游建德

【摘 要】 離子反應是高中化學的重點和難點，也是多年來高考的熱點和必考點，文章將對離子反應一節(jié)進行歸納總結，并重點探討離子反應方程式書寫中可能出現(xiàn)的錯誤及離子共存問題。通過練習強化對離子反應的理解。

【關 鍵 詞】 高中化學；離子反應；教學

離子反應是高中化學的重點和難點，也是多年來高考的熱點和必考點，本文將對離子反應一節(jié)進行歸納總結，并重點探討離子反應方程式書寫中可能出現(xiàn)的錯誤及離子共存問題。通過練習強化對離子反應的理解。

一、離子反應與發(fā)生的條件

1. 定義：有離子參加或有離子生成的反應屬于離子反應。

2. 條件：①離子互換式的復分解必須滿足復分解反應的相應條件，即反應中必須生成沉淀、氣體或水等其他難電離的物質（弱電解質）。②氧化還原式需通過自發(fā)反應降低有關參加反應的離子的濃度。

3. 離子反應的類型

二、離子方程式

1. 定義：用實際參加反應的離子符號來表示的離子反應的式子。

2. 書寫原則

①尊重反應事實：離子反應要符合客觀事實，不可主觀臆造一些不存在的化學反應。

②兩配平：即兩邊原子及電荷數(shù)分別配平。

③符號正確：“？葑”“=”“→”“↑”“↓”等符號運用要符合實際。

④“拆”合理：哪類物質是否該拆寫，如何拆寫要合理。凡是難溶物、單質、氧化物、氣體、弱酸、弱堿、水、非電解質都要保留成分子式。

⑤電子守恒：對于氧化還原反應中的離子方程式書寫，還要氧化劑得到電子的數(shù)目和還原劑失去電子的數(shù)目相等。

3. 離子方程式書寫的易錯點

①水解離子方程式

a. 誤用“↑”“↓”。單水解及不完全水解、不強烈的雙水解不產生氣體、沉淀。如FeCl3溶液的水解：Fe3++3H2O？葑Fe（OH）3↓+3H+，應該“↓”為“（膠體）”更合適。

b. “？葑”“=”用錯。一般用“？葑”，只有完全的水解反應用“=”，如Al2S3的水解用“=”。

c. 多元弱酸根的各步水解程度相差很大，應該分步書寫。

d. 對某些雙水解反應誤作復分解反應。如FeCl3溶液和Na2CO3溶液混合錯誤寫成：2Fe3++3CO32-=Fe2 （CO3）3↓，實際應為：2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe（OH）3↓+3CO2↑。

e. 對復分解反應或氧化還原反應誤作某些雙水解反應。CuSO4溶液與Na2S溶液混合應寫成：Cu2++S=CuS↓，而不應寫為：Cu2++S2-+2H2O=Cu（OH）2↓+H2S↑；Fe3+與S2-反應應寫為2Fe3++S2-=2Fe2++S↓，而不應寫成3S2-+2Fe3++6H2O=3H2S↑+2Fe（OH）3↓。

②一般化學反應的離子方程式

a. 反應原理錯誤：鐵片溶于稀HCl：2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑（應生成Fe2+）；金屬鎂在FeCl3溶液中3Mg+ 2Fe3+=2Fe+3Mg2+，應寫成3Mg+2Fe3++6H2O=3H2↑+3Mg2++2Fe（OH）3↓。Cl2通入濃NaOH溶液：Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O應該寫為3Cl2+6OH-=5Cl-+ClO3-+3H2O。

b. 離子形式和分子形式書寫不當。

c. 氧化還原反應中得失電子數(shù)不相等，或等號兩邊電荷總量不相等，或違背質量守恒定律等。

d. 忽視了反應物相對量對反應原理的影響：如過量鐵與稀HNO3溶液反應不可寫成：Fe+4H++NO3-=Fe3++NO↑+2H2O。

e. 非溶液反應誤寫離子方程式。如實驗室用濃硫酸與食鹽共熱制HCl；實驗室用氯化銨和氫氧化鈣固體制取氨氣；濃硫酸與Cu共熱制SO2等反應都不能寫成離子反應方程式。

