離子共存問(wèn)題

1．分析是否能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。一般條件是有難溶、難電離、揮發(fā)性物質(zhì)生成。2．分析能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)還原性離子（Fe2+、I—、S2—、SO32—等）與氧化性離子（NO3—/H+、Fe3+、ClO—、MnO4—等）因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能共存。例如：2Fe3++S2—==2Fe2++S↓ 2Fe3++2I—==2Fe2++I22Fe3++SO32—+H2O==2Fe2++SO42—+2H+ 3Fe2++NO3—+4H+==3Fe3++NO↑+2H2O6Fe2++3ClO—+3H2O==2Fe(OH)3↓+3Cl—+4Fe3+5Fe2++MnO4—+8H+==5Fe3++Mn2++4H2O3SO32—+2NO3—+2H+==3SO42—+2NO↑+H2O SO32—+ClO—==SO42—+Cl—5SO32—+2MnO4—+6H+==5SO42—+2Mn2++3H2O S2O32—+2H+==S↓+SO2↑+H2O2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O ……3．分析是否發(fā)生雙水解反應(yīng)常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)有以下幾組： AlO2— CO32— Fe3+ AlO2— SiO32— AlO2—HCO3—Fe3+與 CO32— Al3+與 HCO3— AlO2—與 Al3+ NH4+與 HCO3— SO32— NH4+ SiO32— SO32—S2—HSO3—6． 分析是否發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)如：Fe3++3SCN—=Fe(SCN)3（血紅色溶液） Fe3++6C6H5OH=Fe(C6H5O)63—(紫色溶液)+6H+☆注意:（1）弱酸的酸式根離子既不能與H+離子大量共存，又不能與OH—大量共存，如：HCO3—+H+=CO2↑+H2O HCO3—+OH—=CO32—+H2OHSO3—+H+=SO2↑+H2O HSO3—+OH—=SO32—+H2O HS—+H+=H2S↑ HS—+OH—=S2—+H2O H2PO4—+H+=H3PO4 H2PO4—+OH—=HPO42—+H2O ……（2）能生成微溶物質(zhì)的兩種離子也不能大量共存，如Ca2+和SO42—、Ag+和SO42—、Mg2+和CO32—、Ca2+和OH—等。（3）PO43—與H2PO4—不能大量共存，因?yàn)榍罢咚獬蕢A性，后者電離為主顯酸性，兩者相遇要反應(yīng)PO43—+H2PO4—==2HPO42—（4）Al3+、Fe3+因其在水溶液中當(dāng)pH為3~4左右時(shí)即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al3+、Fe3+幾乎與所有的弱酸根離子都不能大量共存。（5）[Ag(NH3)2]+與H+不能大量共存，因?yàn)樵谒嵝匀芤褐?，NH3與H+以配位鍵結(jié)合成NH4+的趨勢(shì)很強(qiáng)，導(dǎo)致[Ag(NH3)2]++2H+==Ag++2NH4+發(fā)生。（6）解答此類問(wèn)題還要抓住題干的附加條件，如溶液的酸性、堿性還是中性；是否有顏色；可能大量共存還是一定能大量共存；能與鋁粉反應(yīng)放出H2（可能是非氧化性酸溶液，也可能是強(qiáng)堿溶液）；由水電離出的H+濃度為10—10mol?L—1（可能是酸溶液，也可能是堿溶液）十九、離子方程式判斷常見(jiàn)錯(cuò)誤及原因分析1．離子方程式書(shū)寫(xiě)的基本規(guī)律要求：（寫(xiě)、拆、刪、查四個(gè)步驟來(lái)寫(xiě)）（1）合事實(shí)：離子反應(yīng)要符合客觀事實(shí)，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。（2）式正確：化學(xué)式與離子符號(hào)使用正確合理。（3）號(hào)實(shí)際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號(hào)符合實(shí)際。（4）兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒（氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等）。（5）明類型：分清類型，注意少量、過(guò)量等。（6）細(xì)檢查：結(jié)合書(shū)寫(xiě)離子方程式過(guò)程中易出現(xiàn)的錯(cuò)誤，細(xì)心檢查。例如：(1)違背反應(yīng)客觀事實(shí)如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3＋6H+＝2Fe3+＋3H2O錯(cuò)因：忽視了Fe3+與I-發(fā)生氧化一還原反應(yīng)(2)違反質(zhì)量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡如：FeCl2溶液中通Cl2：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl-錯(cuò)因：電子得失不相等，離子電荷不守恒(3)混淆化學(xué)式（分子式）和離子書(shū)寫(xiě)形式如：NaOH溶液中通入HI：OH-＋HI＝H2O＋I(xiàn)-錯(cuò)因：HI誤認(rèn)為弱酸.(4)反應(yīng)條件或環(huán)境不分：如：次氯酸鈉中加濃HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑錯(cuò)因：強(qiáng)酸制得強(qiáng)堿(5)忽視一種物質(zhì)中陰、陽(yáng)離子配比.