离子互换反应
置换反应的离子方程式
置换反应的离子方程式置换反应是一种常见的化学反应类型，它涉及两种物质中的阳离子和阴离子之间的交换。
在这篇文档中，我们将探讨置换反应的离子方程式，了解这一重要概念。
置换反应的一般形式可以写作：A + BC → AB + C。
在这个反应中，A代表一个阳离子，BC代表一个化合物，B 代表这个化合物的阳离子，C代表这个化合物的阴离子。
通过置换反应，化合物AB和C的离子互换位置，生成新的化合物AB和C。
置换反应分为无水和水合置换反应。
无水置换反应发生在无水条件下，例如在固体中进行；水合反应发生在水溶液中。
在置换反应中，阳离子和阴离子的配对是非常重要的。
阳离子具有阳离子的性质，例如铵离子NH4+，钠离子Na+，钾离子K+等。
阴离子具有阴离子的性质，例如氢氧根离子OH-，硝酸根离子NO3-，氯离子Cl-，硫酸根离子SO4-等。
现在我们将通过几个示例来解释置换反应的离子方程式。
1. 单置换反应在单置换反应中，一个单一的阳离子与一个化合物的阴离子交换。
例如，铜和银的单置换反应可以写作：Cu + AgNO3 → Ag + Cu(NO3)2。
在这个反应中，CU和Ag+之间的离子发生置换，生成Ag和Cu(NO3)2。
2. 双置换反应双置换反应涉及两个化合物中的阳离子和阴离子的交换。
例如，氯化钠和硝酸银的双置换反应可以写作：NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3。
在这个反应中，Na+和Ag+之间发生置换，生成AgCl和NaNO3。
3. 不同阳离子的置换在一个化合物中，有多种不同的阳离子可以发生置换反应。
例如，铜和铁的置换反应可以写作：CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu。
在这个反应中，Cu2+离子与Fe阳离子发生置换，生成FeSO4和Cu。
4. 水合置换反应水合置换反应发生在水溶液中，其中一个阳离子或一个阴离子的水合物被另一个离子所替代。
例如，铜和锌的水合置换反应可以写作：CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu。
离子互换反应
离子互换反应离子互换反应是一种常见的化学反应，它在化学实验室以及工业上都有广泛的应用。
离子互换反应指的是溶液中的两种离子彼此交换位置，形成新的物质。
在离子互换反应中，通常使用带电的树脂或陶瓷颗粒作为固定相，将其浸泡在离子交换溶液中。
当目标离子溶解在溶液中时，它们会与固定相上的可交换离子发生竞争性吸附和解吸，从而实现离子之间的交换。
这个过程可以重复进行，直到达到预期的离子平衡。
离子互换反应在水处理、食品加工、制药业和环境科学等领域发挥着重要的作用。
比如在水处理中，我们经常需要将水中的离子去除，以提高水的纯净度。
离子交换树脂可以选择性地吸附并去除水中的阳离子或阴离子，从而净化水源。
在食品加工中，离子互换反应被用于调整食品的酸度、去除金属离子以防止食品腐败，以及去除杂质提高产品质量等。
此外，在制药业中，离子互换技术也被广泛应用于纯化药物和制备高纯度的有机物。
离子互换反应的机理可以归结为固定相表面上的可交换离子与溶液中的目标离子之间的竞争吸附。
固定相材料通常是具有特定功能基团的聚合物或矿物质，它们能够选择性地吸附离子。
这些功能基团可以是阴离子交换基团，如硫酸树脂上的氯根离子，也可以是阳离子交换基团，如胺基树脂上的氢离子。
离子互换反应还可以使用化学试剂来进行促进或控制。
例如，可以通过调节溶液的pH值、温度、化学添加剂的浓度等条件来改变反应速率和选择性。
此外，也可以通过连续流动的方式进行反应，以实现大规模的离子交换。
总结起来，离子互换反应是一种重要的化学反应，在水处理、食品加工、制药业等领域具有广泛应用。
通过选择合适的固定相材料和调控反应条件，离子互换反应可以实现对溶液中的离子的选择性吸附和去除，从而达到纯净化、调节酸碱度、提高产品质量等目的。
在未来，随着新材料和技术的发展，离子互换反应将继续在各个领域发挥重要作用。
氧化还原反应与离子交换反应
氧化还原反应与离子交换反应氧化还原反应与离子交换反应是化学中常见的两种反应类型。
它们在生活中、工业领域以及环境保护中都起着重要的作用。
本文将从理论原理、实际应用和意义等方面探讨这两种反应的相关知识。
首先，让我们来了解氧化还原反应。
氧化还原反应是指物质中电荷的转移过程。
在这种反应中，电子从一种物质转移到另一种物质，从而形成所谓的氧化物和还原物。
简单来说，氧化反应是指某物质丧失电子，而还原反应则是指某物质获得电子。
例如，常见的金属腐蚀现象就是一种氧化反应，金属表面的物质失去电子形成金属离子。
而电池的正极和负极则是通过还原反应和氧化反应来释放电能的。
氧化还原反应在生活中有着广泛的应用。
比如，我们所熟悉的燃烧过程就是氧化还原反应。
当燃料燃烧时，燃料中的碳和氢与氧气反应生成二氧化碳和水，同时释放出能量。
