离子反应教材研修.docx

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离子反应教材研修

化学教材研修

之

离子反应

名思教育苏州分公司

吴中校区

徐鑫

离子反应专题

.一“离子反应及其发生条件”在必修和选修教科书中的出处

化学1（必修）

化学选修4（化学反应原理）

第二章第二节离子反应

第三章第三节盐类的水解

第三章第四节难溶电解质的溶解平衡

1.“离子反应及其发生条件”在必修和选修教科书中的呈现方式

1.1在《化学1（必修）》中的呈现方式

《化学1（必修）》中“离子反应”一节包括“酸、碱、盐在水溶液中的电离”和“离子反应及其发生的条件”两部分。

“酸、碱、盐在水溶液中的电离”在初中“酸、碱、盐溶液的导电性实验”的基础上，在介绍氯化钠、硝酸钾、氢氧化钠等固体分别加热至熔化也能导电之后，引入了电解质的概念；然后通过介绍氯化钠在水中的溶解和电离，引出氯化钠电离方程式的书写，以及HCl、H2SO4、HNO3三种酸的电离方程式的书写，并从电离的角度得出酸的定义；最后安排“思考与交流”活动，引导学生从电离的角度概括出碱和盐的本质。

“离子反应及其发生的条件”，由电解质溶于水后电离成离子，所以电解质在溶液中进行的反应实质上是离子之间的反应引入；接着通过实验2-1现象的分析，引导学生得出CuSO4溶液与BaCl2溶液反应的实质是SO42－与Ba2＋的反应，从而引出离子方程式的概念和书写步骤；然后通过实验2-2和4组酸碱反应的离子方程式的书写，得出中和反应的实质，使学生更深入地了解离子反应的本质；最后通过实验2-3总结出溶液中离子互换型的离子反应发生的条件。

知识的呈现顺序为：

酸碱盐在一定条件下能够导电→酸碱盐是电解质→电解质在溶液中能够发生电离→电解质（由于没有出现强弱电解质的概念，其中的电解质仅指强电解质）在溶液中进行的反应是离子反应→离子反应可以用离子方程式表示→溶液中离子互换型的离子反应发生的条件是生成沉淀、放出气体或生成水。

1.2在《化学选修4（化学反应原理）》中的呈现方式

“离子反应及其发生条件”在《化学选修4（化学反应原理）》中没有安排专门的章节，而分散在《水溶液中的离子平衡》一章。

本章包括4节，第一节“弱电解质的电离”，首先是通过实验3-1使学生明确电解质有强弱之分，再引导学生运用化学平衡的理论认识弱电解质的电离过程是可逆的，并存在电离平衡。

第二节“水的电离和溶液的酸碱性”，通过水的离子积的导出，使学生加深对弱电解质电离的理解，找到溶液发生酸碱性变化的本质。

第三节“盐类的水解”，首先通过“科学探究”，让学生“发现”盐溶液呈现酸碱性的一般规律；然后通过组织“思考与交流”活动，引导学生利用电离平衡的理论，寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因，使学生了解盐类水解的实质，形成水解平衡的概念，在此基础上“学与问”栏目设置了“在认识水解反应原理的基础上，你对高中化学必修课中所学的‘离子反应发生的条件’有无新的认识？

”的问题，让学生体会到“生成弱电解质”是离子反应发生的一个条件；最后通过“科学探究”、“思考与交流”分析了影响盐类水解的主要原因及其利用。

第四节“难溶电解质的溶解平衡”，首先通过“思考与交流”，使学生形成难溶电解质的溶解平衡概念，然后通过“思考与交流”和实验3-3、3-4、3-5，引导学生了解沉淀的生成、溶解和转化实质是沉淀溶解平衡的建立和移动过程，从而使学生更全面地了解水溶液中离子平衡的相关理论。

其中，第一、二节是学生在《化学1（必修）》的基础上进一步深化对“离子反应”认识的基础，第三、四节能使学生认识到离子反应在生成弱电解质、生成沉淀等方面的特点或条件，但教科书除了在第三节通过“学与问”让学生体会离子反应“生成弱电解质”的条件以外，而没有出现其他明显的提示和说明。

