高中化学《离子反应》微课精讲+知识点+教案课件+习题

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视频教学：

知识点：

1、离子反应发生条件

离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）：

⑴离子间发生复分解反应

① 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于水：CaF₂、CaC₂O₄（草酸钙）等。

② 有气体生成。如CO₃^2-＋2H⁺＝＝＝ CO₂↑＋H₂O

③ 有弱电解质生成。如弱碱 NH₃·H₂O；弱酸 HF、HClO、H₂S、H₃PO₄等；还有水、(CH₃COO)₂Pb、[Ag(NH₃)₂]⁺、[Fe(SCN)]²⁺等难电离的物质生成。

⑵离子间发生氧化还原反应：

如：Fe³⁺与I^-在溶液中不能共存，2Fe³⁺＋2I^－＝ 2Fe²⁺＋I₂

S^2-、SO₃^2-、H⁺三种离子在溶液中不能共存，

2S^2-＋SO₃^2-＋6H⁺ ＝ 3S↓＋3H₂O等

2、书写离子方程式应注意的问题

① 没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。

如：Cu＋H₂SO₄(浓)；NH₄Cl（固）＋Ca(OH)₂；C＋H₂SO₄(浓)反应；NaCl（固）＋H₂SO₄(浓)，均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。

②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO₂通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。

③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。

如：SO₂和NaOH溶液反应：SO₂＋2OH^-＝＝＝ SO₃^2-＋H₂O或 SO₂＋OH^-＝＝＝ HSO₃^-

④酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHCO₃溶液和稀盐酸反应：HCO₃^-＋H⁺ ＝＝＝ H₂O＋CO₂↑

⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 Ca(OH)₂中通入少量CO₂，离子方程式为：Ca²⁺＋2OH^-＋CO₂＝＝＝ CaCO₃↓＋H₂O；Ca(OH)₂中通入过量CO₂，离子方程式为：OH^-＋CO₂＝＝＝ HCO₃^-。

⑥对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。

如NaOH溶液和NH₄Cl溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为：NH4⁺＋OH^-＝＝＝ NH₃· H₂O；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH₄^＋＋OH^- NH₃↑＋H₂O

⑦对微溶物（通常指CaSO₄、Ca(OH)₂、Ag₂SO₄、MgCO₃等）要根据实际情况来判断。

当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：H⁺＋OH^-＝＝＝ H₂O；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入Na2CO₃溶液：Ca(OH)₂＋CO₃^2- ＝＝＝ CaCO₃＋2OH^－；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如Na₂SO₄溶液中加入AgNO₃溶液：2Ag⁺＋SO₄^2-＝＝＝  Ag₂SO₄↓。对于中强酸（H₃PO₄、H₂SO₃等）在离子方程式中写化学式。

⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化——还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。

3、离子在溶液中不能大量共存几种情况

⑴H⁺与所有弱酸阴离子和OH^-不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。

⑵OH^－与所有弱碱阳离子、H^＋、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。

⑶能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。

⑷能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如Fe³⁺、与S^2-，Fe²⁺与NO₃^-（H^＋），S^2-与SO₃^2-（H^＋）等。

⑸某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如S^2-、HCO₃^-、AlO₂^-、CO₃^2-与Fe³⁺、Al³⁺等不共存。

⑹发生络合反应的离子不能大量共存，如 Fe³⁺与SCN^-、Ag⁺与NH₃· H₂O。

⑺Al³⁺与AlO^2-、NH₄⁺与AlO₂^-、NH₄⁺与SiO₃^2-不能大量共存。

⑻注意有色离子（有时作为试题附加条件）：Cu²⁺（蓝色）、Fe³⁺（棕黄色）、MnO₄^-（紫色）、Fe(SCN)²⁺（红色）等。

教案：

 教材分析

本课时的内容是第二节《离子反应》的第二课时，在第一课时的学习中，学生已经理解了电解质的基本概念，能够判断典型的电解质（酸、碱、盐），能够正确书写强酸、强碱和可溶盐的电离方程式，也能够理解电解质在溶液中的电离，明确电解质在溶液中以离子状态存在。而离子反应是整个高中阶段化学学习的重要基础之一，本课时的内容主要是使学生正确地理解离子反应的概念，并能够准确地书写离子方程式，为必修课程后续章节以及选修中有关“溶液中的离子平衡”的学习打好根基。

