高考化學一輪復習第二章化學物質(zhì)及其變化2離子反應課件新人教版

第二節(jié)離子反應考向一電解質(zhì)及其電離【考點精析】電解質(zhì)概念及判斷的正確理解(1)研究對象: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)導電的本質(zhì):電解質(zhì)自身發(fā)生電離。本身電離而導電的化合物才是電解質(zhì),如CO2、SO2、NH3的水溶液能導電,但它們屬于非電解質(zhì)。(3)電解質(zhì)導電認識三誤區(qū):①電解質(zhì)不一定能導電,如固態(tài)NaCl、液態(tài)HCl等。②能導電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì),如鐵、鋁等金屬單質(zhì)。③電解質(zhì)的強弱與電解質(zhì)溶液導電能力的強弱、溶解度大小沒有直接關(guān)系。如碳酸鈣,溶解度小,溶液導電性差,但屬于強電解質(zhì)。(4)決定導電能力強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,溶液導電能力越強。(5)電解質(zhì)與導電的關(guān)系①強堿、鹽等:固態(tài)時,存在陰陽離子,但不能自由移動,故不能導電;溶于水或熔化時電離出自由移動的離子,故能導電。②酸:固態(tài)或液態(tài)時,只有分子,沒有離子,故不導電;溶于水時,在水分子的作用下電離出自由移動的離子,故能導電。③活潑金屬氧化物:熔化時能自身發(fā)生電離,產(chǎn)生自由移動的離子,故能導電。(6)電解質(zhì)電離條件①離子化合物:熔融或溶于水。②共價化合物:溶于水?？枷蚨x子反應離子方程式【考點精析】1.連續(xù)型離子方程式的判斷與書寫方法指反應生成的離子因又能與過量的反應物繼續(xù)反應而導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。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。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)多元弱酸鹽與強酸反應。如Na2CO3溶液與稀鹽酸:鹽酸不足:+H+====;鹽酸過量:+2H+====CO2↑+H2O。(4)鋁鹽溶液與強堿溶液反應鋁鹽過量:Al3++3OH-====Al(OH)3↓;強堿過量:Al3++4OH-====+2H2O。(5)NaAlO2溶液與強酸溶液反應NaAlO2過量:+H++H2O====Al(OH)3↓;強酸過量:+4H+====Al3++2H2O。(6)Fe與稀硝酸溶液反應Fe過量:3Fe+2+8H+====3Fe2++2NO↑+4H2O;稀硝酸過量:Fe++4H+====Fe3++NO↑+2H2O。2.先后型離子反應方程式的書寫與判斷方法一種反應物的兩種或兩種以上的組成離子,都能跟另一種反應物的組成離子反應,但因反應次序不同而跟用量有關(guān)。又可稱為競爭型。舉例:(1)NH4HSO4溶液與NaOH溶液的反應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.配比型離子反應方程式的書寫與判斷方法當一種反應物中有兩種或兩種以上組成離子參與反應時,因其組成比例不協(xié)調(diào)(一般為復鹽或酸式鹽),當一種組成離子恰好完全反應時,另一種組成離子不能恰好完全反應(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①n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)=1∶1Ba2++OH-+H++====BaSO4↓+H2O,此時溶液呈堿性;②n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)=1∶2Ba2++2OH-+2H++====BaSO4↓+2H2O,此時溶液呈中性,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考向三離子共存離子推斷【考點精析】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:“細審題干關(guān)鍵點”(1)注意“一定大量共存”“可能大量共存”“不能大量共存”“因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存”等關(guān)鍵點。(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:“抓住反應發(fā)生條件”(1)清楚生成氣體、沉淀、弱電解質(zhì)的復分解反應。(2)特別注意常見的氧化還原反應。(3)熟記相互促進的水解反應。(4)牢記能發(fā)生的絡(luò)合反應。3.利用“四個原則”進行離子推斷的方法(1)肯定原則根據(jù)實驗現(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,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)