化学(必修1)2.2 离子反应 知识点

第二节 离子反应

一、电解质

1、电解质、非电解质

在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物叫电解质；酸、碱、盐属于电解质。 非电解质：在水溶液中或熔融状态下都不能够导电的化合物叫非电解质；如蔗糖、乙醇等。

2. 强电解质与弱电解质：

在水溶液里能完全电离成自由离子的电解质叫强电解质，在水溶液里能部分电离成自由离子的电解质叫弱电解质。

二．电离方程式的书写

1.电离：

电解质在水溶液里或熔融状态下，离解成自由离子的过程叫电离。 2.电离方程式的书写：

强电解质 完全 电离，用“=”表示，如： NaHSO4＝Na+H+SO4 弱电解质部分电离，用“进行的，如：H2CO3

HCO3

-2－

＋

－

+

+

2-

” 表示，如CH3COOH

＋

CH3COO+ H，而多元弱酸的电离是分步

- +

HCO3＋H

CO3＋H，而多元弱碱的电离一步写出，如Fe(OH)3Fe＋3OH。

3＋－

三、离子反应

1．概念：溶液中离子之间，以及离子与原子或分子之间发生的反应称为离子反应。 本质：是某种或某些离子浓度的降低。 2．离子反应的发生条件 （１）生成沉淀 （２）生成弱电解质

（３）生成气体（挥发性物质）

（４）发生氧化还原反应，原电池、电解池中的离子反应属于这一类型。 （５）其它条件

还应注意有少数离子可形成络合离子的情况。如Fe3+和SCN-、C6H5O-，发生如下络合反应 Fe3+＋SCN- [Fe(SCN)]2+；能水解的阳离子跟能水解的阴离子（如Al3+和

HCO3-、CO32-、HS-、S2-、ClO-）在水溶液中也能发生反应等。

四、离子方程式的书写

1.概念：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。 2.书写步骤：

①写：写出反应的化学方程式 ;

②拆：把易溶于水、易电离的物质 拆写成离子形式，难溶、难电离、气体、单质、氧化物等 仍用化学式表示;

③删：删去方程式两边不参加反应的离子

④查：检查离子方程式两边元素的原子个数 和电荷总数 是否相等。

3.

一、离子方程式的正误判断

1．看离子方程式是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。如 HNO3 溶液与金属反应没有 H2生成；Fe发生置换反应只生成＋2 价的亚铁离子。 2.元素原子是否守恒

反应前后各种元素的原子个数应该相等。如过量锌与

，正确的是

3.电荷是否守恒

在离子方程式中，两边的电荷数必须守恒，如

与

反应，不能写成

，而写成

溶液反应：

4.氧化还原反应是否遵守得失电子守恒原理 5.拆分是否恰当

在离子方程式中，强酸、强碱和咦溶于水的盐拆分成离子形式；难溶物、难电离物质、易挥发物质、单质、氧化物、非电解质等均不能拆分，要写成化学式，如

通常要写成6.是否漏掉离子反应 如

溶液与

溶液反应，既要写

与

的离子反应，又要写

与

的离子

不能写成

；

反应，应为

7.是否符合题设条件

题设条件往往有“过量”、“少量”、“适量”、“任意量”、“滴加顺序”等字眼，解题是要特别留心。

反应物或生成物的配比是否合理，即量的问题 8.判断各种符号是否正确

及离子符号写成价态符号等。

【备注】与量有关的离子方程式书写 1．常见与量有关的离子反应

2＋(1)酸式盐与碱反应涉及到的“量”例如：Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH溶液反应：Ca＋HCO＋OH

－

===CaCO3↓＋H2O Ca(HCO3)2溶液与足量NaOH溶液反应： Ca

2＋

＋2HCO＋2OH

－

===CaCO3↓＋CO＋2H2O

此外，NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液、Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液等反应均与“量”有关。 (2)酸性氧化物与碱溶液反应涉及到的“量”

－

例如：NaOH溶液与少量CO2反应：CO2＋2OH===CO＋H2O －

NaOH溶液与足量CO2反应：CO2＋OH===HCO 类似的还有SO2与碱的反应。

(3)反应物混合顺序不同涉及到的“量” (4)氧化还原反应中涉及到的“量” ①FeBr2溶液与不同量的氯水混合

当氯水足量时：2Fe当氯水少量时：2Fe

2＋2＋

－3＋－ ＋4Br＋3Cl2===2Fe＋2Br2＋6Cl3＋－

＋Cl2===2Fe＋2Cl

当FeBr2与Cl2物质的量为1∶1时： 2＋－3＋－ 2Fe＋2Br＋2Cl2===2Fe＋Br2＋4Cl②铁和稀HNO3的反应

＋3＋

铁不足：Fe＋4H＋NO===Fe＋NO↑＋2H2O ＋2＋

铁过量：3Fe＋8H＋2NO===3Fe＋2NO↑＋4H2O 2．书写技巧

(1)书写与量有关的离子反应方程式时，常设不足者为“1 mol”进行分析，根据“不足者”调整过量物质的比例。

(2)判断与量有关的离子反应方程式正误时，采用“不足者”必符合化学式中原子或离子个数比进行判断，比较快速方便。 二、判断溶液中离子共存的规律

1.同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子便不能在同一溶液中大量共存.

2

(1) 生成难溶物或微溶物：如Ba2+与CO3、Ag+与Br-、Ca2+与SO4等不能大量共存。 2 （2）生成气体或挥发性物质：如NH4+与OH-、H+与CO3、HCO3、S2-、HS、HSO3、

2

SO32 等不能大量共存。

2 2 (3) 生成难电离的物质：如H+与CH3COO-、CO3、S2-、SO3等生成弱酸；OH-与NH4+、

Cu2+、Fe3+等生成弱碱或沉淀；H+与OH-生成水，这些离子不能大量共存。

(4) 发生氧化还原反应：氧化性离子（如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4等）与还原性离子

2 （如S2-、I-、Fe2+、SO3等）因在溶液中（特别是在酸性溶液中）发生氧化还原反应而不

能大量共存。

（5）形成配合物：如Fe3+与SCN-反应生成配合物而不能大量共存。 2.附加隐含条件的应用规律

⑴溶液无色透明时，则溶液肯定无有色离子。如Cu2+（蓝色）、Fe3+（棕黄色）、Fe2+（浅

绿色）、MnO4（紫红色）等都有颜色，若无色溶液则说明这些离子不存在。

⑵强碱性溶液中肯定不存在与OH起反应的离子。 ⑶强酸性溶液中肯定不存在与H+起反应的离子

⑷与水反应的离子，如O2-、N3-、P3-等在水溶液中不存在。

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/5mem.html