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離子反應與離子共存 【本講教育信息】 一. 教學內容： 離子反應與離子共存 二. 教學目標 1、了解離子反應的概念，掌握離子反應發(fā)生的條件； 2、掌握離子方程式書寫的規(guī)律及注意事項，熟練書寫離子方程式； 3、掌握離子共存的條件，并能進行離子共存的判斷和分析 三. 教學重點、難點 離子方程式的書寫及離子共存、離子反應的應用 四. 教學過程： （一）電解質與非電解質，強電解質與弱電解質： 1、電解質和非電解質 a）在水溶液中或熔化狀態(tài)能導電的化合物叫電解質，在水溶液中和熔化狀態(tài)都不能導電的化合物叫非電解質。 b）電解質有酸、堿、鹽、水、活潑金屬氧化物等，其它化合物一般均為非電解質。酸在水溶液中導電，強堿、大多數(shù)鹽在熔化狀態(tài)和水溶液中都導電，活潑金屬氧化物只在熔化狀態(tài)導電。電解質導電靠自由移動的離子，自由移動的離子濃度越大、所帶電荷越多則導電能力越強。 2、強電解質和弱電解質 a）在水溶液中能全部電離不存在電離平衡的電解質為強電解質，強電解質有強堿、強酸和大多數(shù)鹽。它們的電離方程式寫“”號，多元強酸電離不分步，如： NaOHNa＋ ＋OH－ Ca(OH)2Ca2＋ ＋ 2OH－ H2SO42H＋ ＋ SO42－　　　　　Fe2(SO4)32Fe3＋ ＋3SO42－ b）在水溶液中部分電離存在電離平衡的電解質為弱電解質，弱電解質有弱酸、弱堿和水等。它們的電離方程式寫“”號，多元弱酸電離分步，每步電離出一個H+，以第一步電離為主，如： NH3H2ONH4＋ ＋OH－　　　　　　CH3COOHCH3COO－ ＋ H＋ H2CO3H＋ ＋ HCO3－（為主），HCO3－H＋ ＋CO32－ H2O＋H2OH3O＋＋OH－（或簡單寫為H2OH＋＋OH－） 3、某些類型電解質電離的表示方法： 兩性氫氧化物：H+ + AlO2－+H2OAl(OH)3Al3+ + 3OH－ 強酸的酸式鹽：NaHSO4Na+ + H+ + SO42－ 弱酸的酸式鹽：NaHCO3Na+ + HCO3－ 復鹽：KAl(SO4)2K+ + Al3+ + 2SO42－ 絡合物：Ag(NH3)2OHAg(NH3)2＋＋OH－ Na3AlF63Na＋＋ AlF63－ 說明： 1、電解質溶液導電的原因與金屬導電的原因不同：電解質溶液導電是由于電離產生自由移動的陰、陽離子在外加電場作用下定向移動而導電，而金屬導電則是由于金屬晶體內部的自由電子在外加電場作用下的定向移動。 2、電解質、非電解質都是化合物，要注意區(qū)分單質和混合物。單質、溶液既不是電解質，也不是非電解質。 3、電解質應是在一定條件下自身電離產生自由移動的離子的化合物。某些化合物，像SO3、SO2、CO2、NH3，它們溶于水生成了電解質而導電，但本身是非電解質。 4、電解質不一定導電。不導電的物質不一定是非電解質；非電解質不導電，導電物質不一定是電解質。 5、電解質的強弱與其水溶性無關，只與在水溶液中是否完全電離有關。某些鹽如BaSO4、AgCl等雖難溶于水，但溶于水的部分是完全電離的，所以它們是強電解質。 6、電解質的強弱與溶液導電性無必然聯(lián)系：溶液的導電性強弱主要與溶液中自由移動的離子濃度有關，與電解質的相對強弱無關。 7、強電解質溶液中只存在溶質的離子，弱電解質溶液中既存在溶質的離子，也存在溶質的分子。因此，弱電解質的電離存在電離平衡，可通過比較同一溫度下的電離常數(shù)或電離程度來判斷弱電解質的相對強弱。 8、離子化合物一般在水溶液中和熔化狀態(tài)下都能導電，而共價化合物只能在水溶液中導電，熔化時（即液體）不導電，據此（熔化狀態(tài)下是否導電）可以區(qū)別離子化合物和共價化合物。 （二）離子反應及離子方程式的書寫： 1、離子反應：有離子參加或生成的反應稱為離子反應。 2、離子反應發(fā)生的條件是：在溶液中進行有離子參加的離子互換形式的復分解反應時，如：生成沉淀、氣體、水、弱酸、弱堿等；發(fā)生氧化還原反應，由強氧化劑轉變?yōu)槿踹€原劑，由強還原劑轉變?yōu)槿跹趸瘎?；在反應中生成某些絡離子或絡合物。 3、離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的式子。