离子反应(知识点)
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-=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++ CuCl2 + 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)，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。
高三离子反应知识点
高三离子反应知识点离子反应是化学反应中常见的一种类型，它以离子的生成、消失或转化为特征。
在高三化学学习中，离子反应是重要的知识点之一。
本文将介绍高三离子反应的相关知识点，包括离子反应的概念、离子的命名、离子反应方程式的书写和离子反应的应用等。
一、离子反应的概念离子反应是指溶液中的阳离子和阴离子相互作用，发生离子之间的交换、转化或配位取代等反应。
离子反应通常发生在溶液中，但也有部分发生在气相或固相中。
离子反应的结果常常是产生新的化合物或离子，伴随着能量的变化。
离子反应的特点包括离子的生成、消失、转化以及溶液中的离子浓度的变化。
在离子反应中，离子的电荷和质量都会发生变化，反应中的阳离子通常会与阴离子结合形成新的离子或化合物。
二、离子的命名离子的命名是高三离子反应知识点中的重要内容。
在命名离子时，需要掌握离子的常见名称和化学式的规律。
常见的阳离子有氢离子（H⁺）、铵离子（NH₄⁺）、钾离子（K⁺）等；常见的阴离子有氢氧根离子（OH⁻）、氯离子（Cl⁻）、硫酸根离子（SO₄²⁻）等。
根据离子的价态和电荷平衡原则，可以根据元素的名称或者氧化数来推算离子的化学式。
例如，一价阳离子和一价阴离子结合时，它们的化学式可以互换；当两个阴离子结合时，需要根据电荷平衡原则，调整它们的化学式。
三、离子反应方程式的书写离子反应方程式是描述离子反应的化学方程式。
在书写离子反应方程式时，需要遵循电荷守恒和质量守恒原则。
离子反应方程式的书写可以分为以下几个步骤：1. 根据反应物和生成物的离子种类和电荷，写出离子反应的平衡方程式。
2. 检查方程式中的离子电荷和质量是否平衡。
3. 调整方程式中离子的个数，使得方程式符合电荷守恒和质量守恒原则。
4. 在方程式中标出相对物质的聚集状态，如（aq）表示溶液中的离子，（s）表示固体，（g）表示气体等。
离子反应方程式的书写需要掌握离子的名称和化学式，以及离子的电荷情况。
通过练习和应用，可以逐渐掌握离子反应方程式的书写技巧。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是化学反应中一种常见的反应类型。
在离子反应中，离子之间发生重新组合，生成新的离子或者分子。
离子反应的特点是在反应过程中离子的组成发生了改变。
离子反应的基本概念：1. 离子：带电的原子或分子。
离子分为阳离子和阴离子，根据带电的粒子是正离子还是负离子来命名。
2. 离子方程式：用化学式表示的离子反应方程式。
离子方程式中的离子按照需要写在平衡符号之前。
3. 电离：化合物在溶液中分解为离子的过程，也称为解离。
4. 沉淀反应：产生沉淀的离子反应。
沉淀是指溶液中某种物质的浓度超过其溶解度而产生的固体沉淀下来。
5. 非沉淀反应：不产生固体沉淀的离子反应。
6. 氧化还原反应：涉及到电子的转移过程的离子反应。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
7. 配位反应：涉及到配位化合物的形成和解离的离子反应。
离子反应中常见的知识点：1. 氯气和氢气的反应：氯气和氢气反应会生成盐酸。
该反应的离子方程式可以表示为Cl2 + H2 -> 2HCl。
2. 硫酸和钠氢碳酸的反应：硫酸和钠氢碳酸反应会生成二氧化硫、水和盐。
该反应的离子方程式可以表示为H2SO4 + NaHCO3 -> SO2 + H2O + Na2SO4 + CO2。
3. 硫化钠和硝酸银的反应：硫化钠和硝酸银反应会生成硫化银和硝酸钠。
该反应的离子方程式可以表示为Na2S + AgNO3 -> Ag2S + 2NaNO3。
4. 氯化钾和硫酸铜的反应：氯化钾和硫酸铜反应会生成氯化铜和硫酸钾。
该反应的离子方程式可以表示为2KCl + CuSO4 -> CuCl2 + K2SO4。
