专题三 溶液中的离子反应
3离子反应和离子方程式（教师）
3离⼦反应和离⼦⽅程式（教师）专题3离⼦反应和离⼦⽅程式⼀、离⼦反应的类型和发⽣条件（1）复分解反应类型：在溶液中离⼦间发⽣互换⽣成沉淀、⽓体或难电离物质(⽔、弱酸、弱碱)。
（2）氧化还原反应类型：离⼦间发⽣电⼦转移⽣成新的离⼦或物质。
（3）盐类的⽔解反应：在溶液中盐电离出的离⼦与⽔电离出的H +或OH ?结合⽣成弱电解质。
（4）络合反应：离⼦间通过配位键结合成络合物(或配合物)或络离⼦。
（5）电化学反应：实质为氧化还原反应，但需要添加电解或通电条件。
⼆、离⼦⽅程式的概念与意义（1）定义：⽤实际参加反应的离⼦符号来表⽰反应的式⼦。
（2）离⼦⽅程式的意义：离⼦⽅程式不仅可以表⽰某⼀个具体的化学反应，还可以表⽰同⼀类型的离⼦反应，揭⽰了这类化学反应的本质。
三、离⼦⽅程式的书写1．离⼦⽅程式书写的⼀般步骤离⼦⽅程式的书写分为四步(以BaCl 2和CuSO 4反应为例)：第⼀步：写。
正确写出反应的化学⽅程式：BaCl 2+CuSO 4===BaSO 4↓+CuCl 2。
第⼆步：拆。
把易溶于⽔、易电离的物质拆写成离⼦形式：Ba 2++2Cl ?+Cu 2++SO 42?===BaSO 4↓+Cu 2++2Cl ?。
第三步：删。
删去⽅程式两边不参加反应的离⼦：Ba 2++SO 42?===BaSO 4↓。
第四步：查。
检查⽅程式两边的元素和电荷是否守恒。
2．书写离⼦⽅程式时应注意的问题（1）离⼦反应是在溶液或熔融状态时进⾏反应的，⾮溶液中进⾏的反应⼀般不能写离⼦反应⽅程式，亦即没有⾃由移动离⼦参加的反应，不能写出离⼦反应⽅程式。
如NH 4Cl 固体和Ca(OH)2固体混合加热，虽然也有离⼦和离⼦反应，但不能写出离⼦反应⽅程式，只能写化学⽅程式。
（2）单质、氧化物、⽓体在溶液中的反应⼀律写化学式；弱电解质如弱酸(HF、H 2S、HClO、H 2CO 3等)、弱碱(如NH 3·H 2O)和中强酸(如H 2SO 3、H 3PO 4)等难电离的物质必须写化学式；难溶于⽔的物质(如CaCO 3、BaSO 3、FeS、PbS、BaSO 4、Fe(OH)3等)必须写化学式。
高中化学专题3水溶液中的离子反应综合检测含解析苏教版选择性必修1
专题3 综合检测一、选择题1．已知H2A、H2B的相关电离常数有如下关系：H2A>H2B>HA－>HB－，下列化学方程式一定正确的是( )A．NaHB＋H2A===H2B＋NaHAB．Na2B＋H2A===H2B＋Na2AC．H2B＋Na2A===Na2B＋H2AD．H2B＋NaHA===NaHB＋H2A2．水的电离过程为H2O⇌H＋＋OH－，在不同温度下其离子积常数为K w(25℃)＝1.0×10－14，K w(35℃)＝2.1×10－14。
则下列关于纯水的叙述正确的是( )A．c(H＋)随着温度升高而减小B．在35℃时，c(H＋)＞c(OH－)C．25℃时水的电离程度大于35℃时水的电离程度D．水的电离是吸热的3．下列各组离子在溶液中一定能大量共存的是( )A．澄清透明的溶液中：MnO－4、SO2－4、K＋、H＋B．含有大量AlO－2的溶液：NH＋4、Na＋、HCO－3、SO2－4C．pH＝11的溶液中：ClO－、Na＋、SO2－4、I－D．水电离产生的c(H＋)＝1×10－14mol·L－1的溶液中：HCO－3、NH＋4、Cl－、Ca2＋4．下列关于实验操作的说法正确的是( )A．图(A)：碱式滴定管注入Na2CO3溶液之前应检查是否漏液B．图(B)：可用于测定盐酸浓度C．图(C)：可用于蒸干AlCl3饱和溶液制备AlCl3晶体D．图(D)：记录滴定终点读数为12.20mL5．H2S2O3是一种弱酸，实验室欲用0.01mol/LNa2S2O3溶液滴定碘水，发生的反应为I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6，下列说法正确的是( )A．该滴定反应可用甲基橙作指示剂B．Na2S2O3是该反应的还原剂C．该滴定反应可选用如图所示的装置D．该反应中每消耗2molNa2S2O3，转移电子的物质的量为4mol6．室温下，浓度均为0.1mol·L－1的四种溶液：①醋酸，②氢氧化钠，③醋酸钠，④醋酸铵。
高考化学复习课件-专题3 离子反应
目 录Contents考情精解读考点1考点2A.知识全通关B.题型全突破C.能力大提升考法1考法2考法4考法3方法1方法2考情精解读考纲解读命题趋势命题规律考情精解读1考试大纲考点2016全国2015全国1.了解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
