一、什么是离子反应

  1. 定义：有离子参加或生成的反应叫离子反应。电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，并且高中阶段所学的反应基本上都是在溶液中才能发生
  2. 离子反应发生的反应

①发生复分解反应：

  • 生成难溶性沉淀
  • 生成气体
  • 生成难电离的物质（水、弱酸、弱碱）

②有离子参加的置换反应

二、什么物质可以产生离子（电解质和非电解质）

  1. 电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物
  2. 非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的混合物
  3. 注意事项：
    • 物质导电的原因：有可自由移动的带点微粒，金属之所以能导电是因为其中有可自由移动的电子；而电解质之所以能导电，是可以电离成可自由移动的阴阳离子
    • 对于电解质和非电解质，是对化合物的再分类，跟混合物及单质没有任何关系
  4. 电解质有哪些
    • 酸：\(\ce{HCl 、H2SO4、H2CO3、CH3COOH }\) （酸都是，可根据定义来解释）
    • 碱：\(\ce{NaOH、Ca(OH)2、Mg(OH)2 }\) （碱也都是，可根据定义来解释）
    • 盐：\(\ce{NaCl、 CaCO3、BaSO4 }\) （绝大多数盐都是，尤其是离子化合物都是，共价化合物比如 \(\ce{AlCl3 }\) 就不是电解质）
    • 部分氧化物：活泼金属氧化物、\(\ce{ H2O}\) 等
  5. 非电解质有哪些
    • 绝大多数非金属氧化物：\(\ce{CO2、SO2}\)
    • 大部分有机物（有机酸、有机碱、有机盐除外）
    • 部分非金属氢化物：\(\ce{NH3}\)

三、物质如何产生离子（电解质的电离）

3.1电离相关概念

  1. 电离：电解质溶于水或受热熔化时，形成自由移动的离子的过程
  2. \(\ce{NaCl}\) 溶于水的电离过程：\(\ce{Na+ 和 Cl-}\) 脱离\(\ce{NaCl}\) 固体的表面，进入水中，形成能够自由移动的水合钠离子和水合氯离子

3.2强弱电解质

  1. 强电解质：在水溶液中能够完全电离的电解质
    • 强酸（6）：\(\ce{HCl、 H2SO4、 HNO3 、HClO4、HBr 、HI }\)
    • 强碱（4）：\(\ce{ NaOH 、KOH 、Ca(OH)2 、Ba(OH)2}\)
    • 大部分盐：无论可溶不可溶都可以是强电解质，难溶/不溶指的是溶的极少，而不是绝对不溶。比如 \(\ce{BaSO4}\) 是难溶性沉淀，溶的极少，但溶的部分可全部电离，所以属于强电解质
    • 活泼金属氧化物：\(\ce{Na2O、CaO、BaO}\) 等（可在熔融状态下完全电离）
  2. 弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质
    • 弱酸：\(\ce{HF、H2CO3及CH3COOH}\) 等有机酸
    • 弱碱：\(\ce{NH3·H2O}\) 、除 \(\ce{Mg(OH)2}\) 等其他不可溶性碱都是弱电解质
    • 少数盐（极少）：\(\ce{HgCl2、(CH3COO)2Pb}\) 等。在高中阶段，除非特别指明，基本默认所有的盐都是强电解质
    • 水：\(\ce{H2O}\) 水是极弱电解质
  3. 注意事项：
    • 溶解度 \(\ne\) 电解质强弱：判断强弱只看 ”已溶解部分是否完全电离“
    • 20℃，固体物质溶解度与溶解性的关系
难溶易溶等概念界定.png
难溶易溶等概念界定

