離子反應教案

離子反應教案

　　作為一位杰出的教職工，時常需要用到教案，教案是保證教學取得成功、提高教學質量的基本條件。那么寫教案需要注意哪些問題呢？以下是小編收集整理的離子反應教案，歡迎大家借鑒與參考，希望對大家有所幫助。

離子反應教案1

　　（一）知識目標

　　使學生了解電解質、強電解質、弱電解質的含義。

　　（二）能力目標

　　1、培養學生實驗能力和觀察能力。

　　2、培養學生通過實驗現象分析、探究化學反應實質的能力。

　　3、培養學生全面認識事物、分析事物的邏輯思維能力。

　　（三）情感目標

　　1、通過實驗激發學生學習化學的興趣和情感。

　　2、培養學生嚴謹求實、勇于探索的科學態度。

　　3、對學生進行透過現象看本質的辨證唯物主義教育。

　　教學重點：強電解質、弱電解質的含義

　　教學難點：強電解質、弱電解質的含義

　　教學方法：設疑、實驗、討論、講解相結合

　　教學過程：

　　[引言]上節課學習了氧化還原反應，是根據反應中是否有電子轉移進行分類的，化學反應還有一種重要的分類方法，即將有離子參加的反應統稱為離子反應。下面我們就來學習這種反應。

　　[板書]第二節離子反應

　　[設問]①根據初三所學知識，哪些物質在什么情況下可以電離出自由移動的離子呢？

　　②可以通過什么方法檢驗這些物質是否電離？

　　③它們電離過程可用什么式子表示？

　　分析得出電解質的概念。

　　[板書]一、電解質和非電解質

　　電解質：在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物。

　　[練習]下列物質能導電的是屬于電解質的是：

　　HCl氣體、Ca(OH)2固體、KNO3固體、CO2、Hg、NH3、KOH溶液、金剛石、石墨、蔗糖、酒精、硫、鋁

　　由上答案分析出非電解質的概念。

　　[板書]非電解質：在水溶液或熔融狀態下都不導電的化合物。

　　（學生討論出答案后，師生共同小結理解電解質、非電解質概念應注意的問題）

　　[板書]（1）電解質、非電解質應是化合物。

　　（2）電解質的導電條件：水溶液里或熔融狀態下。如：碳酸鈣雖然其水溶液幾乎不導電，但在熔融狀態下導電，因此它是電解質。

　　（3）電解質導電必須是用化合物本身能電離出自由移動的離子而導電，不能是發生化學反應生成的物質導電。如：CO2、SO2溶于水能導電，是由于它們與水反應生成的H2CO3、H2SO3能導電，所以CO2、SO2不是電解質。

　　（4）某些難溶于水的化合物。如：BaSO4、AgCl等，由于它們溶解度太小，測不出其水溶液的導電性，但它們溶解的部分是完全電離的，所以是電解質。

　　（5）酸、堿、鹽、水是電解質，蔗糖、酒精等是非電解質。

　　[設問]電解質為什么能導電？

　　[板書]二、電解質溶液導電原因及導電能力

　　1、電解質溶液導電原因

　　（引到學生回憶初中所講的氯化鈉溶液、氫氧化鈉溶液等能導電的原因）

　　[學生分析]電解質在水溶液里發生了電離，產生了自由移動的離子，當與直流電源接通后，離子發生了定向移動并在兩極發生反應，從而形成電流。

　　[設問]相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液，它們的導電能力是否相同？

　　[演示實驗]P14實驗1-1

　　讓學生觀察，討論五種電解質溶液的導電性有什么不同，為什么？

　　實驗結論：相同條件下，不同種類的`酸、堿、鹽溶液，它們的導電能力不相同。

　　[板書]2、電解質溶液導電能力強弱

　　[學生閱讀]教材的相關內容

　　[分析總結]電解質溶液導電能力的強弱取決于單位體積溶液中離子的多少（離子的濃度大小）和離子所帶的電荷數。當溶液的體積、濃度以及溶液中陰、陽離子所帶的電荷數都相同的情況下，取決于溶液中自由移動的離子數目，導電能力強的溶液里單位體積內能夠自由移動的離子數目一定比導電能力弱的溶液里能夠自由移動的離子數目多。

　　從這些物質的結構和它們在水中溶解時所發生的變化進行分析，得出強弱電解質的概念。

　　[板書]三、強電解質、弱電解質

　　1、強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質，比如：強酸、強堿、大多數鹽。

　　2、弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

　　[學生閱讀]教材的相關內容，之后對強、弱電解質進行進一步比較，并完成下表。

　　強調：（1）典型的強、弱電解質要熟記。

　　（2）BaSO4、AgCl等難溶于水，熔化或熔于水的部分是全部電離的，所以它們是強電解質。

　　（3）強、弱電解質的根本區別是全部電離還是部分電離，而不是通過熔液的導電性強弱來確定。

　　[板書]3、電解質熔液的電離

　　[設問]請寫出HCl、KCl、Al2(SO4)3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3在溶液中的電離方程式。

　　[板書]HCl＝H＋＋Cl－KCl＝K＋＋Cl－Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42－

　　BaCl2＝Ba2＋＋2Cl－NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－NaHCO3＝Na＋＋HCO3－

　　強調：HCO3－、SO42－、OH－等原子團，不能拆開。

　　[總結]強酸：如HCl、H2SO4、HNO3

　　強電解質強堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2

　　電（全部電離）大多數鹽：如：NaCl、AgNO3

　　解弱電解質弱酸：如H2S、H2SO3、CH3COOH

　　質（部分電離）弱堿：如NH3H2O、Cu(OH)2

　　水：H2O

　　[布置作業]P18習題一、1習題四

離子反應教案2

　　教學目標概覽

　　（一）知識目標

　　1、掌握離子反應的發生條件。

　　2、能熟練書寫離子反應方程式。

　　3、會由離子反應方程式改寫成化學方程式。

　　4、會判斷溶液中離子能否大量共存。

　　（二）能力目標

　　1、培養學生自學能力和總結概括知識的能力。

　　2、培養學生抽象思維能力和全面分析問題的能力。

　　3、培養學生運用舊知識去理解新問題的能力。

　　（三）情感目標

　　1、培養學生實事求是，努力進取的優良品質。

　　3、使學生學會從個別到一般，又從一般到個別的認識事物的方法。

　　教學重點：離子反應方程式的書寫。

　　教學難點： 離子能否大量共存。

　　教學方法：設疑、實驗、討論、講解相結合

　　教學過程：

　　[指導閱讀]課本第16頁——離子反應發生的`條件

　　[提問]復分解型離子反應發生的條件是什么？舉例說明。

　　[回答]復分解反應是電解質在水溶液中進行的離子反應，這類反應必須在生成物有沉淀、氣體、難電離的物質出現之一者才能發生。

　　例：（1）生成難溶物質，如Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等。CuSO4＋BaCl2＝BaSO4↓＋CuCl2

　　（2）生成氣態物質，如：H2S、CO2、SO2等。CaCO3+2HCl＝CaCl2+H2O +CO2↑

　　（3）生成難電離物質，如弱酸、弱堿、水等。NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O

　　[提問] 生成沉淀、氣體或難電離的物質時，離子濃度如何變化？

　　[回答] 離子濃度減小。

　　[板書]五、離子反應發生的條件

　　1、復分解型離子反應發生的條件：生成沉淀、氣體或難電離的物質（弱酸、弱堿、水等），即向著離子濃度減小的方向進行。

　　2、氧化還原型離子反應發生的條件：取決于氧化劑和還原劑的相對強弱，即要依氧化還原反應規律來判斷。

　　[練習] 1、判斷下列離子反應能否發生，說明理由。

　　（1）、硝酸鈉溶液和氯化鈉溶液混合 （2）、碳酸鈣和硝酸銀溶液

　　（3）、硫化氫氣體通入到硫酸亞鐵溶液中 (4)、碘水和溴化鈉溶液混合

　　2、判斷下列離子方程式是否正確？對不正確的指明原因

　　A、硫酸銅溶液與硫化鉀溶液反應：CuSO4 +S2— =CuS↓+SO42—

　　B、硝酸銀溶液與氯化鈉溶液反應：Ag+ +Cl— =AgCl

　　C、碳酸鋇放入稀鹽酸中：BaCO3+2H+ =Ba2+ +H2O +CO2↑

　　D、鐵片放入稀鹽酸中：2Fe +6H+ =2Fe3+ +3H2↑

　　E、醋酸與氫氧化鈉溶液反應：H+ + OH— =H2O

　　[板書]六、將離子方程式改寫成化學方程式

　　[講述]能否將離子方程式改寫成化學方程式，關鍵在于能否選準方程式中各離子對應的物質，現將有關規律總結如下：離子方程式中如有H＋存在，應選擇強酸，但要注意同時有還原性離子存在，不要選用HNO3（如2H＋＋S2－＝H2S↑）；如有OH－，應選擇可溶性強堿；如有酸根離子，一般應選擇鉀、鈉、銨鹽；如有金屬陽離子，一般選擇強酸鹽。

　　[板書] H＋——強酸

　　OH－——可溶性強堿

　　酸根離子——鉀、鈉、銨鹽

　　金屬陽離子——強酸鹽

　　[練習] 將下列離子方程式改寫成化學方程式

　　（1）2H＋＋S2－＝H2S↑ （2）CO32－+ 2H+ =H2O + CO2↑

　　（3）Cu2++2OH—＝Cu(OH)2↓ （4）Zn + 2H+ =Zn2+ +H2↑

　　[過渡]接下來討論本節最后一個問題，有關溶液中的離子能否大量共存？

　　[板書]七、關于離子大量共存問題：

　　[講述]離子共存是指離子之間不能發生離子反應。反之如離子之間發生反應則離子不能共存。

　　[練習] 判斷下列各組離子能否大量共存

　　A Na+、HS-、Cu2+、Cl- B HS-、Na+、OH-．K+ C K+、MnO4－、Cl－、H+

　　D H+、Cl-、Na+、SO32- E K+、S2－、Cl－、Na+ F K+、SO42-、SO32-、H+、

　　[拓展]1、因生成氣體而不能大量共存。如H+與CO32-、SO32-、S2-、HSO3-、HCO3-、HS-等不能大量共存；

　　2、因生成沉淀而不能大量共存。如Ag+與Cl-；Ba2+與CO32-、SO32-等；

　　3、因生成難電離物質而不能大量共存。如NH4+與OH-等；

　　4、因氧化還原反應而不能大量共存。如Fe3+與S2-、I-等。

　　5、受酸堿性環境的影響而不能大量共存。如弱酸根離子在酸性溶液中不能存在；弱酸的酸式根離子在酸性、堿性溶液中均不能存在。

　　[練習]下列各組離子在指定環境下能大量共存的是C

　　A．pH=1的溶液中Na+,S2―,K+,MnO4―

　　B．pH=7的溶液中Al3+,Cl―,SO42―,HCO3―

　　C．pH>10的溶液中Na+,AlO2―,SO42―,K+

　　D．pH=0的溶液中Fe2+,ClO―,Na+,K+

　　[布置作業] P19習題五、六

離子反應教案3

　　1.下列物質中，能夠導電的電解質是 ( )

