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(1)電解質在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應，但不能寫成離子方程式，因為此時這些離子并沒有發(fā)生電離．如NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應等，都不能寫成離子方程式．相反，在某些化學方程式中，雖然其反應物不是電解質或強電解質，沒有大量離子參加反應，但反應后產生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等與H2O的反應．

(2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的H＋與正鹽陰離子不能拆開寫．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分別寫成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式．

(3)對于微溶于水的物質，要分為兩種情況來處理：

①當作反應物時？，微溶物要保留化學式的形式，不能拆開．

②當作反應物時，若為澄清的稀溶液，應改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等．

(4)若反應物之間由于物質的量之比不同而發(fā)生不同的反應，即反應物之間可發(fā)生不止一個反應時，要考慮反應物之間物質的量之比不同，相應的離子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過量，有關反應的離子方程式依次為：   CO2+ 2OH—＝CO32—+ H2O（CO2適量）  

CO2+ OH—＝HCO3—（CO2足量）

在溶液中離子能否大量共存的判斷方法：

幾種離子在溶液中能否大量共存，實質上就是看它們之間是否發(fā)生反應．若離子間不發(fā)生反應，就能大量共存；否則就不能大量共存．離子間若發(fā)生下列反應之一，就不能大量共存．

(1)生成難溶物或微溶物．如Ca2＋與CO32－、SO42－、OH－；Ag＋與C1－、Br－、I－、SO32－，等等．

(2)生成氣體．如NH4＋與OH－；H＋與HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等．

(3)生成難電離物質(弱酸、弱堿、水)．如H＋與C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－與NH4＋、

A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱堿；H＋與OH－生成H2O．

(4)發(fā)生氧化還原反應．具有氧化性的離子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)與具有還原性的離子( 如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．應注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如SO32－與S2－，NO3－與I－、S2－、SO32－、Fe2＋等．

*(5)形成配合物．如Fe3＋與SCN－因反應生成Fe(SCN)3而不能大量共存．

*(6)弱酸根陰離子與弱堿陽離子因易發(fā)生雙水解反應而不能大量共存，例如Al3＋與HCO3－、CO32－、A1O2－等．