1、1【离子反应】知识归纳 一、两个实验探究：（1）化合物导电性实验：比 较H Cl、H 2SO4、NaOH、NaClC2H5OH、C6H12O6实验装置实验条件水溶液或熔融状态下通再了直流电实验现象水溶液都能导电；熔融状态下H Cl、 H2SO4不导电，NaOH、NaCl导电水溶液都不导电；熔融状态 下都不导电实验分析水溶液中都能电离出自由移动的离子；熔融状态下H Cl、 H2SO4不电离，NaOH、NaCl能电离出自由移动的离子。水溶液和熔融状态下都不能电离出自由移动的离子。实验结论 电解质 非电解质（2）导电性强弱测定实验：按图装置把仪器连接好， 然而把相同条件下的HCl、 CH3COOH、
2、NaOH 、NaCl、 NH3H2O 五溶液分别倒在烧杯中，接通电源，观察灯泡发光的明亮程度。2现象： HCl、NaOH 、NaCl 灯泡亮度 相同 ，CH 3COOH、NH 3H2O 灯泡亮度 相同 ；且 HCl、NaOH、NaCl 灯泡亮度比 CH3COOH、NH 3H2O 强。结论： 离子所带电荷数相同时，溶液的导电性与离子浓度成正比，与离子种类无关；HCl、NaOH、NaCl 易电离，溶液中自由移动的离子浓度大，属于“强电解质 ”CH3COOH、NH 3H2O 不易电离，溶液中自由移动的离子浓度小，属于“弱电解质 ”。二、电解质、非电解质、强电解质、弱电解质概念：【提醒】1金属单质也能
3、导电，但它们不是化合物，所以它们既不 是电解质，也不是非电解质。2NH 3、SO 2、CO 2 等物质溶于水中，本身不能拆开（电离）成阴、阳离子，而是它们与水反应生成了NH3H2O、 H2SO3、H 2CO3，生成的NH3H2O、 H2SO3、H 2CO3 发生电离产生阴、阳离子，所以，NH3、SO 2、CO 2 等是非电解质，而NH3H2O、 H2SO3、H 2CO3 等是电解质。三、强电解质与弱电解质比较：3【提醒】1电离方程式书写时，除正确书写物质的化学式和离子符号外，还必须：一要考虑用“=” 还是“ ”； 二要考虑“ 一步”还是“分步”；三要考虑等号两边“质量守恒” 和“电荷守恒” 。
4、2BaSO 4、CaCO 3、AgCl 等虽难溶于水，但溶解于水的部分能完全电离，所以 BaSO4、CaCO 3、AgCl 不但是电解质，而且还是强电解质。但由于溶解于水的量太少，溶液中自由移动的离子浓度太小，故溶液的导电性极差。三、离子方程式的正误判断：有关离子方程式的正误，大致可以从以下几个方面来判断，这也正确书写离子方程式的要求。1离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造反应在产物及反应。 如 2Fe+6H+=2Fe3+3H2就不符合客观事实。2 “=”、 “ ”、 “” 、 “”的使用是否正确。可逆反应用“ ”表示，不可逆反应可用“=”表示。3化学式拆写是否正确。这是书写离子方程式步骤中
5、最关键的一步，拆写应注意以下几点：不用离子方程式表示的离子反应类型：不在溶液中进行的任何反应通常都不用离子方程式表示。 注意“拆写”要求：拆写成 “离子符号”的物质 不能拆的物质强酸：H2SO4、HNO 3、HClO 4、HCl、HBr、 HI强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH) 2易溶盐：CaCl2、NH 4Cl、CH 3COONa、Na 2CO3、 Fe(NO3)3、CuSO 4等沉淀、气体、金属、非金属单质、氧化物、弱酸、中强酸（H3PO4、 H2SO3） 、弱碱、中强碱（Mg(OH) 2） 、水等例：CH 3COOH + OH = CH3COO + H2O 例：Zn+2
