第二节 离子反应教案
离子反应考点要求：
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1．离子共存问题是高考中的常见题型，是每年必考的题型。今后命题的发展趋势是：
(1)增加限制条件，如强酸性、无色透明、碱性、pH、甲基橙呈红色、发生氧化还原反应等；
(2)定性中有定量，如“由水电离出的c(H
+
)=1×10
-4
mol·L
-1
的溶液中……”。
2．离子方程式的正误书写也是历年高考必出的试题。从命题的内容看，存在着三种特点：
(1)所考查的化学反应均为中学化学教材中的基本反应；错因大都属于化学式能否拆分、处理不当、电荷未配平、产物不合理和漏掉部分反应等；有量的限止的离子方程的书写或正误判断也是近几年考查的重点内容，也是这部分的难点。
(2)所涉及的化学反应类型以复分解反应为主，而溶液中的氧化还原反应约占15％；
(3)一些重要的离子反应方程式，在历年考卷中多次重复。如Na与H
2
0的反应、Fe与盐酸或稀H
2
S0
4
的反应自1992年以来分别考过多次。
（
4）考查离子方程式的目的主要是了解学生使用化学用语的准确程度和熟练程度，具有一定的综合性，预计今后的考题还会保留。
复习过程
2003 年高考题示例：（学生先练，然后再归纳出本节复习的要求）
1 ．若溶液中由水电离产生的 C （ H + ） =1 × 10 － 14 mol · L － 1 ，满足此条件的溶液中 一定 可以大量共存的离子组是（ 2003 全国 11 题） （ ）
A ． Al 3+ Na + NO － 3 Cl － B ． K + Na + Cl － NO 3 －
C ． K + Na + Cl － AlO 2 － D ． K + NH + 4 SO 4 2 － NO 3 －
（有附加条件的离子共存题）
2 ．能正确表示下列化学反应的离子方程式是（ 2003 全国 13 题） （ ）
A
．
用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫：
2CO
3
2
－
+SO
2
+H
2
O
2HCO
－
3
+SO
3
2
－
B
．金属铝溶于盐酸中：
Al+2H
+
Al
3+
+H
2
↑（电荷不守恒）
C
．硫化钠溶于水中：
S
2
－
+2H
2
O
H
2
S
↑
+2OH
－
（应分步水解）
D
．碳酸镁溶于硝酸中：
CO
3
2
－
+2H
+
H
2
O+CO
2
↑（
MgCO
3
不可拆）
3 ．下列离子方程式中正确的是（ 2003 上海 18 题）
A 过量的 NaHSO 4 与 Ba(OH) 2 溶液反应： Ba 2 ＋ ＋ 2OH － ＋ 2H ＋ ＋ SO 4 2 － → BaSO 4 ↓＋ 2H 2 O
B NH 4 HCO 3 溶液与过量 NaOH 溶液反应： NH 4 ＋ ＋ OH － =NH 3 ↑＋ H 2 O
C
苯酚钠溶液中通入少量：
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D FeBr 2 溶液中通入过量 Cl 2 ： 2Fe 2 ＋ ＋ 2Br － ＋ 2Cl 2 =2Fe 3 ＋ ＋ Br 2 ＋ 4Cl －
重点、难点：
离子共存，离子方程式的正误判断是本节的重点内容；有量限止的离子方程式的书写或判断正误是本节的难点
基本概念：
1 、离子反应、电解质、非电解质、离子方程式
（
1
）离子反应
定义： 有离子参加的反应。
类型：
n
离子互换的非氧化还原反应：当有难溶物
(如CaCO
3
难电离物(如H
2
0、弱酸、弱碱)以及挥发性物质(如 HCl)生成时离子反应可以发生。
n 离子间的氧化还原反应：取决于氧化剂和还原剂的相对强弱，氧化剂和还原剂越强，离子反应越完全
n 注意点：离子反应不一定都能用离子方程式表示。
n 如实验室制氨气 (NH 4 ) 2 SO 4 +Ca(OH) 2 CaSO 4 +2NH 3 ↑ +2H 2 O
H 2 S 气体的检验 Pb(A C ) 2 +H 2 S=PbS ↓ +2HAc （注： Pb(A C ) 2 可溶于水的盐的弱电解质）
（
2
）电解质、非电解质、强、弱电解质
l
电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。
l
非电解质：在水溶液和熔化状态都不导电的化合物。
l
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
l
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质
l
强电解质与弱电解质的注意点
①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。例如：难溶的BaS0
4
、CaS0
3
等和微溶的Ca(OH)
2
等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。而易溶于水的CH
3
COOH、H
3
P0
4
等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。
②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然的联系。例如：一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。
③强电解质包括：强酸
(如HCl、HN0
3
、H
2
S0
4
)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)
2
)和大多数盐(如NaCl、 MgCl
2
、K
2
S0
4
、NH
4
C1)及所有的离子化合物；弱电解质包括：弱酸(如CH
3
COOH)、弱碱(如NH
3
·H
2
0)、中强酸 (如H
3
PO
4
)，注意：水也是弱电解质。
④ 共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离
举例：
KHSO
4
在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。
(3)离子方程式：
定义：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子
