高三化学离子反与离子共存1

质对市爱慕阳光实验学校高三化学离子反与离子共存

一. 本周教学内容：

离子反与离子共存

二. 教学目标

1、了解离子反的概念，掌握离子反发生的条件；

2、掌握离子方程式书写的规律及考前须知，熟练书写离子方程式；

3、掌握离子共存的条件，并能进行离子共存的判断和分析

三. 教学、难点

离子方程式的书写及离子共存、离子反的用

四. 教学过程：

〔一〕电解质与非电解质，强电解质与弱电解质：

1、电解质和非电解质

a〕在水溶液中或熔化状态能导电的化合物叫电解质，在水溶液熔化状态都不能导电的化合物叫非电解质。

b〕电解质有酸、碱、盐、水、活泼金属氧化物，其它化合物一般均为非电解质。酸在水溶液中导电，强碱、大多数盐在熔化状态和水溶液中都导电，活泼金属氧化物只在熔化状态导电。电解质导电靠自由移动的离子，自由移动的离子浓度越大、所带电荷越多那么导电能力越强。

2、强电解质和弱电解质

a〕在水溶液中能电离不存在电离平衡的电解质为强电解质，强电解质有强碱、强酸和大多数盐。它们的电离方程式写“〞号，多元强酸电离不分步，如： NaOHNa＋ ＋OH－ Ca(OH)2Ca2＋ ＋ 2OH－

H2SO42H＋ ＋ SO42－ Fe2(SO4)32Fe3＋ ＋3SO42－

b〕在水溶液中电离存在电离平衡的电解质为弱电解质，弱电解质有弱酸、弱碱和水。它们的电离方程式写“〞号，多元弱酸电离分步，每步电离出一个H+，以第一步电离为主，如：

NH3·H2ONH4＋ ＋OH－ CH3COOHCH3COO－ ＋ H＋

H2CO3H＋ ＋ HCO3－〔为主〕，HCO3－H＋ ＋CO32－

H2O＋H2OH3O＋＋OH－〔或简单写为H2OH＋＋OH－〕

3、某些类型电解质电离的表示方法：

氢氧化物：H+ + AlO2－+H2OAl(OH)3Al3+ + 3OH－

强酸的酸式盐：NaHSO4Na+ + H+ + SO42－

弱酸的酸式盐：NaHCO3Na+ + HCO3－

复盐：KAl(SO4)2K+ + Al3+ + 2SO42－

络合物：Ag(NH3)2OHAg(NH3)2＋＋OH－ Na3AlF63Na＋＋ AlF63－

说明：

1、电解质溶液导电的原因与金属导电的原因不同：电解质溶液导电是由于电离产生自由移动的阴、阳离子在外加电场作用下向移动而导电，而金属导电那么是由于金属晶体内部的自由电子在外加电场作用下的向移动。

2、电解质、非电解质都是化合物，要注意区分单质和混合物。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质。

3、电解质是在一条件下自身电离产生自由移动的离子的化合物。某些化合物，像SO3、SO2、CO2、NH3，它们溶于水生成了电解质而导电，但本身是非电解质。

4、电解质不一导电。不导电的物质不一是非电解质；非电解质不导电，导电物质不一是电解质。

5、电解质的强弱与其水溶性无关，只与在水溶液中是否完全电离有关。某些盐如BaSO4、AgCl虽难溶于水，但溶于水的是完全电离的，所以它们是强电解质。

6、电解质的强弱与溶液导电性无必然联系：溶液的导电性强弱主要与溶液中自由移动的离子浓度有关，与电解质的相对强弱无关。

7、强电解质溶液中只存在溶质的离子，弱电解质溶液中既存在溶质的离子，也存在溶质的分子。因此，弱电解质的电离存在电离平衡，可通过比拟同一温度下的电离常数或电离程度来判断弱电解质的相对强弱。

