A. 發生有效的相互作用的微粒是怎麼看的
2（H+）+zn==（zn2-）+H2
這是離子方程式，主是這個意思嗎？
B. 高一 化學 微粒之間的相互作用（詳解） 請詳細解答,謝謝! (29 9:29:52)
未發生化學鍵破壞的：1升華（分子間作用力），5O2溶於水（物理變化）
僅發生離子鍵破壞的：2燒鹼熔化；3.NaCl溶於水；
僅發生共價鍵破壞的：4HCl溶於水
既發生離子鍵破壞，又發生共價鍵破壞的：6.Na2O2溶於水（鈉與過氧酸根間的離子鍵，過氧酸根內的共價鍵）2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2
C. 如何判斷化學反應中哪些離子參與反應
寫出方程式，把易溶於水、易電離物質改寫成離子形式，刪去方程式兩邊未參加反應的離子，剩下的就是參與反應的離子 由於CaCO3難溶於水，故寫離子方程式時不應拆開。 CaCO3 + 2H+ ==Ca2+ + H2O + CO2↑
D. 如何來判斷構成某種物質的基本微粒是分子,原子還是離子
原子：指化學反應中的最小微粒;
元素：指擁有相同核電荷數的一類原子的總稱;
分子：是保持物體化學性質的最小微粒;
離子：是指原子由於自身或外界的作用而失去或得到一個或幾個電子使其達到最外層電子數為8個或2個的穩定結構。這一過程稱為電離。電離過程所需或放出的能量稱為電離能
具體的理解如下：
一、原子
「原子是化學變化中的最小微粒」，這一概念有三層含義：
1.
原子也是一種微觀上的粒子。
2.
在化學變化中原子不能再分，不同的原子組合成分子。
3.
原子由更小的微粒：中子、質子、電子組成。
二、元素
「同一類原子的總稱稱為元素」，這一概念的理解應注意以下幾點：
1.
元素是一個宏觀的概念，與分子、原子不同，它只論種類，不論個數，沒有數量意義。
2.
核電荷數或質子數是劃分元素種類的唯一標准，也即核電荷數或質子數相同的原子或離子或同位素都是同一類元素，如氫原子H、氫離子H+、重氫原子
H都是氫元素。
3.
同種類的元素可以有不同的存在狀態，單質中的元素稱為游離態，一般游離態的化學性質和物理性質與化合態不同。
三、分子
「分子是保持物質化學性質的一種最小微粒」，這一概念包含三層含義：
1.
分子是一種微觀粒子，組成物質的微觀粒子有多種（如原子、離子、質子等），分子只是其中的一種。
2.
分子不是最小的微粒，只是在「保持物質的化學性質」這一點上講它是一種最小的微粒，相同的分子性質相同，不同的分子性質不同。
3.
分子是由更小的微粒：原子構成的。
「其實分子、原子、元素之間還是有很密切的聯系的，從下面這個圖可以大致看出來：
一、原子、分子、元素之間的聯系
（1）原子構成分子；（2）分子構成物質，如碳原子和氧原子構成二氧化碳分子，二氧化碳分子構成二氧化碳；（3）原子可直接構成物質，如鐵原子構成鐵，氦氣由氦原子構成；（4）（5）同類的原子總稱為元素，而元素又組成物質。
二、運用分子、原子、元素概念進行描述時應注意的問題
1.
直接由分子構成的物質（以二氧化碳為例）可以說：
（1）二氧化碳由碳和氧兩種元素組成（元素不講個數）
（2）二氧化碳由二氧化碳分子構成（宏觀物質不講個數）
（3）二氧化碳分子由碳原子和氧原子構成（前後一致都不講個數）
（4）一個二氧化碳分子由一個碳原子和兩個氧原子構成（都講個數）
2.
