高考化学推断题--溶液中的离子反应.docx

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1、高考化学推断题-溶液中的离子反应(1)沉淀反应沉淀反应是离子反应中最常见的一种反应。反应的实质是溶液中形成沉淀的离子打破了沉淀-溶解平衡，促使平衡向沉淀的方向移动，溶液中反应物的离子浓度减小。对于沉淀反应，同学们应注意下面几个问题I.沉淀归纳高中阶段所接触过的能在反应中形成沉淀的难溶物、微溶物（未注明颜色的均为白色）单质：S（淡黄色）、Ag（形成银色的银镜）难溶性碱（多形成絮状沉淀）：Cu(OH)2（蓝色）、Fe(OH)3（红褐色）、Fe(OH)2（不稳定，在空气中会被氧化）、Al(OH)3、Zn(OH)2、Mg(OH)2、Ca(OH)2（微溶物）、AgOH（白色沉淀、不稳定，分解成棕色 Ag

2、2O 沉淀）易沉淀阳离子形成的盐：银盐：AgCl、AgBr（浅黄色）、AgI（黄色）、Ag3PO4（黄色）、Ag2SO4（微溶）；铅盐：PbCl2、PbSO4不易沉淀的阴离子形成的盐：BaSO4、NaHCO3（从饱和溶液中析出）易沉淀的阴离子形成的盐：碳酸盐：CaCO3、BaCO3、MgCO3（微溶）、Ag2CO3、ZnCO3；亚硫酸盐：CaSO3、BaSO3、ZnSO3；金属硫化物：ZnS（白色），FeS、CuS、Cu2S、PbS、AgS（均为黑色），HgS（红色）；磷酸盐：除钾、钠、铵盐外均难溶，课本上接触过 Ca3(PO4)2（重钙）；其它：CaF2、CaC2O4其它：Cu2O（红色，醛

3、与新制 Cu(OH)2 反应得到）、H2SiO3、II.沉淀的生成与溶解下面我们对高中无机化学中与沉淀有关的重要反应和现象进行一个简单探讨。一种物质以沉淀的形式从溶液中析出有两种方式：a.溶液中的离子发生化学反应形成难溶物，这是最常见的一种析出沉淀的方式；b.溶质从饱和溶液中析出，这种析出方式有两种可能，一为溶解度的改变使溶质结晶析出；或者是因为多种溶质共存时，溶解度小者便会结晶析出。如著名的侯氏制碱法，其基本反应原理为 CO2+NH3+NaCl=NH4Cl+NaHCO3，提取 NaHCO3 便利用了 NaHCO3 的溶解度比 NH4Cl 小的特点。并不是反应式中生成难溶物便代表该反应是沉淀反

4、应。如水解反应和生成胶体的反应。这两种反应的基本原理是相同的，生成的难溶物微粒的直径都比其距离小得多，不能构成沉淀。高中阶段接触了一些使沉淀溶解的方法，这些方法可以大致归为下面几类：a.H+溶解适 用 于 难 溶 的 弱 酸 盐 或 难 溶 性 碱 的 沉 淀，如 CaCO3+2H+=Ca2+H2O+CO2 Cu(OH)2+2H+=Cu2+2H2O 但应注意金属硫化物的溶解较为特殊，如 CuS 既不溶于水也不溶于酸，于是有高中阶段里的一个特殊方程式 Cu2+H2S=Cu2+2H+，反应出现了“弱酸制强酸”的现象。而 FeS、ZnS 能溶于酸，故有 FeS（ZnS）+2H+=Fe2+（Zn2+）

5、+H2Sb.OH-溶解高中阶段里能溶于碱的沉淀除了耳熟能详的“Al 系列”之外，还有“Si 系列（Si、SiO2、H2SiO3）”“P 系列（P、P2O5）”以及 S 单质。Si 单质生成 SiO32-并放出 H2，而 S、P 溶于热的碱液会发生歧化反应；而酸性氧化物 SiO2、P2O5 以及弱酸 H2SiO3 便无须多说，下面是一些应注意的方程式：Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2OSiO2+2OH-=SiO32-+H2OAl(OH)3+OH-=AlO2-+H2O 注意 AlCl3 溶液与 NaOH 溶液反应的相关问题，NaOH 过量时，反应的总式为 Al3+4OH-=AlO2-+2H

