離子反應(yīng)專題復(fù)習(xí)資料引言離子反應(yīng)是中學(xué)化學(xué)的核心內(nèi)容之一，貫穿于元素化合物、化學(xué)反應(yīng)原理等多個(gè)模塊，也是高考考查的重點(diǎn)與熱點(diǎn)。掌握離子反應(yīng)的本質(zhì)、規(guī)律及離子方程式的書寫技巧，對于理解化學(xué)反應(yīng)實(shí)質(zhì)、解決化學(xué)問題具有至關(guān)重要的作用。本專題旨在幫助同學(xué)們系統(tǒng)梳理離子反應(yīng)的相關(guān)知識，深化理解，提升應(yīng)用能力。一、離子反應(yīng)的基本概念與實(shí)質(zhì)（一）離子反應(yīng)的定義在溶液中或熔融狀態(tài)下，有離子參加或生成的化學(xué)反應(yīng)統(tǒng)稱為離子反應(yīng)。值得注意的是，并非所有在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)都是離子反應(yīng)，例如某些有機(jī)反應(yīng)，雖在溶液中進(jìn)行，但無離子參與，則不屬于離子反應(yīng)。（二）離子反應(yīng)的實(shí)質(zhì)離子反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是溶液中某些離子濃度的減小。即通過反應(yīng)，使反應(yīng)物中某些離子的濃度降低，生成新的物質(zhì)（如沉淀、氣體、弱電解質(zhì)等）。（三）離子反應(yīng)發(fā)生的條件對于在溶液中進(jìn)行的復(fù)分解反應(yīng)而言，離子反應(yīng)發(fā)生的條件通?？梢愿爬橐韵聨c(diǎn)：1.生成難溶性物質(zhì)（沉淀）：如Ag+與Cl-結(jié)合生成AgCl沉淀。2.生成易揮發(fā)性物質(zhì)（氣體）：如H+與CO32-結(jié)合生成CO2氣體和水。3.生成難電離的物質(zhì)（弱電解質(zhì)）：如H+與OH-結(jié)合生成水，H+與CH3COO-結(jié)合生成CH3COOH。對于氧化還原型離子反應(yīng)，其發(fā)生條件則取決于參與反應(yīng)的離子的氧化性與還原性相對強(qiáng)弱，即強(qiáng)氧化性離子與強(qiáng)還原性離子相遇時(shí)，通常能發(fā)生電子轉(zhuǎn)移而發(fā)生反應(yīng)。二、離子方程式的書寫離子方程式是用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號來表示化學(xué)反應(yīng)的式子。它不僅能表示一個(gè)具體的化學(xué)反應(yīng)，還能表示同一類型的離子反應(yīng)，是化學(xué)用語的重要組成部分。（一）離子方程式的書寫原則1.客觀事實(shí)原則：離子方程式必須符合客觀事實(shí)，不能隨意編造。例如，鐵與稀鹽酸反應(yīng)只能生成Fe2+和H2，而不能寫成生成Fe3+。2.質(zhì)量守恒原則：反應(yīng)前后各元素的原子種類和數(shù)目必須相等。3.電荷守恒原則：反應(yīng)前后離子所帶的總電荷數(shù)必須相等。這是氧化還原型離子反應(yīng)中尤為重要的檢查點(diǎn)。4.定組成原則：對于微溶物，若作為反應(yīng)物，若是澄清溶液則拆成離子形式，若是懸濁液則寫化學(xué)式；若作為生成物，一般寫化學(xué)式，并標(biāo)“↓”符號。（二）離子方程式的書寫步驟（以稀硫酸與氫氧化鋇溶液反應(yīng)為例）1.寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式：H2SO4+Ba(OH)2=BaSO4↓+2H2O2.拆寫：將易溶于水且易電離的物質(zhì)（強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽）拆寫成離子形式；難溶物、難電離物質(zhì)（弱酸、弱堿、水）、氣體、單質(zhì)、氧化物等均保留化學(xué)式。2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O3.刪去：刪去方程式兩邊不參加反應(yīng)的離子（即相同的離子）。此例中沒有不參加反應(yīng)的離子。4.檢查：檢查方程式兩邊各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷總數(shù)是否守恒。關(guān)鍵提示：“拆寫”是離子方程式書寫的核心步驟，也是易錯(cuò)點(diǎn)。必須準(zhǔn)確記憶常見的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和可溶性鹽。常見的強(qiáng)酸如HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI、HClO4；常見的強(qiáng)堿如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2（澄清石灰水時(shí)可拆）；可溶性鹽可依據(jù)溶解性表判斷。