离子反应简介

　　常见离子反应多为在水溶液中进行有离子参加的化学反应。根据反应原理，离子反应可分为复分解、盐类水解、氧化还原、络合4个类型。

一、离子反应基本概念

　　离子反应是什么：

　　在反应中有离子参加或有离子生成的反应称为离子反应。在中学阶段于在溶液中进行的反应，可以说离子反应是指在水溶液中有电解质参加的一类反应。因为电解质在水溶液里发生的反应，其实质是该电解质电离出的离子在水溶液中的反应。

　　电解质就是在溶液里或熔融状态下能够导电的化合物(例如酸、碱、盐、金属氧化物等)。非电解质是在溶液里或熔融状态下不能导电的化合物(例如非金属氧化物和大部分有机物)。

　　离子反应本质：反应物的某些离子浓度减少。

　　离子反应的特点：

　　①反应是在溶液中进行的;

　　②反应物是以离子形式存在并参加反应;

　　③有沉淀、气体、水等新物质生成;

　　④离子反应的反应速率快;

　　⑤相应离子间的反应不受其它离子的干扰。

　　离子反应的条件：

　　①反应中生成的物质难以溶解：AgCl、HgCl₂、BaSO₄、PbSO₄等沉淀物质。

　　②反应中生成的物质易挥发：二氧化碳、氢气、二氧化硫等。

　　③反应中生成的物质难以电离：弱酸、弱碱、水等。

　　④络合反应：在反应时分子或者是离子与金属离子在结合过程中，形成了新的且其稳定性较强的离子的过程便是络合反应，而其所生成的物质就叫络合物。

二、复分解反应

　　复分解反应是中学化学中常见的一种反应类型，其定义为：由两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应，叫做复分解反应。在溶液中进行的复分解反应大多是在酸、碱、盐之间进行的，其发生条件为：

　　①有难溶物产生;

　　②有易挥发性物质产生;

　　③有弱电解质(水、弱酸、弱碱)生成。

　　只要满足其中一个条件，反应即能发生，因此复分解反应的实质是向离子浓度减少的方向进行。常见的几种复分解反应类型有：

　　1、难制易，强制弱的制取

　　“难”制“易”即用浓的不易挥发的酸(高沸点酸)可以制取易挥发的酸(低沸点酸)，如：

　　2NaCl(固)+H₂SO₄(浓)=Na₂SO₄+2HCl↑

　　CaF₂(萤石)+H₂SO₄(浓)=CaSO₄+2HF↑

　　“强”制“弱”即由强酸可以制取弱酸，强碱制取弱碱，主要包括以下三种情况：

　　①由稳定不易分解的酸可以制取不稳定的易分解的酸，如：

　　CaCO₃+2HCl=CaCl₂+CO₂↑+H₂O

　　Na₂SO₃+H₂SO₄=Na₂SO₄+H₂O+SO₂↑

　　②由溶解度大的酸可以制溶解度小的酸，如：

　　FeS+2HCl=FeCl₂+H₂S↑

　　Na₂SiO₃+2HCl=2NaCl+H₂SiO₃↓

　　③由易溶性强碱制取易挥发性弱碱或难溶性碱，如：

　　NaOH+NH₄Cl=NH₃↑+H₂O+NaCl

　　CuSO₄+2NaOH=Cu(OH)₂↓+Na₂SO₄

　　在这里我们尤其要注意是：两种弱酸即弱电解质的相对强弱问题，这样才能深刻理解“强”制“弱”。如：下表为常见的弱酸电离常数，从表中数据可知，酸性从大到小依次为：H₂SO₃>CH₃COOH>H₂CO₃>HClO>HCN。

　　2、微溶、难溶、更难溶的转化

　　各种物质在水里的溶解度不同，通常我们把物质分成四类(20℃时，物质在水中的溶解度S):易溶物质(S>10g)、可溶物质(1g<S<10g)、微溶物质(0.01g<S<1g)、难溶或不溶物质(S<0.01g)。

　　由于复分解反应实质是向离子浓度减少的方向进行，所以反应物相对于产物而言，溶解度是比较大的，即由微溶物可生成难溶物，难溶物可生成更难溶的物质。如20℃时溶解度Ca(OH)₂为0.17g、CaCO₃为0.00139、Mg(OH)₂为0.0008g。

　　工业上利用此溶解度差异和复分解反应规律，用廉价物质制出很重要的物质，如将石灰乳与纯碱溶液混合可制得苛性钠溶液;将石灰乳与苦卤(主要溶质KCI、MgCI₂)混合可得氢氧化镁固体。

　　Ca(OH)₂+Na₂CO₃=CaCO₃↓+2NaOH

　　Ca(OH)₂+MgCl₂=Mg(OH)₂↓+2NaCl

　　这是我们接触到的典型的微溶物向难溶物的转化反应，是工业上很重要的反应。

　　3、易溶物中溶解度的较量

　　易溶物在水中溶解度都比较大，但不同物质之间数值总有大小不同，利用此差异控制溶液的温度或浓度，我们可以让他们之间发生“复分解反应”，得到所需的物质。

　　侯氏制碱法中，向碳酸氢铵饱和溶液中加入饱和食盐水，可获得小苏打晶体，它的原理为NH₄HCO₃溶解度比NaHCO₃大得多，在同一溶液中，NaHCO₃就会由于溶解度小，在溶液中先达到饱和而析出晶体来，化学方程式可写为：

