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第二章
第二節
第2課時
離子反應
離子反應：在溶液中有離子參加的化學反應。
離子反應的分類及發生條件
復分解反應型：有難溶物物質生成、有難電離物質生成、有揮發性物質生成，三個條件滿足一個即可發生。
【注意】
①難電離的物質即弱電解質，常見的弱電解質有弱酸、弱堿和水。
②揮發性物質通常是指氣體，如CO2、SO2、NH3等。
氧化還原型離子反應
離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示化學反應的式子。
離子反應方程式的意義：離子方程式表示的不僅僅是某個反應的離子反應，而是表示同一類型化學反應的離子反應，并揭示了這類化學反應的反應實質。
離子方程式的書寫方法
（1）直接書寫法：寫酸、堿、鹽的電離方程式→分析離子種類→分析哪些離子能發生反應而結合成水、沉淀、氣體→將實際參加反應的離子符號寫在左邊，生成的水、沉淀或氣體化學式寫在右邊。如氫氧化鋇與硫酸反應的離子方程式為Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO42－===BaSO4↓＋2H2O。
（2）四步書寫法：寫、拆、刪、查。
寫—正確書寫反應的化學方程式：BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl
拆—把易溶于水、易電離的物質拆成離子的形式：
Ba2＋＋2Cl－＋2Na＋＋SO42－===
BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－
刪—刪去方程式兩邊不參加反應的離子：SO42－＋Ba2＋===BaSO4↓
查—檢查方程式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等
【注意】
1.可拆寫為離子符號表示的電解質
(1)強酸：HCl、H2SO4、HNO3等；
(2)強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2等；Ca(OH)2視情況而定；
(3)水溶性鹽。
2.常見鹽的溶解性
鉀鈉銨硝四鹽溶，鉀鈉銨鋇四堿溶；硫酸鉛鋇難溶解，鈣鹽銀鹽僅微溶；
碳酸正鹽溶者少，鎂鹽卻微溶水中；鹽酸鹽中多數溶，銀鹽不溶鉛微溶。
8.
“六看”法判斷離子方程式的正誤
（1）看反應是否在水溶液中或熔融狀態下進行，不在水溶液中或熔融狀態下進行的反應不能用離子方程式表示。
（2）看離子方程式是否符合客觀事實。如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑就不符合客觀事實，正確的應該是Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。
（3）看“↑”“↓”等的使用是否正確。
（4）看表示各物質的化學符號是否正確，即拆的是否合理。
（5）看是否漏掉離子反應。
如Ba(OH)2溶液與CuSO4溶液反應，既要寫Ba2＋與SO42－的離子反應，又要寫Cu2＋與OH－的離子反應。若寫為Ba2＋＋SO42－===BaSO4↓或Cu2＋＋2OH－===Cu(OH)2↓，則是錯誤的，應寫為Ba2＋＋2OH－＋Cu2＋＋SO42－===BaSO4↓＋Cu(OH)2↓。
看是否符合守恒關系，即要符合質量守恒和電荷守恒。如FeCl2溶液與Cl2反應，不能寫成Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－，應為2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。
12.
常見離子的檢驗
（1）檢驗OH－：用酚酞溶液，使酚酞溶液變紅
。
（2）檢驗H＋：①紫色石蕊溶液，使石蕊溶液變紅；②使用鋅粒，產生氣泡，氣體可燃。
（3）檢驗CO32－：用稀鹽酸、澄清石灰水，產生氣泡，產生的無色無味氣體通入澄清
石灰水中使澄清石灰水變渾濁。
（4）檢驗Cu2＋：NaOH溶液，產生藍色沉淀
。
13.
離子大量共存問題
一、共存原則
離子間不能發生化學反應，它們在同一溶液中能大量共存；離子間能發生化學反應，它們在同一溶液中不能大量共存。
二、判斷方法
(1)生成微溶物或沉淀而不能大量共存。
如：OH－與Mg2＋、Fe3＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Ca2＋等，Ba2＋與SO42－、CO32－、SO32－，Cl－與Ag＋等。
(2)生成氣體而不能大量共存。
如：H＋與CO32－、HCO3－、SO32－、S2－、HSO3－、HS－等，NH4＋與OH－等。
(3)生成弱電解質而不能大量共存。
如：H＋與CH3COO－、OH－、ClO－等。
(4)在“無色溶液”中不能存在有色離子。
如Fe3＋棕黃色、Fe2＋淺綠色、MnO4－紫紅色、Cu2＋藍色等。

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