6、2O，因此应注意 n(AlCl3)）/n(NaOH)=1:3 和 1:4 的两个临界点3S+6OH-=2S2-+SO32-+3H2O 需在热的碱液中进行，是除去容器壁残留的硫固体的方法之一，另一种方法是使用 CS2 溶解c.氧化还原反应溶解这是对付不溶于强酸和强碱的沉淀的最好方法。最常用的除沉淀试剂是硝酸，因为硝酸本身有很强的氧化性，且自身转化为气体、几乎不会与任何阳离子结合成新的沉淀的 NO3-和 H2O，操作上十分便捷。（一般不用浓硫酸，因为浓硫酸的反应大多需要加热，且副反应多，操作不便）硝酸可以溶解 Cu、Hg、Ag 等不活泼金属和绝大多数金属硫化物沉淀。而将浓盐酸与浓硝酸按 3：1 比

7、例可配制成王水，可以溶解 Pt、Au 等极不活泼的金属和 HgS 等极难溶的硫化物沉淀。（王水中浓盐酸是“配位剂”，有助于金属离子形成配离子迅速脱离溶液体系，硝酸才是真正的氧化剂）硝酸溶解的一个典型应用便是用稀硝酸除去“银镜”3Ag+4H+NO3-=3Ag+NO+2H2O不溶于稀硫酸的 CuS 也可用稀硝酸除去 3CuS+8NO3-+8H+=3Cu2+3SO42-+8NO+4H2Od.配合反应溶解在无机化学中，利用配合反应是溶解难溶物的重要且十分有效方法。高中阶段里只接触过一个实例：配制银氨溶液中 AgOH+2NH3=Ag(NH3)2+OH-这里归纳一些银氨溶液的注意事项：配制银氨溶液过程中必

8、须将氨水滴入硝酸银溶液中，直至最初生成的沉淀恰好完全溶解，NH3 不能过量，否则无法进行判断；银氨溶液必须现配先用，且 用 完 后 一 定 要 及 时 处 理！处 理 办 法 是 用 盐 酸 将 Ag+沉 淀 出 来，即Ag(NH3)2+Cl-+2H2O=AgCl+2NH3H2O。(2)水解反应水解反应是高中阶段最重要的知识点之一，在化学推算题中也常常出现相关的知识的考察。此处便不再列举水解反应的相关知识点，仅对两个问题进行一些适当的说明。I.水解方程式的书写水解方程式的基本形式就是中和反应的逆反应而已，对于阳离子，带多少正电荷就与多少分子的 H2O 反应；对于多元弱酸根阴离子，一定要分步写出

9、水解的方程式，不做要求时一般写出第一步即可。如Fe3+水解 Fe3+3H2O 图片 e(OH)3+3H+；AlO2-水解 AlO2-+2H2O 图片 l(OH)3+OHCO32-水解 CO32-+H2O 图片 HCO3-+OH-HCO3-+H2O 图片 H2CO3+OH-不能写成总式！II.双水解反应双水解反应是非氧化还原反应中在推断题里出现频率极高的一类反应。这类反应的原理并不复杂，即弱酸根水解产生的 OH-与金属阳离子水解产生的 H+结合成 H2O，使两种离子的水解平衡向水解方向移动而互相促进水解。双水解反应常伴随沉淀和气体的生成，反应较为彻底，故反应式不写可逆符号。写双水解反应的方程式可

10、以用最原始的方法：先写各自的水解式再加合起来，最后扣去水。但其实只要仔细观察，就可以发现两条规律：双水解反应的生成物一侧总电荷必为 0；H2O 不可能为生成物。则写方程式时，先写出右边的沉淀或气体，再根据电荷守恒规则配平参与反应的两种离子，最后看情况在左边补上 H2O 即可。如泡沫灭火器的原理 Al3+3HCO3-=Al(OH)3+CO2现象：生成白色沉淀，放出无色气体Al2S3 固体的水解 2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S 现象：生成白色沉淀，放出无色有臭鸡蛋气味的气体。因此 Al2S3 只能用 Al 与 S 固体共热反应制取Al3+3AlO2-+6H2O=4Al(O

11、H)3“Al 家族”的三大主角“聚首”的反应，出现频率极高！(3)酸式盐在离子反应这一部分，高中化学与初中化学最大的区别莫过于酸式盐的大量出现。酸式盐的性质多样，反应时关系复杂，是化学推断题中非常青睐的考点。下面便对酸式盐做一个简要的总结。I.基本概念酸式盐是弱酸中的氢离子部分被碱中和的产物，其中含有酸式酸根离子。酸式盐在晶体态和熔融态时只存在阳离子和酸式酸根阴离子，而溶于水中能部分或完全电离，生成三种以上的离子。酸式盐的电离方程式如下完全电离（中学阶段只有 HSO4-）：NaHSO4=Na+H+SO42-部分电离：NaHCO3=Na+HCO3-HCO3-图片 H+CO32-NaH2PO4=N

