备考2020高考化学第一轮复习 第2章 化学物质及其变化 第2节 离子反应学案 必修1

备考2020高考化学第一轮复习 第2章 化学物质及其变化 第2节 离子反应学案 必修1

第二节 离子反应 一、电解质 ‎1．概念：‎ ‎(1)电解质： 叫电解质。酸、碱、盐、水、金属氧比物。‎ ‎(2)非电解质： 叫非电解质；如蔗糖、乙醇等。‎ ‎2．对概念的理解：‎ ‎(1)电解质和非电解质首先都是 ，而单质和混合物(如溶液) 。‎ ‎(2)电解质导电的原因，是电解质 。‎ ‎(3)电解质溶液导电能力的强弱，由溶液中 大小和离子所带电荷数决定的，而自由离子浓度大小是由 和 （即电解质强弱）共同决定的。所以说，只有在 时，强电解质溶液导电能力才比弱电解质强。‎ ‎(4)电解质能发生电离的条件是 。其中离子化合物在 能电离并导电，共价化合物的电解质 电离并导电，据此，可以根据 判断物质是离子化合物或共价化合物。‎ ‎3．强电解质与弱电解质对比：‎ 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中能完全电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 溶质微粒种类 ‎（有/无） 离子， 分子 ‎（有/无） 离子， 分子 溶质电离过程 ‎（是/不） 可逆， 存在电离平衡 ‎(是/不) 可逆， 电离平衡 举例 强酸： 等 强碱： 等 绝大部分盐：BaSO4、BaCl2（含 盐和 盐）‎ 弱酸：CH3COOH、H2S、H2CO3‎ 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等 小部分盐：(CH3COO)2Pb，及H2O ‎4．电离方程式的书写：‎ ‎（1）强电解质完全电离，用 表示，如：NaHSO4 。‎ 弱电解质部分电离，用 表示，如CH3COOH 。‎ ‎（2）多元弱酸的电离必须分步书写，如：H2CO3 。‎ 而多元弱碱的电离一步写出，如：Fe(OH)3 。‎ ‎（3）强酸的酸式盐电离：水溶液中：NaHSO4 ，熔融状态下：NaHSO4 。‎ ‎ 弱酸的酸式盐电离：水溶液中：NaHCO3 ； 。‎ 熔融状态下：因NaHCO3发生分解而不存在，所以不能写。‎ 二、离子反应 ‎1．本质：离子反应就指有离子参加的反应。反应本质是 。‎ ‎2．离子方程式的书写书写要求：‎ 5‎ ‎（1）把 拆写成离子形式，如 酸、 碱、 盐。‎ ‎（2）把难 、难 物质，如，沉淀、气体、单质、氧化物等，仍用分子式表示。‎ ‎（3）固体间离子反应， （能/不能）写离子方程式，如固体NH4Cl与Ca(OH)2制氨气的反应。‎ ‎（4）配平时需要检查离子方程式两边元素的 和 是否相等。‎ ‎3．离子方程式的意义：离子方程式能清楚地揭示离子反应的本质，它不仅表示某个具体或特定的反应，而且还表示 反应。‎ ‎4．离子反应的发生条件 ‎（1）发生复分解反应：①生成沉淀。如Al(OH)3、BaSO4等；②生成弱电解质，如弱酸、弱碱、水等；‎ ‎③生成气体（挥发性物质），如CO2、SO2、H2S、NH3等。‎ ‎（复分解反应类型及发生条件口诀：“强酸制弱酸，强碱制弱碱，酸碱要中和，盐盐有沉淀”）‎ ‎（2）发生氧化还原反应： 氧化性物质+ 还原性物质 氧化性物质+ 还原性物质。‎ ‎5．常见酸碱盐溶解性规律。‎ ‎（1）强酸形成的盐都 ，仅SO42－与 难溶或微溶，Cl－、Br－、I－与 难溶。‎ ‎（2）弱酸形成的盐仅有 盐溶于水，其余均 或不存在。‎ ‎（3）酸都 ，仅有 难溶。‎ ‎（4）强碱中大多数易溶于水，仅 微溶。弱碱只有 溶于水，其余弱碱均 。‎ ‎（5）特例：醋酸盐、碳酸氢盐大多溶于水。‎ ‎1．向BaCl2溶液中分别通入CO2、SO2、SO3、H2SO4、Na2CO3、Na2SO3、Na2SO4，‎ 能反应的有： ，不能反应的有： 。‎ ‎2．Ba SO4、AgCl沉淀不溶于HNO3，CaCO3 、Ca3（PO4）2则溶于HNO3，为什么？‎ ‎3．判断下列溶液之间能否发生反应，能反应的再写出方程式，不能反应的说出理由。‎ CaCl2 + NH3·H2O ： 。‎ CuCl2 + NH3·H2O： 。‎ 规律总结 一、离子方程式的正误判断 ‎1.判断步骤 ‎(1)看离子方程式中的生成物是否符合客观事实。判断以下离子方程式是否正确并说明原因：‎ ‎①HNO3 与FeS反应：FeS ＋2H＋= Fe2＋+H2S↑ ；‎ ‎②Fe与盐酸：2Fe +6H＋= 2Fe3＋+3H2↑ ；‎ ‎③SO2通入次氯酸钠溶液中：SO2＋H2O ＋2ClO－= SO32+ ＋2 HClO 。‎ 5‎ ‎(2)拆分是否恰当。