 教学目标与素养

宏观辨识与微观探析：从宏观上理解离子反应及离子方程式表示的意义，并能够从微观上明确复分解反应的本质就是溶液中离子之间的反应。通过实验探究与理论思考建立离子观，能从微观的角度来解释宏观化学现象，进一步发展宏观现象与微观变化之间的联系。

证据推理与模型认知：建立溶液中离子反应的基本模型，能够利用该模型理解电解质在溶液中发生复分解反应的条件。

科学探究与创新意识：通过实验探究、总结归纳、分析推理等一系列科学研究过程，了解科学研究的基本方法，体会在离子反应的研究中体现的科学方法。

 重难点

通过实验事实认识离子反应及其发生的条件；能正确的将化学反应方程式改写为离子方程式。

 课前准备

学生复习初中化学中酸碱盐的反应，复习初中盐的溶解性表，预习本课内容；教师准备多媒体课件和实验用具。

 教学过程

【引入】同学们已经学习了电解质和非电解质的概念，理解了将所有的化合物分为两类：电解质和非电解质。下面我们来思考一个问题：将氯化钾和硝酸钠的固体分别溶于水，得到两者的溶液，再将两个溶液混合，最后将混合后的溶液蒸干，我们将得到什么固体呢？

【讲解】通过初中的学习，同学们可以理解氯化钾与硝酸钠是不会发生化学反应的，那么将上面的混合溶液蒸干不就应该得到氯化钾和硝酸钠的固体吗？但是实际实验的结果是得到氯化钠、氯化钾、硝酸钠、硝酸钾四种盐的混合固体（具体物质的多少由溶解度决定）。为什么会出现这种实验结果呢？带着这样的疑问来，我们来开始这节课的学习。

【板书】离子反应

【实验】向盛有2mL Na₂SO₄稀溶液的试管中加入2mL BaCl₂稀溶液，观察现象并进行分析。请同学们互相讨论填写下表

现象	分析
Na2SO4和BaCl2的电离方程式	混合前两溶液中的离子	混合后溶液中的离子
白色沉淀	Na2SO4=2Na+ + SO42- BaCl2=Ba2+ + 2Cl-	Na+、SO42-、Ba2+、Cl-	Na+、Cl-

【讲解】通过上面的实验及其分析结果，我们发现氯化钡和硫酸钠溶液反应的时候，实际上是将四种离子（Na⁺、SO₄^2-、Ba²⁺、Cl^-）混合，混合后溶液中的SO₄^2-和Ba²⁺结合为BaSO₄沉淀从溶液中析出，溶液中的Na⁺和Cl^-并未参与反应，只是剩余在溶液中。

【设疑】上述实验的化学反应方程式是什么？（Na₂SO₄ + BaCl₂= BaSO₄↓ + 2NaCl）

【讲解】对于上述的化学反应而言，从微观的角度出发，实际上发生如下过程：SO₄^2- + Ba²⁺ = BaSO₄↓。

【讲解】由上，我们可以明确，电解质在溶液中实际是以离子形式发生反应，这样的反应属于离子反应。

【设疑】那么根据上面的分析结果，同学们能不能解释一下，这节课刚开始的时候，老师提出的那个问题呢？氯化钾和硝酸钠混合溶液蒸干为什么得到四种盐的混合物？

【讲解】根据离子反应的概念，可以分析出在氯化钾溶液中存在的是钾离子和氯离子，在硝酸钠溶液中存在的是钠离子和硝酸根离子，混合溶液中就必定存在上述四种离子。将溶液蒸干时，阴阳离子结合为固体从溶液中析出，显然我们无法控制哪个阴离子与哪个阳离子结合，所以一定会得到四种盐的混合物。这说明，在溶液中电解质常常以离子形式存在，我们不能停留在物质层面上理解溶液中电解质之间的反应，应该深入到微观领域，从离子的角度出发，重新审视溶液中电解质之间的反应。

【板书】离子反应

1、离子反应的概念：

【投影】离子反应的概念：电解质在溶液中的的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应属于离子反应，在中学阶段仅限于在溶液中进行的反应。

【板书】离子反应

1、离子反应的概念：

2、离子方程式：

【投影】用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫做离子方程式。

【讲解】离子方程式是高中化学的重要概念，从这节课开始，同学们需要从离子的角度来理解溶液中电解质的反应，将初中学习的反应用离子方程式再从离子的角度理解反应的本质。那么如何书写离子方程式呢？