四、电离方程式

  1. 定义：用化学式和离子符号来表示电解质电离过程的式子
  2. 强电解质的电离：强点解质完全电离中间用 = 连接
    • \(\ce{H2SO4 \xlongequal[]{} 2H+ + SO4^2-}\)
    • \(\ce{NaHSO4 \xlongequal[]{} Na+ + H+ +SO4^2-}\)
    • \(\ce{NaHSO4 \xlongequal[]{熔融} Na+ + HSO4-}\)
  3. 弱电解质的电离：弱电解质部分电离，中间用 \(\ce{<=>}\) 连接
    • \(\ce{H2CO3 <=> H+ + HCO3-}\) ; \(\ce{HCO3- <=> H+ + HCO3-}\)
    • \(\ce{H2O <=> H+ + OH-}\)

五、离子方程式

5.1离子方程式的写法

  1. 根据化学方程式改写离子方程式
    • 写 \(\rightarrow\) 拆 \(\rightarrow\) 删\(\rightarrow\) 查
    • 写：\(\ce{BaCl2 + Na2SO4 \xlongequal[]{} BaSO4 v + 2NaCl}\)
    • 拆：\(\ce{Ba^2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO4^2- \xlongequal[]{} BaSO4 v + 2Na+ +2Cl-}\)
    • 删：\(\ce{Ba^2+ + SO4^2- \xlongequal[]{} BaSO4 v }\)
    • 查：要查原子守恒和电荷守恒，如果是氧化还原反应还要查得失电子守恒
  2. 根据离子反应的本质直接写离子方程式
    • \(\ce{H2SO4 + Ba(OH)2 \xlongequal[]{} BaSO4 v + 2H2O}\) ; \(\ce{Ba^2+ +SO4^2- +2H+ + 2OH- \xlongequal[]{} BaSO4 v + 2H2O}\)
    • 写离子方程式的时候要注意物质的真实比例，如果直接分析可能发生的离子反应

\(\ce{Ba^2+ +SO4^2- \xlongequal[]{} BaSO4 v}\) , \(\ce{H+ + OH- \xlongequal[]{} H2O}\) 两者结合直接写出 \(\ce{Ba^2+ +SO4^2- +H+ + OH- \xlongequal[]{} BaSO4 v + H2O}\) 是不正确的， 因为真实物质中离子的比例 \(\ce{Ba^2+ : OH- =1:2 ;H+ :SO4^2- =2:1}\) ,要按照真实物质的比例来写才是正确的

5.2 物质在离子方程式中的拆与不拆

  1. 可拆：绝大多数强电解质都可拆
    • 强酸（6）
    • 强碱（4）
    • 可溶性盐：
  2. 不可拆：单气氧弱难水非
    • 单质：\(\ce{Cl2、Fe、Na}\) 等
    • 气体：\(\ce{CO2 、NH3}\) 等
    • 氧化物：\(\ce{Na2O、CaO、BaO}\) （这些属于强电解质，但也不可以拆）
    • 弱酸及其酸式酸根：\(\ce{HF、H2CO3及CH3COOH}\) 等有机酸；\(\ce{HCO3-、HS-、HSO3-}\)
    • 弱碱：\(\ce{NH3·H2O 、Cu(OH)2}\) 等
    • 难溶物：碱的沉淀以及盐的沉淀
    • 水：属于极弱电解质
    • 非电解质：\(\ce{CH3CH2OH}\) 等有机物
  3. 其他拆与不拆的注意事项
    • 微溶物的处理方式：

①出现在生成物中写化学式（不拆） ②作为反应物处于溶液状态写离子符号（\(\ce{Ca(OH)2}\) 微溶，但是作为澄清石灰水参与反应，要拆成离子）（拆） ③作为反应物处于浊液或固体状态时写化学式（不拆）

  • 溶液中铵盐与碱反应：加热时放出 \(\ce{NH3}\) , 不加热时写 \(\ce{NH3·H2O}\)
  • 浓盐酸、浓硝酸在离子方程式中写离子符号（拆），浓硫酸在离子方程式写化学式（不拆）
  • 固体之间的反应不写离子方程式 ：\(\ce{Ca(OH)2 + 2NH4Cl \xlongequal[]{\Delta} CaCl2 + 2NH3 ^ + 2H2O}\)

