資源簡介

離子反應——電離方程式的書寫 教學設計
教學目標
1. 從微觀角度分析反應實質，認識離子反應的本質。 2. 初步學會電離方程式的書寫，并能夠從電離的角度認識酸、堿、鹽。
教學內容
教學重點：電離方程式的書寫。
教學難點：電離模型
教學過程
電解質溶液之所以能導電，是因為電解質在溶液中受到水分子的碰撞、拖曳、簇擁，化學鍵斷裂，形成了自由移動的離子。陰、陽離子在外電場作用下定向地向對應的電極移動，并且在電極上放電而實現導電。電解質在水溶液中或熔化狀態下離解產生自由移動離子的過程，稱之為電離。這一過程可以用化學符號表示，那就是電離方程式。今天，我們就來學習電離方程式的書寫。 【引入】 在19世紀中葉，道爾頓和阿伏伽德羅的原子――分子論打開了微觀化學之門，使越來越多的化學家渴望探尋化學反應的本質，電離理論也呼之欲出。 在19世紀初期，尼科爾森和卡里斯爾已經成功完成了水的電解實驗，法拉第等許多科學家也已經通過實驗認識到酸、堿、鹽溶液的導電作用。但當時的科學界普遍認為，電解質只有在電流的作用下才能夠解離。 正是由于科學家們無法正確區別原子和離子，也不能合理分析溶液導電的原理，使得電離理論在很長一段時間內無法被科學界所接受。 在19世紀后期，瑞典化學家阿倫尼烏斯在前人研究的基礎上，通過研究電解質稀溶液的導電性等，提出了電離模型，即電解質溶于水會自動地解離成離子，而不是當時流行的說法——離子是通電后才產生的，并對電解質的電離進行了定量計算，后發展成為近代電離理論。阿倫尼烏斯也因此獲得1903年諾貝爾化學獎。 有意思的是，化學專有名詞經常會沿用一些最早提出的說法——即使那個說法可能會引起誤解（比如有機物）。 【講解】基于此我們提出了電離的定義：電解質溶于水或受熱熔化時，解離出自由移動的離子，這一過程叫做電離。 【注意】電解質電離形成離子的過程不需要借助外加電流 【回顧】從電離的角度認識化合物 電解質：在水溶液里或熔融狀態下能電離（導電）的化合物。如：酸、堿、鹽 非電解質：在水溶液和熔融態都不能電離（導電）的化合物。如：蔗糖、酒精、CO2等 【提問】如何用化學語言表示化合物電離的過程？ 【過渡】 用微觀示意圖畫出氯化鈉溶液、熔融氯化鈉的存在形式。用化學式和離子符號來表示物質電離的式子叫做電離方程式。NaCl ═ Na++Cl 【演示】硫酸電離方程式的書寫過程：H2SO4 === 2H+ + SO4－ 【注意】化學式決定陰、陽離子個數，元素或原子團的化合價決定離子所帶的電荷數 電離方程式書寫原則：①必須遵守質量守恒和電荷守恒；②原子團不能拆開。硝酸根NO3- 、亞硝酸根 NO2-、氫氧根 OH-、氯酸根 ClO-、高氯酸根ClO4- 、高錳酸根 MnO4-、碳酸氫根 HCO3-、碳酸根 CO32- 、磷酸根 PO43-、硫酸根 SO42- 、銨根 NH4- 【講解】電離方程式的書寫步驟： ①寫：等號左邊寫出化學式； ②拆：等號右邊把化學式拆成陽、陰離子符號，離子所帶電荷與相應元素的化合價相同； ③配：陰、陽離子前面配上系數。陰、陽離子所帶電荷總數相等； ④查：“等號”兩邊是否“守恒”（質量、電荷）。 【練習】請書寫下列物質的電離方程式，并試著從電離的角度歸納出酸、堿、鹽的本質。 ① H2SO4、HNO3、HCl ② KOH、Ba(OH)2、 NaOH ③ Na2CO3、KClO3、CaCl2 、NH4NO3 【注意】氫原子失去電子后，剩余1個質子構成的核，即氫離子。氫離子是“裸露”的質子，半徑很小，易與水分子細合成水合氫離子，通常用H3O+表示。為了簡便，也常把H3O+寫作H+。】 【酸】①H2SO4 === 2H+ + SO4－，HNO3 === H+＋NO3－ HCl === H+ +Cl－ 【講解】以上三種酸都能電離出氫離子和酸根離子，我們是否能說能電離出氫離子的化合物就是酸？實際上我們對酸真正的定義是：電離時生成的陽離子全部是氫離子（H+）的化合物。這是為什么呢？ 請看硫酸氫鈉的電離方程式：NaHSO4 === Na+ + H+ + SO42-，硫酸氫鈉在定義上屬于鹽，但依然能在水溶液中能電離出氫離子。所以我們對酸的定義應該縮小至更明確的范圍。于是我們說，酸就是電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物。 【堿】②KOH === K++OH- ，Ba(OH)2 === Ba++2OH-，NaOH === Na++OH- 堿：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子（OH-）的化合物 【鹽】③Na2CO3 === 2Na+ + CO32-，KClO3 === K+ + ClO3－ ，CaCl2 === Ca2+ + 2Cl- ，NH4NO3 === NH4+＋NO3－ 鹽：電離時生成金屬陽離子（或NH4+）和酸根陰離子的化合物
備注：教學設計應至少含教學目標、教學內容、教學過程等三個部分，如有其它內容，可自行補充增加。

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