化學(xué)《離子反應(yīng)》教案

　　離子反應(yīng)考點(diǎn)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(qiáng)酸性、無色透明、堿性、pH、甲基橙呈紅色、發(fā)生氧化還原反應(yīng)等；

　　(2)定性中有定量，如“由水電離出的c(H+)=1×10-4mo·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(diǎn)：

　　(1)所考查的化學(xué)反應(yīng)均為中學(xué)化學(xué)教材中的基本反應(yīng)；錯(cuò)因大都屬于化學(xué)式能否拆分、處理不當(dāng)、電荷未配平、產(chǎn)物不合理和漏掉部分反應(yīng)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(diǎn)內(nèi)容，也是這部分的難點(diǎn)。

　　(2)所涉及的化學(xué)反應(yīng)類型以復(fù)分解反應(yīng)為主，而溶液中的氧化還原反應(yīng)約占15％；

　　(3)一些重要的離子反應(yīng)方程式，在歷年考卷中多次重復(fù)。如Na與H20的反應(yīng)、Fe與鹽酸或稀H2S04的反應(yīng)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(xué)生使用化學(xué)用語的準(zhǔn)確程度和熟練程度，具有一定的綜合性，預(yù)計(jì)今后的考題還會保留。

　　復(fù)習(xí)過程

　　高考題示例：（學(xué)生先練，然后再歸納出本節(jié)復(fù)習(xí)的要求）

　　1．若溶液中由水電離產(chǎn)生的C（H+）=1×10－14mo·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．A3+ Na+ NO－3 C－ B．K+ Na+ C－ NO3－

　　C．K+ Na+ C－ AO2－ D．K+ NH+4 SO42－ NO3－

　�。ㄓ懈郊訔l件的離子共存題）

　　2．能正確表示下列化學(xué)反應(yīng)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+H2O 2HCO－3+SO32－

　　&

　　bsp; B．金屬鋁溶于鹽酸中：A+2H+ A3++H2↑（電荷不守恒）

　　C．硫化鈉溶于水中：S2－+2H2O H2S↑+2OH－（應(yīng)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(yīng)：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO42－→BaSO4↓＋2H2O

　　B NH4HCO3溶液與過量NaOH溶液反應(yīng)：NH4＋＋OH－=NH3↑＋H2O

　　C 苯酚鈉溶液中通入少量：－O－＋CO2＋H2O→ －OH＋HCO3－

　　D FeBr2溶液中通入過量C2：2Fe2＋＋2Br－＋2C2=2Fe3＋＋Br2＋4C－

　　重點(diǎn)、難點(diǎn)：

　　離子共存，離子方程式的正誤判斷是本節(jié)的重點(diǎn)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(diǎn)

　　基本概念：

　　1、離子反應(yīng)、電解質(zhì)、非電解質(zhì)、離子方程式

　�。�1）離子反應(yīng)

　　定義：有離子參加的反應(yīng)。

　　類型：

　　離子互換的非氧化還原反應(yīng)：當(dāng)有難溶物(如CaCO3 難電離物(如H20、弱酸、弱堿)以及揮發(fā)性物質(zhì)(如 HC)生成時(shí)離子反應(yīng)可以發(fā)生。

　　離子間的氧化還原反應(yīng)：取決于氧化劑和還原劑的相對強(qiáng)弱，氧化劑和還原劑越強(qiáng)，離子反應(yīng)越完全

　　注意點(diǎn)：離子反應(yīng)不一定都能用離子方程式表示。

　　如實(shí)驗(yàn)室制氨氣 (NH4)2SO4 +Ca(OH)2 稢aSO4+2NH3↑+2H2O

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

　�。�2）電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)、弱電解質(zhì)

　　電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕�合物�?/p>

　　非電解質(zhì)：在水溶液和熔化狀態(tài)都不導(dǎo)電的化合物。

　　強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

　　弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)

　　強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的注意點(diǎn)

　�、匐娊赓|(zhì)的強(qiáng)弱與其在水溶液中的電離程度有關(guān)，與其溶解度的大小無關(guān)。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(qiáng)電解質(zhì)。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(zhì)。

