2019-2020年高一化學(xué) 離子反應(yīng)學(xué)案 新人教版.doc
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2019-2020年高一化學(xué) 離子反應(yīng)學(xué)案 新人教版 離子反應(yīng)考點(diǎn)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(qiáng)酸性、無色透明、堿性、pH、甲基橙呈紅色、發(fā)生氧化還原反應(yīng)等; (2)定性中有定量,如“由水電離出的c(H+)=110-4molL-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(nèi)容看,存在著三種特點(diǎn): (1)所考查的化學(xué)反應(yīng)均為中學(xué)化學(xué)教材中的基本反應(yīng);錯因大都屬于化學(xué)式能否拆分、處理不當(dāng)、電荷未配平、產(chǎn)物不合理和漏掉部分反應(yīng)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(diǎn)內(nèi)容,也是這部分的難點(diǎn)。 (2)所涉及的化學(xué)反應(yīng)類型以復(fù)分解反應(yīng)為主,而溶液中的氧化還原反應(yīng)約占15%; (3)一些重要的離子反應(yīng)方程式,在歷年考卷中多次重復(fù)。如Na與H20的反應(yīng)、Fe與鹽酸或稀H2S04的反應(yīng)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(xué)生使用化學(xué)用語的準(zhǔn)確程度和熟練程度,具有一定的綜合性,預(yù)計(jì)今后的考題還會保留。 復(fù)習(xí)過程 2003年高考題示例:(學(xué)生先練,然后再歸納出本節(jié)復(fù)習(xí)的要求) 1.若溶液中由水電離產(chǎn)生的C(H+)=110-14molL-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 SO42- NO3- (有附加條件的離子共存題) 2.能正確表示下列化學(xué)反應(yīng)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:2CO32-+SO2+H2O 2HCO-3+SO32- 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:S2-+2H2O H2S↑+2OH-(應(yīng)分步水解) D.碳酸鎂溶于硝酸中:CO32-+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(yīng):Ba2++2OH-+2H++SO42-→BaSO4↓+2H2O B NH4HCO3溶液與過量NaOH溶液反應(yīng):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Cl2:2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl- 重點(diǎn)、難點(diǎn): 離子共存,離子方程式的正誤判斷是本節(jié)的重點(diǎn)內(nèi)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(diǎn) 基本概念: 1、離子反應(yīng)、電解質(zhì)、非電解質(zhì)、離子方程式 (1)離子反應(yīng) 定義:有離子參加的反應(yīng)。 類型: n 離子互換的非氧化還原反應(yīng):當(dāng)有難溶物(如CaCO3 難電離物(如H20、弱酸、弱堿)以及揮發(fā)性物質(zhì)(如 HCl)生成時離子反應(yīng)可以發(fā)生。 n 離子間的氧化還原反應(yīng):取決于氧化劑和還原劑的相對強(qiáng)弱,氧化劑和還原劑越強(qiáng),離子反應(yīng)越完全 n 注意點(diǎn):離子反應(yīng)不一定都能用離子方程式表示。 n 如實(shí)驗(yàn)室制氨氣 (NH4)2SO4 +Ca(OH)2 CaSO4+2NH3↑+2H2O H2S氣體的檢驗(yàn) Pb(AC)2+H2S=PbS↓+2HAc (注:Pb(AC)2可溶于水的鹽的弱電解質(zhì)) (2)電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)、弱電解質(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? l 非電解質(zhì):在水溶液和熔化狀態(tài)都不導(dǎo)電的化合物。 l 強(qiáng)電解質(zhì):在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。 l 弱電解質(zhì):在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) l 強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的注意點(diǎn) ①電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其在水溶液中的電離程度有關(guān),與其溶解度的大小無關(guān)。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(qiáng)電解質(zhì)。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(zhì)。 ②電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關(guān),而與電解質(zhì)的強(qiáng)弱沒有必然的聯(lián)系。例如:一定濃度的弱酸溶液的導(dǎo)電能力也可能比較稀的強(qiáng)酸溶液強(qiáng)。 ③強(qiáng)電解質(zhì)包括:強(qiáng)酸(如HCl、HN03、H2S04)、強(qiáng)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(zhì)包括:弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3H20)、中強(qiáng)酸 (如H3PO4 ),注意:水也是弱電解質(zhì)。 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(shí)際參加反應(yīng)的離子符號表示離子反應(yīng)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(yīng)是在溶液中或熔融狀態(tài)時進(jìn)行時反應(yīng),凡非溶液中進(jìn)行的反應(yīng)一般不能寫離子方程式,即沒有自由移動離子參加的反應(yīng),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(yīng),但不能寫成離子方程式,只能寫化學(xué)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(xué)式;弱酸(HF、H2S、HCl0、H2S03等)、弱堿(如NH3H20)等難電離的物質(zhì)必須寫化學(xué)式;難溶于水的物質(zhì)(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04,F(xiàn)e(OH)3等)必須寫化學(xué)式。如: CO2+2OH-=CO32-+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(yīng):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(xué)式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3 ,溶液:2Ag++SO42-=Ag2S04 ↓ ②當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于溶液狀態(tài)(稀溶液),應(yīng)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(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于懸濁液或固態(tài)時,應(yīng)寫成化學(xué)式。如在石灰乳中加入Na2C03溶液:Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+H2O 。 (5)操作順序或反應(yīng)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.離子共存問題 (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BaS04、CaS04、H2Si03、Ca(OH)2、MgS03、MgC03、 PbCl2、H2S04、Ag2S04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、C02、S02、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、H20、HPO42-、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- 、S2-、HCO3-、CO32-等離子。 ⑤離子之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)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(jìn)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(yīng),由于本身是酸式酸根,故又可與堿反應(yīng),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(jìn)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(qiáng)酸的酸根離子和強(qiáng)堿的金屬陽離子,如:Cl-、 Br- 、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等離子,因?yàn)樵谒芤褐胁话l(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(yīng)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。- 1.請仔細(xì)閱讀文檔,確保文檔完整性,對于不預(yù)覽、不比對內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
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