高考第一轮复习——离子反应与离子共存学案含答案

高考第一轮复习——离子反应与离子共存学案含答案

年 级 高三 学 科 化学 版 本 苏教版 内容标题 离子反应与离子共存 ‎【本讲教育信息】‎ 一. 教学内容：‎ ‎ 离子反应与离子共存 二. 教学目标 ‎ 1、了解离子反应的概念，掌握离子反应发生的条件；‎ ‎2、掌握离子方程式书写的规律及注意事项，熟练书写离子方程式；‎ ‎3、掌握离子共存的条件，并能进行离子共存的判断和分析 三. 教学重点、难点 ‎ 离子方程式的书写及离子共存、离子反应的应用 四. 教学过程：‎ ‎（一）电解质与非电解质，强电解质与弱电解质：‎ ‎1、电解质和非电解质 a）在水溶液中或熔化状态能导电的化合物叫电解质，在水溶液中和熔化状态都不能导电的化合物叫非电解质。‎ b）电解质有酸、碱、盐、水、活泼金属氧化物等，其它化合物一般均为非电解质。酸在水溶液中导电，强碱、大多数盐在熔化状态和水溶液中都导电，活泼金属氧化物只在熔化状态导电。电解质导电靠自由移动的离子，自由移动的离子浓度越大、所带电荷越多则导电能力越强。‎ ‎2、强电解质和弱电解质 a）在水溶液中能全部电离不存在电离平衡的电解质为强电解质，强电解质有强碱、强酸和大多数盐。它们的电离方程式写“”号，多元强酸电离不分步，如：‎ NaOHNa＋ ＋OH－ Ca(OH)2Ca2＋ ＋ 2OH－‎ H2SO42H＋ ＋ SO42－　　　　　Fe2(SO4)32Fe3＋ ＋3SO42－‎ b）在水溶液中部分电离存在电离平衡的电解质为弱电解质，弱电解质有弱酸、弱碱和水等。它们的电离方程式写“”号，多元弱酸电离分步，每步电离出一个H+，以第一步电离为主，如：‎ NH3·H2ONH4＋ ＋OH－　　　　　　CH3COOHCH3COO－ ＋ H＋‎ H2CO3H＋ ＋ HCO3－（为主），HCO3－H＋ ＋CO32－‎ H2O＋H2OH3O＋＋OH－（或简单写为H2OH＋＋OH－）‎ ‎3、某些类型电解质电离的表示方法：‎ 两性氢氧化物：H+ + AlO2－+H2OAl(OH)3Al3+ + 3OH－‎ 强酸的酸式盐：NaHSO4Na+ + H+ + SO42－‎ 弱酸的酸式盐：NaHCO3Na+ + HCO3－‎ 复盐：KAl(SO4)2K+ + Al3+ + 2SO42－‎ 络合物：Ag(NH3)2OHAg(NH3)2＋＋OH－‎ ‎ Na3AlF63Na＋＋ AlF63－‎ 说明：‎ ‎1、电解质溶液导电的原因与金属导电的原因不同：电解质溶液导电是由于电离产生自由移动的阴、阳离子在外加电场作用下定向移动而导电，而金属导电则是由于金属晶体内部的自由电子在外加电场作用下的定向移动。‎ ‎2、电解质、非电解质都是化合物，要注意区分单质和混合物。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质。‎ ‎3、电解质应是在一定条件下自身电离产生自由移动的离子的化合物。某些化合物，像SO3、SO2、CO2、NH3，它们溶于水生成了电解质而导电，但本身是非电解质。‎ ‎4、电解质不一定导电。不导电的物质不一定是非电解质；非电解质不导电，导电物质不一定是电解质。‎ ‎5、电解质的强弱与其水溶性无关，只与在水溶液中是否完全电离有关。某些盐如BaSO4、AgCl等虽难溶于水，但溶于水的部分是完全电离的，所以它们是强电解质。‎ ‎6、电解质的强弱与溶液导电性无必然联系：溶液的导电性强弱主要与溶液中自由移动的离子浓度有关，与电解质的相对强弱无关。‎ ‎7、强电解质溶液中只存在溶质的离子，弱电解质溶液中既存在溶质的离子，也存在溶质的分子。因此，弱电解质的电离存在电离平衡，可通过比较同一温度下的电离常数或电离程度来判断弱电解质的相对强弱。‎ ‎8、离子化合物一般在水溶液中和熔化状态下都能导电，而共价化合物只能在水溶液中导电，熔化时（即液体）不导电，据此（熔化状态下是否导电）可以区别离子化合物和共价化合物。‎ ‎（二）离子反应及离子方程式的书写：‎ ‎1、离子反应：有离子参加或生成的反应称为离子反应。‎ ‎2、离子反应发生的条件是：在溶液中进行有离子参加的离子互换形式的复分解反应时，如：生成沉淀、气体、水、弱酸、弱碱等；发生氧化还原反应，由强氧化剂转变为弱还原剂，由强还原剂转变为弱氧化剂；在反应中生成某些络离子或络合物。‎ ‎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。