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      高中離子反應教案

      發(fā)表時間:2020-09-23

      第二節(jié)離子反應--離子共存第三課時導學案。

      俗話說,居安思危,思則有備,有備無患。教師要準備好教案為之后的教學做準備。教案可以讓學生們能夠在上課時充分理解所教內(nèi)容,讓教師能夠快速的解決各種教學問題。寫好一份優(yōu)質的教案要怎么做呢?下面的內(nèi)容是小編為大家整理的第二節(jié)離子反應--離子共存第三課時導學案,歡迎閱讀,希望您能閱讀并收藏。

      第二節(jié)離子反應
      離子共薦第4課時
      教學目標:1.掌握離子反應方程式的書寫。2.會判斷離子共薦問題。
      重點、難點:同上。教學方法:先學后導,問題評價。
      教學設計:知識點梳理
      一、離子共薦:
      離子應是向著離子減弱的方向進行。離子共存是指離子之間不能發(fā)生離子反應。反之如離子間能發(fā)生反應,則離子間不能共存。
      造成離子不能共存的原因主要由以下幾個方面:
      1復分解反應
      (1)在溶液中某此離子間能互相反應生成難溶性物質時,這些離子就不能大量共存。
      如SO42-與Ba2+、Pb2+、Ag+;
      OH-與Cu2+、Fe3+、Mg2+、Al3+、Zn2+;
      Ag+與Cl-、Br-、I-、CO32-、SO32-、S2-;
      Mg2+、Ca2+、Ba2+與CO32-、SO32-、PO43-;S2-與Cu2+、Pb2+等
      (2)離子間能結合生成難電離的物質時,則這些離子不能大量共存。
      如H+ 與OH-、ClO-、CH3COO-、HPO42-、H2PO4-、F―、S2―
      OH-與HCO3-、HS-、HSO3-、H2PO4-、HPO42-、H+等不能大量共存。
      (3)離子間能結合生成揮發(fā)性物質時,則這些離子不能大量共存。
      如:H+與CO32-.SO32-.S2-.HCO3-,HSO3-,HS-OH― 與NH4+ 等不能大量共存。
      2、發(fā)生氧化還原反應;3、發(fā)生絡合反應;4、發(fā)生雙水解反應不能共存我們以后再說
      [小結]強酸與弱酸的陰離子和弱酸的酸式酸根離子不能大量共存。
      強堿與弱堿的陽離子和弱酸的酸式酸根離子不能大量共存。
      [講]注意題目是否給出附加條件,例如酸堿性,在酸性溶液中除題給離子外,還應有大量H+,在堿性溶液中除題給離子外,還應有大量OH―??;是否給定溶液無色,若給定無色時則應排除:Cu2+(濃溶液:綠色、稀溶液:藍色)、Fe3+(黃棕色)、Fe2+(淺綠色)、MnO4-(紫色)
      達標檢測:
      1在無色透明的溶液中能大量共存的一組離子是()
      A、H+、Na+、SO、Cl-B、Ba2+、NH、OH-、MnO4-
      C、Al3+、H+、CO32—、Br—D、H+、Fe2+、SO、NO3-
      2在水溶液中能大量共存,且加入過量稀硫酸時,有氣體生成的是()
      A.Na+、Ag+、CO32-、Cl-B.K+、Ba2+、SO42-、Cl-
      C.Na+、K+、CO32-、Cl-D.Na+、K+、Cl-、SO42—
      3能在溶液中大量共存的一組離子是()
      A.Cu2+、SO42—、OH—、K+B.Fe3+、NO3—、Cl—、OH—
      C.K+、CO32—、Cl—、H+D.H+、Na+、Cl—、SO42—
      4()下列各組離子能在溶液中大量共存的是
      (A)Na+、OH-、Cu2+、Cl-(B)H-、Na+、OH-、K+
      (C)K+、CO32-、Cl-、Na+(D)H+、Cl-、Na+、CO32-
      5()某強酸性溶液中,能大量共存的離子組是
      (A)Mg2+、K+、Br-、CO32-(B)Ba2+、Na+、Cl-、SO42-
      (C)NH4+、Na+、NO3-、Cl-(D)Cu2+、K+、NO3-、OH-
      6()下列各組離子在強堿性溶液中,可以大量共存的是
      (A)K+、Na+、H-、Cl-(B)Na+、Ba2+、Fe3+、NO3-
      (C)NH4+、K+、Cl-、NO3-(D)K+、Na+、Cl-、S2-
      7()下列各組離子在指定條件下能大量共存的是
      (A)在堿性溶液中:Na+、NH4+、Cl-、NO3-(B)pH=4的無色溶液中:Na+、Ba2+、Cl-、CO32-
      (C)pH=10的無色溶液中:H+、NH4+、HCO3-、Cl-(D)中性溶液中:K+、Na+、NO3-、Cl-
      8()在能使酚酞試液顯紅色的的溶液中,下列各組離子不能大量共存的是
      (A)Ag+、Ca2+、CO32-(B)SO42-、K+、Na+(C)Fe3+、NO3-、Cl-(D)Cl-、Na+、SO42-
      9()下列各組離子在水溶液中能大量共存,但用鹽酸酸化后,不能大量共存的是
      (A)Fe3+、K+、NO3-、SO42+(B)Ca2+、Na+、CO32-、SO42+
      (C)NH4+、Al3+、NO3-、Cl-(D)Na+、K+、CO32-、F-
      10)在能使石蕊變紅的無色溶液中,可以大量共存的離子組是
      (A)Na+、Cu2+、Cl-、NO3-(B)Na+、H+、SO42-、CO32-
      (C)K+、CO32-、NO3-、Cl-(D)Ca2+、Na+、NO3-、Cl-
      11)下列各組中的離子,能在溶液中大量共存的是
      A.Fe3+、Na+、Cl-、OH-B.Fe3+、Cl-、K+、Ca2+
      C.Ca2+、Mg2+、Cl-、CO32-D.Ba2+、K+、CO32-、Cl-
      12)下列各組中的離子,能在溶液中大量共存的是
      A.K+、Ag+、、B.Ba2+、、CO32-、OH-C.Mg2+、Ba2+、OH-、NO3-D.H+、K+、CO32-、SO42E.Al3+、Fe3+、SO42-、F.K+、H+、、OH-
      13)下列各組離子在指定環(huán)境下能大量共存的是
      A.pH=1的溶液中:Na+、CO32-、K+、MnO4-B.pH=12的溶液中:Fe3+、Cl-、SO42-、NO3-
      C.pH7的溶液中:Na+、CO32-、SO42-、K+D.pH=7的溶液中:K+、Cl-、Na+、SO42-

