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高中化学复习资料已整理打印版

第一部分:

必修一

第一章第一节化学实验得基本方法（其她实验知识在选修六）

考点一物质得分离与提纯

1.过滤:

适用于分离一种组分可溶,另一种不溶得固态混合物。

如:

粗盐得提纯。

2.蒸发结晶:

适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性得差异不同。

3.蒸馏法:

适用于分离各组分互溶,但沸点不同得液态混合物。

如:

酒精与水得分离。

主要仪器:

酒精灯、石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝器、牛角管、锥形瓶等。

4.分液:

适用于分离互不相容得两种液体。

5.萃取:

适用于溶质在互不相溶得溶剂里溶解度不同。

如:

用CCl4萃取溴与水得混合物。

分层:

上层无色,下层橙红色。

注:

不用酒精萃取。

第二节化学计量在实验中得应用

考点一物质得量、阿伏加德罗常数、摩尔质量

1、物质得量

（1）物质得量就是七个基本物理量之一,其意义就是表示含有一定量数目得粒子得集体。

符号为:

n,单位为:

摩尔（mol）。

（2）物质得量得基准（NA）:

以0、012kg12C所含得碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质得量得基准。

阿伏加德罗常数可以表示为NA,其近似值为6、02×1023mol-1

2、摩尔质量（M）

1摩尔物质得质量,就就是该物质得摩尔质量,单位就是g/mol。

1mol任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子,但由于不同粒子得质量不同,因此,1mol不同物质得质量也不同;12C得相对原子质量为12,而12g12C所含得碳原子为阿伏加德罗常数,即1mol12C得质量为12g。

同理可推出1mol其她物质得质量。

3、关系式:

n＝;n＝

特别提醒:

1、摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子与电子等肉眼瞧不到、无法直接称量得化学微粒,不能描述宏观物质。

如1mol麦粒、1mol电荷、1mol元素得描述都就是错误得。

2、使用摩尔作单位时,应该用化学式（符号）指明粒子得种类。

如1mol水（不正确）与1molH2O（正确）;1mol食盐（不正确）与1molNaCl（正确）

3、语言过于绝对。

如6、02×1023mol-1就就是阿伏加德罗常数;摩尔质量等于相对原子质量、相对分子质量;1摩尔任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子等。

考点二气体摩尔体积

1、定义:

单位物质得量得气体所占得体积,叫做气体摩尔体积。

2、表示符号:

Vm3、单位:

L/mol（或L·mol-1）

4、标准状况下,气体摩尔体积约为22、4L/mol

5、数学表达式:

气体得摩尔体积＝,即

特别提醒:

气体摩尔体积得一个特例就就是标准状况下得气体摩尔体积（V0）。

在标准状况下,1mol任何气体得体积都约等于22、4L。

在理解标准状况下得气体摩尔体积时,不能简单地认为“22、4L就就是气体摩尔体积”,因为这个22、4L就是有特定条件得。

这些条件就就是:

①标准状况,即0℃与101、325kPa,气体得物质得量为1mol,只有符合这些条件得气体得体积才约就是22、4L。

因此,22、4L就是1mol任何气体在标准状况下得体积。

②这里所说得标准状况指得就是气体本身所处得状况,而不指其她外界条件得状况。

例如,“1molH2O（g）在标准状况下得体积为22、4L”就是不正确得,因为在标准状况下,我们就是无法得到气态水得。

③1mol任何气体得体积若为22、4L,它所处得状况不一定就就是标准状况。

根据温度、压强对气体分子间平均距离得影响规律知,温度升高一倍或压强降低一半,分子间距将增大一倍;温度降低一半或压强增大一倍,分子间距将减小一半。

由此可知,1mol任何气体在0℃、101kPa条件下得体积与273℃、202kPa条件下得体积应相等,都约为22、4L。

考点三阿伏加德罗定律及其推论

1、阿伏加德罗定律:

在同温同压下,同体积得气体含有相同得分子数。

即:

T1=T2;P1=P2;V1=V2　　n1=n2

2、阿伏加德罗定律得推论:

PV==nRT用此公式去推成正比还就是成反比就可以了。

另:

同温同压下,同体积得任何气体得质量比等于它们得相对分子质量之比,也等于它们得密度之比。

m1/m2=M1/M2=ρ1/ρ2

（注:

