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离子反应
教学目的2:
1. 巩固学习离子反应及离子共存等相关知识,强化训练。
2. 重点学习离子共存。
知识体系 2
1. 酸、碱、盐在水溶液中的电离(B)
⑴.电离、电离方程式
① 电离:酸、碱、盐等溶于水或受热熔化时,离解成能够自由移动的离子的过程。
② 电离方程式:表示电解质电离的化学方程式。
⑵.电解质与非电解质的区别
电解质 非电解质 定义 在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物 化合物类型 离子化合物(强碱、盐),强极性共价化合物 非极性共价化合物、弱极性共价化合物、大多数有机物 能否直接电离 溶于水或熔融时,直接能电离 溶于水或熔融时,不能直接导电 通电时的现象 溶于水或熔融时能导电 溶于水或熔融时不能导电 实例 H2SO4、HF、CaO等 SO3、NH3、CH4等 ⑶.强弱电解质的区别
强电解质 弱电解质 相 同 点 都是电解质,在水溶液中都能电离,都能导电,与溶解度无关 不
同
点 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程,存在电离平衡 表示方法 电离方程式用“==” 电离方程式用“” 水溶液中微粒存在形式 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 绝大多数盐:NaCl、BaSO4等。
强酸:H2SO4、HCl、HClO4等。
强碱:Ba(OH)2、Ca(OH)2等。 弱酸:H2CO3、CH3COOH等。
弱碱:NH3·H2O、Cu(OH)2等。
极少数盐。 2. 离子反应及其发生的条件(B)
⑴.电解质在水溶液中反应的实质
多种电解质在水溶液中发生电离,产生能够自由移动的离子,不同离子之间发生反应生成沉淀、气体、水等。
① 离子反应:在溶液中或熔融状态时自由移动的离子之间的反应。
② 离子反应发生的条件 (离子不能大量共存的规律)—— 物质之间能发生复分解反应
生成难溶物或微溶物:如Ba2+与CO32-、Ag+与Br-、Ca2+与SO42-、Ca2+与OH-、Mg2+与CO32-、OH-等之间发生离子反应。
生成气体或挥发性物质:如NH4+与OH-,H+与OH-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、SO32-等之间发生离子反应。
生成弱电解质:如H+与CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-、F-等生成弱酸;OH-与NH4+、Cu2+、Fe3+等生成弱碱;H+与OH-生成水(水也是种弱电解质)。
⑵.离子方程式
① 书写离子方程式的步骤
写:写出正确的化学方程式;
拆:将化学方程式中易溶解于水且能完全电离的物质拆写成阴、阳离子符号;而难溶于水的物质、气态物质和水仍用化学式表示;
删:删去方程式等号两边重复的离子;
查:检查是否满足元素原子守恒、反应前后电荷守恒等。
② 书写离子方程式的方法
化学式与离子符号使用要正确,其规律是:一般易溶于水的强酸(H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI)、强碱(NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2)、大多数可溶性盐均写成离子符号(拆);而单质、氧化物、弱电解质、非电解质极难溶于水的物质均写成化学式(不拆)。微溶物有时拆,有时不拆。
例:稀H2SO4与Ba(OH)2溶液反应
H+ + OH- === H2O (错误)
Ba2++ SO42-=== BaSO4↓ (错误)
H+ + OH- + Ba2++ SO42-=== BaSO4↓+H2O (错误,不符合反应实际)
Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- = BaSO4↓+ 2 H2O (正确)
判断离子方程式书写是否正确,注意两守恒:方程式两边的原子数、电子数必须守恒。若是氧化还原反应,还须遵守得失电子守恒。
例:铁与FeCl3溶液反应
Fe + Fe3+ === 2 Fe2+ (错误,电荷未平)
Fe + 2Fe3+ === 3 Fe2+ (正确)
Ⅰ、离子反应是在溶液中或熔融状态时进行的反应,凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式,亦即没有自由移动离子参加的反应,不能写离子方程式。
例:NH4Cl固体和Ca(OH)2固体混合加热,虽然也有离子和离子反应,但不能写成离子方程式,只能写化学方程式。
OH— + 2NH4+ H2O + NH3↑ (错误,反应物是固体,虽是强电解质不能拆)
Ca(OH)2 + 2NH4Cl CaCl2+ 2H2O+2NH3↑ (正确)
Ⅱ、单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式;弱酸(HF、H2S、HClO、H2SO3等)、弱碱(如NH3·H2O)等难电离的物质必须写化学式;难溶于水的物质(如CaCO3、BaSO4
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