知识的呈现顺序为：

电解质有强弱之分→水是一种极弱的电解质→水的电离与溶液的酸碱性密切相关→盐溶液的酸碱性及其规律→盐溶液呈现酸碱性的原因是盐类发生水解反应生成了弱酸或弱碱（→离子反应发生的条件之一是生成弱电解质）；难溶电解质存在溶解平衡→沉淀溶解平衡的建立和移动可表现为沉淀的生成、溶解和转化（→离子反应发生的条件是生成沉淀、放出气体或生成弱电解质）。

其中，括号内的知识在教科书中是隐性的。

二“离子反应及其发生条件”在课程标准中对学习要求

1《化学1（必修）》中的要求

《普通高中化学课程标准（实验）》在“化学1”的“常见无机物及其应用”主题下有关的内容标准是，“知道酸、碱、盐在溶液中能发生电离，通过实验事实认识离子反应及其发生的条件，了解常见离子的检验方法”。

结合《课程标准》对其他知识的要求，“离子反应及其发生条件”在“化学1”中的要求是，知道电解质（仅指强电解质）在溶液中进行的反应是离子反应，离子反应的发生条件是生成沉淀、放出气体或生成水。

2《化学选修4（化学反应原理）》中的要求

《课程标准》设置了6个选修模块，选修4是“化学反应原理”，其“溶液中的离子平衡”主题的内容标准如下表：

内容标准

1．能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。

2．知道水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算。

3．初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要应用。

4．认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解程度的主要因素，能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。

5．能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质。

仔细研读以上内容标准，其中没有对“离子反应及其发生条件”提出明确要求。

但由于在“溶液中的离子平衡”主题之前有化学平衡的知识，在该主题中又有强弱电解质的概念，所以此时“离子反应及其发生条件”的知识已经在“化学1”的基础上有所提升。

其中离子反应的发生条件应该是生成沉淀、放出气体或生成弱电解质，由于离子反应也可以达到化学平衡而不趋于完成，所以生成的沉淀和弱电解质可以不是更难溶或更难电离的物质。

3《2007年高考新课程标准化学考试大纲》中的要求

《2007年高考新课程标准化学考试大纲》规定的必考内容涵盖必修模块“化学1”、“化学2”和选修模块“化学反应原理”的内容。

其中在“化学基本概念和基本理论”部分有“了解离子反应的概念、离子反应发生的条件”的明确要求。

由于“离子反应及其发生条件”也涵盖了“化学1”和“化学反应原理”，因此，依笔者的理解，其要求应该高于“化学1”，达到“化学反应原理”的层面。

三知识点概括

一、电解质

　　㈠、电解质和非电解质

酸、碱、盐、活泼金属的氧化物、部分有机物、水属于电解质。

　㈡、强弱电解质

常见强酸有：

H2SO4、HNO3、HClO4、HClO3、HCl、HBr、HI常见强碱有：

KOH、NaOH、Ba（OH）2常见弱酸有：

一元：

HF、HClO、CH3COOH；二元：

H2S、H2SO3、H2CO3、H2SiO3；三元：

H3PO4常见弱碱有：

NH3·H2O及难溶性碱

　㈢、关于电解质的一些说明

　　1．关于电解质和非电解质

（1）电解质和非电解质必须是化合物，单质及混合物（如Cl2、食盐水）既不是电解质也不是非电解质。

（2）有些化合物的水溶液能导电，但其导电的根本原因不是本身发生电离产生离子所致，所以是非电解质，如二氧化碳水溶液，H2CO3才是电解质。

（3）有些化合物水溶液不能导电，是因为它们的溶解度小，其水溶液测不出导电性，但只要溶解的部分完全电离，在熔化状态下，它们也能完全电离，所以BaSO4和AgCl等难溶盐是电解质。

