化学反应原理总结

详细梳理高中化学重点章节以及基本反应原理，助力总复习，可以作为学习笔记和复习资料，帮助大家系统地回顾和巩固所学知识，学生更好地理解和记忆知识。

化学反应原理

• 化学工业
  • 硫酸工业
    • 原理（三个反应）
    • 生产过程
      • 1.造气：利用硫铁矿制硫酸的第一步反应需要在沸腾炉中进行
      • 2.转化：核心阶段，在转化器中进行
      • 3.吸收：在吸收塔中进行，工业上用98.3%浓硫酸吸收三氧化硫（用水or稀硫酸会产生酸雾影响效率）。三氧化硫从塔的下部通入。浓硫酸从塔顶喷下，两者逆流接触。
    • 热能的利用：在生产硫酸的过程中,涉及的一些反应都是放热反应。充分利用反应放出的热既降低能耗又提高生产效能。如沸腾炉外设置废热锅炉回收高温废热,把热交换器和转化器合为一体,将SO2转化为SO3时产生的热量及时导出用来预热进入转化器的原料气,这样既加快了反应的速率，又促使化学平衡向生成 SO3的方向移动。
    • 三废处理
      • 氨酸法处理二氧化硫，让二氧化硫循环，生成硫酸铵可当成氮肥
      • 废水
        • 循环
        • 中和
      • 废渣→冶铁原料
  • 合成氨
    • 工业合成氨适宜条件
      • 压强：20—50MPa
      • 温度：500℃左右
      • 催化剂：以Fe为主的催化剂
      • 浓度：液化氨并及时分离，补充原料气并循环利用，氢氮比为2.8—2.9
    • 流程：造气、净化、合成
• 氧化还原反应
  • 概念
    • 本质：电子的转移
    • 特征：反应中元素化合价变化
    • 表示方法
      • 单线桥
        • 方向：化合价上升的元素正上方出发指向化合价下降的元素正上方
        • 数目：电子转移总数
      • 双线桥
    • 基本概念：对于
  • 氧化剂和还原剂
    • 常见氧化剂和还原剂
      • 常见氧化剂
        • 处于高价的化合物，or大多数非金属单质
      • 常见还原剂
        • 处于低价的化合物or金属单质、少数非金属单质，常见物质有
    • 氧化性or还原性强弱：得、失电子的难易程度，与数目无关
    • 常见强弱判断方法
      • 1.方程式
        • 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物
      • 2.反应条件&反应剧烈程度
        • 反应条件越容易实现，性质越活泼
      • 3.被氧化or还原的程度判断
      • 4.金属活动性顺序中，越靠前，金属单质还原性越强； 越靠后，金属对应正离子的氧化性越强（+3Fe离子氧化性=Ag+）
      • 5.其他
        • 同种物质浓度越大氧化性or还原性越强
        • 同种物质温度越高氧化性or还原性越强
        • 对于氧化剂，所处环境酸性越强，氧化性越强
  • 规律
    • 性质强弱规律：氧化剂+还原剂=氧化产物+还原产物
    • 先强后弱规律
      • 1.同时有几种还原剂时，将按照还原性顺序由强到弱反应。S2- > SO3(2-) > I- > Fe2+ > Br- > Cl- > F-
      • 2.同时有几种氧化剂时将按照氧化性顺序由强到弱反应（氧化性K+ < Ca2+ < Na+ < Mg2+ < Al3+ < Zn2+ < Fe2+ < Pb2+ < H+ < Cu2+ < Fe3+ = Ag+）
    • 价态转换规律
      • 1.化合价必有升有降，升降总值相等
      • 2.不同价态同种元素物质间发生氧化还原反应时，高价+低价→中间价态（归中）
      • 3.同种元素在反应中化合价既有升高也有降低（歧化）
    • 得失电子规律：氧化剂得到的电子总数=还原剂失去的电子总数→用于配平
• 化学平衡移动
  • 化学平衡状态
    • 特征
      • 逆：可逆反应
      • 等：正、逆化学反应速率相等
      • 动：动态平衡，V正=V逆≠0
      • 定：平衡混合物中，各组分浓度保持一定
      • 变：外界条件改变，化学平衡状态可能发生改变
  • 化学平衡常数
    • • 在稀溶液中的反应，若有水参加，则水不用写
      • 当有固体or纯液体（水）时，它们的浓度也不必写。
    • 只受温度影响。K＞10的5次方时，会认为反应进行得比较完全
    • 应用
      • 1.判断可逆反应进行的程度
