1.2 离子反应 讲义-2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

本讲义系统梳理离子反应核心知识点，从电解质与非电解质的定义及判断入手，通过实例明确强弱电解质分类标准，进而阐述电离方程式书写规则，再延伸至离子反应、离子方程式及离子共存分析，最终聚焦与量有关的离子方程式书写，构建从概念到应用的完整学习支架。 资料以概念辨析（如电解质与导电的关系）、实例分类（强弱电解质具体物质）及情境化练习（少量/过量反应物反应）为特色，体现化学观念中的物质分类思想与科学思维的证据推理能力。课中助力教师系统授课，课后学生可通过实例解析与分步练习巩固知识，弥补概念混淆、书写不规范等盲点。

第一章第二节离子反应知识点 一．电解质，非电解质的定义： 在水溶液中或熔融状态下，能导电（既能电离出阴、阳离子）的化合物→电解质 在水溶液中和熔融状态下，都不能导电（既都不能电离）的化合物→非电解质 强调： 1.酸碱盐（固体或熔融）都是电解质。2.H2S(g)、HCl(g)、HCl(l)是电解质。一些金属氧化物 Na2O、CaO、MgO、Al2O3等是电解质，H2O是电解质。 2.乙醇、蔗糖、苯、CCl4、CH4等大多数有机物→非电解质 3.电解质导电得是自身电离，CO2、SO2、SO3、NH3等气体的水溶液虽然导电，但不是自身电离（是它们与H2O反应的产物电离）所以它们是非电解质。 4.单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。※电解质、非电解质的前提都得是纯净物，是化合物。 5.能导电的物质不一定是电解质：金属单质、酸碱盐的溶液都导电。但因为不是化合物，所以不是电解质。例：盐酸既不是电解质，也不是非电解质。 6.电解质不一定任何状态下都导电： 酸、碱、盐的固体都不导电，是电解质（因为固体不电离） 纯净的含氧酸（例：纯H2SO4、冰醋酸、纯HNO3等）都不导电→是电解质。（这些含氧酸只能在水溶液中导电，熔融状态下不导电） 一些盐和强碱在熔融状态下导电：例熔融Na2SO4、NaCl或熔融NaOH、KOH、Ba(OH)2导电。 7 能导电的物质：酸碱盐的水溶液，金属单质，石墨，一些熔融盐和熔融的强碱 不能导电的物质：酸碱盐的固体，.H2S(g)、HCl(g)、HCl(l)，纯净的含氧酸（熔融状态），乙醇蔗糖等大多数有机物 8电离： 在水溶液中或熔融状态下，能自动离解成自由移动的离子的过程. 在水溶液中或熔融状态下，能完全电离成离子→强电解质 在水溶液中或熔融状态下，不完全电离(部分电离)→弱电解质 强电解质 ： 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 绝大多数盐：包括CaCO3、AgCl、BaSO4等难溶性盐. 某些金属氧化物：Al2O3、Na2O、CaO 弱电解质： 弱酸：H2CO₃ H2SO₃ (亚硫酸) HF(氢氟酸)HClO(次氯酸) H2S(氢硫酸)H3PO4 HCN(氰酸) H2C2O4(草酸) CH3COOH(醋酸) 弱碱：NH3·H2O 、 Cu(OH)₂ 、 Fe(OH)₃、 Mg(OH)₂等 水 少数盐：（CH3COO）2Pb AgF 二.电离方程式的书写： 电离方程式：表示电离过程的式子. 强调： 1强电解质完全电离，用“=”,弱电解质不完全电离用“⇌” 2.多元弱酸的电离要分步写，多元弱碱的电离不分步，多元强酸不分步. 3弱酸的酸式酸根不拆开写， 例：酸的电离： H₂SO₄ HCl HNO₃ HI HClO₄ CH3COOH H₂CO₃ H3PO4 HClO HF 碱的电离： NaOH KOH Ba(OH)₂ Mg(OH)₂ NH3•H2O 盐的电离: NaCl Na₂SO₄ Na₂CO₃ K₂S NaHCO₃ NaHS NaHSO4(水) NaHSO₄(熔) KAl(SO₄)₂ Al₂(SO₄)₃ 金属氧化物的电离： Al2O₃(熔) 四：影响导电能力的因素 溶液中离子的浓度（注意：不是离子的数目） 离子所带的电荷 溶液中离子的浓度越大，离子所带的电荷数越多，溶液的导电能力就越强 强电解质的导电能力一定比弱电解质的导电能力强（×） 浓度相等的HCl和CH₃COOH比较，CH₃COOH的导电能力弱（ √ ) 离子反应 一、定义：有离子参加或有离子生成的反应————离子反应. 