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2010年福建省高考化学一轮复习知识总结（34页）
化学复习方法
1.复习热点问题
热点一 物质结构 元素周期律
热点二　水的电离和溶液的pH
热点三　化学反应速度、化学平衡
热点四 离子方程式正误判断
热点五 离子共存
热点六 溶液中粒子浓度大小的比较
热点七 氧化－还原反应
热点八 电化学
热点九 质量守恒定律 阿伏加德罗常数及定律
热点十 正确书写热化学方程式
2.复习化学方程式
3.注意事实化学

－、化学中的颜色
1．红色：
Fe(SCN)3（红色溶液）； Cu2O（红色固体）； Fe2O3（红棕色固体）；
红磷（暗红色固体）； 液溴（深红棕色）； Fe(OH)3（红褐色固体）；
Cu（紫红色固体）； 溴蒸气、NO2（红棕色） 品红溶液(红色)；
在空气中久置的苯酚（粉红）； 石蕊遇酸性溶液(红色)； 酚酞遇碱性溶液(红色)。
2．紫色：
石蕊在中性溶液中（紫色）； Fe3+与苯酚反应产物（紫色）； I2（有金属光泽紫黑色固体）
KMnO4固体（紫黑色）； MnO4—（紫红色溶液） 固态O3（紫黑色）
钾的焰色反应（紫色） I2蒸气、I2在非极性溶剂中（紫色）
3．橙色：溴水（橙色） K2Cr2O7溶液（橙色）
4．黄色：
AgI（黄色固体）； AgBr（淡黄色固体）； Ag3PO4（黄色固体）； FeS2（黄色固体）；
Na2O2（淡黄色固体）； S（黄色固体）； Au（金属光泽黄色固体）；
I2的水溶液（黄色）； 碘酒（黄褐色）； 久置的KI溶液（黄色）（被氧化为I2）；
Na的焰色反应（黄色）； TNT（淡黄色针状）； 工业浓盐酸（黄色）（含有Fe3+）；
NaNO2（无色或浅黄色晶体）； Fe3+的水溶液（黄色）；硝基苯中溶有浓硝酸分解的NO2时（黄色）
久置的浓硝酸（黄色）（溶有分解生成的NO2）； 浓硝酸粘到皮肤上（天然蛋白质）（显黄色）；
5．绿色：
Cu2(OH)2CO3（绿色固体）； Fe2+的水溶液（浅绿色）； FeSO4·7H2O（绿矾）；
K2MnO4（绿色）； Cl2、氯水（黄绿色）； F2（淡黄绿色）；
CuCl2的浓溶液（蓝绿色）；
7．棕色：
FeCl3固体（棕黄色）； CuCl2固体（棕色）
6．蓝色：
Cu(OH)2、CuSO4·5H2O、Cu2+在水溶液中（蓝色）； 石蕊遇碱性溶液（蓝色）；
硫、氢气、甲烷、乙醇在空气中燃烧（淡蓝色火焰）； 一氧化碳在空气中燃烧（蓝色火焰）；
淀粉遇I2变蓝色； Co2O3（蓝色）； O2（液态——淡蓝色）；
Cu(OH)2溶于多羟基化合物（如甘油、葡萄糖等）的水溶液中（绛蓝色）；
O3（气态——淡蓝色；液态——深蓝色；固态——紫黑色）。
7．黑色：
FeO； Fe3O4； FeS； CuO； CuS； Cu2S； MnO2； C粉；
Ag2S； Ag2O PbS； AgCl、AgBr、AgI、AgNO3光照分解均变黑；
绝大多数金属在粉末状态时呈黑色或灰黑色。
8．白色：常见白色固体物质如下（呈白色或无色的固体、晶体很多）：
AgCl； Ag2CO3； Ag2SO4； Ag2SO3； BaSO4； BaSO3； BaCO3；
Ba3(PO4)2； BaHPO4； CaO； Ca(OH)2； CaCO3； MgO； Mg(OH)；
MgCO3； Fe(OH)2； AgOH； PCl5； SO3； 三溴苯酚 CuSO4
铵盐（白色固体或无色晶体）；
Fe(OH)2沉淀在空气中的现象：白色→（迅速）灰绿色→（最终）红褐色
pH试纸：干燥时呈黄色；中性时呈淡绿色；酸性时呈红色，酸性越强，红色越深；碱性时呈蓝色，碱性越强，蓝色越深。
