2019-2020年高三化學一輪復習 離子反應教案.doc

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2019-2020年高三化學一輪復習 離子反應教案 離 子 反 應 一、電解質(zhì)、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì) 1. 電解質(zhì)與非電解質(zhì) 電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔铩? 非電解質(zhì)：在水溶液和熔化狀態(tài)都不導電的化合物。 [注意]（1）“非電解質(zhì)”≠“不是電解質(zhì)”。電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是指化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì) （2）電解質(zhì)一定是指本身電離生成離子的化合物。有些化合物的水溶液能導電，但溶液中離子不是它本身電離產(chǎn)生的，不屬于電解質(zhì)而是非電解質(zhì)。如CO2、SO2、SO3、NH3等是非電解質(zhì)，但它們與水反應生成的產(chǎn)物H2CO3、H2SO3、H2SO4、NH3H2O本身能電離，是電解質(zhì)。 （3）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。 2. 強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較 強電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 概念 溶于水后能完全電離的電解質(zhì) 溶于水后只有部分電離的電解質(zhì) 化合物類型 離子化合物某些共價化合物 某些共價化合物 電離程度 完全電離 部分電離 溶液中存在的微粒（水分子不計） 只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子 既有電離出的陰、陽離子又有電解質(zhì)分子 實例 強酸：HCl、HNO3、H2SO4 強堿：KOH、NaOH 絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）： 弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO 弱堿：NH3H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3 少部分鹽：醋酸鉛、HgCl2、CdI2 3. 電解質(zhì)溶液的導電性 電解質(zhì)溶液導電能力的強弱取決于在相同條件下溶液中離子的濃度及離子所帶電荷的多 二、離子反應 1.定義：有離子參加或生成的反應叫離子反應 2.本質(zhì)：溶液中某些離子能相互作用，使這些離子的濃度減小。 3.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 4.離子反應發(fā)生條件： 發(fā)生條件 結(jié)合成難溶物或微溶物 生成揮發(fā)性物質(zhì) 結(jié)合成難電離的物質(zhì)（水，弱酸和弱堿） 發(fā)生氧化還原反應 能結(jié)合成絡(luò)合物 能發(fā)生雙水解 熟記常見鹽的溶解性表 熟悉常見氣體 了解常見弱酸、弱堿 常見氧化性離子、還原性離子 熟記常見兩種絡(luò)合物 掌握常見能發(fā)生雙水解反應的離子 發(fā)生復分解反應 （只作一般了解） 5.離子方程式： 概念：用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子。 書寫 方法 寫：寫出正確的化學方程式； 離子方程式 拆：把易溶強電解質(zhì)的化學式改寫成離子符號； 刪：把沒有參加反應的離子從方程式兩邊刪去； 查：檢查方程式兩邊原子及電荷數(shù)是否相等。 書寫 原則 （1）可溶性強電解質(zhì)寫成離子，非電解質(zhì)、難溶物等寫成化學式； （2）電解質(zhì)固體或純液體之間反應，不寫離子方程式； （3）氧化物作為反應物和生成物均寫成化學式； （4）微溶物的處理。作為澄清液反應時，可以拆成離子形式；作為懸濁液反應時，要保留化學式；作為生成物時，一般寫化學式。如Ca(OH)2、CaSO4等。 意義：不僅表示一定物質(zhì)間的特定反應，還能表示同一類反應。 (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) CaCl2+2H2O +2NH3 ↑ (2)單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫化學式；弱酸(HF、H2S、HClO、H2SO3等)、弱堿(如NH3H2O)等難電離的物質(zhì)必須寫化學式；難溶于水的物質(zhì)(如CaCO3、BaSO3、FeS、PbS、BaSO4，F(xiàn)e(OH)3等)必須寫化學式。