这种能量转化过程在我们的日常生活中起着至关重要的作用。
此外，许多化妆品和药品的制造过程也涉及到氧化还原反应，通过电化学反应来改变物质的性质。
接下来，我们来看看离子交换反应。
离子交换反应是指溶液中离子之间的交换过程。
在这种反应中，一种离子在溶液中与另一种离子交换位置，形成新的化合物。
离子交换反应常见于水处理、土壤改良以及某些化学反应过程中。
水处理中的离子交换过程通常用于去除水中的杂质离子，如钠离子、钙离子和镁离子等。
这种方法可以有效地提高水的质量，并减少人体摄入有害物质的风险。
此外，离子交换反应也被广泛应用于农业领域中土壤改良的过程中。
通过离子交换反应，可以将土壤中的部分离子进行转化，以调整土壤的酸碱度和养分含量，从而提高农作物的生长条件。
这对于增加农作物产量、改善土壤质量具有重要意义。
尽管氧化还原反应和离子交换反应具有不同的机制和应用领域，但它们都在促进化学反应和调节物质转化中发挥着重要作用。
无论是在生活中还是工业领域，这两种反应都具有广泛的应用前景和深远的意义。
在未来，随着科学技术的不断发展，我们对氧化还原反应和离子交换反应的理解和应用也将不断深化，给我们的生活和社会带来更多的好处。
实验五 离子交换实验
原理离子交换作用一般指在固相和液相之间发生的可逆的离子交换反应，它可用于分离各种可解离的物质。
通常离子交换剂是在一种高分子的不溶性母体引入若干活性基因。
这样人工合成的离子交换剂具有各种各样的性能。
作为不溶性母体的高分子有树脂、纤维素、葡聚糖、琼脂糖或无机聚合物等，引入的活性基因可以是酸性基团，如强酸型的含有磺酸基(－SO3H)、中强酸型的含有磷酸基(－PO3H2、亚磷酸基(－PO2H)、弱酸型的含有羧基(－COOH)或酚羟基(－OH)等。
也可以是碱性基团，如强碱型的含季铵[－N+(CH3)3]、弱碱型的含叔胺[－N(CH3)2]、仲胺(－NHCH3)、伯胺(－NH2)等。
在一定条件下，离子交换树脂吸附的物质数量和在溶液中的物质数量达到平衡时，两者数量之比称为分配系数(平衡常数)。
理想的情况是洗脱曲线和分配系数相符合，待分离的各种物质的分配系数，应有足够的差别，以Kd表示分配系数：被吸附样品的洗脱通常采用改变pH或盐离子强度，或者两者同时改变来实现，这对分离复杂的混合物是有效的。
因为在离子交换剂的活性集团中，可解离离子与被分离物质中具有相反电荷离子间因静电吸引而形成的离子键，由于pH的改变，使被分离物质的解离降低，电荷减少，从而降低其亲和力；或因盐离子浓度增加，盐离子与被吸附物质的亲和力增大，从而降低被分离初质与离子交换剂的亲和力，导致已结合物质被洗脱下来。
核酸经酸、碱或酶水解可以产生各种核苷酸．核苷酸的可解离基团是第一磷酸基，含氮环上的－NH2和第二磷酸基等，它们的解离常数(pK)和由此得到的等电点差异，这是进行离子交换层析分离的基础。
pKa1值在0.7—1.0之间，pKa3值在6.1—6.4之间，各个核苷酸之间的数值比较接近，因此不能作为彼此分离的主要依据。
而含氮环(尿苷酸除外)的pKa2值却不同，在2.4—4.5之间，各个核苷酸之间的差别较大，导致各个核苦酸的pI值有显著差别(表5－2)．这是离子交换层析分离核首酸的主要依据。
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.离子反应的主要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可以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(O H)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++ CH3COO-=CH3COOHc.生成挥发性物质(即气体).如：CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O???? NH4++ OH-NH3↑+ H2O②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++ Cu???Cl2 + 2Br-=2C1-+ Br22MnO4-+ 16H++ 10C1-=2Mn2++ 5C12↑+ 8H2O4.