離子方程式書寫時遵循“寫、拆、刪、查”四步：其中：“寫”是基礎；“拆”是關鍵，要把易溶于水、易電離的物質拆成離子形式，難溶物、難電離物質、單質、氧化物、氣體、水等寫成分子式；“刪”是途徑，而“查”是保證，查：主要是檢查元素原子是否守恒、電荷是否守恒、得失電子是否守恒以及是否局部化簡等。 4、離子方程式不僅表示某一反應，有時還可以表示同一類型的離子反應。 如：H＋＋OH－＝H2O的反應就表示了所有的可溶性強酸與可溶性強堿作用，生成可溶性鹽和水的反應。 說明： 1、離子反應必須是在水溶液中進行的有離子參加或生成的反應，對于“固－固反應”“氣－氣反應”“氣－固”反應，以及有濃硫酸參加的反應，一般不寫離子方程式。 2、單質、氧化物、弱酸(HF、H2S、HClO、H2SO3等)、弱堿(NH3H2O)、難溶于水的物質在離子方程式中一律寫化學式； 強酸、強堿、可溶性鹽寫成離子形式。 注意：醋酸鹽大多是易溶的，常見的除了(CH3COO)2Pb都寫成離子形式。 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，而多元強酸的酸式鹽離子（HSO4－）在離子方程式中應分開寫。 4、常見的難溶性物質有：H2SiO3、除氨水外的多數(shù)弱堿，氯化物中的AgCl，硫酸鹽中的BaSO4、CaSO4、PbSO4，碳酸鹽、亞硫酸鹽以及金屬硫化物中除鉀、鈉、銨鹽外其余均可看成難溶于水或在水中不存在。 5、對于微溶物的處理： ①在生成物中有微溶物，微溶物用化學式。 ②當反應物里有微溶物處于溶液狀態(tài)(稀溶液)，應寫成離子形式。 ③當反應物里有微溶物處于濁液或固態(tài)，應寫化學式。 6、離子方程式書寫過程中，由于量的比例不同，以及滴加順序不同，也可導致離子方程式不同。如：向Na2CO3中逐滴滴加稀鹽酸與向稀鹽酸中逐滴滴加溶液，反應和現(xiàn)象就不一樣，再如：少量燒堿滴入Ca(HCO3)2溶液：Ca2＋＋HCO3－＋OH－＝CaCO3↓＋H2O，足量燒堿滴入Ca(HCO3)2溶液：Ca2＋＋2HCO3－＋2OH－＝CaCO3↓＋CO32－＋2H2O 7、在某些反應中由于反應條件不同，反應產物也不一樣。如：銨鹽與堿的反應： （1）固體加熱，不是離子反應，不能寫離子方程式： 2NH4Cl＋Ca(OH)2 ＝CaCl2＋2NH3↑＋2H2O （2）稀溶液不加熱，寫成一水合氨，不放氣體 NH4＋＋OH－＝NH3H2O （3）濃溶液加熱，放出氨氣： NH4＋＋OH－＝NH3↑＋H2O 8、離子方程式正誤判斷主要依據原則： ①必須符合物質反應的客觀事實。 如Fe和稀鹽酸反應：2Fe＋6H＋＝2 Fe3＋＋3H2↑ ②必須遵守質量守恒定律、電荷守恒原理以及得失電子相等； ③必須遵守定組成原理：全部參加反應的離子必須按照反應物的組成比參加反應。 如：Ba2＋＋OH－＋SO42－＋H＋＝BaSO4↓＋H2O ④反應必須能用離子方程式表示。如：NaCl固體和濃硫酸共熱制HCl氣體的反應為非離子反應，不能用離子方程式表示。 ⑤看“＝”、“↑”“↓”“”及必要的反應條件是否正確、齊全。 9、對于某些特定化學反應的離子方程式，只能表示特定的反應，而不能代表一類反應。如：硫酸銅與氫氧化鋇的反應：Ba2＋＋2OH－＋SO42－＋Cu2＋＝BaSO4↓＋Cu(OH)2↓ （三）離子共存： 凡是能發(fā)生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存） 1、由于發(fā)生復分解反應，離子不能大量共存 （1）有氣體產生：如CO32－、SO32－、S2－、HCO3－、HSO3－、HS－等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H＋不能大量共存。 （2）有沉淀生成： ①如Ba2＋、Ca2＋、Mg2＋、Ag＋等不能與SO32－、SO42－、 CO32－等大量共存； ②Mg2＋、Fe2＋、Ag＋、Al3＋、Zn2＋、Cu2＋、Fe3＋等不能與OH－大量共存； ③Pb2＋與Cl－，F(xiàn)e2＋與S2－、Ca2＋與PO43－、Ag＋與I－不能大量共存。 （3）有弱電解質生成： ①如OH－、CH3COO－、PO43－、HPO42－、H2PO4－、F－、ClO－、AlO2－、SiO32－、CN－、C17H35COO－、 C6H5O－、等與 H＋ 不能大量共存； ②一些酸式弱酸根如HCO3－、HPO42－、HS－、H2PO4 －、HSO3－不能與OH－大量共存；NH4＋與OH－不能大量共存； ③弱堿的簡單陽離子（比如：Cu2＋、Al3＋、Fe3＋、Fe2＋、Mg2＋等等）不能與OH－大量共存 2、能相互發(fā)生氧化還原反應的離子[①+②]不能大量共存： ①常見還原性較強的離子有:Fe2＋、HS－、S2－、I－、SO32－； ②氧化性較強的離子有：Fe3＋、ClO－、MnO4－、Cr2O72－、(H＋＋NO3－)； ③此外，S2O32－與H＋也不能共存（發(fā)生歧化反應）； ④在酸性或堿性的介質中由于發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存； 3、發(fā)生鹽的雙水解反應的離子不能大量共存，凡水解使溶液顯酸性的陽離子與水解使溶液顯堿性的陰離子不能大量共存的有： ①（Al3＋ 與 HS－、S2－、SiO32－、C6H5O－、AlO2－、CO32－、HCO3－）發(fā)生鹽的雙水解反應； ②（Fe3＋ 與 SiO32－、C6H5O－、AlO2－、CO32－、HCO3－）發(fā)生鹽的雙水解反應； ③（NH4＋與 SiO32－、AlO2－）濃溶液發(fā)生鹽的雙水解反應； 注意： ①（Fe3＋ 與 S2 － 、HS－）發(fā)生氧化還原反應，而不發(fā)生鹽的雙水解反應； ②S2－與Cu2＋、Fe2＋、Pb2＋、Ag＋、Hg2＋等發(fā)生復分解反應不能大量共存； ③（NH4＋與 CO32－、HCO3－）雙水解反應較弱仍可大量共存。 4、離子間發(fā)生絡合反應：如：1、Fe3＋＋SCN－、Fe3＋＋C6H5OH、Al3＋＋F－、Ag＋＋NH3等。在水溶液中不能大量共存。 說明： 1、首先必須從化學基本理論和概念出發(fā)，搞清楚離子反應的規(guī)律和“離子共存”的條件。在中學化學中要求掌握的離子反應規(guī)律主要是離子間發(fā)生復分解反應和離子間發(fā)生氧化反應，以及在一定條件下一些微粒（離子、分子）可形成絡合離子等?！半x子共存”的條件是根據上述三個方面統(tǒng)籌考慮、比較、歸納整理而得出。因此解決“離子共存”問題可從離子間的反應規(guī)律入手，逐條梳理。 2、審題時應注意題中給出的附加條件 ①酸性溶液（H＋）、堿性溶液（OH－）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H＋或OH－＝110－10mol/L的溶液等； ②有色離子MnO4－、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋、Fe(SCN)2＋； ③MnO4－，NO3－等在酸性條件下具有強氧化性； ④S2O32－在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：S2O32－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O； ⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。 3、如給定陽離子已否定幾種后，只剩一種陽離子，則該離子肯定存在，陰離子同樣分析。因任何電解質溶液都是呈電中性的，溶液中陰、陽離子所帶電荷總數(shù)是相等的。 【典型例題】 例1. 下列反應的離子方程式正確的是： A. 向Ba(OH)2溶液中滴加稀鹽酸：Ba2＋＋2OH－＋2Cl－＋2H＋＝BaCl2＋2H2O B. 往FeCl3溶液中加入Fe粉：2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋； C. 往澄清石灰水中通入過量的CO2：Ca2＋＋2OH－＋CO2＝CaCO3↓＋H2O D. 往FeCl3溶液中加入Cu粉：Fe3＋＋Cu＝Fe2＋＋Cu2＋ 解析：本題是對離子方程式的考查，要求熟練掌握離子方程式的書寫方法和步驟。這類題型的解題思路一般是三查：“查平”“查拆”“查產物”。A項中“BaCl2”沒有拆成離子形式；C項中CO2過量，產物中的CaCO3還可以與CO2反應，生成可溶于水的Ca(HCO3)2，產物不對；D項中電荷不守恒，得失電子不等。只有B選項正確。 答案：B 例2. 下列各組離子一定能大量共存的是 A. 在含大量Fe3＋的溶液中：NH4＋、Na＋、Cl－、SCN－ B. 