高中化学第4讲 离子反应 (讲)解析版

第4讲离子反应【学科核心素养】宏观辨识与微观探析：能从不同层次认识化学反应和离子反应的异同点；能从微观的角度认识溶液中离子导电的规律，能从宏观和微观相结合的视角理解化学反应和离子反应，并运用离子反应解决实际问题。

证据推理与模型认知：具有证据意识，能基于不同电解质溶液导电性的差异分析推理，理解溶液中电解质的电离特点和导电规律；通过分析、推理等方法认识研究对象的本质特征；能运用正确的模型理解离子方程式的书写方法、离子的检验与推断的规律。

【核心素养发展目标】1.能从宏观和微观的角度理解电解质的概念，了解常见的电解质，会正确识别判断电解质与非电解质。

2.认识酸、碱、盐在水溶液中或熔融状态下能发生电离，并会用电离方程式表示。

能从电离的角度认识酸、碱、盐的概念及其各自的化学通性。

3.通过实验事实认识离子反应，并掌握离子反应发生的条件，增强化学核心素养中的变化观念意识。

4.掌握离子方程式的书写方法及正误判断，初步掌握离子大量共存的判断方法，促进证据推理与模型认知化学核心素养的发展。

【知识点解读】知识点一物质的电离一、电解质和非电解质基础知识成网络：1.电解质与非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物，酸、碱、盐属于电解质。

非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物，如蔗糖、乙醇等。

【易错警示】①电解质和非电解质均是化合物，单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。

①电解质不一定导电，如固态NaCl 、液态HCl 等；导电物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。

①电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO 2、SO 2、NH3、SO 3等非电解质。

它们与水反应生成的产物H 2CO 3、H 2SO 3、NH 3·H 2O 、H 2SO 4自身能电离，是电解质。

①电解质与金属的导电原理不同。

电解质的导电是由于自由移动的阴、阳离子定向移动产生的；金属导电是由于金属晶体中自由电子的定向移动。

2.强电解质和弱电解质强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。

则强电解质溶液中不存在电离平衡。

弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。

则弱电解质溶液中存在电离平衡。

【归纳总结】强电解质与弱电解质的比较：NH3·H2O NH ＋4+OH -H2S H++ HS-HS-H++S2-二、电离与电离方程式的书写1．概念电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。

电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融，金属氧化物的电离条件是熔融。

2．电离方程式书写方法（1）强电解质：完全电离，用===表示。

如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4===2H＋＋SO2－4、NaOH===Na＋＋OH－、(NH4)2SO4===2NH＋4＋SO2－4。

（2）弱电解质：部分电离，用“”表示。

①多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。

如H2S的电离方程式为H2S H＋＋HS－；HS－＋＋S2－。

①多元弱碱分步电离，但一步写出。

如Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。

①两性氢氧化物双向电离。

如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO－2＋H2O Al(OH)3Al3＋＋3OH－。

（3）酸式盐：①强酸酸式盐完全电离，一步写出。

如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4，在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO－4。

①多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。

如NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。

3．金属导电与电解质溶液导电原因对比（1）金属导电是由于自由电子在电场作用下的定向移动，温度高、金属阳离子振动幅度大，自由电子定向移动阻力增大，金属导电性变弱。

（2）电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有自由移动的离子存在。

电解质溶液导电能力的大小，决定于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数，和电解质的强弱没有必然联系。

但温度升高时，弱电解质电离程度增大、离子浓度增大、导电性会增强。

知识点二离子反应和离子方程式1、离子反应（1）概念：凡有离子参加或生成的反应都是离子反应。

（2）本质：溶液中某些离子的物质的量的减小或子种类发生改变。

（3）离子反应发生的条件①复分解反应类型：①氧化还原反应类型：强氧化性物质＋强还原性物质―→弱氧化性物质＋弱还原性物质。

如FeCl3溶液与Cu反应的离子方程式为2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。

①络合反应：生成稳定的络合物或络合离子。

如向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液时反应的离子方程式为Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3。

①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。

如NH4Cl水解离子方程式为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。

①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。

2、离子方程式及书写（1）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。

（2）意义：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。

（3）离子方程式书写步骤书写离子方程式按照“一写、二改、三消、四查”的步骤书写。

应注意的是，第二步“改”是关键：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式，难溶、难电离、气体、单质、氧化物等仍用化学式表示以CaCO3与盐酸的反应为例【特别提醒】书写离子方程式的注意事项①微溶物处理方式有三种情况：出现在生成物中写化学式；作反应物处于溶液状态写离子符号；作反应物处于浊液或固态时写化学式。

