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1、必修一知识点总结必修一知识点总结1Na2O 与 Na2O2的比较颜色、状态属类电子式Na+与水反应与二氧化碳反应稳定性特性用途2-Na+Na+2-Na+Na2OH2O2NaOHNa2OCO2Na2CO3不稳定，与 O2反应 2Na2OO22Na2O2制 NaOH碳酸钠Na2CO3白色粉末(Na2CO310H2O 为无色晶体)纯碱、苏打易溶于水相对稳定(Na2CO310H2O 易失水风化)Na2CO32HCl2NaClCO2H2O(向该盐溶液中滴加盐酸，反应分步进行)与石灰水反应，与 NaOH 不反应2Na2O22H2O4NaOHO22Na2O22CO22Na2CO3O2相对稳定强氧化性、漂白性
2、作漂白剂和生氧剂(用于潜水、航空)碳酸氢钠NaHCO3白色细小晶体小苏打溶解度较 Na2CO3小不稳定 2NaHCO3Na2CO3CO2H2ONaHCO3HClNaClCO2H2O，剧烈与石灰水、NaOH 均反应NH3NaClCO2H2ONaHCO3NH4Cl发酵粉、治疗胃病、泡沫灭火器Na2O白色固体碱性氧化物Na2O2淡黄色固体过氧化物2Na2CO3与 NaHCO3的比较化学式颜色状态俗名溶解性热稳定性与酸反应与碱反应制法用途相互转变Na2CO3NaHCO3铝与 X2、O2、S 等反应，如：2NaHCO3Na2CO3CO2H2O制玻璃、肥皂、造纸、纺织、洗涤等3 镁、铝化学性质及用途比较镁
3、与 X2、O2、S、N2等反应，如：与非金属反应MgS与酸反应MgS,2MgO22MgO2Al3SAl2S3，4Al3O22Al2O3Mg2H+Mg2+H2，与氧化性酸浓 H2SO4、2Al6H+2Al3+3H2，室温时，在浓硫酸、浓HNO3反应较为复杂硝酸中钝化去掉氧化膜的 Al 与沸水缓慢反应与水反应Mg2H2OMg(OH)2H2生成的 Mg(OH)2能使酚酞试液变红不反应2Al6H2O2Al(OH)33H2与碱反应2Al2NaOH2H2O2NaAlO23H2与氧化物反应2MgOC(干态置换)2MgCO2镁着火，不能用 CO2灭之用途照明弹，制合金等2AlFe2O3(铝热反应)Al2O32
4、Fe导线、电缆、炊具、化工、合金2 2AlAl2 2O O3 3Al2O3是一种白色难熔的物质， 不溶于水， 是冶炼金属铝的原料， 也是一种比较好的耐火材料。 是典型的两性氧化物，Al2O36H+2Al3+3H2O，Al2O32OH-2AlO2-H2O3 3Al(OH)Al(OH)3 3Al(OH)3是几乎不溶于水的白色胶状物质，能凝聚水中的悬浮物，又能吸附色素，是典型的两性氢氧化物，在酸或强碱中都能溶解4 4“ “铝三角铝三角” ”及其应用及其应用典型复分解关系典型复分解关系(1)“铝三角”系指 Al3+、Al(OH)3、AlO2-相互依存的三角关系；有关离子方程式为：Al3+3OH-Al(
5、OH)3或 Al3+3NH3H2OAl(OH)33NH4+Al(OH)3OH-AlO2-2H2O，AlO2-4H+Al3+2H2O；Al3+4OH-AlO2-2H2O，AlO2-H+H2OAl(OH)3或 AlO2-CO22H2OAl(OH)3HCO3-，Al(OH)33H+Al3+3H2O(2)应用制取 Al(OH)3，最好用铝盐与氨水作用或将 CO2通人偏铝酸盐中；离子共存问题：Al3+与 S2-、AlO2-、HCO3-、CO32-因相互促进水解而不能大量共存，AlO2-与 H+、NH4+、Al3+、Fe3+等不能大量共存。有关离子方程式如下：Al3+3AlO2-6H2O4Al(OH)3，
6、Al3+3HCO3-Al(OH)3CO2，2Al3+3S2-6H2O2Al(OH)33H2SAlO2-NH4+H2OAl(OH)3NH3，3AlO2-Fe3+6H2O3Al(OH)3Fe(OH)35 5铝的图像铝的图像(1)向 AlCl3溶液中滴加 NaOH 溶液直至过量。图 1 所示。(2)向 AlCl3溶液中滴加氨水至过量。图 2 所示。(3)向 NaOH 溶液中滴加 AlCl3溶液直至过量。图 3 所示。(4)向 NaAlO2溶液中滴加盐酸直至过量。图 4 所示。(5)向盐酸中滴入 NaAlO2溶液直至过量。图 5 所示。(6)向 NaAlO2溶液中通人 CO2直至过量。图 6 所示。6
