高中化学知识点总结汇总篇.docx
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高中化学知识点总结汇总篇
高中化学全部知识点总结
一、俗名
无机部分：
纯碱、苏打、天然碱、口碱：
Ｎa2CO3小苏打：
NaHCO3大苏打：
Na2S2O3石膏（生石膏）：
CaSO4.2H2O熟石膏：
2CaSO4·.H2O 莹石：
CaF2重晶石：
BaSO4（无毒）碳铵：
NH4HCO3石灰石、大理石：
CaCO3生石灰：
CaO食盐：
NaCl熟石灰、消石灰：
Ca（OH）2芒硝：
Na2SO4·7H2O（缓泻剂）烧碱、火碱、苛性钠：
NaOH绿矾：
FaSO4·7H2O干冰：
CO2明矾：
KAl（SO4）2·12H2O漂白粉：
Ca（ClO）2、CaCl2（混和物）泻盐：
MgSO4·7H2O胆矾、蓝矾：
CuSO4·5H2O双氧水：
H2O2皓矾：
ZnSO4·7H2O硅石、石英：
SiO2刚玉：
Al2O3水玻璃、泡花碱、矿物胶：
Na2SiO3铁红、铁矿：
Fe2O3磁铁矿：
Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：
FeS2铜绿、孔雀石：
Cu2（OH）2CO3菱铁矿：
FeCO3赤铜矿：
Cu2O波尔多液：
Ca（OH）2和CuSO4石硫合剂：
Ca（OH）2和S玻璃的主要成分：
Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：
Ca（H2PO4）2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：
Ca（H2PO4）2天然气、沼气、坑气（主要成分）：
CH4水煤气：
CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：
Fe（NH4）2（SO4）2溶于水后呈淡绿色
光化学烟雾：
NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：
浓HNO3与浓HCl按体积比1：
3混合而成。
铝热剂：
Al+Fe2O3或其它氧化物。
尿素：
CO（NH2）2
有机部分：
氯仿：
CHCl3电石：
CaC2电石气：
C2H2（乙炔）TNT：
三硝基甲苯酒精、乙醇：
C2H5OH
氟氯烃：
是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。
醋酸：
冰醋酸、食醋CH3COOH
裂解气成分（石油裂化）：
烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。
甘油、丙三醇：
C3H8O3
焦炉气成分（煤干馏）：
H2、CH4、乙烯、CO等。
石炭酸：
苯酚蚁醛：
甲醛HCHO
福尔马林：
35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：
甲酸HCOOH
葡萄糖：
C6H12O6果糖：
C6H12O6蔗糖：
C12H22O11麦芽糖：
C12H22O11淀粉：
（C6H10O5）n
硬脂酸：
C17H35COOH油酸：
C17H33COOH软脂酸：
C15H31COOH
草酸：
乙二酸HOOC—COOH使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。
二、颜色
铁：
铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。
Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体
Fe（OH）2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe（OH）3——红褐色沉淀Fe（SCN）3——血红色溶液
FeO——黑色的粉末Fe（NH4）2（SO4）2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体
铜：
单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2（OH）2CO3—绿色Cu（OH）2——蓝色[Cu（NH3）4]SO4——深蓝色溶液
BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl、Mg（OH）2、三溴苯酚均是白色沉淀
Al（OH）3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀
Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体
HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾
CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色
Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀
AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体
SO3—无色固体（沸点44.80C）品红溶液——红色氢氟酸：
HF——腐蚀玻璃
N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体
三、现象：
1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba（OH）2与NH4Cl反应是吸热的；
2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；（熔、浮、游、嘶、红）
3、焰色反应：
Na黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。
4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟；5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰；
6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟；7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾；
8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色；
9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光；
11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末（MgO），产生黑烟；
12、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟；13、HF腐蚀玻璃：
4HF+SiO2＝SiF4+2H2O
14、Fe（OH）2在空气中被氧化：
由白色变为灰绿最后变为红褐色；
15、在常温下：
Fe、Al在浓H2SO4和浓HNO3中钝化；
