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离子反应问题 教案（章节1－：）[高考要求分析] [知识综合脉络] [基础知识梳理] 1离子反应、电解质、非电解质、离子方程式 （1）离子反应 定义：有离子参加的反应。 类型： 离子互换的非氧化还原反应：当有难溶物(如CaCO3 难电离物(如H20、弱酸、弱碱)以及挥发性物质(如 HCl)生成时离子反应可以发生。 离子间的氧化还原反应：取决于氧化剂和还原剂的相对强弱，氧化剂和还原剂越强，离子反应越完全 注意点：离子反应不一定都能用离子方程式表示。 如实验室制氨气 (NH4)2SO4 +Ca(OH)2 CaSO4+2NH3↑+2H2O H2S气体的检验Pb(AC)2+H2S=PbS↓+2HAc（注：Pb(AC)2可溶于水的盐的弱电解质） （2）电解质、非电解质、强、弱电解质 电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。 非电解质：在水溶液和熔化状态都不导电的化合物。 强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 强电解质与弱电解质的注意点 ①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。例如：难溶的BaS4、CaSO3等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。而易溶于水的CH3COOH、H3P4等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。 ②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然的联系。例如：一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。 ③强电解质包括：强酸(如HCl、HN3、H2S4)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(如NaCl、 MgCl2、K2SO4、NH4C1)及所有的离子化合物；弱电解质包括：弱酸(如CH3COOH)、弱碱(如NH3·H2)、中强酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱电解质。 ④共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离 举例：KHSO4在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。 (3)离子方程式： 定义：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子 使用环境：离子程式在水溶液或熔融状态下才可用离子方程式表示 2离子方程式的书写 (1)离子反应是在溶液中或熔融状态时进行时反应，凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式，即没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。如 NH4Cl固体和Ca(OH)：固体混合加热，虽然也有离子和离子反应，但不能写成离子方程式，只能写化学方程式。即： 2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固) CaCl2+2H2O +2NH3 ↑ (2)单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式；弱酸(HF、H2S、HClO、H2SO3等)、弱碱(如NH3·H2)等难电离的物质必须写化学式；难溶于水的物质(如CaCO3、BaSO3、FeS、PbS、BaSO4，Fe(OH)3等)必须写化学式。如： CO2+2OH－=CO32－+H2O CaCO3+2H+=CO2↑+H2O+Ca2+ (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。如NaHS3溶液和稀硫酸反应：HSO3－ +H+=SO2↑+H2O (4)对于微溶物的处理有三种情况； ①在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3 ，溶液：2Ag++SO42－=Ag2SO4 ↓ ②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)，应写成离子的形式。如C02气体通人澄清石灰水中：CO2+Ca2++2OH－=CaCO3 ↓+H2O ③当反应物里有微溶物处于悬浊液或固态时，应写成化学式。如在石灰乳中加入Na2C03溶液：Ca(OH)2+CO32－=CaCO3↓+H2O 。 (5)操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同，例如少量烧碱滴人Ca(HC03)2溶液[此时Ca(HCO3)2 过量]，有 Ca2++HCO3－+OH－=CaCO3 ↓+H2O 少量Ca(HC03)2溶液滴人烧碱溶液(此时NaOH过量)，有 Ca2++2OH－+2HCO3－ =CaCO3↓+CO32－ +2H2O 离子共存问题 (1)“不共存”情况归纳 ①离子之间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存。如形成BaSO4、CaSO4、H2SiO3、Ca(OH)2、MgSO3、MgCO3、 PbCl2、H2SO4、Ag2SO4等。 ②离子之间相互结合呈气体逸出时不能大量共存，如：H+与S2－、HCO3－、SO32－、HSO3－和OH与NH4+等，由于逸出H2S、CO2、SO2、NH3等气体或S2－变成HS－，CO32－变成HCO3－而不能大量共存。 ③离子之间相互结合成弱电