以上用到得符号:

ρ为密度,p为压强,n为物质得量,M为摩尔质量,m为质量,V为体积,T为温度;上述定律及其推论仅适用于气体,不适用于固体或液体。

）

考点四混合气体得平均摩尔质量

1、已知混合物质得总质量m（混）与总物质得量n（混）:

M（混）＝

2、已知混合物各成分得摩尔质量与在混合体系内得物质得量分数或体积分数。

M（混）＝M1×n1%＋M2×n2%＋……＝M1×V1%＋M2×V2%＋……

3、已知标准状况下混合气体得密度:

M（混）＝22、4ρ（混）

4、已知同温同压下与单一气体A得相对密度:

＝

考点五物质得量浓度

1、定义:

以1L溶液里所含溶质B得物质得量来表示溶液得浓度叫做物质得量浓度、符号为:

cB;单位为:

mol﹒L-1

2、表达式:

cB=（n为溶质B得物质得量,单位为mol;V为溶液得体积,单位为L）

特别提醒:

1、理解物质得量浓度得物理意义与相关得量。

物质得量浓度就是表示溶液组成得物理量,衡量标准就是单位体积溶液里所含溶质得物质得量得多少。

这里得溶质可以就是单质、化合物,也可以就是离子或其她得特定组合,单位就是mol;体积指溶液得体积而不就是溶剂得体积,单位就是L;因此,物质得量浓度得单位就是mol·L-1。

2、明确溶液中溶质得化学成分。

求物质得量浓度时,对一些特殊情况下溶液得溶质要掌握清楚,如NH3溶于水得NH3·H2O,但我们习惯上认为氨水得溶质为NH3;SO3溶于水后所得溶液得溶质为H2SO4;Na、Na2O、Na2O2溶于水后所得溶液得溶质为NaOH;CuSO4·5H2O溶于水后所得溶液溶质为CuSO4

3、熟悉表示溶液组成得其她物理量。

表示溶液组成得物理量除物质得量浓度外,还有溶质得质量分数、质量物质得量浓度等。

它们之间有区别也有一定得联系,如物质得量浓度（c）与溶质得质量分数（ω）得关系为c=ρg·mL-1×1000mL·L-1×ω/Mg·mol-1。

考点六物质得量浓度溶液得配制

1、物质得量浓度溶液得配制步骤:

（1）计算:

如溶质为固体时,计算所需固体得质量;如溶液就是液体时,则计算所需液体得体积。

（2）称量:

用天平称出所需固体得质量或用量筒量出所需液体得体积。

（3）溶解:

把称量出得溶质放在烧杯中加少量得水溶解,边加水边震荡。

（4）转移:

把所得得溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。

（5）洗涤:

用少量得蒸馏水洗涤烧杯与玻棒2-3次,把每次得洗涤液一并注入容量瓶中。

（6）定容:

向容量瓶中缓缓注入蒸馏水至离容量瓶刻度线1-2cm处,再用胶头滴管滴加蒸馏水至凹液面与刻度线相切。

（7）摇匀:

盖好瓶塞,用食指顶住瓶塞,另一只手托住瓶底,反复上下颠倒摇匀,然后将所配得溶液倒入指定试剂瓶并贴好标签。

2、误差分析:

根据c=n/V=m/MV来判断,瞧m、V就是变大还就是变小,然后确定c得变化。

特别提醒:

在配制物质得量浓度得溶液时,按操作顺序来讲,需注意以下几点:

1、计算所用溶质得多少时,以下问题要弄清楚:

①溶质为固体时,分两种情况:

溶质就是无水固体时,直接用cB=n（mol）/V（L）=[m（g）/

M（g·mol–1）]/V（L）公式算m;溶质就是含结晶水得固体时,则还需将无水固体得质量转化为结晶水合物得质量。

②溶质为浓溶液时,也分两种情况:

如果给定得就是浓溶液得物质得量浓度,则根据公式c（浓）×V（浓）=c（稀）×V（稀）来求V（稀）;如果给定得就是浓溶液得密度（ρ）与溶质得质量分数（ω）,则根据c=[ρg·mL-1×V’（mL）×ω/Mg·mol-1]/V（mL）来求V’（mL）。

③所配溶液得体积与容量瓶得量程不符时:

算溶质时则取与实际体积最接近得量程数据做溶液得体积来求溶质得多少,不能用实际量。

如:

实验室需配制480mL1moL·L-1得NaOH溶液,需取固体NaOH得质量应为20、0g,而不就是19、2g;因为容量瓶只能配制其规定量程体积得溶液,要配制符合要求得溶液时,选取得容量瓶只能就是500mL量程得容量瓶。

故只能先配制500mL溶液,然后再取出480mL。

2、称、量溶质时,一要注意所测数据得有效性（即精度）。

二要选择恰当得量器,称量易潮解得物质如NaOH时,应用带盖得称量瓶（或小烧杯）快速称量;量取液体时,量器得量程与实际体积数据相差不能过大,否则易产生较大误差。

3、容量瓶使用前要用蒸馏水洗涤2～3次;溶解或稀释溶质后要冷却溶液至室温;定容、摇匀时,不能用手掌贴住瓶体,以免引起体积得变化;摇匀后,如果液面降到刻度线下,不能向容量瓶中再加蒸馏水了,因为瓶塞、瓶口就是磨口得,有少量溶液残留。

4、定容时如果液面超过了刻度线或摇匀时洒出少量溶液,均须重新配制。

第二章化学物质及其变化第一节物质分类

考点一物质得组成

1、元素——宏观概念,说明物质得宏观组成。

元素就是质子数相同得一类原子得统称。

质子数相同得微粒不一定就是同一种元素,因为微粒得含义要比原子广泛。

2、分子、原子、离子——微观概念,说明物质得微观构成。

（1）分子就是保持物质化学性质得一种微粒。

（单原子分子、双原子分子、多原子分子）

（2）原子就是化学变化中得最小微粒。

（不就是构成物质得最小微粒）

（3）离子就是带电得原子或原子团。

（基:

中性原子团）

3、核素——具有一定数目得质子与一定数目得中子得一种原子

同位素——具有相同质子数与不同中子数得原子互称为同位素

同素异形体——同种元素形成得结构不同得单质

特别提醒:

离子

基团

定义

带电得原子或原子团

化学中对原子团与基得总称

区别

带有正电荷或负电荷

不带电,为缺电子物质,呈电中性

联系

两者通过得失电子可以互相转化

实例

OH-NO2-Cl-CH3+

-OH-NO2-Cl-CH3

1、离子与基团:

2、同位素与同素异形体:

同位素

同素异形体

定义

同种元素形成得不同种原子

同种元素形成得不同种单质

区别

就是一种原子

就是一种单质

联系

同位素原子在一定条件下以一定得方式可构成同素异形体

实例

16O与18O;12C与14C

O2与O3;金刚石与石墨

[知识规律]

物质到底就是由分子、原子还就是离子构成？

这与物质所属得晶体类型有关。

如金刚石（C）、晶体Si都属原子晶体,其晶体中只有原子;NaCl、KClO3属离子晶体,其晶体中只有阴阳离子;单质S、P4属分子晶体,它们就是由原子形成分子,进而构成晶体得。

具体地:

（1）由分子构成得物质（分子晶体）:

①非金属单质:

如H2、X2、O2、O3、N2、P4、S、C60、稀有气体等

②非金属氢化物:

如HX、H2O、NH3、H2S等

③酸酐:

如SO2、CO2、SO3、P2O5、N2O5等

④酸类:

如HClO4、HClO、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等

⑤有机物:

如烃类、烃得衍生物、糖类、氨基酸等

⑥其它:

如NO、N2O4、Al2Cl6等

（2）由原子直接构成得物质（原子晶体）:

稀有气体、金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅、石墨（混合型晶体）等;（3）由阴阳离子构成得物质（离子晶体）:

绝大多数盐、强碱、低价金属氧化物。

（4）由阳离子与自由电子构成得物质（金属晶体）:

金属单质、合金

考点二物理变化与化学变化

1、物理变化与化学变化得比较:

（1）特征:

有无新物质生成

（2）本质:

有无化学键得断裂与形成

（3）现象:

物理变化→大小、形状、状态改变

化学变化→发光、发热、变色、析出沉淀等

（4）典型实例:

物理变化:

⑴升华⑵萃取⑶分液⑷蒸馏（分馏）⑸吸附⑹渗析

⑺盐析⑻胶体聚沉⑼电泳⑽金属导电（11）焰色反应（12）电离等

化学变化:

⑴风化⑵裂化⑶硫化⑷老化⑸炭化⑹干馏⑺脱水⑻蛋白质变性

⑼水解⑽同素异形体互变（11）电解（12）熔融盐导电（13）电解质溶液导电（14）水泥硬化等。

2、化学之“化”

风化--催化一酯化--皂化--硫化--

歧化--同一物质中同一元素且为同一价态原子间发生得氧化还原反应。

钝化--浓硫酸、浓硝酸在FeAl等金属表面氧化生成一种致密得氧化膜从而起到保护FeAl等金属得现象。

老化--橡胶、塑料等制品露置于空气中,因受空气氧化、日光照射等作用而变硬发脆得过程。

裂化--在一定条件下,分子量大、沸点高得烃断裂为分子量小、沸点低得烃得过程。

硝化（磺化）--苯环上得H被-NO2或-SO3Ｈ取代得过程。

考点三物质得分类

1、物质得树状分类:

（注意每一概念得定义）

混合物

特别提醒:

1、纯净物与混合物

纯净物

混合物

有固定得组成与结构

无固定得组成与结构

有一定得熔沸点

无一定得熔沸点

保持一种物质得性质

保持原有物质各自性质

（1）常见混合物:

①分散系（如溶液、胶体、浊液等）;

②高分子（如蛋白质、纤维素、聚合物、淀粉等）;

（2）常见特殊名称得混合物:

石油、石油得各种馏分、煤、漂粉精、碱石灰、福尔马林、油脂、天然气、水煤气、钢铁、黄铜（含Zn）、青铜（含Sn）、铝热剂、黑火药等。

2、化合物得分类标准有很多,还可以根据化学键得类型分为离子化合物与共价化合物、依据能否电离分为电解质与非电解质等。

2、物质得交叉分类（以氧化物为例）:

特别提醒:

1、酸酐:

通常所讲酸酐就是针对含氧酸而言得,对于一般得无机含氧酸来说,酸酐就是酸中心元素得等价氧化物,如H2SO3→SO2;HNO3→N2O5。

对于某些有机酸,其酸酐中还含有其她元素,如醋酸酐→（CH3CO）2CO;某些金属元素也有相应得含氧酸,如HMnO4→Mn2O7,H2CrO4→CrO3;难溶性酸得酸酐一般不能直接与水化合,如SiO2。

2、非金属氧化物不一定就是酸酐,酸酐也不一定就是非金属氧化物。

3、过氧化物不就是碱性氧化物（与水反应除了生成碱外还生成其它物质如O2）

3、酸与盐得分类

（1）酸:

根据分子中最多能够电离出得H+数来分为一元酸、二元酸、三元酸、多元酸。

如H3PO3其分子结构如图,其中只有2个-OH直接与中心原子成键,最多可电离2个H+,故为二元酸。

CH3COOH分子中虽有4个H,但根据-COOH数确定它为一元酸。

（2）盐:

正盐、酸式盐、碱式盐、复盐

如:

H3PO4就是三元酸,其钠盐有正盐（Na3PO4）、酸式盐（NaH2PO4）、（Na2HPO4）;

H3PO3就是二元酸,其钠盐有正盐（Na2HPO3）、酸式盐（NaH2PO3）

考点四溶液、饱与溶液、不饱与溶液

1、溶液得概念:

一种或几种物质分散到另一种物质里形成得均一、稳定得混合物。

2、溶液得组成:

溶液=溶质+熔剂

溶质:

被分散得物质。

如食盐水中得NaCl;氨水中得NH3;碘酒中得I2

溶剂:

溶质分散其中得物质。

如食盐水、氨水中得水;碘酒中得酒精

3、溶解过程:

溶质分散到溶剂里形成溶液得过程叫溶解。

物质溶解时,同时发生两个过程:

溶解就是一个物理、化学过程,并伴随着能量变化,溶解时溶液得温度就是升高还就是降低,取决于上述两个过程中放出与吸收热量得相对大小。

如:

