1、話題04離子反應(yīng)1.理解電解質(zhì)的概念以及強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離和電解質(zhì)溶液的電導(dǎo)率。3.了解離子反應(yīng)的概念，離子反應(yīng)的條件。4.能夠正確書寫離子方程式，判斷離子是否能共存。一、電解質(zhì)1.要理解電解質(zhì)和非電解質(zhì)的定義，我們應(yīng)該注意以下幾點(diǎn)：(1)電解質(zhì)和非電解質(zhì)屬于化合物，簡單物質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。例如，氯化鈉溶液可以導(dǎo)電，但不能說氯化鈉溶液是電解質(zhì)，因?yàn)槿芤菏腔旌衔?；同樣，雖然鋁和銅等簡單物質(zhì)可以導(dǎo)電，但它們不是電解質(zhì)。(2)電解質(zhì)溶液的電導(dǎo)率不是電解質(zhì)溶液電離的原因。相反，正是因?yàn)殡娊赓|(zhì)在水溶液中被電離，溶液才能導(dǎo)電。例如，氯化鈉固體是不導(dǎo)

2、電的，但它的水溶液是導(dǎo)電的。注：電離是導(dǎo)電電解質(zhì)的先決條件。電解質(zhì)不一定是導(dǎo)電的，導(dǎo)電物質(zhì)也不一定是電解質(zhì)。(3)電解質(zhì)和非電解質(zhì)之間沒有嚴(yán)格的界限。經(jīng)典電離理論基于水溶液。電解質(zhì)被水分子電離。水分子之間的相互作用也可以被部分電離，這被稱為水的自電離(許多共價(jià)化合物分子可以經(jīng)歷自電離)。因此，水是最弱的電解質(zhì)，也是電解質(zhì)和非電解質(zhì)之間的邊界。當(dāng)從溶解在水中的化合物解離的離子的數(shù)量(濃度)遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于從水中解離的離子的數(shù)量(濃度)時(shí)，溶液的電導(dǎo)率明顯強(qiáng)于水的電導(dǎo)率。這種化合物是電解質(zhì)，反之亦然。(4)化合物是否為電解質(zhì)與溶解度無關(guān)。例如，蔗糖可溶于水，但蔗糖是非電解質(zhì)；不溶于水或不溶于水的鹽由于溶解

3、度小，很難測量其溶液的電導(dǎo)率，但它們在溶于水一點(diǎn)后會(huì)完全電離成離子，在熔融狀態(tài)下也會(huì)完全電離，因此它們是電解質(zhì)，如硫酸鋇和碳酸鈣。(5)需要分析一些可溶于水并導(dǎo)電的化合物。例如，CO2和SO2水溶液可以導(dǎo)電，但它不是由CO2和SO2分子電離引起的，而是由它們與水反應(yīng)生成的H2CO3和H2SO3電離自由運(yùn)動(dòng)的離子而導(dǎo)電，所以只能說H2CO3和H2SO3是電解質(zhì)，而CO2和SO2不是電解質(zhì)。2.強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念溶解在水中后可以完全電離的電解質(zhì)溶于水后僅部分離子化的電解質(zhì)復(fù)合類型離子化合物、共價(jià)化合物共價(jià)化合物電離程度完全電離部分電離溶液中的粒子(不包括水分子)只有離子化

4、的陰離子和陽離子，沒有電解質(zhì)分子有離子化的陰離子和陽離子，也有電解定性分子例子大多數(shù)鹽(包括不溶性鹽)；強(qiáng)酸：鹽酸、硝酸、硫酸等。強(qiáng)堿：氫氧化鉀、氫氧化鈉、氫氧化鋇等弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO等。弱堿：NH3H2O、銅(OH)2、鐵(OH)3等。水也是一種弱電解質(zhì)注意：電解質(zhì)的強(qiáng)度與物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)有關(guān)，但與外部因素?zé)o關(guān)。電解質(zhì)的強(qiáng)度與溶解度無關(guān)。一些鹽，如硫酸鋇和碳酸鈣，是強(qiáng)電解質(zhì)，盡管它們不溶于水。例如，氯化汞和鉛(CH3COO)2雖然溶于水，但卻是部分電離的弱電解質(zhì)。電解質(zhì)的強(qiáng)度不一定與溶液的電導(dǎo)率有關(guān)，但其電導(dǎo)率由溶液中游離離子的濃度決定，也與離子攜帶的電荷有關(guān)。極稀的強(qiáng)

