2019年备战高考化学二轮复习-专题四 离子反应

专题四 离子反应（学生版） 1.在理解强弱电解质的基础上，真正理解离子反应的本质。 2.熟练掌握离子不能共存的几种反应，如生成沉淀、生成气体、生成弱电解质、离子间的氧化还原反应、络合反应等。 3.掌握电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。 4．能进行离子方程式的书写及正误判断。 一、强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 溶于水后能完全电离的电解质 溶于水后只有部分电离的电解质[来源:学科网ZXXK] 化合物类型 离子化合物、共价化合物 共价化合物 电离程度 完全电离 部分电离 溶液中存在的微粒(水分子不计) 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解 质分子 实例 绝大多数的盐(包括难溶性盐)；强酸：HCl、HNO3、H2SO4等；强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等 弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO等；弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等，水也是弱电解质 二、判断同一溶液中多种离子能否大量共存的四个方面 (1)“一色”———溶液颜色 几种常见离子的颜色： 离子 Cu2＋ Fe3＋ Fe2＋[来源:学科网] MnO 溶液颜色 蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色 (2)“二性”———溶液的酸碱性。 ①在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO、SO、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在。 ②在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH、Al3＋、Fe3＋等)均不能大量存在。 ③酸式弱酸根离子(如HCO、HSO、HS－等)在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。 (3)“三殊”———三种特殊情况。 ①AlO与HCO不能大量共存：AlO＋HCO＋H2O===Al(OH)3↓＋CO。 ②“NO＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO等还原性的离子因发生氧化还原反应而不能大量共存。 ③NH与CH3COO－、CO，Mg2＋与HCO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存。 (4)“四应”———四种反应类型。 指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 ①复分解反应，如Ba2＋与SO，NH与OH－，H＋与CH3COO－等。 ②氧化还原反应，如Fe3＋与I－、S2－，NO(H＋)与Fe2＋，MnO(H＋)与Br－等。 ③相互促进的水解反应，如Al3＋与HCO，Al3＋与AlO等。 ④络合反应，如Fe3＋与SCN－等。 离子共存需注意的问题 （1）NO3—只有在酸性条件下才具有强氧化性，ClO—具有强氧化性。 （2）能发生彻底水解的阳离子和阴离子在溶液中不能大量共存。 如Al3＋与CO32—、HCO3—、HS—、S2—、AlO2—、ClO—等不能大量共存。 （3）注意离子共存题目的附加条件 ①无色透明溶液。 ②由水电离的氢离子、氢氧根离子浓度 ③与Al反应生成H2的溶液。 ④使指示剂呈现某种颜色 ⑤如“一定”、“可能”等。解题时可采用淘汰法。 三、离子方程式正误判断的“四个陷阱” （1）“拆分” 离子方程式的正误判断中，常常设置物质是否能“拆分陷阱”，氧化物，弱电解质，沉淀，酸式酸根(HSO除外)在离子方程式中不能拆分。在复习时，应熟记常见的弱电解质，溶解度表及常见多元弱酸的酸式酸根。 如： ①向NaHCO3溶液中滴加盐酸　CO＋2H＋===H2O＋CO2↑(×) ②Mg(OH)2和稀盐酸的反应　OH－＋H＋===H2O(×) （2）“守恒” 离子方程式除符合质量守恒外，还应符合电荷守恒，学生往往只注意质量守恒，而忽略电荷守恒，这也经常是命题者设置的“陷阱”。 如： ①向稀硝酸中加入铜片　Cu＋2H＋＋NO===Cu2＋＋NO↑＋H2O(×) ②MnO2和浓盐酸混合加热　MnO2＋4H＋＋2Cl－Mn2＋＋2H2O＋Cl2↑(√) （3）“原理” 离子反应应符合客观事实，而命题者往往设置不符合“反应原理”的陷阱，如Fe和非氧化性酸反应应生成Fe2+，金属和氧化性酸反应不放H2，忽略隐含反应，不符合配比关系，“=”、“”使用是否正确以及反应条件 ... ...