離子反應
【學習目標】
1．了解電解質的概念，了解酸、鹼、鹽在水溶液中的電離。
2．了解離子反應的概念，了解離子反應發生的條件，並會判斷離子在溶液中能否大量共存。
3．能運用書寫規則書寫常見反應的離子方程式；或結合具體反應對所給離子方程式進行正誤判斷。
【要點梳理】
要點一、電解質與非電解質
1. 電解質與非電解質的比較
2.例項分析：電解質與非電解質的辨析
要點詮釋：
（1）．電解質、非電解質均應是化合物。金屬屬於單質，故既不是電解質，也不是非電解質。
（2）．電解質導電必須有外界條件：水溶液或熔融狀態。
（3）．電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物；co2、so2、so3、nh3溶於水後也導電，卻是與水反應生成新物質後電離而導電的，不是本身電離導電的，故屬於非電解質。
（4）．能導電的物質並不一定是電解質，如銅、鋁、石墨能導電，但因其為單質，故不屬於電解質（也不屬於非電解質）；食鹽水能導電，但其為混合物，不屬於電解質。溶於水不能導電的物質可能是電解質，如baso4難溶於水，但其溶於水的部分是完全電離的，屬於電解質。
要點二、強電解質與弱電解質
1、 強電解質與弱電解質的比較
要點詮釋：
電解質的強弱是以電離的程度來區分的，與物質的溶解度、溶液的導電能力沒有必然聯絡。
①baso4、caco3等雖然在水中溶解度很小，溶液的導電性很差，但是由於都是離子化合物，溶於水的部分是全部電離的，是強電解質。
②濃氨水的導電性比極稀naoh溶液強，但nh3·h2o屬於弱電解質。
2．電離方程式的書寫方法：
（1）要求左邊書寫電解質的化學式，右邊寫電解質電離出的離子的化學式，不同離子間用加號相連。強電解質用「==」，弱電解質用「」。
如：h2so4==2h++so42- ；nahso4==na++h++so42—；ca(hco3)2==ca2++2hco3—
ch3coohch3coo- + h+ ；nh3·h2onh4+ +oh- ； h2oh+ + oh-
（2）電離過程中，元素或原子團的化合價不變。離子所帶電荷數等於它在化合物中顯示的化合價。
（3）檢查電離方程式書寫是否正確時，不僅要檢查質量是否守恆（即電離前後原子的種類是否相同和個數是否相等），而且要檢查電荷是否守恆（即電離後的陰、陽離子所帶負、正電荷總數是否相等）。
（4）多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大於第二步，如碳酸電離方程式：
h2co3h++hco3―；hco3―h++co32―
（5）多元弱鹼電離方程式一步寫出，如氫氧化鐵電離方程式：fe(oh)3fe3++3oh―
3．酸、鹼、鹽的定義
（1）酸：電離時生成的陽離子全部是氫離子(h+)的化合物叫做酸。
hcl = h+ + clh2so4 = 2h+ + so42hno3 = h+ + no3-
（2）鹼：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的的化合物叫做鹼。
naoh = na+ + oh- ba(oh)2 = ba2+ + 2oh- koh = k+ + oh-
（3）電離時生成金屬陽離子（或銨根離子）和酸根陰離子的化合物叫做鹽。
nh4no3 = nh4+ + no3- mgcl2 = mg2+ + 2cl- fe2(so4)3 = 2fe3+ + 3so42-
要點三、離子反應
1．定義：由於電解質溶於水後電離成為離子，所以，電解質在溶液中的反應實質上是離子之間的反應，像這樣，有離子參加的反應，就叫做離子反應。
2．本質：反應物中的某些離子的濃度減小。
3．發生條件：
①生成難溶（或微溶）的物質，如al(oh)3、baso4、ag2so4、caso4、ca(oh)2等。
②生成難電離的物質，如弱酸、弱鹼、水等。
③生成揮發性的物質，如co2、so2、nh3等。
④發生氧化還原反應：如zn與硫酸銅溶液：zn+cu2+=zn2+ +cu
要點四、離子方程式
1．概念：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。
2．書寫離子方程式的四個步驟（以碳酸鈣和鹽酸的反應為例）：
「一寫」：首先以客觀事實為依據寫出反應的化學方程式：
caco3+2hcl==cacl2+co2↑+h2o
「二改」（或拆）：把易溶於水且易電離的物質改寫成離子形式（最關鍵的一步）：
caco3+2h++2cl―==ca2++2cl―+co2↑+h2o
注意：（1）書寫離子方程式時，反應物或生成物中易溶的強電解質（強酸、強鹼和可溶性鹽）必須寫成陰、陽離子的形式。難溶的強電解質、弱電解質、非電解質和單質則必須保留化學式。
（2）對於微溶性的強電解質：①在反應物中視情況而定。如澄清石灰水中ca(oh)2以ca2+、oh―存在，可以拆成離子的形式；石灰乳中主要以不溶的ca(oh)2固體形式存在，不能拆成離子形式。
