1、專題：離子反應和離子方程式知識點詳解考點一  電解質、非電解質、強電解質、弱電解質1.電解質、非電解質 電解質非電解質定義在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物在水溶液中和熔融狀態下均不能導電的化合物本質在水溶液中或熔融狀態下能夠電離的化合物在水溶液中和熔融狀態下均不能發生電離的化合物導電實質產生了自由移動的離子沒有產生自由移動的離子結構特點離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物某些共價化合物共同點均為化合物注意點電解質非、電解質的區分與化合物的水溶性無關.舉例NaCl  Ba(OH)2 CH3COOHCH3CH2OH  C12H22O112.強電解質、弱

2、電解質 強電解質弱電解質定義在水溶液中能全部電離的電解質在水溶液中只能部分電離的電解質電離程度完全部分電離平衡不存在存在溶液存在微粒種類水合離子、水分子水合離子、水分子弱電解質分子電離過程不可逆、不存在電離平衡可逆、存在電離平衡相互關系均為電解質。在相同條件下,強電解質溶液的導電能力強于弱電解質溶液電離方程式書寫規律用等號HnA=nH+An-用可逆符號,弱酸分步電離HnA   H+ +HA(n-1)-HA(n-1)-    H+ +H2A(n-2)-舉例強酸：HCl H2SO4  HNO3  HClO4 

3、 HBr HI強堿：KOH  NaOH  Ba(OH)2等.絕大部分鹽：BaSO4  BaCl2. 等弱酸：CH3COOH  HCN  H2S  H2CO3等弱堿：NH3H2O  Cu(OH)2等.H2O及小部分鹽：(CH3COO)2Pb等. 特別提醒：1.電解質是指在水溶液中或熔融狀態下能夠導電的化合物。水溶液中或熔融狀態下，這兩者之間只需滿足一者就行了，但必須強調的是其本身能夠導電，而不是反應的生成物。如SO2、SO3的水溶液雖然能導電，但它們都不是電解質，原因是在溶液中真正起到導電作用的是它們與水反應的生成物

4、H2SO3、H2SO4，而不是它們自己本身。Na2O的水溶液的導電雖然也是它與水反應生成的NaOH導電，但因為其在熔融狀態下本身能夠導電，所以Na2O是電解質。2.電解質和非電解質都是化合物，單質它既不是電解質，也不是非電解質。3.判斷某電解質是強電解質還是弱電解質關鍵是看它在水溶液中電離時是完全電離還是部分電離，與其溶解度大小、導電能力強弱等因素無關。考點二  離子方程式的書寫 1.離子反應：指在溶液中（或熔化狀態下）有離子參加或離子生成的反應。2.離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。3.離子方程式的書寫：（1）書寫規則：單質、氧化物、不溶物、難電離的物質（弱酸

5、、弱堿及水等）不能拆開來寫。如Cl2、Na2O等不可以拆開寫成Cl-、Na+、O2-；BaSO4不可以拆開寫成Ba2+、SO42-形式。易溶于水，易電離的物質的離子符號的改寫同電離方程式中的離子形式。如NaHCO3改寫Na+、HCO3-；NaHSO4應改寫Na+,H+,SO42-微溶物，若出現在反應物中一般改寫成離子符號（懸濁液除外）；若出現在生成物中一般不改寫。固體與固體物質反應不寫離子方程式。如實驗室制取NH3的離子方程式為：2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3+2H2O濃H2SO4、濃H3PO4一般不拆開寫成離子形式；HCl、HNO3無論濃稀，均應改寫成離子符號。如Cu片與濃

6、H2SO4反應的離子方程式為：Cu+2H2SO4（濃）CuSO4+SO2+2H2O（2）書寫步驟（以CuSO4溶液與BaCl2 溶液反應為）寫出反應的化學方程式：CuSO4+BaCl2=CuCl2+BaSO4把易溶于水、易電離的物質拆開寫成離子形式，難溶的物質或難電離的物質以及氣體等仍用化學式來表示。上述化學方程式可改寫成： Cu2+SO42-+Ba2+ +2Cl- =Cu2+2Cl-+BaSO4刪去方程式兩邊不參加反應的離子符號：Ba2+ + SO42- =BaSO4檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等。特別提醒： 常見離子方程式的書寫錯誤（1）不配平（一般表現為等式兩邊原子