　　A.Cu絲 B.熔融的MgCl2 C.NaCl溶液 D.蔗糖

　　2.下列物質中,不能電離出酸根離子的是()

　　A.Na2S B.Ba(OH)2 C.KMnO4 D.KCl

　　3.NaHSO4在水溶液中能夠電離出H+、Na+、和SO42- 。下列對于NaHSO4的分類中不正確的是 ( )

　　A.NaHSO4是鹽 B.NaHSO4是酸式鹽

　　C.NaHSO4是鈉鹽 D.NaHSO4是酸

　　4.下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是 ( )

　　A.HClO B. Cl2 C. NaHCO3 D. CO2

　　5.今有一種固體化合物X，X本身不導電，但熔化狀態或溶于水中能夠電離，下列關于該化合物X的說法中，正確的是 ( )

　　A.X是一定為電解質 B.X可能為非電解質

　　C.X只能是鹽類 D.X可以是任何化合物

　　6. 能用H++OH- = H2O表示的是 ( )

　　A.NaOH溶液和CO2的反應 B.Ba(OH)2溶液和稀H2SO4的反應

　　C.NaOH溶液和鹽酸反應 D.氨水和稀H2SO4的反應

　　7.下面關于電解質的敘述中錯誤的是 ( )

　　A.在水溶液中或熔融狀態下均不導電的化合物叫非電解質

　　B.電解質、非電解質都指化合物而言，單質不屬于此范疇

　　C.電解質在水中一定能導電，在水中導電的化合物一定是電解質

　　D.純水的導電性很差，所以水不是電解質

　　8.關于酸、堿、鹽的下列各種說法中，正確的是 ( )

　　A.化合物電離時，生成的陽離子是氫離子的是酸

　　B.化合物電離時，生成的陰離子是氫氧根離子的是堿

　　C.化合物電離時，生成金屬陽離子和酸根離子的是鹽

　　D.NH4Cl電離的電離方程式是：NH4Cl=NH4++Cl-，所以NH4Cl是鹽

　　9.下列各組離子在水溶液中能大量共存的是 ( )

　　A.Na+、Ba2+、Cl-、SO42- B. Ca2+、HCO3-、C1-、K+

　　C.Mg2+、Ag+、NO3-、Cl- D. H+ 、Cl- 、Na+ 、CO32-

　　10.在某無色透明的酸性溶液中，能共存的離子組是 ( )

　　A.Na+ 、K+、SO42-、HCO3- B.Cu2+、K+、SO42-、NO3-

　　C.Na+、 K+、Cl-、 NO3- D.Fe3+、K+、SO42-、Cl-

　　11.已知某酸性溶液中含有Ba2+、Fe3+，則下述離子組中能與上述離子共存的是 ( )

　　A.CO32-、Cl- B.NO3-、Cl- C.NO3-、SO42- D.OH-、NO3-

　　12.能正確表示下列化學反應的離子方程式的是 ( )

　　A.氫氧化鋇溶液與鹽酸的`反應 OH-+H+ = H2O

　　B.澄清的石灰水與稀鹽酸反應 Ca(OH)2 + 2H+ = Ca2+ + 2H2O

　　C.銅片插入硝酸銀溶液中 Cu + Ag+ = Cu2+ + Ag

　　D.碳酸鈣溶于稀鹽酸中 CaCO3+2H+=Ca2++H2O+CO2

　　13.在下列化學方程式中，能夠用離子方程式Ba2++SO42-=BaSO4↓表示的是 ( )

　　A.BaCl2+K2SO4=BaSO4↓+2KCl

　　B.BaCO3+H2SO4 = BaSO4↓+CO2↑+H2O

　　C.Ba(NO3)2+ H2SO4= BaSO4↓+2H NO3

　　D.Ba(OH)2+ 2KHSO4 = BaSO4↓+K2SO4+2H2O

　　14.重金屬離子具有毒性。實驗室中有甲、乙兩種重金屬離子的廢液，甲廢液經化驗呈堿性，主要為有毒離子為Ba2+，如將甲、乙兩廢液按一定比例混合，毒性明顯降低。則乙廢液中可能含有的離子是 ( )

　　A. Cu2+和SO42- B. Cu2+和Cl- C. K+和SO42- D. Ag+和NO3-

　　電解質有強電解質、弱電解質之分，強電解質在水溶液中完全電離，而弱電解質如弱酸、

　　弱堿在水中則不能完全電離，不能完全電離的弱電解質在離子方程式中用其化學式表示，不能以離子的形式出現。請解答15、16兩題。

　　15.下列溶液的溶質都是強電解質，這些溶液中的Cl-濃度與50 mL 1 mol ·L-1 MgCl2溶液中的Cl-濃度相等的是 ( )

　　A. 150 mL 1 mol·L-1 NaCl溶液 B. 75 mL 1 mol·L-1 CaCl2溶液

　　C. 150 mL 2 mol·L-1 KCl溶液 D. 75 mL 1 mol ·L-1 AlCl3溶液

　　16.已知硫酸鉛難溶于水，也難溶于硝酸，卻可溶于醋酸銨溶液中，形成無色的溶液，其化學方程式是：PbSO4+2NH4Ac = Pb(Ac)2+(NH4)2SO4。當Pb(Ac)2(醋酸鉛)溶液中通入H2S時，有黑色沉淀PbS和弱電解質HAc生成。表示這個反應的有關離子方程式正確的是( )

　　A.Pb(Ac)2+H2S = PbS↓+2H Ac B.Pb2++H2S = PbS↓+2H+

　　C.Pb2++2Ac-+H2S = PbS↓+2H Ac D.Pb2++2Ac-+2H++S2- = PbS↓+2HAc

　　17.下列反應不是離子反應的是：( )

　　A.二氧化硫與生石灰 B.氯氣通入溴化鉀溶液中

　　C.實驗室用鋅和稀硫酸反應制氫氣 D.銅片與濃硫酸共熱

　　18.要把溶液中C1—、CO32—、S2—分別用AgNO3溶液、Ba(NO3)2溶液和CuSO4溶液沉淀出來，要求每一次只得一種沉淀，正確操作順序是： ( )

　　A.AgNO3、Ba(NO3)2、CuSO4 B.Ba(NO3)2、AgNO3、CuSO4

　　C.CuSO4、Ba(NO3)2、AgNO3 D.Ba(NO3)2、CuSO4、AgNO3

　　19.某溶液中只含有Na+、Cl—、Al3+、SO42—四種離子，已知Na+、Al3+、Cl—的個數比為3:2:1。則溶液中Al3+與SO42—離子的個數比為： ( )

　　A.1:2 B.1:4 C.3:4 D.3:2

　　20.xR2+ + yH+ +O2 == mR3+ + nH2O的離子方程式中，對m和R3+判斷正確的是：( )

　　A.m=4 B.m=y

　　C.m=2 D.m=y/2

離子反應教案4

　　一. 教學目標

　　1.知識與技能目標

　　（1）讓學生了解電解質和非電解質、強弱電解質的概念。

　　（2）讓學生掌握電離方程式的書寫，并從電離的角度理解酸、堿、鹽的本質。

　　（3）通過設計探究性實驗得到離子反應的實質和離子反應條件，并能分析離子共存的問題。

　　2.過程與方法目標

　　（1）通過探究實驗和設想驗證得到離子反應的條件，體驗科學探究過程，從實驗現象出發探尋反應本質。

　　（2）通過分析離子共存問題，讓學生形成從現象到本質再到運用的思維意識。 3.情感態度與價值觀目標

　　（1）通過探究討論活動激發學生的學習興趣，提高學習質量。

　　（2）通過本節內容的學習，對于發展學生的科學素養起了非常重要的作用，是奠定高中階段化學學習的重要基礎。 二. 教學重點、難點

　　電解質的概念、離子反應及其條件、離子的共存問題。 三. 教學方法

　　討論＋探究＋實驗 四. 教學過程

　　〔引入〕前面，我們在學習溶液中離子的物質的量濃度的計算時，簡單介紹了酸堿鹽在水溶液中的電離，生成了離子的知識。那么，請問：是不是所有的酸堿鹽都能在水溶液中發生電離呢？哪些物質能發生電離呢？這節課，我們一起來解決這些問題。今天，我們學習新知識——離子反應。要學習離子反應的知識，我們首先要了解什么是電解質的問題。

　　〔討論〕什么是電解質？什么是非電解質？ 一、酸、堿、鹽在水溶液中的電離 （一）電解質和非電解質

　　概念：電解質：凡是在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物。

　　非電解質：凡是在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物。 分析：1.強調關鍵字。2.強調化合物，單質和混合物（溶液）既不是電解質也不是非電解質。 討論1：下列物質中哪些是電解質，那些是非電解質？

　　稀硫酸、氯化氫氣體、氯化鈉固體、氫氧化鈉固體、碳酸鈣、銅、石墨、氧化鎂固體、甲烷、蔗糖、酒精、葡萄糖。 小結：化合物：1、電解質：（常見的電解質）酸、堿、鹽和許多金屬氧化物。

　　2、非電解質：（常見的非電解質）大多數非金屬氧化物；大多數有機物，如蔗糖、酒精等。

　　討論2：二氧化碳、氨氣是否電解質？ 強調電解質必須自身電離而導電。

　　討論3：BaSO4、CaCO3、AgCl等難溶于水的鹽是否屬電解質?

　　注：判斷物質是否屬于電解質： 一看：是不是化合物； 二看：是不是導電；（熔化或水溶液中） 三看：是不是自身電離。

　　〔討論〕酸、堿、鹽的水溶液導電的原因。（學生閱讀教材P30頁）

　　酸、堿、鹽溶液能夠導電，是因為物質溶于水時，離解成自由移動的陰、陽離子。 〔問題〕相同條件下，電解質在水溶液中的導電能力都相同嗎？（引出強弱電解質） （二）強、弱電解質

　　強電解質:在水溶液里全部電離成離子的電解質.

　　弱電解質:在水溶液里部分電離成離子的電解質. [小結] 電解質的分類：

　　1. 強電質 （全部電離）強酸：如HCl、H2SO4、HNO3強堿：如NaOH、KOH、Ba（OH）2 大多數鹽：如NaCl、AgNO3 2. 弱電解質（部分電離）弱酸：如H2S、H2CO3、CH3COOH 弱堿：NH3·H2O、Cu（OH）2 其它：H2O

　　〔討論〕 BaSO4、CaCO3、AgCl等難溶于水的鹽是否屬電解質?