红色石蕊试纸：红色（用于检验碱性物质） 蓝色石蕊试纸：蓝色（用于检验酸性物质）
淀粉试纸：白色（用于检验碘单质） KI—淀粉试纸：白色（用于检验氧化性物质）
石蕊：pH＜5时呈红色；pH介于5～8时呈紫色；pH＞8时呈蓝色。
酚酞：pH＜8.2时呈无色；pH介于8.2～10时呈粉红色；pH＞10时呈红色。
甲基橙: pH＜3.1时呈红色；pH介于3.1～4.4时呈橙色；pH＞4.4时呈黄色。
甲基红: pH＜4.4时呈红色；pH介于4.4～6.2时呈橙色；pH＞6.2时呈黄色。
二、重要物质的俗名
1．生石灰（主要成份是CaO）； 消石灰、熟石灰[主要成份是Ca(OH)2]；
水垢[主要成份是CaCO3和Mg(OH)2]；
石灰石、大理石、白垩、蛋壳、贝壳、骨骼中的无机盐（主要成份是CaCO3）；
波尔多液（石灰水与硫酸铜溶液的混合物）； 石硫合剂（石灰水与硫粉的悬浊液）。
碱石灰[由NaOH、Ca(OH)2的混合液蒸干并灼烧而成，可以看成是NaOH和CaO的混合物]；
2．烧碱、火碱、苛性钠（NaOH）； 苛性钾（KOH）
3．苏打、纯碱、口碱（Na2CO3）； 小苏打（NaHCO3）； 大苏打、海波（Na2S2O3）
纯碱晶体（Na2CO3·10H2O）； 泡花碱、水玻璃、矿物胶（Na2SiO3的水溶液）。
4．芒硝（Na2SO4·10H2O）；　 重晶石（BaSO4）；
石膏（CaSO4·2H2O）； 熟石膏（2CaSO4·H2O）。
5．胆矾、蓝矾（CuSO4·5H2O）； 明矾[KAl(SO4)2·12H2O或K2 SO4·Al2(SO4)3·24H2O]；
绿矾（FeSO4·7H2O）； 皓矾（ZnSO4·7H2O）。
6．菱镁矿（主要成份是MgCO3）； 菱铁矿（主要成份是FeCO3）；
磁铁矿（主要成份是Fe3O4）； 赤铁矿、铁红（主要成份是Fe2O3）；
黄铁矿、硫铁矿（主要成份是FeS2）。
7．磷矿石[主要成份是Ca3(PO4)2]； 重过磷酸钙、重钙 [主要成份是Ca(H2PO4)2]；
过磷酸钙、普钙 [主要成份是Ca(H2PO4)2和CaSO4]。
8．光卤石（KCl·MgCl2·6H2O）；
9．铜绿、孔雀石[Cu2(OH)2CO3 ] ；
10．萤石（CaF2）； 电石（CaC2）； 冰晶石（Na3AlF6）
水晶（SiO2）； 玛瑙（主要成份是SiO2）； 石英（主要成份是SiO2）；
硅藻土（无定形SiO2） 宝石、刚玉（Al2O3）； 金刚砂（SiC）。
11．草酸HOOC—COOH 硬脂酸C17H35COOH 软脂酸C15H31COOH
油酸C17H33COOH 石炭酸C6H5OH 蚁酸HCOOH
蚁醛HCHO 福尔马林（HCHO的水溶液） 木精CH3OH
酒精CH3CH2OH 醋酸、冰醋酸CH3COOH 甘油（CH2OHCHOHCH2OH）
硝化甘油（三硝酸甘油酯）TNT（三硝基甲苯） 肥皂（有效成份是C17H35COONa）
火棉——纤维素与硝酸完全酯化反应、含氮量高的纤维素硝酸酯。用于制造无烟火药和枪弹的发射药。
胶棉——纤维素与硝酸不完全酯化反应、含氮量低的纤维素硝酸酯。用于制造赛璐珞和油漆。
粘胶纤维——由植物的秸秆、棉绒等富含纤维素的物质经过NaOH和CS2等处理后，得到的一种纤维状物质。其中长纤维俗称人造丝，短纤维俗称人造棉。
12．尿素CO(NH2)2 硫铵(NH4)2SO4 碳铵NH4HCO3
13．硫酐SO3 硝酐N2O5 碳酐、干冰、碳酸气CO2
14．王水（浓硝酸和浓盐酸按体积比1 : 3的混合物）
三、重要物质的用途
1．干冰、AgI晶体——人工降雨剂 2．AgBr——照相感光剂
3．K、Na合金（l）——原子反应堆导热剂 4．铷、铯——光电效应