2.了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。
离子方程式的书写与正误判断【95%】·全国Ⅰ,36(2)·全国Ⅱ,28(3)离子共存【20%】考纲解读命题趋势命题规律考情精解读2考试大纲考点2014全国自主命题地区1.了解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
2.了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。
离子方程式的书写与正误判断【95%】·2016天津,4,6分·2016江苏,5,2分·2015北京,11,6分·2015江苏,9,2分·2015上海,19,4分·2014江苏,7,2分·2014上海,20,4分离子共存【20%】·2016四川,3,6分·2016江苏,12,4分·2016上海,19,4分·2015江苏,6,2分·2015安徽,10,6分·2015广东,8,4分·2015上海,17,3分·2014江苏,3,2分考情精解读3知识体系构建命题趋势考纲解读知识体系构建考情精解读4返回目录命题趋势1.热点预测 离子方程式的书写及判断、离子共存仍是高考的热点,多以选择题的形式出现,一般为2~6分。
2.趋势分析 将定量因素引入离子共存、离子方程式的书写以及把离子方程式的书写与电化学、工艺流程、实验结合起来的考查形式将是今后高考命题的趋势。
知识全通关知识全通关1继续学习考点一电解质电解质非电解质定义在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能导电的化合物相同点都是化合物可溶于水,可不溶于水不同点在一定条件下能电离不能电离在水溶液中或熔融状态下能导电在水溶液中和熔融状态下均不能导电离子化合物和部分共价化合物全是共价化合物与常见物质类别的关系通常为酸、碱、盐、典型金属氧化物、活泼金属氢化物、H 2O 等通常为非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等1.电解质和非电解质知识全通关2继续学习考点一电解质【拓展延伸】(1)注意“或”与“和”的区别,电解质满足其一即可,而非电解质必须同时满足两个条件。
溶液中的离子反应知识点小结(学习资料)
溶液中的离子反应一．溶液中的三个平衡1.弱电解质的电离平衡2.盐的水解平衡3.难溶电解质的溶解平衡说明：⑴所有的平衡常数的值都只与温度有关。
但其表达式的书写形式与方程式的书写形成有关。
如：H 2(g)+I 2(g) 2HI(g) 2HI(g) H 2(g)+I 2(g)21H2(g)+21I 2(g) HI(g) 例1：某温度下，相同pH 值的盐酸和醋酸溶液分别稀释，平衡pH 值随溶液体积变化的曲线如右图所示。
据图判断正确的是A.Ⅱ为盐酸稀释时pH 值变化曲线B.b 点溶液的导电性比c 点溶液的导电性强C.b 点K w 的数值比c 点K w 的数值大D.b 点酸的总浓度大于a 点酸的总浓度⑵条件变化时，平衡移动的方向都符合平衡移动原理①所有的盐的水解和弱电解质的电离都是吸热的，所以升高温度有利于平衡正向移动②加水稀释上述平衡均正向移动，但离子的浓度要变小注意：稀释溶液时不一定所有的离子的浓度都变小，也有可能不变或变大③增加弱酸、弱碱的浓度会使电离平衡正向移动，溶液中的离子浓度变大，但其电离度变小例2.在一定条件下，Na 2CO 3溶液存在水解平衡：CO 32－＋H 2O HCO 3－＋OH －。
下列说法正确的是A ．稀释溶液，水解平衡常数增大B ．通入CO 2，平衡朝正反应方向移动C ．升高温度，323()()c HCO c CO --减小D ．加入NaOH 固体，溶液pH 减小例3.等物质的量浓度的下列溶液中，NH 4+离子的浓度最大的是A . NH 4ClB . NH 4HSO 4C . NH 4HCO 3D . NH 4NO 3⑶盐水解的本质是盐的离子结合水电离出的H +或OH -生成弱电解质例4.下列离子方程式中，属于水解反应的是A ．HCOOH+H 2OHCOO － + H 3O + B ．CO 2+H 2O HCO 3－ + H + C ．CO 32－ + H 2OHCO 3－ + OH － D ．HS － + H 2O S 2－ + H 3O +⑷难溶电解质一般是由溶解度大的物质向溶解度较小的物质转化，但不是绝对的例5.下列化学实验事实及其解释都正确的是A ．向碘水中滴加CCl 4，振荡静置后分层，CCl 4层呈紫红色，说明可用CCl 4从碘水中萃取碘B．向SO2水溶液中滴加盐酸酸化的BaCl2溶液，有白色沉淀生成，说明BaSO3难溶于盐酸C．