人教版2019届化学高考复习专题——
《离子反应》
学习过程
一、复习预习
1、常见的氧化剂和还原剂 2、氧化还原方程式的配平
二、知识讲解
考点1、电解质
1．电解质、非电解质的概念 定义 与常见物质类别的关系
2．强电解质与弱电解质的概念 概念 电离程度 物质结构 强电解质 在水溶液中全部电离成离子的电解质 完全 离子化合物、某些共价化合物 通常为： 与常见物质类别的关系 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 通常为 H2CO3、H2SO3 极少数盐、水 特别提示：
1．电解质与非电解质必须是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
2．电解质必须是化合物本身电离出的离子导电，否则不属于电解质（如：SO2、SO3、CO2）。 3．电解质的强弱与物质溶解性无关。
4．电解质不一定导电（如：固体NaCl），导电物质不一定是电解质（如：石墨）；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质（如：单质S）。
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电解质 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物 离子化合物和部分共价化合物 通常为酸、碱、盐、水、典型金属氧化物、某些非金属氢化物等 的化合物 非电解质 在水溶液中和熔化状态下都不导电全是共价化合物 通常为非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等 弱电解质 在水溶液中只有一部分电离成离子的电解质 部分 某些共价化合物 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI 弱酸：CH3COOH、HF、HClO、H2S、绝大多数盐：NaCl、CaCO3、CH3COONa 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等
考点2、电解质在水溶液中的电离液的导电性
1．电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子的过程称为电离。
（1）强电解质在水中完全电离，属不可逆过程。电离方程式如下： HCl = H+ + Cl
－
以及电解质溶
Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH (NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42
－
－
（2）弱电解质在水中部分电离，属可逆过程，溶液中存在弱电解质的电离平衡；弱电解质在水溶液中的电离趋势很小，书写弱电解质的电离方程式常用符号“
NH3·H2OHCO3
－
”；并且，多元弱酸电离是分步进行的，每
－
步只电离出一个H+，多元弱碱分步电离，但书写电离方程式时一步写。
NH4+ + OH H2CO3
－
H+ + HCO3 Fe3＋3OH
＋
－
－
H+ + CO32 Fe(OH)3
－
＋
（3）特殊物质如：Al(OH)3 H＋AlO2＋H2OAl (OH)3
Al3＋3OH
＋
－
2．与金属的导电原理（通过内部自由电子的定向移动）不同，电解质溶液之所以能够导电，是因为溶液中存在自由移动的离子；在一定浓度范围内，溶液导电能力的强弱与溶液中 离子的浓度有关：离子浓度越高，溶液的导电能力越强。 特别提示：
1．强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液导电能力强。
考点3、离子反应和离子方程式
1．离子反应：离子反应是指有离子参加或有离子生成的化学反应。 2．离子反应的发生条件： （1）生成沉淀 （2）生成弱电解质
（3）生成气体（挥发性物质）：
（4）发生氧化还原反应：具有较强还原性的离子与具有较强氧化性的离子 （5）络合反应：如Fe3+和SCN、C6H5O，发生如下络合反应 Fe3+＋SCN
－
－
－
[Fe(SCN)]2+
3．离子方程式：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式。 4．离子方程式的意义：
离子方程式代表的不仅是某一个反应，还可以表示某一类反应。 5．离子方程式书写步骤：
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（1）写：写出正确的化学方程式； （2）拆：把可溶的强电解质拆成离子形式； （3）删：删去两边未反应的离子；