2．关于强电解质和弱电解质

（1）属于强电解质的有：

①强酸：

HCl、H2SO4、HNO3等；②强碱：

KOH、NaOH、Ba（OH）2等；

③大多数盐类：

NaCl、KNO3、BaSO4、NaHSO4、NaHCO3、CH3COONH4等。

④活泼金属的氧化物：

如Na2O、K2O等

（2）属于弱电解质的有：

①中强酸和弱酸：

H3PO4、H2SO3、H2CO3、CH3COOH、HF、H2S等；

②弱碱：

NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、Cu（OH）2等；③水及两性氢氧化物：

H2O、Al（OH）3　④少数盐，如AlCl3等。

（3）溶液的导电性强弱与电解质强弱的关系。

　　溶液的导电性强弱是由溶液中自由移动的离子浓度及离子所带电荷决定的，即离子浓度越大，离子所带电荷越多，则溶液的导电性越强，反之导电性弱。

因此，强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强，如：

BaSO4是强电解质，由于其溶液浓度小，溶液中离子浓度很小，几乎不导电，其溶液的导电性就比一定浓度的弱电解质CH3COOH溶液的导电性弱。

但同浓度、同温度时，强电解质溶液的导电性一定要比弱电解质溶液的导电性强。

而电解质的强弱是根据其在水溶液或熔化状态下电离程度决定的，在水中溶解的部分完全电离或熔化状态下完全电离，则这种化合物为强电解质，反之为弱电解质。

（4）电离方程式的书写：

①强电解质：

完全电离，用等号“＝”，如：

H2SO4＝2H++SO42-　Ba（OH）2=Ba2++2OH-

②弱电解质：

部分电离，用可逆号“

”，如：

多元弱酸分步电离：

多元弱碱也是分步电离，但书写时可一步写完：

二、离子反应、离子方程式

　　1、离子反应：

　　离子反应是指有离子参加或有离子生成的化学反应。

2、离子方程式：

　　用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式。

　　3、离子方程式书写步骤（以H2SO4与Ba（OH）2反应为例说明）：

　　①写出并配平反应的化学方程式：

　　　H2SO4+Ba（OH）2=BaSO4↓+2H2O

②把易溶于水的强电解质（即：

易溶于且在水中完全电离的电解质）拆成离子形式，其他仍以分子形式书写：

2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O

③删去两边未反的离子：

此反应中没有不参加反应的离子

④检查两边的元素是否守恒、净电荷数是否守恒、电子得失是否守恒、该用＝号还是

号、有没有漏写↑、↓等符号。

4、离子方程式的书写规则

　　<1>在离子方程式书写时，同时符合①易溶于水，②完全电离两个条件的强电解质（即：

强酸、强碱、可溶性盐）拆开成离子形式，其他（包括难电离物质、难溶物、单质和氧化物及其他所有气体）一律写化学式。

（1）难电离物质包括：

①弱酸：

H2CO3、HClO、H2S、CH3COOH等；②中强酸：

HF、H2SO3、H3PO4等；

③弱碱：

NH3·H2O、Cu（OH）2、Fe（OH）3等；④水：

H2O；⑤两性物质：

Al（OH）3等。

（2）难溶物：

详见课本溶解性表。

（3）单质：

Fe、Zn、S、Cl2、Br2、I2等。

（4）氧化物：

CO2、SO2、CaO、Fe2O3等。

（5）所有气体，如：

NH3

<2>在离子方程式中，微溶物（如Ca（OH）2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等）写成离子形式还是写成化学式，要具体问题具体分析

（1）微溶物在生成物中要写成化学式。

（2）微溶物在反应物中如果以溶液形式存在（浓度小，如澄清石灰水），要写成离子形式；如果以悬浊液形式存在（浓度大，如石灰乳），要写成化学式。

<3>酸式盐的写法

　　在离子方程式中的酸式盐，如果是强酸的酸式根，一般拆写成离子形式，如HSO4-要写成H+和SO42-；如果是弱酸的酸式根则不能拆开写如HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-等均不能拆开写。

