離子反應教案（精選15篇）
離子反應教案 篇1
教學目標
1、 了解離子反應的含義。
2、 了解離子方程式的含義。
3、 學會離子方程式的書寫。
教學重點：
離子方程式的書寫
教學難點：
離子方程式的含義
教學內容：
離子反應、離子方程式（第一課時）
[前置練習]
書寫電離方程式
H2SO4 NaOH NaCl Ba（NO3）2
[引入]既然某些化合物溶于水時能發生電離成為自由移動的離子，那么它們在溶液中參與化學反應時，與所形成的離子有沒有關系呢？
[板書]第五節、離子反應、離子方程式
[展示目標]
[演示實驗] 硝酸銀溶液分別與鹽酸、氯化鈉、氯化鉀溶液混合。
學生觀察并回答現象。
[問題討論] 實驗中盡管反應物不同，為什么會產生同一種沉淀？
[學生回答]
[總結] 化合物在溶液中所起的反應實質上是離子之間的反應。
[板書] 一、離子反應
離子反應教案 篇2
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
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復備人
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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
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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。
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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
離子反應教案 篇3
學習目標
知識與技能
1、能正確辨析電解質、強電解質和弱電解質的概念。
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、能正確書寫離子方程式，并判斷其正誤。
過程與方法：復習有關電解質、強電解質和弱電解質的概念，能正確書寫離子方程式，并判斷其正誤
情感態度價值觀：通過學習培養學生對化學學習的興趣和總結能力
教學重點
正確書寫離子方程式，并判斷其正誤
教學難點
正確書寫離子方程式，并判斷其正誤
學法指導
探究學習，自主學習
學習過程
一、自主探究——問題發現
自我檢測：問題：
你存在的問題：
二、合作探究——問題生成與解決：知識點的.學習
第2講離子反應和離子方程式
[考綱解讀]
1、能正確辨析電解質、強電解質和弱電解質的概念。
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、能正確書寫離子方程式，并判斷其正誤。
考點一電解質
1、電解質和非電解質
（1）電解質
在__________________能夠導電的________叫做電解質。
（2）非電解質
在______________都不能導電的__________叫做非電解質。
2、強電解質和弱電解質的比較
強電解質弱電解質
定義在水溶液中能____電離的電解質在水溶液中只能____電離的電解質
電離平衡
溶液中存在微粒種類水合離子、______水合離子、________、__________
電離過程
舉例強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等強堿：KOH、NaOH、Ba（OH）2等絕大部分鹽：BaSO4、BaCl2等弱酸：CH3COOH、HCN、H2S、H2CO3等弱堿：NH3H2O、Cu（OH）2等H2O及小部分鹽：（CH3COO）2Pb等
3、電離方程式的書寫
（1）強電解質：完全電離，用________表示。如H2SO4、NaOH、（NH4）2SO4的電離方程式分別為___________________________________________________________________、
____________________、____________________________________________________。
（2）弱電解質：部分電離，用________表示。
①多元弱酸分步電離，且電離程度逐步減弱，酸性主要由第一步電離決定。如H2S電離方程式為___________________________________________________________________。
②多元弱堿分步電離，但一步寫出。
如Cu（OH）2鳩馛u2++2OH—。
③兩性氫氧化物雙向電離。如Al（OH）3的電離方程式：
________________________________________________________________________。
（3）酸式鹽
①強酸酸式鹽完全電離，一步到底。如NaHSO4在水溶液中的電離方程式為________________________________________________________________________，
