3．非電解質：非金屬的氧化物、絕大部分有機物(除羧酸、酚類、羧酸鹽)。

2．弱電解質：弱酸、弱堿、水。

1．強電解質：大部分的鹽類，強酸(H₂SO₄、HNO₃、HClO₄、HCl、HBr、HI)，強堿(ⅠA除LiOH,ⅡA除Be(OH)₂、Mg(OH)₂)，活潑金屬的氧化物。

5、判斷離子共存時，審題一定要注意題中給出的附加條件。

�、潘嵝匀芤�(H⁺)、堿性溶液(OH^-)、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H⁺或OH^-=1×10^-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。

⑵有色離子MnO₄^-,Fe³⁺,Fe²⁺,Cu²⁺,Fe(SCN)²⁺。

⑶MnO₄^-,NO₃^-等在酸性條件下具有強氧化性。

⑷S₂O₃^2-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：S₂O₃^2-+2H⁺=S↓+SO₂↑+H₂O

⑸注意題目要求“一定大量共存”還是“可能大量共存”；“不能大量共存”還是“一定不能大量共存”。

　　 ⑹看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“等物質的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后順序對反應的影響等。

4、兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒(氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等)。

3、號實際：“=”“　 ”“→”“↑”“↓”“ ”等符號符合實際。

(1)違背反應客觀事實

　 如：Fe₂O₃與氫碘酸：Fe₂O₃+6H⁺＝2 Fe³⁺+3H₂O錯因：忽視了Fe³⁺與I^-發(fā)生氧化一還原反應

(2)違反質量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡

　 如：FeCl₂溶液中通Cl₂ ：Fe²⁺+Cl₂＝Fe³⁺+2Cl^- 錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恒

(3)混淆化學式(分子式)和離子書寫形式

　 如：NaOH溶液中通入HI：OH^-+HI＝H₂O+I^-錯因：HI誤認為弱酸.

(4)反應條件或環(huán)境不分：

　 如：次氯酸鈉中加濃HCl：ClO^-+H⁺+Cl^-＝OH^-+Cl₂↑錯因：強酸制得強堿

(5)忽視一種物質中陰、陽離子配比.

　 如：H₂SO₄溶液加入Ba(OH)₂溶液:Ba²⁺+OH^-+H⁺+SO₄^2-＝BaSO₄↓+H₂O

　　　 正確：Ba²⁺+2OH^-+2H⁺+SO₄^2-＝BaSO₄↓+2H₂O

(6)“＝”“　 ”“↑”“↓”符號運用不當

　 如：Al³⁺+3H₂O＝Al(OH)₃↓+3H⁺注意：鹽的水解一般是可逆的，Al(OH)₃量少，故不能打“↓”

2、式正確：化學式與離子符號使用正確合理�？扇苄缘膹婋娊赓|拆寫為陰、陽離子的形式；微溶性的強電解質視具體情況而定，若為溶液，拆寫為陰、陽離子的形式，若為濁液，則用化學式表示；其它，難溶物、弱電解質、非電解質、單質均用化學式表示。

1、合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應。

　 常見不符合客觀事實的反應：

　 (1)Fe+HCl-FeCl₃　

　 (2)Na₂SO₃+HNO₃-Na NO₃+SO₂↑+H₂O

　 (3)NaClO+ SO₂+H₂O-HClO+ Na₂SO₃

　 (4)Cu+HNO₃( 濃)-Cu(NO₃)₂+NO↑+H₂O

　 (5)FeCl₂+H₂S-FeS↓+HCl

　 (6)Cu+H₂SO₄ - CuSO₄+ H₂↑

　 (7)Mg+HNO₃( 稀)-Mg(NO₃)₂+ H₂↑

30．(2007高考江蘇卷)向存在大量Na⁺、Cl^－的溶液中通入足量的NH₃后，該溶液中還可能大量存在的離子組是

　　 A．K⁺、Br^－、CO₃^2－ B．Al³⁺、H⁺、MnO^－₄

 C．NH₄⁺、Fe³⁺、SO₄^2－ D．Ag⁺、Cu²⁺、NO₃^－

29．(2007北京高考)在由水民離產(chǎn)生的H⁺的濃度為1×10^－13mol/L的溶液中，一定能大量共存的離子組是

　　 ①K⁺、Cl^－、NO₃^－、S^2－　　　　　　　　 ②K⁺、Fe²⁺、I^－、SO₄^2－

 ③Na⁺、Cl^－、NO₃^－、SO₄^2－ ④Na⁺、Ca²⁺、Cl^－、HCO₃^－

　　 ⑤K⁺、Ba²⁺、Cl^－、NO₃^－

　　 A．①③　　　　　 B．③⑤　　　　　 C．③④　　　　　 D．②⑤