①单一离子水解的离子方程式不要忘记“”。

①NH＋4与OH－在稀溶液中反应生成NH3·H2O，在浓溶液中并加热时生成NH3(g)和H2O。

①浓HCl、浓HNO3在离子方程式中写离子符号，浓H2SO4不写离子符号。

①HCO－3、HS－、HSO－3等弱酸的酸式酸根离子不能拆开写。

①易溶、易电离的物质(可溶性强电解质，包括强酸、强碱、可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物均用化学式表示。

①离子方程式要遵循质量守恒、电荷守恒，是氧化还原反应的还要遵循得失电子守恒。

【知识拓展】离子方程式的正误判断离子方程式的书写时高考的重点和难点，特别是与用量有关的反应方程式的书写、正误的判断及其应用。

解决此类问题的难点在量的关系及进行的配平。

在解决过程中可按照其成因进行分类，了解其原理，届可以顺利解决。

1、连续型反应指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。

（1）可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应。

如CO2通入NaOH溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸式盐：①碱过量（CO2少量）：CO2＋2OH－===CO2－3＋H2O ；①碱不足（CO2过量）：CO2＋OH－===HCO－3。

（2）多元弱酸(或其酸酐)与更弱酸的盐溶液。

如CO2通入NaAlO2溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸式盐：①NaAlO2过量（CO2少量）：2AlO－2＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO2－3；①NaAlO2不足（CO2过量）：AlO－2＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO－3。

（3）多元弱酸盐与强酸反应。

如Na2CO3溶液与稀盐酸，先反应生成酸式盐，然后生成二氧化碳：盐酸不足：CO2－3＋H＋===HCO－3；盐酸过量：CO2－3＋2H＋===CO2↑＋H2O。

（4）铝盐溶液与强碱溶液，如在铝盐中滴入强碱，先生成氢氧化铝沉淀，然后溶解生成偏铝酸根：铝盐过量（NaOH少量）：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓ ；强碱过量（NaOH过量）：Al3＋＋4OH－===AlO－2＋2H2O 。

（5）NaAlO2溶液与强酸溶液，在偏铝酸盐中滴加强酸，先生存氢氧化铝，然后溶解，生成铝离子：NaAlO2过量：AlO－2＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓ ；强酸过量：AlO－2＋4H＋===Al3＋＋2H2O 。

（6）Fe与稀HNO3溶液，在硝酸中逐渐加入铁，先生存三价铁，铁过量，生成二价铁：Fe过量：3Fe＋2NO－3＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O ；HNO3过量：Fe＋NO－3＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O 。

2、先后型反应：一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。

又可称为竞争型。

（1）非氧化还原型的离子反应如：向含有Na＋、OH－、CO2－3、AlO－2的溶液中，逐滴加入盐酸，因为结合质子的能力：OH－＞AlO－2＞CO2－3，故反应的先后顺序为：①H＋＋OH－===H2O①H＋＋AlO－2＋H2O===Al(OH)3↓①CO2－3＋H＋===HCO－3①HCO－3＋H＋===CO2↑＋H2O①最后生成Al(OH)3沉淀进一步与H＋反应：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O（2）氧化还原型的离子反应对于氧化还原反应，按“先强后弱”的顺序书写，即氧化性(或还原性)强的优先发生反应，氧化性(或还原性)弱的后发生反应，该类型离子方程式的书写步骤如下：第一步：确定反应的先后顺序：(氧化性：HNO3＞Fe3＋，还原性：I－＞Fe2＋＞Br－)。

如向FeI2溶液中通入Cl2，I－先与Cl2发生反应。

第二步：根据用量判断反应发生的程度，如少量Cl2与FeI2溶液反应时只有I－与Cl2反应：2I－＋Cl2===2Cl－＋I2。

足量Cl2与FeI2溶液反应时溶液中的I－和Fe2＋均与Cl2发生反应：2Fe2＋＋4I－＋3Cl2===2Fe3＋＋2I2＋6Cl－。

第三步：用“少量定1法”书写离子方程式，即将“量”少物质的化学计量数定为“1”进行书写。

3、配比型反应：当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关。

书写方法为“少定多变”法（1）“少定”就是把相对量较少的物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应的离子的物质的量之比与原物质组成比相符。

（2）“多变”就是过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需求量来确定，不受化学式中的比例制约，是可变的。

如少量NaHCO3与足量Ca(OH)2溶液的反应：“少定”——即定HCO－3的物质的量为1 mol，“多变”——1 mol HCO－3能与1 mol OH－发生反应，得到1 mol H2O和1 mol CO2－3、1 mol CO2－3再与1 如如NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液溶液呈中性时：2H＋＋SO2－4＋2OH－＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O ；SO2－4完全沉淀时：H＋＋SO2－4＋Ba2＋＋OH－===H2O＋BaSO4↓ 。