高考一轮复习—离子反应和离子方程式

高考一轮复习—离子反应和离子方程式
考试说明
1．了解电离、强弱电解质的概念
2．了解离子反应的概念，掌握离子反应发生的条件，能正确书写简单的离子方程式。

一、电解质
1.电解质和非电解质
从宏观角度认识：在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物叫电解质。

而在水溶液或熔化状态下都不能导电的化合物叫非电解质。

熔化状态下自身不能电离出自由移动的离子的化合物是非电解质。

因而电解质是在化合物范畴内研究的。

酸、碱、盐、活泼金属的氧化物、部分有机物属于电解质。

【注意】(1)电解质和非电解质必须是化合物，单质及混合物(如Cl2、食盐水)既不是电解质也不是非电解质。

(2)有些化合物的水溶液能导电，但其导电的根本原因不是CO2本身发生电离产生离子所致，所以CO2是非电解质，H2CO3才是电解质。

(3)有些化合物水溶液不能导电，如BaSO4、AgCl溶液等，是因为它们的溶解度小，其水溶液测不出导电性，但只要溶解的部分完全电离，在熔化状态下，它们也能完全电离，所以BaSO4和AgCl等难溶盐是电解质。

2.强、弱电解质
强电解质：在水溶液中全部电离为离子的电解质。

强酸、强碱及大多数盐为强电解质。

属于强电解质的有：①强酸：HCl、H2SO4、HNO3等；②强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等；③大多数盐类：NaCl、KNO3、BaSO4、NaHSO4、NaHCO3、CH3COONH4等。

弱电解质：电解质在水中只能部分电离为离子的电解质；弱酸、弱碱、水等均为弱电解质。

(2)属于弱电解质的有：①中强酸和弱酸：H3PO4、H2SO3、H2CO3、CH3COOH、HF、H2S等；②弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等；③水及两性氢氧化物：H2O、Al(OH)3；④少数盐，如Pb(CH3COOH)2等。

(3)要区分好溶液的导电性强弱与电解质强弱的关系。

溶液的导电性强弱是由溶液中自由移动的离子浓度及离子所带电荷决定的，即离子浓度越大，离子所带电荷越多，则溶液的导电性越强，反之导电性弱。

因此，强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强，如：BaSO4是强电解质，由于其溶液浓度小，溶液中离子浓度很小，几乎不导电，其溶液的导电性就比一定浓度的弱电解质CH3COOH溶液的导电性弱。

但同浓度、同温度时，强电解质溶液的导电性一定要比弱电解质溶液的导电性强。

而电解质的强弱是根据其在水溶液中电离程度决定的，在水中溶解的部分完全电离，则这种化合物为强电解质，反之为弱电解质。

(4)电离方程式的书写：
①强电解质：完全电离，用等号“＝”，如：H 2SO 4＝2H ++SO 42-；Ba(OH)2=Ba 2++2OH -；
CH 3COONH 4=CH 3COO -+NH 4+
②弱电解质：部分电离，用可逆号“”，如：HF
F -+H + 多元弱酸分步电离：H 2CO 3H ++ HCO 3- HCO 3- H ++ CO 32-
多元弱碱也是分步电离，但书写时应一步写完：Fe(OH)3
Fe 3++3OH - 二、离子反应：指有 参加或有 生成的化学反应。

酸、碱、盐溶于水后，能电离产生离子，所以酸、碱、盐在水溶液里发生的化学反应都属于离子反应。

离子反应通常用离子方程式表示。

【注意1】下列反应不是在水溶液中进行的：
① ；② ③ 像这些没有自由移动离子参加的反应通常不用离子方程式表示。

【注意2】上述①②反应在水溶液不能进行，①是由于Na +、Cl —、H +、SO 42-能共存而不反应，②是由于Cu
和稀硫酸不反应，③在水溶液中也能进行，此时可用离子方程式表示，即 或
1. 离子反应的本质
①强酸能制取弱酸，弱酸能制取更弱酸．例如，用盐酸和CH 3COONa 溶液反应可以得到CH 3COOH ，用
CH 3COOH 溶液和Na 2CO 3溶液反应可以得到H 2CO 3。

COOH CH NaCl COONa CH HCl 33+====+
323323CO H COONa CH 2CO Na COOH CH 2+====+)O H CO CO H (2232+↑====
而盐酸溶液中c(H +)大于CH 3COOH 溶液中c(H +)，CH 3COOH 溶液中c(H +)又大于H 2CO 3溶液中c(H +)．由此可知，由HCl→CH 3COOH→H 2CO 3，c(H +)一次一次减小。

