第二章第2讲离子反应 离子方程式.docx

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第二章第2讲离子反应离子方程式

高三化学一轮复习自主学习行动路线图------

第二章化学物质及其变化第2讲离子反应离子方程式

课题：

离子反应离子方程式设计人：

鲁燕丽和新审核人：

宁东喜

班级：

组名：

姓名：

时间：

2011.09.21

【把握目标～明确方向】

本单内容针对高考中的：

1、选择题中的“离子共存”题（6分）；

2、选择题中的“离子方程式正误的判断”题（6分）；

3、ⅱ卷中的某一题中的某一空的“离子方程式的书写”（3分）；

4、ⅱ卷中的某一题的题干上的“离子间关系”的叙述。

预习内容：

必修一教材+本节预习单

【知识复习～问题生成】

知识点一：

电解质和非电解质

1、电离:

物质溶于水或受热熔化时，离解成能够自由移动的离子过程。

2、电离方程式的书写：

强电解质用等号、弱电解质用可逆号、多元弱酸要分步写且电离程度越来越弱！

多元弱碱一步电离。

3、电解质和非电解质：

4、强电解质和弱电解质参考《步步高》33页考点一

强电解质：

在水溶液里或融化状态能完全电离的化合物。

弱电解质：

在水溶液里只有部分电离的化合物

强电解质：

强酸、强碱、盐、活泼金属氧化物

弱电解质：

弱酸、弱碱、水

注意事项：

①电解质、非电解质应是化合物；

②电解质导电须有外界条件：

水溶液或熔化状态且自由移动；

③电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物；虽然CO2、SO2、SO3、NH3的水溶液与水反应生成新物质可以导电，但它们自身属于非电解质。

④电解质的强弱判断依据主要是看其在水溶液或熔融状态下是否完全电离，与其溶解性无关，某些难溶于水的化合物，如BaSO4、AgCl等由于他们溶解度太小，测不出（或很难测得）其水溶液的导电性，但他们溶解的部分是完全电离的，所以是电解质且是强电解质；同理弱电解质有些也是易溶于水的，例如醋酸。

（电解质的强弱和溶解度的大小是两回事、是两个概念，二者无必然联系！

）

⑤从化合物的结构来看，含有典型离子键的化合物（如强碱和大多数盐类），以及那些在水分子作用下能完全离子化的共价键化合物（如HCl、H2SO4、HNO3等强酸）都属于强电解质。

在水溶液里仅部分离子化的共价化合物（如CH3COOH、NH3·H2O、弱碱）属于弱电解质。

即：

强酸、强碱、大部分盐、金属氧化物（正三价以内）是强电解质；

弱酸、弱碱、个别盐、是弱电解质；

水是极弱的电解质；

强酸酸酸式盐是强电解质；

中强酸、弱酸酸式盐是强电解质、但电离出的酸式根存在电离平衡，是弱离子！

4、电离方程式的书写参考《步步高》32页基础盘点一

注意：

中强酸、弱酸酸式盐的电离分两步：

第一步完全电离用等号，第二步酸式根的电离用可逆号！

5．溶液的导电能力——取决于离子的浓度和离子的带电量！

与金属的导电原理（通过内部自由电子的定向移动）不同，电解质溶液之所以能够导电，是因为溶液中存在自由移动的离子；

（1）溶液的导电能力决定于：

在相同条件下溶液中离子的总浓度和离子所带电荷数。

与电解质的强弱不一定成正比。

导电性强的溶液不一定是强电解质溶液；强电解质溶液的导电能力不一定强于弱电解质。

（2）离子化合物一般在水溶液中和熔化状态下都能导电，而共价化合物只能在水溶液中导电，熔化时（即液体）不导电，据此（熔化状态下是否导电）可以区别离子化合物和共价化合物。

（如：

硫酸氢钠的两种电离）

（3）电解质不一定都导电，导电的也不一定是电解质。

关键是离子能否自由移动！

知识点二：

离子反应

1、离子反应：

指有离子参加或有离子生成的化学反应。

酸、碱、盐溶于水后，能电离产生离子，所以酸、碱、盐在水溶液里发生的化学反应都属于离子反应．离子反应通常用离子方程式表示．

注意，下列反应不是在水溶液中进行的：

①

②

③

像这些没有自由移动离子参加的反应通常不用离子方程式表示．

2、离子反应的本质：

反应物的某些离子浓度减小

3、离子反应的类型：

复分解、氧化还原、络合、水解、电解等

4、离子反应的发生条件：

（1）在水溶液中进行的复分解反应:

