電解質(zhì)與離子共存

離子反應(yīng)第2講離子反應(yīng)和離子方程式[考綱解讀]

1.能正確辨析電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。

2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離及導(dǎo)電性。

3.應(yīng)用離子反應(yīng)發(fā)生的條件，正確判斷常見離子在溶液中能否大量共存。

4.利用離子的特征反應(yīng)，能鑒別常見離子以及進(jìn)行綜合推斷。

5.能正確書寫離子方程式，并判斷其正誤。高考命題方向

離子反應(yīng)是高考的熱點(diǎn)，每年必考，離子方程式的正誤判斷，主要涉及化學(xué)式的拆分，電荷的配平，產(chǎn)物是否合理等，離子共存的命題趨勢(shì)主要為增加限制條件，如溶液的酸堿性、無色透明、發(fā)生氧化還原反應(yīng)等．把實(shí)驗(yàn)問題與離子反應(yīng)知識(shí)融合，在有關(guān)物質(zhì)推斷中融入更多有關(guān)離子反應(yīng)知識(shí)應(yīng)是今后高考的新趨勢(shì).一、酸堿鹽在水溶液中的電離在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔餆o論是液態(tài)或是水溶液都不導(dǎo)電的化合物如：酸、堿、鹽、金屬氧化物等如：多數(shù)有機(jī)物、非金屬氧化物和NH3

（蔗糖、酒精、CO2、CO、SO2等）1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)：非電解質(zhì)：反思?xì)w納:判斷電解質(zhì)注意點(diǎn)電解質(zhì)與非電解質(zhì)的相同點(diǎn)是研究的對(duì)象都是化合物

(單質(zhì)、混合物?)，二者的主要不同是在水溶液里或熔融狀態(tài)下能否電離。①電解質(zhì)不一定導(dǎo)電，如固態(tài)NaCl、液態(tài)HCl等；導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如鐵、鋁等。②非電解質(zhì)不導(dǎo)電，但不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)，如金剛石、單質(zhì)硫等。③電解質(zhì)必須是化合物本身電離出的離子導(dǎo)電，否則不屬于電解質(zhì)。如CO2、NH3、Cl2等。2．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)電離平衡不存在，不可逆存在，可逆溶液中存在微粒種類水合離子、水分子（無電解質(zhì)分子）水合離子、

水分子、電解質(zhì)分子實(shí)例強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽類（包括難溶鹽BaSO4、CaCO3）是強(qiáng)電解質(zhì)(與溶解性無關(guān))弱酸、弱堿、水反思?xì)w納：判斷電解質(zhì)強(qiáng)、弱的注意點(diǎn)①電解質(zhì)的強(qiáng)弱是由物質(zhì)內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定的，與任何外界因素?zé)o關(guān)。②電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性無關(guān)。某些鹽如BaSO4等雖難溶于水，但溶于水的部分卻是完全電離的，所以它們是強(qiáng)電解質(zhì)；相反，能溶于水的未必都是強(qiáng)電解質(zhì)，如CH3COOH、NH3·H2O等雖然能溶于水，但溶解時(shí)只有部分電離，故這些是弱電解質(zhì)。③電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電能力無關(guān)。電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的大小，決定于溶液中自由移動(dòng)的離子的濃度和離子的電荷數(shù)，如1mol/L的醋酸溶液的導(dǎo)電能力就大于0.00001mol/L的鹽酸。[練習(xí)1]下列物質(zhì)中屬于電解質(zhì)的是

；屬于非電解質(zhì)的是

；屬于弱電解質(zhì)的是

；能導(dǎo)電的是

。①金屬銅②固態(tài)NaCl③CO2④純H2SO4⑤純CH3COOH⑥酒精水溶液⑦KOH水溶液⑧熔融狀態(tài)的KNO3

⑨葡萄糖⑩BaSO4固體②⑤

④⑧⑩③

⑨①⑦⑧⑤練習(xí)2：下列說法中一定正確的是 (

)A．強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)B．BaSO4投入水中，導(dǎo)電性較弱，故它是弱電解質(zhì)C．弱電解質(zhì)溶液中存在兩種共價(jià)化合物分子D．氯水能導(dǎo)電，所以Cl2是電解質(zhì)3.電離方程式的書寫

(1)強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離，用“=”表示。如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4等；

(2)弱電解質(zhì)：部分電離，用表示。

①多元弱酸分步電離，且電離程度逐步減弱，酸性主要由第一步電離決定。如H2S電離方程式為

二.離子反應(yīng)的條件

復(fù)分解反應(yīng)（生成難溶、難電離、易揮發(fā)性物質(zhì)）；氧化還原反應(yīng)、雙水解反應(yīng)、絡(luò)合反應(yīng)。離子反應(yīng)的條件：金屬單質(zhì)：非金屬單質(zhì)：氧化物：酸：堿：鹽：Fe、Zn、Cu等S、Si、C等Al2O3、SiO2等H2SiO3等Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等BaSO4、CaCO3、AgCl、AgBr、AgI等1、生成難溶物質(zhì)———沉淀需要熟記物質(zhì)溶解性表！弱酸：弱堿：水：

H2OH2CO3、HClO、HF、CH3COOH、C6H5OH等(除H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI外的多數(shù)酸)NH3·H2O等2、生成難電離物質(zhì)---弱電解質(zhì)3、生成揮發(fā)性物質(zhì)-----氣體

H2、

Cl2、O2、SO2、CO2、NH3、PH3等4、發(fā)生氧化還原反應(yīng)：O2、Cl2、Fe3＋、Cu2+

、NO3－

(H+)、H2O2、HClO、MnO2、MnO4－等強(qiáng)氧化劑：強(qiáng)還原劑：Na、Mg、Al、

Fe、Fe2＋、S2－、I－、SO32－、H

SO3－等5、發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)：Fe3＋與SCN－；Ag＋與NH4＋

、OH－；反應(yīng)生成［Fe(SCN)］2＋、［Ag(NH3)2］＋配離子。6、雙水解反應(yīng)：Fe3＋、Fe2＋、Cu2+、Al3＋、Ag＋、NH4＋等CO32－、HCO3－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－、AlO2—水解顯酸性的離子：水解顯堿性的離子：兩者相遇發(fā)生雙水解反應(yīng)離子反應(yīng)的方向：離子反應(yīng)的本質(zhì)：向體系中離子濃度減小的方向進(jìn)行。離子濃度的減小。三、離子共存問題1、離子“不共存”的情況歸納凡是在溶液中能發(fā)生反應(yīng)的離子均不能大量共存。

生成難溶、難電離、易揮發(fā)性物質(zhì)；或離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)、雙水解反應(yīng)、絡(luò)合反應(yīng)。離子反應(yīng)的條件：3、注意離子共存題中的附加隱含條件①溶液為無色透明：如：Cu2+(藍(lán)色）、Fe3+(棕黃色）、Fe2+(淺綠色）、MnO4—(紫紅色）等。②強(qiáng)酸性或強(qiáng)堿性溶液中：則溶液中肯定沒有有色離子。③含某些特定