16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空气呈粉红色。
17、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味；
18、在空气中燃烧：
S——微弱的淡蓝色火焰H2——淡蓝色火焰H2S——淡蓝色火焰
CO——蓝色火焰CH4——明亮并呈蓝色的火焰S在O2中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。
19．特征反应现象：
20．浅黄色固体：
S或Na2O2或AgBr
21．使品红溶液褪色的气体：
SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色）
22．有色溶液：
Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色）
有色固体：
红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、红褐色[Fe（OH）3]黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）
蓝色[Cu（OH）2]黄色（AgI、Ag3PO4）白色[Fe（0H）2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]
有色气体：
Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色）
四、考试中经常用到的规律：
1、溶解性规律——见溶解性表；2、常用酸、碱指示剂的变色范围：
指示剂
PH的变色范围
甲基橙
＜3.1红色
3.1——4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
＜8.0无色
8.0——10.0浅红色
>10.0红色
石蕊
＜5.1红色
5.1——8.0紫色
>8.0蓝色
3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：
阴极（夺电子的能力）：
Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Fa2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阳极（失电子的能力）：
S2->I->Br–>Cl->OH->含氧酸根
注意：
若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应（Pt、Au除外）
4、双水解离子方程式的书写：
（1）左边写出水解的离子，右边写出水解产物；
（2）配平：
在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子；（3）H、O不平则在那边加水。
例：
当Na2CO3与AlCl3溶液混和时：
3CO32-+2Al3++3H2O=2Al（OH）3↓+3CO2↑
5、写电解总反应方程式的方法：
（1）分析：
反应物、生成物是什么；
（2）配平。
例：
电解KCl溶液：
2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH配平：
2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH
6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：
（1）按电子得失写出二个半反应式；
（2）再考虑反应时的环境（酸性或碱性）；（3）使二边的原子数、电荷数相等。
例：
蓄电池内的反应为：
Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O试写出作为原电池（放电）时的电极反应。
写出二个半反应：
Pb–2e-→PbSO4PbO2+2e-→PbSO4
分析：
在酸性环境中，补满其它原子：
应为：
负极：
Pb+SO42--2e-=PbSO4
正极：
PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O
注意：
当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转：
为：
阴极：
PbSO4+2e-=Pb+SO42-阳极：
PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H++SO42-
7、在解计算题中常用到的恒等：
原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：
质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法和估算法。
（非氧化还原反应：
原子守恒、电荷平衡、物料平衡用得多，氧化还原反应：
电子守恒用得多）
8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小；
9、晶体的熔点：
原子晶体>离子晶体>分子晶体中学学到的原子晶体有：
Si、SiC、SiO2=和金刚石。
原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的：
金刚石>SiC>Si（因为原子半径：
Si>C>O）.
10、分子晶体的熔、沸点：
组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。
11、胶体的带电：
一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物的胶体粒子带负电。
12、氧化性：
MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4（+4价的S）例：
I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI
13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。
14、能形成氢键的物质：
H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。
15、氨水（乙醇溶液一样）的密度小于1，浓度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，浓度越大，密度越大，98%的浓硫酸的密度为：
1.84g/cm3。
16、离子是否共存：
（1）是否有沉淀生成、气体放出；
（2）是否有弱电解质生成；（3）是否发生氧化还原反应；（4）是否生成络离子[Fe（SCN）2、Fe（SCN）3、Ag（NH3）+、[Cu（NH3）4]2+等]；（5）是否发生双水解。
17、地壳中：
含量最多的金属元素是—Al含量最多的非金属元素是—OHClO4（高氯酸）—是最强的酸
18、熔点最低的金属是Hg（-38.9C。
）,；熔点最高的是W（钨3410c）；密度最小（常见）的是K；密度最大（常见）是Pt。
19、雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。