      相關知識

      第二節(jié) 離子反應 學案(第1課時)


      教學目標

      1.理解電解質的含義及強、弱電解質的區(qū)別;

      2.學習酸、堿、鹽在水溶液中電離方程式的書寫;

      3.從電離角度進一步認識酸、堿、鹽。

      教學重點:電解質的判斷、電離方程式的書寫;

      教學難點:電解質的判斷、電離方程式的書寫;

      教學過程

      【引入】回顧化學反應的分類知識。

      【學生探究活動活動】對所學過的化學反應進行分類。(由學生完成)

      【過渡】化學反應從不同的角度可以有不同的分法,今天我們就來學習離子反應。

      【學生探究活動】下列物質中哪些能導電?為什么能導電?

      鹽酸、NaOH溶液、NaCl固體、石墨、蔗糖溶液、酒精溶液、K2SO4溶液、Cu。

      【小結】①石墨、銅能導電,是因為其中有自由移動的電子存在。②鹽酸、NaOH溶液、K2SO4溶液能導電,是因為它們的溶液中有自由移動的離子存在。

      【問題】在鹽酸、NaOH溶液、K2SO4溶液里的自由移動的離子是怎樣產(chǎn)生的?可通過什么方法證明溶液中存在離子?

      【探究實驗、討論、歸納】

      1、電離產(chǎn)生,其過程可用電離方程式來表示。

      2、可通過溶液導電性來檢驗。

      【板書】一、酸、堿、鹽在水溶液中的電離

      【補充探究實驗】鹽酸、NaCl、NaCl水溶液、NaOH溶液、蔗糖溶液、酒精溶液、Cu等物質的導電情況。

      【板書】1、電解質

      電解質概念:課本P26在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物。如,酸、堿、鹽等。

      【問題】相同條件下,不同類的酸、堿、鹽溶液的導電能力是否相同?