5.3 书写与量有关的离子方程式

  1. 酸性氧化物与碱反应：\(\ce{CO2与NaOH反应 }\)
    • \(\ce{CO2}\) 少量：\(\ce{CO2 + 2NaOH \xlongequal[]{} Na2CO3 + H2O}\) ;\(\ce{CO2 + 2OH- \xlongequal[]{} CO3^2- + H2O}\)
    • \(\ce{CO2}\) 过量：\(\ce{CO2 + NaOH \xlongequal[]{} NaHCO3 }\) ;\(\ce{CO2 + OH- \xlongequal[]{} HCO3- }\)
  2. 多元弱酸（如\(\ce{Na2CO3}\)）与盐酸反应
    • 酸不足：\(\ce{CO3^2- + H+ \xlongequal[]{} HCO3-}\)
    • 酸过量：\(\ce{CO3^2- + 2H+ \xlongequal[]{} CO2 ^ + H2O}\)
  3. 酸式盐与碱反应：定 ”1“ 法，即谁少量将谁定为 ”1“
    • \(\ce{NaHCO3 与 Ca(OH)2 反应}\)
      • 向澄清石灰水中逐滴滴加 \(\ce{NaHCO3}\) 至过量: \(\ce{Ca^2 + 2OH- + 2HCO3- \xlongequal[]{} 2H2O + CaCO3 v }\)
      • 向 \(\ce{NaHCO3}\) 溶液中逐滴滴加澄清石灰水至过量：\(\ce{Ca^2+ OH- + HCO3- \xlongequal[]{} CaCO3 v + H2O }\)
    • \(\ce{Ca(HCO3)2 与 NaOH 反应}\)
      • 向足量\(\ce{Ca(HCO3)2 溶液中滴加少量 NaOH 溶液}\) ：\(\ce{Ca^2+ HCO3- + OH- \xlongequal[]{} H2O +CaCO3 v }\)
      • 向足量\(\ce{NaOH溶液中滴加少量Ca(HCO3)2 溶液}\) ：\(\ce{2OH- + Ca^2+ 2HCO3- \xlongequal[]{} CaCO3 v + 2H2O + CO3^2- }\)

5.4 离子的大量共存

  1. 离子大量共存的本质：离子在同一溶液中能大量共存，代表着离子之间不能发生反应
  2. 判断离子能否大量共存的”两个易错点”之 “一色三性”
    • 一色（溶液颜色）：溶液中存在某些特定的离子，会呈现特定的颜色

\(\ce{MO4- (紫色) ；Cu^2+ (蓝色) ；Fe^2+(浅绿色) ；Fe^3+ (棕黄色)；CrO4^2- (黄色) ；Cr2O7^2-(橙色)}\)

  • 三性：电中性，酸性，碱性
    • 电中性：一切溶液整体上都是呈电中性的，也就是其内部，阴阳离子必须同时存在。且所有正电荷和所有负电荷数量相等，确保能够相互抵消而保证最后显电中性
    • 酸性：酸性溶液中不能大量存在能够与 \(\ce{H+}\) 反应的离子

描述：①常温下pH<7的溶液；②使pH试纸变红的溶液；③使甲基橙呈红色的溶液

  • 碱性：碱性溶液中不能大量存在能够与 \(\ce{OH-}\) 反应的离子
  • 离子不能大量共存的常见原因（判断标准）
  • 生成难溶物：碱或盐中的沉淀
  • 生成难电离物质或气体：\(\ce{NH4+ 与 OH- 不能大量共存}\) ；\(\ce{弱酸根与H+ 不能大量共存 eg：CH3COO-、F-、CO3^2-、SO3^2-、S^2-、ClO- }\) 等
  • 发生氧化还原反应：
  • 发生配合反应：\(\ce{Fe^3+ 与 SCN- }\) 因生成配合物而不能大量共存

5.5 离子反应的应用

  1. 混合物的分离
  2. 物质的提纯
  3. 化合物组成成分的分析和鉴定
  4. 物质鉴别
  5. 治理水污染