5. 氧化铝和氢氟酸的反应：氧化铝和氢氟酸反应会生成氟化铝和水。
该反应的离子方程式可以表示为Al2O3 + 6HF -> 2AlF3 + 3H2O。
离子反应在日常生活中有着广泛的应用。
例如，烹饪中使用的食盐和醋，都是由离子反应产生的。
此外，离子反应还在工业生产中发挥着重要的作用，如金属的电镀、水处理以及药物制剂等。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是化学中重要的概念和反应类型之一。
我们所研究的物质中存在许多带电的粒子，称为离子。
离子反应就是指在化学反应中，离子相互作用、交换或者结合形成新的化合物的过程。
一、离子的定义和命名规则离子是带电的原子或者分子。
带正电的离子称为阳离子，带负电的离子称为阴离子。
离子可以通过给予或失去电子而形成。
离子的命名规则通常根据它所属的元素和电荷来进行命名。
例如，氯离子（Cl- ）是氯原子获得了一个电子而形成的。
二、离子反应的基本概念离子反应是指离子之间的相互作用。
离子反应中，离子之间可以发生三种基本类型的反应：反应、析出反应和置换反应。
1. 反应（Combination）：两个或多个离子结合成一个新的化合物。
例如，钠离子（Na+）和氯离子（Cl-）结合形成氯化钠（NaCl）。
Na+ + Cl- → NaCl2. 析出反应（Decomposition）：一个化合物被分解为两个或多个离子。
例如，氧化镁（MgO）在高温下分解成氧离子（O2-）和镁离子（Mg2+）。
MgO → Mg2+ + O2-3. 置换反应（Replacement）：一个离子被另一个离子替代。
例如，铜离子（Cu2+）在锌金属中被锌离子（Zn2+）替代。
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+三、离子反应的平衡离子反应在不断进行中的过程中，会达到平衡。
平衡是指反应物和产物浓度之间的比例保持不变的状态。
离子反应的平衡可以通过离子的溶解度积（Ksp）来描述。
溶解度积是指在饱和溶液中离子浓度的乘积。
离子反应的平衡可以通过改变温度、浓度和压力等条件来调节。
根据 Le Chatelier 原理，当一个系统受到外界影响时，它会向着减小外界影响的方向发生变化。
例如，考虑一个可逆反应的平衡：A +B ↔C + D如果向平衡中加入更多的 A 反应物，平衡会向右转，生成更多的产物 C 和 D。
如果从平衡中减少 B 反应物，平衡会向右转。
四、离子反应中的净离子方程式为了更好地描述离子反应，可以使用净离子方程式。
新高一化学离子反应知识点
新高一化学离子反应知识点一、离子反应概述离子反应是化学反应的一种形式，涉及到离子的生成和消失。
在化学反应中，离子可以以溶液、气体或固体的形式存在。
离子反应在化学实验室以及生活中都有重要应用，对于理解化学反应和解决实际问题非常有意义。
下面将介绍一些高一化学中常见的离子反应知识点。
二、酸碱中的离子反应1. 中和反应中和反应是酸和碱之间的反应，产生水和盐。
它涉及到氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的结合。
例如，硫酸（H2SO4）和氢氧化钠（NaOH）的中和反应如下：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O这个反应产生了水和非金属硫酸盐。
2. 酸碱滴定反应酸碱滴定是一种常见的实验技术，用于确定酸溶液或碱溶液的浓度。
滴定反应涉及到酸和碱之间的中和反应。
例如，测定硫酸的浓度时，可以使用氢氧化钠溶液进行滴定反应，直到酸碱滴定终点的指示剂的颜色变化。
三、化学反应中的离子交换1. 沉淀反应沉淀反应是指两种溶液中的离子生成不溶于水的沉淀产物。
例如，铜(II)硫酸溶液与钠碱溶液反应，生成不溶于水的铜(II)碱式产物：CuSO4(aq) + 2NaOH(a q) → Cu(OH)2(s) + Na2SO4(aq)这个反应中Cu(OH)2是沉淀物，而Na2SO4溶于水。
2. 氧化还原反应氧化还原反应涉及到电子的转移。
其中一个物种会失去电子（被氧化），另一个物种将接受这些电子（被还原）。
典型的氧化还原反应是金属与酸的反应。
例如，铁与硫酸反应：Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)这个反应中，铁被氧化为铁离子（Fe2+），而硫酸接受了铁离子释放出的电子。