      【學生探究實驗、歸納總結】

      通過實驗可知,相同條件下,不同類的酸、堿、鹽溶液的導電能力不相同。

      電解質溶液導電能力的大小決定于溶液中自由移動的離子的濃度和離子所帶的電荷數(shù)。而當溶液體積、濃度和離子所帶的電荷數(shù)都相同的情況下,取決于溶液中自由移動離子數(shù)目,導電能力強的溶液里的自由移動的離子數(shù)目一定比導電能力弱的溶液里的自由移動的離子數(shù)目多。

      【板書】2、電解質的電離

      (1)酸、堿、鹽溶液導電的原因(用flash動畫來分析NaCl溶于水形成水合鈉離子和水合氯離子的過程)

      【分析】氯化鈉晶體是由帶正電荷的Na+和帶負電荷的Cl-,通過靜電作用按一定規(guī)律緊密地排列所形成的。晶體中的離子(Na+和Cl-)不能自由移動,因此晶體不能導電。當NaCl溶于水時,由于水分子的作用而減弱了氯化鈉晶體中Na+與Cl-之間的靜電作用,使Na+與Cl-逐漸脫離晶體表面并形成了自由移動的水合鈉離子和水合氯離子(如下圖所示)

      NaCl在水中的溶解和電離示意圖

      (2)電離的概念

      像NaCl這樣溶解于水或受熱熔化時,離解成能夠自由移動離子的過程稱為電離。

      (注:電離的條件有2個:溶于水或受熱熔化,酸、堿、鹽在溶解于水或受熱熔化時都能發(fā)生電離。)

      (2)表示電解質電離的化學用語──電離方程式

      電離可用電離方程式表示。如:

