電極反應式的書寫:

1.根據(jù)裝置書寫電極反應式
(1)根據(jù)電源確定陰、陽兩極→確定陽極是否是活性電極→據(jù)電極類型及電解質溶液中陰、陽離子的放電順序寫出電極反應式。
(2)在確保陰、陽兩極轉移電子數(shù)目相同的條件下，將兩極電極反應式合并即得總反應式。
2.由氧化還原反應方程式書寫電極反應式
(1)找出發(fā)生氧化反應和還原反應的物質→確定兩極名稱和生成物→利用電子守恒分別寫出兩極反應式。
(2)若寫出一極反應式，而另一極反應式不好寫，可用總反應式減去已寫出的電極反應式，即得另一電極反應式。


相關高中化學知識點：離子方程式

離子方程式：

用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。


離子方程式書寫規(guī)則：

①寫：寫出化學反應方程式
②拆：把易溶于水、易電離的物質寫成離子形式，難容難電離的物質及氣體等仍用化學式表示
③刪：刪去方程式兩邊不參加反應的離子
④查：檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等

離子方程式書寫及正誤的判斷方法：

①判斷反應是否在水溶液中進行
因為電解質在水溶液中可以電離為自由移動的離子，在這種條件下才能發(fā)生離子反應。
②判斷反應能否發(fā)生。
如果反應不能發(fā)生，當然也就沒有離子方程式可言。
③判斷反應物、生成物是否正確。
④判斷質量和電荷是否守恒。
離子方程式不僅要質量守恒，而且反應前后各離子所帶電荷總數(shù)必須相等。
⑤判斷氧化物、難溶物、氣體、單質、難電離的弱酸、弱堿、水是否寫成了分子形式，而易電離的物質是否寫成離子形式。
⑥判斷連接符號“=”和“”及狀態(tài)符號“↑”和“↓”運用是否正確。
強電解質的電離、不可逆反應、雙水解反應用“=”；弱電解質電離、可逆反應、水解反應用“”。復分解反應、水解反應生成的難溶物用“↓”，氣體用“↑”；單水解反應生成的難溶物不用“↓”，氣體不用“↑”。
⑦判斷微溶物的處理是否正確。
微溶物做反應物時，一般用離子形式，做生成物時一般用分子式。
⑧判斷反應物的滴加順序與方程式中生成物是否一致。
如：把碳酸鈉溶液滴加到鹽酸溶液中，和把鹽酸滴加到碳酸鈉溶液中反應產(chǎn)物是不同的。
⑨判斷反應物的相對量與產(chǎn)物是否一致。
有些反應因反應物的量不同會生成不同的產(chǎn)物。如：CO₂、SO₂、H₂S等氣體與堿溶液反應時，若氣體少量，則生成正鹽；若氣體過量，則生成酸式鹽。
⑩判斷電解質在寫成離子形式時陰陽離子個數(shù)比是否合理。
如Ba(OH)₂溶液和稀H₂SO₄反應的離子方程式往往錯誤寫成： ，正確為：

書寫與量有關的離子方程式：
基本方法是：把物質的量少的物質的系數(shù)定為1，其他物質按最大量消耗。

1.因滴加順序不同造成連續(xù)反應

HCl與Na₂CO₃

向Na₂CO₃溶液中滴入鹽酸溶液至過量，其離子反應分步寫 （1）CO₃^2-+H⁺==HCO₃^- （2）HCO₃^-+H⁺==CO₂↑+H₂O
若向鹽酸溶液中滴入Na₂CO₃溶液至不再產(chǎn)生氣體，其離子反應一步完成 CO₃^2-+2H⁺==CO₂↑+H₂O
若向足量Na₂CO₃溶液中加入少量的鹽酸溶液，其離子方程式為： CO₃^2-+H⁺==HCO₃^-

HCl與NaAlO₂

向Na₂CO₃溶液中滴入鹽酸溶液至過量，其離子反應分步寫 （1）CO₃^2-+H⁺==HCO₃^- （2）HCO₃^-+H⁺==CO₂↑+H₂O
若向鹽酸溶液中滴入Na₂CO₃溶液至不再產(chǎn)生氣體，其離子反應一步完成 CO₃^2-+2H⁺==CO₂↑+H₂O
若向足量Na₂CO₃溶液中加入少量的鹽酸溶液，其離子方程式為： CO₃^2-+H⁺==HCO₃^-