7、不守恒或電荷數不守恒）。如Fe3+Cu =Cu2+Fe2+； Na+H2O=Na+OH-+H2  （2）該改的不改或不該改的改了。如Na2O溶于水：O2- + H2O = 2OH-；大理石和稀鹽酸反應：CO32-+2H+=CO2+H2O；醋酸銨溶液與燒堿溶液共熱：CH3COONH4+OH- =CH3COO-+ NH3+H2O；乙醛做銀鏡反應：CH3CHO+2Ag(NH3)2OHCH3COO-+NH4+2Ag+3NH3+H2O等等（3）與反應事實不相符合。如鐵片溶于稀HCl：2Fe+6H+ =2Fe3+ 3H2；鋁條溶于稀HNO3：2Al+6H+ = 2Al3+3H2（4）不是離子反應

8、的寫離子方程式。離子反應發生在水溶液中或熔融狀態下，否則就不能寫離子方程式。如濃硫酸與食鹽共熱制HCl；濃硫酸與Cu共熱制SO2；實驗室制CH4和NH3等都無離子方程式。（5）亂用、 =   、     符號。如FeCl3溶液的水解：Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3+ 3H+；F2通入水中：2F2+2H2O=4HF+O2；Na2CO3的水解：CO32-+H2O=HCO3-+OH-（6）多步水解或電離的方程式一步完成或水解與電離方程式分不清楚。如Na2S溶于水：S2-+2H2O H2S +2OH- ；H2S

9、溶于水：H2S  2H+ + S2-。（7）漏寫一種產物。如CuSO4溶液與Ba(OH)2溶液混合：Ba2+SO42-=BaSO4；Ba(OH)2溶液中滴加稀H2SO4：H+ + OH- = H2O。（8）隨便約簡或不約簡。如Ba(OH)2溶液不斷滴加稀H2SO4：Ba2+H+OH-+SO42-=BaSO4+ H2O；Al2(SO4)3溶液中加氨水：2Al3+ +6NH3·H2O=2Al(OH)3+6NH4+4 離子反應規律 4.1 復分解反應發生的條件對于復分解反應而言，有下列三種物質之一生成的反應就能進行完全：更難溶物質；更難電離的物質；氣態物質。簡言之，復分解反應的方

10、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。(2)更弱電解質的生成常見弱電解質有：弱酸：HF、H2CO3、HClO、CH3COOH等； 弱堿：NH3H2O；其它：H2O、C6H5OH 等(3) 氣態物質生成常見氣態物有：SO2、CO2、NH3、H2S 等（4）氧化還原反應（5）水解，電解反應4.2 強酸制弱酸（強強生弱）規律及應用根據酸堿質子理論，凡能提供質子（H+）的粒子（離子或分子）

11、都是酸（如 HCl、HNO3、及酸式根離子 HCO3-等），酸失去質子后生成的粒子則為該酸的共軛堿；凡能接受質子（H+）的粒子（離子或分子）都是堿(如NH3、NaOH、Ca(OH)2、及弱酸根離子CO32- 等)，堿得到質子后生成的粒子則為該堿的共軛酸。酸和堿反應的實質是質子（H+）的轉移。反應的方向總是朝著生成更難電離的更弱的酸堿的一方進行的， 即要符合“強酸制弱酸”或 謂“強強生弱”規律，可簡記為”左強右弱”。失2H+2CH3COOH + CO32- 2CH3COO- + H2CO3（CO2+H2O）酸（強） 堿(強) 新堿(弱) 新酸(弱)例 已知下列反應能進行完全：Na2CO3 + 2

12、CH3COOH 2CH3COONa + CO2 + H2O CO2 + H2O + CHONa CHOH + NaHCO3 CH3COONa + HCl NaCl + CH3COOH CHOH + Na2CO3 CHONa + NaHCO3則根據“左強右弱”規律可得：失 H+ 減弱，酸性減弱酸 ( H+ ) HCl CH3COOH H2CO3 C6H5OH HCO3-堿 Cl- CH3COO-HCO3- C6H5O-CO32- (OH-)得 H+ 增強，堿性增強例已知多元弱酸在水溶液中電離是分步的，且第一步電離遠大于第二步電離，第二步電離遠大于第三步電離。今有 HA、H2B、H3C 三種弱酸，