8、离子化合物一般在水溶液熔化状态下都能导电，而共价化合物只能在水溶液中导电，熔化时〔即液体〕不导电，据此〔熔化状态下是否导电〕可以区别离子化合物和共价化合物。

〔二〕离子反及离子方程式的书写：

1、离子反：有离子参加或生成的反称为离子反。

2、离子反发生的条件是：在溶液中进行有离子参加的离子互换形式的复分解反时，如：生成沉淀、气体、水、弱酸、弱碱；发生氧化复原反，由强氧化剂转变为弱复原剂，由强复原剂转变为弱氧化剂；在反中生成某些络离子或络合物。

3、离子方程式：用实际参加反的离子符号来表示离子反的式子。离子方程式书写时遵循“写、拆、删、查〞四步：其中：“写〞是根底；“拆〞是关键，要把易溶于水、易电离的物质拆成离子形式，难溶物、难电离物质、单质、氧化物、气体、水写成分子式；“删〞是途径，而“查〞是保证，查：主要是检查元素原子是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守恒以及是否局部化简。

4、离子方程式不仅表示某一反，有时还可以表示同一类型的离子反。

如：H＋＋OH－＝H2O的反就表示了所有的可溶性强酸与可溶性强碱作用，生成可溶性盐和水的反。

说明： 1、离子反必须是在水溶液中进行的有离子参加或生成的反，对于“固－固反〞“气－气反〞“气－固〞反，以及有浓硫酸参加的反，一般不写离子方程式。

2、单质、氧化物、弱酸(HF、H2S、HClO、H2SO3)、弱碱(NH3·H2O)、难溶于水的物质在离子方程式中一律写化学式；

强酸、强碱、可溶性盐写成离子形式。

注意：醋酸盐大多是易溶的，常见的除了(CH3COO)2Pb都写成离子形式。

3、多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写，而多元强酸的酸式盐离子〔HSO4－〕在离子方程式中分开写。

4、常见的难溶性物质有：H2SiO3、除氨水外的多数弱碱，氯化物中的AgCl，硫酸盐中的BaSO4、CaSO4、PbSO4，碳酸盐、亚硫酸盐以及金属硫化物中除钾、钠、铵盐外其余均可看成难溶于水或在水中不存在。

5、对于微溶物的处理：

①在生成物中有微溶物，微溶物用化学式。

②当反物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)，写成离子形式。

③当反物里有微溶物处于浊液或固态，写化学式。

6、离子方程式书写过程中，由于量的比例不同，以及滴加顺序不同，也可导致离子方程式不同。如：向Na2CO3中逐滴滴加稀盐酸与向稀盐酸中逐滴滴加溶液，反和现象就不一样，再如：少量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液：Ca2＋＋HCO3－＋OH－＝CaCO3↓＋H2O，足量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液：Ca2＋＋2HCO3－＋2OH－＝CaCO3↓＋CO32－＋2H2O

7、在某些反中由于反条件不同，反产物也不一样。如：铵盐与碱的反：

〔1〕固体加热，不是离子反，不能写离子方程式：

2NH4Cl＋Ca(OH)2 ＝CaCl2＋2NH3↑＋2H2O

〔2〕稀溶液不加热，写成一水合氨，不放气体

NH4＋＋OH－＝NH3·H2O

〔3〕浓溶液加热，放出氨气：

NH4＋＋OH－＝NH3↑＋H2O

8、离子方程式正误判断主要依据原那么：

①必须符合物质反的客观事实。

如Fe和稀盐酸反：2Fe＋6H＋＝2 Fe3＋＋3H2↑×

②必须遵守质量守恒律、电荷守恒原理以及得失电子相；

③必须遵守组成原理：参加反的离子必须按照反物的组成比参加反。

如：Ba2＋＋OH－＋SO42－＋H＋＝BaSO4↓＋H2O ×

④反必须能用离子方程式表示。如：NaCl固体和浓硫酸共热制HCl气体的反为非离子反，不能用离子方程式表示。 ⑤看“＝〞、“↑〞“↓〞“〞及必要的反条件是否正确、齐全。

9、对于某些特化学反的离子方程式，只能表示特的反，而不能代表一类反。如：硫酸铜与氢氧化钡的反：Ba2＋＋2OH－＋SO42－＋Cu2＋＝BaSO4↓＋Cu(OH)2↓