AlCl₃與NaOH

向AlCl₃溶液中滴入NaOH溶液至過量，其離子反應分步寫 （1）Al³⁺+3OH^-==Al(OH)₃↓ （2）Al(OH)₃+OH^-==AlO₂^-+2H₂O
若向NaOH溶液中加入少量AlCl₃溶液，其離子反應一步完成 Al³⁺+4OH^-==AlO₂^-+2H₂O
若向足量Al₂(SO₄)₃溶液中加入少量的NaOH溶液，其離子方程式為： Al³⁺+3OH^-==Al(OH)₃↓

AgNO₃與NH₃·H₂O

向AgNO₃溶液中滴入稀NH₃·H₂O至過量，其離子反應分步寫（1） Ag⁺+NH₃·H₂O==AgOH↓+NH₄⁺(2)AgOH+2NH₃·H₂O==Ag(NH₃)₂⁺+OH^-+2H₂O
若向NH₃·H₂O溶液中加入少量AgNO₃，其離子反應一步完成 Ag⁺+3NH₃·H₂O==Ag(NH₃)₂⁺+OH^-+NH₄⁺+2H₂O
若向足量AgNO₃溶液中滴入少量NH₃·H₂O，其離子方程式為：Ag⁺+NH₃·H₂O==AgOH↓+NH₄⁺

CO₂與NaOH

向NaOH溶液中通人CO₂氣體至過量，其離子反應分步寫 （1）2OH^-+CO₂==CO₃^2-+H₂O 　(2)CO₃^2-+CO₂+H₂O==2HCO₃^-
若向足量NaOH溶液中通人少量CO₂氣體，其離子方程式為： 2OH^-+CO₂==CO₃^2-+H₂O
若向NaOH溶液中通人過量CO₂氣體，其離子反應一步完成 OH^-+CO₂==HCO₃^-

2.過量型：

向足量的Ca(HCO₃)₂溶液中逐漸滴入NaOH溶液 OH-+Ca²⁺+HCO₃^-==H₂O+CaCO₃↓
向足量的NaOH溶液中逐漸滴入Ca(HCO₃)₂溶液 Ca²⁺+2HCO₃^-+2OH^-==2H₂O+CaCO₃↓+CO₃^2-
Fe與HNO₃ ：鐵過量時：Fe+4HNO₃==Fe(NO₃)₃+NO↑+2H₂O
鐵不足時：3Fe+8HNO₃==3Fe(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O

3.定量型：

因還原性I^->Fe²⁺>Br^-,所以在FeI₂或者FeBr₂中通入一定量的Cl₂，發(fā)生不同的離子反應，依次為：
（1）2I^-+Cl₂==2Cl^-+I₂（2）2Fe²⁺+Cl₂==2Fe³⁺+2Cl^-（3）2Br^-+Cl₂==2Cl^-+Br₂

4.目標型

向明礬溶液逐滴滴加Ba(OH)₂溶液至硫酸根離子剛好沉淀完全 Al³⁺+SO₄^2-+Ba²⁺+4OH^-==AlO₂^-+2BaSO₄↓+2H₂O
向明礬溶液逐滴滴加Ba(OH)2溶液至鋁離子剛好沉淀完全 Al³⁺SO₄^2-+Ba²⁺+3OH^-==Al(OH)₃↓+2BaSO₄↓

相關高中化學知識點：化學平衡常數(shù)

定義：

在一定溫度下，可逆反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，也不管反應物起始濃度大小，最后都達到平衡，這時各生成物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積所得的比值是個常數(shù)，用K表示，這個常數(shù)叫化學平衡常數(shù)。

化學表平衡達式：

對于可逆反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)來說，化學平衡表達式：

化學平衡常數(shù)的意義：

①表示該反應在一定溫度下，達到平衡時進行的程度，K值越大，正反應進行的越徹底，對反應物而言轉化率越高。
②某一溫度下的K′與K比較能夠判斷反應進行的方向
K′>K，反應正向進行；K′<K，反應逆向進行；K′=K，反應處于平衡狀態(tài)
(3)化學平衡常數(shù)與濃度、壓強、催化劑無關，與溫度有關，在使用時必須指明溫度。
(4)在計算平衡常數(shù)時，必須是平衡狀態(tài)時的濃度。
(5)對于固體或純液體而言，其濃度為定值，可以不列入其中。
(6)化學平衡常數(shù)是指某一具體反應的平衡常數(shù)，若反應方向改變，則平衡常數(shù)改變，且互為倒數(shù)關系。如：在一定溫度下，




