高考化学一轮复习《离子反应》学案

高考化学一轮复习《离子反应》学案引言离子反应是高中化学的核心内容之一，贯穿于元素化合物、化学反应原理等多个模块，也是高考考查的重点与热点。一轮复习的目标在于系统梳理离子反应的基本概念、本质规律，熟练掌握离子方程式的书写与正误判断，以及离子共存问题的分析方法。本学案旨在帮助同学们构建清晰的知识网络，突破重点难点，提升解题能力，为后续复习奠定坚实基础。一、电解质及其电离（一）基本概念辨析1.电解质与非电解质*电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。（思考：为什么强调“或”？为什么是“化合物”？）*非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。*辨析要点：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质；电解质导电是因为自身电离出自由移动的离子，如CO₂、SO₂等的水溶液能导电，是因为它们与水反应生成的物质电离，而非自身电离，故它们属于非电解质。2.强电解质与弱电解质*强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质。主要包括：强酸、强碱、绝大多数盐（包括难溶性盐）。*弱电解质：在水溶液中只能部分电离的电解质。主要包括：弱酸、弱碱、水。*辨析要点：区分的依据是电离程度，与溶解度无关。例如，BaSO₄难溶于水，但溶于水的部分完全电离，是强电解质；CH₃COOH易溶于水，但部分电离，是弱电解质。（二）电离方程式的书写1.强电解质：用“===”表示完全电离。*例：H₂SO₄===2H⁺+SO₄²⁻*NaOH===Na⁺+OH⁻*NaCl===Na⁺+Cl⁻2.弱电解质：用“⇌”表示部分电离。*一元弱酸/弱碱：CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺*NH₃·H₂O⇌NH₄⁺+OH⁻*多元弱酸：分步电离，以第一步为主。*H₂CO₃⇌H⁺+HCO₃⁻*HCO₃⁻⇌H⁺+CO₃²⁻*多元弱碱：一步书写（中学阶段简化处理）。*Fe(OH)₃⇌Fe³⁺+3OH⁻3.酸式盐的电离：*强酸的酸式盐：完全电离，如NaHSO₄===Na⁺+H⁺+SO₄²⁻(水溶液中)*弱酸的酸式盐：第一步完全电离，酸式酸根离子部分电离。*NaHCO₃===Na⁺+HCO₃⁻*HCO₃⁻⇌H⁺+CO₃²⁻二、离子反应与离子方程式（一）离子反应的定义与实质*定义：有离子参加或生成的化学反应。*实质：溶液中某些离子的浓度发生改变（即朝着离子浓度减小的方向进行）。（二）离子方程式的定义与意义*定义：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。*意义：不仅表示一个具体的化学反应，还能表示同一类型的离子反应。（三）离子方程式的书写步骤（以稀盐酸与氢氧化钡溶液反应为例）1.写：写出反应的化学方程式。*2HCl+Ba(OH)₂===BaCl₂+2H₂O2.拆：把易溶于水且易电离的物质（强电解质）拆写成离子形式；难溶物、难电离物质（弱电解质）、气体、单质、氧化物等仍用化学式表示。*2H⁺+2Cl⁻+Ba²⁺+2OH⁻===Ba²⁺+2Cl⁻+2H₂O3.删：删去方程式两边不参加反应的离子（相同的离子）。*2H⁺+2OH⁻===2H₂O4.查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等，以及反应条件、沉淀符号、气体符号等是否正确。*H⁺+OH⁻===H₂O(化简系数至最简整数比)关键提醒：*“拆”是书写离子方程式的核心步骤，必须准确判断哪些物质能拆，哪些不能拆。*能拆的：强酸（如H₂SO₄、HCl、HNO₃等）、强碱（如NaOH、KOH、Ba(OH)₂等）、可溶性盐（参照溶解性表）。*不能拆的：单质、氧化物、难溶性物质（如CaCO₃、BaSO₄、AgCl等）、难电离物质（弱酸、弱碱、水）、气体（CO₂、NH₃等）。*特殊情况：浓硫酸（因其主要以分子形式存在）不能拆；微溶物（如Ca(OH)₂）作为反应物时，若为澄清溶液则拆，若为悬浊液则不拆；作为生成物时，一般不拆（标“↓”）。