本专题主要介绍了离子反应和镁的提取两部分内容。离子反应是指有离子参加或有离子生成的化学反应，离子反应是一类重要的化学反应，它揭示了电解质在溶液中反应的实质。离子反应可以用离子反应方程式表示。镁是制取多种合金的重要材料。我们可以从海水中进行提取。

　　【重点难点】
　　重点：
　　1、强电解质和弱电解质的判断；
　　2、离子反应和离子方程式，离子在溶液中的共存问题；
　　3、从海水中如何提取镁。
　　难点：
　　离子反应方程式的书写及正误判断

【知识讲解】
　　一、电解质
　　1、电解质和非电解质
　　在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物叫电解质。而在水溶液或熔化状态下都不能导电的化合物叫非电解质。
　　电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解质，也不是非电解质。酸、碱及大多数盐均属于电解质。

　　 2、强弱电解质
　　有些电解质在水溶液中或熔化状态下能全部电离为离子，则为强电解质。如强酸、强碱及大多数盐属于强电解质。
　　而有些电解质在水溶液中或熔化状态下只能部分电离为离子，称为弱电解质。如弱酸、弱碱、水均属于弱电解质。
　　常见强酸有：H₂SO₄、HNO₃、HCl、HBr、HI 。
　　常见强碱有：KOH、NaOH、Ba(OH)₂、Ca(OH)₂。
　　常见弱酸有：HF、HClO、CH₃COOH 、H₂S、H₂SO₃、H₂CO₃、H₂SiO₃、H₃PO₄。
　　常见弱碱有：NH₃· H₂O、难溶性碱 。

　　3、关于电解质的一些说明
　　(1)、有些化合物的水溶液能导电，如二氧化碳水溶液，但其导电的根本原因不是CO₂本身发生电离产生离子所致，而是CO₂与水反应生成的H₂CO₃发生了电离，所以CO₂是非电解质，H₂CO₃才是电解质。
　　(2) 、有些化合物水溶液不能导电，如BaSO₄、AgCl溶液等，是因为它们的溶解度很小，其水溶液测不出导电性，但溶解的部分能完全电离，而且在熔化状态下，它们也能完全电离，所以BaSO₄和AgCl等难溶盐是电解质。

　　4、要区分溶液的导电性强弱与强、弱电解质的关系。
　　溶液的导电性强弱是由溶液中自由移动的离子浓度及离子所带电荷决定的，即离子浓度越大，离子所带电荷越多，则溶液的导电性越强，反之导电性弱。因此，强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强，如：BaSO₄是强电解质，由于其难溶于水，溶液中离子浓度很小，几乎不导电，其溶液的导电性就比一定浓度的弱电解质CH₃COOH溶液的导电性弱。但同浓度、同温度时，强电解质溶液的导电性一定要比弱电解质溶液的导电性强。
　　电解质的强弱是根据在水溶液或熔化状态下电离程度决定的，在水溶液中溶解的部分完全电离或熔化状态下完全电离，则这种化合物为强电解质，反之仅部分电离的为弱电解质。

　　二、离子反应、离子方程式
　　1、离子反应
　　离子反应是指有离子参加或有离子生成的化学反应。

　　2、离子方程式
　　用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式。
　　例如：在NaOH溶液中存在有Na⁺、OH^-，而HCl溶液中有H⁺、Cl^-，当向 NaOH 溶液中加入HCl，发生下述反应：NaOH＋HCl＝NaCl＋H₂O ，因为 NaCl 在水溶液中仍以离子形式存在，故实际上参加反应的离子只H⁺和OH^-，离子方程式应为H⁺＋OH^-＝H₂O 。
　　又如：BaCl₂＋Na₂SO₄＝BaSO₄↓＋2NaCl，其离子方程式为：Ba²⁺＋SO₄^2-＝BaSO₄↓。

　　3、离子方程式书写步骤(以H₂SO₄与 Ba(OH)₂反应为例说明)
　　①写出并配平反应的化学方程式：
　　H₂SO₄＋Ba(OH)₂＝BaSO₄↓＋2H₂O
　　②把易溶于水的强电解质 ( 即易溶于水且在水中完全电离的电解质 ) 拆成离子形式，其他仍以分子形式书写：
　　2H⁺＋SO₄^2-＋Ba²⁺＋2OH^-＝BaSO₄↓＋2H₂O
　　③删去两边未参加反应的离子：该反应中所有离子均参加反应，注意不能漏写
　　④检查式子左右两边：原子是否守恒，净电荷数是否守恒，电子得失是否守恒，有没有漏写↑、↓、反应条件等。