【投影】离子方程式的书写步骤：

【讲解】以硫酸钠溶液与氯化钡溶液的反应为例，我们来学习一下如何书写离子方程式。

【投影】离子方程式的书写步骤：

（1）写出反应的化学方程式：Na₂SO₄ + BaCl₂= BaSO₄↓ + 2NaCl

【讲解】一般来说离子方程式总是来自于化学方程式，首先应该正确书写化学方程式。

【投影】（2）将易溶于水且易电离的物质拆写成离子形式，其余物质仍以化学式表示：

2Na⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Cl^- = 2Na⁺ + 2Cl^- + BaSO₄↓ 

【讲解】电解质的拆分是离子方程式书写的关键，在拆分时一定要注意以下问题：

①能够进行拆分的只有易溶易电离的物质（强酸、强碱和大多数可溶盐）。

②拆分时应该按照电离方程式的形式进行拆分，注意方程式中的系数。

③其余不能拆分的物质不变，注意反应条件和沉淀、气体符号都不能改变。

【投影】（3）删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化成最简：

SO₄^2- + Ba²⁺ = BaSO₄↓ 

【讲解】实际就是将方程式两边相同的离子删除。

【投影】（4）检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等：

【讲解】原子个数守恒，同学们初中都比较熟悉了，主要是要理解电荷守恒。判断的方法应该是将方程式左右两边的离子所带的电荷分别相加（注意正负和系数），左右两边的总电荷应该分别相等。例如：上面的离子方程式，左边硫酸根离子的2-和钡离子的2+加和，总电荷为0；右边没有离子，所以总电荷也是0；两边电荷相等。

【练习】根据上面的书写步骤，请同学们交流讨论填写下表：

反应物	化学方程式	离子方程式
①AgNO3+NaCl
②AgNO3+HCl
③Ba(OH)2+H2SO4
④CaCO3 + HCl
⑤NaHCO3+H2SO4
⑥HCl + NaOH
⑦HCl + KOH
⑧H2SO4 + NaOH
⑨H2SO4 + KOH

【投影】

反应物	化学方程式	离子方程式
①AgNO3+NaCl	AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3	Ag+ + Cl- = AgCl↓
②AgNO3+HCl	AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3	Ag+ + Cl- = AgCl↓
③Ba(OH)2+H2SO4	Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2H2O	Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- = BaSO4↓ + 2H2O
④CaCO3 + HCl	CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑	CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2↑
⑤NaHCO3+H2SO4	2NaHCO3+H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O + 2CO2↑	HCO3- + H+  = H2O + CO2↑
⑥HCl + NaOH	HCl + NaOH = NaCl + H2O	H+ + OH- = H2O
⑦HCl + KOH	HCl + KOH = KCl + H2O	H+ + OH- = H2O
⑧H2SO4 + NaOH	H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O	H+ + OH- = H2O
⑨H2SO4 + KOH	H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O	H+ + OH- = H2O

【讲解】通过上述的改写过程，需要同学们在书写离子方程式的过程中注意以下问题：

（1）有的离子方程式可能出现某一侧所有物质均不能拆分的情况，例如③中所有生成物均不能拆分。

（2）一定要将方程式的系数化到最简，例如⑤⑧⑨。

【练习】将下面的化学方程式改为离子方程式：

（1）SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl

（2）3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

【投影】SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = 4H⁺ + SO₄^2- + 2Cl^-

3Cu + 8H⁺ + 2NO₃^- = 3Cu²⁺ + 2NO↑ + 4H₂O

【讲解】上面两个方程式说明，离子反应还要注意的有：

（1）同一侧的相同离子要合并，例如反应（1）中的H⁺。

（2）删去方程式两边的相同离子的时候，可能出现两边系数不同，只能删去一部分的情况，例如反应（2）中的NO₃^-。

【设疑】请同学们观察上面表格中的⑥⑦⑧⑨，分析一下化学方程式和离子方程式的意义有何不同？

【讲解】对比上述的⑥⑦⑧⑨，我们会发现四个反应的化学方程式是不一样的，但是离子方程式是完全相同的：四个反应是不同的强酸强碱之间的中和反应，其对应的离子方程式都是H⁺ + OH^- = H₂O。所以这说明化学方程式表示是一个具体的反应，而离子方程式还可以表示一类反应。

