第二节离子反应--离子共存第三课时导学案.docx

第二节离子反应-离子共存第三课时导学案其次节离子反应学案（第1课时） 教学目标 1.理解电解质的含义及强、弱电解质的区分； 2.学习酸、碱、盐在水溶液中电离方程式的书写； 3.从电离角度进一步相识酸、碱、盐。 教学重点：电解质的推断、电离方程式的书写； 教学难点：电解质的推断、电离方程式的书写； 教学过程 【引入】回顾化学反应的分类学问。 【学生探究活动活动】对所学过的化学反应进行分类。（由学生完成） 【过渡】化学反应从不同的角度可以有不同的分法，今日我们就来学习离子反应。 【学生探究活动】下列物质中哪些能导电？为什么能导电？ 盐酸、NaOH溶液、NaCl固体、石墨、蔗糖溶液、酒精溶液、K2SO4溶液、Cu。 【小结】石墨、铜能导电，是因为其中有自由移动的电子存在。盐酸、NaOH溶液、K2SO4溶液能导电，是因为它们的溶液中有自由移动的离子存在。 【问题】在盐酸、NaOH溶液、K2SO4溶液里的自由移动的离子是怎样产生的？可通过什么方法证明溶液中存在离子？ 【探究试验、探讨、归纳】 1、电离产生，其过程可用电离方程式来表示。 2、可通过溶液导电性来检验。 【板书】一、酸、碱、盐在水溶液中的电离 【补充探究试验】盐酸、NaCl、NaCl水溶液、NaOH溶液、蔗糖溶液、酒精溶液、Cu等物质的导电状况。 【板书】1、电解质 电解质概念：课本P26在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。如，酸、碱、盐等。 【问题】相同条件下，不同类的酸、碱、盐溶液的导电实力是否相同？ 【学生探究试验、归纳总结】 通过试验可知，相同条件下，不同类的酸、碱、盐溶液的导电实力不相同。 电解质溶液导电实力的大小确定于溶液中自由移动的离子的浓度和离子所带的电荷数。而当溶液体积、浓度和离子所带的电荷数都相同的状况下，取决于溶液中自由移动离子数目，导电实力强的溶液里的自由移动的离子数目肯定比导电实力弱的溶液里的自由移动的离子数目多。 【板书】2、电解质的电离 （1）酸、碱、盐溶液导电的缘由（用flash动画来分析NaCl溶于水形成水合钠离子和水合氯离子的过程） 【分析】氯化钠晶体是由带正电荷的Na+和带负电荷的Cl-，通过静电作用按肯定规律紧密地排列所形成的。晶体中的离子（Na+和Cl-）不能自由移动，因此晶体不能导电。当NaCl溶于水时，由于水分子的作用而减弱了氯化钠晶体中Na+与Cl-之间的静电作用，使Na+与Cl-渐渐脱离晶体表面并形成了自由移动的水合钠离子和水合氯离子（如下图所示） NaCl在水中的溶解和电离示意图 （2）电离的概念 像NaCl这样溶解于水或受热熔化时，离解成能够自由移动离子的过程称为电离。 （注：电离的条件有2个：溶于水或受热熔化，酸、碱、盐在溶解于水或受热熔化时都能发生电离。） （2）表示电解质电离的化学用语电离方程式 电离可用电离方程式表示。如： NaClNa+Cl- HClH+Cl- H2SO42H+SO42- HNO3H+NO3- 【留意】写电离方程式，要遵循质量守恒定律和电荷守恒定律。 【学生探究、归纳】分析前面盐酸、硫酸、硝酸的电离的特点，推导出酸的概念。 【板书】酸：电离时生成的阳离子全部都是H+的化合物叫做酸。 【练习1】请写出NaOH、KOH、Ba(OH)2的电离方程式。 NaOHNa+OH- KOHK+OH- Ba(OH)2=Ba2+2OH- 【学生探究、归纳】分析上述电离的特点，总结出碱的概念。 【板书】碱：电离时生成的阴离子全部都是OH-的化合物叫做碱。 【练习2】请写出Na2SO4、KNO3、NH4Cl的电离方程式。 Na2SO42Na+SO42- KNO3K+NO3- NH4ClNH4+Cl- 【学生探究、归纳】分析上述电离的特点，总结出盐的定义。 【板书】盐：电离时能生成金属阳离子（包括NH4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。 【小结】 通过这节课的学习，学会推断电解质，懂得书写电解质的电离方程式。 【练习】课本P29习题1、2、3、6 【作业】书写下列物质在水溶液中的电离方程式 （1）硫酸钠溶液（2）氯化铁溶液（3）硫酸铝溶液（4）氢氧化钡溶液 其次节离子反应其次节离子反应一、教学设计在介绍离子反应及其发生的条件以前，须要介绍电解质的概念，以及电解质的电离方程式。因此，本节内容分为两部分：“酸、碱、盐在水溶液中的电离”和“离子反应及其发生的条件”。在初中化学中，学生已做过溶液的导电性试验。在此基础上，介绍氯化钠、硝酸钾、氢氧化钠等固体分别加热至熔化后能导电，这样很顺当地引出电解质的概念。