2010届高三化学必修一知识点复习-离子反应

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第二节 离子反应（第一课时）
主干知识梳理
一、电解质和非电解质
1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
2、非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物。
3、电离方程式
电离方程式是表示电解质电离的式子。
2、 强电解质、弱电解质
1、 定义
强电解质：在水溶液中完全电离的电解质
弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质
【要点透析】（左栏）
1、电解质非电解质
对电解质与非电解质概念的说明：
①电解质、非电解质相同之处都是化和物，单质、混合物既不属于电解质，又不属于非电解质；电解质、非电解质不同之处在于在水溶液或熔融状态下能否导电。②电解质的导电是有条件的，既电解质必须在水溶液里或熔融状态下才能导电。③能导电的物质并不全是电解质，如铜铁石墨，氯化钠水溶液等。④酸碱盐和部分金属氧化物是电解质。⑤非金属氧化物和大部分的有机物为非电解质。
强电解质、弱电解质的比较
（见下表）
说明：
①电解质和非电解质的研究对象均为化合物，单质和混合物即不是电解质，也不是非电解质。
②“水溶液或熔化状态”是电解质电离的外部条件，且两个条件具备其中一个即可。如液态HCl不导电，而HCl的水溶液能导电(即其发生了电离),所以HCl是电解质；而作为非电解质则必须是两个条件下均不能电离。
③“能导电”是因为电解质电离(在水溶液或熔化状态下)产生了自由移动的离子。电解质溶液的导电能力强弱主要取决于溶液中自由移动的离子的浓度大小；离子浓度越大，导电能力越强，与溶液中自由移动的离子数目无关，与电解质的强弱无关
电解质 非电解质
强电解质 弱电解质
电离特点 完全电离、不可逆、不存在电离平衡 部分电离、可逆、 存在电离平衡 本身不能直接电离
化合物种类 强酸、强碱、大多数盐、部分金属氧化物 弱酸、弱碱、水 多数有机物、 非金属氧化物
水溶液中溶质粒子种类 水合离子无溶质分子 水合离子和溶质分子 溶质分子或与水反应的产物的分子或离子
结构特点 离子键结合的离子化合物、强极性键结合的强极性共价化合物 弱极性键结合的弱极性共价化合物 极性键结合的弱极性化合物或非极性化合物
电离方程式 表示方法 HCl =H＋ +Cl― (用等号) CH3COOHCH3COO― +H+ （用可逆符号）
离子方程式中 表示形式 可溶：用实际参加反应的离子符号表示不溶：用化学式表示 用化学式表示 用化学式表示
实例 HCl、NaOH、NaCl等 CH3COOH、NH3、H2O等 C2H5OH、SO2、CO等
1.为什么说酸、碱、盐是电解质？
从电离角度看，酸、碱、盐在一定条件下都能够电离而导电，所以说它们都是电解质。
2.SO2、SO3、NH3的水溶液可以导电，为什么它们不是电解质？
电解质与非电解质的本质区别是在水溶液或熔融状态下 自身能否电离，而其水溶液是否导电只是这个本质决定的一种性质而已。SO2、SO3、NH3的水溶液可以导电，是因为它们与水反应生成的物质能电离而导电，而SO2、SO3、NH3它们自身不电离，所以它们不是电解质。
3.电解质和非电解质的本质区别
电解质与非电解质的本质区别是在水溶液或熔融状态下 自身能否电离，而其水溶液是否导电只是这个本质决定的一种性质而已。
4．强电解质和弱电解质
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。如NaOH、KOH、HCl、HNO3、H2SO4、NaCl、KNO3等。
弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。如CH3COOH、NH3、H2O等。
有关强电解质和弱电解质的说明：
①强电解质和弱电解质都属于电解质，对电解质在水溶液里是否完全电离为标准划分，分为强电解质和弱电解质。
②强电解质有：强酸、强碱、大部分盐、部分金属氧化物。
③弱电解质有：弱酸、弱碱、少数盐、水。
第二课时
主干知识梳理
离子反应
1.定义：有离子参加的反应
2、离子方程式及书写:用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程。离子方程式的书写（以碳酸钠与盐酸的反应为例）
第一步：写 写出反应的化学方程式 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
第二步：拆 把易溶于水并且易电离的反应物、生成物拆成离子的形式，难溶、难电离以及气体、单质、氧化物，仍用分子式表示。2Na＋＋CO32－+2H＋＋Cl－=2Na＋＋Cl－+H2O+CO2↑
第三步：删 删去方程式两边没有参加反应的离子。CO32－+2H＋=H2O+CO2↑
第四步：查 检查离子方程式两边各元素的原子个数和离子的电荷数是否相等。
3、离子方程式的意义:离子方程式不仅可表示某一个具体的化学反应，而且可代表示同一类型的离子反应。4、离子反应发生的条件
1 复分解反应：生成难溶物；生成难电离物；生成挥发性物质。
2 溶液中进行的某些氧化还原反应：有离子参加的置换反应；特殊氧化还原反应；在溶液中进行的电解反应。
要点精讲
1、 离子方程式的书写.
