資源簡介

中小學(xué)教育資源及組卷應(yīng)用平臺
知識清單02 離子反應(yīng)
知識點01 電解質(zhì)和非電解質(zhì) 知識點02 電解質(zhì)的電離
知識點03 離子方程式書寫及正誤判斷 知識點04 離子共存
知識點05 離子推斷 知識點06 離子檢驗
知識點01 電解質(zhì)和非電解質(zhì)
1．電解質(zhì)和非電解質(zhì)
電解質(zhì)和非電解質(zhì) 物質(zhì)類別 都是化合物、純凈物
本質(zhì)區(qū)別 看水溶液或熔融狀態(tài)能否導(dǎo)電
導(dǎo)電條件 自身電離出離子導(dǎo)電
常見電解質(zhì) 酸、堿、鹽、金屬氧化物和水
常見非電解質(zhì) CO2、NH3、乙醇、蔗糖
2．強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 本質(zhì)區(qū)別 是否完全完全電離
強電解質(zhì) 不含溶質(zhì)分子，含溶劑分子
弱電解質(zhì) 溶質(zhì)分子和溶質(zhì)離子共存
常見強電解質(zhì) 強酸 HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4
強堿 KOH、Ca（OH）2、NaOH、Ba（OH）2、［Ag(NH3)2］OH
大多數(shù)鹽 Fe（SCN）3、（CH3COO）2Pb除外
金屬氧化物 ：Na2O2、MgO、CaO等
常見弱電解質(zhì) 弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水
電解質(zhì)的相關(guān)判斷6個易錯點
（1）電解質(zhì)和非電解質(zhì)的概念是僅對于化合物而言的，單質(zhì)、混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。
（2）電解質(zhì)不一定導(dǎo)電，如固體NaCl、液態(tài)HCl均不導(dǎo)電；導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如金屬單質(zhì)、電解質(zhì)溶液均可導(dǎo)電，但都不是電解質(zhì)。
（3）電解質(zhì)是指自身電離能生成離子的化合物，有些化合物的水溶液能導(dǎo)電，但溶液中的離子不是它自身電離產(chǎn)生的，不屬于電解質(zhì)，如CO2、SO2、NH3、SO3等非電解質(zhì)，它們與水反應(yīng)生成的產(chǎn)物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4是電解質(zhì)。
（4）電解質(zhì)的強弱是根據(jù)電離程度劃分的，不能根據(jù)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性強弱劃分強弱電解質(zhì)。也不能根據(jù)電解質(zhì)的溶解性的大小劃分強弱電解質(zhì)。
（5）電解質(zhì)的強弱與物質(zhì)溶解性無關(guān),溶解度小的物質(zhì)易被誤認(rèn)為是弱電解質(zhì)。如BaSO4、AgCl等在水溶液中溶解度很小,但溶解部分完全電離,因此屬于強電解質(zhì)。溶液導(dǎo)電性強弱與自由離子的濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關(guān),與電解質(zhì)強弱無直接關(guān)系。
（6）電解質(zhì)溶于水和加熱熔融時破壞的化學(xué)鍵不一定一樣，溶于水破壞離子鍵和某些共價鍵，而加熱熔融只破壞離子鍵。
1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。
(1)液氯不導(dǎo)電，氯水導(dǎo)電是因為氯氣與水反應(yīng)生成電解質(zhì)電離而導(dǎo)電，故氯氣是非電解質(zhì)(　　)
(2)BaSO4的水溶液導(dǎo)電性很弱，故它是弱電解質(zhì)(　　)
(3)二氧化碳溶于水能部分電離，故二氧化碳屬于弱電解質(zhì)(　　)
(4)Cl2、SO2、NH3的水溶液均導(dǎo)電，故Cl2、SO2、NH3均為電解質(zhì)(　　)
(5)CaCO3、AgCl難溶于水，所以是弱電解質(zhì)(　　)
(6)強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性強(　　)
(7)強電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價化合物(　　)
(8)物質(zhì)的量濃度都是0.1 mol·L－1的NaCl溶液和CuSO4溶液導(dǎo)電能力相同(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)× (7)×　(8)×
2．今有10種物質(zhì)：①Cu　②稀硫酸 ③HCl　④NH3 ⑤空氣　⑥CO2　⑦Hg　⑧NaCl　⑨CaCO3　⑩Cl2
按照表中提示的信息，把符合左欄條件的物質(zhì)的序號填入右欄相應(yīng)的位置。
符合的條件 物質(zhì)的序號
(1) 混合物
(2) 電解質(zhì)，但熔融狀態(tài)下并不導(dǎo)電
(3) 電解質(zhì)，但難溶于水
(4) 非電解質(zhì)
(5) 既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)，但本身能導(dǎo)電
【解析】10種物質(zhì)中稀硫酸和空氣屬于混合物。HCl溶于水可電離出H＋、Cl－，能導(dǎo)電是電解質(zhì)，但熔融狀態(tài)下不存在自由移動的離子，不導(dǎo)電。CaCO3是難溶性的電解質(zhì)。NH3、CO2的水溶液雖然能導(dǎo)電，但不是它們本身發(fā)生了電離，而是它們分別與水發(fā)生了反應(yīng)，生成了能電離的物質(zhì)NH3·H2O和H2CO3，故它們屬于非電解質(zhì)。Cu和Hg屬于單質(zhì)，稀H2SO4屬于混合物，不是化合物，故既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)，但能導(dǎo)電。
答案：(1)②⑤　(2)③　(3)⑨　(4)④⑥　(5)①②
知識點02 電解質(zhì)的電離
1．電離
電離 概念 電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下，離解成自由移動的離子的過程
條件 水溶液或熔融狀態(tài)，不是“通電”
表示 電離方程式 強電解質(zhì)：用“”連接；
弱電解質(zhì)：用“”連接
2．電離方程式書寫 電離方程式書寫的思維流程
　
（1） 強酸的酸式鹽： 如：NaHSO4 水溶液 NaHSO4Na++H++SO42－
熔融態(tài) NaHSO4Na++HSO4－
（2） 弱酸的酸式鹽： 完全電離出金屬陽離子和酸根陰離子 NaHCO3：NaHCO3Na++HCO3－
K2HPO4：KH2PO4K++H2PO4－
NH4HS：NH4HSNH4++HS－
（3） 多元弱酸 分步電離，以第一步為主，不可合并 H2CO3：H2CO3H++HCO3－、HCO3－H++CO32－
（4） 多元弱堿 分步電離，一步書寫 Fe(OH)3：Fe（OH）3Fe3++3OH－
（5） 借水型電離 NH3·H2O的電離： NH3·H2ONH4++OH－
N2H4·H2O的電離： N2H4·H2ON2H5++OH－
Al(OH)3酸式電離： Al（OH）3+H2O［Al（OH）4］－+H+
（6） 自偶電離 一個分子失去H+，另一個分子得到H+ H2O（l）：2H2OH3O++OH－
NH3（l）：2NH3NH4++NH2－
HNO3（l）：2HNO3H2NO3++NO3－
3．電解質(zhì)的導(dǎo)電性
（1）能導(dǎo)電性的物質(zhì)
①自由電子導(dǎo)電：金屬單質(zhì)和石墨（物理變化）
②自由離子導(dǎo)電：電解質(zhì)溶液和熔融電解質(zhì)（化學(xué)變化）
（2）導(dǎo)電前提：水溶液或熔融狀態(tài)
（3）決定因素：自由離子的濃度
（4）反應(yīng)前后溶液導(dǎo)電性變化的判斷
①看反應(yīng)前后溶液中自由離子數(shù)目如何變化
②看反應(yīng)前后溶液體積如何變化
1．與電解質(zhì)及其電離關(guān)系有關(guān)的易混易錯點
（1）電離的條件是：水溶液或熔融狀態(tài)，而不是“通電”。
（2）電離過程中只有舊化學(xué)鍵斷裂，沒有新化學(xué)鍵形成，發(fā)生物理變化。
（3）電解質(zhì)溶于水和加熱熔融時破壞的化學(xué)鍵不一定完全相同，溶于水破壞離子鍵和某些共價鍵,而加熱熔融只破壞離子鍵。
2．與電解質(zhì)導(dǎo)電性有關(guān)的易混易錯點
（1）電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，如固態(tài)NaCl、液態(tài)HCl等
（2）電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性與電解質(zhì)的溶解度沒有必然關(guān)系。如醋酸在水中的溶解度很大，但是它是弱電解質(zhì)，電離出的離子濃度很小。溶液的導(dǎo)電性很弱。
（3）強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱，如極稀的NaCl溶液的導(dǎo)電能力不如濃氨水的導(dǎo)電能力強。
3．與電解質(zhì)溶液導(dǎo)電與金屬導(dǎo)電比較的易混易錯點
(1)金屬導(dǎo)電是由于自由電子在電場作用下的定向移動。溫度升高，金屬陽離子振動幅度增大，自由電子定向移動阻力增大，金屬導(dǎo)電性減弱。
(2)電解質(zhì)溶液之所以導(dǎo)電，是由于溶液中有自由移動的離子存在。電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的大小，和電解質(zhì)的強弱沒有必然聯(lián)系，取決于溶液中自由移動離子的濃度和離子的電荷數(shù)。但溫度升高時，弱電解質(zhì)電離程度增大，離子濃度增大，導(dǎo)電性會增強；但強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不變。
4．與電離方程式書寫有關(guān)的易混易錯點
（1）弱酸酸式鹽電離，第一步用“”，第二步用“”。如NaHCO3電離：NaHCO3Na++HCO3－，HCO3－H++CO32－。
（2）熔化條件電離時破壞離子鍵，不破壞共價鍵。如：NaHSO4（熔融）Na++HSO4－。
（3）有水參與的反應(yīng)不一定是水解反應(yīng)，還可能是電離反應(yīng)
①電離方程式：HS－+H2OS2－+H3O+
②水解方程式：HS－+H2OH2S+OH－
（4）注意電離方程式和沉淀溶解平衡方程式的區(qū)別
①電離方程式：AgCl（s）Ag+（aq）+Cl－（aq）
②沉淀溶解平衡方程式：AgCl（s）Ag+（aq）+Cl－（aq）
5．外加電解質(zhì)對原電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的影響
(1)若未發(fā)生離子反應(yīng)，則導(dǎo)電能力增強。如NaCl溶液中加入KNO3固體，導(dǎo)電能力增強。
(2)若發(fā)生離子反應(yīng)，則根據(jù)溶液中離子濃度和所帶電荷數(shù)目的變化來判斷導(dǎo)電能力的變化。
①如100 mL 0.1 mol·l－1 HCl溶液中加入0.005 mol KOH(s) Cl－濃度不變，K＋代替了部分H＋，導(dǎo)電能力不變。
②若加入0.1 mol KOH(s)二者反應(yīng)生成強電解質(zhì)KCl，但KOH過量，溶液導(dǎo)電能力增強。
③稀氨水中加入少量冰醋酸，溶液的導(dǎo)電能力增強，因為它們相互反應(yīng)，生成強電解質(zhì)CH3COONH4。
④向100 mL 0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中逐漸加入0.005 mol CuSO4(s)，由于兩者反應(yīng)生成BaSO4沉淀和Cu(OH)2沉淀，溶液的導(dǎo)電能力減弱。
3．下列物質(zhì)在指定條件下電離方程式正確的是(　　)
A．Na2CO3溶于水：Na2CO3===Na＋CO
B．Al(OH)3酸式電離：Al(OH)3===AlO＋H2O＋H＋
C．NaHS溶于水HS－的電離：HS－＋H2O??H2S＋OH－
D．NaHSO4加熱熔化：NaHSO4===Na＋＋HSO
【解析】選D　A項中正確的電離方程式為Na2CO3===2Na＋＋CO；B項中正確的電離方程式為Al(OH)3AlO＋H2O＋H＋；C項中HS－的電離為HS－H＋＋S2－。
4．下列說法正確的是(　　)
A．NaHCO3是強電解質(zhì)，故NaHCO3的電離方程式為NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
B．室溫下，0.1 mol·L－1的BOH溶液的pH＝11，則BOH的電離方程式為BOHB＋＋OH－
C．25 ℃ NaA溶液的pH>7，則HA的電離方程式為 HA===H＋＋A－
D．CaCO3的飽和水溶液導(dǎo)電性很弱，故CaCO3的電離方程式為CaCO3Ca2＋＋CO
【解析】選B　A項，HCO不完全電離，NaHCO3電離應(yīng)分步書寫；B項，BOH為弱堿，可逆電離；C項，HA為弱酸，可逆電離；D項，CaCO3難溶，但屬于強電解質(zhì)，全部電離。
知識點03 離子方程式書寫及正誤判斷
一、離子反應(yīng)
離子反應(yīng) 概念 有離子參加或有離子生成的反應(yīng)
本質(zhì) 溶液中某些離子的種類或濃度改變。
離子反應(yīng)的類型 復(fù)分解反應(yīng)型 在溶液中離子間發(fā)生互換生成沉淀、氣體或難電離物質(zhì)（水、弱酸、弱堿） Ag++Cl－AgCl↓
CO32－+2H+H2O+CO2↑
NH4++OH－NH3·H2O
鹽類水解反應(yīng)型 在溶液中鹽電離出的離子與水電離出的H+或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì) Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+
SO32－+H2OHSO3－+OH－
絡(luò)合反應(yīng)型 離子間通過配位鍵結(jié)合成絡(luò)合物（或配合物）或絡(luò)離子 Fe3++3SCN－Fe(SCN)3