      • 2.判断反应方向。Q为浓度商。
        • Q＜K，正反应方向
        • Q=K，平衡
        • Q＞K，逆反应方向
    • 平衡转化率：可逆反应达到平衡状态时，某反应物转化百分率
  • 第七章 知识体系如何搭建？
    • 拆出你的沟通力
      • 在这个质疑主义盛行的时代，作者用自己的真实经历来验证“拆书法” 是经得住实践的检验，比如他自己曾经写了一本书关于《拆出你的沟通力》， 就将知识体系划分为4个章节（塔楼），并有不同层次的楼层（进阶级） ，他用拆书法将几十本书中的知识分解出来，将这些知识石砖用于 构造关于沟通力这座知识大厦。
    • 拆书家成长体系
    • 拆书学院：为职场赋能
  • 化学平衡移动
    • 移动过程：原化学平衡→外界条件改变→平衡被破坏→一段时间后建立新的平衡
    • 哪边反应速率大平衡往该反应方向移动
    • 影响化学平衡因素
      • 增大反应物浓度→向正反应方向移动
      • 增大压强→向气体分子总数减小的方向移动
      • 升高温度→向吸热反应方向移动
      • 使用催化剂→不移动
    • 勒夏特列原理：在一个已经达到平衡的反应中,如果改变影响化学平衡的条件之一，如压强、温度参加反应的物质的浓度,平衡将向着能够削弱这种的方向移动,这就是平衡移动原理，也称勒夏特列原理。
• 水的电离、弱电解质电离平衡
  • 水的电离
    • 水的电离
      • 离子积常数
        • 影响因素：仅与温度有关。水的电离吸热，升高温度离子积常数变大
        • 适用范围：纯水、稀的电解质水溶液
      • 影响水电离平衡的因素
        • 升高温度，水的电离程度变大，Kw变大
        • 加入酸or碱，水的电离程度变小，Kw不变
        • 加入可水解的盐，水的电离程度变大，Kw不变
    • 溶液的酸碱性
      • 取决于氢离子与氢氧根离子浓度相对大小
      • pH以及其测量
        • 测量方法
          • 酸碱指示剂
          • pH试纸
            • 用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片or表面皿上， 用玻璃棒取待测液点在试纸中央， 变色后与标准色卡对照， 即可确定溶液的pH。
          • pH计测量（精确到0.01）
      • 稀释
        • 强酸or碱，稀释十倍，pH上升or下降1
        • 弱酸or碱，稀释十倍，pH上升or下降＜1
      • 混合
        • 同种酸or碱（混合后体积并非相加，此时题目应该会给密度）
        • 酸碱中和
    • 酸碱中和滴定
      • key：准确测定标准液&待测液的体积、准确判断滴定终点
      • 指示剂选择
        • 变色灵敏、范围小
        • 不用石蕊
        • 滴定终点为碱性时，用酚酞。（即用碱滴定酸）
        • 滴定终点为酸性时，用甲基橙
        • 强酸滴定强碱一般用甲基橙or酚酞
        • 不是所有滴定都需要指示剂，有些自己会变色的。（高锰酸钾）
      • 体积的测量
        • 滴定管，红酸蓝碱
          • 规格：25ml or 50ml
          • 最小分度值：0.1ml，估读一位，即小数点后两位
          • “0”在上方
          • 读数：平视蓝线粗、细交界处所对的刻度
      • 判断恰好完全反应
        • 化学计量点：恰好完全中和，pH=7
        • 滴定终点：根据指示剂变化判断。 标准：滴入最后半滴标准液，溶液……，振荡30s不褪色则到达终点
      • 误差分析：根据实验原理
  • 弱电解质电离平衡
    • 弱电解质电离平衡
      • 建立：一定条件下，弱电解质电离产生离子速率=离子结合成分子的速率相等，电离达到平衡
      • 特征
        • 1.开始，v（电离）最大
        • 2.平衡建立过程中，v电离＞v结合
        • 3.v电离=v结合时，电离达到平衡
      • 外界对电离平衡的影响
        • 浓度
          • 稀释，正向移动（Q＜K）
          • 同离子效应：加入弱电解质电离出的离子，平衡正向移动
          • 提高浓度：加入纯弱电解质，电离平衡正向移动