直接由原子構成的物質（如鐵）可以說：
（1）鐵由鐵元素組成（元素為宏觀概念，只講種類，不講個數）
（2）鐵由鐵原子構成（鐵物質是宏觀概念，不講個數）
E. 判斷物質在下列變化過程中克服的微粒間的作用力（高一化學）：
（1）離子鍵
（2）離子鍵
（3）共價鍵
（4）分子間作用力
（5）共價鍵
（6）共價鍵
（7）分子間作用力
F. 怎樣判斷微粒間作用力
首先你要分清楚是 離子化合物還是 共價化合物.第一步,分析有沒有發生化學反應.因為化學反應的實質是原子的重組,此時,離子化合物就是克服離子鍵,同理,共價化合物就是克服共價鍵,注意,可能有時候 物質反應需要一定狀態,此時要考慮是否有 溶化,溶解之類的,如果有 溶化,汽化等就是克服 分子作用力.具體問題要具體分析了,很難一概而全.希望可以幫到你.
G. 判斷微粒的氧化性和還原性 怎樣判斷微粒只有氧化性,或只有還原性,或既有氧化性又有還原性
微粒只有氧化性說明在化學反應前後,此微粒化合價降低.（例如三價鐵離子）
微粒只有還原性說明在化學反應前後,此微粒化合價升高.（例如硫離子）
化合價可升可降說明既有氧化性又有還原性!
H. 高中化學離子共存題中，如何判斷哪些粒子之間發生氧化還原反應求哪位高手能幫忙全面總結一下，謝謝！
注意點之一
一般注意以下幾點：
①在強酸性溶液中，不能大量存在弱酸根離子：如碳酸根（CO32－）、碳酸氫根（HCO3－）、硫離子（S2－）、硫氫根離子（HS－）、亞硫酸根離子（SO32－）、硅酸根離子（SiO32－）、偏鋁酸根離子（AlO2－）、氟離子（F－）、硬脂酸根離子等，也不能有大量的氫氧根（OH－）。
②強鹼性溶液中，不能大量存在弱鹼金屬離子。如：鎂離子（Mg2+）、亞鐵離子（Fe2+）、鐵離子（Fe3+）、鋁離子（Al3+）、銅離子（Cu2+）及銨根離子（NH4+）等，也不能大量存在氫離子（H+）及酸式根離子：HCO3－、HSO3－、HS－、H2PO4－等。
③能發生氧化還原反應的離子也不能共存：如：Fe3+、Cu2+與I－，H+、I－、Fe2+與NO3－，S2－、Fe2+與ClO－，H+、I－與SO32－或S2－等。
④能形成絡離子的也不能共存：如：Fe3+與SCN－，Ag+與SO32－，Fe3+與C6H5O－等。
以上內容簡化為：
①強酸不存弱酸根
離子共存
②強鹼不存弱鹼金屬
③氧化還原定不存
④成絡也不存
總結：能夠結合生成沉澱、氣體以及水等弱電解質的離子
之二
1．同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發生離子反應，離子之間便不能在溶液中大量共存。
⑴生成難溶物或微溶物：如SO42－與Ba2+、Ag+；OH－與Cu2+、Fe2+、Fe3+、Mg2+、Al3+；Ag+與Cl－、Br－、I－、CO32－、SO32-、S2－；Mg2+、Ba2+、Ca2+與CO32－、SO32－、PO43－；S2－與Cu2+、Pb2+、Ca2+與SO42－等不能大量共存。
⑵生成氣體或揮發性物質：如NH4+與OH－，H+與CO32－、HCO3－、SO32－、OH－、HSO3－、S2－、HS－等不能大量共存。
⑶生成難電離的物質：如H+與CH3COO－（即醋酸根離子）、OH－、ClO－、HPO42－、H2PO4－、CO32－、S2-、SO32－等生成弱酸；OH－與NH4+、Cu2+、Fe3+、HCO3－、HS－、HSO3—、H2PO4－、HPO42-、H+等生成弱鹼；H+與OH－生成水，這些離子不能大量共存。