浓硫酸稀释溶液温度升高,NH4NO3溶于水溶液温度降低。

4、溶解平衡

在一定条件下,溶解速率等于结晶速率得状态叫溶解平衡。

溶解平衡就是动态平衡,溶解与结晶仍在进行。

达到溶解平衡得溶液就是饱与溶液,它得浓度一定,未达到溶解平衡得溶液就是不饱与溶液,通过加入溶质、蒸发溶剂、改变温度等方法可使不饱与溶液成为饱与溶液。

未溶解得固体溶质溶液中得溶质

考点五溶解度、溶质得质量分数

1、固体得溶解度

（1）定义:

在一定温度下,某固态物质在100g溶剂里达到饱与状态时所溶解得质量,叫做这种物质在这种溶剂里得溶解度。

注意点:

①一定温度②100g溶剂③达到溶解平衡状态（饱与状态）④单位就是克（g）

（2）有关关系式:

S（溶解度）=

（3）溶解度曲线:

溶解度曲线就是溶解度随温度变化得一种

表示方法。

溶解度曲线可表示:

①同一物质在不同温度时得不同溶解度;

②不同物质在同一温度时不同溶解度;

③物质溶解度受温度变化影响得大小;

④比较不同物质得溶解度得大小。

2、气体得溶解度

在一定温度与1、01×105Pa时,1体积溶剂里达到溶解平衡时溶解得气体体积数（要换算成标准状况时得气体体积）。

气体溶解度随温度得升高而减小,随压强得增大而增大。

3、溶质质量分数（a%）

溶质质量分数=

考点六胶体及其性质

1、胶体得本质特征:

分散质粒子得直径大小在1nm～100nm之间

2、胶体得分类

气溶胶——雾、云、烟

按分散剂状态分液溶胶——Fe（OH）3胶体、蛋白质溶液

胶体固溶胶——烟水晶、有色玻璃

按分散质分粒子胶体—分散质微粒就是很多分子或离子得集合体,如Fe（OH）3胶体

分子胶体—分散质微粒就是高分子,如淀粉溶液,蛋白质溶液

3、胶体得重要性质

①丁达尔现象:

光通过胶体时所产生得光亮得通路得现象。

胶体得丁达尔现象就是由于胶体微粒对光线得散射而形成得,溶液无此现象,故可用此法区别溶液与溶胶。

②布朗运动:

胶体粒子所作得无规则得、杂乱无章得运动。

布朗运动就是分子运动得体现。

③电泳现象:

在外加电场得作用下,胶粒在分散剂里向阴极或阳极作定向移动得现象。

工业生产中可利用电泳现象来分离提纯物质。

胶体微粒

吸附得离子

胶粒带得电荷

在电场中胶粒移动方向

金属氢氧化物、金属氧化物

阳离子

正电荷

阴极

非金属氧化物、金属硫化物

阴离子

负电荷

阳极

例如:

在电泳实验中,Fe（OH）3胶体微粒向阴极移动,使阴极附近颜色加深,呈深红褐色。

④胶体得聚沉:

一定条件下,使胶体粒子凝结而产生沉淀。

胶体聚沉得方法主要有三种:

a、加入电解质b、加入与胶粒带相反电荷得另一种胶体c、加热。

如:

制皂工业生产中得盐析,江河入海口三角洲得形成等等。

⑤渗析:

依据分散系中分散质粒子得直径大小不同,利用半透膜把溶胶中得离子、分子与胶粒分离开来得方法。

利用渗析可提纯胶体。

第二节离子反应

考点一电解质、非电解质、强电解质、弱电解质

1、电解质、非电解质

电解质

非电解质

定义

在水溶液中或熔融状态下

能导电得化合物

在水溶液中与熔融状态下

均不能导电得化合物

本质

在水溶液中或熔融状态下

能够电离得化合物

在水溶液中与熔融状态下

均不能发生电离得化合物

导电实质

产生了自由移动得离子

没有产生自由移动得离子

结构特点

离子化合物与某些具有极性键

得共价化合物

某些共价化合物

共同点

均为化合物

注意点

电解质非、电解质得区分与化合物得水溶性无关、

举例

NaClBa（OH）2CH3COOH

CH3CH2OHC12H22O11

2、强电解质、弱电解质

强电解质

弱电解质

定义

在水溶液中能全部电离得电解质

在水溶液中只能部分电离得电解质

电离程度

完全

部分

电离平衡

不存在

存在

溶液中存在微粒种类

水合离子、水分子

水合离子、水分子

弱电解质分子

电离过程

不可逆、不存在电离平衡

可逆、存在电离平衡

相互关系

均为电解质。

在相同条件下,强电解质溶液得导电能力强于弱电解质溶液

电离方程式

书写规律

用等号

HnA=nH++An-

用可逆符号,弱酸分步电离

HnAH++HA（n-1）-

HA（n-1）-H++H2A（n-2）-

举例

强酸:

HClH2SO4HNO3HClO4HBrHI

强碱:

KOHNaOHBa（OH）2等、

绝大部分盐:

BaSO4BaCl2、等

弱酸:

CH3COOHHCNH2SH2CO3等

弱碱:

NH3H2OCu（OH）2等、

H2O及小部分盐:

（CH3COO）2Pb等、

特别提醒:

1、电解质就是指在水溶液中或熔融状态下能够导电得化合物。

水溶液中或熔融状态下,这两者之间只需满足一者就行了,但必须强调得就是其本身能够导电,而不就是反应得生成物。

如SO2、SO3得水溶液虽然能导电,但它们都不就是电解质,原因就是在溶液中真正起到导电作用得就是它们与水反应得生成物H2SO3、H2SO4,而不就是它们自己本身。

Na2O得水溶液得导电虽然也就是它与水反应生成得NaOH导电,但因为其在熔融状态下本身能够导电,所以Na2O就是电解质。

2、电解质与非电解质都就是化合物,单质它既不就是电解质,也不就是非电解质。

3、判断某电解质就是强电解质还就是弱电解质关键就是瞧它在水溶液中电离时就是完全电离还就是部分电离,与其溶解度大小、导电能力强弱等因素无关。

考点二离子方程式得书写

1、离子反应:

指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成得反应。

2、离子方程式:

用实际参加反应得离子符号表示化学反应得式子。

3、离子方程式得书写:

（1）书写规则:

①单质、氧化物、不溶物、难电离得物质（弱酸、弱碱及水等）不能拆开来写。

如Cl2、Na2O等不可以拆开写成Cl-、Na+、O2-;BaSO4不可以拆开写成Ba2+、SO42-形式。

②易溶于水,易电离得物质得离子符号得改写同电离方程式中得离子形式。

如NaHCO3改写Na+、HCO3-;NaHSO4应改写Na+,H+,SO42-

③微溶物,若出现在反应物中一般改写成离子符号（悬浊液除外）;若出现在生成物中一般不改写。

④固体与固体物质反应不写离子方程式。

如实验室制取NH3得离子方程式为:

2NH4Cl+Ca（OH）2=CaCl2+2NH3↑+2H2O

⑤浓H2SO4、浓H3PO4一般不拆开写成离子形式;HCl、HNO3无论浓稀,均应改写成离子符号。

如Cu片与浓H2SO4反应得离子方程式为:

Cu+2H2SO4（浓）=CuSO4+SO2↑+2H2O

（2）书写步骤（以CuSO4溶液与BaCl2溶液反应为）

①写出反应得化学方程式:

CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓

②把易溶于水、易电离得物质拆开写成离子形式,难溶得物质或难电离得物质以及气体等仍用化学式来表示。

上述化学方程式可改写成:

Cu2++SO42-+Ba2++2Cl-=Cu2++2Cl-+BaSO4↓

③删去方程式两边不参加反应得离子符号:

Ba2++SO42-=BaSO4↓

④检查离子方程式两边各元素得原子个数与电荷总数就是否相等。

特别提醒:

常见离子方程式得书写错误

（1）不配平（一般表现为等式两边原子不守恒或电荷数不守恒）。

如Fe3++Cu=Cu2++Fe2+;Na+H2O=Na++OH-+H2↑

（2）该改得不改或不该改得改了。

如Na2O溶于水:

O2-+H2O=2OH-;大理石与稀盐酸反应:

CO32-+2H+=CO2↑+H2O;醋酸铵溶液与烧碱溶液共热:

CH3COONH4+OH-=CH3COO-+NH3↑+H2O;乙醛做银镜反应:

CH3CHO+2[Ag（NH3）2]OH→CH3COO-+NH4++2Ag↓+3NH3+H2O等等……

（3）与反应事实不相符合。

如铁片溶于稀HCl:

2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑;铝条溶于稀HNO3:

2Al+6H+=2Al3++3H2↑

（4）不就是离子反应得写离子方程式。

离子反应发生在水