      NaCl=Na++Cl-

      HCl=H++Cl-

      H2SO4=2H++SO42-

      HNO3=H++NO3-

      【注意】寫電離方程式,要遵循質量守恒定律和電荷守恒定律。

      【學生探究、歸納】分析前面鹽酸、硫酸、硝酸的電離的特點,推導出酸的概念。

      【板書】酸:電離時生成的陽離子全部都是H+的化合物叫做酸。

      【練習1】請寫出NaOH、KOH、Ba(OH)2的電離方程式。

      NaOH=Na++OH-

      KOH=K++OH-

      Ba(OH)2=Ba2++2OH-

      【學生探究、歸納】分析上述電離的特點,總結出堿的概念。

      【板書】堿:電離時生成的陰離子全部都是OH-的化合物叫做堿。

      【練習2】請寫出Na2SO4、KNO3、NH4Cl的電離方程式。

      Na2SO4=2Na++SO42-

      KNO3=K++NO3-

      NH4Cl=NH4++Cl-

      【學生探究、歸納】分析上述電離的特點,總結出鹽的定義。

      【板書】鹽:電離時能生成金屬陽離子(包括NH4+)和酸根陰離子的化合物叫做鹽。

      【小結】

      通過這節(jié)課的學習,學會判斷電解質,懂得書寫電解質的電離方程式。

      【練習】課本P29習題1、2、3、6

      【作業(yè)】書寫下列物質在水溶液中的電離方程式

      (1)硫酸鈉溶液(2)氯化鐵溶液(3)硫酸鋁溶液(4)氫氧化鋇溶液

      第二節(jié)離子反應第二課時導學案


      第二章化學性質及其變化
      第二節(jié)離子反應第2課時
      學習目標
      1.知道酸、堿、鹽在溶液中能發(fā)生電離,通過實驗事實認識離子反應及發(fā)生的條件。
      2.了解常見離子的檢驗方法。
      重點難點
      離子反應及其發(fā)生的條件。
      知識梳理
      一、離子反應的概念:叫做離子反應。
      二、1、離子方程式:用來表示離子反應的式子叫做離子反應方程式。
      2、離子方程式的書寫步驟:
      (1)寫:寫出正確的,并配平。
      例如:碳酸鈣與鹽酸反應
      (2)拆:把的物質寫成離子形式,把
      以及單質、金屬氧化物、難電離的物質仍用分子式表示。
      碳酸鈣與鹽酸的化學方程式可以拆寫為:
      (3)刪:刪除反應方程式兩邊不參加反應的離子。
      (4)查:檢查寫出的離子方程式是否符合要求,并檢查是否符合質量守恒和電荷守恒。
      練習:書寫下列反應的離子方程式:
      (1)NaOH溶液和H2SO4溶液:;
      (2)NaCl溶液和AgNO3溶液:;
      (3)Ba(OH)2溶液和H2SO4溶液:。
      (4)Fe與CuSO4溶液反應:。
      (5)Na2CO3溶液與Ca(OH)2溶液反應:。
      (6)Fe與HCl溶液的反應:。
      (7)Na2CO3溶液與HCl溶液的反應:。
      (8)CaO溶于水得到澄清石灰水:。
      [知識點]
      1.應該寫成離子形式的物質:易溶于水、易電離的物質
      A.強酸:HClHNO3H2SO4等
      B.強堿:NaOHKOHBa(OH)2等
      C.可溶性鹽
      2.仍用化學式表示的物質:
      A.難溶的物質:BaSO4Cu(OH)2等
      B.難電離的物質:弱酸(CH3COOH、H2SO3等)弱堿(NH3.H2O等)水等
      C.氣體:CO2H2S等
      D.單質:H2NaI2等
      E.氧化物:Na2OFe2O3等
      3、物質溶解性口訣:
      鉀、鈉、銨鹽硝酸鹽全部溶解不沉淀;
      鹽酸(鹽)難溶銀、亞汞;
      硫酸(鹽)難溶是鋇、鉛;
      碳酸、磷酸兩種鹽,溶者只有鉀、鈉、銨;
      堿溶鉀、鈉、銨和鋇;
      注意鈣鹽常是微。
      (二).離子反應發(fā)生的條件
      1.離子反應是實質:兩種電解質在溶液中互相交換離子的反應.
      2.發(fā)生條件:
      條件一:
      條件二:
      條件三:

      3、中和反應的實質
      (1)在鹽酸與氫氧化鈉的反應中,H+與OH-結合生成H2O,而Na+與Cl-沒有參加反應;所以說反應的實質為:。
      結論:酸與堿發(fā)生反應的實質是
      。
      (2)酸、堿、鹽在水溶液中發(fā)生復分解反應的條件是:、
      或,只要具備上述條件之一,反應就能發(fā)生。
      4、離子反應方程式的意義