（三）常見錯(cuò)誤辨析與注意事項(xiàng)1.不符合反應(yīng)客觀事實(shí)：如Fe與稀硝酸反應(yīng)，若硝酸過量，產(chǎn)物應(yīng)為Fe3+和NO，而非Fe2+和H2。2.拆分錯(cuò)誤：如將CaCO3拆寫成Ca2+和CO32-，將CH3COOH拆寫成H+和CH3COO-。3.漏寫部分離子反應(yīng)：如Ba(OH)2溶液與CuSO4溶液反應(yīng)，既要寫B(tài)a2+與SO42-生成BaSO4沉淀，也要寫Cu2+與OH-生成Cu(OH)2沉淀。4.電荷不守恒：如Fe3+與Cu反應(yīng)，寫成Fe3++Cu=Fe2++Cu2+，此式電荷不守恒，正確應(yīng)為2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+。5.原子不守恒：如H2O2在酸性條件下氧化Fe2+，寫成H2O2+Fe2++2H+=Fe3++2H2O，此式鐵原子不守恒，正確應(yīng)為H2O2+2Fe2++2H+=2Fe3++2H2O。6.忽視反應(yīng)物的用量或滴加順序：例如，向NaOH溶液中滴加少量AlCl3溶液和向AlCl3溶液中滴加少量NaOH溶液，離子方程式不同。前者NaOH過量，生成AlO2-；后者AlCl3過量，生成Al(OH)3沉淀。7.忽視氧化還原反應(yīng)的先后順序：例如，向FeBr2溶液中通入少量Cl2，由于Fe2+的還原性強(qiáng)于Br-，Cl2應(yīng)先氧化Fe2+。三、離子共存離子共存問題是離子反應(yīng)概念的具體應(yīng)用，即判斷在同一溶液中，幾種離子能否大量共同存在。若離子之間能發(fā)生反應(yīng)，則不能大量共存。（一）離子不能大量共存的常見類型1.生成難溶物或微溶物：如Ag+與Cl-、Br-、I-；Ba2+與SO42-、CO32-；Ca2+與CO32-、SO42-（微溶）；OH-與Fe3+、Cu2+、Mg2+等。2.生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)：如H+與CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-等；OH-與NH4+（加熱或濃溶液時(shí)）生成NH3↑。3.生成難電離物質(zhì)（弱電解質(zhì)）：*H+與OH-生成H2O。*H+與弱酸根離子：如CH3COO-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-、ClO-、F-、SiO32-等生成相應(yīng)的弱酸。*OH-與弱堿陽離子：如NH4+、Fe3+、Cu2+、Mg2+、Al3+等生成相應(yīng)的弱堿或難溶氫氧化物。4.發(fā)生氧化還原反應(yīng)：具有較強(qiáng)氧化性的離子與具有較強(qiáng)還原性的離子不能大量共存。常見氧化性離子：MnO4-（H+）、ClO-、Fe3+、NO3-（H+）等。常見還原性離子：S2-、HS-、SO32-、HSO3-、Fe2+、I-、Br-（與強(qiáng)氧化劑如MnO4-（H+）不能共存）等。例如：Fe3+與I-、S2-；MnO4-（H+）與Fe2+、I-、Cl-等。5.發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)：如Fe3+與SCN-生成Fe(SCN)3；Ag+與NH3·H2O（過量）生成[Ag(NH3)2]+。6.發(fā)生雙水解反應(yīng)：某些弱酸根離子與弱堿陽離子在水溶液中相互促進(jìn)水解，直至完全。常見的能發(fā)生雙水解反應(yīng)的離子對：Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-、SiO32-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-等。例如：Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑。（二）離子共存題中的隱含條件1.溶液的酸堿性：*酸性溶液：pH<7，或c(H+)=10-nmol/L(n>0)，或能使紫色石蕊試液變紅，或能與Al反應(yīng)放出H2（注意：若為HNO3，則不產(chǎn)生H2）。此時(shí)溶液中含大量H+，與H+反應(yīng)的離子不能存在。*堿性溶液：pH>7，或c(OH-)=10-nmol/L(n>0)，或能使紫色石蕊試液變藍(lán)、酚酞試液變紅，或能與Al反應(yīng)放出H2（需排除Al與強(qiáng)堿反應(yīng)）。此時(shí)溶液中含大量OH-，與OH-反應(yīng)的離子不能存在。*可能是酸性也可能是堿性溶液：如“溶液中由水電離出的c(H+)=10-12mol/L”，或“加入鋁粉有氫氣產(chǎn)生的溶液”（需注意可能含NO3-）。