　　思考：金屬和溶液導電原因的區別？ 金屬導電自由移動電子

　　溶液導電?自由移動離子

　　思考：電解質在一定條件下導電能力是否相同呢？ 影響電解質溶液導電能力的主要因素 ：（見點金訓練P30 二 3）

　　單位體積溶液中離子數目的多少（離子濃度的大小）和離子所帶電荷數的多少。 練習 ：判斷以下說法是否正確？

　　（1）濃溶液的導電能力一定比稀溶液的強。

　　（2）強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的強。

　　（3）導電性強的溶液里自由離子數目一定比導電性弱的溶液的多。 練習：下列各組關于強電解質、弱電解質、非電解質的分類完全正確的是（）

　　《離子反應》第二課時（李季全）

　　知識回顧：

　　（四）電離的表示——電離方程式（見點金訓練P30 二1、2）用化學符號表示電解質電離成自由移動離子的過程。

　　表示電解質電離的方程式叫電離方程式，簡稱電離式。 注意事項：書寫電離方程式時，要注意以下幾點：

　　（1）式子左邊書寫化學式，表示電解質還未電離時的狀態；右邊書寫離子符號，表示電解質電離產生的離子；強電解質用“=”表示，弱電解質用“?”表示。

　　（2）電離出的離子要標明所帶的電荷數以及電性，離子所帶的電荷數應等于元素或原子團的化合價數。

　　（3）在電解質溶液中，陽離子所帶的正電荷總數等于陰離子所帶的負電荷總數。且遵循質量守恒。如：Al2(SO4)3

　　（4）多元弱酸分步電離，多元弱堿一步電離。如：H2CO3 FeOH) 3

　　堿的電離： 酸的電離： 鹽的電離：

　　NaOH=Na++OH-HCl=H++Cl- Na2CO3 =2Na+ + CO32- KOH=K++ OH-HNO3= H++NO3- NaHCO3=Na+ + HCO3- Ba(OH)2=Ba2++2OH- H2SO4=2 H++SO42- K2SO4 =2K++ SO42-

　　KHSO4 = K+ + H+ + SO42

　　思考 · 交流：請參考酸的定義，嘗試從電離的角度概括出堿和鹽的本質。 酸：電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物叫做酸。 堿：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物叫做堿。

　　〔問題〕 請書寫CH3COOH，NH3·H2O的電離方程式。

　　鹽：電離時生成金屬離子（或NH4+）和酸根離子的化合物叫做鹽。

　　二、離子反應

　　1．離子反應(離子之間進行的反應) (30頁教材實驗2-2)及分析 定義：有離子參加或生成的反應。

　　電解質在水溶液中的反應屬于離子反應。 2. 離子方程式

　　用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。

　　3. 離子方程式的書寫（見點金訓練P32一：1、2、3） （1）寫 出化學方程式（基礎）：

　　例：2AgNO3 + CuCl2＝ 2AgCl↓+ Cu(NO3)2

　　（2）把易溶于水、易電離的物質拆 寫成離子形式（關鍵），難溶或難電離的物質以及

　　氣體等仍用化學式表示。

　　+-2+-2+- 2Ag+2NO3+Cu+2Cl ＝2AgCl↓+Cu+2NO3

　　（3）刪 去方程式兩邊形式相同的離子（途徑）

　　2Ag+-2++2Cl- == 2AgCl↓2+3-

　　（4）整理方程式并檢查 兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否

　　相等（保證）

　　+ - 2Ag+ 2Cl ＝2AgCl↓

　　Ag+ Cl ＝ AgCl↓

　　步驟口訣：一寫、二拆、三刪、四查拆寫的規則： （1）可寫成離子的物質：易溶于水、易電離的物質。 A. 強酸：H2SO4、HCl、HNO3 B. 強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2

　　[說明：Ca(OH)2微溶于水，溶液中一般寫離子,懸濁液則寫化學式] C. 可溶性鹽（注意記憶課本后的溶解性表） （2）仍用化學式表示的物質

　　+

　　-

　　A. 難溶物質：BaSO4、Cu(OH)2、CaCO3、AgCl等 B. 難電離物質：弱酸、弱堿（氨水、難溶堿）、水等 C. 氣體：CO2、H2、SO2等 D. 單質：H2、Na、Fe 、O2等 E. 氧化物：Na2O、Fe2O3等

　　4. 離子反應發生的條件 （1）生成難溶物質，如Cu(OH) 2、BaSO4、AgCl等。 CuSO4＋BaCl2＝BaSO4↓＋CuCl2

　　（2）生成氣態物質，如：CO2、SO2等。 CaCO3+2HCl＝CaCl2+H2O +CO2↑

　　（3）生成難電離物質，如弱酸、弱堿、水等。 NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O

　　離子反應總是向著使溶液中某自由離子數目減少的方向進行。 5．離子方程式正誤的判斷（見點金訓練P32 二：1、2）

　　［練習］1. 請指出下列離子方程式是否正確？如不正確，請加以改正。

　　（1）碳酸鈉與鹽酸反應 2－＋

　　CO3＋2H＝H2O＋CO2↑ 對 （2）碳酸鈣與鹽酸反應 2－＋

　　CO3＋2H＝H2O＋CO2↑ 錯

　　＋2＋

　　正確寫法： CaCO3＋2H＝Ca＋H2O＋CO2↑ 2. 寫出下列反應的離子方程式。

　　+-（1）澄清石灰水中滴入硝酸：H + OH＝ H2O

　　+2+

　　（2）氫氧化銅溶于鹽酸：Cu(OH)2 + 2H ＝Cu +2H2O

　　- 2-（3）SO2氣體溶于足量氫氧化鈉溶液：SO2 + 2OH＝ SO3+H2O

　　++

　　（4）向氨水中加入稀鹽酸：NH3·H2O+H＝NH4+H2O

　　-+

　　（5）碳酸氫鈣溶液與鹽酸反HCO3+H＝H2O+CO2↑

　　3. 判斷下列離子方程式是否正確？對不正確的指明原因。

　　2-2-A. 硫酸銅溶液與硫化鉀溶液反應：CuSO4 +S = CuS↓+SO4B. 硝酸銀溶液與氯化鈉溶

　　+-液反應：Ag +Cl = AgCl↓

　　+2+

　　C. 碳酸鋇放入稀鹽酸中：BaCO3+2H = Ba +H2O +CO2↑

　　+3+

　　D. 鐵片放入稀鹽酸中：2Fe +6H = 2Fe +3H2↑

　　+-E、醋酸與氫氧化鈉溶液反應：H + OH = H2O4. 操作順序或反應物相對量不同時離子

　　方程式不同。

　　例：（1）少量燒堿滴入Ca(HCO3)2溶液 2+--Ca+HCO3+OH＝CaCO3↓+H2O

　　（2）足量燒堿滴入Ca(HCO3)2溶液 2+--2-Ca+2HCO3+2OH＝CaCO3↓+CO3+2H2O

　　《離子反應》第三課時（李季全）

　　思考：NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液混合? 1、⑴NaHCO3少量時：

　　2+--Ca+HCO3+OH＝CaCO3↓+H2O ⑵NaHCO3過量時： 2+--2-Ca+2HCO3+2OH＝CaCO3↓+CO3+2H2O KHSO4溶液與Ba(OH)2溶液混合？ 2、⑴KHSO4少量時：

　　2+2-+-Ba+SO4+H+OH＝BaSO4↓ +H2O ⑵KHSO4過量時： 2+2-+- Ba+SO4+2H+2OH＝BaSO4↓+2H2O

　　3、請寫出以下反應的化學方程式和離子方程式，

　　①Ca(OH)2和HCl ②KOH和HCl ③ H2SO4 和NaOH④ KOH和HNO3 并分析中和反應的實質。（見教材32頁表下） H+ + OH- == H2O（ 強酸＋強堿 可溶性鹽＋水） 思考：下列各反應中，能用離子方程式 H++OH-＝H2O 表示的是（）

　　A、硫酸氫鈉溶液和氫氧化鉀溶液反應 B、鹽酸和氨水反應

　　C、稀硫酸和氫氧化鋇溶液反應 D、醋酸溶液和氫氧化鉀溶液反應 6、離子方程式的意義

　　2+ 2-① 揭示了離子反應的實質 （例：Ba+ SO4 = BaSO4↓）

　　② 表示同一類型的反應 （例：H+ + OH- = H2O） 教材P3410題

　　三、離子共存（見點金訓練P33 三：1、2、3、4） 離子能大量共存則表示離子間不發生離子反應。

　　討論：在無色透明強酸性溶液中能大量共存的離子組是（ ）

　　+2+2-+-2-2-

　　A、K、Cu、NO3-、SO4B、Na、Cl、CO3、SO4

　　2+、2+-- 2+3+--

　　C、CaBa、Cl、NO3 D、Mg、Fe、OH、NO3

　　+- 2--2--與 H不共存的離子：OH；弱酸酸根，如：CO3(HCO3)、SO3（HSO3）、 - CH3COO等

　　-+2+

　　與 OH不共存的離子：H ；弱堿陽離子，如：Cu+、NH4等；

　　- - 多元弱酸酸式根，如：HCO3、HSO3等 練習：

　　―

　　1、下列反應不能用離子方程式Ba2+＋SO42====BaSO4 ↓ 表示的是（ ） A．Ba(NO3)2+H2SO4==BaSO4↓+2HNO3 B．BaCl2+Na2SO4==BaSO4↓+2NaCl C．BaCO3+H2SO4==BaSO4↓+H2O+CO2↑ D．BaCl2+H2SO4==BaSO4↓+2HCl 2、在無色透明的溶液中能大量共存的一組離子是（ ）

　　篇二：離子反應教案

　　離子反應教案

　　學習目標：

　　（1）掌握強電解質、弱電解質、離子反應、離子方程式的含義

　　（2）學會離子方程式書寫方法；理解離子反應的本質。

　　（3）培養學生利用實驗分析，解決問題的能力；培養學生創新思維能力；培養學生

　　使用對比，歸納，總結的研究方法。

　　學習重難點：離子方程式的書寫方法 教學方法：實驗探究、歸納法 教學用具：多媒體、、鹽酸、醋酸、氫氧化鈉溶液、氨水、燈座、燈泡、導線、酚酞試液。 用實驗導入新課

　　實驗：濃度相同的鹽酸、醋酸、氫氧化鈉溶液、氨水 按課本圖2-14所示裝置進行實驗，接通 電源，觀察實驗現象并分析。

　　填寫實驗報告：

　　討論：1、通過實驗觀察到什么現象？說明了什么？

　　2、為什么相同條件下的導電能力有強有弱？

　　3、什么原因造成電解質在水溶液中電離程度不同？ [板書]一、強電解質、弱電解質 1、概念：

　　強電解質：在水溶液中能完全電離的電解質。弱電解質：在水溶液中能部分電離的電解質。

　　2舉例： 強電解質:

　　強酸：HCl、H2SO4、HNO3 強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2 大多數鹽類NaCl、BaSO4

　　弱電解質：弱酸 H2CO3醋酸（CH3COOH）

　　弱堿：NH3.H2O 水

　　－＋

　　3、電離方程式：CH3COOH CH3COO + H

　　＋－

　　NH3.H2O NH4 ＋OH

　　－

　　H2O H+ ＋ OH

　　實驗 用試管取2ml氫氧化鈉溶液,滴酚酞試液,一邊滴鹽酸溶液一邊觀察試管中溶液顏色的變化情況，并分析產生該現象原因。 [板書]

　　二離子反應

　　1離子反應：有離子參加或生成的化學反應。

　　2離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。 ①離子方程式的書寫步驟

　　寫：依反應事實寫出反應的化學方程式（基礎）

　　改：僅把強酸、強堿、可溶鹽改寫成離子符號；其它的（單質、氧化物、難溶物、弱電解

　　質以及氣態物等）仍用化學式表示。（關鍵）

　　刪：刪去方程式兩邊不參加反應的離子，并使方程式中系數為最簡整數比。（途徑）

　　查：根據質量守恒和電量守恒，檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等。（保證）

　　以鹽酸和氫氧化鈉反應；硫酸與氫氧化鉀反應為例講解離子方程式的書寫步驟。

　　討論1：以 NaOH 溶液與鹽酸的反應和 KOH 溶液與硫酸的反應為例，分析中和反應的

　　實質。H++OH-＝H2O

　　[板書]②離子方程式的意義：揭示了離子反應的實質、表示同一類型的反應 [小結] 1、

　　2、離子反應

　　（1）離子反應：有離子參加或生成的化學反應。

　　（2）離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。 ①離子方程式的書寫步驟（寫、改、刪、查） ②離子方程式的意義 板書設計

　　一、強電解質、弱電解質 1、概念：

　　強電解質：在水溶液中能完全電離的電解質。弱電解質：在水溶液中能部分電離的電解質。 2、強、弱電解質比較 2舉例： 強電解質:

　　強酸：HCl、H2SO4、HNO3 強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2 大多數鹽類：NaCl、BaSO4

　　弱電解質：弱酸 H2CO3醋酸（CH3COOH）

　　弱堿：NH3.H2O 水

　　－＋

　　3、電離方程式：CH3COOH CH3COO + H

　　＋－

　　NH3.H2 NH4 ＋OH

　　－

　　H2 H+ ＋ OH 二離子反應

　　1離子反應：有離子參加或生成的化學反應。

　　2離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。 ①離子方程式的書寫步驟（寫、改、刪、查） ②離子方程式的意義

　　揭示了離子反應的實質 表示同一類型的反應

　　篇三：離子反應教案

　　第二節

　　一、教學目標

　　1.使學生了解電解質、強電解質和弱電解質的概念。 2.使學生理解離子反應和離子方程式的含義。

　　3.使學生理解離子反應發生的條件和離子方程式的書寫方法。 4.培養學生通過實驗探究問題、分析問題、歸納問題的能力。

　　二、教學重點

　　電解質、強弱電解質、離子反應和離子反應方程式的書寫。

　　三、教學難點

　　離子反應方程式的書寫方法。

　　四、課時安排

　　共2課時

　　五、教學方法

　　實驗、討論、設疑、講解等。

　　六、教學準備

　　電解質溶液導電性實驗的儀器和裝置。試管、膠頭滴管、燒杯、量筒、鐵架臺、漏斗、玻璃棒、濾紙。

　　0.1 mol·L－1的HCl、NaOH、NaCl、NH3·H2O、CH3COOH溶液。 1 mol·L－1的BaCl2溶液、CuSO4溶液、AgNO3溶液、稀HNO3。

　　七、教學過程

　　［引入］回顧化學反應的分類知識。 ［投影］

　　［小結］化學反應從不同的角度可以有不同的分法，今天我們學習離子反應。 ［板書］ 第二節 離子反應 ［提問］下列物質中哪些能導電?為什么能導電?

　　鹽酸、NaOH溶液、NaCl固體、石墨、蔗糖溶液、酒精溶液、K2SO4溶液、Cu。 ［小結］①石墨、銅能導電，因為其中有自由移動的電子存在。

　　②鹽酸、NaOH溶液、K2SO4

　　溶液能導電，因為它們的溶液中有自由移動的離

　　子存在。

　　［追問］在鹽酸、NaOH溶液、K2SO4溶液里的自由移動的離子是怎樣產生的?可通過什么方法證明溶液中存在離子?

　　［小結］①電離產生，其過程可用電離方程式來表示。 ②可通過溶液導電性來檢驗。

　　［思考］物質在什么情況下可以電離呢?

　　［板書］一、電解質和非電解質

　　電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。

　　非電解質：在水溶液里和熔化狀態下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。 ［講解］電解質、非電解質是根據物質在一定條件下能否導電對化合物的一種分類。

　　［討論］下列物質中哪些是電解質?

　　Cu、NaCl固體、NaOH固體、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。 ［小結］應注意以下幾點：

　　①電解質應是化合物。而Cu則是單質，K2SO4與NaCl溶液都是混合物。 ②電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物。而CO2能導電是因CO2

　　與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質。

　　③酸、堿、鹽、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。

　　［設問］相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液的導電能力是否相同? ［演示實驗1—1］觀察：五種電解質溶液的`導電性是否相同?并分析結果。 (結果：相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液的導電能力不相同) ［講述］電解質溶液導電能力的大小決定于溶液中自由移動的離子的濃度和離子所帶電荷數。而當溶液體積、濃度和離子所帶的電荷數都相同的情況下，取決于溶液中自由移動離子數目，導電能力強的溶液里的自由移動的離子數目一定

　　比導電能力弱的溶液里的自由

　　比較以上五種溶液，顯然，在CH3COOH、NH3·H2O溶液中的自由移動離子數目較少。

　　［設問］溶液中自由移動的離子多少跟什么因素有關?(電解質的電離程度)

　　［板書］二、強電解質和弱電解質

　　［閱讀］

　　［圖示］NaCl、CH3COOH在水中的溶解和電離情況。

　　［板書］1.強電解質：在水溶液中全部電離成離子的電解質。如NaCl、NaOH等(寫出電離方程式)

　　2.弱電解質：在水溶液中只一部分電離成離子的電解質。如NH3·H2O、CH3COOH等。

　　3.強弱電解質的區別。 ［投影］強弱電解質的比較

　　433是否屬強電解質?

　　［小結］BａSO4、CaCO3、AgCl雖然難溶，但溶解的極少部分卻是完全電離，所以它們為強電解質H3COOH體易溶于水，但它卻不能完全電離，所以屬弱電解質。因此，電解質的強弱跟其溶解度無必然聯系，本質區別在于它們在水溶液中的電離程度。

　　［思考］利用溶液導電性裝置進行實驗，向盛有稀H2SO4的燒杯中逐滴加入Bａ(OH)2溶液，能觀察到什么現象?加以解釋，寫出有關的反應方程

　　［分析］隨著Bａ(OH)2

　　熄滅 漸亮，反應為：Bａ(OH)2＋H2SO4=====BａSO4↓＋2H2O，隨著反應的進行，離子濃度將會怎樣變化呢?

　　［投影總結］［

　　【布置作業】復習、預習

　　［板書設計］

　　第二節 離子反應

　　一、電解質和非電解質

　　1．電解質：在水溶液里或熔化狀態下能導電的化合物。如酸、堿、鹽等。 2．非電解質：在水溶液里和熔化狀態下都不導電的化合物。如蔗糖、酒精等。

　　二、強電解質和弱電解質

　　1．強電解質：在水溶液中全部電離成離子的電解質。如NaCl、NaOH等。 2．弱電解質：在水溶液中只一部分電離成離子的電解質。如NH3·H2O、CH3COOH等。

　　3．強弱電解質的區別。

　　［探討］弱電解質溶于水的電離方程式如何表示?

　　第二章化學物質及其變化

　　第二課時 離子反應

　　教學目標：

　　1.知道酸、堿、鹽在溶液中能發生電離，通過實驗事實認識離子反應及其發生的條件。 2.了解常見離子的檢驗方法。

　　復習重點、難點：離子反應及其發生的條件。。 課時安排：兩課時

　　。 2；電離指電解質 ，電離過程不需要通電。 3．酸、堿、鹽的電離

　　酸：電離時， 的化合物。 堿：電離時， 的化合物。 鹽：電離時，能生成 的化合物。 4．寫出下列物質在水溶液中的電離方程式。

　　(1)HCl：； (2)NaN03： ； (3)Ba(OH)2： ； (4)CH3COOH： ； (5)Cu(OH)2： ； (6)H2S03： 。

　　5．(1)電解質；在 或能夠導電的化合物。

　　(2)非電解質：在或都不能導電的 (3)強電解質：在的電解質 (4)弱電解質：在的電解質

　　6．離子反應指 、 之間發生的反應都是離子反應。

　　7．(1)離子反應可用表示，離子方程式和化學方程式一樣，也是描述化學反應的一種。

　　（2）離子方程式和化學方程式都能描述 ，但離子方程式的描述更加 ，所表示的已 ， 并揭示了這類化學反應的 。

　　8．書寫下列反應的離子方程式：

　　(1)NaOH溶液和H2S04溶液反應：；

　　(2)NaCl溶液和AgNO3溶液： 。

　　(3)Ba(OH)2溶液和H2S04溶液： 。

　　9．利用某離子的特征反應進行檢驗。如Cl—跟Ag＋反應生成不溶于水的 ；SO42-跟Ba2＋反應生成不溶于 的；C032-跟H＋反應生成能使 變渾濁的無色、無味的 。

　　一、電解質中的“是與非”“強與弱” 1、“是與非”

　　(1)電解質概念中的或，兩種情況任取一即可；非電解質概念中的無論和都，兩種情況必須同時滿足。

　　(2)無論是電解質還是非電解質，闡述的對象都是化合物。因此單質即不是電解質也不是非電解質。溶液是混合物，因此也即不是電解質也不是非電解質。 (3)氨氣，二氧化硫溶于水均能導電，但并非它們本身能電離出自由離子，而是它們與水反應的生成物NH3?H2O、H2SO3能電離出離子而導電，所以氨氣，二氧化硫都是非電解質。

