备考2020高考化学第一轮复习 第2章 化学物质及其变化 第2节 离子反应学案 必修1

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备考2020高考化学第一轮复习 第2章 化学物质及其变化 第2节 离子反应学案 必修1

第二节 离子反应 一、电解质 ‎1.概念:‎ ‎(1)电解质: 叫电解质。酸、碱、盐、水、金属氧比物。‎ ‎(2)非电解质: 叫非电解质;如蔗糖、乙醇等。‎ ‎2.对概念的理解:‎ ‎(1)电解质和非电解质首先都是 ,而单质和混合物(如溶液) 。‎ ‎(2)电解质导电的原因,是电解质 。‎ ‎(3)电解质溶液导电能力的强弱,由溶液中 大小和离子所带电荷数决定的,而自由离子浓度大小是由 和 (即电解质强弱)共同决定的。所以说,只有在 时,强电解质溶液导电能力才比弱电解质强。‎ ‎(4)电解质能发生电离的条件是 。其中离子化合物在 能电离并导电,共价化合物的电解质 电离并导电,据此,可以根据 判断物质是离子化合物或共价化合物。‎ ‎3.强电解质与弱电解质对比:‎ 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中能完全电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 溶质微粒种类 ‎(有/无) 离子, 分子 ‎(有/无) 离子, 分子 溶质电离过程 ‎(是/不) 可逆, 存在电离平衡 ‎(是/不) 可逆, 电离平衡 举例 强酸: 等 强碱: 等 绝大部分盐:BaSO4、BaCl2(含 盐和 盐)‎ 弱酸:CH3COOH、H2S、H2CO3‎ 弱碱:NH3·H2O、Cu(OH)2等 小部分盐:(CH3COO)2Pb,及H2O ‎4.电离方程式的书写:‎ ‎(1)强电解质完全电离,用 表示,如:NaHSO4 。‎ 弱电解质部分电离,用 表示,如CH3COOH 。‎ ‎(2)多元弱酸的电离必须分步书写,如:H2CO3 。‎ 而多元弱碱的电离一步写出,如:Fe(OH)3 。‎ ‎(3)强酸的酸式盐电离:水溶液中:NaHSO4 ,熔融状态下:NaHSO4 。‎ ‎ 弱酸的酸式盐电离:水溶液中:NaHCO3 ; 。‎ 熔融状态下:因NaHCO3发生分解而不存在,所以不能写。‎ 二、离子反应 ‎1.本质:离子反应就指有离子参加的反应。反应本质是 。‎ ‎2.离子方程式的书写书写要求:‎ 5‎ ‎(1)把 拆写成离子形式,如 酸、 碱、 盐。‎ ‎(2)把难 、难 物质,如,沉淀、气体、单质、氧化物等,仍用分子式表示。‎ ‎(3)固体间离子反应, (能/不能)写离子方程式,如固体NH4Cl与Ca(OH)2制氨气的反应。‎ ‎(4)配平时需要检查离子方程式两边元素的 和 是否相等。‎ ‎3.离子方程式的意义:离子方程式能清楚地揭示离子反应的本质,它不仅表示某个具体或特定的反应,而且还表示 反应。‎ ‎4.离子反应的发生条件 ‎(1)发生复分解反应:①生成沉淀。如Al(OH)3、BaSO4等;②生成弱电解质,如弱酸、弱碱、水等;‎ ‎③生成气体(挥发性物质),如CO2、SO2、H2S、NH3等。‎ ‎(复分解反应类型及发生条件口诀:“强酸制弱酸,强碱制弱碱,酸碱要中和,盐盐有沉淀”)‎ ‎(2)发生氧化还原反应: 氧化性物质+ 还原性物质 氧化性物质+ 还原性物质。‎ ‎5.常见酸碱盐溶解性规律。‎ ‎(1)强酸形成的盐都 ,仅SO42-与 难溶或微溶,Cl-、Br-、I-与 难溶。‎ ‎(2)弱酸形成的盐仅有 盐溶于水,其余均 或不存在。‎ ‎(3)酸都 ,仅有 难溶。‎ ‎(4)强碱中大多数易溶于水,仅 微溶。弱碱只有 溶于水,其余弱碱均 。‎ ‎(5)特例:醋酸盐、碳酸氢盐大多溶于水。‎ ‎1.向BaCl2溶液中分别通入CO2、SO2、SO3、H2SO4、Na2CO3、Na2SO3、Na2SO4,‎ 能反应的有: ,不能反应的有: 。‎ ‎2.Ba SO4、AgCl沉淀不溶于HNO3,CaCO3 、Ca3(PO4)2则溶于HNO3,为什么?‎ ‎3.判断下列溶液之间能否发生反应,能反应的再写出方程式,不能反应的说出理由。‎ CaCl2 + NH3·H2O : 。‎ CuCl2 + NH3·H2O: 。‎ 规律总结 一、离子方程式的正误判断 ‎1.判断步骤 ‎(1)看离子方程式中的生成物是否符合客观事实。判断以下离子方程式是否正确并说明原因:‎ ‎①HNO3 与FeS反应:FeS +2H+= Fe2++H2S↑ ;‎ ‎②Fe与盐酸:2Fe +6H+= 2Fe3++3H2↑ ;‎ ‎③SO2通入次氯酸钠溶液中:SO2+H2O +2ClO-= SO32+ +2 HClO 。‎ 5‎ ‎(2)拆分是否恰当。