离子反应思维导图高一

# 《离子反应思维导图高一》

## I. 离子反应概念总览

*   **定义：** 有离子参加或产生的化学反应。
*   **本质：** 溶液中离子浓度的减少。
*   **特点：**
    *   反应物、生成物至少有一种是离子。
    *   离子浓度发生改变（浓度减少是关键）。
*   **分类：**
    *   **复分解反应型离子反应：** 酸碱中和、盐盐反应、盐碱反应等。
    *   **氧化还原反应型离子反应：** 金属与酸反应、金属与盐溶液反应、非金属与强碱反应等。
    *   **其他型离子反应：** 络合反应、水解反应等（高中阶段较少涉及）。

## II. 离子反应发生的条件 (重点)

*   **生成难溶物质：** 形成沉淀，例如 BaSO₄、AgCl、CaCO₃ 等。
    *   **记忆口诀：** 银氯气钡硫酸钙氟镁沉淀（AgCl↓、BaSO₄↓、CaCO₃↓、CaF₂↓、Mg(OH)₂↓等常见难溶盐）。
*   **生成难电离物质：**
    *   **弱酸：** CH₃COOH、H₂CO₃、H₂S 等。
    *   **弱碱：** NH₃·H₂O、Fe(OH)₃、Cu(OH)₂ 等。
    *   **水：** H₂O。
*   **生成气体：** 形成挥发性物质，如 CO₂、SO₂、H₂S、NH₃ 等。
*   **氧化还原反应：**
    *   必须有氧化剂和还原剂。
    *   遵循氧化还原反应规律：得失电子守恒、电荷守恒、质量守恒。
    *   氧化性强的物质氧化性强，还原性强的物质还原性强。

## III. 离子方程式的书写规则 (关键)

*   **“写”：** 写出正确的化学方程式。
*   **“拆”：** 将易溶于水且易电离的物质拆成离子形式（重点对象：强酸、强碱、可溶性盐）。难溶物质、难电离物质、气体、氧化物、单质、络合物等仍用化学式表示。
    *   **注意：** 多原子离子的整体性，不能拆分。
    *   **常见需要拆分的物质：**
        *   强酸：HCl、H₂SO₄、HNO₃、HClO₄ 等。
        *   强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)₂、Ca(OH)₂ 等（注意Ca(OH)₂微溶，但书写离子方程式时通常拆分）。
        *   可溶性盐：NaCl、K₂SO₄、CuSO₄、FeCl₃ 等。
*   **“删”：** 删去方程式两边未参加反应的离子（即“旁观离子”）。
*   **“查”：** 检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等（遵循质量守恒和电荷守恒）。
    *   **注意：** 配平系数要保证电荷守恒和原子个数守恒。
*   **“标”：** 标注必要的符号，如 “↑”（气体）、“↓”（沉淀）、“浓”、“稀”等，特别是反应条件（加热、光照等）。
*   **特殊情况：**
    *   多元弱酸的分步电离：离子方程式中通常只写第一步电离。例如，H₂S与NaOH反应，少量NaOH：H₂S + OH⁻ = HS⁻ + H₂O；过量NaOH：H₂S + 2OH⁻ = S²⁻ + 2H₂O。
    *   微溶物质：根据反应情况判断是否拆分。如果微溶物作为反应物溶解，则需要拆分；如果作为生成物析出，则不拆分。

## IV. 离子方程式的正误判断

*   **依据：**
    *   **客观事实：** 离子反应是否真实发生，反应物和生成物是否正确。
    *   **质量守恒：** 原子个数是否守恒。
    *   **电荷守恒：** 离子方程式两边电荷总数是否相等。
    *   **“拆”的正确性：** 是否正确拆分易溶于水且易电离的物质。
    *   **“删”的正确性：** 是否正确删去未参加反应的离子。
    *   **比例关系：** 反应物的用量比例是否正确。

*   **常见错误类型：**
    *   **不符合客观事实：** 反应不能发生，却写出了离子方程式。
    *   **化学式或离子符号错误：** 例如，漏写电荷，错写化学式等。
    *   **未拆分或错误拆分：** 该拆分的未拆分，不该拆分的拆分了。
    *   **电荷不守恒：** 离子方程式两边的电荷总数不相等。
    *   **配平错误：** 原子个数不相等，或电荷不守恒导致系数错误。
    *   **漏写沉淀、气体符号：** 没有标注“↓”或“↑”。
    *   **可逆反应用“=”代替“⇌”：** 强电解质的电离用“=”，弱电解质的电离用“⇌”。离子反应的书写，若无特殊说明，均用“=”。
    *   **忽略反应物用量比例：** 不同比例的反应物，反应产物可能不同，导致离子方程式错误。

