四、离子反应
1、电解质的概念
1.1 电解质与非电解质(辨析并举例）
电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。包括酸、碱、盐活泼金属的氧化物某些非金属氢化物,某些有机物。
举例NaCl固体不导电,溶于水后可以导电,所以是电解质。ＣaＳO4、BaSO４等难溶物质在水中溶解度很小，在熔融状态下可以导电,所以这些物质也是电解质。
非电解质：在水溶液里和熔融状态下不能够导电的化合物。包括大多数有机物非金属氧化物某些非金属氢化物等。
举例:CＯ2、SO3、ＮＨ3、蔗糖、酒精
注:我们讨论的电解质和非电解质都是化合物，单质或混合物既不是电解质也不是非电解质。
1．2 强电解质与弱电解质（辨析并举例）
强电解质: 在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质。包括大多数盐类、强酸、强碱。在溶液中的粒子主要是离子。
弱电解质:在水溶液里部分电离成离子的电解质包括弱酸（如ＨＡc、H2S)、中强酸（H３PO4）弱碱(如NＨ3·Ｈ2Ｏ)、水。
例题:CＨ3CＯOH极易溶于水，为什么它是弱电解质，Ｃa(OH)２微溶于水，为什么它是强电解质?
解释：CH3COＯH之所以是弱酸是因为和同浓度的强酸相比,它溶于水电离电离出的氢离子比强酸少得多,只有一部分CH3CＯOＨ发生电离产生氢离子，所以CＨ3ＣOOH是弱电解质。同样，Ca(OＨ)２虽然微溶于水,但是它在水溶液中溶解的部分能够完全电离，所以Ca(OH)２是强电解质。
２、离子反应及离子反应方程式
离子反应定义:有离子参加的反应
2.1 离子反应的分类与条件
离子反应类型
一．非氧化还原反应的离子反应
反应发生条件:
①生成难溶的物质。如生成BａSＯ4、ＡgCｌ、CaCＯ3等。
②生成难电离的物质。如生成CH3COOＨ、H2O、ＮH3?H２O、HClO等。
③生成挥发性物质。如生成ＣO２、ＳO2、H２S等
这类反应的共同特征是朝着离子浓度减小的方向移动或者说反应物中某种离子的浓度减小,反应即可发生。
(1) 酸碱盐之间的复分解反应
a中和反应，根据参加反应的酸和碱的性质不同,又可分为强酸与强碱、强碱与弱酸、强酸与弱碱、强酸与难溶性的碱的反应等。
例如:盐酸与氢氧化钠，盐酸和氨水，盐酸与氢氧化铁反应,氢氟酸与氢氧化钠反应
ｂ酸和盐的反应
例如:盐酸和碳酸钙的反应
ｃ碱和盐的反应
例如：氯化镁水溶液与氢氧化钠的反应,碳酸氢钙溶液加入适量的氢氧化钠
ｄ盐和盐的反应
例如：硝酸银溶液和氯化钠溶液反应
(2) 酸或碱与氧化物之间的反应
例如：氧化铜和盐酸的中和反应，三氧化铝与氢氧化钠溶液的反应
(3)盐类的水解反应
例如:碳酸钠溶液呈碱性的原因,制氢氧化铁胶体
(５) 生成络离子的反应
例如：氯化铁溶液中加入硫氰化钾溶液,氢氧化铜溶于氨水:
二.氧化还原反应型的离子反应