6、H+=Zn2+H2例：H 3PO4 + 3OH = PO43 + 3 H2O例：SO 3 + Ba2+ + 2OH =BaSO4 + H2O CuO + 2H+=Cu2+ + H2O微溶物的写法：一般来说，微溶物的澄清溶液写成离子形式；浑浊或沉淀时写成化学式，如澄清石灰水表示为“Ca 2+2OH-”，而石灰乳则表示为“Ca(OH) 2”。例：向澄清石灰水中通入少量 CO2： Ca2+ + 2OH- + CO2 = CaCO3+ H2O向石灰乳中通入通入少量 CO2： Ca(OH)2 + CO2 = 4CaCO3+ H2O可溶性多元弱酸酸式盐的酸式根一律保留酸式根的形式。如NaHCO3 溶液应拆
7、成“Na +HCO3-”，而不能拆成“Na +H+CO42-”。故：Na HCO3 溶液与 KOH 溶液混合：HCO 3- + OH- =H2O+ CO32-而强酸的酸式盐如：NaHSO 4 一步电离成“Na +H+SO42-” 故：NaHSO 4 溶液与 KOH 溶液混合：H + + OH- = H2O4看是否漏掉离子反应。如 Ba(OH)2 溶液与硫酸铜溶液反应，既要写Ba2+与 SO42-的离子反应，又要写 Cu2+与 OH-的离子反应。5是否遵循三大守恒，即质量守恒、电荷守恒和得失电子守恒，如：Ag+Cu= Ag +Cu2+（错误） 2 Ag +Cu=2 Ag +Cu2+（正确）6看反
8、应物或产物的配比是否正确。如稀 H2SO4 与 Ba(OH)2 溶液反应H+OH-+SO42-+Ba2+=BaSO4+H 2O， （错误）2H+2OH-+SO42-+Ba2+=BaSO4+2H 2O （正确）7看是否符合题设条件及要求。溶液酸碱性条件。有些物质在不同条件下存在形态不同，如反应产物有碳酸盐时，则 CO32-与 HCO3-取决于溶液碱性强弱，强碱溶液中写 CO32-，弱碱溶液中（如 CO2 过量时）则写 HCO3-。温度条件。如：(NH 4)2SO4 与 NaOH 溶液反应，只有浓溶液且加热条件下，才可写成 NH3，否则写成 NH3H2O。例：(NH 4)2SO4 溶液与 NaOH
9、 溶液混合： NH4+ + OH- = NH3H2O (NH4)2SO4 溶液与 NaOH 溶液混合加热： NH4+ + OH- NH3 + H2O 浓度条件。例如：浓 H2SO4 与稀 H2SO4 写法不同。注意实验操作条件。 “过量” 、 “少量” 、 “等物质的量” 、 “适量” 、“任意量”以及滴加顺序等对反应方程式的影响不同。如：往 Na2CO3 溶液中加入少量稀盐酸的离子方程式为：CO 32-+H+=HCO3-；往 Na2CO3 溶液中加入过量稀盐酸的离子方程式为：CO 32-+2H+=CO2+H 2O。8正确书写酸式盐与强碱溶液间反应的离子反应方程式采用“少定多变法 ”：所谓的“
10、少定 ”即量少的反应物，其离子计量数确定为 1，而“多变” 即过量的反应物，其计量数根据反应的需要确定，不受化学式中的比例制约，是可变的。如：Ca(HCO 3)2 溶液中加入过量的 NaOH 溶液：Ca2+2HCO3-+2OH-=CaCO3+CO 32-+2H2OCa(HCO3)2 溶液中加入少量的 NaOH 溶液：Ca2+HCO3-+OH-=CaCO3+ H 2O9几个特殊反应中涉及到的“量”的离子反应方程式：如：Mg(HCO 3)溶液与过量的 NaOH 溶液反应，不可忽视 Mg(OH)2比 MgCO3 溶解度更小，对应的离子反应方程式为：Mg2+ + 2HCO3- +2Ca2+ 4OH-
11、=2CaCO3+2H2O+Mg(OH)2 （正确）Mg2+ + 2HCO3- +Ca2+ 2OH- =CaCO3+ MgCO3+2H2O （错误）5如：明矾（KAl(SO 4)212H2O）与 Ba(OH)2 溶液反应，不能忽视Al(OH)3 的两性。少量 Ba(OH)2 溶液时：2Al 3+3SO42-+3Ba2+6OH-=3BaSO4+Al(OH) 3足量 Ba(OH)2 溶液时：Al 3+2SO42-+2Ba2+4OH-=2BaSO4+AlO 2-+2H2O如：NH 4HSO4 溶液与足量的 Ba(OH)2 反应，不可忽视 NH3H2O 也是弱电解质，离子方程式为：NH 4+H+SO42
