离子互换反应

PbCl2 CaSO4 Ca(OH)2 Ag2SO4 MgCO3
PbS CaCO3 CaCO3 AgCl Mg(OH)2
Ca(OH)2 + Na2CO3 → CaCO3↓+ 2NaOH Ag2SO4 + 2NaCl → 2AgCl↓+ Na2SO4
Mg(HCO3)2 + 2 Ca(OH)2 → Mg(OH)2↓+ 2 CaCO3 ↓+ 2H2O
上述反应共同的特点： 相关离子结合成难溶或难
电离或挥发性物质，使离子总浓度减小。
规律：在溶液中发生的离子互换反应一般总是 向离子浓度减少的方向进行。 回忆：复分解反应即离子互换反应的条件
1、生成沉淀 ——生成难溶物而消耗离子
如反应2：Ca2+ + CO32- → CaCO3↓ 再如：Ag+ + Cl- → AgCl ↓ 2、生成气体 ——逸出气体而消耗离子 如反应3： CO32- + 2H+ → CO2↑+ H2O 再如：2H+ + S2- → H2S↑ 3、生成弱电解质 ——某些离子转化为弱酸、 弱碱或水而被消耗 如反应1：H+ + OH- → H2O 如反应4： CH3COO- + H+ → CH3COOH
•NH4+、K+、Na+、NO3ˉ（全部溶于水） •SO42-（不溶钡和铅） •Clˉ （不溶银和亚汞） •CO32-、PO43-、SO32-、 S2-、 SiO32-（溶水只有钾、 钠、铵） •OH-（溶水钾、钡、钙、钠、铵）
CaF2难溶，AgF可溶
磷酸二氢盐可溶、磷酸一氢盐难溶、磷酸盐难溶、
判断下列反应能否写为离子方程式，能写的 请写出离子方程式：
5、书写离子方程式的有关规定：
（1）弱电解质（弱酸、弱碱、水）、难溶于水的物质、 单质、气体、氧化物一律写化学式。
（2）化合物电离出的阴、阳离子的个数比要正确。 （3）电解质均为固体、浓硫酸和固体物质的反应， 不能写离子方程式。
（4）微溶物（CaSO4、Ag2SO4等）作反应物时，若澄 清溶液写离子形式，若悬浊液写化学式；作产物 时写化学式，标“↓”符号。
⑵ 离子氧化还原反应
3、特点：反应速率快，离子间的反应不因其它离子
的存在而受干扰。
4、实质：离子浓度发生改变 生成难溶物质、弱电解质、易挥发物 5、发生条件：
质等，化合价发生改变的氧化还原反 应必须遵循“强、强、弱、弱”规律。
二、离子互换反应的规律
三、酸、碱、盐溶液中的离子互换反应
1、 酸 + 盐 → 新酸 + 新盐 FeSO4 + H2S× → CuSO4 + H2S → 黑色沉淀 Cu2+ + H2S → CuS↓+ 2H+ 碱 + 盐 → 新碱 + 新盐
C(H+)减少
↓
【思考】为什么碳酸钡可溶于盐酸，用溶解平 衡移动的观点加以解释，并写出反应 的离子方程式。
HCl
C(CO32- )减少
BaCO3（s）
BaCO3
Ba2+ + CO32- 使溶解平衡右移
消耗CO32-
CO32- + 2H来自百度文库 → CO2↑+ H2O
5、难溶物的溶解 ——消耗难溶物电离出的离子
有何现象？为什么？写出反应的离子方程式。
小 结
1、离子互换反应一般总是向离子浓度减少的方 向进行，即当有难溶物、难电离物以及挥发 性物质生成时，离子互换反应就可以发生。 2、高中阶段还涉及到的离子反应有水解反应 和络合反应，实际也是生成难电离物质。 【作业】《练习册》4.1 (一) 《导学与训练》4.1 (1)
四、离子方程式
1、概念:
用实际参加反应的离子来表示离子反应的 式子。
2、意义：
（1）揭示反应的实质 （2）表示同一类型的所有离子反应。
例如：Ca2+ + CO32-→CaCO3↓ 表示可溶性的钙盐和可溶性的 碳酸盐在溶液中进行的一类反应。
P73 练习
3、书写步骤：写、拆、删、查
（1）写 —— 写出正确的化学方程式，并配平。 （2）拆 —— ①易溶于水的强电解质改写成离子。 ②难溶物、气体、弱电解质、单质、 氧化物仍写化学式。
【演示实验】紫色石蕊试液中加入CH3COOH ， 再加入NaOH溶液。 【现象】红色变蓝色 CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O CH3COOH CH3COO- ＋H+ + → OH H2O CH3COOH + OH- → CH3COO- + H2O 4、难电离物质转化为更难电离物质 ——消耗 难电离物质电离出的离子 如：CH3COOH + ClO- → CH3COO- + HClO
