備考2019高考化學(xué)第一輪復(fù)習(xí) 第2章 化學(xué)物質(zhì)及其變化 第2節(jié) 離子反應(yīng)學(xué)案 必修1.doc

《備考2019高考化學(xué)第一輪復(fù)習(xí) 第2章 化學(xué)物質(zhì)及其變化 第2節(jié) 離子反應(yīng)學(xué)案 必修1.doc》由會(huì)員分享，可在線(xiàn)閱讀，更多相關(guān)《備考2019高考化學(xué)第一輪復(fù)習(xí) 第2章 化學(xué)物質(zhì)及其變化 第2節(jié) 離子反應(yīng)學(xué)案 必修1.doc（5頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

第二節(jié) 離子反應(yīng) 一、電解質(zhì) 1．概念： (1)電解質(zhì)： 叫電解質(zhì)。酸、堿、鹽、水、金屬氧比物。 (2)非電解質(zhì)： 叫非電解質(zhì)；如蔗糖、乙醇等。 2．對(duì)概念的理解： (1)電解質(zhì)和非電解質(zhì)首先都是 ，而單質(zhì)和混合物(如溶液) 。 (2)電解質(zhì)導(dǎo)電的原因，是電解質(zhì) 。 (3)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱，由溶液中 大小和離子所帶電荷數(shù)決定的，而自由離子濃度大小是由 和 （即電解質(zhì)強(qiáng)弱）共同決定的。所以說(shuō)，只有在 時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力才比弱電解質(zhì)強(qiáng)。 (4)電解質(zhì)能發(fā)生電離的條件是 。其中離子化合物在 能電離并導(dǎo)電，共價(jià)化合物的電解質(zhì) 電離并導(dǎo)電，據(jù)此，可以根據(jù) 判斷物質(zhì)是離子化合物或共價(jià)化合物。 3．強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)對(duì)比： 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 定義 在水溶液中能完全電離的電解質(zhì) 在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì) 溶質(zhì)微粒種類(lèi) （有/無(wú)） 離子， 分子 （有/無(wú)） 離子， 分子 溶質(zhì)電離過(guò)程 （是/不） 可逆， 存在電離平衡 (是/不) 可逆， 電離平衡 舉例 強(qiáng)酸： 等 強(qiáng)堿： 等 絕大部分鹽：BaSO4、BaCl2（含 鹽和 鹽） 弱酸：CH3COOH、H2S、H2CO3 弱堿：NH3H2O、Cu(OH)2等 小部分鹽：(CH3COO)2Pb，及H2O 4．電離方程式的書(shū)寫(xiě)： （1）強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，用 表示，如：NaHSO4 。 弱電解質(zhì)部分電離，用 表示，如CH3COOH 。 （2）多元弱酸的電離必須分步書(shū)寫(xiě)，如：H2CO3 。 而多元弱堿的電離一步寫(xiě)出，如：Fe(OH)3 。 （3）強(qiáng)酸的酸式鹽電離：水溶液中：NaHSO4 ，熔融狀態(tài)下：NaHSO4 。 弱酸的酸式鹽電離：水溶液中：NaHCO3 ； 。 熔融狀態(tài)下：因NaHCO3發(fā)生分解而不存在，所以不能寫(xiě)。 二、離子反應(yīng) 1．本質(zhì)：離子反應(yīng)就指有離子參加的反應(yīng)。反應(yīng)本質(zhì)是 。 2．離子方程式的書(shū)寫(xiě)書(shū)寫(xiě)要求： （1）把 拆寫(xiě)成離子形式，如 酸、 堿、 鹽。 （2）把難 、難 物質(zhì)，如，沉淀、氣體、單質(zhì)、氧化物等，仍用分子式表示。 （3）固體間離子反應(yīng)， （能/不能）寫(xiě)離子方程式，如固體NH4Cl與Ca(OH)2制氨氣的反應(yīng)。 （4）配平時(shí)需要檢查離子方程式兩邊元素的 和 是否相等。 3．離子方程式的意義：離子方程式能清楚地揭示離子反應(yīng)的本質(zhì)，它不僅表示某個(gè)具體或特定的反應(yīng)，而且還表示 反應(yīng)。 