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2019-2020年高考化學一輪復習 專題2.2 離子反應 離子方程式講案（含解析） 復習目標： 1、了解電解質的概念。了解強電解質和弱電解質的概念。 2、了解離子反應的概念、離子反應發(fā)生的條件。 3、了解電解質在水溶液中的電離以及電解質溶液的導電性。 4、能正確書寫化學方程式和離子方程式，并能進行有關計算。 基礎知識回顧： 一、電解質和非電解質 電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。 非電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能導電的化合物。 【注意】 1．電解質和非電解質的范疇都是化合物，所以單質既不是電解質也不是非電解質。 2．化合物為電解質，其本質是自身能電離出離子，有些物質溶于水時所得溶液也能導電，但這些物質自身不電離，而是生成了一些電解質，則這些物質不屬于電解質。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 3．常見電解質的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。 4．溶劑化作用：電解質溶于水后形成的離子或分子并不是單獨存在的，而是與水分子相互吸引、相互結合，以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在，這種溶質分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑作用。 二、強電解質和弱電解質 強電解質：在溶液中能夠全部電離的電解質。則強電解質溶液中不存在電離平衡。 弱電解質：在溶液中只是部分電離的電解質。則弱電解質溶液中存在電離平衡。 強電解質 弱電解質 定義 溶于水后幾乎完全電離的電解質 溶于水后只有部分電離的電解質 化合物類型 離子化合物及具有強極性鍵的共價化合物 某些具有弱極性鍵的共價化合物。 電離程度 幾乎100％完全電離 只有部分電離 電離過程 不可逆過程，無電離平衡 可逆過程，存在電離平衡 溶液中存在的微粒（水分子不計） 只有電離出的陰陽離子，不存在 電解質分子 既有電離出的陰陽離子，又有電解質分子 實例 絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽） 強酸：H2SO4、HCl、HClO4等 強堿：Ba(OH)2 Ca(HO)2等 弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。 弱堿：NH3·H2O、Cu(OH)2 Fe(OH)3等。 電離方程式 KNO3=K++NO H2SO4=2H++SO NH3·H2ONH+OH_ H2SH++HS_ HS- H++S2- 【注意】 1．強、弱電解質的范圍： 強電解質：強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽 弱電解質：弱酸、弱堿、水 2．強、弱電解質與溶解性的關系： 電解質的強弱取決于電解質在水溶液中是否完全電離，與溶解度的大小無關。一些難溶的電解質，但溶解的部分能全部電離，則仍屬強電解質。如：BaSO4、BaCO3等。 3．強、弱電解質與溶液導電性的關系： 溶液的導電性強弱與溶液中的離子濃度大小有關。強電解質溶液的導電性不一定強，如很稀的強電解質溶液，其離子濃度很小，導電性很弱。而弱電解質溶液的導電性不一定弱，如較濃的弱電解質溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導電性可以較強。 4．強、弱電解質與物質結構的關系： 強電解質一般為離子化合物和一些含強極性鍵的共價化合物，弱電解質一般為含弱極性鍵的化合物。 5．強、弱電解質在熔融態(tài)的導電性： 離子型的強電解質由離子構成，在熔融態(tài)時產(chǎn)生自由移動的離子，可以導電。而共價型的強電解質以及弱電解質由分子構成，熔融態(tài)時仍以分子形式存在，所以不導電。 三、電離與電離方程式的書寫 1、概念 電解質在水溶液中或熔融狀態(tài)下離解成自由移動離子的過程。 