如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O正確：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O(6)“＝”“D”“↑”“↓”符號(hào)運(yùn)用不當(dāng)如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+注意：鹽的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”2.判斷離子共存時(shí)，審題一定要注意題中給出的附加條件。酸性溶液（H＋）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后放出可燃?xì)怏w的溶液、由水電離出的H＋或OH-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O注意題目要求“一定大量共存”還是“可能大量共存”；“不能大量共存”還是“一定不能大量共存”?？词欠穹项}設(shè)條件和要求，如“過(guò)量”、“少量”、“適量”、“等物質(zhì)的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后順序?qū)Ψ磻?yīng)的影響等。二十、水的電離?溶液的pH水的電離和溶液的pH是電解質(zhì)溶液的重點(diǎn)和難點(diǎn)，是高中與大學(xué)的重要銜接點(diǎn)，同時(shí)也是高考化學(xué)試題的熱點(diǎn)。分析多年的高考化學(xué)試題，我們不難發(fā)現(xiàn)：水的電離和溶液pH這一知識(shí)點(diǎn)試題每年考并且?？汲Ｐ?。因此，有必要認(rèn)真加以訓(xùn)練。相關(guān)知識(shí)點(diǎn)１、電解質(zhì)溶液的酸堿性跟水的電離密切相關(guān)。實(shí)驗(yàn)證明，水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱電離：H2O+H2O H3O++OH—，可簡(jiǎn)寫(xiě)為：H2O H++OH—。此電離平衡易受外界條件（溫度、電解質(zhì)等）影響，但遵循平衡移動(dòng)原理。實(shí)驗(yàn)還證明，在純水或電解質(zhì)的稀溶液中，當(dāng)溫度一定時(shí)，c(H+)與c(OH-)的乘積是一常數(shù)，即c(H+)?c(OH-)＝Kw。Kw簡(jiǎn)稱為水的離子積。它只是溫度函數(shù)，并隨溫度的升高而增大。25℃時(shí)，Kw=1×10-14，100℃，Kw=1×10-12。２、電解質(zhì)溶液的酸堿性取決于c(H+)與c(OH-)的相對(duì)大小。在常溫下，中性溶液中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；酸性溶液中c(H+)>c(OH-)；c(H+)>1×10-7mol/L；堿性溶液中c(H+)<c(OH-)，c(H+)<1×10-7mol/L。３、電解質(zhì)稀溶液的酸堿性可用pH大小來(lái)統(tǒng)一度量，其定義式：pH=－1gc(H+)。pH的通常范圍是0~14，若pH<0，則直接用c(H+)來(lái)表示已比較方便了[c(H+)>1mol/L]；若pH>14，則直接用c(OH—)來(lái)表示也已比較方便了[c(OH-)>1mol/L]。同樣可定義：pOH=－1gc(OH-)，在常溫下，同一溶液的pH＋pOH=14。4．強(qiáng)酸、弱酸與堿、與活潑金屬反應(yīng)的一般規(guī)律（1）相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸的比較 c(H+) pH 中和堿的能力 與過(guò)量Zn的反應(yīng)情況 稀釋相同倍數(shù)(10n)后的pH 產(chǎn)生氫氣的量 ? 開(kāi)始時(shí)的? 反應(yīng)速率 鹽酸 大 小 相等 相同 快 仍小些醋酸 小 大 慢 仍大些（2）相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸的比較 c(H+) c(酸) 中和堿的能力 與過(guò)量Zn的反應(yīng)情況 稀釋相同倍數(shù)(10n)后的pH 產(chǎn)生氫氣的量 ? 開(kāi)始時(shí)的? 反應(yīng)速率 鹽酸 相等 小 小 少 相等 pH(稀)=pH(濃)+n醋酸 大 大 多 pH(稀)<pH(濃)+n☆結(jié)論:①酸與活潑金屬反應(yīng)時(shí)，產(chǎn)生H2的多少是由酸最終電離產(chǎn)生H+的物質(zhì)的量決定的；產(chǎn)生H2的快慢是由酸中c(H+)決定的。②酸中和堿的能力強(qiáng)弱是由酸最終電離產(chǎn)生H+的物質(zhì)的量決定的。5．證明某酸（如醋酸）是弱酸的實(shí)驗(yàn)原理① 測(cè)定0.01mol/L醋酸溶液的pH，發(fā)現(xiàn)大于2。[說(shuō)明c(H+)<c(醋酸)，即醋酸末完全電離]（該方案簡(jiǎn)單可行）② 用pH試紙或酸堿指示劑測(cè)定0.1mol/LCH3COONa溶液的酸堿性，發(fā)現(xiàn)呈堿性。[說(shuō)明CH3COO—發(fā)生了水解，即CH3COOH是弱酸]（該方案亦簡(jiǎn)單可行）③ 向滴有石蕊試液的醋酸溶液中，加入適量的CH3COONH4晶體后振蕩，發(fā)現(xiàn)紅色變淺。[CH3COONH4晶體中由于NH4+、CH3COO—對(duì)應(yīng)的NH3?H2O和CH3COOH在常溫時(shí)電離常數(shù)幾乎相同，故它們的水解程度相同，所得溶液呈中性，但在醋酸溶液中增加了醋酸根濃度，石蕊試液的紅色變淺，酸性減弱，說(shuō)明醋酸溶液中存在電離平衡，且逆向移動(dòng)了，亦即說(shuō)明醋酸是弱酸]（該方案亦簡(jiǎn)單易行）④ 取等體積、pH都等于2的醋酸和鹽酸與同濃度的NaOH溶液中和，前者中和NaOH多。[說(shuō)明n(醋酸)>n(鹽酸) c(醋酸)>c(鹽酸) c(醋酸)>c(H+) 醋酸是弱電解質(zhì) ]（該方案的缺點(diǎn)是：難以配得pH等于2的醋酸）⑤ 取等體積、pH都等于2的醋酸和鹽酸與足量的Zn粒反應(yīng)，并將產(chǎn)生的氫氣分別收集起來(lái)，發(fā)現(xiàn)醋酸生成的H2多。[原理同④]（該方案的缺點(diǎn)是：難以配得pH等于2的醋酸，且操作較繁）⑥ 將10