离子方程式书写时遵循“写、拆、删、查”四步：其中：“写”是基础；“拆”是关键，要把易溶于水、易电离的物质拆成离子形式，难溶物、难电离物质、单质、氧化物、气体、水等写成分子式；“删”是途径，而“查”是保证，查：主要是检查元素原子是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守恒以及是否局部化简等。‎ ‎4、离子方程式不仅表示某一反应，有时还可以表示同一类型的离子反应。‎ 如：H＋＋OH－＝H2O的反应就表示了所有的可溶性强酸与可溶性强碱作用，生成可溶性盐和水的反应。‎ 说明：‎ ‎1、离子反应必须是在水溶液中进行的有离子参加或生成的反应，对于“固－固反应”“气－气反应”“气－固”反应，以及有浓硫酸参加的反应，一般不写离子方程式。‎ ‎2、单质、氧化物、弱酸(HF、H2S、HClO、H2SO3等)、弱碱(NH3·H2O)、难溶于水的物质在离子方程式中一律写化学式；‎ 强酸、强碱、可溶性盐写成离子形式。‎ 注意：醋酸盐大多是易溶的，常见的除了(CH3COO)2Pb都写成离子形式。‎ ‎3、多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写，而多元强酸的酸式盐离子（HSO4－）在离子方程式中应分开写。‎ ‎4、常见的难溶性物质有：H2SiO3、除氨水外的多数弱碱，氯化物中的AgCl，硫酸盐中的BaSO4、CaSO4、PbSO4，碳酸盐、亚硫酸盐以及金属硫化物中除钾、钠、铵盐外其余均可看成难溶于水或在水中不存在。‎ ‎5、对于微溶物的处理：‎ ‎①在生成物中有微溶物，微溶物用化学式。‎ ‎②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)，应写成离子形式。‎ ‎③当反应物里有微溶物处于浊液或固态，应写化学式。‎ ‎6、离子方程式书写过程中，由于量的比例不同，以及滴加顺序不同，也可导致离子方程式不同。如：向Na2CO3中逐滴滴加稀盐酸与向稀盐酸中逐滴滴加溶液，反应和现象就不一样，再如：少量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液：Ca2＋＋HCO3－＋OH－＝CaCO3↓＋H2O，足量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液：Ca2＋＋2HCO3－＋2OH－＝CaCO3↓＋CO32－＋2H2O ‎7、在某些反应中由于反应条件不同，反应产物也不一样。如：铵盐与碱的反应：‎ ‎（1）固体加热，不是离子反应，不能写离子方程式：‎ ‎ 2NH4Cl＋Ca(OH)2 ＝CaCl2＋2NH3↑＋2H2O ‎（2）稀溶液不加热，写成一水合氨，不放气体 ‎ NH4＋＋OH－＝NH3·H2O ‎（3）浓溶液加热，放出氨气：‎ ‎ NH4＋＋OH－＝NH3↑＋H2O ‎8、离子方程式正误判断主要依据原则：‎ ‎①必须符合物质反应的客观事实。‎ 如Fe和稀盐酸反应：2Fe＋6H＋＝2 Fe3＋＋3H2↑× ‎ ‎②必须遵守质量守恒定律、电荷守恒原理以及得失电子相等； ‎ ‎③必须遵守定组成原理：全部参加反应的离子必须按照反应物的组成比参加反应。‎ 如：Ba2＋＋OH－＋SO42－＋H＋＝BaSO4↓＋H2O ×‎ ‎④反应必须能用离子方程式表示。如：NaCl固体和浓硫酸共热制HCl气体的反应为非离子反应，不能用离子方程式表示。‎ ‎⑤看“＝”、“↑”“↓”“”及必要的反应条件是否正确、齐全。 ‎ ‎9、对于某些特定化学反应的离子方程式，只能表示特定的反应，而不能代表一类反应。如：硫酸铜与氢氧化钡的反应：Ba2＋＋2OH－＋SO42－＋Cu2＋＝BaSO4↓＋Cu(OH)2↓‎ ‎（三）离子共存：‎ 凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进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）‎ ‎1、由于发生复分解反应，离子不能大量共存 ‎（1）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。