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离子反应规律及离子方程式书写知识点总结

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离子反应规律及离子方程式书写知识点总结离子反应规律和离子方程式书1 基本概念1.1 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。

1.2 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）2.1 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。

第 2 页共 26 页(1)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。

[练2-1] 向一支盛有食盐水的试管中加入硝酸银，使之恰好反应完全，再加入一些碘化钾晶体后沉淀转化黄色，再加入一些硫化钾溶液，沉淀又转为黑色。

由此实验判断这三种沉淀的溶解度（S）大小关系（B）A．S(AgCl)＝S(AgI)＝S(Ag2S) B. S(AgCl)> S(AgI) > S(Ag2S)C. S(AgCl)< S(AgI)< S(Ag2S)D. 无法判断(2)更弱电解质的生成常见弱电解质有：①弱酸：HF、H2CO3、HClO、CH3COOH等；②弱碱：NH3•H2O；③其它：H2O、C6H5OH 等[练2-2] 用化学方程式表示：漂白粉溶液漂白织物时要露置于空气中：Ca(ClO)2 + CO2 +H2O ＝CaCO3↓+ 2HClO[练2-3] 已知硫酸铅难溶于水，也难溶于硝酸中，但却可溶于醋酸铵溶液，其化学反应方程式是：PbSO4 + 2CH3COONH4＝Pb(CH3COO)2 + (NH4)2SO4 [根据离子反应规律可推断生成第 3 页共 26 页的可溶性盐Pb(CH3COO)2应该是难电离的弱电解质才对]当在上述生成的醋酸铅溶液中通入弱电解质硫化氢时，立即出现黑色沉淀（PbS）。

写出表示这个反应的离子方程式：Pb(CH3COO)2 + H2S ＝PbS↓+ 2CH3COOH(3) 气态物质生成常见气态物有：SO2、CO2、NH3、H2S 等[练2-4] 用化学反应方程式表示：①大理石与盐酸反应：CaCO3 +2HCl ＝CaCl2 + CO2↑ +H2O②实验室制硫化氢气体FeS + 2HCl ＝FeCl2 + H2S↑[想想] ①CuSO4 + H2S ＝CuS↓ + H2SO4反应能发生，而FeCl2 + H2S ＝FeS↓ + 2HCl却不能发生，为什么？②将KCl溶液与NaNO3溶液混合是否发生化学反应？若把该混合溶液蒸发干后得到的晶体是什么？2.2 强酸制弱酸（强强生弱）规律及应用根据酸碱质子理论，凡能提供质子（H+）的粒子（离子或分子）都是酸（如HCl、HNO3、及酸式根离子HCO3-等），酸失去质子后生成的粒子则为该酸的共轭碱；凡能接受质子（H+）的粒子（离第 4 页共 26 页子或分子）都是碱(如NH3、NaOH、Ca(OH)2、及弱酸根离子CO32-等)，碱得到质子后生成的粒子则为该碱的共轭酸。

酸和碱反应的实质是质子（H+）的转移。

反应的方向总是朝着生成更难电离的更弱的酸碱的一方进行的，即要符合“强酸制弱酸”或谓“强强生弱”规律，可简记为”左强右弱”。

失2H+2CH3COOH + CO32-＝2CH3COO-+ H2CO3（CO2+H2O）酸（强）碱(强) 新碱(弱) 新酸(弱)[例] 已知下列反应能进行完全：① Na2CO3 + 2CH3COOH ＝2CH3COONa + CO2↑ + H2O② CO2 + H2O + C６H５ONa ＝C６H５OH + NaHCO3③ CH3COONa + HCl ＝NaCl +CH3COOH④ C６H５OH + Na2CO3＝C６H５ONa +NaHCO3则根据“左强右弱”规律可得：第 5 页共 26 页失H+减弱，酸性减弱酸( H+ ) HCl CH3COOH H2CO3C6H5OH HCO3-碱Cl-CH3COO-HCO3-C6H5O-CO32-(OH-)得H+增强，碱性增强[例2-5 ] 已知多元弱酸在水溶液中电离是分步的，且第一步电离远大于第二步电离，第二步电离远大于第三步电离。