　　(4)電離不需要通電，電離是電解質溶液導電的前提。

　　(5)能導電的物質不一定是電解質，如石墨等；電解質本身不一定能導電，如食鹽晶體。

　　(6)電解質溶液中，陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數相等，故溶液顯電中性，稱電荷守恒。 2、“強與弱” (其所帶電荷的多少。

　　(3)難溶性鹽（如CaCO3、BaSO4等）在水中的溶解度極小，導電能力很小，但由于它們是離子化合物，在水溶液中溶解的那部分能完全電離，故它們屬于強電解質。 (4)溶液導電性的強弱與電解質的強弱沒有必然的聯系。導電能力強的溶液不一定是強電解質溶液，強電解質溶液不一定導電能力強。 二、電離方程式書寫注意的幾個問題

　　1、電離方程式的書寫：強電解質用“=”，弱電解質用“ H2S HS+H H3PO4—＋ ” —＋ —

　　2、多元弱酸的分步電離，分步書寫，且第一步電離為主,各步方程式不可疊加。

　　H + H2PO4＋

　　3、多元弱堿，分步進行，但一步書寫到位：Mg(OH)2

　　Mg2+2OH

離子反應教案5

1、離子反應

　　（1）實驗探究

　　實驗操作 現象 實驗分析

　　1、向盛有2mL硫酸銅溶液的試管里加入2mL稀氯化鈉溶液

　　2、向盛有2mL硫酸銅溶液的試管里加入2mL稀氯化鋇溶液

　　（2）離子反應的概念

　　電解質溶液的反應實質上就是電離出的某些離子之間的反應。有離子參加的反應稱為離子反應。離子反應不一定所有的物質都是以離子形式存在，但至少有一種物質是以離子形式存在。

　　2、離子方程式

　　（1）定義：用實際參加反應的________________表示離子反應的式子叫做離子方程式它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。

　　（2）離子方程式的書寫

　　步驟：“寫、拆、刪、查”。

　　“寫”： 正確書寫化學方程式；

　　“拆”：反應物和生成物，以其在溶液中的主要存在形態出現；如易溶于水且易電離的物質寫成離子形式；其他物質寫化學式：如單質、沉淀、氣體、水（難電離物質）、氧化物、非電解質、多元弱酸酸式根（如HCO3－、HSO3－、HS－）等。

　　“刪”：刪去兩邊相同的離子即沒有參加反應的離子。

　　“查”：檢查兩邊_______和________是否相等，反應條件，沉淀符號，氣體符號等。

　　注意事項：

　　①只有離子反應才能寫出離子方程式。沒有自由移動的離子參加的反應，不能寫成離子方程式。如氯化銨和氫氧化鈣固體在加熱條件下可以反應，雖然反應物都是電解質，但此反應不是在水溶液中進行的，兩種物質都沒有電離出離子，即此反應不屬于離子反應，不能寫成離子方程式，只能寫化學方程式。另濃硫酸、濃磷酸與固體的反應不能寫成離子方程式。

　　②微溶物作為反應物,若是澄清溶液寫離子符號,若是懸濁液寫化學式.微溶物作為生成物,一般寫成化學式(標↓)。

　　③氨水作為反應物時寫成NH3H2O；作為生成物，若有加熱條件或濃度很大時，可寫NH3(標↑)。

　　（3）離子方程式的書寫正誤判斷

　　離子方程式的正誤判斷應從如下幾個方面分析：

　　①注意看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應，如鐵與稀硫酸反應寫成2Fe+6H+=2Fe3++ 3H2 ↑就不符合客觀事實。

　　②注意看離子反應中原子個數、電荷是否守恒，即離子方程式兩邊的原子個數和電荷均應相等。如硝酸銀溶液中加入鐵粉的反應寫成Fe+ Ag+=Ag+Fe2+是錯誤的'，因為電荷不守恒，而應寫成Fe+ 2Ag+=2Ag+Fe2+。

　　③注意看離子反應中物質拆分是否正確。如碳酸鈣與鹽酸反應寫成CO32- + 2H+=CO2↑+H2O是錯誤的，因為CaCO3不能拆成Cu2+ 和CO32-。

　　④注意看離子反應是否漏掉反應的離子。如硫酸鐵溶液中加入氫氧化鋇溶液寫成

　　Ba2++SO42- =BaSO4↓是錯誤的，漏掉了Cu2+和OH-的離子反應。

　　⑤注意看離子反應中離子配比是否正確。如稀硫酸溶液與氫氧化鋇溶液恰好中和寫成

　　H++SO42-+Ba2++OH-=BaSO4↓+H2O是錯誤的，應寫成2H++SO42- +Ba2++2OH- =BaSO4↓+2H2O。

　　⑥注意看離子反應的反應用量。如“過量”“少量”“等物質的量”“適量”“任意量”等。如少量的二氧化碳通入澄清石灰水中寫成CO2 + OH - = HCO3-是錯誤的，這個離子方程式是過量的二氧化碳通入澄清石灰水的，應寫成CO2 + 2OH - = CO32-+H2O。

　　3、離子反應發生的條件

　　離子反應的本質是反應前后離子的種類發生變化。我們所學過的離子反應有復分解反應和置換反應兩種類型。

　　（1）復分解反應

　　在溶液中進行的復分解反應都屬于離子反應。對于在溶液中的復分解反應，由于生成物中必須有氣體、難溶物或水中的一種產生，才能使反應物的某些離子濃度減少。所以復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成氣體、難溶物或難電離物質（如水）中的一種產生。

　　（2）置換反應

　　在溶液中進行的置換反應也屬于離子反應。如鋅與硫酸銅溶液混合，硫酸銅溶液中電離出的銅離子會減少，其離子方程式可以表示成：________________________。金屬單質與鹽發生置換反應的條件是：金屬活動性順序表前面的金屬單質（K、Ca、Na除外）可以把后面的金屬元素從其化合物中置換出來；金屬單質與酸發生置換反應的條件是：金屬活動順序表排在氫前面的金屬單質可以把酸中的氫元素從其化合物中置換出來。

　　4、離子共存問題

　　所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。

　　（1）能發生離子反應的不能共存

　　①結合生成難溶物質的離子不能大量共存，如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等

　　②結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存，如H+和CO32-、HCO3-、SO32等

　　③結合生成難電離物質（水）的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。

　　④發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存（待學）

　　（2）隱含條件的應用規律

　　①如無色溶液應排除有色離子：常見有色離子有：Fe2+（黃色）、Fe3+（淺綠色）、Cu2+（藍色）、MnO4-（紫色）等離子。

　　②酸性則應考慮所給離子組外，還有大量的H+，如OH-、CO32-、 HCO3-、 SO32- 、 HSO3- 、 S2- 、HS- 等在酸性條件下不能大量存在。

　　③堿性則應考慮所給離子組外，還有大量的OH-，如H+、Cu2+、Fe3+、Al3+、Mg2+、NH4+、弱酸酸式根（HCO3-、HSO3-、HS-）等在堿性不能大量存在。

離子反應教案6

　　離子反應考點要求：

　　1．離子共存問題是高考中的常見題型，是每年必考的題型。今后命題的發展趨勢是：

　　(1)增加限制條件，如強酸性、無色透明、堿性、pH、甲基橙呈紅色、發生氧化還原反應等；

　　(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。從命題的內容看，存在著三種特點：

　　(1)所考查的化學反應均為中學化學教材中的基本反應；錯因大都屬于化學式能否拆分、處理不當、電荷未配平、產物不合理和漏掉部分反應等；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內容，也是這部分的難點。

　　(2)所涉及的化學反應類型以復分解反應為主，而溶液中的氧化還原反應約占15％；

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

　　重點、難點：

　　離子共存，離子方程式的正誤判斷是本節的重點內容；有量限止的離子方程式的書寫或判斷正誤是本節的難點

　　基本概念：

　　1、離子反應、電解質、非電解質、離子方程式

　　（1）離子反應

　　定義：有離子參加的反應。

　　類型：

　　n 離子互換的非氧化還原反應：當有難溶物(如CaCO3 難電離物(如H20、弱酸、弱堿)以及揮發性物質(如 HCl)生成時離子反應可以發生。

　　n 離子間的氧化還原反應：取決于氧化劑和還原劑的相對強弱，氧化劑和還原劑越強，離子反應越完全

　　n 注意點：離子反應不一定都能用離子方程式表示。

　　n 如實驗室制氨氣 (NH4)2SO4 +Ca(OH)2 稢aSO4+2NH3↑+2H2O

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

　　（2）電解質、非電解質、強、弱電解質

　　l 電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物。

　　l 非電解質：在水溶液和熔化狀態都不導電的化合物。

　　l 強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

　　l 弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質

　　l 強電解質與弱電解質的注意點

　　①電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關，與其溶解度的大小無關。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，故是強電解質。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。

　　②電解質溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。

　　③強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物；弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質。

　　④共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離

　　舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態下電離式是不同的。

　　(3)離子方程式：

　　定義：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子

　　使用環境：離子程式在水溶液或熔融狀態下才可用離子方程式表示

　　2、離子方程式的書寫

　　(1)離子反應是在溶液中或熔融狀態時進行時反應，凡非溶液中進行的反應一般不能寫離子方程式，即沒有自由移動離子參加的反應，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，但不能寫成離子方程式，只能寫化學方程式。即：

　　2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)稢aCl2+2H2O +2NH3 ↑

　　(2)單質、氧化物在離子方程式中一律寫化學式；弱酸(HF、H2S、HCl0、H2S03等)、弱堿(如NH3·H20)等難電離的物質必須寫化學式；難溶于水的物質(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04，Fe(OH)3等)必須寫化學式。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：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，微溶物用化學式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3 ，溶液：2Ag++SO42-=Ag2S04 ↓

　　②當反應物里有微溶物處于溶液狀態(稀溶液)，應寫成離子的形式。如C02氣體通人澄清石灰水中：CO2+Ca2++2OH-=CaCO3 ↓+H2O

　　③當反應物里有微溶物處于懸濁液或固態時，應寫成化學式。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，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↓+CO32- +2H2O

　　1．離子共存問題

　　(1)“不共存”情況歸納

　　①離子之間相互結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離子之間相互結合呈氣體逸出時不能大量共存，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。

　　③離子之間相互結合成弱電解質時不能大量共存。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。

　　④離子之間發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- 、S2-、HCO3-、CO32-等離子。

