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，據此，可以根據 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H2O4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：生成沉淀。如Al(OH)3、BaSO4等；生成弱電解質，如弱酸、弱堿、水等；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： 。2Ba 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：HNO3 與FeS反應：FeS 2H= Fe2+H2S ；Fe與鹽酸：2Fe +6H= 2Fe3+3H2 ；SO2通入次氯酸鈉溶液中：SO2H2O 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過的15種常見可逆反應，每名學生要清楚。Cl2 + H2O HCl + HClO; I2 + H22HI;SO2 + H2OH2SO3 2SO2 + O2 2SO3; N2 + 3H22NH3; NH3 + H2O NH3H2O NH4+ + OH- 2NO2(棕色)N2O4(無色); Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+PCl3+Cl2PCl5 FeCl3 + 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：FeCl2與Cl2反應：Fe2Cl2=Fe32Cl ；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：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”各離子系數必須符合化學式中原子或離子個數比，過量物質的系數，根據“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。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11時： 。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：溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，如 ；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；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；由于Fe3+、Al3+ 水解比較強烈，所以在中性溶液中 。水電離出H或OH-濃度為1012molL1、溶液與Al反應產生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。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”。H+、OH與溶液中離子生成弱酸弱堿等難電離物質的反應順序：H+與所有 及OH離子都不能大量共存，且一般先后順序： 。 OH與所有 及H+都不能大量共存，且一般先后順序： 。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：Ca22ClOH2OCO2=CaCO32HClOB.向次氯酸鈣溶液通入SO2：Ca22ClOH2OSO2=CaSO32HClOC.氫氧化鈣溶液與碳酸氫鎂溶液反應：Ca2OHHCO=CaCO3H2OD.在氯化亞鐵溶液中加入稀硝酸：3Fe24HNO=3Fe32H2ONO【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 NaHSO4Na+H+SO42- 可逆符號 CH3COOHCH3COO- + H+(2) H2CO3HCO3H， HCO3-CO32H Fe(OH)3Fe33OH(3) NaHSO4Na+H+SO42- NaHSO4Na+HSO4- NaHCO3Na+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 電荷總數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】1SO3、H2SO4、Na2CO3、Na2SO3、Na2SO4 CO2、SO2 2BaSO4、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：2Fe2Cl2=2Fe32Cl 配平錯誤，應為：2Na+2H2O= 2Na+2OH+ H22. (1)Ca2+HCO-OH-=CaCO3H2O Ca2+2HCO-2OH-=CaCO3CO32-2H2O(2) CO22OH-=CO32-H2O CO2OH-=HCO3-(3) 2Fe2+4Br-3Cl2=2Fe3+2Br26Cl- 2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl- 2Fe2+2Br-2Cl2=2Fe3+Br24Cl-Fe4HNO3=Fe3NO2H2O 3Fe8H2NO3=3Fe22NO4H2O3(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】1B 2D