二、基本理論,(一)離子方程式正誤的判斷
1.看離子反應(yīng)是否符合客觀事實(shí),不可主觀臆造產(chǎn)物及反應(yīng),如Fe與鹽酸的反應(yīng)為Fe+2H+===Fe2++H2↑,不能寫成2Fe+6H+===2Fe3++3H2↑。
2.看“===”“??”“↑”“↓”等是否正確。
3.看表示各物質(zhì)的化學(xué)式是否正確。例如,HCO3不能寫成CO23+H+,HSO4通常應(yīng)寫成SO24+H+等。
4.看是否漏掉離子反應(yīng)。例如,Ba(OH)2溶液與CuSO4溶液反應(yīng),既要寫B(tài)a2+與SO24的離子反應(yīng),又要寫Cu2+與OH-的離子反應(yīng)。
5.看電荷是否守恒。例如,FeCl2溶液與Cl2反應(yīng),不能寫成Fe3++Cl2===Fe2++2Cl-,而應(yīng)寫成2Fe2++Cl2===2Fe3++2Cl-,同時(shí)兩邊各元素原子數(shù)也應(yīng)相等。
6.看反應(yīng)物或產(chǎn)物的配比是否正確。例如,稀H2SO4與Ba(OH)2,溶液反應(yīng)不能寫成H++OH-+SO24+Ba2+===BaSO4↓+H2O,應(yīng)寫成2H++2OH-+SO24+Ba2+===BaSO4↓+2H2O。
7.看是否符合題設(shè)條件及要求,如“過量”“少量”“等物質(zhì)的量”“適量”“任意量”以及滴加順序等對反應(yīng)方式或產(chǎn)物的影響。
8.看是否發(fā)生氧化還原反應(yīng)。具有強(qiáng)氧化性的粒子與強(qiáng)還原性的粒子相遇時(shí),首先要考慮氧化還原反應(yīng),不能只簡單地考慮復(fù)分解反應(yīng)。
(二)判斷溶液中離子能否大量共存的幾種方法
溶液中離子是否大量共存,歸納起來就是一句話,即:一色二性三特四反應(yīng)。
1.“一色”:即溶液顏色。若限定溶液無色,則Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4等有色離子不能存在。
2.“二性”:即溶液的酸性和堿性。在強(qiáng)酸性溶液中,OH-和弱酸根離子(CO23、SO23、S2-、CH3COO-等)不能大量共存;在強(qiáng)堿性溶液中,H+和弱堿陽離子(如NH4、Fe2+、Cu2+、Mg2+、Pb2+等)均不能大量共存;弱酸酸式根離子(HCO、HSO、HS-、H2PO4、HPO24等)在強(qiáng)酸性或強(qiáng)堿性溶液中均不能大量共存。
3.“三特”:指三種特殊情況。(1)AlO2與HCO3不能大量共存(AlO2+HCO3+H2O===Al(OH)3↓+CO23);(2)“NO3+H+”和“ClO-”等代表的是強(qiáng)氧化性,能與S2-、HS-、Fe2+、I-等發(fā)生氧化還原反應(yīng),所以不能大量共存;(3)NH4與CH3COO-、CO23,Mg2+與HCO等組合中,雖然存在弱的雙水解,但因水解程度很小,在溶液中它們?nèi)匀豢梢源罅抗泊妗?/p>
4.“四反應(yīng)”:指的是離子間通常進(jìn)行的四種反應(yīng)類型。復(fù)分解型離子反應(yīng),如Ag+和Cl-、Cu2+和OH-等不能大量共存;氧化還原型離子反應(yīng),如Fe3+與I-,H+、NO3與Fe2+等不能共存;雙水解型離子反應(yīng),如Fe3+、Al3+與CO23、HCO3、S2-等不能共存;絡(luò)合型離子反應(yīng),如Fe3+與SCN-等不能共存。
(三)元素的金屬性和非金屬性判斷依據(jù)
1.元素的金屬性強(qiáng)弱的判斷
(1)與水或酸反應(yīng)置換出氫的能力;
(2)最高價(jià)氧化物對應(yīng)的水化物的堿性強(qiáng)弱;
(3)相互之間置換反應(yīng);
(4)原電池中正負(fù)極判斷,較活潑者為負(fù)極;
(5)金屬陽離子的氧化性強(qiáng)弱。
2.元素非金屬性判斷
(1)單質(zhì)與氫氣化合難易,以及生成氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性;
(2)最高價(jià)氧化物對應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱;
(3)相互之間置換反應(yīng);
(4)非金屬陰離子的還原性強(qiáng)弱。
(四)微粒半徑大小比較
1.同周期元素的原子或最高價(jià)陽離子半徑從左到右逐漸減小(稀有氣體除外)
