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【摘 要】 离子反应是高中化学的重点和难点，也是多年来高考的热点和必考点，文章将对离子反应一节进行归纳总结，并重点探讨离子反应方程式书写中可能出现的错误及离子共存问题。通过练习强化对离子反应的理解。
【关 键 词】 高中化学；离子反应；教学
离子反应是高中化学的重点和难点，也是多年来高考的热点和必考点，本文将对离子反应一节进行归纳总结，并重点探讨离子反应方程式书写中可能出现的错误及离子共存问题。通过练习强化对离子反应的理解。
一、离子反应与发生的条件
1. 定义：有离子参加或有离子生成的反应属于离子反应。
2. 条件：①离子互换式的复分解必须满足复分解反应的相应条件，即反应中必须生成沉淀、气体或水等其他难电离的物质（弱电解质）。②氧化还原式需通过自发反应降低有关参加反应的离子的浓度。
3. 离子反应的类型
二、离子方程式
1. 定义：用实际参加反应的离子符号来表示的离子反应的式子。
2. 书写原则
①尊重反应事实：离子反应要符合客观事实，不可主观臆造一些不存在的化学反应。
②两配平：即两边原子及电荷数分别配平。
③符号正确：“？葑”“=”“→”“↑”“↓”等符号运用要符合实际。
④“拆”合理：哪类物质是否该拆写，如何拆写要合理。凡是难溶物、单质、氧化物、气体、弱酸、弱碱、水、非电解质都要保留成分子式。
⑤电子守恒：对于氧化还原反应中的离子方程式书写，还要氧化剂得到电子的数目和还原剂失去电子的数目相等。
3. 离子方程式书写的易错点
①水解离子方程式
a. 误用“↑”“↓”。单水解及不完全水解、不强烈的双水解不产生气体、沉淀。如FeCl3溶液的水解：Fe3 3H2O？葑Fe（OH）3↓ 3H ，应该“↓”为“（胶体）”更合适。
b. “？葑”“=”用错。一般用“？葑”，只有完全的水解反应用“=”，如Al2S3的水解用“=”。
c. 多元弱酸根的各步水解程度相差很大，应该分步书写。
d. 对某些双水解反应误作复分解反应。如FeCl3溶液和Na2CO3溶液混合错误写成：2Fe3 3CO32-=Fe2 （CO3）3↓，实际应为：2Fe3 3CO32- 3H2O=2Fe（OH）3↓ 3CO2↑。
e. 对复分解反应或氧化还原反应误作某些双水解反应。CuSO4溶液与Na2S溶液混合应写成：Cu2 S=CuS↓，而不应写为：Cu2 S2- 2H2O=Cu（OH）2↓ H2S↑；Fe3 与S2-反应应写为2Fe3 S2-=2Fe2 S↓，而不应写成3S2- 2Fe3 6H2O=3H2S↑ 2Fe（OH）3↓。
②一般化学反应的离子方程式
a. 反应原理错误：铁片溶于稀HCl：2Fe 6H =2Fe3 3H2↑（应生成Fe2 ）；金属镁在FeCl3溶液中3Mg 2Fe3 =2Fe 3Mg2 ，应写成3Mg 2Fe3 6H2O=3H2↑ 3Mg2 2Fe（OH）3↓。Cl2通入浓NaOH溶液：Cl2 2OH-=Cl- ClO- H2O应该写为3Cl2 6OH-=5Cl- ClO3- 3H2O。
b. 离子形式和分子形式书写不当。
c. 氧化还原反应中得失电子数不相等，或等号两边电荷总量不相等，或违背质量守恒定律等。
d. 忽视了反应物相对量对反应原理的影响：如过量铁与稀HNO3溶液反应不可写成：Fe 4H NO3-=Fe3 NO↑ 2H2O。
e. 非溶液反应误写离子方程式。如实验室用浓硫酸与食盐共热制HCl；实验室用氯化铵和氢氧化钙固体制取氨气；浓硫酸与Cu共热制SO2等反应都不能写成离子反应方程式。
f. 以偏概全。如稀H2SO4与Ba（OH）2溶液反应不能写成H OH-=H2O或SO42- Ba2 =BaSO4↓或H OH- SO42- Ba2 =BaSO4↓ H2O，应写成2H 2OH- SO42- Ba2 =BaSO4↓ 2H2O。
g. 忽视反应物浓度。铜与稀HNO3溶液反应错写成Cu 4H 2NO3-=Cu2 2NO2↑ 2H2O。
h. 不符合反应物的离子个数比。如过量Cl2与FeBr2溶液的反应错写成2Fe2 2Br- 2Cl2=2Fe3 Br2 4Cl-。应为2Fe3 4Br- 3Cl2=2Fe3 6Cl- 2Br2。
三、离子的共存问题
1. “不共存”情况归纳
①离子之间形成沉淀时不能大量共存：如Ba2 与CO32-，Ag 与Br-，Ca2 与SO42-等不能大量共存。
②生成氣体或挥发性物质：如NH4 与OH-，H 与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。
③生成难电离物质：如H 与CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-与NH4 因生成弱碱不能大量共存；H 与OH-生成水不能大量共存。