      離子方程式不僅可以表示的化學反應,而且還可以表示
      的離子反應。
      知能檢測:
      1、下列反應屬于離子反應的是()
      A.碳在氧氣中燃燒B.氯化鋇溶液和硫酸鈉溶液反應
      C.H2還原CuOD.碳酸鈣與鹽酸反應
      2、下列敘述正確的是()
      A.H++OH-=H2O表示所有強酸和強堿的反應
      B.所有的離子方程式都可以表示一類反應
      C.單質和氧化物在離子方程式中不能用離子符號表示
      D.凡是易溶于水的化合物都可以寫成離子形式
      3、下列敘述正確的是()
      A.凡是強電解質,在離子方程式中都要以離子形式表示
      B.復分解反應用離子方程式表示時總是向著溶液中反應物離子濃度減少的方向進行
      C.酸堿中和反應的離子方程式都是 H++OH-=H2O
      D.凡是酸都可以在離子方程式中用H+表示
      4、下列離子方程式正確的是()
      A.碳酸氫鈣溶液與鹽酸混合HCO3—+H+=H2O+CO2↑
      B.氫氧化銅中加入鹽酸 H++OH-=H2O
      C.氯化鐵溶液中加入氫氧化鈉溶液Fe3++3OH-=Fe(OH)3
      D.鐵與鹽酸反應2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑
      5、加入適量的H2SO4溶液,可使溶液中下列離子數(shù)顯著減少的是()
      A.Cl-B.Na+C.CO32-D.Ba2+
      6、下列化學方程式中,可以用離子方程式 H++OH-=H2O表示的是()
      A.3HCl+Fe(OH)3=FeCl3+3H2O
      B.2HCl+Cu(OH)2=CuCl2+2H2O
      C.H2SO4+Ba(OH)2=BaSO4↓+2H2O
      D.HNO3+KOH=KNO3+H2O
      7、下列離子方程式的書寫正確的是()
      A.NaHSO4與NaOH溶液反應:HSO4-+OH-=SO42-+H2O
      B.Fe與鹽酸的反應放出H2:Fe+H+=Fe2++H2↑
      C.大理石與鹽酸反應放出CO2氣體:CO32-+2H+=CO2+H2O
      D.醋酸與燒堿溶液混合:CH3COOH+OH-=CH3COO-+H2O
      8、某無色溶液中,可大量共存的離子組是()
      A.Na+Ba2+SO42-Br-B.Na+Ca2+CO32-NO3-
      C.K+Cu2+SO32-Cl-D.Na+Mg2+Cl-SO42-
      9、在酸性溶液中能大量共存的無色離子組是
      A.K+、Mg2+、Cl-、MnO4-B.Na+、Cu2+、CO32-、NO3-
      C.K+、Na+、SO32-、Cl-D.Na+、Mg2+、Cl-、SO42-
      10、在橫線上填上適當?shù)姆肿踊螂x子,完成離子方程式。
      (1)+H+-CO2↑+H2O
      (2)HCO3-+-CO32-+
      (3)Cu2++-Cu(OH)2+NH4+
      (4)NH3H2O+-NH4++
      11、寫出可實現(xiàn)下列變化的化學方程式
      (1)CO32-+2H+=H2O+CO2↑
      (2)Ca++CO32-=CaCO3↓
      (3)Cu2++2OH-=Cu(OH)2↓
      12、用一種試劑除去下列各物質中的雜質(括號中的物質),寫出所用試劑及離子方程式,并簡述操作方法。
      ⑴BaCl2(HCl)試劑_______________________________________;
      離子方程式_______________________________________________________;
      操作方法_________________________________________________________。
      ⑵O2(CO2)試劑_______________________________________;
      離子方程式_______________________________________________________;
      操作方法_________________________________________________________,
      ⑶Cu(Zn)試劑_______________________________________;
      離子方程式_______________________________________________________;
      操作方法_________________________________________________________。

