高中化學知識點總結離子反應(共8頁)

1、精選優(yōu)質文檔-傾情為你奉上四、離子反應1、電解質的概念 1.1 電解質與非電解質（辨析并舉例）電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物。包括酸、堿、鹽活潑金屬的氧化物某些非金屬氫化物，某些有機物。舉例NaCl固體不導電，溶于水后可以導電，所以是電解質。CaSO4、BaSO4等難溶物質在水中溶解度很小，在熔融狀態(tài)下可以導電，所以這些物質也是電解質。非電解質：在水溶液里和熔融狀態(tài)下不能夠導電的化合物。包括大多數(shù)有機物非金屬氧化物某些非金屬氫化物等。舉例：CO2、SO3、NH3、蔗糖、酒精注：我們討論的電解質和非電解質都是化合物，單質或混合物既不是電解質也不是非電解質。 1.2 強電解質與弱電

2、解質（辨析并舉例）強電解質： 在水溶液里或熔融狀態(tài)下全部電離成離子的電解質。包括大多數(shù)鹽類、強酸、強堿。在溶液中的粒子主要是離子。弱電解質：在水溶液里部分電離成離子的電解質包括弱酸(如HAc、H2S)、中強酸（H3PO4）弱堿(如NH3·H2O)、水。例題：CH3COOH極易溶于水，為什么它是弱電解質， Ca(OH)2微溶于水，為什么它是強電解質？解釋：CH3COOH之所以是弱酸是因為和同濃度的強酸相比，它溶于水電離電離出的氫離子比強酸少得多，只有一部分CH3COOH發(fā)生電離產生氫離子，所以CH3COOH是弱電解質。同樣，Ca(OH)2雖然微溶于水，但是它在水溶液中溶解的部分能夠完全

3、電離，所以Ca(OH)2是強電解質。2、離子反應及離子反應方程式離子反應定義：有離子參加的反應 2.1 離子反應的分類與條件離子反應類型一非氧化還原反應的離子反應反應發(fā)生條件：生成難溶的物質。如生成BaSO4、AgCl、CaCO3等。 生成難電離的物質。如生成CH3COOH、H2O、NH3H2O、HClO等。 生成揮發(fā)性物質。如生成CO2、SO2、H2S等這類反應的共同特征是朝著離子濃度減小的方向移動或者說反應物中某種離子的濃度減小，反應即可發(fā)生。(1) 酸堿鹽之間的復分解反應a中和反應，根據(jù)參加反應的酸和堿的性質不同，又可分為強酸與強堿、強堿與弱酸、強酸與弱堿、強酸與難溶性的堿的反應等。例如

4、：鹽酸與氫氧化鈉，鹽酸和氨水，鹽酸與氫氧化鐵反應，氫氟酸與氫氧化鈉反應b酸和鹽的反應例如：鹽酸和碳酸鈣的反應c堿和鹽的反應例如：氯化鎂水溶液與氫氧化鈉的反應，碳酸氫鈣溶液加入適量的氫氧化鈉 d鹽和鹽的反應例如：硝酸銀溶液和氯化鈉溶液反應(2) 酸或堿與氧化物之間的反應例如：氧化銅和鹽酸的中和反應，三氧化鋁與氫氧化鈉溶液的反應 (3) 鹽類的水解反應例如：碳酸鈉溶液呈堿性的原因，制氫氧化鐵膠體 (5) 生成絡離子的反應例如：氯化鐵溶液中加入硫氰化鉀溶液，氫氧化銅溶于氨水：二氧化還原反應型的離子反應發(fā)生的條件：反應中有電子轉移?？偟膩碚f，仍然是反應物中某種離子濃度減小。（1）電解質與電解質之間的氧

5、化還原反應例如：高錳酸鉀與濃鹽酸反應制氯氣（2）單質與電解質之間的置換反應例如：氯水加入溴化鈉溶液中 鐵片放入氯化銅溶液中 （3）非置換的氧化還原反應例如：銅與氯化鐵溶液的反應：銅與稀硝酸的反應 2.2 離子反應方程式的書寫2.2.1 離子方程式的書寫步驟大致分為四步：。（1） 寫，寫出化學方程式：（2） 改，將易溶并且易電離的物質拆開寫成離子形式：注：拆成離子形式的有：易溶且易電離的物質（強酸強堿易溶的鹽）（牢記酸、堿、鹽的溶解性表）寫化學式的有：沉淀、氣體、單質、氧化物和水等。微溶物作為反應物，若是澄清溶液寫離子符號，若是濁液寫化學式。微溶物作為生成物，一般寫化學式（標號）（3） 刪，刪去