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)，虽然也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为此时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，虽然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)对于微溶于水的物质，要分为两种情况来处理：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断方法：几种离子在溶液中能否大量共存，实质上就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-、Br-、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：在涉及判断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无色透明的溶液中，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，电解质导电的原因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虽然能导电，但其原因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，所以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 （OH）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·H2O、A1（OH）3、Fe（OH）3等电离情况完全电离，不存在电离平衡（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），存在电离平衡．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况拆开为离子（特殊：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，虽然有阴、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，而且可以表示所有同一类型的离子反应.如：H++ OH-=H2O可以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。
人教版高一化学必修一《离子反应》讲义(含答案)
书写步骤 类范围 书书规 离子方程式 水溶液中的离子反应 ①非氧化还原反应（复分解反应、双水解反应、络合反应）； ①写离子符号的规则（可溶的强电解质）；②保留化学式的规则③配平规则（同时满足：质量守恒、电子守恒、电荷写、拆、删、查 离子反应【新课标知识梳理】离子反应：1．定义：2．总趋势：3．表示方法：【易错指津】判断离子方程式的正误，应注意以下问题：①查是否违背反应事实，如铁跟硝酸反应：Fe+2H +=Fe 2++H 2↑（错误）。
②查电荷守恒（这是高考考查重点），如Fe+ Fe 3+=2Fe 2+是错误的。
③查化学式能否拆成离子，如硫化亚铁与盐酸反应的离子方程式不能写成：S 2-+2H +=H 2S↑。
④查是否漏写离子反应，如硫酸铜和氢氧化钡溶液反应的离子方程式不能写成：Ba 2++SO 42-=BaSO 4↓。
⑤查离子的配比数是否正确，如硫酸和氢氧化钡溶液反应的离子方程式不能写成：H ++SO 42-+ Ba 2++2OH -= BaSO 4↓+H 2O 。
⑥查反应物因过量或少量导致产物的不同，如往小苏打溶液中加入少量澄清石灰水的离子方程式为：Ca 2++2OH -+2HCO 3-=CaCO 3↓+2H 2O+CO 32-；往澄清石灰水加入少量小苏打溶液的离子方程式为：Ca 2++OH -+HCO 3-=CaCO 3↓+H 2O 。
⑦电解质溶液中的反应，其本质是离子间的反应。
用离子方程式所反映的是物质在溶液中存在的主要形式，而不一定是真实参与反应的离子。
如H 2S 通入NaOH 溶液，H +来自H 2S 的微弱电离：H 2S H ++HS -。
若H 2S 气体通入NaOH 溶液，由于上述H 2S 电离出来的H +被OH -中和，电离过程不断进行，反应的离子方程式为H 2S+OH -=HS -+H 2O ，若NaOH 过量，则反应的离子方程式为H 2S+2OH -=S 2-+2H 2O 。
离子反应方程式
1 离子反应一、离子反应有自由移动的离子参加或有自由移动的离子生成的化学反应，都属于离子反应（多数在水溶液中进行，少数在熔融状态下进行）二、离子反应的本质反应物中离子浓度的减少或生成物中离子浓度的增加三、离子反应的类型1、离子互换型（离子交换型复分解型）如：CuSO4 ＋BaCl2 ===== BaSO4↓＋CuCl2 Ba2＋＋SO42－===== BaSO4↓2、氧化还原型（包括在溶液中的置换反应）如：Zn ＋Cu2＋===== Zn2＋＋Cu 2I－＋Cl2 ===== 2Cl－＋I23、其它离子反应如：络合、水解、双水解等AgOH ＋2NH3 ===== 〔Ag(NH3 )2〕＋＋OH－（银氨溶液络合）Al3＋＋3H2O ===== Al(OH)3 ＋H＋（水解）2Al3+ ＋3S2—＋6H2O ===== 