概念基础
电解质、非电解质、强弱电解质、电离方程式。
离子反应
从电解质和电离出发，掌握离子方程式书写、离子共存和离子检验。
知识框架
反应条件
生成沉淀、气体、水或弱电解质，离子浓度明显减小。
题型模型
离子共存、离子方程式正误判断、离子检验与推断。
重难点讲解
拆写规则
强酸、强碱、可溶性盐拆成离子；沉淀、气体、弱电解质、氧化物、单质一般不拆。
共存判断不只看沉淀
还要看 H⁺ 与 CO₃²⁻ 生成 CO₂↑，H⁺ 与 OH⁻ 生成 H₂O，以及酸性条件下的氧化还原。
最后检查守恒
离子方程式必须原子守恒、电荷守恒、符合客观事实。
典型例题
例 1：离子方程式书写
写出 Na₂CO₃ 溶液与稀盐酸反应的离子方程式。
CO₃²⁻ + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O。Na⁺、Cl⁻ 为旁观离子。
例 2：离子共存
Ba²⁺、NO₃⁻、SO₄²⁻ 能否大量共存？
不能。Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓。
易错点
CO₂ 不是电解质
CO₂ 水溶液导电是因为生成 H₂CO₃，CO₂ 本身是非电解质。
沉淀不能拆
BaSO₄↓、AgCl↓、CaCO₃↓ 要保留化学式。
忽略酸性条件
MnO₄⁻ 在酸性条件下能氧化 Fe²⁺，不能大量共存。
章节练习
写出 AgNO₃ 与 NaCl 溶液反应的离子方程式。
Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓。
H⁺、Ba²⁺、Cl⁻、CO₃²⁻ 能大量共存吗？
不能。H⁺ 与 CO₃²⁻ 反应，Ba²⁺ 与 CO₃²⁻ 也可生成 BaCO₃↓。
实验 / 拓展
Cl⁻ 检验
目的：检验溶液中 Cl⁻。步骤：先加稀 HNO₃ 酸化，再滴加 AgNO₃ 溶液。现象：生成白色 AgCl↓。注意：酸化是为了排除 CO₃²⁻ 等干扰。
常见考法
给出多步实验现象，判断原溶液可能含有哪些离子，注意“另取样品”和“过量试剂”的信息。