Cu2++4NH3·H2OCu(NH3)42++4H2O
氧化還原反應(yīng)型 離子或物質(zhì)間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移生成新的離子或物質(zhì) Fe+Cu2+Fe2++Cu
2Fe2++2H++H2O22Fe3++2H2O
電化學(xué)反應(yīng)型 實質(zhì)為氧化還原反應(yīng)，但需要添加電解或通電條件 2Cl－+2H2O2OH－+Cl2↑+H2↑
2Cu2++2H2O2Cu+O2↑+4H+
二、離子方程式
（1）定義：用實際參加反應(yīng)的離子符號來表示反應(yīng)的式子。
（2）離子方程式的意義
①表示某一個具體的化學(xué)反應(yīng) ②表示同一類型的離子反應(yīng)，揭示了這類化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)。
（3）離子方程式的書寫步驟(以CaCO3與鹽酸的反應(yīng)為例)
三、書寫離子方程式時電解質(zhì)的“拆”分原則
(1)易溶的強電解質(zhì)(強酸、強堿、大多數(shù)可溶性鹽)寫離子形式。
①常見的強酸、弱酸
強酸 HNO3、H2SO4、HClO4、HCl、HBr、HI
弱酸 H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、H2C2O4、HClO、HF、H2S、H2SO3
[注意]　濃鹽酸、濃硝酸在離子方程式中可拆，濃硫酸一般不拆。
②常見的強堿、弱堿
強堿 NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
弱堿 NH3·H2O、Mg(OH)2、Fe(OH)3
③酸式鹽
a.強酸的酸式酸根離子(如HSO)在水溶液中寫成拆分形式，如NaHSO4應(yīng)寫成Na＋、H＋和SO；而在熔融狀態(tài)下HSO不能拆開，應(yīng)寫成Na＋和HSO；
b.弱酸的酸式酸根離子不能拆開，如HCO、HS－、HSO等。
(2)固體之間的反應(yīng)、濃硫酸(或濃磷酸)與固體之間的反應(yīng)，不能電離出自由移動的離子，所以不寫離子方程式。如：Ca(OH)2(s)＋2NH4Cl(s)CaCl2(s)＋2NH3↑＋2H2O↑
(3)電解質(zhì)拆分的特殊情況
特殊情況 處理方式 舉例
微溶性物質(zhì)呈澄清溶液形式 拆寫成離子符號 澄清石灰水和鹽酸反應(yīng)：OH－＋H＋=H2O
微溶性物質(zhì)呈懸濁液形式 仍寫化學(xué)式 用石灰乳制漂白粉的反應(yīng)： Ca(OH)2＋Cl2=Ca2＋＋Cl－＋ClO－＋H2O
氨水為反應(yīng)物或不加熱的稀溶液中的生成物 寫成NH3·H2O 硫酸鋁溶液中加入氨水： Al3＋＋3NH3·H2O=Al(OH)3↓＋3NH
氨水為加熱條件或很濃溶液中的生成物 寫成NH3↑＋H2O 濃NaOH溶液中加入硫酸銨固體并加熱： OH－＋NHNH3↑＋H2O
未處于自由移動離子狀態(tài)的反應(yīng) 仍寫化學(xué)式形式 銅和濃硫酸加熱反應(yīng)： Cu＋2H2SO4(濃)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
四、反應(yīng)連續(xù)型——“分步分析”法
1．反應(yīng)特點
反應(yīng)生成的部分離子與過量的離子繼續(xù)反應(yīng)而導(dǎo)致其離子方程式與用量有關(guān)。
2．解題思路
首先分析判斷出物質(zhì)過量與否，再根椐原理書寫。
3．應(yīng)用舉例
如H2S與堿(OH－)反應(yīng)
(1)酸不足時生成正鹽，如H2S＋2OH－===S2－＋2H2O；
(2)酸過量時生成酸式鹽，如H2S＋OH－===HS－＋H2O。
【舉一反三】
1．寫出符合下列條件的離子方程式。
(1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)與堿溶液反應(yīng)。如CO2通入NaOH溶液中。
堿過量：__________________________________________________________________；
堿不足：__________________________________________________________________。
(2)多元弱酸(或其酸酐)與更弱酸的鹽溶液反應(yīng)。如CO2通入Na[Al(OH)4]溶液中。
Na[Al(OH)4]過量：______________________________________________________；
Na[Al(OH)4]不足：______________________________________________________。
(3)多元弱酸鹽與強酸反應(yīng)。如Na2CO3溶液與稀鹽酸。
鹽酸不足：____________________________________________________________；
鹽酸過量：___________________________________________________________。
(4)鋁鹽溶液與強堿溶液反應(yīng)。
鋁鹽過量：___________________________________________________________；
強堿過量：__________________________________________________________。
(5)Na[Al(OH)4]溶液與強酸溶液反應(yīng)。
Na[Al(OH)4]過量：_____________________________________________________；
強酸過量：___________________________________________________________。
(6)Fe與稀HNO3溶液反應(yīng)。
Fe過量：______________________________________________________________；
稀HNO3過量：________________________________________________________。
答案：(1)CO2＋2OH－===CO＋H2O
CO2＋OH－===HCO
(2)2[Al(OH)4]－＋CO2===2Al(OH)3↓＋CO＋H2O
[Al(OH)4]－＋CO2===Al(OH)3↓＋HCO
(3)CO＋H＋===HCO
CO＋2H＋===CO2↑＋H2O
(4)Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
Al3＋＋4OH－===[Al(OH)4]－
(5)[Al(OH)4]－＋H＋===Al(OH)3↓＋H2O
[Al(OH)4]－＋4H＋===Al3＋＋4H2O
(6)3Fe＋2NO＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O
Fe＋NO＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O
五、物質(zhì)配比型——“少定多變”法
1．反應(yīng)特點
當(dāng)一種反應(yīng)物中有兩種或兩種以上組成離子參與反應(yīng)時，因其組成比例不協(xié)調(diào)(一般為復(fù)鹽或酸式鹽)，當(dāng)一種組成離子恰好完全反應(yīng)時，另一種組成離子不能恰好完全反應(yīng)(有剩余或不足)而與用量有關(guān)。
2．解題思路
“少定”就是把相對量較少的物質(zhì)定為“1 mol”，若少量物質(zhì)有兩種或兩種以上離子參加反應(yīng)，則參加反應(yīng)的離子的物質(zhì)的量之比與原物質(zhì)組成比相符。
“多變”就是過量的反應(yīng)物，其離子的化學(xué)計量數(shù)根據(jù)反應(yīng)實際需求量來確定，不受化學(xué)式中的比例制約，是可變的。
如：寫出少量NaHCO3與足量Ca(OH)2溶液反應(yīng)的離子方程式；
其步驟是：“少定”——即定HCO的物質(zhì)的量為1 mol，“多變”——1 mol HCO能與1 mol OH－發(fā)生反應(yīng)，得到1 mol H2O和1 mol CO，1 mol CO再與1 mol Ca2＋結(jié)合生成CaCO3沉淀。故離子方程式為HCO＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O。
【舉一反三】
2．寫出符合下列條件的離子方程式。
(1)Ca(HCO3)2溶液與NaOH溶液反應(yīng)。
①NaOH不足：_____________________________________________________；
②NaOH過量：_____________________________________________________。
(2)Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液反應(yīng)。
①n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶1
________________________________________________________________________，
此時溶液呈________性；
②n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶2
________________________________________________________________________，
此時溶液呈________性，若向該溶液中再加入Ba(OH)2溶液，離子方程式為________________________________________________________________________。
(3)NH4Al(SO4)2與Ba(OH)2溶液反應(yīng)。
①n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶1
________________________________________________________________________；
②n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶2
________________________________________________________________________。
答案：(1)①Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O
②Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO
(2)①Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O　堿
②Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O　中
SO＋Ba2＋===BaSO4↓
(3)①3Ba2＋＋3SO＋2Al3＋＋6OH－===3BaSO4↓＋2Al(OH)3↓
②NH＋Al3＋＋2SO＋2Ba2＋＋4OH－===NH3·H2O＋Al(OH)3↓＋2BaSO4↓
六、先后反應(yīng)型——“先強后弱”法
1．反應(yīng)特點
一種反應(yīng)物的兩種或兩種以上的組成離子，都能跟同一種反應(yīng)物反應(yīng)，但因反應(yīng)順序不同而離子方程式不同，又稱為競爭型。
2．解題思路
(1)非氧化還原型的離子反應(yīng)
如向含有Na＋、OH－、CO、AlO的溶液中，逐滴加入稀鹽酸至過量，離子方程式依次為OH－＋H＋===H2O、AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓、 CO＋2H＋===H2O＋CO2↑、Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
(2)氧化還原型的離子反應(yīng)
對于氧化還原反應(yīng)，按“先強后弱”的順序書寫，即氧化性(或還原性)強的優(yōu)先發(fā)生反應(yīng)，氧化性(或還原性)弱的后發(fā)生反應(yīng)。
如向FeI2溶液中通入Cl2, I－先與Cl2發(fā)生反應(yīng)，I－反應(yīng)完后，F(xiàn)e2＋再與Cl2發(fā)生反應(yīng)。
【舉一反三】
3．寫出符合下列條件的離子方程式。
(1)NH4HSO4溶液與NaOH溶液的反應(yīng)。
NaOH不足：__________________________________________________________；
NaOH過量：__________________________________________________________。
(2)將Fe(NO3)3溶液與HI混合。
HI不足：______________________________________________________________；
HI過量：______________________________________________________________。
(3)少量Cl2與FeI2溶液反應(yīng)：_____________________________________________；
足量Cl2與FeI2溶液反應(yīng)：_______________________________________________。
(4)向含有H＋、Al3＋、NH的溶液中，逐滴加入NaOH溶液至過量 ，反應(yīng)的離子方程式依次為
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________。
答案：(1)H＋＋OH－===H2O
NH＋H＋＋2OH－===NH3·H2O＋H2O
(2)8H＋＋2NO＋6I－===4H2O＋3I2＋2NO↑
Fe3＋＋12H＋＋3NO＋10I－===Fe2＋＋5I2＋6H2O＋3NO↑
(3)2I－＋Cl2===2Cl－＋I(xiàn)2
2Fe2＋＋4I－＋3Cl2===2Fe3＋＋2I2＋6Cl－
(4)H＋＋OH－===H2O　Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
NH＋OH－===NH3·H2O
Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－
1．離子方程式的正誤判斷方法“十查”
(1)“一查”是否符合客觀事實。
如：①2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是錯誤的，因為H＋不能把Fe氧化成Fe3＋，而只能氧化成Fe2＋。
②2Fe3++3S2－Fe2S3，F(xiàn)e3+有氧化性，S2－有還原性，F(xiàn)e3+可將S2－氧化為S，即2Fe3++S2－2Fe2++S↓。
(2)“二查”“===”“”“↑”“↓”是否使用恰當(dāng)。
①用飽和FeCl3溶液制備膠體：若離子方程式寫成Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋是錯誤的，原因是Fe(OH)3膠體不是沉淀，不能標(biāo)“↓”，只注明“膠體”即可。
②NaHCO3溶液因水解呈堿性：若離子方程式寫為HCO＋H2O===H2CO3＋OH－是錯誤的，原因是HCO水解過程很微弱，應(yīng)用“”表示而不能用“===”。
(3)“三查”拆分是否正確。
只有易溶于水的強電解質(zhì)能拆寫成離子，其他物質(zhì)均不能拆寫。
如：①Ca(HCO3)2＋2H＋===Ca2＋＋2CO2↑＋2H2O是錯誤的，原因是未將Ca(HCO3)2拆分成Ca2＋和HCO。
②NH3通入醋酸溶液中：CH3COOH+NH3CH3COONH4，錯在未將強電解質(zhì)拆分成CH3COO－、NH4+。
(4)“四查”是否“漏寫”離子反應(yīng)。
如稀硫酸與氫氧化鋇溶液反應(yīng)的離子方程式寫成Ba2＋＋SO===BaSO4↓是錯誤的，原因是忽略了氫離子和氫氧根離子的中和反應(yīng)。
(5) “五查”忽視微粒配比
如：Ba（OH）2溶液與H2SO4溶液反應(yīng)：Ba2++OH－+H++SO42－BaSO4↓+H2O，應(yīng)寫成Ba2++2OH－+2H++ SO42－BaSO4↓+2H2O。
(6)“六查”反應(yīng)物的“量”——過量、少量、足量等。
如：碳酸氫鈉溶液與少量石灰水反應(yīng)HCO3－+Ca2++OH－＝CaCO3↓+H2O，此反應(yīng)中Ca（OH）2是二元堿，所以方程式中Ca2+和OH－的物質(zhì)的量之比應(yīng)為1︰2。
碳酸氫鈉溶液與足量石灰水反應(yīng)：2HCO3－+Ca2++2OH－＝CaCO3↓+2H2O+CO32－，此反應(yīng)中HCO3－充足，所以方程式中Ca2+和OH－的物質(zhì)的量之比應(yīng)為1︰1。
(7)“七查”是否符合三個守恒。
①質(zhì)量守恒：如Na＋H2O===Na＋＋OH－＋H2↑是錯誤的，原因是反應(yīng)前后氫原子的數(shù)目不等。
②電荷守恒：如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋。是錯誤的，原因是電荷不守恒。
③得失電子守恒：氧化還原反應(yīng)型的離子方程式要符合得失電子守恒。如將氯化亞鐵溶液和稀硝酸混合發(fā)生反應(yīng)的離子方程式寫成Fe2＋＋4H＋＋NO===Fe3＋＋2H2O＋NO↑是錯誤的，原因是氧化劑得到電子總數(shù)和還原劑失去電子總數(shù)不相等。
(8)“八查”看是否忽略隱含的反應(yīng)。
如將少量SO2通入漂白粉溶液中發(fā)生反應(yīng)的離子方程式寫成Ca2＋＋2ClO－＋SO2＋H2O===CaSO3↓＋2HClO是錯誤的，原因是忽略了HClO可以將亞硫酸鹽氧化。
(9)“九查”是否忽視反應(yīng)前提、環(huán)境、條件
如：①實驗室用NH4Cl和Ca（OH）2加熱制NH3：NH4++OH－NH3↑+H2O，該反應(yīng)不是在溶液中進(jìn)行的，不能寫成離子方程式形式。
②酸性條件下KIO3和KI反應(yīng)生成I2：IO3－+5I－+3H2O3I2+6OH－，酸性溶液中不能產(chǎn)生大量的OH－，應(yīng)寫成IO3－+5I－+6H+3I2+3H2O。
③常溫下將硝酸銨溶液與KOH溶液混合：NH4++OH－NH3↑+H2O，常溫下NH4+和OH－反應(yīng)生成NH3·H2O，加熱時生成NH3和H2O。
(10)“十查”忽視水解特點和滴加順序
①明礬溶液加熱水解生成沉淀：Al3++3H2OAl（OH)3↓+3H+，水解程度很小，不能生成沉淀和氣體，正確的反應(yīng)為Al3++3H2OAl（OH)3+3H+。
②純堿溶液中滴加少量鹽酸：CO32－+2H+CO2↑+H2O，正確的離子方程式為CO32－+H+HCO3－。
2．常見的與量無關(guān)的離子反應(yīng)
（1）向ONa溶液通入少量或過量CO2：O－+CO2+H2OC6H5OH+HCO3－
（2）向NaClO溶液通入少量或過量CO2：ClO－+CO2+H2OHClO+HCO3－
（3）向鋁鹽溶液通入少量或過量NH3：Al3++3NH3·H2OAl(OH)3↓+3NH4+
5．離子方程式正誤判斷：
(1)向CuSO4溶液中通入H2S氣體：Cu2＋＋S2－===CuS↓(　　)
(2)氯氣溶于水：Cl2＋H2O??2H＋＋Cl－＋ClO－(　　)
(3)Fe和稀硝酸反應(yīng)：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑(　　)
(4)Fe(OH)3和HI的反應(yīng)：Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O(　　)
(5)酸性溶液中KIO3與KI反應(yīng)生成I2：IO＋I(xiàn)－＋6H＋===I2＋3H2O(　　)
(6)用過氧化氫從酸化的海帶灰浸出液中提取碘：
2I－＋H2O2＋2H＋===I2＋2H2O(　　)
(7)少量SO2和NaOH反應(yīng)：SO2＋OH－===HSO(　　)
(8)向Na2CO3溶液中滴入少量鹽酸：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑(　　)
答案：(1)×　(2)×(3)× (4)×(5)×　(6)√(7)×　(8)×
6．寫出下列反應(yīng)的離子方程式。
(1)NH4HCO3溶液中加入少量NaOH溶液：
___________________________________________________________________。
(2)向漂白液中通入少量CO2：[已知Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)]
___________________________________________________________________。
(3)向漂白液中通入少量SO2： _______________________________________。
答案　(1)HCO＋OH－===CO＋H2O
(2)ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCO(注：不生成CO)
(3)3ClO－＋SO2＋H2O===Cl－＋SO＋2HClO
7．根據(jù)題目條件，寫出下列反應(yīng)的離子方程式。
(1)Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液反應(yīng)
①n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶1
___________________________________________________________________，
此時溶液呈________性；
②n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶2
________________________，此時溶液呈________性，若向該溶液中再加入Ba(OH)2溶液，離子方程式為_________________________________________。
(2)NH4Al(SO4)2與Ba(OH)2溶液反應(yīng)
①n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶1
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________；
②n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶2
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
答案　 (1)①Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O　堿
②Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O　中　SO＋Ba2＋===BaSO4↓
(2)①3Ba2＋＋3SO＋2Al3＋＋6OH－===3BaSO4↓＋2Al(OH)3↓
②NH＋Al3＋＋2SO＋2Ba2＋＋4OH－===NH3·H2O＋Al(OH)3↓＋2BaSO4↓
知識點04 離子共存
1．離子共存
離子共存問題是離子反應(yīng)的條件和本質(zhì)的最直接應(yīng)用，所謂幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間 不發(fā)生任何化學(xué)反應(yīng)　；若離子之間能 發(fā)生化學(xué)反應(yīng)　，則一般不能大量共存。
2．分析離子能否大量共存必備知識
(1)中學(xué)常見的六種有顏色的離子
MnO　(紫紅色)、 Cu2＋　(藍(lán)色)、 Fe3＋　(棕黃色)、 Fe2＋　(淺綠色)、 Cr2O　(橙色)、 CrO　(黃色)
(2)常見的表示溶液呈酸性的表述
①pH＝1的溶液(常溫下)；
②使pH試紙變 紅　的溶液；
③使甲基橙呈 紅色　的溶液；
④與鎂粉反應(yīng)放出 H2　的溶液；
⑤c(OH－)＝1×10－14 mol/L的溶液(常溫下)。
(3)常見的表示溶液呈堿性的表述
①pH＝14的溶液(常溫下)；
②使pH試紙變 藍(lán)　的溶液；
③使酚酞試液變 紅　的溶液；
④c(H＋)＝1×10－14 mol/L的溶液(常溫下)。
(4)常見的表示溶液可能呈酸性也可能呈堿性的表述
①與鋁粉反應(yīng)放出 H2　的溶液；
②由水電離出的c(OH－)＝1×10－12 mol/L的溶液(常溫下)；
③與NH4HCO3反應(yīng)能產(chǎn)生氣體的溶液。
3．判斷離子能否大量共存的“四個要點”
判斷離子能否大量共存的“四個要點”，關(guān)鍵是看“一色、二性、三特殊、四反應(yīng)”。
(1)一色——溶液顏色，無色溶液中不存在 有色　離子。
(2)二性——溶液的酸堿性：
①在強酸性溶液中， OH－　及弱酸根離子(如CO、SO、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在；
②在強堿性溶液中， H＋　及弱堿陽離子(如NH、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均不能大量存在；
③弱酸的酸式酸根離子(如HCO、HSO、HS－等)在強酸性和強堿性溶液中均不能大量存在。
(3)三特殊——三種特殊情況：
①AlO與HCO不能大量共存，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為AlO＋HCO＋H2O=== Al(OH)3↓＋CO　。
②“NO＋H＋”組合具有強氧化性，能與S2－、Fe2＋、I－、SO等具有還原性的離子發(fā)生 氧化還原　反應(yīng)而不能大量共存。
③NH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(jìn)，但總的水解程度仍很小，它們在溶液中能大量共存。
(4)四反應(yīng)——離子不能大量共存的四種反應(yīng)類型：
①發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)
a.生成難溶物或微溶物的離子不能大量共存
陽離子 不能大量共存的陰離子
Ba2＋、Ca2＋、Pb2＋ CO、SO、SO、SiO、PO
Fe3＋、Cu2＋、Fe2＋ OH－、S2－、CO、HCO、SiO、AlO
Al3＋、Zn2＋ OH－、CO、HCO、SiO、AlO
b.生成難電離的物質(zhì)(如弱酸、弱堿)
H＋與OH－、CH3COO－、CO、S2－、SO、PO、CN－、SiO、S2O、AlO、HCO、HS－、HSO、HPO、H2PO等離子不能大量共存；
OH－與H＋、Mg2＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Zn2＋、NH、Al3＋、HCO、HS－、HSO、HPO、H2PO等離子不能大量共存。
注意　既能與酸反應(yīng)又能與堿反應(yīng)的離子，一般為多元弱酸的酸式酸根離子。
②發(fā)生氧化還原反應(yīng)
具有較強氧化性的離子與具有較強還原性的離子，會發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。
氧化性離子 還原性離子
ClO－、MnO(H＋)、NO(H＋)、Fe3＋、Cr2O、FeO Fe2＋(可與Fe3＋共存)、S2－、I－、SO、HS－、HSO
③發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)
當(dāng)弱酸的酸根與弱堿的陽離子同時存在于水溶液中時，弱酸的酸根水解生成的OH－與弱堿的陽離子水解生成的H＋反應(yīng)生成水，從而使兩種離子的水解平衡互相促進(jìn)而向水解方向移動，甚至完全反應(yīng)。常見的因發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)而不能大量共存的離子如下：
a.Al3＋與CO、HCO、S2－、HS－、AlO、SiO；
b.Fe3＋與CO、HCO、AlO、SiO。
④發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)
離子間因發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)而不能大量共存，常見的反應(yīng)有
a.Fe3＋與SCN－因生成Fe(SCN)3而不能大量共存。
b.Ag＋與NH3·H2O因生成[Ag(NH3)2]＋而不能大量共存。
4．能溶解某物質(zhì)的溶液
（1）能夠溶解氧化鋁或氫氧化鋁的溶液：含H+或OH－
（2）能夠溶解氫氧化鎂的溶液：含H+或NH4+