然后，通过介绍氯化钠在水中的溶解和电离，引出NaCl电离方程式的书写，以及HCl、H2SO4、HNO3三种酸的电离方程式，从电离的角度得出酸的定义。最终支配“思索与沟通”活动，引导学生从电离的角度概括出碱和盐的本质。通过上面的探讨，使学生了解到电解质在溶液里所起反应的实质是离子之间的反应后，即可很自然地转入到对离子反应的探讨。教科书通过试验2-1现象的分析，引导学生得出CuSO4溶液与BaCl2溶液反应的实质是SO42-与Ba2+的反应，从而引出离子方程式。然后，通过四组酸碱反应的离子方程式的书写，得出中和反应的实质，引导学生更深化地了解离子反应的本质。最终通过试验2-2总结出溶液中离子互换型的离子反应发生的条件。本节没有介绍非电解质和强、弱电解质的概念，离子反应则侧重于对概念和发生条件的相识。本节内容主要特点是重视化学学问的综合运用。例如，通过引导学生参考酸的定义，尝试从电离的角度概括出碱和盐的本质，以及对初中学过的中和反应等学问的综合运用，培育学生分析问题、解决问题的实力，并训练学生的科学方法，加深他们对所学学问的理解。本节教学重点和难点：离子反应及其发生的条件。教学建议如下：1.知道酸、碱、盐在水溶液中的电离状况，是相识离子反应及其发生条件的关键。教学时，在让学生了解电解质概念的基础上，重点探讨酸、碱、盐的电离状况，从电离的角度相识酸、碱、盐的本质。2.做好演示试验，把试验和学生探讨亲密结合起来。本节试验是相识电解质的电离和离子反应本质的最好途径。例如，通过试验2-1、试验2-2进行探讨，可顺当导出离子反应的本质和离子互换反应的发生条件，并对离子方程式有更深刻的理解。3.离子反应、离子方程式的书写这两部分内容是亲密相关的，其核心是离子反应。电解质的概念是离子反应的基础，离子方程式是离子反应的表示方法。教学中肯定要留意依据课程标准的要求来驾驭教科书内容的深广度。例如，不要把电解质的分类扩大，离子反应发生的条件也仅限于复分解反应，离子方程式的书写并不作要求。4.引导学生回忆并总结初中教科书附录“酸、碱、盐的溶解性表”。引导学生记住难溶物像硫酸钡、卤化银、碳酸盐（钠盐、钾盐除外）等，同时可适当介绍常见的挥发性物质如氯化氢、氨气等。二、活动建议【试验2-1】CuSO4溶液、NaCl溶液、BaCl2溶液的浓度选用0.1mol/L。【试验2-2】BaCl2溶液、Na2SO4溶液、Na2CO3溶液、NaOH溶液的浓度选用0.1mol/L。三、问题沟通【思索与沟通1】碱电离时，生成的阴离子全部是OH-的化合物。盐电离时，生成金属阳离子（或铵根离子）和酸根离子的化合物。【思索与沟通2】例如：（1）利用离子反应鉴定明矾水溶液中的K+、Al3+和SO42-；（2）粗盐的提纯，除去NaCl中的Ca2+、Mg2+和SO42-等。四、习题参考2.C3.B4.D5.C6.提示：电解质是指在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物，金属属于单质，故不是电解质。金属导电是自由电子导电，电解质溶液导电是溶液中的离子导电。其次节离子反应其次课时导学案 其次章化学性质及其改变其次节离子反应第2课时学习目标1.知道酸、碱、盐在溶液中能发生电离，通过试验事实相识离子反应及发生的条件。2.了解常见离子的检验方法。重点难点离子反应及其发生的条件。学问梳理一、离子反应的概念：叫做离子反应。二、1、离子方程式：用来表示离子反应的式子叫做离子反应方程式。2、离子方程式的书写步骤：（1）写：写出正确的，并配平。例如：碳酸钙与盐酸反应（2）拆：把的物质写成离子形式，把以及单质、金属氧化物、难电离的物质仍用分子式表示。碳酸钙与盐酸的化学方程式可以拆写为：（3）删：删除反应方程式两边不参与反应的离子。（4）查：检查写出的离子方程式是否符合要求，并检查是否符合质量守恒和电荷守恒。练习：书写下列反应的离子方程式：（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与CuSO4溶液反应：。（5）Na2CO3溶液与Ca(OH)2溶液反应：。（6）Fe与HCl溶液的反应：。（7）Na2CO3溶液与HCl溶液的反应：。（8）CaO溶于水得到澄清石灰水：。学问点1.应当写成离子形式的物质：易溶于水、易电离的物质A.强酸：HClHNO3H2SO4等B.强碱：NaOHKOHBa(OH)2等C.可溶性盐2.仍用化学式表示的物质:A.难溶的物质:BaSO4Cu(OH)2等B.难电离的物质:弱酸(CH3COOH、H2SO3等)弱碱(NH3.H2O等)水等C.气体:CO2H2S等D.单质:H2NaI2等E.