3H2S↑＋3Al(OH)3 ↓(双水解)四、离子反应发生的条件1、有难溶物（沉淀）的生成或难溶物（沉淀）的溶解（要求熟记酸、碱、盐溶解性表）如：Ca2＋＋CO32＋===== CaCO3 ↓CaCO3 ＋CO2 ＋H2O===== Ca2＋＋2HCO3－2、有难电离的物质（弱电解质如：弱酸、弱碱、水等）生成如：NH4＋＋OH－===== NH3•H2O CH3COO－＋H＋===== CH3COOH3、有气体生成或气体被吸收如：CO32－＋2H＋===== H2O ＋CO2↑NH3 ＋H＋===== NH4＋4、发生氧化还原反应如：2Fe3＋＋Cu ===== 2Fe2＋＋Cu2＋5、发生络合、水解、或双水解反应如：Fe3＋＋3SCN－===== Fe(SCN)3 S2－＋H2O ===== HS－＋OH－2Al3+ ＋3CO32—＋3H2O===== 3CO2↑＋3Al(OH)3↓(双水解)五、离子方程式1、概念用实际参加反应的离子符号或实际生成的离子的符号表示化学反应的式子叫离子方程式。
高三离子互换反应
Δ 离子互换反应1.正确地理解离子互换反应概念2.熟练书写离子反应方程式3.正确判断离子共存与离子方程式正误。
一、离子反应:离子反应是指溶液中有离子参加的反应。
其中包括离子互换反应(又叫复分解反应，如：Na 2SO 3溶液和稀硫酸反应SO 32-+2H + → SO 2 ↑ +H 2O 和离子氧化还原反应(如：FeCl 2溶液和稀硝酸反应3Fe 2+ +NO 3- + 4H + → 3Fe 3++ NO ↑+2H 2O)。
离子互换反应的规律是：在溶液中发生的离子反应，一般总是向有关离子浓度减少的方向进行，即当有难溶物(如CaCO 3、)难电离物(如H 2O 、弱酸、弱碱)以及挥发性物质(如HCl)生成时，离子反应可以发生。
另外，水解反应和络合反应，实际也是生成难电离物质。
离子间的氧化还原反应的规律是：强的氧化剂和强的还原剂生成较弱的还原产物和较弱的氧化产物二、离子方程式: 离子方程式是指用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。
只有在水溶液或熔融状态下，有自由移动离子参加反应时，才可用离子方程式表示。
离子方程式反映了离子反应的实质，它不仅能表示一定物质间的某个反应，而且可以表示同一类型的离子反应。
1．离子互换反应(复分解反应)的条件(1)生成难溶物质。
如Na 2SO 4溶液与BaCl 2溶液反应，Ba 2++SO 42- → BaS04↓注：有较多微溶物生成的反应，如Na 2SO 4溶液与AgNO 3溶液反应2Ag ++SO 42- → Ag 2SO 4 ↓由微容物生成难溶物的反应如Ca(OH)2(微溶)+CO 32- → CaCO 3 ↓+20H -。
常见的微溶物有CaSO 4、Ag 2SO 4、MgCO 3、Ca(OH)2等。
(2)生成难电离的物质。
反应规律：由强酸制弱酸，由强碱制弱碱。
如盐酸+次氯酸钙溶液：H ++C10- → HCl0，稀醋酸+苯酚钠溶液：CH 3COOH+C 6H 5O - → CH 3COO -+C 6H 5OH 。
4.1离子互换反应-lu
3. PbCl2 + Na2S→
4. AgCl + KI→
【提示】20℃时溶解度: 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 Ca(OH)2 → Ag2SO4 → CaCO3 MgCO3 → Mg(OH)2
Na2CO3滴入HCl 中： CO32-+2H+→CO2↑+H2O
NaOH滴入AlCl3中
Al3+ + 3OH-→Al(OH)3 ↓
Al3+ +3AlO2-+6 H2O→4Al(OH)3↓Al(OH)3+ OH-→ AlO2-+2H2O C、HCl滴入NaAlO2中: NaAlOห้องสมุดไป่ตู้滴入HCl中:
AlO2-+H++ H2O→ Al(OH)3 ↓
判断下列离子反应方程式是否正确？不正确的要说明原因。 1、FeCl2溶液中通入Cl2： Fe2++Cl2→Fe3++2Cl- 电荷不守恒 2、H2SO4与Ba(OH)2溶液反应：
Ba2++OH-+H++SO42-→BaSO4↓+H2O
不符合反应中的离子配比 3、Fe与稀HCl反应制H2 ：
2Fe+6H+→2Fe 3+ +3H2↑ 不符合反应事实 4、Cu+Fe3+→Cu2++Fe2+ 5、石灰石溶于醋酸： CaCO3+2H+→Ca2++CO2↑+H2O
第四章 离子互换反应和氧化还原反应小综合(一)
第四章离子互换反应和氧化还原反应小综合（一）离子共存问题一、概述：1、离子共存问题也就是离子间能否相互反应的问题，不反应则共存。
2、要注意题目所给的附加条件及暗示，如酸、碱性、无色、氧化性、还原性等。
有时溶液的酸碱性可能以指示剂的显色、水的电离等形式呈现，溶液的氧化性和还原性可能以某些性质反应呈现，要注意领悟。