　　NH₄HCO₃+NaCl=NaHCO₃↓+NH₄Cl

　　蒸馏KCl和NaNO₃混合溶液，首无析出NaCl晶体，如下图：从图中可以看出100℃时，NaCl溶解度比KCI、KNO₃、NaNO₃小得多，因此NaCl先以晶体形式出来。

　　KCl+NaNO₃=KNO₃+NaCl(s)

　　同理，我们要让KNO₃以晶体形式析出来，就只有使溶液处于低温了。

　　4、不同溶剂中的竞争

　　上面我们所讨论的都是以水为溶剂的反应，液氨也是很重要的溶剂，好多反应是在液氨中进行的，物质在液氨中的溶解度与在水中不同，但仍遵循复分解反应规律即向离子浓度减少的方向进行。

　　如4℃时四种化合物在水中和液氨中的溶解度如下表：

　　在水中能发生的反应为：

　　2AgNO₃+BaCl₂=2AgCl↓+Ba(NO₃)₂

　　在液氨中能发生的反应则成为：

　　Ba(NO₃)₂+2AgCl=BaCl₂↓+2AgNO₃

三、氧化还原反应

　　离子氧化还原反应类型：

　　①置换反应的离子反应

　　金属单质与金属阳离子之间的置换反应，如Fe与CuSO₄溶液的反应，实际上是Fe与Cu²⁺之间的置换反应。非金属单质与非金属阴离子之间的置换反应，如Cl₂与NaBr溶液的反应，实际上是Cl₂与Br^-之间的置换反应。

　　②其它一些有离子参加的氧化还原反应

　　如MnO₂与浓HCl反应制取Cl₂;Cu与FeCl₃溶液反应生成FeCl₂、CuCl₂;Cl₂与NaOH溶液反应生成NaCl、NaClO和水等。

　　这些离子反应发生的条件是：比较强的氧化剂和较强的还原剂反应，生成氧化性较弱的氧化产物和还原性较弱的还原产物。因此掌握一些常见离子的氧化性或还原性的相对强弱，是判断这一类离子反应能否发生的重要依据。

　　氧化还原反应的特征和本质：

　　“氧化还原反应”是一个整体的概念，氧化反应和还原反应是同时发生的。化合价的升降作为氧化还原反应的判断依据，也成为氧化还原反应的特征。若进一步细分，则物质所含元素化合价升高的发生氧化反应，物质所含元素化合价降低的发生还原反应，而无化合价升高和降低的化学反应为非氧化还原反应。

　　化合价的升降由元素原子的电子得失(或共用电子对的偏移)所决定，所以氧化还原反应与元素原子电子得失(或共用电子对的偏移)之间存在着必然的联系。

　　失去(或偏离)电子的反应叫做氧化反应;得到(或偏向)电子的反应叫做还原反应;有电子转移(得失或偏移)的反应是氧化还原反应，没有电子转移(得失或偏移)的反应是非氧化还原反应，这就是氧化还原反应的本质。

　　氧化还原有哪些规律：

　　氧化还原反应的规律有4个，即守恒规律、强弱规律、价态规律、转化规律。

　　守恒规律：氧化还原反应中有物质失电子必有物质得电子，且得电子综述等于失电子总数。或者说氧化还原反应中，有元素化合价升高必有元素化合价降低，且化合价降低总值必等于升高总值。

　　强弱规律：氧化性较强的氧化剂与还原性较强的还原剂反应，生成还原性较弱的还原产物和氧化性较弱的氧化产物。一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，与还原性Z强的优先发生反应;同理，一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，与氧化性Z强的优先发生反应。

　　价态规律：氧化还原反应中，元素相邻价态之间的转化Z容易;同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉;同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。

四、络合反应

　　络合反应能发生的条件是：ZX原子有空轨道，配位体中的配位原子有孤电子对，这样才能形成配位键，形成络合反应。

　　制银氨络合反应：

　　AgNO₃+NH₃·H₂O=AgOH(沉淀)+NH₄NO₃

　　AgOH+2NH₃·H₂O=Ag(NH₃)₂OH+2H₂O

　　制铜氨络离子：

　　CuSO₄+2NH₃·H2O=Cu(OH)₂(沉淀)+(NH₄)₂SO₄

　　Cu(OH)₂+4NH₃·H₂O=[Cu(NH₃)₄](OH)₂+4H₂O

五、离子互换反应

　　在溶液中酸、碱、盐之间互相交换离子的反应，一般为非氧化还原反应。

　　离子互换反应发生的条件：

　　①生成难溶的物质。如生成BaSO₄、AgCl、CaCO₃等。

　　②生成难电离的物质。如生成CH₃COOH、H₂O、NH₃·H₂O、HClO等。

　　③生成挥发性物质。如生成CO₂、SO₂、H₂S等。

　　只要具备上述三个条件中的一个，离子互换反应即可发生。这是由于溶液中离子间相互作用生成难溶物质、难电离物质、易挥发物质时，都可使溶液中某几种、自由移动离子浓度减小的缘故。