必须遵守“三大守恒”
离子方程式都要遵守三大守恒规律：
①方程式两边元素的种类守恒；
②方程式两边原子个数应守恒；
③方程式两边各离子所带电荷数的代数和应守恒。
1、 必须符合反应事实
(1)化学用语是否准确,化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号、可逆符号的书写是否符合反应事实。一般易溶于水的强电解质在水溶液中应写成离子符号；不溶于水的电解质，可溶于水的弱电解质及所有的非电解质、单质和氧化物均应写成化学式。如：CaCO3 、CH3COOH、SO2、Na2O2、Fe、C2H5OH、H2SiO3等均应在离子方程式中写成化学式。至于强电解质的微溶物在生成物中一般写成化学式，反应物中则看情况而定，如：石灰乳则写成Ca(OH)2，而澄清的石灰水则应拆写成Ca2＋和2OH― ，又如：NH4＋和OH― 反应，一般未说明或在浓溶液中或加热应写成NH4＋+OH― = NH3↑+H2O，而在稀溶液中反应可写成NH4＋+OH― =NH3·H2O。弱电解质的电离、用可逆符号。如：CH3COOHCH3COO-+H+。
⑵弱酸及多元弱酸的酸式酸根离子不能拆开写，如NaHS溶液与NaOH溶液反应： HS-+OH-=S2-+H2O，NaHCO3溶液与盐酸反应：HCO3-+H+=H2O+CO2↑
(3)与量有关的反应是否表达准确。由于许多反应是分步进行的，则离子方程式的书写应根据反应物的量的关系来确定反应进行的程度(书写规律为：以不足量的物质为标准，一般设为1mol，其它的物质需要多少就取多少，如果出现了分数，最后再化为整数)。如未给出反应物的量的关系，则不同程度反应的离子方程式均认为可能发生。如NaHCO3和Ca（OH)2反应，NaHCO3不足，则应写成
HCO3－＋OH－＋Ca2＋＝CaCO3↓＋H2O；若NaHCO3过量，则应写成2HCO3－＋2OH－＋Ca2＋＝CaCO3↓＋CO32－＋2H2O。若未加说明反应的量的关系，则二者均可。
二. （增加）判断离子方程式书写正误的方法：
⑴看离子反应是还符合客观事实，不事主观臆造产物及反应。
⑵看“＝” “” “↓ ” “↑”等是否正确。
⑶看表示各物质的化学式是否正确。如HCO3－ 不能写成 CO32－+H+ ,HSO4－ 通常写成SO42－+H+ ,HCOO－ 不可写成COOH – 等。
⑷看是否漏掉离子反应。如Ba(OH)2 溶液与CuSO4 溶液反应，既要写Ba2+与SO42－的离子反应，又要写Cu2+与OH-的离子反应。
⑸看电荷是否守恒。如FeCl2 溶液与Cl2 溶液反应，不能写成Fe2++Cl2 ==2Fe3++2Cl－，应写成2Fe2++Cl2 ==2Fe3++2Cl-,同时两边的各原子数也应相等。
⑹看反应物与产物的配比是否正确。如稀H2SO4 与Ba(OH)2 溶液反应不能写成 H++OH－+SO42-+Ba2+==BaSO4↓+H2O ,应写成2H++2OH－+SO42－+Ba2+==BaSO4↓+2H2O 。
⑺看是否符合题设条件及要求。如“过量” “少量” “等物质的量” “适量” “任意量以” “滴加顺序”对反
2 定量离子方程式的书写方法：
书写这类离子方程式时，首先要搞清反应物物质的量之比，若没告诉比例关系，则要弄清滴加顺序。
⑴开始滴加时，滴管中的反应物是不足量的，而锥形瓶(或烧杯等反应容器)中反应物过量。
对于中和反应来说：
若碱过量，中和产物为正盐，
若酸或酸性气体在与碱反应时过量，可能生成酸式盐(对多元酸来说)。
⑵要具体情况具体分析，看清题意，再写出符合题意的离子方程式。
3、离子能否大量共存判断
结合生成难溶物质的离子不能大量共存，如：
结合生成气体物质的离子不能大量共存，如：
结合生成难电离物质的离子不能大量共存，如：
发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如：
弱酸酸式酸根离子不能与氢离子、氢氧根离子共存，如：
在题目中告知是无色溶液，应在各待选答案中排除具有颜色的离了，如：
应方式或产物的影响。说明：解答离子共存问题时，一方面要掌握离子共存的基本原理，另一方面要注意审题，挖掘出隐含条件，如：
①某无色溶液，表明不存在Cu2+. Fe2+. Fe3+. MnO等有颜色离子。
②某强酸性溶液，表明有大量H+存在。
③某强碱性溶液，表明有大量OH－存在。
④某溶液与Al反应产生H2，表明该溶液可能是强酸性溶液，也可能是强碱性溶液，且强酸性溶液中不可能存在NO
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