1.离子推断依据的基本“四项原则”
　　（1）肯定原则：根据实验现象，推出肯定存在或肯定不存在的离子。
　　（2）互斥原则：相互反应的离子不能大量共存。
　　①根据“互斥原则”，若推出溶液中已存在某离子，那么能与该离子反应的离子不能大量存在。
　　②可以根据“互斥原则”，先确定离子间的组合，这样可以大大减少思维量。例如Ag+组成的盐只能为AgNO3，碳酸盐只能为Na2CO3、K2CO3、（NH4）2CO3等。
　　（3）进出原则：加入试剂时带入（“进”）的离子和发生反应时消耗（“出”）的离子，对后续实验是否有影响。
　　（4）守恒原则：溶液中电荷守恒。
　　2.常见错误及原因分析
　　（1）离子反应误判
　　①实验室制氨气：Ca（OH）2+2NH+4Ca2++2NH3↑+ 2H2O（×）
　　②铜和浓硫酸加热反应：Cu+2H2SO4（浓）Cu2++ SO42-+ SO2↑+2H2O（×）
　　分析：反应①不是在水溶液中进行的，反应②中浓H2SO4有强吸水性，各反应物和生成物不电离，因此均不能写成离子反应方程式。
　　（2）违背客观事实
　　①Fe2O3与氢碘酸反应：Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O（×）
　　分析：忽视了Fe3+与I-发生氧化还原反应。
　　②Mg（HCO3）2与过量NaOH溶液反应：Mg2++2HCO-3+ 2OH-=MgCO3↓+CO32-+2H2O（×）
　　分析：在過量NaOH溶液中Mg2+应生成溶解度更小的Mg（OH）2沉淀而不是MgCO3沉淀。
　　③次氯酸钙溶液中通入少量二氧化硫：Ca2++2ClO-+ H2O+SO2=CaSO3↓+2HClO（×）
　　分析：CaSO3在HClO中将被氧化成CaSO4。
　　（3）违反守恒定律
　　FeCl2溶液中通入Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-（×）
　　分析：电子得失不相等，离子电荷不守恒。
　　（4）不辨强弱电解质
　　①NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-（×）
　　分析：误认为HI是弱酸。
　　②电解AgF溶液：4Ag++2H2O4Ag+O2↑+4H+（×）
　　分析：HF是弱酸，没有考虑F-与H+的反应。
　　（5）忽视反应物的用量
　　①澄清石灰水与少量小苏打溶液混合：Ca2++2OH-+2HCO-3 =CaCO3↓+CO32-+2H2O（×）（正确：Ca2++OH-+HCO-3= CaCO3↓+2H2O）
　　分析：应抓住不足的反应物（该反应物全部参加了反应）的用量进行讨论。设NaHCO3为1 mol，则需要1 mol OH-生成1 mol CO32-，而1 mol CO32-又需要1 mol Ca2+生成CaCO3沉淀。另外，小苏打溶液与少量澄清石灰水反应：2HCO-3+Ca2++2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O。
　　②氨水中加入少量硝酸银溶液：Ag++NH3·H2O= AgOH↓+NH+4（×）
　　分析：AgOH会继续与NH3·H2O作用生成Ag（NH3）2OH。
　　（6）违背物质中阴、阳离子配比
　　H2SO4溶液中加入Ba（OH）2溶液：Ba2++OH-+H++SO42-= BaSO4↓+H2O（×）（正确：Ba2++2OH-+2H++SO42-= BaSO4↓ +2H2O）
　　分析：H2SO4电离出的H+和SO42-个数之比为2∶1，Ba（OH）2电离出的Ba2+和OH-个数之比为1∶2。
　　（7）微溶物处理不当
　　石灰乳中加入盐酸溶液：H++OH-=H2O（×）
　　分析：微溶物作为反应物，若为乳状物，则写化学式，若为澄清溶液，则拆成离子形式。
　　（8）漏写反应条件
　　电解饱和食盐水：2Cl-+2H2O===H2↑+Cl2↑+2OH-（×）
　　分析：“电解”反应条件不能丢！
　　（9）运用“=”“”“↑”“↓”符号不当
　　Al3++3H2O=Al（OH）3↓+3H+（×）
　　分析：盐的水解一般是可逆的，不能用“=”;Al（OH）3量少，故不能用“↓”。