　　若不能使某几种自由移动离子浓度减小时，则该离子反应不能发生。如KNO₃溶液与NaCl溶液混合后，因无难溶物质、难电离物质、易挥发物质生成，Na⁺、Cl^-、K⁺、NO₃^-浓度都不减少，四种离子共存于溶液中，故不能发生离子反应。

六、离子反应方程式的正确书写方式

　　1、基本步骤

　　①写：将化学方程式书写正确。

　　如：NaOH+HCl=NaCl+H₂O。

　　②改：将化学反应中将易电解易容物质拆写成离子方程。

　　如：Cu²⁺+SO₄^2-+Ba²⁺+2Cl^-=Cu²⁺+2Cl^-+BaSO₄↓

　　③删：删去两边两边相同的离子数量，且化为Z简整数比。

　　如：SO₄^2-+Ba²⁺=BaSO4↓

　　④查：要学会检查化学方程式，看离子之间的质量与电荷是否相守恒其次要在气体后面标注“↑”“↓”以表示气体或者时物质的方向，Z后还要注意在还氧化还原反应时电子数量是否相等。

　　2、书写注意事项

　　①要准守化学能量守则，不能乱改化学方程式;

　　②要准守原子守恒(氧化反应)和电子守恒定律;

　　③要遵守分拆原则，不能凭主观意识;

　　④要遵守化学方程的约简方式;

　　⑤主义题中数量之间的关系，切不可乱添加;

　　⑥要注意化学方程式中与酸式盐有关的方程。

　　3、总结与量有关的化学方程式书写

　　①在碳酸氢钙中加入盐酸时发生的化学方程反应式：2HCO₃^-+2H⁺=2H₂O+2CO₂↑

　　②将金属放入稀硫酸中发生的化学方程反应式：CuO+2H⁺=Cu²⁺+H₂O

　　③将氯气通入水中发生的化学方程反应式：Cl₂+H₂O=HCl+HClO

　　④当磷酸二氢钙溶液与氢氧化钠溶液发生反应时：Ca(H₂PO₄)₂+NaOH=CaHPO₄+NaH₂PO₄+H₂O

七、离子之间共存问题

　　观察在特定条件下的混合离子间是否发生反应。离子之间不发生任何反应，这几种离子在同一溶液中就能大量共存;若离子之间能发生反应，则不能大量共存。

　　①在对于无色透明溶液中能够共存大量的离子进行验证时，这就需要学生平日里的对粒子特性的积累，如锰是紫色、二价铁离子为浅绿色、铜离子为蓝色，三价的铁离子为黄色。当遇见由这些离子的化学方程式时学生们就可以在diyi时间将其排除。

　　②在对于碱性溶液中能够共存大量离子进行验证时，这就需要学生平日里对离子方程式牢记在心，如：不能在碱性溶液中共存的离子有两种那就是，带有弱酸酸式的酸根离子(HS^-)以及带有弱碱性的阳离子，但只有少部分的弱碱性阳离子能够在碱性溶液中共存(K⁺)。

　　③验证在酸性溶液中能大量共存的离子时，也要将离子方程式牢记于心同时还要将与酸性溶液不能共存的离子熟背(ClO^-)。

　　④在对于氧化还原反应进行验证时，相对于其他三种而言就简单的多了，我们只需要记住离子之间那些能够与氧发生化学反应便可。

　　以下情况离子不能共存:

　　1、离子间相互结合生成难溶物或微溶物

　　Ba²⁺、Ca²⁺与SO₄^2-、SO₃^2-、CO₃^2-;

　　Ag⁺与Cl^-、CO₃^2-、SO₄^2-。

　　2、离子间相互结合生成气体或挥发性物质

　　H⁺与CO₃^2-、HCO₃^-、S^2-、HS^-、SO₃^2-、HSO₃^2-;

　　OH^-与NH₄⁺。

　　3、离子间相互结合生成弱电解质

　　弱酸:H⁺与CH₃COO^-、CO₃^2-、S^2-、SO₃^2-、F^-;

　　弱碱:OH^-与NH4⁺、Al³⁺、Mg²⁺、Cu²⁺、Fe³⁺;

　　水:OH^-与H⁺。

　　4、离子间发生氧化还原反应

　　Fe³⁺、NO^3-(H⁺)、ClO^-、MnO4^-与S^2-、I^-、SO₃^2-、Fe²⁺(注:Fe²⁺与Fe³⁺可以共存)。

　　5、离子间发生双水解反应

　　Al³⁺与CO₃^2-、HCO₃^2-、S^2-、HS^-、AlO^2-、SiO₃^2-;

　　NH₄⁺与AlO^2-、SiO₂^3-;

　　Fe³⁺与AlO^2-、CO₃^2-、HCO₃^-。

　　6、离子间形成配合物

　　Fe³⁺与SCN^-;

　　Ag⁺与NH₃·H₂O。