備考2019高考化學第一輪復習 第2章 化學物質及其變化 第2節(jié) 離子反應學案 必修1.doc

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第二節(jié) 離子反應 一、電解質 1．概念： (1)電解質： 叫電解質。酸、堿、鹽、水、金屬氧比物。 (2)非電解質： 叫非電解質；如蔗糖、乙醇等。 2．對概念的理解： (1)電解質和非電解質首先都是 ，而單質和混合物(如溶液) 。 (2)電解質導電的原因，是電解質 。 (3)電解質溶液導電能力的強弱，由溶液中 大小和離子所帶電荷數(shù)決定的，而自由離子濃度大小是由 和 （即電解質強弱）共同決定的。所以說，只有在 時，強電解質溶液導電能力才比弱電解質強。 (4)電解質能發(fā)生電離的條件是 。其中離子化合物在 能電離并導電，共價化合物的電解質 電離并導電，據(jù)此，可以根據(jù) 判斷物質是離子化合物或共價化合物。 3．強電解質與弱電解質對比： 強電解質 弱電解質 定義 在水溶液中能完全電離的電解質 在水溶液中只能部分電離的電解質 溶質微粒種類 （有/無） 離子， 分子 （有/無） 離子， 分子 溶質電離過程 （是/不） 可逆， 存在電離平衡 (是/不) 可逆， 電離平衡 舉例 強酸： 等 強堿： 等 絕大部分鹽：BaSO4、BaCl2（含 鹽和 鹽） 弱酸：CH3COOH、H2S、H2CO3 弱堿：NH3H2O、Cu(OH)2等 小部分鹽：(CH3COO)2Pb，及H2O 4．電離方程式的書寫： （1）強電解質完全電離，用 表示，如：NaHSO4 。 弱電解質部分電離，用 表示，如CH3COOH 。 （2）多元弱酸的電離必須分步書寫，如：H2CO3 。 而多元弱堿的電離一步寫出，如：Fe(OH)3 。 （3）強酸的酸式鹽電離：水溶液中：NaHSO4 ，熔融狀態(tài)下：NaHSO4 。 弱酸的酸式鹽電離：水溶液中：NaHCO3 ； 。 熔融狀態(tài)下：因NaHCO3發(fā)生分解而不存在，所以不能寫。 二、離子反應 1．本質：離子反應就指有離子參加的反應。反應本質是 。 2．離子方程式的書寫書寫要求： （1）把 拆寫成離子形式，如 酸、 堿、 鹽。 （2）把難 、難 物質，如，沉淀、氣體、單質、氧化物等，仍用分子式表示。 （3）固體間離子反應， （能/不能）寫離子方程式，如固體NH4Cl與Ca(OH)2制氨氣的反應。 （4）配平時需要檢查離子方程式兩邊元素的 和 是否相等。 3．離子方程式的意義：離子方程式能清楚地揭示離子反應的本質，它不僅表示某個具體或特定的反應，而且還表示 反應。 4．離子反應的發(fā)生條件 （1）發(fā)生復分解反應：①生成沉淀。如Al(OH)3、BaSO4等；②生成弱電解質，如弱酸、弱堿、水等； ③生成氣體（揮發(fā)性物質），如CO2、SO2、H2S、NH3等。 （復分解反應類型及發(fā)生條件口訣：“強酸制弱酸，強堿制弱堿，酸堿要中和，鹽鹽有沉淀”） （2）發(fā)生氧化還原反應： 氧化性物質+ 還原性物質 氧化性物質+ 還原性物質。 5．常見酸堿鹽溶解性規(guī)律。 （1）強酸形成的鹽都 ，僅SO42－與 難溶或微溶，Cl－、Br－、I－與 難溶。 （2）弱酸形成的鹽僅有 鹽溶于水，其余均 或不存在。 （3）酸都 ，僅有 難溶。 （4）強堿中大多數(shù)易溶于水，僅 微溶。弱堿只有 溶于水，其余弱堿均 。 （5）特例：醋酸鹽、碳酸氫鹽大多溶于水。 1．向BaCl2溶液中分別通入CO2、SO2、SO3、H2SO4、Na2CO3、Na2SO3、Na2SO4， 能反應的有： ，不能反應的有： 。 2．Ba SO4、AgCl沉淀不溶于HNO3，CaCO3 、Ca3（PO4）2則溶于HNO3，為什么？ 3．判斷下列溶液之間能否發(fā)生反應，能反應的再寫出方程式，不能反應的說出理由。 CaCl2 + NH3H2O ： 。 CuCl2 + NH3H2O： 。 一、離子方程式的正誤判斷 1.判斷步驟 (1)看離子方程式中的生成物是否符合客觀事實。判斷以下離子方程式是否正確并說明原因： ①HNO3 與FeS反應：FeS ＋2H＋= Fe2＋+H2S↑ ； ②Fe與鹽酸：2Fe +6H＋= 2Fe3＋+3H2↑ ； ③SO2通入次氯酸鈉溶液中：SO2＋H2O ＋2ClO－= SO32+ ＋2 HClO 。 (2)拆分是否恰當。在離子方程式中，強酸、強堿和易溶于水的鹽拆分成離子形式；難溶物、難電離物質、易揮發(fā)物質、單質、氧化物、非電解質等均不能拆分，要寫成化學式。 (3)各種符號是否正確：、↑、↓，及離子符號寫成價態(tài)符號等。其中 方程式和 方程式（不完全水解）必須寫“”，其它可逆反應是否寫“”，沒有嚴格要求，一般看題意而定。但新課標教材上出現(xiàn)過的15種常見可逆反應，每名學生要清楚。 ①Cl2 + H2O HCl + HClO; ②I2 + H22HI; ③SO2 + H2OH2SO3 ④2SO2 + O2 2SO3; ⑤N2 + 3H22NH3; ⑥NH3 + H2O NH3H2O NH4+ + OH- ⑦2NO2(棕色)N2O4(無色); ⑧Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+ ⑨PCl3+Cl2PCl5 ⑩FeCl3 + 3KSCNFe(SCN)3 C + CO2 高溫 2CO CO + H2OCO2 + H2 弱酸弱堿的電離； 鹽的水解； 酯化反應：CH3COOH + CH3CH2OH濃硫酸 △ CH3COOCH2CH3 + H2O。 (4) 元素原子是否守恒，電荷是否守恒。如： ①FeCl2與Cl2反應：Fe2＋＋Cl2=Fe3＋＋2Cl－ ； ②鈉溶于水：Na+2H2O= Na++2OH－+ H2↑ 。 2. 分析反應物的用“量”：題設條件往往有“過量”、“少量”、“適量”、“任意量”、“滴加順序”等字眼，解題是要特別留心。如把過量的NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液混合。 (1)酸式鹽與堿反應。如：Ca(HCO3)2溶液與少量NaOH溶液： 。 Ca(HCO3)2溶液與足量NaOH溶液： 。 此外，NaHSO4溶液與Ba(OH)2溶液、Ca(OH)2溶液與NaHCO3溶液等反應均與“量”有關。 書寫技巧：①書寫與量有關的離子反應方程式時，常設不足者為“1 mol”進行分析，或“不足者”各離子系數(shù)必須符合化學式中原子或離子個數(shù)比，②過量物質的系數(shù)，根據(jù)“不足者”反應需要量來調整。 (2) CO2、SO2等酸性氧化物涉及到的“量”如：NaOH溶液與少量CO2： 。 NaOH溶液與足量CO2反應： 。 類似的還有SO2與堿的反應。 (3)多種氧化劑或多種還原劑在反應中涉及到的“量”不同，反應的順序不同，方程式也不同。 ①如FeBr2溶液與氯水反應，氯水足量時： ； 當氯水少量時： ； 當FeBr2與Cl2物質的量為1∶1時： 。 ②變價元素如鐵和稀HNO3的反應，鐵不足： 。 鐵過量： 。 3．特別歸納： (1)離子方程式書寫中，濃硫酸要寫成 形式，濃硝酸、濃鹽酸要寫成 形式。 (2)拆寫時，微溶物的澄清溶液要寫成 形式；呈渾濁狀態(tài)或沉淀時要寫成 形式。 如澄清石灰水表示為 ，而石灰乳表示為 。 (3)氨水作為反應物寫為 ；作為生成物時，稀溶液或不加熱時寫 ；若有加熱條件或濃度很大時，寫為 。 二、判斷溶液中離子共存的規(guī)律 1．附加隱含條件的應用規(guī)律： ⑴溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，如 ； ⑵強堿性溶液中肯定有OH-，與之反應的離子不存在，如H+、Fe3+、Al3+、NH4+、HCO3-等； ⑶強酸性溶液中肯定有H+，與之反應的離子不存在，如HCO3- 、CO32- 、AlO2- 、CH3COO- 等； ⑷由于Fe3+、Al3+ 水解比較強烈，所以在中性溶液中 。 ⑸水電離出H＋或OH-濃度為10－12molL－1、溶液與Al反應產(chǎn)生H2，都說明溶液為 。 2．離子共存條件：同一溶液中若離子間不發(fā)生任何反應，它們之間便能在溶液中大量共存。 ⑴生成難溶物或微溶物不能大量共存，詳見前頁“酸堿鹽溶解性規(guī)律”。 ⑵H+、OH—與溶液中離子生成弱酸弱堿等難電離物質的反應順序： ①H+與所有 及OH—離子都不能大量共存， 且一般先后順序： 。 ②OH—與所有 及H+都不能大量共存， 且一般先后順序： 。 ⑶發(fā)生氧化還原反應：氧化性離子(如MnO4-、ClO-、NO3- (H+)、 Fe3+等)與還原性離子(如S2-、SO32-、I-、Fe2+、Br－等)不能大量共存，詳細情況見下節(jié)《氧化還原反應》。 1．在澄清、透明的淺黃色溶液中，可能含有下列八種離子：H＋、NH、Fe3＋、Ba2＋、Al3＋、SO、HCO、I－，在檢驗方案設計時初步分析其溶液中最多可含離子(不包括OH－)有( 　) A.4種 B.5種 C.6種 D.7種 2．能正確表示下列反應的離子方程式是 (　 　) A.向次氯酸鈣溶液通入過量CO2：Ca2＋＋2ClO－＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClO B.向次氯酸鈣溶液通入SO2：Ca2＋＋2ClO－＋H2O＋SO2===CaSO3↓＋2HClO C.氫氧化鈣溶液與碳酸氫鎂溶液反應：Ca2＋＋OH－＋HCO===CaCO3↓＋H2O D.在氯化亞鐵溶液中加入稀硝酸：3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋2H2O＋NO↑ 【第二節(jié) 離子反應參考答案】 一、電解質 【基礎落實】 1．(1)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物 (2) 在水溶液 中和熔融 狀態(tài)下都不能導電的化合物 2．(1)化合物 既不是電解質，也不是非電解質 (2) 在水溶液里或熔融狀態(tài)下，能夠電離成自由移動離子 (3) 自由離子濃度 溶液濃度 電解質的電離程度 溶液濃度相同 (4) 在水溶液里或熔融狀態(tài)下 水溶液里或熔融狀態(tài)下 只能水溶液 里熔融狀態(tài)下是否導電 3．有 無 有 有 不 不 是 是 HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca (OH)2 可溶 難溶 4．(1)等號 NaHSO4＝Na++H++SO42- 可逆符號 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、離子反應 1．使某種或某些離子濃度降低或減少 2．(1)易溶于水、易電離的物質 強 強 可溶于水的 (2) 溶于水 電離 (3) 不能 (4) 原子個數(shù) 電荷總數(shù) 3.同一類型離子 4. 強 強 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 NH3H2O 不溶于水 【對點訓練】 1．SO3、H2SO4、Na2CO3、Na2SO3、Na2SO4 CO2、SO2 2．BaSO4、AgCl均為強酸鹽，不能與強酸HNO3反應 ， CaCO3、Ca3(PO4)2是弱酸鹽 ，能與強酸HNO3反應。 3．不反應 CuCl2+2NH3H2O == Cu(OH)2 ＋ 2NH4Cl 【規(guī)律總結】 一、離子方程式的正誤判斷 1.(1) HNO3有強氧化性，應該發(fā)后氧化還原反應 Fe與鹽酸置換反應只能生成二價離子 應該發(fā)生氧化還原反應 (3) 弱電解質電離 鹽的水解 (4) 配平錯誤，應為：2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl 配平錯誤，應為：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 離子 (2) 分子 離子 Ca2++2OH- Ca(OH)2 (3) NH3H2O NH3H2O NH3↑+ H2O 二、判斷溶液中離子共存的規(guī)律 1.Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4- 、Cr2O72- 也不能存在 酸性或堿性兩種可能 2．弱酸根離子 OH－＞ AlO2－＞ SiO32－＞ CO32－＞ HCO3－＞ Al(OH)3溶解 弱堿陽離子 H+＞金屬陽離子 ＞NH4＋ ＞Al(OH)3等固體溶解 【對點訓練】1．B 2．D