<4>不是熔融状态下固体间发生的反应和有浓硫酸参加的反应不能写成离子方程式

如实验室制NH3：

　　　实验室制HCl：

　　　均不能写成离子方程式。

5、离子反应方程式中化学计量数处理

　　方程式两边各物质前的化学计量数含有公约数可以消掉，例如：

Ba（OH）2+2HCl=BaCl2+2H2O写成离子形式为：

2H++2OH－=2H2O，∴“2”可以去掉，离子方程式为：

H++OH－=H2O。

只部分物质的化学计量数有公约数则不能去掉。

例如：

Ba（OH）2+H2SO4=BaSO4↓+2H2O，其离子方程式为：

Ba2++2OH－+2H++SO42－=BaSO4↓+2H2O，不能写成：

Ba2++OH－+H++SO42－=BaSO4↓+H2O

6、离子方程式的意义

　　离子方程式较化学方程式更能突出表现反应的实质，不同物质间的反应其实质可能是一样的，例如：

NaOH+HCl=NaCl+H2O，2KOH+H2SO4=K2SO4+2H2O，NaOH+HNO3=NaNO3+H2O，其反应实质均是H++OH－=H2O。

由此可知离子方程式代表的不仅是某一个反应，还可以表示某一类反应。

根据离子方程式表示的某一类反应，可以将离子方程式改写成化学方程式。

例如：

2H++CO32－=H2O+CO2↑，该反应的代表的是强酸和可溶性碳酸盐生成可溶性盐及水和CO2的一类反应。

符合该离子方程式的化学反应有：

2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2↑，2HNO3+K2CO3=2KNO3+H2O+CO2↑等，即酸应为强酸如H2SO4、HNO3、HCl，而反应物中的盐应为可溶性的碳酸盐，如钾盐或钠盐等。

7、离子反应发生的条件

　　若离子之间的反应是两种电解质在溶液中相互交换离子，这类反应发生的条件是：

（1）生成难溶物质；

（2）生成难电离物质（弱酸、弱碱、水）；（3）生成挥发性物质（如CO2、HCl等）

离子反应若属氧化还原反应，其反应发生条件应遵照氧化还原反应规律进行。

根据离子反应发生的条件不仅能判断反应能否发生，且可以判断离子间是否可以共存。

8、离子能否大量共存的判断

　　离子之间能否大量共存，实际是判断离子之间能否发生化学反应，若不发生反应即可共存，若反应则不能共存。

（1）在强酸性条件下（即有大量H+），不能共存的离子有：

OH-（大量）、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等，即：

OH－和弱酸的酸根、弱酸的根式根离子不能与H＋共存。

（2）在强碱性条件下（即有大量OH-）；不能共存的离子有：

H+（大量）、HCO3-、HS-、HSO3-、NH4+、Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+等，即：

H＋及弱酸的酸式根离子、弱碱的阳离子不能与OH－共存。

（3）相互反应生成沉淀的离子间不能共存，如Ag+跟Cl-、Br-、I-，Ba2+跟CO32-、SO42-、SO32-、PO43-，H+和SiO32-等。

（4）相互反应生成气体的离子间不能共存，如H+跟HSO3-、HCO3-、HS-，OH-和NH4+（加热）等。

（5）相互反应生成难电离物质的离子间不能共存，如H+跟F-、ClO-、CH3COO-，OH-和NH4+等。

（6）离子间发生氧化还原反应的不能共存，如H+跟NO3-、Fe2+，H+跟MnO4-、Cl-，S2-跟ClO-、H+（OH-），Fe3+跟I-或S2-，H+跟S2O32-，H+跟S2-、SO32-等。

（7）离子间发生相互促进水解反应的不能大量共存，如S2-和Al3+，Fe3+和CO32-（HCO3-），Al3+和CO32-（HCO3-），NH4+和SiO32-等。

（8）离子间能相互形成络合物的不能共存，如Fe3+和SCN-，Fe3+和C6H5O-等。

（9）酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H＋或OH-=1×10-amol/L（a>7或a<7）的溶液等。