向0.1mol·L-1FeSO4溶液中滴加少量酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液褪色，说明Fe2＋具有氧化性D．向2.0mL浓度均为0.1mol·L-1的KCl、KI混合溶液中滴加1~2滴0.01mol·L-1 AgNO3溶液，振荡，沉淀呈黄色，说明AgCl的K sp比AgI的K sp大二．溶液中的三个守恒1.电荷守恒：溶液中阳离子的正电荷总数等于阴离子的负电荷总数注意：在电荷守恒式中，离子的电荷是多少，该项浓度的系数就是多少2.物料守恒：电解质的元素在形成溶液前后不变注意：要分析出相关元素的所有存在粒子3.质子守恒：溶液中由水电离出的H+、OH-的物质的量之比为1：1例6.盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。
溶液中的离子反应实验
溶液中的离子反应实验离子反应实验是化学实验中常见的一种实验方法，用于研究溶液中离子之间的反应。
通过观察溶液中离子的颜色变化、沉淀生成、气体释放等现象，可以判断离子之间的反应类型以及反应过程。
本文将介绍离子反应实验的基本原理和步骤，并通过实际实验设计和分析来深入理解离子反应的现象和机理。
一、实验准备在进行实验之前，需要准备以下实验器材和试剂：1. 实验器材：酒精灯、试管、滴管、鳞片瓶、聚乙烯瓶、移液管、玻璃棒、玻璃棉、镊子、玻璃滴管等。
2. 实验试剂：硝酸银溶液、盐酸溶液、硫酸溶液、氯化钡溶液等。
二、实验步骤1. 实验一：化学反应类型的判断首先，取一滴盐酸溶液滴在探杆上，然后将探杆放入酒精灯火焰中加热，观察火焰有无颜色变化。
如果出现黄色颜色，说明有Cl-离子存在。
接下来，取一滴硝酸银溶液滴于鳞片瓶中，再取一滴盐酸溶液滴入其中，观察是否产生沉淀。
如果出现白色沉淀AgCl，则说明Cl-离子与Ag+离子发生了反应生成沉淀AgCl。
根据产生的沉淀种类，可以初步判断化学反应类型。
2. 实验二：离子反应过程的观察首先，取一滴氯化钡溶液滴在试管中，再取一滴硫酸溶液滴入其中，观察产生的现象。
如果产生白色沉淀的话，则说明SO42-离子与Ba2+离子发生了反应生成沉淀BaSO4。
进一步，取一滴盐酸溶液滴入产生的沉淀溶液中，观察是否会有气体的释放。
如果有气体释放，则说明Cl-离子与Ba2+离子发生了反应生成气体。
三、实验分析通过以上实验过程，我们可以根据观察到的现象，初步判断化学反应类型和离子反应过程。
在实验一中，我们通过观察火焰颜色和生成的沉淀来判断反应类型。
实验二中，我们进一步观察产生的沉淀是否会被盐酸溶解，同时也观察是否有气体的生成。
根据实验结果，我们可以总结以下几个实验规律：1. 阳离子反应规律：a. 产生颜色变化的火焰：某些阳离子通过火焰测试可以观察到明显的颜色变化，如Cu2+产生蓝色火焰。
b. 产生沉淀的反应：某些阳离子与阴离子发生反应后会生成不溶于水的沉淀，如Ag+与Cl-反应生成白色沉淀AgCl。
新教材高中化学第三章水溶液中的离子反应与平衡本章复习提纲新人教版选择性必修
第三章水溶液中的离子反应与平衡本章复习提纲专题一溶液中离子浓度的大小和粒子的守恒关系1．明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。
如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。
(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。
ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较①正盐溶液基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当离子外有角标时，顺序提前，如醋酸钠溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。
在浓度为c mol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NH＋4)>c(SO2－4)>c(H＋)>c(OH－)。
②酸式盐溶液a．以电离为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)。
如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－)。
b．以水解为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)。