【练习】（1）表示可溶性钙盐和可溶性碳酸盐反应的离子方程式为：                       。

（Ca²⁺ + CO₃^2- = CaCO₃↓）

（2）离子反应Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓表示的可能是哪类反应？（可溶性硫酸盐和可溶性钡盐的反应、硫酸和可溶性钡盐的反应）

【练习】判断下列离子方程式是否正确并说明理由：

（1）铁与稀盐酸反应：2Fe + 6H⁺ = 2Fe³⁺+ 3H₂↑（错误，违背客观事实）

（2）铝与稀盐酸反应：Al + 3H⁺ = Al³⁺ + H₂↑（错误，原子个数不守恒）

（3）FeCl₃与Fe反应：Fe³⁺ + Fe = 2Fe²⁺（错误，电荷不守恒）

（4）硫酸和Ba(OH)₂溶液反应：Ba²⁺ + OH^- + H⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓ + H₂O（错误，物质比例不符合客观事实）

（5）碳酸钡和稀硝酸反应：CO₃^2-+2H⁺ = H₂O+CO₂↑（错误，物质拆分不正确）

【设疑】什么是复分解反应？（两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应）

【讲解】现在同学们就可以从离子反应的角度出发理解溶液中的复分解反应了。电解质溶于水发生电离，形成自由移动的离子，离子间发生反应进行交换，就发生了复分解反应。这类离子反应发生的条件就是有沉淀、气体或者水生成，只要具备上述条件之一，反应就能发生。实际溶液中的复分解反应发生的条件应该是离子浓度的减小，关于离子浓度的概念我们将在后续的章节中学习。

【练习】下列能发生离子反应的是（ BC ）

A. KCl 溶液与 NaOH溶液混合

B. AgNO₃溶液与 NaCl溶液混合

C. Na₂CO₃溶液与盐酸溶液混合

D. NaCl溶液与 Ca(NO₃)₂溶液混合

【讲解】溶液中的离子反应的类型除了复分解反应之外还有很多，例如有离子参加的置换反应。

【练习】离子方程式Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂↑可能表示了哪一类的反应？（金属单质Zn和强酸发生置换生成氢气的反应）

【投影】本节小结。

课件：

练习：

1、离子反应是指____________的化学反应，其实质就是____________。发生离子反应的条件是____________、____________、____________、____________。

2、离子反应能否进行的理论判断依据有____________、____________。

3、酸碱中和滴定是指____________，其原理就是____________。

4、其操作为：

①准备阶段：检查滴定管是否____________，洗涤玻璃仪器时，用____________润洗盛标准液的____________，用____________润洗盛待测液的____________。装标准液并使尖嘴部分____________，调整液面于____________以下，并记下____________。取一定体积的待测液于____________中，加入2滴____________。

②操作要领：

左手控制滴定管的____________右手不断____________锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内____________。滴定速度应先____________后____________，当接近滴定终点时，应____________。准确读出并记录____________。

③终点判断：

滴入最后一滴刚好使指示剂颜色发生了明显变化，这表明已达到滴定终点。

④数据处理：

上述滴定重复____________次，求出所用标准液体积的____________。然后利用原理公式计算出待测液的物质的量浓度。

一、离子反应的概念及离子反应发生的条件

1、离子反应

指溶液中离子之间，以及离子与原子或分子之间发生的反应。

2、离子反应发生的条件

①生成沉淀    ②生成弱电解质    ③生成气体（挥发性物质）    ④发生氧化还原反应

3、离子反应的本质

使溶液中某种或某些离子浓度降低

说明：

（1）常见难溶物质有两类，一类是碱，如：

等；

另一类是盐，如等。

（2）当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生。沉淀的转化是一种难溶电解质在水中溶解生成的离子与其他离子反应生成另一种难溶电解质，使相应离子浓度降低。

（3）常见弱电解质有：

①弱酸：HF、HClO、H₂S、H₂SO₃、H₃PO₄、H₂CO₃、H₂SiO₃、HCOOH、CH₃COOH等；

②弱碱：NH₃·H₂O，不溶于水的碱；

③水、醋酸铅、硫氰化铁、苯酚等。

（4）生成气体的离子反应和生成弱电解质的离子反应实质是相同的。它们都是生成了弱电解质，只是由于某些弱电解质不稳定进一步分解生成气体或者是某些弱电解质因溶解度较小从溶液中逸出。

