高考化学必考知识点总结：离子反应

高考化学必考知识点总结：离子反应
1.离子反应：有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应。

2.离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小。

3.离子反应的要紧类型及其发生的条件：
①离子互换(复分解)反应.具备下列条件之一就能够使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生。

a.生成难溶于水的物质.如：Cu2++ 2OH-=Cu(OH)2↓
注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生。

如：
2Ag++ SO42—=Ag2SO4↓Ca2++ 2OH-=Ca(OH)2↓
或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成.如当石灰乳与Na2CO3溶液混合时，发生反应：
Ca(OH)2 + CO32—=CaCO3↓+ 2OH-
b.生成难电离的物质(即弱电解质).如：H++ OH-=H2O H++ CH3C OO-=CH3COOH
c.生成挥发性物质(即气体).
如：CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O NH4++ OH-
NH3↑+ H2O
②离子间的氧化还原反应.由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行.例如：Fe + Cu2+=Fe2++ CuCl2 + 2Br-=2C1-+ Br2
2MnO4-+ 16H++ 10C1-=2Mn2++ 5C12↑+ 8H2O
4.书写离子方程式时应注意的问题：
(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，尽管也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为现在这些离子并没有发生电离.如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓H2SO4与固体(如NaCl、Cu等)的反应等，都不能写成离子方程式.相反，在某些化学方程式中，尽管其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反
应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式.如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与H2O的反应.
(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的H+与正盐阴离子不能拆开写.例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na+、HS-和Ca2+、HCO3-等酸式酸根的形式.
(3)关于微溶于水的物质，要分为两种情形来处理：
①当作反应物时?，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开.
②当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等;若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等.
(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同.例如，向NaOH溶液中不断通入CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为：
CO2+ 2OH—=CO32—+ H2O(CO2适量)? ?CO2+OH—=HCO3—(CO2足量)
5.在溶液中离子能否大量共存的判定方法：
几种离子在溶液中能否大量共存，实质上确实是看它们之间是否发生反应.若离子间不发生反应，就能大量共存;否则就不能大量共存.离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存.
(1)生成难溶物或微溶物.如Ca2+与CO32-、SO42-、OH-;Ag+与C1-、B r-、I-、SO32-，等等.
(2)生成气体.如NH4+与OH-;H+与HCO3-、CO32-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等.
(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水).如H+与C1O-、F-、CH3COO-生成弱酸;OH-与NH4+、
A13+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等生成弱碱;H+与OH-生成H2O.
(4)发生氧化还原反应.具有氧化性的离子(如MnO4-、ClO-、Fe3+等)与具有还原性的离子( 如S2-、I-、SO32-、Fe2+等)不能共存.应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如SO32-与S2-，NO3-与I-、S2-、SO32-、Fe2+等.
(5)形成配合物.如Fe3+与SCN-因反应生成Fe(SCN)3而不能大量共存.
(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如Al3+与HCO3-、CO32-、A1O2-等.
说明：在涉及判定离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：
①无色透亮的溶液中，不能存在有色离子，如Cu2+(蓝色)、Fe3+(黄色)、Fe2+(浅绿色)、MnO4-(紫色).
②在强酸性溶液中，与H+起反应的离子不能大量共存.
③在强碱性溶液中，与OH-起反应的离子不能大量共存.
6.电解质与非电解质
(1)电解质：在水溶液里或者熔融状态下能够导电的化合物叫电解质.电解质不一定能导电，而只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电(因此，电解质导电的缘故是存在自由移动的离子).能导电的不一定是电解质，如金属、石墨等单质.
(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物.因为非电解质归属于化合物，故如C12等不导电的单质不属于非电解质.
(3)电解质与非电解质的比较.
电解质
非电解质
区
别
能否导电
溶于水后或熔融状态时能导电
不能导电
能否电离
溶于水或受热熔化时能电离产生自由移动的离子
不能电离，因此没有自由移动的离子存在
所属物质
酸、碱、盐等
蔗糖、酒精等大部分有机物，气体化合物如NH3、SO2等
联系
都属于化合物
说明：某些气体化合物的水溶液尽管能导电，但其缘故并非该物质本身电离生成了自由移动的离子，因此这些气体化合物属于非电解质.例如;氨气能溶于水，但NH3是非电解质.氨水能导电是因为NH3与H2O反应生成了能电离出NH4+和OH-的NH3·H2O的缘故，因此NH3·H2O才是电解质.
7.强电解质与弱电解质
(1)强电解质：溶于水后全部电离成离子的电解质.
(2)弱电解质：溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质.
(3)强电解质与弱电解质的比较.
强电解质
弱电解质
代表物质
①强酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②强碱：如KOH、NaOH、Ba（O H）2等③盐：绝大多数可溶、难溶性盐，如NaCl、CaCO3等
①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱碱：NH3·H 2O、A1（OH）3、Fe（OH）3等
电离情形
完全电离，不存在电离平稳（电离不可逆）．电离方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+ NO3－
不完全电离（部分电离），存在电离平稳．电离方程式用“”表示．
如：CH3COOHCH3COO－+ H十
水溶液中存在的微粒
水合离子（离子）和H2O分子
大部分以电解质分子的形式存在，只有少量电离出来的离子
离子方程式的书写情形
拆开为离子（专门：难溶性盐仍以化学式表示）
全部用化学式表示
注意:(1)在含有阴、阳离子的固态强电解质中，尽管有阴、阳离子存在，但这些离子不能自由移动，因此不导电.如氯化钠固体不导电.
(2)电解质溶液导电能力的强弱取决于溶液中自由移动离子浓度的大小(注意：不是取决于自由移动离子数目的多少).溶液中离子浓度大，溶液的导电性就强;反之，溶液的导电性就弱.因此，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强.但在相同条件(相同浓度、相同温度)下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质的导电能力强.
8.离子方程式
用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子.所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子.离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且能够表示所有同一类型的离子反应.如：H++ OH-=H 2O能够表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应.
离子方程式的书写步骤
(1)“写”：写出完整的化学方程式.
(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式;而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示.
(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比.
(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等.
9.复分解反应类型离子反应发生的条件
复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行.具体表现为：
(1)生成难溶于水的物质.如：Ba2++ SO42-=BaSO4↓
(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱).如H++ OH-=H2O
(3)生成气体.如：CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O。