高中化學《離子反應》教案
作為一位優秀的人民教師，編寫教案是必不可少的，編寫教案有利于我們科學、合理地支配課堂時間。我們該怎么去寫教案呢？下面是小編收集整理的高中化學《離子反應》教案，歡迎大家分享。
高中化學《離子反應》教案1
①電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關，與其溶解度的大小無關。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，故是強電解質。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。
②電解質溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。
③強電解質包括：強酸(如：HCl、HN03、H2S04)、強堿(如：NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如：NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物和少數的共價化合物。
④弱電解質包括：弱酸(如：CH3COOH)、弱堿(如：NH3·H20)、中強酸(如：H3PO4 )，注意：水也是弱電解質。
舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態下電離式是不同的。
第二步：拆(關鍵),把易溶、易電離的物質拆成離子形式(難溶、難電離的以及氣體等仍用化學式表示)
Cu2++SO42-+Ba2++2Cl-=BaSO4↓+Cu2++2Cl-
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
※離子方程式的書寫注意事項：
1.非電解質、弱電解質、難溶于水的物質，氣體在反應物、生成物中出現，均寫成化學式或分式。
2.固體間的反應，即使是電解質，也寫成化學式或分子式。
2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)=CaCl2+2H2O+2NH3↑
3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。
4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。
5.H3PO4中強酸，在寫離子方程式時按弱酸處理，寫成化學式。
6.金屬、非金屬單質，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。如：Zn+2H+=Zn2++H2↑
7.微溶物作為反應物時,處于澄清溶液中時寫成離子形式;處于濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物的一律寫化學式
如：條件是澄清石灰水，則應拆成離子;若給的.是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。
酸————在水溶液中電離出的陽離子全部是氫離子的化合物。所謂強酸、弱酸是相對而言，酸溶于水能發生完全電離的，屬于強酸。如：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、酸溶于水不能發生完全電離的，屬于弱酸。如：碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸(醋酸)等。堿————在水溶液中電離出的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。所謂強堿、弱堿是相對而言。堿溶于水能發生完全電離的，屬于強堿。如：KOH、NaOH、Ba(OH)2堿溶于水不能發生完全電離的，屬于弱堿。如：一水和氨、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。
凡是能發生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存(注意不是完全不能共存，而是不能大量共存)一般規律是：
1、凡相互結合生成難溶或微溶性鹽的離子(熟記常見的難溶、微溶鹽);
2、與H+不能大量共存的離子(生成水或弱酸)及酸式弱酸根離子：氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-鹵族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32- 3、與OH-不能大量共存的離子：NH4+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子(比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等) 4、能相互發生氧化還原反應的離子不能大量共存：常見還原性較強的離子有：Fe2+、S2-、I-、SO32-。氧化性較強的離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-
高中化學《離子反應》教案2
復分解型離子反應發生的條件的探究和提出問題、解決問題的方法與能力以及由此拓展出的離子共存問題。教學難點
【引入】酸、堿、鹽在水溶液中可以發生電離，以離子形式存在。如果不同的溶液混合后，這些離子還會依然存在嗎？我們通過實驗來研究這個問題。
【分組實驗1】向盛有5ml 1mol/L的CuSO4溶液中加入5ml 1mol/L的NaCl溶液（即下表中的①和②混合），觀察現象。
S：藍色的CuSO4溶液被無色的NaCl溶液稀釋。
T：下面我們來分析混合前后，溶液中離子的變化情況，并填寫上表。 (學生每人有一張表格，自己獨立完成相關的部分)
T小結：通過分析表一的第一行可以看到，混合前后Cu2+、SO42-、Na+、Cl-四種離子均沒有發生變化。
【分組實驗2】向盛有5ml 1mol/L的CuSO4溶液中加入5ml 1mol/L的BaCl2溶液(即上表中的①和③混合)，觀察現象。
S：有白色沉淀生成，液體分層后上層為藍色透明溶液。 T：白色沉淀是什么，上層溶液為什么是藍色？
S：白色沉淀應該是BaSO4，上層溶液為藍色說明含有Cu2+。 T：根據你的分析填寫上表相關部分。
T小結：從同學們的分析可以看出，大家認為混合后Ba2+和SO42-相互結合，溶液中不再有大量的Ba2+和SO42-，而Cu2+和Cl-依然存在于溶液中。能用實驗證明你的結論嗎？(學生相互討論，提出方案。)主要的方案有：
1.滴加稀硫酸檢驗上層溶液中是否還有Ba2+。(少數學生能夠提出)
2.滴加BaCl2溶液檢驗上層溶液中是否還有SO42-。(多數學生提出)
3.滴加硝酸銀溶液和稀硝酸檢驗上層溶液中是否還有Cl-。
(教師鼓勵學生的實驗設計，強調在操作過程中應分別取出上層溶液進行實驗，不要在原試管中直接滴加。)
T：從上面的分析我們知道①和③混合后發生了化學本化，溶液中有的離子消失了，有的離子還存在。我們可以用離子符號來表示這種變化。
【板書】反應前反應后Cu2+ + SO42-
BaSO4↓ + Cu2+ + Cl-
Ba2+ +Cl-
T：上述反應中Cu2+和Cl-反應前后沒有變化，也就是說沒有參加反應，那么該反應的本質就是??
