一．考点梳理
1．离子反应
(1)离子反应定义：有离子参加或生成的反应。电解质在水溶液中的反应属于离子反应。
(2)离子反应发生条件
①在溶液中进行的离子互换形式的复分解反应发生的条件：溶液中自由离子数目由多变少。表现在以下几个方面：
a生成难溶物（如BaSO4、CaCO3、CuS等）；
b生成难电离物质（如弱酸、弱碱、水等）；
c生成挥发性物质（如CO2、H2S等）。
凡具备上述条件之一的均可发生离子反应。
②氧化还原型离子反应的发生条件：氧化性和还原性强或较强的物质相遇，转变为还原性和氧化性较弱或弱的物质。即强氧化剂转变为弱还原剂，强还原剂转变为弱氧化剂。
2．离子方程式
(1)定义：用实际参与反应的离子符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式。
(2)意义：离子方程式表示同一类型的所有的离子反应，如Ca2+ + CO32－== CaCO3↓表示可溶性的钙盐和可溶性的碳酸盐在溶液中进行的反应。
(3)书写：可按“写、拆、删、查”四个步骤进行书写。要注意如下问题：
①难溶物质、难电离物质、易挥发物质、单质、非电解质和氧化物均保留化学式。
②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，一般均写化学式(标“↓”号)。
③氨水作为反应物写NH3 •H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大，可写NH3(标“↑”)，否则一般写NH3 •H2O。
④固体与固体间(以及纯液体之间)的反应不能写离子方程式；浓H2SO4、浓H3PO4与固体之间的反应也不能写离子方程式。
⑤离子方程式要做到两守恒：即质量守恒和电荷守恒。
3．离子共存
在同一溶液中，能相互发生反应的离子不能大量共存。
二．方法归纳
1．离子方程式的正误判断
(1)看四原则。
①客观事实原则。如2Fe+6H+==2Fe3++3H2↑中错在H+不能把Fe氧化成Fe3+，而只能氧化成Fe2+。应为：Fe + 2H+== Fe2+ + H2↑。
②质量守恒原则。如Na + H2O== Na+ + OH– + H2↑，错在反应前后H原子的数目不等。应为：
2Na + 2H2O== 2Na+ + 2OH– + H2↑。
③电荷守恒原则。如Fe3+ + Cu== Fe2+ + Cu2+，错在左右两边电荷不守恒。应为：2Fe3+ + Cu== 2Fe2+ + Cu2+。
④定组成原则。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应：H+ + SO42– + Ba2+ + OH–== BaSO4↓+ H2O，错在SO42–和H+、Ba2+和OH–未遵循1 : 2这一定组成。应为：2H+ +SO42– +Ba2+ +2OH–==BaSO4↓+ 2H2O。
(2)看拆分。
①能拆分的物质。如：Ca(HCO3)2 +2H+== Ca2+ + 2CO2↑+2H2O，错在未能将Ca(HCO3)2将拆分成Ca2+和HCO3–。应为：HCO3– +H+== CO2↑+ H2O
②不能改写的物质。如Cl2 + H2O= 2H+ + Cl– + ClO–，错在将弱酸HClO改写成了H+和ClO–。应为：Cl2 + H2O== H+ + Cl– + HClO。
(3)看量的关系。如“把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合”：HCO3– + Ca2+ + OH–== CaCO3↓+ H2O，错在未考虑反应物中量的关系。应为：2HCO3– +Ca2+ +2OH– =CaCO3↓+2H2O +CO32–
(4)看是否忽略隐含反应。如将少量SO2通入漂白粉溶液中：H2O+SO2+Ca2++2ClO–=CaSO3↓+2HClO，错在忽略了HClO可以将+4价的硫氧化。应为：H2O+SO2 +Ca2+ +ClO– =CaSO4↓+2H+ + Cl–。