发生的条件:反应中有电子转移。总的来说，仍然是反应物中某种离子浓度减小。
（1）电解质与电解质之间的氧化还原反应
例如:高锰酸钾与浓盐酸反应制氯气
(2)单质与电解质之间的置换反应
例如：氯水加入溴化钠溶液中
铁片放入氯化铜溶液中
（3)非置换的氧化还原反应
例如：铜与氯化铁溶液的反应:
铜与稀硝酸的反应
２.2 离子反应方程式的书写
２.2．１离子方程式的书写步骤
大致分为四步:。
（1）写,写出化学方程式:
（2）改,将易溶并且易电离的物质拆开写成离子形式:?注:拆成离子形式的有:易溶且易电离的物质（强酸强碱易溶的盐)（牢记酸、碱、盐的溶解性表)写化学式的有：沉淀、气体、单质、氧化物和水等。微溶物作为反
应物，若是澄清溶液写离子符号,若是浊液写化学式。微溶物作为生成物,一般写化学式(标号↓）（3）删,删去两边相同的离子：
（4）查，检查反应前后各元素原子个数和电荷总数是否相等。
例题:以ＣuＳＯ４与ＢａCl2两个溶液的的反应为例:
（1)写：CｕSO４+ BaCｌ2=CuCl２+BaSO4↓
“写”化学方程式，必须根据实验事实；
（２）改：Cu２++SO4２-＋Ba2＋＋2Cl-=Cu２+＋２Cl－+BaSO4↓
改反应物和生成物，以其在溶液中的主要存在形态出现；如易溶于水且易电离的物质写成离子形式，其他物质写化学式。如难溶、难电离物质、气体、单质、氧化物等。
（３）删：ＳＯ４２-＋Bａ2＋=ＢａＳO4↓
“删”两边相同的离子,去除与离子反应无关的粒子；
(4)查两边原子个数和电荷数是否相等、反应条件、沉淀符号、气体符号等。
2.2.２离子方程式书写的注意事项
(１)要遵循反应事实,不能臆造化学反应
如:Cu+2H＋＝Cu2++H2↑(错）
(2)要遵循元素原子守恒及电荷守恒,若是氧化还原反应要遵循电子守恒
(３）要遵循拆写原则(反应物和生成物都一样)
(4）不能违背约简原则
如:稀硫酸和氢氧化钡溶液反应:H+＋SO2－＋Ba2++OH－=BａSO4↓+H2O(错）
解析:不能局部约去Ｈ＋、OH-、H２O前面的计量数（系数）2，而忽视其他分子和离子。正确的为:2H＋+ＳO２－+Ｂa2++2ＯＨ－=BａSＯ4+２Ｈ2O。
(５)要注意题中有关量的关系(如过量、足量、少量等）
如:用氨水吸收少量的ＳO2：ＮH3?Ｈ2O+SO2=NH＋４+HSO-(错）
正确的：2NH3?H２O+ＳO2=２NH4++ＳO2-3+Ｈ2O(要注意过量的CO2、SO2、Ｈ２S等气体分别与碱溶液或某些盐反应时生成这些气体对应的酸式根离子）
（６)关于酸式盐与量有关的离子反应方程式
一般书写时量不足的物质其参加反应的离子的物质的量之比一定要它的化学式相符合，而足量的物质其参加反应的离子的物质的量之比不一定与化学式相符合。如果没有明确的用量，写成恰好完全反应的情况。
２．2．3 与量相关的离子方程式的书写方法
2.2.