3、注意有时甲与乙共存，乙与丙共存，但甲、乙、丙混合则反应，不共存。
二、常见的离子不能大量共存的原因1、结合成难容物或微溶物（熟记盐类溶解性表）例如：OH-与不大量共存；SO42-与不大量共存；CO32-与不大量共存；Ag+与不大量共存；2、结合成挥发性物质例如：OH-与不大量共存；H+与不大量共存；3、结合成难电离的物质（弱酸、弱碱、水等）例如：OH-与不大量共存；H+与不大量共存；4、结合成络合物例如：Fe3+与不大量共存；5、发生双水解反应例如：Al3+与不大量共存；Fe3+与不大量共存；6、发生氧化还原反应例如：强氧化性的离子MnO4-、ClO-、NO3- (尤其同时含H+)等与常见的还原性的离子S2-、I-、Fe2+、SO32-等不能大量共存。
例题：1、能在溶液中大量共存的一组离子是……………………………………………………（）A．NH4+、Ag+、PO43-、Cl-B．Fe3+、H+、I-、HCO3-C．K+、Na+、NO3-、MnO4-D．Al3+、Mg2+、SO42-、CO32-2、常温下，在某无色水溶液中，可能大量共存的离子组是……………………………（）A. K+、Fe3+、NO3-、I-B. K+、Cu2+、Cl-、SO42-C. Na+、Ba2+、Cl-、OH-D. K+、Al3+、HCO3-、ClO-3、下列离子在溶液中因发生氧化还原反应而不能大量共存的是………………………（）A. H3O+、NO3-、Fe2＋、Na＋B. Ag＋、NO3-、Cl-、K＋C. K＋、Ba2＋、OH－、SO42－D. Cu2＋、NH4＋、Br-、OH-4、在pH＝1的无色溶液中能大量共存的离子组是………………………………………（）A . NH4＋、Mg2＋、SO42－、Cl－B. Ba2＋、K＋、OH－、NO3－C. Al3＋、Cu2＋、SO42－、Cl－D. Na＋、Ca2＋、Cl－、AlO2－5、向存在大量Na＋、Cl-的溶液中通入足量的NH3后，该溶液中还可能大量存在的离子组是…………………………………………………………………………………………………（）A. K＋、Br-、CO32-B. Al3＋、H＋、MnO4-C. NH4＋、Fe2＋、SO42-D. Ag＋、Mg2＋、NO3-6、已知某溶液中存在较多的H＋、SO42－、NO3－，则溶液中还可能大量存在的离子组是A．A13＋、CH3COO-、C1-B. Na+、NH4+、C1-C．Mg2+、C1-、Fe2+ D. Mg2+、Ba2+、Br-7、室温下某无色透明溶液中由水电离出的H+和OH-浓度的乘积为1×10-24，则此溶液中可能大量共存的离子组为……………………………………………………………………………（）A．HCO3-、Al3+、Na+、SO42-B．I-、NO3-、K+、NH4+C．MnO4-、Cl-、SO42-、K+D．SiO32-、OH-、SO32-、Na+、Cl-8、给定条件下的各组离子，一定能大量共存的是………………………………………（）A．含有大量HCO3- 的无色透明溶液中：K+、C6H5O-、Cl-、Na+B．常温下由水电离出来的c(H+) =10- 13mol/L的溶液：K+、HS-、Br-、Ba2+C．加入铝粉能产生H2的溶液中：Fe2+、K+、NO3-、SO42-D．石蕊显蓝色的溶液中：Na+、K+、ClO－、AlO2－9、下列离子组一定能大量共存的是…………………………………………………………（）A．甲基橙呈黄色的溶液中：I-、Cl-、NO3-、Na+B．石蕊呈蓝色的溶液中：Na+、AlO2-、NO3-、HCO3-C．含大量Al3+的溶液中：K+、NO3－、Na+、ClO－D．含大量OH－的溶液中：CO32－、Cl－、F－、K+10、下列离子组能大量共存的是……………………………………………………………（）A．含有大量Al3+的溶液中：HCO3-、K＋、Na＋、Cl－B．酚酞呈红色的溶液中：Na+、AlO2－、K+、HCO3－C．含大量H+的溶液中：Na＋、Cl－、NO3－、SO32－D．加入Fe能放出H2的溶液中：Na+、K+、Cl－、SO42－11、下列各组离子能大量共存的是…………………………………………………………（）A．pH=1的溶液中：Fe2+、A13+、Cl-、MnO4-B．能与金属铝反应放出氢气的溶液：K+、NO3-、Cl-、NH4+C．能使酚酞试液变红的溶液中：Na+、Cl-、S2-、SO32-D．甲基橙为橙色的溶液中：Na+、NH4+、SO42-、CO32-12、一定能大量共存的离子组是…………………………………………………………（）A．含有大量Al3+的溶液：Na+、NH4+、SO42-、Cl-B．c(H+)=1×10-13mol/L的溶液：Na+、Ca2+、SO42-、HCO3-C．能与Al反应生成H2的溶液：Na+、K+、NO3-、HCO3-D．