12、a+H2PO4-H2PO4-图片 H+HPO42-HPO42-图片 H+PO43-多级电离的后一步电离的程度都必然比前一步小。II.酸式盐的溶解性酸式盐溶解的基本规律是：除了钾、钠、铵盐外，金属酸式盐的溶解度都比相应的正盐大；多元酸式盐中含可电离的氢越多，其溶解度越大。如将 CO2、SO2 气体通入澄清石灰水中，开始时产生白色沉淀，但继续通入气体，白色沉淀会溶解，即发生反应 CaCO3（CaSO3）+CO2+H2O=Ca(HCO3)2（Ca(HSO3)2）此处提醒一个问题，就是直接将大量 SO2 气体通入澄清石灰水中时，实际是看不到沉淀的，因为 SO2 在水中的溶解度比 CO2 大得多，生成的

13、沉淀很快就被溶于水中的 SO2 溶解了。若直接写总式，下面的反应可写成 CO2（SO2）+OH-=HCO3-（HSO3-）若将 CO2 通入饱和碳酸钠溶液中，会有结晶沉淀析出 Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3注意上面反应的“沉淀”和一般的沉淀是不一样的。饱和溶液中析出的“沉淀”是盐的结晶，有一定外形且是透明的；而一般的沉淀是固体颗粒或结成絮状的固体带，聚集度较大，能显出一定的颜色。一般来说，中学阶段的所接触的酸式盐都是可溶的，只是溶解度存在差异而已。唯一的例外是磷酸一氢钙（Ca(HPO4)2），它是微溶的酸式盐。而磷酸二氢盐都是可溶的，因而在农业生产中，偏酸性的土壤更有利于磷的吸收

14、，因为 H+能将溶解度小的磷酸盐和磷酸氢盐转化为可溶的磷酸二氢盐，发生反应 Ca(HPO4)2+H+=Ca2+H2PO4-，便于植物根系吸收。而施用磷肥时，磷肥不能与碱性肥料（草木灰等）混用，以防二者反应生成难溶物。III.酸式盐的两性弱酸的酸式盐必然有两性，即其既能与酸又能与碱反应。这是由酸式酸根离子在溶液中存在的电离-水解的矛盾关系决定的。H+或 OH-能促进一者，抑制另一者，从而使酸式盐表现出酸与碱的共同性质。如HCO3-+H+=H2O+CO2HCO3-+OH-=CO32-+H2O；HS-+H+=H2SHS-+OH-=S2-+H2O；HPO42-+H+=H2PO4-；HPO42-+OH-

15、=PO43-+H2O弱酸酸式盐的溶液的酸碱性由电离-水解中优势者决定，电离占优势则显酸性，水解占优势则显碱性。如 NaHCO3 溶液显碱性 HCO3-+H2O=H2CO3+OH-亚硫酸的酸性很强，甚至强于磷酸（H2SO3 pKa1 1.89，H3PO4 pKa1 2.13）。亚硫酸与磷酸一级电离后得到的阴离子 HSO3-和 H2PO4-仍有一定的酸性，其电离能力大于水解能力，因而其盐溶液呈酸性。酸式盐溶液与相应的正盐比较，其相应的碱性则较弱，如溶质浓度相同时 pH：NaHCO3 溶液HCO3-，由酸碱的质子理论，共轭碱的碱性有 CO32-HCO3-。IV.酸式盐的热稳定性一般酸式盐的热稳定性比

16、相应的碳酸盐差。但一定要注意的一点是，谈论“热稳定性”一定是在物质的固体状态，酸式盐在溶液中是不会发生分解的。2NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O 若要获得 NaHCO3 晶体，最好不要直接蒸干溶液，否则蒸发过程中析出的晶体会被加热分解掉。Ca(HCO3)2=CaCO3+CO2+H2O 自然界中溶洞景观的形成过程，便是 CaCO3 洞中被溶有大量 CO2 的水溶解，转化成可溶的 Ca(HCO3)2，温度升高时 Ca(HCO3)2 又分解重新生成 CaCO3，从而使溶岩形成了各种独特的形状。V.酸式盐的定量反应关系酸式盐生成沉淀、气体时的定量反应是高中阶段里非常热门的知识点，常出现在离子