　　⑤離子之間發生氧化還原反應時不能大量共存，如：Fe3+與S2-、Fe3+與I-等。

　　⑥離子之間相互結合成絡離子時不能大量共存。如Fe3+與SCN-生成2+，Ag+、NH4+、OH-生成+，Fe3+與C6H5OH也絡合等

　　(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。在水溶液中發生水解，有OH-則促進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-等可和酸發生反應，由于本身是酸式酸根，故又可與堿反應，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- 、S2-、CO32-、 PO43-、AlO2-、SO32-、ClO- 、SiO32-—等離子在水溶液中發生水解，有H‘則促進其水解，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強酸的酸根離子和強堿的金屬陽離子，如：Cl-、 Br- 、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等離子，因為在水溶液中不發生水解，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。

　　⑤某些絡離子，如+，它們的配位體能與H+結合成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。

離子反應教案7

　　離子反應考點要求：

　　1．離子共存問題是高考中的常見題型，是每年必考的題型。今后命題的發展趨勢是：

　　(1)增加限制條件，如強酸性、無色透明、堿性、pH、甲基橙呈紅色、發生氧化還原反應等；

　　(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。從命題的內容看，存在著三種特點：

　　(1)所考查的化學反應均為中學化學教材中的基本反應；錯因大都屬于化學式能否拆分、處理不當、電荷未配平、產物不合理和漏掉部分反應等；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內容，也是這部分的難點。

　　(2)所涉及的化學反應類型以復分解反應為主，而溶液中的氧化還原反應約占15％；

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

　　復習過程

　　高考題示例：（學生先練，然后再歸納出本節復習的要求）

　　1．若溶液中由水電離產生的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（20xx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－

　　（有附加條件的離子共存題）

　　2．能正確表示下列化學反應的離子方程式是（20xx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（20xx上海18題）

　　A 過量的NaHSO4與Ba(OH)2溶液反應：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO42－→BaSO4↓＋2H2O

　　B NH4HCO3溶液與過量NaOH溶液反應：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、難點：

　　離子共存，離子方程式的正誤判斷是本節的重點內容；有量限止的離子方程式的`書寫或判斷正誤是本節的難點

　　基本概念：

　　1、離子反應、電解質、非電解質、離子方程式

　　（1）離子反應

　　定義：有離子參加的反應。

　　類型：

　　離子互換的非氧化還原反應：當有難溶物(如CaCO3 難電離物(如H20、弱酸、弱堿)以及揮發性物質(如 HC)生成時離子反應可以發生。

　　離子間的氧化還原反應：取決于氧化劑和還原劑的相對強弱，氧化劑和還原劑越強，離子反應越完全

　　注意點：離子反應不一定都能用離子方程式表示。

　　如實驗室制氨氣 (NH4)2SO4 +Ca(OH)2 稢aSO4+2NH3↑+2H2O

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

　　（2）電解質、非電解質、強、弱電解質

　　電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物。

　　非電解質：在水溶液和熔化狀態都不導電的化合物。

　　強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

　　弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質

　　強電解質與弱電解質的注意點

　　①電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關，與其溶解度的大小無關。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，故是強電解質。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。

　　②電解質溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。

　　③強電解質包括：強酸(如HC、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaC、 MgC2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物；弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質。

　　④共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離

　　舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態下電離式是不同的。

　　(3)離子方程式：

　　定義：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子

　　使用環境：離子程式在水溶液或熔融狀態下才可用離子方程式表示

　　2、離子方程式的書寫

　　(1)離子反應是在溶液中或熔融狀態時進行時反應，凡非溶液中進行的反應一般不能寫離子方程式，即沒有自由移動離子參加的反應，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，但不能寫成離子方程式，只能寫化學方程式。即：

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

　　(2)單質、氧化物在離子方程式中一律寫化學式；弱酸(HF、H2S、HC0、H2S03等)、弱堿(如NH3·H20)等難電離的物質必須寫化學式；難溶于水的物質(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04，Fe(OH)3等)必須寫化學式。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：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，微溶物用化學式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3 ，溶液：2Ag++SO42-=Ag2S04 ↓

　　②當反應物里有微溶物處于溶液狀態(稀溶液)，應寫成離子的形式。如C02氣體通人澄清石灰水中：CO2+Ca2++2OH-=CaCO3 ↓+H2O

　　③當反應物里有微溶物處于懸濁液或固態時，應寫成化學式。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，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↓+CO32- +2H2O

　　1．離子共存問題

　　(1)“不共存”情況歸納

　　①離子之間相互結合呈沉淀析出時不能大量共存。如形成BaS04、CaS04、H2Si03、Ca(OH)2、MgS03、MgC03、 PbC2、H2S04、Ag2S04等。

　　②離子之間相互結合呈氣體逸出時不能大量共存，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。

　　③離子之間相互結合成弱電解質時不能大量共存。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。

　　④離子之間發生雙水解析出沉淀或逸出氣體時不能大量共存，如A3+與AO2-、Fe3+與HCO3- 、A3+與HS- 、S2-、HCO3-、CO32-等離子。

　　⑤離子之間發生氧化還原反應時不能大量共存，如：Fe3+與S2-、Fe3+與I-等。

　　⑥離子之間相互結合成絡離子時不能大量共存。如Fe3+與SCN-生成2+，Ag+、NH4+、OH-生成+，Fe3+與C6H5OH也絡合等

　　(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：Z2+、Fe3+、Fe2+、 Cu2+、A3+、NH4+、Pb2+、Ag+等。在水溶液中發生水解，有OH-則促進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-等可和酸發生反應，由于本身是酸式酸根，故又可與堿反應，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- 、S2-、CO32-、 PO43-、AO2-、SO32-、CO- 、SiO32-—等離子在水溶液中發生水解，有H‘則促進其水解，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強酸的酸根離子和強堿的金屬陽離子，如：C-、 Br- 、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等離子，因為在水溶液中不發生水解，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。

　　⑤某些絡離子，如+，它們的配位體能與H+結合成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。

離子反應教案8

　　教學目標概覽：

　　（一）知識目標

　　1、使學生了解離子反應和離子方程式的含義。

　　2、使學生了解離子反應方程式的書寫布驟。

　　（二）能力目標

　　1、培養學生實驗能力和觀察能力。

　　2、培養學生通過實驗現象分析、探究化學反應實質的能力。

　　3、培養學生全面認識事物、分析事物的邏輯思維能力。

　　（三）情感目標

　　1、通過實驗激發學生學習化學的興趣和情感。

　　2、培養學生嚴謹求實、勇于探索的科學態度。

　　3、對學生進行透過現象看本質的辨證唯物主義教育。

　　教學重點：

　　電離、離子反應、離子反應方程式的書寫方法。

　　教學難點：

　　離子反應方程式的書寫方法

　　教學方法：

　　設疑、實驗、討論、講解相結合

　　教學過程：

　　下列物質中：①CH3COOH ②HCl ③NaOH ④HNO3 ⑤Cu(OH)2 ⑥AgCl

　　⑦Na2CO3 ⑧C2H5OH ⑨H2O ⑩Fe ⑾SO2 ⑿石墨

　　（1）屬于強電解質的是。

　　（2）屬于弱電解質的是。

　　（3）屬于非電解質的是。

　　（4）在溶液中主要以離子形式存在的是。

　　答案：②③④⑥⑦（2）①⑤⑨（3）⑧⑾（4）②③④⑦

　　因電解質溶于水后可電離成離子，所以電解質在溶液里所起的反應實質上是離子之間的反應，這樣的反應屬于離子反應。下面我們來學習離子反應和離子方程式的書寫方法。

　　離子反應

　　1、離子反應：有離子參加的反應叫離子反應。

　　請四位同學分別做實驗：

　　①硫酸銅溶液中滴加氯化鋇溶液

　　②硫酸鉀溶液中滴加氫氧化鋇溶液

　　③硫酸溶液中滴加硝酸鋇溶液

　　④硝酸鈉溶液中滴加氯化鋇溶液

　　①分別發生什么現象？

　　②三支試管中白色沉淀是什么物質？怎樣形成的？（請同學寫化學方程式）

　　③這三支試管里澄清溶液中有什么離子？這些離子在發生反應前后的.存在形式有什么區別？

　　用實驗證明實驗①中Cu2+和Cl－反應前后沒有變化。層層深入，引導學生從現象分析本質。

　　（Ba2+ + SO42- = BaSO4↓）

　　2、離子反應的表示方法

　　離子方程式：用實際參加反應的離子的符號來表示離子反應的式子。

　　我們如何書寫這些離子方程式呢？

　　3、離子方程式的書寫步驟（以實驗一為例）

　　①寫：寫出正確的化學方程式：CuSO4＋BaCl2＝BaSO4↓＋CuCl2

　　②改：易溶的強電解質改寫成離子形式（難溶、難電離的以及氣體等仍用化學式表示）

　　Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－

　　③刪：刪去兩邊相同的離子：Ba2+ + SO42－= BaSO4↓

　　④查：檢查（質量守恒、電荷守恒）

　　“Fe +Fe3+ =2 Fe2+ ”這一離子方程式正確嗎？

　　不正確，雖然是質量守恒，但不滿足電荷守恒。

　　書寫四步中，“寫”是基礎，“改”是關鍵，“刪”是途徑，“查”是保證。

　　應該改寫成離子形式的物質：

　　a、強酸：HCl、H2SO4、HNO3等

　　易溶于水、易b、強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2。Ca(OH)2是微溶物，一般在反應物中

　　電離的物質存在于溶液中，寫成離子形式，而為生成物時一般是沉淀，寫沉化學式。

　　c、可溶性鹽：請學生課后復習溶解性表。

　　仍用化學式表示的物質：

　　a、難溶的物質：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等

　　b、難電離的物質：弱酸、弱堿、水。

　　c、氣體：H2S、CO2、SO2等

　　d、單質：H2、Na、I2等

　　e、氧化物：Na2O、Fe2O3等

　　這三個反應的反應物不同，為什么能生成同一種物質，并能用同一個式子表示出來？同學們由此受到什么啟發？

　　小結后得出離子反應方程式的意義。

　　4、離子反應方程式的意義：

　　①揭示離子反應的實質。

　　②不僅表示一定物質間的某個反應，而且表示所有同一類型的離子反應。

　　為什么實驗四中的復分解反應不能進行？

　　上述Ba2+ + SO42－= BaSO4↓離子方程式，可以表示可溶性鋇鹽（如BaCl2、Ba(NO3)2）與硫酸及可溶性硫酸鹽的一類反應。Ag+ +Cl— = AgCl↓離子方程式，可以表示AgNO3溶液與可溶性鹽酸鹽（如BaCl2、NaCl）的一類反應。