氧化物:Na2OFe2O3等3、物质溶解性口诀:钾、钠、铵盐硝酸盐全部溶解不沉淀；盐酸（盐）难溶银、亚汞；硫酸（盐）难溶是钡、铅；碳酸、磷酸两种盐，溶者只有钾、钠、铵；碱溶钾、钠、铵和钡；留意钙盐常是微。(二).离子反应发生的条件1.离子反应是实质:两种电解质在溶液中相互交换离子的反应.2.发生条件:条件一：条件二：条件三： 3、中和反应的实质（1）在盐酸与氢氧化钠的反应中，H与OH结合生成H2O，而Na与Cl没有参与反应；所以说反应的实质为：。结论：酸与碱发生反应的实质是。（2）酸、碱、盐在水溶液中发生复分解反应的条件是：、或，只要具备上述条件之一，反应就能发生。4、离子反应方程式的意义离子方程式不仅可以表示的化学反应，而且还可以表示的离子反应。知能检测:1、下列反应属于离子反应的是（）A碳在氧气中燃烧B氯化钡溶液和硫酸钠溶液反应CH2还原CuOD碳酸钙与盐酸反应2、下列叙述正确的是（）AH+OH=H2O表示全部强酸和强碱的反应B全部的离子方程式都可以表示一类反应C单质和氧化物在离子方程式中不能用离子符号表示D凡是易溶于水的化合物都可以写成离子形式3、下列叙述正确的是（）A凡是强电解质，在离子方程式中都要以离子形式表示B复分解反应用离子方程式表示时总是向着溶液中反应物离子浓度削减的方向进行C酸碱中和反应的离子方程式都是H+OH=H2OD凡是酸都可以在离子方程式中用H表示4、下列离子方程式正确的是（）A碳酸氢钙溶液与盐酸混合HCO3+H=H2O+CO2B氢氧化铜中加入盐酸H+OH=H2OC氯化铁溶液中加入氢氧化钠溶液Fe3+3OH=Fe（OH）3D铁与盐酸反应2Fe+6H=2Fe3+3H25、加入适量的H2SO4溶液，可使溶液中下列离子数显著削减的是（）AClBNaCCO32DBa26、下列化学方程式中，可以用离子方程式H+OH=H2O表示的是（）A3HCl+Fe(OH)3=FeCl3+3H2OB2HCl+Cu(OH)2=CuCl2+2H2OCH2SO4+Ba(OH)2=BaSO4+2H2ODHNO3+KOH=KNO3+H2O7、下列离子方程式的书写正确的是（）ANaHSO4与NaOH溶液反应：HSO4+OH=SO42+H2OBFe与盐酸的反应放出H2：Fe+H=Fe2+H2C大理石与盐酸反应放出CO2气体：CO32+2H=CO2+H2OD醋酸与烧碱溶液混合：CH3COOH+OH=CH3COO+H2O8、某无色溶液中，可大量共存的离子组是（）ANaBa2SO42BrB.NaCa2CO32NO3C.KCu2SO32ClD.NaMg2ClSO429、在酸性溶液中能大量共存的无色离子组是A.K、Mg2、Cl、MnO4B.Na、Cu2、CO32、NO3C.K、Na、SO32、ClD.Na、Mg2、Cl、SO4210、在横线上填上适当的分子或离子，完成离子方程式。（1）+HCO2+H2O（2）HCO3+CO32+（3）Cu2+Cu(OH)2+NH4+（4）NH3H2O+NH4+11、写出可实现下列改变的化学方程式(1)CO32+2H=H2O+CO2(2)Ca+CO32CaCO3(3)Cu2+2OH=Cu(OH)212、用一种试剂除去下列各物质中的杂质（括号中的物质），写出所用试剂及离子方程式，并简述操作方法。BaCl2(HCl)试剂_；离子方程式_；操作方法_。O2(CO2)试剂_；离子方程式_；操作方法_，Cu(Zn)试剂_；离子方程式_；操作方法_。 其次节 离子反应教案 离子反应考点要求： 1离子共存问题是高考中的常见题型，是每年必考的题型。今后命题的发展趋势是： (1)增加限制条件，如强酸性、无色透亮、碱性、pH、甲基橙呈红色、发生氧化还原反应等； (2)定性中有定量，如“由水电离出的c(H+)=1×10-4mol·L-1的溶液中”。 2离子方程式的正误书写也是历年高考必出的试题。从命题的内容看，存在着三种特点： (1)所考查的化学反应均为中学化学教材中的基本反应；错因大都属于化学式能否拆分、处理不当、电荷未配平、产物不合理和漏掉部分反应等；有量的限止的离子方程的书写或正误推断也是近几年考查的重点内容，也是这部分的难点。 (2)所涉及的化学反应类型以复分解反应为主，而溶液中的氧化还原反应约占15； (3)一些重要的离子反应方程式，在历年考卷中多次重复。如Na与H20的反应、Fe与盐酸或稀H2S04的反应自1992年以来分别考过多次。 （4）考查离子方程式的目的主要是了解学生运用化学用语的精确程度和娴熟程度，具有肯定的综合性，预料今后的考题还会保留。 