浙江省紹興市高考化學(xué)復(fù)習(xí) 離子反應(yīng)高考專題復(fù)習(xí)課件 新人教版

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1、離子反應(yīng)高考專題復(fù)習(xí)1、基本概念（1）離子反應(yīng)定義：類型：a、離子互換的非氧化還原反應(yīng)：當(dāng)有難溶物(如CaCO3 難電離物(如H2O、弱酸、弱堿)以及揮發(fā)性物質(zhì)(如 HCl)生成時(shí)離子反應(yīng)可以發(fā)生。 b、離子間的氧化還原反應(yīng)：取決于氧化劑和還原劑的 相對(duì)強(qiáng)弱，氧化劑和還原劑越強(qiáng)，離子反應(yīng)越完全 有離子參加的反應(yīng)（2）電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)弱電解質(zhì)電解質(zhì)：非電解質(zhì)：強(qiáng)電解質(zhì)：弱電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔铩?在水溶液和熔化狀態(tài)都不導(dǎo)電的化合物。 在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) 。v 強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的注意點(diǎn)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其在水溶液

2、中的電離程度有關(guān)，與其溶解度的大小 無關(guān)。例如：難溶的BaSO4、CaSO3等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶 解的部分是完全電離的，故是強(qiáng)電解質(zhì)。而易溶于水的CH3COOH、 H3PO4等在水中只有部分電離，故歸為弱電解質(zhì)。 電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱只與自由移動(dòng)的離子濃度及離子所帶 的電荷數(shù)有關(guān)，而與電解質(zhì)的強(qiáng)弱沒有必然的聯(lián)系。例如：一定濃 度的弱酸溶液的導(dǎo)電能力也可能比較稀的強(qiáng)酸溶液強(qiáng)。 強(qiáng)電解質(zhì)包括：強(qiáng)酸(如HCl、HNO3、H2SO4)、強(qiáng)堿(如NaOH、KOH、 Ba(OH)2)和大多數(shù)鹽(如NaCl、 MgCl2、K2SO4、NH4C1)及所有的離 子化合物； 弱電解質(zhì)包括：弱酸

3、(如CH3COOH)、弱堿(如NH3H2O)、中強(qiáng)酸 (如 H3PO4 )，注意：水也是弱電解質(zhì)。 共價(jià)化合物在水中才能電離，熔融狀態(tài)下不電離 舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態(tài)下電離式是不同的 （3）離子方程式定義：用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)表示離子反應(yīng)的式子 使用環(huán)境：離子程式在水溶液或熔融狀態(tài)下才可用離子方程式表示 2、離子方程式的書寫(1)離子反應(yīng)是在溶液中或熔融狀態(tài)時(shí)進(jìn)行時(shí)反應(yīng)，凡非溶液中進(jìn)行的反 應(yīng)一般不能寫離子方程式，即沒有自由移動(dòng)離子參加的反應(yīng)，不能寫 離子方程式。如 NH4Cl固體和Ca(OH)：固體混合加熱，雖然也有離子 和離子反應(yīng)，但不能寫成離子方程式，只能寫化學(xué)方程

4、式。即： 2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)=CaCl2+2H2O +2NH3 (2)單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫化學(xué)式；弱酸(HF、H2S、HClO、 H2SO3等)、弱堿(如NH3H2O)等難電離的物質(zhì)必須寫化學(xué)式；難溶于 水的物質(zhì)(如CaCO3、BaSO3、FeS、PbS、BaSO4，F(xiàn)e(OH)3等)必須寫 化學(xué)式。如：CO2+2OH-=CO32-+H2O CaCO3+2H+=CO2+H2O+Ca2+ (3)多元弱酸的酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫。 如NaHSO3溶液和稀硫酸反應(yīng)：HSO3- +H+=SO2+H2O （4）對(duì)微溶物的處理有三種情況：在生成物中有微溶

5、物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表示。 如Na2SO4溶液中加入AgNO3 溶液：2Ag+SO42-=Ag2SO4 當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于溶液狀態(tài)(稀溶液)，應(yīng)寫成離子的形式。如CO2氣體通人澄清石灰水中：CO2+Ca2+2OH-=CaCO3+H2O 當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于懸濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫成化學(xué)式。 如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3+H2O （5）操作順序或反應(yīng)物相對(duì)量不同時(shí)離子方程式不同，例如：少量燒堿滴入Ca(HCO3)2溶液此時(shí)Ca(HCO3)2 過量， 有 Ca2+HCO3-+OH-=CaCO3 +H2O 少量Ca(HCO3)2溶液滴人燒堿溶液(此時(shí)