　　HCO3— +OH— = CO32— +H2O離子反應方程式表示的意義是什么？

　　中和反應是一種特殊的復分解反應，以NaOH溶液與鹽酸的反應和KOH溶液與硫酸的反應為例，分析中和反應的實質。

　　酸堿中和反應的實質是H+ + OH－=H2O，酸電離出來的H+與堿電離出來的OH-結合成弱電解質H2O。

　　寫出離子方程式：

　　①在氫氧化鈣溶液中滴加碳酸鈉溶液

　　②向氨水中通入氯化氫

　　③氧化銅粉末加入稀硫酸

　　④鐵屑放入硫酸銅溶液

　　分析同學們的書寫正誤，強調書寫離子方程式的關鍵——改寫。

　　請同學們寫符合Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓的兩個化學方程式，培養逆向思維能力。

離子反應教案9

　　教學目標

　　知識技能：掌握化學反應的實質，理解離子反應及離子方程式的意義；根據化學反應發生的條件對比掌握離子反應發生的條件和離子方程式的書寫方法。

　　能力培養：通過觀察實驗現象學會分析、探究化學反應的實質，培養學生的抽象思維能力。

　　科學思想：通過觀察的化學現象及反應事實，使學生了解研究事物從個別到一般的思想方法，體驗研究問題，尋找規律的方法。

　　科學品質：通過實驗操作，培養學生動手參與能力，對反應現象的觀察激發學生的興趣；培養學生嚴謹求實、勇于探索的科學態度。

　　科學方法：觀察、記錄實驗；對反應事實的處理及科學抽象。

　　重點、難點 離子反應發生的條件和離子方程式的書寫方法。

　　教學過程設計

　　【提問】復分解反應能夠發生的條件是什么？并對應舉例說明。

　　【評價】給予肯定。

　　【指導實驗】全班分為三大組，分別做下面的三組實驗，并觀察記錄：

　　一、硝酸銀溶液分別跟鹽酸、氯化鈉、氯化鉀的反應；

　　回答：復分解反應是電解質在水溶液中進行的，這類反應必須在生成物中有沉淀、氣體、難電離的物質三者之一才能發生。

　　例：（1）在反應里生成難溶物質。如CaCO3、BaSO4、AgCl、Cu（OH）2等。

　　BaCl2＋H2SO4=BaSO4↑+2HCl

　　（2）在反應里生成氣態物質，如CO2、H2S、Cl2等。

　　CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑

　　（3）在反應里生成弱電解質，如：水、弱酸、弱堿等。

　　NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O

　　分組實驗，并記錄觀察到的現象。

　　一、均有白色沉淀生成；

　　復習復分解反應發生的條件；訓練學生實驗觀察能力，根據提出的問題和實驗結果引起學生產生強烈的求知欲望。

　　二、鹽酸跟碳酸鈉、碳酸鉀、碳酸鈣的反應；

　　三、硝酸跟碳酸鈉、碳酸鉀、碳酸鈣的反應。

　　【追問】分別討論三組實驗，參加反應的物質不同，為什么每一組會產生同樣的現象？在筆記本上完成其化學方程式。

　　【講解】酸、堿、鹽都是電解質，在水的作用下能電離（強調離子表示方法）。這些電解質在溶液里發生的反應實質上是離子間反應。

　　【練習】書寫如下電離方程式：HCl、AgNO3、NaCl、KCl、HNO3、Na2CO3、K2CO3。

　　【板書】一、離子反應

　　1．離子反應

　　電解質在溶液里所起的反應屬于離子反應。如：復分解反應和在溶液中進行的置換反應等。

　　【過渡】用什么式子來表示離子反應呢？前面已經通過實驗證明AgNO3與NaCl、HCl、KCl均能發生反應，并有白色沉淀生成，請同學分別寫出上述實驗的化學方程式。

　　二、均產生無色、無味的氣體；

　　三、均產生無色、無味的氣體。

　　思考并討論、猜想。

　　回答：復分解反應均是在溶液中進行的，溶質在溶液中大多數是以離子形式存在的。雖然反應物不同，但都含有某些相同的離子。比如鹽酸、氯化鈉、氯化鉀在溶液中均電離出氯離子，跟AgNO3電離出的Ag+結合，所以均產生白色沉淀氯化銀。

　　練習：

　　HCl=H+＋Cl－

　　HNO3＝H+＋NO3-

　　AgNO3=Ag+＋NO3-

　　NaCl=Na++Cl-

　　KCl=K+＋Cl－

　　完成練習

　　AgNO3+HCl＝

　　AgCl↓＋HNO3

　　AgNO3＋NaCl＝

　　AgCl↓＋NaNO3

　　AgNO3＋KCl＝

　　AgCl↓＋KNO3

　　復習鞏固舊知識，引出新知識。

　　【講解】先把溶液中易電離的物質改寫成離子的形式，把難溶的物質仍寫成化學式。反應前溶液中大量存在著四種離子（Ag+、NO3-、H+、Cl－）。由于Ag+和Cl-結合成難溶于水的AgCl沉淀，溶液里的Ag+和Cl-迅速減少，反應向右進行。把反應前后沒有變化的H+和NO3-即實際沒有參加反應的離子的符號刪去就寫成了“離子方程式”。

　　【板書】2．離子方程式

　　AgNO3＋HCl＝AgCl↓＋HNO3

　　Ag+＋Cl-＝AgCl↓

　　1．概念：用實際參加反應的離子的符號來表示離子反應的式子叫做離

　　子方程式。

　　【練習】把上述AgNO3跟NaCl、KCl反應的實驗現象用離子方程式表示。

　　【設問】通過完成AgNO3分別與HCl、NaCl、KCl反應的離子方程式，你們發現了什么？

　　離子方程式的意義有以下兩個方面。

　　【板書】2．意義

　　①能揭示反應的實質；

　　②不僅表示某一個反應，而且表示所有同一類型的.離子反應。

　　【提問】Ag+＋Cl-=AgCl↓代表的意義是什么？

　　【講解】怎樣書寫離子方程式呢？可分成“寫、改、刪、查”四步。以石灰石跟稀鹽酸反應為例分析。

　　領悟。

　　模仿。

　　板書練習：

　　甲：AgNO3＋NaCl=

　　AgCl↓＋NaNO3

　　Ag+＋Cl-=AgCl↓

　　Ag+＋Cl-＝AgCl↓

　　發現反應物雖不同，卻都可用同一離子方程式表示。可見離子方程式的意義與化學方程式、電離方程式均不同。

　　回答：不僅表示AgNO3和HCl溶液間進行的反應，而且表示可溶性的氯化物和可溶性銀鹽進行的一類反應。

　　反應的實質是離子間相互交換的過程，探究反應的實質，引出本節的知識點。

　　【板書】3．書寫步驟

　　（1）寫：寫出正確的化學方程式（師生同時完成）。

　　（2）改：把易溶且易電離的物質拆寫成離子，凡是難溶、難電離、氣體等均寫成化學式形式（易溶指易溶于水，凡不溶于水而溶于酸的物質仍寫其化學式）。

　　（3）刪：刪去方程式兩邊不參加反應的離子；將系數化成最簡整數比。

　　（4）查：檢查書寫的離子方程式是否符合質量守恒和電荷守恒。①方程式兩邊各元素原子個數是否相等。②方程式兩邊電荷數是否相等。

　　【練習】鹽酸跟Na2CO3、K2CO3反應的離子方程式。

　　CO2↑代表的意義是什么？

　　【練習】請學生在筆記本上完成

　　HNO3跟K2CO3、Na2CO3、CaCO3反應的離子方程式，并驗證兩同學回答是否準確。

　　CaCO3＋2HCl=CaCl2+

　　H2O＋CO2↑

　　CaCO3＋2H+＋2Cl－＝

　　Ca2++2Cl－＋H2O＋CO2↑

　　CaCO3＋2H+＝

　　Ca2+＋H2O＋CO2↑

　　甲：Na2CO3＋2HCl=

　　2NaCl＋H2O＋CO2↑

　　＝2Na+＋2Cl

　　-＋H2O＋CO2↑

　　CO2↑

　　乙：K2CO3＋2HCl=

　　2KCl＋H2O＋CO2↑

　　2K+＋2Cl－＋H2O＋CO2↑

　　丙：可溶性碳酸鹽跟強酸反應生成二氧化碳和水的一類反應。

　　分析離子反應如何運用了質量守恒定律；通過對離子方程式的書寫規則的練習，要讓學生熟練掌握這一重要的化學用語的基本功。

　　請寫出固體氯化銨與固體氫氧化鈣反應的化學方程式。

　　【設問】有同學將此反應寫出離子方

　　H2O請討論此寫法是否正確？

　　【評價】對后一組的發言，給予高度的評價。指出，固體物質間的反應，不能寫成離子方程式。

　　【設問】請寫出實驗室制氯化氫的化

　　學方程式。此反應能寫出離子方程式

　　嗎？

　　【評價】答案正確。指出學習就要抓住事物的本質。

　　【投影】課堂練習

　　一、完成下列離子方程式

　　1．氫氧化鋇跟稀硫酸反應

　　2．鐵跟稀鹽酸的反應

　　二、判斷下列離子方程式是否正確？

　　3．Fe＋Fe3＋＝2Fe2＋

　　4．2Fe＋6H+=2Fe3+＋3H2↑

　　5．實驗室制氯氣：

　　寫出：

　　2NH4Cl（固）＋Ca（OH）2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑

　　討論后回答：

　　一組代表回答：按上述離子方程式的書寫步驟，此式正確。

　　另一組代表回答：雖然按離子方程式的書寫步驟，此式正確，但反應物都是固態，反應物沒有發生電離，怎么來的離子方程式？我們認為是錯誤的。

　　討論后回答：

　　在無水參與的情況下，濃H2SO4以分子形式存在，不發生電離，因此不能寫出離子方程式。

　　完成練習：

　　=BaSO4↓＋2H2O

　　2．Fe＋2H+＝Fe2＋＋H2↑

　　3．不正確，雖然元素原子個數守恒（即遵守了質量守恒）但反應前、后電荷數不等，違反了電荷守恒原則。

　　4．不正確。不符合反應事實，Fe被非氧化性的酸氧化時生成Fe2+。

　　培養學生嚴謹求實，勇于探索的科學態度。及時反饋，進行調控。培養學生綜合分析能力。

　　【總結】離子反應用離子方程式表示；離子方程式不僅能表示一定物質間的反應，而且表示所有同一類型的離子反應；正確的離子方程式可揭示反應的實質。要熟練掌握離子方程式的寫法。