7、 6既能与酸又能与碱反应的物质既能与酸又能与碱反应的物质某些单质如 Al、Si 等；两性氧化物如 Al2O3；两性氢氧化物如 Al(OH)3；弱酸的铵盐如 CH3COONH4、(NH4)2CO3、(NH4)2S 等；多元弱酸的酸式盐如 NaHCO3、NaH2PO4等；氨基酸、蛋白质等。7 7铁的性质铁位于周期表中第四周期第族，常见的化合价有铁的性质铁位于周期表中第四周期第族，常见的化合价有2 2、3 3 价。化学性质比较活泼，能与许多物质发生价。化学性质比较活泼，能与许多物质发生化学反应：化学反应：与非金属反应，3Fe2O2Fe3O4、2Fe3Cl22FeCl3、FeSFeS；与水反应，3Fe
8、4H2O(g)Fe3O44H2；+2+与酸反应，Fe2H Fe H2，常温下与浓硫酸、浓硝酸发生钝化；与某些盐溶液的反应，如 FeCu2+Fe2+Cu。8 8铁的重要化合物铁的重要化合物(1)氧化物，铁南主要氧化物有 FeO、Fe2O3、Fe3O4等，其性质见下表：铁的氧化物俗名色态稳定性水溶性FeO黑色粉末不稳定不溶Fe2O3铁红红棕色粉末稳定不溶Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2OFe3O4磁性氧化铁黑色晶体稳定不溶Fe3O4+8HCl=FeCl2+2FeCl3+4H2O与 HCl 反应FeO+2HCl=FeCl2+H2O与 CO 反应FexO2yCO与 Al 反应3FexOy2y
9、AlyCO2xFeyAl2O33xFe三种氧化物中 Fe3O4最为稳定，Fe3O4在 Fe 的表面能起到保护作用，防止生锈。Fe3O4可写成 FeOFe2O3；FeO 遇到强氧化性的酸如 HNO3等发生氧化还原反应。(2)铁的氢氧化物铁的氢氧化物色态Fe(OH)2弱碱白色固体不稳定，在空气中易被氧化4Fe(OH)2O22H2O4Fe(OH)3白色灰绿色红褐色Fe(OH)22H+=Fe2+2H2O相应盐与氨水或强碱作用Fe2+2OH-Fe(OH)2Fe(OH)3弱碱红褐色固体受热分解稳定性2Fe(OH)3Fe2O33H2O与酸反应制备Fe(OH)33H+=Fe3+3H2O相应盐与氨水或强碱作用F
10、e3+3OH-Fe(OH)3Fe(OH)2在水中稳定存在的寿命只有几秒钟。在实验室制取 Fe(OH)2时，一定要用新制的 Fe2+盐和 NaOH 溶液，且滴管末端插入试管的液面下，再滴加 NaOH 溶液。Fe(OH)2与氧化性酸发生氧化还原反应；Fe2+在水溶液中显浅绿色，Fe3+在水中呈黄色。(3)铁及其化合物间的相互转化铁三角，典型的氧化还原反应注：Fe 遇到强氧化剂时，直接被氧化成 Fe3+，而遇到弱氧化剂时，被氧化成 Fe2+，同样 Fe2+只有碰到强氧化剂才能被氧化成 Fe3+。常见 Fe2+转变为 Fe3+的离子方程式有：2Fe2+X22Fe3+2X-(XCl、Br)4Fe2+4H
11、+O24Fe3+2H2O2Fe2+H2O22H+2Fe3+2H2O3Fe2+4H+NO3-3Fe3+2H2ONO常见 Fe3+转化为 Fe2+的离子方程式有：2Fe3+Fe3Fe2+，2Fe3+2I-I22Fe2+，2Fe3+SO2+2H2O2Fe2+SO42-4H+9 9FeFe2+2+、FeFe3+3+的检验的检验方法一：加入强碱或氨水溶液，立即产生红褐色沉淀的为 Fe3+，而产生白色沉淀灰绿色红褐色沉淀的为 Fe2+；方法二：滴入 KSCN 溶液，溶液变成红色的为 Fe3+，而无明显现象的为 Fe2+。1 1非金属元素在周期表中的位置非金属元素在周期表中的位置在目前己知的 112 种元素
