学生专题三离子反应.doc

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1、离子反应专题一、电解质　　㈠、电解质和非电解质　　从宏观角度认识：在状态下能够的叫电解质。而在水溶液或熔化状态下都不能导电的化合物叫非电解质。　　从微观角度认识：在水溶液中或熔化状态下能自身电离出自由移动的离子的化合物是电解质，而在水溶液或熔化状态下自身不能电离出自由移动的离子的化合物是非电解质如二氧化碳、氨气等　　因而电解质是在化合物范畴内研究的。酸、碱、盐、活泼金属的氧化物、部分有机物属于电解质。　　㈡、关于电解质的一些说明　　1．关于电解质和非电解质　　(1)电解质和非电解质必须是，(如C

2、l2、食盐水)既不是电解质也不是非电解质。　　(2)有些化合物的水溶液能导电，如二氧化碳水溶液，但其导电的根本原因不是CO2本身发生电离产生离子所致，所以CO2是非电解质，H2CO3才是电解质。　　(3)有些化合物水溶液不能导电，如BaSO4、AgCl溶液等，是因为它们的溶解度小，其水溶液测不出导电性，但只要溶解的部分完全电离，在熔化状态下，它们也能完全电离，所以BaSO4和AgCl等难溶盐是电解质。㈢、强弱电解质　　有些电解质在水溶液中或熔化状态下能全部电离为离子，则为强电解质。而有些电解质在

3、水中或熔化状态下只能部分电离为离子，称为弱电解质。　　2．关于强电解质和弱电解质　　(1)属于强电解质的有：　　①强酸：等；　　②强碱：等；　　③大多数盐类：等。　　④活泼金属的氧化物：如等　　(2)属于弱电解质的有：　　①弱酸和中强酸：②弱碱：等；　　③水及两性氢氧化物：　　④少数盐，如等。　　(3)要区分好溶液的导电性强弱与电解质强弱的关系。　　溶液的导电性强弱是由决定的，即离子浓度越大，离子所带电荷越多，则溶液的导电性越强，反之导电性弱。因此，强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电

4、性强，如：BaSO4是强电解质，由于其溶液浓度小，溶液中离子浓度很小，几乎不导电，其溶液的导电性就比一定浓度的弱电解质CH3COOH溶液的导电性弱。但同浓度、同温度时，强电解质溶液的导电性一定要比弱电解质溶液的导电性强。（电解质强弱和导电性无关）　　(4)电离方程式的书写：　　①强电解质：完全电离，用等号“＝”，如：　　　H2SO4＝2H++SO42-Ba(OH)2=Ba2++2OH-CH3COONH4=CH3COO-+NH4+　　②弱电解质：部分电离，用可逆号“”，如：　　　多元弱酸分步电离：

5、H2CO3；　　　多元弱碱也是分步电离，但通常只写一步：如Fe(OH)2、Fe(OH)3二、离子反应、离子方程式　　1、离子反应：离子反应是指有离子参加或有离子生成的化学反应。　　2、离子方程式：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式。　　例如：在NaOH溶液中存在有Na+，OH－，而HCl溶液中有H+，Cl－，当向NaOH溶液中加入HCl发生下述反应：NaOH+HCl=NaCl+H2O，因为NaCl在水溶液中仍以离子形式存在，故实际上参加反应的离子只H+和OH－，故离子方

6、程式为H++OH－=H2O。又如：BaCl2+Na2SO4=BaSO4↓+2NaCl，其离子方程式为Ba2++SO42－=BaSO4↓。　　3、离子方程式书写步骤（以H2SO4与Ba(OH)2反应为例说明）：　　4、离子方程式的书写规则　　<1>拆分问题不拆：(1)(2)(3)(4)5)　　<2>在离子方程式中，微溶物（如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等)写成离子形式还是写成化学式，要具体问题具体分析：(1)　　(2)<3>酸式盐的写法　　在离子方程式中的酸式盐，如果是强酸

7、的酸式根，一般拆写成离子形式，如如果是弱酸的酸式根则不能拆开写，　　<4>不是熔融状态下固体间发生的反应和有浓硫酸参加的反应不能写成离子方程式　　　如实验室制NH3：　　　实验室制HCl：　　　均不能写成离子方程式。　　5、离子反应方程式中化学计量数处理　　方程式两边各物质前的化学计量数含有公约数可以消掉，例如：Ba(OH)2+2HCl=BaCl2+2H2O写成离子形式为：2H++2OH－=2H2O，∴“2”可以去掉，离子方程式为：H++OH－=H2O。　　只部分物质的化学计量数有公约数则不能去

8、掉。　　例如：Ba(OH)2+H2SO4=BaSO4↓+2H2O，　　其离子方程式为：Ba2++2OH－+2H++SO42－=BaSO4↓+2H2O，　　不能写成：Ba2++OH－+H++SO42－=BaSO4↓+H2O　　6、离子方程式的意义　　离子方程式较化学方程式更能突出表现反应的实质，不同物质间的反应其实质可能是一样的，例如：NaOH+HCl=NaCl+H2O，2KOH+H2SO4=K2SO4+2H2O，NaOH+HNO3=NaNO3+H2O，其反应实质均是H++OH－=H2O。由此可知