今有HA、H2B、H3C 三种弱酸，且已知下列各反应能发生：① HA + HC2-（少量）＝A- + H2C-② H2B （少量）+ 2A-＝B2- + 2HA③ H2B （少量）+ H2C-＝HB- + H3C 试回答：(1)相同条件下，HA、H2B、H3C 三种酸中，酸性由强到弱的顺序为H2B> H3C HA>;(2)在A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2-离子中最易结合质子的是C3-，最难结合质子的是HB- .(3)完成下列反应的离子方程式：①H3C + 3OH-（过量）＝C3- + 3H2O ；②2HA （过量）+ C3-＝2A- + H2C-.[解] 由已知①式得HA>H2C-，由②式得H2B>HA，由③式得H2B>H3C，又依分步电离，第 6 页共 26 页电离度逐级锐减，可得相关微粒酸碱性强弱顺序表：失H+减弱，酸性减弱酸：（H+）> H2B > H3C > HB- > HA > H2C- > HC2-碱：HB-> H2C-> B- > A- > HC2- > C3- >（OH-）得H+增强，碱性增强根据顺序表中上行酸的位置可得第(1)题答案为H2B> H3C HA>; 由表中下行碱的位置可得第(2)题答案为C3- ; HB- .在表中H3C位于OH-左上,据”左上右下可反应”得(3)①式的反应可以进行完全.据”强强优先”原则可知随OH-用量的增加,H3C 反应的产物依次是H2C-、HC2-、C3-，因题给OH-为过量，所以H3C反应最后产物是C3-，故第(3)①题答案是C3-+ 3H2O；同理第(3)②题答案是2A- + H2C-. [练2-6] 等物质的量浓度的两种一元弱酸(HA,HB)的钠盐溶液中,分别通入少量CO2后可发生如下反应: ① NaA + CO2 +H2O ＝第 7 页共 26 页HA + NaHCO3② 2NaB + CO2 + H2O ＝2HB + Na2CO3试比较HB与HA酸性强弱。

答: HB的酸性比HA 弱[解法提示] 从①式得: A-只能使H2CO3失去一个H+ 形成HCO3-, 从②式得B-则可使H2CO3失去两个H+ 形成CO32-.换句话，B- 结合H+的能力比A-强，HB电离出H+能力则比HA 弱，即HB 酸性比HA弱。

酸性强弱顺序为：H2CO3 > HA > HCO3- > HB3 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，则不能第 8 页共 26 页“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。

②牢记掌握：氧化物、弱电解质、（弱酸、弱碱、水）、气体、难溶性物质（难溶盐）等，不能拆为离子式，要用化学式表示。

③弱酸根离子，如HCO3-、HSO3-等不能再拆（HSO42-除外）④强酸强碱及大部分可溶性盐应拆为离子式表示。

⑤对于微溶物的处理分三种情况：微溶物作为生成物析出的不拆，仍写其化学式，（如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4）；微溶物作为反应物，若呈混浊液或固态则写其化学式，若呈澄清溶液则拆为离子式表示。

3.1.2 离子方程式表示的意义离子方程式表示的是同一类型的离子反应。

如：CO32- + 2H+＝CO2↑+ H2O 它表示的是可溶性的碳酸盐与强酸反应。

因此，Na2CO3与盐酸或K2CO3与HNO3都可实现上述的离子反应。

[练3- 1]下列各组反应中，能用同一个离子方程式表示的（A）A．硫酸溶液和硫酸钠溶液分别与氯化钡溶液反应B．硫酸溶液分别与氢氧化钠溶液和氢第 9 页共 26 页氧化钡溶液反应C．硫酸溶液分别与烧碱溶液和纯碱溶液反应D．铁分别与稀硫酸和硫酸铜溶液反应3.2 解说几类离子方程式的写法(1)与反应条例有关铵盐与强碱反应常温下：NH4++ OH-＝NH3•H2O铵盐与强碱反应加热: NH4++ OH-△ NH3↑ + H2O(2) 与反应用量比有关(ⅰ)过量反应物能与生成物继续反应如:若过量的NaOH溶液中通入CO22OH- + CO2＝CO32- + H2O若少量的NaOH溶液中通入过量CO2OH-+ CO2＝HCO3-[练3- 2] 写出下列反应的离子方程式：①向Na2CO3溶液中滴入少量HCl溶液CO32- + H+＝HCO3-②向HCl溶液中滴入少量Na2CO3溶液CO32-+ 2H+＝CO2↑ + H2O(ⅱ)酸式盐与量有关的反应如Ca(OH)2溶液和NaHCO3溶液混合，反应量的关系有两种情况：第 10 页共 26 页第一种情况，若NaHCO3过量,Ca(OH)2不足量。

这时Ca(OH)2电离出的两种离子全部参加反应了。

写该反应的离子方程式要领是:将不足量的反应物Ca(OH)2设定为按1mol的量参与反应来进行配平书写离子方程式。

因1mol Ca(OH)2电离出的2molOH-要消耗2mol HCO3-，故对应的离子方程式为：Ca2++ 2OH-+ 2HCO3-＝2H2O + CaCO3↓ + CO3第二种情况，若Ca(OH)2过量, NaHCO3不足量。