（四）离子方程式的正误判断判断依据通常包括以下几个方面：1.是否符合客观事实：如铁与稀盐酸反应，不能写成Fe+2H⁺===Fe³⁺+H₂↑，应生成Fe²⁺。2.化学式拆写是否正确：这是最常见的错误点，如将CaCO₃拆写成Ca²⁺+CO₃²⁻，将CH₃COOH写成H⁺+CH₃COO⁻等。3.是否遵循守恒原则：*原子守恒：反应前后各元素的原子个数相等。*电荷守恒：反应前后离子所带的总电荷数相等。例如：Fe³⁺+Cu===Fe²⁺+Cu²⁺，左边电荷总数为+3，右边为+2+2=+4，电荷不守恒，正确应为2Fe³⁺+Cu===2Fe²⁺+Cu²⁺。*得失电子守恒（针对氧化还原反应）：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。4.是否漏掉部分离子反应：如Ba(OH)₂溶液与CuSO₄溶液反应，既要写Ba²⁺与SO₄²⁻的反应，也要写Cu²⁺与OH⁻的反应，离子方程式为Ba²⁺+2OH⁻+Cu²⁺+SO₄²⁻===BaSO₄↓+Cu(OH)₂↓。5.是否符合反应物的配比关系：如少量CO₂通入澄清石灰水中：CO₂+Ca²⁺+2OH⁻===CaCO₃↓+H₂O；过量CO₂通入澄清石灰水中：CO₂+OH⁻===HCO₃⁻。6.反应条件、沉淀符号“↓”、气体符号“↑”是否正确使用。三、离子共存（一）离子共存的含义*指在同一溶液中，离子之间不发生任何化学反应，能够稳定存在。（二）离子不能大量共存的常见情况1.生成难溶物或微溶物：如Ba²⁺与SO₄²⁻、CO₃²⁻；Ag⁺与Cl⁻、Br⁻、I⁻；Cu²⁺、Fe³⁺、Mg²⁺、Al³⁺等与OH⁻等。2.生成气体或挥发性物质：如H⁺与CO₃²⁻、HCO₃⁻、SO₃²⁻、HSO₃⁻、S²⁻、HS⁻等；OH⁻与NH₄⁺（加热条件下）等。3.生成难电离物质（弱电解质）：*H⁺与OH⁻、ClO⁻、F⁻、CH₃COO⁻、HCOO⁻、S²⁻、HS⁻、SO₃²⁻、HSO₃⁻等（生成水、弱酸或弱碱阳离子）。*OH⁻与H⁺、NH₄⁺、Fe³⁺（生成Fe(OH)₃弱碱）、Cu²⁺等。4.发生氧化还原反应：具有氧化性的离子（如MnO₄⁻、ClO⁻、Fe³⁺、NO₃⁻(H⁺)等）与具有还原性的离子（如S²⁻、HS⁻、SO₃²⁻、HSO₃⁻、I⁻、Fe²⁺等）不能大量共存。*例如：Fe³⁺与I⁻、S²⁻；MnO₄⁻(H⁺)与Cl⁻、Br⁻、I⁻、Fe²⁺、SO₃²⁻等。5.发生络合反应：如Fe³⁺与SCN⁻（生成Fe(SCN)₃）；Ag⁺与NH₃·H₂O（过量时生成[Ag(NH₃)₂]⁺）。6.发生双水解反应：如Al³⁺与CO₃²⁻、HCO₃⁻、S²⁻、HS⁻、AlO₂⁻等；Fe³⁺与CO₃²⁻、HCO₃⁻、AlO₂⁻等。（三）附加隐含条件的应用规律1.溶液的颜色：*无色溶液：不存在有色离子，如Cu²⁺（蓝色）、Fe³⁺（棕黄色）、Fe²⁺（浅绿色）、MnO₄⁻（紫红色）等。2.溶液的酸碱性：*酸性溶液：pH<7（或c(H⁺)>c(OH⁻)），能与活泼金属反应放出H₂，或使紫色石蕊试液变红。溶液中含大量H⁺。*碱性溶液：pH>7（或c(OH⁻)>c(H⁺)），能使酚酞试液变红，或使紫色石蕊试液变蓝。溶液中含大量OH⁻。*可能为酸性或碱性溶液：如“由水电离出的c(H⁺)=1×10⁻ᵃmol/L(a>7)”的溶液，或“能与Al反应放出H₂的溶液”（注意：若为酸性，不能含NO₃⁻）。四、与量有关的离子方程式的书写（选讲，高考难点）此类反应的特点是反应物的相对用量不同，离子方程式不同。书写时需注意“少量”、“过量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”等关键词。通常采用“以少定多”的方法，即假设少量的反应物的物质的量为1mol，根据其化学式确定电离出的离子的物质的量，再根据过量的反应物的离子需要满足少量反应物离子的需求来确定其离子的物质的量。常见类型举例：1.多元弱酸（或其酸酐）与碱反应：如CO₂、SO₂与NaOH、Ca(OH)₂等。2.酸式盐与碱反应：如NaHCO₃、NaHSO₃、NaHSO₄与NaOH、Ba(OH)₂等。3.氧化性（或还原性）物质与不同量的还原性（或氧化性）物质反应：如FeBr₂溶液与不同量的Cl₂反应。五、复习小结与反思*离子反应的核心是离子之间的相互作用，其本质是离子浓度的减小。*准确书写