离子反应知识点分类

离子反应知识点分类1、电解质的概念1.1电解质、非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本质在水溶液中或熔融状态下能够电离的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能发生电离的化合物导电实质产生了自由移动的离子没有产生自由移动的离子结构特点离子化合物和某些具有极性键的共价化合物某些共价化合物共同点均为化合物注意点电解质非、电解质的区分与化合物的水溶性无关.举例NaClBa(OH)2CH3COOHCH3CH2OHC12H22O112.2强电解质、弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中能全部电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质电离程度完全部分电离平衡不存在存在溶液中存在微粒种类水合离子、水分子水合离子、水分子弱电解质分子电离过程不可逆、不存在电离平衡可逆、存在电离平衡相互关系均为电解质，在相同条件下,强电解质溶液的导电能力强于弱电解质溶液。电离方程式书写规律用等号HnAnH++An-用可逆符号,弱酸分步电离HnAH++HA(n-1)，-HA(n-1)-H++H2A(n-2)-举例强酸：HClH2SO4HNO3HClO4HBrHI强碱：KOHNaOHBa(OH)2等.绝大部分盐：BaSO4BaCl2.等弱酸：CH3COOHHCNH2SH2CO3等弱碱：NH3H2OCu(OH)2等.H2O及小部分盐：(CH3COO)2Pb等.2、离子反应及离子反应方程式离子反应定义：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。）2.1离子反应的分类与条件离子反应类型一．非氧化还原反应的离子反应反应发生条件：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等这类反应的共同特征是朝着离子浓度减小的方向移动或者说反应物中某种离子的浓度减小，反应即可发生。(1)酸碱盐之间的复分解反应a中和反应，根据参加反应的酸和碱的性质不同，又可分为强酸与强碱、强碱与弱酸、强酸与弱碱、强酸与难溶性的碱的反应等。例如：盐酸与氢氧化钠，盐酸和氨水，盐酸与氢氧化铁反应，氢氟酸与氢氧化钠反应b酸和盐的反应例如：盐酸和碳酸钙的反应c碱和盐的反应例如：氯化镁水溶液与氢氧化钠的反应，碳酸氢钙溶液加入适量的氢氧化钠d盐和盐的反应例如：硝酸银溶液和氯化钠溶液反应(2)酸或碱与氧化物之间的反应例如：氧化铜和盐酸的中和反应，三氧化铝与氢氧化钠溶液的反应(3)盐类的水解反应例如：碳酸钠溶液呈碱性的原因，制氢氧化铁胶体(4)生成络离子的反应例如：氯化铁溶液中加入硫氰化钾溶液，氢氧化铜溶于氨水：二．氧化还原反应型的离子反应发生的条件：反应中有电子转移。总的来说，仍然是反应物中某种离子浓度减小。（1）电解质与电解质之间的氧化还原反应例如：高锰酸钾与浓盐酸反应制氯气（2）单质与电解质之间的置换反应例如：氯水加入溴化钠溶液中铁片放入氯化铜溶液中（3）非置换的氧化还原反应例如：铜与氯化铁溶液的反应：铜与稀硝酸的反应2.2离子反应方程式的书写离子方程式的意义：可以表示同一类型的离子反应。它与化学方程式不同，化学方程式只能表示一个化学反应。2.2.1离子方程式的书写步骤大致分为四步：（1）写，写出化学方程式；（2）拆，将易溶并且易电离的物质拆开写成离子形式；注：拆成离子形式的有：易溶且易电离的物质（强酸强碱易溶的盐）（牢记酸、碱、盐的溶解性表）写化学式的有：沉淀、气体、单质、氧化物和水等。微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是浊液写化学式。微溶物作为生成物，一般写化学式（标号↓）（3）删，删去两边相同的离子：（4）查，检查反应前后各元素原子个数和电荷总数是否相等。例题：以CuSO4与BaCl2两个溶液的的反应为例：（1）写：CuSO4+BaCl2=CuCl2+BaSO4↓“写”化学方程式，必须根据实验事实；（2）改：Cu2++SO42-+Ba2++2Cl-=Cu2++2Cl-+BaSO4↓改反应物和生成物，以其在溶液中的主要存在形态出现；如易溶于水且易电离的物质写成离子形式，其他物质写化学式。