## V. 离子共存问题

*   **判断依据：** 在同一溶液中，若离子间发生反应，则不能大量共存。
*   **常见不能大量共存的情况：**
    *   **生成沉淀：** 如 Ag⁺ 与 Cl⁻、SO₄²⁻ 与 Ba²⁺、Ca²⁺ 与 CO₃²⁻、Cu²⁺ 与 OH⁻ 等。
    *   **生成气体：** 如 H⁺ 与 CO₃²⁻、H⁺ 与 SO₃²⁻ 等。
    *   **生成难电离物质（弱酸、弱碱、水）：** 如 H⁺ 与 OH⁻、H⁺ 与 CH₃COO⁻、NH₄⁺ 与 OH⁻ 等。
    *   **发生氧化还原反应：** 如 Fe²⁺ 与 ClO⁻、Fe²⁺ 与 NO₃⁻ (酸性条件下)、S²⁻与Fe³⁺等。
    *   **发生络合反应：** 如 Fe³⁺ 与 SCN⁻ 等。 (高中阶段一般不涉及)
*   **附加条件的影响：**
    *   **酸性条件：** 注意H⁺的存在，考虑离子是否与H⁺反应。
    *   **碱性条件：** 注意OH⁻的存在，考虑离子是否与OH⁻反应。
    *   **指定离子存在：** 例如，有大量Cl⁻存在，则不能有Ag⁺；有大量H⁺存在，则不能有CO₃²⁻等。
*   **隐含条件：**
    *   **“无色透明溶液”：** 排除了有色离子，如 Cu²⁺ (蓝色)、Fe²⁺ (浅绿色)、Fe³⁺ (黄色)、MnO₄⁻ (紫色)等。
    *   **“酸性溶液”：** 说明有大量H⁺存在。
    *   **“碱性溶液”：** 说明有大量OH⁻存在。

## VI. 应用

*   **定量计算：** 利用离子方程式进行相关物质的量的计算。
*   **实验方案设计：** 利用离子反应的原理设计实验方案，例如，除杂、制备物质等。
*   **解释现象：** 运用离子反应原理分析和解释实验现象，例如，沉淀的溶解、气体的生成等。

