1.2.2電解質(zhì)的電離課件

第2節(jié)離子反應第2課時1、概念：用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子.2、表示含義：(1)表示某一具體反應的離子方程式(2)表示某一類型反應的離子方程式二、離子方程式3、書寫步驟:

一、寫二、拆三、刪四、查1、概念：在水溶液或熔融狀態(tài)有離子參加或生成的反應.一、離子反應質(zhì)量電荷1.可溶性的強電解質(zhì)要寫成離子形式：（1）強酸（2）強堿（3）可溶性的鹽（據(jù)溶解性表）HClH2SO4HNO3HBrHIHClO4NaOHKOHBa(OH)2Ca(OH)2“能拆”的物質(zhì)注意事項（4）酸式鹽的強酸酸式酸根要拆成H+和酸根，如HSO4-要拆成H+和SO42-2.必須寫成化學式的物質(zhì)（重要）（1）弱電解質(zhì)：①弱酸：

HAc、H2CO3、H2S、HF、H2SO3、

H3PO4

、

HCN、HClO、H2SiO3②弱堿：NH3·H2O、難溶性堿③H2O

“不能拆”的物質(zhì)（2）難溶物（根據(jù)溶解性表）例：碳酸鈣和鹽酸反應鐵和硫酸銅溶液的反應（3）大多數(shù)氣體物質(zhì)例：二氧化碳通入澄清石灰水（4）氧化物例：氧化鐵溶于硫酸“不能拆”的物質(zhì)（5）單質(zhì)（7）微溶物處理原則

Ca(OH)2、MgCO3、CaSO4、Ag2SO4例：二氧化碳通入澄清石灰水石灰乳[Ca(OH)2渾濁液]和碳酸鈉溶液作用①作反應物較稀，溶液澄清，寫成離子形式較濃或溶液渾濁，寫成化學式②作生成物，通常寫成化學式例：硝酸銀溶液和硫酸鈉溶液的反應（6）酸式鹽的弱酸酸式酸根不能拆成H+和酸根，如HCO3-不能拆成H+和CO32-三、離子方程式書寫正誤的判斷方法1、尊重客觀實際，不可主觀臆造產(chǎn)物及反應。例：鐵跟稀硫酸反應：

2Fe+6H+==2Fe3++3H2↑凡非溶液中進行的反應一般不能寫離子方程式。Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO+2H2O4、看是否漏掉離子反應。2、看“=”、“↑”、“↓”等是否正確。3、看表示各物質(zhì)的化學式是否正確。

（“拆”原則）例：Ba(OH)2溶液與硫酸銅溶液反應

Ba2++SO42-==BaSO45、看電荷是否守恒，原子是否相等。例：FeCl2溶液與Cl2反應

Fe2+＋Cl2==Fe3+＋2Cl-（正確）2Fe2+＋Cl2==2Fe3+十2Cl-6、看反應物或產(chǎn)物的配比是否正確。例：H2SO4與Ba(OH)2溶液反應H+＋OH-＋SO42-＋Ba2+==BaSO4↓＋H2O（正確）2H+＋2OH-+SO42-＋Ba2+==BaSO4↓+2H2O7.看是否符合題設條件及要求，如過量、少量、等物質(zhì)的量、適量、滴加順序等對反應方式或產(chǎn)物的影響。根據(jù)化學反應方程式書寫離子反應方程式NaOH+HCl=NaCl+H2OKOH+HCl=KCl+H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2KOH+H2SO4=K2SO4+2H2OH++OH-

=H2O酸堿中和反應的實質(zhì)：

酸電離出來的H+與堿電離出來的OH-結合生成了水。離子方程式可表示同一類型的離子反應1、多元弱酸鹽與強酸反應eg:Na2CO3與HCl反應2、CO2(SO2)與強堿反應eg:CO2與Ca(OH)2

反應四、與量有關的離子方程式書寫例1.少量燒堿滴入Ca(HCO3)2溶液Ca2++HCO3-+OH-==CaCO3↓+H2O例2.足量燒堿滴入Ca(HCO3)2溶液Ca2++2HCO3-+2OH-==CaCO3↓+CO32-+2H2O3、酸式鹽與堿反應少定多變⑴NaHCO3少量時：Ca2++HCO3-+OH-==CaCO3↓+H2O⑵

