专题二 离子反应（精讲）-2023年高考化学大一轮复习精讲精练

专题二 离子反应 【核心素养】 课标要求 核心素养 1. 了解电解质的概念，了解电解质和弱电解质的概念。 2. 理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、离子反应发生的条件。 4. 能正确书写离子方程式和判断离子方程式的正误。 5. 掌握常见离子的检验方法。 6. 能够判断离子共存 宏观辨识与微观探析 【思维导图】 【知识点精准记忆】 一、电解质及其电离 (一)电解质及分类 1．电解质与非电解质分类依据 2．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 微粒种类 离子、水分子 离子、水分子、弱电解质分子 举例 ①强酸：HCl、H2SO4、HI、 HNO3、HClO4、HBr等； ②强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)等； ③绝大部分盐：BaSO4、BaCl2等 ①弱酸：CH3COOH、HF、H2S、H2CO3等； ②弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等； ③水(H2O) ④Al(OH)3(两性) 注意 事项 ①电解质和非电解质都属于化合物，单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质； ②有些化合物的水溶液虽然能导电，但溶液中导电的离子不是其自身电离产生的，故这些化合物不属于电解质，而属于非电解质，如SO2、CO2、SO3、NH3(因溶于水分别生成的H2SO3、H2CO3、H2SO4、NH3·H2O能电离出自由移动的离子而导电)等； ③电解质强弱与物质溶解性无关，溶解度小的物质易被误认为是弱电解质。如BaSO4、AgCl、CaCO3等在水溶液中溶解度很小，但溶解部分是完全电离的，因此属于强电解质 3．电解质溶液导电与金属导电的比较 (1)金属导电是由于自由电子在电场作用下的定向移动。温度升高，金属阳离子振动幅度增大，自由电子定向移动阻力增大，金属导电性减弱。 (2)电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有自由移动的离子存在。电解质溶液导电能力的大小，和电解质的强弱没有必然联系，取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数。但温度升高时，弱电解质电离程度增大，离子浓度增大，导电性会增强；但强电解质溶液的导电性不变。 (二)电解质的电离 1．电离及其条件 定义：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。 离子化合物的电离条件：水溶液中或熔融状态下，共价化合物的电离条件：水溶液中。 2．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：；HClO：HClOH＋＋ClO－。 (2)多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱的电离一步写出。 H2CO3：H2CO3HCO3-+H+、HCO3-CO32-+H+； Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3++3OH-。 (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：NaHSO4Na++H++SO42-； NaHCO3 溶液中：NaHCO3===Na＋＋HCO3-、HCO3- CO32-+H+。 (4)两性氢氧化物[Al(OH)3]的电离 Al3＋＋3OH－Al(OH)3H＋＋AlO＋H2O。 [微点拨]　 电离方程式要遵循电荷守恒规律，即在电解质溶液中，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，电解质溶液呈电中性。 【思维建模】 电离方程式书写的思维流程 　 2、 离子反应和离子方程式 1.离子反应 （1）定义：有离子参加或有离子生成的反应。 （2）本质：反应物中的某些离子的浓度减小。 （3）类型： 2.离子方程式的书写 [微点拨] (1)物质的“拆分”原则 书写离子方程式时，氧化物、过氧化物、弱电解质、多元弱酸的酸式根离子、沉淀、气体、非电解质在离子方程式中均不能拆分。 (2)微溶物在离子方程式中的书写方法 微溶物出现在反应物中时，澄清溶液可以拆，悬浊液不可拆；微溶物出现在生成物中时当沉淀处理，不可拆。 如：澄清石灰水与盐酸反应的离子方程式：H＋＋OH－===H2O；用石灰乳制漂白粉的离子方程式：Ca(OH)2＋Cl2===Ca2＋＋Cl－＋ClO－＋H2O。 (3)氨水作为反应物，书写成NH3·H2O；氨水作为生成物，若有加热条件或在浓溶液中生成，则书写成NH3↑＋H2O，若无加热条件或在稀溶液中生成，则书写成NH3·H2O。 3.离子方程式的正误判断方法 (1)看离子反应是否符合客观事实。 不可主观臆造产物及反应,如2Fe+6H+===2Fe3++3H2↑就不符合客观事实。 (2)看表示各物质的化学式是否正确。 如多元弱酸的酸式酸根离子(如HCO3-)