掌握核心知識，破解離子反應（下）

馮存良

1.離子推斷依據的基本“四項原則”

（1）肯定原則：根據實驗現象，推出肯定存在或肯定不存在的離子。

（2）互斥原則：相互反應的離子不能大量共存。

①根據“互斥原則”，若推出溶液中已存在某離子，那么能與該離子反應的離子不能大量存在。

②可以根據“互斥原則”，先確定離子間的組合，這樣可以大大減少思維量。例如Ag+組成的鹽只能為AgNO3，碳酸鹽只能為Na2CO3、K2CO3、（NH4）2CO3等。

（3）進出原則：加入試劑時帶入（“進”）的離子和發生反應時消耗（“出”）的離子，對后續實驗是否有影響。

（4）守恒原則：溶液中電荷守恒。

2.常見錯誤及原因分析

（1）離子反應誤判

①實驗室制氨氣：Ca（OH）2+2NH+4Ca2++2NH3↑+ 2H2O（×）

②銅和濃硫酸加熱反應：Cu+2H2SO4（濃）Cu2++ SO42-+ SO2↑+2H2O（×）

分析：反應①不是在水溶液中進行的，反應②中濃H2SO4有強吸水性，各反應物和生成物不電離，因此均不能寫成離子反應方程式。

（2）違背客觀事實

①Fe2O3與氫碘酸反應：Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O（×）

分析：忽視了Fe3+與I-發生氧化還原反應。

②Mg（HCO3）2與過量NaOH溶液反應：Mg2++2HCO-3+ 2OH-=MgCO3↓+CO32-+2H2O（×）

分析：在過量NaOH溶液中Mg2+應生成溶解度更小的Mg（OH）2沉淀而不是MgCO3沉淀。

③次氯酸鈣溶液中通入少量二氧化硫：Ca2++2ClO-+ H2O+SO2=CaSO3↓+2HClO（×）

分析：CaSO3在HClO中將被氧化成CaSO4。

（3）違反守恒定律

FeCl2溶液中通入Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-（×）

分析：電子得失不相等，離子電荷不守恒。

（4）不辨強弱電解質

①NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-（×）

分析：誤認為HI是弱酸。

②電解AgF溶液：4Ag++2H2O4Ag+O2↑+4H+（×）

分析：HF是弱酸，沒有考慮F-與H+的反應。

（5）忽視反應物的用量

①澄清石灰水與少量小蘇打溶液混合：Ca2++2OH-+2HCO-3 =CaCO3↓+CO32-+2H2O（×）（正確：Ca2++OH-+HCO-3= CaCO3↓+2H2O）

分析：應抓住不足的反應物（該反應物全部參加了反應）的用量進行討論。設NaHCO3為1 mol，則需要1 mol OH-生成1 mol CO32-，而1 mol CO32-又需要1 mol Ca2+生成CaCO3沉淀。另外，小蘇打溶液與少量澄清石灰水反應：2HCO-3+Ca2++2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O。

②氨水中加入少量硝酸銀溶液：Ag++NH3·H2O= AgOH↓+NH+4（×）

分析：AgOH會繼續與NH3·H2O作用生成Ag（NH3）2OH。

（6）違背物質中陰、陽離子配比

H2SO4溶液中加入Ba（OH）2溶液：Ba2++OH-+H++SO42-= BaSO4↓+H2O（×）（正確：Ba2++2OH-+2H++SO42-= BaSO4↓ +2H2O）

分析：H2SO4電離出的H+和SO42-個數之比為2∶1，Ba（OH）2電離出的Ba2+和OH-個數之比為1∶2。

（7）微溶物處理不當

石灰乳中加入鹽酸溶液：H++OH-=H2O（×）

分析：微溶物作為反應物，若為乳狀物，則寫化學式，若為澄清溶液，則拆成離子形式。

（8）漏寫反應條件

電解飽和食鹽水：2Cl-+2H2O===H2↑+Cl2↑+2OH-（×）

分析：“電解”反應條件不能丟！

（9）運用“=”“”“↑”“↓”符號不當

Al3++3H2O=Al（OH）3↓+3H+（×）

分析：鹽的水解一般是可逆的，不能用“=”;Al（OH）3量少，故不能用“↓”。