【板書】Ba2+ + SO42- == BaSO4 ↓ T：這種式子叫離子方程式。
【學生練習】分析下列反應前后溶液中離子的存在情況，寫出離子方程式。(見表二)
(學生練習，獨立完成上表，教師巡視學生練習情況，輔導有困難的'學生。學生完成練習后教師投影學生作業，全班交流。)
T：從剛才同學們的練習中，我們發現四個不同的中和反應的化學方程式不同，離子方程式卻相同，這表明酸、堿中和反應的本質是H+與OH-結合生成H2O。也說明離子方程式表示的不僅僅是一個化學反應，而是一類反應。
T：下面老師演示幾個實驗，大家仔細觀察現象，判斷生成了什么產物并完成下表。
【拓展練習】1.寫出NaHCO3、NaHSO4的電離方程式。
NaHCO3 == Na+ + HCO3- NaHSO4 == Na+ + H+ +SO42- 2.寫出大理石與鹽酸反應、碳酸氫鈉與鹽酸反應、硫酸銅與鐵反應的離子方程式。
CaCO3 + 2H+ == Ca2+ + H2O + CO2 ↑ HCO3- + H+ == H2O + CO2 ↑
Cu2+ + Fe == Cu + Fe2+
【教師點評】1.酸、堿、鹽的電離一般只電離出陰離子(包括算是酸根)、陰離子兩個部分。NaHSO4的電離屬于特殊情況。
2.除了與酸堿鹽有關的復分解反應外，電解質在水溶液中的置換反應，也屬于離
子反應。
【思考與交流】離子反應的應用。
利用離子反應鑒定明礬水溶液中的Al3+、SO42-；
利用離子反應把混合物提純：如粗鹽中除去Ca2+、Mg2+、SO42-。
【作業】課后習題。
【板書設計】略。
高中化學《離子反應》教案3
第二節
一、教學目標
1.使學生了解電解質、強電解質和弱電解質的概念。
2.使學生理解離子反應和離子方程式的含義。
3.使學生理解離子反應發生的條件和離子方程式的書寫方法。
4.培養學生通過實驗探究問題、分析問題、歸納問題的能力。
二、教學重點
電解質、強弱電解質、離子反應和離子反應方程式的書寫。
三、教學難點
離子反應方程式的書寫方法。
四、課時安排
共2課時
五、教學方法
實驗、討論、設疑、講解等。
六、教學準備
電解質溶液導電性實驗的儀器和裝置。試管、膠頭滴管、燒杯、量筒、鐵架臺、漏斗、玻璃棒、濾紙。
0.1 mol·L－1的HCl、NaOH、NaCl、NH3·H2O、CH3COOH溶液。 1 mol·L－1的BaCl2溶液、CuSO4溶液、AgNO3溶液、稀HNO3。
七、教學過程
［引入］回顧化學反應的分類知識。［投影］
［小結］化學反應從不同的角度可以有不同的分法，今天我們學習離子反應。
［板書］第二節離子反應［提問］下列物質中哪些能導電?為什么能導電?
鹽酸、NaOH溶液、NaCl固體、石墨、蔗糖溶液、酒精溶液、K2SO4溶液、Cu。
［小結］①石墨、銅能導電，因為其中有自由移動的電子存在。
②鹽酸、NaOH溶液、K2SO4
溶液能導電，因為它們的溶液中有自由移動的離
子存在。
［追問］在鹽酸、NaOH溶液、K2SO4溶液里的自由移動的離子是怎樣產生的?可通過什么方法證明溶液中存在離子?
