1、高考一輪復習之離子反應、離子方程式離子反應規(guī)律和離子方程式書1 基本概念1.1 離子反應在溶液(或熔化態(tài))中有離子參與或有離子生成的化學反應統(tǒng)稱離子反應。它包括有離子參與或有離子生成的氧化還原反應和非氧化還原反應兩大類。1.2 強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)在溶液中（或熔化狀態(tài)）本身能發(fā)生電離的化合物叫電解質(zhì)，不能發(fā)生電離的化合物叫非電解質(zhì)。在溶液中能全部電離成離子的電解質(zhì)叫強電解質(zhì)，它包括大多數(shù)的鹽類、強酸和強堿。;在溶液中只有部分電離為離子的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)，它包括弱酸（H2SO3、HF、HClO）以及弱堿（NH3H2O）等。2 離子反應規(guī)律 （僅討論非氧化還原反應的離子反應）2.1 復分解反應發(fā)生的

2、條件對于復分解反應而言，有下列三種物質(zhì)之一生成的反應就能進行完全：更難溶物質(zhì)；更難電離的物質(zhì)；氣態(tài)物質(zhì)。簡言之，復分解反應的方向總是朝著有利于某種離子濃度減少的一方進行。(1) 沉淀的生成及轉(zhuǎn)化 常見難溶物有：酸：H2SiO3 ；堿：Mg(OH)2 、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；鹽:AgCl、 AgBr、AgI、BaCO3、BaSO4、Ca3(PO4)2等。 練2-1 向一支盛有食鹽水的試管中加入硝酸銀，使之恰好反應完全，再加入一些碘化鉀晶體后沉淀轉(zhuǎn)化黃色，再加入一些硫化鉀溶液，沉淀又轉(zhuǎn)為黑色。由此實驗判斷這三種沉淀的溶解度（S）大小關(guān)系（B）AS(AgCl)S(AgI)

3、S(Ag2S) B. S(AgCl) S(AgI) S(Ag2S)C. S(AgCl) S(AgI) H3C HA; (2)在A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2- 離子中最易結(jié)合質(zhì)子的是C3- ，最難結(jié)合質(zhì)子的是HB- .(3)完成下列反應的離子方程式：H3C + 3OH- （過量） C3- + 3H2O ； 2HA （過量）+ C3- 2A- + H2C-. 解 由已知式得 HAH2C-， 由式得 H2BHA，由式得H2B H3C，又依分步電離，電離度逐級銳減，可得相關(guān)微粒酸堿性強弱順序表：失 H+ 減弱，酸性減弱酸： （H+） H2B H3C HB- HA H2C- HC2-堿

4、： HB- H2C- B- A- HC2- C3- （OH-）得 H+ 增強，堿性增強根據(jù)順序表中上行酸的位置可得第(1)題答案為H2B H3C HA; 由表中下行堿的位置可得第(2)題答案為C3- ; HB- .在表中H3C位于OH-左上,據(jù)”左上右下可反應”得(3)式的反應可以進行完全.據(jù)”強強優(yōu)先”原則可知隨OH-用量的增加,H3C 反應的產(chǎn)物依次是H2C-、HC2-、C3-，因題給OH-為過量，所以H3C反應最后產(chǎn)物是C3-，故第(3)題答案是C3- + 3H2O；同理第(3)題答案是 2A- + H2C-.練2-6 等物質(zhì)的量濃度的兩種一元弱酸(HA,HB)的鈉鹽溶液中,分別通入少量

5、 CO2 后可發(fā)生如下反應: NaA + CO2 +H2O HA + NaHCO3 2NaB + CO2 + H2O 2HB + Na2CO3試比較HB與HA酸性強弱。 答: HB的酸性比 HA 弱解法提示 從式得: A- 只能使H2CO3 失去一個H+ 形成HCO3-, 從式得 B- 則可使H2CO3失去兩個H+ 形成CO32-.換句話， B- 結(jié)合H+的能力比 A- 強，HB電離出H+能力則比HA 弱，即HB酸性比HA弱。酸性強弱順序為：H2CO3 HA HCO3- HB3 離子方程式的書寫3.1.1 離子方程式書寫方法步驟“寫拆刪查“以次氯酸鈉溶液中通入二氧化碳為例第一步“寫“ 2NaC

