資源簡介

高中化學人教版（2019）必修一1.2離子反應
教案
【教學目標】
1.了解電解質的概念，了解電解質和弱電解質的概念。
2.理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、能正確書寫離子方程式。
【教學重難點】
教學重點：
1、認識離子反應及其發生的條件，離子方程式的書寫。
2、知道常見的易溶、易電離的酸、堿、鹽并會寫這些物質之間發生的復分解反應的離子方程式。
教學難點：
知道哪些物質是易溶、易電離的物質并據此學會判斷離子大量共存問題和常見離子的檢驗，離子方程式的書寫，科學方法的訓練。
【新課導入】
[視頻]探究物質的導電性（固體鹽、水和鹽溶液）
[學生活動]記錄現象得出結論。
[師]了解了氯化鈉溶液的導電性，那熔融狀態的氯化鈉能否導電呢？
[視頻]熔融狀態下鹽的導電性。
[設計意圖]通過實驗激發學生學習的興趣，引發學生思考，提高注意力。
[思考討論]為什么NaCl固體在干燥時不導電，而溶于水或熔化后卻能導電？
[回答]NaCl固體中含有帶正電的鈉離子（Na+）和帶負電荷的氯離子（Cl-）,由于帶相反電荷的離子間的相互作用，Na+和Cl-按一定規則緊密地排列著。這些離子不能自由移動，因而干燥的NaCl固體不導電。當將NaCl固體加入水中，在水分子的作用下，Na+和Cl-脫離NaCl固體的表面，進入水中，形成能夠自由移動的水合鈉離子和水合氯離子。當NaCl固體受熱熔化時，離子的運動隨溫度升高而加快，克服了離子間的相互作用，產生了能夠自由移動的Na+和Cl-，因而NaCl在熔融狀態時也能導電。
[過渡]通過上述實驗我們知道有些物質水溶液可以導電，熔融狀態的物質也可以導電，那我們可以根據物質是否導電，把化合物分為電解質和非電解質。這就是我們今天要學習的新概念。
【新課講解】
（一）電解質的電離
[板書]1.電解質的電離
[師]在我們學過的化學反應中，有許多是在水溶液中進行的，如酸、堿、鹽之間的反應。那么酸、堿、鹽溶于水后發生了什么變化？我們一起來探究吧！
[教師活動]進行實驗1-2，探究不同物質的導電性，請學生觀察現象。
[學生活動]學生觀察，并描述現象，得出結論。
[強調]嚴格地說，蒸餾水也能導電，只是導電弱，看不到燈泡發光。
[思考討論]為什么NaCl、KNO3等物質，在干燥時不導電，而溶于水或熔化后導電？
[投影]展示干燥的NaCl固體不導電的微觀示意圖、NaCl固體在水中溶解和形成水合離子的示意圖、熔融NaCl導電示意圖
[學生活動]學生思考，并解釋上述問題。
[設計意圖]引起學生對離子存在形式（是否自由）的關注，從而將其注意力從宏觀轉向微觀。
[師]我們把能在水溶液中或熔融狀態下能夠導電的化合物稱為電解質；在水溶液中和熔融 狀態下均不能導電的化合物稱為弱電解質。
[獲取概念]電解質：在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物。如KNO3、H2SO4、KOH等。
非電解質：在水溶液中和熔融 狀態下均不能導電的化合物。如蔗糖、酒精等。
[設疑]哪些物質是電解質？哪些物質是非電解質？
[學生活動]學生回答。
[強調]注意：氨氣、二氧化硫、二氧化碳的水溶液能導電，是因為它們與水反應生成電解質NH3·H2O、H2SO3、H2CO3，而氨氣、二氧化硫、二氧化碳都是非電解質。氨水是混合物不是電解質。
[學生活動]練習題訓練。
[總結]電解質與非電解質的判斷。
[過渡]電解質溶于水或受熱熔化時，形成自由移動的離子的過程叫做電離。電解質的電離可以用電離方程式表示。
[學生活動]寫出酸、堿、鹽的電離方程式。
[師]電解質在水溶液中（或熔融狀態下）電離產生自由移動的離子，在電場的作用下定向移動，便產生了電流，這就是電解質導電的原因。有自由移動的離子即能電離，那么從電離的角度看，我們認識的酸堿鹽在電離時都生成了何種離子？
[學生活動]學生討論并歸納。
[強調]理解酸和堿的概念時注意“全部”兩個字，即酸電離出的陽離子只有一種，堿電離出的陰離子只有一種。但H2O部分電離，陽離子全部是H+，但H2O不是酸。
[設計意圖]落實常見酸、堿、鹽電離方程式的書寫，形成酸、堿、鹽的定義，在應用中進一步鞏固電離的概念。
[教師活動]以硫酸、碳酸電離講解強電解質、弱電解質。延伸強酸酸式鹽和弱酸酸式的電離方程式的書寫。
（二）離子反應
【實驗與探究】
實 驗 現 象
1、向盛有5mLCuSO4溶液的試管里加入5mL稀NaCl溶液。 溶液無現象
2、向盛有5mLCuSO4溶液的試管里加入5mLBaCl2溶液。 有白色沉淀生成
【思考與交流】
1.BaCl2溶液能與CuSO4溶液反應而NaCl溶液卻不能，試分析原因。
2.在實驗“2”的濾液中存在大量的Cl－和 Cu2＋，能否用實驗證明 請簡單設計。
3．BaCl2溶液與CuSO4溶液反應的實質是什么？
【歸納與整理】
一、離子反應及其發生的條件
1、離子反應
（1）定義：在溶液中進行的有離子參加的反應. (電解質在溶液中進行的反應實質上是離子之間的反應,這樣的反應稱作離子反應).