（10）有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe（SCN）2+。

（11）MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

（12）S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：

S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

（13）注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”；“不能大量共存”还是“一定不能大量共存”。

（14）看是否符合题设条件和要求，如“过量”、“少量”、“适量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加试剂的先后顺序对反应的影响等。

三、与量有关的离子方程式

　　在物质发生化学反应时，有些反应会因操作顺序或反应物相对量不同而发生不同的反应，此时，离子方程式也会不同。

书写的基本原则是：

不足量者完全反应；或该反应的所有离子均参加反应时，则要符合该反应物的化学式中各离子的个数比。

而过量的反应物的离子的用量随意选用。

现将常见的反应举例如下：

⑴某些氧化还原反应：

例如：

①FeBr2溶液与不同量的氯水混合，

　　　当氯水足量时：

2Fe2++4Br-+3C12＝2Fe3++2Br2+6Cl-

　　　当氯水少量时：

2Fe2++C12＝2Fe3++2Cl-

　　　（因为Fe2+的还原能力比Br-强，所以当氯水少量时将先氧化Fe2+）

　　　当FeBr2与C12为1∶1时：

2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl-

②FeCl3溶液与不同量的Na2S溶液混合

　　　当Na2S溶液少量时：

2Fe3++S2-＝2Fe2++S↓

　　　当Na2S溶液过量时：

2Fe3++3S2-＝2FeS（黑）↓+S↓

③氯气与碱溶液的反应

⑵铝盐溶液（或锌盐溶液）和强碱溶液的反应，　如：

⑶偏铝酸盐（或锌酸盐）和强酸的反应如：

2AlO2-+CO2+3H2O=2Al（OH）3↓+CO32-AlO2-+CO2+2H2O=Al（OH）3↓+HCO3-

AlO2-+4H+=Al3++2H2O

⑷部分显碱性的盐溶液与CO2气体的反应。

　　　此处NaAlO2可被Na2SiO3等盐代替。

⑸酸性氧化物与碱溶液反应。

　如：

CO2+2OH-=CO32-+H2OCO2+OH-=HCO3-+H2O

　类似有SO2、SO3、P2O5与碱的反应。

⑹多元酸（如：

H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3等）与碱反应，酸和碱的量不同可生成不同的盐。

OH-+H3PO4=H2PO4-+H2O2OH-+H3PO4=HPO42-+2H2O3OH-+H3PO4=PO43-+3H2O　如：

　　　再如将NaOH溶液滴入H3PO4中（NaOH由少量到足量），相继发生如下反应：

⑺酸式盐与碱溶液的反应。

如：

①Ba（OH）2与NaHSO4溶液混合，当NaHSO4溶液足量和少量时有以下两种写法。

　aHSO4溶液足量时，Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O

　NaHSO4溶液少量时，Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O

②Ca（HCO3）2与NaOH溶液混合，当NaOH溶液的量不同时亦出现以下几种写法。

　　　NaOH溶液足量时，Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+2H2O+CO32-

　　　NaOH溶液少量时，Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O

　　　n[Ca（HCO3）2]∶n（NaOH）=2∶3时，2Ca2++3HCO3-+3OH-=2CaCO3↓+CO32-+3H2O

③Mg（HCO3）2溶液与NaOH溶液反应，该反应除了要考虑反应物的量的关系外还要考虑①Mg（OH）2的溶解度比MgCO3的溶解度要小，反应后生成的沉淀是Mg（OH）2而不是MgCO3，②OH－先与Mg2+反应后与HCO3－反应。