5．钠——很强的还原剂，制高压钠灯
6．NaHCO3、Al(OH)3——治疗胃酸过多，NaHCO3还是发酵粉的主要成分之一
7．Na2CO3——广泛用于玻璃、制皂、造纸、纺织等工业，也可以用来制造其他钠的化合物
8．皓矾——防腐剂、收敛剂、媒染剂 9．明矾——净水剂
10．重晶石——“钡餐” 11．波尔多液——农药、消毒杀菌剂
12．SO2——漂白剂、防腐剂、制H2SO4
13．白磷——制高纯度磷酸、燃烧弹 14．红磷——制安全火柴、农药等
15．氯气——漂白（HClO）、消毒杀菌等 16．Na2O2——漂白剂、供氧剂、氧化剂等
17．H2O2——氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂、火箭燃料等
18．O3——漂白剂（脱色剂）、消毒杀菌剂、吸收紫外线（地球保护伞）
19．石膏——制模型、水泥硬化调节剂、做豆腐中用它使蛋白质凝聚（盐析）；
20．苯酚——环境、医疗器械的消毒剂、重要化工原料
21．乙烯——果实催熟剂、有机合成基础原料
22．甲醛——重要的有机合成原料；农业上用作农药，用于制缓效肥料；杀菌、防腐，35%~40%的甲醛溶液用于浸制生物标本等
23．苯甲酸及其钠盐、丙酸钙等——防腐剂 24．维生素C、E等——抗氧化剂
25．葡萄糖——用于制镜业、糖果业、医药工业等
26．SiO2纤维——光导纤维（光纤），广泛用于通讯、医疗、信息处理、传能传像、遥测遥控、照明等方面。
27．高分子分离膜——有选择性地让某些物质通过，而把另外一些物质分离掉。广泛应用于废液的处理及废液中用成分的回收、海水和苦咸水的淡化、食品工业、氯碱工业等物质的分离上，而且还能用在各种能量的转换上等等。
28．硅聚合物、聚氨酯等高分子材料——用于制各种人造器官
29．氧化铝陶瓷（人造刚玉）——高级耐火材料，如制坩埚、高温炉管等；制刚玉球磨机、高压钠灯的灯管等。
30．氮化硅陶瓷——超硬物质，本身具有润滑性，并且耐磨损；除氢氟酸外，它不与其他无机酸反应，抗腐蚀能力强，高温时也能抗氧化，而且也能抗冷热冲击。常用来制造轴承、汽轮机叶片、机械密封环、永久性模具等机械构件；也可以用来制造柴油机。
31．碳化硼陶瓷——广泛应用在工农业生产、原子能工业、宇航事业等方面。
四、各种“水”汇集
1． 纯净物
蒸馏水——H2O 重水——D2O 超重水——T2O
水银——Hg 水晶——SiO2
2． 混和物：
双氧水——H2O2的水溶液
氨水——分子（NH3、NH3·H2O、H2O）；离子（NH4+、OH—、H+）
氯水——分子（Cl2、HClO、H2O）；离子（H+、Cl—、ClO—、OH—）
王水——浓HNO3 : 浓HCl = 1 : 3（浓溶液的体积比）
硬水——溶有较多Ca2+、Mg2+的水
暂时硬水——溶有较多Ca(HCO3)2、Mg(HCO3) 2的水，用加热煮沸法可降低其硬度（软化）。
永久硬水——溶有较多Ca2+、Mg2+的盐酸盐、硫酸盐的水，用药剂或阳离子交换法可软化。
软水——溶有较少量或不溶有Ca2+、Mg2+的水
生理盐水——质量分数为0.9%的NaCl溶液
卤水——海水中提取出食盐后含有MgCl2、CaCl2、NaCl及少量MgSO4的水
水玻璃——Na2SiO3的水溶液
水晶——高纯度二氧化硅晶体
烟水晶——含有色金属氧化物小颗粒的二氧化硅晶体
水泥——主要成份是硅酸二钙（2CaO·SiO2）、硅酸三钙（3CaO·SiO2）、铝酸三钙（3CaO·Al2O3）
五、各种“气”汇集
1． 无机的：
爆鸣气——H2与O2 水煤气——CO与H2 笑气——N2O 碳酸气——CO2
高炉气（高炉煤气）——CO、CO2、N2
