专题2.2 离子反应和离子方程式（教学案）-2020高考化学备考一轮复习考点学与练

【考试说明】 1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。 2．了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。 3．了解离子反应的概念、发生的条件。 4．能正确书写离子方程式，并能进行有关计算。 【命题规律】 离子反应是高中化学的重点内容，是考查元素化合物知识的一种重要形式，近年来，高考对本节知识的考查保持一定的稳定性和连续性，选择题主要考查离子方程式的正误判断和离子大量共存问题，非选择题主要考查离子方程式的书写，特别是和工农业生产、生活相关的或与化工流程相结合的新情境下氧化还原型离子方程式的书写等。 一、电解质及其电离　 1．电解质和非电解质 (1)分类依据： (2)电解质的强弱与物质类别的关系： 要点提取 强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中能完全电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电离平衡 不存在 存在 溶液中存在微粒种类 水合离子、水分子 水合离子、水分子、弱电解质分子 电离过程 不可逆、不存在电离平衡 可逆、存在电离平衡 举例 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等 强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等 绝大部分盐：BaSO4、BaCl2等 弱酸：CH3COOH、HCN、H2S、H2CO3等 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等 H2O及少部分盐：(CH3COO)2Pb等 2．电解质的电离 电离是指电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动离子的过程。 3．电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式中，用“===”连接，弱电解质(包括弱酸的酸式酸根)的电离方程式中，用“”连接。 如Na2SO4：Na2SO4===2Na＋＋SO，HClO：HClOH＋＋ClO－ (2)多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱的电离一步写完。如：H2CO3：H2CO3H＋＋HCO；Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。H＋＋CO，HCO (3)酸式盐的电离：多元强酸酸式盐与多元弱酸酸式盐的阴离子电离情况不同。 如NaHSO4溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO； NaHCO3溶液中：NaHCO3===Na＋＋HCO。H＋＋CO、HCO 【特别提醒】 (1)电解质、非电解质的判断：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质，如Cu、NaCl溶液。本身电离而导电的化合物才是电解质，如MgCl2、H2SO4、H2O是电解质，CO2、SO2、NH3的水溶液能导电，但它们属于非电解质。 (2)电解质溶液导电能力的大小，决定于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数，和电解质强弱没有必然联系，强电解质的导电能力不一定强，如BaSO4；弱电解质的导电能力不一定弱，如醋酸水溶液。 二、离子反应　离子方程式　 1．离子反应 (1)概念：有离子参加或离子生成的化学反应。 (2)实质：溶液中离子的种类或浓度发生改变。 (3)离子反应发生的条件： ①发生复分解反应： ②发生氧化还原反应 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发生络合反应：如Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3 AgOH＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋OH－＋2H2O Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O。 2．离子方程式 (1)书写步骤：以CaCO3与盐酸的反应为例。 (2)意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应，如氢氧化钠溶液和盐酸反应、氢氧化钙溶液和硝酸反应的离子方程式，都可用H＋＋OH－===H2O来表示。 三、与量有关的离子方程式的书写　 类型一　对于复分解反应，按“以少定多”的原则来书写，即以量少的离子确定量多的离子前面的化学计量数。 1．连续型 指反应生成的离子因又能跟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： ①CO2少量：CO2＋2OH－===CO＋H2O； ②CO2过量：CO2＋OH－===HCO。 (2)多元弱酸(或其酸酐)与更弱酸的盐溶液。如CO2通入NaAlO2溶液中： ①NaAlO2过量：2AlO；＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO ②NaAlO2不足：AlO。＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO (3)多元弱酸盐与强酸反应。如Na2CO3溶液与稀盐酸： 盐酸不足：CO；＋H＋===HCO 盐酸过量：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。 (4)铝盐溶液与强碱溶液 铝盐过量：Al3＋＋3OH－===