④离子之间发生双水解反应析出沉淀或者逸出气体时不能大量共存，如能水解的阳离子跟能水解的阴离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离子之间可以发生氧化还原反应时不能大量共存，如Fe3 和S2-、Fe3 和I-，酸性条件下NO3-、ClO-、MnO4-与Fe2 、S2-、HS-、I-、SO32-等不能大量共存。
⑥离子之间相互结合成络合离子时不能大量共存。如Fe3 和SCN-生成[Fe（SCN）]2 ，Ag 、NH4 、OH-生成[Ag （NH3）2] ，Fe3 与C6H5O-（H ）也络合等。
2. 离子在酸性或碱性溶液中存在情况的归纳
①某些弱碱的阳离子如Zn2 、Fe3 、Fe2 、Cu2 、Al3 、NH4 、Mg2 、Pb2 、Ag 等在水溶液发生水解，有OH-则促进水解生成弱碱或难溶的氢氧化物，故上述离子可和H （在酸性条件下）大量共存，不能和OH-（碱性条件下）大量共存。但是有NO3-存在时的酸性溶液，Fe2 等还原性离子不能与之共存。
②某些弱酸的酸式根离子如HCO3-、HS-等可和酸发生反应，由于本身是酸式根离子，又可与碱反应，故此类离子与H 和OH-都不能共存。
③某些弱酸的阴离子如CH3COO-、S2-、CO32-、PO43-、AlO2-、ZnO22-、SO2-、ClO-、F-、SiO32-等在水溶液发生水解，有H 则促进水解生成弱酸或弱酸的酸式根离子，故上述离子可和OH-（碱性条件下）大量共存，不能和H （酸性条件下）大量共存。
④强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子如Cl-、Br-、I-、NO3-、SO42-、K 、Na 等离子因为在水溶液中不发生水解，所以无论在碱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某些络合离子如[Ag（NH3）2] 的配位体NH3能和H 结合成NH4 ：[Ag（NH3）2] 2H =Ag 2NH4 ，所以它们只能存在于碱性溶液中，即可以与OH-共存，而不能和H 共存。
分析共存问题，还应考虑道题目附加条件的影响，如溶液的酸碱性，pH值，溶液的颜色，水的电离等情况。
【参考文献】
[1] 周若如. 高中化学中离子反应学习方法和意义分析[J]. 同行，2016（14）.
[2] 褚雪萍. 浅谈高中化学的离子反应[J]. 文理导航（中旬），2015（12）.
[3] 马亚楼. 质的分类、离子反应考点聚焦[J]. 高中数理化，2016（C2）.
【关 键 词】 高中化学；离子反应；教学
离子反应是高中化学的重点和难点，也是多年来高考的热点和必考点，本文将对离子反应一节进行归纳总结，并重点探讨离子反应方程式书写中可能出现的错误及离子共存问题。通过练习强化对离子反应的理解。
一、离子反应与发生的条件
1. 定义：有离子参加或有离子生成的反应属于离子反应。
2. 条件：①离子互换式的复分解必须满足复分解反应的相应条件，即反应中必须生成沉淀、气体或水等其他难电离的物质（弱电解质）。②氧化还原式需通过自发反应降低有关参加反应的离子的浓度。
3. 离子反应的类型
二、离子方程式
1. 定义：用实际参加反应的离子符号来表示的离子反应的式子。
2. 书写原则
①尊重反应事实：离子反应要符合客观事实，不可主观臆造一些不存在的化学反应。
②两配平：即两边原子及电荷数分别配平。
③符号正确：“？葑”“=”“→”“↑”“↓”等符号运用要符合实际。
④“拆”合理：哪类物质是否该拆写，如何拆写要合理。凡是难溶物、单质、氧化物、气体、弱酸、弱碱、水、非电解质都要保留成分子式。
⑤电子守恒：对于氧化还原反应中的离子方程式书写，还要氧化剂得到电子的数目和还原剂失去电子的数目相等。
3. 离子方程式书写的易错点
①水解离子方程式
a. 误用“↑”“↓”。单水解及不完全水解、不强烈的双水解不产生气体、沉淀。如FeCl3溶液的水解：Fe3 3H2O？葑Fe（OH）3↓ 3H ，应该“↓”为“（胶体）”更合适。
b. “？葑”“=”用错。一般用“？葑”，只有完全的水解反应用“=”，如Al2S3的水解用“=”。
c. 多元弱酸根的各步水解程度相差很大，应该分步书写。
d. 对某些双水解反应误作复分解反应。如FeCl3溶液和Na2CO3溶液混合错误写成：2Fe3 3CO32-=Fe2 （CO3）3↓，实际应为：2Fe3 3CO32- 3H2O=2Fe（OH）3↓ 3CO2↑。
e. 对复分解反应或氧化还原反应误作某些双水解反应。CuSO4溶液与Na2S溶液混合应写成：Cu2 S=CuS↓，而不应写为：Cu2 S2- 2H2O=Cu（OH）2↓ H2S↑；Fe3 与S2-反应应写为2Fe3 S2-=2Fe2 S↓，而不应写成3S2- 2Fe3 6H2O=3H2S↑ 2Fe（OH）3↓。
