第二節(jié) 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^-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(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)計今后的考題還會保留。

復(fù)習(xí)過程

2003年高考題示例：（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^－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^－₃  Cl^－                                                   B．K⁺  Na⁺   Cl^－  NO₃^－

       C．K⁺  Na⁺  Cl^－  AlO₂^－                                                     D．K⁺  NH⁺₄  SO₄^2－  NO₃^－

（有附加條件的離子共存題）

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：2CO₃^2－+SO₂+H₂O   2HCO^－₃+SO₃^2－

       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：S^2－+2H₂O    H₂S↑+2OH^－（應(yīng)分步水解）

       D．碳酸鎂溶于硝酸中：CO₃^2－+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)：Ba^2＋＋2OH^－＋2H^＋＋SO₄^2－→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Cl₂：2Fe^2＋＋2Br^－＋2Cl₂=2Fe^3＋＋Br₂＋4Cl^－

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：

n         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 HCl)生成時離子反應(yīng)可以發(fā)生。

n         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

n         注意點(diǎn)：離子反應(yīng)不一定都能用離子方程式表示。

n         如實(shí)驗(yàn)室制氨氣  (NH₄)₂SO₄ +Ca(OH)₂ ?CaSO₄+2NH₃↑+2H₂O

 H₂S氣體的檢驗(yàn)  Pb(A_C)₂+H₂S=PbS↓+2HAc （注：Pb(A_C)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)

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

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

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

l         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)

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

    ①電解質(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)。

    ②電解質(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)。

③強(qiáng)電解質(zhì)包括：強(qiáng)酸(如HCl、HN0₃、H₂S0₄)、強(qiáng)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(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)。

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(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)時進(jìn)行時反應(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 NH₄Cl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：

       2NH₄Cl(固)+Ca(OH)₂(固)?CaCl₂+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、HCl0、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^-=CO₃^2-+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；

①在生成物中有微溶物析出時，微溶物用化學(xué)式表示。如Na₂S0₄溶液中加入AgNO₃ ，溶液：2Ag⁺+SO₄^2-=Ag₂S0₄ ↓

    ②當(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，應(yīng)寫成化學(xué)式。如在石灰乳中加入Na₂C0₃溶液：Ca(OH)₂+CO₃^2-=CaCO₃↓+H₂O 。

    (5)操作順序或反應(yīng)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↓+CO₃^2- +2H₂O 

1．離子共存問題

  (1)“不共存”情況歸納

  ①離子之間相互結(jié)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(jié)合呈氣體逸出時不能大量共存，如：H⁺與S^2-、HCO₃^-、SO₃^2-、HSO₃^-和OH^-與NH₄⁺等，由于逸出H₂S、C0₂、S0₂、NH₃等氣體或S^2-變成HS^-，CO₃^2-變成HCO₃^-而不能大量共存。

    ③離子之間相互結(jié)合成弱電解質(zhì)時不能大量共存。如：H⁺與CH₃COO^-、OH^-、PO₄^3-等離子，由于生成 CH₃COOH、H₂0、HPO₄^2-、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^- 、S^2-、HCO₃^-、CO₃^2-等離子。

    ⑤離子之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時不能大量共存，如：Fe³⁺與S^2-、Fe³⁺與I^-等。

    ⑥離子之間相互結(jié)合成絡(luò)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(luò)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(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^-存在時的酸性溶液， Fe²⁺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(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。

    ③某些弱酸的陰離子，如：CH₃COO^- 、S^2-、CO₃^2-、 PO₄^3-、AlO₂^-、SO₃^2-、ClO^- 、SiO₃^2-—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。

    ④強(qiáng)酸的酸根離子和強(qiáng)堿的金屬陽離子，如：Cl^-、 Br^- 、I^-、SO₄^2-、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SO₄^2-與Ba²⁺不共存。

    ⑤某些絡(luò)離子，如[Ag(NH₃)₂]⁺，它們的配位體能與H⁺結(jié)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(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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