      第二節(jié)離子反應


      一位優(yōu)秀的教師不打無準備之仗,會提前做好準備,準備好一份優(yōu)秀的教案往往是必不可少的。教案可以讓學生們能夠在上課時充分理解所教內(nèi)容,幫助教師營造一個良好的教學氛圍。寫好一份優(yōu)質的教案要怎么做呢?小編為此仔細地整理了以下內(nèi)容《第二節(jié)離子反應》,但愿對您的學習工作帶來幫助。

      第二節(jié)離子反應
      一、教學設計
      在介紹離子反應及其發(fā)生的條件以前,需要介紹電解質的概念,以及電解質的電離方程式。因此,本節(jié)內(nèi)容分為兩部分:“酸、堿、鹽在水溶液中的電離”和“離子反應及其發(fā)生的條件”。
      在初中化學中,學生已做過溶液的導電性實驗。在此基礎上,介紹氯化鈉、硝酸鉀、氫氧化鈉等固體分別加熱至熔化后能導電,這樣很順利地引出電解質的概念。然后,通過介紹氯化鈉在水中的溶解和電離,引出NaCl電離方程式的書寫,以及HCl、H2SO4、HNO3三種酸的電離方程式,從電離的角度得出酸的定義。最后安排“思考與交流”活動,引導學生從電離的角度概括出堿和鹽的本質。
      通過上面的討論,使學生了解到電解質在溶液里所起反應的實質是離子之間的反應后,即可很自然地轉入到對離子反應的討論。
      教科書通過[實驗2-1]現(xiàn)象的分析,引導學生得出CuSO4溶液與BaCl2溶液反應的實質是SO42-與Ba2+的反應,從而引出離子方程式。然后,通過四組酸堿反應的離子方程式的書寫,得出中和反應的實質,引導學生更深入地了解離子反應的本質。最后通過[實驗2-2]總結出溶液中離子互換型的離子反應發(fā)生的條件。
      本節(jié)沒有介紹非電解質和強、弱電解質的概念,離子反應則側重于對概念和發(fā)生條件的認識。本節(jié)內(nèi)容主要特點是重視化學知識的綜合運用。例如,通過引導學生參考酸的定義,嘗試從電離的角度概括出堿和鹽的本質,以及對初中學過的中和反應等知識的綜合運用,培養(yǎng)學生分析問題、解決問題的能力,并訓練學生的科學方法,加深他們對所學知識的理解。
      本節(jié)教學重點和難點:離子反應及其發(fā)生的條件。
      教學建議如下:
      1.知道酸、堿、鹽在水溶液中的電離情況,是認識離子反應及其發(fā)生條件的關鍵。教學時,在讓學生了解電解質概念的基礎上,重點討論酸、堿、鹽的電離情況,從電離的角度認識酸、堿、鹽的本質。
      2.做好演示實驗,把實驗和學生討論密切結合起來。本節(jié)實驗是認識電解質的電離和離子反應本質的最好途徑。例如,通過[實驗2-1]、[實驗2-2]進行討論,可順利導出離子反應的本質和離子互換反應的發(fā)生條件,并對離子方程式有更深刻的理解。
      3.離子反應、離子方程式的書寫這兩部分內(nèi)容是密切相關的,其核心是離子反應。電解質的概念是離子反應的基礎,離子方程式是離子反應的表示方法。教學中一定要注意根據(jù)課程標準的要求來掌握教科書內(nèi)容的深廣度。例如,不要把電解質的分類擴大,離子反應發(fā)生的條件也僅限于復分解反應,離子方程式的書寫并不作要求。
      4.引導學生回憶并總結初中教科書附錄“酸、堿、鹽的溶解性表”。引導學生記住難溶物像硫酸鋇、鹵化銀、碳酸鹽(鈉鹽、鉀鹽除外)等,同時可適當介紹常見的揮發(fā)性物質如氯化氫、氨氣等。
      二、活動建議
      【實驗2-1】
      CuSO4溶液、NaCl溶液、BaCl2溶液的濃度選用0.1mol/L。
      【實驗2-2】
      BaCl2溶液、Na2SO4溶液、Na2CO3溶液、NaOH溶液的濃度選用0.1mol/L。
      三、問題交流
      【思考與交流1】
      堿──電離時,生成的陰離子全部是OH-的化合物。鹽──電離時,生成金屬陽離子(或銨根離子)和酸根離子的化合物。
      【思考與交流2】
      例如:(1)利用離子反應鑒定明礬水溶液中的K+、Al3+和SO42-;(2)粗鹽的提純,除去NaCl中的Ca2+、Mg2+和SO42-等。
      四、習題參考
      2.C3.B4.D5.C
      6.提示:電解質是指在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物,金屬屬于單質,故不是電解質。金屬導電是自由電子導電,電解質溶液導電是溶液中的離子導電。

      第二節(jié) 離子反應教案


      每個老師需要在上課前弄好自己的教案課件,到寫教案課件的時候了。教案課件工作計劃寫好了之后,才能使接下來的工作更加有序!你們到底知道多少優(yōu)秀的教案課件呢?下面是小編幫大家編輯的《第二節(jié) 離子反應教案》,希望能對您有所幫助,請收藏。

      離子反應考點要求:

      1.離子共存問題是高考中的常見題型,是每年必考的題型。今后命題的發(fā)展趨勢是:

      (1)增加限制條件,如強酸性、無色透明、堿性、pH、甲基橙呈紅色、發(fā)生氧化還原反應等;

      (2)定性中有定量,如“由水電離出的c(H+)=1×10-4mol·L-1的溶液中……”。

      2.離子方程式的正誤書寫也是歷年高考必出的試題。從命題的內(nèi)容看,存在著三種特點:

      (1)所考查的化學反應均為中學化學教材中的基本反應;錯因大都屬于化學式能否拆分、處理不當、電荷未配平、產(chǎn)物不合理和漏掉部分反應等;有量的限止的離子方程的書寫或正誤判斷也是近幾年考查的重點內(nèi)容,也是這部分的難點。

      (2)所涉及的化學反應類型以復分解反應為主,而溶液中的氧化還原反應約占15%;

      (3)一些重要的離子反應方程式,在歷年考卷中多次重復。如Na與H20的反應、Fe與鹽酸或稀H2S04的反應自1992年以來分別考過多次。

      (4)考查離子方程式的目的主要是了解學生使用化學用語的準確程度和熟練程度,具有一定的綜合性,預計今后的考題還會保留。

      復習過程

      2003年高考題示例:(學生先練,然后再歸納出本節(jié)復習的要求)