2.溶液的顏色：*無色溶液：則不存在有色離子。常見有色離子：Cu2+（藍(lán)色）、Fe3+（棕黃色）、Fe2+（淺綠色）、MnO4-（紫紅色）等。3.特定反應(yīng)的要求：如“加入某物質(zhì)后產(chǎn)生沉淀或氣體”等，需具體分析。四、與量有關(guān)的離子方程式書寫此類反應(yīng)因反應(yīng)物的用量不同或滴加順序不同，導(dǎo)致產(chǎn)物不同，離子方程式也不同，是離子反應(yīng)中的難點(diǎn)。（一）基本原則1.“少量定一”法：即設(shè)少量反應(yīng)物的物質(zhì)的量為1mol，以此為基準(zhǔn)確定過量反應(yīng)物中實(shí)際參與反應(yīng)的離子的物質(zhì)的量。2.優(yōu)先反應(yīng)原則：若溶液中存在多種離子能與某一反應(yīng)物反應(yīng)，通常強(qiáng)者優(yōu)先。例如，向含有H+、Fe2+、Cu2+的溶液中加入鋅粉，Zn先與H+反應(yīng)，再與Cu2+反應(yīng)，最后與Fe2+反應(yīng)。（二）典型實(shí)例分析1.多元弱酸（或其酸酐）與堿反應(yīng)：*向NaOH溶液中通入少量CO2：CO2+2OH-=CO32-+H2O*向NaOH溶液中通入過量CO2：CO2+OH-=HCO3-（分析：少量CO2時(shí)，OH-過量，生成CO32-；過量CO2時(shí)，CO32-會(huì)繼續(xù)與CO2、H2O反應(yīng)生成HCO3-）2.酸式鹽與堿反應(yīng)：*向NaHCO3溶液中加入少量Ca(OH)2溶液：2HCO3-+Ca2++2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O（“少量定一”：設(shè)Ca(OH)2為1mol，則提供2molOH-和1molCa2+。2molOH-需2molHCO3-與之反應(yīng)生成2molCO32-和2molH2O，其中1molCO32-與1molCa2+結(jié)合生成CaCO3沉淀，剩余1molCO32-。）*向NaHCO3溶液中加入過量Ca(OH)2溶液：HCO3-+Ca2++OH-=CaCO3↓+H2O（“少量定一”：設(shè)NaHCO3為1mol，則提供1molHCO3-。1molHCO3-需1molOH-與之反應(yīng)生成1molCO32-和1molH2O，生成的1molCO32-立即與Ca2+（過量）結(jié)合生成CaCO3沉淀。）3.多種還原劑（或氧化劑）與一種氧化劑（或還原劑）反應(yīng)：*向FeBr2溶液中通入少量Cl2：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-*向FeBr2溶液中通入過量Cl2：2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++2Br2+6Cl-（分析：Fe2+還原性強(qiáng)于Br-，Cl2少量時(shí)先氧化Fe2+；Cl2過量時(shí)，F(xiàn)e2+和Br-均被氧化。）五、離子反應(yīng)的應(yīng)用離子反應(yīng)在化學(xué)研究、工業(yè)生產(chǎn)和日常生活中有著廣泛的應(yīng)用。1.物質(zhì)的檢驗(yàn)與鑒別：利用離子的特征反應(yīng)（如生成特殊顏色的沉淀、氣體，或顏色變化等）來檢驗(yàn)或鑒別離子。例如，用AgNO3和稀HNO3檢驗(yàn)Cl-；用KSCN溶液檢驗(yàn)Fe3+。2.物質(zhì)的分離與提純：利用離子反應(yīng)將雜質(zhì)離子轉(zhuǎn)化為沉淀、氣體或其他易分離的物質(zhì)除去。例如，除去NaCl溶液中的Na2SO4，可加入適量BaCl2溶液，使SO42-轉(zhuǎn)化為BaSO4沉淀除去。3.離子共存與除雜方案設(shè)計(jì)：在化工生產(chǎn)中，選擇合適的試劑和條件，使目標(biāo)離子保留，雜質(zhì)離子通過離子反應(yīng)除去。4.廢水處理：利用離子反應(yīng)去除廢水中的有害離子。例如，用Ca(OH)2中和酸性廢水，用S2-沉淀Hg2+等重金屬離子。5.離子反應(yīng)在定量分析中的應(yīng)用：如酸堿中和滴定、沉淀滴定等，其原理均基于離子反應(yīng)。五、總結(jié)與展望離子反應(yīng)是化學(xué)學(xué)科的核心概念之一，其知識點(diǎn)密集，邏輯性強(qiáng)，應(yīng)用廣泛。要真正掌握離子反應(yīng)，不僅需要深刻理解其本質(zhì)和規(guī)律，更要在實(shí)踐中不斷練習(xí)，善于總結(jié)歸納，尤其是針對易錯(cuò)點(diǎn)和難點(diǎn)進(jìn)行專項(xiàng)突破。在復(fù)習(xí)過程中，應(yīng)注重對概念內(nèi)涵的理解，而非死記硬背；注重離子方程式書寫的規(guī)范性和準(zhǔn)確性；注重分析問題和解決問題能力的培養(yǎng)。希望本專題復(fù)習(xí)資料