空气——N2、O2、稀有气体、少量CO2、水蒸气以及其它杂质气体
2． 有机的：
天然气——主要成分为CH4。通常含有H2S等有毒气体杂质。※又名沼气、坑气、瓦斯气。
裂化气——C1~C4的烷烃、烯烃。
裂解气——主要是CH2=CH2 、CH3CH=CH2、CH2=CH—CH=CH2、H2等。
木煤气、焦炉气——H2、CH4、CO等。
炼厂气——C1~C4的气态烃 ※又名石油气、油田气。
电石气——CH≡CH，通常含有H2S、PH3等。
六、比较元素金属性强弱的依据
金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱（需要吸收能量）的性质
金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质
☆ 注：“金属性”与“金属活动性”并非同一概念，两者有时表示为不一致，如Cu和Zn：金属性是：Cu > Zn，而金属活动性是：Zn > Cu。
1． 在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2． 常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3． 依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。
4． 依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。
5． 依据金属活动性顺序表（极少数例外）。
6． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
7． 依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。
8． 依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
9． 气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。
七、比较元素非金属性强弱的依据
1． 依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。
2． 依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。酸性越强，其元素的非金属性越强。
3． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐减弱。
4． 非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。非金属性强的置换非金属性弱的。
5． 非金属单质与具有可变价金属的反应。能生成高价金属化合物的，其非金属性强。
6． 气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，其非金属性越强。
7． 依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正负来判断。如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是O > Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F > O
说明：
元素的非金属性与其单质的活泼性不完全一致。例如，氧、氮的非金属性均比氯强，但氧气、氮气的活泼性均不及氯气。
八、“10电子”、“18电子”的微粒小结
1．“10电子”的微粒：