Ⅰ、当n[Mg（HCO3）2]∶n（NaOH）≤1∶4时，即NaOH足量。

　　　　Mg2++2HCO3－+4OH－=Mg（OH）2↓+2CO32－+2H2O

Ⅱ、当n[Mg（HCO3）2]∶n（NaOH）≥1∶2时，即NaOH不足。

　　　　Mg2++2OH－=Mg（OH）2↓

Ⅲ、当1∶4

　　　　Mg2++HCO3－+3OH－=Mg（OH）2↓+CO32－+H2O

Ⅳ、当1∶3＜n[Mg（HCO3）2]∶n（NaOH）＜1∶2时，如n[Mg（HCO3）2]∶n（NaOH）＝5∶12

　　　　5Mg2++2HCO3－+12OH－=5Mg（OH）2↓+2CO32－+2H2O

⑻铁和稀HNO3（或其他氧化性的酸）的反应。

⑼弱酸酸式盐与NaHSO4溶液反应。

如：

⑽部分多元弱酸盐（如Na2S、Na2CO3、Na2SO3）与强酸的反应如：

⑾硝酸银和氨水的反应。

Ag++NH3·H2O=AgOH+NH4+Ag++3NH3·H2O=Ag（NH3）2++NH4++2H2O

规律：

如果组成某反应物的多种（两种或两种以上）离子参加了离子反应，该物质处于过量时，不考虑离子间的数量组成比，如果处于少量或适量时一定要考虑离子间的组成比，否则是错误的。

例　完成下列反应的离子方程式：

（1）向NaHCO3溶液中滴入少量Ca（OH）2；

（2）向NaHCO3溶液中滴入过量Ca（OH）2。

这两个反应的实质是：

HCO3-与OH-反应生成CO32-和H2O，Ca2+再与CO32-反应。

（1）中HCO3-过量，与OH-反应生成CO32-和H2O，OH-不剩余，而CO32-与Ca2+结合后还有剩余，生成Na2CO3。

（2）中OH-过量，把所有的HCO3-均变为CO32-，由于Ca2+过量，所以又把所有的CO32-转变为CaCO3，过量的OH-与NaHCO3电离产生的钠离子结合成NaOH。

所以化学方程式为：

（1）Ca（OH）2+2NaHCO3＝CaCO3↓+Na2CO3+2H2O

（2）Ca（OH）2+NaHCO3＝CaCO3↓+NaOH+H2O

从化学方程式的书写中也能看出两者量的关系，故离子方程式为：

（1）Ca2++2OH-+2HCO3-＝CaCO3↓+CO32-+2H2O

（2）Ca2++OH-+HCO3-=CaCO3↓+H2O

四、离子方程式正误判断

　　离子方程式的判断正误，可总结为“八查”：

1．一查反应是否符合客观事实，如钠投入CuSO4溶液中：

　2Na+Cu2+=2Na++Cu（×）2Na+Cu2++2H2O＝2Na++Cu（OH）2↓+H2↑（√）

2．二查质量是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守恒

　如Fe2++Cl2＝Fe3++2Cl-　（×）2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl-（√）

3．三查化学符号（↑、↓、=、

、化学式、离子形式）使用是否正确，如碳酸氢钙溶液与盐酸反应：

Ca（HCO3）2+2H+＝Ca2++2H2O+2CO2↑（×）HCO3-+H+=H2O+CO2↑（√）

4．四查是否忽略隐离子反应如CuSO4溶液和Ba（OH）2溶液反应：

Ba2++SO42-＝BaSO4↓（×）Cu2++SO42-+Ba2++2OH-＝Cu（OH）2↓+BaSO4↓（√）

5．五查阴、阳离子配比是否正确，如稀H2SO4和Ba（OH）2溶液反应：

H++SO42-+OH-+Ba2+＝BaSO4↓+H2O　　（×）2H++SO42-+2OH-+Ba2+＝BaSO4↓+2H2O（√）

6．六查反应物用量与其反应是否一致。

如碳酸氢钙溶液中加入少量氢氧化钠：

Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O（×）Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O　（√）

7．七查加入试剂顺序与其反应是否一致。

如往Na2CO3溶液中滴入少量稀盐酸：

　2H++CO32-＝H2O+CO2↑（×）H++CO32-=HCO3-　　　（√）

8．八查反应条件与其反应是否一致。

如往氯化铵溶液中滴入烧碱溶液：

　NH4++OH-=NH3↑+H2O　　（×）NH4++OH-

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