在熔融狀態下的電離方程式為_________________________________________________。
②多元弱酸酸式鹽，第一步完全電離，其余部分電離。
如NaHCO3===Na++HCO—3，HCO—3鳩馠++CO2—3。
1、下列物質中，屬于電解質的是________，屬于非電解質的是________；屬于強電解質的是________，屬于弱電解質的是________；并寫出電解質在水溶液中的電離方程式：
________________________________________________________________________。
①硫酸
②鹽酸
③氯氣
④硫酸鋇
⑤酒精
⑥銅
⑦醋酸
⑧氯化氫
⑨蔗糖
⑩氨氣CO2
NaHCO3
2、下列說法中一定正確的是（ ）
A、強電解質溶液的導電性比弱電解質溶液的導電性強
B、BaSO4投入水中，導電性較弱，故它是弱電解質
C、弱電解質溶液中存在兩種共價化合物分子
D、氯水能導電，所以Cl2是電解質
3、在如右所示電解質溶液的導電性裝置中，若向某一電解質溶液中逐
滴加入另一種溶液時，則燈光由亮變暗至熄滅后又逐漸變亮的是（ ）
A、鹽酸中逐滴加入食鹽溶液
B、醋酸中逐滴加入氫氧化鈉溶液
C、飽和石灰水中不斷通入CO2
D、醋酸中逐滴加入氨水
（1）判斷電解質注意點
電解質與非電解質的相同點是研究的對象都是化合物，二者的主要不同是在水溶液里或熔融狀態下能否導電。要注意：
①電解質不一定導電，如固態NaCl、液態HCl等；導電物質不一定是電解質，如鐵、鋁等金屬單質。
②非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質，如金剛石、單質硫等一些非金屬單質。
③電解質必須是化合物本身電離出的離子導電，否則不屬于電解質。如CO2、NH3、Cl2等物質的水溶液雖能導電，但它們并不是電解質，因為它們是與水反應后生成了電解質，才使溶液導電的。
（2）判斷電解質強、弱的注意點
①電解質的強弱是由物質內部結構決定的，與任何外界因素無關。
②電解質的強弱與其溶解性無關。某些鹽如BaSO4等雖難溶于水，但溶于水的部分卻是完全電離的，所以它們是強電解質；相反，能溶于水的未必都是強電解質，如CH3COOH、NH3H2O等雖然能溶于水，但溶解時只有部分電離，故這些是弱電解質。
③電解質溶液之所以導電，是由于溶液中有自由移動的離子存在。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的電荷數，和電解質的強弱沒有必然聯系，如1molL—1的醋酸溶液的導電能力就大于0、00001molL—1的鹽酸，所以說鹽酸的導電能力一定大于醋酸是錯誤的。
考點二離子反應和離子方程式
1、離子反應
（1）概念：有__________或有__________的反應統稱為離子反應。
（2）離子反應的條件
在稀H2SO4中分別加入下列物質，能發生反應的請寫出有關的離子方程式：
A、加入BaCl2溶液：__________________________________________________________，
B、加入CH3COONa溶液：_____________________________________________________，
C、加入Na2CO3溶液：________________________________________________________，
D、加入Zn粒：_____________________________________________________________，
E、加入NaOH溶液：_________________________________________________________。
從A～E可知離子反應發生的條件：
①生成難溶的物質；
②生成________的物質；
③生成__________的物質；
④發生______________。
（3）離子反應的本質
A～E中，混合后溶液中SO2—4的物質的量減少的是____（填序號，下同）；H+物質的量減少的是____________；因此離子反應的本質是溶液中某些離子的物質的量的________。
2、離子方程式
（1）離子方程式：用________________來表示反應的式子。
（2）離子方程式的意義
離子方程式不僅可以表示____________________，還可以表示__________________。
（3）離子方程式的書寫
離子方程式的書寫要求按“寫——拆——刪——查”四步進行，但我們在書寫離子方程式時，一般不需要用上述步驟書寫，而是要抓住離子反應的實質，直接書寫出離子反應方程式，如CuSO4溶液與Ba（OH）2溶液反應的離子方程式書寫步驟：
①首先分析溶液中的離子有Cu2+、SO2—4、Ba2+、OH—；
②然后分析哪些離子相互結合，Cu2+與OH—反應生成Cu（OH）2、SO2—4與Ba2+反應生成BaSO4；
最后根據離子的個數比配平方程式。再如Ca（HCO3）2溶液與NaOH溶液反應實質是HCO—3與OH—反應生成更難電離的H2O，同時生成的CO2—3再與Ca2+結合生成難電離的CaCO3沉淀，這樣我們就可以根據三種離子的個數比寫出與量有關的離子方程式。
4、寫出下列典型反應的離子方程式：
（1）氯化鋁溶液中加入過量氨水
