高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)第二章化學(xué)物質(zhì)及其變化2離子反應(yīng)課件新人教版

第二節(jié)離子反應(yīng)考向一電解質(zhì)及其電離【考點(diǎn)精析】電解質(zhì)概念及判斷的正確理解(1)研究對(duì)象:化合物。單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì),如Cu、NaCl溶液。(2)導(dǎo)電的本質(zhì):電解質(zhì)自身發(fā)生電離。本身電離而導(dǎo)電的化合物才是電解質(zhì),如CO2、SO2、NH3的水溶液能導(dǎo)電,但它們屬于非電解質(zhì)。(3)電解質(zhì)導(dǎo)電認(rèn)識(shí)三誤區(qū):①電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電,如固態(tài)NaCl、液態(tài)HCl等。②能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì),如鐵、鋁等金屬單質(zhì)。③電解質(zhì)的強(qiáng)弱與電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱、溶解度大小沒有直接關(guān)系。如碳酸鈣,溶解度小,溶液導(dǎo)電性差,但屬于強(qiáng)電解質(zhì)。(4)決定導(dǎo)電能力強(qiáng)弱的因素單位體積內(nèi)離子數(shù)目及所帶電荷的多少。離子濃度越高,離子所帶電荷越多,溶液導(dǎo)電能力越強(qiáng)。(5)電解質(zhì)與導(dǎo)電的關(guān)系①強(qiáng)堿、鹽等:固態(tài)時(shí),存在陰陽離子,但不能自由移動(dòng),故不能導(dǎo)電;溶于水或熔化時(shí)電離出自由移動(dòng)的離子,故能導(dǎo)電。②酸:固態(tài)或液態(tài)時(shí),只有分子,沒有離子,故不導(dǎo)電;溶于水時(shí),在水分子的作用下電離出自由移動(dòng)的離子,故能導(dǎo)電。③活潑金屬氧化物:熔化時(shí)能自身發(fā)生電離,產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子,故能導(dǎo)電。(6)電解質(zhì)電離條件①離子化合物:熔融或溶于水。②共價(jià)化合物:溶于水?？枷蚨x子反應(yīng)離子方程式【考點(diǎn)精析】1.連續(xù)型離子方程式的判斷與書寫方法指反應(yīng)生成的離子因又能與過量的反應(yīng)物繼續(xù)反應(yīng)而導(dǎo)致其離子方程式與用量有關(guān)。舉例:(1)可溶性多元弱酸與堿溶液反應(yīng)。如CO2通入NaOH溶液中:堿過量:CO2+2OH-====+H2O;堿不足:CO2+OH-====。(2)多元弱酸與更弱酸的鹽溶液反應(yīng)。如CO2通入NaAlO2溶液中:NaAlO2過量:2+CO2+3H2O====2Al(OH)3↓+;NaAlO2不足:+CO2+2H2O====Al(OH)3↓+。(3)多元弱酸鹽與強(qiáng)酸反應(yīng)。如Na2CO3溶液與稀鹽酸:鹽酸不足:+H+====;鹽酸過量:+2H+====CO2↑+H2O。(4)鋁鹽溶液與強(qiáng)堿溶液反應(yīng)鋁鹽過量:Al3++3OH-====Al(OH)3↓;強(qiáng)堿過量:Al3++4OH-====+2H2O。(5)NaAlO2溶液與強(qiáng)酸溶液反應(yīng)NaAlO2過量:+H++H2O====Al(OH)3↓;強(qiáng)酸過量:+4H+====Al3++2H2O。(6)Fe與稀硝酸溶液反應(yīng)Fe過量:3Fe+2+8H+====3Fe2++2NO↑+4H2O;稀硝酸過量:Fe++4H+====Fe3++NO↑+2H2O。2.先后型離子反應(yīng)方程式的書寫與判斷方法一種反應(yīng)物的兩種或兩種以上的組成離子,都能跟另一種反應(yīng)物的組成離子反應(yīng),但因反應(yīng)次序不同而跟用量有關(guān)。又可稱為競(jìng)爭(zhēng)型。舉例:(1)NH4HSO4溶液與NaOH溶液的反應(yīng)NaOH不足:H++OH-====H2O;NaOH過量:+H++2OH-====NH3·H2O+H2O。(2)將Fe(NO3)3溶液與HI混合HI不足:8H++2+6I-====4H2O+3I2+2NO↑;HI過量:Fe3++12H++3+10I-====Fe2++5I2+6H2O+3NO↑。(3)向含有OH-、、的溶液中,逐滴加入稀鹽酸至過量,反應(yīng)的離子方程式依次為OH-+H+====H2O;+H++H2O====Al(OH)3↓;+H+====、+H+====CO2↑+H2O;Al(OH)3+3H+====Al3++3H2O。(4)向含有H+、Al3+、

