化學(xué)(必修1)2.2 離子反應(yīng) 知識點

第第頁化學(xué)(必修1)2.2離子反應(yīng)知識點第二節(jié)離子反應(yīng)

一、電解質(zhì)

1、電解質(zhì)、非電解質(zhì)

在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì)；酸、堿、鹽屬于電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下都不能夠?qū)щ姷幕衔锝蟹请娊赓|(zhì)；如蔗糖、乙醇等。

2.強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)：

在水溶液里能完全電離成自由離子的電解質(zhì)叫強電解質(zhì)，在水溶液里能部分電離成自由離子的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)。

二．電離方程式的書寫

1.電離：

電解質(zhì)在水溶液里或熔融狀態(tài)下，離解成自由離子的過程叫電離。2.電離方程式的書寫：

強電解質(zhì)完全電離，用“=”表示，如：NaHSO4＝Na+H+SO4弱電解質(zhì)部分電離，用“進行的，如：H2CO3

HCO3

-2－

＋

－

+

+

2-

”表示，如CH3COOH

＋

CH3COO+H，而多元弱酸的電離是分步

-+

HCO3＋H

CO3＋H，而多元弱堿的電離一步寫出，如Fe(OH)3Fe＋3OH。

3＋－

三、離子反應(yīng)

1．概念：溶液中離子之間，以及離子與原子或分子之間發(fā)生的反應(yīng)稱為離子反應(yīng)。本質(zhì)：是某種或某些離子濃度的降低。2．離子反應(yīng)的發(fā)生條件〔１〕生成沉淀〔２〕生成弱電解質(zhì)

〔３〕生成氣體〔揮發(fā)性物質(zhì)〕

〔４〕發(fā)生氧化還原反應(yīng)，原電池、電解池中的離子反應(yīng)屬于這一類型。〔５〕其它條件

還應(yīng)留意有少數(shù)離子可形成絡(luò)合離子的狀況。如Fe3+和SCN-、C6H5O-，發(fā)生如下絡(luò)合反應(yīng)Fe3+＋SCN-[Fe(SCN)]2+；能水解的陽離子跟能水解的陰離子〔如Al3+和

HCO3-、CO32-、HS-、S2-、ClO-〕在水溶液中也能發(fā)生反應(yīng)等。

四、離子方程式的書寫

1.概念：用實際參與反應(yīng)的離子符號來表示離子反應(yīng)的式子。2.書寫步驟：

①寫：寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式;

②拆：把易溶于水、易電離的物質(zhì)拆寫成離子形式，難溶、難電離、氣體、單質(zhì)、氧化物等仍用化學(xué)式表示;

③刪：刪去方程式兩邊不參與反應(yīng)的離子

④查：檢查離子方程式兩邊元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。

3.

一、離子方程式的正誤判斷

1．看離子方程式是否符合客觀事實，不可主觀臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。如HNO3溶液與金屬反應(yīng)沒有H2生成；Fe發(fā)生置換反應(yīng)只生成＋2價的亞鐵離子。2.元素原子是否守恒

反應(yīng)前后各種元素的原子個數(shù)應(yīng)當(dāng)相等。如過量鋅與

，正確的選項是

3.電荷是否守恒

在離子方程式中，兩邊的電荷數(shù)需要守恒，如

與

反應(yīng)，不能寫成

，而寫成

溶液反應(yīng)：

4.氧化還原反應(yīng)是否遵守得失電子守恒原理5.拆分是否恰當(dāng)

在離子方程式中，強酸、強堿和咦溶于水的鹽拆分成離子形式；難溶物、難電離物質(zhì)、易揮發(fā)物質(zhì)、單質(zhì)、氧化物、非電解質(zhì)等均不能拆分，要寫成化學(xué)式，如

通常要寫成6.是否漏掉離子反應(yīng)如

溶液與

溶液反應(yīng)，既要寫

與

的離子反應(yīng)，又要寫

與

的離子

不能寫成

；

反應(yīng)，應(yīng)為

7.是否符合題設(shè)條件

題設(shè)條件往往有“過量”、“少量”、“適量”、“任意量”、“滴加順次”等字眼，解題是要特別留心。

反應(yīng)物或生成物的配比是否合理，即量的問題8.判斷各種符號是否正確

及離子符號寫成價態(tài)符號等。

【備注】與量有關(guān)的離子方程式書寫1．常見與量有關(guān)的離子反應(yīng)