⑷發生氧化還原反應：一般說來，有氧化性的離子（如MnO4－、ClO－、Fe3+、NO3－等）與有還原性的離子（如S2－、Br－、I－、SO32－、Fe2+等）不能大量共存。
注意以下幾種情況：
①在有H+存在時，MnO4－、ClO－、NO3－的氧化性會增強。
②Fe3+與Fe2+可以共存，因為它們之間不存在中間價態。
Fe3+不能氧化Cl－。
③NO3－（有H+時）不能氧化Cl－。
④還應注意題目是否給出溶液的酸鹼性，是否給定是在無色溶液中。在酸性溶液中除題給離子外，還應有大量H+；在鹼性溶液中除題給離子外，還應有大量OH-。若給定溶液為無色時，則應排除有色離子。（相關離子的顏色：MnO4－為紫色；Fe3+為棕黃色；Fe2+為淺綠色；Cu2+為藍色。）
⑸形成絡合物：如Fe3+與SCN-反應生成絡合物而不能大量共存。
2．附加隱含條件的應用規律：
⑴溶液無色透明時，則溶液中肯定沒有有色離子。
⑵強鹼性溶液中肯定不存在與OH－起反應的離子！
⑶強酸性溶液中肯定不存在與H+起反應的離子！
⑷離子能夠大量共存，包括離子相互間不會發生化學反應，不會生成沉澱，不會生成氣體揮發
限制酸性溶液的條件
⒈ PH=1的溶液。
⒉使紫色石蕊溶液呈紅色。
⒊使甲基橙呈紅色。
⒋加鎂粉放氫氣。
⒌c(oH-）為十的負十四次方。
隱含有H+。
限制鹼性的條件
⒈ P H=14。
的溶液。
⒉使紅色石蕊試紙變藍。
⒊酚酞呈紅色。
⒋c(H+）為十的負十四次方。
可酸可鹼的條件
⒈水電離c(OH-）或者c(H+）濃度為十的負N次方摩爾每升。
⒉加入鋁粉有氫氣產生。
⒊HCO3-離子不能穩定存在的溶液。
之三
在溶液中離子共存問題的實質是哪些離子之間不能發生反應。能夠發生反應的離子就不能共存，不能夠發生反應的離子才可以共存。
1.酸鹼不共存類
1.強酸（HClO4、HI、HBr、HCl、H2SO4、HNO3、H+）可以和強酸的酸根離子共存；但不能與弱酸根離子共存（F－、CO32－、ClO－、S2－、SiO32－等）
2.強鹼（KOH、NaOH、Ba(OH)2等）OH－與弱鹼的陽離子（如Cu2+、NH4+、Al3+等）不能共存。
3.弱酸的酸式根離子與H+、OH－都不能共存，如HCO3－、HS－、HSO3－、HPO42－等。但強酸的酸式根離子只與鹼不能共存，如HSO4－。
4.相關離子的顏色：MnO4－為紫色；Fe3+為棕黃色；Fe2+為淺綠色；Cu2+為藍色。
5.電解質溶液中至少有一種陽離子和一種陰離子。
復分解反應是有難溶物（微溶物）生成、難電離物質生成、易揮發物質生成。由於難溶物、難電離物微粒之間有比較強的相互作用，分子難以電離成離子；揮發性物質生成並從溶液中分離，都導致溶液中離子濃度降低，使離子不能大量共存。如Cl－與Ag+；Ba2+與SO42－；CO32－、H+；H+、OH－；OH－與NH4+；H+、CH3COO－等。
⒉強氧化劑和強還原劑不能共存（但Fe3+、Fe2+因沒有中間價態可以共存）
常見強氧化劑：硝酸；濃硫酸；MnO4－（H+）溶液；高鐵離子（Fe3+）；NO3－（H+）溶液；含有ClO－在酸、鹼性的溶液中都有強氧化性。
常見強還原劑：I－；Fe2+；－2價硫（如S2－、HS－、H2S）；+4價硫（SO2、SO32－、HSO3－）等。
⒊發生雙水解反應使離子濃度降低。