〔三〕离子共存：

但凡能发生反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〕

1、由于发生复分解反，离子不能大量共存

〔1〕有气体产生：如CO32－、SO32－、S2－、HCO3－、HSO3－、HS－易挥发的弱酸的酸根与H＋不能大量共存。

〔2〕有沉淀生成：

①如Ba2＋、Ca2＋、Mg2＋、Ag＋不能与SO32－、SO42－、 CO32－大量共存；

②Mg2＋、Fe2＋、Ag＋、Al3＋、Zn2＋、Cu2＋、Fe3＋不能与OH－大量共存；

③Pb2＋与Cl－，Fe2＋与S2－、Ca2＋与PO43－、Ag＋与I－不能大量共存。

〔3〕有弱电解质生成：

①如OH－、CH3COO－、PO43－、HPO42－、H2PO4－、F－、ClO－、AlO2－、SiO32－、CN－、C17H35COO－、 C6H5O－、与 H＋ 不能大量共存；

②一些酸式弱酸根如HCO3－、HPO42－、HS－、H2PO4 －、HSO3－不能与OH－大量共存；NH4＋与OH－不能大量共存；

③弱碱的简单阳离子〔比方：Cu2＋、Al3＋、Fe3＋、Fe2＋、Mg2＋〕不能与OH－大量共存

2、能相互发生氧化复原反的离子[①+②]不能大量共存： ①常见复原性较强的离子有:Fe2＋、HS－、S2－、I－、SO32－；

②氧化性较强的离子有：Fe3＋、ClO－、MnO4－、Cr2O72－、(H＋＋NO3－)；

③此外，S2O32－与H＋也不能共存〔发生歧化反〕；

④在酸性或碱性的介质中由于发生氧化复原反而不能大量共存；

3、发生盐的双水解反的离子不能大量共存，凡水解使溶液显酸性的阳离子与水解使溶液显碱性的阴离子不能大量共存的有：

①〔Al3＋ 与 HS－、S2－、SiO32－、C6H5O－、AlO2－、CO32－、HCO3－〕发生盐的双水解反；

②〔Fe3＋ 与 SiO32－、C6H5O－、AlO2－、CO32－、HCO3－〕发生盐的双水解反；

③〔NH4＋与 SiO32－、AlO2－〕浓溶液发生盐的双水解反；

注意：

①〔Fe3＋ 与 S2 － 、HS－〕发生氧化复原反，而不发生盐的双水解反；

②S2－与Cu2＋、Fe2＋、Pb2＋、Ag＋、Hg2＋发生复分解反不能大量共存；

③〔NH4＋与 CO32－、HCO3－〕双水解反较弱仍可大量共存。

4、离子间发生络合反：如：1、Fe3＋＋SCN－、Fe3＋＋C6H5OH、Al3＋＋F－、Ag＋＋NH3。在水溶液中不能大量共存。

说明：

1、首先必须学根本理论和概念出发，搞清楚离子反的规律和“离子共存〞的条件。在化要求掌握的离子反规律主要是离子间发生复分解反和离子间发生氧化反，以及在一条件下一些微粒〔离子、分子〕可形成络合离子。“离子共存〞的条件是根据上述三个方面统筹考虑、比拟、归纳整理而得出。因此解决“离子共存〞问题可从离子间的反规律入手，逐条梳理。

2、审题时注意题中给出的附加条件

①酸性溶液〔H＋〕、碱性溶液〔OH－〕、能在参加铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H＋或OH－＝1×10－10mol/L的溶液；

②离子MnO4－、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋、Fe(SCN)2＋；

③MnO4－，NO3－在酸性条件下具有强氧化性；

④S2O32－在酸性条件下发生氧化复原反：S2O32－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O；

⑤注意题目要求“大量共存〞还是“不能大量共存〞。

3、如给阳离子已否几种后，只剩一种阳离子，那么该离子肯存在，阴离子同样分析。因任何电解质溶液都是呈电中性的，溶液中阴、阳离子所带电荷总数是相的。

【典型例题】

例1. 以下反的离子方程式正确的选项是：

A. 向Ba(OH)2溶液中滴加稀盐酸：Ba2＋＋2OH－＋2Cl－＋2H＋＝BaCl2＋2H2O