12、中， 非金属元素共有 22 种。 除氢外， 非金属元素都位于周期表的右上方。H 元素在左上方。F 为非金属性最强的元素。2 2非金属元素的原子结构特征及化合价非金属元素的原子结构特征及化合价(1)与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子的最外层电子数较多(一般为 48 个，H 为 1 个，He 为 2 个，B 为3 个)，次外层都是饱和结构(2、8 或 18 电子结构)。(2)与同周期的金属元素原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径较小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。(3)最高正价等于族序数，对应最低负价等于族序数减 8；S、N、Cl 等还呈现变价。3 3非金属单质非金属单质(1)
13、组成与同素异形体非金属单质中，有单原子分子的He、Ne、Ar 等稀有气体；双原子分子的H2、N2、O2、X2等；多原子分子的 P4、S8、O3、C60等。同一元素形成的不同单质常见的有 O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨、C60等。它们同素异形体。(2)聚集状态及晶体类型常温下有气态(H2、O2、F2、Cl2、He、Ne、Ar 等)；液态(Br2)；固态(硫、磷、硅、碳等)。常温下是气态，液态的非金属单质和部分固体单质，固态时为分子晶体；少量固体象硅、金刚石等为原子晶体，石墨为混合晶体。非金属单质的活动性有别于元素的非金属性。元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：
14、原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强。核电荷数：同周期时，核电荷数越大，吸引电子能力越强；同主族时，核电荷数越大，吸引电子能力越弱。最外层电子数：原子半径相近时，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子间以强烈的共价键相结合(如 NN 等)，当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。如：按元素的非金属性：OCl；NBr，而单质的活泼性：O2Cl2；N2HClO3HClO2HClO，H2SO4H2SO3，HNO3HNO2证明酸性强弱顺序，可用“强酸制弱酸”的规律。如：Na2SiO3+CO2+2
15、H2O=Na2CO3+H4SiO4(水玻璃敞口放置变浑浊)Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO(漂白粉遇 CO2产生 HClO)常见酸的酸性强弱顺序：2 2卤族元素卤族元素典型的非金属典型的非金属氯是典型的非金属元素，原子的最外层有七个电子。氯气具有强氧化性，能与大多数金属、氢气、水、碱发生反应。实验室常用二氧化锰和浓盐酸共热制氯气，发生装置为固液加热制气型，用向上排空气法或排饱和食盐水法收集，多余氯气用氢氧化钠溶液吸收。2 2漂粉精的制备与使用漂粉精的制备与使用工业用氯气和石灰乳作用制漂粉精，有效成分是 Ca(ClO)2。漂白时与空气中 CO2、H2O 或稀盐酸作用生成
16、HClO 而起漂白作用，故应密封保存漂粉精。3 3氯离子的检验方法氯离子的检验方法检验 Cl-时，先在待检溶液中滴人少量稀硝酸将其酸化(排除 CO32-等离子的干扰)，再滴人 AgNO3溶液，如产生白色沉淀，既可判断该溶液中含 Cl-。4 4卤素的原子结构与单质性质的递变规律卤素的原子结构与单质性质的递变规律卤原子的最外层都有 7e-，随着原子序数的增加，非金属性减弱，单质的氧化性减弱。卤素单质的颜色加深，密度增大，熔沸点升高，单质与氢气的反应由易到难，生成的气态氢化物的稳定性减弱、酸性增强、还原性增强；与水反应的程度由大到小。按 Cl2、Br2、I2的顺序，前面的卤素能把后面的卤素从它们的卤