2、電離方程式書寫方法 【典型例題1】下列說法下列正確的是 A．強電解質的水溶液中不存在溶質分子，弱電解質的水溶液中存在溶質分子和離子 B．強電解質的水溶液導電性強于弱電解質的水溶液 C．強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物 D．強電解質易溶于水，弱電解質難溶于水 【遷移訓練1】【xx浙江金華12月】醋酸是一種常見的弱酸，為了證明醋酸是弱電解質，某同學開展了題為“醋酸是弱電解質的實驗探究”的探究活動。該同學設計了如下方案，其中錯誤的是(　　) A．先配制一定量的0.10 mol/L CH3COOH溶液，然后測溶液的pH，若pH大于1，則可證明醋酸為弱電解質 B．先配制一定量0.01 mol/L和0.10 mol/L 的CH3COOH溶液，分別用pH計測它們的pH，若兩者的pH相差小于1個單位，則可證明醋酸是弱電解質 C．先測0.10 mol/L CH3COOH溶液的pH，然后將其加熱至100℃，再測pH，如果pH變小，則可證明醋酸是弱電解質 D．配制一定量的CH3COONa溶液，測其pH，若常溫下pH大于7，則可證明醋酸是弱電解質 【典型例題2】寫出下列典型物質的電離方程式 （1）H2SO4________________________________________________________________； （2）H2CO3________________________________________________________________； （3）NaHSO4______________________________________________________________； （4）NaHCO3______________________________________________________________； （5）NaHSO4(熔融)________________________________________________________； （6）Al2O3(熔融)__________________________________________________________。 【遷移訓練2】下列物質在指定條件下電離方程式正確的是 (　　) A．Na2CO3溶于水　Na2CO3===Na＋CO B．Al(OH)3酸式電離　Al(OH)3===H＋＋AlO＋H2O C．NaHS溶于水HS－的電離　HS－＋H2OH2S＋OH－ D．NaHCO3加熱熔化　NaHCO3===Na＋＋HCO 【答案】D 【解析】A、鈉離子為+1價陽離子，該寫為2Na+，錯誤；B、氫氧化鋁為弱電解質，部分電離，用可逆符 號，錯誤；C、該方程式為水解方程式，錯誤。 二、離子反應和離子方程式 1、離子反應 凡有離子參加或生成的反應都是離子反應，其本質是向著離子濃度減少的方向進行，發(fā)生反應的條件為生成沉淀、氣體、弱電解質以及發(fā)生氧化還原反應。 2、離子方程式及書寫 （1）離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的式子．所謂實際參加反應的離子，即是在反應前后數(shù)目發(fā)生變化的離子。離子方程式不僅表示一定物質間的某個反應，而且可以表示所有同一類型的離子反應。如：H＋+ OH－＝H2O可以表示強酸與強堿反應生成可溶性鹽的中和反應。 （2）離子方程式書寫步驟 書寫離子方程式按照“一寫、二改、三消、四查”的步驟書寫。應注意的是，第二步“改”是關鍵： ①沒有自由移動離子參加反應，不能寫離子方程式 ②單質、氧化物、弱電解質、難溶物在離子方程式中一律寫化學式，如SO2與NaOH溶液反應的離子方程式：SO2+2OH-=SO+H2O，生石灰與鹽酸反應離子方程式：CaO+2H+=Ca2++H2O，鋅與醋酸溶液反應離子方程式：Zn+2HAC=Zn2++2AC—+H2↑ ③弱酸及多元弱酸的酸式酸根離子不能拆開寫，如NaHS溶液與NaOH溶液反應：HS-+OH-=S2-+H2O，NaHCO3溶液與鹽酸反應：HCO+H+=H2O+CO2↑ 【強調(diào)】書寫離子方程式時一定要注意如下十個“不要”： ①不要忽視反應條件； ②不要忽視溶液的濃度； ③不要忽視方程式的電荷平衡； ④不要忽視電解質的強弱； ⑤不要忽視了電解質的溶解性； ⑥不要忽視了平衡理論； ⑦不要忽視難溶物溶解性大小的比較； ⑧不要忽視反應中的滴加次序； ⑨不要忽視方程式中系數(shù)的化簡，當每一項都有公約數(shù)時才能化簡； ⑩不要忽視反應中量的關系，不足量的反應物應按化學式中比例關系參加反應。 