复习过程 2022年高考题示例：（学生先练，然后再归纳出本节复习的要求） 1若溶液中由水电离产生的C（H+）=1×1014mol·L1，满意此条件的溶液中肯定可以大量共存的离子组是（2022全国11题）（） AAl3+Na+NO3ClBK+Na+ClNO3 CK+Na+ClAlO2DK+NH+4SO42NO3 （有附加条件的离子共存题） 2能正确表示下列化学反应的离子方程式是（2022全国13题）（） A用碳酸钠溶液汲取少量二氧化硫：2CO32+SO2+H2O2HCO3+SO32 B金属铝溶于盐酸中：Al+2H+Al3+H2（电荷不守恒） C硫化钠溶于水中：S2+2H2OH2S+2OH（应分步水解） D碳酸镁溶于硝酸中：CO32+2H+H2O+CO2（MgCO3不行拆） 3下列离子方程式中正确的是（2022上海18题） A过量的NaHSO4与Ba(OH)2溶液反应：Ba22OH2HSO42BaSO42H2O BNH4HCO3溶液与过量NaOH溶液反应：NH4OH=NH3H2O C苯酚钠溶液中通入少量：OCO2H2OOHHCO3 DFeBr2溶液中通入过量Cl2：2Fe22Br2Cl2=2Fe3Br24Cl 重点、难点： 离子共存，离子方程式的正误推断是本节的重点内容；有量限止的离子方程式的书写或推断正误是本节的难点 基本概念： 1、离子反应、电解质、非电解质、离子方程式 （1）离子反应 定义：有离子参与的反应。 类型： n离子互换的非氧化还原反应：当有难溶物(如CaCO3难电离物(如H20、弱酸、弱碱)以及挥发性物质(如HCl)生成时离子反应可以发生。 n离子间的氧化还原反应：取决于氧化剂和还原剂的相对强弱，氧化剂和还原剂越强，离子反应越完全 n留意点：离子反应不肯定都能用离子方程式表示。 n照实验室制氨气(NH4)2SO4+Ca(OH)2?CaSO4+2NH3+2H2O H2S气体的检验Pb(AC)2+H2S=PbS+2HAc（注：Pb(AC)2可溶于水的盐的弱电解质） （2）电解质、非电解质、强、弱电解质 l电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。 l非电解质：在水溶液和熔化状态都不导电的化合物。 l强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 l弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 l强电解质与弱电解质的留意点 电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。例如：难溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。 电解质溶液的导电实力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必定的联系。例如：肯定浓度的弱酸溶液的导电实力也可能比较稀的强酸溶液强。 强电解质包括：强酸(如HCl、HN03、H2S04)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1)及全部的离子化合物；弱电解质包括：弱酸(如CH3COOH)、弱碱(如NH3·H20)、中强酸(如H3PO4)，留意：水也是弱电解质。 共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离 举例：KHSO4在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。 (3)离子方程式： 定义：用实际参与反应的离子符号表示离子反应的式子 运用环境：离子程式在水溶液或熔融状态下才可用离子方程式表示 2、离子方程式的书写 (1)离子反应是在溶液中或熔融状态时进行时反应，凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式，即没有自由移动离子参与的反应，不能写离子方程式。如NH4Cl固体和Ca(OH)：固体混合加热，虽然也有离子和离子反应，但不能写成离子方程式，只能写化学方程式。即： 2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)?CaCl2+2H2O+2NH3 (2)单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式；弱酸(HF、H2S、HCl0、H2S03等)、弱碱(如NH3·H20)等难电离的物质必需写化学式；难溶于水的物质(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04，Fe(OH)3等)必需写化学式。