如： CO2+2OH－=CO32－+H2O CaCO3+2H+=CO2↑+H2O+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NaHSO3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Na2SO4溶液中加入AgNO3 ，溶液：2Ag++SO42－=Ag2SO4 ↓ 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CO2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Na2CO3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[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↓+CO32－ +2H2O ①堿溶液與酸性氧化物的反應： Ca（OH）2溶液、Ba（OH）2溶液、KOH溶液、NaOH溶液等堿溶液與CO2、SO2等酸性氧化物反應時若酸性氧化物用量不同則離子方程式不同。例如： Ca（OH）2溶液和CO2反應時有：Ca2++2OH-+CO2=CaCO3↓+H2O(CO2少量) CO2+OH-=HCO3-(CO2足量) NaOH溶液和SO2反應時有:2OH-+SO2=SO32-+H2O(SO2少量) OH-+SO2=HSO3-(SO2足量) ②多元酸酸式鹽與堿溶液生成沉淀的反應： NaHCO3溶液、NaHSO3溶液、NaH2PO4溶液、Na2HPO4溶液、NaHSO4溶液分別與Ba（OH）2溶液、Ca（OH）2溶液反應或Ca（HCO3）2溶液、Ba（HCO3）2溶液與NaOH溶液、KOH溶液等反應時若試劑用量不同則離子方程式不同。例如： Ca（HCO3）2溶液和NaOH溶液反應時有： Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O（NaOH少量） Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+ CO32-+2H2O（NaOH足量） NaHSO4溶液與Ba（OH）2溶液反應時有： H++SO42-+Ba2++OH-=BaSO4↓+H2O（NaHSO4少量） 2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O（NaHSO4足量） ③碳酸鹽溶液與H+的反應： Na2CO3溶液、K2CO3溶液與HCl溶液、HNO3溶液、NaHSO4溶液反應或Ba（HCO3）2溶液與NaHSO4溶液反應時若試劑用量不同則離子方程式不同。例如： Na2CO3溶液與HCl溶液時有： CO32-+H+=HCO3-+H2O（HCl少量） CO32-+2H+=CO2↑+H2O（HCl足量） Ba（HCO3）2溶液與NaHSO4溶液反應時有： Ba2++HCO3-+H++SO42-= BaSO4↓+CO2↑+H2O（NaHSO4少量） Ba2++2HCO3-+2H++SO42-= BaSO4↓+2CO2↑+2H2O（NaHSO4足量） ④氧化還原反應： A、例：a. 向鐵粉中加入少量稀硝酸 化學方程式為：3Fe＋8HNO3= 3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 離子方程式為：3Fe＋8H+＋2NO3-= 3Fe2+＋2NO↑＋4H2O b. 向稀硝酸中加入少量鐵粉 化學方程式為： Fe＋4HNO3= Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 離子方程式為：Fe＋4H+＋NO3－= Fe3+＋NO↑＋2H2O B、. 多種還原劑同時存在的問題 例： a.向溴化亞鐵溶液中通入少量氯氣 Cl2＋2Fe2+=2Cl－＋2Fe3+ b. 向溴化亞鐵溶液中通入過量氯氣 2Fe2+＋4Br-＋3Cl2=2Fe3+＋2Br2＋6Cl- 注：根據(jù)還原性的強弱判斷，還原性強的優(yōu)先被氧化 在氧化還原反應中，還原能力強的優(yōu)先被氧化。例如在FeBr2溶液中通入Cl2時，因為Fe2+的還原能力比Br- 強，因此，當通入少量的Cl2時反應為:Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-；當通入足量的Cl2時反應為：2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++6Cl-+4Br2。 ⑤多元弱酸或中強酸與堿溶液的反應： 多元弱酸或中強酸與堿溶液反應時當堿的用量不同時，酸中的H+被中和的程度不同而生成不同的鹽。例如H3PO4溶液和NaOH溶液反應時： 當H3PO4和NaOH的物質(zhì)的量之比為1﹕1時反應為：H3PO4+OH-=H2PO4-+H2O 當H3PO4和NaOH的物質(zhì)的量之比為1﹕2時反應為：H3PO4+2OH-=HPO42-+2H2O 當H3PO4和NaOH的物質(zhì)的量之比為1﹕3時反應為：H3PO4+3OH-=PO43-+3H2O ⑥與鋁有關(guān)的離子反應： ⑴Al3+ 和OH-的反應：Al3++3OH-=Al（OH）3↓（OH-少量） Al3++4OH-=AlO2-+2H2O（OH-足量） ⑵AlO2- 和 H+反應：AlO2-+ H++H2O=Al（OH）3↓（H+少量） AlO2-+ 4H+ =Al3++2H2O （H+足量） ⑶KAl（SO4）2和Ba（OH）2反應： 