【典型例題3】按要求正確書寫離子方程式： ① NH4HCO3溶液和過量的NaOH溶液反應； 三、離子共存 發(fā)生下列反應而不能大量共存的情況： 1、發(fā)生復分解反應。 （1）生成難溶物或微溶物：如：Ba2+與CO，Ag+與Br-，Ca2+與SO等不能大量共存。 （2）生成氣體或揮發(fā)性物質：如：NH與OH-，H+與CO、HCO、S2-、HS-、SO、HSO等不能大量共存。 （3）生成難電離物質：如：H+與CH3COO-、CO、S2-、SO等因生成弱酸不能大量共存；OH-與NH4+因生成的弱堿不能大量共存；H+與OH-生成水不能大量共存。 2、發(fā)生氧化還原反應： 氧化性離子(如Fe3+、NO、ClO-、MnO (H+)等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SO等)不能大量共存。 3、發(fā)生雙水解反應： 弱酸對應的陰離子和弱堿對應的陽離子相互促進雙水解進行到底。如Al3+、Fe3+、NH與CO、HCO、S2-、HS-、AlO等。 4、絡合反應： 如Fe3+和SCN-。 【典型例題4】（xx安徽卷）9.在pH=1的溶液中能大量共存的一組離子或分子是 A．Na+、Mg2+、ClO—、NO B． Al3+、 NH、 Br- 、Cl- C．K+ 、Cr2O、CH3CHO、 SO D．Na+、K+ 、SiO、Cl- 【遷移訓練4】（xx廣東理綜卷）7．能在溶液中大量共存的一組離子是 A．NH、Ag+、PO、Cl- B．Fe3+、H+、I-、HCO C．K+、Na+、NO、MnO D．Al3+、Mg2+、SO、CO 四、離子檢驗與推斷 （一）離子的檢驗 1、常見的陽離子的檢驗 （1）常規(guī)檢驗法 ①用NaOH溶液能檢驗出Cu2+、Fe3+、Fe2+、Al3+、NH4+ Cu2+：產(chǎn)生藍色沉淀 Fe3+：產(chǎn)生紅褐色沉淀 Fe2+：先產(chǎn)生白色沉淀，然后迅速變成灰綠色，最終變成紅褐色 Al3+：產(chǎn)生白色沉淀，繼續(xù)加入NaOH溶液，白色沉淀又會迅速消失 NH4+：共熱，生成使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍的氣體 ②焰色反應 用焰色反應可以檢驗溶液中的K+和Na+。 K+：火焰呈紫色（透過藍色鈷玻璃） Na+：火焰呈黃色 （2）特殊檢驗法 Fe3+：加入KSCN溶液呈紅色 Fe2+：加入KSCN溶液無現(xiàn)象，滴加新制氯水后溶液呈紅色。 2、常見陰離子的檢驗 （1）利用酸堿指示劑檢驗 OH- ：滴入酚酞試液，溶液變紅色 滴入紫色石蕊試液，溶液變藍色 （2）利用鹽酸和其他試劑檢驗 CO：①加入BaCl2溶液后生成白色沉淀，再加稀鹽酸沉淀溶解，并放出無色無味氣體 ②加入稀鹽酸后，放出能使澄清石灰水變渾濁的無色無味的氣體 SO：先加入稀鹽酸無明顯現(xiàn)象，再加入BaCl2溶液，產(chǎn)生白色沉淀 SO：加入BaCl2溶液，產(chǎn)生白色沉淀，再加入稀鹽酸，放出無色有刺激性氣味，能使品紅溶液褪色的氣體 （3）利用AgNO3（HNO3酸化）溶液檢驗 Cl-：生成不溶于稀硝酸的白色沉淀 Br-：生成不溶于稀硝酸的淺黃色沉淀 I-：生成不溶于稀硝酸的黃色沉淀 （4）利用某些特征反應檢驗 I-：滴入淀粉溶液和氯水，溶液變藍色 （二）離子的推斷 離子推斷屬于推斷題型，主要是對于物質中所含的成分，運用實驗手段進行分析和判斷，最后得出結論。離子推斷的主要依據(jù)是實驗結果，解答此類問題必須掌握離子的性質，包括顏色以及與其它物質反應產(chǎn)生的現(xiàn)象，如氣體、沉淀等的變化。 【典型例題5】（xx天津卷）3．下列鑒別方法可行的是 A．用氨水鑒別Al3+、Mg2+和Ag+ B．用Ba(NO3)2溶液鑒別Cl－、SO和CO C．用核磁共振氫譜鑒別1－溴丙烷和2－溴丙烷 D．