在強堿溶液中：Na＋、K＋、AlO2－、CO32－ C. 在c(H＋) =10－13mol/L 的溶液中：NH4＋、Al3＋、SO42－、NO3－ D. 在pH =1的溶液中：K＋、Fe2＋、Cl—、NO3— 解析：本題是對離子共存的考查，要求掌握溶液中離子共存的條件及判斷方法。A項中由于Fe3＋與SCN－發(fā)生絡合反應而不能大量共存；C項中c(H＋) =10－13mol/L，則根據水的離子積可知：c(OH－) =10－1mol/L，溶液顯堿性，則NH4＋與OH－反應不能共存；D項中在酸性條件下NO3—具有強氧化性，可氧化Fe2＋使之生成Fe3＋而不能大量共存。因此，本題的答案為：B 答案：B 例3. 下列各組在溶液中的反應，不管反應物的量的多少，都只能用同一個離子方程式來表示的是： A. FeBr2和Cl2　　　　 B. Ba(OH)2和H2SO4 C. HCl和Na2CO3 D. Ca(HCO3)2和NaOH 解析：本題考查的是反應中的量的問題，當反應物的物質的量的配比不同時，產物不完全相同。 A中氯氣少量時，只氧化Fe2＋，方程式為：2Fe2＋＋Cl2＝2 Fe3＋＋2Cl－，氯氣過量時，不僅可以氧化Fe2＋，還可以氧化Br－，方程式為：2Fe2＋＋3Cl2＋4 Br－＝2 Fe3＋＋6Cl－＋2 Br2；B中硫酸和Ba(OH)2無論兩者之間的量如何變化，其產物均為硫酸鋇和水，反應與量的多少無關，方程式為：Ba2＋＋2OH－＋SO42－＋2H＋＝BaSO4↓＋2H2O；C中當鹽酸過量時，發(fā)生如下的反應：CO32－＋2H＋＝CO2↑＋H2O，生成氣體，當碳酸鈉過量時發(fā)生另一種反應：CO32－＋H＋＝HCO3－，無氣體放出；同樣D中Ca(HCO3)2過量時，發(fā)生如下反應：Ca2＋＋HCO3－＋OH－＝CaCO3↓＋H2O，而當燒堿過量時，發(fā)生另一個反應，生成碳酸鈉：Ca2＋＋2HCO3－＋2OH－＝CaCO3↓＋CO32－＋2H2O。綜上所述，本題的答案為B。 答案：B 例4. 某無色溶液中含有K＋、Cl－、OH－、SO32－、SO42－，為檢驗確認其中所含的各陰離子，限用的試劑有：鹽酸、硝酸銀溶液、硝酸鋇溶液、溴水和酚酞試劑。檢驗其中OH－的實驗方法從略，檢驗其他陰離子的過程如下圖所示： （1）圖中試劑①－⑤的化學式分別為： ①　　　　　，②　　　　　，③　　　　　，④　　　　　，⑤　　　　　?。? （2）圖中現(xiàn)象a、b、c表明檢驗出的離子分別是： a、　　　　　　　，b　　　　　　　，c　　　　　　??； （3）白色沉淀A加試劑②反應的離子方程式是： 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　??； （4）無色溶液C加試劑③的主要目的是：　　　　　　　　　　　　　　　　　　?。? （5）白色沉淀A若加試劑③而不加試劑②對實驗的影響是： 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　??； （6）氣體E通入試劑④發(fā)生反應的離子方程式： 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 解析：本題要求限定試劑檢驗出各種陰離子，既要注意各種被檢離子的特征反應，又要注意它們之間的相互干擾，然后再仔細分析。 加過量試劑①得白色沉淀A，A加過量試劑②，往后檢出兩種陰離子，說明沉淀A中含兩種物質，顯然試劑①不會是AgNO3溶液，應為Ba(NO3)2溶液，沉淀A含BaSO4、BaSO3。試劑②應為鹽酸，氣體E為SO2，試劑④為溴水，a為檢出SO32－；沉淀B為BaSO4，試劑③為HNO3，b為檢出SO42－。無色溶液C中含陰離子OH－、Cl－、NO3－，先加過量③（HNO3）酸化，再加試劑⑤（AgNO3溶液），c為檢出Cl－。 　　白色沉淀A如加③（HNO3），則BaSO3會被氧化成BaSO4，最后按上述步驟檢不出SO42－。 答案：（1）①Ba(NO3)2，②HCl，③HNO3，④Br2，⑤AgNO3； （2）SO32－、SO42－、Cl－ （3）BaSO3＋2H＋＝Ba2＋＋H2O＋SO2↑ （4）中和OH－，防止對Cl－的檢驗產生干擾 （5）會使SO32－對SO42－的檢驗產生干擾，不能確定SO42－是否存在 （6）Br2＋2H2O＋SO2＝H2SO4＋2HBr