2019届一轮复习苏教版离子反应、离子共存和溶液中的离子平衡教案
年 级
高三
学 科
化学
版 本
苏教版
内容标题
高三第一轮复习：离子反应、离子共存和溶液中的离子平衡
编稿老师
周家银
【本讲教育信息】
一. 教学内容：
离子反应、离子共存和溶液中的离子平衡
二. 教学目标
了解电离、电解质、强电解质和弱电解质的概念。
了解离子反应的概念，掌握离子反应发生的条件。能正确书写简单的离子方程式。
了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解程度的主要因素，认识盐类水解在生产、生活中的应用
三. 教学重点、难点
离子反应发生的条件、离子方程式的书写、离子共存和溶液中的离子平衡
［教学过程］
一、离子反应与离子共存:
1、概念：在溶液中或熔化状态下有离子参加或生成的反应叫离子反应。在中学阶段只要求掌握在水溶液中进行的离子反应，所以不在水溶液中进行的离子反应一概不写离子方程式。
2、实质：实际参与反应的离子浓度发生了改变。其类型有复分解离子反应、氧化还原离子反应、络合离子反应和水解离子反应等。
3、离子方程式是用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子。它不仅表示一定物质间的特定反应，还能表示同一类反应。
4、离子方程式的书写可归纳为四个字：写、拆、删、查，同学们要弄清每个字的含义。
5、易溶易电离的强电解质一定要拆成离子符号，注意哪些物质不能拆，仍需用化学式表示。单质、氧化物、难溶物、挥发性物质、难电离物质、浓硫酸、非电解质等；对于微溶物，作为澄清液反应时，拆成离子符号；作为悬浊液反应时，要保留化学式；作为生成物时，写化学式。如Ca（OH）2、CaSO4等。另外弱酸酸式酸根离子不可再拆，如HCO3－等。
6、离子方程式一般要遵循的守恒定律有：质量守恒定律、电荷守恒定律、得失电子守恒定律。
7、离子共存：在题目中不论是考查离子能大量共存还是离子不能大量共存，我们都从分析离子不能大量共存入手。此类习题大多以选择题为主，其次为推断题。离子不能大量共存情况通常有：
⑴生成难溶物或微溶物；
⑵生成气体或挥发性物质；
⑶生成难电离的物质；
⑷发生氧化还原反应；
⑸发生络合反应；
⑹发生互促双水解反应的离子；
⑺弱酸酸式酸根离子不能与H+、OH－共存；
⑻若题目中提示酸性溶液（pH＜7）或碱性溶液（pH＞7）应在各待选答案中均加入H+
或OH－后考虑。某溶液中水电离出的氢离子浓度为1×10－12mol/L,则该溶液可能为酸性也可能为碱性。
⑼常见的有色离子是Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4－等。
⑽某溶液中加入酚酞试液后，溶液先变红后褪色，则该溶液属于呈碱性且含有漂白能力的物质。
说明：
1、电解质与非电解质的比较、强电解质与弱电解质的区别。
2、离子反应发生的条件——反应物某些离子浓度的减小，也就是离子不能大量共存的原因。主要有以下几种情况：
⑴离子互换反应（复分解反应）：
①生成沉淀（难溶或微溶性物质）如：CaCO3、Mg（OH）2、BaSO4、AgSO4等
②生成气体（挥发性物质）如：CO2、NH3、H2S等
③生成难电离的物质（弱电解质）如：CH3COOH、NH3·H2O、H2O等
⑵双水解反应：弱酸所对应的阴离子与弱碱所对应的阳离子互相促进双水解进行到底
如：Al3+ 与CO32—、S2—、HCO3—、AlO2—； NH4+与SiO32—、AlO2— ；Fe3+ （Fe2+）与CO32—、HCO3—、AlO2—等
⑶络合反应：如Fe3+与SCN—
⑷氧化还原反应：如
氧化性离子：Fe3+、MnO4－、NO3－（酸性条件下）、ClO－
还原性离子：S2－、I－； Fe2+
（其中只有Fe2+ 与Fe3+可以共存）
3、某些离子只能存在于一定pH范围内
⑴只能存在于酸性溶液中：水解呈酸性的离子，即弱碱所对应的阳离子：如Fe3+、Al3+、Fe2+、NH4+等
⑵只能存在于碱性溶液中：水解呈碱性的离子，即弱酸根：如CH3COO—、CO32—、S2—、HS—、HCO3—、PO43—、HPO42—、F—、H2PO4—、ClO—、AlO2—、SiO32—、CN—、C17H35COO—、等
⑶强酸、强碱性溶液都不能大量存在：即多元弱酸的酸式酸根离子，
如：HS—、HCO3—、HSO3—、HPO42—、H2PO4—
4、注意题目中的前提设置：
⑴对溶液性质的要求：
①颜色：无色透明溶液中一定无Cu2+、Fe2+、Fe3+、MnO4—
