1.根據(jù)裝置書寫電極反應(yīng)式
(1)根據(jù)電源確定陰、陽兩極→確定陽極是否是活性電極→據(jù)電極類型及電解質(zhì)溶液中陰、陽離子的放電順序?qū)懗鲭姌O反應(yīng)式。
(2)在確保陰、陽兩極轉(zhuǎn)移電子數(shù)目相同的條件下，將兩極電極反應(yīng)式合并即得總反應(yīng)式。
2.由氧化還原反應(yīng)方程式書寫電極反應(yīng)式
(1)找出發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的物質(zhì)→確定兩極名稱和生成物→利用電子守恒分別寫出兩極反應(yīng)式。
(2)若寫出一極反應(yīng)式，而另一極反應(yīng)式不好寫，可用總反應(yīng)式減去已寫出的電極反應(yīng)式，即得另一電極反應(yīng)式。
相關(guān)高中化學知識點：離子方程式
離子方程式：
用實際參加反應(yīng)的離子符號表示離子反應(yīng)的式子。
離子方程式書寫規(guī)則：
①寫：寫出化學反應(yīng)方程式
②拆：把易溶于水、易電離的物質(zhì)寫成離子形式，難容難電離的物質(zhì)及氣體等仍用化學式表示
③刪：刪去方程式兩邊不參加反應(yīng)的離子
④查：檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等
離子方程式書寫及正誤的判斷方法：
①判斷反應(yīng)是否在水溶液中進行
因為電解質(zhì)在水溶液中可以電離為自由移動的離子，在這種條件下才能發(fā)生離子反應(yīng)。
②判斷反應(yīng)能否發(fā)生。
如果反應(yīng)不能發(fā)生，當然也就沒有離子方程式可言。
③判斷反應(yīng)物、生成物是否正確。
④判斷質(zhì)量和電荷是否守恒。
離子方程式不僅要質(zhì)量守恒，而且反應(yīng)前后各離子所帶電荷總數(shù)必須相等。
⑤判斷氧化物、難溶物、氣體、單質(zhì)、難電離的弱酸、弱堿、水是否寫成了分子形式，而易電離的物質(zhì)是否寫成離子形式。
⑥判斷連接符號“=”和“
”及狀態(tài)符號“↑”和“↓”運用是否正確。 強電解質(zhì)的電離、不可逆反應(yīng)、雙水解反應(yīng)用“=”；弱電解質(zhì)電離、可逆反應(yīng)、水解反應(yīng)用“
”。復分解反應(yīng)、水解反應(yīng)生成的難溶物用“↓”，氣體用“↑”；單水解反應(yīng)生成的難溶物不用“↓”，氣體不用“↑”。 ⑦判斷微溶物的處理是否正確。
微溶物做反應(yīng)物時，一般用離子形式，做生成物時一般用分子式。
⑧判斷反應(yīng)物的滴加順序與方程式中生成物是否一致。
如：把碳酸鈉溶液滴加到鹽酸溶液中，和把鹽酸滴加到碳酸鈉溶液中反應(yīng)產(chǎn)物是不同的。
⑨判斷反應(yīng)物的相對量與產(chǎn)物是否一致。
有些反應(yīng)因反應(yīng)物的量不同會生成不同的產(chǎn)物。如：CO2、SO2、H2S等氣體與堿溶液反應(yīng)時，若氣體少量，則生成正鹽；若氣體過量，則生成酸式鹽。
⑩判斷電解質(zhì)在寫成離子形式時陰陽離子個數(shù)比是否合理。
如Ba(OH)2溶液和稀H2SO4反應(yīng)的離子方程式往往錯誤寫成：
，正確為：
書寫與量有關(guān)的離子方程式：
基本方法是：把物質(zhì)的量少的物質(zhì)的系數(shù)定為1，其他物質(zhì)按最大量消耗。
1.因滴加順序不同造成連續(xù)反應(yīng)
HCl與Na2CO3
向Na2CO3溶液中滴入鹽酸溶液至過量，其離子反應(yīng)分步寫 （1）CO32-+H+==HCO3- （2）HCO3-+H+==CO2↑+H2O
若向鹽酸溶液中滴入Na2CO3溶液至不再產(chǎn)生氣體，其離子反應(yīng)一步完成 CO32-+2H+==CO2↑+H2O
若向足量Na2CO3溶液中加入少量的鹽酸溶液，其離子方程式為： CO32-+H+==HCO3-
HCl與NaAlO2
向Na2CO3溶液中滴入鹽酸溶液至過量，其離子反應(yīng)分步寫 （1）CO32-+H+==HCO3- （2）HCO3-+H+==CO2↑+H2O
若向鹽酸溶液中滴入Na2CO3溶液至不再產(chǎn)生氣體，其離子反應(yīng)一步完成 CO32-+2H+==CO2↑+H2O
若向足量Na2CO3溶液中加入少量的鹽酸溶液，其離子方程式為： CO32-+H+==HCO3-
AlCl3與NaOH
向AlCl3溶液中滴入NaOH溶液至過量，其離子反應(yīng)分步寫 （1）Al3++3OH-==Al(OH)3↓ （2）Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O
若向NaOH溶液中加入少量AlCl3溶液，其離子反應(yīng)一步完成 Al3++4OH-==AlO2-+2H2O
若向足量Al2(SO4)3溶液中加入少量的NaOH溶液，其離子方程式為： Al3++3OH-==Al(OH)3↓
AgNO3與NH3·H2O
向AgNO3溶液中滴入稀NH3·H2O至過量，其離子反應(yīng)分步寫（1） Ag++NH3·H2O==AgOH↓+NH4+(2)AgOH+2NH3·H2O==Ag(NH3)2++OH-+2H2O