鹽溶液中，弱酸的陰離子和弱鹼的陽離子容易發生水解，某些離子相遇形成弱酸弱鹼鹽時，陰陽離子相互促進水解，使平衡向水解方向移動而水解完全，使溶液中的離子濃度迅速降低。常見易發生雙水解的陽離子有（Fe3+或Al3+）與（CO32－、HCO3－、AlO2－）的組合。
Al3++3HCO3－=Al（OH）3↓+3CO2↑
2Al3++3CO32－+3H2O=2Al（OH）3↓+3CO2↑
Al3++3 AlO2－+6H2O=4Al(OH)3↓
⒋發生絡合反應使離子濃度降低。
如Fe3+與SCN－等。
二、離子共存問題常見的典型問題
⒈ Al(OH)3有酸式電離和鹼式電離：，增加或OH－、Al3+濃度；或者增加H+、AlO2－離子濃度，都可以使平衡朝生成沉澱的方向移動。因此OH－、Al3+；H+、AlO2－不能共存，但OH－、AlO2－；Al3+、H+可以共存。
⒉Fe2+、NO3－可以共存，但有H+時不能共存，因為HNO3具有強氧化性。
⒊某溶液與鋁反應可以生成氫氣，在該溶液中不一定存在與H+或者OH－可以共存的離子。
⒋常溫下，某溶液中由水電離出的H+為0.01mol/L，則該溶液可能是pH=2或者pH=12的溶液。該溶液為酸性或鹼性，有H+或者OH－。
⒌某種溶液中有多種陽離子，則陰離子一般有NO3－；某種溶液中有多種陰離子，一般陽離子有K+、Na+、NH4+中的一種或幾種。
⒍酸性條件下 ClO—與Cl—不共存
離子共存問題（高考熱點）
⒈離子在溶液中能否大量共存首先應看其能否發生以下反應：
⑴能發生復分解反應，即能夠形成沉澱、易揮發性物質（氣體）、弱電解質（如水、弱酸、弱鹼等）的離子不能大量共存。其中，微溶物如CaSO4等少量可以共存，大量不能共存。
例1、下列各組離子在水溶液中能大量共存的是（A）
（A）Na+、Ba2+、OH-、AlO2- （B）H+、Na+、Cl-、SO32-
（C）H+、Na+、HPO42-、NO3- （D）K+、Ca2+、ClO-、SO42-
⑵能發生完全雙水解的陰陽離子在水溶液中不能大量共存。
例2、下列各組離子在水溶液中能夠大量共存的是（C）
（A）Al3+、SO42-、HCO3-、NO3- （B）NH4+、Cl-、SiO32-、SO42-
（C）NH4+、NO3-、CH3COO-、HCO3- （D）Fe3+、Cl-、HCO3-、NO3-
總結
一般地，生成物中有沉澱或氣體產生的雙水解反應可以完全進行。
⑶能發生氧化還原反應的離子不能大量共存。
例3、下列各組離子在水溶液中不能大量共存的是（AB）
（A）Na+、Mg2+、NO3-、I- （B）H+、Fe2+、NO3-、Cl-
（C）Na+、K+、ClO-、S2- （D）H+、Fe2+、SO42-、I-
⑷能形成絡合物的離子不能大量共存，如 Fe3+ 和SCN-。
⒉注意題乾的附加條件。如「無色溶液」中不應含MnO4-、Fe2+、Fe3+、Cu2+等有色離子；又如「pH=1的溶液」中有大量H+，再如「加入金屬鋁有H2放出的溶液」或「由水電離出的H+的濃度為10-13mol/L-1的溶液」可能有大量H+或OH-。
例4、下列各組離子中，在[H+]=10-13mol/L-1的溶液中能大量共存，且加入NaHSO4溶液過程中會產生氣體和沉澱的是（C）
（A）Na+、NO3-、AlO2-、Cl- （B）Na+、K+、NO3-、SiO32-
（C）K+、Cl-、AlO2-、CO32- （D）Na+、Mg2+、HCO3-、Cl-
以上來自網路「離子共存」，裡面很全面的，有什麼不懂可追問，…新年快樂😊*^_^*望採納