②溶液的酸碱性：如25℃时由水电离出的c（H+）或c（OH—）=1.0×10—12 mol/L;与Al作用产生氢气；室温时某指示剂的颜色（如酚酞变红）；室温下pH=1或13的溶液等。
⑵特殊要求：如在××离子存在下不能共存的；因发生氧化还原反应，而不能大量共存的；因生成沉淀和气体而不能大量共存的等。
⑶能共存或不能共存（不强调大量共存）
二、水溶液中的离子平衡：
1、水的电离、水的离子积和溶液的pH值
（1）水是一个极弱的电解质。存在极弱的电离：
H2OH++OH－ 或 H2O+H2OH3O++OH－
其特点是自身作用下发生的极微弱的电离，类似的还有：2NH3NH2－+NH4+
（2）水的离子积：在25℃时，纯水中的c（H+）=c（OH－）=10－7mol/L
（3）溶液的酸碱性和pH的关系：pH的计算：pH=－lgc（H+）
溶液的酸碱性和pH的关系：
室温中性溶液c（H+）=c（OH－）=10－7mol∕L，pH=7
酸性溶液：c（H+）>c（OH－），c（H+）>1×10－7mol∕L，pH<7
碱性溶液：c（H+）
7
pH的测定方法：①pH试纸；②酸碱指示剂、pH计等。
2、盐类的水解：在溶液中，盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
（1）盐类的水解规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。
1）强酸强碱盐：不水解，水溶液呈中性，如：NaCl、KNO3等
2）强碱弱酸盐：能水解，水溶液呈碱性，如：Na2S、Na2CO3等
3）强酸弱碱盐：能水解，水溶液呈酸性，如：NH4NO3等
4）弱酸弱碱盐：能水解，谁强显谁性，如NH4Ac显中性、（NH4）2S显碱性；若水解时可生成沉淀和气体，则可水解完全，如：Al2S3、Mg3N2等
5）酸式盐的水解：
溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。
①阴离子是强酸根，如NaHSO4不水解：NaHSO4 ＝Na++H++SO42－本身电离出H+，呈酸性。
②阴离子以电离为主：如H2PO4－、HSO3－
③阴离子以水解为主：HCO3－、HS－、HPO42－
HCO3－+H2OH2CO3+OH－（主要，大）呈碱性；HCO3－H++CO32－（次要，小）
（2）影响水解的因素：
1）内因 ：盐本身的性质，“越弱越水解”。
2）外因：
①温度：升高温度促进水解
②浓度：加水稀释，水解程度增大
③溶液的pH改变水解平衡中某种离子的浓度时，水解就向着能够减弱这种改变的方向移动。
（3）盐类水解的应用
1）利用硫酸铝、碳酸氢钠水解原理，制泡沫灭火器；
2）配制溶液时抑制水解：（浓度的影响）以FeCl3、CuSO4为例加以说明；
3）热碱溶液去油污（温度对盐类水解的影响）；
4）判断溶液的酸碱性或弱电解质的相对强弱；
5）化肥的合理使用；
6）某些盐的制备：如Al2S3、Mg3N2等
7）比较溶液中离子浓度的大小；
（4）盐溶液中离子浓度大小的比较
电解质溶液中离子浓度大小的比较，涉及到的知识点有电解质电离、弱电解质电离平衡、盐类的水解、离子间的相互作用等。在比较溶液中离子浓度大小时，应根据不同的类型进行分析、解答。同时还经常用到电解质溶液中的两个重要的平衡关系——“电荷守恒”和“物料平衡”。
“电荷守恒”：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数。 原理：电解质溶液不显电性。所以“正电荷总数”＝“负电荷总数”
在Na2S溶液中根据电荷守恒原理有
“物料平衡”：某一分子或离子的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如在NaHCO3溶液中：
“质子守恒”电解质电离、水解过程中，水电离出的H+与OH－总数一定是相等的。
如：NH4Cl溶液中——c（H+）＝c（OH－）+c（NH3·H2O）
说明：
1、室温下水的电离有
①Kw＝c（H+）·c（OH－）＝10－14
②水的离子积适用于所有稀的水溶液，而不论其是酸性、碱性或中性溶液
③水的离子积随温度升高而增大
2、影响水的电离的因素：
①纯水中加入酸或碱，抑制水的电离，由水电离出的H+和OH－等幅减小。
②纯水中加入能水解的盐，促进水的电离，由水电离出的H+和OH－等幅增大。
③任何电解质溶液中的H+和OH－总是共存的，c（H+）和c（OH－）此增彼减，但
c（H+）·c（OH－）仍为常数。在25℃时，Kw＝10－14。
3、酸混合、碱混合、酸碱混合pH计算：