17、反应与离子方程式的相关考题中。所涉及的方程式并不多，但容易混淆。其实，写这些方程式有许多的诀窍，下面便摘取几组常考到的方程式。NaHSO4 溶液与 Ba(OH)2 溶液原理：中和反应 H+OH-=H2O 沉淀反应 Ba2+SO42-=BaSO4反应有两个重要临界点：恰好沉淀完全 H+SO42-+Ba2+OH-=BaSO4+H2O溶液恰好呈中性 2H+SO42-+Ba2+2OH-=BaSO4+2H2O若将 NaHSO4 溶液滴入 Ba(OH)2 溶液，沉淀 1molSO42-只需要 1molBa2+，而 1molBa(OH)2 尚有 1molOH-，此时溶液显碱性。继续加 NaHSO4 溶液，实

18、际上只是发生中和反应；若将 Ba(OH)2 溶液滴入 NaHSO4 溶液，溶液先达到中性，接下来只是 Ba2+SO42-=BaSO4 的反应。也可以用化学方程式来记忆这组方程式，前者生成 NaOH，后者生成 Na2SO4。NaHSO4 溶液和 Ba(HCO3)2 溶液原理：HCO3-+H+=H2O+CO2 沉淀反应 Ba2+SO42-=BaSO4若 NaHSO4 过量，则发生 Ba2+2HCO3-+2H+SO42-=BaSO4+2CO2+2H2O若 Ba(HCO3)2 溶液过量，则发生 Ba2+HCO3-+H+SO42-=BaSO4+CO2+H2O这组反应实际上只是把上一组的 OH-换成了 H

19、CO3-，相应的反应也变成了产生 CO2 气体的反应，但反应的本质是大同小异的，离子方程式的形式也无太大差别。NaHCO3 溶液和 Ca(OH)2 溶液原理：HCO3-+OH-=CO32-+H2O 沉淀反应 Ca2+CO32-=CaCO3若 NaHCO3 过量，则发生 2HCO3-+Ca2+2OH-=CaCO3+CO32-+2H2O若 Ca(OH)2 过量，则发生 HCO3-+Ca2+OH-=CaCO3+H2O按化学方程式理解，前者 HCO3-过量，还有未沉淀的 CO32-，生成物有 Na2CO3；后者 Ca(OH)2过量，有未反应的 OH-，生成物中有 NaOH。这两个方程式的计量比可简记为

20、“小苏打（HCO3-）多则水（生成物的 H2O）多”。Ca(HCO3)2 溶液和 NaOH 溶液原理：HCO3-+OH-=CO32-+H2O 沉淀反应 Ca2+CO32-=CaCO3若 NaOH 过量，则发生 2HCO3-+Ca2+2OH-=CaCO3+CO32-+2H2O若 Ca(HCO3)2 过量，则发生 HCO3-+Ca2+OH-=CaCO3+H2O这组反应其实只是将上一组的阴阳离子作了个调换而已，反应原理是一样的，离子方程式也相同。多元弱酸的正盐与酸的反应原理：若 HxA 为 x 元弱酸（x1），当 n(H+)n(Ax-)=x:1 时，将生成酸式盐Na2S 溶液与少量盐酸反应 H+S2

21、-=HS-Na2S 溶液与过量盐酸反应 2H+S2-=H2S应注意，向碳酸钠溶液中滴入盐酸，虽然反应式中不显示气体的生成，但由于盐酸的液滴滴入时，在溶液表面形成了“局部过量”的情况，此时会有少量的气泡出现。VI.其它问题同学们应注意下面一个现象：在一般的实验室里进行的化学反应中，较多情况下会生成酸式盐，因为实验室中往往要加入过量的某种反应物以确保反应完全。如SO2 通入 Na2CO3 溶液中 SO2+CO32-+H2O=HSO3-+CO2但一定要特别小心下面这个方程式：CO2 通入苯酚钠溶液中 CO2+C6H5O-=C6H5OH+HCO3-记住，无论 CO2 是否过量，反应都只能生成 HCO3-！因为苯酚的酸性比 HCO3-弱，所谓的“强酸制弱酸”的生成物是 HCO3-。HSO3-离子也能与 CO32-离子反应，生成 HCO3-和 SO32-HSO3-+CO32-=HCO3-+SO32-若 HSO3-过量，还能与生成的 HCO3-继续反应，放出 CO2。