20、有机酸酸性的强弱：
乙二酸>甲酸>苯甲酸>乙酸>碳酸>苯酚>HCO3-
21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。
例：
鉴别：
乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（与水互溶），则可用水。
22、取代反应包括：
卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等；
23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。
恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。
24、可使溴水褪色的物质如下，但褪色的原因各自不同：
烯、炔等不饱和烃（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（发生氧化褪色）、有机溶剂[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大于水），烃、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]发生了萃取而褪色。
25、能发生银镜反应的有：
醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麦芽糖，均可发生银镜反应。
（也可同Cu（OH）2反应）计算时的关系式一般为：
—CHO——2Ag
注意：
当银氨溶液足量时，甲醛的氧化特殊：
HCHO——4Ag↓+H2CO3
反应式为：
HCHO+4[Ag（NH3）2]OH=（NH4）2CO3+4Ag↓+6NH3↑+2H2O
26、胶体的聚沉方法：
（1）加入电解质；
（2）加入电性相反的胶体；（3）加热。
常见的胶体：
液溶胶：
Fe（OH）3、AgI、牛奶、豆浆、粥等；气溶胶：
雾、云、烟等；固溶胶：
有色玻璃、烟水晶等。
27、污染大气气体：
SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。
28、环境污染：
大气污染、水污染、土壤污染、食品污染、固体废弃物污染、噪声污染。
工业三废：
废渣、废水、废气。
29、在室温（20C。
）时溶解度在10克以上——易溶；大于1克的——可溶；小于1克的——微溶；小于0.01克的——难溶。
30、人体含水约占人体质量的2/3。
地面淡水总量不到总水量的1%。
当今世界三大矿物燃料是：
煤、石油、天然气。
石油主要含C、H地元素。
31、生铁的含C量在：
2%——4.3%钢的含C量在：
0.03%——2%。
粗盐：
是NaCl中含有MgCl2和CaCl2，因为MgCl2吸水，所以粗盐易潮解。
浓HNO3在空气中形成白雾。
固体NaOH在空气中易吸水形成溶液。
32、气体溶解度：
在一定的压强和温度下，1体积水里达到饱和状态时气体的体积。
五、无机反应中的特征反应
1．与碱反应产生气体
（1）
（2）铵盐：
2．与酸反应产生气体
（1）
（2）
3．Na2S2O3与酸反应既产生沉淀又产生气体：
S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
4．与水反应产生气体
（1）单质
（2）化合物
5．强烈双水解
6．既能酸反应，又能与碱反应
（1）单质：
Al
（2）化合物：
Al2O3、Al（OH）3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。
7．与Na2O2反应
8．2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl
9．电解
10．铝热反应：
Al+金属氧化物
金属+Al2O3
11．Al3+Al（OH）3AlO2-
12．归中反应：
2H2S+SO2=3S+2H2O
4NH3+6NO
4N2+6H2O
13．置换反应：
（1）金属→金属
（2）金属→非金属
（3）非金属→非金属
（4）非金属→金属
14、一些特殊的反应类型：
⑴化合物+单质化合物+化合物如：
Cl2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2
⑵化合物+化合物化合物+单质NH3+NO、H2S+SO2、Na2O2+H2O、NaH+H2O、
Na2O2+CO2、CO+H2O
⑶化合物+单质化合物PCl3+Cl2、Na2SO3+O2、FeCl3+Fe、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2
14．三角转化：
15．受热分解产生2种或3种气体的反应：
（1）铵盐
（2）硝酸盐
16．特征网络：
（1）
①
②
③
④
（2）A—
A为弱酸的铵盐：
（NH4）2CO3或NH4HCO3；（NH4）2S或NH4HS；（NH4）2SO3或NH4HSO3
（3）无机框图中常用到催化剂的反应:
17.关于反应形式的联想：
1．热分解反应：
典型的特征是一种物质加热（1变2或1变3）。
含有电解熔融的Al2O3来制备金属铝、电解熔融的NaCl来制备金属钠。
2.两种物质的加热反应：
六、常见的重要氧化剂、还原剂
氧化剂
还原剂
活泼非金属单质：
X2、O2、S
活泼金属单质：
Na、Mg、Al、Zn、Fe
某些非金属单质：
C、H2、S
高价金属离子：
Fe3+、Sn4+
不活泼金属离子：
Cu2+、Ag+其它：
［Ag（NH3）2］+、新制Cu（OH）2
低价金属离子：
Fe2+、Sn2+
非金属的阴离子及其化合物：
S2-、H2S、I-、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr
含氧化合物：
NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca（ClO）2、KClO3、KMnO4、王水
低价含氧化合物：
CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、
H2C2O4、含-CHO的有机物：
醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等
既作氧化剂又作还原剂的有：
S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+及含-CHO的有机物
七、反应条件对氧化－还原反应的影响．
1．浓度：
可能导致反应能否进行或产物不同
8HNO3（稀）＋3Cu==2NO↑＋2Cu（NO3）2＋4H2OS+6HNO3（浓）===H2SO4+6NO2↑+2H2O
4HNO3（浓）＋Cu==2NO2↑＋Cu（NO3）2＋2H2O3S+4HNO3（稀）===3SO2+4NO↑+2H2O
2．温度：
可能导致反应能否进行或产物不同
冷、稀4
高温
Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O
3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
3．溶液酸碱性.
