离子反应知识点总结 Jenny was compiled in January 2021
离子反应
一、电解质概念的理解
1．电解质：
在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。
2．非电解质：
在水溶液和熔化状态下均不导电的化合物。
电解质与导电的关系是：
(1)电解质不一定能导电。
(2)不能导电的化合物，可能是电解质，关键看是否含有自由移动的离子。例如，固体NaCl是电解质，但不导电。
3．强、弱电解质：
(1)电离：化合物在水溶液里离解成自由移动的离子的过程。
(2)强电解质：水溶液中全部电离成离子的电解质。
例：
HCl＝H++Cl- H
2SO
4
＝2H++SO
4
2-
NaOH＝Na++OH- CuCl
2
＝Cu2++2Cl-
强电解质包括：强酸、强碱、大多数盐。
(3)弱电解质：水溶液中部分电离成离子的电解质。例：
H 2S H++HS- NH
3
·H
2
O NH
4
++OH-
弱电解质包括：弱酸、弱碱、水
二、离子反应 1．离子反应：
有离子参加或生成的反应。
酸、碱、盐溶于水电离出自由移动的离子，酸、碱、盐在溶液中参加的反应实质是离子反应。
例如：
H 2SO 4和BaCl 2溶液混合，H 2SO 4和BaCl 2分别完全电离： H 2SO 4＝2H ++SO 42— BaCl 2＝Ba 2++2Cl －
溶液中主要存在四种离子：H +、SO 42—、Ba 2+和Cl －。Ba 2+和SO 42-结合成BaSO 4沉淀，H +和Cl －仍在溶液中自由移动，所以H 2SO 4和BaCl 2反应实质是Ba 2+
和SO 42-反应：Ba 2+
+SO 42—
＝BaSO 4↓
例如：
Na 2SO 4溶液和Ba(OH)2溶液混合，Na 2SO 4和Ba(OH)2分别完全电离： Na 2SO 4＝2Na ++SO 42— Ba(OH)2＝Ba 2+
+2OH －
溶液中主要存在四种离子：Na +、SO 42—、Ba 2+和OH —。Ba 2+和SO 42—结合成BaSO 4沉淀，Na +和OH －仍在溶液中自由移动，所以Na 2SO 4和Ba(OH)2反应，实质是Ba 2+和SO 42—的反应：Ba 2++SO 42—＝BaSO 4↓
由上述分析，可见酸、碱、盐在溶液中参加的反应实质是离子反应。
又如：
Fe+CuSO 4＝FeSO 4+Cu 实质是Fe 与Cu 2+的反应，Fe+Cu 2+＝Fe 2++Cu ，该反应虽不是复分解反应，但也是离子反应。
2．离子反应的类型
①离子互换形式的反应(复分解反应)
②溶液中的氧化还原反应
3．离子反应的条件
酸、碱、盐之间的反应实质是离子反应，所以离子反应发生的条件就是复分解反应发生的条件，宏观：
①生成难溶物质
②生成难电离的物质（弱酸、弱碱、水）
③生成易挥发性的物质(气体)
④符合氧化还原的条件的物质间
微观：能使反应物离子浓度减小
例如：Ba2+和SO
42—可以发生反应，因为它们生成BaSO
4
沉淀，从微观
看由于生成BaSO
4沉淀，使Ba2+和SO
4
2—浓度减小。
又如：当KCl和NaNO
3
混合，没有生成难溶物或难电离的物质或气体物质，从微观看，反应物四种离子浓度没有减小，所以它们没有发生离子反应。
三、离子反应方程式
1．离子方程式的书写步骤：
(1)将易溶易电离的酸、碱、盐拆成离子，但是难溶物、难电离的物
质（弱酸、弱碱和H
2
O）及气体，它们在溶液中主要以固体、分子的形式存在，所以不能拆成离子，要写化学式。而易溶盐、强酸、强碱在溶液中完全电离，没有分子，所以要拆成离子。即：写成离子符号（易溶盐、强酸、强碱）；写成化学式（难溶、难电离、气体）
(2)删去没有参加反应的离子，写出离子方程式。
(3)检查离子方程式各元素原子或离子个数及阴、阳离子所带电荷数是否相等（电荷守恒）。
例如：写出FeS与HCl反应的离子方程式
①拆：FeS难溶于水，不能拆成离子；HCl是强酸，拆成离子，HCl ＝H++Cl-
②删：删去未参加反应的Cl-
离子方程式为：FeS+2H+＝Fe2++H
S↑
2
③查：检查各元素原子、离子个数相等，且电荷守恒。
2．离子方程式书写还应注意： (1)非水溶液的反应一般不写离子方程式
(2)弱酸的酸式盐的酸根不拆，保留原形式，强酸的酸式盐则要拆成离子形式
(3)微溶物的处理原则：反应物是溶液，拆；反应物是悬浊液，不拆；产物则不拆。
(4)遵守守恒原则：若为氧化还原反应首先遵守电子得失相等、然后是电荷守恒和质量守恒
3．离子方程式的意义
化学方程式只表示某一具体反应，例如：H 2SO 4+BaCl 2＝BaSO 4↓+2HCl ，Na 2SO 4+Ba(OH)2＝BaSO 4↓+2NaOH ，它们的离子方程式均为Ba 2++SO 42
—
＝BaSO 4↓，表示可溶性钡盐或Ba(OH)2与可溶性硫酸盐或H 2SO 4的反应，
可表示的是某一类反应，所以离子方程式更具有普遍意义
四、离子反应的应用
凡是酸、碱、盐在溶液中参加的反应都要从离子反应角度进行分析，才能抓住本质。
1．物质鉴别
例如：如何区别NaCl 、Na 2SO 4和Na 2CO 3
分析：这几种物质的阳离子相同，阴离子不同，区别三种物质即区别三种阴离子。一般用Ag +检验Cl －，用Ba 2+检验SO 42—，用H +检验CO 32—。
鉴别步骤：
①各取少许待测液；
②分别滴入HNO 3溶液（不能用HCl ），有气体产生的原溶液为Na 2CO 3；
③再向另外两溶液中滴入Ba(NO 3)2（不能用BaCl 2）溶液，有白色沉淀生成的原溶液为Na 2SO 4；
④再向余下溶液中滴入AgNO 3溶液，有白色沉淀生成则原溶液为NaCl 。
有关反应的离子方程式为：
CO 32—+2H +＝H 2O+CO 2↑ Ba 2++SO 42—＝BaSO 4↓ Ag ++Cl －＝AgCl ↓
2．除杂
例如：(1) KCl (KOH) (2) NaNO 3 (Na 2CO 3)（括号中物质为杂质）
(1)除去KOH ，实际是除去OH －，可以通过引入H +而除去，加入适量HCl ，H ++OH －＝H 2O ，但不能用HNO 3、H 2SO 4，因为会引入新杂质NO 3－、SO 42—。
(2)除去Na 2CO 3，实际是除去CO 32－，可以通过引入H +
而除去，加入适量HNO 3，2H +
+CO 32－
＝CO 2↑+ H 2O ，但不能用HCl 、H 2SO 4，因为会引入新杂质Cl －
、SO 42—。
3．物质制备
例如：选择适宜物质制取Fe(OH)3
分析：欲制取Fe(OH)3，需选用Fe 3+和OH －，适宜的物质是可溶性的铁盐和强碱，所以可用FeCl 3、Fe(NO 3)3、Fe 2(SO 4)3与NaOH 、KOH 。
4．离子共存问题
离子不共存的条件即离子反应发生条件
例如：下列离子能共存的是（ ） （A ）Na +、CO 32—、Cl －、H +
（B ）SO 42—、K +、NO 、OH －
（C）Ba2+、NO、Na+、CO
3
2—
（D）H+、SO
4
2—、OH－、Na+
分析：
两种离子若结合生成难溶物或难电离物质（即弱酸、弱碱、H
2
O）或气体，则不能共存。
（A）CO
32—与H+不共存CO
3
2—+2H+＝H
2
O+CO