　　4、离子方程式的书写规则
　　(1)、在离子方程式书写时，同时符合“易溶于水”和“完全电离”两个条件的强电解质拆开写成离子形式，其他(包括难电离物质、难溶物、单质和氧化物及所有气体)一律写化学式 。
　　(2)、在离子方程式中，微溶物(如Ca(OH)₂、CaSO₄、Ag₂SO₄、MgCO₃等)写成离子形式还是写成化学式，要具体问题具体分析
　　①微溶物在生成物中要写成化学式。
　　②微溶物在反应物中如果以溶液形式存在(浓度小，如澄清石灰水)，要写成离子形式；如果以悬浊液形式存在(浓度大，如石灰乳)，要写成化学式。
　　(3)、酸式盐的写法
　　在离子方程式中的酸式盐，如果是强酸的酸式酸根，要拆写成离子形式，如HSO₄^-要写成H⁺和SO₄^2-；如果是弱酸的酸式酸根则不能拆开写，如 HCO₃^- 、HSO₃^-、HS^-、H₂PO₄^-等均不能拆开写。
　　(4)、不是熔融状态下固体间发生的反应和有浓硫酸参加的反应不能写成离子方程式 。
　　如实验室制NH₃：
　　Ca(OH)₂(s)＋2NH₄Cl(s)    CaCl₂＋2H₂O＋2NH₃↑ 
                    
　

　实验室制 HCl ：
　　NaCl(s)＋H₂SO₄(浓) NaHSO₄＋HCl↑
　　均不能写成离子方程式。
　　(5)、离子反应方程式中系数处理
　　方程式两边各物质前的系数含有公约数可以消掉，例如：Ba(OH)₂＋2HCl＝BaCl₂＋2H₂O写成离子形式为：2H⁺＋2OH^-＝2H₂O ，“2”可以去掉，离子方程式为：H⁺＋OH^-＝H₂O。
　　只有部分物质的系数有公约数则不能去掉。
　　例如：Ba(OH)₂＋H₂SO₄＝BaSO₄↓＋2H₂O，
　　其离子方程式为： Ba²⁺＋ 2OH^-＋2H⁺＋SO₄^2-＝BaSO₄↓＋2H₂O，
　　不能写成：Ba²⁺＋OH^-＋H⁺＋SO₄^2-＝BaSO₄↓＋H₂O

　　5、判断离子方程式书写是否正确的方法
　　必须考虑以下五条原则：
　　(1)、依据物质反应的客观事实。
　　释例：铁与稀盐酸反应：
　　2Fe＋6H⁺＝2Fe³⁺＋3H₂↑(错误)，正确的是：Fe＋2H⁺＝Fe²⁺＋H₂↑。
　　(2)、必须遵守质量守恒定律。
　　释例：Cl₂＋ I^-＝Cl^-＋I₂(错误)，正确的是：Cl₂＋2I^-＝2Cl^-＋I₂。
　　(3) 、必须遵守电荷平衡原理。
　　释例：氯气通入FeCl₂溶液中：Fe²⁺＋Cl₂＝Fe³⁺＋2Cl^-(错误) ，正确的是：2Fe²⁺＋Cl₂＝2Fe³⁺＋2Cl^-。
　　(4) 氧化还原反应还必须遵守得失电子守恒原理，应注意判断氧化剂和还原剂转移电子数是否配平。
　　(5)、必须遵循定组成原理 ( 即物质中阴、阳离子组成固定 ).
　　释例：Ba(OH)₂溶液和稀H₂SO₄混合：Ba＋OH^-＋H⁺＋SO₄^2-＝BaSO₄↓＋H₂O(错误)，正确的是：Ba²⁺＋2OH^-＋SO₄^2-＋2H⁺＝BaSO₄↓＋2H₂O.