5．加某物質(zhì)變色的溶液
（1）加酚酞變紅或加石蕊變藍(lán)：含OH－
（2）加石蕊變紅：含H+
（3）加甲基橙變紅：含H+
（4）遇pH試紙變色：赤、橙、黃、綠、青、藍(lán)、紫
（5）加KSCN溶液變紅：含F(xiàn)e3+
（6）濕潤的淀粉碘化鉀試紙變藍(lán)：含MnO4－（H+）或ClO－或NO3－（H+）或Fe3+
（7）加飽和氯水，呈黃色的溶液：含F(xiàn)e2+或I－或Br－
6．加某物質(zhì)放氣體的溶液
（1）加堿放氣體的溶液：含NH4+
（2）加NH4HCO3放氣體的溶液：含H+或OH－
（3）加鋁能放H2的溶液：含H+（非硝酸）或OH－
（4）加鐵能放H2的溶液：含H+（非硝酸）
（5）加鎂能放H2的溶液：含H+（非硝酸）或OH－
（6）加Na能放H2的溶液：含H+或OH－或H2O
（7）加銅能放氣體的溶液：含硝酸
（8）加氯水冒氣泡的溶液：含CO32－或HCO3－
7．與水的電離度有關(guān)的溶液
（1）c(H+)水＝1×10－13mol/L：含H+或OH－
（2）c(H+)水·c（OH－)水＝1×10－26：含H+或OH－
（3）水的電離度為1.8×10－13%：含H+或OH－
（4）＝1012的溶液：含H+
（5）AG＝lg＝12的溶液：含H+
（6）加水稀釋值明顯減小的溶液：含H+
離子大量共存易錯點
①抓住關(guān)鍵詞語。如“一定大量共存”“可能大量共存”或“不能大量共存”等。
②理解兩大條件。若溶液可能呈強酸性也可能呈強堿性時，“可能大量共存”的含義是在兩種條件下只要有一種能大量共存即符合題目要求。“一定大量共存”的含義是兩種條件下離子均能大量共存才符合題目要求。
③警惕幾種隱含情況。
a.含有大量Fe3＋的溶液，隱含是酸性溶液，并具有強氧化性。
b.含有大量NO的溶液，隱含酸性條件下具有強氧化性。
c.含有大量AlO的溶液，隱含是堿性溶液。
d.含大量S2－、SO的溶液，隱含是堿性溶液。
e.含有大量ClO－、Cl－的溶液，隱含不是酸性溶液。
④分析離子間發(fā)生的反應(yīng)
結(jié)合題給條件和離子種類分析所給離子之間能否發(fā)生以下反應(yīng)：復(fù)分解反應(yīng)、氧化還原反應(yīng)、相互促進(jìn)的水解反應(yīng)，絡(luò)合反應(yīng)(如Fe3＋與SCN－的反應(yīng))等。
8．常溫下，下列各組離子在指定環(huán)境中一定能大量共存的是(　　)
A．無色溶液中：Al3＋、NH、Cl－、HCO
B．加入甲基橙顯紅色的溶液中：Fe2＋、Na＋、SO、NO
C．水電離出來的c(H＋)＝10－12 mol·L－1的溶液： K＋、HCO、I－、ClO－
D．pH＝1的溶液：Fe2＋、Cl－、Na＋、SCN－
【解析】選D　Al3＋與HCO發(fā)生反應(yīng)：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，不能大量共存，A錯誤；加入甲基橙顯紅色的溶液呈酸性，酸性條件下NO具有氧化性，會將Fe2＋氧化為Fe3＋，不能大量共存，B錯誤；水電離出來的c(H＋)＝10－12 mol·L－1的溶液可能是酸性或堿性溶液，HCO都不能大量存在，C錯誤；pH＝1的溶液呈強酸性，各離子之間不反應(yīng)，能大量共存，D正確。
9．常溫下，下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是(　　)
A．無色透明溶液中：K＋、MnO、Cl－、H＋
B.＝10－12的溶液中：Na＋、K＋、NO、ClO－
C．pH＝12的無色溶液：K＋、Na＋、CH3COO－、Br－
D．含Na2SO3的溶液中：K＋、H＋、Cl－、NO
【解析】選C　MnO為紫色，在無色溶液中不能大量存在，A項不符合題意；B項溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，為強酸性溶液，ClO－為弱酸根離子，不能大量存在，不符合題意；C項溶液為強堿性溶液，四種離子能大量共存，符合題意；SO為弱酸根離子，與H＋不能大量共存，且NO在酸性條件下能與SO發(fā)生氧化還原反應(yīng)，故酸性條件下兩者不能大量共存，D項不符合題意。
知識點05 離子推斷
1．離子推斷的四項基本原則
2．離子推斷中常見的特殊現(xiàn)象
（1）焰色試驗呈紫色：K+，焰色試驗呈黃色：Na+
（2）與堿溶液共熱產(chǎn)生使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)的氣體：NH4+
（3）通入足量氨氣產(chǎn)生白色沉淀，溶液中一定不含Ag+，可能含Mg2+和Al3+
（4）加入足量鹽酸產(chǎn)生白色沉淀，溶液中可能含Cl－和SiO32－
（5）加入足量鹽酸產(chǎn)生淺黃色沉淀，溶液中可能含S2O32－或S2－和SO32－
（6）通入足量二氧化碳產(chǎn)生白色沉淀，溶液中可能含SiO32－和[Al(OH)4]－
（7）通入足量二氧化硫產(chǎn)生白色沉淀，沉淀可能為H2SiO3或BaSO4，溶液中可能含SiO32－或Ba2+與MnO4－（H+）、ClO－、NO3－（H+）、Fe3+等氧化性離子的混合離子
易錯點：離子推斷中的定量關(guān)系
（1）溶液中有陽離子，一定有陰離子，而且陽離子帶的正電荷總數(shù)等于陰離子帶的負(fù)電荷總數(shù)
（2）若多種離子共存，且只有一種離子的物質(zhì)的量未知，可以用電荷守恒來確定最后一種離子是否存在。
10．有一無色透明溶液，欲確定是否含有下列離子：K＋、Mg2＋、Al3＋、Fe2＋、Ba2＋、NO、SO、Cl－、I－、HCO，取該溶液實驗如表所示。
實驗步驟 實驗現(xiàn)象
①取少量該溶液，加幾滴甲基橙 溶液變紅色
②取少量該溶液加熱濃縮，加Cu片和濃H2SO4，加熱 有無色氣體產(chǎn)生，氣體遇空氣可以變成紅棕色
③取少量該溶液，加BaCl2溶液 有白色沉淀生成
④取③中上層清液，加AgNO3溶液 有穩(wěn)定的白色沉淀生成，且不溶于HNO3
⑤取少量該溶液，加NaOH溶液 有白色沉淀生成，當(dāng)NaOH過量時沉淀部分溶解
由此判斷：
(1)溶液中肯定存在的離子是______________________________________________，
溶液中肯定不存在的離子是______________________________________________。
(2)為進(jìn)一步確定其他離子，應(yīng)該補充的實驗及對應(yīng)欲檢驗的離子(如為溶液反應(yīng)，說明使用試劑的名稱，不必寫詳細(xì)操作步驟)為______________________________________。
[解析]　(1)無色溶液，排除Fe2＋。由實驗現(xiàn)象可獲取以下解題信息。
實驗現(xiàn)象 獲取信息
溶液變紅色 可知溶液呈酸性，利用互斥性原則，H＋與HCO發(fā)生反應(yīng)而不能共存，說明溶液中不含HCO
有無色氣體產(chǎn)生，氣體遇空氣可以變成紅棕色 可判斷氣體為NO，根據(jù)原子守恒從而判斷溶液中含有NO，再利用互斥性原則，H＋、NO具有強氧化性與I－發(fā)生反應(yīng)而不能共存，說明溶液中不含I－
有白色沉淀生成 判斷溶液中含有SO，利用互斥性原則，Ba2＋與SO發(fā)生反應(yīng)而不能共存，說明溶液中不含Ba2＋
有穩(wěn)定的白色沉淀生成，且不溶于HNO3 由進(jìn)出性原則可知實驗③向溶液中引入了Cl－，故無法判斷原溶液中Cl－是否存在
有白色沉淀生成，當(dāng)NaOH過量時沉淀部分溶解 判斷溶液中含有Mg2＋和Al3＋
(2)根據(jù)以上分析，Cl－、K＋不確定。
a．檢驗是否含有K＋，通過藍(lán)色的鈷玻璃觀察焰色反應(yīng)，如果為紫色則含K＋，否則不含K＋；
b．檢驗是否含有Cl－，需先加入過量的Ba(NO3)2溶液使SO完全沉淀，再取上層清液，加入AgNO3溶液，如有白色沉淀生成則含有Cl－，否則不含Cl－。
[答案]　(1)Al3＋、Mg2＋、NO、SO　Fe2＋、Ba2＋、I－、HCO
(2)焰色反應(yīng)，檢驗K＋；Ba(NO3)2溶液、AgNO3溶液，檢驗Cl－
知識點06 離子檢驗
1．檢驗離子的“四種方法”
(1)生成氣體，如NH4+、CO的檢驗
(2)生成沉淀，如Cl 、SO的檢驗
(3)顯現(xiàn)特殊顏色，如Fe3+、苯酚的檢驗
(4)焰色反應(yīng)：金屬或金屬離子的檢驗
2．離子檢驗實驗操作的答題模板
操作　　　 　現(xiàn)象　　　 　　結(jié)論
取樣，加入…… 有……生成　 ……的是……
以SO的檢驗為例：取少量溶液于試管中，加入足量稀鹽酸，無明顯現(xiàn)象，再加入BaCl2溶液，若有白色沉淀產(chǎn)生，則證明有SO
3．常見陽離子的檢驗與推斷依據(jù)
(1)H+
①紫色石蕊溶液：變紅色
②甲基橙溶液：變紅色
③pH試紙：變紅色
(2)NH
①試劑：濃NaOH溶液(加熱)和濕潤的紅色石蕊試紙
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入NaOH濃溶液并加熱，放出能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)的氣體
③離子方程式：NH＋OH－NH3↑＋H2O
(3)Fe3+
①觀察法：溶液呈棕黃色
②KSCN溶液：加入KSCN或其它可溶性硫氰化物溶液，溶液呈紅色
離子方程式：Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3 (紅色溶液)
③NaOH溶液：加入NaOH溶液或通入氨氣或加入氨水，產(chǎn)生紅褐色沉淀
離子方程式：Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓(紅褐色沉淀)
④苯酚溶液：加入苯酚溶液，溶液呈紫色
離子方程式：Fe3+＋6C6H5OH6H+＋[Fe(C6H5O)6]3－(紫色溶液)
(4)Fe2+
①觀察法：溶液呈淺綠色
②K3[Fe(CN)6](鐵氰化鉀)溶液：加入鐵氰化鉀溶液，有藍(lán)色沉淀生成
離子方程式：3Fe2+＋2Fe(CN)63－===Fe3[Fe(CN)6]2↓(藍(lán)色沉淀)
③NaOH溶液：加NaOH溶液生成白色沉淀，在空氣中迅速變?yōu)榛揖G色，最后變?yōu)榧t褐色
離子方程式：Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓(白色沉淀) 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3(紅褐色沉淀)
④KSCN溶液、氯水：加KSCN后無顏色變化，再滴加氯水溶液變成血紅色
離子方程式：2Fe2+＋Cl2===2Cl +2Fe3+ Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3(紅色)
⑤KMnO4法：分別加入少量酸性KMnO4溶液，能使KMnO4溶液的紫紅色變淺
離子方程式：5Fe2+＋MnO4－＋8H+===5Fe3+＋Mn2+＋4H2O
(5)Na+
Pt(Fe)絲和稀鹽酸，用焰色反應(yīng)來檢驗時，火焰呈黃色
①試劑或方法：Pt(Fe)絲和稀鹽酸，焰色反應(yīng)
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：火焰呈黃色
(6)K+
①試劑或方法：Pt(Fe)絲和稀鹽酸，焰色反應(yīng)
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：火焰呈淺紫色 (K＋要透過藍(lán)色鈷玻璃片觀察焰色，濾去鈉黃色的光)
(7)Al3+
①試劑：NaOH溶液
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：生成白色沉淀，NaOH過量后沉淀逐漸溶解
③離子方程式：Al3+＋3OH－===Al(OH)3↓(白色) Al(OH)3↓＋OH ===AlO2－+2H2O
(8)Mg2+
①試劑：NaOH溶液
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：生成白色沉淀，NaOH過量，沉淀不溶解
③離子方程式：Mg2+＋2OH ===Mg(OH)2↓(白色)
(9)Ba2+
①試劑：稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：先加稀鹽酸，不產(chǎn)生沉淀，然后加稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液生成白色沉淀
③離子方程式：Ba2+＋SO42－===BaSO4↓ (白色)
(10)Ag+：稀鹽酸或可溶性鹽酸鹽
①鹽酸(或氯化物溶液)、稀硝酸：生成不溶于稀硝酸的白色沉淀
離子方程式：Ag+＋Cl ===AgCl↓ (白色)
②氨水：先生成白色沉淀，若氨水過量，沉淀逐漸溶解
離子方程式：AgNO3＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH4NO3 AgOH＋2NH3·H2O===Ag(NH3)2OH＋2H2O
(11)Cu2+
①觀察法：溶液呈藍(lán)色
②NaOH溶液：加NaOH溶液，有藍(lán)色沉淀生成，若加熱則沉淀變黑
離子方程式：Cu2+＋2OH ===Cu(OH)2↓(藍(lán)色) Cu(OH)2CuO(黑色)+H2O
③H2S(或Na2S溶液)：生成黑色沉淀
離子方程式：Cu2+＋H2S===2H+＋CuS↓(黑色)
4．常見陰離子的檢驗與推斷依據(jù)
(1)OH－
①無色酚酞溶液：變?yōu)榧t色
②紫色石蕊溶液：變?yōu)樗{(lán)色
(2)Cl－
①試劑：AgNO3溶液、稀硝酸
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入硝酸酸化的硝酸銀溶液，有白色沉淀生成
③離子方程式：Ag+＋Cl ===AgCl↓ (白色)
(3)Br－
①AgNO3溶液、稀硝酸：加入硝酸酸化的硝酸銀溶液，有淡黃色沉淀生成
離子方程式：Ag+＋Br ===AgBr↓ (淡黃色)
②氯水、CCl4(或苯)：加入新制的飽和氯水，再加入CCl4(或苯)，溶液分層，下層(或上層)呈橙紅色
離子方程式：Cl2＋2Br ===Cl ＋Br2
(4)I－
①AgNO3溶液、稀硝酸：加入硝酸酸化的硝酸銀溶液，有黃色沉淀生成
離子方程式：Ag+＋I(xiàn) ===AgI↓ (黃色)
②氯水、CCl4(或苯)：加入新制的飽和氯水，再加入CCl4(或苯)，溶液分層，下層(或上層)呈紫紅色
離子方程式：Cl2＋2I ===Cl ＋I(xiàn)2
③氯水、淀粉溶液：加入新制的飽和氯水(或雙氧水)，再加入淀粉溶液，溶液變藍(lán)