（4）查：检查方程式两边元素是否守恒、净电荷数是否守恒、电子得失是否守恒。 特别提示：
1．实际书写离子方程式时，我们并不需要按照以上四步进行，只需要抓住反应实质，直接写出离子方程式。
2．“拆：”可溶性的强电解质拆开成离子形式，其他（包括难电离物质、难溶物、单质和氧化物及其他所有气体）一律写化学式。
3．在离子方程式中，微溶物（如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等）的处理 a．微溶物在生成物中要写成化学式；
b．微溶物在反应物中如果以溶液形式存在（浓度小，如澄清石灰水），要写成离子形式；如果以悬浊液形式存在（浓度大，如石灰乳），要写成化学式。 4．酸式盐的写法
在离子方程式中的酸式盐，如果是强酸的酸式根，一般拆写成离子形式，如HSO4要写成H+和SO42；如
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－
果是弱酸的酸式根则不能拆开写，如HCO3、HSO3、HS、H2PO4等均不能拆开写。 5．固体间发生的反应不能写成离子方程式。如实验室制NH3： Ca(OH)2(s)＋2NH4Cl（s）
考点4、与量有关的离子反应方程式的书写
1．连续型：反应生成的离子又能跟过量（剩余）的反应物继续反应。 （1）铝盐溶液和强碱溶液的反应：
碱少量：Al3+＋3OH= Al(OH)3↓
－－
－－－－
CaCl2＋2H2O＋2NH3↑，不能写成离子方程式。
碱过量：Al3+＋4OH= AlO2＋2H2O
－
（2）偏铝酸盐和强酸的反应：
酸少量：AlO2＋H+＋H2O = Al(OH)3↓
－－
酸过量：AlO2＋4H+= Al3+＋2H2O （3）部分显碱性的盐溶液与CO2气体的反应：
少量CO2：2AlO2＋CO2＋3H2O = 2Al(OH)3↓＋CO32
－
－
过量CO2：AlO2＋CO2＋2H2O = Al(OH)3↓＋HCO3 （4）酸性氧化物与碱溶液反应：
少量CO2：CO2＋2OH= CO32＋H2O
－
－
－－
过量CO2：CO2＋OH= HCO3 类似有SO2、SO3、P2O5与碱的反应。
（5）多元酸（如：H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3等）与碱反应，酸和碱的量不同可生成不同的盐：
碱过量：H2S＋2OH= S2＋2H2O
－
－
－－
碱少量：H2S＋OH= HS＋H2O
（6）部分多元弱酸盐（如Na2S、Na2CO3、Na2SO3）与强酸的反应：
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－－
酸少量：CO32＋H+= HCO3
－
－
酸过量：CO32＋2H+= CO2↑＋H2O
－
（7）硝酸银和氨水的反应：
氨水少量： Ag+＋NH3.H2O = AgOH↓＋NH4+（AgOH失水转化成Ag2O） 氨水过量：Ag+＋3NH3.H2O = [Ag(NH3)2]++OH＋NH4+＋2H2O
－
（8）铁和稀HNO3(或其他氧化性的酸)的反应：
Fe（不足）：Fe＋4H++NO3（稀）= Fe3+＋NO↑＋2H2O
－
Fe（足量）：3Fe＋8H++2NO3（稀）= 3Fe2+＋2NO↑＋4H2O
－
（9）FeCl3溶液与不同量的Na2S溶液混合
当Na2S溶液少量时：2Fe3++S2= 2Fe2++S ↓
－
当Na2S溶液过量时：2Fe3++3S2= 2FeS(黑)↓ +S↓
－
2．先后型：一种反应物中的多种离子跟另一种反应物中的离子反应时次序不同。 （1）某些氧化还原反应，例如：
①FeBr2溶液与不同量的氯水混合（还原性：Br － － 当氯水足量时（2:3）：2Fe2++4Br+3C12 = 2Fe3++2Br2+6Cl － － 当氯水少量时（2:1）：2Fe2++C12 = 2Fe3++2Cl － 当FeBr2与C12为1∶1时：2Fe2++2Br+2Cl2 = 2Fe3++Br2+4Cl － － FeI2与氯水反应同理 （2）NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应 NaOH不足：OH＋H= H2O NaOH过量：2OH＋H＋NH4= NH3↑＋2H2O 3．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，引起组成比例不协调，当一种组成离子恰好反应时，另一种组成离子不能恰好完全反映。 （1）酸式盐与碱溶液的反应： ①Ba(OH)2与NaHSO4溶液混合，当NaHSO4溶液足量和少量时有以下两种写法。 