      1.若溶液中由水電離產(chǎn)生的C(H+)=1×10-14mol·L-1,滿足此條件的溶液中一定可以大量共存的離子組是(2003全國11題)()

      A.Al3+Na+NO-3Cl-B.K+Na+Cl-NO3-

      C.K+Na+Cl-AlO2-D.K+NH+4SO42-NO3-

      (有附加條件的離子共存題)

      2.能正確表示下列化學反應的離子方程式是(2003全國13題)()

      A.用碳酸鈉溶液吸收少量二氧化硫:2CO32-+SO2+H2O2HCO-3+SO32-

      B.金屬鋁溶于鹽酸中:Al+2H+Al3++H2↑(電荷不守恒)

      C.硫化鈉溶于水中:S2-+2H2OH2S↑+2OH-(應分步水解)

      D.碳酸鎂溶于硝酸中:CO32-+2H+H2O+CO2↑(MgCO3不可拆)

      3.下列離子方程式中正確的是(2003上海18題)

      A過量的NaHSO4與Ba(OH)2溶液反應:Ba2++2OH-+2H++SO42-→BaSO4↓+2H2O

      BNH4HCO3溶液與過量NaOH溶液反應:NH4++OH-=NH3↑+H2O

      C苯酚鈉溶液中通入少量:-O-+CO2+H2O→-OH+HCO3-

      DFeBr2溶液中通入過量Cl2:2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl-

      重點、難點:

      離子共存,離子方程式的正誤判斷是本節(jié)的重點內(nèi)容;有量限止的離子方程式的書寫或判斷正誤是本節(jié)的難點

      基本概念:

      1、離子反應、電解質、非電解質、離子方程式

      (1)離子反應

      定義:有離子參加的反應。

      類型:

      n離子互換的非氧化還原反應:當有難溶物(如CaCO3難電離物(如H20、弱酸、弱堿)以及揮發(fā)性物質(如HCl)生成時離子反應可以發(fā)生。

      n離子間的氧化還原反應:取決于氧化劑和還原劑的相對強弱,氧化劑和還原劑越強,離子反應越完全

      n注意點:離子反應不一定都能用離子方程式表示。

      n如實驗室制氨氣(NH4)2SO4+Ca(OH)2?CaSO4+2NH3↑+2H2O

      H2S氣體的檢驗Pb(AC)2+H2S=PbS↓+2HAc(注:Pb(AC)2可溶于水的鹽的弱電解質)

      (2)電解質、非電解質、強、弱電解質

      l電解質:在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠導電的化合物。

      l非電解質:在水溶液和熔化狀態(tài)都不導電的化合物。

      l強電解質:在水溶液里全部電離成離子的電解質。

      l弱電解質:在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質

      l強電解質與弱電解質的注意點

      ①電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關,與其溶解度的大小無關。例如:難溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全電離的,故是強電解質。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分電離,故歸為弱電解質。

      ②電解質溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關,而與電解質的強弱沒有必然的聯(lián)系。例如:一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。

      ③強電解質包括:強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數(shù)鹽(如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物;弱電解質包括:弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強酸(如H3PO4),注意:水也是弱電解質。

      ④共價化合物在水中才能電離,熔融狀態(tài)下不電離

      舉例:KHSO4在水中的電離式和熔融狀態(tài)下電離式是不同的。

      (3)離子方程式:

      定義:用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子

      使用環(huán)境:離子程式在水溶液或熔融狀態(tài)下才可用離子方程式表示

      2、離子方程式的書寫

      (1)離子反應是在溶液中或熔融狀態(tài)時進行時反應,凡非溶液中進行的反應一般不能寫離子方程式,即沒有自由移動離子參加的反應,不能寫離子方程式。如NH4Cl固體和Ca(OH):固體混合加熱,雖然也有離子和離子反應,但不能寫成離子方程式,只能寫化學方程式。即:

      2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)?CaCl2+2H2O+2NH3↑

      (2)單質、氧化物在離子方程式中一律寫化學式;弱酸(HF、H2S、HCl0、H2S03等)、弱堿(如NH3·H20)等難電離的物質必須寫化學式;難溶于水的物質(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04,F(xiàn)e(OH)3等)必須寫化學式。如:

      CO2+2OH-=CO32-+H2OCaC03+2H+=CO2↑+H20+Ca2+

      (3)多元弱酸的酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫。如NaHS03溶液和稀硫酸反應:HSO3-+H+=SO2↑+H2O

      (4)對于微溶物的處理有三種情況;

      ①在生成物中有微溶物析出時,微溶物用化學式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3,溶液:2Ag++SO42-=Ag2S04↓

      ②當反應物里有微溶物處于溶液狀態(tài)(稀溶液),應寫成離子的形式。如C02氣體通人澄清石灰水中:CO2+Ca2++2OH-=CaCO3↓+H2O

      ③當反應物里有微溶物處于懸濁液或固態(tài)時,應寫成化學式。如在石灰乳中加入Na2C03溶液:Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+H2O。

      (5)操作順序或反應物相對量不同時離子方程式不同,例如少量燒堿滴人Ca(HC03)2溶液[此時Ca(HCO3)2過量],有

      Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O

      少量Ca(HC03)2溶液滴人燒堿溶液(此時NaOH過量),有

      Ca2++2OH-+2HCO3-=CaCO3↓+CO32-+2H2O

      1.離子共存問題

      (1)“不共存”情況歸納

      ①離子之間相互結合呈沉淀析出時不能大量共存。如形成BaS04、CaS04、H2Si03、Ca(OH)2、MgS03、MgC03、PbCl2、H2S04、Ag2S04等。

      ②離子之間相互結合呈氣體逸出時不能大量共存,如:H+與S2-、HCO3-、SO32-、HSO3-和OH-與NH4+等,由于逸出H2S、C02、S02、NH3等氣體或S2-變成HS-,CO32-變成HCO3-而不能大量共存。

      ③離子之間相互結合成弱電解質時不能大量共存。如:H+與CH3COO-、OH-、PO43-等離子,由于生成CH3COOH、H20、HPO42-、H2PO4-、H3P04而不能大量共存。

      ④離子之間發(fā)生雙水解析出沉淀或逸出氣體時不能大量共存,如Al3+與AlO2-、Fe3+與HCO3-、Al3+與HS-、S2-、HCO3-、CO32-等離子。

      ⑤離子之間發(fā)生氧化還原反應時不能大量共存,如:Fe3+與S2-、Fe3+與I-等。

      ⑥離子之間相互結合成絡離子時不能大量共存。如Fe3+與SCN-生成[Fe(SCN)]2+,Ag+、NH4+、OH-生成[Ag(NH3)2]+,F(xiàn)e3+與C6H5OH也絡合等

      (2)離子在酸性或城性溶液中存在情況的歸納。

      ①某些弱堿金屑陽離子,如:Zn2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Al3+、NH4+、Pb2+、Ag+等。在水溶液中發(fā)生水解,有OH-則促進水解生成弱堿或難溶的氫氧化物。故上述離子可和H+(在酸性溶液中)大量共存,不能與OH-(在堿性溶液中)共存。但有NO3-存在時的酸性溶液,F(xiàn)e2+等還原性離子不與之共存。

      ②某些弱酸的酸式酸根離子,如HCO3-、HS-等可和酸發(fā)生反應,由于本身是酸式酸根,故又可與堿反應,故此類離子與H+和OH-都不能共存。

      ③某些弱酸的陰離子,如:CH3COO-、S2-、CO32-、PO43-、AlO2-、SO32-、ClO-、SiO32-—等離子在水溶液中發(fā)生水解,有H‘則促進其水解,生成難電離的弱酸或弱酸的酸式酸根離子。所以這些離子可和OH-(在堿性溶液中)大量共存,不能與H+(在酸性溶液中)大量共存。

      ④強酸的酸根離子和強堿的金屬陽離子,如:Cl-、Br-、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等離子,因為在水溶液中不發(fā)生水解,所以不論在酸性或堿性溶液中都可以大量共存。但SO42-與Ba2+不共存。

      ⑤某些絡離子,如[Ag(NH3)2]+,它們的配位體能與H+結合成NH3[Ag(NH3)2]++2H+=Ag++2NH4+,所以,它們只能存在于堿性溶液中,即可與OH-共存,而不能與H+共存。

      分析:“共存”問題,還應考慮到題目附加條件的影響,如溶液的酸堿性、PH值、溶液顏色、水的電離情況等。


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