離子方程式：Cl2＋2I ===Cl ＋I(xiàn)2 H2O2＋2I－＋2H+===I2＋2H2O
(5)SO
①試劑：稀鹽酸和BaCl2溶液 [必須先用稀鹽酸酸化]
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入足量稀鹽酸，無明顯現(xiàn)象，再加入BaCl2溶液，若有白色沉淀產(chǎn)生
(6)CO
①試劑：BaCl2(或CaCl2)溶液和硝酸(或鹽酸)
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入BaCl2(或CaCl2)溶液反應(yīng)，生成白色沉淀，再加稀硝酸(或鹽酸)后白色沉淀溶解，產(chǎn)生無色無味氣體
③離子方程式：Ba2+＋CO===BaCO3↓ BaCO3＋2H+===Ba2+＋CO2↑＋H2O
(7)HCO
①試劑：BaCl2(或CaCl2)溶液和硝酸(或鹽酸)
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入BaCl2(或CaCl2)溶液反應(yīng)，無白色沉淀產(chǎn)生，再加稀硝酸(或鹽酸)后，產(chǎn)生無色無味氣體
③離子方程式：HCO3－＋H+===CO2↑＋H2O
(8)SO
①試劑：氯化鋇溶液、鹽酸、品紅溶液
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入BaCl2溶液反應(yīng)，生成白色沉淀，加鹽酸后白色沉淀溶解，產(chǎn)生無色、具有刺激性氣味的氣體，將生成的氣體通入品紅溶液中，溶液褪色
③離子方程式：Ba2++SO32－===BaSO3↓ BaSO3+2H+===Ba2++SO2↑+H2O
(9)HSO
①試劑：氯化鋇溶液、鹽酸、品紅溶液
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入BaCl2溶液反應(yīng)，無白色沉淀產(chǎn)生，加鹽酸后，產(chǎn)生無色、具有刺激性氣味的氣體，將生成的氣體通入品紅溶液中，溶液褪色
③離子方程式：Ba2+＋SO32－===BaSO3↓ BaSO3＋2H+===Ba2+＋SO2↑＋H2O
(10)S2－
①試劑：Pb(NO3)2溶液(CuSO4或CuCl2溶液)、稀硝酸
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入Pb(NO3)2溶液生成黑色沉淀，且不溶于稀硝酸
③離子方程式：S2 ＋Pb2+===PbS↓(黑色) S2 ＋Cu2+===CuS↓(黑色)
(11)PO43－：加入AgNO3反應(yīng)，生成黃色沉淀(Ag3PO4)，該沉淀溶于硝酸
①試劑：AgNO3溶液、稀硝酸
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入AgNO3溶液生成黃色沉淀，沉淀可溶于稀硝酸
③離子方程式：3Ag+＋PO43－===Ag3PO4↓(黃色)
(12)NO
①試劑：稀硫酸、金屬銅
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入銅片、稀硫酸加熱，溶液變藍(lán)色，有無色、具有刺激性氣味的氣體產(chǎn)生，遇空氣后氣體變紅棕色
③離子方程式：3Cu＋8H+＋2NO3－===3Cu2+＋2NO↑＋4H2O 2NO＋O2===2NO2
(13)SiO
①試劑：稀硝酸
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：稀硝酸，產(chǎn)生白色絮狀沉淀
③離子方程式：2H+＋SiO===H2SiO3↓
5．無色溶液中離子檢驗的一般思路
三種常見離子檢驗的易混易錯點
(1)SO的檢驗。
①檢驗方法。
②排除干擾。
Ag＋的干擾 先用鹽酸酸化，能防止Ag＋干擾
CO、SO 的干擾 因為BaCO3、BaSO3也是白色沉淀，與BaSO4白色沉淀不同的是這些沉淀能溶于鹽酸中，因此檢驗SO時，必須先用足量鹽酸酸化(不能用HNO3、H2SO4酸化)
[微點撥]　所用的鋇鹽不能用Ba(NO3)2溶液，因為在酸性條件下，SO、HSO會被溶液中的NO氧化成SO，從而得出錯誤結(jié)論。
(2)CO的檢驗。
①檢驗方法。
②排除干擾。
HCO的干擾 若被檢溶液中含有的離子是HCO，則加入CaCl2(或BaCl2)溶液時不會產(chǎn)生白色沉淀，故可用BaCl2(或CaCl2)溶液排除干擾
SO的干擾 因為CaSO3與CaCO3都是白色沉淀，且CaSO3也能與鹽酸反應(yīng)產(chǎn)生使澄清石灰水變渾濁的氣體(SO2)，但SO2是有刺激性氣味的氣體，故可以通過生成的氣體無色無味來排除SO的干擾
(3)Fe2＋的檢驗。
①溶液中只含F(xiàn)e2＋，可用KSCN溶液和氯水檢驗，不考慮干擾問題。
②溶液中含F(xiàn)e2＋、Fe3＋，不含Cl－時，可加入酸性KMnO4溶液，溶液褪色，說明溶液中含有Fe2＋，不能用KSCN溶液和氯水，原因是Fe3＋會形成干擾。
③溶液中含有Fe2＋、Fe3＋、Cl－時，可通過加入K3[Fe(CN)6](鐵氰化鉀)溶液生成藍(lán)色沉淀說明溶液中含有Fe2＋　
高考中有關(guān)離子檢驗的答題模板

例如，檢驗?zāi)橙芤褐泻蠪e2＋而不含F(xiàn)e3＋的方法是取適量溶液于潔凈的試管中，滴加幾滴KSCN溶液，無明顯現(xiàn)象，再向溶液中滴加幾滴H2O2溶液(或新制氯水)，溶液變?yōu)榧t色，說明溶液中含有Fe2＋而不含F(xiàn)e3＋。
有Fe2＋，不能用酸性KMnO4溶液，原因是Cl－也能使酸性KMnO4溶液褪色，Cl－能形成干擾。
11．某同學(xué)為檢驗溶液中是否含有常見的幾種無機離子，進(jìn)行了如圖所示的實驗操作。其中檢驗過程中產(chǎn)生的氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)。由該實驗?zāi)艿玫降恼_結(jié)論是(　　)
A．原溶液中一定含有SO
B．原溶液中一定含有NH
C．原溶液中一定含有Cl－
D．原溶液中一定含有Fe3＋
【解析】選B　原溶液中加入Ba(NO3)2和HCl生成白色沉淀，原溶液中可能存在SO、SO或Ag＋，A錯誤；因檢驗過程中產(chǎn)生的氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)，說明原溶液中一定含有NH，B正確；加AgNO3溶液產(chǎn)生白色沉淀，可能是加入的HCl引起的，C錯誤；加入KSCN溶液得到紅色溶液，F(xiàn)e3＋可能是由原溶液中的Fe2＋被H＋、NO氧化而來的，故原溶液中不一定含有Fe3＋，D錯誤。
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知識清單02 離子反應(yīng)
知識點01 電解質(zhì)和非電解質(zhì) 知識點02 電解質(zhì)的電離
知識點03 離子方程式書寫及正誤判斷 知識點04 離子共存
知識點05 離子推斷 知識點06 離子檢驗
知識點01 電解質(zhì)和非電解質(zhì)
1．電解質(zhì)和非電解質(zhì)
電解質(zhì)和非電解質(zhì) 物質(zhì)類別 都是 、
本質(zhì)區(qū)別 看 或 狀態(tài)能否導(dǎo)電
導(dǎo)電條件 出離子導(dǎo)電
常見電解質(zhì) 、 、 、 氧化物和
常見非電解質(zhì) CO2、NH3、乙醇、蔗糖
2．強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 本質(zhì)區(qū)別 是否完全
強電解質(zhì) 不含溶質(zhì)分子，含 分子
弱電解質(zhì) 溶質(zhì)分子和溶質(zhì)離子共存
常見強電解質(zhì) 強酸 、 、 、 、 、
強堿
大多數(shù)鹽 、（CH3COO）2Pb除外
金屬氧化物 Na2O2、MgO、CaO等
常見弱電解質(zhì) 弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和
電解質(zhì)的相關(guān)判斷6個易錯點
（1）電解質(zhì)和非電解質(zhì)的概念是僅對于 而言的， 既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。
（2）電解質(zhì) 導(dǎo)電，如固體NaCl、液態(tài)HCl均不導(dǎo)電；導(dǎo)電的物質(zhì) 是電解質(zhì)，如金屬單質(zhì)、電解質(zhì)溶液均可導(dǎo)電，但都不是電解質(zhì)。
（3）電解質(zhì)是指 能生成離子的化合物，有些化合物的水溶液能導(dǎo)電，但溶液中的離子不是它自身電離產(chǎn)生的，不屬于 ，如CO2、SO2、NH3、SO3等非電解質(zhì)，它們與水反應(yīng)生成的產(chǎn)物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4是電解質(zhì)。
（4）電解質(zhì)的強弱是根據(jù) 劃分的，不能根據(jù)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性 劃分強弱電解質(zhì)。也不能根據(jù)電解質(zhì)的溶解性的 劃分強弱電解質(zhì)。
（5）電解質(zhì)的強弱與物質(zhì) 無關(guān),溶解度小的物質(zhì)易被誤認(rèn)為是 電解質(zhì)。如BaSO4、AgCl等在水溶液中溶解度很小,但溶解部分完全電離,因此屬于強電解質(zhì)。溶液導(dǎo)電性強弱與 的濃度及離子所帶的 數(shù)有關(guān),與電解質(zhì)強弱無直接關(guān)系。
（6）電解質(zhì)溶于水和加熱熔融時破壞的化學(xué)鍵不一定一樣，溶于水破壞 和某些 ，而加熱熔融只破壞 。
1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。
(1)液氯不導(dǎo)電，氯水導(dǎo)電是因為氯氣與水反應(yīng)生成電解質(zhì)電離而導(dǎo)電，故氯氣是非電解質(zhì)(　　)
(2)BaSO4的水溶液導(dǎo)電性很弱，故它是弱電解質(zhì)(　　)
(3)二氧化碳溶于水能部分電離，故二氧化碳屬于弱電解質(zhì)(　　)
(4)Cl2、SO2、NH3的水溶液均導(dǎo)電，故Cl2、SO2、NH3均為電解質(zhì)(　　)
(5)CaCO3、AgCl難溶于水，所以是弱電解質(zhì)(　　)
(6)強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性強(　　)
(7)強電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價化合物(　　)
(8)物質(zhì)的量濃度都是0.1 mol·L－1的NaCl溶液和CuSO4溶液導(dǎo)電能力相同(　　)
2．今有10種物質(zhì)：①Cu　②稀硫酸 ③HCl　④NH3 ⑤空氣　⑥CO2　⑦Hg　⑧NaCl　⑨CaCO3　⑩Cl2
按照表中提示的信息，把符合左欄條件的物質(zhì)的序號填入右欄相應(yīng)的位置。
符合的條件 物質(zhì)的序號
(1) 混合物
(2) 電解質(zhì)，但熔融狀態(tài)下并不導(dǎo)電
(3) 電解質(zhì)，但難溶于水
(4) 非電解質(zhì)
(5) 既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)，但本身能導(dǎo)電
知識點02 電解質(zhì)的電離
1．電離
電離 概念 電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下，離解成 的過程
條件 或 狀態(tài)，不是“通電”
表示 電離方程式 強電解質(zhì)：用“ ”連接；
弱電解質(zhì)：用“ ”連接
2．電離方程式書寫 電離方程式書寫的思維流程
　
（1） 強酸的酸式鹽： 如：NaHSO4 水溶液
熔融態(tài)
（2） 弱酸的酸式鹽： 完全電離出金屬陽離子和酸根陰離子 NaHCO3：
K2HPO4：
NH4HS：
（3） 多元弱酸 分步電離，以第一步為主，不可合并 H2CO3： 、
（4） 多元弱堿 分步電離，一步書寫 Fe(OH)3：
（5） 借水型電離 NH3·H2O的電離：
N2H4·H2O的電離：
Al(OH)3酸式電離：
（6） 自偶電離 一個分子失去H+，另一個分子得到H+ H2O（l）：
NH3（l）：
HNO3（l）：
3．電解質(zhì)的導(dǎo)電性
（1）能導(dǎo)電性的物質(zhì)
① 導(dǎo)電：金屬單質(zhì)和石墨（ 變化）
② 導(dǎo)電：電解質(zhì)溶液和熔融電解質(zhì)（ 變化）
（2）導(dǎo)電前提： 或
（3）決定因素：
（4）反應(yīng)前后溶液導(dǎo)電性變化的判斷
①看反應(yīng)前后溶液中 如何變化
②看反應(yīng)前后溶液 如何變化
1．與電解質(zhì)及其電離關(guān)系有關(guān)的易混易錯點
（1）電離的條件是：水溶液或熔融狀態(tài)，而不是“通電”。
（2）電離過程中只有舊化學(xué)鍵斷裂，沒有新化學(xué)鍵形成，發(fā)生 變化。
（3）電解質(zhì)溶于水和加熱熔融時破壞的化學(xué)鍵不一定完全相同，溶于水破壞離子鍵和某些共價鍵,而加熱熔融只破壞離子鍵。
2．與電解質(zhì)導(dǎo)電性有關(guān)的易混易錯點
（1）電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，如固態(tài)NaCl、液態(tài)HCl等
（2）電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性與電解質(zhì)的溶解度
（3）強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力 強，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力 弱，如極稀的NaCl溶液的導(dǎo)電能力不如濃氨水的導(dǎo)電能力強。
3．與電解質(zhì)溶液導(dǎo)電與金屬導(dǎo)電比較的易混易錯點
(1)金屬導(dǎo)電是由于 在電場作用下的定向移動。溫度升高，金屬陽離子振動幅度增大，自由電子定向移動阻力增大，金屬導(dǎo)電性 。