室温下pH=1的溶液：NO3-、Fe2+、SO42-、Cl-13、下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是………………………………………（）A．在含有大量Fe3＋的溶液中：NH4+、Na＋、Cl－、SCN－B．在加入铝粉能产生氢气的溶液中：NH4＋、Fe2+、SO42－、NO3－C．能使红色石蕊试纸变蓝的溶液中：Na＋、K＋、CO32－、NO3－、AlO2－D．能使碘化钾淀粉试纸变蓝的溶液中：Na＋、NH4＋、S2－、Br－14、下列关于电解质溶液的正确判断是………………………………………………（）A．在pH = 12的溶液中，K+、Cl-、HCO3-、Na+可以常量共存B．在pH = 0的溶液中，Na+、NO3-、SO32-、K+可以常量共存C．由0.1 mol·L-1一元碱BOH溶液的pH=10，可推知BOH溶液存在BOH →B+ + OH-D．由0.1 mol·L-1一元酸HA溶液的pH=3，可推知NaA溶液存在A- + H2O HA + OH-15、对于某些离子的检验及结论一定正确的是………………………………………（）A．SO2通入酸性高锰酸钾溶液中，溶液褪色，说明SO2具有漂白性B．加入NaOH溶液，生成的白色沉淀在空气中迅速变为灰绿色，最终变为红褐色，则原溶液中一定含有Fe2+C．加入Ba(NO3)2溶液有白色沉淀产生，再加盐酸，沉淀不消失，则原溶液一定有SO42-D．用洁净的铂丝蘸取溶液在火焰上灼烧，产生黄色的火焰，则原溶液中一定不含有K+ 16、某澄清溶液中可能只含有以下离子中的若干种：Na＋、Fe3＋、Fe2＋、SO2－4、Cl－、Ba2＋、I－。
离子反应的本质
离子反应的本质重点、难点：1.离子反应的本质2.离子反应发生的条件3.离子方程式的书写方法具体内容：本节是在初中复分解反应发生的条件以及高中离子反应、氧化还原反应等基础上展开,从离子反应的本质出发，研究在什么条件下可使反应物的某些离子浓度减小，课本综合归纳了四种离子反应发生的条件，并对中学化学中常见的难溶物，难电离物质和挥发性物质等进行小结，使学生的知识系统化、网络化。
（一）离子反应1•概念：有离子参加的化学的反应。
2.本质：反应物的某些离子浓度的减小。
3.类型（1）离子互换的反应（即复分解反应）：包括生成难溶物、易挥发性物质、难电离物质。
（2）有离子参加的氧化还原反应：有置换反应Fe Cu2吐=Fe2Cu Cl2S2~ ~2C\~ S^复杂的氧化还原反应亠2亠3Cu 8H 2NOr = 3Cu 2NO 4出02AI 20H 一2H 2。
二2AIO2 一3H 2（3）盐类的水解反应：这类离子反应方程式应区分为一般程度的水解和进行完全的水解，正确的使用“『、“鸽、“=”、“=”。
Al33H2O —AI（OH）33H2C03一H2O —HCO3— OH -3S2— 2AI36H2O =2AI（OH）3X；3H2S（4）络合反应：Fe33SCN_ = Fe（SCN）3此外，根据参加反应的微粒，离子反应又可分为离子与离子、离子与原子、离子与分子三类。
（二）离子反应的书写1.定义：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。
2.离子方程式的书写步骤：四步。
“一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式。
“二改”：把易溶于水、易电离物质改写成离子形式（最关键的一步）。
“三删”：删去方程式两边未参加反应的离子。
“四查”：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
3.离子方程式表示的意义：离子方程式反映了离子反应的实质，它不仅能表示一定物质间的某个反应，而且可以表示同一类型的离子反应。
(三) 离子反应发生的条件 1. 复分解型离子反应的条件这类离子反应发生的条件与复分解反应的条件一致，分三种情况: (1) 生成难溶的物质 ① 常见的难溶物有:岸某些金雇、非金Cu. Ss Si 等 h 某些氧化物:Al a O r CuOs SiO ：等 u.淮濬的関：H 妙0亍C^H^OOH 等 乩难濬的^：Mg(0H)2s A1(OH)3. Fe(OH)3等rAgfk AgBr. AgR AgjCO^ AgjPO^BaSO r BaCO r Ba 3(PO 4)2 C 幻(PO°2、CaHPC\FeS. CuS. PbS.匕迟、PWS04② 当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的反应也能发生，常见的微溶物有 Ag 2SO 4、MgCO s 、Ca(OH)2等。
离子交换反应动力学
（3）淋洗剂
要求: a. 能将阴离子从树脂上互换下来 b. 能生成电导性很低物质
Na2B4O7 < NaOH < NaHCO3 < Na2CO3 最理想旳叫原则条件：
0.003MNaHCO3 0.0024MNa2CO3
能够满意旳作为一 系列淋洗体系.