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离子方程式书写要点总结

离子方程式书写要点总结

离子方程式书写要点总结一、化学方程式学习思维导图定义： 用化学式来表示化学反应的式子表示反应物和生成物质的意义各物质间的质量关系 各物质间粒子数日比原则 以客观事实为基础书写 遵守质量守恒定律步骤 ： 写 → 配 → 标 → 查质量守恒定律依据电荷守恒定律看——看反应条件、物质的溶解性 写——写化学方程式步骤 标——标相关物质反应前后分子数量与电荷数配——列比例式，并配平查——查符号、两个守恒、电子得失总数是否正确二、离子方程式书写规则：1、只能将强电解质（指溶于水中的强电解质）写出离子形式，其它（包括难溶强电解质）一律写成分子形式。

因此熟记哪些物质是强电解质、哪些强电解质能溶于水是写好离子方程式的基础和关键。

2、不在水溶液中反应的离子反应，不能书写离子方程式。

3、碱性氧化物虽然是强电解质，但它只能用化学方程式写在离子方程式中。

如CuO 与盐酸的反应：CuO+2H +=Cu 2++H 2O化学方程式表示反应条件 量的意义离子方程式意义4、有酸式盐参加的离子反应，对于弱酸酸式根离子不能拆成H+和酸根阴离子（浓硫酸在离子反应方程式中应写成H2SO4）。

5、书写氧化还原反应的离子方程式时，首先写好参加反应的离子，然后确定氧化产物和还原产物，再用观察配平并补齐其它物质即可。

6、书写盐类水解的离子方程式时，先写好发生水解的离子，然后确定产物，再配平并补足即可。

7、必须遵守质量守恒和电荷守恒定律，即离子方程式不仅要配平原子个数，还要配平离子电荷数和得失电子数。

8、必须考虑反应的用量问题。

因反应物用量不同，产物不尽相同，其离子方程式也就不同。

如“过量”、“少量”、“适量”、“足量”等。

例1：将少量Cl2通入H2S水溶液中：Cl2+H2S＝S↓＋2H++2Cl-；将过量Cl2通入H2S水溶液中：4Cl2+H2S+4H2O＝10H++SO42-+8Cl-例2：Ca(HCO3)2溶液与适量或过量NaOH溶液作用：①Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O；若与少量NaOH溶液作用，则应写为：②Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O9、操作顺序不同，其离子方程式有时也不相同。

离子反应方程式书写规律小结

离子反应方程式书写规律小结

离子反应方程式书写规律小结离子反应方程式的书写是中学化学的重要知识点，为此笔者特将自己在教学实践中体会到的离子方程式的书写规律小结如下。

一、弱酸、中强酸作为反应物；弱碱出现在离子方程式中一律写成化学式。

如：1、乙酸与适量的氢氧化钠溶液反应CH3COOH+OH-=H2O+CH3COO-2、100mL0.1mol/L的NaOH溶液与200mL0.05mol/L的磷酸溶液反4、硫化钠溶液与盐酸反应2H++S2-=H2S↑二、难溶于水的物质、水、气体、单质出现在离子方程式中均写成化学式。

如：2、实验室用浓盐酸和二氧化锰制氯气MnO2+4H++2Cl-Mn2++2H2O+Cl2↑3、锌和硫酸铜溶液反应Zn+Cu2+=Cu+Zn2+4、钠和硫酸铜溶液反应2Na+2H2O+Cu2+=2Na++Cu(OH)2↓+H2↑三、微溶物如作为反应物，强调其溶解一面，按可溶物处理，写成离子符号（要注意浓度的大小，如果固体或悬浊液参加反应则写为化学式）；如作为产物，强调其不溶一面写成化学式。

如：3、氯化钙溶液与氢氧化钠溶液反应Ca2++2OH-=Ca(OH)2↓4、氢氧化钙溶液与碳酸氢钙溶液反应Ca2++2OH-+Ca2++2HCO3-=2CaCO3↓+2H2 O四、盐类水解有以下几种情况。

1、多元弱碱强酸盐的弱碱阳离子的单水解，写一级水解离子方程式，用“”符号表示，生成物是沉淀也不注“↓”符号，如Fe 3++3H2O Fe(OH)3+3H+；NH 4++H2O NH3·H2O+H+。

2、多元弱酸强碱盐的弱酸的阴离子单水解一般只写一级水解的离子方程式，用“”符号表示，生成物中的不稳定弱酸也不写成分解产物。

如：CO 32-+H2O HCO3-+OH-；HCO3-+H2O H2CO3+OH-；S 2-+H2O HS-+OH-。

3、弱酸弱碱盐的弱酸阴离子与弱碱阳离子均要发生水解的双离子水解，一般用“”符号，生成物不写沉淀符号，不稳定的弱酸或弱碱也不写成分解产物（如：醋酸铵溶于水CH 3COO-+NH4++H2O CH3COOH+NH3·H2O）；但如遇双离子均强烈水解要用“=”且也要注沉淀或气体符号（如：硫化铝溶解于水Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑）。

