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电解质 离子反应 离子方程式 离子共存考纲导向：理解离子反应的本质；能正确书写离子方程式，分析离子共存的先决条件，正确判断溶液中的离子共存。离子共存问题是高考中的常见题型，是每年必考的题型。知识框架：概念：在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。离子互换反应离子非氧化还原反应 碱性氧化物与酸的反应类型： 酸性氧化物与碱的反应离子型氧化还原反应 置换反应一般离子氧化还原反应化学方程式：用参加反应的有关物质的化学式表示化学反应的式子。用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。表示方法 写：写出反应的化学方程式；离子反应： 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式；离子方程式： 书写方法：删：将不参加反应的离子从方程式两端删去；查：检查方程式两端各元素原子种类、个数、电荷数是否相等。意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示同一类型的反应。本质：反应物的某些离子浓度的减小。金属、非金属、氧化物（Al2O3、SiO2）中学常见的难溶物 碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3生成难溶的物质：Cu2+OH-=Cu(OH)2 盐：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3生成微溶物的离子反应：2Ag+SO42-=Ag2SO4发生条件 由微溶物生成难溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3+2OH-生成难电离的物质：常见的难电离的物质有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3H2O 生成挥发性的物质：常见易挥发性物质有CO2、SO2、NH3等发生氧化还原反应：遵循氧化还原反应发生的条件。考点一 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质1.电解质、非电解质电解质非电解质定义在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能导电的化合物本质在水溶液中或熔融状态下能够电离的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能发生电离的化合物导电实质产生了自由移动的离子没有产生自由移动的离子结构特点离子化合物和某些具有极性键的共价化合物某些共价化合物共同点均为化合物注意点电解质非、电解质的区分与化合物的水溶性无关.举例NaCl Ba(OH)2 CH3COOHCH3CH2OH C12H22O112.强电解质、弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中能全部电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质电离程度完全部分电离平衡不存在存在溶液中存在微粒种类水合离子、水分子水合离子、水分子弱电解质分子电离过程不可逆、不存在电离平衡可逆、存在电离平衡相互关系均为电解质。在相同条件下,强电解质溶液的导电能力强于弱电解质溶液电离方程式书写规律用等号HnA=nH+An-用可逆符号,弱酸分步电离HnA H+ +HA(n-1)-HA(n-1)- H+ +H2A(n-2)-举例强酸：HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI强碱：KOH NaOH Ba(OH)2等.绝大部分盐：BaSO4 BaCl2. 等弱酸：CH3COOH HCN H2S H2CO3等弱碱：NH3H2O Cu(OH)2等.H2O及小部分盐：(CH3COO)2Pb等.特别提醒：1.电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。水溶液中或熔融状态下，这两者之间只需满足一者就行了，但必须强调的是其本身能够导电，而不是反应的生成物。如SO2、SO3的水溶液虽然能导电，但它们都不是电解质，原因是在溶液中真正起到导电作用的是它们与水反应的生成物H2SO3、H2SO4，而不是它们自己本身。Na2O的水溶液的导电虽然也是它与水反应生成的NaOH导电，但因为其在熔融状态下本身能够导电，所以Na2O是电解质。2.电解质和非电解质都是化合物，单质它既不是电解质，也不是非电解质。3.判断某电解质是强电解质还是弱电解质关键是看它在水溶液中电离时是完全电离还是部分电离，与其溶解度大小、导电能力强弱等因素无关。考点二 离子反应1、离子反应：在溶液中（或熔融状态）有离子参加或生成的反应。2. 