例：定容摇匀后，发现液面下降，继续加水至刻度线。分析：偏小。容量瓶摇匀后发现液面下降是因为极少量的溶液润湿磨口，不会引起溶液浓度的改变。此时加水会引起浓度偏小。
17.定容时视线不平视。
例：定容时仰视。分析：偏低。定容时仰视，容量瓶内液面最低点高于刻度线，使浓度偏小；反之，俯视时，容量瓶内液面最低点低于刻度线，使浓度偏大。
隐性考点
1．稀释定律: 溶液的稀释与混合
a. 溶液的稀释定律
由溶质的质量稀释前后不变有： m
浓
×ω浓%=m稀×ω稀%
浓
由溶质稀释前后物质的量不变有： c×V浓=c稀×V稀
b. 溶液在稀释或混合时，溶液的总体积不一定是二者混合的体积之和。如给出溶液混合后的密度，应根据质量和密度求体积。但若为稀溶液，体积可以加起来，进行近似计算
c. 物质的量浓度C与溶质质量分数ω%的换算(ρ为该溶液的密度，单位g/mL) :
c?1000??%M
同一溶质不同浓度的溶液混合后溶质质量分数的判断方法：设溶质质量分数分别为w1和w2的两溶液混合后所得溶液溶质的质量分数为w。 (1)两溶液等质量混合 1w＝2(w1＋w2)。 (2)两溶液等体积混合 1①若溶液中溶质的密度大于溶剂的密度，则w>2(w1＋w2)，如H2SO4溶液。 6
1
②若溶液中溶质的密度小于溶剂的密度，则w<2(w1＋w2)，如氨水、酒精溶液
专题二 溶液中的离子反应与离子共存
一、电解质与非电解质、强电解质与弱电解质 1、电解质与非电解质
2、强电解质和弱电解质
定义 强电解质 在水溶液中全部电离成离子的电解质 强酸、强碱、多数盐类、离子型氧化物等 全部电离成离子 弱电解质 在水溶液中只有一部分分子电离成离子的电解质 弱酸、弱碱、水等 只有一部分分子电离成离子 电解质分子和水合离子 用可逆号，如：CH3COOH CH3COO-+H+ 弱酸，如：CH3COOH、H2CO3等 弱碱，如：NH3·H2O、不溶性碱、水 化合物种类 在溶液中的电离程度 在水溶液中的粒子 电离方程式 只有水合离子 用等号，如：NaCl=Na++Cl- 强酸，如：HCl、HNO3；强碱，如：NaOH、KOH；大多数盐，实例 如：NaCl；金属氧化物：如：Na2O、Na2O2；金属氢化物：CaH2、NaH等 7
离子来源于电解质，非电解质不能产生离子。有电解质还要看是否有电离的条件。
? ①电解质和非电解质研究的对象是化合物，单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。
? ②电解质的导电是有条件的，即电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能导电，固态电解质不导电，冰醋酸不导电，因为是纯酸，是分子，没电离。 ? ③能导电的物质不一定是电解质，如盐酸能导电，但不是电解质。 ? ④酸、碱、盐、水和金属氧化物是电解质。 ? ⑤非金属氧化物（除水外）、大部分有机物、不是酸的非金属氢化物为非电解质。
⑥一定要是本身电离，如CO2、SO2、NH3的水溶液能导电，但CO2、SO2、NH3是非电解质，生成物H2CO3、H2SO3、NH3?H2O是电解质
3、电解质的电离方程式
①强电解质的电离方程式的书写：水溶液中只存在水合阴、 阳离子，不存在电离平衡。在书写有关强电解质电离方程式时，应用 “
”
②弱电解质的电离方程式的书写：弱电解质在水中部分电离，水溶液中既有水合阴、 阳离子又有水合分子，存在电离平衡，书写电离方程式时应该用 “
” 。
③ 多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离
二、离子反应的概念
1、电解质溶液的反应实质上就是电离出的某些离子之间的反应。有离子参加的反应称为离子反应。离子反应不一定所有的物质都是以离子形式存在，但至少有一种物质是以离子形式存在，这种物质可以是反应物，也可以是生成物。 2、离子反应的类型
（1）复分解反应：酸和碱、酸和盐、碱和盐、盐和盐之间的反应； （2）溶液中的置换反应：如Zn+2H+＝Zn2++H2↑，Cl2+2I-＝2Cl-+I2. （3）溶液中的氧化还原反应；如MnO2+4H++2Cl-Mn2++Cl2+2H2O.
