高二化學離子反應知識點

　　離子反應的本質(zhì)是某些離子濃度發(fā)生改變。下面是學習啦小編為您帶來的高二化學離子反應知識點，希望對大家有所幫助。

　　高二化學離子反應知識點(一)

　　1. 離子反應生成微溶物或難溶物。

　　2. 離子反應生成氣體。

　　3. 離子反應生成弱電解質(zhì)。

　　4. 離子反應發(fā)生氧化還原反應。

　　5. 微溶物向難溶物轉(zhuǎn)化，如用煮沸法軟化暫時硬水

　　MgHCO3==MgCO3+CO2↑+H2O

　　MgCO3雖然難溶，但在溶液中溶解的哪部分是完全電離的，當Mg2+遇到水溶液里的OH-時會結(jié)合生成比MgCO3溶解度更小的Mg(OH)2而沉淀析出

　　MgCO3+H2O==Mg(OH)2 ↓+ CO2↑

　　6.生成絡(luò)離子的反應：

　　FeCl3溶液與KSCN 溶液的反應：Fe3+ + SCN- ==Fe(SCN)2+ 生成物既不是沉淀物也不是氣體，為什么反應能發(fā)生呢?主要是生成了難電離的Fe(SCN)2+絡(luò)離子。

　　7.優(yōu)先發(fā)生氧化還原反應：

　　具有強氧化性的離子與強還原性的離子相遇時首先發(fā)生氧化還原反應。例如：Na2S溶液與FeCI3溶液混合，生成S和Fe2+離子，而不是發(fā)生雙水解生成Fe(OH)3沉淀和H2S氣體。

　　2Fe3+ + S2- = 2Fe2+ + S ↓

　　總之：在水溶液里或在熔融狀態(tài)下，離子間只要是能發(fā)生反應，總是向著降低離子濃度的方向進行。反之，離子反應不能發(fā)生。

　　8.確定鹽溶液中的離子種類和濃度時要考慮鹽的水解。

　　如Na2S溶液中含有哪些離子,按濃度由大到小的順序排列:

　　C(Na+ )>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+)

　　或:C(Na+) +C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-)

　　高二化學離子反應知識點(二)

　　1.離子反應：在水溶液或熔融狀態(tài)下，有離子參加或生成的反應。

　　(1)離子反應的發(fā)生必須在水溶液或熔融狀態(tài)下進行，干態(tài)條件下不能完成。

　　(2)離子可以作為反應物，也可以作為生成物。

　　2.離子反應發(fā)生的條件

　　(1)離子互換非氧化還原反應的離子反應發(fā)生的條件：生成物之一是易揮發(fā)的物質(zhì)、難電離的物質(zhì)或難溶物質(zhì)。這類反應的共同特征是朝著離子濃度減小的方向移動或者說反應物中某種離子的濃度減小，反應即可發(fā)生。此類反應包括：

　　(2)氧化還原反應型的離子反應發(fā)生的條件：反應中有電子轉(zhuǎn)移。

　　(3)發(fā)生離子反應的本質(zhì)是反應物中某種離子濃度減小。

　　3.離子反應方程式：用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的式子。

　　(1)一個離子方程式可表達同一類型的所有反應。例如H+ +OH─ == H2O，表示強酸與強堿在溶液中反應生成可溶性鹽的所有反應。

　　(2)在同一體系中進行的反應必須用同一式子進行表達。例如：向硫酸溶液中加入一定量氫氧化鋇溶液，應寫為：2H+ +SO42─ + Ba2+ + 2OH─ == 2H2O+BaSO4↓，而不能只寫出H2O或BaSO4的形成過程。

　　離子方程式的書寫步驟 以次氯酸鈉溶液中通入少量的二氧化碳為例 第一步“寫”：寫出正確的化學反應方程式，并配平。

　　2NaClO + CO2 + H2O == 2HClO + Na2CO3

　　第二步“拆”：把在溶液中完全電離的物質(zhì)寫成離子形式。

　　2Na++2ClO─+CO2+H2O==2HClO+2Na++ CO32─

　　第三步“刪”：刪去方程式左右兩端不參加反應的離子。

　　2ClO─ + CO2 + H2O == 2HClO + CO32─

　　第四步“查”：檢查方程式兩端是否遵循質(zhì)量守恒和電荷守恒。 查原子個數(shù)、離子電荷是否配平。

　　4.書寫離子方程式時應注意的問題

　　(1)離子反應是在溶液或熔融狀態(tài)時進行反應的，凡非溶液中進行的反應一般不能寫離子反應方程式，亦即沒有自由移動離子參加的反應，不能寫出離子反應方程式。如NH4Cl固體和Ca(OH)2固體混合加熱，雖然也有離子和離子反應，但不能寫出離子反應方程式，只能寫化學方程式。