2Al3++3SO42-+3Ba2++6OH-=3BaSO4↓+2Al（OH）3↓[Ba（OH）2少量] Al3++SO42-+Ba2++4OH-=BaSO4↓+AlO2-↓+2H2O[Ba（OH）2足量] ⑦NH4+ 和OH- 的反應： NH4+和OH-的反應因溶液的濃度不同而有不同的離子反應： NH4++OH-=NH3↑+H2O（濃溶液或加熱） NH4++OH-=NH3?H2O（稀溶液） ⑧漂白粉溶液和CO2的反應： 漂白粉溶液和CO2的反應因CO2的量不同而有不同的離子反應： Ca2++2ClO-+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO（CO2少量） ClO-+CO2+H2O=HCO3-+HClO（CO2足量） ⑨氨水與AgNO3溶液、CuSO4溶液的反應： 氨水與AgNO3溶液、CuSO4溶液反應時因氨水的用量不同有不同的離子反應。氨水少量時生成沉淀，足量或稍過量時生成絡(luò)離子。 例如：2NH3?H2O+Cu2+=Cu（OH）2↓+2NH4+（氨水少量） 4NH3?H2O+Cu2+=[Cu（NH3）4]2++4H2O（氨水足量） 離子方程式的書寫是一個重要的知識點，絕大多數(shù)的離子反應方程式的書寫與試劑的滴加順序、反應物物質(zhì)的量之比無關(guān)；但部分離子反應方程式與上述因素密切相關(guān)，究其原因是與反應物物質(zhì)的量之比有關(guān)，因此得到的產(chǎn)物也不一樣，現(xiàn)將此類反應做一總結(jié)： 6.離子共存：離子不能大量共存的規(guī)律： ⑴生成難溶物或微溶物；⑵生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)；⑶生成難電離的物質(zhì)； ⑷發(fā)生氧化還原反應；⑸發(fā)生絡(luò)合反應；⑹發(fā)生雙水解反應的離子不能大量共存； ⑺弱酸酸式酸根離子不能與H+、OH-共存：如HCO3-、HS- ⑻若題目中提示酸性溶液（pH＜7）或堿性溶液（pH＞7）應在各待選答案中均加入H+或OH-后考慮。 ⑼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。 (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BaSO4、CaSO4、H2SiO3、Ca(OH)2、MgSO3、MgCO3、 PbCl2、H2SO4、Ag2SO4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S2－、HCO3－、SO32－、HSO3－和OH－與NH4+等，由于逸出H2S、CO2、SO2、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(jié)合成弱電解質(zhì)時不能大量共存。如：H+與CH3COO－、OH－、PO43－等離子，由于生成 CH3COOH、H2O、HPO42－、H2PO4－、H3PO4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－ 、S2－、HCO3－、CO32－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S2－、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－ 、S2－、CO32－、 PO43－、AlO2－、SO32－、ClO－ 、SiO32－—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－、SO42－、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SO42－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。 7.離子方程式書寫的常見錯誤： ①違背客觀事實； ②化學符號書寫錯誤，分子式寫成離子，該用離子表示的寫成分子式； ③原子或電荷或得失電子不守恒； ④化學計量數(shù)錯誤，或不約分或部分約分； ⑤以偏概全，漏寫某些離子反應； ⑥用錯“=”、“”、“↑”、“↓”等符號。 ⑦忽視題設(shè)條件要求，如反應物的量是少量、過量，反應生成物不同。 (a).反應物是否符合相對量關(guān)系。 如：Ca(OH)2溶液中通入過量CO2。 如：酸式鹽與堿溶液的反應。 Ca(HCO3)2溶液中加入過量NaOH溶液； Ca(OH)2溶液中加入少量（或過量）Ca(HCO3)2 （b）.是否符合相互滴加順序。 如： AgNO3溶液中滴入NH3H2O，NH3H2O中滴入AgNO3溶液；Na2CO3溶液中滴入鹽酸，鹽酸溶液中滴入Na2CO3溶液；AlCl3溶液中滴入NaOH溶液（或相反順序）；NaAlO2溶液中滴入鹽酸（或相反順序）；含Al3+的溶液中滴入含CO32-的溶液（或相反順序）等。滴加順序不同，兩種物質(zhì)間量的關(guān)系不同，產(chǎn)物不同。分析方法同“①”。 8、關(guān)于離子濃度大小比較： 離子濃度大小比較的一般思路： 1、從鹽類的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超過2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3-)＞＞c(H2CO3)或c(OH-) 2、理清溶液中的平衡關(guān)系并分清主次： 3、靈活運用三種守恒關(guān)系：電荷守恒、物料守恒及質(zhì)子守恒。 ①電荷守恒：如NaHCO3溶液中有： c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2 c(CO32-)＋c(OH-)。 ②物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。 如0.1mol/L NaHCO3溶液中 c(Na+)＝0.1mol/L c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)= 0.1mol/L 或根據(jù)n(Na+)：n(C)＝1：1，推出： c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) = 0.1mol/L。 ③質(zhì)子守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H+）的物質(zhì)的量應相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NH3、OH-、CO32-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。質(zhì)子守恒也可由電荷守恒與物料守恒處理而得。 中學化學中出現(xiàn)了許多跟用量有關(guān)的離子反應，且較簡單的跟用量有關(guān)的離子反應方程式的書寫、正誤判斷及其運用，又是中學化學中的重點和高考的熱點，但同學們對于跟用量有關(guān)的離子反應進行識記、辨別、理解和運用時，均有較大難度。對跟用量有關(guān)的離子反應，若能按其成因進行歸類疏理，就不僅可以知其然，而且還可以知其所以然了。 題組一　連續(xù)性 1． 指反應生成的離子因又能跟剩余(過量)的反應物繼續(xù)反應而跟用量有關(guān)。 (1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)與堿溶液反應。如CO2通入NaOH溶液中： ①堿過量：CO2＋2OH－===CO＋H2O ； ②堿不足：CO2＋OH－===HCO 。 (2)多元弱酸(或其酸酐)與更弱酸的鹽溶液。如CO2通入NaAlO2溶液中： ①NaAlO2過量：2AlO＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO ； ②NaAlO2不足：AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO 。 (3)多元弱酸鹽與強酸反應。如Na2CO3溶液與稀鹽酸： 鹽酸不足：CO＋H＋===HCO ； 鹽酸過量：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。 (4)鋁鹽溶液與強堿溶液 鋁鹽過量：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓ ； 強堿過量：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O 。 (5)NaAlO2溶液與強酸溶液 NaAlO2過量：AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓ ； 強酸過量：AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O 。 (6)Fe與稀HNO3溶液 Fe過量：3Fe＋2NO＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O ； HNO3過量：Fe＋NO＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O 。 題組二　先后型 2． 一種反應物的兩種或兩種以上的組成離子，都能跟另一種反應物的組成離子反應，但因反應次序不同而跟用量有關(guān)。又可稱為競爭型。 NH4HSO4溶液與NaOH溶液的反應： NaOH不足：H＋＋OH－===H2O ； NaOH過量：NH＋H＋＋2OH－===NH3H2O＋H2O 。 題組三　配比型 3． 當一種反應物中有兩種或兩種以上組成離子參與反應時，因其組成比例不協(xié)調(diào)(一般為復鹽或酸式鹽)，當一種組成離子恰好完全反應時，另一種組成離子不能恰好完全反應(有剩余或不足)而跟用量有關(guān)。 (1)Ca(HCO3)2溶液與NaOH溶液： NaOH不足：Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O ； NaOH過量：Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO 。 (2)NaHSO4溶液與Ba(OH)2溶液 溶液呈中性時：2H＋＋SO＋2OH－＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O ； SO完全沉淀時：H＋＋SO＋Ba2＋＋OH－===H2O＋BaSO4↓ 。 考點四　突破離子方程式正誤判斷的“四個陷阱”