对于阳离子情况相同，只是把分离柱换成低容量旳阳离子互换树脂， 克制柱为大容量旳阴离子互换树脂即可，淋洗液要求同上述。但阳 离子有其复杂性
总之互换反应速度决定于三种过程，一般说互换化学反应过程速 度快于膜扩散和粒扩散过程，而两者究竟那个过程是决定速度阶段则 与诸多原因有关。
影响互换速率旳主要原因：
1．树脂颗粒旳大小 H+和Na+在磺酸苯乙烯阳离子互换树脂上旳动力学数据
树脂颗粒
树脂中扩散 半交换时间
NO.
交联度
温度/℃
半径/cm
速度
s
1
例如：Li-K， Mg-Ba 以0.001M — 0.01M HNO3 淋洗 R-N + M = R-M + H+ 以HNO3淋洗 克制柱R-OH,能够以便测出M
但是经常： ① M与OH-会生成沉淀 金属不能分离; ②二价金属不易洗脱。 应用不如阴离子广泛。
2．单柱法色谱
双柱法有它旳缺陷，要再生，增长仪器旳复杂性。
N
2
CmaxVmax m
2
Cmax
m Vmax
N 2
J. Inczedy, J. Chromatog 50.114 (1、DB
可用下式计算塔板数 能够近似计算塔板数
N
2
DB
a
DA a
2
1
DB
离子互换反应
【现象】 FeSO4 + H2S → 不反应 CuSO4 + H2S → 黑色沉淀
Cu2+ + H2S →. CuS↓+ 2H+
二、离子方程式的书写
1、定义：用实际参加反应的离子的符号来表 示离子反应的式子叫离子方程式。
（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
.
例：下列各组物质的溶液发生反应, 可用同一 个离子方程式表示的是
BaCl2
Na2CO3
BaCO3（s） Ba2+ + CO32- 使溶解平衡右移 CO32- + 2H+ → CO2↑+ H2O 消耗CO32-
（5）难溶物的溶解 ——消耗难溶物电离出的离子
BaCO3 + 2H+ → Ba2+. + H2O + CO2↑
练习. 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→
F- + H+→ HF
2. NaCl + HNO3→ 不反应
3. PbCl2 + Na2S→ PbCl2 + S2-→ PbS↓ + 2Cl4. AgCl + KI→ AgCl + I-→AgI↓+ Cl-
离子互换反应
离子互换反应离子交换反应是一种重要的化学反应，它在实际应用中具有广泛的用途。
离子交换是指溶液中的离子与固体中的离子发生置换或吸附反应，从而实现离子的分离、纯化和浓缩。
离子交换反应在许多领域中都有应用，例如水处理、药物生产、食品加工以及石油和化工工业等。
本文将从离子交换原理、离子交换剂、离子交换反应的应用等方面进行讨论。
离子交换反应的原理可以用离子交换剂的吸附和解吸附过程来描述。
离子交换剂通常是具有固定电荷的高分子化合物，它们可与溶液中的离子发生吸附反应。
当溶液中的离子浓度较高时，离子交换剂上的固定电荷将与离子互相吸引，从而发生置换反应。
当离子浓度较低时，离子交换剂上的离子可以解离，释放到溶液中。
这种吸附和解吸附的过程，使离子能够在不同的相之间进行转移，并从溶液中吸附或解吸附出来，实现离子的分离和纯化。
离子交换剂是离子交换反应中的关键组成部分。
根据固定电荷的性质，离子交换剂可分为阳离子交换剂和阴离子交换剂。
阳离子交换剂具有固定的阴离子，能够吸附溶液中的阳离子，而阴离子交换剂具有固定的阳离子，能够吸附溶液中的阴离子。
离子交换剂的高分子结构可以根据需要进行调整，以实现不同离子的选择吸附和排除。
根据离子交换剂的性质和结构，可以选择合适的离子交换剂来满足不同的应用需求。
离子交换反应在水处理中有着广泛的应用。
水中常常含有各种离子，如钙离子、镁离子、铁离子等。
这些离子会对水的性质和用途产生不良影响，例如影响水的透明度、导电性和溶解性等。
离子交换反应可以通过选择合适的离子交换剂，将水中的有害离子吸附并置换为无害离子，从而提高水质。
此外，离子交换反应还可以用于水中有机物的去除，如去除水中的阴离子染料、有机酸等。
离子交换反应在药物生产和食品加工中也有重要应用。
在药物生产中，离子交换反应可用于药物的纯化和分离。
通过选择适当的离子交换剂，可以将药物中的离子与杂质离子进行置换，从而提高药物的纯度和品质。
在食品加工中，离子交换反应可用于酸、苦味物质的去除，改善食品的口感和质量。
离子互换反应及其平衡常数
离子互换反应及其平衡常数电解质在水溶液中进行的离子互换反应是可逆反应。
将反应方程式中的强电解质写为离子的形式，其他物质如弱电解质、难溶电解质等保留其化学式，消去不参加反应的离子，即可得到离子反应方程式。
从反应系统中各电解质的解离常数或溶度积，可以求得反应的平衡常数。
（1）生成沉淀的反应以生成4BaSO 沉淀的反应为例子。
将等浓度、等体积的42SO Na 和2BaCl 溶液混合，可得到4BaSO 沉淀，反应如下：422SO Na BaCl +2NaCl BaSO 4+↓离子反应方程式 -++242SO Ba ↓4B a SO 平衡时 10104SP 103.91007.11)BaSO (1⨯=⨯==-K K 像这样一类由强电解质的离子生成沉淀的反应，其平衡浓度的乘积正好是该沉淀溶度积的倒数。
上述K 值表明平衡时溶液中离子浓度的乘积)SO ()Ba (242-+⋅c c 很小，+2Ba 、-24SO 离子浓度也小。
等量的242BaCl SO Na 、在溶液中反应达平衡时，)SO ()Ba (242-+=c c ，从K 值可知15242L mol 101.03)(S O )(Ba ---+⋅⨯==c c 。
离子浓度如此之小，通常可以认为两种反应物都已接近沉淀完全，沉淀反应也接近完全。
