離子反應(yīng)簡(jiǎn)介

常見(jiàn)離子反應(yīng)多為在水溶液中進(jìn)行有離子參加的化學(xué)反應(yīng)。根據(jù)反應(yīng)原理，離子反應(yīng)可分為復(fù)分解、鹽類水解、氧化還原、絡(luò)合4個(gè)類型。

一、離子反應(yīng)基本概念

　　離子反應(yīng)是什么：

　　在反應(yīng)中有離子參加或有離子生成的反應(yīng)稱為離子反應(yīng)。在中學(xué)階段于在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，可以說(shuō)離子反應(yīng)是指在水溶液中有電解質(zhì)參加的一類反應(yīng)。因?yàn)殡娊赓|(zhì)在水溶液里發(fā)生的反應(yīng)，其實(shí)質(zhì)是該電解質(zhì)電離出的離子在水溶液中的反應(yīng)。

　　電解質(zhì)就是在溶液里或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?例如酸、堿、鹽、金屬氧化物等)。非電解質(zhì)是在溶液里或熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物(例如非金屬氧化物和大部分有機(jī)物)。

　　離子反應(yīng)本質(zhì)：反應(yīng)物的某些離子濃度減少。

　　離子反應(yīng)的特點(diǎn)：

　?、俜磻?yīng)是在溶液中進(jìn)行的;

　?、诜磻?yīng)物是以離子形式存在并參加反應(yīng);

　　③有沉淀、氣體、水等新物質(zhì)生成;

　?、茈x子反應(yīng)的反應(yīng)速率快;

　?、菹鄳?yīng)離子間的反應(yīng)不受其它離子的干擾。

　　離子反應(yīng)的條件：

　?、俜磻?yīng)中生成的物質(zhì)難以溶解：AgCl、HgCl₂、BaSO₄、PbSO₄等沉淀物質(zhì)。

　?、诜磻?yīng)中生成的物質(zhì)易揮發(fā)：二氧化碳、氫氣、二氧化硫等。

　?、鄯磻?yīng)中生成的物質(zhì)難以電離：弱酸、弱堿、水等。

　?、芙j(luò)合反應(yīng)：在反應(yīng)時(shí)分子或者是離子與金屬離子在結(jié)合過(guò)程中，形成了新的且其穩(wěn)定性較強(qiáng)的離子的過(guò)程便是絡(luò)合反應(yīng)，而其所生成的物質(zhì)就叫絡(luò)合物。

二、復(fù)分解反應(yīng)

　　復(fù)分解反應(yīng)是中學(xué)化學(xué)中常見(jiàn)的一種反應(yīng)類型，其定義為：由兩種化合物互相交換成分，生成另外兩種化合物的反應(yīng)，叫做復(fù)分解反應(yīng)。在溶液中進(jìn)行的復(fù)分解反應(yīng)大多是在酸、堿、鹽之間進(jìn)行的，其發(fā)生條件為：

　　①有難溶物產(chǎn)生;

　?、谟幸讚]發(fā)性物質(zhì)產(chǎn)生;

　　③有弱電解質(zhì)(水、弱酸、弱堿)生成。

　　只要滿足其中一個(gè)條件，反應(yīng)即能發(fā)生，因此復(fù)分解反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是向離子濃度減少的方向進(jìn)行。常見(jiàn)的幾種復(fù)分解反應(yīng)類型有：