分子
离 子
一核10电子的
Ne
N3—（固）、O2—（固）、F—、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子的
HF
OH—
三核10电子的
H2O
NH2—
四核10电子的
NH3
H3O+
五核10电子的
CH4
NH4+
2．“18电子”的微粒：

分 子
离 子
一核18电子
Ar
K+、Ca2+、Cl—、S2—
二核18电子
F2、HCl
HS—
三核18电子
H2S

四核18电子
PH3、H2O2

五核18电子
SiH4、CH3F

六核18电子
N2H4、CH3OH

七核18电子
CH3NH2

八核18电子
CH3CH3

九、元素周期表
将族序号、主族元素、惰性元素的名称、符号、原子序数填入下表。
族
周
期

一

二

三

四

五

六

七

小结：
1． 元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族（纵行序号的个位数与主族序数相等）；第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族（纵行序号个位数与副族序数相等）；第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族；第18纵行称为0族。
2． ⅠA族称为碱金属元素（氢除外）；ⅡA族称为碱土金属元素；ⅢA族称为铝族元素；ⅣA族称为碳族元素；ⅤA族称为氮族元素；ⅥA族称为氧族元素；ⅦA族称为卤族元素。
3． 元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一（2种元素）、二（8种元素）、三（8种元素）周期为短周期（只有主族元素）；第四（18种元素）、五（18种元素）、六（32种元素）周期为长周期（既有主族元素，又有过渡元素）；第七周期（目前已排26种元素）为不完全周期。
4． 在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强；越在右上部的元素（惰性气体除外），其非金属性越强。金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。
5． 在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。
6． 主族元素的价电子是指其最外层电子；过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子；镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和倒数第三层的部分电子。
7． 在目前的112种元素中，只有22种非金属元素（包括6种稀有气体元素），其余90种都是金属元素；过渡元素全部是金属元素。
8． 在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药；金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料；过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。
9． 从原子序数为104号往后的元素，其原子序数的个位数与其所在的副族序数、Ⅷ族（包括108、109、110三号元素）、主族序数分别相等。第七周期若排满，最后0族元素的原子序数为118号。
10．同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数之差可能为1（第二、三两周期）或11（第四、五两周期）或25（第六周期）。
11．若主族元素xA所在的第n周期有a种元素，同主族的yB元素所在的第n + 1周期有b种元素，当xA、yB位于第IA族、ⅡA族时，则有：y = x + a；当xA、yB位于第ⅢA ~ ⅦA族时，则有：
y = x + b。
十、构、位、性的规律与例外
1． 一般原子的原子核是由质子和中子构成，但氕原子（1H）中无中子。
2． 元素周期表中的每个周期不一定从金属元素开始，如第一周期是从氢元素开始。
3． 大多数元素在自然界中有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素到目前为却未发现稳定的同位素。
4． 一般认为碳元素形成的化合物种类最多，且ⅣA族中元素组成的晶体常常属于原子晶体，如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。（据有些资料说，氢元素形成的化合物最多）
5． 元素的原子序数增大，元素的相对原子质量不一定增大，如18Ar的相对原子质量反而大于19K的相对原子质量。
6． 质量数相同的原子，不一定属于同种元素的原子，如18O与18F、40K与40Ca
7． ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素没有同素异形体，且其单质不能与氧气直接化合。
8． 活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物，但AlCl3却是共价化合物（熔沸点很低，易升华，为双聚分子，结构式为 所有原子都达到了最外层为8个电子的稳定结构）。
9． 一般元素性质越活泼，其单质的性质也活泼，但N和P相反。
10．非金属元素之间一般形成共价化合物，但NH4Cl、NH4NO3等却是离子化合物。
11．离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但在气态时却是以单个分子存在。
12．含有非极性键的化合物不一定都是共价化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是离子化合物。