　　6、离子方程式的意义
　　离子方程式较化学方程式更能突出表现反应的实质，不同物质间的反应其实质可能是一样的，例如：NaOH＋HCl＝NaCl＋H₂O，2KOH＋H₂SO₄＝K₂SO₄＋2H₂O，NaOH＋HNO₃＝NaNO₃＋H₂O，其反应实质均是H⁺＋OH^-＝H₂O。由此可知离子方程式代表的不仅是某一个反应，还可以表示某一类反应。
　　根据离子方程式表示某一类反应，可以将离子方程式改写成化学方程式。
　　例如：2H⁺＋CO₃^2-＝H₂O＋CO₂↑，该反应代表的是强酸和可溶性碳酸盐生成可溶性盐及水和CO₂的一类反应。符合该离子方程式的化学反应有：2HCl＋Na₂CO₃＝2NaCl＋H₂O＋CO₂↑，2HNO₃＋K₂CO₃＝2KNO₃＋H₂O＋CO₂↑等，即酸应为强酸如H₂SO₄、HNO₃、HCl，而反应物中的盐应为可溶性的碳酸盐，如钾盐、钠盐等。

　　7、离子反应发生的条件
　　若离子之间的反应是两种电解质在溶液中相互交换离子，这类反应发生的条件是：
　　(1)、生成难溶物质；
　　(2)、生成难电离物质(弱酸、弱碱、水)；
　　(3)、生成挥发性物质(如CO₂、HCl等)
　　若离子反应属于氧化还原反应，则遵循氧化还原反应规律进行。
　　根据离子反应发生条件不仅能判断反应能否发生，而且可以判断离子间是否可以大量共存。
　　8、离子能否大量共存的判断
　　所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
　　同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子之间便不能在溶液中大量共存。
　　(1)、生成难溶物或微溶物：如Ba²⁺与CO₃^2-、Ag⁺与Br^-、Ca²⁺与SO₄^2-、OH^-与Cu²⁺等不能大量共存。
　　(2)、生成气体或挥发性物质：如NH₄⁺与OH^- 、H⁺与CO₃^2-、HCO₃^-、S^2-、HSO₃^-、SO₃^2-等不能大量共存。
　　(3)、生成难电离的物质：如H⁺与CO₃^2-、S^2-、SO₃^2-、F^-、ClO^-等生成弱酸；OH^-与NH₄⁺、Cu²⁺等生成弱碱；H⁺与OH^-生成水，这些离子不能大量共存 .
　　(4)、发生氧化还原反应：氧化性离子(如Fe³⁺、NO₃^-、ClO^-、MnO₄^-等)与还原性离子(如S^2-、I^-、Fe²⁺、SO₃^2-等)不能大量共存。 注意Fe²⁺与Fe³⁺可以共存；MnO₄^-与Cl^-不能大量共存。
　　附加隐含条件的应用规律：
　　(1)、溶液无色透明时，则溶液中肯定没有有色离子。 常见的有色离子是Cu²⁺、Fe³⁺、Fe²⁺、MnO₄^-等。
　　(2)、强碱性溶液中肯定不存在与OH^-起反应的离子。
　　(3)、强酸性溶液中肯定不存在与H⁺起反应的离子。

　　三、镁的原子结构和性质
　　1、 镁的原子结构
　　镁的原子结构示意图。最外层有2个电子，在化学反应中容易失去最外层的电子而成为金属阳离子。因此，镁是性质活泼的金属。

　　2、物理性质
　　镁是硬度较小、熔点较低、密度较小、具有银白色金属光泽的固体。
　　3、化学性质
　　

　　四、镁的提取及应用
　　1、从海水中提炼镁
　　镁是海水中占第三位的元素，主要以氯化镁，硫酸镁等形式存在。大规模地从海水制取金属镁的工序及原理并不复杂，主要是三道工序：在浓海水中加入石灰乳，石灰乳中的OH^-和海水的Mg²⁺结合成难溶于水的Mg(OH)₂，过滤后把Mg(OH)₂用盐酸处理而得MgCl₂，蒸发结晶可得晶体。电解熔融无水氯化镁可制得镁单质，其中间产物氢氧化镁还可以用来制取氧化镁，碳酸镁等产品。
　　
　　2、镁的应用
　　由于纯镁的机械强度低，所以，镁主要用来制造各种轻合金，是重要的结构材料，用于飞机的机身、机翼、发动机零件、轮船以及汽车、火车的制造。镁条和镁粉还用于制造闪光灯、照明弹、焰火。