6、lO + CO2 + H2O 2HClO + Na2CO3第二步“拆“ 2Na+ + 2ClO- + CO2 + H2O 2HClO + 2Na+ + CO32-第三步“刪“ 2ClO- + CO2 + H2O 2HClO + CO32-第四步“查“ 查原子個數(shù)、離子電荷是否配平說明 原則上說，電解質(zhì)要不要拆分改寫為離子形式，應以物質(zhì)客觀存在的形式為依據(jù)。若化合物主要以離子形式存在，則應“拆”為離子形式表示；若化合物主要以“分子”形式存在，則不能“拆”，而仍應以“分子”形式表示。如濃H2SO4應以分子式表示，稀H2SO4則應“拆”為離子式（2H+ 和SO42- ）表示。牢記掌握：氧化物、弱電解

7、質(zhì)、（弱酸、弱堿、水）、氣體、難溶性物質(zhì)（難溶鹽）等，不能拆為離子式，要用化學式表示。弱酸根離子，如 HCO3-、HSO3-等不能再拆（HSO42-除外）強酸強堿及大部分可溶性鹽應拆為離子式表示。對于微溶物的處理分三種情況：微溶物作為生成物析出的不拆，仍寫其化學式，（如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4）；微溶物作為反應物，若呈混濁液或固態(tài)則寫其化學式，若呈澄清溶液則拆為離子式表示。3.1.2 離子方程式表示的意義離子方程式表示的是同一類型的離子反應。如：CO32- + 2H+ CO2+ H2O 它表示的是可溶性的碳酸鹽與強酸反應。因此，Na2CO3與鹽酸或K2CO3與 HNO3都可實現(xiàn)

8、上述的離子反應。練3- 1下列各組反應中，能用同一個離子方程式表示的（A）A硫酸溶液和硫酸鈉溶液分別與氯化鋇溶液反應B硫酸溶液分別與氫氧化鈉溶液和氫氧化鋇溶液反應C硫酸溶液分別與燒堿溶液和純堿溶液反應D鐵分別與稀硫酸和硫酸銅溶液反應3.2 解說幾類離子方程式的寫法(1)與反應條例有關(guān)銨鹽與強堿反應 常溫下： NH4+ + OH- NH3H2O銨鹽與強堿反應 加熱: NH4+ + OH- NH3 + H2O(2) 與反應用量比有關(guān)()過量反應物能與生成物繼續(xù)反應 如:若過量的NaOH溶液中通入 CO2 2OH- + CO2 CO32- + H2O若少量的NaOH溶液中通入過量 CO2 OH- +

9、 CO2 HCO3-練3- 2 寫出下列反應的離子方程式： 向Na2CO3溶液中滴入少量HCl溶液 CO32- + H+ HCO3- 向HCl溶液中滴入少量Na2CO3溶液 CO32- + 2H+ CO2 + H2O()酸式鹽與量有關(guān)的反應如 Ca(OH)2溶液和 NaHCO3溶液混合，反應量的關(guān)系有兩種情況：第一種情況，若NaHCO3 過量,Ca(OH)2不足量。這時Ca(OH)2電離出的兩種離子全部參加反應了。 寫該反應的離子方程式要領(lǐng)是:將不足量的反應物Ca(OH)2設定為按1mol的量參與反應來進行配平書寫離子方程式。因1mol Ca(OH)2電離出的2molOH-要消耗2mol HC