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

　�、蹚�(qiáng)電解質(zhì)包括：強(qiáng)酸(如HC、HN03、H2S04)、強(qiáng)堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數(shù)鹽(如NaC、 MgC2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物；弱電解質(zhì)包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強(qiáng)酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質(zhì)。

　�、芄矁r(jià)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(shí)際參加反應(yīng)的離子符號表示離子反應(yīng)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(yīng)是在溶液中或熔融狀態(tài)時(shí)進(jìn)行時(shí)反應(yīng)，凡非溶液中進(jìn)行的反應(yīng)一般不能寫離子方程式，即沒有自由移動離子參加的反應(yīng)，不能寫離子方程式。如 NH4C固體和Ca(OH)：固體混合加熱，雖然也有離子和離子反應(yīng)，但不能寫成離子方程式，只能寫化學(xué)方程式。即：

　　2NH4C(固)+Ca(OH)2(固)稢aC2+2H2O +2NH3 ↑

　　(2)單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫化學(xué)式；弱酸(HF、H2S、HC0、H2S03等)、弱堿(如NH3·H20)等難電離的物質(zhì)必須寫化學(xué)式；難溶于水的物質(zhì)(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04，F(xiàn)e(OH)3等)必須寫化學(xué)式。如：

　　CO2+2OH-=CO32-+H2O CaC03+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(yīng)：HSO3- +H+=SO2↑+H2O

　　(4)對于微溶物的處理有三種情況；

　�、僭谏�成物中有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3 ，溶液：2Ag++SO42-=Ag2S04 ↓

　�、诋�(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于溶液狀態(tài)(稀溶液)，應(yīng)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(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于懸濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫成化學(xué)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(yīng)物相對量不同時(shí)離子方程式不同，例如少量燒堿滴人Ca(HC03)2溶液，有

　　Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3 ↓+H2O

　　少量Ca(HC03)2溶液滴人燒堿溶液(此時(shí)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

　�、匐x子之間相互結(jié)合呈沉淀析出時(shí)不能大量共存。如形成BaS04、CaS04、H2Si03、Ca(OH)2、MgS03、MgC03、 PbC2、H2S04、Ag2S04等。

　�、陔x子之間相互結(jié)合呈氣體逸出時(shí)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。

　�、垭x子之間相互結(jié)合成弱電解質(zhì)時(shí)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。

　�、茈x子之間發(fā)生雙水解析出沉淀或逸出氣體時(shí)不能大量共存，如A3+與AO2-、Fe3+與HCO3- 、A3+與HS- 、S2-、HCO3-、CO32-等離子。

　�、蓦x子之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)不能大量共存，如：Fe3+與S2-、Fe3+與I-等。

　�、揠x子之間相互結(jié)合成絡(luò)離子時(shí)不能大量共存。如Fe3+與SCN-生成2+，Ag+、NH4+、OH-生成+，F(xiàn)e3+與C6H5OH也絡(luò)合等

　　(2)離子在酸性或城性溶液中存在情況的歸納。

　�、倌承┤鯄A金屑陽離子，如：Z2+、Fe3+、Fe2+、 Cu2+、A3+、NH4+、Pb2+、Ag+等。在水溶液中發(fā)生水解，有OH-則促進(jìn)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(shí)的酸性溶液， Fe2+等還原性離子不與之共存。

　�、谀承┤跛岬乃崾剿岣�離子，如HCO3-、HS-等可和酸發(fā)生反應(yīng)，由于本身是酸式酸根，故又可與堿反應(yīng)，故此類離子與H+和OH-都不能共存。

　�、勰承┤跛岬年庪x子，如：CH3COO- 、S2-、CO32-、 PO43-、AO2-、SO32-、CO- 、SiO32-—等離子在水溶液中發(fā)生水解，有H‘則促進(jìn)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。

　�、軓�(qiáng)酸的酸根離子和強(qiáng)堿的金屬陽離子，如：C-、 Br- 、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等離子，因?yàn)樵谒�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。

　�、菽承┙j(luò)離子，如+，它們的配位體能與H+結(jié)合成NH3 + +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(yīng)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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