在离子方程式中,强酸、强碱和易溶于水的盐拆分成离子形式;难溶物、难电离物质、易挥发物质、单质、氧化物、非电解质等均不能拆分,要写成化学式。‎ ‎(3)各种符号是否正确:、↑、↓,及离子符号写成价态符号等。其中 方程式和 方程式(不完全水解)必须写“”,其它可逆反应是否写“”,没有严格要求,一般看题意而定。但新课标教材上出现过的15种常见可逆反应,每名学生要清楚。‎ ‎①Cl2 + H2O HCl + HClO; ②I2 + H22HI;‎ ‎③SO2 + H2OH2SO3 ④2SO2 + O2 2SO3; ‎ ‎⑤N2 + 3H22NH3; ⑥NH3 + H2O NH3·H2O NH4+ + OH- ‎ ‎⑦2NO2(棕色)N2O4(无色); ⑧Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+‎ ‎⑨PCl3+Cl2PCl5 ⑩FeCl3 + 3KSCNFe(SCN)3‎ C + CO2 高温 2CO CO + H2OCO2 + H2‎ 弱酸弱碱的电离; 盐的水解;‎ 酯化反应:CH3COOH + CH3CH2OH浓硫酸 ‎△‎ CH3COOCH2CH3 + H2O。‎ ‎(4) 元素原子是否守恒,电荷是否守恒。如:‎ ‎①FeCl2与Cl2反应:Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- ;‎ ‎②钠溶于水:Na+2H2O= Na++2OH-+ H2↑ 。‎ ‎2. 分析反应物的用“量”:题设条件往往有“过量”、“少量”、“适量”、“任意量”、“滴加顺序”等字眼,解题是要特别留心。如把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合。‎ ‎(1)酸式盐与碱反应。如:Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH溶液: 。 ‎ Ca(HCO3)2溶液与足量NaOH溶液: 。‎ 此外,NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液、Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液等反应均与“量”有关。‎ 书写技巧:①书写与量有关的离子反应方程式时,常设不足者为“1 mol”进行分析,或“不足者”各离子系数必须符合化学式中原子或离子个数比,②过量物质的系数,根据“不足者”反应需要量来调整。‎ ‎(2) CO2、SO2等酸性氧化物涉及到的“量”如:NaOH溶液与少量CO2: 。‎ NaOH溶液与足量CO2反应: 。 类似的还有SO2与碱的反应。‎ ‎(3)多种氧化剂或多种还原剂在反应中涉及到的“量”不同,反应的顺序不同,方程式也不同。‎ ‎①如FeBr2溶液与氯水反应,氯水足量时: ;‎ 当氯水少量时: ;‎ 当FeBr2与Cl2物质的量为1∶1时: 。‎ ‎②变价元素如铁和稀HNO3的反应,铁不足: 。‎ 5‎ 铁过量: 。‎ ‎3.特别归纳:‎ ‎(1)离子方程式书写中,浓硫酸要写成 形式,浓硝酸、浓盐酸要写成 形式。‎ ‎(2)拆写时,微溶物的澄清溶液要写成 形式;呈浑浊状态或沉淀时要写成 形式。‎ 如澄清石灰水表示为 ,而石灰乳表示为 。‎ ‎(3)氨水作为反应物写为 ;作为生成物时,稀溶液或不加热时写 ;若有加热条件或浓度很大时,写为 。‎ 二、判断溶液中离子共存的规律 ‎1.附加隐含条件的应用规律:‎ ‎⑴溶液无色透明时,则溶液中一定没有有色离子,如 ;‎ ‎⑵强碱性溶液中肯定有OH-,与之反应的离子不存在,如H+、Fe3+、Al3+、NH4+、HCO3-等;‎ ‎⑶强酸性溶液中肯定有H+,与之反应的离子不存在,如HCO3- 、CO32- 、AlO2- 、CH3COO- 等;‎ ‎⑷由于Fe3+、Al3+ 水解比较强烈,所以在中性溶液中 。‎ ‎⑸水电离出H+或OH-浓度为10-12mol·L-1、溶液与Al反应产生H2,都说明溶液为 。‎ ‎2.离子共存条件:同一溶液中若离子间不发生任何反应,它们之间便能在溶液中大量共存。‎ ‎⑴生成难溶物或微溶物不能大量共存,详见前页“酸碱盐溶解性规律”。‎ ‎⑵H+、OH—与溶液中离子生成弱酸弱碱等难电离物质的反应顺序:‎ ‎①H+与所有 及OH—离子都不能大量共存,‎ 且一般先后顺序: 。 ‎ ‎②OH—与所有 及H+都不能大量共存,‎ 且一般先后顺序: 。‎ ‎⑶发生氧化还原反应:氧化性离子(如MnO4-、ClO-、NO3- (H+)、 Fe3+等)与还原性离子(如S2-、SO32-、I-、Fe2+、Br-等)不能大量共存,详细情况见下节《氧化还原反应》。‎ ‎1.