②强碱能制取弱碱，弱碱能制取更弱碱．例如，NaOH 溶液与NH 4Cl 溶液反应能制取NH 3·H 2O ，NH 3·H 2O 和AlCl 3溶液反应能制取Al(OH)3。

O H NH NaCl Cl NH NaOH 234⋅+====+ ↓+====+⋅34323)OH (Al Cl NH 3AlCl O H NH 3
而NaOH 溶液中c(OH —)大于NH 3·H 2O 中c(OH —)，NH 3·H 2O 中c(OH —)又大于Al(OH)3产生的c(OH —)．由此可知，由NaOH→NH 3·H 2O→Al(OH)3，c(OH —)一次一次减小。

上述①②还可以概括为：由易电离的物质可以生成难电离的物质，由难电离的物质可以生成更难电离物质． ③易溶于水的物质可以生成微溶于水的物质，微溶于水的物质可以生成难溶于水的物质．例如，把较浓的
CaCl 2溶液和较浓的NaOH 溶液混合会生成微溶于水的Ca(OH)2沉淀，再加入Na 2CO 3溶液，Ca(OH)2会转化为CaCO 3沉淀．从CaCl 2溶液到Ca(OH)2，再到CaCO 3，溶解在水中的C(Ca 2+)一次一次减小。

上述①②③列举的都是离子反应，透过这些反应的现象，细细地分析，我们可以找到离子反应的本质。

离子反应的本质就是溶液中反应物的某种离子浓度减小．
↑+∆+HCl 2SO Na )(SO H )s
(NaCl 24242浓O H 2SO CuSO Cu )(SO H 222442+↑+∆+浓O
H 2NH 2CaCl )()OH (Ca )s (Cl NH 223224+↑+∆+s O
H NH OH NH 234+↑∆+-+O H NH OH NH 234⋅====+-+
【注意3】有人根据H 2S+CuSO 4→CuS↓+H 2SO 4，得出结论：由弱酸同样可以制取强酸．这是一种表面现象，若加以推广是不妥的．此反应的本质是c(S 2-)减小，即CuS 产生的S 2-比H 2S 电离出的S 2-还要少。

2. 离子反应发生的条件和类型
根据离子反应发生的条件不仅能判断反应能否发生，且可以判断离子间是否可以共存。

凡是能使反应物离子浓度减小的条件就是离子反应发生的条件．
(1)若离子之间的反应是两种电解质在溶液中相互交换离子(复分解反应)，这类反应发生的条件是：
(a)生成难溶物质； 。

(b)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水) ；
(c)生成挥发性物质(如CO 2、HCl 等) 。

中学化学常见挥发性物质有：CO 2、SO 2、NH 3，它们都可以由难电离物质H 2CO 3、H 2SO 3、NH 3·H 2O 分解得到．因此，生成CO 2、SO 2、NH 3与生成相应的难电离的物质本质上是一致的．
例：Ba(OH)2＋H 2SO 4═BaSO 4↓＋2H 2O ；Na 2CO 3＋2HCl═2NaCl ＋CO 2↑＋2H 2O ；NH 4Cl ＋NaOH═NH 3·H 2O ＋NaCl
这些反应的共同特点是：反应后溶液中自由移动的离子数目减少，因此离子互换反应一般是朝着溶液离子浓度减少的方向进行。

但有少数例外，如：CaCO 3＋CO 2＋H 2O═Ca(H CO 3)2 此反应能够进行的原因，是因为生成了更难电离的HCO 3-化合物。

(2)离子反应若属氧化还原反应，离子反应应遵照氧化还原反应规律进行。

例：① c(H +)减小；② c(Cu 2+)减小
③ c(I -)减小 ④ c (Fe 3+)减小
⑤ C(H +)和C(NO 3-) 减小 三、离子方程式
1. 离子反应方程式是指：用 来表示离子反应的式子。

例如：在NaOH 溶液中存在有Na +，OH －，而HCl 溶液中有H +，Cl －
，当向NaOH 溶液中加入HCl 发生下述反应：NaOH+HCl=NaCl+H 2O ，因为NaCl 在水溶液中仍以离子形式存在，故实际上参加反应的离子只H +和OH －，故离子方程式为H ++OH －=H 2O 。