2
↑
（C）Ba2+与CO
32—不共存 Ba2++CO
3
2—＝BaCO
3
↓
（D）H+与OH－不共存H+＋OH－＝H
2
O
∴选（B）
例题分析：
1．下列离子方程式是否正确将错误的离子方程式改正过来。
（1）硫化亚铁与稀硫酸作用：2H++S2-＝H
2
S↑
（2）硫酸与氢氧化钡溶液混合 H++SO
42—+Ba2++OH－＝BaSO
4
↓+H
2
O
（3）次氯酸钠(NaClO)与稀盐酸混合 ClO－+H+＝HClO
（4）FeCl
2与Cl
2
反应生成FeCl
3
Fe2++Cl
2
＝Fe3++2Cl－
分析：
（1）FeS难溶于水，不能拆成离子
改为：FeS+2H+＝Fe2++H
2
S↑
（2）1个H
2SO
4
分子可电离出2个H+，1个Ba(OH)
2
可电离出2个OH
－，2个H+和2个OH－都参加反应。
改为：2H++SO
42—+Ba2++2OH－＝BaSO
4
↓+2H
2
O
（3）HClO是弱酸，不能拆成离子∴正确。
（4）反应前后离子所带电荷数不相等，得失电子不守恒
改为：2Fe2++Cl
2
＝2Fe3++2Cl－
2．选出适宜的物质，写出与下列离子方程式相应的化学方程式（写两个）
（1）H++OH－＝H
2O （2）2H++CO
3
2—＝H
2
O+CO
2
↑
分析：
先要明确某离子代表哪一类物质，再根据离子方程式写出相应的化学方程式。
（1）H +代表强酸，可选H 2SO 4、HNO 3、HCl 、HBr 、HI ；OH －代表强碱，可选KOH 、NaOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2；但不能选H 2SO 4和Ba(OH)2，因为Ba 2+和SO 42—也参加反应，其离子方程式为：
Ba 2++2OH －+2H ++SO 42—＝BaSO 4↓+2H 2O 不符合已知的离子方程式。其它的强酸和强碱都可以选用。
HNO 3+NaOH ＝NaNO 3+H 2O HCl+KOH ＝KCl+H 2O 。
（2）H +代表强酸，CO 32—代表可溶性碳酸盐，包括K 2CO 3、Na 2CO 3、(NH 4)2CO 3，任选一组都符合题意。 2HCl+K 2CO 3＝2KCl+H 2O+CO 2↑ 2HNO 3+Na 2CO 3＝2NaNO 3+H 2O+CO 2↑
参考练习：
1．下列说法正确的是（ ）
A．电解质都能导电
B．SO
3溶于水能导电，所以SO
3
是电解质
C．NaCl溶液能导电所以NaCl溶液是电解质D．不导电的化合物可能是电解质
2．下列各组离子能够共存的是（）A．H+、Na+、F－、K+
B．Ba2+、Cl－、OH－、Cu2+
C．SO
4
2—、H+、Na+、NO
D．S2+、Na+、Fe2+、H+
3．下列离子方程式正确的是（）
A．大理石与盐酸反应：CO
32—+2H+＝H
2
O+CO
2
↑
B．氢氧化铁与硝酸反应：OH－+H+＝H
2
O
C．将过量NaHCO
3滴入石灰水中：2HCO
3
—+Ca2++2OH－＝CaCO
3
↓+CO
3
2—
+2H
2
O
D．铜与硝酸银溶液反应：Cu+Ag+＝Cu2++Ag
4．欲除去下列物质中的杂质（括号中物质为杂质，可选用的物质填在横线上，写出相应的离子方程式。）
（1）HNO
3
(HCl)_______________________________
（2）CaCl
2
(HCl)______________________________
（3）NaOH(Ca(OH)
2
)___________________________
5．写出下列反应的离子方程式
（1）Na
2
S与HCl
（2）BaCO
3与HNO
3
（3）NaHSO
4
与NaOH
（4）Cl
2+H
2
O＝HCl+HClO
6．选出适宜物质，写出下列离子方程式相应的化学方程式（写一个）
（1）Ca 2++CO 32—
＝CaCO 3↓ （2）Zn+Cu 2+
＝Zn 2+
+Cu （3）Cu 2++2OH －＝Cu(OH)2↓ （4）H ++ClO －＝HClO
参考练习答案： 1．D 2．C 3．C
4．（1）AgNO 3 Ag ++Cl －＝AgCl ↓ （2）CaCO 3 CaCO 3+2H +＝Ca 2++H 2O+CO 2↑
（3）Na 2CO 3 Ca 2++CO ＝CaCO 3↓ 5．（1）S 2-+2H +＝H 2S ↑ （2）BaCO 3+2H +＝Ba 2++H 2O+CO 2↑ （3）H ++OH －＝H 2O
（4）Cl 2+H 2O ＝H ++Cl －
+HClO 6．（1）CaCl 2+Na 2CO 3＝CaCO 3↓+2NaCl （2）Zn+CuCl 2＝ZnCl 2+Cu
（3）CuSO 4+2NaOH ＝Cu(OH)2↓+Na 2SO 4 （4）HCl+NaClO ＝HClO+NaCl
练习——离子反应
一、选择题
1．下列物质中：① Cu ；② 液态氯化氢；③干冰；④ 水；⑤ BaSO 4；⑥ 熔融氢氧化钠；⑦ 稀硫酸；⑧ 冰醋酸；⑨ 乙醇；⑩ 固体氯化钠。其中：
(1)属于强电解质的是：________________________；
(2)属于弱电解质的是：________________________；
(3)属于非电解质的是：________________________；
(4)能够导电的是：________________________。
2．下列物质中，最难电离出氢离子的是（）
A．CH
3
COOH
B．C
2H
5 OH
C．NaHCO
3
D．H
3PO
4
3．下列物质中导电性能最差的是（）
A．熔融的氢氧化钠
B．石墨棒
C．盐酸
D．固态氯化钾
4．下列事实能表明氯化氢是共价化合物的是（）
离子反应 【学习目标】 1．了解电解质的概念||，了解酸、碱、盐在水溶液中的电离||。 2．了解离子反应的概念||，了解离子反应发生的条件||，并会判断离子在溶液中能否大量共存||。 3．能运用书写规则书写常见反应的离子方程式；或结合具体反应对所给离子方程式进行正误判断||。 【要点梳理】 要点一、电解质与非电解质1．电解质与非电解质的比较 2 （1）电解质、非电解质均应是化合物||。金属属于单质||，故既不是电解质||，也不是非电解质||。 （2）电解质导电必须有外界条件：水溶液或熔融状态||。 （3）电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物；CO2、SO2、SO3、NH3 溶于水后也导电||，却是与水 反应生成新物质后电离而导电的||，不是本身电离导电的||，故属于非电解质||。 （4）能导电的物质并不一定是电解质||，如铜、铝、石墨能导电||，但因其为单质||，故不属于电解质（也不属于非电解质）；食盐水能导电||，但其为混合物||，不属于电解质||。溶于水不能导电的物质可能是电解质 ||，如BaSO4 难溶于水||，但其溶于水的部分是完全电离的||，属于电解质||。 要点二、强电解质与弱电解质 1．强电解质与弱电解质的比较
