離子反應(yīng)

知識(shí)點(diǎn)1  離子方程式的書寫與正誤判斷

一、離子方程式的書寫技巧以及原則

1．“少定多變”法書寫與量有關(guān)的離子方程式

先根據(jù)題給條件判斷“少量物質(zhì)”，以“少量物質(zhì)”的離子計(jì)量數(shù)(充分反應(yīng))確定所需“過量物質(zhì)”的離子數(shù)目，如向Ca(HCO₃)₂溶液中加入過量NaOH溶液的離子方程式的書寫方法如下。

2．離子反應(yīng)順序的判斷方法

（1）氧化還原型離子反應(yīng)。同一氧化劑(或還原劑)可能與多種還原劑(或氧化劑)反應(yīng)。

①確定氧化劑或還原劑強(qiáng)弱順序。例如：還原性I^－＞Fe^2＋＞Br^－＞Cl^－，氧化性Ag^＋＞Fe^3＋＞Cu^2＋＞H^＋＞Fe^2＋＞Zn^2＋等。

②根據(jù)強(qiáng)弱規(guī)律，判斷反應(yīng)順序。同一氧化劑與多種還原劑反應(yīng)，還原性強(qiáng)的還原劑優(yōu)先發(fā)生反應(yīng)；同一還原劑與多種氧化劑反應(yīng)，氧化性強(qiáng)的氧化劑優(yōu)先發(fā)生反應(yīng)。

（2）復(fù)分解型離子反應(yīng)。判斷反應(yīng)產(chǎn)物與其他成分是否能大量共存。例如：某溶液中含有Al^3＋、NH4＋、H^＋，向溶液中逐滴加入氫氧化鈉溶液，若先發(fā)生反應(yīng)NH4＋＋OH^－===NH₃·H₂O，則生成的NH₃·H₂O與H^＋、Al^3＋都不能大量共存，會(huì)發(fā)生反應(yīng)NH₃·H₂O＋H^＋===NH4＋＋H₂O、Al^3＋＋3NH₃·H₂O===Al(OH)₃↓＋3NH4＋。因此，OH^－應(yīng)先與H^＋反應(yīng)，再與Al^3＋反應(yīng)，最后與NH4＋反應(yīng)。判斷離子反應(yīng)先后順序的總規(guī)則是先發(fā)生反應(yīng)的反應(yīng)產(chǎn)物與其他物質(zhì)能大量共存。

3．檢查離子方程式書寫是否正確的幾個(gè)原則

（1）必須滿足三個(gè)守恒原則

①元素守恒：反應(yīng)前后各元素的原子個(gè)數(shù)相等。

②電荷守恒：方程式左右兩邊離子的電荷總數(shù)相等。

③電子守恒(價(jià)守恒)：對(duì)于氧化還原反應(yīng)，反應(yīng)過程中元素化合價(jià)升高總數(shù)與降低總數(shù)相等。

（2）正確把握與“量”有關(guān)的反應(yīng)原則

①某物質(zhì)若其陰、陽離子都參加了反應(yīng)，且都反應(yīng)完全，則方程式中該物質(zhì)陰、陽離子個(gè)數(shù)比應(yīng)與化學(xué)式中組成一致，如Ba(OH)₂與H₂SO₄溶液反應(yīng)，離子方程式為：

Ba² 2OH^? 2H SO₄^2?===BaSO₄↓ 2H₂O

注意：在H 、OH^?、H₂O之前的化學(xué)計(jì)量數(shù)“2”不可以省去。②若反應(yīng)物之間由于量比不同可發(fā)生反應(yīng)時(shí)，必須結(jié)合量比書寫。如Ca(OH)₂與NaHCO₃反應(yīng)，有兩種情況：

若Ca(OH)₂過量：Ca² OH^? HCO₃^?===CaCO₃↓ H₂O

若NaHCO₃過量：Ca² 2OH^? 2HCO₃^?===CaCO₃↓ 2H₂O CO₃^2?

（3）注意反應(yīng)條件的原則

①溶液酸堿性條件：有些物質(zhì)在不同條件下存在形態(tài)不同，如反應(yīng)產(chǎn)物有碳酸鹽時(shí)，則CO₃^2?與HCO₃^?取決于溶液堿性強(qiáng)弱，強(qiáng)堿溶液中寫CO₃^2?，弱堿溶液中(如CO₂過量時(shí))寫HCO₃^?。

②溫度條件：NH₄Cl與NaOH溶液反應(yīng)時(shí)，只有在濃溶液且加熱條件下，才可寫成NH₃↑，否則寫成NH₃·H₂O。

③濃度條件：如BaCl₂溶液與稀的NaHCO₃溶液不發(fā)生反應(yīng)，而BaCl₂溶液與濃的NaHCO₃反應(yīng)，生成BaCO₃↓，其離子方程式為：

Ba² 2HCO₃^?===BaCO₃↓ H₂O CO₂↑

④注意實(shí)驗(yàn)操作條件：如Na₂CO₃溶液與稀鹽酸之間的反應(yīng)，若將少量的HCl往多量Na₂CO₃溶液中滴加時(shí)先發(fā)生：CO₃^2? H ===HCO₃^?；后發(fā)生：H HCO₃^?===CO₂↑ H₂O；若將少量Na₂CO₃往多量HCl溶液中滴加時(shí)：CO₃^2? 2H ===CO₂↑ H₂O。

