离子反应及离子方程式

1、一、电解质和非电解质的比较

2、二、强电解质和弱电解质的比较

3、三、电离

1．概念：电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动的离子的过程。

2．电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融。

4、四、电离方程式的书写

1．强电解质：完全电离，用“===”表示。

如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－、(NH4)2SO4===2NH＋SO。

2．弱电解质：部分电离，用“可逆号”表示。

5、五：高中阶段特殊的电离

(3)两性氢氧化物双向电离。如Al(OH)3的电离方程式

6、3．酸式盐

(1)强酸酸式盐完全电离，一步写出。如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，在熔融状态下的电离方程式为

7、(2)多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，酸式酸根部分电离。

8、典例

下列说法正确的是(　　)

A．NaHSO4在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO

B．H2CO3是弱酸，故Na2CO3是弱电解质

C．KClO3和SO3溶于水后能导电，故KClO3和SO3为电解质

D．NaHCO3在水溶液中的电离：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO

9、电离方程式书写的思维模型

1、一、离子反应发生的条件

1．复分解反应类型

(1)生成难溶性的物质，如Al(OH)3、BaSO4等。

(2)生成难电离的物质，如弱酸、弱碱、水等。

(3)生成易挥发性的物质，如CO2、SO2、NH3等。

2、2．氧化还原反应类型

强氧化性物质＋强还原性物质―→弱氧化性物质＋弱还原性物质。

如FeCl3溶液与Cu反应的离子方程式为2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。

3．络合反应：生成稳定的络合物或络合离子。

如向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液时反应的离子方程式为Fe3＋＋3SCN－Fe(SCN)3。（高中唯一一个络合物）

3、3．书写步骤(以CaCO3与盐酸的反应为例)

4、在做离子方程的问题时的思路

1、类型一　连续反应型

指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。

(1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应。

如CO2通入NaOH溶液中：

2、(2)多元弱酸(或其酸酐)与更弱的酸的盐溶液反应。

如CO2通入NaAlO2溶液中：

3、(3)多元弱酸盐与强酸反应。

如Na2CO3溶液与稀盐酸：

4、(4)铝盐溶液与强碱溶液：

5、(5)NaAlO2溶液与强酸溶液：

6、(6)Fe与稀HNO3溶液：

7、类型二　先后反应型

一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。

NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应：

8、类型三　配比型

当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关。

(1)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液：

9、(2)NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液：

10、(1)根据相对量将少量物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应离子的物质的量之比与物质组成之比相符。

(2)依据少量物质中离子的物质的量，确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量。

(3)依据“先中和后沉淀”的思路正确书写离子方程式。

1、(1)“拆分”陷阱

离子方程式的正误判断中，常常设置物质是否能“拆分陷阱”，氧化物、弱电解质、沉淀、酸式酸根(HSO4除外)在离子方程式中均不能拆分。在复习时，应熟记常见的弱电解质、溶解度表及常见多元弱酸的酸式酸根。

2、(2)“守恒”陷阱

离子方程式除符合质量守恒外，还应符合电荷守恒，学生往往只注意质量守恒，而忽略电荷守恒，这也是命题者经常设置的“陷阱”。

3、(3)“原理”陷阱

离子反应应符合客观事实，而命题者往往设置不符合“反应原理”的陷阱，如Fe和非氧化性酸反应应生成Fe2＋，金属和氧化性酸反应不放出H2。注意不要忽略隐含反应，是否符合配比关系，“===”、“”使用是否正确以及反应条件等。

4、(4)“量比”陷阱

在离子方程式正误判断中，学生往往忽略相对量的影响，命题者往往设置“离子方程式正确，但不符合相对量”的陷阱。突破“陷阱”的方法一是审准“相对量”的多少，二是看离子反应是否符合该量。