________________________________________________________________________。
（2）小蘇打與乙酸溶液混合
________________________________________________________________________。
（3）氧化鎂溶于稀硫酸
________________________________________________________________________。
（4）澄清石灰水中加入鹽酸
________________________________________________________________________。
（5）Cl2通入水中
________________________________________________________________________。
（6）明礬溶于水發生水解
________________________________________________________________________。
（7）實驗室用濃鹽酸與MnO2共熱制Cl2
________________________________________________________________________。
（8）在石灰乳中加入Na2CO3溶液
________________________________________________________________________。
（9）NH4Cl溶液與NaOH溶液混合
________________________________________________________________________。
（10）濃HNO3與Cu的反應
________________________________________________________________________。
（11）濃H2SO4與Cu混合加熱
________________________________________________________________________。
（12）（NH4）2SO4溶液與NaOH溶液混合加熱
________________________________________________________________________。
（13）Na2SO4溶液與AgNO3溶液混合
________________________________________________________________________。
（14）NaHCO3溶液與稀鹽酸混合
________________________________________________________________________。
（15）NaHSO4溶液與NaOH溶液混合
________________________________________________________________________。
（1）離子方程式的書寫關鍵點
書寫離子方程式的關鍵是依據客觀事實，抓住兩易、三等、兩查。
兩易：即易溶、易電離的物質（可溶性的強電解質包括強酸、強堿、大多數可溶性鹽）以實際參加反應的離子符號表示，非電解質、弱電解質、難溶物、氣體等用化學式表示。
三等：即三個守恒，
①必須遵循質量守恒原理（即反應前后原子種類及個數應相等）；
②必須遵循電荷守恒原理（即反應前后陰陽離子所帶的電荷總數應相等）；
③必須遵循電子得失守恒原理（適用于氧化還原反應的離子方程式）。
兩查：檢查各項是否都有公約數，寫成最簡的化學計量數，是否漏寫必要的反應條件。
（2）書寫離子方程式的注意點
①微溶物處理方式有三種情況
a、出現在生成物中寫化學式；
b、做反應物處于溶液狀態寫離子符號；
c、做反應物處于濁液或固態時寫化學式。
②鹽類水解的離子方程式不要忘記“鳩瘛薄
③溶液中銨鹽與堿反應加熱放出NH3↑，不加熱寫NH3H2O。
④濃HCl、濃HNO3在離子方程式中寫離子符號，濃H2SO4不寫離子符號。
⑤HCO—3、HS—、HSO—3等弱酸的酸式酸根不能拆開寫。
離子反應中的多重反應
兩種電解質溶液混合，至少電離出兩種陰離子和兩種陽離子，這四種（或更多種）之間都能兩兩結合成難電離（或難溶）的物質。這樣的離子反應稱為多重反應。在寫這類反應的離子方程式時易丟其中的一組反應。
【例題】完成下列反應的離子方程式：
離子反應教案 篇4
教學目標概覽：
（一）知識目標
1、使學生了解離子反應和離子方程式的含義。
2、使學生了解離子反應方程式的書寫布驟。
（二）能力目標
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）情感目標
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：
電離、離子反應、離子反應方程式的書寫方法。
教學難點：
離子反應方程式的書寫方法
教學方法：
設疑、實驗、討論、講解相結合
教學過程：
下列物質中：①CH3COOH ②HCl ③NaOH ④HNO3 ⑤Cu(OH)2 ⑥AgCl
