1．瞭解電解質的概念，瞭解強電解質和弱電解質的概念。 2.瞭解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。 3.瞭解離子反應的概念、離子反應發生的條件，能正確書寫離子方程式，並判斷其正誤。
（01）一、電解質和非電解質的比較
（02）二、強電解質和弱電解質的比較
（03）三、電離1．概念：電解質在水溶液中或熔融狀態下離解成自由移動的離子的過程。2．電離條件：酸的電離條件是溶於水，鹽和鹼的電離條件是溶於水或熔融。
（04）四、電離方程式的書寫1．強電解質：完全電離，用“===”表示。如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的電離方程式分別為H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－、(NH4)2SO4===2NH＋SO。2．弱電解質：部分電離，用“可逆號”表示。
（05）五：高中階段特殊的電離(3)兩性氫氧化物雙向電離。如Al(OH)3的電離方程式
（06）3．酸式鹽(1)強酸酸式鹽完全電離，一步寫出。如NaHSO4在水溶液中的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，在熔融狀態下的電離方程式為
（07）(2)多元弱酸酸式鹽，第一步完全電離，酸式酸根部分電離。
（08）典例下列説法正確的是( )A．NaHSO4在熔融狀態下的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SOB．H2CO3是弱酸，故Na2CO3是弱電解質C．KClO3和SO3溶於水後能導電，故KClO3和SO3為電解質D．NaHCO3在水溶液中的電離：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO
（09）電離方程式書寫的思維模型
（01）一、離子反應發生的條件1．複分解反應類型(1)生成難溶性的物質，如Al(OH)3、BaSO4等。(2)生成難電離的物質，如弱酸、弱鹼、水等。(3)生成易揮發性的物質，如CO2、SO2、NH3等。
（02）2．氧化還原反應類型強氧化性物質＋強還原性物質―→弱氧化性物質＋弱還原性物質。如FeCl3溶液與Cu反應的離子方程式為2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。3．絡合反應：生成穩定的絡合物或絡合離子。如向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液時反應的離子方程式為Fe3＋＋3SCN－Fe(SCN)3。（高中唯一一個絡合物）
（03）3．書寫步驟(以CaCO3與鹽酸的反應為例)
（04）在做離子方程的問題時的思路
（01）類型一 連續反應型指反應生成的離子因又能跟剩餘(過量)的反應物繼續反應而跟用量有關。(1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)與鹼溶液反應。如CO2通入NaOH溶液中：
（02）(2)多元弱酸(或其酸酐)與更弱的酸的鹽溶液反應。如CO2通入NaAlO2溶液中：
（03）(3)多元弱酸鹽與強酸反應。如Na2CO3溶液與稀鹽酸：
（04）(4)鋁鹽溶液與強鹼溶液：
（05）(5)NaAlO2溶液與強酸溶液：
（06）(6)Fe與稀HNO3溶液：
（07）類型二 先後反應型一種反應物的兩種或兩種以上的組成離子，都能跟另一種反應物的組成離子反應，但因反應次序不同而跟用量有關。又可稱為競爭型。NH4HSO4溶液與NaOH溶液的反應：
（08）類型三 配比型當一種反應物中有兩種或兩種以上組成離子參與反應時，因其組成比例不協調(一般為複鹽或酸式鹽)，當一種組成離子恰好完全反應時，另一種組成離子不能恰好完全反應(有剩餘或不足)而跟用量有關。(1)Ca(HCO3)2溶液與NaOH溶液：
（09）(2)NaHSO4溶液與Ba(OH)2溶液：
（10）(1)根據相對量將少量物質定為“1 mol”，若少量物質有兩種或兩種以上離子參加反應，則參加反應離子的物質的量之比與物質組成之比相符。(2)依據少量物質中離子的物質的量，確定過量物質中實際參加反應的離子的物質的量。(3)依據“先中和後沉澱”的思路正確書寫離子方程式。
（01）(1)“拆分”陷阱離子方程式的正誤判斷中，常常設置物質是否能“拆分陷阱”，氧化物、弱電解質、沉澱、酸式酸根(HSO4除外)在離子方程式中均不能拆分。在複習時，應熟記常見的弱電解質、溶解度表及常見多元弱酸的酸式酸根。
（02）(2)“守恆”陷阱離子方程式除符合質量守恆外，還應符合電荷守恆，學生往往只注意質量守恆，而忽略電荷守恆，這也是命題者經常設置的“陷阱”。
（03）(3)“原理”陷阱離子反應應符合客觀事實，而命題者往往設置不符合“反應原理”的陷阱，如Fe和非氧化性酸反應應生成Fe2＋，金屬和氧化性酸反應不放出H2。注意不要忽略隱含反應，是否符合配比關係，“===”、“”使用是否正確以及反應條件等。
（04）(4)“量比”陷阱在離子方程式正誤判斷中，學生往往忽略相對量的影響，命題者往往設置“離子方程式正確，但不符合相對量”的陷阱。突破“陷阱”的方法一是審準“相對量”的多少，二是看離子反應是否符合該量。
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