4．離子反應(yīng)的發(fā)生條件 （1）發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)：①生成沉淀。如Al(OH)3、BaSO4等；②生成弱電解質(zhì)，如弱酸、弱堿、水等； ③生成氣體（揮發(fā)性物質(zhì)），如CO2、SO2、H2S、NH3等。 （復(fù)分解反應(yīng)類(lèi)型及發(fā)生條件口訣：“強(qiáng)酸制弱酸，強(qiáng)堿制弱堿，酸堿要中和，鹽鹽有沉淀”） （2）發(fā)生氧化還原反應(yīng)： 氧化性物質(zhì)+ 還原性物質(zhì) 氧化性物質(zhì)+ 還原性物質(zhì)。 5．常見(jiàn)酸堿鹽溶解性規(guī)律。 （1）強(qiáng)酸形成的鹽都 ，僅SO42－與 難溶或微溶，Cl－、Br－、I－與 難溶。 （2）弱酸形成的鹽僅有 鹽溶于水，其余均 或不存在。 （3）酸都 ，僅有 難溶。 （4）強(qiáng)堿中大多數(shù)易溶于水，僅 微溶。弱堿只有 溶于水，其余弱堿均 。 （5）特例：醋酸鹽、碳酸氫鹽大多溶于水。 1．向BaCl2溶液中分別通入CO2、SO2、SO3、H2SO4、Na2CO3、Na2SO3、Na2SO4， 能反應(yīng)的有： ，不能反應(yīng)的有： 。 2．Ba SO4、AgCl沉淀不溶于HNO3，CaCO3 、Ca3（PO4）2則溶于HNO3，為什么？ 3．判斷下列溶液之間能否發(fā)生反應(yīng)，能反應(yīng)的再寫(xiě)出方程式，不能反應(yīng)的說(shuō)出理由。 CaCl2 + NH3H2O ： 。 CuCl2 + NH3H2O： 。 一、離子方程式的正誤判斷 1.判斷步驟 (1)看離子方程式中的生成物是否符合客觀(guān)事實(shí)。判斷以下離子方程式是否正確并說(shuō)明原因： ①HNO3 與FeS反應(yīng)：FeS ＋2H＋= Fe2＋+H2S↑ ； ②Fe與鹽酸：2Fe +6H＋= 2Fe3＋+3H2↑ ； ③SO2通入次氯酸鈉溶液中：SO2＋H2O ＋2ClO－= SO32+ ＋2 HClO 。 (2)拆分是否恰當(dāng)。在離子方程式中，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和易溶于水的鹽拆分成離子形式；難溶物、難電離物質(zhì)、易揮發(fā)物質(zhì)、單質(zhì)、氧化物、非電解質(zhì)等均不能拆分，要寫(xiě)成化學(xué)式。 (3)各種符號(hào)是否正確：、↑、↓，及離子符號(hào)寫(xiě)成價(jià)態(tài)符號(hào)等。其中 方程式和 方程式（不完全水解）必須寫(xiě)“”，其它可逆反應(yīng)是否寫(xiě)“”，沒(méi)有嚴(yán)格要求，一般看題意而定。但新課標(biāo)教材上出現(xiàn)過(guò)的15種常見(jiàn)可逆反應(yīng)，每名學(xué)生要清楚。 ①Cl2 + H2O HCl + HClO; ②I2 + H22HI; ③SO2 + H2OH2SO3 ④2SO2 + O2 2SO3; ⑤N2 + 3H22NH3; ⑥NH3 + H2O NH3H2O NH4+ + OH- ⑦2NO2(棕色)N2O4(無(wú)色); ⑧Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+ ⑨PCl3+Cl2PCl5 ⑩FeCl3 + 3KSCNFe(SCN)3 C + CO2 高溫 2CO CO + H2OCO2 + H2 弱酸弱堿的電離； 鹽的水解； 酯化反應(yīng)：CH3COOH + CH3CH2OH濃硫酸 △ CH3COOCH2CH3 + H2O。 (4) 元素原子是否守恒，電荷是否守恒。如： ①FeCl2與Cl2反應(yīng)：Fe2＋＋Cl2=Fe3＋＋2Cl－ ； ②鈉溶于水：Na+2H2O= Na++2OH－+ H2↑ 。 2. 分析反應(yīng)物的用“量”：題設(shè)條件往往有“過(guò)量”、“少量”、“適量”、“任意量”、“滴加順序”等字眼，解題是要特別留心。如把過(guò)量的NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液混合。 (1)酸式鹽與堿反應(yīng)。如：Ca(HCO3)2溶液與少量NaOH溶液： 。 Ca(HCO3)2溶液與足量NaOH溶液： 。 此外，NaHSO4溶液與Ba(OH)2溶液、Ca(OH)2溶液與NaHCO3溶液等反應(yīng)均與“量”有關(guān)。 