又如：BaCl 2+Na 2SO 4=BaSO 4↓+2NaCl ，其离子方程式为Ba 2++SO 42－=BaSO 4↓。

2. 离子方程式书写步骤(以H 2SO 4与BaCl 2反应为例说明)：
①写出并配平反应的化学方程式：H 2SO 4+BaCl 2=BaSO 4↓+2H Cl
②把易溶于水的强电解质(即：易溶于且在水中完全电离的电解质)拆成离子形式，其他仍以分子形式书写： 2H ++SO 42-+Ba 2++2Cl -=BaSO 4↓+2H ++ 2Cl -
③删去两边未反的离子：此反应中没有不参加反应的离子SO 42-+Ba 2+=BaSO 4↓
↑+====+++22H Zn H 2Zn Cu Fe Cu Fe 22+====+++22I Br 2I 2Br +====+--++++====+223Cu Fe 2Cu Fe 2O
H 4NO 2Cu 3NO 2H 8Cu 3223+↑+====+++-+
④检查两边的元素是否守恒、净电荷数是否守恒、电子得失是否守恒、该用＝号还是号、有没有漏写↑、↓等符号。

3. 离子方程式的书写规则
(1)在离子方程式书写时，同时符合易溶于水、完全电离两个条件的强电解质(即：强酸、强碱、可溶性盐)拆开成离子形式，其他(包括难电离物质、难溶物、单质和氧化物及其他所有气体)一律写化学式。

(2)在离子方程式中，微溶物(如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等)写成离子形式还是写成化学式，要具体问题具体分析—看主要的存在形式。

①微溶物在生成物中要写成化学式。

②微溶物在反应物中如果以溶液形式存在(浓度小，如澄清石灰水)，要写成离子形式；如果以悬浊液形式存在(浓度大，如石灰乳)，要写成化学式。

(3)三大浓酸的处理：浓硫酸一般写化学式，浓盐酸和浓硝酸拆成离子形式。

(4)酸式盐的写法：如果是强酸的酸式根，一般拆写成离子形式，如HSO4-要写成H+和SO42-；如果是弱酸的酸式根则不能拆开写，如HCO3-、HSO3-、HS-等均不能拆开写。

(4) 与量有关的离子方程式的书写
①在Ca(HCO3)2溶液中滴加少量的NaOH溶液：OH- + HCO3- + Ca2+ = CaCO3↓+ H2O
在Ca(HCO3)2溶液中滴加足量的NaOH溶液：2HCO3- + Ca2++ 2OH- = CaCO3↓+ 2 H2O + CO32-
②某些氧化还原反应：FeBr2溶液与不同量的氯水混合
当氯水足量时：2Fe2++4Br-+3C12＝2Fe3++2Br2+6Cl-
当氯水少量时：2Fe2++C12＝2Fe3++2Cl-(因为Fe2+的还原能力比Br-强，所以当氯水少量时将先氧化Fe2+) 当FeBr2与C12为1∶1时：2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl-
③FeCl3溶液与不同量的Na2S溶液混合
当Na2S溶液少量时：2Fe3++S2-＝2Fe2++S ↓；当Na2S溶液过量时：2Fe3++3S2-＝2FeS(黑)↓ +S↓
④铝盐溶液和强碱溶液的反应\
⑤偏铝酸盐(或锌酸盐)和强酸的反应
⑥酸性氧化物与碱溶液反应。

如CO2、SO2与碱的反应。

⑦多元酸(如：H2S、H2SO3等)与碱反应，酸和碱的量不同可生成不同的盐。

⑧部分多元弱酸盐(如Na2S、Na2CO3、Na2SO3)与强酸的反应
⑨铁和稀HNO3(或其他氧化性的酸)的反应。

⑩硝酸银和氨水的反应。

规律：如果组成某反应物的多种(两种或两种以上)离子参加了离子反应，该物质处于过量时，不考虑离子间的数量组成比，如果处于少量或适量时一定要考虑离子间的组成比，否则是错误的。

(5) 离子反应方程式中化学计量数处理
方程式两边各物质前的化学计量数含有公约数可以消掉，
例如：Ba(OH)2+2HCl=BaCl2+2H2O 写成离子形式为：2H++2OH－=2H2O，“2”可以去掉，离子方程式为：H++OH－=H2O。

只部分物质的化学计量数有公约数则不能去掉。

例如：Ba(OH)2+H2SO4=BaSO4↓+2H2O，其离子方程式为：Ba2++2OH－+2H++SO42－=BaSO4↓+2H2O，
不能写成：Ba2++OH－+H++SO42－=BaSO4↓+H2O
4. 离子方程式的意义
离子方程式较化学方程式更能突出表现反应的实质，不同物质间的反应其实质可能是一样的，
例如：NaOH+HCl=NaCl+H2O 2KOH+H2SO4=K2SO4+2H2O，NaOH+HNO3=NaNO3+H2O，其反应实质均是H++OH－=H2O。

