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离子反应

一、几对概念的辨析

1. 电解质与非电解质

（1）定义：

电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物叫做电解质。如：金属氧化物、酸、碱、盐

非电解质：在水溶液里或熔融状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。如：非金属氧化物、蔗糖、酒精。

（2）本质区别：在水溶液或熔融状态下能否自身电离。

（3）几点注意：

① 电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不属于电解质，也不属于非电解质。

②能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。

③有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故也不是电解质。

如SO₂、SO₃、NH₃、CO₂等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。

④电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的，故显电中性，称电荷守恒。

2. 强电解质与弱电解质

    （1）定义：

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。如：NaCl、KOH、H₂SO₄

弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。如：CH₃COOH、NH₃·H₂O

（2）本质区别：

在水中的电离程度不同，强电解质全部电离，弱电解质仅部分电离且可逆。

（3）溶于水后存在微粒：

强电解质中仅存在溶质电离出的离子。

弱电解质中存在溶质分子及部分电离出的离子。

（4）物质范围：

强电解质包括：强酸（中学阶段有HCl、HNO₃、H₂SO₄、HBr、HI、），

强碱（、、、）

大多数盐（包括难溶的盐）。

弱电解质包括：弱酸、弱碱、水。

  3. 导电性强弱：溶解度大小与电解质强弱

溶液导电性的强弱取决于在相同条件下溶液中自由离子的浓度及其所带的电荷。

溶液导电性的强弱与电解质在水中的溶解度及电离程度之间均没有必然联系。强电解质溶液的导电能力不一定强，溶解度大的电解质不一定是强电解质。如：晶体（冰醋酸）易溶，但部分电离，为弱电解质，当浓度较大时，导电能力较强；晶体难溶，但溶解的部分全部电离，为强电解质，但其溶液导电能力较弱。

二、离子反应及离子方程式

1. 离子反应：有离子参加或生成的反应。电解质在水溶液中的反应属于离子反应。

2. 离子方程式

（1）定义：以粒子在反应中的实际存在形式来表示离子反应的方程式。只写出存在形式发生改变的离子。

（2）书写步骤：

一写：写出反应的化学方程式。

二拆：把在水中主要以离子的形式存在的化学式拆写成离子符号，把其他的仍用化学式表示。

              强酸、强碱、可溶性盐

三删：删去方程式两边不参加反应的离子。

 3. 离子方程式书写时应注意的问题

（1）在非溶液中进行的离子没有自由移动离子反应，不能书写离子方程式。

如：（固）（浓）

（2）仍用化学式表示的物质包括：单质、氧化物、难电离物（弱酸、弱碱、水）、难溶物（如难溶的碱、盐等）、易挥发性的物质（如气体等）、非电解质。

（3）多元弱酸的酸式盐的酸根离子不能拆写。如：NaHCO₃ → Na⁺+HCO₃^-

     多元强酸的酸式盐的酸根离子要拆写。如：NaHSO₄ →Na⁺+H⁺+SO₄^2-

注意：离子方程式中，可以存在化学式

（4）Ca(OH)₂的拆与不拆：

一般微溶物都当做不溶物处理，但Ca(OH)₂是强碱，故很特殊：

a. “澄清石灰水”“ 石灰水”“ Ca(OH)₂溶液” 时，拆成离子形式：

如：通入澄清的石灰水中：

化学方程式： CO₂ + Ca(OH)₂ == CaCO₃↓+ H₂O

离子方程式：

B. “石灰乳”“Ca(OH)₂浊液”仍以化学式表示。

如：将通入石灰乳中：

化学方程式：

离子方程式：2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ == 2Ca²⁺ + 2ClO^-  + 2Cl ^- + 2H₂O

三、常见的几种题型

1. 书写已知反应的离子方程式

2. 离子方程式正误判断

离子方程式所反映的与实际参加反应的离子是有区别的。对于反应物，离子方程式所要表达的是反应物在溶液中的主要存在形式。这是书写离子方程式规则的主要出发点。

（1）看离子反应是否符合客观事实。

如Fe跟稀HCl反应，写成    是错误的。

（2）看物质是否可拆。

如跟稀反应，写成是错误的。

（3）看是否守恒（原子个数守恒、电荷守恒等）。

如：           都是错误的。

（4）看是否漏掉离子反应。

如NaHSO₄和溶液反应，写成或都是错误的。

3、离子的共存问题：

⑴“不共存”情况归纳：

⑵离子在酸性或城性溶液中存在情况的归纳：

①某些弱碱金属阳离子，如：Zn²⁺、Fe³⁺、Fe²⁺、 Cu²⁺、Al³⁺、NH₄⁺、Pb²⁺、Ag⁺等。在水溶液中发生水解，若有OH^－存在，则促进水解生成弱碱或难溶的氢氧化物。故上述离子可和H⁺（在酸性溶液中）大量共存，不能与OH^－（在碱性溶液中）共存。但有NO₃^－存在时的酸性溶液， Fe²⁺等还原性离子不与之共存。