⑦Na2CO3 ⑧C2H5OH ⑨H2O ⑩Fe ⑾SO2 ⑿石墨
（1）屬于強電解質的是。
（2）屬于弱電解質的是。
（3）屬于非電解質的是。
（4）在溶液中主要以離子形式存在的是。
答案：②③④⑥⑦（2）①⑤⑨（3）⑧⑾（4）②③④⑦
因電解質溶于水后可電離成離子，所以電解質在溶液里所起的反應實質上是離子之間的反應，這樣的反應屬于離子反應。下面我們來學習離子反應和離子方程式的書寫方法。
離子反應
1、離子反應：有離子參加的反應叫離子反應。
請四位同學分別做實驗：
①硫酸銅溶液中滴加氯化鋇溶液
②硫酸鉀溶液中滴加氫氧化鋇溶液
③硫酸溶液中滴加硝酸鋇溶液
④硝酸鈉溶液中滴加氯化鋇溶液
①分別發生什么現象？
②三支試管中白色沉淀是什么物質？怎樣形成的？（請同學寫化學方程式）
③這三支試管里澄清溶液中有什么離子？這些離子在發生反應前后的存在形式有什么區別？
用實驗證明實驗①中Cu2+和Cl－反應前后沒有變化。層層深入，引導學生從現象分析本質。
（Ba2+ + SO42- = BaSO4↓）
2、離子反應的表示方法
離子方程式：用實際參加反應的離子的符號來表示離子反應的式子。
我們如何書寫這些離子方程式呢？
3、離子方程式的書寫步驟（以實驗一為例）
①寫：寫出正確的化學方程式：CuSO4＋BaCl2＝BaSO4↓＋CuCl2
②改：易溶的強電解質改寫成離子形式（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－
③刪：刪去兩邊相同的離子：Ba2+ + SO42－= BaSO4↓
④查：檢查（質量守恒、電荷守恒）
“Fe +Fe3+ =2 Fe2+ ”這一離子方程式正確嗎？
不正確，雖然是質量守恒，但不滿足電荷守恒。
書寫四步中，“寫”是基礎，“改”是關鍵，“刪”是途徑，“查”是保證。
應該改寫成離子形式的物質：
a、強酸：HCl、H2SO4、HNO3等
易溶于水、易b、強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2。Ca(OH)2是微溶物，一般在反應物中
電離的物質存在于溶液中，寫成離子形式，而為生成物時一般是沉淀，寫沉化學式。
c、可溶性鹽：請學生課后復習溶解性表。
仍用化學式表示的物質：
a、難溶的物質：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等
b、難電離的物質：弱酸、弱堿、水。
c、氣體：H2S、CO2、SO2等
d、單質：H2、Na、I2等
e、氧化物：Na2O、Fe2O3等
這三個反應的反應物不同，為什么能生成同一種物質，并能用同一個式子表示出來？同學們由此受到什么啟發？
小結后得出離子反應方程式的意義。
4、離子反應方程式的意義：
①揭示離子反應的實質。
②不僅表示一定物質間的某個反應，而且表示所有同一類型的離子反應。
為什么實驗四中的復分解反應不能進行？
上述Ba2+ + SO42－= BaSO4↓離子方程式，可以表示可溶性鋇鹽（如BaCl2、Ba(NO3)2）與硫酸及可溶性硫酸鹽的一類反應。Ag+ +Cl— = AgCl↓離子方程式，可以表示AgNO3溶液與可溶性鹽酸鹽（如BaCl2、NaCl）的一類反應。
HCO3— +OH— = CO32— +H2O離子反應方程式表示的意義是什么？
中和反應是一種特殊的復分解反應，以NaOH溶液與鹽酸的反應和KOH溶液與硫酸的反應為例，分析中和反應的實質。
酸堿中和反應的實質是H+ + OH－=H2O，酸電離出來的H+與堿電離出來的OH-結合成弱電解質H2O。
寫出離子方程式：
①在氫氧化鈣溶液中滴加碳酸鈉溶液
②向氨水中通入氯化氫
③氧化銅粉末加入稀硫酸
④鐵屑放入硫酸銅溶液
分析同學們的書寫正誤，強調書寫離子方程式的關鍵——改寫。
請同學們寫符合Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓的兩個化學方程式，培養逆向思維能力。
離子反應教案 篇5
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↓
離子反應教案 篇6
課題：離子反應、離子方程式
課型：新授課
教學目標
1、 了解離子反應的含義。
2、 了解離子方程式的含義。
3、 學會離子方程式的書寫。
教學重點：離子方程式的書寫
教學難點：離子方程式的含義
教學內容：離子反應、離子方程式（第一課時）
書寫電離方程式
H2SO4 NaOH NaCl Ba（NO3）2
既然某些化合物溶于水時能發生電離成為自由移動的離子，那么它們在溶液中參與化學反應時，與所形成的離子有沒有關系呢？
第五節、離子反應、離子方程式
硝酸銀溶液分別與鹽酸、氯化鈉、氯化鉀溶液混合。
學生觀察并回答現象。
實驗中盡管反應物不同，為什么會產生同一種沉淀？
化合物在溶液中所起的反應實質上是離子之間的反應。
一、離子反應
下列反應那些屬于離子反應：
⑴ 氧化銅和西硫酸溶液
⑵ 鋅投入到鹽酸中
⑶ 氯化鋇溶液和硫酸鈉溶液混合
⑷ 氫氣還原氧化銅
關鍵：① 在溶液中進行（或熔融）
② 有離子參與
溶液中離子之間是如何進行反應的呢？我們能否用一種式子表示離子間的反應呢？請大家閱讀課文，討論回答有關問題。
1、 硫酸鈉溶液和氯化鋇溶液的反應為什么可以表示成Ba2++SO42-=BaSO4↓?