四、离子反应在实际应用中的重要性1. 水的软化水中不少地方会富含钙离子和镁离子，这些离子会导致水的硬度增加。
因此，可以通过离子反应将钙和镁离子与钠离子交换，以减少水的硬度。
这是一种常用的水处理方法。
2. 儿童的牙齿保护离子反应还可以在保护儿童的牙齿健康方面发挥作用。
高中化学离子反应知识点详解
高中化学离子反应知识点详解一、离子反应的定义离子反应是指在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或生成的反应。
二、离子反应发生的条件1、生成沉淀（1）常见的沉淀有：硫酸钡（BaSO₄）、氯化银（AgCl）、碳酸钙（CaCO₃）、氢氧化铜Cu(OH)₂等。
（2）当溶液中的离子结合生成上述沉淀时，离子反应能够发生。
2、生成气体（1）常见的气体有：二氧化碳（CO₂）、氨气（NH₃）、硫化氢（H₂S）等。
（2）例如，盐酸（HCl）与碳酸钠（Na₂CO₃）反应生成二氧化碳气体，离子反应为：2H⁺＋ CO₃²⁻＝ H₂O ＋ CO₂↑3、生成弱电解质（1）常见的弱电解质包括：水（H₂O）、弱酸（如醋酸CH₃COOH）、弱碱（如一水合氨 NH₃·H₂O）等。
（2）例如，盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）反应生成水，离子反应为：H⁺＋ OH⁻＝ H₂O4、发生氧化还原反应（1）具有氧化性和还原性的离子在溶液中相遇，发生电子转移，从而导致离子反应的发生。
（2）例如，铁（Fe）与硫酸铜（CuSO₄）溶液的反应，离子反应为：Fe ＋ Cu²⁺＝ Fe²⁺＋ Cu三、离子方程式的书写1、书写步骤（1）写出反应的化学方程式。
（2）将易溶于水、易电离的物质写成离子形式，难溶的物质、气体和水等仍用化学式表示。
（3）删去方程式两边不参加反应的离子。
（4）检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
2、书写时的注意事项（1）只有在溶液中或熔融状态下进行的离子反应才能写离子方程式。
（2）固体与固体之间的反应一般不写离子方程式。
四、离子方程式的意义1、表示同一类型的离子反应例如，盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）、硫酸（H₂SO₄）与氢氧化钾（KOH）的反应，离子方程式均为：H⁺＋ OH⁻＝ H₂O2、反映了离子反应的实质通过离子方程式，可以更清晰地看出反应中实际参与的离子和离子之间的相互作用。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结1. 离子反应的定义离子反应是指在溶液中，离子之间发生化学反应，形成新的化合物或沉淀的过程。
这类反应通常伴随着能量的释放，如热量、光量等。
2. 离子反应的类型离子反应主要分为以下几种类型：A. 双置换反应：两种化合物的阳离子和阴离子互相交换，形成新的化合物。
B. 单置换反应：一种单质与化合物反应，置换出其中的阳离子或阴离子，形成新的单质和化合物。
C. 沉淀反应：溶液中的离子结合形成不溶于水的固体物质，即沉淀。
D. 氧化还原反应：涉及电子转移的离子反应，一种物质失去电子（氧化），另一种物质获得电子（还原）。
3. 离子反应的条件A. 反应活性：参与反应的离子必须具有一定的化学活性。
B. 反应动力学：反应速率必须足够快，以便于观察到反应的发生。
C. 反应平衡：离子反应可能达到平衡状态，此时正向反应和反向反应的速率相等。
4. 离子反应的表示方法A. 离子方程式：用化学符号表示离子反应的方程式，只包含参与反应的离子。
B. 净离子方程式：只显示实际参与反应的离子，忽略那些在反应前后不发生变化的离子。
5. 离子反应的应用A. 化学分析：通过离子反应可以定性或定量地分析溶液中的物质。
B. 工业生产：许多化工产品是通过离子反应合成的。
C. 环境科学：离子反应在水处理、废物处理等领域有广泛应用。
6. 离子反应的影响因素A. 浓度：溶液中离子的浓度会影响反应速率和平衡。
B. 温度：温度的升高通常会增加反应速率，可能改变反应平衡。
C. 催化剂：某些物质可以加速离子反应的速率，而不被消耗。
7. 离子反应的实验观察A. 颜色变化：某些离子反应会导致溶液颜色的变化。