書(shū)寫(xiě)技巧：①書(shū)寫(xiě)與量有關(guān)的離子反應(yīng)方程式時(shí)，常設(shè)不足者為“1 mol”進(jìn)行分析，或“不足者”各離子系數(shù)必須符合化學(xué)式中原子或離子個(gè)數(shù)比，②過(guò)量物質(zhì)的系數(shù)，根據(jù)“不足者”反應(yīng)需要量來(lái)調(diào)整。 (2) CO2、SO2等酸性氧化物涉及到的“量”如：NaOH溶液與少量CO2： 。 NaOH溶液與足量CO2反應(yīng)： 。 類(lèi)似的還有SO2與堿的反應(yīng)。 (3)多種氧化劑或多種還原劑在反應(yīng)中涉及到的“量”不同，反應(yīng)的順序不同，方程式也不同。 ①如FeBr2溶液與氯水反應(yīng)，氯水足量時(shí)： ； 當(dāng)氯水少量時(shí)： ； 當(dāng)FeBr2與Cl2物質(zhì)的量為1∶1時(shí)： 。 ②變價(jià)元素如鐵和稀HNO3的反應(yīng)，鐵不足： 。 鐵過(guò)量： 。 3．特別歸納： (1)離子方程式書(shū)寫(xiě)中，濃硫酸要寫(xiě)成 形式，濃硝酸、濃鹽酸要寫(xiě)成 形式。 (2)拆寫(xiě)時(shí)，微溶物的澄清溶液要寫(xiě)成 形式；呈渾濁狀態(tài)或沉淀時(shí)要寫(xiě)成 形式。 如澄清石灰水表示為 ，而石灰乳表示為 。 (3)氨水作為反應(yīng)物寫(xiě)為 ；作為生成物時(shí)，稀溶液或不加熱時(shí)寫(xiě) ；若有加熱條件或濃度很大時(shí)，寫(xiě)為 。 二、判斷溶液中離子共存的規(guī)律 1．附加隱含條件的應(yīng)用規(guī)律： ⑴溶液無(wú)色透明時(shí)，則溶液中一定沒(méi)有有色離子，如 ； ⑵強(qiáng)堿性溶液中肯定有OH-，與之反應(yīng)的離子不存在，如H+、Fe3+、Al3+、NH4+、HCO3-等； ⑶強(qiáng)酸性溶液中肯定有H+，與之反應(yīng)的離子不存在，如HCO3- 、CO32- 、AlO2- 、CH3COO- 等； ⑷由于Fe3+、Al3+ 水解比較強(qiáng)烈，所以在中性溶液中 。 ⑸水電離出H＋或OH-濃度為10－12molL－1、溶液與Al反應(yīng)產(chǎn)生H2，都說(shuō)明溶液為 。 2．離子共存條件：同一溶液中若離子間不發(fā)生任何反應(yīng)，它們之間便能在溶液中大量共存。 ⑴生成難溶物或微溶物不能大量共存，詳見(jiàn)前頁(yè)“酸堿鹽溶解性規(guī)律”。 ⑵H+、OH—與溶液中離子生成弱酸弱堿等難電離物質(zhì)的反應(yīng)順序： ①H+與所有 及OH—離子都不能大量共存， 且一般先后順序： 。 ②OH—與所有 及H+都不能大量共存， 且一般先后順序： 。 ⑶發(fā)生氧化還原反應(yīng)：氧化性離子(如MnO4-、ClO-、NO3- (H+)、 Fe3+等)與還原性離子(如S2-、SO32-、I-、Fe2+、Br－等)不能大量共存，詳細(xì)情況見(jiàn)下節(jié)《氧化還原反應(yīng)》。 1．在澄清、透明的淺黃色溶液中，可能含有下列八種離子：H＋、NH、Fe3＋、Ba2＋、Al3＋、SO、HCO、I－，在檢驗(yàn)方案設(shè)計(jì)時(shí)初步分析其溶液中最多可含離子(不包括OH－)有( 　) A.4種 B.5種 C.6種 D.7種 2．能正確表示下列反應(yīng)的離子方程式是 (　 　) A.向次氯酸鈣溶液通入過(guò)量CO2：Ca2＋＋2ClO－＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClO B.向次氯酸鈣溶液通入SO2：Ca2＋＋2ClO－＋H2O＋SO2===CaSO3↓＋2HClO C.氫氧化鈣溶液與碳酸氫鎂溶液反應(yīng)：Ca2＋＋OH－＋HCO===CaCO3↓＋H2O D.在氯化亞鐵溶液中加入稀硝酸：3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋2H2O＋NO↑ 【第二節(jié) 離子反應(yīng)參考答案】 一、電解質(zhì) 【基礎(chǔ)落實(shí)】 1．(1)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔? (2) 在水溶液 中和熔融 狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物 2．