［小結］①電離產生，其過程可用電離方程式來表示。
②可通過溶液導電性來檢驗。
［思考］物質在什么情況下可以電離呢?
［板書］一、電解質和非電解質
電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的.化合物，如酸、堿、鹽等。
非電解質：在水溶液里和熔化狀態下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。［講解］電解質、非電解質是根據物質在一定條件下能否導電對化合物的一種分類。
［討論］下列物質中哪些是電解質?
Cu、NaCl固體、NaOH固體、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。
［小結］應注意以下幾點：
①電解質應是化合物。而Cu則是單質，K2SO4與NaCl溶液都是混合物。
②電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物。而CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質。
③酸、堿、鹽、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。
［設問］相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液的導電能力是否相同?
［演示實驗1—1］觀察：五種電解質溶液的導電性是否相同?并分析結果。 (結果：相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液的導電能力不相同)［講述］電解質溶液導電能力的大小決定于溶液中自由移動的離子的濃度和離子所帶電荷數。而當溶液體積、濃度和離子所帶的電荷數都相同的情況下，取決于溶液中自由移動離子數目，導電能力強的溶液里的自由移動的離子數目一定比導電能力弱的溶液里的自由
比較以上五種溶液，顯然，在CH3COOH、NH3·H2O溶液中的自由移動離子數目較少。
［設問］溶液中自由移動的離子多少跟什么因素有關?(電解質的電離程度)
［板書］二、強電解質和弱電解質
［閱讀］
［圖示］NaCl、CH3COOH在水中的溶解和電離情況。
［板書］1.強電解質：在水溶液中全部電離成離子的電解質。如NaCl、NaOH等(寫出電離方程式)
2.弱電解質：在水溶液中只一部分電離成離子的電解質。如NH3·H2O、CH3COOH等。
3.強弱電解質的區別。［投影］強弱電解質的比較433是否屬強電解質?
［小結］BａSO4、CaCO3、AgCl雖然難溶，但溶解的極少部分卻是完全電離，所以它們為強電解質H3COOH體易溶于水，但它卻不能完全電離，所以屬弱電解質。因此，電解質的強弱跟其溶解度無必然聯系，本質區別在于它們在水溶液中的電離程度。
［思考］利用溶液導電性裝置進行實驗，向盛有稀H2SO4的燒杯中逐滴加入Bａ(OH)2溶液，能觀察到什么現象?加以解釋，寫出有關的反應方程
［分析］隨著Bａ(OH)2
熄滅漸亮，反應為：Bａ(OH)2＋H2SO4=====BａSO4↓＋2H2O，隨著反應的進行，離子濃度將會怎樣變化呢?
［投影總結］
【布置作業】復習、預習
［板書設計］
高中化學《離子反應》教案4
復習課 編號： 時間 ：
主備人： 三 年級 化學 備課組
第 周 第 課時 總第 課時
備課組長簽字： 段長簽字：
一、學習目標（考點）
1.了解的概念。
2.了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。
4.能正確書寫離子方程式。
二、學習重點、難點
1、 電解質及強電解質和弱電解質
2、正確書寫離子方程式
3、離子反應發生的條件
三、使用說明及方法指導
1、自學資料《走向高考》P8—P14，用紅筆畫出疑難點，獨立完成自主學習內容和合作探究。
2、通過自學及合作探究還不能解決的問題，課堂上小組討論。
3、課堂練習必須獨立完成。
四、 自主學習
1、離子方程式的正誤判斷
1. 看物質能否被拆成離子。
2. 在溶液中不能被拆成離子的有：
單質，氣體；氧化物；難溶物（如：BaSO4、BaCO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、Al(OH)3 、Fe(OH) 3 、Fe(OH)2 、Cu(OH) 2 等）；