3.1 复分解型（举例说明）
若是复分解反应,可令不足量系数为”１”来书写，如C a(H C O3)2溶液中加入过量的NaOＨ溶液，先确定1molＣa（H CＯ3)2含1mo l C a2+,2mｏlＨＣO3－，再取用ＯH中和２molHＣO3—需2molO Ｈ,则可写C a2++2H CＯ3＋２ＯH＝C a C O3＋C O３２-+2H2O，若是加入少量的NaOH溶液，则反应为：Cａ2+＋ＨCＯ3+O H=ＣａＣO3+H2。另外，NaＨSＯ4与Ｂa(H C O3)2,C a（O H）2与ＮaHCＯ3,NａH２P Ｏ４与Bａ（O H)２，A l3＋与ＮaＯH，ＣO2与NaOH ,NaCO3 与ＨCl，Mg（HC O3）２过量的NaＯH等反应均与量有关。
2．2．3.2氧化还原型(举例说明）
氧化性:Cｌ2 > Br2> Fe3＋> Ｉ2，还原性：Cl- < Ｂｒ< Fe2+ 所以向FeBｒ2溶液中通入少量Cl2，反应的离子方程式为2Fｅ２＋＋Cl2 =2 Ｆe３+ +2Cl-，向ＦeBr2溶液中通入过量Ｃｌ２,反应的离子方程式为:２Ｆe2+ +4Ｂr-+３Cl2＝2 Fe３+＋Br2 +６Cｌ- 等量的Cl2与FeBr2反应时的离子方程式为：2 Ｆe2+ +2Br－+２Ｃl２=2Fe3++ Br2+4Cl- 铁和稀硝酸的反应： 铁不足时：Ｆe+4Ｈ+ +NO３－＝Fe3+＋NO+2Ｈ2Ｏ 铁足量时:3Ｆｅ+８H+ +２NO３-=3Ｆｅ3＋+2NO＋4H2O ２.2.3.3 总结常见与量有关的离子方程式的书写 （1)碳酸氢钙溶液中加盐酸:HＣO3－+Ｈ+=CＯ2↑+H2O (2)把金属铁放入稀硫酸中:2Fe2+6Ｈ+=２Fe3＋+３Ｈ2↑ （3）向氯化亚铁溶液中通入氯气:Ｆｅ2＋+Cl2=Fe3++2Cl- (４)硫化钠水解：S2-+2H２Ｏ＝H2Ｓ+2OＨ－ (5)氯气通入水中:Cｌ２+H2Ｏ=2Ｈ+＋Cl-+ClO－ (6)磷酸二氢钙溶液与氢氧化钠溶液反应：H2PＯ4-+2OH-＝PO４3－+２Ｈ２Ｏ (7）碳酸钙与醋酸反应：CaCO3＋2ＣH３COＯH=Ｃa２＋+2CH3CＯO－＋CO2↑＋H2O (８)碘化钾与适量溴水反应:2Ｉ－+Br2=I2+2Br- （9)铜片与稀硝酸反应:Cu+NＯ３－+4H+=Cｕ2++NＯ↑+2Ｈ2Ｏ (10)将金属钠加入水中:Na+２H2O=Na＋+２OＨ-+H2↑ (11)三氯化铁溶液跟过量氨水反应：Fｅ3+＋３NＨ3.H２O=Fｅ（OH)3↓+3NH4+ （12)小苏打溶液跟烧碱溶液反应：ＨCO3-+OH－=CO32－＋H2O ２．3 离子方程式正误的判断 ２.3.1 判断方法(总结并举例说明) (1）看生成物是否与事实相符。 （２)看反应在什么情况下进行,能否用离子方程式表示。 (３）看表示各物质的化学式是否正确。?(４)看所用连接符号与生成物状态符号是否正确。离子互换反应的方程式通常用“=”号连接，生成沉淀或气体则标出“↑”或“↓”符号；在离子方程式中只有某些水解反应用可逆符号，且无沉淀或气体符号;但要区别于弱电解质的电离方程式。 （5）看质量与电荷是否守恒。 (6）看离子的配比数是否正确 （7)看生成物中是否有多种沉淀与难电离电解质同时生成，正确的离子方程式全面顾及。 (8)看反应物的用量多少是否加以考虑。某些化学反应因反应物用量多少不同，生成物也不同,甚至来源同一物 质的阴、阳离子配比数也可能不同。如:“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及滴加顺序等都可能对反应产生影响。 （9）看离子符号书写是否正确。离子方程式中的易电离的电解质不仅要考虑用离子符号表示,而且还应注意离子符号书写是否完整。 