1.2 离子反应【基础必牢】化学人教版必修第一册

该高中化学知识清单系统梳理了离子反应的知识体系。从电解质与非电解质的定义及判断入手，对比强电解质与弱电解质的差异，理解电解质电离的本质，进而掌握离子反应的条件、离子方程式的书写方法，最终应用于离子共存判断、离子检验及推断。 知识链路按“概念辨析—微观本质—宏观应用”逻辑展开，通过易错辨析题强化科学思维中的证据推理，结合实验探究（如硫酸钠与氯化钡反应微观分析）培养模型建构能力。习题设计聚焦易混点，帮助学生形成从定义到应用的完整认知框架，提升解决实际问题的科学探究与实践能力。

专题02 离子反应 一、电解质与非电解质 1．电解质与非电解质的定义 （1）电解质：在 下能够导电的 ，叫电解质。如：HCl、H2SO4、NaOH、Ca(OH)2、NaCl、KNO3及大部分金属氧化物等。 （2）在 下都不能导电的 ，叫非电解质。如：蔗糖、酒精、部分非金属氧化物、氨气等。 （1）单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 （2）电解质不一定能导电，如固态NaCl、液态HCl等。 （3）能导电的物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。 （4）非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石、单质硫等一些非金属单质。 （5）电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质。如CO2、SO2、NH3、SO3等是非电解质，它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。 易错提醒 2.电解质与非电解质的判断方法 (1)能导电的物质一定是电解质，电解质不一定能导电(　　) (2)液态氯化氢不能导电，但氯化氢是电解质(　　) (3)铜丝、氯化钠溶液和盐酸能导电，所以三者都是电解质(　　) (4)CO2、NH3都溶于水，其水溶液都能导电，所以CO2、NH3是电解质(　　) (5)硫酸钡难溶于水，其水溶液几乎不导电，硫酸钡不是电解质(　　) 【答案】　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)× 易错辨析 3.强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中 在水溶液中 溶液中存在微粒种类　 实例 ①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等； ②强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2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) 4．电解质溶液或熔融电解质导电的原因(以NaCl为例) （1）干燥的NaCl固体 导电。NaCl属于电解质，固体中含有带电微粒Na＋、Cl－，但这些离子 自由移动，故氯化钠固体 导电。 （2）电解质导电必须具备的条件：有 的离子。 （3）NaCl固体溶于水时，在 的作用下，Na＋、Cl－进入水中，形成了能够 的带电粒子，故NaCl溶液 导电。 （4）氯化钠固体受热熔化时，离子的运动随 而加快，克服了离子间的相互作用，产生了能够自由移动的 和 ，故熔融NaCl也能导电。 （5）溶液的导电能力与自由离子的浓度和离子所带的电荷有关：电解质溶液导电能力与离子浓度成正比。自由离子浓度 ，溶液的导电能力 。自由离子所带的电荷 溶液的导电能力 强电解质溶液导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱，如极稀的NaCl溶液的导电能力不如浓氨水的导电能力强。 易错提醒 二、电解质的电离 1．电离：电解质在 离解成 的过程。 2．电离方程式： （1）含义：用化学式和离子符号表示 的化学方程式。强电解质用“=”，弱电解质用“”表示。 （2）电离方程式的书写 ①酸的电离，如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO42- CH3COOH(弱酸)CH3COO－+H＋ ②碱的电离，如Ba(OH)2：Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－ NH3·H2O(弱碱)NH＋OH－ ③盐的电离，如NaCl：NaCl===Na＋＋Cl－ 电离方程式书写注意事项 （1）电解质电离的条件是在水溶液中或熔融状态下。 如NaHSO4溶于水中： 在熔融状态下： （2）符合客观事实。不能随意书写离子符号，离子所带电荷数必须等于该元素或原子团在该化合物中的化合价。离子的个数用“2”“3”等标在离子符号之前。 如：铁离子应写成Fe3＋，而不能写Fe2＋；2个OH－写成2OH－而不能写成(OH)；在溶液中HCO不能拆成H＋和CO，而HSO必须拆成H＋和SO。 （3）质量守恒，即电离方程式左右两侧 的种类、 的个数相等。 （4）电荷守恒，即电离方程式左右两侧的 相等，溶液呈电中性。 易错提醒 3．从电离的角度认识酸、碱、盐： （1）酸：水溶液中电离出的 的化合物。 （2）碱：水溶液中电离出的 的化合物。 （3）盐：由 组成的化合物。 (1)KHSO4在水溶液中可以电离出H＋，所以KHSO4属于酸(　　) (2)化合物电离时有OH－生成的就是碱(　　) (3)化合物电离时，只有生成金属阳离子和酸根阴离子的才是盐(　　) (4)液态硫酸无法电离，只有在溶于水形成水溶液时才发生电离(　　) 【答案】　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√ 易错辨析 三、离子反应 1．离子反应发生的条件 实验探究：向盛有2mL Na2SO4溶液的试管里加入2mLBaCl2溶液 现象：出现白色沉淀 发生反应的化学方程式： 微观分析： 混合前溶液中微粒 混合后溶液中微粒 实验结论 从微观角度看，其反应实质是： 离子和 离子没有参与反应。 2．离子反应的定义：电解质在溶液中的反应实质上是 之间的反应，这样的反应叫做 。 3．离子反应的本质：溶液中某些离子的种类或浓度的 。 4．离子反应的类型 （1） 复分解反应 有难溶物(沉淀)、挥发性物质(气体)、难电离的的物质(弱酸、弱碱、水)生成，三者具备其一即可。 ①生成 ，如生成BaSO4、AgCl、CaCO3、Fe(OH)3、Cu(OH)2等沉淀。 ②生成 ，如生成CO2、SO2、H2S等气体。 ③生成 的物质，如生成H2O等。 （2）氧化还原反应（本章第三节将会学到） 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＋。 四、离子方程式 1．定义：用实际参加反应的 来表示反应的式子。 2．书写步骤(以Na2SO4溶液与BaCl2溶液的反应为例)：一写二拆三删四查 一写：正确书写反应的化学方程式： 二拆：把 的物质拆成离子的形式：Ba2＋＋2Cl－＋2Na＋＋SO===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－__。 三删：删去方程式两边 的离子(指方程式两边完全相同的离子。如上述反应的 ),并将方程式化为最简： 四查：检查离子方程式两边各元素的 和 是否相等、反应条件、沉淀符号、气体符号等。 3．意义 （1）表示某一个具体的化学反应 例如：Zn与稀硫酸反应的离子方程式为 。 （2）表示同一类型的反应 例如： 可以表示强酸和强碱生成可溶性盐和水的反应。 书写离子方程式的关键是“拆”，要“拆”得正确。 （1）易溶于水且易电离的强电解质（强酸、强碱、可溶性盐），要拆成离子的形式。常见的物质有： ①强酸：HNO3、H2SO4、HClO4、HCl、HBr、HI。 ②强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 ③可溶性盐：NaCl、K2SO4、NaNO3等。 （2）酸式盐 ①强酸的酸式酸根离子(如HSO)在水溶液中写成拆分形式，如NaHSO4应写成Na＋、H＋和SO；而在熔融状态下HSO不能拆开，应写成Na＋和HSO。 ②弱酸的酸式酸根离子不能拆开，如HCO、HS－、HSO等。 易错提醒 五、离子反应的应用 （一）离子共存的判断 1．离子共存：发生复分解反应的离子 大量共存。 （1）生成 ：例如Ag+与Cl-，Ba2+与SO42-不能共存。 （2）生成 ：例如CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-等一挥发的弱酸酸根不能与H+大量共存。 （3）生成 ：如H+和OH-生成H2O，CH3COO-和H+生成CH3COOH等。 2. 审题技巧 （1）注意判断离子共存的情况，“能、不能”，“一定、可能、一定不能”。 （2）注意题干中提示的溶液酸碱性，酸性溶液应考虑 的存在，碱性溶液应考虑 的存在。 （3）注意题干中提示的溶液颜色，溶液无色时， 离子不能存在。 3．隐含条件 （1）无色透明--不存在有色离子，如Cu2＋( 色) 、Fe3＋( 色)、Fe2＋( 色)、MnO4－( 色)。 （2）酸性溶液--①酸性溶液；②pH 7的溶液；③使石蕊溶液 的溶液。 （3）碱性溶液--①碱性溶液；②pH 7的溶液；③使石蕊溶液 的溶液。 （4）透明溶液--"透明"与溶液有无颜色无关，不能认为"有色"就不透明。只要溶液不形成混浊或沉淀，即为透明溶液。如：NaCl溶液或KOH溶液为无色透明溶液，CuSO4溶液或FeCl3溶液是有色透明溶液。 （二）离子的检验 1．常见溶液中的离子检验如下： （1）SO42-：先加 酸化，再加 溶液，现象为有 生成。 （2）Cl-：先加HNO3酸化，再加 溶液，现象为有 生成。 （3）CO32-：先加CaCl2溶液，再加HCl，现象为先产生 ，后 。 2．治理污水 如一种污水中含有KCl，另一种污水中含有AgNO3，若将这两种污水按适当比例混合，则发生离子反应： ，混合后的污水过滤后再排放，不但消除了水污染，还能回收 。 （三）离子推断 1．离子推断的解题思路 根据实验现象判断 的离子→根据离子共存判断 的离子→ 的离子。 2．离子推断的“四项原则” （1）肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定不存在的离子。 （2）互斥性原则：如溶液中含有Ba2＋，则不存在大量的CO、SO。 （3）进出性原则：要注意所加试剂引入什么离子，是否造成干扰。 （4）守恒原则(电中性原则)：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且正负电荷总量相等。 一、电解质与非电解质 1．电解质与非电解质的定义 （1）电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物 ，叫电解质。