（5）氨水作为产物在加热或浓度很大时，可写NH3标 上“↑”符号，其余情况写成NH3 ·H2O。
（6）H2SO3、H3PO4属中强酸，是弱电解质，写化学式； 其酸式盐的酸根离子也不能拆开写。 （7）浓硫酸一般不写为离子形式，而浓硝酸、浓盐酸 写为离子形式。
（8）盐类的水解一般不完全，是可逆的，其离子方程 式一般用可逆号。
（3）删 —— 删去方程式两边不参加反应的离子。 （4）查 —— 查原子个数和电荷数前后是否相等， 得失电子是否相等，方程式的一般 要求(系数、箭头、条件等)。
4、书写关键
改写成离子的物质：
易溶于水的 强电解质 强碱: KOH、 NaOH、 Ba(OH)2 、 Ca(OH)2 可溶性盐: 钾盐、钠盐、铵盐、硝酸盐等
较弱的碱 较弱的酸 较强的酸
一般总是向溶液中有关离子浓度减小的方向进行。
2、
较强的碱
3、盐和盐反应
(1) 两种盐反应，不一定复分解反应生成两种新盐 ① 发生双水解反应 ② 发生氧化还原反应 ③ 发生复分解反应 ④ 发生络合反应 (2) 两种盐反应，不一定要求两种盐都可溶 微溶物→难溶物→更难溶物（即沉淀的转化） (3) 盐类双水解反应的条件 ① 两种盐水解后分别呈酸性、碱性 ② 双水解产生的沉淀的溶解度比复分解产生的沉淀 的溶解度小 课时作业P173第6题
→+
CH3COO- ＋H+
1、酸 + 盐 → 新酸 + 新盐 一般来说，总是由较强的酸生成较弱的酸。
2、碱 + 盐 → 新碱 + 新盐
一般来说，总是由较强的碱生成较弱的碱。 【讨论】教材P73的讨论 【思考】 FeSO4、CuSO4溶液中分别滴加氢硫酸， 【现象】 FeSO4 + H2S× → CuSO4 + H2S → 黑色沉淀 Cu2+ + H2S → CuS↓+ 2H+
练习： 写出下列反应的离子方程式：
⑴ Na + H2O 2Na + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + H2↑ ⑵ HCl与Fe、Ca(HCO3)、FeS、NH3、Na2O2 2H+ + Fe → Fe2+ + H2↑ H+ + HCO3- → CO2↑+ H2O
FeS + 2H+ → H2S↑+ Fe2+
思考：
为什么固体与固体之间的反应一般不写为离子方程式？
为什么浓硫酸不写为离子形式，而浓硝酸、浓盐酸写 为离子形式？ 离子方程式只适用于在溶液中进行的离子反应， 因此固体与固体间的反应一般不用离子方程式表示。 浓硫酸中溶质的质量分数一般为98％，水的含 量很少，硫酸基本上是以分子的形式存在，所以在 离子方程式中浓硫酸应写成化学式。而浓硝酸中溶 质的质量分数一般为69％，浓盐酸中溶质的质量分 数一般为36％，溶液中溶质几乎全部以离子形式存 在，所以浓盐酸、浓硝酸可以写为离子形式。
Cl2 + H2O H+ + Cl- + HClO
Cl2 + 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2ClCl2+ 2OH- → Cl- + ClO- + H2O
但属于离子互换反应的只有D
二、离子互换反应的规律
P70【讨论】完成化学方程式，并填表 4.1 1. NaOH + HCl → NaCl + H2O 2. Na2CO3 + CaCl2 → CaCO3↓+ 2NaCl
3. Na2CO3 + 2 HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑
4. CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl
3. PbCl2 + Na2S → 【演示实验】 PbCl2 + S2-→ PbS↓ + 2Cl【提示】20℃时的溶解度: PbCl2为1.0g/100g水， PbS为0.21g/100g水，AgCl为0.00019g/100g水， AgI＜3×10-7g/100g水。
6、微溶物转化为难溶物 ——消耗微溶物电离出 的离子 微溶物 难溶物
4. 离子互换反应和 氧化还原反应