（2）CuSO4溶液與BaCl2溶液反應的分析
①反應方程式: CuSO4+ BaCl2= BaSO4↓+ Cu Cl 2
②CuSO4、BaCl2在溶液中的電離:
CuSO4: Cu= SO42－＋Cu2＋ BaCl2: BaCl2=Ba2＋＋2Cl－
③反應實質: SO42－＋Ba2＋= BaSO4↓
2、離子方程式
（1）定義：用實際參加反應的離子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
四步：“寫、改、刪、查”。
①“寫”：寫出反應的化學方程式，必須根據實驗事實；
CuSO4+ BaCl2= BaSO4↓+ Cu Cl 2
②“改”：把易溶、易電離的物質寫成離子形式,把單質、氣體、氧化物、
難電離的物質(弱酸、弱堿和水)、難溶的物質仍用化學式表示.
SO42－＋Cu2＋＋Ba2＋＋2Cl－= BaSO4↓＋2Cl－＋Cu2＋
③“刪”： 刪去方程式兩邊不參加反應的離子
SO42－＋Ba2＋= BaSO4↓
④“查”：檢查方程程式式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等 、
反應條件、沉淀符號、氣體符號等。
3、離子方程式的意義：
（1）揭示反應的實質。
（2）不僅表示一定物質間的某一個反應，而且表示所有同一類型的反應
【思考與交流】
完成下列反應的離子方程式：
①Cu(OH)2＋HCl ②CH3COOH＋KOH ③Ba(OH)2＋H2SO4
【歸納與整理】
上述三個反應的離子方程式分別為：
Cu(OH)2＋2H＋==Cu2＋＋2H2O （Cu(OH)2——難溶堿）
CH3COOH＋OH－==CH3COO－＋H2O （CH3COOH——難電離物）
Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO42― ==BaSO4↓＋2H2O
［引導］通過上述比較可知，H＋＋OH－==H2O這一離子方程式表示的是什么樣的中和反應
［小結］H＋＋OH－==H2O表示強酸＋強堿生成可溶性鹽＋水的這一類反應的本質
4、離子反應發生的條件：
生成難溶物、難電離物質（弱酸、弱堿、水）或揮發性物質（氣體）。因此，復分解反應均為離子反應。
［過渡］前面我們學習了離子反應及離子反應方程式，接下來我們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？
二、離子共存問題
[講述]離子反應是向著離子減弱的方向進行。離子共存是指離子之間不能發生離子反應。反之如離子間能發生反應，則離子間不能共存。
造成離子不能共存的原因主要由以下幾個方面：
1.同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發生離子反應，離子之間便不能在溶液中大量共存.
(1)生成難溶物或微溶物：如Ba2＋與CO32-、Ag＋與Br-、Ca2＋與SO42-和OH-、OH-與Cu2＋等不能大量共存.
(2)生成氣體或揮發性物質：如NH4＋與OH-,H＋與CO32-、HCO3-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大量共存.
(3)生成難電離的物質：如H＋與CO32-、S2-、SO32-、F-、ClO-等生成弱酸;OH-與NH4＋、Cu2＋等生成弱堿；H＋與OH-生成水，這些離子不能大量共存.
(4)發生氧化還原反應：氧化性離子(如Fe3＋、NO3-、ClO-、MnO4-等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2＋、SO32-等)不能大量共存.注意Fe2＋與Fe3＋可以共存；MnO4-與Cl-不能大量共存.
2.附加隱含條件的應用規律：
(1)溶液無色透明時，則溶液中肯定沒有有色離子.常見的有色離子是Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4-等。
(2)強堿性溶液中肯定不存在與OH-起反應的離子。
(3)強酸性溶液中肯定不存在與H+起反應的離子。
【板書】
一、電解質和非電解質
電解質：酸、堿、鹽、大部分金屬氧化物、少部分有機物、水
非電解質：大部分非金屬氧化物、非酸性氣態氫化物、大部分有機物等
二、電離
電離方程式

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