2＋(1)酸式鹽與堿反應(yīng)涉及到的“量”例如：Ca(HCO3)2溶液與少量NaOH溶液反應(yīng)：Ca＋HCO＋OH

－

===CaCO3↓＋H2OCa(HCO3)2溶液與足量NaOH溶液反應(yīng)：Ca

2＋

＋2HCO＋2OH

－

===CaCO3↓＋CO＋2H2O

此外，NaHSO4溶液與Ba(OH)2溶液、Ca(OH)2溶液與NaHCO3溶液等反應(yīng)均與“量”有關(guān)。(2)酸性氧化物與堿溶液反應(yīng)涉及到的“量”

－

例如：NaOH溶液與少量CO2反應(yīng)：CO2＋2OH===CO＋H2O－

NaOH溶液與足量CO2反應(yīng)：CO2＋OH===HCO類似的還有SO2與堿的反應(yīng)。

(3)反應(yīng)物混合順次不同涉及到的“量”(4)氧化還原反應(yīng)中涉及到的“量”①FeBr2溶液與不同量的氯水混合

當(dāng)氯水足量時：2Fe當(dāng)氯水少量時：2Fe

2＋2＋

－3＋－＋4Br＋3Cl2===2Fe＋2Br2＋6Cl3＋－

＋Cl2===2Fe＋2Cl

當(dāng)FeBr2與Cl2物質(zhì)的量為1∶1時：2＋－3＋－2Fe＋2Br＋2Cl2===2Fe＋Br2＋4Cl②鐵和稀HNO3的反應(yīng)

＋3＋

鐵不足：Fe＋4H＋NO===Fe＋NO↑＋2H2O＋2＋

鐵過量：3Fe＋8H＋2NO===3Fe＋2NO↑＋4H2O2．書寫技巧

(1)書寫與量有關(guān)的離子反應(yīng)方程式時，常設(shè)不足者為“1mol”進行分析，依據(jù)“不足者”調(diào)整過量物質(zhì)的比例。

(2)判斷與量有關(guān)的離子反應(yīng)方程式正誤時，采納“不足者”必符合化學(xué)式中原子或離子個數(shù)比進行判斷，比較快速方便。二、判斷溶液中離子共存的規(guī)律

1.同一溶液中假設(shè)離子間符合以下任意一個條件就會發(fā)生離子反應(yīng)，離子便不能在同一溶液中大量共存.

2

(1)生成難溶物或微溶物：如Ba2+與CO3、Ag+與Br-、Ca2+與SO4等不能大量共存。2〔2〕生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)：如NH4+與OH-、H+與CO3、HCO3、S2-、HS、HSO3、

2

SO32等不能大量共存。

22(3)生成難電離的物質(zhì)：如H+與CH3COO-、CO3、S2-、SO3等生成弱酸；OH-與NH4+、

Cu2+、Fe3+等生成弱堿或沉淀；H+與OH-生成水，這些離子不能大量共存。

(4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)：氧化性離子〔如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4等〕與還原性離子

2〔如S2-、I-、Fe2+、SO3等〕因在溶液中〔特別是在酸性溶液中〕發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不

能大量共存。

〔5〕形成協(xié)作物：如Fe3+與SCN-反應(yīng)生成協(xié)作物而不能大量共存。2.附加隱含條件的應(yīng)用規(guī)律

⑴溶液無色透亮?xí)r，那么溶液確定無有色離子。如Cu2+〔藍色〕、Fe3+〔棕黃色〕、Fe2+〔淺

綠色〕、MnO4〔紫紅色〕等都有顏色，假設(shè)無色溶液那么說明這些離子不存在。

⑵強堿性溶液中確定不存在與OH起反應(yīng)的離子。⑶強酸性溶液中確定不存在與H+起反應(yīng)的離子

⑷與水反應(yīng)的離子，如O2-、N3-、P3-等在水溶液中不存在。

第二節(jié)離子反應(yīng)

一、電解質(zhì)

1、電解質(zhì)、非電解質(zhì)

在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì)；酸、堿、鹽屬于電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下都不能夠?qū)щ姷幕衔锝蟹请娊赓|(zhì)；如蔗糖、乙醇等。

2.強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)：

在水溶液里能完全電離成自由離子的電解質(zhì)叫強電解質(zhì)，在水溶液里能部分電離成自由離子的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)。

二．電離方程式的書寫

1.電離：

電解質(zhì)在水溶液里或熔融狀態(tài)下，離解成自由離子的過程叫電離。2.電離方程式的書寫：

強電解質(zhì)完全電離，用“=”表示，如：NaHSO4＝Na+H+SO4弱電解質(zhì)部分電離，用“進行的，如：H2CO3

HCO3

-2－

＋

－

+

+

2-

”表示，如CH3COOH

＋

CH3COO+H，而多元弱酸的電