2021年高考化学二轮复习 核心考点专项突破 离子反应练习（含解析）.docx

离子反应知识点一、电解质1．对电解质和非电解质定义的理解，应注意如下几点：(1)电解质与非电解质都属于化合物，单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。例如NaCl溶液能导电，但不能说NaCl溶液是电解质，因为溶液是混合物；同样地，铝、铜等单质虽能导电，但也不是电解质。(2)电解质溶液导电不是电解质溶液电离的原因。恰恰相反，正因为电解质在水溶液中发生电离，溶液才能导电。例如NaCl固体并不导电，但其水溶液导电。【特别提醒】电解质导电的前提条件是发生电离，电解质不一定导电，导电的物质也不一定是电解质。(3)电解质与非电解质之间没有严格的界限。经典电离理论是建立在水溶液基础之上的。电解质在水分子作用下电离。水分子之间的作用也能部分电离，这叫做水的自电离(许多共价化合物分子能发生自电离)。因此水是最弱的电解质，是电解质与非电解质的分界线。当某化合物溶于水后离解出的离子数目(应该是浓度)远远大于水离解出的离子数目时，溶液的导电性明显强于水。这种化合物就是电解质，反之就是非电解质。(4)某化合物是否是电解质与溶解性无关。如蔗糖溶于水，但是蔗糖是非电解质；难溶或不溶于水的盐，由于溶解度很小，很难测出其溶液的导电性，但它们溶于水的一点点，却完全电离成离子，在熔融状态下也完全电离，所以它们是电解质，例如BaSO4、CaCO3。(5)有些溶于水能导电的化合物，还需要分析其导电原因。例如CO2、SO2水溶液能导电，但并不是CO2、SO2分子电离所致，而是它们与水反应生成的H2CO3、H2SO3电离出自由移动的离子而导电，所以只能说H2CO3、H2SO3是电解质，不能说CO2、SO2是电解质。2.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【特别提醒】①电解质的强弱与物质内部结构有关，与外界因素无关。②电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质，如HgCl2、Pb(CH3COO)2尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。③电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系，其导电能力强弱由溶液中自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。因此强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。知识点二、离子方程式的书写及正误判断1．书写离子方程式的技巧(1)与量有关的离子方程式的书写书写时采用“少定多变法”。所谓的“少定”即量少的反应物，其离子的化学计量数确定为1，而“多变”即过量的反应物，其化学计量数根据反应的需要确定，不受化学式中比例的制约，是可变的，即量少物质产生的离子数之比符合化学式。如Ca(HCO3)2溶液加入过量的NaOH溶液：Ca2＋＋2HCO3－＋2OH－=CaCO3↓＋CO32－＋2H2O；若Ca(HCO3)2溶液加入少量的NaOH溶液：Ca2＋＋HCO3－＋OH－=CaCO3↓＋H2O。(2)离子反应中的优先原理①优先氧化原理(或优先还原原理)书写时以电子守恒法判断离子方程式中的离子的化学计量数。如向含1molFeBr2的溶液中通入氯气。要将溶液中的1molFe2＋和2molBr－全部氧化，需要转移3mol电子，若通入的氯气为0.5mol或少于0.5mol，则只有Fe2＋被氧化；若通入的氯气为0.8mol，能转移1.6mol电子，则Fe2＋全部被氧化后还有0.6mol电子，还能氧化0.6molBr－，故可写出离子方程式：Fe2＋＋0.6Br－＋0.8Cl2=Fe3＋＋0.3Br2＋1.6Cl－，然后将化学计量数调整为整数即可。②优先沉淀原理若某一溶液中同时存在几种能与所加试剂形成沉淀的离子，则溶解度(严格讲应为溶度积)小的物质优先沉淀。如向Mg(HCO3)2溶液中加入足量的氢氧化钠溶液，应优先生成Mg(OH)2沉淀，而不是MgCO3沉淀。(3)多离子反应分析两种试剂混合，同时存在多个离子反应，分析时可令其中一种离子完全反应，然后分析另一种离子的反应情况。如明矾[KAl(SO4)2·12H2O]溶液与氢氧化钡溶液的反应。如向1mol明矾的溶液中加入氢氧化钡溶液，可假设铝离子完全沉淀，则需要氢氧化钡1.5mol，此时明矾溶液中的硫酸根离子只有1.5mol沉淀为硫酸钡，则离子方程式