12、-+Ba2+2OH-=BaSO4+NH 3H2O+H2O四、离子共存的判断：1由于发生复分解反应，离子不能大量共存 参阅 “必修 1P110溶解性表：有气体产生如：H +与 CO32-、HCO 3-、S 2-、HS -、SO 32-、HSO 3-等不能大量共存，主要是由于发生 CO32-2H +CO 2H 2O、HS -H + H2S等。有沉淀生成如： Ca2+、Mg 2+ 、 Ba2+等与 SO42-、SO 32-、CO 32-等不能大量共存，主要是由于 Ba2+CO 32-BaCO 3、Ca 2+SO 42-CaSO 4（微溶） ；Mg2+、Al 3+、Cu 2+、Fe 2+、Fe 3+等
13、与 OH-不能大量共存是因为：Cu2+2OH -Cu(OH) 2，Fe 3+3OH -Fe(OH) 3等；有弱电解质生成如：OH -、ClO -、F -、CH 3COO-、PO 43-、HPO 42-、 H2PO4-等与 H+不能大量共存，主要由于 OH-H +H 2O、CH 3COO-H +CH 3COOH 等；一些弱酸的酸式根或 NH4+不能与 OH-大量共存是因为：HCO3-OH -=CO32-H 2O、HPO 42-OH -PO 43-H 2O、NH 4+OH -=NH3H2O此类离子反应总是朝着使溶液中某些离子浓度降低的方向进行！2由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。一般情况下，
14、具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如：I -、 、S 2-、HS -和 Fe3+不能大量共存是由于：2I-2Fe 3+=I22Fe 2+、 2Fe3+ S2-=S2Fe 2+、 2Fe3+3S 2-=S2Fe S 。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。如：NO 3-和 I-在中性或碱性溶液中可以共存，但在有大量 H+存在下不能共存；如：SO 32- 、S 2O32-和 S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下由于发生：2S 2-SO 32-6H +3S 3H 2O、2S 2-S 2O32-6H +4S 3H 2O 不能共存。如：ClO -与 S2-不
15、论是在酸性条件下还是在碱性条件下都不能大量共存。3由于形成络合离子，离子不能大量共存。中学化学中还应注意有少数离子可形成络合离子而不能大量共存的情况。如：Fe 3+和 SCN-由于 Fe3+SCN -=Fe(SCN)2+等络合反应的发生而不能大量共存。4一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如：AlO 2-、S 2-、HS -、CO 32-、HCO 3-、SO 32-、HSO 3- 、ClO -、F -6、CH 3COO-、PO 43- 、SiO 32-、等存在于碱性溶液，而不存在于酸性溶液。如：Mg 2+、Al 3+、Cu 2+、Fe 2+、Fe 3+、NH 4+等存在于酸性溶液，而不存在于碱性溶液。而上述两组离子一般不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解 ”反应。因为：3CO 32-2Al 3+3H 2O=3 CO22Ai(OH) 33AlO2-Al 3+6H 2O=4Al(OH)3 等5注意题目要求：看清“一定大量共存” 、 “可能大量共存” 、还是“不能大量共存” 等要求。若溶液无色则 Cu2+（蓝） 、Fe 3+（棕黄） 、Fe 2+（浅绿） 、MnO4-（紫）等有色离子不能存在。溶液中有 H+溶液呈酸性；紫色石蕊试液变红；溶液PH7；加入铝粉后放出 H2 等。溶液中有 OH溶液呈碱性；紫色石蕊试液变蓝；溶液PH7；加入铝粉后放出 H2 等。