（4）必須遵循依據(jù)客觀實(shí)驗(yàn)事實(shí)的原則

只有電解質(zhì)參加的且具備電離條件的反應(yīng)，才可寫出離子方程式。

二、識(shí)記“一溶、二序、三強(qiáng)弱”

1．一溶：酸堿鹽溶解性口訣

鉀、鈉、銨鹽水中溶，硝酸鹽入水無影蹤，硫酸鹽不溶鋇和鉛，鹽酸鹽不溶銀亞汞。

【注意】四種微溶物分別是Ag₂SO₄、CaSO₄、MgCO₃、Ca(OH)₂。

難溶于稀強(qiáng)酸的有：AgCl、AgBr、AgI、BaSO₄、Ag₂SO₄、CaSO₄。

2．二序

①H^＋電離順序：H₂SO₃>CH₃COOH>H₂CO₃>HClO>HCO3－>H₂SiO₃、Al(OH)₃>H₂O，在形成這些弱酸時(shí)，越靠后的越優(yōu)先，如在含有OH^－、AlO2－、CO32－的溶液中，逐滴加入鹽酸直至過量，反應(yīng)的先后順序?yàn)?/span>OH^－>AlO2－>CO32－。

②OH^－電離順序：NaOH>NH₃·H₂O>難溶性氫氧化物>H₂O，如在含有H^＋、Al^3＋、NH4＋的溶液中，逐滴加入NaOH溶液直至過量，反應(yīng)的先后順序?yàn)?/span>H^＋>Al^3＋>NH4＋>Al(OH)₃。

3．三強(qiáng)弱

①常見的強(qiáng)酸、弱酸

②常見的強(qiáng)堿、弱堿

離子方程式題設(shè)錯(cuò)方式總結(jié)

離子方程式題的失分率很高，但所考查的知識(shí)并不是無邊無際。現(xiàn)對(duì)這類試題的設(shè)錯(cuò)方式進(jìn)行歸類、分析、總結(jié)如下：

設(shè)錯(cuò)方式1  不符合客觀事實(shí)，錯(cuò)寫反應(yīng)產(chǎn)物

如：2Fe³ 3S^2?===Fe₂S₃，Fe³ 有氧化性，S^2?有還原性，Fe³ 可將S^2?氧化為S，即2Fe³ S^2?===2Fe² S↓。

設(shè)錯(cuò)方式2  混淆化學(xué)式和離子式的書寫形式

如：NH₃通入醋酸溶液中：CH₃COOH NH₃===CH₃COONH₄，錯(cuò)在未將強(qiáng)電解質(zhì)拆分成CH₃COO^?、NH₄^—。

設(shè)錯(cuò)方式3  漏寫部分離子反應(yīng)

如：Ba(OH)₂ 溶液與H₂SO₄溶液反應(yīng)：Ba² SO₄^2—===BaSO₄↓，學(xué)生只注意了Ba² 與SO₄^2—反應(yīng)，而漏掉了H 與OH^?的反應(yīng)。

設(shè)錯(cuò)方式4  錯(cuò)寫反應(yīng)物或產(chǎn)物的配比關(guān)系

如：Ba(OH)₂ 溶液與H₂SO₄溶液反應(yīng)：Ba² OH^? H SO₄^2—===BaSO₄↓ H₂O，應(yīng)寫成Ba² 2OH^? 2H SO₄^2—===BaSO₄↓ 2H₂O。

設(shè)錯(cuò)方式5  電荷不守恒或原子不守恒

如：Fe² Cl₂===Fe³ 2Cl^?，而應(yīng)寫成2Fe² Cl₂===2Fe³ 2Cl^?。

設(shè)錯(cuò)方式6  氧化還原反應(yīng)中得失電子不守恒

如：2MnO₄^— 3H₂O₂ 6H ===2Mn² 4O₂↑ 6H₂O，而應(yīng)寫成2MnO₄^— 5H₂O₂ 6H ===2Mn² 5O₂↑ 8H₂O。

設(shè)錯(cuò)方式7  忽視了題設(shè)條件及要求

“過量”“少量”“等物質(zhì)的量”“適量”“任意量”以及滴加順序等對(duì)反應(yīng)方程式或產(chǎn)物的影響。

如：碳酸氫鈉溶液與少量石灰水反應(yīng)HCO₃^? Ca² OH^?===CaCO₃↓ H₂O，此反應(yīng)中Ca(OH)₂是二元堿，所以方程式中Ca² 和OH^?的物質(zhì)的量之比應(yīng)為1︰2。

碳酸氫鈉溶液與足量石灰水反應(yīng)：2HCO₃^? Ca² 2OH^?===CaCO₃↓ 2H₂O CO₃^2—，此反應(yīng)中HCO₃^?充足，所以方程式中Ca² 和OH^?的物質(zhì)的量之比應(yīng)為1︰1。(此類題最好用離子共存來做，因?yàn)槭宜^量即Ca² 過量，所以生成物中一定無CO₃^2—)