6、兩邊相同的離子：（4） 查，檢查反應前后各元素原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。例題：以CuSO4與BaCl2兩個溶液的的反應為例：（1）寫： CuSO4+ BaCl2=CuCl2+BaSO4 “寫”化學方程式，必須根據(jù)實驗事實；（2）改：Cu2+SO42-+Ba2+2Cl-=Cu2+2Cl-+BaSO4改反應物和生成物，以其在溶液中的主要存在形態(tài)出現(xiàn)；如易溶于水且易電離的物質寫成離子形式，其他物質寫化學式。如難溶、難電離物質、氣體、單質、氧化物等。（3）刪： SO42-+Ba2+=BaSO4“刪”兩邊相同的離子，去除與離子反應無關的粒子；（4）查兩邊原子個數(shù)和電荷數(shù)是否相等、反應條件、沉淀符號、氣

7、體符號等。2.2.2 離子方程式書寫的注意事項(1)要遵循反應事實，不能臆造化學反應如：Cu+2H+Cu2+H2（錯）(2)要遵循元素原子守恒及電荷守恒，若是氧化還原反應要遵循電子守恒(3)要遵循拆寫原則（反應物和生成物都一樣）(4)不能違背約簡原則如：稀硫酸和氫氧化鋇溶液反應：H+SO2+Ba2+OHBaSO4+H2O（錯）解析：不能局部約去H+、OH、H2O前面的計量數(shù)（系數(shù)）2，而忽視其他分子和離子。正確的為：2H+SO2+Ba2+2OHBaSO4+2H2O。(5)要注意題中有關量的關系（如過量、足量、少量等）如：用氨水吸收少量的SO2：NH3H2O +SO2NH4+HSO（錯）正確的：

8、2NH3H2O+SO22NH4+SO23+H2O（要注意過量的CO2、SO2、H2S等氣體分別與堿溶液或某些鹽反應時生成這些氣體對應的酸式根離子）(6)關于酸式鹽與量有關的離子反應方程式一般書寫時量不足的物質其參加反應的離子的物質的量之比一定要它的化學式相符合，而足量的物質其參加反應的離子的物質的量之比不一定與化學式相符合。如果沒有明確的用量，寫成恰好完全反應的情況。2.2.3 與量相關的離子方程式的書寫方法 2.2.3.1 復分解型（舉例說明）若是復分解反應,可令不足量系數(shù)為”1”來書寫，如Ca(HCO3)2溶液中加入過量的NaOH溶液,先確定1molCa(HCO3)2含1molCa2+,2

9、molHCO3-，再取用OH 中和2molHCO3需2molOH,則可寫Ca2+2HCO3+2OH =CaCO3+CO32-+2H2O,若是加入少量的NaOH溶液,則反應為:Ca2+HCO3+OH=CaCO3+H2。另外,NaHSO4與Ba(HCO3)2,Ca(OH)2與NaHCO3,NaH2PO4與Ba(OH)2，Al3與NaOH，CO2與NaOH ,NaCO3 與HCl ，Mg(HCO3)2過量的NaOH等反應均與量有關。 2.2.3.2 氧化還原型（舉例說明）氧化性:Cl2 > Br2 > Fe3+ > I2 ，還原性:Cl- < Br < Fe2+ <

10、; I-所以向FeBr2溶液中通入少量Cl2，反應的離子方程式為2 Fe2+ + Cl2 =2 Fe3+ +2Cl- ，向FeBr2溶液中通入過量Cl2，反應的離子方程式為：2 Fe2+ +4 Br-+3 Cl2 =2 Fe3+ + Br2 +6Cl- 等量的Cl2與FeBr2 反應時的離子方程式為:2 Fe2+ +2 Br- +2 Cl2 =2 Fe3+ + Br2 +4Cl- 鐵和稀硝酸的反應： 鐵不足時：Fe4H NO3=Fe3NO2H2O鐵足量時：3Fe8H 2NO3=3Fe32NO4H2O 2.2.3.3 總結常見與量有關的離子方程式的書寫(1)碳酸氫鈣溶液中加鹽酸：HCO3+H+=