2、 Na2SO4+BaCl2=BaSO4+2NaCl
Ba2++SO42-=BaSO4↓
兩個反應式表示的含義是否一樣？
3、 表示哪一類物質間的反應？
二、離子方程式
1、 定義
2、 含義：表示一類反應
如果給我們一個化學反應，怎樣書寫它的離子反應方程式呢？ P58，內容
三、離子方程式的書寫
步驟：1、寫方程 2、改離子 3、去相同 4、查守恒
書寫下列離子方程式：
1、 氫氧化鋇和硫酸銅溶液混合
2、 實驗室中用硫化亞鐵與稀硫酸反應制取硫化氫氣體
3、 氯氣通入水中
4、 硫化氫通入硝酸鉛溶液中
本節課我們學習了離子反應，離子方程式的含義，同學們應特別注意離子方程式表示的是一類反應。離子方程式的書寫，大家應根據四步書寫法多練習，做到熟練掌握。
《基礎訓練》P40、9題。
離子反應教案 篇7
（一）知識目標
使學生了解電解質、強電解質、弱電解質的含義。
（二）能力目標
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）情感目標
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
教學過程：
[引言]上節課學習了氧化還原反應，是根據反應中是否有電子轉移進行分類的，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。
[板書]第二節離子反應
[設問]①根據初三所學知識，哪些物質在什么情況下可以電離出自由移動的離子呢？
②可以通過什么方法檢驗這些物質是否電離？
③它們電離過程可用什么式子表示？
分析得出電解質的概念。
[板書]一、電解質和非電解質
電解質：在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物。
[練習]下列物質能導電的是屬于電解質的是：
HCl氣體、Ca(OH)2固體、KNO3固體、CO2、Hg、NH3、KOH溶液、金剛石、石墨、蔗糖、酒精、硫、鋁
由上答案分析出非電解質的概念。
[板書]非電解質：在水溶液或熔融狀態下都不導電的化合物。
（學生討論出答案后，師生共同小結理解電解質、非電解質概念應注意的問題）
[板書]（1）電解質、非電解質應是化合物。
（2）電解質的導電條件：水溶液里或熔融狀態下。如：碳酸鈣雖然其水溶液幾乎不導電，但在熔融狀態下導電，因此它是電解質。
（3）電解質導電必須是用化合物本身能電離出自由移動的離子而導電，不能是發生化學反應生成的物質導電。如：CO2、SO2溶于水能導電，是由于它們與水反應生成的H2CO3、H2SO3能導電，所以CO2、SO2不是電解質。
（4）某些難溶于水的化合物。如：BaSO4、AgCl等，由于它們溶解度太小，測不出其水溶液的導電性，但它們溶解的部分是完全電離的，所以是電解質。
（5）酸、堿、鹽、水是電解質，蔗糖、酒精等是非電解質。
[設問]電解質為什么能導電？
[板書]二、電解質溶液導電原因及導電能力
1、電解質溶液導電原因
（引到學生回憶初中所講的氯化鈉溶液、氫氧化鈉溶液等能導電的原因）
[學生分析]電解質在水溶液里發生了電離，產生了自由移動的離子，當與直流電源接通后，離子發生了定向移動并在兩極發生反應，從而形成電流。
[設問]相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液，它們的導電能力是否相同？
[演示實驗]P14實驗1-1
讓學生觀察，討論五種電解質溶液的導電性有什么不同，為什么？
實驗結論：相同條件下，不同種類的酸、堿、鹽溶液，它們的導電能力不相同。
[板書]2、電解質溶液導電能力強弱
[學生閱讀]教材的相關內容
[分析總結]電解質溶液導電能力的強弱取決于單位體積溶液中離子的多少（離子的濃度大小）和離子所帶的電荷數。當溶液的體積、濃度以及溶液中陰、陽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的離子數目，導電能力強的溶液里單位體積內能夠自由移動的離子數目一定比導電能力弱的溶液里能夠自由移動的離子數目多。
從這些物質的結構和它們在水中溶解時所發生的變化進行分析，得出強弱電解質的概念。
[板書]三、強電解質、弱電解質
1、強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質，比如：強酸、強堿、大多數鹽。
2、弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。
[學生閱讀]教材的相關內容，之后對強、弱電解質進行進一步比較，并完成下表。
強調：（1）典型的強、弱電解質要熟記。
（2）BaSO4、AgCl等難溶于水，熔化或熔于水的部分是全部電離的，所以它們是強電解質。
（3）強、弱電解質的根本區別是全部電離還是部分電離，而不是通過熔液的導電性強弱來確定。
[板書]3、電解質熔液的電離
[設問]請寫出HCl、KCl、Al2(SO4)3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3在溶液中的電離方程式。
[板書]HCl＝H＋＋Cl－KCl＝K＋＋Cl－Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42－