要点诠释： 电解质的强弱是以电离的程度来区分的||，与物质的溶解度、溶液的导电能力没有必然联系||。 ①BaSO4、CaCO3等虽然在水中溶解度很小||，溶液的导电性很差||，但是由于都是离子化合物||，溶于水的部分是全部电离的||，是强电解质||。 ②浓氨水的导电性比极稀NaOH 溶液强||，但NH 3·H2O 属于弱电解质||。 2．电离方程式的书写方法： （1）要求左边书写电解质的化学式||，右边写电解质电离出的离子的化学式||，不同离子间用加号相连||。强电解质用“ ==|”|，弱电解质用“”||。 如：H2SO4==2H++SO42-；NaHSO4==Na++H++SO42—；Ca（HCO3）2==Ca2++2HCO 3— CH 3COOH CH3COO- + H+；NH3·H2O NH4+ +OH-；H2O H++ OH- （2）电离过程中||，元素或原子团的化合价不变||。离子所带电荷数等于它在化合物中显示的化合价||。 （3）检查电离方程式书写是否正确时||，不仅要检查质量是否守恒（即电离前后原子的种类是否相同和个数是否相等）||，而且要检查电荷是否守恒（即电离后的阴、阳离子所带负、正电荷总数是否相等）||。 （4）多元弱酸分步电离||，且第一步电离程度远远大于第二步||，如碳酸电离方程式： H2CO3 H++HCO 3―；HCO 3―H++CO32― （5）多元弱碱电离方程式一步写出||，如氢氧化铁电离方程式：Fe（OH） 3 Fe3++3OH ― 3．酸、碱、盐的定义 （1）酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子（H+）的化合物叫做酸||。 HCl = H + + Cl-H2SO4 = 2H+ + SO42-HNO3 = H+ + NO3- （2）碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的的化合物叫做碱||。 NaOH = Na+ + OH-Ba（OH） 2 = Ba2+ + 2OH-KOH = K + + OH- （3）电离时生成金属阳离子（或铵根离子）和酸根阴离子的化合物叫做盐||。 NH 4NO 3 = NH4+ + NO3-MgCl2 = Mg2+ + 2Cl-Fe2（SO4）3 = 2Fe3+ + 3SO42- 要点三、离子反应 1．定义：由于电解质溶于水后电离成为离子||，所以||，电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应||，像这样||，有离子参加的反应||，就叫做离子反应||。 2．本质：反应物中的某些离子的浓度减小||。 3．发生条件：①生成难溶（或微溶）的物质||，如Al（OH）3、BaSO4、Ag2SO4、CaSO4、Ca（OH）2 等||。 ②生成难电离的物质||，如弱酸、弱碱、水等||。 ③生成挥发性的物质||，如CO2、SO2、NH 3等||。 ④发生氧化还原反应：如Zn 与硫酸铜溶液：Zn+Cu 2+=Zn2+ +Cu 要点四、离子方程式 1．概念：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子||。 2．书写离子方程式的四个步骤（以碳酸钙和盐酸的反应为例）：“一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式： CaCO3+2HCl==CaCl 2+CO 2↑ +H2O “二改”（或拆）：把易溶于水且易电离的物质改写成离子形式（最关键的一步）： CaCO3+2H++2Cl―==Ca2++2Cl―+CO2↑+H2O （1）书写离子方程式时||，反应物或生成物中易溶的强电解质（强酸、强碱和可溶性盐）必须写成阴、阳离子的
第4节离子反应 核心知识点及知识点解读 一、离子反应发生的条件 如果离子之间结合能生成沉淀、弱电解质或气体（或挥发性物质），或者发生氧化还原反应；本质是使某种或某些离子浓度降低，就会发生离子反应。 二、离子反应能否进行的理论判据 1、焓变于熵变判据 利用ΔH－TΔS判断离子反应能否自发进行。ΔH－TΔS<0，则离子反应都能自发进行。 2、平衡常数判据 平衡常数越大，反应趋势越大，反应可自发进行，从Q和K之间的关系看，当Q 离子反应知识点归纳 一、电解质与非电解质 1.电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。所含类型： ①酸：HCl、H 2SO 4 、HNO 3 、H 3 PO 4 、H 2 CO 3 、CH 3 COOH ②碱：NaOH、KOH、Ba(OH) 2、NH 3 ·H 2 O、Fe(OH) 3 、 ③盐：NaCl、CaCO 3、NaHSO 4 、KNO 3 ④活泼金属氧化物：Na 2 O、CaO、MgO ⑤水 2.非电解质：在水溶液里或熔融状态下都不导电的化合物。所含类型： ①非金属氧化物：SO 2、SO 3 、CO 2 、CO、P 2 O 5 ②非酸性气态氢化物：NH 3 ③部分有机物：蔗糖、酒精、CH 4 *补充知识点： ①电解质与非电解质均属于化合物。例如：HCl是电解质，其水溶液盐酸不是电解质。 ②化合物具备下列条件之一变为电解质：a.在水溶液中能导电。b.在熔融状态下能导电。例：共价化合物HCl在液态时不导电，在水溶液中能导电。 ③CO2等非电解质氧化物溶于水后所得溶液能导电，原因是在溶液中真正起到导电作用的 是它们与水反应的生成物H 2SO 3 、H 2 SO 4 ，而不是它们自己本身。所以CO 2 属非电解质。 ④能导电的物质不一定是电解质，如石墨、铜等；电解质不一定都能导电，如NaCl晶体。 ⑤活泼金属氧化物（NaO、MgO）在熔融状态下能电离，能导电，故属于电解质。 ⑥BaSO 4、CaCO 3 等盐难溶于水，但它们在熔融状态下能电离，能导电，故属于电解质。 三、电离方程式 1.电离：电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。 2.电离方程式：表示电解质电离的式子叫电离方程式。 如：H 2SO 4 ==2H++SO 4 2- H 2 CO 3 H++HCO3- 注： ①正确拆分离子； ②离子符号的正确写法； ③电离出的离子的电荷数守恒，即阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。 高一离子反应知识点集团文件发布号：（9816-UATWW-MWUB-WUNN-INNUL-DQQTY- 专题二、离子反应与离子共存问题 概念性问题 一、电离 二、电解质非电解质 二、常见的电解质常见的非电解质 三、强电解质弱电解质 四、常见的强电解质常见的弱电解质 五、五大强酸常见的强碱 六、常见的弱酸常见的弱碱 离子反应的书写与意义 一、意义二书写、 三、不拆的物质：单质、气体、沉淀、氧化物、过氧化物、弱电解质、弱酸的酸式酸根（HCO 3－、H 2PO 4－、HPO 42－）不拆、微溶的物质在生成物里不拆、98%的浓硫酸、石灰乳、非 电解质等都不拆。 