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1、離子反應高考專題復習1、基本概念（1）離子反應定義：類型：a、離子互換的非氧化還原反應：當有難溶物(如CaCO3 難電離物(如H2O、弱酸、弱堿)以及揮發(fā)性物質(如 HCl)生成時離子反應可以發(fā)生。 b、離子間的氧化還原反應：取決于氧化劑和還原劑的 相對強弱，氧化劑和還原劑越強，離子反應越完全 有離子參加的反應（2）電解質、非電解質、強弱電解質電解質：非電解質：強電解質：弱電解質：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠導電的化合物。 在水溶液和熔化狀態(tài)都不導電的化合物。 在水溶液里全部電離成離子的電解質。 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。v 強電解質與弱電解質的注意點電解質的強弱與其在水溶液
2、中的電離程度有關，與其溶解度的大小 無關。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，故是強電解質。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。 電解質溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶 的電荷數(shù)有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯(lián)系。例如：一定濃 度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。 強電解質包括：強酸(如HCl、HNO3、H2SO4)、強堿(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； 弱電解質包括：弱酸
3、(如CH3COOH)、弱堿(如NH3H2O)、中強酸 (如 H3PO4 )，注意：水也是弱電解質。 共價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：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子 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)離子反應是在溶液中或熔融狀態(tài)時進行時反應，凡非溶液中進行的反 應一般不能寫離子方程式，即沒有自由移動離子參加的反應，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，但不能寫成離子方程式，只能寫化學方程
4、式。即： 2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)=CaCl2+2H2O +2NH3 (2)單質、氧化物在離子方程式中一律寫化學式；弱酸(HF、H2S、HClO、 H2SO3等)、弱堿(如NH3H2O)等難電離的物質必須寫化學式；難溶于 水的物質(如CaCO3、BaSO3、FeS、PbS、BaSO4，F(xiàn)e(OH)3等)必須寫 化學式。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：HSO3- +H+=SO2+H2O （4）對微溶物的處理有三種情況：在生成物中有微溶
5、物析出時，微溶物用化學式表示。 如Na2SO4溶液中加入AgNO3 溶液：2Ag+SO42-=Ag2SO4 當反應物里有微溶物處于溶液狀態(tài)(稀溶液)，應寫成離子的形式。如CO2氣體通人澄清石灰水中：CO2+Ca2+2OH-=CaCO3+H2O 當反應物里有微溶物處于懸濁液或固態(tài)時，應寫成化學式。 如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3+H2O （5）操作順序或反應物相對量不同時離子方程式不同，例如：少量燒堿滴入Ca(HCO3)2溶液此時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
6、NaOH過量)， 有Ca2+2OH-+2HCO3- =CaCO3+CO32- +2H2O 練 習寫出下列反應的離子方程式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 離子之間相互結合呈沉淀析出時不能大量共存。如形成BaSO4、CaSO4、 H2SiO3、Ca(OH)2、MgSO3、MgCO3、 PbCl2、H2SO4、Ag2SO4等。離子之間相互結合呈氣體逸出時不能大量共存，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。離子之間相互結合成弱電解質時不能大量共存。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)生氧化還原反應時不能大量共存，如：Fe3+與S2-、Fe3+與I-等。離子之間相互結合成絡離子時不能大量共存。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，由于 本身是酸式酸根，故又可與堿反應，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。 強酸的酸根離子和強堿的金屬陽離子，如：Cl-、 Br- 、I-、SO42-、 NO3-、K+、Na+等離子，因為在水溶液中不發(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。 某些絡離子，如Ag(NH3)2+，它們的配位體能與H+結合成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。
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