弱電解質其包括弱酸（如：CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、H2S、H2SO3、H3PO4、HClO、HF等），弱堿（如：NH3H2O、 Fe(OH) 3 、Cu(OH) 2 等）和其它物質：（如：Pb(CH3COO)2、HgCI2、H2O等）；
微溶物（如：CaSO4 、AgSO4 、Ca(OH)2 等）作為反應物若是渾濁的和作為生成物；
還有特殊的物質如：濃硫酸 。
2.看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應。
3.看“＝＝”“ ” “↑”“↓”等運用是否正確。
4.看質量、電荷是否守恒，若是氧化還原反應還要看電子是否守恒。
5.看反應物和產物的配比是否正確。
6.看反應物用量的要求。它包括過量、少量、等物質的量、適量、任意量以及滴加順序等對離子方程式的影響。如往NaOH溶液中滴入幾滴AlCl3溶液的離子方程式為： Al3+ + 3 OH—＝＝Al(OH)3↓(錯誤)正確的離子方程式為： Al3+ + 4 OH—＝＝AlO2— + 2H2O(正確)
練習1、下列離子 方程式書寫不正確的是 （ ）
A．AlCl3溶液與燒堿溶液反應，當n(OH-):n(Al3+)=7:2時，
2Al3+ + 7OH- = Al(OH)3↓+ AlO2- + 2H2O
B．Cl2與FeBr2溶液反應，當n(Cl2):n(FeBr2)=1:1時，
2Fe2+ + 4Br- +3Cl2 = 2 Fe3+ + 2Br2 + 6Cl-
C．CuCl2溶液與NaHS溶液反應，當n(CuCl2):n(NaHS)=1:2時
Cu2＋+2HS－= CuS↓+2H2S↑
D．Fe與稀硝酸反應，當n(Fe):n(HNO3)=1:2時，
3 Fe +2NO3- +8H+ = 3 Fe2+ +2NO↑+4H2O
復備區
復備人
復備內容
練習2、下列離子方程式書寫不正確的是 （ ）
A．Cl2通入FeCl2溶液中：Cl2+Fe2+=Fe3++2Cl－
B．Na2CO3溶液顯堿性CO + H2O HCO +OH－
C．Al和NaOH溶液反應：2Al+2OH－+2H2O=2AlO +3H2↑
D．少量SO2通入氨水中：SO2+2NH3H2O=2NH +SO +H2O
二、離子不能大量共存的規律
1.離子共存條件：
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，它們之間便不能在溶液中大量共存。
⑴生成難溶物或微溶物：如：Ba2+與CO32-，Ag+與Br-，Ca2+與SO42-等不能大量共存。
⑵生成氣體或揮發性物質：如：NH4+與OH-，H+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。
⑶生成難電離物質：如：H+與CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-與NH4+因生成的弱堿不能大量共存；H+與OH-生成水不能大量共存。
⑷發生氧化還原反應：氧化性離子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-(H+)等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)不能大量共存。
（5）弱酸酸式酸根離子不能與H+、OH-大量共存
如HCO3-與H+、OH-，H2PO4-與H+、OH-等。
（6）離子之間相互促進水解時不能大量共存
2.附加隱含條件的應用規律：
⑴溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，
如Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-
⑵強堿性溶液中肯定不存在與OH-反應的離子，
如Fe3+、 Fe2+、HCO3-、NH4+、Al3+
⑶強酸性溶液中肯定不存在與H+反應的離子,
如HCO3-、CO32-、S2-、CH3COO-、AlO2-
練習3、下列離子能大量共存的是（ ）
A、在pH=1的溶液中：Fe2+、 、Cl-、
B.在pH=13的溶液中：Na+、K+、S2-、Cl-