如：HCl、H2SO4、NaOH、Ca(OH)2、NaCl、KNO3及大部分金属氧化物等。 （2）在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。如：蔗糖、酒精、部分非金属氧化物、氨气等。 （1）单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 （2）电解质不一定能导电，如固态NaCl、液态HCl等。 （3）能导电的物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。 （4）非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石、单质硫等一些非金属单质。 （5）电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质。如CO2、SO2、NH3、SO3等是非电解质，它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。 易错提醒 2.电解质与非电解质的判断方法 3.强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中完全电离 在水溶液中部分电离 溶液中存在微粒种类　 离子、水分子 离子、水分子、弱电解质分子 实例 ①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等； ②强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2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) 4．电解质溶液或熔融电解质导电的原因(以NaCl为例) （1）干燥的NaCl固体 不 导电。NaCl属于电解质，固体中含有带电微粒Na＋、Cl－，但这些离子 不能 自由移动，故氯化钠固体不 导电。 （2）电解质导电必须具备的条件：有 自由移动 的离子。 （3）NaCl固体溶于水时，在 水分子 的作用下，Na＋、Cl－进入水中，形成了能够 自由移动 的带电粒子，故NaCl溶液 可 导电。 （4）氯化钠固体受热熔化时，离子的运动随 温度升高 而加快，克服了离子间的相互作用，产生了能够自由移动的 Na＋ 和 Cl－ ，故熔融NaCl也能导电。 （5）溶液的导电能力与自由离子的浓度和离子所带的电荷有关：电解质溶液导电能力与离子浓度成正比。自由离子浓度越大，溶液的导电能力越强。自由离子所带的电荷越多,溶液的导电能力越强。 强电解质溶液导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱，如极稀的NaCl溶液的导电能力不如浓氨水的导电能力强。 易错提醒 二、电解质的电离 1．电离：电解质在水溶液里或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。 2．电离方程式： （1）含义：用化学式和离子符号表示电离过程的化学方程式。强电解质用“=”，弱电解质用“”表示。 （2）电离方程式的书写 ①酸的电离，如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO42- CH3COOH(弱酸)CH3COO－+H＋ ②碱的电离，如Ba(OH)2：Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－ NH3·H2O(弱碱)NH＋OH－ ③盐的电离，如NaCl：NaCl===Na＋＋Cl－ 电离方程式书写注意事项 （1）电解质电离的条件是在水溶液中或熔融状态下。 如NaHSO4溶于水中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 在熔融状态下： NaHSO4===Na＋＋HSO （2）符合客观事实。不能随意书写离子符号，离子所带电荷数必须等于该元素或原子团在该化合物中的化合价。离子的个数用“2”“3”等标在离子符号之前。 如：铁离子应写成Fe3＋，而不能写Fe2＋；2个OH－写成2OH－而不能写成(OH)；在溶液中HCO不能拆成H＋和CO，而HSO必须拆成H＋和SO。 （3）质量守恒，即电离方程式左右两侧元素的种类、原子或原子团的个数相等。 （4）电荷守恒，即电离方程式左右两侧的正负电荷数相等，溶液呈电中性。 易错提醒 3．从电离的角度认识酸、碱、盐： （1）酸：水溶液中电离出的阳离子全部是H＋的化合物。 （2）碱：水溶液中电离出的阴离子全部是OH－的化合物。 （3）盐：由金属阳离子(或NH4+)和酸根阴离子组成的化合物。 三、离子反应 1．离子反应发生的条件 实验探究：向盛有2mL Na2SO4溶液的试管里加入2mLBaCl2溶液 现象：出现白色沉淀 发生反应的化学方程式：BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓+2NaCl 微观分析： 混合前溶液中微粒 Ba2＋、Cl－ Na＋、SO 混合后溶液中微粒 BaSO4、Na＋、Cl－ 实验结论 Ba2＋、SO浓度减小 从微观角度看，其反应实质是： Ba2＋＋SO===BaSO4↓ ， Na+ 离子和 Cl- 离子没有参与反应。 2．