2019-2020年高中化學 第二章第二節(jié) 離子反應教案（2）.doc

2019-2020年高中化學 第二章第二節(jié) 離子反應教案（2） 教學要求：1、使學生了解電解質(zhì)（強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)）的含義； 2、使學生掌握強弱電解質(zhì)導電性的判斷； 3、使學生了解離子反應和離子方程式的含義； 4、使學生了解離子反應發(fā)生的條件和離子方程式的書寫方法； 5、使學生掌握有關(guān)離子共存問題的判斷。 引入：上一節(jié)課我們學習了氧化還原反應，知道按照不同的標準可以把化學反應分為幾種類型，除去那些分方類法以外，我們還可以把有離子參加的反應叫做離子反應。 在初中的時候我們已經(jīng)知道，像HCl、NaOH、NaCl等物質(zhì)的水溶液能夠?qū)щ?，我們稱之為電解質(zhì)。 一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 1、 電解質(zhì)和非電解質(zhì) （1）、電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔铮ㄋ?、堿、鹽、氧化物等）。 （2）、非電解質(zhì)：無論是在水溶液里或熔融狀態(tài)下都不導電的化合物（如蔗糖、酒精）。 注意：1、不屬于上述范圍的既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)，如Na（單質(zhì)）。 2、化合物溶于水后由于與水反應生成了新物質(zhì)能電離，則原物質(zhì)為非電解質(zhì)，如CO2： CO2+H2O=H2CO3 H2CO3為電解質(zhì)；CO2為非電解質(zhì)；若原化合物本身在熔融狀態(tài)下也能導電，則兩者均為電解質(zhì)，如Na2O：Na2O+H2O=2NaOH NaOH為電解質(zhì)，Na2O也為電解質(zhì)。 過渡：我們知道電解質(zhì)在一定條件下能導電，那它們導電能力有沒有區(qū)別呢？下面我們來看這樣一個實驗： 演示實驗1-1：（相同條件下電解質(zhì)的導電情況） 結(jié)果分析：CH3COOH和NH3H2O 燈泡較暗 導電能力弱 HCl、NaOH、NaCl 燈泡較亮 導電能力強 討論：為什么燈泡的亮度會不同呢？ 從物質(zhì)結(jié)構(gòu)以及它們在水中溶解時所發(fā)生的變化來分析。 對NaCl 離子化合物 NaCl=Na++Cl- 對HCl 共價化合物 HCl=H++Cl- 在水溶液中，電離程度的不同導致導電能力的不同，那又是什么原因?qū)е滤鼈冸婋x程度的不同呢？這就涉及到電解質(zhì)的強弱的問題。 3、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) （1）、強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)（AgCl、BaSO4）。 （2）、弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分電離成離子的電解質(zhì)。 過渡：現(xiàn)在我們來分析一下強弱電解質(zhì)的一些情況： 表：強弱電解質(zhì)的對比 強電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 離子化合物某些共價化合物 某些共價化合物 電離程度 完全 部分 溶液里粒子 水合離子 分子、水合離子 導電性 強 弱 物質(zhì)類別 強酸、強堿（中強堿）、大多數(shù)鹽 弱酸（中強酸）、弱堿、水 注意：(1)強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI等； (2)中強酸：H3PO4等； (3)弱酸：H2S、H2SO3、H2CO3、CH3COOH等； (4)強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2等； (5)中強堿：Ca(OH)2； (6)弱堿：NH3H2O（可溶）、難溶性氫氧化物Mg(OH)2、Fe(OH)3等。 4、強弱電解質(zhì)的判斷 5、電解質(zhì)與導電性的關(guān)系 （1）、物質(zhì)能夠?qū)щ娛且驗榇嬖谀軌蜃杂梢苿拥膸щ娏Ｗ?。金屬：自由電子；電解質(zhì)：離子。若不存在帶電粒子或帶電粒子不能自由移動，則不能導電。 （2）、強電解質(zhì)不一定能導電，如NaCl晶體不能導電，AgCl和BaSO4在水溶液中不能導電。 （3）、電解質(zhì)導電能力的強弱決定于能夠自由移動的離子濃度的大小和離子所帶電荷數(shù)，所以弱電解質(zhì)的導電能力不一定比強電解質(zhì)弱。如：AgCl和BaSO4在水溶液中不能導電；NH3H2O能導電；相同濃度的MgSO4溶液比NaCl溶液導電能力強。 （4）、能導電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如Cu、Ag、石墨、KNO3溶液（混合物）。 （5）、電解質(zhì)溶液中，陽離子所帶電荷總數(shù)等于陰離子所帶電荷總數(shù)，所以整個溶液顯電中性（電荷守恒）。 過渡：由于電解質(zhì)溶于水后就電離成了離子，所以它們在水溶液中所發(fā)生的反應實質(zhì)上就是離子之間所發(fā)生的反應。 二、離子反應 我們知道，凡有離子參加的反應都叫離子反應，那么離子反應的發(fā)生又需要怎樣的條件呢？下面我們來看這樣一個實驗。 演示實驗1-2： ①、 CuSO4+NaCl ②、CuSO4+Ba(Cl)2 ③、②中濾液+AgNO3+稀HNO3 在溶液中，CuSO4、NaCl和 Ba(Cl)2都發(fā)生了電離，所以溶液中實際存在的都是它們電離所生成的離子。 CuSO4=Cu2++SO42- NaCl=Na++Cl- BaCl2=Ba2++2Cl- ②中有白色沉淀生成，我們寫出化學方程式： CuSO4+BaCl2=CuCl2+BaSO4↓ 實際上發(fā)生的反應可以寫成離子形式：Cu2++SO42-+Ba2++2Cl- = Cu2++2Cl-+BaSO4↓ 即：SO42-+Ba2+=BaSO4↓ 板書：1、離子方程式 用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子叫做離子方程式。 2、離子方程式的書寫步驟 （1）、寫出反應的化學方程式； （2）、把各物質(zhì)改寫成合適的形式（初三復分解反應：↑、↓、H2O）； 易溶于水易電離的物質(zhì)（強酸、強堿、易溶于水的鹽）寫成離子形式；難溶于水、難電離的物質(zhì)（弱酸、弱堿、水）及氣體、單質(zhì)、氧化物仍用化學式表示。 微溶物寫法：出現(xiàn)在生成物中一般寫化學式；出現(xiàn)在反應物中，濃度大寫化學式，濃度小寫離子形式；多元弱酸根不可以拆開寫，如：HCO3-。 （3）、刪去方程式兩邊不參加反應的離子； （4）、檢查。 質(zhì)量守恒、電荷守恒。 3、離子方程式的意義 不僅可以表示一定物質(zhì)間的某個反應，而且可以表示所有同一類型的化學反應。 4、CO32-的檢驗 原理：滴加鹽酸后生成能使澄清石灰水變渾濁的無色無味的氣體（CO2）。 （1）、可溶性碳酸鹽 CO32-+2H+=CO2↑+H2O CO2+Ca2++2OH-=CaCO3↓+H2O (2)、難溶性碳酸鹽 CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O CO2+Ca2++2OH-=CaCO3↓+H2O 5、由離子方程式寫化學方程式 6、離子方程式的判斷 （1）、看離子反應是否符合客觀事實； （2）、檢查物質(zhì)的書寫形式是否正確； （3）、檢查是否符合質(zhì)量守恒和電荷守恒； （4）、檢查氧化還原型離子反應是否符合電子轉(zhuǎn)移數(shù)目守恒； （5）、檢查符號的表示是否正確。 7、離子反應發(fā)生的條件 （1）、沉淀、氣體、難電離物質(zhì)生成； （2）、發(fā)生氧化還原反應。 四、離子共存 1、 特殊離子的顏色 Cu2+藍色、Fe3+黃色、Fe2+綠色、MnO4-紫紅色、Cr2O72-橙色 2、發(fā)生復分解反應而不能大量共存（沉淀、氣體、難電離物質(zhì)） 3、與酸(H+)不能大量共存 （1）、OH-； （2）、弱酸酸根離子；CO32-、S2-、SO32-、PO43-、CH3COO-等； （3）、多元弱酸酸式酸根離子：HCO3-、HS-、HSO3-、HPO42-、H2PO4-等。 4、與堿(OH-)不能大量共存 （1）、H+； （2）、弱堿陽離子：NH4+、Mg2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Cu2+等； （3）、多元弱酸酸式酸根離子（同上）。 5、發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存 氧化性：MnO4-、Cr2O72-、Fe3+、ClO-等； 還原性：Fe2+、I-、S2-等。 6、酸堿環(huán)境不同而不能大量共存 7、水解相互促進而不能大量共存