17、化物中置换出来。5 5卤素单质及其化合物的特殊性卤素单质及其化合物的特殊性氟元素只有-1 价，无正化合价；氟气与水剧烈反应放出氧气；氢卤酸中只有氢氟酸为弱酸；卤化银中只有氟化银无感光性。液溴是深红棕色液体，唯一的液态非金属，易挥发为红棕色的溴蒸气；溴需保存在棕色试剂瓶中并加少量水以形成液封。碘是紫黑色固体，易升华为紫色的碘蒸气；游离态碘遇淀粉呈特殊蓝色。溴、碘都易溶于苯、四氯化碳、酒精等有机溶剂。6 6卤化银的性质与应用卤化银的性质与应用AgCl、AgBr、AgI 分别为白色、淡黄色、黄色，均不溶于水和稀硝酸(可用于检验 Cl-、Br-、I-)；都有感光性；其中AgBr 用于照相，AgI 用于
18、人工降雨。分散系分散系分散质粒子的直径分散质粒子的直径分散质粒子分散质粒子实例实例外观外观稳定性稳定性能否透过滤纸能否透过滤纸能否透过半透膜能否透过半透膜鉴别鉴别100nm巨大数目分子集合体石灰乳、油水不均一、不透明不稳定不能不能静置分层浊液浊液胶体胶体1nm100nm许多分子集合体或高分子Fe(OH)3胶体、淀粉溶液均一、透明较稳定能不能丁达尔效应二、胶体的制备二、胶体的制备1物理分散法如研磨(制豆浆、研墨)法、直接分散(制蛋白胶体)法、超声波分散法、电弧分散法等。2化学反应法(1)水解法如向 20mL 煮沸的蒸馏水中滴加 1mL2mLFeCl3饱和溶液，继续煮沸一会儿，得红褐色的 Fe(O
19、H)3胶体。(2)复分解法向盛有 10mL 0.01mol/LKI 的试管中，滴加 810 滴 0.01mol/LAgNO3溶液，边滴边振荡，得浅黄色 AgI 胶体。AgNO3十 KI=AgI(胶体)十 KNO3在一支大试管里装入 5mL10mL1mol/LHCl，加入 1mL 水玻璃，然后用力振荡即可制得硅酸溶胶。Na2SiO3十 2HCl 十 H2O=2NaCl 十 H4SiO4(胶体)除上述重要胶体的制备外，还有：肥皂水(胶体)：它是由 C17H35COONa 水解而成的。淀粉溶液(胶体)：可溶性淀粉溶于热水制得。蛋白质溶液(胶体)：鸡蛋白溶于水制得。三、胶体的提纯三、胶体的提纯渗析法渗
20、析法将胶体放入半透膜袋中，再将此袋放入蒸馏水中，由于胶粒直径大于半透膜的微孔，不能透过半透膜，而小分子或离子可以透过半透膜，使杂质分子或离子进入水中而除去。如果一次渗析达不到纯度要求，可以把蒸馏水更换后重新进行渗析，直至达到要求为止。半透膜的材料：蛋壳内膜，动物的肠衣、膀胱等。1渗析与渗透的区别渗析：分子、离子通过半透膜，而胶体粒子不能通过半透膜的过程。渗透：是低浓度溶液中溶剂分子通过半透膜向高浓度溶液方向扩散的过程，而溶质分子不能通过半透膜。2血液透析原理医学上治疗由肾功能衰竭等疾病引起的血液中毒时，最常用的血液净化手段是血液透析。透析原理同胶体的渗析类似。透析时，病人的血液通过浸在透析液中
21、的透析膜进行循环,血液中重要的胶体蛋白质和血细胞不能透过透析膜，血液内的毒性物质则可以透过，扩散到透析液中而被除去。1 1关于电解质和非电解质关于电解质和非电解质(1)电解质和非电解质必须是化合物，单质及混合物(如 Cl2、食盐水)既不是电解质也不是非电解质。(2)有些化合物的水溶液能导电，如二氧化碳水溶液，但其导电的根本原因不是 CO2本身发生电离产生离子所致，所以 CO2是非电解质，H2CO3才是电解质。(3)有些化合物水溶液不能导电，如 BaSO4、AgCl 溶液等，是因为它们的溶解度小，其水溶液测不出导电性，但只要溶解的部分完全电离，在熔化状态下，它们也能完全电离，所以 BaSO4和
22、AgCl 等难溶盐是电解质。2 2关于强电解质和弱电解质关于强电解质和弱电解质(1)属于强电解质的有：强酸：HCl、H2SO4、HNO3等；强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等；大多数盐类：NaCl、KNO3、BaSO4、NaHSO4、NaHCO3、CH3COONH4等。活泼金属的氧化物：如 Na2O、K2O 等(2)属于弱电解质的有：中强酸和弱酸：H3PO4、H2SO3、H2CO3、CH3COOH、HF、H2S 等；弱碱：NH3H2O、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等；水及两性氢氧化物：H2O、Al(OH)3少数盐，如 AlCl3等。(3)要区分好溶液的导电性强弱与电解质