在离子方程式中，强酸、强碱和易溶于水的盐拆分成离子形式；难溶物、难电离物质、易挥发物质、单质、氧化物、非电解质等均不能拆分，要写成化学式。‎ ‎(3)各种符号是否正确：、↑、↓，及离子符号写成价态符号等。其中 方程式和 方程式（不完全水解）必须写“”，其它可逆反应是否写“”，没有严格要求，一般看题意而定。但新课标教材上出现过的15种常见可逆反应，每名学生要清楚。‎ ‎①Cl2 + H2O HCl + HClO; ②I2 + H22HI;‎ ‎③SO2 + H2OH2SO3 ④2SO2 + O2 2SO3; ‎ ‎⑤N2 + 3H22NH3; ⑥NH3 + H2O NH3·H2O NH4+ + OH- ‎ ‎⑦2NO2(棕色)N2O4(无色); ⑧Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+‎ ‎⑨PCl3+Cl2PCl5 ⑩FeCl3 + 3KSCNFe(SCN)3‎ C + CO2 高温 2CO CO + H2OCO2 + H2‎ 弱酸弱碱的电离； 盐的水解；‎ 酯化反应：CH3COOH + CH3CH2OH浓硫酸 ‎△‎ CH3COOCH2CH3 + H2O。‎ ‎(4) 元素原子是否守恒，电荷是否守恒。如：‎ ‎①FeCl2与Cl2反应：Fe2＋＋Cl2=Fe3＋＋2Cl－ ；‎ ‎②钠溶于水：Na+2H2O= Na++2OH－+ H2↑ 。‎ ‎2. 分析反应物的用“量”：题设条件往往有“过量”、“少量”、“适量”、“任意量”、“滴加顺序”等字眼，解题是要特别留心。如把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合。‎ ‎(1)酸式盐与碱反应。如：Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH溶液： 。 ‎ Ca(HCO3)2溶液与足量NaOH溶液： 。‎ 此外，NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液、Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液等反应均与“量”有关。‎ 书写技巧：①书写与量有关的离子反应方程式时，常设不足者为“1 mol”进行分析，或“不足者”各离子系数必须符合化学式中原子或离子个数比，②过量物质的系数，根据“不足者”反应需要量来调整。‎ ‎(2) CO2、SO2等酸性氧化物涉及到的“量”如：NaOH溶液与少量CO2： 。‎ NaOH溶液与足量CO2反应： 。 类似的还有SO2与碱的反应。‎ ‎(3)多种氧化剂或多种还原剂在反应中涉及到的“量”不同，反应的顺序不同，方程式也不同。‎ ‎①如FeBr2溶液与氯水反应，氯水足量时： ；‎ 当氯水少量时： ；‎ 当FeBr2与Cl2物质的量为1∶1时： 。‎ ‎②变价元素如铁和稀HNO3的反应，铁不足： 。‎ 5‎ 铁过量： 。‎ ‎3．特别归纳：‎ ‎(1)离子方程式书写中，浓硫酸要写成 形式，浓硝酸、浓盐酸要写成 形式。‎ ‎(2)拆写时，微溶物的澄清溶液要写成 形式；呈浑浊状态或沉淀时要写成 形式。‎ 如澄清石灰水表示为 ，而石灰乳表示为 。‎ ‎(3)氨水作为反应物写为 ；作为生成物时，稀溶液或不加热时写 ；若有加热条件或浓度很大时，写为 。‎ 二、判断溶液中离子共存的规律 ‎1．附加隐含条件的应用规律：‎ ‎⑴溶液无色透明时，则溶液中一定没有有色离子，如 ；‎ ‎⑵强碱性溶液中肯定有OH-，与之反应的离子不存在，如H+、Fe3+、Al3+、NH4+、HCO3-等；‎ ‎⑶强酸性溶液中肯定有H+，与之反应的离子不存在，如HCO3- 、CO32- 、AlO2- 、CH3COO- 等；‎ ‎⑷由于Fe3+、Al3+ 水解比较强烈，所以在中性溶液中 。‎ ‎⑸水电离出H＋或OH-浓度为10－12mol·L－1、溶液与Al反应产生H2，都说明溶液为 。‎ ‎2．离子共存条件：同一溶液中若离子间不发生任何反应，它们之间便能在溶液中大量共存。‎ ‎⑴生成难溶物或微溶物不能大量共存，详见前页“酸碱盐溶解性规律”。‎ ‎⑵H+、OH—与溶液中离子生成弱酸弱碱等难电离物质的反应顺序：‎ ‎①H+与所有 及OH—离子都不能大量共存，‎ 且一般先后顺序： 。 ‎ ‎②OH—与所有 及H+都不能大量共存，‎ 且一般先后顺序： 。‎ ‎⑶发生氧化还原反应：氧化性离子(如MnO4-、ClO-、NO3- (H+)、 Fe3+等)与还原性离子(如S2-、SO32-、I-、Fe2+、Br－等)不能大量共存，详细情况见下节《氧化还原反应》。‎ ‎1．在澄清、透明的浅黄色溶液中，可能含有下列八种离子：H＋、NH、Fe3＋、Ba2＋、Al3＋、SO、HCO、I－，在检验方案设计时初步分析其溶液中最多可含离子(不包括OH－)有( 　)‎ A.4种 B.5种 C.6种 D.7种 ‎2．