NaHCO3過量時：Ca2++2HCO3-+2OH-==CaCO3↓+CO32-+2H2O1.NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液混合。練一練⑴KHSO4少量時：Ba2++SO42-+H++OH-==BaSO4↓

+H2O⑵KHSO4過量時：Ba2++SO42-+2H++2OH-==BaSO4↓+2H2O2.KHSO4溶液與Ba(OH)2溶液混合？復分解型離子反應發(fā)生的條件：(1)生成沉淀（根據(jù)溶解性表）如：AgCl、BaSO4、CaCO3、BaCO3、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2、CuS等等。(2)放出氣體(3)生成弱電解質(zhì)（難電離物質(zhì)）弱酸：CH3COOH、HClO、H2SiO3弱堿：NH3·H2O水:H2O離子反應的實質(zhì)是反應物某些離子濃度減少。五、離子反應發(fā)生的條件

某些離子間的氧化還原反應也是導致離子反應發(fā)生的條件。

例：2Fe2+＋Cl2==2Fe3+十2Cl-某些離子間的絡合反應也是導致離子反應發(fā)生的條件。

例：Fe3++3SCN-→[Fe(SCN)3]

以后會學到六、離子共存問題離子共存：即溶液中的離子之間不發(fā)生化學反應。若發(fā)生化學反應則不能共存。離子不能大量共存的類型(1)生成沉淀（根據(jù)溶解性表）如：AgCl、BaSO4、CaCO3、BaCO3、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2、CuS等。(2)放出氣體NH4+與OH-；H+與CO32-、HCO3-、S2-

、HS-、SO32-、HSO3-等(3)生成弱電解質(zhì)（難電離物質(zhì)）弱酸：CH3COOH、HClO、H2SiO3

弱堿：NH3·H2O水:H2O如：H+與Ac-、ClO-、SiO32-等所有弱酸根生成弱酸；OH-與NH4+等所有弱堿的陽離子生成弱堿；H+與OH-生成水（4）發(fā)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。（5）發(fā)生絡合反應：Fe3+與SCN-注意隱含條件⑴溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子。常見的有色離子：Cu2+（藍）、Fe3+（黃）、Fe2+（淺綠）、MnO4-（紫紅）、CrO42-

（黃色）Cr2O72-（橙色）等⑵強酸性溶液、PH小于7的溶液或使紫色石蕊變紅或甲基橙變紅的溶液中含有大量H+能夠與H+反應的離子不能存在。如OH-（大量）、HCO3-、HS-、S2-、SO32-、HSO3-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、CN-、SiO32-等不能大量存在。(3)強堿性溶液、pH大于7的溶液、使酚酞變紅的溶液中存在大量OH-,則與OH-反應的離子不能存在。如：H+（大量）NH4+、Mg2+、Al3+、Ca2+、Fe3+、Cu2+、Fe2+、HCO3-、HSO3-、H2PO4-、HPO42-（4）可能呈酸性也可能呈堿性的條件：

①水電離出的cH+或水電離出的cOH-小于10-7mol·L-1的溶液②與鋁反應放出氫氣的溶液七、離子檢驗八、離子推斷堅持四項“基本原則”（1）肯定性原則：根據(jù)現(xiàn)象判斷出溶液中肯定存在的離子或一定不存在的離子。如溶液呈現(xiàn)藍色則一定有Cu2+（2）互斥性原則：在某些離子一定存在時，與之不能共存的離子一定不在。如原溶液存在Cl-則一定不存在Ag+（3）電中性原則：溶液呈電中性有陽離子一定有陰離子，且溶液的正電荷總數(shù)和負電荷總數(shù)一定相等。如某溶液可能存在K+Mg2+Fe3+Cl-OH-,若通過現(xiàn)象得出存在OH-則Mg2+Fe3+一定不在，這時K+一定在。（4）進出性原則：通常指在實驗過程中引入或生成的離子對后續(xù)實驗有干擾。在練習中體會“四項原則”某無色透明溶液中可能大量存在Ag＋、Mg2＋、Cu2＋、Fe3＋、Na＋中的幾種，請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?1)不做任何實驗就可以肯定原溶液中不存在的離子是____________。(2)取少量原溶液，加入過量稀鹽酸，有白色沉淀生成；再加入過量的稀硝酸，沉淀不消失。說明原溶液中肯定存在的離