　　5．正確。此題是氧化還原反應，除了要遵循質量守恒、電荷守恒外，同時還應遵守電子守恒。

　　【隨堂檢測】

　　1．H2S通入NaOH溶液中，離子方程式正確的是（ ）。

　　（A）H2S+2NaOH=2Na++S2-+2H2O

　　（B）S2－＋2H＋＋2Na++20H-=2H2O＋2Na++S2－

　　（C）H2S＋2OH－＝2H2O＋S2－

　　（D）2H+＋2OH－＝2H2O

　　2．下列離子方程式中，正確的是（ ）。

　　（A）鐵跟稀硫酸反應：2Fe＋6H+=2Fe3+＋3H2↑

　　（B）碳酸鎂跟稀硫酸反應：

　　MgCO3＋2H+=Mg2+＋H2O＋CO2↑

　　（D）氯化銅與氫氧化鋇反應：Cu2+＋2OH-=Cu（OH）2↓

　　第1題考查的知識點是如何表達反應的離子方程式。

　　第2題考查學生利用離子方程式的書寫規則判斷正確結果。

　　附：隨堂檢測答案

　　1．（C） 2．（B）、（D）

離子反應教案10

　　教學目標

　　1、 了解離子反應的含義。

　　2、 了解離子方程式的含義。

　　3、 學會離子方程式的書寫。

　　教學重點：

　　離子方程式的書寫

　　教學難點：

　　離子方程式的含義

　　教學內容：

　　離子反應、離子方程式（第一課時）

　　[前置練習]

　　書寫電離方程式

　　H2SO4 NaOH NaCl Ba（NO3）2

　　[引入]既然某些化合物溶于水時能發生電離成為自由移動的`離子，那么它們在溶液中參與化學反應時，與所形成的離子有沒有關系呢？

　　[板書]第五節、離子反應、離子方程式

　　[展示目標]

　　[演示實驗] 硝酸銀溶液分別與鹽酸、氯化鈉、氯化鉀溶液混合。

　　學生觀察并回答現象。

　　[問題討論] 實驗中盡管反應物不同，為什么會產生同一種沉淀？

　　[學生回答]

　　[總結] 化合物在溶液中所起的反應實質上是離子之間的反應。

　　[板書] 一、離子反應

　　[問題討論] 下列反應那些屬于離子反應：

離子反應教案11

　　教學目標

　　（一）知識與技能

　　使學生了解電解質、強電解質、弱電解質的含義。

　　（二）過程與方法

　　1、培養學生實驗能力和觀察能力。

　　2、培養學生通過實驗現象分析、探究化學反應實質的能力。

　　3、培養學生全面認識事物、分析事物的邏輯思維能力。

　　（三）情感、態度與價值觀。

　　1、通過實驗激發學生學習化學的興趣和情感。

　　2、培養學生嚴謹求實、勇于探索的科學態度。

　　3、對學生進行透過現象看本質的辨證唯物主義教育。

　　教學重點：

　　強電解質、弱電解質的含義。

　　教學難點：

　　強電解質、弱電解質的含義。

　　教學方法：

　　設疑、實驗、討論、講解相結合的方法。

　　教學過程：

　　[引言]上節課我們學習了物質的分類，化學反應還有一種重要的分類方法，即將有離子參加的反應統稱為離子反應。下面我們就來學習這種反應。

　　教學過程：

　　[板書]第二節離子反應。

　　[提問］下列物質中哪些能導電？為什么能導電？

　　石墨、蔗糖溶液、酒精溶液、K2SO4溶液、Cu、NaOH溶液、鹽酸。

　　［小結］①石墨、銅能導電，因為其中有自由移動的電子存在。

　　②鹽酸、NaOH溶液、K2SO4溶液能導電，因為它們的溶液中有自由移動的離子存在。

　　［追問］在鹽酸、NaOH溶液、K2SO4溶液里的自由移動的離子是怎樣產生的？可通過什么方法證明溶液中存在離子？

　　［小結］①電離產生，其過程可用電離方程式來表示。

　　②可通過溶液導電性來檢驗。

　　［思考］物質在什么情況下可以電離呢？

　　［板書］一、電解質和非電解質

　　電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。

　　非電解質：在水溶液里和熔化狀態下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。

　　［講解］電解質、非電解質是根據物質在一定條件下能否導電對化合物的一種分類。［討論］下列物質中哪些是電解質？

　　Cu、NaCl固體、NaOH固體、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。

　　［小結］應注意以下幾點：

　　①電解質應是化合物。而Cu則是單質，K2SO4與NaCl溶液都是混合物。

　　②電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物。而CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質。

　　③酸、堿、鹽、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。

　　注意點：

　　⑴溶于水或熔化狀態；注意：“或”字

　　⑵溶于水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應；

　　⑶化合物，電解質和非電解質，對于不是化合物的物質既不是電解質也不是非電解質。［設問］相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液的導電能力是否相同？

　　［演示實驗］觀察：五種電解質HCl、NaOH、NaCl、CH3COOH、NH3、H2O溶液的導電性是否相同？并分析結果。

　　（結果：相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液的導電能力不相同）

　　［講述］電解質溶液導電能力的大小決定于溶液中自由移動的離子的濃度和離子所帶電荷數。而當溶液體積、濃度和離子所帶的電荷數都相同的`情況下，取決于溶液中自由移動離子數目，導電能力強的溶液里的自由移動的離子數目一定比導電能力弱的溶液里的自由移動的離子數目多。

　　比較以上五種溶液，顯然，在CH3COOH、NH3·H2O溶液中的自由移動離子數目較少。［設問］溶液中自由移動的離子多少跟什么因素有關？

　　［板書］二、強電解質和弱電解質

　　［閱讀］

　　［圖示］NaCl、CH3COOH在水中的溶解和電離情況。

　　［板書］

　　1、強電解質：在水溶液中全部電離成離子的電解質。如NaCl、

　　2、弱電解質：在水溶液中只一部分電離成離子的電解質。如NH3·H2O、CH3COOH等。

　　3、強弱電解質的區別。

　　［討論］BaSO4、CaCO3、AgCl等難溶于水的鹽是否屬電解質？CH3COOH易溶，是否屬強電

　　解質？

　　［小結］BａSO4、CaCO3、AgCl雖然難溶，但溶解的極少部分卻是完全電離，所以它們為強電解質H3COOH體易溶于水，但它卻不能完全電離，所以屬弱電解質。因此，電解質的強弱跟其溶解度無必然聯系，本質區別在于它們在水溶液中的電離程度。

　　［思考］利用溶液導電性裝置進行實驗，向盛有稀H2SO4的燒杯中逐滴加入Bａ（OH）2溶液，能觀察到什么現象？加以解釋，寫出有關的反應方程

　　［分析］隨著Bａ（OH）2溶液的逐滴加入，燈泡將會由亮漸暗漸亮反應為：Bａ（OH）2＋H2SO4=====BａSO4↓＋2H2O，隨著反應的進行，離子濃度將會怎樣變化呢？

　　［板書設計］第二節離子反應

　　第一課時

　　一、電解質和非電解質

　　1、電解質：在水溶液里或熔化狀態下能導電的化合物。如酸、堿、鹽等。

　　2、非電解質：在水溶液里和熔化狀態下都不導電的化合物。如蔗糖、酒精等。

　　二、強電解質和弱電解質

　　1、強電解質：在水溶液中全部電離成離子的電解質。如NaCl、NaOH等。

　　2、弱電解質：在水溶液中只一部分電離成離子的電解質。如NH3·H2O、CH3COOH等。

　　3、強弱電解質的區別。

　　［探討］弱電解質溶于水的電離方程式如何表示？

　　【總結】

　　強電解質：

　　強酸：如HCl、H2SO4、HNO3

　　強堿：如KOH、NaOH、Ba（OH）2

　　大多數鹽：如：NaCl、AgNO3

　　弱電解質：

　　弱酸：如H2S、H2SO3、CH3COOH

　　弱堿：如NH3H2O、Cu（OH）2

　　水：H2O

離子反應教案12

　　復習課 編號： 時間 ：

　　主備人： 三 年級 化學 備課組

　　第 周 第 課時 總第 課時

　　備課組長簽字： 段長簽字：

　　一、學習目標（考點）

　　1.了解的概念。

　　2.了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。

　　3.了解離子反應的概念、離子反應發生的條件。

　　4.能正確書寫離子方程式。

　　二、學習重點、難點

　　1、 電解質及強電解質和弱電解質

　　2、正確書寫離子方程式

　　3、離子反應發生的條件

　　三、使用說明及方法指導

　　1、自學資料《走向高考》P8—P14，用紅筆畫出疑難點，獨立完成自主學習內容和合作探究。

　　2、通過自學及合作探究還不能解決的問題，課堂上小組討論。

　　3、課堂練習必須獨立完成。

　　四、 自主學習

　　1、離子方程式的正誤判斷

　　1. 看物質能否被拆成離子。

　　2. 在溶液中不能被拆成離子的有：

　　單質，氣體；氧化物；難溶物（如：BaSO4、BaCO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、Al(OH)3 、Fe(OH) 3 、Fe(OH)2 、Cu(OH) 2 等）；

　　弱電解質其包括弱酸（如：CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、H2S、H2SO3、H3PO4、HClO、HF等），弱堿（如：NH3H2O、 Fe(OH) 3 、Cu(OH) 2 等）和其它物質：（如：Pb(CH3COO)2、HgCI2、H2O等）；

　　微溶物（如：CaSO4 、AgSO4 、Ca(OH)2 等）作為反應物若是渾濁的和作為生成物；

　　還有特殊的物質如：濃硫酸 。

　　2.看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應。

　　3.看“＝＝”“ ” “↑”“↓”等運用是否正確。

　　4.看質量、電荷是否守恒，若是氧化還原反應還要看電子是否守恒。

　　5.看反應物和產物的配比是否正確。

　　6.看反應物用量的要求。它包括過量、少量、等物質的量、適量、任意量以及滴加順序等對離子方程式的影響。如往NaOH溶液中滴入幾滴AlCl3溶液的離子方程式為： Al3+ + 3 OH—＝＝Al(OH)3↓(錯誤)正確的離子方程式為： Al3+ + 4 OH—＝＝AlO2— + 2H2O(正確)

　　練習1、下列離子 方程式書寫不正確的是 （ ）

　　A．AlCl3溶液與燒堿溶液反應，當n(OH-):n(Al3+)=7:2時，

　　2Al3+ + 7OH- = Al(OH)3↓+ AlO2- + 2H2O

　　B．Cl2與FeBr2溶液反應，當n(Cl2):n(FeBr2)=1:1時，

　　2Fe2+ + 4Br- +3Cl2 = 2 Fe3+ + 2Br2 + 6Cl-

　　C．CuCl2溶液與NaHS溶液反應，當n(CuCl2):n(NaHS)=1:2時

　　Cu2＋+2HS－= CuS↓+2H2S↑

　　D．Fe與稀硝酸反應，當n(Fe):n(HNO3)=1:2時，

　　3 Fe +2NO3- +8H+ = 3 Fe2+ +2NO↑+4H2O

　　復備區

　　復備人

　　復備內容

　　練習2

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