C.在無色透明的溶液中：K+、Cl-、 、Al3+
D.在無色溶液中：Fe3+、 、Na+、SCN-
練習4、下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是 （ ）
①無色溶液中：K+、Na+、MnO4－、SO42－
②pH=1 1的溶液中：CO32－、Na+、AlO2－、NO3－
③加入Al能放出H2的溶液中：Cl－、HCO3－、SO42－、NH4+
④由水電離出的c(OH－)=10－13molL－1的溶液中：Na+、Ba2+、Cl－、Br－
⑤有較多Fe3+的溶液中：Na+、NH4+、SCN－、HCO3－
⑥酸性溶液中：Fe2+、Al3+、NO3－、I－、Cl－
A．①② B．③⑥ C．②④ D．⑤⑥
復備區
復備內容
五、 教學流程
（一）、展示教學目標
（二）合作探究展示
展示練習答案 1、B 2、A 3、B 4、C
（三）、教師點撥
1、離子方程式書寫
例題1、下列離子方程式表達正確的是
A．用惰性電極電解熔融氯化鈉：2Cl—+ 2H2O Cl2↑+ H2↑+2OH—
B．用氫氧化鈉溶液出去鋁表面的氧化膜：Al2O3+2OH—=2AlO—2+ H2O
C．用稀氫氧化鈉吸收二氧化氮：2OH—+2NO2= NO—3+NO↑+H2O
D．用食醋除去水瓶中的水垢：CO2—3+2CH3COOH=2CH3COO-+CO2↑+ H2O
解析：A項，電解熔融氯化鈉，沒有水，A項錯；B項，鋁表面的氧化膜為氧化鋁，氧化鋁與氫氧化鈉溶液反應，B項正確；C項，反應方程式為：2NO2+2NaOH=NaNO2+ NaNO3+H2O,離子方程式為：2NO2+2OH-—= NO—3+NO— 2+H2O，C項錯；D項，水垢的主要成分為碳酸鈣和氫氧化鎂，碳酸鈣不能改寫成離子形式。答案選B。
點撥1、離子方程式正誤判斷中的常見錯誤：
（1）看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應，如2Fe+6H+==Fe3+ +3H2↑，就不符合客觀事實。
（2）看表示各物質的化學式是否正確，如多元弱酸酸式酸根離子在離子方程式中不能拆開寫，而HSO4-在水溶液中通常應寫成H++SO42-。
（3）看是否漏掉離子反應，如Ba(OH)2溶液 與CuSO4溶液反應，既要寫Ba2+與SO42-的離子反應，又要寫Cu2+與OH-的離子反應。
（4）看原子及電荷是否守恒，如FeCI2溶液與C12反應，不能寫成Fe2++ C12=Fe3++ 2C1-，而應寫成2Fe2++C12=2Fe3+ +2Cl-。
（5）看反應物或產物的配比是否正確，如稀H2SO4與Ba(OH)2。溶液反應不能寫成Ba2+ +OH-+ H++ SO42-=BaSO4↓+H2O，應寫成Ba2+ +2OH-+ 2H++ SO42-=BaSO4↓+2H2O。
2、離子共存
例題2、在pH 1的溶液中，能大量共存的一組離子或分子是
A.Mg2+、Na+、ClO-、NO3- B.Al3+、 、 、C1-
C.K+、Cr2O72-、CH3CHO、 D.Na+、K+、 、C1-
解析：pH 1說明溶液中含有大量的H+，A項，在酸性條件下，ClO-和H+生成弱酸HClO，C項，Cr2O72-能氧化CH3CHO（具有還原性）生成CH3COOH，D項，H+與 生成硅酸沉淀。答案選B。
點撥2、所謂幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。
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：Ba2+與CO32－、Ag+與Br－、Ca2+與SO42－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－、
HS－、HSO3－、SO32－等不能大量共存。
(3)生成難電離的物質：如H＋與Ac－（即醋酸根離子）、CO32－、S2-、SO32－等生成弱酸；OH－與NH4＋、Cu2+、Fe3＋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。
（5）形成配合物：如Fe3+與SCN-反應生成配合物而不能大量共存。
復備區
復備內容
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!