生成难溶物（BaSO4）（或胶体）、生成挥发性物质（CO2）、生成难电离物质（H2O）；

（2）发生氧化还原反应：

氧化性强的离子遇到还原性的离子例：

NO3-（酸性）、ClO-（酸性）、Fe3+、MnO4-等遇到I-、S2-、SO32-、Fe2+

（3）发生络合反应：

Fe3+遇到SCN-、苯酚

（4）发生水解反应：

能水解的弱离子的存在（弱碱阳离子和弱酸阴离子）（Al3＋和S2－）

知识点三：

离子反应方程式

1、离子方程式的定义：

用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子叫离子方程式。

2、离子方程式的意义：

不仅可以表示一个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应

根据离子方程式表示的某一类反应，可以将离子方程式改写成化学方程式。

例如：

2H++CO32－=H2O+CO2↑，该反应的代表的是强酸和可溶性碳酸盐生成可溶性盐及水和CO2的一类反应。

符合该离子方程式的化学反应有：

2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2↑，2HNO3+K2CO3=2KNO3+H2O+CO2↑等

3、离子方程式的书写步骤：

（以H2SO4与Ba（OH）2反应为例说明）

步骤：

“一写二拆三删四查”

技巧：

1、看物质的大量存在形式是什么就写什么！

2、强酸、强碱、可溶性盐写离子、其余的统统写化学式！

、

3、中强酸、弱酸酸式盐电离出的酸式根写酸式根本身！

①一写：

写出正确的化学方程式；H2SO4+Ba（OH）2=BaSO4↓+2H2O

②二拆：

把易溶于水且易电离的物质（强电解质）拆写成离子形式，其他仍以分子形式书写：

　　　2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O

③三删：

将不参加反应的离子从方程式两端删除；此反应中没有不参加反应的离子

④四查：

检查方程式两端各元素的原子个数和电荷是否相等、电子得失是否守恒。

注意事项

①准确写出离子方程式中的化学式和离子式。

写成离子符号的有：

强电解质中的强酸、强碱、大部分可溶性盐。

强酸：

HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4……………

强碱：

NaOH、KOH、Ba（OH）2Ca（OH）2………………

大多数可溶性盐：

NaCl、CaSO4、KNO3、…………

写成化学式的有：

弱电解质、难溶物质、单质、氧化物、非电解质、易挥发的物质。

（1）弱电解质（难电离物质）包括：

　　①弱酸：

H2CO3、HClO、H2S、CH3COOH等；　　②中强酸：

HF、H2SO3、H3PO4等；

③弱碱：

NH3·H2O、Cu（OH）2、Fe（OH）3等；

④中性物质：

H2O；⑤两性物质：

Al（OH）3等；⑥少数盐：

Pb（CH3COO）2

（2）难溶物：

详见溶解性表。

（3）单质：

Fe、Zn、S、Cl2、Br2、I2等。

（4）氧化物：

CO2、SO2、CaO、Fe2O3等。

（5）所有气体，如：

NH3

（6）复杂离子：

弱酸酸式酸根——HCO3-、HSO3-、H2PO4-

②要保证电荷守恒、电子守恒、质量守恒，缺一不可，并注意所写离子反应式是否符合事实。

③要注意“

”、“=”、“↑”、“↓”的使用。

④保证反应物和产物的配比真实正确，如不能把H2SO4和Ba（OH）2的反应写成H＋＋SO42－＋Ba2＋＋OH－=BaSO4↓＋H2O。

⑤酸式盐的写法

在离子方程式中的酸式盐，如果是强酸的酸式根，一般拆写成离子形式，如HSO4-要写成H+和SO42-；如果是多元弱酸酸式根离子则不能拆开写，如HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-等均不能拆开写。

⑥注意题设条件如“过量”、“少量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加顺序等对反应产物的影响，例如Ca（HCO3）2和NaOH的反应，AlCl3和NaOH溶液的反应等。

注意：

谁不足量谁反应完，安谁的化学式组成去书写，过量的物质需要多少就写多少，写出的离子方程式中：

不足量的遵守化学式组成、过来的不遵守化学式组成！

⑦不是熔融状态下固体间发生的反应和有浓硫酸参加的反应不能写成离子方程式

　不能写成离子方程式。

⑧浓H2SO4一般不拆开写成离子形式；HCl、HNO3无论浓稀，均应改写成离子符号。

注意：

其他注意事项：

参考《步步高》基础盘点

5、离子方程式的正误判断参考《步步高》33页考点二——同离子方程式的书写

知识点四：

反应物用量不同的离子方程式的书写[要求会写反应方程式]