由此可见，像这样由强电解质的A 、B 离子生成AB 型沉淀的一类反应，平衡常数的数量级接近1010或更大时，可认为反应接近完全或完全。
（2）难溶电解质沉淀的转化用S Na 2溶液可以使4PbSO （白色）沉淀转化为PbS （黑色）沉淀，反应如下： S Na PbSO24+42SO Na PbS +离子反应方程式 -+24SP b SO -+24SO PbS 平衡时 )S ()SO (224--=c c K 溶液对于PbS 为饱和（对于4PbSO 也为饱和），以)(Pb (PbS )/)(S 2SP 2+-=c K c 代入上式得：(PbS))(SO )(Pb )(Pb (PbS)/)(SO )(S )(SO SP 2422SP 24224K c c c K c c c K -++---⋅=== 20298100.21004.91082.1⨯=⨯⨯=-- 式中)(PbSO )S O ()Pb (4SP 242K c c =⋅-+。
离子反应和离子方程式
离子反应和离子方程式（一）离子反应1、离子反应的概念在反应中有离子参加或有离子生成的反应称为离子反应。
在中学阶段仅限于在溶液中进行的反应，可以说离子反应是指在水溶液中有电解质参加的一类反应。
因为电解质在水溶液里发生的反应，其实质是该电解质电离出的离子在水溶液中的反应。
2、离子反应的特点离子反应的反应速率快，相应离子间的反应不受其它离子的干扰。
3、离子反应的类型（1）离子互换反应在溶液中酸、碱、盐之间互相交换离子的反应，一般为非氧化还原反应。
（2）离子互换反应发生的条件①生成难溶的物质。
如生成BaSO4、AgCl、CaCO3等。
②生成难电离的物质。
如生成CH3COOH、H2O、NH3·H2O、HClO 等。
③生成挥发性物质。
如生成CO2、SO2、H2S等。
只要具备上述三个条件中的一个，离子互换反应即可发生。
这是由于溶液中离子间相互作用生成难溶物质、难电离物质、易挥发物质时，都可使溶液中某几种、自由移动离子浓度减小的缘故。
若不能使某几种自由移动离子浓度减小时，则该离子反应不能发生。
如KNO3溶液与NaCl溶液混合后，因无难溶物质、难电离物质、易挥发物质生成，Na+、Cl－、K+、NO浓度都不减少，四种离子共存于溶液中，故不能发生离子反应。
（3）有离子参加的氧化还原反应①置换反应的离子反应金属单质与金属阳离子之间的置换反应，如Fe与CuSO4溶液的反应，实际上是Fe与Cu2+之间的置换反应。
非金属单质与非金属阴离子之间的置换反应，如Cl2与NaBr溶液的反应，实际上是Cl2与Br－之间的置换反应。
②其它一些有离子参加的氧化还原反应如MnO2与浓HCl反应制取Cl2；Cu与FeCl3溶液反应生成FeCl2、CuCl2；Cl2与NaOH溶液反应生成NaCl、NaClO和水等。
这些离子反应发生的条件是：比较强的氧化剂和较强的还原剂反应，生成氧化性较弱的氧化产物和还原性较弱的还原产物。
因此掌握一些常见离子的氧化性或还原性的相对强弱，是判断这一类离子反应能否发生的重要依据。
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（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
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
（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。
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-
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
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
Cl2 + H2O H+ + Cl- + HClO
Cl2 + 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2ClCl2+ 2OH- → Cl- + ClO- + H2O
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+
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。
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
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。
•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：
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
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
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+
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)
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
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。
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：