高中化学复习资料最全面.docx

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高中化学复习资料最全面

第一部分：

必修一

第一章第一节化学实验的基本方法（其他实验知识在选修六）

考点一物质的分离与提纯

1．过滤：

适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。

如：

粗盐的提纯。

2．蒸发结晶：

适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。

3．蒸馏法：

适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。

如：

酒精与水的分离。

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的两种液体。

5．萃取：

适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。

如：

用CCl4萃取溴和水的混合物。

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的应用

考点一物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量

1.物质的量

（1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。

符号为：

n，单位为：

摩尔（mol）。

（2）物质的量的基准（NA）：

以0.012kg12C所含的碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。

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摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是g/mol。

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

同理可推出1mol其他物质的质量。

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、中子和电子等肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述宏观物质。

如1mol麦粒、1mol电荷、1mol元素的描述都是错误的。

2.使用摩尔作单位时，应该用化学式（符号）指明粒子的种类。

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

3.语言过于绝对。

如6.02×1023mol-1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：

单位物质的量的气体所占的体积，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：

气体的摩尔体积＝

，即

特别提醒：

气体摩尔体积的一个特例就是标准状况下的气体摩尔体积（V0）。

在标准状况下，1mol任何气体的体积都约等于22.4L。

在理解标准状况下的气体摩尔体积时，不能简单地认为“22.4L就是气体摩尔体积”，因为这个22.4L是有特定条件的。

这些条件就是：

①标准状况，即0℃和101.325kPa，气体的物质的量为1mol，只有符合这些条件的气体的体积才约是22.4L。

因此，22.4L是1mol任何气体在标准状况下的体积。

②这里所说的标准状况指的是气体本身所处的状况，而不指其他外界条件的状况。

例如，“1molH2O（g）在标准状况下的体积为22.4L”是不正确的，因为在标准状况下，我们是无法得到气态水的。

③1mol任何气体的体积若为22.4L，它所处的状况不一定就是标准状况。

根据温度、压强对气体分子间平均距离的影响规律知，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条件下的体积与273℃、202kPa条件下的体积应相等，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，同体积的气体含有相同的分子数。

即：

T1=T2；P1=P2；V1=V2　

　n1=n2

2.阿伏加德罗定律的推论：

PV==nRT用此公式去推成正比还是成反比就可以了。

另：

同温同压下，同体积的任何气体的质量比等于它们的相对分子质量之比，也等于它们的密度之比。

m1/m2=M1/M2=ρ1/ρ2

（注：

以上用到的符号：

ρ为密度，p为压强，n为物质的量，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。

）

考点四混合气体的平均摩尔质量

1.已知混合物质的总质量m（混）和总物质的量n（混）：

M（混）＝

2.已知混合物各成分的摩尔质量和在混合体系内的物质的量分数或体积分数。

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

3.已知标准状况下混合气体的密度：

M（混）＝22.4ρ（混）

4.已知同温同压下与单一气体A的相对密度：

＝

考点五物质的量浓度

1.定义：

以1L溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液的浓度叫做物质的量浓度.符号为：

cB；单位为：

mol﹒L-1

2.表达式：

cB=

（n为溶质B的物质的量，单位为mol；V为溶液的体积，单位为L）

特别提醒：

1.理解物质的量浓度的物理意义和相关的量。

物质的量浓度是表示溶液组成的物理量，衡量标准是单位体积溶液里所含溶质的物质的量的多少。

这里的溶质可以是单质、化合物，也可以是离子或其他的特定组合，单位是mol；体积指溶液的体积而不是溶剂的体积，单位是L；因此，物质的量浓度的单位是mol·L-1。

2.明确溶液中溶质的化学成分。

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

3.熟悉表示溶液组成的其他物理量。

表示溶液组成的物理量除物质的量浓度外，还有溶质的质量分数、质量物质的量浓度等。

它们之间有区别也有一定的联系，如物质的量浓度（c）与溶质的质量分数（ω）的关系为c=ρg·mL-1×1000mL·L-1×ω/Mg·mol-1。

考点六物质的量浓度溶液的配制

1.物质的量浓度溶液的配制步骤：

（1）计算：

如溶质为固体时，计算所需固体的质量；如溶液是液体时，则计算所需液体的体积。

（2）称量：

用天平称出所需固体的质量或用量筒量出所需液体的体积。

（3）溶解：

把称量出的溶质放在烧杯中加少量的水溶解，边加水边震荡。

（4）转移：

把所得的溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。

（5）洗涤：

用少量的蒸馏水洗涤烧杯和玻棒2-3次，把每次的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，然后将所配的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，看m、V是变大还是变小，然后确定c的变化。

特别提醒：

在配制物质的量浓度的溶液时，按操作顺序来讲，需注意以下几点：

1.计算所用溶质的多少时，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；溶质是含结晶水的固体时，则还需将无水固体的质量转化为结晶水合物的质量。

