【金识源】（2013秋）高中化学 第二章 第二节 离子反应教案+学案+课件+练习（打包4套）新人教版必修1

第二章 第二节离子反应 教学目的2： 1. 巩固学习离子反应及离子共存等相关知识，强化训练。 2. 重点学习离子共存。 教学课时： 2.5课时 知识体系 2 1. 酸、碱、盐在水溶液中的电离（B） ⑴．电离、电离方程式 ① 电离：酸、碱、盐等溶于水或受热熔化时，离解成能够自由移动的离子的过程。 ② 电离方程式：表示电解质电离的化学方程式。 ⑵．电解质与非电解质的区别 电解质 非电解质 定义 在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物 化合物类型 离子化合物（强碱、盐），强极性共价化合物 非极性共价化合物、弱极性共价化合物、大多数有机物 能否直接电离 溶于水或熔融时，直接能电离 溶于水或熔融时，不能直接导电 通电时的现象 溶于水或熔融时能导电 溶于水或熔融时不能导电 实例 H2SO4、HF、CaO等 SO3、NH3、CH4等 ⑶．强弱电解质的区别 强电解质 弱电解质 相 同 点 都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关 不 同 点 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程，存在电离平衡 表示方法 电离方程式用“==” 电离方程式用“ ” 水溶液中微粒存在形式 电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 实 例 绝大多数盐：NaCl、BaSO4等。 强酸：H2SO4、HCl、HClO4等。 强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。 弱酸：H2CO3、CH3COOH等。 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等。 极少数盐。 2. 离子反应及其发生的条件（B） ⑴．电解质在水溶液中反应的实质 多种电解质在水溶液中发生电离，产生能够自由移动的离子，不同离子之间发生反应生成沉淀、气体、水等。 ① 离子反应：在溶液中或熔融状态时自由移动的离子之间的反应。 ② 离子反应发生的条件 （离子不能大量共存的规律）—— 物质之间能发生复分解反应 生成难溶物或微溶物：如Ba2+与CO32-、Ag+与Br-、Ca2+与SO42-、Ca2+与OH-、Mg2+与CO32-、OH-等之间发生离子反应。 生成气体或挥发性物质：如NH4+与OH-，H+与OH-、CO32-、HCO3-、S2-、HS​-、HSO3-、SO32-等之间发生离子反应。 生成弱电解质：如H+与CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-、F-等生成弱酸；OH-与NH4+、Cu2+、Fe3+等生成弱碱；H+与OH-生成水（水也是种弱电解质）。 ⑵．离子方程式 ① 书写离子方程式的步骤 写：写出正确的化学方程式； 拆：将化学方程式中易溶解于水且能完全电离的物质拆写成阴、阳离子符号；而难溶于水的物质、气态物质和水仍用化学式表示； 删：删去方程式等号两边重复的离子； 查：检查是否满足元素原子守恒、反应前后电荷守恒等。 ② 书写离子方程式的方法 化学式与离子符号使用要正确，其规律是：一般易溶于水的强酸（H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI）、强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2）、大多数可溶性盐均写成离子符号（拆）；而单质、氧化物、弱电解质、非电解质极难溶于水的物质均写成化学式（不拆）。微溶物有时拆，有时不拆。 例：稀H2SO4与Ba(OH)2溶液反应 H+ ＋ OH－ === H2O （错误） Ba2+＋ SO42－=== BaSO4↓ （错误） H+ ＋ OH－ ＋ Ba2+＋ SO42－=== BaSO4↓＋H2O （错误，不符合反应实际） Ba2+ ＋ 2OH－ ＋ 2H+ ＋ SO42－ = BaSO4↓＋ 2 H2O （正确） 判断离子方程式书写是否正确，注意两守恒：方程式两边的原子数、电子数必须守恒。若是氧化还原反应，还须遵守得失电子守恒。 例：铁与FeCl3溶液反应 Fe ＋ Fe3＋ === 2 Fe2＋ （错误，电荷未平） Fe ＋ 2Fe3＋ === 3 Fe2＋ （正确） Ⅰ、离子反应是在溶液中或熔融状态时进行的反应，凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式，亦即没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。 例：NH4Cl固体和Ca(OH)2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。 OH— ＋ 2NH4＋ H2O ＋ NH3↑ （错误，反应物是固体，虽是强电解质不能拆） Ca(OH)2 ＋ 2NH4Cl CaCl2＋ 2H2O＋2NH3↑ （正确） Ⅱ、单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式；弱酸(HF、H2S、HClO、H2S