(1)化合物 既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì) (2) 在水溶液里或熔融狀態(tài)下，能夠電離成自由移動(dòng)離子 (3) 自由離子濃度 溶液濃度 電解質(zhì)的電離程度 溶液濃度相同 (4) 在水溶液里或熔融狀態(tài)下 水溶液里或熔融狀態(tài)下 只能水溶液 里熔融狀態(tài)下是否導(dǎo)電 3．有 無(wú) 有 有 不 不 是 是 HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca (OH)2 可溶 難溶 4．(1)等號(hào) NaHSO4＝Na++H++SO42- 可逆符號(hào) CH3COOHCH3COO- + H+ (2) H2CO3HCO3－＋H＋， HCO3-CO32－＋H＋ Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ (3) NaHSO4＝Na++H++SO42- NaHSO4＝Na++HSO4- NaHCO3＝Na++HCO3- HCO3-H++ CO32- 二、離子反應(yīng) 1．使某種或某些離子濃度降低或減少 2．(1)易溶于水、易電離的物質(zhì) 強(qiáng) 強(qiáng) 可溶于水的 (2) 溶于水 電離 (3) 不能 (4) 原子個(gè)數(shù) 電荷總數(shù) 3.同一類(lèi)型離子 4. 強(qiáng) 強(qiáng) 弱 弱 5. (1)溶于水 Ba2＋、Ca2＋、Ag＋ Ag＋ (2) Na＋、K＋、NH4＋ 不溶于水 (3)溶于水H2SiO3 (4) Ca(OH)2 NH3H2O 不溶于水 【對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練】 1．SO3、H2SO4、Na2CO3、Na2SO3、Na2SO4 CO2、SO2 2．BaSO4、AgCl均為強(qiáng)酸鹽，不能與強(qiáng)酸HNO3反應(yīng) ， CaCO3、Ca3(PO4)2是弱酸鹽 ，能與強(qiáng)酸HNO3反應(yīng)。 3．不反應(yīng) CuCl2+2NH3H2O == Cu(OH)2 ＋ 2NH4Cl 【規(guī)律總結(jié)】 一、離子方程式的正誤判斷 1.(1) HNO3有強(qiáng)氧化性，應(yīng)該發(fā)后氧化還原反應(yīng) Fe與鹽酸置換反應(yīng)只能生成二價(jià)離子 應(yīng)該發(fā)生氧化還原反應(yīng) (3) 弱電解質(zhì)電離 鹽的水解 (4) 配平錯(cuò)誤，應(yīng)為：2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl 配平錯(cuò)誤，應(yīng)為：2Na+2H2O= 2Na++2OH－+ H2↑ 2. (1)Ca2+＋HCO-＋OH-==CaCO3↓＋H2O Ca2+＋2HCO-＋2OH-===CaCO3↓＋CO32-＋2H2O (2) CO2＋2OH-===CO32-＋H2O CO2＋OH-===HCO3- (3) ①2Fe2+＋4Br-＋3Cl2===2Fe3+＋2Br2＋6Cl- 2Fe2+＋Cl2===2Fe3+＋2Cl- 2Fe2+＋2Br-＋2Cl2===2Fe3+＋Br2＋4Cl- ②Fe＋4H＋＋NO3－=Fe3＋＋NO↑＋2H2O 3Fe＋8H＋＋2NO3－=3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O 3．(1) 分子 離子 (2) 分子 離子 Ca2++2OH- Ca(OH)2 (3) NH3H2O NH3H2O NH3↑+ H2O 二、判斷溶液中離子共存的規(guī)律 1.Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4- 、Cr2O72- 也不能存在 酸性或堿性?xún)煞N可能 2．弱酸根離子 OH－＞ AlO2－＞ SiO32－＞ CO32－＞ HCO3－＞ Al(OH)3溶解 弱堿陽(yáng)離子 H+＞金屬陽(yáng)離子 ＞NH4＋ ＞Al(OH)3等固體溶解 【對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練】1．B 2．D