B. 气体产生：一些离子反应会产生气体，如氢气、二氧化碳等。
C. 沉淀形成：通过观察是否有固体沉淀的形成，可以判断是否发生了离子反应。
8. 离子反应的计算A. 摩尔浓度：通过计算溶液中离子的摩尔浓度，可以预测反应的限度。
B. 反应定量：通过已知的反应物的量，可以计算出生成物的量。
离子反应知识点
离子反应一、离子反应和离子方程式1.定义：在溶液中或熔融状态下,有离子参加或生成的反应｡2.反应特点：向着减小某些离子浓度的方向进行｡3.离子反应类型及发生条件(1)复分解反应①生成难溶或微溶物质,如BaSO4､AgCl等｡②生成难电离的物质（弱酸、弱碱、水）,如CH3COOH､NH3·H2O､H2O等｡③生成气体或易挥发性的物质,如CO2､NH3等｡(2)氧化还原反应,如:向FeCl2中加入氯水的反应:（有电子得失）2FeCl2+Cl2===2FeCl3(3)络合反应,如:向FeCl3溶液中加入KSCN的反应:FeCl3+3KSCN===Fe(SCN)3+3KCl4. 离子方程式的意义（1）表示某一个具体的反应：Ag++Cl-=AgCl↓(2) 表示同一类型的反应，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。
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。
二．离子方程式的书写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“二拆”：把易溶于水、易电离物质改写成离子形式（最关键的一步）<1>在离子方程式书写时，同时符合①易溶于水，②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(1)难电离物质(2)难溶物(3)单质(4)氧化物(5)所有气体在溶液中不能被拆成离子的有：单质，气体；氧化物；难溶物（如：BaSO4、BaCO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、Al(OH)3 、Fe(OH) 3 、Fe(OH)2 、Cu(OH) 2 等）；弱电解质其包括弱酸（如：CH3COOH、H2CO3、H2S i O3、H2S、H2SO3、H3PO4、HClO、HF等），弱碱（如：NH3•H2O、 Fe(OH) 3 、Cu(OH)2 等）和其它物质：（如：Pb(CH3COO)2、HgCI2、H2O等）；微溶物（如：CaSO4、AgSO4、Ca(OH)2等）作为反应物若是浑浊的和作为生成物；还有特殊的物质如：浓硫酸。
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第4节离子反应
核心知识点及知识点解读
一、离子反应发生的条件
如果离子之间结合能生成沉淀、弱电解质或气体（或挥发性物质），或者发生氧化还原反应；本质是使某种或某些离子浓度降低，就会发生离子反应。
二、离子反应能否进行的理论判据
1、焓变于熵变判据
利用ΔH－TΔS判断离子反应能否自发进行。
ΔH－TΔS<0，则离子反应都能自发进行。
2、平衡常数判据
平衡常数越大，反应趋势越大，反应可自发进行，从Q和K之间的关系看，当Q<K时，正反应很容易自发进行。
三、离子反应的应用
1、用于物质检验与含量的测定
利用离子反应的特征可以检验一些离子在溶液中是否存在即定性检验。
例如Fe3+与KSCN 溶液生成血红色溶液来检验Fe3+,还可以检验Ba2+、Ca2+、Cu2+、Fe2+、NH4+、Ag+、Al3+、CO32-、SO42-、Cl-、Br-等离子，还可以用于定量检验，例如，生成沉淀，测沉淀的质量，酸碱中和滴定，氧化还原滴定等。
2、用于物质制备与纯化
离子反应可以用于制备一些酸、碱、盐、气体，如BaSO4、FeSO4、CO2、SO2、H2S等。
3、生活中的离子反应
在生活中，离子反应随处可见。
如胃酸过多，服用适量的畏舒平；硬水的形成和软化；漂白粉的使用等。
四、中和滴定实验
1、中和滴定的原理
（1）定量分析：化学上把测定物质各组成成分的含量过程，称为定量分析过程。
中和滴定是定量分析的一种方法。
（2）中和滴定：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法就叫酸碱中和滴定。