②在生成物中，一般不能拆，以化學式形式表示。
（3）可溶性多元弱酸酸式鹽的酸式根一律保留酸式根形式。如在水溶液中hco3―寫成h++co32―是不對的。
「三刪」： 刪去方程式兩邊未參加反應的離子：
caco3+2h+==ca2++co2↑+h2o
「四查」：檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等。
3．離子方程式的意義：
化學方程式只表示某乙個具體反應，而離子方程式表示的是某一類反應，並且它只寫參與反應的離子，更能體現反應本質。例如：離子方程式co32―+2h+==co2↑+h2o表示可溶性碳酸鹽和強酸在溶液中的反應，如na2co3和鹽酸的反應。
要點五、離子方程式的正誤判斷
乙個離子方程式是否正確，關鍵要看它能否反映溶液中離子反應的真實情況。我們可以從以下幾個方面進行判斷：
（1）是否以客觀事實為依據：如鐵與稀鹽酸反應就不能寫成：2fe+6h+ = 2fe3++3h2↑，而應寫成：fe + 2h+ = fe2+ + h2↑ 。
（2）是否符合質量守恆定律，即式中等號兩邊各種原子的種類和個數是否相等。如鋁與稀鹽酸的反應不能寫成：al+3h+ = al3++h2↑，而應寫成：
2al + 6h+ = 2al3+ + 3h2↑ 。
（3）電荷是否守恆
如硝酸銀溶液中加入銅粉的反應不能寫成：ag++cu==cu2++ag，應寫成：2ag++cu==cu2++2ag。
（4）電解質拆分要正確：
如碳酸鋇和稀硝酸反應不能寫成：co32-+2h+ = h2o+co2↑，因為碳酸鋇難溶於水要保留它的化學式，這個反應的離子方程式應寫成：baco3+2h+ = ba2++h2o+co2↑ 。
（5）要注意陰陽離子配比：
如稀硫酸與ba(oh)2溶液反應：h++so42―+ba2++oh―==baso4↓+h2o，錯在so42―和h+、ba2+和oh―未遵循1∶2這一組成。應為：
2h++so42―+ba2++2oh―==baso4↓+2h2o。
（6）注意反應中的「量」
有些反應，反應物的相對量不同，生成物也不同，離子方程式也就不同。
如ca(hco3)2溶液與naoh溶液：
若naoh溶液過量，離子方程式為：ca2++2hco3―+2oh―==caco3↓+co32―+2h2o
若ca(hco3)2溶液過量，離子方程式為：ca2++hco3―+oh―==caco3↓+h2o
要點六、判斷溶液中離子是否能大量共存
1、能相互反應的離子顯然不能大量共存，主要有以下幾種情形：
（1）在反應裡生成難溶或微溶物質（如caco3、baso4、agcl、cu（oh）2等）。
bacl2＋h2so4 = baso4↓+2hcl
（2）在反應裡生成氣態物質（如co2、so2、nh3等）。
caco3＋2hcl = cacl2＋h2o＋co2↑
（3）在反應裡生成弱電解質[包括水、弱酸（如ch3cooh）、弱鹼（如nh3·h2o）等）]。
naoh＋hcl = nacl＋h2o
ch3coona + hcl = ch3cooh + nacl
（4）發生氧化還原反應：2fe3++2i―==2fe2++i2
下圖中相應氧化性離子可以把下面對應還原性離子氧化
說明：i、no3—、so32—只有在酸性環境下才表現氧化性
ii、酸性環境可加大mno4—、clo—的氧化性
2、注意限定條件：
①若限定溶液的顏色為無色溶液，則mno4－（紫色）、fe3+（黃色）、cu2+（藍色）、fe2+（淺綠色）等有色離子不能存在，應首先將這四種離子排除。
②在強酸性溶液中，oh―及弱酸根陰離子（如co32―、so32―、s2―、ch3coo―、clo―等）均不能大量存在；
離子反應知識點分類
1 電解質的概念 1.1電解質 非電解質 2.2強電解質 弱電解質 2 離子反應及離子反應方程式 離子反應定義 在反應中有離子參加或有離子生成的反應稱為離子反應。在中學階段僅限於在溶液中進行的反應，可以說離子反應是指在水溶液中有電解質參加的一類反應。因為電解質在水溶液裡發生的反應，其實質是該電解質電...
化學 必修1 2 2離子反應知識點
第二節離子反應 一 電解質 1 電解質 非電解質 在水溶液中或熔融狀態下能夠導電的化合物叫電解質 酸 鹼 鹽屬於電解質。非電解質 在水溶液中或熔融狀態下都不能夠導電的化合物叫非電解質 如蔗糖 乙醇等。2.強電解質與弱電解質 在水溶液裡能完全電離成自由離子的電解質叫強電解質，在水溶液裡能部分電離成自由...
高考化學知識點之離子反應
考試要點 考試說明 1.了解電離 強弱電解質的概念 2.了解離子反應的概念，掌握離子反應發生的條件，能正確書寫簡單的離子方程式。命題方向 1.離子反應的條件及離子共存問題 2.離子方程式的書寫及正誤判斷問題 3.離子推斷 高考 離子共存，離子方程式的正誤判斷是本節的重點內容 有量限止的離子方程式的書...