四、常见沉淀白色的沉淀：BaSO 3BaSO 4、AgCl 、CaCO 3、BaCO 3Fe(OH)2Mg(OH)2Ca(OH)2 Al(OH)3三溴苯酚 Fe(OH)3红褐色AgBr （淡黄色）AgI （黄色）Ag 3PO 4（黄色）Cu(OH)2蓝色CuS 五、颜色：Fe 2＋（浅绿色）；Cu 2＋（蓝色） MnO4-（紫色）Fe 3＋（黄色） 离子共存：1、复分解不共存（气体、水、沉淀） 2、弱电解质不共存 3、氧化还原不共存 4、盐类水解不共存 六、离子方程式的书写 金属单质1、把金属铁放入稀H 2SO 42、钠与水3、铁跟三氯化铁溶液反应 氧化物1、稀硫酸清洗铁锈2、过氧化钠与水反应 酸碱1、氢氧化镁与稀硫酸反应2、硝酸和氢氧化钠 3、CH 3 COOH溶液与NaOH溶液反应4、氢氧化铁和盐酸5、氢氧化铜与硝酸6、稀硫酸跟氢氧化钡溶液反应 7、氨水和稀H 2SO 4 的反应8、氨水与醋酸 9、氢氧化铜和稀盐酸反应10、澄清石灰水跟稀硝酸反应 盐和酸 1、碳酸钙溶于醋酸 2、石灰石与盐酸 3、石灰石与硝酸 4、亚硫酸钠跟硫酸溶液反应 5、硫化亚铁跟盐酸反应 6、醋酸钠溶液与稀硫酸 7、盐酸与碳酸钡反应8、次氯酸钙溶液中通入过量CO 2 9、次氯酸钠溶液中通入过量CO 2 10、碳酸钠溶液与醋酸反应 11、硫化亚铁放入盐酸中12、硫化亚铁放入稀硫酸中 碱和盐 1、氯化铵与氢氧化钠两种浓溶液混合加热 2、三氯化铁溶液跟过量氨水反应 3、硫酸铝溶液与氨水 4、硫酸铜溶液中滴加氢氧化钡溶液 5、氯化铁溶液和氢氧化钾溶液反应 酸式盐 1、用小苏打治疗胃酸过多 2、澄清石灰水与少量苏打溶液混合 3、碳酸氢钙与足量氢氧化钾溶液 离子反应 一、电解质概念的理解 1．电解质： 在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。 2．非电解质： 在水溶液和熔化状态下均不导电的化合物。 电解质与导电的关系是： (1)电解质不一定能导电。 (2)不能导电的化合物，可能是电解质，关键看是否含有自由移动的离子。例如，固体NaCl是电解质，但不导电。 3．强、弱电解质： (1)电离：化合物在水溶液里离解成自由移动的离子的过程。 (2)强电解质：水溶液中全部电离成离子的电解质。 例： HCl＝H++Cl-H2SO4＝2H++SO42- NaOH＝Na++OH-CuCl2＝Cu2++2Cl- 强电解质包括：强酸、强碱、大多数盐。 (3)弱电解质：水溶液中部分电离成离子的电解质。 例： H2S H++HS-NH3·H2O NH4++OH- 弱电解质包括：弱酸、弱碱、水 二、离子反应 1．离子反应： 有离子参加或生成的反应。 酸、碱、盐溶于水电离出自由移动的离子，酸、碱、盐在溶液中参加的反应实质是离子反应。 例如： H2SO4和BaCl2溶液混合，H2SO4和BaCl2分别完全电离： H2SO4＝2H++SO42—BaCl2＝Ba2++2Cl－ 溶液中主要存在四种离子：H+、SO42—、Ba2+和Cl－。Ba2+和SO42-结合成BaSO4沉淀，H+和Cl－仍在溶液中自由移动，所以H2SO4和BaCl2反应实质是Ba2+和SO42-反应：Ba2++SO42—＝BaSO4↓ 例如： Na2SO4溶液和Ba(OH)2溶液混合，Na2SO4和Ba(OH)2分别完全电离： Na2SO4＝2Na++SO42— Ba(OH)2＝Ba2++2OH－ 溶液中主要存在四种离子：Na+、SO42—、Ba2+和OH—。Ba2+和SO42—结合成BaSO4沉淀，Na+和OH－仍在溶液中自由移动，所以Na2SO4和Ba(OH)2反应，实质是Ba2+和SO42—的反应：Ba2++SO42—＝BaSO4↓由上述分析，可见酸、碱、盐在溶液中参加的反应实质是离子反应。 又如： Fe+CuSO4＝FeSO4+Cu实质是Fe与Cu2+的反应，Fe+Cu2+＝Fe 2++Cu，该反应虽不是复分解反应，但也是离子反应。 二、 三、2．离子反应的类型 ①离子互换形式的反应(复分解反应) 离子反应规律和离子方程式书写 1 基本概念 离子反应:在溶液(或熔化态)中有离子参与或有离子生成的化学反应统称离子反应。它包括有离子参与或有离子生成的氧化还原反应和非氧化还原反应两大类。 2 强电解质和弱电解质 在溶液中（或熔化状态）本身能发生电离的化合物叫电解质，不能发生电离的化合物叫非电解质。在溶液中能全部电离成离子的电解质叫强电解质，它包括大多数的盐类、强酸和强碱。;在溶液中只有部分电离为离子的电解质叫弱电解质，它包括弱酸（H2SO3、HF、HClO）以及弱碱（NH3?H2O）等。 2 离子反应规律（仅讨论非氧化还原反应的离子反应） 复分解反应发生的条件 对于复分解反应而言，有下列三种物质之一生成的反应就能进行完全：①更难溶物质；②更难电离的物质；③气态物质。简言之，复分解反应的方向总是朝着有利于某种离子浓度减少的一方进行。 沉淀的生成及转化 常见难溶物有：①酸：H2SiO3 ；②碱：Mg(OH)2 、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；③盐:AgCl、 AgBr、AgI、BaCO3、BaSO4、Ca3(PO4)2等。 常见弱电解质有：①弱酸：HF、H2CO3、HClO、CH3COOH等；②弱碱：NH3?H2O；③其它：H2O、C6H5OH 等 (3) 气态物质生成 常见气态物有：SO2、CO2、NH3、H2S 等 3 离子方程式的书写 3.1.1 离子方程式书写方法步骤—“写拆删查“ 以次氯酸钠溶液中通入二氧化碳为例 第一步“写“ 2NaClO + CO2 + H2O ＝ 2HClO + Na2CO3 第二步“拆“ 2Na+ + 2ClO- + CO2 + H2O ＝ 2HClO + 2Na+ + CO32- 第三步“删“ 2ClO- + CO2 + H2O ＝ 2HClO + CO32- 第四步“查“查原子个数、离子电荷是否配平 [说明] ①原则上说，电解质要不要拆分改写为离子形式，应以物质客观存在的形式为依据。若化合物主要以离子形式存在，则应“拆”为离子形式表示；若化合物主要以“分子”形式存在，则不能“拆”，而仍应以“分子”形式表示。如浓H2SO4应以分子式表示，稀H2SO4则应“拆”为离子式（2H+ 和SO42- ）表示。 高中化学离子反应知识点总结 考点一电解质、非电解质、强电解质、弱电解质 1. 电解质、非电解质 强电解质、弱电解质 ［例1］下列物质属于电解质的是（） 溶液 ［解析］ Na 2O为离子化合物，在熔融条件下能导电，为电解质，故A正确；SO3为共价化合物，在熔融条件下不能导电，其水溶液能导电是SO3 与水反应生成的H2SO4导电，故SO3为非电解质，B不正确；Cu是单质，NaCl溶液为混合物，它们既不是电解质，也不是非电解质，故C、D都不正确。［答案］A 特别提醒： 1. 电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。水溶液中或熔融状态下，这两者之间只需满足一者就行了，但必须强调的是其本身能够导电，而不是反应的生成物。如SO2、 SO3 的水溶液虽然能导电，但它们都不是电解质，原因是在溶液中真正起到导电作用的是它们与水反应的生成物H2SO3、H2SO4，而不是它们自己本身。Na2O的水溶液的导电虽然也是它与水反应生成的NaOH导电，但因为其在熔融状态下本身能够导电，所以Na2O是电解质。 2. 电解质和非电解质都是化合物，单质它既不是电解质，也不是非电解质。 3. 判断某电解质是强电解质还是弱电解质关键是看它在水溶液中电离时是完全电离还是部分电离，与其溶解度大小、导电能力强弱等因素无关。 