实质：H++OH—=H2O即酸中的H+和碱中的OH-物质的量相等。
（3）计算原理：mH n R+nM(OH)m = M n R m+mnH2O
m n
C1·V1C2·V2
则有:n·C1·V1 = m·C2·V2其中C1、C2分别表示酸和碱的浓度，V1、V2分别表示酸和碱的体积。
2、中和滴定的操作过程：
（1）仪器：酸式、碱式滴定管，移液管，滴定管夹，锥形瓶，烧杯，铁架台。
酸式滴定管：玻璃活塞；碱式滴定管：不能用玻璃活塞。
注意：①酸式滴定管不能盛放碱液、氢氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液；碱式滴定管不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液。
②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。
滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后两位
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) 注意：为什么用水洗后，还要用标准液洗？ 但锥形瓶不能用待测液洗？
（4）滴定方法：手的姿势、速度先快后慢
注意：①手眼：左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化
②速度先快后慢
（5）终点确定：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化。
30s 内不恢复原色
（6）数据处理与误差分析：读数：两位小数。
因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值。
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n 酸c 酸V 酸=n 碱c 碱V 碱进行分析
式中：n ——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c ——酸或碱的物质的量浓度；
V ——酸或碱溶液的体积。
当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
c 碱=碱碱酸
酸酸V n V c n ⋅⋅⋅
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V 酸的变化，因为在滴定过程中c 酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V 酸的增大，导致c 酸偏高；V 碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V 酸减小，则c 碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。
综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c 碱的误差与V 酸的变化成正比，即当V 酸的实测值大于理论值时，c 碱偏高，反之偏低。
即：c 碱=碱碱酸
酸酸V n V c n ⋅⋅⋅=BV 酸
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然，即c 酸=BV 碱。
分析：对于表中①③④⑤⑥各项，标准液的实际用量V 酸均超出其理论所需用量，即体积读数增大。
V 酸增大，根据c 碱=BV 酸，则所得待测碱液的浓度c 碱的数据较其实际浓度偏高；对于第⑦项V 酸实际用量减少，则c 碱偏低；对于⑧项，向待测液中加水稀释，虽然稀释后原
待测液的浓度减小了，但溶液中OH －的物质的量并未发生变化，因而所需标准酸的体积亦
不发生变化，对待测碱液的浓度便不产生影响。
在读数时，应将滴定管放正，两眼平视，视线与溶液凹面最低处水平相切。
但在实际操作中，可能会出现视线偏高（俯视）或视线偏低（仰视）的情况，从而使数据不准而造成误差。
值得注意的是，这种情况在量筒、容量瓶和滴定管的读数时均有可能出现，只不过滴定管的零刻度与前两种不同，与量筒恰好相反，读数结果亦相反，先仰视后俯视则导致V酸数据偏小，c碱偏低。