BaCl2＝Ba2＋＋2Cl－NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－NaHCO3＝Na＋＋HCO3－
強調：HCO3－、SO42－、OH－等原子團，不能拆開。
[總結]強酸：如HCl、H2SO4、HNO3
強電解質強堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2
電（全部電離）大多數鹽：如：NaCl、AgNO3
解弱電解質弱酸：如H2S、H2SO3、CH3COOH
質（部分電離）弱堿：如NH3H2O、Cu(OH)2
水：H2O
[布置作業]P18習題一、1習題四
離子反應教案 篇8
（一）知識目標
1、掌握離子反應的發生條件。
2、能熟練書寫離子反應方程式。
3、會由離子反應方程式改寫成化學方程式。
4、會判斷溶液中離子能否大量共存。
（二）能力目標
1、培養學生自學能力和總結概括知識的能力。
2、培養學生抽象思維能力和全面分析問題的能力。
3、培養學生運用舊知識去理解新問題的能力。
（三）情感目標
1、培養學生實事求是，努力進取的優良品質。
3、使學生學會從個別到一般，又從一般到個別的認識事物的方法。
教學重點：離子反應方程式的書寫。
教學難點： 離子能否大量共存。
教學方法：設疑、實驗、討論、講解相結合
教學過程：
課本第16頁——離子反應發生的條件
復分解型離子反應發生的條件是什么？舉例說明。
復分解反應是電解質在水溶液中進行的離子反應，這類反應必須在生成物有沉淀、氣體、難電離的物質出現之一者才能發生。
例：（1）生成難溶物質，如Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等。CuSO4＋BaCl2＝BaSO4↓＋CuCl2
（2）生成氣態物質，如：H2S、CO2、SO2等。CaCO3+2HCl＝CaCl2+H2O +CO2↑
（3）生成難電離物質，如弱酸、弱堿、水等。NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O
生成沉淀、氣體或難電離的物質時，離子濃度如何變化？
離子濃度減小。
五、離子反應發生的條件
1、復分解型離子反應發生的條件：生成沉淀、氣體或難電離的物質（弱酸、弱堿、水等），即向著離子濃度減小的方向進行。
2、氧化還原型離子反應發生的條件：取決于氧化劑和還原劑的相對強弱，即要依氧化還原反應規律來判斷。
1、判斷下列離子反應能否發生，說明理由。
（1）、硝酸鈉溶液和氯化鈉溶液混合 （2）、碳酸鈣和硝酸銀溶液
（3）、硫化氫氣體通入到硫酸亞鐵溶液中 (4)、碘水和溴化鈉溶液混合
2、判斷下列離子方程式是否正確？對不正確的指明原因
A、硫酸銅溶液與硫化鉀溶液反應：CuSO4 +S2— = CuS↓+SO42—
B、硝酸銀溶液與氯化鈉溶液反應：Ag+ +Cl— = AgCl
C、碳酸鋇放入稀鹽酸中：BaCO3+2H+ = Ba2+ +H2O +CO2↑
D、鐵片放入稀鹽酸中：2Fe +6H+ = 2Fe3+ +3H2↑
E、醋酸與氫氧化鈉溶液反應：H+ + OH— = H2O
六、將離子方程式改寫成化學方程式
能否將離子方程式改寫成化學方程式，關鍵在于能否選準方程式中各離子對應的物質，現將有關規律總結如下：離子方程式中如有H＋存在，應選擇強酸，但要注意同時有還原性離子存在，不要選用HNO3（如2H＋＋S2－＝H2S↑）；如有OH－，應選擇可溶性強堿；如有酸根離子，一般應選擇鉀、鈉、銨鹽；如有金屬陽離子，一般選擇強酸鹽。
H＋——強酸
OH－——可溶性強堿
酸根離子——鉀、鈉、銨鹽
金屬陽離子——強酸鹽
將下列離子方程式改寫成化學方程式
（1）2H＋＋S2－＝H2S↑ （2）CO32－+ 2H+ = H2O + CO2↑
（3）Cu2++2OH—＝Cu(OH)2↓ （4）Zn + 2H+ = Zn2+ +H2↑
接下來討論本節最后一個問題，有關溶液中的離子能否大量共存？
七、關于離子大量共存問題：
離子共存是指離子之間不能發生離子反應。反之如離子之間發生反應則離子不能共存。
判斷下列各組離子能否大量共存
A Na+、HS-、Cu2+、Cl- B HS-、Na+、OH-.K+ C K+、MnO4－、Cl－、H+
D H+、Cl-、Na+、SO32- E K+、S2－、Cl－、Na+ F K+、SO42-、SO32-、H+、
1、因生成氣體而不能大量共存。如H+與CO32-、SO32-、S2-、HSO3-、HCO3-、HS-等不能大量共存；
2、因生成沉淀而不能大量共存。如Ag+與Cl-；Ba2+與CO32-、SO32-等；
3、因生成難電離物質而不能大量共存。如NH4+與OH-等；
4、因氧化還原反應而不能大量共存。如Fe3+與S2-、I-等。
5、受酸堿性環境的影響而不能大量共存。如弱酸根離子在酸性溶液中不能存在；弱酸的酸式根離子在酸性、堿性溶液中均不能存在。
下列各組離子在指定環境下能大量共存的是C
A.pH=1的溶液中Na+,S2―,K+,MnO4―
B.pH=7的溶液中Al3+,Cl―,SO42―,HCO3―
C.pH>10的溶液中Na+,AlO2―,SO42―,K+
D.pH=0的溶液中Fe2+,ClO―,Na+,K+
P19習題五、六
離子反應教案 篇9
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
離子反應教案 篇10
離子反應考點要求：