　　1、難制易，強(qiáng)制弱的制取

　　“難”制“易”即用濃的不易揮發(fā)的酸(高沸點(diǎn)酸)可以制取易揮發(fā)的酸(低沸點(diǎn)酸)，如：

　　2NaCl(固)+H₂SO₄(濃)=Na₂SO₄+2HCl↑

　　CaF₂(螢石)+H₂SO₄(濃)=CaSO₄+2HF↑

　　“強(qiáng)”制“弱”即由強(qiáng)酸可以制取弱酸，強(qiáng)堿制取弱堿，主要包括以下三種情況：

　?、儆煞€(wěn)定不易分解的酸可以制取不穩(wěn)定的易分解的酸，如：

　　CaCO₃+2HCl=CaCl₂+CO₂↑+H₂O

　　Na₂SO₃+H₂SO₄=Na₂SO₄+H₂O+SO₂↑

　?、谟扇芙舛却蟮乃峥梢灾迫芙舛刃〉乃幔纾?/span>

　　FeS+2HCl=FeCl₂+H₂S↑

　　Na₂SiO₃+2HCl=2NaCl+H₂SiO₃↓

　?、塾梢兹苄詮?qiáng)堿制取易揮發(fā)性弱堿或難溶性堿，如：

　　NaOH+NH₄Cl=NH₃↑+H₂O+NaCl

　　CuSO₄+2NaOH=Cu(OH)₂↓+Na₂SO₄

　　在這里我們尤其要注意是：兩種弱酸即弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱問(wèn)題，這樣才能深刻理解“強(qiáng)”制“弱”。如：下表為常見(jiàn)的弱酸電離常數(shù)，從表中數(shù)據(jù)可知，酸性從大到小依次為：H₂SO₃>CH₃COOH>H₂CO₃>HClO>HCN。

　　2、微溶、難溶、更難溶的轉(zhuǎn)化

　　各種物質(zhì)在水里的溶解度不同，通常我們把物質(zhì)分成四類(20℃時(shí)，物質(zhì)在水中的溶解度S):易溶物質(zhì)(S>10g)、可溶物質(zhì)(1g<S<10g)、微溶物質(zhì)(0.01g<S<1g)、難溶或不溶物質(zhì)(S<0.01g)。

　　由于復(fù)分解反應(yīng)實(shí)質(zhì)是向離子濃度減少的方向進(jìn)行，所以反應(yīng)物相對(duì)于產(chǎn)物而言，溶解度是比較大的，即由微溶物可生成難溶物，難溶物可生成更難溶的物質(zhì)。如20℃時(shí)溶解度Ca(OH)₂為0.17g、CaCO₃為0.00139、Mg(OH)₂為0.0008g。

　　工業(yè)上利用此溶解度差異和復(fù)分解反應(yīng)規(guī)律，用廉價(jià)物質(zhì)制出很重要的物質(zhì)，如將石灰乳與純堿溶液混合可制得苛性鈉溶液;將石灰乳與苦鹵(主要溶質(zhì)KCI、MgCI₂)混合可得氫氧化鎂固體。

　　Ca(OH)₂+Na₂CO₃=CaCO₃↓+2NaOH

　　Ca(OH)₂+MgCl₂=Mg(OH)₂↓+2NaCl

　　這是我們接觸到的典型的微溶物向難溶物的轉(zhuǎn)化反應(yīng)，是工業(yè)上很重要的反應(yīng)。

　　3、易溶物中溶解度的較量

　　易溶物在水中溶解度都比較大，但不同物質(zhì)之間數(shù)值總有大小不同，利用此差異控制溶液的溫度或濃度，我們可以讓他們之間發(fā)生“復(fù)分解反應(yīng)”，得到所需的物質(zhì)。

　　侯氏制堿法中，向碳酸氫銨飽和溶液中加入飽和食鹽水，可獲得小蘇打晶體，它的原理為NH₄HCO₃溶解度比NaHCO₃大得多，在同一溶液中，NaHCO₃就會(huì)由于溶解度小，在溶液中先達(dá)到飽和而析出晶體來(lái)，化學(xué)方程式可寫為：

　　NH₄HCO₃+NaCl=NaHCO₃↓+NH₄Cl

　　蒸餾KCl和NaNO₃混合溶液，首無(wú)析出NaCl晶體，如下圖：從圖中可以看出100℃時(shí)，NaCl溶解度比KCI、KNO₃、NaNO₃小得多，因此NaCl先以晶體形式出來(lái)。

　　KCl+NaNO₃=KNO₃+NaCl(s)

　　同理，我們要讓KNO₃以晶體形式析出來(lái)，就只有使溶液處于低溫了。

　　4、不同溶劑中的競(jìng)爭(zhēng)

