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1、第二节 离 子 反 应第一课时一、物质导电的原因：金属导电自由移动的电子。 电解质溶液：自由移动的阴阳离子。 熔融状态下（离子化合物）：自由移动的阴阳离子。注意：离子化合物在水溶中和熔融状态下都可导电。 共价化合物只有在水溶中才能导电，熔化状态下不能导电二、电解质1、电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。 例如： H2O、HNO3、HCl、H2SO4、NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2、H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、NaCl、CaCO3、BaSO4、AgNO3等。 理解：电解质和非电解质都是指纯净物，混合物和单质既不是电解质也不是非电解质。 条件：在水溶液中
2、或熔融状态下能够导电 “或”是指具备其中一个条件即可。 NaCl溶于水其溶液可以导电，NaCl是电解质但是NaCl溶液不是电解质也不是非电解质。电解质溶于水导电而不是与水反应生成的物质电离导电。如：NH3、SO3等。2、非电解质：在水溶液和熔化状态下均不导电的化合物。 例如：非金属氧化物（CO、CO2、SO2、SO3、NO2）、NH3、蔗糖、酒精、甲烷、CCl4、苯等有机化合物、醋酸铅。 理解：非电解质是指纯净物，混合物和单质既不是电解质也不是非电解质。 条件：在水溶液中和熔融状态下能够导电。 “和”是指两个条件同时具备。 共价化合物有可能是电解质也有可能是非电解质。如：HCl、HNO3、H2
3、O、NH3H2O等。3、强电解质：电解质在水溶液中全部电离出自由移动的阴阳离子。 例如：强酸、强碱 大多数盐和金属氧化物。4、弱电解质：电解质在水溶液中部分电离出自由移动的阴阳离子。例如：弱酸、弱碱、少数盐和水。（H2O2也是弱电解质）5、强弱电解质的判断依据：看是否完全电离，完全电离就是强电解质，部分电离就是弱电解质。说明：完全电离溶液中再无电解质分子，部分电离溶液中还有电解质分子。注意：电解质的强弱与其溶解性、与其是离子化合物还是共价化合物无必然关系。电解质强弱与溶解性无关。如：难溶物BaSO4、CaCO3、AgCl是强电解质，难溶性酸和碱都是弱电解质。但是NH3H2O、CH3COOH、H
4、F、H2S、H2SO3、H3PO4、H2O2都是弱电解质。知能深化电解质相关知识的注意事项1电解质和非电解质一定都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。2酸(不论强弱)、碱(不论强弱)、盐(不论难溶、易溶)都是电解质。3电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质，它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。4电解质不一定能导电，如固态NaCl、液态HCl等；能导电的物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。5非电解质不导电
5、，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石、单质硫等一些非金属单质。6溶液导电性的强弱只与溶液中离子浓度及离子所带电荷数有关，与电解质的强弱无直接关系。7电解质的强弱与其溶解性无关。某些盐如BaSO4等虽难溶于水，但溶于水的部分是完全电离的，故它们是强电解质。相反，能溶于水的未必都是强电解质，如CH3COOH等虽然能溶于水，但溶解时只有部分电离，故它们是弱电解质。易错诊断(正确的打“”，错误的打“”)1银和食盐水都能导电，都属于电解质()2强电解质溶液的导电性比弱电解质溶液的导电性强()3弱电解质溶液中存在多种共价化合物分子()4强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物()5电解质溶液之
6、所以导电，是由于溶液中有自由移动离子存在()6BaSO4的水溶液的导电性很弱，故它是弱电解质()7H2CO3的电离方程式：H2CO3=2HCO32-()答案1.2.3.4.5.6.7.6、分类 混合物：空气、溶液、合金、胶体、自来水、雨水等等物 质金属单质单质非金属单质非金属氧化物、蔗糖、酒精、甲烷、CCl4、苯等有机化合物、醋酸铅、非电解质：电解质纯净物强酸：HNO3、HCl、H2SO4、HBr、HI化合物强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2大多数盐强电解质电解质金属氧化合物弱酸：H2SO3、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、HF弱电解质弱碱：NH3H2