‎ ‎（2）有沉淀生成：‎ ‎①如Ba2＋、Ca2＋、Mg2＋、Ag＋等不能与SO32－、SO42－、 CO32－等大量共存；‎ ‎②Mg2＋、Fe2＋、Ag＋、Al3＋、Zn2＋、Cu2＋、Fe3＋等不能与OH－大量共存；‎ ‎③Pb2＋与Cl－，Fe2＋与S2－、Ca2＋与PO43－、Ag＋与I－不能大量共存。‎ ‎（3）有弱电解质生成：‎ ‎①如OH－、CH3COO－、PO43－、HPO42－、H2PO4－、F－、ClO－、AlO2－、SiO32－、CN－、C17H35COO－、 C6H5O－、等与 H＋ 不能大量共存；‎ ‎②一些酸式弱酸根如HCO3－、HPO42－、HS－、H2PO4 －、HSO3－不能与OH－大量共存；NH4＋与OH－不能大量共存；‎ ‎③弱碱的简单阳离子（比如：Cu2＋、Al3＋、Fe3＋、Fe2＋、Mg2＋等等）不能与OH－大量共存 ‎2、能相互发生氧化还原反应的离子[①+②]不能大量共存： ‎ ‎①常见还原性较强的离子有:Fe2＋、HS－、S2－、I－、SO32－； ‎ ‎②氧化性较强的离子有：Fe3＋、ClO－、MnO4－、Cr2O72－、(H＋＋NO3－)；‎ ‎③此外，S2O32－与H＋也不能共存（发生歧化反应）；‎ ‎④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； ‎ ‎3、发生盐的双水解反应的离子不能大量共存，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的有：‎ ‎①（Al3＋ 与 HS－、S2－、SiO32－、C6H5O－、AlO2－、CO32－、HCO3－）发生盐的双水解反应；‎ ‎②（Fe3＋ 与 SiO32－、C6H5O－、AlO2－、CO32－、HCO3－）发生盐的双水解反应；‎ ‎③（NH4＋与 SiO32－、AlO2－）浓溶液发生盐的双水解反应；‎ 注意：‎ ‎①（Fe3＋ 与 S2 － 、HS－）发生氧化还原反应，而不发生盐的双水解反应；‎ ‎②S2－与Cu2＋、Fe2＋、Pb2＋、Ag＋、Hg2＋等发生复分解反应不能大量共存；‎ ‎③（NH4＋与 CO32－、HCO3－）双水解反应较弱仍可大量共存。‎ ‎4、离子间发生络合反应：如：1、Fe3＋＋SCN－、Fe3＋＋C6H5OH、Al3＋＋F－、Ag＋＋NH3等。在水溶液中不能大量共存。‎ 说明：‎ ‎1、首先必须从化学基本理论和概念出发，搞清楚离子反应的规律和“离子共存”的条件。在中学化学中要求掌握的离子反应规律主要是离子间发生复分解反应和离子间发生氧化反应，以及在一定条件下一些微粒（离子、分子）可形成络合离子等。“离子共存”的条件是根据上述三个方面统筹考虑、比较、归纳整理而得出。因此解决“离子共存”问题可从离子间的反应规律入手，逐条梳理。‎ ‎2、审题时应注意题中给出的附加条件 ‎①酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH－）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H＋或OH－＝1×10－10mol/L的溶液等；‎ ‎②有色离子MnO4－、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋、Fe(SCN)2＋；‎ ‎③MnO4－，NO3－等在酸性条件下具有强氧化性；‎ ‎④S2O32－在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O；‎ ‎⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。‎ ‎3、如给定阳离子已否定几种后，只剩一种阳离子，则该离子肯定存在，阴离子同样分析。因任何电解质溶液都是呈电中性的，溶液中阴、阳离子所带电荷总数是相等的。‎ ‎【典型例题】‎ 例1. 下列反应的离子方程式正确的是：‎ A. 向Ba(OH)2溶液中滴加稀盐酸：Ba2＋＋2OH－＋2Cl－＋2H＋＝BaCl2＋2H2O B. 往FeCl3溶液中加入Fe粉：2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋；‎ C. 往澄清石灰水中通入过量的CO2：Ca2＋＋2OH－＋CO2＝CaCO3↓＋H2O D. 往FeCl3溶液中加入Cu粉：Fe3＋＋Cu＝Fe2＋＋Cu2＋‎ 解析：本题是对离子方程式的考查，要求熟练掌握离子方程式的书写方法和步骤。