　　(2)原則上說，電解質(zhì)要不要拆分改寫為離子形式，應以物質(zhì)客觀存在的形式為依據(jù)。若化合物主要以離子形式存在，則應“拆”為離子形式表示;若化合物主要以“分子”形式存在，則不能“拆”，而仍應以“分子”形式表示。如濃H2SO4應以分子式表示，稀H2SO4則應“拆”為離子式(2H+和SO42─)表示。

　　(3)氧化物、弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)如弱酸(HF、H2S、HClO、H2CO3等)、弱堿(如NH3·H2O)和中強酸(如H2SO3、H3PO4)等難電離的物質(zhì)必須寫化學式;難溶于水的物質(zhì)〔如CaCO3、BaSO3、FeS、PbS、BaSO4、Fe(OH)3等〕，不能拆為離子式，要用化學式表示。

　　(4)多元弱酸的弱酸根離子，如 HCO3─、HSO3─等不能再拆(HSO4─除外)

　　(5)對于微溶物的處理分三種情況：微溶物作為生成物析出的不拆，仍寫其化學式，(如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4);微溶物作為反應物，若呈混濁液或固態(tài)則寫其化學式，若呈澄清溶液則拆為離子式表示。

　　(6)操作順序或反應物相對量不同時離子方程式不同。如：

　　①少量燒堿滴入Ca(HCO3)2溶液〔此時碳酸氫鈣過量〕中，有：

　　Ca2+ + HCO3─ + OH─ == CaCO3↓+ H2O

　?、谏倭緾a(HCO3)2溶液滴入燒堿溶液〔此時氫氧化鈉過量〕中，有： Ca2++HCO3─+2OH─ == CaCO3↓+CO32─+2H2O

　　(7)一些特殊的反應要注意產(chǎn)物之間的比例關(guān)系。例如，硫酸與氫氧化鋇的反應中產(chǎn)物H2O與BaSO4的比例關(guān)系為2：1。

　　高二化學離子反應知識點(三)

　　1. 微溶物向難溶物轉(zhuǎn)化，如用煮沸法軟化暫時硬水

　　MgHCO3==MgCO3+CO2↑+H2O

　　MgCO3雖然難溶，但在溶液中溶解的哪部分是完全電離的，當Mg2+遇到水溶液里的OH-時會結(jié)合生成比MgCO3溶解度更小的Mg(OH)2而沉淀析出

　　MgCO3+H2O==Mg(OH)2 ↓+ CO2↑

　　2.生成絡(luò)離子的反應：

　　FeCl3溶液與KSCN 溶液的反應：Fe3+ + SCN- ==Fe(SCN)2+ 生成物既不是沉淀物也不是氣體，為什么反應能發(fā)生呢?主要是生成了難電離的Fe(SCN)2+絡(luò)離子。

　　3.優(yōu)先發(fā)生氧化還原反應：

　　具有強氧化性的離子與強還原性的離子相遇時首先發(fā)生氧化還原反應。例如：Na2S溶液與FeCI3溶液混合，生成S和Fe2+離子，而不是發(fā)生雙水解生成Fe(OH)3沉淀和H2S氣體。

　　2Fe3+ + S2- = 2Fe2+ + S ↓

　　總之：在水溶液里或在熔融狀態(tài)下，離子間只要是能發(fā)生反應，總是向著降低離子濃度的方向進行。反之，離子反應不能發(fā)生。

　　4.定性推斷型：主要考查常見陰、陽離子的性質(zhì)，特別是常見陰、陽離子特殊的物理性質(zhì)和特征的化學性質(zhì)必須熟練掌握。

　　如：(1)特征顏色： Cu2+(藍

　　2+3+-2+色)、Fe(淺綠色)、Fe(棕黃色)、MnO4(紫紅色)、[Fe(SCN)](紅色)、[Fe(C6H5O)6]3-(紫色);

　　(2)特征現(xiàn)象：焰色反應：K+：紫色(透過藍色鈷玻璃)，

　　Na+：黃色 ;遇OH-生成紅褐色沉淀、遇苯酚溶液顯紫色、遇SCN-顯紅色的離子是Fe3+;與堿反應生成白色沉淀，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色或遇SCN-顏色無明顯變化、通入Cl2后顯紅色的離子是Fe2+;與NaOH溶液共熱，能產(chǎn)生使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍、遇酚酞試液變紅的堿性氣體的離子是NH4+;加入HBr產(chǎn)生淺黃色沉淀的離子是Ag+或S2-和SO32-組成。

　　5.離子方程式正誤判斷規(guī)律(八“看”)

　　⑴看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產(chǎn)物及反應。

　　⑵看“=”“≒”“↑”“↓”等是否正確。

　?、强幢硎靖魑镔|(zhì)的化學式是否正確。如HCO3-不能寫成CO32-+H+

　?、瓤词欠衤┑綦x子反應。

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