(2)電解質(zhì)溶液之所以導(dǎo)電，是由于溶液中有自由移動的 存在。電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的大小，和電解質(zhì)的強弱沒有必然聯(lián)系，取決于溶液中自由移動離子的濃度和離子的電荷數(shù)。但溫度升高時，弱電解質(zhì)電離程度增大，離子濃度增大，導(dǎo)電性會 ；但強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性 。
4．與電離方程式書寫有關(guān)的易混易錯點
（1）弱酸酸式鹽電離，第一步用“”，第二步用“”。如NaHCO3電離：NaHCO3Na++HCO3－，HCO3－H++CO32－。
（2）熔化條件電離時破壞離子鍵，不破壞共價鍵。如：NaHSO4（熔融）Na++HSO4－。
（3）有水參與的反應(yīng)不一定是水解反應(yīng)，還可能是電離反應(yīng)
① 方程式：HS－+H2OS2－+H3O+
② 方程式：HS－+H2OH2S+OH－
（4）注意電離方程式和沉淀溶解平衡方程式的區(qū)別
①電離方程式：
②沉淀溶解平衡方程式：
5．外加電解質(zhì)對原電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的影響
(1)若未發(fā)生離子反應(yīng)，則導(dǎo)電能力 。如NaCl溶液中加入KNO3固體，導(dǎo)電能力增強。
(2)若發(fā)生離子反應(yīng)，則根據(jù)溶液中離子濃度和所帶電荷數(shù)目的變化來判斷導(dǎo)電能力的變化。
①如100 mL 0.1 mol·l－1 HCl溶液中加入0.005 mol KOH(s) Cl－濃度 ，K＋代替了部分H＋，導(dǎo)電能力不變。
②若加入0.1 mol KOH(s)二者反應(yīng)生成強電解質(zhì)KCl，但KOH過量，溶液導(dǎo)電能力增強。
③稀氨水中加入少量冰醋酸，溶液的導(dǎo)電能力增強，因為它們相互反應(yīng)，生成 電解質(zhì)CH3COONH4。
④向100 mL 0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中逐漸加入0.005 mol CuSO4(s)，由于兩者反應(yīng)生成 沉淀和 沉淀，溶液的導(dǎo)電能力減弱。
3．下列物質(zhì)在指定條件下電離方程式正確的是(　　)
A．Na2CO3溶于水：Na2CO3===Na＋CO
B．Al(OH)3酸式電離：Al(OH)3===AlO＋H2O＋H＋
C．NaHS溶于水HS－的電離：HS－＋H2O??H2S＋OH－
D．NaHSO4加熱熔化：NaHSO4===Na＋＋HSO
4．下列說法正確的是(　　)
A．NaHCO3是強電解質(zhì)，故NaHCO3的電離方程式為NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
B．室溫下，0.1 mol·L－1的BOH溶液的pH＝11，則BOH的電離方程式為BOHB＋＋OH－
C．25 ℃ NaA溶液的pH>7，則HA的電離方程式為 HA===H＋＋A－
D．CaCO3的飽和水溶液導(dǎo)電性很弱，故CaCO3的電離方程式為CaCO3Ca2＋＋CO
知識點03 離子方程式書寫及正誤判斷
一、離子反應(yīng)
離子反應(yīng) 概念 有離子 或有離子 成的反應(yīng)
本質(zhì) 溶液中某些離子的種類或濃度 。
離子反應(yīng)的類型 復(fù)分解反應(yīng)型 在溶液中離子間發(fā)生互換生成 、 或 （水、弱酸、弱堿） Ag++Cl－AgCl↓
CO32－+2H+H2O+CO2↑
NH4++OH－NH3·H2O
鹽類水解反應(yīng)型 在溶液中鹽電離出的離子與水電離出的H+或OH－結(jié)合生成 Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+
SO32－+H2OHSO3－+OH－
絡(luò)合反應(yīng)型 離子間通過 結(jié)合成絡(luò)合物（或配合物）或絡(luò)離子 Fe3++3SCN－Fe(SCN)3
Cu2++4NH3·H2OCu(NH3)42++4H2O
氧化還原反應(yīng)型 離子或物質(zhì)間發(fā)生 生成新的離子或物質(zhì) Fe+Cu2+Fe2++Cu
2Fe2++2H++H2O22Fe3++2H2O
電化學(xué)反應(yīng)型 實質(zhì)為氧化還原反應(yīng)，但需要添加 或 條件 2Cl－+2H2O2OH－+Cl2↑+H2↑
2Cu2++2H2O2Cu+O2↑+4H+
二、離子方程式
（1）定義：用實際參加反應(yīng)的 來表示反應(yīng)的式子。
（2）離子方程式的意義
①表示某一個 的化學(xué)反應(yīng) ②表示 的離子反應(yīng)，揭示了這類化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)。
（3）離子方程式的書寫步驟(以CaCO3與鹽酸的反應(yīng)為例)
三、書寫離子方程式時電解質(zhì)的“拆”分原則
(1)易溶的強電解質(zhì)( 、 、大多數(shù) )寫離子形式。
①常見的強酸、弱酸
強酸
弱酸 H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、H2C2O4、HClO、HF、H2S、H2SO3
[注意]　濃鹽酸、濃硝酸在離子方程式中可拆，濃硫酸一般不拆。
②常見的強堿、弱堿
強堿
弱堿
③酸式鹽
a.強酸的酸式酸根離子(如HSO)在水溶液中寫成拆分形式，如NaHSO4應(yīng)寫成 ；而在熔融狀態(tài)下HSO不能拆開，應(yīng)寫成Na＋和HSO；
b.弱酸的酸式酸根離子 拆開，如HCO、HS－、HSO等。
(2)固體之間的反應(yīng)、濃硫酸(或濃磷酸)與固體之間的反應(yīng)，不能電離出自由移動的離子，所以不寫離子方程式。如：Ca(OH)2(s)＋2NH4Cl(s)
(3)電解質(zhì)拆分的特殊情況
特殊情況 處理方式 舉例
微溶性物質(zhì)呈澄清溶液形式 拆寫成離子符號 澄清石灰水和鹽酸反應(yīng)：
微溶性物質(zhì)呈懸濁液形式 仍寫化學(xué)式 用石灰乳制漂白粉的反應(yīng)：
氨水為反應(yīng)物或不加熱的稀溶液中的生成物 寫成NH3·H2O 硫酸鋁溶液中加入氨水：
氨水為加熱條件或很濃溶液中的生成物 寫成NH3↑＋H2O 濃NaOH溶液中加入硫酸銨固體并加熱：
未處于自由移動離子狀態(tài)的反應(yīng) 仍寫化學(xué)式形式 銅和濃硫酸加熱反應(yīng)：
四、反應(yīng)連續(xù)型——“分步分析”法
1．反應(yīng)特點
反應(yīng)生成的部分離子與過量的離子繼續(xù)反應(yīng)而導(dǎo)致其離子方程式與用量有關(guān)。
2．解題思路
首先分析判斷出物質(zhì)過量與否，再根椐原理書寫。
3．應(yīng)用舉例
如H2S與堿(OH－)反應(yīng)
(1)酸不足時生成正鹽，如H2S＋2OH－===S2－＋2H2O；
(2)酸過量時生成酸式鹽，如H2S＋OH－===HS－＋H2O。
【舉一反三】
1．寫出符合下列條件的離子方程式。
(1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)與堿溶液反應(yīng)。如CO2通入NaOH溶液中。
堿過量：__________________________________________________________________；
堿不足：__________________________________________________________________。
(2)多元弱酸(或其酸酐)與更弱酸的鹽溶液反應(yīng)。如CO2通入Na[Al(OH)4]溶液中。
Na[Al(OH)4]過量：______________________________________________________；
Na[Al(OH)4]不足：______________________________________________________。
(3)多元弱酸鹽與強酸反應(yīng)。如Na2CO3溶液與稀鹽酸。
鹽酸不足：____________________________________________________________；
鹽酸過量：___________________________________________________________。
(4)鋁鹽溶液與強堿溶液反應(yīng)。
鋁鹽過量：___________________________________________________________；
強堿過量：__________________________________________________________。
(5)Na[Al(OH)4]溶液與強酸溶液反應(yīng)。
Na[Al(OH)4]過量：_____________________________________________________；
強酸過量：___________________________________________________________。
(6)Fe與稀HNO3溶液反應(yīng)。
Fe過量：______________________________________________________________；
稀HNO3過量：________________________________________________________。
五、物質(zhì)配比型——“少定多變”法
1．反應(yīng)特點
當(dāng)一種反應(yīng)物中有兩種或兩種以上組成離子參與反應(yīng)時，因其組成比例不協(xié)調(diào)(一般為復(fù)鹽或酸式鹽)，當(dāng)一種組成離子恰好完全反應(yīng)時，另一種組成離子不能恰好完全反應(yīng)(有剩余或不足)而與用量有關(guān)。
2．解題思路
“少定”就是把相對量較少的物質(zhì)定為“ ”，若少量物質(zhì)有兩種或兩種以上離子參加反應(yīng)，則參加反應(yīng)的離子的物質(zhì)的量之比與原物質(zhì)組成比相符。
“多變”就是過量的反應(yīng)物，其離子的化學(xué)計量數(shù)根據(jù)反應(yīng)實際需求量來確定，不受化學(xué)式中的比例制約，是可變的。
如：寫出少量NaHCO3與足量Ca(OH)2溶液反應(yīng)的離子方程式；
其步驟是：“少定”——即定HCO的物質(zhì)的量為 “多變”——1 mol HCO能與1 mol OH－發(fā)生反應(yīng)，得到1 mol H2O和1 mol CO，1 mol CO再與1 mol Ca2＋結(jié)合生成CaCO3沉淀。故離子方程式為HCO＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O。
【舉一反三】
2．寫出符合下列條件的離子方程式。
(1)Ca(HCO3)2溶液與NaOH溶液反應(yīng)。
①NaOH不足：_____________________________________________________；
②NaOH過量：_____________________________________________________。
(2)Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液反應(yīng)。
①n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶1
________________________________________________________________________，
此時溶液呈________性；
②n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶2
________________________________________________________________________，
此時溶液呈________性，若向該溶液中再加入Ba(OH)2溶液，離子方程式為________________________________________________________________________。
(3)NH4Al(SO4)2與Ba(OH)2溶液反應(yīng)。
①n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶1
________________________________________________________________________；
②n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶2
________________________________________________________________________。
六、先后反應(yīng)型——“先強后弱”法
1．反應(yīng)特點
一種反應(yīng)物的兩種或兩種以上的組成離子，都能跟同一種反應(yīng)物反應(yīng)，但因反應(yīng)順序不同而離子方程式不同，又稱為競爭型。
2．解題思路
(1)非氧化還原型的離子反應(yīng)
如向含有Na＋、OH－、CO、AlO的溶液中，逐滴加入稀鹽酸至過量，離子方程式依次為OH－＋H＋===H2O、AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓、 CO＋2H＋===H2O＋CO2↑、Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
(2)氧化還原型的離子反應(yīng)
對于氧化還原反應(yīng)，按“先強后弱”的順序書寫，即氧化性(或還原性)強的優(yōu)先發(fā)生反應(yīng)，氧化性(或還原性)弱的后發(fā)生反應(yīng)。
如向FeI2溶液中通入Cl2, I－先與Cl2發(fā)生反應(yīng)，I－反應(yīng)完后，F(xiàn)e2＋再與Cl2發(fā)生反應(yīng)。
【舉一反三】
3．寫出符合下列條件的離子方程式。
(1)NH4HSO4溶液與NaOH溶液的反應(yīng)。
NaOH不足：__________________________________________________________；
NaOH過量：__________________________________________________________。
(2)將Fe(NO3)3溶液與HI混合。