13．单质分子不一定是非极性分子，如O3是极性分子。
14．一般氢化物中氢为+1价，但在金属氢化物中氢为-1价，如NaH、CaH2等。
15．非金属单质一般不导电，但石墨可以导电。
16．非金属氧化物一般为酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而属于不成盐氧化物。
17．金属氧化物一般为碱性氧化物，但一些高价金属的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而属于酸性氧物，2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O 2KOH + CrO3 == K2CrO4 + H2O；Na2O2、MnO2等也不属于碱性氧化物，它们与酸反应时显出氧化性。
18．组成和结构相似的物质（分子晶体），一般分子量越大，熔沸点越高，但也有例外，如HF>HCl，H2O>H2S，NH3>PH3，因为液态及固态HF、H2O、NH3分子间存在氢键，增大了分子间作用力。
19．非金属元素的最高正价和它的负价绝对值之和等于8，但氟无正价，氧在OF2中为+2价。
20．含有阳离子的晶体不一定都含有阴离子，如金属晶体中有金属阳离子而无阴离子。
21．一般元素的化合价越高，其氧化性越强，但HClO4、HClO3、HClO2、HClO的氧化性逐渐增强。
22．离子晶体不一定只含有离子键，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中还含有共价键。
十一、微粒半径大小的比较方法
1． 原子半径的大小比较，一般依据元素周期表判断。若是同周期的，从左到右，随着核电荷数的递增，半径逐渐减小；若是同主族的，从上到下，随着电子层数增多，半径依次增大。
2． 若几种微粒的核外电子排布相同，则核电荷数越多，半径越小。
3． 同周期元素形成的离子中阴离子半径一定大于阳离子半径，因为同周期元素阳离子的核外电子层数一定比阴离子少一层。
4． 同种金属元素形成的不同金属离子，其所带正电荷数越多（失电子越多），半径越小。
☆判断微粒半径大小的总原则是：
1． 电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大；
2． 电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；
3． 电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+）> r（Fe3+）
4． 核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；
5． 若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，则一般难以直接定性判断其半径大小，需要查找有关数据才能判断。
十二、离子方程式的书写
１. 离子符号的正确书写
电解质只有在完全电离时才能写成离子，如：
酸中，硫酸、硝酸、盐酸、氢溴酸、氢碘酸、高氯酸等强酸在水溶液中
碱中，氢氧化钡、NaOH、KOH等强碱在水溶液或熔融状态时
盐中，绝大多数盐在水溶液或熔融状态时
☆注意：
①酸式盐的电离情况：
NaHSO4（水溶液）==Na+ + H+ + SO42— NaHSO4（熔融）==Na+ + HSO4—
NaHCO3==Na+ + HCO3—
NH4HSO3==NH4+ + HSO3—
NaH2PO4==Na+ + H2PO4—
②对微溶物的处理：在澄清的溶液中能写成离子，在浑浊时不能写成离子。如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。
③对浓强酸的处理：浓H2SO4参加的反应，对H2SO4一般不写成离子，例如，浓H2SO4与Cu的反应，起强氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42—，且浓H2SO4中水很少（硫酸能与水以任意比例互溶），绝大多数是H2SO4分子，未发生电离。浓盐酸、浓硝酸参加的反应，一般都写成离子，因为它们受其溶解度的限制，溶质质量分数不是很大，其中水的量足以使它们完全电离。
④是离子反应的不一定都能写成离子方程式。例如实验室制取氨气的反应是NH4Cl与Ca(OH)2之间的离子交换反应，但它们是固体之间的反应。
２. 反应要符合实际
① 符合离子反应发生的条件（生成溶解度更小的物质或生成更加难电离的物质或生成更易挥发性的物质）；
② 符合氧化还原反应发生的规律（强氧化剂与强还原剂优先发生反应）；
③ H+优先跟碱性强的微粒（易电离出OH— 或易结合H+的微粒）反应；
④ OH—优先跟酸性强的微粒（易电离出H+或易结合OH—的微粒）反应。
３. 配平要符合三个“守恒”——质量守恒和电荷守恒以及氧化还原反应中的得失电子守恒
４. 注意离子间量的比例关系：不足物质中参加反应的阴、阳离子的个数比一定符合其化学式中阴、阳离子的个数比。
十三、离子共存问题
1．分析是否能发生复分解反应。一般条件是有难溶、难电离、挥发性物质生成。
2．分析能否发生氧化还原反应
还原性离子（Fe2+、I—、S2—、SO32—等）与氧化性离子（NO3—/H+、Fe3+、ClO—、MnO4—等）因发生氧化还原反应而不能共存。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．分析是否发生双水解反应
常见的双水解反应有以下几组： S2—
AlO2— CO32— Fe3+ AlO2—
Fe3+与 CO32— Al3+与 HCO3— AlO2—与 Al3+ NH4+与
HCO3— AlO2— NH4+ SiO32—
SiO32— SO32—、SiO32—
