【正文】 5. （ 2022 ③ NH4+ + SiO3 AlO2 發(fā)生鹽的雙水解反應(yīng) 說明：① (Fe3+ + S2 、 HS)發(fā)生氧化還原反應(yīng)，而不發(fā)生鹽的雙水解反應(yīng) ② S2與 Cu2+、 Fe2+、 Pb2+、 Ag+、 Hg2+ 等發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)不能大量共存 ③ (NH4+ + CO3 HCO3)雙水解反應(yīng)較弱仍可大量共存 （ 4）絡(luò)合反應(yīng)： Fe3＋ 與 SCN－ 發(fā)生絡(luò)合不能大量共存。如 B項，當(dāng) x＝ a時， Cl2 剛好把 Fe2＋ 全部氧化，而當(dāng) x＝ a，顯然 Cl2還要 氧化 Br－，而選項中沒有表示，故錯 。如Na2CO3的水解不能寫成 CO32― + H2O = HCO3― + OH― “八看 ” 是否忽略隱含反應(yīng) ：如將少量 SO2通入漂白粉溶液中 : H2O+SO2+Ca2++2ClO― =CaSO3↓+2HClO ． 錯在忽略了 HClO可以將 +4價的硫氧化。 n(Cl2)＝ ＝ 10－ 3 mol， n(FeBr2)＝ 10－ 3 L mol/L ＝ 10－ 2 mol。 ________________________________________________________________________。 少量 Cl2： 2Fe2＋ ＋ Cl2===2Fe3＋ ＋ 2Cl－ ； 過量 Cl2： 2Fe2＋ ＋ 4Br－ ＋ 3Cl2===2Fe3＋ ＋ 2Br2＋ 6Cl－ 。H2O；作為 生成物 ，若 有 加熱 條件或 濃度 很大時，可寫成 NH3（標(biāo) ↑ 號） （ 1）稀溶液不加熱，寫成一水合氨 NH4+＋ OH－ ＝ NH3 ： 離子濃度減少的過程 ： ①離子互換型 (如中和、水解、復(fù)分解、絡(luò)合 ) ② 氧化還原型（包括電解） ： 主要有離子共存、離子濃度（或數(shù)目）比較、離子方程式書寫及正誤判斷及綜合應(yīng)用。 如 Cu ( O H )22 ＋＋ 2O H－。 要注意區(qū)分電解質(zhì)和電解質(zhì)溶液 課 堂 練 習(xí) ２ .強(qiáng) 電解質(zhì)、 弱 電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 相同點 都是電解質(zhì) , 熔融或在溶液中能電離 不 同 點 化合物 類型 離子化合物、 極性共價化合物 極性共價化合物 物質(zhì)種類 強(qiáng)酸 、 強(qiáng)堿 、大部分 鹽 弱 酸、 弱 堿、 水 電離 程度 完全 電離 部分 電離 化學(xué)鍵 離子鍵、極性鍵 極性鍵 電離 過程 不可逆、無電離平衡 可逆、有電離平衡 溶液中的微粒 水合離子 分子、水合離子 ： （ 1）導(dǎo)電原因： 電離產(chǎn)生自由移動的離子 （ 2）離子化合物一般在水溶液中和熔化狀態(tài)下都能導(dǎo)電，而共價化合物只能在水溶液中導(dǎo)電，熔化時（即液態(tài)）不導(dǎo)電，據(jù)此 熔化狀態(tài)下是否導(dǎo)電 可以區(qū)別離子化合物和共價化合物。 條件： 溶 或 熔 本身 電離 而導(dǎo)電的化合物； CO SO SO NH3屬于非電解質(zhì)。 判斷 正誤 。 ④ MgCl2溶液能導(dǎo)電 ， MgCl2溶液是電解質(zhì) 。 ① 多元弱酸 分步電離，且電離程度逐步減弱，酸性主要由第一步電離決定。 ② 多元弱酸酸式鹽 ，第一步完全電離，其余部分電離。 ⑶ 多元弱酸的酸式鹽的酸根離子在離 子方程式中不能拆開寫。