11、CO2+H2O(2)把金屬鐵放入稀硫酸中：2Fe2+6H+=2Fe3+3H2(3)向氯化亞鐵溶液中通入氯氣：Fe2+Cl2=Fe3+2Cl(4)硫化鈉水解：S2+2H2O=H2S+2OH(5)氯氣通入水中：Cl2+H2O=2H+Cl+ClO(6)磷酸二氫鈣溶液與氫氧化鈉溶液反應：H2PO4+2OH=PO43+2H2O(7)碳酸鈣與醋酸反應：CaCO3+2CH3COOH=Ca2+2CH3COO+CO2+H2O(8)碘化鉀與適量溴水反應：2I+Br2=I2+2Br(9)銅片與稀硝酸反應：Cu+NO3+4H+=Cu2+NO+2H2O(10)將金屬鈉加入水中：Na+2H2O=Na+2OH+H2(11)

12、三氯化鐵溶液跟過量氨水反應：Fe3+3NH3.H2O=Fe(OH)3+3NH4+(12)小蘇打溶液跟燒堿溶液反應：HCO3+OH=CO32+H2O 2.3 離子方程式正誤的判斷2.3.1 判斷方法（總結并舉例說明）（1）看生成物是否與事實相符。（2）看反應在什么情況下進行，能否用離子方程式表示。（3）看表示各物質的化學式是否正確。（4）看所用連接符號與生成物狀態(tài)符號是否正確。離子互換反應的方程式通常用“=” 號連接，生成沉淀或氣體則標出“”或“”符號；在離子方程式中只有某些水解反應用可逆符號，且無沉淀或氣體符號；但要區(qū)別于弱電解質的電離方程式。（5）看質量與電荷是否守恒。（6）看離子的配比數(shù)是

13、否正確（7）看生成物中是否有多種沉淀與難電離電解質同時生成，正確的離子方程式全面顧及。（8）看反應物的用量多少是否加以考慮。某些化學反應因反應物用量多少不同，生成 物也不同，甚至來源同一物質的陰、陽離子配比數(shù)也可能不同。如：“過量”、“少量”、 “等物質的量”、“適量”、“任意量”以及滴加順序等都可能對反應產生影響。（9）看離子符號書寫是否正確。離子方程式中的易電離的電解質不僅要考慮用離子符號表示，而且還應注意離子符號書寫是否完整。例題：下列反應的離子方程式中，正確的是（D ） A氫硫酸中滴入少量NaOH溶液：H2S + OH=HS + H2O (元素不守恒) BFeBr2溶液中通入過量Cl2

14、：2Fe2+ 2Br+ 2Cl2 = 2Fe3+ Br2 + 4Cl C碳酸氫銨溶液中加入過量氫氧化鈉溶液：HCO3+ OH= CO32 + H2O（過量氫氧化鈉會與水中的NH4+反應生成氨水） D投入足量的稀鹽酸中：CO32 + 2H+ =CO2+ H2O（碳酸鋇不應該拆寫）3、離子共存和離子推斷 3.1 判斷離子能否大量共存的規(guī)律3.1.1 溶液顏色即溶液顏色。若限定無色溶液，常見有色離子有Cu2(藍色)、Fe3(棕黃色)、Fe2(淺綠色)、MnO4(紫色)Cr2O72- (橙色)、 Cr3+鉻離子-綠色 CrO42-鉻酸根離子-黃色 Cr2O72-重鉻酸根離子-橙 Fe(SCN)(2+)

15、硫氰合鐵絡離子血紅等有色離子。3.1.2 溶液的酸堿性即溶液的酸堿性。在強酸性溶液中，OH及弱酸根陰離子(如CO32、SO32、S2、CH3COO等)均不能大量存在；在強堿性溶液中，H及弱堿陽離子(如NH4、Al3、Mg2、Fe3等)均不能大量存在，酸式弱酸根離子(如HCO3、HSO3、HS等)在強酸性或強堿性溶液中均不可能大量存在。3.1.3 其他規(guī)律（總結并舉例說明）（1）一些特殊的規(guī)律：（1）AlO2與HCO3不能大量共存：AlO2HCO3H2O=Al(OH)3CO32；（2）“NO3H”組合具有強氧化性，能與S2、Fe2、I、SO32等因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存；（3）NH4與C