（4）離子能夠大量共存，包括離子相互間不會發生化學反應，不會生成沉淀，不會生成氣體揮發
限制酸性溶液的'條件
1. PH=1的溶液。 2.使紫色石蕊溶液呈紅色。
3.使甲基橙呈紅色。 4.加鎂粉放氫氣。
5.c(OH-)為10-14mol/l。 隱含有H+。
限制堿性的條件
1.PH=14的溶液。 2.使紅色石蕊變藍。
3.酚酞呈紅色。 4.甲基橙呈黃色。
5.c(H+）為10-14。
可酸可堿的條件
1.水電離c(OH-)或者c(H+)濃度。
2.加入鋁粉有氫氣產生。
3.HCO3-離子不能穩定存在的溶液。
【方法技巧】審題時應注意題目中隱含條件：
1.無色透明：不能存在Cu2+ 或 Fe2+或 Fe3+ 或MnO4— 離子
2.酸性溶液、PH＜7（或＝1、2等），說明含有大量的H+
3.堿性溶液、PH＞7（或＝13、14等），說明含有大量的OH—
4.注意題目要求是“大量共存”還是“不能大量共存”。
（四）、當堂檢測
1、.下列實驗設計及其對應的離子方程式均正確的是
A．用FeCl3溶液腐蝕銅線路板：Cu + 2Fe3+ ＝ Cu2+ + 2Fe2+
B．Na2O2與H2O反應制備O2 ：Na2O2 + H2O ＝ 2Na+ + 2OH－ + O2↑
C．將氯氣溶于水制備次氯酸：Cl2 + H2O ＝ 2H+ + Cl－ + ClO－
D．用濃鹽酸酸化的KMnO4溶液與H2O2反應，證明H2O2具有還原性：
2MnO + 6H+ + 5H2O2 ＝ 2Mn2+ + 5O2↑ + 8H2O
2、.下列各組離子在指定條件下一定不能大量共存的是
A．能使紅色石蕊試紙變藍的溶液中：Na＋、K＋、CO32－、NO3－、AlO2－
B．c(H＋)＝0.1 mol/L的溶液中：Cu2＋、Al3＋、SO42—、NO3－
C．在加入鋁粉后能產生氫氣的溶液中：NH4＋、Fe2＋、SO42－、NO3－
D．含大量OH－的溶液中：CO32－、Cl－、F－、K＋
3、能正確表示下列反應的離子方程式是
A．金屬鋁溶于稀硫酸中：Al + 2H+ = A13+ + H2↑
B．碳酸鋅溶于稀硝酸中：CO2- 3 + 2H+ =H2O + CO2↑
C．醋酸鈉水溶液中通入足量CO2：2CH3COO- + CO2 + H2O = 2CH3COOH + CO2- 3
D．少量Cl2通入KI溶液中：Cl2+ 2I— =2C1— + I2
4、在加人鋁粉能放出H2的無色溶液，可能大量共存的離子組是 （ ）
A．NH 、Na+、NO 、S2－ B．Na+、K+、CH3COO一、HCO
C．K+、NO 、SO 、Cl— D．K+、Al3+、MnO 、NO
展示答案：1、A 2、C 3、D 4、C
（五）總結反思
（六）、作業布置
《走向高考》課后強化作業三
六、 課后反思
高中化學《離子反應》教案5
教學目標
（一）知識與技能
使學生了解電解質、強電解質、弱電解質的含義。
（二）過程與方法
1、培養學生實驗能力和觀察能力。
2、培養學生通過實驗現象分析、探究化學反應實質的能力。
3、培養學生全面認識事物、分析事物的邏輯思維能力。
（三）情感、態度與價值觀。
1、通過實驗激發學生學習化學的興趣和情感。
2、培養學生嚴謹求實、勇于探索的科學態度。
3、對學生進行透過現象看本質的辨證唯物主義教育。
教學重點：
強電解質、弱電解質的含義。
教學難點：
強電解質、弱電解質的含義。
教學方法：
設疑、實驗、討論、講解相結合的方法。
教學過程：
[引言]上節課我們學習了物質的分類，化學反應還有一種重要的分類方法，即將有離子參加的反應統稱為離子反應。下面我們就來學習這種反應。
教學過程：
[板書]第二節離子反應。
[提問］下列物質中哪些能導電？為什么能導電？
石墨、蔗糖溶液、酒精溶液、K2SO4溶液、Cu、NaOH溶液、鹽酸。
［小結］①石墨、銅能導電，因為其中有自由移動的電子存在。
②鹽酸、NaOH溶液、K2SO4溶液能導電，因為它們的溶液中有自由移動的離子存在。
［追問］在鹽酸、NaOH溶液、K2SO4溶液里的自由移動的離子是怎樣產生的？可通過什么方法證明溶液中存在離子？
［小結］①電離產生，其過程可用電離方程式來表示。
②可通過溶液導電性來檢驗。
［思考］物質在什么情況下可以電離呢？
［板書］一、電解質和非電解質
電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。