例：酸、碱、盐在溶液中的反应都是离子反应 2Na+2H2O = 2NaOH + H₂↑ 离子反应 H₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄↓ + H₂O ◁ 不是离子反应◁ 离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子 例： Na₂CO₃ + CaCl₂ = CaCO₃↓ + 2NaCl CO₃²- + Ca²⁺ = CaCO₃↓ 二、离子方程式的书写步骤： 1写出化学方程式并配平 2拆 能拆 强酸 HCl 、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4 强碱 KOH 、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 可溶性盐 Na2CO3、 AgNO3、CuSO4、Fe2(SO4)3 不拆 弱酸 HClO、H2CO3、H2SO3、H2S、HF、CH3COOH、H3PO4、H2C2O4 弱碱 NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3、Mg(OH)2、Al(OH)3 气体 CO2、SO2 、H2 、O2 、N2 沉淀 BaSO4、CaCO3、AgCl 氧化物、单质、微溶物（CaSO4、Ag2SO4、PbSO4） 弱酸的酸式酸根 、浓硫酸、石灰乳、水 把易溶于水且完全电离的拆成离子，不能拆的物质仍写化学式 3删：删去等号两边都有的离子.(不参加反应的离子) 4. 整理，化简→写出离子方程式 四.离子方程式的意义：揭示反应的实质，代表一类反应 五．离子方程式的特征：三个守恒：原子守恒、电荷数守恒、电子转移守恒 原子守恒：反应前后，原子的种类和数目不变 →配平 ※电荷数守恒：反应物所带的电荷数=生成物所带的电荷数※ 练习：书写字子方程式： ⑥NaHCO₃+HCl ②H₂SO₄+Ba(OH)₂ ⑦CaCO₃+HCl ③Fe+CuSO₄ ⑧NaHCO₃+NaOH ⑨NaHSO₄+NaOH④Zn+H₂SO₄(稀) ⑤Cu(OH)₂+HCl ⑩Na₂CO₃+BaCl2 ⑪NaCl+AgNO₃. ⑫CO₂+2NaOH=Na₂CO₃+H₂O 六：判断离子方程式是否正确的方法原则： 1看是否符合客观事实(反应实际) 2看拆的是否正确. 3看反应物、生成物配比是否正确. 4看是否符合三个字恒. 5看是否漏掉离子 6. 看“=”、“⇌”、↑、↓等是否正确 七．离子共存：离子之间只要能发生反应，则不能大量共存. 1生成气体、沉淀、水、微溶物，则不能大量共存. 2.生成弱电解质不能大量共存： ①所有的弱酸根离子都不与H+大量共存：CO₃2-、SO₃2-、S2-,ClO-、F-、 AlO2-、CH3C00-、PO₄3-、C₂O₄2-等都不与H+大量共存[它们遇H+都会去生成弱酸]，但是它们与OH-大量共存. ※所有的弱酸根离子都有结合H+的能力，都不与H+大量共存。与OH-大量共存 ②所有的弱碱根离子都不与OH-大量共存：NH₄+、Mg2+、Al3+、Cu2+、 Fe3+、Fe2+、Zn2+、Ag+等都不与OH-大量共存(它们遇OH-都会生成弱碱)但是它们与H+不反应，与H+大量共存. ※所有的弱碱根离子都有结合OH-的能力，都不与OH-大量共存，与H+大量共存 ③弱酸的酸式酸根：HCO₃-、HSO₃-、HS-、HC₂O₄-、H₂PO₄-、HPO₄2-与H+不能大量共存，与OH-也不能大量共存. 例： HCO₃⁻+H⁺=CO₂↑+H₂O HCO₃⁻+OH⁻=CO₃2-+H₂O 3、 无色溶液中有色离子不能大量共存： Fe2+(浅绿色.) Cu2+(蓝色) CrO42-(黄色). MnO4-(紫红色) Fe3+(深黄色) CrO72-(橙色) CrO42-(黄色). 4.生成配合物不共存： Fe3++3SCN⁻=Fe(SCN)₃ 5 发生氧化还原反应.不能大量共存： 强氧化性离子Fe3+，MnO4-，CrO72-，ClO- H+.NO3- 强还原性离子Fe2+，I-，SO32-，S2- 共20组，19组不共存 八.与量有关的离子方程式的书写： 1 酸式盐与碱反应： NaHCO₃ + Ca(OH)₂ ①足量的NaHCO₃与少量的Ca(OH)₂反应： 2NaHCO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃↓ + Na₂CO₃ + 2H₂O 2HCO₃⁻ + Ca²⁺ + 2OH⁻ = CaCO₃↓ + CO₃2- + 2H₂O ② 少量的 NaHCO₃与足量的 Ca(OH)₂反应： HCO₃⁻ + Ca²⁺ + OH⁻ = CaCO₃↓ + H₂O 练习： NaHCO₃ + Ba(OH)₂ = NaHSO₄ + Ba(OH)₂ = = 2 酸性氧化物与碱反应： ①少量的CO₂与足量的NaOH反应： CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O CO₂ + 2OH⁻ = CO₃²⁻ + H₂O ②过量的CO₂与少量的NaOH反应: CO₂ + NaOH = NaHCO₃ CO₂ + OH⁻ = HCO₃⁻ ③2CO₂ + 3NaOH = Na₂CO₃ + NaHCO₃ + H₂O 2CO₂ + 3OH⁻ = CO₃2- + HCO₃- + H₂O 练习：CO₂ ＋ NH₃·H₂O CO₂ ＋ Ca(OH)₂ 3.NH₄HCO₃与NaOH反应: ①少量NH4HCO₃与足量NaOH NH4+ ②足量的NH₄HCO₃与少量 NaOH反应 HCO₃⁻+OH⁻=CO₃²-+H₂O 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$