23、强弱的关系。(4)电离方程式的书写：强电解质：完全电离，用等号“”，如：H2SO42H+SO42-Ba(OH)2=Ba2+2OH-CH3COONH4=CH3COO-+NH4+”，如：弱电解质：部分电离，用可逆号“多元弱酸分步电离：多元弱碱也是分步电离，但书写时可一步写完：离子方程式的书写规则离子方程式的书写规则在离子方程式书写时，同时符合易溶于水，完全电离两个条件的强电解质（即：强酸、强碱、可溶性盐）拆开成离子形式，其他（包括难电离物质、难溶物、单质和氧化物及其他所有气体）一律写化学式。(1)难电离物质包括：弱酸：H2CO3、HClO、H2S、CH3COOH 等；中强酸：HF、H2SO3、H3
24、PO4等；弱碱：NH3H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；中性物质：H2O；两性物质：Al(OH)3等。(2)难溶物：详见课本溶解性表。(3)单质：Fe、Zn、S、Cl2、Br2、I2等。(4)氧化物：CO2、SO2、CaO、Fe2O3等。(5)所有气体，如：NH3在离子方程式中，微溶物（如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等)写成离子形式还是写成化学式，要具体问题具体分析(1)微溶物在生成物中要写成化学式。(2)微溶物在反应物中如果以溶液形式存在(浓度小，如澄清石灰水)，要写成离子形式；如果以悬浊液形式存在(浓度大，如石灰乳)，要写成化学式。酸式盐的写法在离子方程式中
25、的酸式盐，如果是强酸的酸式根，一般拆写成离子形式，如 HSO4-要写成 H+和 SO42-；如果是弱酸的酸式根则不能拆开写，如 HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-等均不能拆开写。不是熔融状态下固体间发生的反应和有浓硫酸参加的反应不能写成离子方程式如实验室制 NH3：实验室制 HCl：均不能写成离子方程式。离子能否大量共存的判断离子能否大量共存的判断离子之间能否大量共存，实际是判断离子之间能否发生化学反应，若不发生反应即可共存，若反应则不能共存。(1)在强酸性条件下(即有大量 H+)，不能共存的离子有：OH-(大量)、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等，即
26、：OH 和弱酸的酸根、弱酸的根式根离子不能与 H 共存。(2)在强碱性条件下(即有大量 OH-)；不能共存的离子有：H+(大量)、HCO3-、HS-、HSO3-、NH4+、Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+等，即：H 及弱酸的酸式根离子、弱碱的阳离子不能与 OH 共存。(3)相互反应生成沉淀的离子间不能共存，如 Ag+跟 Cl-、Br-、I-，Ba2+跟 CO32-、SO42-、SO32-、PO43-，H+和 SiO32-等。(4)相互反应生成气体的离子间不能共存，如 H+跟 HSO3-、HCO3-、HS-，OH-和 NH4+(加热)等。(5)相互反应生成难电离物质的离子间不能共
27、存，如 H+跟 F-、ClO-、CH3COO-，OH-和 NH4+等。(6)离子间发生氧化还原反应的不能共存，如 H+跟 NO3-、Fe2+，H+跟 MnO4-、Cl-，S2-跟 ClO-、H+(OH-)，Fe3+跟 I-或S2-，H+跟 S2O32-，H+跟 S2-、SO32-等。(7)离子间发生相互促进水解反应的不能大量共存，如 S2-和 Al3+，Fe3+和 CO32- (HCO3-)，Al3+和 CO32-(HCO3-)，NH4+和 SiO32-等。(8)离子间能相互形成络合物的不能共存，如 Fe3+和 SCN-，Fe3+和 C6H5O-等。与量有关的离子方程式与量有关的离子方程式在物