1.離子共存問題是高考中的常見題型，是每年必考的題型。今后命題的發展趨勢是：
(1)增加限制條件，如強酸性、無色透明、堿性、pH、甲基橙呈紅色、發生氧化還原反應等；
(2)定性中有定量，如“由水電離出的c(H+)=1×10-4mol·L-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。從命題的內容看，存在著三種特點：
(1)所考查的化學反應均為中學化學教材中的基本反應；錯因大都屬于化學式能否拆分、處理不當、電荷未配平、產物不合理和漏掉部分反應等；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內容，也是這部分的難點。
(2)所涉及的化學反應類型以復分解反應為主，而溶液中的氧化還原反應約占15％；
(3)一些重要的離子反應方程式，在歷年考卷中多次重復。如Na與H20的反應、Fe與鹽酸或稀H2S04的反應自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生使用化學用語的準確程度和熟練程度，具有一定的綜合性，預計今后的考題還會保留。
重點、難點：
離子共存，離子方程式的正誤判斷是本節的重點內容；有量限止的離子方程式的書寫或判斷正誤是本節的難點
基本概念：
1、離子反應、電解質、非電解質、離子方程式
（1）離子反應
定義：有離子參加的反應。
類型：
n 離子互換的非氧化還原反應：當有難溶物(如CaCO3 難電離物(如H20、弱酸、弱堿)以及揮發性物質(如 HCl)生成時離子反應可以發生。
n 離子間的氧化還原反應：取決于氧化劑和還原劑的相對強弱，氧化劑和還原劑越強，離子反應越完全
n 注意點：離子反應不一定都能用離子方程式表示。
n 如實驗室制氨氣 (NH4)2SO4 +Ca(OH)2 稢aSO4+2NH3↑+2H2O
H2S氣體的檢驗 Pb(AC)2+H2S=PbS↓+2HAc （注：Pb(AC)2可溶于水的鹽的弱電解質）
（2）電解質、非電解質、強、弱電解質
l 電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物。
l 非電解質：在水溶液和熔化狀態都不導電的化合物。
l 強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
l 弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質
l 強電解質與弱電解質的注意點
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；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。
④共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離
舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態下電離式是不同的。
(3)離子方程式：
定義：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子
使用環境：離子程式在水溶液或熔融狀態下才可用離子方程式表示
2、離子方程式的書寫
(1)離子反應是在溶液中或熔融狀態時進行時反應，凡非溶液中進行的反應一般不能寫離子方程式，即沒有自由移動離子參加的反應，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，但不能寫成離子方程式，只能寫化學方程式。即：
2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)稢aCl2+2H2O +2NH3 ↑
(2)單質、氧化物在離子方程式中一律寫化學式；弱酸(HF、H2S、HCl0、H2S03等)、弱堿(如NH3·H20)等難電離的物質必須寫化學式；難溶于水的物質(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04，Fe(OH)3等)必須寫化學式。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：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，微溶物用化學式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3 ，溶液：2Ag++SO42-=Ag2S04 ↓
②當反應物里有微溶物處于溶液狀態(稀溶液)，應寫成離子的形式。如C02氣體通人澄清石灰水中：CO2+Ca2++2OH-=CaCO3 ↓+H2O
③當反應物里有微溶物處于懸濁液或固態時，應寫成化學式。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，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離子之間相互結合成弱電解質時不能大量共存。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離子之間發生氧化還原反應時不能大量共存，如：Fe3+與S2-、Fe3+與I-等。