的溶液中,逐滴加入NaOH溶液至過量,反應(yīng)的離子方程式依次為H++OH-====H2O;Al3++3OH-====Al(OH)3↓;+OH-====NH3·H2O;Al(OH)3+OH-====+2H2O。3.配比型離子反應(yīng)方程式的書寫與判斷方法當(dāng)一種反應(yīng)物中有兩種或兩種以上組成離子參與反應(yīng)時(shí),因其組成比例不協(xié)調(diào)(一般為復(fù)鹽或酸式鹽),當(dāng)一種組成離子恰好完全反應(yīng)時(shí),另一種組成離子不能恰好完全反應(yīng)(有剩余或不足),跟用量有關(guān)。舉例:(1)Ca(HCO3)2溶液與NaOH溶液反應(yīng)①NaOH不足:Ca2+++OH-====CaCO3↓+H2O;②NaOH過量:Ca2++2+2OH-====CaCO3↓+2H2O+。(2)NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液反應(yīng)①NaHCO3不足:+OH-+Ca2+====CaCO3↓+H2O;②NaHCO3過量:Ca2++2OH-+2====CaCO3↓++2H2O。(3)Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液反應(yīng)①n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)=1∶1Ba2++OH-+H++====BaSO4↓+H2O,此時(shí)溶液呈堿性;②n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)=1∶2Ba2++2OH-+2H++====BaSO4↓+2H2O,此時(shí)溶液呈中性,若向該溶液中再加Ba(OH)2溶液,離子方程式為+Ba2+====BaSO4↓。(4)NH4Al(SO4)2與Ba(OH)2溶液反應(yīng)①n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]=1∶13Ba2++3+2Al3++6OH-====3BaSO4↓+2Al(OH)3↓;②n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]=1∶2+Al3++2+2Ba2++4OH-====NH3·H2O+Al(OH)3↓+2BaSO4↓。4.離子方程式正誤判斷的基本思路5.“四兩”破千題——離子方程式正誤判斷的審題要點(diǎn)考向三離子共存離子推斷【考點(diǎn)精析】1.判斷離子共存的“審題關(guān)鍵”和“思維流程”(1)審題關(guān)鍵:審溶液的顏色;審溶液的酸堿性;審離子不能大量共存的原因。(2)思維流程:2.“三步”突破離子能否大量共存判斷題第一步:“細(xì)審題干關(guān)鍵點(diǎn)”(1)注意“一定大量共存”“可能大量共存”“不能大量共存”“因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存”等關(guān)鍵點(diǎn)。(2)注意“透明溶液”是指無難溶物和微溶物,但并不能說明溶液無色。第二步:“分析限制條件”判斷溶液的酸堿性或溶液的顏色等。第三步:“抓住反應(yīng)發(fā)生條件”(1)清楚生成氣體、沉淀、弱電解質(zhì)的復(fù)分解反應(yīng)。(2)特別注意常見的氧化還原反應(yīng)。(3)熟記相互促進(jìn)的水解反應(yīng)。(4)牢記能發(fā)生的絡(luò)合反應(yīng)。3.利用“四個(gè)原則”進(jìn)行離子推斷的方法(1)肯定原則根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的離子(記住幾種常見的有色離子:Fe2+、Fe3+、Cu2+、、、)。(2)互斥原則在肯定某些離子存在的同時(shí),結(jié)合離子共存規(guī)律,否定一些離子的存在(注意題目中的隱含條件,如酸性、堿性、指示劑的顏色變化、與鋁反應(yīng)產(chǎn)生H2、水的電離情況等)。(3)電中性原則溶液呈電中性,溶液中有陽離子,必有陰離子,且溶液中陽離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)相等。這一原則可幫助我們確定一些隱含的離子。(4)