28、质发生化学反应时，有些反应会因操作顺序或反应物相对量不同而发生不同的反应，此时，离子方程式也会不同。书写的基本原则是：不足量者完全反应；或该反应的所有离子均参加反应时，则要符合该反应物的化学式中各离子的个数比。而过量的反应物的离子的用量随意选用。现将常见的反应举例如下：某些氧化还原反应：例如：FeBr2溶液与不同量的氯水混合，当氯水足量时：2Fe2+4Br-+3C122Fe3+2Br2+6Cl-当氯水少量时：2Fe2+C122Fe3+2Cl-(因为 Fe2+的还原能力比 Br-强，所以当氯水少量时将先氧化 Fe2+)当 FeBr2与 C12为 11 时：2Fe2+2Br-+2Cl2=2Fe3+
29、Br2+4Cl-FeCl3溶液与不同量的 Na2S 溶液混合当 Na2S 溶液少量时：2Fe3+S2-2Fe2+S 当 Na2S 溶液过量时：2Fe3+3S2-2FeS(黑) +S氯气与碱溶液的反应铝盐溶液(或锌盐溶液)和强碱溶液的反应如：偏铝酸盐(或锌酸盐)和强酸的反应如：部分显碱性的盐溶液与 CO2气体的反应。此处 NaAlO2可被 Na2SiO3等盐代替。酸性氧化物与碱溶液反应。如：类似有 SO2、SO3、P2O5与碱的反应。多元酸(如：H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3等)与碱反应，酸和碱的量不同可生成不同的盐。如：再如 将 NaOH 溶液滴入 H3PO4中(NaOH 由少量到
30、足量），相继发生如下反应：酸式盐与碱溶液的反应。如：Ba(OH)2与 NaHSO4溶液混合，当 NaHSO4溶液足量和少量时有以下两种写法。NaHSO4溶液足量时，Ba2+2OH-+2H+SO42-=BaSO4+2H2ONaHSO4溶液少量时，Ba2+OH-+H+SO42-=BaSO4+H2OCa(HCO3)2与 NaOH 溶液混合，当 NaOH 溶液的量不同时亦出现以下几种写法。NaOH 溶液足量时，Ca2+2HCO3-+2OH-=CaCO3+2H2O+CO32-NaOH 溶液少量时，Ca2+HCO3-+OH-=CaCO3+H2OnCa(HCO3)2n(NaOH)=23 时，2Ca2+3HC
31、O3-+3OH-=2CaCO3+CO32-+3H2OMg(HCO3)2溶液与 NaOH 溶液反应该反应除了要考虑反应物的量的关系外还要考虑 Mg(OH)2的溶解度比 MgCO3的溶解度要小，反应后生成的沉淀是 Mg(OH)2而不是 MgCO3， OH 先与 Mg2+反应后与 HCO3反应。、当 nMg(HCO3)2n(NaOH)14 时，即 NaOH 足量。Mg2+2HCO3+4OH =Mg(OH)2+2CO32+2H2O、当 nMg(HCO3)2n(NaOH)12 时，即 NaOH 不足。Mg2+2OH =Mg(OH)2、当 14nMg(HCO3)2n(NaOH) 13 时，如 nMg(HC
32、O3)2n(NaOH) 13Mg2+HCO3+3OH =Mg(OH)2+CO32+H2O、当 13nMg(HCO3)2n(NaOH)12 时，如 nMg(HCO3)2n(NaOH) 5125Mg2+2HCO3+12OH =5Mg(OH)2+2CO32+2H2O铁和稀 HNO3(或其他氧化性的酸)的反应。弱酸酸式盐与 NaHSO4溶液反应。部分多元弱酸盐(如 Na2S、Na2CO3、Na2SO3)与强酸的反应硝酸银和氨水的反应。例完成下列反应的离子方程式：(1)向 NaHCO3溶液中滴入少量 Ca(OH)2；(2)向 NaHCO3溶液中滴入过量 Ca(OH)2。这两个反应的实质是：HCO3-与
33、OH-反应生成 CO32-和 H2O，Ca2+再与 CO32-反应。(1)中 HCO3-过量，与 OH-反应生成CO32-和 H2O， OH-不剩余， 而 CO32-与 Ca2+结合后还有剩余， 生成 Na2CO3。 (2)中 OH-过量， 把所有的 HCO3-均变为 CO32-，由于 Ca2+过量，所以又把所有的 CO32-转变为 CaCO3，过量的 OH-与 NaHCO3电离产生的钠离子结合成 NaOH。所以化学方程式为：(1)Ca(OH)2+2NaHCO3CaCO3+Na2CO3+2H2O(2)Ca(OH)2+NaHCO3CaCO3+NaOH+H2O从化学方程式的书写中也能看出两者量的关