H 2O+Ag+=Ag(NH3)2OH+2H2O+NH4+ ② OH+Ag+=AgOH↓ ③ 2AgOH=Ag2O+H2O 氨水 AgNO3 溶液 鹽酸 NaAlO2 溶液 ① AlO2－ +H+ + H2O = Al(OH)3↓ ② Al(OH )3＋ 3H＋ = Al3＋ +3H2O ③ Al3++3AlO2－ +6H2O=4Al(OH)3↓ 現(xiàn)象：先有白色沉淀，然后消失． 現(xiàn)象：生成白色沉淀立即溶解，然后生成沉淀 不消失 ① AlO2－ +H+ + H2O = Al(OH)3↓ ② Al(OH )3＋ 3H＋ = Al3＋ +3H2O 鹽酸 NaAlO2 溶液 Na2CO3 溶液 H2SO4溶液 ① CO32－ +2H+ = CO2↑+H2O ① CO32－ +H+ = HCO3 ② HCO3－ +H+ = CO2↑+H2O 現(xiàn)象：有大量氣體生成 現(xiàn)象：開始時無明顯氣體，稍后有大量氣體 產(chǎn)生 H2SO4溶液 Na2CO3 溶液 返 回 酸式鹽與堿的反應(yīng)涉及到的 “ 量 ” 方法 ：按 “ 以少定多 ” 的原則來書寫，即以量少的反應(yīng)物 （離子）確定量多離子前面的系數(shù)。臨沂模擬 )按要求完成下列反應(yīng)的離子方程式： (1)將一小片銅片加入稀硫酸中沒有反應(yīng)，再加入適量 KNO3晶體，則銅片逐漸溶解，并產(chǎn)生無色氣體。 12 24?12 1224?(3)Ba(OH)2溶液中 Ba2＋ 恰好完全反應(yīng)，取 Ba(OH)2的物質(zhì)的量為 1 mol，則 n(Ba2＋ )＝ 1 mol， n(OH－ )＝ 2 mol，由 n(Ba2＋ )＝ 1 mol知 Ba2＋ 恰好完全反應(yīng)時應(yīng)加入 mol KAl(SO4)2，此時加入 n(Al3＋ )＝ mol，即 n(OH－ ):n(Al3＋ )＝ 2 mol: mol＝ 4:1， Al3＋ 與 OH－ 恰好完全反應(yīng)生成 AlO 。如 HCO3― 不能寫成 CO32― + H＋ ， HSO4― 通常要寫成 SO42― + H＋ ； 離子方程式的正誤判斷規(guī)律 “八看” “三看 ” 是否漏掉離子反應(yīng) ：如 Ba(OH)2溶液與 CuSO4溶液反應(yīng)，既要寫 Ba2＋ + SO42― 的離子反應(yīng)，又要寫 Cu2＋ 與 OH― 的離子反應(yīng)，應(yīng)為 Ba2＋ + 2OH― + Cu2＋ + SO42― = BaSO4↓ + Cu(OH) 2↓ 。 2Fe2＋ ＋ Cl2=2Fe3＋ ＋ 2Cl－ ， 2Br－ ＋ Cl2=Br2＋ 2Cl－ ， 2FeBr2＋ 3Cl2=2FeCl3＋ 2Br2。 ① H+與 OH、 CH3COO、 PO4 HPO4 H2PO F、 ClO、 AlO SiO3 CN、 C6H5O、等 不能 大量共存； ② OH與一些酸式弱酸根如 HCO HPO4 HS、 H2PO4 、 HSO3不能大量共存； 此外，在酸性條件下， S2O32－ 、 SO32－ 與 S2－ 、 ClO－ 與 Cl－ 、 ClO3－ 與 Cl－、 MnO4－ 與 Cl－ 都因發(fā)生氧化反應(yīng)不能大量共存。 (5)限制溶液加 特殊物質(zhì) （如 Na2O NaClO）而共存的 離子。上海卷 ）下列離子組一定能大量共存的是 ( )。 ②再根據(jù)溶液的性質(zhì)或?qū)嶒灛F(xiàn)象推斷 。 4?2? 23?23?24?【 答案 】 （ 1） 排除的離子 排除的依據(jù) 由于溶液呈堿性，且未嗅到刺激性氣味堿性溶液中無沉淀生成 4? 2N H A g M g＋ ＋、排除的離子 排除的依據(jù) 223B a SO??23CO?有 存 在 時 原 溶 液 無 沉 淀酸 化 后 逸 出 的 氣 體 沒 有 刺 激 性氣