（5）氧化还原反应遵循强者优先反应原理。

如果溶液中存在多种还原性离子并且浓度相同时，向其中加入强氧化剂，一般是还原性最强的离子首先被氧化。反之，则氧化性最强的离子首先被还原。

二、离子反应的应用

1、用于物质检验与含量测定

（1）利用离子的特征反应来检验一些常见离子。

如等离子的检验。

（2）测定溶液中相关离子的浓度

常用的方法：酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法

①了解酸式滴定管和碱式滴定管的构造和使用方法，使用滴定管前先洗净，然后检查活塞是否漏水，在确保不漏水后方可使用。装液之前要用待盛液润洗2~3次，注入待盛液，要调节活塞使滴定管尖嘴部分充满液体，再读数。另外还用到锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。

②中和滴定实验的关键

准确测定参加反应的两种溶液的体积，准确判断中和反应是否恰好完全反应。

可通过指示剂颜色的变化来确定滴定终点。强酸和强碱的滴定，一般常选用酚酞和甲基橙作指示剂。

③重要操作步骤

a. 准备：洗涤、查漏、润洗、注液、调液面、读数。

b. 滴定：移取待测液放入锥形瓶中，加2~3滴指示剂，滴定，判定终点，读数。

c. 计算：取两次或多次消耗标准溶液体积的平均值，依方程式求c_待。

2、用于物质的制备与纯化

离子反应可以用于制备一些酸、碱、盐、气体，也可用于物质的除杂、分离。

3、生活中常见的离子反应

如：消除胃酸过多，硬水的软化等

三、离子反应能否发生的判据

1、焓变与熵变判据

在温度、压强一定时，利用△H－T△S判据可以判断离子反应能否自发进行。室温时，△H－T△S<0的离子反应能自发进行。

△H－T△S>0的离子反应不能自发进行。

2、平衡常数判据

平衡常数很大的离子反应，反应的趋势就很大，当反应物浓度很小时，就可满足Q<K的条件，因此正反应很容易进行。

四、溶液中离子能否大量共存的判断

1、不能在酸性溶液中大量共存的离子：酸性溶液中不能大量共存的离子，一般为弱酸根离子或易分解的酸的酸根，易挥发的酸的酸根，水解呈碱性的离子：如（1）  （2）  （3）  （4）  （5）  （6）  （7）  （8）  （9）  （10）  （11）  （12）  （13）   （14）  （15）  （16）  （17）  （18）  （19）  （20）  （21）……

如：，，＋

2、不能在碱性溶液中大量共存的离子：一般为能生成不溶性碱的金属离子或生成弱碱的离子，或酸式盐的酸根离子等，如：（1）  （2）  （3）  （4）  （5）  （6）  （7）  （8）  （9）  （10）  （11）  （12）  （13）  （14）等

如，

3、相互间反应生成沉淀或微溶物的离子不能大量共存，如：①、等不共存；②等不共存；③与、、等不共存；④等生成沉淀不共存。

4、因氧化性强而不能与强还原性离子大量共存，如①酸性条件下、、等不共存；②酸性条件下等不共存（但在碱性条件下可以共存）；③与等不共存。

5、离子能相互结合形成络合物的离子不能大量共存。如：①：=；②：

6、水解显酸性的离子（如等）和水解显碱性的离子（、等）不能大量共存。如：①：，；②：

＋3HClO；③：=

7、溶液若无色，则不存在有色（溶液中）离子。如：等。

五、酸碱中和滴定误差分析

1、分析方法

以盐酸滴定待测NaOH溶液为例。根据知：

因已知，（即待测液体积）量取一定体积，计算时作为已知量，所以误差都可归结在（即标准液的体积）上。若标准液消耗多，会使上述三项的计算值比真实值（实际参加中和反应数值）大，误差偏高；若计算值小于真实值则标准液消耗少，误差偏低。

2、常引起误差的操作

（1）仪器洗涤：①酸式滴定管水洗后，未润洗；②酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗；③移液管水洗后，未润洗；④锥形瓶水洗后，用待测液润洗。

（2）量器读数：①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视；②滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视；③俯视移液管；④滴定完毕后，立即读数。如下图所示：

（3）操作不当：①酸式滴定管漏液；②滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定过程中气泡变小；③将移液管尖嘴部分的液体吹出；④滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出；⑤滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水；⑥用甲基橙作指示剂进行滴定时，溶液由橙色变红色时停止滴定；⑦用甲基橙作指示剂，溶液由黄色变橙色，5s后又褪去；⑧所配标准盐酸的物质的量浓度过大。

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