10、O3- ，故對應的離子方程式為：Ca2+ + 2OH- + 2HCO3- 2H2O + CaCO3 + CO32-第二種情況，若Ca(OH)2 過量, NaHCO3不足量。則設定不足量的NaHCO3為1mol，因其電離出的HCO3-僅需消耗1mol OH- 和1mol Ca2+ 故對應的離子方程式為Ca2+ + OH- + HCO3- H2O + CaCO3從上例可知：不足量的某反應物是完全參與反應了，配平時就設定該反應物在化學方程式中的計量數(shù)為1， 然后按1mol該反應物電離出的陰陽離子數(shù)進行配平書寫離子方程式。因該反應物中陰陽離子全部參與了離子反應而被耗盡，所以在離子方程式中這兩種離子的計

11、量數(shù)之比應符合原化合物中的組成之比。練3-3寫出下列各個離子方程式（1）FeBr2溶液中通入過量的Cl2 2Fe2+ + 4Br- +3Cl2 2Fe3+ + 2Br2 +6Cl-（2）NaHSO4 溶液和Ba(HCO3)2溶液混合 NaHSO4 溶液不足量： H+ + SO42- + Ba2+ +HCO3- BaSO4+ H2O + CO2 Ba(HCO3)2溶液不足量 2H+ + SO42- + Ba2+ + 2HCO3- BaSO4 + 2H2O + 2CO2 （）按指定量關(guān)系進行的離子反應例 等體積等物質(zhì)的量濃度的Ba(OH)2溶液與NH4HCO3溶液混合。解:依題意設兩種反應物的物質(zhì)

12、的量各1 mol 則反應的離子方程式為：Ba2+ + 2OH- + NH4+ + HCO3- BaCO3 + NH3H2O + H2O例 向含等物質(zhì)的量的NH4Cl 和 AlCl3 的混合溶液中遂滴加入NaOH溶液，寫出滴加過程中發(fā)生的各步反應的離子方程式解析：開始加入的3molOH-只與其中的1molAl3+反應 3OH-+ Al3+ = Al(OH)3 接著再加入的1molOH-才與其中的1molNH4+反應 OH- + NH4+ = NH3H2O 最后加入的1molOH-將與前生成的1molAl(OH)3反應 OH- + Al(OH)3=AlO2-+2H2O理解了上例有關(guān)離子反應先后順序

13、規(guī)律后,請試完成下列反應的離子方程式:將0.2mol/L NH4Al(SO4)2溶液與0.3mol/L的Ba(OH)2溶液等體積混合, 寫出離子方程式 2Al3+ + 3SO42- + 3Ba2+ + 6OH- = 2Al(OH)3+ 3BaSO4練3-4 向硫酸氫鈉溶液逐滴加入氫氧化鋇溶液至中性,寫出離子方程式:2H+ + SO42- + Ba2+ + 2OH- BaSO4 + 2H2O在以上中性溶液中繼續(xù)滴加氫氧化鋇溶液,試寫出此步反應的離子方程式:Ba2+ + SO42- BaSO4（3）隱含反應易被忽視的離子反應例 Mg（HCO3）2 與過量的NaOH溶液反應（不可忽視Mg(OH)2比

14、MgCO3難溶）（正） Mg2+ + 2HCO3- + 4OH- Mg(OH)2 + 2CO32- + 2H2O例 明礬KAl(SO4)2與足量Ba(OH)2溶液反應 （不可忽視Al(OH)3的兩性 ）（正） Al3+ + 2SO42- + 2Ba 2+ + 4OH- AlO2- + 2H2O + 2BaSO4例 少量SO2通入漂白粉溶液中（錯）SO2 + H2O + Ca2+ + 2ClO- CaSO3 + 2HClO 錯在忽視了可發(fā)生的氧化還原反應： CaSO3 + HClO CaSO4 + 2H+ + Cl- 故（正）SO2 + H2O + Ca2+ + ClO- CaSO4 + 2H+

