第二節(jié) 離子反應教案

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(fā)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(fā)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(chǎn)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

2003年高考題示例：（學生先練，然后再歸納出本節(jié)復習的要求）

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反應的離子方程式是（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：Ba^2＋＋2OH^－＋2H^＋＋SO₄^2－→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Cl₂：2Fe^2＋＋2Br^－＋2Cl₂=2Fe^3＋＋Br₂＋4Cl^－

重點、難點：

離子共存，離子方程式的正誤判斷是本節(jié)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(jié)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(fā)性物質(如 HCl)生成時離子反應可以發(fā)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 ��CaSO₄+2NH₃↑+2H₂O

 H₂S氣體的檢驗  Pb(A_C)₂+H₂S=PbS↓+2HAc （注：Pb(A_C)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(tài)下能夠導電的化合物。

l         非電解質：在水溶液和熔化狀態(tài)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(shù)有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯(lián)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(shù)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(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：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子

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)離子反應是在溶液中或熔融狀態(tài)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，F(xiàn)e(OH)₃等)必須寫化學式。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：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⁺+SO₄^2-=Ag₂S0₄ ↓

    ②當反應物里有微溶物處于溶液狀態(tài)(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(tài)時，應寫成化學式。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離子之間相互結合成弱電解質時不能大量共存。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)生氧化還原反應時不能大量共存，如：Fe³⁺與S^2-、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[Fe(SCN)]²⁺，Ag⁺、NH₄⁺、OH^-生成[Ag(NH₃)₂]⁺，F(xiàn)e³⁺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(fā)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(fā)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^- 、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^-、SO₄^2-、NO₃^-、K⁺、Na⁺等離子，因為在水溶液中不發(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某些絡離子，如[Ag(NH₃)₂]⁺，它們的配位體能與H⁺結合成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。