34、系，故离子方程式为：(1)Ca2+2OH-+2HCO3-CaCO3+CO32-+2H2O(2)Ca2+OH-+HCO3-=CaCO3+H2O1 1由于发生复分解反应，离子不能大量共存由于发生复分解反应，离子不能大量共存(1)有气体产生。例如：CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根或酸式根与 H+不能大量共存。(2)有沉淀生成。例如：Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与 SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与 OH-大量共存；Pb2+与 Cl-，Fe2+与 S2-、Ca2+与
35、 PO43-、Ag+与 Cl-、Br-、I-等不能大量共存。(3)有弱电解质生成。碱 OH-、 弱酸的酸根或弱酸的酸式根 CH3COO-、 PO43-、 HPO42-、 H2PO4-、 F-、 ClO-、 AlO2-、 SiO32-、 CN-、 C17H35COO-、等与 H+不能大量共存；酸式弱酸根，例如：HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-及弱碱的阳离子如 NH4+、Al3+、Fe2+等不能与 OH-大量共存。2 2由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存(1)具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。例如：S2-、H
36、S-、SO32-、I-和 Fe3+不能大量共存。(2)在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。例如：MnO4-、Cr2O72-、NO3-、ClO-与 S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和 S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生 2S-+SO32-+6H+3S+3H2O 反应不能共存。H+与 S2O32-不能大量共存。3 3水解不能大量共存水解不能大量共存一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。例如：AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；再如：Fe3+、Al3+等必须在
37、酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。例如：3AlO2-+Al3+6H2O4Al(OH)3等。具体如下：Al3+和 HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与 CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等相互促进水解不能大量共存。弱碱金属阳离子和 NH发生水解，溶液呈酸性，就不能与 OH 大量共存。如：NH、Fe3、Fe2、Cu2、Al3、Zn2等均不能与碱共存。弱酸根离子易与 H+结合生成弱酸，故不能与 H+大量共存。如：CO等。，S2，AlO，SiO，CH3COO ，C6H5O，HPO等4 4弱酸的酸式酸根离子，既不能与大量 H+共存，也不能与大量 OH 共存。如：HCO均不能同 H 和 OH 大量共存。5 5溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存例如：Fe2+、Fe3+与 SCN-不能大量共存；Fe3+与，HS ，H2PO不能大量共存。无色溶液中一定不含 Cu2，Fe3，Fe2，MnO强碱性溶液中一定含 OH 离子。强酸性溶液中一定含 H 离子。“透明溶液”意味着无难溶物和微溶物，并不意味着溶液无色。