15、 + Cl-3.3 離子方程式正誤判斷離子方程式常見錯誤有： 違背客觀事實，反應產(chǎn)物錯； 違背守恒原則，如原子個數(shù)、離子電荷不配平； 違背拆分規(guī)則，該拆沒拆，不該拆卻拆成離子式； 違背定組成法則，若化合物中陰陽兩種離子都參與了離子反應，則在離子方程式中其離子計量數(shù)之比應符合原化合物相應離子的組成之比； 反應物間的計量數(shù)之比不符題意要求。練3-5判斷下列各離子方程式是否正確，并想一想錯在哪里？向飽和碳酸氫鈣溶液中加入飽和氫氧化鈣溶液Ca2+ + HCO3- + OH- CaCO3 + H2O （）過量的硫酸氫鈉和氫氧化鋇溶液反應Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- BaSO4 +

16、2H2O （）碳酸氫銨溶液與過量的氫氧化鈉溶液反應NH4+ + OH- NH3 + H2O （）產(chǎn)物還應有 CO32-正為 NH4+ +HCO3- + 2OH- NH3H2O + H2O + CO32- 向氫氧化鋇溶液中逐滴加入硫酸氫銨溶液至剛好深淺沉淀完全Ba2+ + 2OH- + NH4+ +H+ + SO42- NH3H2O + H2O + BaSO4 （）明礬溶液中與氫氧化鋇溶液,使SO42- 恰好沉淀完全Al3+ + 2SO42- + 2Ba2+ + 4OH- 2BaSO4+ AlO2- + 2H2O （）氧化鐵粉未投入氫碘酸溶液Fe2O3 + 6HI 2Fe3+ + 6I- + 3

17、H2O （）一錯HI應拆為離子；二錯HI有氧化性產(chǎn)物應為Fe2+，不是Fe3+ 正為e2O3 + 6 H+ + 2I- 2Fe2+ + I2 + 3H2O在硫酸鐵的酸性溶液中通入足量硫化氫Fe3+ + H2S Fe2+ + S+ 2H+ （）離子電荷不配平FeS固體投入稀硝酸溶液中FeS + 2H+ Fe3+ + H2S （）電荷不配平；違背客觀事實，產(chǎn)物不是H2S 硫酸亞鐵溶液中加入過氧化氫Fe2+ + 2H2O2 + 4H+ Fe3+ + 4H2O （）電荷不配平氯化鋁溶液中加入過量氨水Al3+ + 4NH3H2O AlO2- + 4NH4+ + 2H2O （）違背客觀事實，產(chǎn)物應是Al（

18、OH）3 在溶液中將亞硫酸氫銨與氫氧化鈉等物質(zhì)的量混合NH4+ + HSO3- + 2OH- SO32-+ NH3 + 2H2O （）兩反應物用量之比與題意不符碳酸鈣溶于醋酸中CaCO3 + 2H+ Ca2+ + 2H2O + CO2 （）醋酸是弱電解質(zhì)不能拆為離子表示向100ml 0.1mol/L FeBr2溶液中通入 0.025mol Cl22Fe2+ + 4Br- + 3Cl2 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl- （）碳酸鈉溶液中加入過量苯酚 C6H5OH + CO32- C6H5O- + HCO3- （）澄清石灰水加入鹽酸 Ca(OH)2 + 2H+ Ca2+ + 2H2O （）微

19、溶反應物應改寫為離子偏鋁酸鈉溶液中通入過量的二氧化碳 AlO2- + CO2 + H2O Al(OH)3+ HCO3- （）醋酸滴到碳酸鈣上 CaCO3 + 2CH3COOH Ca2+ + 2CH3COO- + H2O + CO2 （）用碳酸鈉溶液吸收少量二氧化硫 2CO32- + SO2 + H2O 2HCO3- + SO32- （）4 離子共存問題所謂幾種離子在溶液中能大量共存，就是指這些離子之間不發(fā)生任何化學反應。若離子之間能發(fā)生反應則不能大量共存。這里指的反應不僅包括諸如生成沉淀、生成氣體、生成弱電解質(zhì)等的非氧化還原反應，也包括能發(fā)生的氧化還原反應。判斷離子是否共存，要注意附加隱含條件

