三用)溶液中离子共存问题是近几年来高考命题的热点之一，其出现率为100％。多种离子能否共存于同一溶液中，归纳起来可以用一句话概括，即“一色二性三特四反应”。
一色：
若题目要求是无色溶液，则Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-、Fe(SCN)2+、Fe(C6H5O)63-等有色离子均不能存在，非金属单质分子I2等均不能存在。
二性：
指碱性、酸性