例题：下列反应的离子方程式中,正确的是（D ) ? A.氢硫酸中滴入少量NaＯＨ溶液：H2S + OH-=HS－+ H2O (元素不守恒) ?B．FeＢr２溶液中通入过量Cｌ2:2Fe２＋＋2Br-＋2Ｃl2= 2Fe３＋+ Br2 + 4Cl C.碳酸氢铵溶液中加入过量氢氧化钠溶液:HCO３-＋ＯＨ－= CO３2-＋H2O(过量氢氧化钠会与水中的NH４＋ 反应生成氨水)?Ｄ．投入足量的稀盐酸中:CO32-+ 2H+ =CO2↑＋H2O(碳酸钡不应该拆写） 3、离子共存和离子推断 3.1判断离子能否大量共存的规律 ３．1.1 溶液颜色 即溶液颜色。若限定无色溶液，常见有色离子有Cu２＋（蓝色)、Fe３+(棕黄色)、Fe２+（浅绿色)、ＭnO４-（紫色)Ｃr２O72- （橙色)、Ｃr3＋铬离子－--绿色CｒO４2-铬酸根离子－---黄色Cr2Ｏ72-重铬酸根离子-－-橙[Fe(SCN)]（2+）硫氰合铁络离子血红等有色离子。 ３.１．２溶液的酸碱性 即溶液的酸碱性。在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如ＣO3２－、SO32-、S２-、CH３COO－等）均不能大量存在；在强碱性溶液中,H+及弱碱阳离子（如NH４+、Al3+、Mｇ2＋、Ｆe3+等）均不能大量存在,酸式弱酸根离子（如HCO３-、HSO3-、ＨS－等)在强酸性或强碱性溶液中均不可能大量存在。 3.１.3 其他规律(总结并举例说明） （１)一些特殊的规律：（1）AlO２－与ＨCＯ3-不能大量共存:AlO2-＋HCO3-+Ｈ２O＝＝=Ａl(OＨ)3↓＋ＣO３２-；（2）“NO3-+H+”组合具有强氧化性，能与S2－、Fｅ２+、I-、SO32－等因发生氧化还原反应而不能大量共存;(３）NＨ4+与CH3COO －、CO32－,Mｇ2＋与ＨCＯ3－等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进,但总的水解程度仍很小,它们在溶液中能大量共存。 (2)离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 ａ.复分解反应,生成难溶的物质。如生成ＢａSO4、AgＣｌ、CaCO3等。生成难电离的物质。如生成CH3CＯＯH、H2O、NH３?H2O、HClO等。生成挥发性物质。如生成CO2、SＯ2、Ｈ2S等 b．氧化还原反应,如Fe3＋与Ｉ-、NＯ3－(H＋)与Fｅ2＋、MnO4-与Bｒ-、Ｈ＋与S２O32－等; ｃ.相互促进的水解反应，如Al３+与HCＯ3－、Al3+与AｌO2－等； d.络合反应，如Fe3＋与SCＮ－等。 3.２溶液中离子是否存在的判断 3．2.１四大基本原 1、互斥性原则 当利用题给实验现象判断出一定有某种离子存在时,应立即运用已有知识,将不能与之大量共存的离子排除掉，从而判断出一定没有哪种离子。 ２、溶液的酸、碱性原则 根据溶液的酸、碱性判断,一是初步判断可能组成那些物质，联系盐类的水解，二是在酸性或碱性溶液中哪些离子不能大量存在。 3、进出性原则 在进行离子检验时，往往需要加入试剂，这样就会引入新的离子，原溶液中是否存在该种离子就无法判断，还会有一些离子会随着实验过程中所产生的沉淀或气体而消失，有可能会对后续的实验造成影响。 4、电中性原则 在任何电解质溶液中，阴、阳离子的总电荷数是守恒的，即溶液呈电中性。在判断混合体系中某些离子存在与否时，有的离子并未通过实验验证，但我们可运用溶液中电荷守恒理论来判段其是否存在。 3.2.2 常见的离子检验方法及现象（自己总结) 一、常见阳离子的检验 二、常见阴离子的检验去
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