2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O
5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O
S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.
Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O
一般含氧酸盐作氧化剂,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.
4．条件不同，生成物则不同
1、2P＋3Cl22PCl3（Cl2不足）；2P＋5Cl22PCl5（Cl2充足）
2、2H2S＋3O22H2O＋2SO2（O2充足）；2H2S＋O22H2O＋2S（O2不充足）
3、4Na＋O22Na2O2Na＋O2Na2O2
4、Ca（OH）2＋CO2CaCO3↓＋H2O；Ca（OH）2＋2CO2（过量）==Ca（HCO3）2
5、C＋O2CO2（O2充足）；2C＋O22CO（O2不充足）
6、8HNO3（稀）＋3Cu==2NO↑＋2Cu（NO3）2＋4H2O4HNO3（浓）＋Cu==2NO2↑＋Cu（NO3）2＋2H2O
7、AlCl3＋3NaOH==Al（OH）3↓＋3NaCl；AlCl3＋4NaOH（过量）==NaAlO2＋2H2O
8、NaAlO2＋4HCl（过量）==NaCl＋2H2O＋AlCl3NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al（OH）3↓
9、Fe＋6HNO3（热、浓）==Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2OFe＋HNO3（冷、浓）→（钝化）
10、Fe＋6HNO3（热、浓）Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2O
Fe＋4HNO3（热、浓）Fe（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O
浓H2SO4
浓H2SO4
11、Fe＋4HNO3（稀）Fe（NO3）3＋NO↑＋2H2O3Fe＋8HNO3（稀）3Fe（NO3）3＋2NO↑＋4H2O
140℃
170℃
12、C2H5OH
CH2=CH2↑＋H2OC2H5－OH＋HO－C2H5
C2H5－O－C2H5＋H2O
Cl
13、 ＋Cl2 ＋HCl
Cl
＋3Cl2 （六氯环已烷）
14、C2H5Cl＋NaOHC2H5OH＋NaCl C2H5Cl＋NaOHCH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O
15、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl32FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3
八、离子共存问题
离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。
凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。
如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反应）.
一般可从以下几方面考虑
1．弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均与OH-不能
大量共存.
2．弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。
如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均与H+
不能大量共存.
3．弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸（H+）会生成弱
酸分子；遇强碱（OH-）生成正盐和水.如：
HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等
4．若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存.如：
Ba2+、Ca2+与CO32-、
SO32-、PO43-、SO42-等；Ag+与Cl-、Br-、I-等；Ca2+与F-，C2O42-等
5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.如：
Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、
SiO32-等Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等
6．若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.如：
Fe3+与I-、S2-；MnO4-（H+）与I-、Br-、
Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与上述阴离子；S2-、SO32-、H+
7．因络合反应或其它反应而不能大量共存
如：
Fe3+与F-、CN-、SCN-等；H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.
九、离子方程式判断常见错误及原因分析
1．离子方程式书写的基本规律要求：
（写、拆、删、查四个步骤来写）
（1）合事实：
离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
（2）式正确：
化学式与离子符号使用正确合理。
（3）号实际：
“=”“
”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。
（4）两守恒：
两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。
（5）明类型：
分清类型，注意少量、过量等。
（6）细检查：
结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
例如：
（1）违背反应客观事实
如：
Fe2O3与氢碘酸：
Fe2O3＋6H+＝2Fe3+＋3H2O错因：
忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应
（2）违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡
如：
FeCl2溶液中通Cl2：
Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl-错因：
电子得失不相等，离子电荷不守恒
（3）混淆化学式（分子式）和离子书写形式
如：
NaOH溶液中通入HI：
OH-＋HI＝H2O＋I-错因：
HI误认为弱酸.
（4）反应条件或环境不分：
如：
次氯酸钠中加浓HCl：
ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错因：
强酸制得强碱
（5）忽视一种物质中阴、阳离子配比.
如：
H2SO4
溶液加入Ba（OH）2溶液:
Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O
正确：
Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O
（6）“＝”“⇄”“↑”“↓”符号运用不当
如：
Al3+＋3H2O＝Al（OH）3↓＋3H+注意：
盐的水解一般是可逆的，Al
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