NaHSO4溶液足量时：Ba2++2OH+2H++SO42= BaSO4↓+2H2O － － － ＋ ＋ － ＋ NaHSO4溶液少量时：Ba2++OH+H++SO42= BaSO4↓+H2O － － ②Ca(HCO3)2与NaOH溶液混合，当NaOH溶液的量不同时亦出现以下几种写法。 NaOH溶液足量时：Ca2++2HCO3+2OH= CaCO3↓+2H2O+CO32 － － － NaOH溶液少量时：Ca2++HCO3+OH= CaCO3↓+H2O － － n[Ca(HCO3)2]∶n(NaOH)=2∶3时：2Ca2++3HCO3+3OH=2CaCO3↓+CO32+3H2O － － － （2）弱酸酸式盐与NaHSO4溶液反应： Ba(HCO3)2（过量）：Ba2++HCO3＋H++SO42= BaSO4↓＋CO2↑＋H2O － － Ba(HCO3)2（少量）：Ba2++2HCO3＋2H++SO42= BaSO4↓＋2CO2↑＋2H2O － － 考点5、离子共存的判断方法 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存 （1）有气体产生。 例如：CO32、SO32、S2、HCO3、HSO3、HS等易挥发的弱酸的酸根或酸式根与H+不能大量共 － － － － － － 4 存。 （2）有沉淀生成。 例如：Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42、CO32等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、 － － Cu2+、Fe3+等不能与OH大量共存；Fe2+与S2、Ca2+与PO43、Ag+与Cl、Br、I等不能大量共存。 － － － － － － （3）有弱电解质生成。 ①OH、弱酸的酸根或弱酸的酸式根CH3COO、PO43、HPO42、H2PO4、F、 － － － － － － ClO、AlO2、SiO32、CN、C17H35COO、C6H5O等与H+不能大量共存； － － － － － － ②酸式弱酸根如HCO3、HPO42、HS、H2PO4、HSO3及弱碱的阳离子如NH4+、Al3+、Fe2+等不能 － － － － － 与OH大量共存。 2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存 （1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。 例如：S2、HS、SO32、I和Fe3+不能大量共存。 － － － － － （2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。 例如：MnO4、Cr2O72、NO3、ClO与S2、HS、SO32、HSO3、I、Fe2+等不能大量共存；SO32 － － － － － － － － － － 和S2在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S+SO32+6H+===3S↓+3H2O反应不能共存。 － － － － H+与S2O32不能大量共存。 3．双水解不能大量共存 （1）Al3+和HCO3、CO32、HS、S2、AlO2、ClO、SiO32等；Fe3+ 与CO32、HCO3、AlO2、ClO － － － － － － － － － － － 等相互促进水解不能大量共存。 － － 4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存 例如：Fe3+与SCN、C6H5O不能大量共存。 特别提示：题干中常见的陷阱 1．无色溶液中一定不含Cu2、Fe3、Fe2、MnO4、CrO42、Cr2O72。 ＋ ＋ ＋ － － － 2．暗示溶液酸碱性，如：直接给出溶液pH值；与铝反应能放出氢气；给出溶液中由水电离出的H+浓度或OH浓度；溶液遇pH试纸显示出的特殊颜色；溶液遇酸碱指示剂显示出的特殊颜色等。 3．“透明溶液”意味着无难溶物和微溶物，并不意味着溶液无色。 － 三、例题精析 【例题1】 【题干】下列表示对应化学反应的离子方程式正确的是（ ） A．用KIO3氧化酸性溶液中的KI：5I＋IO3＋3H2O = 3I 2＋6OH B．向NH4HCO3溶液中加过量NaOH溶液并加热：NH4＋OH － ＋ － ＋＋ － ＋ － － － NH3↑＋H2O C．将过量二氧化硫气体入冷氨水中：SO2＋NH3·H2O = HSO3＋NH4 D．用稀硝酸洗涤试管内壁的银镜：Ag＋2H＋NO3 = Ag＋NO↑＋H2O 【答案】C 【解析】本题是基本概念中离子方程式判断正误的考查。 A选项一定要注意酸性溶液中不能出现OH。 B选项NH4HCO3溶液HCO3也能与NaOH反应。 C选项过量二氧化硫气体入冷氨水只能酸式盐。 5 － －