7、O、Fe(OH)3、Al(OH)3等少部分盐 H2O三、电离1、电离：电解质（化合物）溶于水或受热熔化时，形成自由移动的阴阳离子的过程。实验：NaCl固体不导电，NaCl溶液导电，这是为什么呢？2、电离方程式的书写强电解质的电离方程式中,用“”连接,例如：NaCl=Na+Cl- NaOH=Na+OH-Na2SO4 ：Na2SO42Na+S, HClO：HClOH+ClO-弱电解质(包括弱酸的酸式酸根)的电离方程式中,用“”连接。NH3H2ONH4+OH- CH3COOHCH3COO-+H+ H2OH+OH- 多元弱酸的电离分步书写,多元弱碱的电离一步写完。例如:H2CO3 ：H2CO3H+HC
8、 ，HCH+C; H2SH+HS- HS- H+S2-Fe(OH)3 ：Fe(OH)3Fe3+3OH- Al(OH)3 ：Al(OH)3Al3+3OH- 酸式盐的电离:多元强酸酸式盐与多元弱酸酸式盐的阴离子电离情况不同。例如:NaHSO4溶液中：NaHSO4Na+H+S ；NaHSO4熔化状态下：NaHSO4=Na+HSO4-NaHCO3溶液中：NaHCO3Na+HC、 HCH+C。第二课时四、离子反应1、离子反应：电解质在溶液中的反应实质是离子间的反应。离子反应：有离子参加或离子生成的化学反应。（旧教材）2、实质:溶液中离子的种类或浓度发生改变（增多或减少）。3、离子反应发生的条件（实质：强
9、制弱规律）发生复分解反应（初中）弱酸酸根阴离子：HCO3-、HSO3-、HS-、发生氧化还原反应强氧化性物质+强还原性物质弱氧化性物质+弱还原性物质如Fe3+与I-发生反应的离子方程式为2Fe3+2I-2Fe2+I2。发生络合反应:如Fe3+3SCN-Fe(SCN)3AgOH+2NH3H2OAg(NH3)2+OH-+2H2OCu(OH)2+4NH3H2OCu(NH3)42+2OH-+4H2O。4、离子方程式书写步骤:“一写二拆三删四查” 以CaCO3与盐酸的反应为例。结合初中元素化合物知识练习意义:离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应,还可以表示同一类型的化学反应,如氢氧化钠溶液和盐酸反
10、应、氢氧化钙溶液和硝酸反应的离子方程式,都可用H+OH-H2O来表示。知识拓展书写离子方程式时电解质的“拆”分原则：1易溶的强电解质(强酸、强碱、大多数可溶性盐)写离子形式。(1)常见的强酸、弱酸强酸HNO3、H2SO4、HClO4、HCl、HBr、HI弱酸H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、H2C2O4、HClO、HF、H2S、H2SO3注意：浓盐酸、浓硝酸在离子方程式中可拆，浓硫酸一般不拆。(2)常见的强碱、弱碱强碱NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2弱碱NH3H2O、Mg(OH)2、Fe(OH)3(3)酸式盐强酸的酸式酸根离子(如HSO4-)在水溶液中写成拆分形式，如N
11、aHSO4应写成Na、H和SO42-；而在熔融状态下HSO4-不能拆开，应写成Na和HSO4-；弱酸的酸式酸根离子不能拆开，如HCO3-、HS、HSO3-等。2固体之间的反应、浓硫酸(或浓磷酸)与固体之间的反应，不能电离出自由离子，所以不写离子方程式。如：Ca(OH)2(s)2NH4Cl(s)=CaCl2(s)2NH32H2O5、离子共存本质所谓几种离子在同一溶液中能大量共存,就是指离子之间不发生任何反应;若离子之间能发生反应,则不能大量共存。、常见离子的性质 （熟记此表）离子的颜色Mn(紫红)、Cu2+(蓝)、Fe2+(浅绿)、Fe3+(棕黄)、Cr2(橙色)、Cr(黄色)氧化性离子ClO-
12、、Mn、N(H+)、Fe3+、Cr2还原性离子S2-(HS-)、S(HS)、I-、Br-、Fe2+水解显酸性的离子N、Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Zn2+水解显碱性的离子Al、S2-、S、HC、C、Si、ClO-、CH3COO-与H+和OH-均不能大量共存的离子HC、HS-、HS等、常见溶液酸、碱性的判断酸性溶液:pH7(常温);能使pH试纸呈蓝色的溶液;能使石蕊试液呈蓝色的溶液;能使酚酞试液呈红色的溶液。呈酸性或碱性的溶液:和Al反应放出H2的溶液(HNO3除外);能使甲基橙分别呈红色、橙色或黄色的溶液;常温下水电离出的H+或OH-浓度小于10-7 molL-1的溶液。
13、注意：Al3+、Fe3+存在于酸性溶液中,中性溶液中不能存在；HC在强酸性和强碱性溶液中不能存在,只能存在于弱碱性溶液中。重点知识专题讲座：一、限制条件的离子方程式的书写1、有关少量和过量问题：方法：少量定“1”法。少量的物质把它的计量系数定为“1”，过量的物质满足反应完全。例如：向少量NaOH溶液中加入过量的Ca(HCO3)2溶液。练习：、向足量的NaOH溶液中加入少量的Ca(HCO3)2溶液。_ _、向足量的NaHCO3溶液中加入少量的Ca(OH)2溶液。_ _、将少量的NaHCO3溶液中加入过量的Ca(OH)2溶液。_ _、向Ca(OH)2溶液中通入CO2至过量。现象_ _、向Na2CO3溶液中逐滴加入稀盐酸_