6． 分析是否发生络合反应
如：Fe3+ + 3SCN— = Fe(SCN)3（血红色溶液）
Fe3+ + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)63—(紫色溶液) +6H+
☆注意:
（1）弱酸的酸式根离子既不能与H+离子大量共存，又不能与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
H2PO4— + H+ = H3PO4 H2PO4— + OH—= HPO42— + H2O
……
（2）能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存，如Ca2+和SO42—、Ag+和SO42—、Mg2+和CO32—、Ca2+和OH—等。
（3）PO43—与H2PO4—不能大量共存，因为前者水解呈碱性，后者电离为主显酸性，两者相遇要反应 PO43— + H2PO4—== 2HPO42—
（4）Al3+、Fe3+因其在水溶液中当pH为3~4左右时即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al3+、Fe3+几乎与所有的弱酸根离子都不能大量共存。
（5）[Ag(NH3)2]+与H+不能大量共存，因为在酸性溶液中，NH3与H+以配位键结合成NH4+的趋势很强，导致[Ag(NH3)2]+ + 2H+ == Ag+ + 2NH4+发生。
（6）解答此类问题还要抓住题干的附加条件，如溶液的酸性、碱性还是中性；是否有颜色；可能大量共存还是一定能大量共存；能与铝粉反应放出H2（可能是非氧化性酸溶液，也可能是强碱溶液）；由水电离出的H+浓度为10—10mol·L—1（可能是酸溶液，也可能是碱溶液）
十四、水的电离·溶液的pH
水的电离和溶液的pH是电解质溶液的重点和难点，是高中与大学的重要衔接点，同时也是高考化学试题的热点。分析多年的高考化学试题，我们不难发现：水的电离和溶液pH这一知识点试题每年考并且常考常新。因此，有必要认真加以训练。
相关知识点
１、电解质溶液的酸碱性跟水的电离密切相关。实验证明，水是一种极弱的电解质，能微弱电离：
H2O+H2O H3O++OH—，可简写为：H2O H+ + OH—。此电离平衡易受外界条件（温度、电解质等）影响，但遵循平衡移动原理。实验还证明，在纯水或电解质的稀溶液中，当温度一定时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一常数，即c(H+)·c(OH-)＝Kw。Kw简称为水的离子积。它只是温度函数，并随温度的升高而增大。25℃时，Kw=1×10-14，100℃，Kw=1×10-12。
２、电解质溶液的酸碱性取决于c(H+)与c(OH-)的相对大小。在常温下，
中性溶液中c(H+) = c(OH-) = 1×10-7mol/L；
酸性溶液中c(H+) > c(OH-)；c(H+) > 1×10-7mol/L；
碱性溶液中c(H+) < c(OH-)，c(H+) < 1×10-7mol/L。
３、电解质稀溶液的酸碱性可用pH大小来统一度量，其定义式：pH = －1g c(H+)。pH的通常范围是0 ~ 14，若pH < 0，则直接用c(H+)来表示已比较方便了[c(H+) > 1mol/L]；若pH > 14，则直接用c(OH— )来表示也已比较方便了[c(OH-) > 1mol/L]。
同样可定义：pOH = －1g c(OH-)，在常温下，同一溶液的pH ＋ pOH = 14。
４、电解质溶液pH的测定：
（１）酸碱指示剂只能粗略地测定溶液的pH值范围。常用指示剂有：
甲基橙：pH < 3.1时显红色；pH = 3.1 ~ 4.4时显橙色；pH > 4.4时显黄色。
石 蕊：pH < 5时显红色；pH = 5 ~ 8时显紫色；pH > 8时显蓝色。
酚 酞：pH < 8时呈无色；pH = 8 ~ 10时显粉红色；pH > 10时显红色。
（２）pH试纸只能粗略地测定溶液的pH，应掌握其操作步骤：先将干燥的pH试纸置于干燥、洁净的玻璃片上，然后用干燥、洁净的玻璃棒沾取待测溶液滴在pH试纸的中央，在半分钟之内立即跟标准比色卡对照，读出与之颜色最接近的pH。
思考：为什么不用蒸馏水湿润pH试纸？所用玻璃片和玻璃棒为什么必须是干燥、洁净的？为什么必须立即跟标准比色卡对照？
（３）测定溶液pH最精确的方法是用pH计。
5．在一定温度下，若向纯水中加入酸或碱时，由于它们电离出H+或OH—的能力超过了水，从而抑制了水的电离，使水电离产生的c(H+)和c(OH-)都大大减小；若向纯水中加入能发生水解的盐，由于弱酸根阴离子或弱碱的阳离子能结合水电离出来的H+或OH—，生成较难电离的弱酸（或酸式根）或弱碱，从而促进了水的电离，使水电离产生的c(H+)和c(OH-)都增大。但是弱酸、弱碱相对于水来说，电离程度都比水大。所以，当盐只有单方面水解时，一般程度都很小；当盐的阴、阳离子都水解（即双水解）时，相互促进，程度较大，甚至很彻底。如Al2S3遇到水，则完全水解生成Al(OH)3和H2S（一是双水解，相互促进，程度较大；二是生成沉淀和气体，从反应体系——溶液中脱离出来，使水解平衡正向移动）。
7． 弱电解质溶液稀释时，电离程度增大，电离产生的离子的物质的量亦增大；对于纯弱电解质或浓弱电解质溶液来说，随水的不断加入，电离产生的离子浓度（导电能力）是先增大后减小（开始时，弱电解质电离程度增大的倍数大于溶液体积增大的倍数，离子浓度有所增大；变成稀溶液后，弱电解质电离程度增大的倍数小于溶液体积增大倍数，离子浓度反而减小）。对于稀的弱电解质溶液来说，随水的不断加入，电离产生的离子浓度始终减小。
7．强酸、弱酸与碱、与活泼金属反应的一般规律
（1）相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较