若向NH3·H2O溶液中加入少量AgNO3，其離子反應(yīng)一步完成 Ag++3NH3·H2O==Ag(NH3)2++OH-+NH4++2H2O
若向足量AgNO3溶液中滴入少量NH3·H2O，其離子方程式為：Ag++NH3·H2O==AgOH↓+NH4+
CO2與NaOH
向NaOH溶液中通人CO2氣體至過量，其離子反應(yīng)分步寫 （1）2OH-+CO2==CO32-+H2O (2)CO32-+CO2+H2O==2HCO3-
若向足量NaOH溶液中通人少量CO2氣體，其離子方程式為： 2OH-+CO2==CO32-+H2O
若向NaOH溶液中通人過量CO2氣體，其離子反應(yīng)一步完成 OH-+CO2==HCO3-
2.過量型：
向足量的Ca(HCO3)2溶液中逐漸滴入NaOH溶液 OH-+Ca2++HCO3-==H2O+CaCO3↓
向足量的NaOH溶液中逐漸滴入Ca(HCO3)2溶液 Ca2++2HCO3-+2OH-==2H2O+CaCO3↓+CO32-
Fe與HNO3 ：鐵過量時：Fe+4HNO3==Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
鐵不足時：3Fe+8HNO3==3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
3.定量型：
因還原性I->Fe2+>Br-,所以在FeI2或者FeBr2中通入一定量的Cl2，發(fā)生不同的離子反應(yīng)，依次為：
（1）2I-+Cl2==2Cl-+I2（2）2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-（3）2Br-+Cl2==2Cl-+Br2
4.目標型
向明礬溶液逐滴滴加Ba(OH)2溶液至硫酸根離子剛好沉淀完全 Al3++SO42-+Ba2++4OH-==AlO2-+2BaSO4↓+2H2O
向明礬溶液逐滴滴加Ba(OH)2溶液至鋁離子剛好沉淀完全 Al3+SO42-+Ba2++3OH-==Al(OH)3↓+2BaSO4↓
相關(guān)高中化學知識點：化學平衡常數(shù)
定義：
在一定溫度下，可逆反應(yīng)無論從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，也不管反應(yīng)物起始濃度大小，最后都達到平衡，這時各生成物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積除以各反應(yīng)物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積所得的比值是個常數(shù)，用K表示，這個常數(shù)叫化學平衡常數(shù)。
化學表平衡達式：
對于可逆反應(yīng)mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g)來說，化學平衡表達式：
化學平衡常數(shù)的意義：
①表示該反應(yīng)在一定溫度下，達到平衡時進行的程度，K值越大，正反應(yīng)進行的越徹底，對反應(yīng)物而言轉(zhuǎn)化率越高。
②某一溫度下的K′與K比較能夠判斷反應(yīng)進行的方向
K′>K，反應(yīng)正向進行；K′<K，反應(yīng)逆向進行；K′=K，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)
(3)化學平衡常數(shù)與濃度、壓強、催化劑無關(guān)，與溫度有關(guān)，在使用時必須指明溫度。
(4)在計算平衡常數(shù)時，必須是平衡狀態(tài)時的濃度。
(5)對于固體或純液體而言，其濃度為定值，可以不列入其中。
(6)化學平衡常數(shù)是指某一具體反應(yīng)的平衡常數(shù)，若反應(yīng)方向改變，則平衡常數(shù)改變，且互為倒數(shù)關(guān)系。如：在一定溫度下，
化學平衡常數(shù)的應(yīng)用：
1．K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，正向反應(yīng)進行的程度越大，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越大；反之，正向反應(yīng)進行的程度就越小，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率就越小，即平衡常數(shù)的大小可以衡量反應(yīng)進行的程度，判斷平衡移動的方向，進行平衡的相關(guān)計算。
2．若用濃度商(任意狀態(tài)的生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值，符號為Qc)與K比較，可判斷可逆反應(yīng)是否達到平衡狀態(tài)和反應(yīng)進行的方向。