用KMnO4酸性溶液鑒別CH3CH＝CHCH2OH和CH3CH2CH2CHO 【遷移訓練5】【浙江省嘉興市xx年度高三教學測試（二）試卷】某強酸性溶液X中可能含有Na＋、K＋、NH4+、Fe2+、A13+、CO32―、SO32―、SO42―、C1―、NO2－中的若干種，某同學為了確認其成分，取X溶液進行連續(xù)實驗，實驗過程及產(chǎn)物如下： 下列結論正確的是 A．X中肯定存在Na＋、Fe2+、A13+、NH4+、SO42― B．氣體F經(jīng)催化氧化可直接生成氣體D C．沉淀C一定是BaSO4、 沉淀G一定是Fe(OH)3 、沉淀I一定是Al(OH )3 D．X中不能確定的離子是 A13+ 、Na＋、K＋和C1― 考點詳析： 考點一：離子方程式的書寫 離子方程式的書寫時高考的重點和難點，特別是與用量有關的反應方程式的書寫、正誤的判斷及其應用。解決此類問題的難點在量的關系及進行的配平。在解決過程中可按照其成因進行分類，了解其原理，屆可以順利解決。 1、連續(xù)型反應 指反應生成的離子因又能跟剩余(過量)的反應物繼續(xù)反應而跟用量有關。 （1）可溶性多元弱酸(或其酸酐)與堿溶液反應。如CO2通入NaOH溶液中，先生成碳酸鹽，再生成酸式鹽： ①堿過量（CO2少量）：CO2＋2OH－===CO＋H2O ； ②堿不足（CO2過量）：CO2＋OH－===HCO 。 （2）多元弱酸(或其酸酐)與更弱酸的鹽溶液。如CO2通入NaAlO2溶液中，先生成碳酸鹽，再生成酸式鹽： ①NaAlO2過量（CO2少量）：2AlO＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO ； ②NaAlO2不足（CO2過量）：AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO 。 （3）多元弱酸鹽與強酸反應。如Na2CO3溶液與稀鹽酸，先反應生成酸式鹽，然后生成二氧化碳： 鹽酸不足：CO＋H＋===HCO ； 鹽酸過量：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。 （4）鋁鹽溶液與強堿溶液，如在鋁鹽中滴入強堿，先生成氫氧化鋁沉淀，然后溶解生成偏鋁酸根： 鋁鹽過量（NaOH少量）：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓ ； 強堿過量（NaOH過量）：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O 。 （5）NaAlO2溶液與強酸溶液，在偏鋁酸鹽中滴加強酸，先生存氫氧化鋁，然后溶解，生成鋁離子： NaAlO2過量：AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓ ； 強酸過量：AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O 。 （6）Fe與稀HNO3溶液，在硝酸中逐漸加入鐵，先生存三價鐵，鐵過量，生成二價鐵： Fe過量：3Fe＋2NO＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O ； HNO3過量：Fe＋NO＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O 。 2、先后型反應：一種反應物的兩種或兩種以上的組成離子，都能跟另一種反應物的組成離子反應，但因反應次序不同而跟用量有關。又可稱為競爭型。 NH4HSO4溶液與NaOH溶液的反應：（H+先于NH發(fā)生反應） NaOH不足：H＋＋OH－===H2O ； NaOH過量：NH＋H＋＋2OH－===NH3·H2O＋H2O 。 3、配比型反應：當一種反應物中有兩種或兩種以上組成離子參與反應時，因其組成比例不協(xié)調(diào)(一般為復鹽或酸式鹽)，當一種組成離子恰好完全反應時，另一種組成離子不能恰好完全反應(有剩余或不足)而跟用量有關。 （1）Ca(HCO3)2溶液與NaOH溶液： NaOH不足：Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O ； NaOH過量：Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO 。 （2）NaHSO4溶液與Ba(OH)2溶液 溶液呈中性時：2H＋＋SO＋2OH－＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O ； SO完全沉淀時：H＋＋SO＋Ba2＋＋OH－===H2O＋BaSO4↓ 。 【典型例題6】【2011新課標全國】能正確表示下列反應的離子方程式為 A．硫化亞鐵溶于稀硝酸中：FeS+2H+=Fe2++H2S B．NH4HCO3溶于過量的NaOH溶液中：HCO3-+OH-=CO+H2O C．少量SO2通入苯酚鈉溶液中：C6H5O-+SO2+H2O=C6H5OH+HSO D．大理石溶于醋酸中：CaCO3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO-+CO2↑+H2O 【遷移訓練6】【2011上海21】在復鹽NH4Fe(SO4)2溶液中逐滴加入Ba(OH)2溶液，可能發(fā)生的反應的離子方程式是 A．Fe2++SO+Ba2++2OH－=BaSO4↓+Fe(OH)2↓ B．NH+Fe3++ 2SO+ 2Ba2++ 4OH－=2BaSO4↓+ Fe(OH)3↓+ NH3·H2O C．2Fe3++ 3SO+ 3Ba2++6OH－=3BaSO4↓+ 2Fe(OH)3↓ D．3NH+ Fe3++3SO+ 3Ba2++ 6OH－=3BaSO4↓+Fe(OH)3↓+3NH3·H2O 考點二：離子方程式正誤的判斷 1、化學式或離子符號的正確使用 離子方程式的正誤判斷中，常常設置物質是否能“拆分陷阱”，氧化物，弱電解質，沉淀，酸式酸根(HSO除外)在離子方程式中不能拆分。在復習時，應熟記常見的弱電解質，溶解度表及常見多元弱酸的酸式酸根。 （1）Na2O2固體與水反應　2O＋2H2O===4OH－＋O2↑(×) （2）向NaHCO3溶液中滴加鹽酸　CO＋2H＋===H2O＋CO2↑(×) （3）醋酸溶液與水垢中的CaCO3反應　CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑(×) （4）Mg(OH)2和稀鹽酸的反應　OH－＋H＋===H2O(×) 2、離子方程式中的守恒關系 離子方程式除符合質量守恒外，還應符合電荷守恒，學生往往只注意質量守恒，而忽略電荷守恒，這也經(jīng)常是設置的“陷阱”。 （1）向FeCl2溶液中通入Cl2　Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－(×) （2）向稀硝酸中加入銅片　Cu＋2H＋＋NO===Cu2＋＋NO↑＋H2O(×) （3）向水中加入一小塊鈉　Na＋2H2O===Na＋＋2OH－＋H2↑(×) （4）MnO2和濃鹽酸混合加熱　MnO2＋4H＋＋2Cl－Mn2＋＋2H2O＋Cl2↑(√) 3、有關離子反應的反應原理 離子反應應符合客觀事實，而往往設置不符合“反應原理”的陷阱，如Fe和非氧化性酸反應應生成Fe2+，金屬和氧化性酸反應不放H2，忽略隱含反應，不符合配比關系，“===”、“”使用是否正確以及反應條件等。 （1）將Na投入到CuSO4溶液中　2Na＋Cu2＋===2Na＋＋Cu(×) （2）Fe和稀鹽酸反應　2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑(×) （3）Fe和稀硝酸反應　Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑(×) （4）Zn和濃硫酸反應　Zn＋2H＋===H2↑＋Zn2＋(×) （5）CuSO4溶液和Ba(OH)2溶液反應　Ba2＋＋SO===BaSO4↓(×) （6）Fe(OH)3和HI的反應　Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O(×) （7）FeO和稀HNO3的反應　FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O(×) （8）稀H2SO4和Ba(OH)2溶液反應　H＋＋SO＋Ba2＋＋OH－===BaSO4↓＋2H2O(×) （9）HS－的電離　HS－＋H2O===H3O＋＋S2－(×) （10）NaHCO3的水解　HCO＋H2O===H2CO3＋OH－(×) （11）向NH4Cl溶液中滴入燒堿溶液并加熱　NH＋OH－NH3·H2O(×) （12）向NaClO溶液中通入少量SO2　2ClO－＋SO2＋H2O===2HClO＋SO(×) 4、有關反應物用量不同離子方程式的正誤判斷 在離子方程式正誤判斷中，學生往往忽略相對量的影響，往往設置“離子方程式正確，但不符合相對量”的陷阱。