离子反应知识点梳理

离子反应知识点梳理

离子反应知识点梳理在化学领域中，离子反应是一个基本概念。

它描述了化学反应中发生的电离过程，其中原子或分子失去或获得电子而形成带电离子。

在本文中，我们将对离子反应的一些关键知识点进行梳理。

1. 离子的定义离子是带正电荷或负电荷的原子或分子，它们是由于失去或获得电子而形成的。

带正电荷的离子称为阳离子，而带负电荷的离子称为阴离子。

2. 离子反应的类型离子反应可分为四个类型：酸碱中和反应、沉淀反应、氧化还原反应和复分解反应。

酸碱中和反应发生在酸和碱之间，形成水和盐。

它们的一般方程式为：酸 + 碱→盐 + 水。

沉淀反应指的是在溶液中形成固体沉淀的反应。

沉淀是由于离子之间的相互作用而形成的，其一般方程式为：阳离子 + 阴离子→沉淀。

氧化还原反应描述了电子的转移过程。

氧化是指物质失去电子，而还原则指物质获得电子。

它们的一般方程式为：氧化剂 + 还原剂→氧化物 + 还原物。

复分解反应是指一个化合物分解为两个或更多的物质。

它的一般方程式为：化合物→物质1 + 物质2。

3. 离子反应的离子方程式离子反应的方程式可以分为分子方程式、离子方程式和净离子方程式。

分子方程式是指将反应物和生成物表示为未电离的分子。

例如，对于酸碱中和反应，分子方程式为：HCl + NaOH → NaCl + H2O。

离子方程式是通过将化合物离解成离子来表示反应物和生成物。

例如，离子方程式为：H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O。

净离子方程式是从离子方程式中消除平衡反应中相同离子的涉及。

例如，对于酸碱中和反应，净离子方程式为：H+ + OH- →H2O。

4. 离子反应的离子溶解度规律离子在溶液中的溶解度受其所在盐的溶解度规律的影响。

这些规律包括普通离子的溶解度规律和氢氧根离子的溶解度规律。

普通离子的溶解度规律是指一些常见盐的溶解度。

例如，大多数氯盐和硝酸盐是可溶的，而大多数碳酸盐、磷酸盐和银盐则是不溶的。

离子反应知识点总结

离子反应知识点总结

离子反应知识点总结离子反应是化学中重要的概念和反应类型之一。

我们所研究的物质中存在许多带电的粒子，称为离子。

离子反应就是指在化学反应中，离子相互作用、交换或者结合形成新的化合物的过程。

一、离子的定义和命名规则离子是带电的原子或者分子。

带正电的离子称为阳离子，带负电的离子称为阴离子。

离子可以通过给予或失去电子而形成。

离子的命名规则通常根据它所属的元素和电荷来进行命名。

例如，氯离子（Cl- ）是氯原子获得了一个电子而形成的。

二、离子反应的基本概念离子反应是指离子之间的相互作用。

离子反应中，离子之间可以发生三种基本类型的反应：反应、析出反应和置换反应。

1. 反应（Combination）：两个或多个离子结合成一个新的化合物。

例如，钠离子（Na+）和氯离子（Cl-）结合形成氯化钠（NaCl）。

Na+ + Cl- → NaCl2. 析出反应（Decomposition）：一个化合物被分解为两个或多个离子。

例如，氧化镁（MgO）在高温下分解成氧离子（O2-）和镁离子（Mg2+）。

MgO → Mg2+ + O2-3. 置换反应（Replacement）：一个离子被另一个离子替代。

例如，铜离子（Cu2+）在锌金属中被锌离子（Zn2+）替代。

Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+三、离子反应的平衡离子反应在不断进行中的过程中，会达到平衡。

平衡是指反应物和产物浓度之间的比例保持不变的状态。

离子反应的平衡可以通过离子的溶解度积（Ksp）来描述。

溶解度积是指在饱和溶液中离子浓度的乘积。

离子反应的平衡可以通过改变温度、浓度和压力等条件来调节。

根据 Le Chatelier 原理，当一个系统受到外界影响时，它会向着减小外界影响的方向发生变化。

例如，考虑一个可逆反应的平衡：A +B ↔C + D如果向平衡中加入更多的 A 反应物，平衡会向右转，生成更多的产物 C 和 D。

如果从平衡中减少 B 反应物，平衡会向右转。

四、离子反应中的净离子方程式为了更好地描述离子反应，可以使用净离子方程式。