　　上面我們所討論的都是以水為溶劑的反應(yīng)，液氨也是很重要的溶劑，好多反應(yīng)是在液氨中進(jìn)行的，物質(zhì)在液氨中的溶解度與在水中不同，但仍遵循復(fù)分解反應(yīng)規(guī)律即向離子濃度減少的方向進(jìn)行。

　　如4℃時(shí)四種化合物在水中和液氨中的溶解度如下表：

　　在水中能發(fā)生的反應(yīng)為：

　　2AgNO₃+BaCl₂=2AgCl↓+Ba(NO₃)₂

　　在液氨中能發(fā)生的反應(yīng)則成為：

　　Ba(NO₃)₂+2AgCl=BaCl₂↓+2AgNO₃

三、氧化還原反應(yīng)

　　離子氧化還原反應(yīng)類型：

　　①置換反應(yīng)的離子反應(yīng)

　　金屬單質(zhì)與金屬陽(yáng)離子之間的置換反應(yīng)，如Fe與CuSO₄溶液的反應(yīng)，實(shí)際上是Fe與Cu²⁺之間的置換反應(yīng)。非金屬單質(zhì)與非金屬陰離子之間的置換反應(yīng)，如Cl₂與NaBr溶液的反應(yīng)，實(shí)際上是Cl₂與Br^-之間的置換反應(yīng)。

　　②其它一些有離子參加的氧化還原反應(yīng)

　　如MnO₂與濃HCl反應(yīng)制取Cl₂;Cu與FeCl₃溶液反應(yīng)生成FeCl₂、CuCl₂;Cl₂與NaOH溶液反應(yīng)生成NaCl、NaClO和水等。

　　這些離子反應(yīng)發(fā)生的條件是：比較強(qiáng)的氧化劑和較強(qiáng)的還原劑反應(yīng)，生成氧化性較弱的氧化產(chǎn)物和還原性較弱的還原產(chǎn)物。因此掌握一些常見(jiàn)離子的氧化性或還原性的相對(duì)強(qiáng)弱，是判斷這一類離子反應(yīng)能否發(fā)生的重要依據(jù)。

　　氧化還原反應(yīng)的特征和本質(zhì)：

　　“氧化還原反應(yīng)”是一個(gè)整體的概念，氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)是同時(shí)發(fā)生的?；蟽r(jià)的升降作為氧化還原反應(yīng)的判斷依據(jù)，也成為氧化還原反應(yīng)的特征。若進(jìn)一步細(xì)分，則物質(zhì)所含元素化合價(jià)升高的發(fā)生氧化反應(yīng)，物質(zhì)所含元素化合價(jià)降低的發(fā)生還原反應(yīng)，而無(wú)化合價(jià)升高和降低的化學(xué)反應(yīng)為非氧化還原反應(yīng)。

　　化合價(jià)的升降由元素原子的電子得失(或共用電子對(duì)的偏移)所決定，所以氧化還原反應(yīng)與元素原子電子得失(或共用電子對(duì)的偏移)之間存在著必然的聯(lián)系。

　　失去(或偏離)電子的反應(yīng)叫做氧化反應(yīng);得到(或偏向)電子的反應(yīng)叫做還原反應(yīng);有電子轉(zhuǎn)移(得失或偏移)的反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)，沒(méi)有電子轉(zhuǎn)移(得失或偏移)的反應(yīng)是非氧化還原反應(yīng)，這就是氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)。

　　氧化還原有哪些規(guī)律：

　　氧化還原反應(yīng)的規(guī)律有4個(gè)，即守恒規(guī)律、強(qiáng)弱規(guī)律、價(jià)態(tài)規(guī)律、轉(zhuǎn)化規(guī)律。

　　守恒規(guī)律：氧化還原反應(yīng)中有物質(zhì)失電子必有物質(zhì)得電子，且得電子綜述等于失電子總數(shù)?；蛘哒f(shuō)氧化還原反應(yīng)中，有元素化合價(jià)升高必有元素化合價(jià)降低，且化合價(jià)降低總值必等于升高總值。