使用环境：离子程式在水溶液或熔融状态下才可用离子方程式表示
2
、离子方程式的书写
(1)离子反应是在溶液中或熔融状态时进行时反应，凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式，即没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。如 NH
4
Cl固体和Ca(OH)：固体混合加热，虽然也有离子和离子反应，但不能写成离子方程式，只能写化学方程式。即：
2NH
4
Cl(固)+Ca(OH)
2
(固)CaCl
2
+2H
2
O +2NH
3
↑
(2)单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式；弱酸(HF、H
2
S、HCl0、H
2
S0
3
等)、弱碱(如NH
3
·H
2
0)等难电离的物质必须写化学式；难溶于水的物质(如CaC0
3
、BaS0
3
、FeS、PbS、BaS0
4
，Fe(OH)
3
等)必须写化学式。如：
CO
2
+2OH
-
=CO
3
2-
+H
2
O
CaC0
3
+2H
+
=CO
2
↑+H
2
0+Ca
2+
(3)多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHS0
3
溶液和稀硫酸反应：HSO
3
-
+H
+
=SO
2
↑+H
2
O
(4)对于微溶物的处理有三种情况；
①在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如
Na
2
S0
4
溶液中加入AgNO
3
，溶液：2Ag
+
+SO
4
2-
=Ag
2
S0
4
↓
②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)，应写成离子的形式。如C02气体通人澄清石灰水中：CO
2
+Ca
2+
+2OH
-
=CaCO
3
↓+H
2
O
③当反应物里有微溶物处于悬浊液或固态时，应写成化学式。如在石灰乳中加入Na
2
C0
3
溶液：Ca(OH)
2
+CO
3
2-
=CaCO
3
↓+H
2
O 。
(5)操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同，例如少量烧碱滴人Ca(HC0
3
)
2
溶液[此时Ca(HCO
3
)
2
过量]，有
Ca
2+
+HCO
3
-
+OH
-
=CaCO
3
↓+H
2
O
少量
Ca(HC0
3
)
2
溶液滴人烧碱溶液(此时NaOH过量)，有
Ca
2+
+2OH
-
+2HCO
3
-
=CaCO
3
↓+CO
3
2-
+2H
2
O
1．离子共存问题
(1)“不共存”情况归纳
①离子之间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存。如形成BaS0
4
、CaS0
4
、H
2
Si0
3
、Ca(OH)
2
、MgS0
3
、MgC0
3
、 PbCl
2
、H
2
S0
4
、Ag
2
S0
4
等。
②离子之间相互结合呈气体逸出时不能大量共存，如：H
+
与S
2-
、HCO
3
-
、SO
3
2-
、HSO
3
-
和OH
-
与NH
4
+
等，由于逸出H
2
S、C0
2
、S0
2
、NH
3
等气体或S
2-
变成HS
-
，CO
3
2-
变成HCO
3
-
而不能大量共存。
③离子之间相互结合成弱电解质时不能大量共存。如：H
+
与CH
3
COO
-
、OH
-
、PO
4
3-
等离子，由于生成 CH
3
COOH、H
2
0、HPO
4
2-
、H
2
PO
4
-
、H3P0
4
而不能大量共存。
④离子之间发生双水解析出沉淀或逸出气体时不能大量共存，如Al
3+
与AlO
2
-
、Fe
3+
与HCO
3
-
、Al
3+
与HS
-
、S
2-
、HCO
3
-
、CO
3
2-
等离子。
⑤离子之间发生氧化还原反应时不能大量共存，如：Fe
3+
与S
2-
、Fe
3+
与I
-
等。
⑥离子之间相互结合成络离子时不能大量共存。如Fe
3+
与SCN
-
生成[Fe(SCN)]
2+
，Ag
+
、NH
4
+
、OH
-
生成[Ag(NH
3
)
2
]
+
，Fe
3+
与C
6
H
5
OH也络合等
(2)离子在酸性或城性溶液中存在情况的归纳。
①某些弱碱金屑阳离子，如：Zn
2+
、Fe
3+
、Fe
2+
、 Cu
2+
、Al
3+
、NH
4
+
、Pb
2+
、Ag
+
等。在水溶液中发生水解，有OH
-
则促进水解生成弱碱或难溶的氢氧化物。故上述离子可和H
+
(在酸性溶液中)大量共存，不能与OH
-
(在碱性溶液中)共存。但有NO
3
-
存在时的酸性溶液， Fe
2+
等还原性离子不与之共存。
②某些弱酸的酸式酸根离子，如 HCO 3 - 、 HS - 等可和酸发生反应，由于本身是酸式酸根，故又可与碱反应，故此类离子与 H + 和 OH- 都不能共存。
③某些弱酸的阴离子，如： CH 3 COO - 、 S 2- 、 CO 3 2- 、 PO 4 3- 、 AlO 2 - 、 SO 3 2- 、 ClO - 、 SiO 3 2- —等离子在水溶液中发生水解，有 H ‘则促进其水解，生成难电离的弱酸或弱酸的酸式酸根离子。所以这些离子可和 OH - ( 在碱性溶液中 ) 大量共存，不能与 H + ( 在酸性溶液中 ) 大量共存。
④强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子，如：Cl
-
、 Br
-
、I
-
、SO
4
2-
、NO
3
-
、K
+
、Na
+
等离子，因为在水溶液中不发生水解，所以不论在酸性或碱性溶液中都可以大量共存。但SO
4
2-
与Ba
2+
不共存。
⑤某些络离子，如[Ag(NH
3
)
2
]
+
，它们的配位体能与H
+
结合成NH
3
[Ag(NH
3
)
2
]
+
+2H
+
＝Ag
+
+ 2NH
4
+
，所以，它们只能存在于碱性溶液中，即可与OH
-
共存，而不能与H
+
共存。
分析：“共存”问题，还应考虑到题目附加条件的影响，如溶液的酸碱性、
PH值、溶液颜色、水的电离情况等。