5、電解質(zhì)溶液具有弱導(dǎo)電性，而高濃度的弱電解質(zhì)溶液可能具有強(qiáng)導(dǎo)電性。因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定弱。二、離子方程式的書寫與是非判斷1.離子方程的寫作技巧(1)與量有關(guān)的離子方程式的書寫寫作時(shí)，使用“少固定，多cha”Ca2 + 2hc 3-+2OH-=CaCO3 + CO32-+2H2O；如果向氫氧化鈣溶液中加入少量氫氧化鈉溶液：Ca2+HCO3-+OH-=CaCO3+H2O .(2)離子反應(yīng)中的優(yōu)先原則優(yōu)先氧化原理(或優(yōu)先還原原理)寫作時(shí)，離子方程中離子的化學(xué)計(jì)量是用電子守恒法來判斷的。例如，將氯氣引入含有1摩爾二氧化亞鐵的溶液中。要完全氧化溶液中1摩爾的Fe2

6、+和2摩爾的Br -，必須轉(zhuǎn)移3摩爾的電子。如果氯氣為0.5摩爾或更少，只有Fe2會(huì)被氧化。如果引入0.8摩爾的氯氣，可以轉(zhuǎn)移1.6摩爾的電子，那么在Fe2完全氧化后，還有0.6摩爾的電子和0.6摩爾的Br-，所以離子方程式可以寫成Fe2 0.6 Br-0.8 Cl2=Fe3 0.3 Br 2 1.6 Cl-，然后化學(xué)計(jì)量數(shù)可以調(diào)整為整數(shù)。優(yōu)先沉淀原則如果溶液中有幾個(gè)離子可以隨添加的試劑一起沉淀，溶解度小的物質(zhì)(嚴(yán)格地說，是溶度積)將優(yōu)先沉淀。如果在氫氧化鎂溶液中加入足夠的氫氧化鈉溶液，氫氧化鎂應(yīng)該沉淀，而不是碳酸鎂。(3)多離子反應(yīng)分析兩種試劑混合在一起，有許多離子同時(shí)反應(yīng)。分析時(shí)，一個(gè)離子

7、可以完全反應(yīng)，然后分析另一個(gè)離子的反應(yīng)。例如明礬(SO4) 212h2o)溶液和氫氧化鋇溶液。如果將氫氧化鋇溶液加入到1摩爾明礬溶液中，可以假設(shè)鋁離子完全沉淀，因此需要1.5摩爾氫氧化鋇。此時(shí)，明礬溶液中只有1.5摩爾的硫酸根離子以硫酸鋇的形式沉淀，因此離子方程式可以表示為Al3 1.5 SO4 2-1.5 ba 2 3OH-=1.5 baso 4Al(OH)3 ,然后，假設(shè)硫酸根離子完全沉淀，需要2摩爾氫氧化鋇，2摩爾氫氧化鋇提供4摩爾氫氧離子，因此它完全與1摩爾鋁離子反應(yīng)生成偏鋁酸根離子，并且離子方程式可以表示為：Al3用同樣的方法，我們可以寫出任何給定物質(zhì)數(shù)量比率的反應(yīng)的離子方程。根據(jù)同

8、樣的分析方法，可以寫出任意比例的硫酸氫鈉溶液和氫氧化鋇溶液反應(yīng)的離子方程式。2.判斷對錯(cuò)的離子方程式離子方程式判斷是離子反應(yīng)的常見檢驗(yàn)形式之一。通過掌握離子方程寫作中容易出錯(cuò)的地方，我們可以搞清楚命題者設(shè)置錯(cuò)誤的方式，這有利于快速準(zhǔn)確地判斷離子方程的對錯(cuò)。(1)忽略物質(zhì)本質(zhì)，創(chuàng)造離子方程式如果在三氯化鋁溶液中加入過量的氨水，它會(huì)被錯(cuò)誤地寫成Al3 4NH 3H2O=Al2-4NH 4H2O。(2)化學(xué)式不能合理拆分如果氯溶于水，它被錯(cuò)誤地寫成Cl2 H2O=2h cl- clo-。(3)忽略電荷守恒或原子守恒如果銅溶解在三氯化鐵溶液中，它被錯(cuò)誤地寫成銅Fe3=銅Fe2過氧化鈉加水，這被錯(cuò)誤地寫

