专题三 离子反应和离子方程式（考点剖析）-【高考引领教学】2023年高考化学二轮针对性复习方案

专题三 离子反应和离子方程式 必备知识解读 一、离子反应和非离子反应 1.离子反应：有自由离子参加或生成的反应。 包括矿物或废料的酸溶、碱溶；从溶液中析出沉淀或晶体，或通过沉淀除去离子；加氧化剂、还原剂溶解沉淀等复杂的氧化还原反应。 2.非离子反应： （1）.高温反应、煅烧矿石的反应。 （2）. 燃烧反应 （3）.气体反应。 总之不是在水溶液中进行的反应。 二、电解质、非电解质、电解质的电离 1.电解质和非电解质,哪些即不是电解质,哪些也不是非电解质。 2.电解质的电离 （1）.电离概念：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。 （2）强电解质的电解、弱电解质的电离， ①强电解质 完全电离，用“===”表示。如NaOH的电离方程式为 NaOH===Na＋＋OH－。 ②弱电解质 部分电离，用“”表示。如HClO的电离方程式为HClOH＋＋ClO－。 a． 多元弱酸分步电离 ，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。 如H2S的电离方程式为 H2SH＋＋HS－；HS－H＋＋S2－。 b．多元弱碱分步电离，但一步写出。 如Cu(OH)2的电离方程式为Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。 c．两性氢氧化物双向电离。 如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－。 或[Al(OH)4]-＋H+Al(OH)3Al3＋＋3OH－。 ③酸式盐 a．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NaHSO4===Na＋＋HSO。 b．多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。如NaHCO3在水溶液中的电离方程式为 NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。 3.电解质溶液怎么导电，导电性的强弱的比较。 （1）电解质溶液导电：电解质溶液中有能自由移动的阴、阳离子在电场的作用下移动导电，在阳、阴两极产生氧化还原反应。 （2）导电性的强弱的比较：电解质溶液的导电性与溶液所有的阴或阳离子所带电荷的浓度大小成正比。 （3）电解质溶液导电的变化： 三、离子方程式的书写 区别强电解质和弱电解质及非电解质的作用：写离子方程式时，是“拆”还是不“拆”，就看是强电解质还是弱电解质。 1.书写离子反应方程式关键是“拆”： 能拆成离子的有：易溶的强电解质：强酸（HNO3、H2SO4、HClO4、HCl、HBr、HI、）强碱（NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2）、易溶的盐（NH4Cl）。 不能拆成离子的或要写成整体的：沉淀或难溶物、气体、难电离的物质即弱电解质、碳化物、氧化物、胶体、络合物或络离子（Fe(SCN)3、Fe[Fe(CN)6]、Ag(NH3)2]＋）、弱酸的酸式根（HCO、HS－、HSO）。 2. 未处于自由移动离子状态的反应，有关物质仍写化学式。 如浓硫酸参与的反应中，浓硫酸不能拆写成离子形式，而浓硝酸、浓盐酸要拆写成离子形式。 3.氨水的写法 作为反应物写为NH3·H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，写为“NH3↑＋H2O”。 4.微溶物的写法 一般来说，微溶物的澄清溶液写成离子形式，微溶物呈悬浊状态或作生成物时写成化学式，如澄清石灰水表示为“Ca2＋＋2OH－”，而石灰乳则表示为“Ca(OH)2”。 5.酸式盐的写法 ①可溶性多元弱酸酸式盐的酸式酸根一律保留酸式酸根的书写形式，如NaHCO3溶液中应拆成“Na＋＋HCO”，而不能拆成“Na＋＋H＋＋CO”。 ②溶液中强酸的酸式盐一般拆写成离子形式，如溶液中NaHSO4应拆为“Na＋＋H＋＋SO”。 应考能力解密 一、哪些离子之间可以发生离子反应,怎么反应 1.非氧化还原反应：复分解反应 （1）与酸(H+)的反应，生成H2O和弱电解质 与酸(H+)反应的离子 实例 备注 OH- H++OH-=H2O 记住弱酸的酸性强弱顺序H2SO3>H3PO4>H3AsO4>HF>HNO2>CH3COOH>H2CO3>H2S>H2PO4->HSO3->HCIO>HCN>NH4+>C6H5OH>HCO3->HS->AL(OH)3 【弱酸本不能制强酸，但是，在特殊下能够制强酸】 （1）当有不溶于酸的沉淀生成时，弱酸可制强酸: H2S+Cu SO4=CuS↓+H2SO4 （2）难挥发的酸无论是强酸还是弱酸，都能制出强酸来：NaBr+H3PO4=HBr↑+NaH2PO4 （3）当有氧化还原反应发生时，弱酸可以制强酸： H2SO3+HCIO=HCI+H2SO4 弱酸根离子或弱酸酸式根 C2O42-+H+=HC2O4- HCO3-+AlO2-+H2O=Al(OH)3↓+CO32- HC2O4-+H+=H2C2O4 金属氧化物 两性