13、且已知下列各反應能發生： HA + HC2- （少量） A- + H2C- H2B （少量）+ 2A- B2- + 2HA H2B （少量）+ H2C- HB- + H3C 可得相關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：HB-> H2C-> B-> A-> HC2-> C3->（OH-）得 H+ 增強，堿性增強4.3 解說幾類離子方程式的寫法(1)與反應條例有關銨鹽與強堿反應 常溫下： NH4+ + OH- NH3H2O銨鹽與強堿

14、反應 加熱: NH4+ + OH-NH3 + H2O(2) 與反應用量比有關()過量反應物能與生成物繼續反應 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- + CO2 HCO3-()酸式鹽與量有關的反應如 Ca(OH)2溶液和 NaHCO3溶液混合，反應量的關系有兩種情況：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1molCa(OH

15、)2電離出的2molOH-要消耗2molHCO3- ，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1molCa2+ 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為1， 然后按1mol該反應物電離出的陰陽離子數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

16、而被耗盡，所以在離子方程式中這兩種離子的計量數之比應符合原化合物中的組成之比。（）按指定量關系進行的離子反應例 等體積等物質的量濃度的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

17、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理解了上例有關離子反應先后順序規律后,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（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MgCO3難溶）（正） Mg2+ + 2

18、HCO3- + 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 錯在忽視了可發生的氧化還原反應： CaSO3 + HClO CaSO4 + 2H+ + Cl- 故（正）SO2 + H2O + Ca2+ + ClO- CaSO4 + 2H+ + Cl-4.4 離子方程式正誤判斷離子

19、方程式常見錯誤有： 違背客觀事實，反應產物錯； 違背守恒原則，如原子個數、離子電荷不配平； 違背拆分規則，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； 反應物間的計量數之比不符題意要求。例：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 + 2H2O （）碳酸氫銨溶液與過量的氫氧化鈉溶液反應NH4+ + OH- NH3 + H2O （

20、）產物還應有 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- + 3H2O （）一錯HI應拆為離子；二錯HI有氧化性產物應為Fe2+，不是Fe3+ 正為e2O3 + 6

21、 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，產物應是Al（OH）3 在溶液中將亞硫酸氫銨與氫氧化鈉等物質的量混合NH4+ + HSO3- + 2OH- SO32-

22、+ 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-（

23、）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-（）考點三  溶液中的離子共存 (一)、由于發生復分解反應，離子不能大量共存。1、有氣體產生。如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存，主要是由于發生CO32-2H+CO2H2O、HS-H+H2S等。、有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能與SO42-、CO32-等大量共存，主要是由于Ba2+CO32-BaCO3

24、、Ca2+SO42-CaSO4（微溶）；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等不能與OH-大量共存是因為Cu2+2OH-Cu(OH)2，Fe3+3OH-Fe(OH)3等；SiO32-、AlO2-、S2O3等不能與H+大量共存是因為SiO32-2H+H2 SiO3、AlO2-H+H2OAl(OH)3、S2O32HSSO2H2O、有弱電解質生成。如OH-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-等與H+不能大量共存，主要是由于OH-H+H2O、CH3COO-H+CH3COOH等；一些酸式弱酸根及NH4+不能與OH-大量共存是因為HCO3-OH-

25、=CO32-H2O、HPO42-OH-PO43-H2O、NH4+OH-=NH3·H2O等。、一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如：AlO2-、S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43- 、SiO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中大量存在；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、NH4+等必須在酸性條件下才能在溶液中大量存在。(二)、由于發生氧化還原反應，離子不能大量共存、一般情況下，具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如I-、S2-、HS-和Fe3

26、+不能大量共存是由于2I-2Fe3+=I22Fe2+、2Fe3+ S2-=S2Fe2+、2Fe3+3S2-=S2Fe S。、在酸性或堿性的介質中由于發生氧化還原反應而不能大量共存。如NO3-和I-在中性或堿性溶液中可以共存，但在有大量H+存在情況下不能共存；SO32-、S2O32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下由于發生2S2-SO32-6H+3S3H2O、2S2-S2O32-6H+4S3H2O不能共存。ClO-與S2-不論是在酸性條件下還是在堿性條件下都不能大量共存。(三)、由于形成絡合離子，離子不能大量共存中學化學中還應注意有少數離子可形成絡合離子而不能大量共存的情況。如Fe3+和SCN-、C6H5O-，由于Fe3+SCN- Fe(SCN)2+等絡合反應的發生而不能大量共存。(四)、能水解的陽離子與能水解的陰離子一般不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生“雙水解”反