②溶质为浓溶液时，也分两种情况：

如果给定的是浓溶液的物质的量浓度，则根据公式c（浓）×V（浓）=c（稀）×V（稀）来求V（稀）；如果给定的是浓溶液的密度（ρ）和溶质的质量分数（ω），则根据c=[ρg·mL-1×V’（mL）×ω/Mg·mol-1]/V（mL）来求V’（mL）。

③所配溶液的体积与容量瓶的量程不符时：

算溶质时则取与实际体积最接近的量程数据做溶液的体积来求溶质的多少，不能用实际量。

如：

实验室需配制480mL1moL·L-1的NaOH溶液，需取固体NaOH的质量应为20.0g，而不是19.2g；因为容量瓶只能配制其规定量程体积的溶液，要配制符合要求的溶液时，选取的容量瓶只能是500mL量程的容量瓶。

故只能先配制500mL溶液，然后再取出480mL。

2.称、量溶质时，一要注意所测数据的有效性（即精度）。

二要选择恰当的量器，称量易潮解的物质如NaOH时，应用带盖的称量瓶（或小烧杯）快速称量；量取液体时，量器的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，以免引起体积的变化；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、瓶口是磨口的，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

考点一物质的组成

1.元素——宏观概念，说明物质的宏观组成。

元素是质子数相同的一类原子的统称。

质子数相同的微粒不一定是同一种元素，因为微粒的含义要比原子广泛。

2.分子、原子、离子——微观概念，说明物质的微观构成。

（1）分子是保持物质化学性质的一种微粒。

（单原子分子、双原子分子、多原子分子）

（2）原子是化学变化中的最小微粒。

（不是构成物质的最小微粒）

（3）离子是带电的原子或原子团。

（基：

中性原子团）

3.核素——具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子

同位素——具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素

同素异形体——同种元素形成的结构不同的单质

特别提醒：

离子

基团

定义

带电的原子或原子团

化学中对原子团和基的总称

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

同种元素形成的不同种原子

同种元素形成的不同种单质

区别

是一种原子

是一种单质

联系

同位素原子在一定条件下以一定的方式可构成同素异形体

实例

16O和18O；12C和14C

O2和O3；金刚石和石墨

[知识规律]

物质到底是由分子、原子还是离子构成？

这与物质所属的晶体类型有关。

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,它们是由原子形成分子，进而构成晶体的。

具体地：

（1）由分子构成的物质（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、烃的衍生物、糖类、氨基酸等

⑥其它：

如NO、N2O4、Al2Cl6等

（2）由原子直接构成的物质（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）由阴阳离子构成的物质（离子晶体）：

绝大多数盐、强碱、低价金属氧化物。

（4）由阳离子和自由电子构成的物质（金属晶体）：

金属单质、合金

考点二物理变化和化学变化

1.物理变化和化学变化的比较：

（1）特征：

有无新物质生成

（2）本质：

有无化学键的断裂和形成

（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的氧化还原反应。

钝化--浓硫酸、浓硝酸在FeAl等金属表面氧化生成一种致密的氧化膜从而起到保护FeAl等金属的现象。

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的过程。

裂化--在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。

硝化（磺化）--苯环上的H被-NO2或-SO3Ｈ取代的过程。

考点三物质的分类

1.物质的树状分类：

（注意每一概念的定义）

混合物

特别提醒：

1.纯净物和混合物

纯净物

混合物

有固定的组成和结构

无固定的组成和结构

有一定的熔沸点

无一定的熔沸点

保持一种物质的性质

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）常见特殊名称的混合物：

石油、石油的各种馏分、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.化合物的分类标准有很多，还可以根据化学键的类型分为离子化合物和共价化合物、依据能否电离分为电解质和非电解质等。

2.物质的交叉分类（以氧化物为例）：

特别提醒：

1.酸酐：

通常所讲酸酐是针对含氧酸而言的，对于一般的无机含氧酸来说，酸酐是酸中心元素的等价氧化物，如H2SO3→SO2；HNO3→N2O5。

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

2.非金属氧化物不一定是酸酐，酸酐也不一定是非金属氧化物。

3.过氧化物不是碱性氧化物（与水反应除了生成碱外还生成其它物质如O2）

3.酸和盐的分类

（1）酸：

根据分子中最多能够电离出的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是三元酸，其钠盐有正盐（Na3PO4）、酸式盐（NaH2PO4）、（Na2HPO4）；

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

考点四溶液、饱和溶液、不饱和溶液

1.溶液的概念：

一种或几种物质分散到另一种物质里形成的均一、稳定的混合物。

2.溶液的组成:

溶液=溶质+熔剂

溶质：

被分散的物质。

如食盐水中的NaCl；氨水中的NH3；碘酒中的I2

溶剂：

溶质分散其中的物质。

如食盐水、氨水中的水；碘酒中的酒精

3.溶解过程：

溶质分散到溶剂里形成溶液的过程叫溶解。

物质溶解时，同时发生两个过程：

溶解是一个物理、化学过程，并伴随着能量变化，溶解时溶液的温度是升高还是降低，取决于上述两个过程中放出和吸收热量的相对大小。

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的状态叫溶解平衡。

溶解平衡是动态平衡，溶解和结晶仍在进行。

达到溶解平衡的溶液是饱和溶液，它的浓度一定，未达到溶解平衡的溶液是不饱和溶液，通过加入溶质、蒸发溶剂、改变温度等方法可使不饱和溶液成为饱和溶液。

未溶解的固体溶质

溶液中的溶质

考点五溶解度、溶质的质量分数

1.固体的溶解度

（1）定义：

在一定温度下，某固态物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。

注意点：

①一定温度②100g溶剂③达到溶解平衡状态（饱和状态）④单位是克（g）

（2）有关关系式：

S（溶解度）=

（3）溶解度曲线：

溶解度曲线是溶解度随温度变化的一种

表示方法。

溶解度曲线可表示：

①同一物质在不同温度时的不同溶解度；

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的大小；

④比较不同物质的溶解度的大小。

2.气体的溶解度

在一定温度和1.01×105Pa时，1体积溶剂里达到溶解平衡时溶解的气体体积数（要换算成标准状况时的气体体积）。

气体溶解度随温度的升高而减小，随压强的增大而增大。

3.溶质质量分数（a%）

溶质质量分数=

考点六胶体及其性质

1.胶体的本质特征：

分散质粒子的直径大小在1nm～100nm之间

2.胶体的分类

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—分散质微粒是很多分子或离子的集合体，如Fe（OH）3胶体

分子胶体—分散质微粒是高分子，如淀粉溶液，蛋白质溶液

3.胶体的重要性质

①丁达尔现象：

光通过胶体时所产生的光亮的通路的现象。

胶体的丁达尔现象是由于胶体微粒对光线的散射而形成的，溶液无此现象，故可用此法区别溶液和溶胶。

②布朗运动：

胶体粒子所作的无规则的、杂乱无章的运动。

布朗运动是分子运动的体现。

③电泳现象：

在外加电场的作用下，胶粒在分散剂里向阴极或阳极作定向移动的现象。

工业生产中可利用电泳现象来分离提纯物质。

胶体微粒

吸附的离子

胶粒带的电荷

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胶体的聚沉：

一定条件下，使胶体粒子凝结而产生沉淀。

胶体聚沉的方法主要有三种：

a.加入电解质b.加入与胶粒带相反电荷的另一种胶体c.加热。

如：

制皂工业生产中的盐析，江河入海口三角洲的形成等等。

⑤渗析：

依据分散系中分散质粒子的直径大小不同，利用半透膜把溶胶中的离子、分子与胶粒分离开来的方法。

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

能导电的化合物

在水溶液中和熔融状态下

均不能导电的化合物

本质

在水溶液中或熔融状态下

能够电离的化合物

在水溶液中和熔融状态下

均不能发生电离的化合物

导电实质

产生了自由移动的离子

没有产生自由移动的离子

结构特点

离子化合物和某些具有极性键

的共价化合物

某些共价化合物

共同点

均为化合物

注意点

电解质非、电解质的区分与化合物的水溶性无关.

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的电解质

在水溶液中只能部分电离的电解质

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,强电解质溶液的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.电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。

水溶液中或熔融状态下，这两者之间只需满足一者就行了，但必须强调的是其本身能够导电，而不是反应的生成物。

如SO2、SO3的水溶液虽然能导电，但它们都不是电解质，原因是在溶液中真正起到导电作用的是它们与水反应的生成物H2SO3、H2SO4，而不是它们自己本身。

Na2O的水溶液的导电虽然也是它与水反应生成的NaOH导电，但因为其在熔融状态下本身能够导电，所以Na2O是电解质。

2.电解质和非电解质都是化合物，单质它既不是电解质，也不是非电解质。

3.判断某电解质是强电解质还是弱电解质关键是看它在水溶液中电离时是完全电离还是部分电离，与其溶解度大小、导电能力强弱等因素无关。

考点二离子方程式的书写

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的反应。

2.离子方程式：

用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。

3.离子方程式的书写：

（1）书写规则：

①单质、氧化物、不溶物、难电离的物质（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，易电离的物质的离子符号的改写同电离方程式中的离子形式。

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的离子方程式为：

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反应的离子方程式为：

Cu+2H2SO4（浓）=CuSO4+SO2↑+2H2O

（2）书写步骤（以CuSO4溶液与BaCl2溶液反应为）

①写出反应的化学方程式：

CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓

②把易溶于水、易电离的物质拆开写成离子形式，难溶的物质或难电离的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的离子符号：

Ba2++SO42-=BaSO4↓

④检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。

特别提醒：

常见离子方程式的书写错误

（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）该改的不改或不该改的改了。

如Na2O溶于水：

O2-+H2O=2OH-；大理石和稀盐酸反应：

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）不是离子反应的写离子方程式。

离子反应发生在水溶液中或熔融状态下，否则就不能写离子方程式。

如浓硫酸与食盐共热制HCl；浓硫酸与Cu共热制SO2；实验室制CH4和NH3等都无离子方程