16、H3COO、CO32，Mg2與HCO3等組合中，雖然兩種離子都能水解且水解相互促進，但總的水解程度仍很小，它們在溶液中能大量共存。（2）離子間通常能發(fā)生的四種類型的反應，能相互反應的離子顯然不能大量共存。a.復分解反應，生成難溶的物質。如生成BaSO4、AgCl、CaCO3等。生成難電離的物質。如生成CH3COOH、H2O、NH3H2O、HClO等。生成揮發(fā)性物質。如生成CO2、SO2、H2S等 b.氧化還原反應，如Fe3與I、NO3(H)與Fe2、MnO4與Br、H與S2O32等；c.相互促進的水解反應，如Al3與HCO3、Al3與AlO2等；d.絡合反應，如Fe3與SCN等。 3.2 溶液

17、中離子是否存在的判斷3.2.1 四大基本原1、互斥性原則當利用題給實驗現(xiàn)象判斷出一定有某種離子存在時，應立即運用已有知識，將不能與之大量共存的離子排除掉，從而判斷出一定沒有哪種離子。2、溶液的酸、堿性原則根據(jù)溶液的酸、堿性判斷，一是初步判斷可能組成那些物質，聯(lián)系鹽類的水解，二是在酸性或堿性溶液中哪些離子不能大量存在。3、進出性原則在進行離子檢驗時，往往需要加入試劑，這樣就會引入新的離子，原溶液中是否存在該種離子就無法判斷，還會有一些離子會隨著實驗過程中所產生的沉淀或氣體而消失，有可能會對后續(xù)的實驗造成影響。4、電中性原則在任何電解質溶液中，陰、陽離子的總電荷數(shù)是守恒的，即溶液呈電中性。在判斷混

18、合體系中某些離子存在與否時，有的離子并未通過實驗驗證，但我們可運用溶液中電荷守恒理論來判段其是否存在。3.2.2 常見的離子檢驗方法及現(xiàn)象（自己總結）1、 常見陽離子的檢驗離子檢驗方法現(xiàn)象K+用鉑絲蘸取待測液放在火上燒，透過藍色鈷玻璃（過濾黃色的光）火焰呈紫色Na+用鉑絲蘸取待測液放在火上燒火焰呈黃色Mg2+加入OH-（NaOH）溶液生成白色沉淀Mg(OH)2,沉淀不溶于過量的NaOH溶液Al3+加入NaOH溶液生成白色絮狀沉淀Al(OH)3，沉淀能溶于鹽酸或過量的NaOH溶液，但不能溶于氨水（Al(OH)3+OH-AlO2-+2H2O）Ba2+加入稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液生成白色沉淀（BaS

19、O4），沉淀不溶于稀硝酸Ag+加入稀鹽酸或可溶性鹽酸鹽生成白色沉淀（AgCl），沉淀不溶于稀硝酸加入氨水生成白色沉淀，繼續(xù)滴加氨水，沉淀溶解Fe2+加入少量NaOH溶液生成白色沉淀Fe(OH)2，迅速變成灰綠色，最終變成紅褐色Fe(OH)3（4Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3）加入KSCN溶液無現(xiàn)象，再加入適量新制的氯水，溶液變紅 Fe3+加入KSCN溶液溶液變?yōu)檠t色加入NaOH溶液生成紅褐色沉淀Cu2+加入NaOH溶液生成藍色沉淀Cu(OH)2插入鐵片或鋅片有紅色的銅析出NH4+加入強堿（濃NaOH溶液），加熱產生刺激性氣味氣體（NH3），該氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍。H+加入鋅或Na2CO3溶液產生無色氣體能使紫色石蕊試液、pH試紙、甲基橙變紅、變紅、變紅2、 常見陰離子的檢驗去離子檢驗方法現(xiàn)象OH-使無色酚酞、紫色石蕊、紅色石蕊試紙、pH試紙變?yōu)榧t色、藍色、藍色、藍色Cl-加入AgNO3溶液生成白色沉淀（AgCl）。該沉淀不溶于稀硝酸，