如:NaAlNa+Al3+。
2.同主族元素的原子或離子半徑從上到下逐漸增大
如:LiOLi+K+;F-Br-。
3.電子層結(jié)構(gòu)相同(核外電子排布相同)的離子半徑(包括陰、陽離子)隨核電荷數(shù)增加而減小
如:Na+、Mg2+、Al3+、F-、O2-的離子半徑大小為O2-Na+Al3+(上一周期元素形成的陰離子與下一周期元素形成的陽離子有此規(guī)律)。
4.核電荷數(shù)相同(即同種元素)形成的粒子半徑大小為:
陽離子中性原子陰離子,價(jià)態(tài)越高的粒子半徑越小,如Fe3+Fe,ClCl-,H+H-。
(五)常見元素化合價(jià)的一般規(guī)律
1.金屬元素?zé)o負(fù)價(jià)。因?yàn)榻饘僭刈钔鈱与娮訑?shù)目少,易失去電子變?yōu)榉�(wěn)定結(jié)構(gòu),故金屬無負(fù)價(jià),除零價(jià)外,在反應(yīng)中只顯正價(jià)。
2.氟無正價(jià),氧無最高正價(jià)。氟、氧得電子能力特別強(qiáng),尤其是氟元素,只能奪取電子而成為穩(wěn)定結(jié)構(gòu),除零價(jià)外,只顯負(fù)價(jià)。氧只跟氟結(jié)合時(shí),才顯正價(jià),如在OF2中氧呈+2價(jià)。
3.在1~20號元素中,除O、F外,元素的最高正價(jià)等于最外層電子數(shù);元素的最低負(fù)價(jià)與最高正價(jià)的關(guān)系為:最高正價(jià)+|最低負(fù)價(jià)|=8。
既有正價(jià)又有負(fù)價(jià)的元素一定是非金屬元素;所有元素都有零價(jià)。
4.除個(gè)別元素外(如氮元素),原子序數(shù)為奇數(shù)的元素,其化合價(jià)也常見奇數(shù)價(jià),原子序數(shù)為偶數(shù)的元素,其化合價(jià)也常呈偶數(shù)價(jià),即價(jià)奇序奇,價(jià)偶序偶。
若原子的最外層電子數(shù)為奇數(shù)(m),則元素的正常化合價(jià)為一系列連續(xù)的奇數(shù),從+1到+m,若出現(xiàn)偶數(shù)則為非正�；蟽r(jià),其氧化物是不成鹽氧化物,例如NO2、NO;若原子的最外層電子數(shù)為偶數(shù)(m),則正�；蟽r(jià)為一系列連續(xù)的偶數(shù),從-2價(jià)到+m。例如:、、。
(六)分子極性的判斷規(guī)律
1.只含有非極性鍵的單質(zhì)分子是非極性分子。
2.含有極性鍵的雙原子化合物分子都是極性分子。
3.含有極性鍵的多原子分子,空間結(jié)構(gòu)對稱的是非極性分子;空間結(jié)構(gòu)不對稱的為極性分子。
注意:判斷ABn型分子可參考使用以下經(jīng)驗(yàn)規(guī)律:①若中心原子A的化合價(jià)的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù),則為非極性分子,若不等則為極性分子;②若中心原子有孤對電子(未參與成鍵的電子對)則為極性分子,若無孤對電子則為非極性分子。
(七)等效平衡規(guī)律
1.在恒溫、恒容條件下,對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)只改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量,通過可逆反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相同,則兩平衡等效。
2.在恒溫恒容情況下,對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng),只改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量,通過可逆反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比換算成同一半邊的物質(zhì),只要物質(zhì)的量的比值與原平衡相同,則兩平衡等效。
3.在恒溫恒壓下,改變起始時(shí)加入物質(zhì)的量,只要按化學(xué)計(jì)量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同,則達(dá)平衡后與原平衡等效。
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