          • 反应消耗：加入与弱电解质反应的，平衡正向移动
        • 温度：温度升高，电离平衡正向移动
    • 电离平衡常数
      • 弱电解质电离所生成的各种离子浓度乘积与溶液中未电离分子浓度之比是常数，即K（酸用Ka碱用Kb，多元酸每一步下面要写角标）
      • 特点
        • 仅与温度有关，温度↑，K↑
        • K越大表示弱电解质越容易电离，酸or碱性越强
        • 多元弱酸的各级电离常数大小：K1＞＞K2＞＞K3，故其酸性取决于第一步电离
      • 应用
        • 判断弱酸or弱碱的相对强弱。K越大越强。
        • 判断盐溶液酸or碱性强弱，K越大对应盐水解程度越小，酸性or碱性越弱
        • 较强酸制较弱酸（复分解反应能否发生）
        • 判断粒子浓度or浓度比值变化
      • 电离度
        • 一定条件下电离平衡时，已电离分子占总分子数
        • 影响因素
          • 相同温度，同一弱电解质，浓度越大，电离度α越小
          • 相同浓度，同一弱电解质，温度越高，电离度α越大
• 化学中的能量
  • 化学反应&能量变化
    • 系统的内能、反应热、焓变（△H）
    • 放热反应：生成物能量低于反应物；吸热反应相反 放热反应△H＜0，吸热反应△H＞0 △H=生成物能量-反应物能量=反应物键能之和-生成物键能之和
    • 反应热的测定：操作要快减少热量流失、为了保证酸完全中和碱要过量、用弱酸or弱碱做则反应热偏小（电离吸热）
    • 热化学方程式
      • 表示反应物质变化、能量变化的方程式
    • 盖斯定律：化学反应的热效应只与反应体系的初状态、末状态有关，而与其中间步骤无关。即一个化学反应，若能分成两步or更多实现，则总反应的△H=每步△H之和
    • 燃烧热：在指定温度和100kPa时，1mol物质完全燃烧形成稳定产物时所放出的燃烧焓，即物质的燃烧热（都是负值）
    • 燃料合理利用
      • 原则：保护环境、热值大小、稳定性、来源、价格、运输等
      • 能源分类
        • 化石燃料
          • 煤
          • 石油
          • 天然气
          • 不可再生→解决办法：开源节流，开发系能源，节约现有能源
        • 新能源
          • 太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能、生物质能等
            • 优点：资源丰富，没有污染or污染很小，属于清洁能源
      • 解决能源问题的措施
        • 提高利用效率
        • 开发新能源
  • 焓变、熵变
    • 熵变，△S，向着混乱方向发展（气体）则△S＞0
    • 反应能否自发进行
      • △H＜0，△S＜0，低温可以自发进行
      • △H＜0，△S＞0，可以自发进行
      • △H＞0，△S＜0，不能自发进行
      • △H＞0，△S＞0，高温可以自发进行
      • △H-T△S＜0的反应可以自发进行
• 化学反应速率
  • 表示方法：
    • 所谓核心能力，是一组特别的知识体系。每个岗位都需要核心能力， 知识配比不用；核心能力对每个人都很重要，知识有人认识不到
  • 影响化学反应的因素
    • 内因：物质的组成、性质、结构等
    • 外因
      • 浓度：增大反应物浓度速率变快
      • 温度：升高温度反应速率变大
      • 压强：对有气体参加的反应，增大压强，反应速率变快
      • 催化剂：使用催化剂，反应速率变快
      • 其他：增大物体比表面积、光照、超声波等，能增大反应速率
  • 碰撞理论
    • 相关概念
      • 基元反应：由反应物只经一步就转化成生成物的反应，由多步完成称为非基元反应or复杂反应，其中每一步都是一个基元反应。 化学反应所经过的步骤，，成为反应历程or反应机理。化学反应速率与反应历程有关。
      • 碰撞理论：化学反应中旧键的断裂与新键的生成都是通过反应物分子碰撞实现的。反应物分子相互碰撞是发生反应的前提。
      • 活化分子：能够发生有效碰撞的分子
      • 活化能：活化分子的平均能量和反应物分子的平均能量差值
      • 有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞
    • 对影响化学反应速率因素的解释
      • 1.浓度 反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞的次数增大→化反应速率增大;反之,化学反应速率减小。
      • 2.压强 增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增大→单位时间内有效碰撞的次数变多→化学反应速率增大;反之，化学反应速率减小.压强对化学反应速率的影响,可转化成浓度对化学反应速率的影响。
      • 3.温度 微观解释:升高温度→活化分子的百分数变高→单位时间内有效碰撞的次数变多→化学反应速率升高;反之,化学反应速率减小。
      • 4.催化剂 使用催化剂→改变了反应的历程(如图所示),反应的活化能降低→活化分子的百分数升高→单位时间内有效碰撞的次数增多→化学反应速率增大。
• 电化学
  • 原电池、化学电源
    • 原电池工作原理
      • 定义&反应本质
        • 能量转化：化学能→电能
        • 本质：氧化还原反应
      • 构成条件
        • 活泼性不同的两个电池
        • 同时插入同一电解质溶液中
        • 用导线相互连接形成闭合回路
        • 自发进行氧化还原反应
      • 工作原理
        • 负极发生氧化反应 正极发生还原反应
        • 电源外部，电子从负极流出、正极流入
        • 电解质溶液中，正离子向正极定向移动，负离子向负极定向移动 与导线中定向移动的电子形成闭合回路
        • tips：盐桥的作用
          • 1.连接内电路，形成闭合回路
          • 2.平衡电荷，使两边溶液保持电中性
          • 3.隔离使反应物不接触
      • 应用
        • 比较金属活动性强弱：负极一般是较强金属。
        • 加快化学反应速率
        • 用于金属防护：将需要保护的制作成原电池正极
        • 设计制作化学电源
      • 特殊情况
        • 强碱性溶液中，电极为Mg Al时，Al是负极
        • 氧化性溶液中，Cu-浓硝酸-Fe原电池中，Cu是负极
        • 铅蓄电池，负极质量增加，正极质量增加
    • 化学电源
      • 一次电池
        • 只能使用一次
        • e.g.【碱性锌锰干电池】 总反应式：Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)2 正极： 2MnO2+2H2O+2e-=2MnO（OH）+2OH- 负极：Zn-2e-+2OH-=Zn(OH)2
      • 二次电池
        • 放电后能充电复原时用
        • e.g.【铅酸蓄电池】充电时： 阴极反应：PbSO₄+2e⁻=Pb+SO₄²⁻、 阳极反应：PbSO₄+2H₂O=PbO₂+2e-+4H++SO₄²-。 放电时： 负极反应：Pb-2e+SO₄²-=PbSO₄、 正极反应：PbO₂+2e⁻+4H++SO₄²⁻=PbSO₄+2H₂O。
      • 燃料电池
        • 以氢燃料电池为例：2H2 + O2 = 2H2O
          • 酸性条件下：负极反应：H2-2e-=2H+； 正极反应：O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O。
          • 碱性条件下：负极反应：H2-2e-+2OH-=2H2O； 正极反应：O2 + 2H2O + 4e- =4OH-。
      • 特殊
        • 熔融的金属氧化物做介质时传导O2-，如氢燃料电池
        • 熔融的碳酸盐作介质时，传导碳酸根离子，如氢燃料电池
  • 电解池
    • 电解
      • 电能→化学能
    • 电解池
      • 构成条件
        • 有外接电源
        • 与电解质溶液or熔融电解质相连的两个电极
        • 闭合回路
      • 电子&离子的移动
        • 电子：从电源负极流出，流向电解池阴极，从电解池阳极流向电源正极
        • 离子：正离子移向电解池的阴极，负离子移向电解池阳极
      • 阴极发生还原反应，阳极发生氧化反应
    • 惰性电极上离子的放电顺序
      • 阴极（与电极材料无关）
      • 阳极（与电极材料有关）（金属活动性顺序中Ag以前的金属（含）本身可以参与阳极反应，成为金属电极or活性电极。其余是惰性电极。