4.1
离子互换反应
一、离子反应：
1、概念：在水溶液中（或融化状态下）有离子参 加或生成的反应. 2、类型： ⑴ 离子互换反应（即复分解反应）无电子转移 ⑵ 离子氧化还原反应 有电子转移
练习1.下列反应属于离子反应的是（ BD） A、实验室制氧气； B、实验室制氢气； C、木炭的燃烧； D、氯化钠和硝酸银反应。
NH3 + H+ → NH4+
2Na2O2 +4H+ → 4Na+ + O2↑+ 2H2O
⑶ HAc与KOH、CaCO3、NH3、Cu(OH)2 HAc + OH- → Ac- + H2O 2HAc + CaCO3 → 2Ac- + H2O + Ca2+ + CO2↑ HAc + NH3 → NH4+ +Ac2HAc + Cu(OH)2 → Cu2+ + 2Ac- + 2H2O ⑷ Cl2与H2O、FeCl2、Ca(OH)2
（1）碳酸钙与盐酸反应。 CaCO3 + 2H+ → Ca2+ + CO2 ↑+ H2O （2）在澄清的石灰水中通入少量的CO2。 Ca2+ + 2OH- + CO2 → CaCO3↓ + H2O （3）在Ca(NO3)2的浓溶液中加入较浓的Na2SO4溶液。 Ca2+ + SO42- → CaSO4↓ （4）实验室用固体氯化铵与固体熟石灰反应制备氨气。 否 （5）实验室用固体氯化钠与浓硫酸反应制备氯化氢气体。 否 （6）AlCl3溶于水。 Al3+ + 3H2O Al(OH)3+ 3H+
黄色沉淀
+ + Cl- + 2H O （NH3） ［Ag ］ AgCl + 2NH3·H2O → 2 2 + + I-→ AgI↓+ 2NH （NH3） ［Ag ］ 3 2
三、酸、碱、盐溶液中的离子互换反应
【演示实验】
1ml 1mol/L Na2CO3溶液 3ml 1mol/L CH3COOH
【现象】 产生大量气泡
BaCO3 + 2H+ → Ba2+ + H2O + CO2↑
练习2. 判断下列反应能否进行，为什么？ 写出能反应的离子方程式。
1. NaF + HCl → 2. KCl + NaOH× →
4. AgCl + KI →
F- + H+→ HF 因为离子浓度不减少 AgCl + I-→AgI ↓ + Cl-
单质、氧化物
强酸: H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI、HClO4
不能改写成 离子的物质
弱碱： 难溶物 盐：
Mg(OH)2、Cu(OH)2 、
Fe(OH)3、Fe(OH)2等
弱电解质：弱酸、NH3· H2O、H2O等
气体: H2、O2、CO2、SO2、H2S、NH3等
熟记常见酸、碱、盐的溶解性
2CH3COOH+ Na2CO3→2CH3COONa + H2O + CO2↑ 【讨论】根据CH3COOH的Ki=1.75×10-5 ， H2CO3的 Ki1=4.3×10-7 ， Ki2=5.6×10-11，用电离平衡 移动的观点，讨论上述实验中的反应。 CH3COOH
2-
加入Na2CO3后： CO3 + H HCO3HCO3- + H+ H2CO3 H2CO3 → H2O + CO2↑ 2CH3COOH + CO32- → 2CH3COO- + CO2↑+ H2O
7、难溶物转化为更难溶物或络合物
【演示实验】 AgCl → AgI → Ag2S 黄色 黑色 白色
AgCl + I-→AgI↓ + Cl2AgI + S2-→Ag2S ↓ + 2I白色沉淀 无色溶液
AgCl、AgOH能溶 于氨水；AgBr、 AgI难溶于氨水
+ → AgI （NH3） 【演示实验】 AgCl → ［Ag ］ 2
四、氧化还原反应的规律
1、金属单质间的置换
Cu2+ + Fe → Fe2+ + Cu
2、非金属单质间的置换
2I- + Br2 → I2 + 2Br -
3、强氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂
Cl2 + 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2Cl-
一、离子反应：
复 习
1、概念：溶液中通过离子进行的反应。 2、类型：⑴ 离子互换反应（即复分解反应）