②某些弱酸的酸式根离子，如HCO₃^－、HS^－、HSO₃^－等可和酸发生反应，由于本身是酸式根，故又可与碱反应，故此类离子与H⁺和OH^－都不能共存。

③某些弱酸的阴离子，如：CH₃COO^－ 、S^2－、CO₃^2－、 PO₄^3－、AlO₂^－、SO₃^2－、ClO^－、SiO₃^2－等离子在水溶液中发生水解，有H⁺则促进其水解，生成难电离的弱酸或弱酸的酸式根离子。所以这些离子可和OH^－（在碱性溶液中）大量共存，不能与H⁺（在酸性溶液中）大量共存。

④强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子，如：Cl^－、 Br^－ 、I^－、SO₄^2－、NO₃^－、K⁺、Na⁺等离子，因为在水溶液中不发生水解，所以不论在酸性或碱性溶液中都可以大量共存。但

SO₄^2－与Ba²⁺不共存。

⑤某些络离子，如[Ag(NH₃)₂]^＋，它们的配位体能与H⁺结合成NH₄^＋，如：

[Ag(NH₃)₂]^＋+2H⁺==Ag⁺+2NH₄⁺，所以，它们只能存在于碱性溶液中，即可与OH^－共存，而不能与H⁺共存。

强调：①“共存”问题，还应考虑到题目的附加条件的影响，如溶液的酸碱性、PH值、溶液

颜色[溶液中有颜色的离子是：Fe^3＋(黄色)、Fe^2＋(浅绿色)、Cu^2＋(蓝色)、MnO₄^－(紫红色)、

Cr₂O₇^2－(橙黄色)、Fe(SCN) ²⁺(血红色)、[Fe(C₆H₅O)₆] ^3－(紫色)]及水的电离情况、“能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液”、“能与NH₄HCO₃反应放出气体的溶液”等。

②如果两种或多种离子在水溶液里符合离子反应发生的条件，则发生离子反应的就不能(大量)共存，反之则能共存。另外，在选择答案时，一定要看清题目要求，属何类原因(如发生氧化还原反应或复分解反应或水解反应等)而不能大量共存。

③注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”；“不能大量共存”还是“一定不能大量共存”等。

2、离子浓度大小的比较问题：

⑴电解质溶液混合或稀释后，离子浓度相对大小的比较常分为三种类型：

①单一溶液中离子浓度的比较：NH₄Cl溶液中的离子浓度关系：Cl^－>NH₄^＋>H^＋>OH^－  ；

Na₂CO₃溶液中离子浓度的比较：c（Na⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（HCO₃^-）＞c（H⁺）；

②不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液其他离子对其的影响：

例：在相同物质的量浓度的以下五种溶液中，①NH₄Cl；②HCOONH₄；③NH₄HSO₄；

④(NH₄)₂SO₄；⑤(NH₄)₂CO₃，c（NH₄⁺）最大的是  ④  ，最小的是：  ②  。

强调：①混合溶液中离子浓度相对大小的比较，要进行综合分析，如：是否发生化学反应、电离因素、水解因素等。

      ②无色≠透明[透明是溶液的基本性质]

⑵溶液中离子浓度间的守恒关系：

①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO₃溶液中：n(Na⁺)＋n(H⁺)＝n(HCO₃^－)＋2n(CO₃^2－)＋n(OH^－)推出：c(Na⁺)＋c(H⁺)＝c(HCO₃^－)＋2c(CO₃^2－)＋c(OH^－) 。

②物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO₃溶液中n(Na⁺)：n(C)＝1:1，推出：c(Na⁺)＝c(HCO₃^－)＋c(CO₃^2－)＋c(H₂CO₃)   。

③质子守恒(不必掌握)：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子[H⁺]的物质的量应相等。例如在NH₄HCO₃溶液中H₃O⁺、H₂CO₃为得到质子后的产物；NH₃、OH-、CO₃^2-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H₃O⁺)+c(H₂CO₃)=c(NH₃)+c(OH-)+c(CO₃^2-)。

强调：①离子浓度大小比较时，不要忽略水的电离，绝大多数盐的电离是完全的，多元弱酸的电离、多元弱酸根的水解是分步的，并且是部分进行的。

②用物料和电荷两个守恒来帮助判断、比较离子浓度的大小，往往会起到事半功倍的效果。

③离子共存问题，主要从是否发生复分解反应、氧化还原反应、完全双水解反应和络合反应四个方面进行分析，务必注意题目的限定条件。