由此可知离子方程式代表的不仅是某一个反应，还可以表示某一类反应。

根据离子方程式表示的某一类反应，可以将离子方程式改写成化学方程式。

例如：2H++CO32－=H2O+CO2↑，该反应的代表的是强酸和可溶性碳酸盐生成可溶性盐及水和CO2的一类反应。

符合该离子方程式的化学反应有：2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2↑，2HNO3+K2CO3=2KNO3+H2O+CO2↑等，即酸应为强酸如H2SO4、HNO3、HCl，而反应物中的盐应为可溶性的碳酸盐，如钾盐或钠盐等。

5. 离子方程式正误判断
离子方程式的判断正误，可总结为“八查”：
(1)一查反应是否符合客观事实
如钠投入CuSO4溶液中：2Na+Cu2+=2Na++Cu (×)；2Na+Cu2++2H2O＝2Na++Cu(OH)2↓+H2↑(√)
(2)二查质量是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守恒
如Fe2++Cl2＝Fe3++2Cl-(×) 2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl-(√)
(3)三查化学符号(↑、↓、=、、化学式、离子形式)使用是否正确，如碳酸氢钙溶液与盐酸反应：
Ca(HCO3)2+2H+＝Ca2++2H2O+2CO2↑(×)HCO3-+H+=H2O+CO2↑(√)
(4)四查是否忽略隐离子反应
如CuSO4溶液和Ba(OH)2溶液反应：
Ba2++SO42-＝BaSO4↓(×)Cu2++SO42-+Ba2++2OH-＝Cu(OH)2↓+BaSO4↓(√)
(5)五查阴、阳离子配比是否正确
如稀H2SO4和Ba(OH)2溶液反应：
H++SO42-+OH-+Ba2+＝BaSO4↓+H2O(×) 2H++SO42-+2OH-+Ba2+＝BaSO4↓+2H2O(√)
(6)六查反应物用量与其反应是否一致。

如碳酸氢钙溶液中加入少量氢氧化钠：
Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O (×)；Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O(√)
(7)七查加入试剂顺序与其反应是否一致。

如往Na2CO3溶液中滴入少量稀盐酸：
2H++CO32-＝H2O+CO2↑(×)H++CO32-=HCO3-(√)
(8)八查反应条件与其反应是否一致。

如往氯化铵溶液中滴入烧碱溶液：
NH4++OH-=NH3↑+H2O(×) NH4++OH-NH3·H2O (√)
四、离子共存
1. 若离子之间能发生化学反应，离子之间不能大量共存；若不发生反应即可共存。

(1)在强酸性条件下(即有大量H+)，不能共存的离子有：OH-(大量)、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等，即：OH－和弱酸的酸根、弱酸的根式根离子不能与H＋共存。

(2)在强碱性条件下(即有大量OH-)；不能共存的离子有：H+(大量)、HCO3-、HS-、HSO3-、NH4+、Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+等，即：H＋及弱酸的酸式根离子、弱碱的阳离子不能与OH－共存。

(3)相互反应生成沉淀的离子间不能共存，如Ag+跟Cl-、Br-、I-，Ba2+跟CO32-、SO42-、SO32-、PO43-，H+和SiO32-等。

(4)相互反应生成气体的离子间不能共存，如H+跟HSO3-、HCO3-、HS-，OH-和NH4+(加热)等。

(5)相互反应生成难电离物质的离子间不能共存，如H+跟F-、ClO-、CH3COO-，OH-和NH4+等。

(6)离子间发生氧化还原反应的不能共存，如H+跟NO3-、Fe2+，H+跟MnO4-、Cl-，S2-跟ClO-、H+(OH-)，Fe3+跟I-或S2-，H+跟S2O32-，H+跟S2-、SO32-等。

(7)离子间发生相互促进水解反应的不能大量共存，如Al3+和CO32-(HCO3-)等。

(8)离子间能相互形成络合物的不能共存，如Fe3+和SCN-，Fe3+和C6H5O-等。

2. 审题时应注意题中给出的附加条件
①酸性溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-12mol/L 的溶液等。

②有色离子MnO4-，Fe3+，Fe2+，Cu2+。

③MnO4-、NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-＋2H+＝S↓＋SO2↑＋H2O
⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。