突破“陷阱”的方法一是審準“相對量”的多少，二是看離子反應是否符合該量。 （1）向FeI2中通入少量Cl2　2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ (×) （2）向Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2　ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCO (×) （3）少量SO2和NaOH反應　SO2＋OH－===HSO (×) （4）向Na2CO3溶液中滴入少量鹽酸　CO＋2H＋===H2O＋CO2↑ (×) （5）少量Ca(OH)2和NaHCO3反應　Ca2＋＋OH－＋HCO===CaCO3↓＋H2O (×) （6）NH4HSO3與NaOH等物質的量反應　NH＋HSO＋2OH－===NH3·H2O＋SO (×) 【典型例題7】【xx·大綱全國卷，7】能正確表示下列反應的離子方程式是 (　　) A．硫酸鋁溶液中加入過量氨水：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3 ↓ B．碳酸鈉溶液中加入澄清石灰水：Ca(OH)2＋CO===CaCO3↓＋2OH－ C．冷的氫氧化鈉溶液中通入氯氣：Cl2＋2OH－===ClO－＋Cl－＋ H2O D．稀硫酸中加入鐵粉：2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑ 【遷移訓練7】【xx·四川理綜，9】下列離子方程式正確的是 (　　) A．鈉與水反應：Na＋2H2O===Na＋＋2OH－＋H2↑ B．硅酸鈉溶液與醋酸溶液混合：SiO＋2H＋===H2SiO3↓ C．0.01 mol·L－1 NH4Al(SO4)2溶液與0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液等體積混合：NH＋ Al3＋＋2SO＋2Ba2＋＋4OH－===2BaSO4↓＋Al(OH)3↓＋NH3·H2O D．濃硝酸中加入過量鐵粉并加熱：Fe＋3NO＋6H＋Fe3＋＋3NO2↑＋3H2O 考點三：離子共存問題 多種離子能否大量共存于同一溶液中，歸納起來就是一句話：一色、二性、三特殊、四反應。 1、一色。即溶液顏色。若限定無色溶液，則Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO、Co2+、Cr2O、CrO、Cr3+等有色離子不能存在。 2、二性。即溶液的酸性和堿性。在強酸性溶液電，OH-及弱酸根陰離子（CO、SO、S2-、CH3COO-等)均不能大量存；在強堿性溶液中，H+及弱堿陽離子(如NH、Mg2+、Al3+、Fe3+等)均不能大量存在；酸式弱酸根離子(如HCO、HSO、HS-、H2PO等)在強酸性或強堿性溶液中均不可能大量存在。 3、三特殊。指三種特妹情況：①HCO與AlO不能大量共存(發(fā)生雙水解反應)；②H+與NO組合具有強氧化性，能與S2-、Fe2+、I- 等發(fā)生反應，而這一種組合常常較為隱蔽，不易被察覺；③NH與CH3COO-、CO，Mg2+與HCO等組合中，雖然兩種離子都能水解且水解相互促進，但總的水解程度仍很小，它們在溶液中能大量共存(加熱就不同了)。 4、四反應。指離子間通常能發(fā)生的四種類型的反應，能相互反應的離子顯然不能大量共存。①復分解反應，②氧化還原反應，③相互促進酌水解反應，④絡合反應。 