书写这类离子方程式时，首先要搞清反应物物质的量之比，若未说明比例关系，则要弄清滴加顺序——滴加顺序不同、现象不同！

可以利用两种试剂互滴时反应现象的不同鉴定试剂。

HCl与NaAlO2互滴

Na2CO3与H2SO4互滴

氨水与硝酸银互滴

2、酸式盐与碱的反应涉及到的“量”——务必掌握！

方法：

按“以少定多”的原则来书写，即以量少的反应物（离子）确定量多离子前面的系数。

“以少定多”的具体运作：

将量少的反应物系数定为1，根据量少的离子定出量多的反应物的相关离子（此时不一定符合量多反应物的化学式），从而确定量多反应物的系数。

 将少量Ba（HCO3）2溶液滴入过量的NaOH溶液中

（1）先写出Ba（HCO3）2的相关离子“Ba2++2HCO3-”再根据2molHCO3-需要消耗2molOH-，由此写出离子反应方程式：

Ba2++2HCO3-+2OH-====BaCO3↓+CO32-+2H2O

（2） 若NaOH少量时，OH-则为1mol，而1molOH--只需消耗1molHCO3-，所以在该反应的离子方程式中Ba+和HCO3-的配比就不符合Ba（HCO3）2化学式。

所以相应的离子方程式是:

Ba2++HCO3-+OH-====BaCO3↓+H2O

3、多元酸（如：

H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3等）与碱反应，酸和碱的量不同可生成不同的盐。

酸量少形成正盐，酸量多形成酸式盐。

再如将NaOH溶液滴入H3PO4中（NaOH由少量到足量），相继发生如下反应：

4、氧化还原反应中涉及到的“量”

方法：

对于氧化还原反应，按“强先弱后”的原则来书写，即氧化性（或还原性）强的优先发生反应，氧化性（或还原性）弱的后发生反应。

例:

还原性I->Fe2+>Br-

①FeBr2溶液过量：

2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－（常考）

②Cl2过量：

2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2=2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－（常考）

注意：

其他反应见《步步高》34页考点三

知识点五：

溶液中离子是否大量共存判断

技巧：

1、注意题干上的隐含条件：

颜色、酸碱性、氧化还原性等，尤其注意硝酸根遇到氢离子相当于硝酸！

2、判断出离子间是否发生：

①复分解反应（难溶物——“背会溶解性表”、难电离物即弱电解质、易挥发物）

②氧化还原反应（背会氧化剂的氧化性顺序和还原剂的还原性顺序）

③完全双水解反应（背会发生完全双水解的两组离子）

④络合反应（背会中学常见的那几个反应）

一、定义：

凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）

二、溶液中离子能否大量共存的判断：

多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是一句话：

“一色、二性、三特殊、四反应”．

（1）．“一色”即溶液颜色．

若限定无色溶液，则Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋等有色离子不能存在．

（2）．“二性”即溶液的酸性和碱性．

在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子（如S2－、HS、HCO3－、SiO32－等）均不能大量存在；

在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子（如Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等）均不能大量存在；

在无论是强酸性或强碱性溶液中，多元弱酸酸式酸根离子（如HS、HCO3－等）均不能大量存在．

（3）．“三特殊”指三种特殊情况：

参考《步步高》35页4.注意三种特殊情况

（4）.“四反应”