如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。
ⅱ.混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。
①如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度。
则c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
②又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。
[特别提示]多元弱酸要考虑分步电离(K a1≫K a2≫K a3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)。
海头高级中学2013届高三复习化学选修四专题3第一单元专题3第一单元《溶液中的离子反应》第2课时课件
(4)加少量Zn粒，与H ＋ 反应，平衡向右移动， 溶液中n(H＋)、c(H＋)减小，但导电能力增强。
(5)通入HCl气体，相当于增大n(H＋)和c(H＋)，
平衡向左移动，但c(H ＋ )仍比原来增大，因平 衡移动只能减小其增大的程度，而不能完全抵 消它增大的部分。导电能力增强。 (6)电离吸热，升高温度平衡向右移动，n(H＋)
1．在0.1 mol· －1的酸醋溶液中存在下列平衡： L CH3COOH CH3COO－＋H＋，当改变条
件时，表中各项内容有何变化？(用→或←表示 平衡向右或向左移动，用↑或↓表示增加或减小)
平衡移 动方向
n(H＋) c(H＋)
导电 能力
加 CH3COONa 固体 加少量 NaOH固体 加水稀释 加少量Zn粒 通入HCl 加热
＋
探究导引 1
－
OH 的电离平衡，若加水稀释，平衡会怎样 移动？溶液中离子浓度如何变化？
提示：电离平衡正向移动；OH 、NH4 的数 目增多，NH3· 2O 分子数目减少，但 c(OH H
－
－
＋
) 、 c(NH 4 ) 、 c( NH3· 2O) 都 降 低 ， 而 H
＋
c(NH3· 2O)降低幅度较大。 H
2．下列说法正确的是( ) A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对 强弱 ＋ C．电离常数大的酸溶液中 c(H )一定比电 离常数小的酸溶液中大 D．H2CO3 的电离常数表达式：K＝ cH cH2CO3
＋
2－ · cCO3
解析：选 B。电离平衡常数是温度的函数，与 溶液浓度无关，所以 A 项错误；电离平衡常数 可以表示弱电解质的相对强弱，故 B 项正确； ＋ 酸中 c(H )既跟酸的电离常数有关，还跟酸的 浓度有关，所以 C 项叙述错误；D 项中碳酸是 分步电离的，第一步电离常数表达式为 K1＝ cH · cHCO3 ，第二步电离常数表达式为 K2 cH2CO3
2017-2018学年高中化学 专题3 溶液中的离子反应 第四单元 第二课时 沉淀溶解平衡原理的应用
(2)CaCO3 难溶于稀硫酸，却能溶于醋酸中； 答案：CaCO3 的溶解度小于 CaSO4，在 CaCO3 的饱和溶液中， 存在沉淀溶解平衡：CaCO3(s) Ca2＋(aq)＋CO32－(aq)，当加入
稀硫酸时，生成的 CaESvOa4lu微a溶tio，n又o沉n积ly.在 CaCO3 表面，阻碍反 eate应 2dC的Hw3进iCt行hOCOo，AH从pspy＋而roCi使gsOeh32C.t－Sa=2lCi=0d=O0eH34s难2O-f2o溶＋0r于C1.NO1稀2EA↑硫Ts＋酸p3o.2；5Cs当eHC加3lPiCe入tOynOCtL－HtPd，3rC.o使OfiCOleOH532－时.浓2，.0
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FeS(Cs)opyFrei2g＋ht 2004-2011 Aspose Pty Ltd.
(aq)＋S2－(aq)，当加入稀盐酸时，2H＋＋S2－===H2S↑，使 c(S2－)减小，从而平衡右移，使 FeS 最终溶解。
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万一误服了少量 BaCO3，应尽快用大量 0.5 mol·L－1 Na2SO4
溶液给患者洗胃，如果忽略洗胃过程中 Na2SO4 溶液浓度的变 化，残留在胃液中的 Ba2＋浓度仅为_2_×__1_0_－_10_mol·L－1。
c(Ba2＋)和 c(SO24－)减小，平衡右移，从而促进 BaSO4 溶解，