    • 应用
      • • 电镀：待镀的金属制品作为阴极，镀层金属作为阳极， 用含有镀层金属（阳极）金属离子的溶液作为电解质溶液。
        • 电解精炼铜
          • 电解精炼铜中，粗铜做阳极，精铜做阴极
          • 粗铜中比铜活泼的金属在电解时变为离子，而比同稳定的金属沉积在阳极底部，成为阳极泥。
          • 阳极质量减小，阴极质量增加，溶液中铜离子浓度减小
        • 电冶金
          • 采用电解熔融盐or氧化物的方法来冶炼活泼金属钠、镁、铝、钙等
          • 冶炼镁不用氧化镁是因为其熔点太高冶炼铝用的是氧化铝，氯化铝是共价化合物熔融态不导电
    • 金属的腐蚀与防护
      • 金属的腐蚀
        • 化学腐蚀：金属与其他物质直接发生氧化还原反应
        • 电化学腐蚀：不纯的金属或者合金与电解质溶液接触，发生原电池反应，使比较活泼的金属失去电子被氧化
      • 钢铁的电化学腐蚀
        • 析氢腐蚀（酸性较强的溶液中）
        • 吸氧腐蚀（酸性很弱or中性or碱性溶液）
          • 、
        • 后续反应（铁锈的生成）
      • 金属的电化学防护
        • 原电池原理——牺牲阴极的阳极保护法：负极是比被保护金属活泼的金属、正极是被保护的金属
        • 电解原理——外加电池阴极保护法：阳极为惰性电极、阴极是被保护金属
        • 其他
          • 改变金属内部结构，如制成合金、不锈钢等
          • 加防护层，如涂油漆、搪瓷、电镀、表面钝化等
      • 金属腐蚀速率比较
        • 同一金属：离子浓度大＞离子浓度小＞非电解质
        • 同一电解液
          • 电解质浓度大，金属腐蚀快
          • 电解腐蚀＞原电池腐蚀＞化学腐蚀＞有防护的腐蚀
        • 不同金属、同一电解液两金属活动性相差越大，活泼金属腐蚀越快
• 盐类水解、沉淀溶解平衡
  • 盐类水解
    • 定义：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的氢氧根离子、氢离子结合生成弱电解质的反应。
    • 实质：盐电离→弱酸的负离子结合氢离子、弱碱的正离子结合氢氧根离子→促进水的电离→氢离子和氢氧根离子浓度不同→溶液呈酸性or碱性。
    • 特点
      • 一般可逆
      • 盐类水解是中和逆反应
      • 吸热
      • 程度微弱
    • 方程式书写
      • 1.可逆，无沉淀、气体
      • 2.多元弱酸盐分步水解（以第一级为主）
      • 3.多元弱碱盐一步水解
    • 影响因素
      • 内因（主要）：越弱越水解
      • 外因
        • 浓度
          • 增大盐浓度，水解程度变大
          • 加水稀释，Q＜K，正向移动
        • 酸or碱：具体分析
        • 温度变高，水解程度变大
    • 应用
      • 1.判断溶液酸碱
        • ①正盐 谁强显谁性
        • ②酸式盐：强酸酸式盐酸性 弱酸酸式盐电离＞水解，酸性；反之碱性。 补充说明：Kh=Kw/Ka
      • 2.判断酸碱性强弱：越弱越水解
      • 3.抑制水解
        • 1.溶液配制：加入该盐对应的酸抑制水解
        • 2.化肥合理使用
          • 草木灰（碳酸钾）捕鱼铵态氮肥（碳酸铵）混合：
          • 草木灰与磷肥不混合（磷肥会沉淀）
        • 3.制备盐溶液途径，比防水硫化铝无法在溶液中制取（会发生双水解），加热蒸干某些溶液要加相应的酸抑制水解
        • 4.试剂存放
          • 泡沫灭火器（不用碳酸钠原因：产生二氧化碳少、速率慢）
      • 4.双水解
        • 1.正负离子由于互相促进水解而趋于完全的水解反应
        • 2.常见双水解离子：
        • 3.方程式书写：有气体、沉淀，用“=”，产物为完全水解产物。
      • 5.促进水解
        • 热纯碱洗油污（促进碳酸钠水解）
        • 除杂质（调节pH）
        • 活泼金属与强酸弱碱盐会反应（e.g.将Mg投入氯化铵会有氢气、氨气生成）
      • 6.盐溶液蒸发