如难溶、难电离物质、气体、单质、氧化物等。（3）删：SO42-+Ba2+=BaSO4↓“删”两边相同的离子，去除与离子反应无关的粒子；（4）查两边原子个数和电荷数是否相等、反应条件、沉淀符号、气体符号等。2.2.2离子方程式书写的注意事项(1)要遵循反应事实，不能臆造化学反应如：Cu+2H+＝Cu2++H2↑（错）(2)要遵循元素原子守恒及电荷守恒，若是氧化还原反应要遵循电子守恒(3)要遵循拆写原则（反应物和生成物都一样）(4)不能违背约简原则如：稀硫酸和氢氧化钡溶液反应：H++SO2－+Ba2++OH－＝BaSO4↓+H2O（错）解析：不能局部约去H+、OH－、H2O前面的计量数（系数）2，而忽视其他分子和离子。正确的为：2H++SO2－+Ba2++2OH－＝BaSO4+2H2O。(5)要注意题中有关量的关系（如过量、足量、少量等）如：用氨水吸收少量的SO2：NH3•H2O+SO2＝NH＋4+HSO－（错）正确的：2NH3•H2O+SO2＝2NH4++SO2－3+H2O（要注意过量的CO2、SO2、H2S等气体分别与碱溶液或某些盐反应时生成这些气体对应的酸式根离子）(6)关于酸式盐与量有关的离子反应方程式一般书写时量不足的物质其参加反应的离子的物质的量之比一定要它的化学式相符合，而足量的物质其参加反应的离子的物质的量之比不一定与化学式相符合。如果没有明确的用量，写成恰好完全反应的情况。2.2.3与量相关的离子方程式的书写方法2.2.3.1复分解型（举例说明）若是复分解反应,可令少量物质系数为”1”来书写，如Ca(HCO3)2溶液中加入过量的NaOH溶液,先确定1molCa(HCO3)2含1molCa2+,2molHCO3-，再取用OH中和2molHCO3—需2molOH,则可写：Ca2++2HCO3+2OH-CaCO3+CO32-+2H2O若是加入少量的NaOH溶液,则反应为:Ca2++HCO3+OH-CaCO3+H2。另外,NaHSO4与Ba(HCO3)2,Ca(OH)2与NaHCO3,NaH2PO4与Ba(OH)2，Al3＋与NaOH，CO2与NaOH,NaCO3与HCl，Mg(HCO3)2过量的NaOH等反应均与量有关。2.2.3.2氧化还原型（举例说明）氧化性:Cl2Br2Fe3+I2还原性:Cl-BrFe2+I-所以向FeBr2溶液中通入少量Cl2，反应的离子方程式为2Fe2++Cl22Fe3++2Cl-，向FeBr2溶液中通入过量Cl2，反应的离子方程式为：2Fe2++4Br-+3Cl22Fe3++Br2+6Cl-等量的Cl2与FeBr2反应时的离子方程式为:2Fe2++2Br-+2Cl22Fe3++Br2+4Cl-铁和稀硝酸的反应：铁不足时：Fe＋4H＋＋NO3－Fe3＋＋NO＋2H2O铁足量时：3Fe＋8H＋＋2NO3－3Fe3＋＋2NO＋4H2O2.2.3.3总结常见与量有关的离子方程式的书写(1)碳酸氢钙溶液中加盐酸：HCO3－+H+=CO2↑+H2O(2)把金属铁放入稀硫酸中：2Fe2+6H+=2Fe3++3H2↑(3)向氯化亚铁溶液中通入氯气：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl－(4)硫化钠水解：S2－+2H2O=H2S+2OH－(5)氯气通入水中：Cl2+H2O=2H++Cl－+ClO－(6)磷酸二氢钙溶液与氢氧化钠溶液反应：H2PO4－+2OH－=PO43－+2H2O(7)碳酸钙与醋酸反应：CaCO3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO－+CO2↑+H2O(8)碘化钾与适量溴水反应：2I－+Br2=I2+2Br－(9)铜片与稀硝酸反应：Cu+NO3－+4H+=Cu2++NO↑+2H2O(10)将金属钠加入水中：Na+2H2O=Na++2OH－+H2↑(11)三氯化铁溶液跟过量氨水反应：Fe3++3NH3.H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+(12)小苏打溶液跟烧碱溶液反应：HCO3－+OH－=CO32－+H2O2.3离子方程式正误的判断2.3.1判断方法（总结并举例说明）（1）看生成物是否与事实相符。