化學平衡常數(shù)的應用：

1．K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，正向反應進行的程度越大，反應物轉化率越大；反之，正向反應進行的程度就越小，反應物轉化率就越小，即平衡常數(shù)的大小可以衡量反應進行的程度，判斷平衡移動的方向，進行平衡的相關計算。
2．若用濃度商(任意狀態(tài)的生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值，符號為Qc)與K比較，可判斷可逆反應是否達到平衡狀態(tài)和反應進行的方向。
3．利用K值可判斷反應的熱效應若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應；若升高溫度，K值減小，則正反應為放熱反應。
4．計算轉化率及濃度依據(jù)起始濃度(或平衡濃度)和平衡常數(shù)可以計算平衡濃度(或起始濃度)，從而計算反應物的轉化率。


相關高中化學知識點：沉淀溶解平衡

沉淀溶解平衡:

1、定義：在一定條件下，當難容電解質的溶解速率與溶液中的有關離子重新生成沉淀的速率相等，此時溶液中存在的溶解和沉淀間的動態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平衡。
例如:

2、沉淀溶解平衡的特征：
(1)逆：沉淀溶解平衡是可逆過程。
(2)等：
(3)動：動態(tài)平衡，溶解的速率和沉淀的速率相等且不為零。
(4)定：達到平衡時，溶液中各離子的濃度保持不變，
(5)變：當外界條件改變時，溶解平衡將發(fā)生移動，達到新的平衡。
3、沉淀溶解平衡的影響因素
(1)內因：難溶電解質本身的性質。
(2)外因
a．濃度：加水稀釋，沉淀溶解平衡向溶解的方向移動，但不變。
b.溫度：多數(shù)難溶電解質溶于水是吸熱的，所以升高溫度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移動，同時變大。
c.同離子效應：向沉淀溶解平衡體系中，加入含原體系中某離子的物質，平衡向沉淀生成的方向移動，但不變。
d．其他：向沉淀溶解平衡體系中，加入可與體系巾某些離子反應生成更難溶的物質或氣體的物質，平衡向溶解的方向移動，不變。

沉淀溶解平衡的應用：

1．沉淀的生成
(1)意義：在涉及無機制備、提純工藝的生產(chǎn)、科研、廢水處理等領域中，常利用生成沉淀來達到分離或除去某些離子的目的。
(2)方法
a．調節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化銨中含雜質氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調節(jié)pH至7～8，可使轉變?yōu)?IMG style="WIDTH: 79px; HEIGHT: 22px; VERTICAL-ALIGN: middle" src="http://www.portlandfoamroofing.com/uploads/allimg/160630/0942251620-16.png">沉淀而除去。

b．加沉淀劑法：如以等作沉淀劑，使某些金屬離子如等生成極難溶的硫化物 等沉淀，也是分離、除雜常用的方法。

說明：化學上通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于時即沉淀完全。
2．沉淀的溶解
(1)意義：在實際工作中，常常會遇到需要使難溶物質溶解的問題、根據(jù)平衡移動原理，對于在水中難溶的電解質，如果能設法不斷地移去沉淀溶解平衡體系中的相應離子，使平衡就會向沉淀溶解的方向移動，使沉淀溶解。
(2)方法
a．生成弱電解質：加入適當?shù)奈镔|，使其與沉淀溶解平衡體系中的某離子反應生成弱電解質。如向沉淀中加入溶液，結合生成使的溶解平衡向右移動。
b．生成配合物：加入適當?shù)奈镔|，使其與沉淀反應生成配合物。
如:

c．氧化還原法：加入適當?shù)奈镔|，使其與沉淀發(fā)生氧化還原反應而使沉淀溶解。


d．沉淀轉化溶解法：本法是將難溶物轉化為能用上述三種方法之一溶解的沉淀，然后再溶解：
如向中加入飽和溶液使轉化為再將溶于鹽酸。
3．沉淀的轉化
(1)實質：沉淀轉化的實質就是沉淀溶解平衡的移動。一般來說，溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)。例如

(2)沉淀轉化在工業(yè)上的應用在工業(yè)廢水處理的過程中，用FeS等難溶物作沉淀劑除去廢水中的重金屬離子．

固體物質的溶解度:

絕對不溶解的物質是不存在的，任何難溶物質的溶解度都不為零。不同的固體物質在水中的溶解度差別很大，可將物質進行如下分類：

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