f. 以偏概全。如稀H2SO4與Ba（OH）2溶液反應不能寫成H++OH-=H2O或SO42-+Ba2+=BaSO4↓或H++OH-+SO42-+Ba2+=BaSO4↓+H2O，應寫成2H++2OH-+SO42-+Ba2+=BaSO4↓+2H2O。

g. 忽視反應物濃度。銅與稀HNO3溶液反應錯寫成Cu+4H++2NO3-=Cu2++2NO2↑+2H2O。

h. 不符合反應物的離子個數(shù)比。如過量Cl2與FeBr2溶液的反應錯寫成2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl-。應為2Fe3++4Br-+3Cl2=2Fe3++6Cl-+2Br2。

三、離子的共存問題

1. “不共存”情況歸納

①離子之間形成沉淀時不能大量共存：如Ba2+與CO32-，Ag+與Br-，Ca2+與SO42-等不能大量共存。

②生成氣體或揮發(fā)性物質：如NH4+與OH-，H+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。

③生成難電離物質：如H+與CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-與NH4+因生成弱堿不能大量共存；H+與OH-生成水不能大量共存。

④離子之間發(fā)生雙水解反應析出沉淀或者逸出氣體時不能大量共存，如能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存。例：Al3+和AlO2-、Fe3+和HCO3-、Al3+和S2-（HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-等）不能大量共存。

⑤離子之間可以發(fā)生氧化還原反應時不能大量共存，如Fe3+和S2-、Fe3+和I-，酸性條件下NO3-、ClO-、MnO4-與Fe2+、S2-、HS-、I-、SO32-等不能大量共存。

⑥離子之間相互結合成絡合離子時不能大量共存。如Fe3+和SCN-生成[Fe（SCN）]2+，Ag+、NH4+、OH-生成[Ag （NH3）2]+，F(xiàn)e3+與C6H5O-（H+）也絡合等。

2. 離子在酸性或堿性溶液中存在情況的歸納

①某些弱堿的陽離子如Zn2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Al3+、NH4+、Mg2+、Pb2+、Ag+等在水溶液發(fā)生水解，有OH-則促進水解生成弱堿或難溶的氫氧化物，故上述離子可和H+（在酸性條件下）大量共存，不能和OH-（堿性條件下）大量共存。但是有NO3-存在時的酸性溶液，F(xiàn)e2+等還原性離子不能與之共存。

②某些弱酸的酸式根離子如HCO3-、HS-等可和酸發(fā)生反應，由于本身是酸式根離子，又可與堿反應，故此類離子與H+和OH-都不能共存。

③某些弱酸的陰離子如CH3COO-、S2-、CO32-、PO43-、AlO2-、ZnO22-、SO2-、ClO-、F-、SiO32-等在水溶液發(fā)生水解，有H+則促進水解生成弱酸或弱酸的酸式根離子，故上述離子可和OH-（堿性條件下）大量共存，不能和H+（酸性條件下）大量共存。

④強酸的酸根離子和強堿的金屬陽離子如Cl-、Br-、I-、NO3-、SO42-、K+、Na+等離子因為在水溶液中不發(fā)生水解，所以無論在堿性或酸性溶液中都可以大量共存，但SO42-和Ba2+不能大量共存。

⑤某些絡合離子如[Ag（NH3）2]+的配位體NH3能和H+結合成NH4+：[Ag（NH3）2]++2H+=Ag++2NH4+，所以它們只能存在于堿性溶液中，即可以與OH-共存，而不能和H+共存。

分析共存問題，還應考慮道題目附加條件的影響，如溶液的酸堿性，pH值，溶液的顏色，水的電離等情況。

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