c(H+)

pH

中和碱
的能力

与过量Zn的反应情况

稀释相同倍数
(10 n)后的pH

产生氢
气的量

开始时的
反应速率

盐酸

大

小

相等

相同

快

仍小些

醋酸
小
大
慢
仍大些

（2）相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较

c(H+)

c(酸)

中和碱
的能力

与过量Zn的反应情况

稀释相同倍数
(10 n)后的pH

产生氢
气的量

开始时的
反应速率

盐酸

相等

小

小

少

相等

pH(稀)= pH(浓) + n

醋酸
大
大
多
pH(稀)< pH(浓) + n
☆结论:
① 酸与活泼金属反应时，产生H2的多少是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的；产生H2的快慢是由酸中c(H+)决定的。
② 酸中和碱的能力强弱是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的。
8．证明某酸（如醋酸）是弱酸的实验原理
① 测定0.01mol/L 醋酸溶液的pH，发现大于2 。[说明c(H+)< c(醋酸)，即醋酸末完全电离]
（该方案简单可行）
② 用pH试纸或酸碱指示剂测定0.1 mol/L CH3COONa溶液的酸碱性，发现呈碱性。
[说明CH3COO—发生了水解，即CH3COOH是弱酸]（该方案亦简单可行）
③ 向滴有石蕊试液的醋酸溶液中，加入适量的CH3COONH4晶体后振荡，发现红色变浅。[CH3COONH4晶体中由于NH4+、CH3COO— 对应的NH3·H2O和CH3COOH在常温时电离常数几乎相同，故它们的水解程度相同，所得溶液呈中性，但在醋酸溶液中增加了醋酸根浓度，石蕊试液的红色变浅，酸性减弱，说明醋酸溶液中存在电离平衡，且逆向移动了，亦即说明醋酸是弱酸]（该方案亦简单易行）
④ 取等体积、pH都等于2的醋酸和盐酸与同浓度的NaOH溶液中和，前者中和NaOH多。
[说明n(醋酸) > n(盐酸) c(醋酸) > c(盐酸) c(醋酸) > c(H+) 醋酸是弱电解质 ]
（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸）
⑤ 取等体积、pH都等于2的醋酸和盐酸与足量的Zn粒反应，并将产生的氢气分别收集起来，发现醋酸生成的H2多。[原理同④]
（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸，且操作较繁）