高考总复习九溶液中的离子反应.pptxVIP

汇报人:李老师XX高考总复习九溶液中的离子反应

目录CONTENCT离子反应基本概念与分类溶液中离子共存问题离子方程式正误判断氧化还原反应在离子反应中应用沉淀溶解平衡与溶解度计算综合应用与提高策略

01离子反应基本概念与分类

有离子参加或生成的化学反应称为离子反应。离子反应定义反应的实质是某些离子浓度发生改变。离子反应特点离子反应定义及特点拆删查离子方程式书写规则删去方程式两边不参加反应的离子。把易溶于水且易电离的物质写成离子形式，难溶、难电离的物质及气体等仍用化学式表示。明确反应的实质，正确书写反应的化学方程式。检查式子两边的各种原子的个数及电荷数是否相等（看是否配平），还要看原子团及其他微粒的个数是否配平，检查是否符合反应事实。

复分解型离子反应氧化还原型离子反应双水解反应型络合反应型离子反应类型及举例例：AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3例：Al2(SO4)3+6NaHCO3==3Na2SO4+2Al(OH)3↓+6CO2↑例：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2例：FeCl3+3KSCN==Fe(SCN)3+3KCl

02溶液中离子共存问题

离子间不能发生复分解反应：即不能生成沉淀、气体或弱电解质。离子间不能发生氧化还原反应：即不能发生电子转移。离子间不能发生双水解反应：即不能相互促进水解生成沉淀或气体。离子共存条件分析

与H+不能大量共存的离子与OH-不能大量共存的离子能发生氧化还原反应的离子OH-、弱酸根离子（如CO32-、S2-、HS-、SO32-、F-、ClO-等）。H+、弱碱阳离子（如NH4+、Cu2+、Fe3+、Mg2+等）。Fe3+与I-、S2-；MnO4-(H+)与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-(H+)与上述阴离子；S2-、SO32-、H+。常见不能共存的离子组合

观察法实验法推理法排除法判断离子共存方法总过观察离子之间能否发生复分解反应或氧化还原反应来判断。通过化学实验来验证离子之间能否共存。根据已知条件，结合离子共存的条件，通过逻辑推理判断离子共存情况。根据题目要求，排除不符合条件的选项，从而得出正确答案。

03离子方程式正误判断

客观事实质量守恒电荷守恒拆分原则离子方程式正误判断依据离子反应的反应物和生成物必须客观存在，不能凭空臆造。离子方程式必须遵循质量守恒定律，即反应前后各元素的原子个数和种类必须相等。离子方程式必须遵循电荷守恒定律，即反应前后各离子所带电荷总数必须相等。强电解质在溶液中完全电离，应拆写成离子形式；弱电解质在溶液中部分电离，应以分子形式表示。

如铁与稀硫酸反应生成硫酸亚铁和氢气，错误的离子方程式为$Fe+2H^+=Fe^{3+}+H_2uparrow$。违反客观事实如碳酸钠与盐酸反应生成氯化钠、水和二氧化碳，错误的离子方程式为$CO_3^{2-}+2H^+=H_2O+CO_2uparrow$。违反质量守恒如氯化铁与氢氧化钠溶液反应生成氢氧化铁沉淀和氯化钠，错误的离子方程式为$Fe^{3+}+3OH^-=Fe(OH)_3downarrow$。违反电荷守恒如醋酸与氢氧化钠溶液反应生成醋酸钠和水，错误的离子方程式为$H^++OH^-=H_2O$。拆分错误常见错误类型及案例分析

掌握离子反应的基本概念和原理，理解离子方程式的书写规则和拆分原则。多做练习题，通过实践掌握离子方程式的书写技巧和判断方法。注意归纳总结，对常见错误类型和案例分析进行深入思考和理解。加强与老师和同学的交流讨论，及时发现和纠正自己的错误。提高正误判断能力途径

04氧化还原反应在离子反应中应用

氧化剂与还原剂01氧化剂是得到电子（或电子对偏向）的物质，在反应时，所含元素的化合价降低；还原剂是失去电子（或电子对偏离）的物质，在反应时，所含元素的化合价升高。氧化性与还原性02氧化剂具有氧化性，得到电子的能力越强，氧化性越强；还原剂具有还原性，失去电子的能力越强，还原性越强。氧化还原反应的本质03电子的转移（包括电子的得失和共用电子对的偏移）。氧化还原反应基本概念回顾

判断离子反应是否发生确定离子反应的方向分析离子反应的机理氧化还原反应在离子反应中作用在离子反应中，氧化剂和还原剂的反应方向是相反的。通过判断氧化剂和还原剂的强弱，可以确定离子反应的方向。氧化还原反应通常涉及电子的转移和物质的变化。通过分析离子反应的机理，可以深入了解离子反应的本质和过程。有些离子反应需要在特定的条件下才能发生，如氧化还原反应。通过判断反应物之间是否存在氧化还原的可能性，可以预测离子反应是否会发生。

案例一铁与硫酸铜溶液的反应。在这个反应中，铁作为还原剂，将硫