20、的限制。如：若溶液為無色透明，則肯定不存在有色離子（Cu2+藍色、Fe3+ 棕黃色、Fe2+ 淺綠、MnO4-紫色） ；若為強堿溶液，則一定不存在能與OH反應的離子，如 Al3+、Fe3+、Cu2+及酸式根離子等；若為強酸性溶液，則一定不存在能與H+反應的離子，如弱酸根離子、酸式弱酸根離子。練4-1 某學生欲配制下列含較多不同陰陽離子的四種水溶液，其中能配的成是 （C）ANa+、K+、OH-、HCO3- B. Ca2+、NH4+、NO3-、SO42-CNH4+、K+、SO42-、H2PO4- D. H3O+ 、K+、NO3-、I-練4-2 在PH1的無色溶液中能大量時共存的離子組是 （A）AN

21、H4+、Mg2+、SO42-、Cl- B. Ba2+、K+、OH-、Ca2+CAl3+、Cu2+、SO42-、Cl- D. Na+、Ca2+、Cl-、AlO2-練4-3 下列各組離子在溶液中因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存的是（A）AH3O+、NO3-、Fe2+、Na+ B. Ag+、NO3-、Cl-、K+CK+、Ba 2+、OH-、SO42- D. Cu2+、NH4+、Br-、OH-練4-4 下列各組離子在溶液中即可以大量存在，且加入氨水后也不產(chǎn)生沉淀的是（B）ANa+、Ba2+、Cl-、SO42- B. K+、AlO2-、NO3-、OH-CH+、NH4+、Al3+、SO42- D. H+、

22、Cl-、CH3COO-、NO3-練4-5 若溶液中由水電離產(chǎn)生的C（OH-）110-14 mol/L，滿足此條件的溶液中一定可以大量存在的離子組是 （B）AAl3+、Na+、K+、Cl- B. K+、Na+、Cl-、NO3-CK+、Na+、Cl-、AlO2- D. K+、NH4+、SO42-、NO3-練4-6 室溫下，在強酸性和強堿性溶液中都不能大量共存的離子組是 ( D ) A. NH4+、Cu2+、CI-、NO3- B. K+、Na+、SO32-、S2- C. K+、Na+、AIO2-、SO42- D. Ba2+、Fe2+、NO3-、Br-離子方程式的書寫. 離子符號的正確書寫電解質(zhì)只有在

23、完全電離時才能寫成離子，如：酸中，硫酸、硝酸、鹽酸、氫溴酸、氫碘酸、高氯酸等強酸在水溶液中堿中，氫氧化鋇、NaOH、KOH等強堿在水溶液或熔融狀態(tài)時鹽中，絕大多數(shù)鹽在水溶液或熔融狀態(tài)時注意：酸式鹽的電離情況：NaHSO4（水溶液）=Na+ + H+ + SO42NaHSO4（熔融）=Na+ + HSO4NaHCO3=Na+ + HCO3 NH4HSO3=NH4+ + HSO3 NaH2PO4=Na+ + H2PO4對微溶物的處理：在澄清的溶液中能寫成離子，在渾濁時不能寫成離子。如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。對濃強酸的處理：濃H2SO4參加的反應，對H2SO4一般不寫

24、成離子，例如，濃H2SO4與Cu的反應，起強氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42，且濃H2SO4中水很少（硫酸能與水以任意比例互溶），絕大多數(shù)是H2SO4分子，未發(fā)生電離。濃鹽酸、濃硝酸參加的反應，一般都寫成離子，因為它們受其溶解度的限制，溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)不是很大，其中水的量足以使它們完全電離。是離子反應的不一定都能寫成離子方程式。例如實驗室制取氨氣的反應是NH4Cl與Ca(OH)2之間的離子交換反應，但它們是固體之間的反應。. 反應要符合實際 符合離子反應發(fā)生的條件（生成溶解度更小的物質(zhì)或生成更加難電離的物質(zhì)或生成更易揮發(fā)性的物質(zhì)）； 符合氧化還原反應發(fā)生的規(guī)律（強氧化劑與強還原劑優(yōu)先發(fā)