（2）看反应在什么情况下进行，能否用离子方程式表示。（3）看表示各物质的化学式是否正确。（4）看所用连接符号与生成物状态符号是否正确。离子互换反应的方程式通常用“=”号连接，生成沉淀或气体则标出“↑”或“↓”符号；在离子方程式中只有某些水解反应用可逆符号，且无沉淀或气体符号；但要区别于弱电解质的电离方程式。（5）看质量与电荷是否守恒。（6）看离子的配比数是否正确（7）看生成物中是否有多种沉淀与难电离电解质同时生成，正确离子方程式全面顾及。（8）看反应物的用量多少是否加以考虑。某些化学反应因反应物用量多少不同，生成物也不同，甚至来源同一物质的阴、阳离子配比数也可能不同。如：“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及滴加顺序等都可能对反应产生影响。（9）看离子符号书写是否正确。离子方程式中的易电离的电解质不仅要考虑用离子符号表示，而且还应注意离子符号书写是否完整。例题：下列反应的离子方程式中，正确的是（D）A．氢硫酸中滴入少量NaOH溶液：H2S+OH－=HS－+H2O(元素不守恒)B．FeBr2溶液中通入过量Cl2：2Fe2＋+2Br－+2Cl2=2Fe3＋+Br2+4ClC．碳酸氢铵溶液中加入过量氢氧化钠溶液：HCO3－+OH－=CO32－+H2O（过量氢氧化钠会与水中的NH4+反应生成氨水）D．投入足量的稀盐酸中：CO32－+2H+=CO2↑+H2O（碳酸钡不应该拆写）3、离子共存和离子推断3.1判断离子能否大量共存的规律3.1.1溶液颜色即溶液颜色。若限定无色溶液，常见有色离子有Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(棕黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4－(紫色)Cr2O72-(橙色)、Cr3+铬离子---绿色CrO42-铬酸根离子----黄色Cr2O72-重铬酸根离子---橙[Fe(SCN)](2+)硫氰合铁络离子血红等有色离子。3.1.2溶液的酸碱性即溶液的酸碱性。在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在；在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH4＋、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均不能大量存在，酸式弱酸根离子(如HCO3－、HSO3－、HS－等)在强酸性或强碱性溶液中均不可能大量存在。3.1.3其他规律（总结并举例说明）（1）一些特殊的规律：a.AlO2－与HCO3－不能大量共存：AlO2－＋HCO3－＋H2O===Al(OH)3↓＋CO32－；b.“NO3－＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO32－等因发生氧化还原反应而不能大量共存；c.NH4＋与CH3COO－、CO32－，Mg2＋与HCO3－等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存。（2）离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。a.复分解反应，生成难溶的物质。如生成BaSO4、AgCl、CaCO3等。生成难电离的物质,如生成CH3COOH、H2O、NH3•H2O、HClO等,生成挥发性物质。如生成CO2、SO2、H2S等b.氧化还原反应，如Fe3＋与I－、NO3－(H＋)与Fe2＋、MnO4－与Br－、H＋与S2O32－等；c.相互促进的水解反应，如Al3＋与HCO3－、Al3＋与AlO2－等；d.络合反应，如Fe3＋与SCN－等。3.2溶液中离子是否存在的判断3.2.1四大基本原则1、互斥性原则当利用题给实验现象判断出一定有某种离子存在时，应立即运用已有