非電解質：在水溶液里和熔化狀態下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。
［講解］電解質、非電解質是根據物質在一定條件下能否導電對化合物的一種分類。［討論］下列物質中哪些是電解質？
Cu、NaCl固體、NaOH固體、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。
［小結］應注意以下幾點：
①電解質應是化合物。而Cu則是單質，K2SO4與NaCl溶液都是混合物。
②電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物。而CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質。
③酸、堿、鹽、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。
注意點：
⑴溶于水或熔化狀態；注意：“或”字
⑵溶于水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應；
⑶化合物，電解質和非電解質，對于不是化合物的物質既不是電解質也不是非電解質。［設問］相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液的導電能力是否相同？
［演示實驗］觀察：五種電解質HCl、NaOH、NaCl、CH3COOH、NH3、H2O溶液的導電性是否相同？并分析結果。
（結果：相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液的導電能力不相同）
［講述］電解質溶液導電能力的大小決定于溶液中自由移動的離子的濃度和離子所帶電荷數。而當溶液體積、濃度和離子所帶的電荷數都相同的情況下，取決于溶液中自由移動離子數目，導電能力強的溶液里的自由移動的.離子數目一定比導電能力弱的溶液里的自由移動的離子數目多。
比較以上五種溶液，顯然，在CH3COOH、NH3·H2O溶液中的自由移動離子數目較少。［設問］溶液中自由移動的離子多少跟什么因素有關？
［板書］二、強電解質和弱電解質
［閱讀］
［圖示］NaCl、CH3COOH在水中的溶解和電離情況。
［板書］
1、強電解質：在水溶液中全部電離成離子的電解質。如NaCl、
2、弱電解質：在水溶液中只一部分電離成離子的電解質。如NH3·H2O、CH3COOH等。
3、強弱電解質的區別。
［討論］BaSO4、CaCO3、AgCl等難溶于水的鹽是否屬電解質？CH3COOH易溶，是否屬強電
解質？
［小結］BａSO4、CaCO3、AgCl雖然難溶，但溶解的極少部分卻是完全電離，所以它們為強電解質H3COOH體易溶于水，但它卻不能完全電離，所以屬弱電解質。因此，電解質的強弱跟其溶解度無必然聯系，本質區別在于它們在水溶液中的電離程度。
［思考］利用溶液導電性裝置進行實驗，向盛有稀H2SO4的燒杯中逐滴加入Bａ（OH）2溶液，能觀察到什么現象？加以解釋，寫出有關的反應方程
［分析］隨著Bａ（OH）2溶液的逐滴加入，燈泡將會由亮漸暗漸亮反應為：Bａ（OH）2＋H2SO4=====BａSO4↓＋2H2O，隨著反應的進行，離子濃度將會怎樣變化呢？
［板書設計］第二節離子反應
第一課時
一、電解質和非電解質
1、電解質：在水溶液里或熔化狀態下能導電的化合物。如酸、堿、鹽等。
2、非電解質：在水溶液里和熔化狀態下都不導電的化合物。如蔗糖、酒精等。
二、強電解質和弱電解質
1、強電解質：在水溶液中全部電離成離子的電解質。如NaCl、NaOH等。
2、弱電解質：在水溶液中只一部分電離成離子的電解質。如NH3·H2O、CH3COOH等。
3、強弱電解質的區別。
［探討］弱電解質溶于水的電離方程式如何表示？
【總結】
強電解質：
強酸：如HCl、H2SO4、HNO3
強堿：如KOH、NaOH、Ba（OH）2
大多數鹽：如：NaCl、AgNO3
弱電解質：
弱酸：如H2S、H2SO3、CH3COOH
弱堿：如NH3H2O、Cu（OH）2
水：H2O
高中化學《離子反應》教案6
一、學習目標
1．理解強電解質和弱電解質的概念。
2．學會書寫常見強電解質和弱電解質的電離方程式。