9、成Na2O 2 H2O=2na 2oh-O2。(4)省略了部分離子反應(yīng)，書寫的離子方程不完整例如，當(dāng)氫氧化鋇溶液加入到硫酸銨溶液中時(shí)，它被寫成Ba2 SO4 2-=baso4 ;因?yàn)闅溲蹼x子和銨離子之間的反應(yīng)被忽略了。(5)忽略氧化還原反應(yīng)忽略氧化還原反應(yīng)是離子方程式中常見的故障設(shè)置形式，當(dāng)離子方程式涉及強(qiáng)氧化性物質(zhì)或離子(如硝酸、Na2O2和ClO)和強(qiáng)還原性物質(zhì)或離子(如SO2、SO32 -、I-和Fe2+)時(shí)，應(yīng)特別注意。如果二氧化硫被引入次氯酸鈣溶液中，它被錯(cuò)誤地寫成Ca2 2clo- SO2 H2O=2hclo CaSO4 。(6)忽略反應(yīng)環(huán)境，寫錯(cuò)產(chǎn)品例如，離子方程式2mno 4-

10、hcoo-oh-=2mno 42-CO2H2O，且反應(yīng)物含有oh-，即在堿性環(huán)境下不可能生成CO2；另一個(gè)例子是次氯酸鈉在強(qiáng)堿溶液中與鐵(OH)3反應(yīng)生成Na2FeO4。反應(yīng)的離子方程式寫成：3cl 0-2fe(OH)3=2fe o42-3cl-H2O 4h，它忽略了堿性環(huán)境，被錯(cuò)誤地寫成氫離子。第三，離子共存離子不能大量共存的原因(1)由于復(fù)分解反應(yīng)，大量離子不能共存。(1)有氣體。揮發(fā)性弱酸如co32-、HCO3 -、S2-、hs-、SO32 -、HSO3 -不能與h大量共存，主要是因?yàn)閏o32-2h=CO2H2O、hs-h=H2S等。沉淀形成。例如Ba2、Ca2、Mg2等。不能與SO4

11、2-、Co32-等共存。主要是因?yàn)锽a2 Co32-=BaCO 3 , Ca2 SO4 2-=CaSO 4 (微溶)；Mg2、Al3、Cu2、Fe2、Fe3等。不能與羥基共存，主要是因?yàn)镃u2OH-=銅(羥基)2 , Fe3OH-=鐵(羥基)3 ,等等。sio32-，alo2-，s2o32-，等。不能與h共存的是SiO 32-+2H=H2 SiO 3H2O=al(oh)3 , s2o 32-2h=sSO2H2O。形成弱電解質(zhì)。例如oh-、ClO -、f-、ch3coo、PO43 -、hpo4-、H2PO4 -、等等。不能與H大量共存，主要是因?yàn)閛h- OH-+H=H2O，ch3co-H=ch3

12、co OH等。一些酸性弱酸性基團(tuán)和NH4不能與羥基共存，主要是因?yàn)镠CO3-羥基-=CO32- H2O、HPO4-羥基-=PO43- H2O、NH4+NH4-=NH3H2O等。溶液中有條件地存在一些易水解的離子。例如AlO2 -、S2-、hs-、CO32 -、HCO3 -、SO32 -、HSO3 -、ClO -、f-、CH3COO -、PO43 -、SiO32 -、C6H5O -、等。只能在堿性條件下大量存在于溶液中。Mg2、Al3、Cu2、Fe2、Fe3、NH4等。只能在酸性條件下大量存在于溶液中。(2)由于氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存一般來說，還原性強(qiáng)的離子不能與氧化性強(qiáng)的離子共存。例如

13、，I-、S2-、HS-和Fe3不能大量共存，因?yàn)?i- 2fe3=I2 2fe2，2fe3 S2-=s 2fe2，2fe 3 3s 2-=s2fe 2。(2)在酸性或堿性介質(zhì)中，由于氧化還原反應(yīng)，它不能大量共存。例如，NO3-和I-可以在中性或堿性溶液中共存，但不能在大量的H存在下共存；SO32-、S2O32-和S2-可以在堿性條件下共存，但不能在酸性條件下共存，因?yàn)?S2- SO32- 6H=3S 3H2O和2S2- S2O32- 6H=4S 3H2O。在酸性或堿性條件下，ClO和S2不能大量共存。(3)由于復(fù)合離子的形成，大量離子不能共存在化學(xué)中，還應(yīng)注意少數(shù)離子能形成復(fù)合離子但不能大量共