这类题型的解题思路一般是三查：“查平”“查拆”“查产物”。A项中“BaCl2”没有拆成离子形式；C项中CO2过量，产物中的CaCO3还可以与CO2反应，生成可溶于水的Ca(HCO3)2，产物不对；D项中电荷不守恒，得失电子不等。只有B选项正确。‎ 答案：B 例2. 下列各组离子一定能大量共存的是 A. 在含大量Fe3＋的溶液中：NH4＋、Na＋、Cl－、SCN－‎ B. 在强碱溶液中：Na＋、K＋、AlO2－、CO32－‎ C. 在c(H＋) =10－13mol/L 的溶液中：NH4＋、Al3＋、SO42－、NO3－‎ D. 在pH =1的溶液中：K＋、Fe2＋、Cl—、NO3—‎ 解析：本题是对离子共存的考查，要求掌握溶液中离子共存的条件及判断方法。A项中由于Fe3＋与SCN－发生络合反应而不能大量共存；C项中c(H＋) =10－13‎ mol/L，则根据水的离子积可知：c(OH－) =10－1mol/L，溶液显碱性，则NH4＋与OH－反应不能共存；D项中在酸性条件下NO3—具有强氧化性，可氧化Fe2＋使之生成Fe3＋而不能大量共存。因此，本题的答案为：B 答案：B ‎ 例3. 下列各组在溶液中的反应，不管反应物的量的多少，都只能用同一个离子方程式来表示的是：‎ A. FeBr2和Cl2　　　　 B. Ba(OH)2和H2SO4 ‎ C. HCl和Na2CO3 D. Ca(HCO3)2和NaOH 解析：本题考查的是反应中的量的问题，当反应物的物质的量的配比不同时，产物不完全相同。‎ A中氯气少量时，只氧化Fe2＋，方程式为：2Fe2＋＋Cl2＝2 Fe3＋＋2Cl－，氯气过量时，不仅可以氧化Fe2＋，还可以氧化Br－，方程式为：2Fe2＋＋3Cl2＋4 Br－＝2 Fe3＋＋6Cl－＋2 Br2；B中硫酸和Ba(OH)2无论两者之间的量如何变化，其产物均为硫酸钡和水，反应与量的多少无关，方程式为：Ba2＋＋2OH－＋SO42－＋2H＋＝BaSO4↓＋2H2O；C中当盐酸过量时，发生如下的反应：CO32－＋2H＋＝CO2↑＋H2O，生成气体，当碳酸钠过量时发生另一种反应：CO32－＋H＋＝HCO3－，无气体放出；同样D中Ca(HCO3)2过量时，发生如下反应：Ca2＋＋HCO3－＋OH－＝CaCO3↓＋H2O，而当烧碱过量时，发生另一个反应，生成碳酸钠：Ca2＋＋2HCO3－＋2OH－＝CaCO3↓＋CO32－＋2H2O。综上所述，本题的答案为B。‎ 答案：B 例4. 某无色溶液中含有K＋、Cl－、OH－、SO32－、SO42－，为检验确认其中所含的各阴离子，限用的试剂有：盐酸、硝酸银溶液、硝酸钡溶液、溴水和酚酞试剂。检验其中OH－的实验方法从略，检验其他阴离子的过程如下图所示：‎ ‎（1）图中试剂①－⑤的化学式分别为：‎ ‎（2）图中现象a、b、c表明检验出的离子分别是：‎ a、　　　　　　　，b　　　　　　　，c　　　　　　　；‎ ‎（3）白色沉淀A加试剂②反应的离子方程式是：‎ ‎（4）无色溶液C加试剂③的主要目的是：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　；‎ ‎（5）白色沉淀A若加试剂③而不加试剂②对实验的影响是：‎ ‎（6）气体E通入试剂④发生反应的离子方程式：‎ 解析：本题要求限定试剂检验出各种阴离子，既要注意各种被检离子的特征反应，又要注意它们之间的相互干扰，然后再仔细分析。‎ 加过量试剂①得白色沉淀A，A加过量试剂②，往后检出两种阴离子，说明沉淀A中含两种物质，显然试剂①不会是AgNO3溶液，应为Ba(NO3)2溶液，沉淀A含BaSO4、BaSO3。试剂②应为盐酸，气体E为SO2，试剂④为溴水，a为检出SO32－；沉淀B为BaSO4，试剂③为HNO3，b为检出SO42－。无色溶液C中含阴离子OH－、Cl－、NO3－，先加过量③（HNO3）酸化，再加试剂⑤（AgNO3溶液），c为检出Cl－。‎ ‎　　白色沉淀A如加③（HNO3），则BaSO3会被氧化成BaSO4，最后按上述步骤检不出SO42－。‎ 答案：（1）①Ba(NO3)2，②HCl，③HNO3，④Br2，⑤AgNO3；‎ ‎ （2）SO32－、SO42－、Cl－‎ ‎（3）BaSO3＋2H＋＝Ba2＋＋H2O＋SO2↑‎ ‎（4）中和OH－，防止对Cl－的检验产生干扰 ‎（5）会使SO32－对SO42－的检验产生干扰，不能确定SO42－是否存在 ‎（6）Br2＋2H2O＋SO2＝H2SO4＋2HBr