离子反应类型：复分解反应（生成难溶物质、挥发性物质或难电离的物质）；氧化还原反应；络合反应3、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。4、离子方程式的书写步骤：(提醒：原子守恒、电荷守恒、电子守恒)四步。“一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式；“二改”：把易溶于水、易电离物质改写成离子形式（最关键的一步）：“三删”：删去方程式两边未参加反应的离子；“四查”：检查方程式两端各元素原子种类、个数、电荷数是否相等。5、离子方程式表示的意义：离子方程式反映了离子反应的实质，它不仅能表示一定物质间的某个反应，而且可以表示同一类型的离子反应。6、判断离子方程式书写正误的方法：看离子反应是否符合客观事实，不事主观臆造产物及反应。看“=” “” “ ” “”等是否正确。看表示各物质的化学式是否正确。注意哪些物质该拆写成离子形式，哪些不能。如HCO3 不能写成 CO32 +H+ ,HSO4 通常写成SO42+H+等。看是否漏掉离子反应。如Ba(OH)2 溶液与CuSO4 溶液反应，既要写Ba2+与SO42的离子反应，又要写Cu2+与OH-的离子反应。看电荷是否守恒。如FeCl2 溶液与Cl2 溶液反应，不能写成Fe2+Cl2 =2Fe3+2Cl，应写成2Fe2+Cl2 =2Fe3+2Cl-,同时两边的各原子数也应相等。看反应物与产物的配比是否正确。如稀H2SO4 与Ba(OH)2 溶液反应不能写成 H+OH+SO42-+Ba2+=BaSO4+H2O ,应写成2H+2OH+SO42+Ba2+=BaSO4+2H2O 。看是否符合题设条件及要求。如“过量” “少量” “等物质的量” “适量” “任意量以” “滴加顺序”对反应方式或产物的影响。考点三 离子共存1.离子共存：凡是能发生反应（复分解、氧化还原或络合反应）的离子之间或在水溶液中相互促进水解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） 2.不能大量共存的情况：由于发生复分解反应，离子不能大量共存 a. 有气体产生如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存 b. 有沉淀生成 常见物质的溶解性表 c. 有弱电解质生成能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存a. 常见还原性较强的离子有:Fe2+、HS-、S2-、I-、SO32-。 b. 氧化性较强的离子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、(H+NO3-)c. S2O32-与H+也不能共存（发生歧化反应）d. 在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存 发生盐的双水解反应离子不能大量共存凡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不能大量共存（Al3+ + HS-、S2-、SiO32-、C6H5O-、AlO2-、CO32-、HCO3-）发生盐的双水解反应;(Fe3+ + SiO32-、C6H5O-、AlO2-、CO32-、HCO3-) 发生盐的双水解反应;(NH4+ + SiO32-、AlO2-、) 浓溶液发生盐的双水解反应;(NH4+ + CO32-、HCO3-)双水解反应较弱仍可大量共存离子间发生络合反应而不能大量共存a. Fe3+ + SCNb. Fe3+ + C6H5OHc. Al3+ + Fd. Ag+ + NH3因题目的附加条件而不能大量共存 a. 溶液无色透明时，则溶液中一定没有色离子常见的有色离子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-等 b. 强碱性溶液中肯定不存在与OH-反应的离子。 碱性条件叙述：碱性溶液，pH=14，使pH试纸变蓝，能使紫色石蕊试纸变蓝，使酚酞变红，使甲基橙变黄，加入铝粉反应后得到偏铝酸盐，氢离子浓度11014 molL1，既能溶解氢氧化铝又能溶解硅酸。 c. 强酸性溶液中肯定不存在与H+反应的离子。 酸性条件叙述：酸性溶液，pH=1，能使pH试纸变红，能使紫色石蕊试纸变红，能使甲基橙变红，加入镁粉能有氢气放出，氢氧根离子浓度为11014 molL1等。特别要注意酸性条件下的硝酸根离子 d. “附加”条件型 常见叙述：加入碱（或者酸）后有气体生成，或者有沉淀生成，或者既有沉淀又有气体生成。*离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。复分解反应，如Ba2+与SO42、NH4+与OH、H+与CH3COO等；氧化还原反应，如Fe3+与I、NO3(H+)与Fe2+、MnO4、( H+)与Br、H十与S2O32等；双水解反应，如A13+与 CO32、Al3+与AlO2等；络合反应，如Fe3+与SCN等。