此思维导图涵盖了高一阶段离子反应的主要内容，希望能够帮助理解和掌握相关知识点。

# 《离子反应思维导图高一》 ## I. 离子反应概念总览 * **定义：** 有离子参加或产生的化学反应。 * **本质：** 溶液中离子浓度的减少。 * **特点：** * 反应物、生成物至少有一种是离子。 * 离子浓度发生改变（浓度减少是关键）。 * **分类：** * **复分解反应型离子反应：** 酸碱中和、盐盐反应、盐碱反应等。 * **氧化还原反应型离子反应：** 金属与酸反应、金属与盐溶液反应、非金属与强碱反应等。 * **其他型离子反应：** 络合反应、水解反应等（高中阶段较少涉及）。 ## II. 离子反应发生的条件 (重点) * **生成难溶物质：** 形成沉淀，例如 BaSO₄、AgCl、CaCO₃ 等。 * **记忆口诀：** 银氯气钡硫酸钙氟镁沉淀（AgCl↓、BaSO₄↓、CaCO₃↓、CaF₂↓、Mg(OH)₂↓等常见难溶盐）。 * **生成难电离物质：** * **弱酸：** CH₃COOH、H₂CO₃、H₂S 等。 * **弱碱：** NH₃·H₂O、Fe(OH)₃、Cu(OH)₂ 等。 * **水：** H₂O。 * **生成气体：** 形成挥发性物质，如 CO₂、SO₂、H₂S、NH₃ 等。 * **氧化还原反应：** * 必须有氧化剂和还原剂。 * 遵循氧化还原反应规律：得失电子守恒、电荷守恒、质量守恒。 * 氧化性强的物质氧化性强，还原性强的物质还原性强。 ## III. 离子方程式的书写规则 (关键) * **“写”：** 写出正确的化学方程式。 * **“拆”：** 将易溶于水且易电离的物质拆成离子形式（重点对象：强酸、强碱、可溶性盐）。难溶物质、难电离物质、气体、氧化物、单质、络合物等仍用化学式表示。 * **注意：** 多原子离子的整体性，不能拆分。 * **常见需要拆分的物质：** * 强酸：HCl、H₂SO₄、HNO₃、HClO₄ 等。 * 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)₂、Ca(OH)₂ 等（注意Ca(OH)₂微溶，但书写离子方程式时通常拆分）。 * 可溶性盐：NaCl、K₂SO₄、CuSO₄、FeCl₃ 等。 * **“删”：** 删去方程式两边未参加反应的离子（即“旁观离子”）。 * **“查”：** 检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等（遵循质量守恒和电荷守恒）。 * **注意：** 配平系数要保证电荷守恒和原子个数守恒。 * **“标”：** 标注必要的符号，如 “↑”（气体）、“↓”（沉淀）、“浓”、“稀”等，特别是反应条件（加热、光照等）。 * **特殊情况：** * 多元弱酸的分步电离：离子方程式中通常只写第一步电离。例如，H₂S与NaOH反应，少量NaOH：H₂S + OH⁻ = HS⁻ + H₂O；过量NaOH：H₂S + 2OH⁻ = S²⁻ + 2H₂O。 * 微溶物质：根据反应情况判断是否拆分。如果微溶物作为反应物溶解，则需要拆分；如果作为生成物析出，则不拆分。 ## IV. 离子方程式的正误判断 * **依据：** * **客观事实：** 离子反应是否真实发生，反应物和生成物是否正确。 * **质量守恒：** 原子个数是否守恒。 * **电荷守恒：** 离子方程式两边电荷总数是否相等。 * **“拆”的正确性：** 是否正确拆分易溶于水且易电离的物质。 * **“删”的正确性：** 是否正确删去未参加反应的离子。 * **比例关系：** 反应物的用量比例是否正确。 * **常见错误类型：** * **不符合客观事实：** 反应不能发生，却写出了离子方程式。 * **化学式或离子符号错误：** 例如，漏写电荷，错写化学式等。 * **未拆分或错误拆分：** 该拆分的未拆分，不该拆分的拆分了。 * **电荷不守恒：** 离子方程式两边的电荷总数不相等。 * **配平错误：** 原子个数不相等，或电荷不守恒导致系数错误。 * **漏写沉淀、气体符号：** 没有标注“↓”或“↑”。 * **可逆反应用“=”代替“⇌”：** 强电解质的电离用“=”，弱电解质的电离用“⇌”。离子反应的书写，若无特殊说明，均用“=”。 * **忽略反应物用量比例：** 不同比例的反应物，反应产物可能不同，导致离子方程式错误。 ## V. 离子共存问题 * **判断依据：** 在同一溶液中，若离子间发生反应，则不能大量共存。 * **常见不能大量共存的情况：** * **生成沉淀：** 如 Ag⁺ 与 Cl⁻、SO₄²⁻ 与 Ba²⁺、Ca²⁺ 与 CO₃²⁻、Cu²⁺ 与 OH⁻ 等。 * **生成气体：** 如 H⁺ 与 CO₃²⁻、H⁺ 与 SO₃²⁻ 等。 * **生成难电离物质（弱酸、弱碱、水）：** 如 H⁺ 与 OH⁻、H⁺ 与 CH₃COO⁻、NH₄⁺ 与 OH⁻ 等。 * **发生氧化还原反应：** 如 Fe²⁺ 与 ClO⁻、Fe²⁺ 与 NO₃⁻ (酸性条件下)、S²⁻与Fe³⁺等。 * **发生络合反应：** 如 Fe³⁺ 与 SCN⁻ 等。 (高中阶段一般不涉及) * **附加条件的影响：** * **酸性条件：** 注意H⁺的存在，考虑离子是否与H⁺反应。 * **碱性条件：** 注意OH⁻的存在，考虑离子是否与OH⁻反应。 * **指定离子存在：** 例如，有大量Cl⁻存在，则不能有Ag⁺；有大量H⁺存在，则不能有CO₃²⁻等。 * **隐含条件：** * **“无色透明溶液”：** 排除了有色离子，如 Cu²⁺ (蓝色)、Fe²⁺ (浅绿色)、Fe³⁺ (黄色)、MnO₄⁻ (紫色)等。 * **“酸性溶液”：** 说明有大量H⁺存在。 * **“碱性溶液”：** 说明有大量OH⁻存在。 ## VI. 应用 * **定量计算：** 利用离子方程式进行相关物质的量的计算。 * **实验方案设计：** 利用离子反应的原理设计实验方案，例如，除杂、制备物质等。 * **解释现象：** 运用离子反应原理分析和解释实验现象，例如，沉淀的溶解、气体的生成等。此思维导图涵盖了高一阶段离子反应的主要内容，希望能够帮助理解和掌握相关知识点。

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