3．理解離子反應、離子方程式的意義，體會科學規律所具有的普遍性意義。
4．掌握離子方程式的書寫。
二、教學重點及難點
重點：1．強電解質和弱電解質。
2．離子反應、離子方程式的意義及離子方程式的書寫。
難點：離子方程式的書寫。
三、設計思路
由碳酸鈉溶液與氫氧化鈣溶液和氯化鈣溶液反應時產生的相同現象引入對其反應實質的研究，在探究電解質在溶液中的存在形式的基礎上，繼續研究強電解質溶液中的復分解反應實質，學習離子反應方程式的書寫方法。
四、教學過程
[情景導入]在上一節課我們學到碳酸鈉溶液分別與氫氧化鈣溶液和氯化鈣溶液反應時，都會生成白色的碳酸鈣沉淀，而且都沒有其他的反應現象，那么這兩個化學反應在本質上是不是一樣的呢？要解決這個問題，我們先來看兩張圖片。
[活動與探究]P53活動與探究。通過電解質溶液導電的實驗現象感受強電解質和弱電解質的區別。探討燈泡明暗不同的原因。
[設問]那大家有沒有想過為什么鹽酸是強酸，而醋酸是弱酸呢？為什么氫氧化鈉是強堿，而一水合氨是弱堿呢？
[敘述]因為氯化氫在水中完全電離成氫離子和氯離子，而醋酸只有少量的電離成氫離子和醋酸根離子，大部分仍以醋酸分子的形式存在；同樣的，氫氧化鈉在水中完全電離成鈉離子和氫氧根離子，而一水合氨只有少量電離成銨根離子和氫氧根離子，大部分仍以一水合氨分子的形式存在。
像氯化氫和氫氧化鈉這樣在水溶液中完全電離的電解質叫做強電解質，強酸、強堿和絕大多數的鹽都屬于強電解質。像醋酸和一水合氨這樣在水溶液中只有部分發生電離的電解質叫做弱電解質，弱酸和弱堿都是弱電解質。水是一種極弱的電解質。
[板書] 一、強電解質和弱電解質
二、電離方程式
HCl＝H+＋Cl-
NaOH＝Na+＋OH-
HAc H+＋Ac-
NH3H2O NH4+＋OH-
H2O H+＋OH-
[練習]書寫氯化鈉、硝酸銀、碳酸鈉、氯化鈣、氫氧化鈣、碳酸鈣、硫酸在水中的電離方程式。
[總結] 電離與溶解的關系，強弱電解質和物質的`溶解性沒有關系。
[思考與討論] 學生以氯化鈉溶液和硝酸銀溶液的反應為例探討兩種強電解質的溶液混合發生反應時，到底發生了怎樣的變化呢？體驗中掌握離子方程式的書寫方法。
[學生活動]NaCl＋AgNO3＝AgCl↓＋NaNO3
Na+＋Cl-＋Ag+＋NO3-＝AgCl↓＋Na+＋NO3-
Cl-＋Ag+＝AgCl↓
[敘述]檢查一下這個式子，左右兩邊元素種類是否守恒，原子個數是否守恒，離子所帶的電荷總數是否守恒。用這樣的式子表示的反應叫做離子反應，這種式子叫做離子方程式。
[思考與討論]我們知道，碳酸鈉與氫氧化鈣溶液反應時生成碳酸鈣沉淀，現在我們來觀察一下方程式中的物質，他們屬于哪一種電解質，在水溶液中主要以何種形式存在。
[板書]CO2－ 3 ＋Ca2+＝CaCO3↓
[練習]現在請大家模仿這個方法，寫出碳酸鈉溶液與氯化鈣溶液的離子方程式。
[板書] Na2CO3＋CaCl2＝CaCO3↓＋2NaCl
2Na+＋CO2－ 3 ＋Ca2+＋2Cl-＝CaCO3↓＋2Na+＋2Cl-
CO2－ 3 ＋Ca2+＝CaCO3↓
[敘述]從這兩個反應的離子方程式可以發現，碳酸鈉雖然與兩種不同的物質發生反應，但是在反應中實際發生變化的微粒是相同的，所以我們可以用一個離子方程式表示同一類化學反應，因為它們的反應實質是相同的。現在請大家再舉出一些符合CO2－ 3 ＋Ca2+＝CaCO3↓的化學反應。
[練習]請大家寫出鹽酸與氫氧化鉀，稀硫酸與氫氧化鈉反應的離子方程式。
[敘述]從這兩個反應的離子方程式就可以發現強酸和強堿生成可溶性的鹽和水的反應的實質就是H+＋OH-＝H2O。
[練習]
一、寫出下列反應的離子方程式：
1.醋酸與氫氧化鈉反應
2.鹽酸與氨水反應
3.碳酸鈣與鹽酸反應
4.氯氣和氫氧化鈉反應
二、已知四種物質在水中、液氨中的溶解度（g溶質/100g溶劑）如下表，這幾種化合物在兩溶劑中能發生復分解反應的方向分別是 和 。
溶劑 溶 質 AgNO3 Ba(NO3)2 AgCl BaCl2
水 170 9.3 1.5×10-4 33.3
液氨 86 97.2 0.8 0
答案：
(1)在水中，有復分反應反應：BaCl2＋2AgNO3═2AgCl↓＋Ba(NO3)2
(2) 在液氨中，有復分反應反應：Ba(NO3)2＋2AgCl═2AgNO3＋BaCl2↓
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