离子共存习题

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1、. 教学内容：       离子反应与离子共存 二. 教学目标 1、了解离子反应的概念，掌握离子反应发生的条件；2、掌握离子方程式书写的规律及注意事项，熟练书写离子方程式；3、掌握离子共存的条件，并能进行离子共存的判断和分析 三. 教学重点、难点    离子方程式的书写及离子共存、离子反应的应用 四. 教学过程：（一）电解质与非电解质，强电解质与弱电解质：1、电解质和非电解质a）在水溶液中或熔化状态能导电的化合物叫电解质，在水溶液中和熔化状态都不能导电的化合物叫非电解质。b）电解质有酸、碱、盐、水、活泼金属氧化物等，其它化合物一般均为

2、非电解质。酸在水溶液中导电，强碱、大多数盐在熔化状态和水溶液中都导电，活泼金属氧化物只在熔化状态导电。电解质导电靠自由移动的离子，自由移动的离子浓度越大、所带电荷越多则导电能力越强。2、强电解质和弱电解质a）在水溶液中能全部电离不存在电离平衡的电解质为强电解质，强电解质有强碱、强酸和大多数盐。它们的电离方程式写“”号，多元强酸电离不分步，如：NaOHNa＋ ＋OH－           Ca(OH)2Ca2＋ ＋ 2OH－H2SO42H＋ ＋ SO42－　　　　　Fe2(SO4)32Fe3＋ ＋3SO42－b）在水溶液中部分电离存在电

3、离平衡的电解质为弱电解质，弱电解质有弱酸、弱碱和水等。它们的电离方程式写“”号，多元弱酸电离分步，每步电离出一个H+，以第一步电离为主，如：NH3·H2ONH4＋ ＋OH－　　　　　　CH3COOHCH3COO－ ＋ H＋H2CO3H＋ ＋ HCO3－（为主），HCO3－H＋ ＋CO32－H2O＋H2OH3O＋＋OH－（或简单写为H2OH＋＋OH－）3、某些类型电解质电离的表示方法：两性氢氧化物：H+ +AlO2－+H2OAl(OH)3Al3+ +3OH－强酸的酸式盐：NaHSO4Na+ +H+ +SO42－弱酸的酸式盐：NaHCO3

4、Na+ +HCO3－复盐：KAl(SO4)2K+ +Al3+ +2SO42－络合物：Ag(NH3)2OHAg(NH3)2＋＋OH－           Na3AlF63Na＋＋ AlF63－说明：1、电解质溶液导电的原因与金属导电的原因不同：电解质溶液导电是由于电离产生自由移动的阴、阳离子在外加电场作用下定向移动而导电，而金属导电则是由于金属晶体内部的自由电子在外加电场作用下的定向移动。2、电解质、非电解质都是化合物，要注意区分单质和混合物。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质。3、电解质应是在一定条件下自身电离产生自由移动的离子的

5、化合物。某些化合物，像SO3、SO2、CO2、NH3，它们溶于水生成了电解质而导电，但本身是非电解质。4、电解质不一定导电。不导电的物质不一定是非电解质；非电解质不导电，导电物质不一定是电解质。5、电解质的强弱与其水溶性无关，只与在水溶液中是否完全电离有关。某些盐如BaSO4、AgCl等虽难溶于水，但溶于水的部分是完全电离的，所以它们是强电解质。6、电解质的强弱与溶液导电性无必然联系：溶液的导电性强弱主要与溶液中自由移动的离子浓度有关，与电解质的相对强弱无关。7、强电解质溶液中只存在溶质的离子，弱电解质溶液中既存在溶质的离子，也存在溶

6、质的分子。因此，弱电解质的电离存在电离平衡，可通过比较同一温度下的电离常数或电离程度来判断弱电解质的相对强弱。8、离子化合物一般在水溶液中和熔化状态下都能导电，而共价化合物只能在水溶液中导电，熔化时（即液体）不导电，据此（熔化状态下是否导电）可以区别离子化合物和共价化合物。 （二）离子反应及离子方程式的书写：1、离子反应：有离子参加或生成的反应称为离子反应。2、离子反应发生的条件是：在溶液中进行有离子参加的离子互换形式的复分解反应时，如：生成沉淀、气体、水、弱酸、弱碱等；发生氧化还原反应，由强氧化剂转变为弱还原剂，由强还原剂转变为弱氧

7、化剂；在反应中生成某些络离子或络合物。3、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。离子方程式书写时遵循“写、拆、删、查”四步：其中：“写”是基础；“拆”是关键，要把易溶于水、易电离的物质拆成离子形式，难溶物、难电离物质、单质、氧化物、气体、水等写成分子式；“删”是途径，而“查”是保证，查：主要是检查元素原子是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守恒以及是否局部化简等。4、离子方程式不仅表示某一反应，有时还可以表示同一类型的离子反应。如：H＋＋OH－＝H2O的反应就表示了所有的可溶性强酸与可溶性强碱作用，生成可溶性盐和水

8、的反应。说明：1、离子反应必须是在水溶液中进行的有离子参加或生成的反应，对于“固－固反应”“气－气反应”“气－固”反应，以及有浓硫酸参加的反应，一般不写离子方程式。2、单质、氧化物、弱酸(HF、H2S、HClO、H2SO