　　強(qiáng)弱規(guī)律：氧化性較強(qiáng)的氧化劑與還原性較強(qiáng)的還原劑反應(yīng)，生成還原性較弱的還原產(chǎn)物和氧化性較弱的氧化產(chǎn)物。一種氧化劑同時(shí)和幾種還原劑相遇時(shí)，與還原性Z強(qiáng)的優(yōu)先發(fā)生反應(yīng);同理，一種還原劑同時(shí)與多種氧化劑相遇時(shí)，與氧化性Z強(qiáng)的優(yōu)先發(fā)生反應(yīng)。

　　價(jià)態(tài)規(guī)律：氧化還原反應(yīng)中，元素相鄰價(jià)態(tài)之間的轉(zhuǎn)化Z容易;同種元素不同價(jià)態(tài)之間發(fā)生反應(yīng)，元素的化合價(jià)只靠近而不交叉;同種元素相鄰價(jià)態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)。

四、絡(luò)合反應(yīng)

　　絡(luò)合反應(yīng)能發(fā)生的條件是：中心原子有空軌道，配位體中的配位原子有孤電子對(duì)，這樣才能形成配位鍵，形成絡(luò)合反應(yīng)。

　　制銀氨絡(luò)合反應(yīng)：

　　AgNO₃+NH₃·H₂O=AgOH(沉淀)+NH₄NO₃

　　AgOH+2NH₃·H₂O=Ag(NH₃)₂OH+2H₂O

　　制銅氨絡(luò)離子：

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

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

五、離子互換反應(yīng)

　　在溶液中酸、堿、鹽之間互相交換離子的反應(yīng)，一般為非氧化還原反應(yīng)。

　　離子互換反應(yīng)發(fā)生的條件：

　?、偕呻y溶的物質(zhì)。如生成BaSO₄、AgCl、CaCO₃等。

　　②生成難電離的物質(zhì)。如生成CH₃COOH、H₂O、NH₃·H₂O、HClO等。

　?、凵蓳]發(fā)性物質(zhì)。如生成CO₂、SO₂、H₂S等。

　　只要具備上述三個(gè)條件中的一個(gè)，離子互換反應(yīng)即可發(fā)生。這是由于溶液中離子間相互作用生成難溶物質(zhì)、難電離物質(zhì)、易揮發(fā)物質(zhì)時(shí)，都可使溶液中某幾種、自由移動(dòng)離子濃度減小的緣故。

　　若不能使某幾種自由移動(dòng)離子濃度減小時(shí)，則該離子反應(yīng)不能發(fā)生。如KNO₃溶液與NaCl溶液混合后，因無(wú)難溶物質(zhì)、難電離物質(zhì)、易揮發(fā)物質(zhì)生成，Na⁺、Cl^-、K⁺、NO₃^-濃度都不減少，四種離子共存于溶液中，故不能發(fā)生離子反應(yīng)。

六、離子反應(yīng)方程式的正確書(shū)寫方式

　　1、基本步驟

　　①寫：將化學(xué)方程式書(shū)寫正確。

　　如：NaOH+HCl=NaCl+H₂O。

　?、诟模簩⒒瘜W(xué)反應(yīng)中將易電解易容物質(zhì)拆寫成離子方程。

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

　?、蹌h：刪去兩邊兩邊相同的離子數(shù)量，且化為Z簡(jiǎn)整數(shù)比。

　　如：SO₄^2-+Ba²⁺=BaSO4↓

　?、懿椋阂獙W(xué)會(huì)檢查化學(xué)方程式，看離子之間的質(zhì)量與電荷是否相守恒其次要在氣體后面標(biāo)注“↑”“↓”以表示氣體或者時(shí)物質(zhì)的方向，Z后還要注意在還氧化還原反應(yīng)時(shí)電子數(shù)量是否相等。

　　2、書(shū)寫注意事項(xiàng)

　　①要準(zhǔn)守化學(xué)能量守則，不能亂改化學(xué)方程式;