如： CO2+2OH-=CO32-+H2OCaC03+2H+=CO2+H20+Ca2+ (3)多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHS03溶液和稀硫酸反应：HSO3-+H+=SO2+H2O (4)对于微溶物的处理有三种状况； 在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3，溶液：2Ag+SO42-=Ag2S04 当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)，应写成离子的形式。如C02气体通人澄清石灰水中：CO2+Ca2+2OH-=CaCO3+H2O 当反应物里有微溶物处于悬浊液或固态时，应写成化学式。如在石灰乳中加入Na2C03溶液：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3+H2O。 (5)操作依次或反应物相对量不同时离子方程式不同，例如少量烧碱滴人Ca(HC03)2溶液此时Ca(HCO3)2过量，有 Ca2+HCO3-+OH-=CaCO3+H2O 少量Ca(HC03)2溶液滴人烧碱溶液(此时NaOH过量)，有 Ca2+2OH-+2HCO3-=CaCO3+CO32-+2H2O 1离子共存问题 (1)“不共存”状况归纳 离子之间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存。如形成BaS04、CaS04、H2Si03、Ca(OH)2、MgS03、MgC03、PbCl2、H2S04、Ag2S04等。 离子之间相互结合呈气体逸出时不能大量共存，如：H+与S2-、HCO3-、SO32-、HSO3-和OH-与NH4+等，由于逸出H2S、C02、S02、NH3等气体或S2-变成HS-，CO32-变成HCO3-而不能大量共存。 离子之间相互结合成弱电解质时不能大量共存。如：H+与CH3COO-、OH-、PO43-等离子，由于生成CH3COOH、H20、HPO42-、H2PO4-、H3P04而不能大量共存。 离子之间发生双水解析出沉淀或逸出气体时不能大量共存，如Al3+与AlO2-、Fe3+与HCO3-、Al3+与HS-、S2-、HCO3-、CO32-等离子。 离子之间发生氧化还原反应时不能大量共存，如：Fe3+与S2-、Fe3+与I-等。 离子之间相互结合成络离子时不能大量共存。如Fe3+与SCN-生成Fe(SCN)2+，Ag+、NH4+、OH-生成Ag(NH3)2+，Fe3+与C6H5OH也络合等 (2)离子在酸性或城性溶液中存在状况的归纳。 某些弱碱金屑阳离子，如：Zn2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Al3+、NH4+、Pb2+、Ag+等。在水溶液中发生水解，有OH-则促进水解生成弱碱或难溶的氢氧化物。故上述离子可和H+(在酸性溶液中)大量共存，不能与OH-(在碱性溶液中)共存。但有NO3-存在时的酸性溶液，Fe2+等还原性离子不与之共存。 某些弱酸的酸式酸根离子，如HCO3-、HS-等可和酸发生反应，由于本身是酸式酸根，故又可与碱反应，故此类离子与H+和OH-都不能共存。 某些弱酸的阴离子，如：CH3COO-、S2-、CO32-、PO43-、AlO2-、SO32-、ClO-、SiO32-等离子在水溶液中发生水解，有H则促进其水解，生成难电离的弱酸或弱酸的酸式酸根离子。所以这些离子可和OH-(在碱性溶液中)大量共存，不能与H+(在酸性溶液中)大量共存。 强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子，如：Cl-、Br-、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等离子，因为在水溶液中不发生水解，所以不论在酸性或碱性溶液中都可以大量共存。但SO42-与Ba2+不共存。 某些络离子，如Ag(NH3)2+，它们的配位体能与H+结合成NH3Ag(NH3)2+2H+Ag+2NH4+，所以，它们只能存在于碱性溶液中，即可与OH-共存，而不能与H+共存。 分析：“共存”问题，还应考虑到题目附加条件的影响，如溶液的酸碱性、PH值、溶液颜色、水的电离状况等。 第19页 共19页第 19 页 共 19 页第 19 页 共 19 页第 19 页 共 19 页第 19 页 共 19 页第 19 页 共 19 页第 19 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