3．利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若升高溫度，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)；若升高溫度，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。
4．計算轉(zhuǎn)化率及濃度依據(jù)起始濃度(或平衡濃度)和平衡常數(shù)可以計算平衡濃度(或起始濃度)，從而計算反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。
相關(guān)高中化學知識點：沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡:
1、定義：在一定條件下，當難容電解質(zhì)的溶解速率與溶液中的有關(guān)離子重新生成沉淀的速率相等，此時溶液中存在的溶解和沉淀間的動態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平衡。
例如:
2、沉淀溶解平衡的特征：
(1)逆：沉淀溶解平衡是可逆過程。
(2)等：
(3)動：動態(tài)平衡，溶解的速率和沉淀的速率相等且不為零。
(4)定：達到平衡時，溶液中各離子的濃度保持不變，
(5)變：當外界條件改變時，溶解平衡將發(fā)生移動，達到新的平衡。
3、沉淀溶解平衡的影響因素
(1)內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)。
(2)外因
a．濃度：加水稀釋，沉淀溶解平衡向溶解的方向移動，但
不變。 b.溫度：多數(shù)難溶電解質(zhì)溶于水是吸熱的，所以升高溫度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移動，同時
變大。 c.同離子效應(yīng)：向沉淀溶解平衡體系中，加入含原體系中某離子的物質(zhì)，平衡向沉淀生成的方向移動，但
不變。 d．其他：向沉淀溶解平衡體系中，加入可與體系巾某些離子反應(yīng)生成更難溶的物質(zhì)或氣體的物質(zhì)，平衡向溶解的方向移動，
不變。沉淀溶解平衡的應(yīng)用：
1．沉淀的生成
(1)意義：在涉及無機制備、提純工藝的生產(chǎn)、科研、廢水處理等領(lǐng)域中，常利用生成沉淀來達到分離或除去某些離子的目的。
(2)方法
a．調(diào)節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH至7～8，可使
轉(zhuǎn)變?yōu)?IMG style="WIDTH: 79px; HEIGHT: 22px; VERTICAL-ALIGN: middle" src="http://douzifanli.com/uploads/allimg/160630/0942251620-16.png">沉淀而除去。 
b．加沉淀劑法：如以
等作沉淀劑，使某些金屬離子如
等生成極難溶的硫化物
等沉淀，也是分離、除雜常用的方法。
說明：化學上通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于
時即沉淀完全。
2．沉淀的溶解
(1)意義：在實際工作中，常常會遇到需要使難溶物質(zhì)溶解的問題、根據(jù)平衡移動原理，對于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去沉淀溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使
平衡就會向沉淀溶解的方向移動，使沉淀溶解。
(2)方法
a．生成弱電解質(zhì)：加入適當?shù)奈镔|(zhì)，使其與沉淀溶解平衡體系中的某離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì)。如向
沉淀中加入
溶液，
結(jié)合生成
使
的溶解平衡向右移動。
b．生成配合物：加入適當?shù)奈镔|(zhì)，使其與沉淀反應(yīng)生成配合物。
如:
c．氧化還原法：加入適當?shù)奈镔|(zhì)，使其與沉淀發(fā)生氧化還原反應(yīng)而使沉淀溶解。
d．沉淀轉(zhuǎn)化溶解法：本法是將難溶物轉(zhuǎn)化為能用上述三種方法之一溶解的沉淀，然后再溶解：
如向
中加入飽和
溶液使
轉(zhuǎn)化為
再將
溶于鹽酸。
3．沉淀的轉(zhuǎn)化
(1)實質(zhì)：沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)就是沉淀溶解平衡的移動。一般來說，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)。例如
(2)沉淀轉(zhuǎn)化在工業(yè)上的應(yīng)用在工業(yè)廢水處理的過程中，用FeS等難溶物作沉淀劑除去廢水中的重金屬離子．
固體物質(zhì)的溶解度:
絕對不溶解的物質(zhì)是不存在的，任何難溶物質(zhì)的溶解度都不為零。不同的固體物質(zhì)在水中的溶解度差別很大，可將物質(zhì)進行如下分類：
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