考点二离子方程式的书写 1. 离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成的反应。 2. 离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 3. 离子方程式的书写： （1）书写规则： ①单质、氧化物、不溶物、难电离的物质（弱酸、弱碱及水等）不能拆开来 - + 2- 2+ 写。如Cl 2、Na2O等不可以拆开写成Cl-、Na+、O2-；BaSO4不可以拆开写成Ba2+、SO42-形式。 ②易溶于水，易电离的物质的离子符号的改写同电离方程式中的离子形式。如NaHC3O改写 Na+、HCO3-；NaHS4O应改写Na+,H+,SO42- ③微溶物，若出现在反应物中一般改写成离子符号（悬浊液除外）；若出现在生成物中一般不改 写。 ④固体与固体物质反应不写离子方程式。如实验室制取NH3 的离子方程式为：2NH4Cl+Ca （OH）2CaCl2+2NH3↑+2H2O ⑤浓H2SO4、浓H3PO4一般不拆开写成离子形式；HCl、HNO3 无论浓稀，均应改写成离子符 号。如Cu片与浓H2SO4反应的离子方程式为：Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O （2）书写步骤（以CuSO4 溶液与BaCl2 溶液反应为） ①写出反应的化学方程式：CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓ ②把易溶于水、易电离的物质拆开写成离子形式，难溶的物质或难电离的物质以及气体等仍用化 学式来表示。上述化学方程式可改写成： Cu2++SO42-+Ba2+ +2Cl - =Cu2++2Cl-+BaSO4↓ ③删去方程式两边不参加反应的离子符号： 离子反应和离子方程式知识点详解考点一电解质、非电解质、强电解质、弱电解质 1.电解质、非电解质 电解质非电解质 定义在水溶液中或熔融状态下 能导电的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能导电的化合物 本质在水溶液中或熔融状态下 能够电离的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能发生电离的化合物 导电实质产生了自由移动的离子没有产生自由移动的离子 结构特点离子化合物和某些具有极性键的共价化合物某些共价化合物 共同点均为化合物 注意点电解质非、电解质的区分与化合物的水溶性无关. 举例NaCl Ba(OH)2 CH3COOH CH3CH2OH C12H22O11 2.强电解质、弱电解质 强电解质弱电解质 定义在水溶液中能全部电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质电离程度完全部分 电离平衡不存在存在 溶液中存在微粒种类水合离子、水分子水合离子、水分子弱电解质分子电离过程不可逆、不存在电离平衡可逆、存在电离平衡 相互关系均为电解质。在相同条件下,强电解质溶液的导电能力强于弱电解质溶液 电离方程式书写规律用等号 HnA=nH++A n- 用可逆符号,弱酸分步电离 HnA H+ +HA(n-1)-，HA(n-1)- H+ +H2A(n-2)- 举例强酸：HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI 强碱：KOH NaOH Ba(OH)2等. 绝大部分盐：BaSO4 BaCl2. 等弱酸：CH3COOH HCN H2S H2CO3等弱碱：NH3H2O Cu(OH)2等. H2O及小部分盐：(CH3COO)2Pb等. [例1]下列物质属于电解质的是（） A.Na2O B.SO3 C.Cu D.NaCl溶液 第2节 电 解 质 【知识梳理】 一、电解质 1.电解质： 2.电解质的电离。 电解质在_______中或_____状态下，离解成自由移动的离子的过程。 3.电离方程式的书写： (1)强电解质的电离方程式中，用“_____”连接，弱电解质(包括弱酸的酸式酸根)的电离方程式中，用“_____”连接。 如Na 2SO 4：___________________， HClO ：__________________。 (2)多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱的电离一步写完。 如H 2CO 3：____________________，___________________；Fe(OH)3：______________________。 (3)酸式盐的电离：多元强酸酸式盐与多元弱酸酸式盐的阴离子不同。 如NaHSO 4溶液中：_______________________ NaHCO 3溶液中：____________________，_________________。 【微点拨】 (1)电解质、非电解质的辨析：电解质、非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质，如Cu 、NaCl 溶液。只有本身能电离而导电的化合物才是电解质，如CO 2、SO 2、NH 3的水溶液能导电，但不是它们自身电离，而是它们与水化合生成了电解质，所以它们属于非电解质。 (2)电解质的强弱取决于溶于水后的电离程度，强电解质的导电能力不一定强，如BaSO 4；弱电解质的导电能力不一定弱。 二、离子反应 1.离子反应的本质：反应物中某些离子的浓度减小。 2.离子反应发生的条件： (1)复分解反应类型。 (2)氧化还原反应类型。 强氧化性物质+强还原性物质→弱氧化性物质+弱还原性物质 如FeCl 3溶液与Cu 反应的离子方程式为_____________________。 离子反应 编稿：房鑫审稿：曹玉婷 【学习目标】 1．了解电解质的概念，了解酸、碱、盐在水溶液中的电离。 2．了解离子反应的概念，了解离子反应发生的条件，并会判断离子在溶液中能否大量共存。 3．能运用书写规则书写常见反应的离子方程式；或结合具体反应对所给离子方程式进行正误判断。 【要点梳理】 要点一、电解质与非电解质 （1）．电解质、非电解质均应是化合物。金属属于单质，故既不是电解质，也不是非电解质。 （2）．电解质导电必须有外界条件：水溶液或熔融状态。 （3）．电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物；CO2、SO2、SO3、NH3溶于水后也导电，却是与水反应生成新物质后电离而导电的，不是本身电离导电的，故属于非电解质。 （4）．能导电的物质并不一定是电解质，如铜、铝、石墨能导电，但因其为单质，故不属于电解质（也不属于非电解质）；食盐水能导电，但其为混合物，不属于电解质。溶于水不能导电的物质可能是电解质，如BaSO4难溶于水，但其溶于水的部分是完全电离的，属于电解质。 