隱含條件使用 條件類型 高考中的常見表述 誤點點悟 常見的限制條件 “無色” 有色離子不能大量存在 “pH＝1”或“pH＝13” 溶液顯酸性或堿性 “因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存” 只能是氧化性離子和還原性離子不能大量共存，不包括其他類型反應的離子 常見的易錯點 “透明” “透明”也可“有色” “不大量共存” 易看成大量“共存” 常見的隱含條件 “與Al反應放出H2” 溶液既可能顯酸性也可能顯堿性 “由水電離出的c(H＋)＝1× 10－12 mol·L－1” 溶液既可能顯酸性也可能顯堿性 “通入足量的NH3” 與NH3·H2O反應的離子不能大量存在 NO 在酸性條件下具有強氧化性 常見題干要求 (1)“一定大量共存” (2)“可能大量共存” (3)“不能大量共存” 審清關鍵字 【典型例題8】【廣東省汕頭市xx屆高三4月第二次模擬】常溫下，下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．在pH＝1的溶液中：K＋、Na＋、SO42–、HCO B．在0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中：Al3＋、K＋、NO、SO42– C．在0.1 mol·L－1 FeCl3溶液中：K＋、NH、I－、SCN－ D．在c( H＋)/c(OH－)＝10－12的溶液中：K＋、Na＋、ClO－、NO 【遷移訓練8】【xx·江蘇，3】常溫下，下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是 (　　) A．0.1 mol·L－1 NaOH溶液：K＋、Na＋、SO、CO B．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液：K＋、Ba2＋、NO、Cl－ C．0.1 mol·L－1 FeCl3溶液：K＋、NH、I－、SCN－ D．c(H＋)/c(OH－)＝1×1014的溶液：Ca2＋、Na＋、ClO－、NO 考點四：離子的推斷與檢驗 1、堅持“四項基本原則”，破解離子推斷題 （1）肯定性原則：根據(jù)實驗現(xiàn)象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的離子； (記住幾種常見的有色離子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO、CrO、Cr2O) （2）互斥性原則：在肯定某些離子的同時，結合離子共存規(guī)律，否定一些離子的存在；(要注意題目中的隱含條件，如：酸性、堿性、指示劑的變化、與鋁反應產(chǎn)生H2、水的電離情況等) （3）電中性原則：溶液呈電中性，一定既有陽離子，又有陰離子，且溶液中正電荷總數(shù)與負電荷總數(shù)相等；(這一原則可幫助我們確定一些隱含的離子) （4）進出性原則：通常是在實驗過程中使用，是指在實驗過程中反應生成的離子或引入的離子對后續(xù)實驗的干擾。 2、電荷守恒在離子反應定量推斷試題中的應用 解與離子反應有關的定量推斷類試題，需要掌握定量推斷最后一種離子存在的方法：如果多種離子共存，且只有一種離子的物質的量未知，可以用電荷守恒來確定最后一種離子是否存在，即陽離子所帶的正電荷總數(shù)等于陰離子所帶的負電荷總數(shù)。 3、解題基本思路 【典型例題9】【xx·浙江理綜，13】水溶液X中只可能溶有K＋、Mg2＋、Al3＋、AlO、SiO、SO、CO、SO中的若干種離子。某同學對該溶液進行了如下實驗： 下列判斷正確的是 (　　) A．氣體甲一定是純凈物 B．沉淀甲是硅酸和硅酸鎂的混合物 C．K＋、AlO和SiO一定存在于溶液X中 D．CO和SO一定不存在于溶液X中 種，無法判斷SO是否存在，Al3＋、Mg2＋肯定不存在。 【點評】推斷題還是要充分考慮特征的反應、現(xiàn)象，找到突破口，進行解答。 【遷移訓練9】【浙江省金華十校xx年度高考模擬考試卷】某廢水中可能存在的離子如下：Na+、Ag+、Ba2+、Al3+、AlO2一、CO32－、S2一、SO32－、SO42－ 現(xiàn)取該溶液進行有關實驗，實驗過程及現(xiàn)象如下： 下列說法正確的是 A．根據(jù)實驗①中的現(xiàn)象可推出，氣體A一定是純凈物，淡黃色沉淀一定是AgBr B．根據(jù)實驗②中的現(xiàn)象可推出，氣體B是CO2，沉淀B是Al(OH)3，原溶液中一定含有Al3+ C．根據(jù)實驗③中的現(xiàn)象可推出，氣體C是NH3，沉淀C一定有BaCO3，可能有BaSO4 D．原溶液中肯定含有Na+、AlO2－、S2－，不能確定是否含有SO32－、SO42－