（4）碱性氧化物和酸、酸性氧化物和碱的反应；CuO+2H+＝Cu2++H2O;
CO2+2OH-＝CO32-+H2O.
（5）电解反应。如电解饱和食盐水2Cl-+2H2O 3、离子反应的条件
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2OH-+Cl2↑+H2↑
（1）离子间交换离子发生反应的条件是复分解反应发生的条件，即有难溶物或
难电离的物质或挥发性的物质生成。如向稀H2SO4溶液中分别加入①BaCl2溶液、②Na2CO3溶液、③CH3COONa溶液。反应的离子方程式为：①Ba2++SO42-＝BaSO4↓（难溶物） ②2H++CO32-＝H2O+CO2↑（挥发性物质） ③H++CH3COO-＝CH3COOH（难电离物质）
（2）离子间参加氧化还原反应的条件是强氧化性离子与强还原性离子间易发生反应（遵循强弱律）。如FeCl3溶液和Cu反应 2Fe3++Cu＝2Fe2++Cu2+、 Cl2+SO2+2H2O==4H++SO42-+2Cl-。
（3）络合反应 能生成稳定络合物或络离子，反应就能发生。如向FeCl3溶液中
滴入KSCN溶液：Fe3++3SCN-＝Fe(SCN)3. 四、离子方程式
1、定义 用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。
注意 ：
①没有自由移动的离子参加的反应，不能写成离子方程式。如氯化铵和氢氧化钙固体在加热条件下可以反应，虽然反应物都是电解质，但此反应不是在水溶液中进行的，两种物质都没有电离出离子，即此反应不属于离子反应，不能写成离子方程式，只能写化学方程式。另浓硫酸、浓磷酸与固体的反应不能写成离子方程式。
②微溶物作为反应物,若是澄清溶液写离子符号,若是悬浊液写化学式.微溶物作为生成物,写成化学式(标↓)，如反应物澄清石灰水要拆，石灰浆不拆。
③氨水作为反应物时写成NH3·H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写NH3(标↑)，稀溶液不加热写成NH3·H2O
盐的溶解性口诀：
钾钠铵盐硝酸盐，都是可溶性的盐； 盐酸盐除银亚汞，硫酸盐除钡和铅；
碳酸盐、磷酸盐及亚硫酸盐，只溶钾、钠、铵 碳酸一氢盐、磷酸二氢盐及醋酸盐，都可溶 可溶性强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 强酸：H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI、HClO4
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常见弱酸：H2CO3、CH3COOH、H2SO3、H2S、H3PO4、HF、H2SiO3、HClO 弱碱：除NH3?H2O,其余都不溶于水。难溶性碱是弱碱 五、离子方程式的书写
(1)拆分的三种情况：强酸、强碱、易溶性盐。 (2)不拆分的三种情况：
①单质、氧化物、气体不拆分，用化学式或分子式呈现。
②弱酸(HF、HClO、H2S、H2SO3、H2CO3等)、弱碱(NH3·H2O等)等难电离物质应写化学式。 ③难溶于水的物质必须写化学式。 (3)微溶物的三种情况。
①作为产物析出时，写化学式，如2Ag＋＋SO4￣===Ag2SO4↓。 ②作为反应物的稀溶液，应写离子形式，如CO2通入澄清石灰水中： Ca＋2OH＋CO2===CaCO3↓＋H2O。
③作为反应物呈浊液时，应写化学式，如CO2通入石灰乳中：Ca(OH)2＋CO2===CaCO3＋H2O
2＋
－
2
（二）、与量有关的离子方程式
1、生成物与过量物质继续反应的离子反应 （1）铝盐溶液与强碱溶液的反应
铝盐过量：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓ 强碱过量：Al3＋＋4OH－=== AlO2－＋2H2O （2）偏铝酸盐和强酸的反应
偏铝酸盐过量：AlO2－＋H+＋H2O===Al(OH)3↓ 强酸过量：AlO2－＋4H+=== Al3＋＋2H2O （3）酸性氧化物与碱溶液反应
碱过量：CO2＋2 OH－=== CO32－＋H2O
碱不足：CO2＋OH－=== HCO3－；类似的还有SO2与碱反应。
（4）部分多元弱酸盐（如Na2CO3、Na2S、Na2SO3）与强酸（如盐酸）的反应
盐酸不足：CO32－＋H+=== HCO3－ 盐酸过量：CO32－＋2H+=== CO2＋H2O；
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必修1知识点总结