在澄清、透明的浅黄色溶液中,可能含有下列八种离子:H+、NH、Fe3+、Ba2+、Al3+、SO、HCO、I-,在检验方案设计时初步分析其溶液中最多可含离子(不包括OH-)有(  )‎ A.4种 B.5种 C.6种 D.7种 ‎2.能正确表示下列反应的离子方程式是 (   )‎ A.向次氯酸钙溶液通入过量CO2:Ca2++2ClO-+H2O+CO2===CaCO3↓+2HClO B.向次氯酸钙溶液通入SO2:Ca2++2ClO-+H2O+SO2===CaSO3↓+2HClO C.氢氧化钙溶液与碳酸氢镁溶液反应:Ca2++OH-+HCO===CaCO3↓+H2O D.在氯化亚铁溶液中加入稀硝酸:3Fe2++4H++NO===3Fe3++2H2O+NO↑‎ ‎【第二节 离子反应参考答案】‎ 一、电解质 ‎【基础落实】‎ 5‎ ‎1.(1)在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物 ‎(2) 在水溶液 中和熔融 状态下都不能导电的化合物 ‎2.(1)化合物 既不是电解质,也不是非电解质 ‎(2) 在水溶液里或熔融状态下,能够电离成自由移动离子 ‎(3) 自由离子浓度 溶液浓度 电解质的电离程度 溶液浓度相同 ‎(4) 在水溶液里或熔融状态下 水溶液里或熔融状态下 只能水溶液 里熔融状态下是否导电 ‎3.有 无 有 有 不 不 是 是 ‎ HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca (OH)2 可溶 难溶 ‎4.(1)等号 NaHSO4=Na++H++SO42- 可逆符号 CH3COOHCH3COO- + H+‎ ‎(2) H2CO3HCO3-+H+, HCO3-CO32-+H+ Fe(OH)3Fe3++3OH-‎ ‎(3) NaHSO4=Na++H++SO42- NaHSO4=Na++HSO4- NaHCO3=Na++HCO3- HCO3-H++ CO32-‎ 二、离子反应 ‎1.使某种或某些离子浓度降低或减少 ‎2.(1)易溶于水、易电离的物质 强 强 可溶于水的 (2) 溶于水 电离 ‎(3) 不能 (4) 原子个数 电荷总数 ‎3.同一类型离子 ‎ ‎4. 强 强 弱 弱 ‎5. (1)溶于水 Ba2+、Ca2+、Ag+ Ag+ (2) Na+、K+、NH4+ 不溶于水 (3)溶于水H2SiO3 (4) Ca(OH)2 NH3·H2O 不溶于水 ‎ ‎【对点训练】‎ ‎1.SO3、H2SO4、Na2CO3、Na2SO3、Na2SO4 CO2、SO2 ‎ ‎2.BaSO4、AgCl均为强酸盐,不能与强酸HNO3反应 ,‎ CaCO3、Ca3(PO4)2是弱酸盐 ,能与强酸HNO3反应。‎ ‎3.不反应 CuCl2+2NH3·H2O == Cu(OH)2 + 2NH4Cl ‎【规律总结】‎ 一、离子方程式的正误判断 ‎1.(1) HNO3有强氧化性,应该发后氧化还原反应 Fe与盐酸置换反应只能生成二价离子 ‎ 应该发生氧化还原反应 ‎(3) 弱电解质电离 盐的水解 ‎ ‎(4) 配平错误,应为:2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl 配平错误,应为:2Na+2H2O= 2Na++2OH-+ H2↑‎ ‎2. (1)Ca2++HCO-+OH-==CaCO3↓+H2O Ca2++2HCO-+2OH-===CaCO3↓+CO32-+2H2O ‎(2) CO2+2OH-===CO32-+H2O CO2+OH-===HCO3-‎ ‎(3) ①2Fe2++4Br-+3Cl2===2Fe3++2Br2+6Cl- 2Fe2++Cl2===2Fe3++2Cl- ‎ ‎2Fe2++2Br-+2Cl2===2Fe3++Br2+4Cl-‎ ‎②Fe+4H++NO3-=Fe3++NO↑+2H2O 3Fe+8H++2NO3-=3Fe2++2NO↑+4H2O ‎3.(1) 分子 离子 (2) 分子 离子 Ca2++2OH- Ca(OH)2‎ ‎(3) NH3·H2O NH3·H2O NH3↑+ H2O 二、判断溶液中离子共存的规律 ‎1.Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4- 、Cr2O72- 也不能存在 酸性或碱性两种可能 ‎2.弱酸根离子 OH-> AlO2-> SiO32-> CO32-> HCO3-> Al(OH)3溶解 弱碱阳离子 H+>金属阳离子 >NH4+ >Al(OH)3等固体溶解 ‎【对点训练】1.B 2.D 5‎
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