要点二、强电解质与弱电解质 1、 强电解质弱电解质概念水溶液中全部电离的电解质水溶液中部分电离的电解质相同点都是电解质，在水溶液中或熔融状态下都能电离，都能导电，与溶解度无关 不同点 电离程度完全电离部分电离 电离过程不可逆过程可逆过程，存在电离平衡 表示方法电离方程式用“==”电离方程式用“” 溶液中溶质 微粒 只有水合离子水合离子，弱电解质分子 实例 强酸：HCl、HNO3、H2SO4 HBr、HI、 HClO4等 强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2 绝大多数盐：BaSO4、AgCl、CaCO3 弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、 H2CO3、H2SiO3、CH3COOH等。 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3等不溶性碱 水：H2O 要点诠释： 电解质的强弱是以电离的程度来区分的，与物质的溶解度、溶液的导电能力没有必然联系。 ①BaSO4、CaCO3等虽然在水中溶解度很小，溶液的导电性很差，但是由于都是离子化合物，溶于水的部分是全部电离的，是强电解质。 ②浓氨水的导电性比极稀NaOH溶液强，但NH3·H2O属于弱电解质。 2．电离方程式的书写方法： （1）要求左边书写电解质的化学式，右边写电解质电离出的离子的化学式，不同离子间用加号相连。强电解质用“==”，弱电解质用“”。 如：H2SO4==2H++SO42-；NaHSO4==Na++H++SO42—；Ca(HCO3)2==Ca2++2HCO3— CH3COOH CH3COO- + H+；NH3·H2O NH4+ +OH- ；H2O H++ OH- （2）电离过程中，元素或原子团的化合价不变。离子所带电荷数等于它在化合物中显示的化合价。 （3）检查电离方程式书写是否正确时，不仅要检查质量是否守恒（即电离前后原子的种类是否相同和个数是否相等），而且要检查电荷是否守恒（即电离后的阴、阳离子所带负、正电荷总数是否相等）。 （4）多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式： H2CO3H++HCO3―；HCO3―H++CO32― （5）多元弱碱电离方程式一步写出，如氢氧化铁电离方程式：Fe(OH)3Fe3++3OH― 3．酸、碱、盐的定义 （1）酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子(H+)的化合物叫做酸。 HCl = H+ + Cl- H2SO4 = 2H+ + SO42- HNO3 = H+ + NO3- （2）碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的的化合物叫做碱。 NaOH = Na+ + OH- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- KOH = K+ + OH- （3）电离时生成金属阳离子（或铵根离子）和酸根阴离子的化合物叫做盐。 NH4NO3 = NH4+ + NO3- MgCl2 = Mg2+ + 2Cl- Fe2(SO4)3 = 2Fe3+ + 3SO42- 要点三、离子反应 1．定义：由于电解质溶于水后电离成为离子，所以，电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，像这样，有离子参加的反应，就叫做离子反应。 2．本质：反应物中的某些离子的浓度减小。 3．发生条件： ①生成难溶（或微溶）的物质，如Al(OH)3、BaSO4、Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2等。 ②生成难电离的物质，如弱酸、弱碱、水等。 一、离子反应的概念 离子反应是指有离子参加的反应。也就是说，反应物中有离子或生成物中有离子的反应，均为离子反应。由于中学阶段涉及的问题多数是指水溶液中的变化，所以水溶液中电解质间的相互反应便成了离子反应的常见问题。但须注意的是，凡是离子化合物，就含有离子，有时固体状态的物质之间（如实验室判氨）或固体与气体之间（如碱石灰与氯化氢）发生的反应，也可以是离子反应，只是通常不书写类似这样过程的离子反应方程式。在水溶液中发生离子反应的条件即复分解反应的三个条件（有难电离、难溶及易挥发物质生成）和氧化还原反应（比如置换反应等）。 二、离子共存问题 凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）。一般规律是： 1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）； 2、与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子： 1氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3- 2氮族有：H2PO4-、HPO42-、PO43- 3卤族有：F-、ClO- 4碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32- 5含金属酸根离子：AlO2- 3、与OH-不能大量共存的离子有： NH4+和HS-、HSO3-、HCO3-、H2PO4-、HPO42-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等） 4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存： 1常见还原性较强的离子有：Fe2+、S2-、I-、SO32-。 2氧化性较强的离子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-、此外，S2O32-与H+也不能共存（发生歧化反应）。 例1：下列各组离子：①I-、ClO-、NO3-、H+ ②K+、NH4+、HCO3-、OH- 3SO32-、SO42-、Cl-、OH- ④Fe3+、Cu2+、SO42-、Cl- ⑤H+、K+、AlO2-、HSO3- ⑥Ca2+、Na+、SO42-、CO32- 在水溶液中能大量共存的是 A、① B、③④ C、②⑤ D、①④ [解题分析] 本题全面考查离子共存知识，在题给的六组离子中，第①组ClO-与H+、I-不能大量共存，第②组中NH4+与OH-、HCO3-与OH-不能大量共存， 高中化学知识点总结 -第二章化学物质及其变化 一、重点聚集 1.物质及其变化的分类 2.离子反应 3.氧化还原反应 4.分散系胶体 二、知识网络 1.物质及其变化的分类 (1)物质的分类 分类是学习和研究物质及其变化的一种基本方法，它可以是有 关物质及其变化的知识系统化，有助于我们了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准，根据不同的标准可以对化学物质及其变 化进行不同的分类。分类常用的方法是交叉分类法和树状分类法。 (2)化学变化的分类 根据不同标准可以将化学变化进行分类： ①根据反应前后物质种类的多少以及反应物和生成物的类别可 以将化学反应分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。 ②根据反应中是否有离子参加将化学反应分为离子反应和非离 子反应。 ③根据反应中是否有电子转移将化学反应分为氧化还原反应和 非氧化还原反应。 