　　②要準(zhǔn)守原子守恒(氧化反應(yīng))和電子守恒定律;

　?、垡袷胤植鹪瓌t，不能憑主觀意識(shí);

　　④要遵守化學(xué)方程的約簡(jiǎn)方式;

　?、葜髁x題中數(shù)量之間的關(guān)系，切不可亂添加;

　　⑥要注意化學(xué)方程式中與酸式鹽有關(guān)的方程。

　　3、總結(jié)與量有關(guān)的化學(xué)方程式書(shū)寫

　　①在碳酸氫鈣中加入鹽酸時(shí)發(fā)生的化學(xué)方程反應(yīng)式：2HCO₃^-+2H⁺=2H₂O+2CO₂↑

　?、趯⒔饘俜湃胂×蛩嶂邪l(fā)生的化學(xué)方程反應(yīng)式：CuO+2H⁺=Cu²⁺+H₂O

　?、蹖⒙葰馔ㄈ胨邪l(fā)生的化學(xué)方程反應(yīng)式：Cl₂+H₂O=HCl+HClO

　?、墚?dāng)磷酸二氫鈣溶液與氫氧化鈉溶液發(fā)生反應(yīng)時(shí)：Ca(H₂PO₄)₂+NaOH=CaHPO₄+NaH₂PO₄+H₂O

七、離子之間共存問(wèn)題

　　觀察在特定條件下的混合離子間是否發(fā)生反應(yīng)。離子之間不發(fā)生任何反應(yīng)，這幾種離子在同一溶液中就能大量共存;若離子之間能發(fā)生反應(yīng)，則不能大量共存。

　?、僭趯?duì)于無(wú)色透明溶液中能夠共存大量的離子進(jìn)行驗(yàn)證時(shí)，這就需要學(xué)生平日里的對(duì)粒子特性的積累，如錳是紫色、二價(jià)鐵離子為淺綠色、銅離子為藍(lán)色，三價(jià)的鐵離子為黃色。當(dāng)遇見(jiàn)由這些離子的化學(xué)方程式時(shí)學(xué)生們就可以在diyi時(shí)間將其排除。

　?、谠趯?duì)于堿性溶液中能夠共存大量離子進(jìn)行驗(yàn)證時(shí)，這就需要學(xué)生平日里對(duì)離子方程式牢記在心，如：不能在堿性溶液中共存的離子有兩種那就是，帶有弱酸酸式的酸根離子(HS^-)以及帶有弱堿性的陽(yáng)離子，但只有少部分的弱堿性陽(yáng)離子能夠在堿性溶液中共存(K⁺)。

　?、垓?yàn)證在酸性溶液中能大量共存的離子時(shí)，也要將離子方程式牢記于心同時(shí)還要將與酸性溶液不能共存的離子熟背(ClO^-)。

　?、茉趯?duì)于氧化還原反應(yīng)進(jìn)行驗(yàn)證時(shí)，相對(duì)于其他三種而言就簡(jiǎn)單的多了，我們只需要記住離子之間那些能夠與氧發(fā)生化學(xué)反應(yīng)便可。

　　以下情況離子不能共存:

　　1、離子間相互結(jié)合生成難溶物或微溶物

　　Ba²⁺、Ca²⁺與SO₄^2-、SO₃^2-、CO₃^2-;

　　Ag⁺與Cl^-、CO₃^2-、SO₄^2-。

　　2、離子間相互結(jié)合生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)

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

　　OH^-與NH₄⁺。

　　3、離子間相互結(jié)合生成弱電解質(zhì)

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

　　弱堿:OH^-與NH4⁺、Al³⁺、Mg²⁺、Cu²⁺、Fe³⁺;

　　水:OH^-與H⁺。

　　4、離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)

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

　　5、離子間發(fā)生雙水解反應(yīng)

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

　　NH₄⁺與AlO^2-、SiO₂^3-;

　　Fe³⁺與AlO^2-、CO₃^2-、HCO₃^-。

　　6、離子間形成配合物

　　Fe³⁺與SCN^-;

　　Ag⁺與NH₃·H₂O。