HI不足：______________________________________________________________；
HI過量：______________________________________________________________。
(3)少量Cl2與FeI2溶液反應(yīng)：_____________________________________________；
足量Cl2與FeI2溶液反應(yīng)：_______________________________________________。
(4)向含有H＋、Al3＋、NH的溶液中，逐滴加入NaOH溶液至過量 ，反應(yīng)的離子方程式依次為
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________。
1．離子方程式的正誤判斷方法“十查”
(1)“一查”是否符合客觀事實。
如：①2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是錯誤的，因為H＋不能把Fe氧化成Fe3＋，而只能氧化成Fe2＋。
②2Fe3++3S2－Fe2S3，F(xiàn)e3+有氧化性，S2－有還原性，F(xiàn)e3+可將S2－氧化為S，即 。
(2)“二查”“===”“”“↑”“↓”是否使用恰當(dāng)。
①用飽和FeCl3溶液制備膠體：若離子方程式寫成Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋是錯誤的，原因是Fe(OH)3膠體不是沉淀，不能標(biāo)“↓”，只注明“ ”即可。
②NaHCO3溶液因水解呈堿性：若離子方程式寫為HCO＋H2O===H2CO3＋OH－是錯誤的，原因是HCO水解過程很微弱，應(yīng)用“”表示而不能用“===”。
(3)“三查”拆分是否正確。
只有易溶于水的強電解質(zhì)能拆寫成離子，其他物質(zhì)均不能拆寫。
如：①Ca(HCO3)2＋2H＋===Ca2＋＋2CO2↑＋2H2O是錯誤的，原因是未將Ca(HCO3)2拆分成 和
②NH3通入醋酸溶液中：CH3COOH+NH3CH3COONH4，錯在未將強電解質(zhì)拆分成 。
(4)“四查”是否“漏寫”離子反應(yīng)。
如稀硫酸與氫氧化鋇溶液反應(yīng)的離子方程式寫成Ba2＋＋SO===BaSO4↓是錯誤的，原因是忽略了
(5) “五查”忽視微粒配比
如：Ba（OH）2溶液與H2SO4溶液反應(yīng)：Ba2++OH－+H++SO42－BaSO4↓+H2O，應(yīng)寫成
(6)“六查”反應(yīng)物的“量”——過量、少量、足量等。
如：碳酸氫鈉溶液與少量石灰水反應(yīng)HCO3－+Ca2++OH－＝CaCO3↓+H2O，此反應(yīng)中Ca（OH）2是二元堿，所以方程式中Ca2+和OH－的物質(zhì)的量之比應(yīng)為 。
碳酸氫鈉溶液與足量石灰水反應(yīng)：2HCO3－+Ca2++2OH－＝CaCO3↓+2H2O+CO32－，此反應(yīng)中HCO3－充足，所以方程式中Ca2+和OH－的物質(zhì)的量之比應(yīng)為 。
(7)“七查”是否符合三個守恒。
①質(zhì)量守恒：如Na＋H2O===Na＋＋OH－＋H2↑是錯誤的，原因是反應(yīng)前后氫原子的 不等。
②電荷守恒：如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋。是錯誤的，原因是 不守恒。
③得失電子守恒：氧化還原反應(yīng)型的離子方程式要符合得失電子守恒。如將氯化亞鐵溶液和稀硝酸混合發(fā)生反應(yīng)的離子方程式寫成Fe2＋＋4H＋＋NO===Fe3＋＋2H2O＋NO↑是錯誤的，原因是氧化劑得到電子總數(shù)和還原劑失去電子 不相等。
(8)“八查”看是否忽略隱含的反應(yīng)。
如將少量SO2通入漂白粉溶液中發(fā)生反應(yīng)的離子方程式寫成Ca2＋＋2ClO－＋SO2＋H2O===CaSO3↓＋2HClO是錯誤的，原因是忽略了HClO可以將 。
(9)“九查”是否忽視反應(yīng)前提、環(huán)境、條件
如：①實驗室用NH4Cl和Ca（OH）2加熱制NH3：NH4++OH－NH3↑+H2O，該反應(yīng)不是在溶液中進(jìn)行的，不能寫成離子方程式形式。
②酸性條件下KIO3和KI反應(yīng)生成 ：IO3－+5I－+3H2O3I2+6OH－，酸性溶液中不能產(chǎn)生大量的OH－，應(yīng)寫成IO3－+5I－+6H+3I2+3H2O。
③常溫下將硝酸銨溶液與KOH溶液混合：NH4++OH－NH3↑+H2O，常溫下NH4+和OH－反應(yīng)生成 ，加熱時生成NH3和H2O。
(10)“十查”忽視水解特點和滴加順序
①明礬溶液加熱水解生成沉淀：Al3++3H2OAl（OH)3↓+3H+，水解程度很小，不能生成沉淀和氣體，正確的反應(yīng)為 。
②純堿溶液中滴加少量鹽酸：CO32－+2H+CO2↑+H2O，正確的離子方程式為 。
2．常見的與量無關(guān)的離子反應(yīng)
（1）向ONa溶液通入少量或過量CO2：
（2）向NaClO溶液通入少量或過量CO2：
（3）向鋁鹽溶液通入少量或過量NH3：
5．離子方程式正誤判斷：
(1)向CuSO4溶液中通入H2S氣體：Cu2＋＋S2－===CuS↓(　　)
(2)氯氣溶于水：Cl2＋H2O??2H＋＋Cl－＋ClO－(　　)
(3)Fe和稀硝酸反應(yīng)：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑(　　)
(4)Fe(OH)3和HI的反應(yīng)：Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O(　　)
(5)酸性溶液中KIO3與KI反應(yīng)生成I2：IO＋I(xiàn)－＋6H＋===I2＋3H2O(　　)
(6)用過氧化氫從酸化的海帶灰浸出液中提取碘：
2I－＋H2O2＋2H＋===I2＋2H2O(　　)
(7)少量SO2和NaOH反應(yīng)：SO2＋OH－===HSO(　　)
(8)向Na2CO3溶液中滴入少量鹽酸：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑(　　)
6．寫出下列反應(yīng)的離子方程式。
(1)NH4HCO3溶液中加入少量NaOH溶液：
___________________________________________________________________。
(2)向漂白液中通入少量CO2：[已知Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)]
___________________________________________________________________。
(3)向漂白液中通入少量SO2： _______________________________________。
7．根據(jù)題目條件，寫出下列反應(yīng)的離子方程式。
(1)Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液反應(yīng)
①n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶1
___________________________________________________________________，
此時溶液呈________性；
②n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶2
________________________，此時溶液呈________性，若向該溶液中再加入Ba(OH)2溶液，離子方程式為_________________________________________。
(2)NH4Al(SO4)2與Ba(OH)2溶液反應(yīng)
①n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶1
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________；
②n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶2
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
知識點04 離子共存
1．離子共存
離子共存問題是離子反應(yīng)的條件和本質(zhì)的最直接應(yīng)用，所謂幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間 　；若離子之間能 　，則一般不能大量共存。
2．分析離子能否大量共存必備知識
(1)中學(xué)常見的六種有顏色的離子
　 (紫紅色)、 　(藍(lán)色)、 　(棕黃色)、 　(淺綠色)、 　(橙色)、 　(黃色)
(2)常見的表示溶液呈酸性的表述
①pH＝1的溶液(常溫下)；
②使pH試紙變 　的溶液；
③使甲基橙呈 　的溶液；
④與鎂粉反應(yīng)放出 　的溶液；
⑤c(OH－)＝1×10－14 mol/L的溶液(常溫下)。
(3)常見的表示溶液呈堿性的表述
①pH＝14的溶液(常溫下)；
②使pH試紙變 　的溶液；
③使酚酞試液變 　的溶液；
④c(H＋)＝1×10－14 mol/L的溶液(常溫下)。
(4)常見的表示溶液可能呈酸性也可能呈堿性的表述
①與鋁粉反應(yīng)放出 　的溶液；
②由水電離出的c(OH－)＝1×10－12 mol/L的溶液(常溫下)；
③與NH4HCO3反應(yīng)能產(chǎn)生氣體的溶液。
3．判斷離子能否大量共存的“四個要點”
判斷離子能否大量共存的“四個要點”，關(guān)鍵是看“一色、二性、三特殊、四反應(yīng)”。
(1)一色——溶液顏色，無色溶液中不存在 　離子。
(2)二性——溶液的酸堿性：
①在強酸性溶液中， 　及弱酸根離子(如CO、SO、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在；
②在強堿性溶液中， 　及弱堿陽離子(如NH、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均不能大量存在；
③弱酸的酸式酸根離子(如HCO、HSO、HS－等)在強酸性和強堿性溶液中均不能大量存在。
(3)三特殊——三種特殊情況：
①AlO與HCO不能大量共存，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為AlO＋HCO＋H2O=== 。
②“ ”組合具有強氧化性，能與S2－、Fe2＋、I－、SO等具有還原性的離子發(fā)生 　反應(yīng)而不能大量共存。
③ 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(jìn)，但總的水解程度仍很小，它們在溶液中能大量共存。
(4)四反應(yīng)——離子不能大量共存的四種反應(yīng)類型：
①發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)
a.生成難溶物或微溶物的離子不能大量共存
陽離子 不能大量共存的陰離子
Ba2＋、Ca2＋、Pb2＋
Fe3＋、Cu2＋、Fe2＋ OH－、S2－、CO、HCO、SiO、AlO
Al3＋、Zn2＋ OH－、CO、HCO、SiO、AlO
b.生成難電離的物質(zhì)(如弱酸、弱堿)
與OH－、CH3COO－、CO、S2－、SO、PO、CN－、SiO、S2O、AlO、HCO、HS－、HSO、HPO、H2PO等離子不能大量共存；
與H＋、Mg2＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Zn2＋、NH、Al3＋、HCO、HS－、HSO、HPO、H2PO等離子不能大量共存。
注意　既能與酸反應(yīng)又能與堿反應(yīng)的離子，一般為多元弱酸的酸式酸根離子。
②發(fā)生氧化還原反應(yīng)
具有較強氧化性的離子與具有較強還原性的離子，會發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。
氧化性離子 還原性離子
Fe2＋(可與Fe3＋共存)、S2－、I－、SO、HS－、HSO
③發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)
當(dāng)弱酸的酸根與弱堿的陽離子同時存在于水溶液中時，弱酸的酸根水解生成的OH－與弱堿的陽離子水解生成的H＋反應(yīng)生成水，從而使兩種離子的水解平衡互相促進(jìn)而向水解方向移動，甚至完全反應(yīng)。常見的因發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)而不能大量共存的離子如下：
a. 與CO、HCO、S2－、HS－、AlO、SiO；
b. 與CO、HCO、AlO、SiO。
④發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)
離子間因發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)而不能大量共存，常見的反應(yīng)有
a. 與SCN－因生成Fe(SCN)3而不能大量共存。
b. 與 因生成[Ag(NH3)2]＋而不能大量共存。
4．能溶解某物質(zhì)的溶液
（1）能夠溶解氧化鋁或氫氧化鋁的溶液：含 或
（2）能夠溶解氫氧化鎂的溶液：含 或
5．加某物質(zhì)變色的溶液
（1）加酚酞變紅或加石蕊變藍(lán)：含
（2）加石蕊變紅：含
（3）加甲基橙變紅：含
（4）遇pH試紙變色：赤、橙、黃、綠、青、藍(lán)、紫
（5）加KSCN溶液變紅：含
（6）濕潤的淀粉 試紙變藍(lán)：含MnO4－（H+）或ClO－或NO3－（H+）或Fe3+
（7）加飽和氯水，呈黃色的溶液：含 或 或
6．加某物質(zhì)放氣體的溶液
（1）加堿放氣體的溶液：含
（2）加NH4HCO3放氣體的溶液：含 或
（3）加鋁能放H2的溶液：含 （非 ）或
（4）加鐵能放H2的溶液：含 （非 ）
（5）加鎂能放H2的溶液：含 （非 ）或
（6）加Na能放H2的溶液：含 或 或
（7）加銅能放氣體的溶液：含
（8）加氯水冒氣泡的溶液：含 或
7．與水的電離度有關(guān)的溶液
（1）c(H+)水＝1×10－13mol/L：含 或
（2）c(H+)水·c（OH－)水＝1×10－26：含 或
（3）水的電離度為1.8×10－13%：含 或
（4）＝1012的溶液：含
（5）AG＝lg＝12的溶液：含