规律为：酸算c（H+），碱先算c（OH－）后再转化为c（H+），再求pH，酸碱混合（一
者过量）按过量的c（H+）或c（OH－）计算。
4、盐类水解的实质：组成盐的弱碱阳离子（用M+表示）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（用R－表示）能水解显碱性。
M++H2OMOH+H+显酸性；R－+H2O HR+OH－显碱性
盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应，也是水溶液中存在的一种重要的化学平衡过程。在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH－生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使溶液显示不同程度的酸性、碱性或中性。
5、多元弱酸的电离和多元弱酸盐的水解都是分步进行的，以第一步电离或水解为主。多元弱碱的电离及其盐的水解也是分步进行的，由于中间过程复杂，可写成一步。
6、一般盐类水解的程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解，在书写离子方程式时，一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物如“H2CO3、NH3·H2O”写成其分解产物的形式，方程式两边用“”连接；某些能够相互促进的盐类水解时，可生成沉淀和气体，使水解反应进行完全，此时，书写水解方程式时用“＝”连接，产物中要标明“↑”或“↓”
【典型例题】
例1. 下列反应的离子方程式正确的是：
A. 氯化铝溶液中加入过量的氨水：Al3++4NH3·H2O＝AlO2－+4NH4++2H2O
B. 用氨水吸收过量的二氧化硫：NH3·H2O+SO2＝NH4++HSO3－
C. 碳酸氢镁溶液与过量的氢氧化钠溶液反应：
Mg2++2HCO3－+2OH－== MgCO3↓+2H2O+ CO32－
D. 向碘化亚铁溶液中通入少量氯气：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl－
解析：A项不符合化学反应事实，产生的应是Al（OH）3而不是AlO2－，因Al（OH）3难溶于氨水；
B中二氧化硫是过量的，故生成HSO3－；
C项MgCO3的溶解度大于Mg（OH）2，故应生成Mg（OH）2沉淀。
D项中还原性：I－＞Fe2+，故少量氯气先与I－反应。2I－+Cl2=I2+Cl2
答案：B
例2. 在强酸溶液中，下列各组离子能够大量共存的是：
A. Mg2+、Ca2+、HCO3－、Cl－ B. Na+、AlO2－、Cl－、SO42－
C. K+、Fe2+、SO42－、Br－ D. Fe2+、Ca2+、Cl－、NO3－
解析：在强酸性溶液中，A中的HCO3－，B中的AlO2－不能大量共存，D中的NO3－和H+共同作用，可以氧化Fe2+，也不能大量共存，
答案：C。
例3. 若溶液中由水电离产生的c（OH－）＝1×10－14mol·L－1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是：
A. Al3+、Na+、NO3－、Cl－ B. K+、Na+、Cl－、NO3－
C. K+、Na+、Cl－、AlO2－ D. K+、NH4+、SO42－、NO3－
解析：由题意，可知水的电离被抑制了，显然该溶液为强酸性溶液或强碱性溶液。本题的限制条件为“一定可以大量共存”，则A选项离子组只能在酸性溶液中大量共存；C选项离子组只能在碱性溶液中大量共存；D选项离子组只能在酸性溶液中大量共存。只有B选项离子组既可以在酸性溶液又可以在碱性溶液中大量共存。
答案：B
例4. 相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则同温同体积同浓度的HCN和HClO说法正确的是
A. 酸性：HCN>HClO
B. pH：HClO>HCN
C. 酸根离子浓度：c（CN－）HCN
解析：NaCN和NaClO都属于强碱弱酸盐，在水溶液中都可发生水解，根据“越弱越水解”的原则，水解程度越大，水解产生的OH－浓度越大，溶液的pH越大，则说明酸性越弱，从而得出酸性比较：HClO> HCN；则同浓度时，HClO电离产生的H+浓度大于HCN，即酸根离子浓度：c（CN－）
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