高考化學二輪復習 專題3 離子反應課件.ppt

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專題3 離子反應,考點6 離子方程式 考點7 離子共存 考點8 離子的檢測與推斷,考點6 離子方程式,600分知識 700分考法 考法1：電解質(zhì)及其強弱的判斷 考法2：離子方程式的書寫 考法3：與量有關的離子方程式的書寫 考法4：離子方程式的正誤判斷,1電解質(zhì)及其分類 (1)電解質(zhì)和非電解質(zhì),1電解質(zhì)及其分類 (2)強電解質(zhì)和弱電解質(zhì),2離子方程式 (1)離子方程式的定義 用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子叫作離子方程式，其可以表示一類物質(zhì)的反應。,(2)離子方程式的書寫四步驟 以CuSO4溶液與BaCl2溶液反應為例： 寫：寫出正確的化學方程式。CuSO4BaCl2= CuCl2BaSO4 拆：把易溶易電離的物質(zhì)改寫成離子形式；難溶、難電離的物質(zhì)、氣體、氧化物、單質(zhì)等仍寫成化學式。 Cu2SOBa22Cl= Cu22ClBaSO4 刪：刪除等號兩邊完全相同的離子(即不參加反應的離子)，并使化學計量數(shù)最簡。Ba2SO= BaSO4,考法1 電解質(zhì)及其強弱的判斷 1電解質(zhì)與非電解質(zhì)的判斷 (1)電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)、混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。 (2)酸(不論強弱)、堿(不論強弱)、鹽(不論難溶、易溶)都是電解質(zhì)。 (3)電解質(zhì)一定是化合物，且在水溶液中是自身電離而導電。有些化合物的水溶液雖然能導電，但溶液中的離子不是由其自身電離產(chǎn)生，故不屬于電解質(zhì)，而屬于非電解質(zhì)，如SO2、CO2、SO3、NH3等。 (4)識記一些易混易錯的物質(zhì)。 易誤判為電解質(zhì)的物質(zhì)，如CO2、NH3、SO2等溶于水能導電，但不是其本身電離，故不是電解質(zhì)，而是非電解質(zhì)。 易誤判為非電解質(zhì)的物質(zhì)，如Cl2、Cu等。Cl2、Cu不屬于化合物，故既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。,考法1 電解質(zhì)及其強弱的判斷 2電解質(zhì)強弱的判斷 強酸、強堿、絕大部分的鹽(如BaSO4、NaCl)、活潑金屬氧化物(如CaO)是強電解質(zhì)，弱酸、弱堿、H2O、極少數(shù)鹽(CH3COO)2Pb、HgCl2等是弱電解質(zhì)。,返回,【注意】鹽一般是強電解質(zhì)(不論難溶、易溶)，但不一定都是強電解質(zhì)。如易溶性鹽醋酸鉛(CH3COO)2Pb難電離，是弱電解質(zhì)，在方程式中仍寫化學式。 溶解度小的物質(zhì)易誤認為是弱電解質(zhì)。如BaSO4、AgCl等在水溶液中溶解度很小，但溶解部分是完全電離的，屬于強電解質(zhì)。 導電性強弱只與自由離子的濃度及其所帶的電荷數(shù)有關。電解質(zhì)溶液的導電能力主要取決于離子濃度：若易溶且濃度大，導電能力強；若難溶，即使是飽和溶液(如飽和BaSO4溶液)，導電能力也很弱。,考法2 離子方程式的書寫 離子方程式的書寫是高考中常考內(nèi)容，考生在熟悉書寫的程序與規(guī)范之外，需要突破以下兩點： 1.電解質(zhì)的“拆”分原則； 2.依據(jù)反應原理書寫離子反應。,考法3 與量有關的離子方程式的書寫 1“少量定1法”書寫離子方程式 (1)把“量少”的物質(zhì)的化學計量數(shù)定為“1”，使其陰、陽離子都參與反應，若少量物質(zhì)有兩種或兩種以上離子參加反應，則參加反應的離子的物質(zhì)的量之比與其化學式相符。 (2)依據(jù)少量物質(zhì)中離子的物質(zhì)的量，確定過量物質(zhì)中，實際參加反應的離子的物質(zhì)的量。,2分類法書寫與量有關的三種類型的離子方程式 (1)配比型 主要指一種反應物中有兩種或兩種以上離子同時參與反應時，因離子比例不協(xié)調(diào)(一般為復鹽和酸式鹽)，當一種離子恰好完全反應時，另一種離子不能恰好完全反應(有剩余或不足)而導致其離子反應方程式與用量有關。如含 等離子的 酸式鹽溶液跟堿溶液的反應。,2分類法書寫與量有關的三種類型的離子方程式 (2)連續(xù)型 主要指反應生成的離子因又能與過量的反應物繼續(xù)反應而導致其離子方程式與用量有關。 書寫步驟與方法：首先分析判斷出物質(zhì)過量與否，再根據(jù)原理書寫。,2分類法書寫與量有關的三種類型的離子方程式 (3)競爭先后型 主要指一種反應物的兩種離子都能跟另一種反應物的離子反應，但因反應先后順序不同而導致其離子方程式與用量有關。 書寫步驟與方法：首先搞清楚反應發(fā)生的先后順序，然后根據(jù)用量判斷反應發(fā)生的程度。最后用“少量定1法”書寫離子方程式。,返回,考法4 離子方程式的正誤判斷,1.反應是否符合事實,2.物質(zhì)拆分是否正確,3.看原子守恒、電荷守恒、電子得失守恒,4.離子之間配比是否正確,5.看用量對反應的影響,6.看是否遺漏反應,7.反應符號是否正確,考點7 離子共存,600分知識 700分考法 考法5：無限定條件的離子共存的判斷 考法6：限定條件的離子共存判斷,1離子反應的主要類型 (1)復分解反應 (2)氧化還原反應 (3)鹽的水解 (4)配合反應,2離子反應發(fā)生的條件 (1)生成沉淀 (2)生成氣體 (3)生成難電離的物質(zhì)(弱酸、弱堿和H2O) (4)能發(fā)生氧化還原反應(包括原電池和電解池的離子反應)。 (5)其他條件：有少數(shù)離子可形成絡合離子。,返回,考法5 無限定條件的離子共存的判斷 無限定條件離子能否大量共存是看離子間能否發(fā)生反應。若能發(fā)生，則不能大量共存。,1.能否發(fā)生復分解反應 (1)與H反應不能大量共存：弱酸根離子(如CH3COO、CO、C2O、HCO、SiO、PO、S2、ClO、SO、F等)、OH。 (2)與OH反應不能大量共存：金屬離子(Na、K、Ca2、Ba2等除外)、NH、H，弱酸的酸式酸根離子(如HCO、HSO、HS等)。 (3)生成不溶鹽而不能大量共存。,2能否發(fā)生氧化還原反應 若離子間能發(fā)生氧化還原反應，則不能大量共存。常涉及因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存的離子如下： (1)常見的氧化性離子：Fe3、MnO、NO、Cr2O、ClO； (2)常見的還原性離子：S2、I、Fe2 等。,考法6 限定條件的離子共存的判斷 1易錯的隱含條件,考法6 限定條件的離子共存的判斷 2?？茧x子的性質(zhì),考點8 離子的檢測與推斷,600分知識 700分考法 考法7：離子的檢測與判斷,常見離子的檢驗,考法7 離子的檢驗與推斷 1堅持“四項基本原則” (1)肯定原則：根據(jù)實驗現(xiàn)象，推出肯定存在或肯定不存在的離子。 (2)互斥原則：即相互反應的離子不能大量共存。 根據(jù)“互斥原則”，若推出溶液中已存在某離子，那么能與該離子反應的離子則不能大量存在。 可以根據(jù)“互斥原則”，先確定離子間的組合，這樣可以大大減少思維量。,考法7 離子的檢驗與推斷 1.堅持“四項基本原則” (3)進出原則：即加入試劑時帶入(“進”)的離子和發(fā)生反應時消耗(“出”)的離子，對后續(xù)實驗是否有影響。 (4)守恒原則：即溶液中電荷守恒。,考法7 離子的檢驗與推斷 1.推斷方法 (1)考慮全面：如加入BaCl2溶液生成白色沉淀，且不溶于稀HNO3，則沉淀可能是AgCl或BaSO4。能使澄清石灰水變渾濁的氣體可能是CO2、SO2等。,(2)考慮干擾：如加入AgNO3溶液后出現(xiàn)黑色沉淀，不能認為溶液中無Cl，因為S2與Ag生成的黑色的Ag2S沉淀可掩蓋白色的AgCl沉淀。,