离子反应的定义：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应叫做离子反应。 3．离子反应的本质：溶液中某些离子的种类或浓度的减小。 4．离子反应的类型 （1） 复分解反应 有难溶物(沉淀)、挥发性物质(气体)、难电离的的物质(弱酸、弱碱、水)生成，三者具备其一即可。 ①生成难溶的物质，如生成BaSO4、AgCl、CaCO3、Fe(OH)3、Cu(OH)2等沉淀。 ②生成气体或易挥发性物质，如生成CO2、SO2、H2S等气体。 ③生成难电离的物质，如生成H2O等。 （2）氧化还原反应（本章第三节将会学到） 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＋。 四、离子方程式 1．定义：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 2．书写步骤(以Na2SO4溶液与BaCl2溶液的反应为例)：一写二拆三删四查 一写：正确书写反应的化学方程式：BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl 二拆：把易溶于水且易电离的物质拆成离子的形式：Ba2＋＋2Cl－＋2Na＋＋SO===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－__。 三删：删去方程式两边不参加反应的离子(指方程式两边完全相同的离子。如上述反应的 Cl－和Na＋),并将方程式化为最简：SO＋Ba2＋===BaSO4↓ 四查：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等、反应条件、沉淀符号、气体符号等。 3．意义 （1）表示某一个具体的化学反应 例如：Zn与稀硫酸反应的离子方程式为Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。 （2）表示同一类型的反应 例如：H＋＋OH－===H2O可以表示强酸和强碱生成可溶性盐和水的反应。 书写离子方程式的关键是“拆”，要“拆”得正确。 （1）易溶于水且易电离的强电解质（强酸、强碱、可溶性盐），要拆成离子的形式。常见的物质有： ①强酸：HNO3、H2SO4、HClO4、HCl、HBr、HI。 ②强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 ③可溶性盐：NaCl、K2SO4、NaNO3等。 （2）酸式盐 ①强酸的酸式酸根离子(如HSO)在水溶液中写成拆分形式，如NaHSO4应写成Na＋、H＋和SO；而在熔融状态下HSO不能拆开，应写成Na＋和HSO。 ②弱酸的酸式酸根离子不能拆开，如HCO、HS－、HSO等。 易错提醒 五、离子反应的应用 （一）离子共存的判断 1．离子共存：发生复分解反应的离子不能大量共存。 （1）生成沉淀：例如Ag+与Cl-，Ba2+与SO42-不能共存。 （2）生成气体：例如CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-等一挥发的弱酸酸根不能与H+大量共存。 （3）生成难电离物质：如H+和OH-生成H2O，CH3COO-和H+生成CH3COOH等。 2. 审题技巧 （1）注意判断离子共存的情况，“能、不能”，“一定、可能、一定不能”。 （2）注意题干中提示的溶液酸碱性，酸性溶液应考虑H＋的存在，碱性溶液应考虑OH－的存在。 （3）注意题干中提示的溶液颜色，溶液无色时，有色离子不能存在。 3．隐含条件 （1）无色透明--不存在有色离子，如Cu2＋(蓝色) 、Fe3＋(棕黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4－(紫红色)。 （2）酸性溶液--①酸性溶液；②pH＜7的溶液；③使石蕊溶液变红的溶液。 （3）碱性溶液--①碱性溶液；②pH＞7的溶液；③使石蕊溶液变蓝的溶液。 （4）透明溶液--"透明"与溶液有无颜色无关，不能认为"有色"就不透明。只要溶液不形成混浊或沉淀，即为透明溶液。如：NaCl溶液或KOH溶液为无色透明溶液，CuSO4溶液或FeCl3溶液是有色透明溶液。 （二）离子的检验 1．常见溶液中的离子检验如下： （1）SO42-：先加HCl酸化，再加BaCl2溶液，现象为有白色沉淀生成。 （2）Cl-：先加HNO3酸化，再加AgNO3溶液，现象为有白色沉淀生成。 （3）CO32-：先加CaCl2溶液，再加HCl，现象为先产生白色沉淀，后沉淀溶解。 2．治理污水 如一种污水中含有KCl，另一种污水中含有AgNO3，若将这两种污水按适当比例混合，则发生离子反应：Ag+ + Cl- ==AgCl↓，混合后的污水过滤后再排放，不但消除了水污染，还能回收AgCl。 （三）离子推断 1．离子推断的解题思路 根据实验现象判断一定含有的离子→根据离子共存判断一定不含有的离子→可能含有的离子。 2．离子推断的“四项原则” （1）肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定不存在的离子。 （2）互斥性原则：如溶液中含有Ba2＋，则不存在大量的CO、SO。 （3）进出性原则：要注意所加试剂引入什么离子，是否造成干扰。 （4）守恒原则(电中性原则)：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且正负电荷总量相等。 学科网（北京）股份有限公司 $