（6）加水稀釋值明顯減小的溶液：含
離子大量共存易錯點
①抓住關(guān)鍵詞語。如“ 大量共存”“ 大量共存”或“ 大量共存”等。
②理解兩大條件。若溶液可能呈強酸性也可能呈強堿性時，“可能大量共存”的含義是在 條件下只要有一種能大量共存即符合題目要求。“一定大量共存”的含義是兩種條件下離子 共存才符合題目要求。
③警惕幾種隱含情況。
a.含有大量 的溶液，隱含是酸性溶液，并具有強氧化性。
b.含有大量 的溶液，隱含酸性條件下具有強氧化性。
c.含有大量 的溶液，隱含是堿性溶液。
d.含大量S2－、SO的溶液，隱含是 溶液。
e.含有大量ClO－、Cl－的溶液，隱含不是 性溶液。
④分析離子間發(fā)生的反應(yīng)
結(jié)合題給條件和離子種類分析所給離子之間能否發(fā)生以下反應(yīng)：復(fù)分解反應(yīng)、氧化還原反應(yīng)、相互促進(jìn)的水解反應(yīng)，絡(luò)合反應(yīng)(如 與SCN－的反應(yīng))等。
8．常溫下，下列各組離子在指定環(huán)境中一定能大量共存的是(　　)
A．無色溶液中：Al3＋、NH、Cl－、HCO
B．加入甲基橙顯紅色的溶液中：Fe2＋、Na＋、SO、NO
C．水電離出來的c(H＋)＝10－12 mol·L－1的溶液： K＋、HCO、I－、ClO－
D．pH＝1的溶液：Fe2＋、Cl－、Na＋、SCN－
9．常溫下，下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是(　　)
A．無色透明溶液中：K＋、MnO、Cl－、H＋
B.＝10－12的溶液中：Na＋、K＋、NO、ClO－
C．pH＝12的無色溶液：K＋、Na＋、CH3COO－、Br－
D．含Na2SO3的溶液中：K＋、H＋、Cl－、NO
知識點05 離子推斷
1．離子推斷的四項基本原則
2．離子推斷中常見的特殊現(xiàn)象
（1）焰色試驗呈紫色： ，焰色試驗呈黃色：
（2）與堿溶液共熱產(chǎn)生使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)的氣體：
（3）通入足量氨氣產(chǎn)生白色沉淀，溶液中一定不含Ag+，可能含 和
（4）加入足量鹽酸產(chǎn)生白色沉淀，溶液中可能含 和
（5）加入足量鹽酸產(chǎn)生淺黃色沉淀，溶液中可能含 或 和
（6）通入足量二氧化碳產(chǎn)生白色沉淀，溶液中可能含 和
（7）通入足量二氧化硫產(chǎn)生白色沉淀，沉淀可能為 或 ，溶液中可能含 或 與 、 、 、 等氧化性離子的混合離子
易錯點：離子推斷中的定量關(guān)系
（1）溶液中有陽離子，一定有陰離子，而且陽離子帶的正電荷總數(shù)等于陰離子帶的負(fù)電荷總數(shù)
（2）若多種離子共存，且只有一種離子的物質(zhì)的量未知，可以用電荷守恒來確定最后一種離子是否存在。
10．有一無色透明溶液，欲確定是否含有下列離子：K＋、Mg2＋、Al3＋、Fe2＋、Ba2＋、NO、SO、Cl－、I－、HCO，取該溶液實驗如表所示。
實驗步驟 實驗現(xiàn)象
①取少量該溶液，加幾滴甲基橙 溶液變紅色
②取少量該溶液加熱濃縮，加Cu片和濃H2SO4，加熱 有無色氣體產(chǎn)生，氣體遇空氣可以變成紅棕色
③取少量該溶液，加BaCl2溶液 有白色沉淀生成
④取③中上層清液，加AgNO3溶液 有穩(wěn)定的白色沉淀生成，且不溶于HNO3
⑤取少量該溶液，加NaOH溶液 有白色沉淀生成，當(dāng)NaOH過量時沉淀部分溶解
由此判斷：
(1)溶液中肯定存在的離子是______________________________________________，
溶液中肯定不存在的離子是______________________________________________。
(2)為進(jìn)一步確定其他離子，應(yīng)該補充的實驗及對應(yīng)欲檢驗的離子(如為溶液反應(yīng)，說明使用試劑的名稱，不必寫詳細(xì)操作步驟)為______________________________________。
知識點06 離子檢驗
1．檢驗離子的“四種方法”
(1)生成 ，如NH4+、CO的檢驗
(2)生成 ，如Cl 、SO的檢驗
(3)顯現(xiàn) ，如Fe3+、苯酚的檢驗
(4) 反應(yīng)：金屬或金屬離子的檢驗
2．離子檢驗實驗操作的答題模板
操作　　　 　現(xiàn)象　　　 　　結(jié)論
取樣，加入…… 有……生成　 ……的是……
以SO的檢驗為例：取 于試管中，加入足量 ，無明顯現(xiàn)象，再加入 ，若有 產(chǎn)生，則證明有
3．常見陽離子的檢驗與推斷依據(jù)
(1)H+
①紫色石蕊溶液：
②甲基橙溶液：
③pH試紙：
(2)NH
①試劑：濃NaOH溶液(加熱)和濕潤的 試紙
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入NaOH濃溶液并加熱，放出能使?jié)駶櫟? 試紙變藍(lán)的氣體
③離子方程式：
(3)Fe3+
①觀察法：溶液呈 色
②KSCN溶液：加入KSCN或其它可溶性硫氰化物溶液，溶液呈 色
離子方程式： (紅色溶液)
③NaOH溶液：加入NaOH溶液或通入氨氣或加入氨水，產(chǎn)生 色沉淀
離子方程式： (紅褐色沉淀)
④苯酚溶液：加入苯酚溶液，溶液呈 色
離子方程式： 紫色溶液)
(4)Fe2+
①觀察法：溶液呈淺綠色
②K3[Fe(CN)6](鐵氰化鉀)溶液：加入鐵氰化鉀溶液，有 沉淀生成
離子方程式： (藍(lán)色沉淀)
③NaOH溶液：加NaOH溶液生成 沉淀，在空氣中迅速變?yōu)? 色，最后變?yōu)? 色
離子方程式： 白色沉淀) (紅褐色沉淀)
④KSCN溶液、氯水：加KSCN后無顏色變化，再滴加氯水溶液變成 色
離子方程式： Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3(紅色)
⑤KMnO4法：分別加入少量酸性KMnO4溶液，能使KMnO4溶液的
離子方程式：5Fe2+＋MnO4－＋8H+===5Fe3+＋Mn2+＋4H2O
(5)Na+
Pt(Fe)絲和稀鹽酸，用焰色反應(yīng)來檢驗時，火焰呈黃色
①試劑或方法：Pt(Fe)絲和稀鹽酸，焰色反應(yīng)
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：火焰呈 色
(6)K+
①試劑或方法：Pt(Fe)絲和稀鹽酸，焰色反應(yīng)
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：火焰呈 色 (K＋要透過藍(lán)色鈷玻璃片觀察焰色，濾去鈉黃色的光)
(7)Al3+
①試劑：NaOH溶液
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：生成 ，NaOH過量后沉淀逐漸
③離子方程式：Al3+＋3OH－===Al(OH)3↓(白色) Al(OH)3↓＋OH ===AlO2－+2H2O
(8)Mg2+
①試劑：NaOH溶液
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：生成白色沉淀，NaOH過量，沉淀不溶解
③離子方程式： (白色)
(9)Ba2+
①試劑：稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：先加稀鹽酸，不產(chǎn)生沉淀，然后加稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液生成白色沉淀
③離子方程式： (白色)
(10)Ag+：稀鹽酸或可溶性鹽酸鹽
①鹽酸(或氯化物溶液)、稀硝酸：生成不溶于稀硝酸的白色沉淀
離子方程式： (白色)
②氨水：先生成 ，若氨水過量，沉淀逐漸
離子方程式：AgNO3＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH4NO3 AgOH＋2NH3·H2O===Ag(NH3)2OH＋2H2O
(11)Cu2+
①觀察法：溶液呈 色
②NaOH溶液：加NaOH溶液，有藍(lán)色沉淀生成，若加熱則沉淀變黑
離子方程式： (藍(lán)色) Cu(OH)2CuO(黑色)+H2O
③H2S(或Na2S溶液)：生成黑色沉淀
離子方程式： (黑色)
4．常見陰離子的檢驗與推斷依據(jù)
(1)OH－
①無色酚酞溶液：變?yōu)? 色
②紫色石蕊溶液：變?yōu)? 色
(2)Cl－
①試劑：AgNO3溶液、稀硝酸
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入硝酸酸化的硝酸銀溶液，有白色沉淀生成
③離子方程式： (白色)
(3)Br－
①AgNO3溶液、稀硝酸：加入硝酸酸化的硝酸銀溶液，有 色沉淀生成
離子方程式： (淡黃色)
②氯水、CCl4(或苯)：加入新制的飽和氯水，再加入CCl4(或苯)，溶液分層，下層(或上層)呈 色
離子方程式：
(4)I－
①AgNO3溶液、稀硝酸：加入硝酸酸化的硝酸銀溶液，有 沉淀生成
離子方程式： (黃色)
②氯水、CCl4(或苯)：加入新制的飽和氯水，再加入CCl4(或苯)，溶液分層，下層(或上層)呈 色
離子方程式
③氯水、淀粉溶液：加入新制的飽和氯水(或雙氧水)，再加入淀粉溶液，溶液變
離子方程式：Cl2＋2I ===Cl ＋I(xiàn)2 H2O2＋2I－＋2H+===I2＋2H2O
(5)SO
①試劑：稀鹽酸和BaCl2溶液 [必須先用稀鹽酸酸化]
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入足量稀鹽酸，無明顯現(xiàn)象，再加入BaCl2溶液，若有 產(chǎn)生
(6)CO
①試劑：BaCl2(或CaCl2)溶液和硝酸(或鹽酸)
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入BaCl2(或CaCl2)溶液反應(yīng)，生成白色沉淀，再加稀硝酸(或鹽酸)后白色沉淀溶解，產(chǎn)生無色無味氣體
③離子方程式：
(7)HCO
①試劑：BaCl2(或CaCl2)溶液和硝酸(或鹽酸)
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入BaCl2(或CaCl2)溶液反應(yīng)，無 產(chǎn)生，再加稀硝酸(或鹽酸)后，產(chǎn)生 氣體
③離子方程式：
(8)SO
①試劑：氯化鋇溶液、鹽酸、品紅溶液
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入BaCl2溶液反應(yīng)，生成白色沉淀，加鹽酸后白色沉淀溶解，產(chǎn)生無色、具有 氣味的氣體，將生成的氣體通入品紅溶液中，溶液
③離子方程式： BaSO3+2H+===Ba2++SO2↑+H2O
(9)HSO
①試劑：氯化鋇溶液、鹽酸、品紅溶液
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入BaCl2溶液反應(yīng)， 沉淀產(chǎn)生，加鹽酸后，產(chǎn)生無色、具有刺激性氣味的氣體，將生成的氣體通入品紅溶液中，溶液褪色
③離子方程式
(10)S2－
①試劑：Pb(NO3)2溶液(CuSO4或CuCl2溶液)、稀硝酸
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入Pb(NO3)2溶液生成 沉淀，且不溶于稀硝酸
③離子方程式： S2 ＋Cu2+===CuS↓(黑色)
(11)PO43－：加入AgNO3反應(yīng)，生成黃色沉淀(Ag3PO4)，該沉淀溶于硝酸
①試劑：AgNO3溶液、稀硝酸
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入AgNO3溶液生成 沉淀，沉淀可溶于稀硝酸
③離子方程式： (黃色)
(12)NO
①試劑：稀硫酸、金屬銅
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：加入銅片、稀硫酸加熱，溶液變藍(lán)色，有無色、具有刺激性氣味的氣體產(chǎn)生，遇空氣后氣體變 色
③離子方程式：
(13)SiO
①試劑：稀硝酸
②實驗現(xiàn)象(證據(jù))：稀硝酸，產(chǎn)生 絮狀沉淀
③離子方程式
5．無色溶液中離子檢驗的一般思路
三種常見離子檢驗的易混易錯點
(1)SO的檢驗。
①檢驗方法。
②排除干擾。
Ag＋的干擾 先用鹽酸酸化，能防止 干擾
CO、SO 的干擾 因為 、 也是白色沉淀，與BaSO4白色沉淀不同的是這些沉淀能溶于鹽酸中，因此檢驗SO時，必須先用足量鹽酸酸化(不能用HNO3、H2SO4酸化)
[微點撥]　所用的鋇鹽不能用 溶液，因為在酸性條件下，SO、HSO會被溶液中的NO氧化成SO，從而得出錯誤結(jié)論。
(2)CO的檢驗。
①檢驗方法。
②排除干擾。
HCO的干擾 若被檢溶液中含有的離子是 ，則加入CaCl2(或BaCl2)溶液時不會產(chǎn)生白色沉淀，故可用BaCl2(或CaCl2)溶液排除干擾
SO的干擾 因為 與 都是白色沉淀，且CaSO3也能與鹽酸反應(yīng)產(chǎn)生使澄清石灰水變渾濁的氣體(SO2)，但SO2是有刺激性氣味的氣體，故可以通過生成的氣體無色無味來排除SO的干擾
(3)Fe2＋的檢驗。
①溶液中只含 ，可用 溶液和氯水檢驗，不考慮干擾問題。
②溶液中含F(xiàn)e2＋、Fe3＋，不含Cl－時，可加入酸性 溶液，溶液褪色，說明溶液中含有Fe2＋，不能用KSCN溶液和氯水，原因是Fe3＋會形成干擾。
③溶液中含有Fe2＋、Fe3＋、Cl－時，可通過加入 (鐵氰化鉀)溶液生成藍(lán)色沉淀說明溶液中含有Fe2＋　
高考中有關(guān)離子檢驗的答題模板

例如，檢驗?zāi)橙芤褐泻蠪e2＋而不含 的方法是取適量溶液于潔凈的試管中，滴加幾滴 溶液，無 現(xiàn)象，再向溶液中滴加幾滴H2O2溶液(或新制氯水)，溶液變?yōu)榧t色，說明溶液中含有Fe2＋而不含F(xiàn)e3＋。
有Fe2＋，不能用酸性KMnO4溶液，原因是 也能使酸性KMnO4溶液褪色，Cl－能形成干擾。
11．某同學(xué)為檢驗溶液中是否含有常見的幾種無機離子，進(jìn)行了如圖所示的實驗操作。其中檢驗過程中產(chǎn)生的氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)。由該實驗?zāi)艿玫降恼_結(jié)論是(　　)
A．原溶液中一定含有SO
B．原溶液中一定含有NH
C．原溶液中一定含有Cl－
D．原溶液中一定含有Fe3＋
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