2.电解质和离子反应 (1)电解质的相关概念 ①电解质和非电解质：电解质是在水溶液里或熔融状态下能够 导电的化合物;非电解质是在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物。 ②电离：电离是指电解质在水溶液中产生自由移动的离子的过程。 ③酸、碱、盐是常见的电解质 酸是指在水溶液中电离时产生的阳离子全部为H+的电解质;碱 是指在水溶液中电离时产生的阴离子全部为OH-的电解质;盐电离时 产生的离子为金属离子和酸根离子或铵根离子。 (2)离子反应 ①有离子参加的一类反应称为离子反应。 ②复分解反应实质上是两种电解质在溶液中相互交换离子的反应。 发生复分解反应的条件是有沉淀生成、有气体生成和有水生成。只要具备这三个条件中的一个，复分解反应就可以发生。 ③在溶液中参加反应的离子间发生电子转移的离子反应又属于 氧化还原反应。 (3)离子方程式 离子方程式是用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 离子方程式更能显示反应的实质。通常一个离子方程式不仅能 表示某一个具体的化学反应，而且能表示同一类型的离子反应。 离子方程式的书写一般依照“写、拆、删、查”四个步骤。一 个正确的离子方程式必须能够反映化学变化的客观事实，遵循质量 守恒和电荷守恒，如果是氧化还原反应的离子方程式，反应中得、 失电子的总数还必须相等。 3.氧化还原反应 (1)氧化还原反应的本质和特征 氧化还原反应是有电子转移(电子得失或共用电子对偏移)的化 学反应，它的基本特征是反应前后某些元素的化合价发生变化。 (2)氧化剂和还原剂 反应中，得到电子(或电子对偏向)，所含元素化合价降低的反 应物是氧化剂;失去电子(或电子对偏离)，所含元素化合价升高的反应物是还原剂。 在氧化还原反应中，氧化剂发生还原反应，生成还原产物;还原剂发生氧化反应，生成氧化产物。 “升失氧还原剂降得还氧化剂” (3)氧化还原反应中得失电子总数必定相等，化合价升高、降低的总数也必定相等。 4.分散系、胶体的性质 (1)分散系 把一种(或多种)物质分散在另一种(或多种)物质中所得到的体系，叫做分散系。前者属于被分散的物质，称作分散质;后者起容纳分散质的作用，称作分散剂。当分散剂是水或其他液体时，按照分 散质粒子的大小，可以把分散系分为溶液、胶体和浊液。 (2)胶体和胶体的特性 ①分散质粒子大小在1nm~100nm之间的分散系称为胶体。胶体 在一定条件下能稳定存在，稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳 体系。 ②胶体的特性 离子反应知识点总结 Jenny was compiled in January 2021 离子反应 一、电解质概念的理解 1．电解质： 在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。 2．非电解质： 在水溶液和熔化状态下均不导电的化合物。 电解质与导电的关系是： (1)电解质不一定能导电。 (2)不能导电的化合物，可能是电解质，关键看是否含有自由移动的离子。例如，固体NaCl是电解质，但不导电。 3．强、弱电解质： (1)电离：化合物在水溶液里离解成自由移动的离子的过程。 (2)强电解质：水溶液中全部电离成离子的电解质。 例： HCl＝H++Cl- H 2SO 4 ＝2H++SO 4 2- NaOH＝Na++OH- CuCl 2 ＝Cu2++2Cl- 强电解质包括：强酸、强碱、大多数盐。 (3)弱电解质：水溶液中部分电离成离子的电解质。例： H 2S H++HS- NH 3 ·H 2 O NH 4 ++OH- 弱电解质包括：弱酸、弱碱、水 二、离子反应 1．离子反应： 有离子参加或生成的反应。 酸、碱、盐溶于水电离出自由移动的离子，酸、碱、盐在溶液中参加的反应实质是离子反应。 例如： H 2SO 4和BaCl 2溶液混合，H 2SO 4和BaCl 2分别完全电离： H 2SO 4＝2H ++SO 42— BaCl 2＝Ba 2++2Cl － 溶液中主要存在四种离子：H +、SO 42—、Ba 2+和Cl －。Ba 2+和SO 42-结合成BaSO 4沉淀，H +和Cl －仍在溶液中自由移动，所以H 2SO 4和BaCl 2反应实质是Ba 2+ 和SO 42-反应：Ba 2+ +SO 42— ＝BaSO 4↓ 高一化学知识点梳理整合精选5篇 高一化学知识点总结1 一、物质的分类 1、常见的物质分类法是树状分类法和交叉分类法。 2、混合物按分散系大小分为溶液、胶体和浊液三种，中间大小 分散质直径大小为1nm—100nm之间，这种分散系处于介稳状态，胶 粒带电荷是该分散系较稳定的主要原因。 3、浊液用静置观察法先鉴别出来，溶液和胶体用丁达尔现象鉴别。 当光束通过胶体时，垂直方向可以看到一条光亮的通路，这是由于胶体粒子对光线散射形成的。 4、胶体粒子能通过滤纸，不能通过半透膜，所以用半透膜可以 分离提纯出胶体，这种方法叫做渗析。 5、在25ml沸水中滴加5—6滴FeCl3饱和溶液，煮沸至红褐色，即制得Fe(OH)3胶体溶液。该胶体粒子带正电荷，在电场力作用下 向阴极移动，从而该极颜色变深，另一极颜色变浅，这种现象叫做 电泳。 二、离子反应 1、常见的电解质指酸、碱、盐、水和金属氧化物，它们在溶于 水或熔融时都能电离出自由移动的离子，从而可以导电。 2、非电解质指电解质以外的化合物(如非金属氧化物，氮化物、有机物等);单质和溶液既不是电解质也不是非电解质。 3、在水溶液或熔融状态下有电解质参与的反应叫离子反应。 4、强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱(NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大 多数盐(NaCl、BaSO4、Na2CO3、NaHSO4)溶于水都完全电离，所以电 离方程式中间用“==”。 5、用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫离子方程式。 在正确书写化学方程式基础上可以把强酸、强碱、可溶性盐写成离子方程式，其他不能写成离子形式。 6、复分解反应进行的条件是至少有沉淀、气体和水之一生成。 7、离子方程式正误判断主要含 ①符合事实 ②满足守恒(质量守恒、电荷守恒、得失电子守恒) ③拆分正确(强酸、强碱、可溶盐可拆) ④配比正确(量的多少比例不同)。 8、常见不能大量共存的离子： ①发生复分解反应(沉淀、气体、水或难电离的酸或碱生成) ②发生氧化还原反应(MnO4-、ClO-、H++NO3-、Fe3+与S2-、HS-、SO32-、Fe2+、I-) ③络合反应(Fe3+、Fe2+与SCN-) ④注意隐含条件的限制(颜色、酸碱性等)。 三、氧化还原反应 1、氧化还原反应的本质是有电子的转移，氧化还原反应的特征 是有化合价的升降。 2、失去电子(偏离电子)→化合价升高→被氧化→是还原剂;升价后生成氧化产物。还原剂具有还原性。 得到电子(偏向电子)→化合价降低→被还原→是氧化剂;降价后 生成还原产物，氧化剂具有氧化性。 离子反应考点一电解质、非电解质、强电解质、弱电解质 1.