      • 7.溶液混合后的pH
      • 8.溶液中的守恒关系
        • 电荷守恒
        • 物料守恒
        • 质子守恒
      • 9.溶液中离子浓度比较
        • 考虑因素
          • 弱or强电解质
          • 各个粒子物质的量大小
          • 电离+水解（水解是微弱的）
          • 酸碱抑制水的电离，盐类水解促进水的电离
          • 三种守恒联立解决
      • 10.中和滴定曲线
        • 10ml 0.1mol/L的CH3COOH中滴0.1mol/L NaOH (1)起点只有CH3COOH [H+]>[CH3OO-]>[OH-] PH=3→ 抑制水的电离 (2)半点b:V（NaOH）=5mol 成分： CH3COONa、CH3COOH pH＜7，电离>水解，抑制水的电离 [CH3COOH-]>[Na+]>[H+]>[OH-] (3)中性点:V（NaOH）<10mol 成分：CH3COONa，CH3COOH [Na+]=[CH3COO-]>[H+]=IOH](电荷守恒) 不促进,不抑制水的电离 (4)中点d:V（NaOH）=10ml 成分：CH3COONa [Na+]>[CH3COO-]>[OH-]>[H+] 促进水的电离 (5)过量点:V(NaOH)=15m 成分：CH3COONa、NaOH [Na+]>[CH3COO-]>[OH-]>[H+] (6)V（NaOH）=20ml [Na+]>[OH-]＞[CH3COO-]＞[H+] 抑制水的电离
  • 沉淀溶解平衡
    • 沉淀溶解平衡
      • 概念：难溶电解质的溶解和沉淀速率相等。
      • 影响因素
        • 内因（主要）
        • 外因
          • 浓度：加水稀释，向溶解方向移动
          • 温度：绝大多数升高温度正向移动，氢氧化钙是反例
          • 同离子效应：加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动
          • 其他：加入与产生离子可以反应的离子，平衡向沉淀溶解方向移动
          • 加入难溶物本身：平衡不移动
      • 应用
        • 沉淀的生成
          • 调节pH
          • 沉淀剂
        • 沉淀的溶解
          • 酸溶解法
          • 盐溶解法（和水解结合）
          • 氧化还原溶解法
          • 配位溶解法（如氯化银溶于氨水生成配合物）
        • 沉淀的转化
          • 向更难溶的沉淀物转化
    • 溶度积常数
      • 难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，存在平衡常数，即Ksp
      • 影响因素
        • 本身性质（主要）
        • 温度：绝大多数升温向溶解方向移动
• 离子反应&离子方程式
  • 电解质及其电离
    • 电解质（化合物且是本身电离）
      • 酸碱盐
      • 强弱
        • 强电解质（完全电离）：强酸、强碱、除了醋酸铅以外的盐
        • 弱电解质（部分电离）：弱酸、弱碱、水
      • 电离方程式规则
        • 强用等号弱用可逆
        • 多元弱酸分步电离分步写、多元弱碱分步电离一步写
        • 强酸酸式盐用等号且直接电离出氢离子，弱酸酸式盐第一步完全电离，第二步可逆电离出氢离子
    • 非电解质（化合物）：如乙醇、蔗糖、二氧化碳、氨气
  • 离子反应方程式书写
    • 步骤：1.写出化学方程式 2.把易溶于水的强电解质写成离子形式，难溶电解质、气体以及弱电解质等仍以化学式表示 3.省略化学方程式中两边不参加反应的离子 4.检查（电荷守恒、质量守恒）
  • 离子共存
    • 本质：互不反应
    • 判断方法
      • 一色：观察颜色
      • 二性（酸碱）：①强酸性溶液中氢氧根以及弱酸根负离子不能大量存在 ②强碱性溶液中，氢离子以及弱碱正离子不能大量存在
      • 三特殊
        • ①
        • ②
        • ③
      • 四反应
        • 复分解（生成弱电解质、沉淀、气体）
        • 氧化还原
        • 双水解如
        • 络合反应（三价铁离子与硫氰根等）