②一般化学反应的离子方程式
a. 反应原理错误：铁片溶于稀HCl：2Fe 6H =2Fe3 3H2↑（应生成Fe2 ）；金属镁在FeCl3溶液中3Mg 2Fe3 =2Fe 3Mg2 ，应写成3Mg 2Fe3 6H2O=3H2↑ 3Mg2 2Fe（OH）3↓。Cl2通入浓NaOH溶液：Cl2 2OH-=Cl- ClO- H2O应该写为3Cl2 6OH-=5Cl- ClO3- 3H2O。
b. 离子形式和分子形式书写不当。
c. 氧化还原反应中得失电子数不相等，或等号两边电荷总量不相等，或违背质量守恒定律等。
d. 忽视了反应物相对量对反应原理的影响：如过量铁与稀HNO3溶液反应不可写成：Fe 4H NO3-=Fe3 NO↑ 2H2O。
e. 非溶液反应误写离子方程式。如实验室用浓硫酸与食盐共热制HCl；实验室用氯化铵和氢氧化钙固体制取氨气；浓硫酸与Cu共热制SO2等反应都不能写成离子反应方程式。
f. 以偏概全。如稀H2SO4与Ba（OH）2溶液反应不能写成H OH-=H2O或SO42- Ba2 =BaSO4↓或H OH- SO42- Ba2 =BaSO4↓ H2O，应写成2H 2OH- SO42- Ba2 =BaSO4↓ 2H2O。
g. 忽视反应物浓度。铜与稀HNO3溶液反应错写成Cu 4H 2NO3-=Cu2 2NO2↑ 2H2O。
h. 不符合反应物的离子个数比。如过量Cl2与FeBr2溶液的反应错写成2Fe2 2Br- 2Cl2=2Fe3 Br2 4Cl-。应为2Fe3 4Br- 3Cl2=2Fe3 6Cl- 2Br2。
三、离子的共存问题
1. “不共存”情况归纳
①离子之间形成沉淀时不能大量共存：如Ba2 与CO32-，Ag 与Br-，Ca2 与SO42-等不能大量共存。
②生成氣体或挥发性物质：如NH4 与OH-，H 与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。
③生成难电离物质：如H 与CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-与NH4 因生成弱碱不能大量共存；H 与OH-生成水不能大量共存。
④离子之间发生双水解反应析出沉淀或者逸出气体时不能大量共存，如能水解的阳离子跟能水解的阴离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离子之间可以发生氧化还原反应时不能大量共存，如Fe3 和S2-、Fe3 和I-，酸性条件下NO3-、ClO-、MnO4-与Fe2 、S2-、HS-、I-、SO32-等不能大量共存。
⑥离子之间相互结合成络合离子时不能大量共存。如Fe3 和SCN-生成[Fe（SCN）]2 ，Ag 、NH4 、OH-生成[Ag （NH3）2] ，Fe3 与C6H5O-（H ）也络合等。
2. 离子在酸性或碱性溶液中存在情况的归纳
①某些弱碱的阳离子如Zn2 、Fe3 、Fe2 、Cu2 、Al3 、NH4 、Mg2 、Pb2 、Ag 等在水溶液发生水解，有OH-则促进水解生成弱碱或难溶的氢氧化物，故上述离子可和H （在酸性条件下）大量共存，不能和OH-（碱性条件下）大量共存。但是有NO3-存在时的酸性溶液，Fe2 等还原性离子不能与之共存。
②某些弱酸的酸式根离子如HCO3-、HS-等可和酸发生反应，由于本身是酸式根离子，又可与碱反应，故此类离子与H 和OH-都不能共存。
③某些弱酸的阴离子如CH3COO-、S2-、CO32-、PO43-、AlO2-、ZnO22-、SO2-、ClO-、F-、SiO32-等在水溶液发生水解，有H 则促进水解生成弱酸或弱酸的酸式根离子，故上述离子可和OH-（碱性条件下）大量共存，不能和H （酸性条件下）大量共存。
④强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子如Cl-、Br-、I-、NO3-、SO42-、K 、Na 等离子因为在水溶液中不发生水解，所以无论在碱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某些络合离子如[Ag（NH3）2] 的配位体NH3能和H 结合成NH4 ：[Ag（NH3）2] 2H =Ag 2NH4 ，所以它们只能存在于碱性溶液中，即可以与OH-共存，而不能和H 共存。
分析共存问题，还应考虑道题目附加条件的影响，如溶液的酸碱性，pH值，溶液的颜色，水的电离等情况。
【参考文献】
[1] 周若如. 高中化学中离子反应学习方法和意义分析[J]. 同行，2016（14）.
[2] 褚雪萍. 浅谈高中化学的离子反应[J]. 文理导航（中旬），2015（12）.
[3] 马亚楼. 质的分类、离子反应考点聚焦[J]. 高中数理化，2016（C2）.