电解质、非电解质 电解质非电解质 定义在水溶液中或熔融状态下 能导电的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能导电的化合物 本质在水溶液中或熔融状态下 能够电离的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能发生电离的化合物 导电实质产生了自由移动的离子没有产生自由移动的离子 结构特点离子化合物和某些具有极性键的共价化 合物 某些共价化合物 共同点均为化合物 注意点电解质非、电解质的区分与化合物的水溶性无关. 举例NaCl Ba(OH)2 CH3COOH CH3CH2OH C12H22O11 2.强电解质、弱电解质 强电解质弱电解质 定义在水溶液中能全部电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质电离程度完全部分 电离平衡不存在存在 溶液中存在微粒种 类 水合离子、水分子水合离子、水分子弱电解质分子电离过程不可逆、不存在电离平衡可逆、存在电离平衡 相互关系均为电解质。在相同条件下,强电解质溶液的导电能力强于弱电解质溶液 电离方程式书写规律用等号 HnA=nH++A n- 用可逆符号,弱酸分步电离 HnA H+ +HA(n-1)-，HA(n-1)- H+ +H2A(n-2)- 举例强酸：HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI 强碱：KOH NaOH Ba(OH)2等. 弱酸：CH3COOH HCN H2S H2CO3等弱碱：NH3H2O Cu(OH)2等. 绝大部分盐：BaSO4 BaCl2. 等H2O及小部分盐：(CH3COO)2Pb等. [例1]下列物质属于电解质的是（） A.Na2O B.SO3 C.Cu D.NaCl 溶液 [解析] Na2O为离子化合物，在熔融条件下能导电，为电解质，故A正确；SO3为共价化合物，在熔融条件下不能导电，其水溶液能导电是SO3与水反应生成的H2SO4导电，故SO3为非电解质，B不正确；Cu是单质，NaCl 溶液为混合物，它们既不是电解质，也不是非电解质，故C、D都不正确。[答案]A 特别提醒： 1.电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。水溶液中或熔融状态下，这两者之间只需满足一者就行了，但必须强调的是其本身能够导电，而不是反应的生成物。如SO2、SO3的水溶液虽然能导电，但它们都不是电解质，原因是在溶液中真正起到导电作用的是它们与水反应的生成物H2SO3、H2SO4，而不是它们自己本身。Na2O的水溶液的导电虽然也是它与水反应生成的NaOH导电，但因为其在熔融状态下本身能够导电，所以Na2O是电解质。 2.电解质和非电解质都是化合物，单质它既不是电解质，也不是非电解质。 3.判断某电解质是强电解质还是弱电解质关键是看它在水溶液中电离时是完全电离还是部分电离，与其溶解度大小、导电能力强弱等因素无关。 考点二离子方程式的书写 1.离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成的反应。 2.离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 3.离子方程式的书写： （1）书写规则： ①单质、氧化物、不溶物、难电离的物质（弱酸、弱碱及水等）不能拆开来写。如Cl2、Na2O 等不可以拆开写成Cl-、Na+、O2-；BaSO4不可以拆开写成Ba2+、SO42-形式。 ②易溶于水，易电离的物质的离子符号的改写同电离方程式中的离子形式。如NaHCO3改写 Na+、HCO3-；NaHSO4应改写Na+,H+,SO42- ③微溶物，若出现在反应物中一般改写成离子符号（悬浊液除外）；若出现在生成物中一般 不改写。 ④固体与固体物质反应不写离子方程式。如实验室制取NH3的离子方程式为： 2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O ⑤浓H2SO4、浓H3PO4一般不拆开写成离子形式；HCl、HNO3无论浓稀，均应改写成离子符号。 如Cu片与浓H2SO4反应的离子方程式为：Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O （2）书写步骤（以CuSO4溶液与BaCl2溶液反应为） 专题一：化学反应与能量变化 一、反应热、焓变 1．反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量，叫反应热。包括燃烧热和中和热。 电离 ： 注意： 水解 ： 吸热反应的发生不一定需要 常见的吸热反应： 铵盐与碱的反应：如NH 4Cl 与Ba(OH)2?8H 2O 加热才能进行。 大多数的分解反应：CaCO 3== CaO + CO 2 生产水煤气：C + H 2O == CO+H 2 碳和二氧化碳的反应：C+CO 2=2CO 燃烧反应 金属与酸（或水）的反应 常见的放热反应： 酸碱中和反应 自发的氧化还原反应 CaO(Na 2O 、Na 2O 2)与水的反应 浓酸与强碱溶于水 2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应的焓变。 符号：用ΔH 表示 单位：kJ/mol 放热反应：ΔH= —QkJ/mol ；或ΔH<0 吸热反应：ΔH= +QkJ/mol ；或ΔH>0 3、反应热产生的原因： 宏观：反应物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________ 微观：化学反应过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，ΔH=____________ 二、热化学方程式 1.热化学方程式的概念：能表示反应热的化学方程式，叫做热化学方程式。热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 2.书写热化学方程式时的注意点 （1）需注明ΔH 的“+”与“—”，“+”表示 ，“—”表示 ；比较ΔH 的大小时，要考虑ΔH 的正负。 （3）要注明反应物和生成物的状态：g 、 l 、s 、aq （3）各物质前的化学计量数表示物质的量，不表示分子个数，因此，可以是整数也可以是分数，但系数与ΔH 的值一定要相对应。 （4）要注明反应温度和压强，但中学化学中所用ΔH 的数据一般都是在101kPa 和25℃时的数据，因此可不特别注明； （5）对于可逆反应，其ΔH 同样要与系数相对应，但若按系数投料反应，则由于可逆反应不能进行完全，其反应热的数值会比ΔH 的数值要小。 三、燃烧热、热值与中和热： 1．燃烧热：在1atm 下，1mol 物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准燃烧热。（物质完全燃烧是指含有 注意： 放热反应不一定常温下就自发进行，可能需要加热或点燃条件。离子反应知识点总结
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