6、NaOH過量)， 有Ca2+2OH-+2HCO3- =CaCO3+CO32- +2H2O 練 習(xí)寫出下列反應(yīng)的離子方程式1、NaHSO4溶液中滴入Ba(OH)2溶液至：(1)中性；(2)沉淀完全2、硫酸鋁溶液中加入Ba(OH)2溶液至： (1)沉淀最大量；(2)堿過量3、碘化亞鐵溶液中滴入：(1)少量溴水；(2)溴水過量（1）2H+SO42-+Ba2+2OH-=BaSO4+2H2O（2）H+SO42-+Ba2+OH-=BaSO4+H2O（1）2Al3+3SO42-+3Ba2+6OH-=2Al(OH)3 +3BaSO4 （2）2Al3+3SO42-+3Ba2+8OH-=2AlO2- +3BaSO

7、4 +4H2O（1）2I-+Br2=I2+2Br-（2）2Fe2+4I-+3Br2=2Fe3+2I2+6Br-3、離子共存問題 離子之間相互結(jié)合呈沉淀析出時(shí)不能大量共存。如形成BaSO4、CaSO4、 H2SiO3、Ca(OH)2、MgSO3、MgCO3、 PbCl2、H2SO4、Ag2SO4等。離子之間相互結(jié)合呈氣體逸出時(shí)不能大量共存，如：H+與S2-、HCO3-、 SO32-、HSO3-和OH-與NH4+等，由于逸出H2S、CO2、SO2、NH3等氣 體或S2-變成HS-，CO32-變成HCO3-而不能大量共存。離子之間相互結(jié)合成弱電解質(zhì)時(shí)不能大量共存。如：H+與CH3COO-、 OH-、

8、PO43-等離子，由于生成 CH3COOH、H2O、HPO42-、H2PO4-、 H3PO4而不能大量共存。離子之間發(fā)生雙水解析出沉淀或逸出氣體時(shí)不能大量共存，如Al3+與 AlO2-、Fe3+與HCO3- 、Al3+與HS- 、S2-、HCO3-、CO32-等離子。離子之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)不能大量共存，如：Fe3+與S2-、Fe3+與I-等。離子之間相互結(jié)合成絡(luò)離子時(shí)不能大量共存。如Fe3+與SCN-生成 Fe(SCN)2+，Ag+、NH4+、OH-生成Ag(NH3)2+，F(xiàn)e3+與C6H5OH也絡(luò)合等（1）“不共存”情況歸納（2）離子在酸性或城性溶液中存在情況的歸納。 某些弱酸的酸式酸根

9、離子，如HCO3-、HS-等可和酸發(fā)生反應(yīng)，由于 本身是酸式酸根，故又可與堿反應(yīng)，故此類離子與H+和OH-都不能 共存。 某些弱酸的陰離子，如：CH3COO- 、S2-、CO32-、 PO43-、AlO2-、 SO32-、ClO- 、SiO32-等離子在水溶液中發(fā)生水解，有H則促進(jìn)其 水解，生成難電離的弱酸或弱酸的酸式酸根離子。所以這些離子可 和OH-(在堿性溶液中)大量共存，不能與H+(在酸性溶液中)大量共存。 某些弱堿金屬陽離子，如：Zn2+、Fe3+、Fe2+、 Cu2+、Al3+、NH4+、 Pb2+、Ag+等。在水溶液中發(fā)生水解，有OH-則促進(jìn)水解生成弱堿或 難溶的氫氧化物。故上述離

10、子可和H+(在酸性溶液中)大量共存，不 能與OH-(在堿性溶液中)共存。但有NO3-存在的酸性溶液， Fe2+等還 原性離子不與之共存。 強(qiáng)酸的酸根離子和強(qiáng)堿的金屬陽離子，如：Cl-、 Br- 、I-、SO42-、 NO3-、K+、Na+等離子，因?yàn)樵谒芤褐胁话l(fā)生水解，所以不論在 酸性或堿性溶液中都可以大量共存。但SO42-與Ba2+不共存。 某些絡(luò)離子，如Ag(NH3)2+，它們的配位體能與H+結(jié)合成NH3 Ag(NH3)2+ +2H+Ag+ 2NH4+，所以，它們只能存在于堿性溶液 中，即可與OH-共存，而不能與H+共存。分析：“共存”問題，還應(yīng)考慮到題目附加條件的影響，如溶液的酸堿 性、PH值、溶液顏色、水的電離情況等。