14、存的情況。例如，由于Fe3 SCN-鐵(SCN)2的復(fù)雜反應(yīng)，F(xiàn)e3和C6H5O -不能大量共存。(4)可水解陽離子和可水解陰離子通常不能同時(shí)存在于同一溶液中，也就是說，離子之間會(huì)發(fā)生“雙重水解”反應(yīng)。例如：Al3和HCO3-，Al3和co32-，Al3和S2-，Al3和hs-，Al3和AlO2-，Al3和C6H5O-，F(xiàn)e3和alo2-，F(xiàn)e3和hco3-，F(xiàn)e3和co32-，NH4和alo2-例如3alo2- Al3 6h2o=4al (oh) 3 等。特別是，NH4和CO32 -、NH4和HCO3 -、NH4和CH3COO -可以共存于同一溶液中。注意事項(xiàng)：1 .首先，我們必須從化學(xué)的基

15、本概念和理論上理解離子反應(yīng)的規(guī)律和“離子共存”的條件。在化學(xué)中，要求掌握離子反應(yīng)的規(guī)律，如離子間的復(fù)分解反應(yīng)和離子間的氧化還原反應(yīng)，某些粒子(離子和分子)在一定條件下會(huì)形成復(fù)合離子?！半x子共存”的條件是基于以上三個(gè)方面的綜合考慮、比較和歸納。因此，要解決“離子共存”的問題，可以從離子之間的反應(yīng)規(guī)律入手，逐一梳理。2.請注意問題中給出的附加條件，例如：(1)酸性溶液(H)，堿性溶液(OH-)，加入鋁粉后能釋放可燃?xì)怏w的溶液，H或OH-濃度為110-10摩爾/升的水離子化的溶液等。有色離子：MnO4 -、Fe3+、Fe2、Cu2+、Fe2使溶液呈現(xiàn)一定的顏色。四氧化二錳、三氧化氮、三氧化二鉻等。在

16、酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。注意“一定程度的共存”、“可能是大量的共存”或“不是大量的共存”等要求。3.在檢查問題時(shí)，還應(yīng)特別注意以下幾點(diǎn)：(1)注意溶液的酸堿度對離子間氧化還原反應(yīng)的影響。例如，F(xiàn)e2+和NO3-可以共存，但在強(qiáng)酸條件下，3fe 2 NO3-4h=3fe 3 no2h2o不能大量共存；碘-和NO3 -可以共存，但在強(qiáng)酸條件下不能大量共存。在強(qiáng)酸條件下，四氯化錳和氯不能大量共存；S2-和SO32 -在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下不能大量共存。(2)弱酸(如碳酸氫根離子、碳酸氫根離子、磷酸氫根離子、磷酸氫根離子、磷酸氫根離子)既不能與氫共存，也不能與羥基共存。例如，hco3-

17、oh-=co32- H2O(在堿的情況下，hco3-被進(jìn)一步離子化)碳酸氫鹽-+氫+=二氧化碳+ H2O .感知的改善：離子共存的解決方案1.閱讀詞干的要求：“能”、“不能”和“可能”。2.看看是否有隱藏的條件，如堿性、酸性、無色、酸堿度、水和電釋放的碳(氫)或其他附加條件。3.看看是否會(huì)發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)(1)檢查h，主要看是否有弱酸離子和弱酸離子等。(2)檢查羥基-，主要是看是否有銨離子、酸根離子和一些金屬離子等。(3)檢查金屬離子，主要是看是否有不溶性物質(zhì)。4.看看是否發(fā)生氧化還原反應(yīng)。這些反應(yīng)主要發(fā)生在強(qiáng)氧化離子(如MnO、ClO -、Fe3+等)之間。)和強(qiáng)還原離子(碘-、S2-、硫、鐵離子等)。)。此外，應(yīng)該注意的是，當(dāng)存在大量的氫時(shí)，一氧化氮具有強(qiáng)氧化性，可以氧化還原離子，如碘-、S2-、硫和Fe2+。5.看看是否會(huì)發(fā)生嚴(yán)重的雙重水解反應(yīng)：NH和SiO，Al3+和AlO，S2-