25、生反應）； H+優(yōu)先跟堿性強的微粒（易電離出OH 或易結(jié)合H+的微粒）反應； OH優(yōu)先跟酸性強的微粒（易電離出H+或易結(jié)合OH的微粒）反應。. 配平要符合三個“守恒”質(zhì)量守恒和電荷守恒以及氧化還原反應中的得失電子守恒. 注意離子間量的比例關(guān)系：不足物質(zhì)中參加反應的陰、陽離子的個數(shù)比一定符合其化學式中陰、陽離子的個數(shù)比。離子共存問題1分析是否能發(fā)生復分解反應。一般條件是有難溶、難電離、揮發(fā)性物質(zhì)生成。2分析能否發(fā)生氧化還原反應還原性離子（Fe2+、I、S2、SO32等）與氧化性離子（NO3/H+、Fe3+、ClO、MnO4等）因發(fā)生氧化還原反應而不能共存。例如：2Fe3+ + S2 = 2Fe2

26、+ + S2Fe3+ + 2I = 2Fe2+ + I22Fe3+ + SO32+ H2O = 2Fe2+ + SO42+ 2H+3Fe2+ + NO3+ 4H+ = 3Fe3+ + NO+ 2H2O6Fe2+ + 3ClO+ 3H2O = 2Fe(OH)3+ 3Cl+ 4Fe3+ 5Fe2+ + MnO4+ 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O3SO32+ 2NO3+ 2H+ = 3SO42+ 2NO+ H2OSO32+ ClO= SO42+ Cl5SO32+ 2MnO4+ 6H+ = 5SO42+ 2Mn2+ 3H2OS2O32 + 2H+ = S+ SO2+ H2O2S2-

27、SO32-6H+3S3H2O3分析是否發(fā)生雙水解反應常見的雙水解反應有以下幾組： CO32 AlO2 S2 SO32 Fe3+與 CO32 Al3+與HCO3NH4+與 SiO32 HCO3AlO2 HCO3 SiO32NH與CH3COO、CO，Mg2與HCO等組合中，雖然兩種離子都能水解且水解相互促進，但總的水解程度仍很小，它們在溶液中能大量共存(加熱就不同了)不發(fā)生雙水解反應！1 分析是否發(fā)生絡合反應如：Fe3+ + 3SCN = Fe(SCN)3（血紅色溶液）Fe3+ + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)63(紫色溶液) +6H+注意:（1）弱酸的酸式根離子既不能與H+離子大量共存

28、，又不能與OH大量共存，如：HCO3 + H+ = CO2+ H2OHCO3 + OH= CO32 + H2OHSO3 + H+ = SO2+ H2OHSO3 + OH= SO32 + H2OHS + H+ = H2SHS + OH= S2 + H2OH2PO4 + H+ = H3PO4H2PO4 + OH= HPO42 + H2O（2）能生成微溶物質(zhì)的兩種離子也不能大量共存，如Ca2+和SO42、Ag+和SO42、Mg2+和CO32、Ca2+和OH等。（3）PO43與H2PO4不能大量共存，因為前者水解呈堿性，后者電離為主顯酸性，兩者相遇要反應PO43 + H2PO4= 2HPO42（4）Al3+、Fe3+因其在水溶液中當pH為34左右時即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al3+、Fe3+幾乎與所有的弱酸根離子都不能大量共存。（5）Ag(NH3)2+與H+不能大量共存，因為在酸性溶液中，NH3與H+以配位鍵結(jié)合成NH4+的趨勢很強，導致Ag(NH3)2+ + 2H+ = Ag+ + 2NH4+發(fā)生。（6）解答此類問題還要抓住題干的附加條件，如溶液的酸性、堿性還是中性；是否有顏色；可能大量共存還是一定能大量共存；能與鋁粉反應放出H2（可能是非氧化性酸溶液，也可能是強堿溶液）；由水電離出的H+濃度為1010molL1（可能是酸溶液，也可能是堿溶液