指离子间通常能发生的以下四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存．

1、发生复分解反应，即生成沉淀、气体和难电离物质。

（1）常见的难溶物及微溶物：

①由溶解度表可知：

NH4+、K+、Na+、NO3ˉ、HCO3-相应盐全部溶于水；

SO42－盐中钡和铅不溶，银微溶；

Clˉ盐中银和亚汞不溶；

CO32－、PO43－、SO32－、SiO32－盐中只有钾、钠、铵溶水；

OH－碱中只有钾、钡、钙、钠、铵溶水

a.难溶的酸：

H2SiO3

b.难溶的碱：

Mg（OH）2、Fe（OH）2、Cu（OH）2、Fe（OH）3等

c.难溶的盐：

AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3、BaSO4、Ca3（PO4）2等

②当离子浓度足够大时，生成微溶物的反应也能发生。

常见的微溶物有CaSO4、Ag2SO4、

MgCO3、Ca（OH）2等。

例如Ca2＋＋SO42－=CaSO4↓

③由微溶物生成难溶物的反应：

Ca（OH）2＋CO32－=CaCO3↓＋2OH－CaSO4＋CO32－=CaCO3↓＋SO42－

⑵生成难电离的物质

反应规律：

强酸制弱酸，强碱制弱碱

盐酸＋Ca（ClO）2

HClO

稀醋酸＋苯酚钠溶液

CH3COOH＋C6H5O－=CH3COO－＋C6H5OH

NH4Cl溶液＋NaOH溶液

NH4＋＋OH－=NH3·H2O

⑶生成挥发性物质

如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

2H＋＋SO32－=SO2↑＋H2ONH4＋＋OH-

NH3↑＋H2O

2、发生氧化还原反应

看能否发生氧化还原反应。

这些反应主要发生在强氧化性离子（如MnO

、ClO

、Fe

等）与强还原性离子（S

、Fe

、SO

等）之间。

另外需要注意的是，NO

在有H

共存时，相当于有HNO3存在，可氧化S

、Fe

、I

等还原性离子。

常见的氧化性离子和还原性离子总结如下：

S2－

SO32－

I－

Fe2+

Br－

Cl－

MnO4－（H+）

+

+

+

+

+

+

ClO－（H+）

+

+

+

+

+

+

NO3－（H+）

+

+

+

+

+

－

Cl2

+

+

+

+

+

－

Br2

+

+

+

+

－

－

H2O2

+

+

+

+

－

－

O2（在空气中变质）

+

+

+

+

－

－

Fe3+

+

+

+

－

－

－

I2

+

+

－

－

－

－

3、发生彻底的双水解反应——完全双水解反应

水解使溶液显酸性的阳离子与水解使溶液显碱性的阴离子生成脱离溶液的物质如沉淀或气体而不能大量共存。

①Al3+与AlO2－、S2－、HS－、CO32－、HCO3－、SiO32－发生盐的双水解反应；

例：

Al3+和AlO2－不能在同一溶液中共存，铝离子需要酸性条件，而铝酸根需要强碱性条件，

其水解反应：

Al3++3H2O=Al（OH）3+3H+AlO2-+2H2O=Al（OH）3+OH-

总反应：

Al3++3AlO2-+6H2O=4Al（OH）3↓

注意：

离子方程式配平时，产物为气体或者沉淀，无离子则总电荷为零，所以左边配系

数时阴阳离子总电荷保证为零即可。

例：

Al3+与HCO3－反应：

AlCl3+3NaHCO3=3NaCl+Al（OH）3↓+3CO2↑

②Fe3+与CO32－、HCO3－、SiO32－、AlO2-发生盐的双水解反应；

例：

2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe（OH）3↓+3CO2↑

③NH4+与SiO32-、AlO2-浓溶液发生盐的双水解反应。

例:

SiO32-+2NH4+==H2SiO3↓+2NH3↑

注意：

（Fe3+与S2-、HS-）发生氧化还原反应，而不发生盐的双水解反应

（S2-与Cu2+、Fe2+、Pb2+、Ag+、Hg2+）等发生复分解反应（沉淀）不能大量共存

（NH4+与CO32-、HCO3-）双水解反应较弱仍可大量共存

4、发生络合反应

①Fe3++SCN－②Fe3++C6H5OH③Ag++NH3·H2O

※特别提示：

※1、一定安“质量守恒、电荷守恒”两个守恒去配平

※2、要注意题目的附加隐含条件

Ⅰ.参考《步步高》35页2.警惕题干中的常见“陷阱”

Ⅱ.注意无色溶液和有色离子的不匹配。

常见的有色离子有Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4－等，均不能存在于无色溶液中。

Ⅲ.注意溶液隐含的酸碱性，如pH=1的溶液隐含着溶液具有强酸性，不能存在大量的弱酸根离子CO32－、PO43－、S2－、AlO2－等。

水电离的H＋浓度为1×10－12mol·L－1，则隐含着溶液具有强碱性或强酸性（水的电离受抑制），不能大量存在能与H＋或OH－反应的离子，如CO32－、AlO2－、Al3＋等。

Ⅳ.注意溶液中隐含的氧化性离子与还原性离子不能共存。

如：

在pH=1的溶液中含有大量NO3－，由于酸性溶液中NO3－有强氧化性，则不能再有Fe2＋、S2－等还原性离子。

【我的问题】各组学科长把组内同学的问题收集后，交给学科长。

【合作探究～问题解决】

请任课教师于上课前收集学生在自学中存在的问题，并结合本课时大纲、考纲要求设置出若干问题，即知识问题化，问题能力化。

课堂上指导学生小组讨论、合作探究、问题解决、掌握知识、当堂检测。

【课后训练～巩固提高】

1、步步高大一轮32页到37页2、步步高课时规范训练第2讲