能正确表示下列反应的离子方程式是 (　 　)‎ A.向次氯酸钙溶液通入过量CO2：Ca2＋＋2ClO－＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClO B.向次氯酸钙溶液通入SO2：Ca2＋＋2ClO－＋H2O＋SO2===CaSO3↓＋2HClO C.氢氧化钙溶液与碳酸氢镁溶液反应：Ca2＋＋OH－＋HCO===CaCO3↓＋H2O D.在氯化亚铁溶液中加入稀硝酸：3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋2H2O＋NO↑‎ ‎【第二节 离子反应参考答案】‎ 一、电解质 ‎【基础落实】‎ 5‎ ‎1．(1)在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物 ‎(2) 在水溶液 中和熔融 状态下都不能导电的化合物 ‎2．(1)化合物 既不是电解质，也不是非电解质 ‎(2) 在水溶液里或熔融状态下，能够电离成自由移动离子 ‎(3) 自由离子浓度 溶液浓度 电解质的电离程度 溶液浓度相同 ‎(4) 在水溶液里或熔融状态下 水溶液里或熔融状态下 只能水溶液 里熔融状态下是否导电 ‎3．有 无 有 有 不 不 是 是 ‎ HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca (OH)2 可溶 难溶 ‎4．(1)等号 NaHSO4＝Na++H++SO42- 可逆符号 CH3COOHCH3COO- + H+‎ ‎(2) H2CO3HCO3－＋H＋， HCO3-CO32－＋H＋ Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－‎ ‎(3) NaHSO4＝Na++H++SO42- NaHSO4＝Na++HSO4- NaHCO3＝Na++HCO3- HCO3-H++ CO32-‎ 二、离子反应 ‎1．使某种或某些离子浓度降低或减少 ‎2．(1)易溶于水、易电离的物质 强 强 可溶于水的 (2) 溶于水 电离 ‎(3) 不能 (4) 原子个数 电荷总数 ‎3.同一类型离子 ‎ ‎4. 强 强 弱 弱 ‎5. (1)溶于水 Ba2＋、Ca2＋、Ag＋ Ag＋ (2) Na＋、K＋、NH4＋ 不溶于水 (3)溶于水H2SiO3 (4) Ca(OH)2 NH3·H2O 不溶于水 ‎ ‎【对点训练】‎ ‎1．SO3、H2SO4、Na2CO3、Na2SO3、Na2SO4 CO2、SO2 ‎ ‎2．BaSO4、AgCl均为强酸盐，不能与强酸HNO3反应 ，‎ CaCO3、Ca3(PO4)2是弱酸盐 ，能与强酸HNO3反应。‎ ‎3．不反应 CuCl2+2NH3·H2O == Cu(OH)2 ＋ 2NH4Cl ‎【规律总结】‎ 一、离子方程式的正误判断 ‎1.(1) HNO3有强氧化性，应该发后氧化还原反应 Fe与盐酸置换反应只能生成二价离子 ‎ 应该发生氧化还原反应 ‎(3) 弱电解质电离 盐的水解 ‎ ‎(4) 配平错误，应为：2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl 配平错误，应为：2Na+2H2O= 2Na++2OH－+ H2↑‎ ‎2. (1)Ca2+＋HCO-＋OH-==CaCO3↓＋H2O Ca2+＋2HCO-＋2OH-===CaCO3↓＋CO32-＋2H2O ‎(2) CO2＋2OH-===CO32-＋H2O CO2＋OH-===HCO3-‎ ‎(3) ①2Fe2+＋4Br-＋3Cl2===2Fe3+＋2Br2＋6Cl- 2Fe2+＋Cl2===2Fe3+＋2Cl- ‎ ‎2Fe2+＋2Br-＋2Cl2===2Fe3+＋Br2＋4Cl-‎ ‎②Fe＋4H＋＋NO3－=Fe3＋＋NO↑＋2H2O 3Fe＋8H＋＋2NO3－=3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O ‎3．(1) 分子 离子 (2) 分子 离子 Ca2++2OH- Ca(OH)2‎ ‎(3) NH3·H2O NH3·H2O NH3↑+ H2O 二、判断溶液中离子共存的规律 ‎1.Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4- 、Cr2O72- 也不能存在 酸性或碱性两种可能 ‎2．弱酸根离子 OH－＞ AlO2－＞ SiO32－＞ CO32－＞ HCO3－＞ Al(OH)3溶解 弱碱阳离子 H+＞金属阳离子 ＞NH4＋ ＞Al(OH)3等固体溶解 ‎【对点训练】1．B 2．D 5‎