⑥離子之間相互結合成絡離子時不能大量共存。如Fe3+與SCN-生成2+，Ag+、NH4+、OH-生成+，Fe3+與C6H5OH也絡合等
(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。在水溶液中發生水解，有OH-則促進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-等可和酸發生反應，由于本身是酸式酸根，故又可與堿反應，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生水解，有H‘則促進其水解，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強酸的酸根離子和強堿的金屬陽離子，如：Cl-、 Br- 、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等離子，因為在水溶液中不發生水解，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某些絡離子，如+，它們的配位體能與H+結合成NH3 + +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。
離子反應教案 篇11
1、離子反應
（1）實驗探究
實驗操作 現象 實驗分析
1、向盛有2mL硫酸銅溶液的試管里加入2mL稀氯化鈉溶液
2、向盛有2mL硫酸銅溶液的試管里加入2mL稀氯化鋇溶液
（2）離子反應的概念
電解質溶液的反應實質上就是電離出的某些離子之間的反應。有離子參加的反應稱為離子反應。離子反應不一定所有的物質都是以離子形式存在，但至少有一種物質是以離子形式存在。
2、離子方程式
（1）定義：用實際參加反應的________________表示離子反應的式子叫做離子方程式它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。
（2）離子方程式的書寫
步驟：“寫、拆、刪、查”。
“寫”： 正確書寫化學方程式；
“拆”：反應物和生成物，以其在溶液中的主要存在形態出現；如易溶于水且易電離的物質寫成離子形式；其他物質寫化學式：如單質、沉淀、氣體、水（難電離物質）、氧化物、非電解質、多元弱酸酸式根（如HCO3－、HSO3－、HS－）等。
“刪”：刪去兩邊相同的離子即沒有參加反應的離子。
“查”：檢查兩邊_______和________是否相等，反應條件，沉淀符號，氣體符號等。
注意事項：
①只有離子反應才能寫出離子方程式。沒有自由移動的離子參加的反應，不能寫成離子方程式。如氯化銨和氫氧化鈣固體在加熱條件下可以反應，雖然反應物都是電解質，但此反應不是在水溶液中進行的，兩種物質都沒有電離出離子，即此反應不屬于離子反應，不能寫成離子方程式，只能寫化學方程式。另濃硫酸、濃磷酸與固體的反應不能寫成離子方程式。
②微溶物作為反應物,若是澄清溶液寫離子符號,若是懸濁液寫化學式.微溶物作為生成物,一般寫成化學式(標↓)。
③氨水作為反應物時寫成NH3H2O；作為生成物，若有加熱條件或濃度很大時，可寫NH3(標↑)。
（3）離子方程式的書寫正誤判斷
離子方程式的正誤判斷應從如下幾個方面分析：
①注意看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應，如鐵與稀硫酸反應寫成2Fe+6H+=2Fe3++ 3H2 ↑就不符合客觀事實。
②注意看離子反應中原子個數、電荷是否守恒，即離子方程式兩邊的原子個數和電荷均應相等。如硝酸銀溶液中加入鐵粉的反應寫成Fe+ Ag+=Ag+Fe2+是錯誤的，因為電荷不守恒，而應寫成Fe+ 2Ag+=2Ag+Fe2+。
③注意看離子反應中物質拆分是否正確。如碳酸鈣與鹽酸反應寫成CO32- + 2H+=CO2↑+H2O是錯誤的，因為CaCO3不能拆成Cu2+ 和CO32-。
④注意看離子反應是否漏掉反應的離子。如硫酸鐵溶液中加入氫氧化鋇溶液寫成
Ba2++SO42- =BaSO4↓是錯誤的，漏掉了Cu2+和OH-的離子反應。
⑤注意看離子反應中離子配比是否正確。如稀硫酸溶液與氫氧化鋇溶液恰好中和寫成
H++SO42-+Ba2++OH-=BaSO4↓+H2O是錯誤的，應寫成2H++SO42- +Ba2++2OH- =BaSO4↓+2H2O。
⑥注意看離子反應的反應用量。如“過量”“少量”“等物質的量”“適量”“任意量”等。如少量的二氧化碳通入澄清石灰水中寫成CO2 + OH - = HCO3-是錯誤的，這個離子方程式是過量的二氧化碳通入澄清石灰水的，應寫成CO2 + 2OH - = CO32-+H2O。
3、離子反應發生的條件
離子反應的本質是反應前后離子的種類發生變化。我們所學過的離子反應有復分解反應和置換反應兩種類型。
（1）復分解反應
在溶液中進行的復分解反應都屬于離子反應。對于在溶液中的復分解反應，由于生成物中必須有氣體、難溶物或水中的一種產生，才能使反應物的某些離子濃度減少。所以復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成氣體、難溶物或難電離物質（如水）中的一種產生。
（2）置換反應
在溶液中進行的置換反應也屬于離子反應。如鋅與硫酸銅溶液混合，硫酸銅溶液中電離出的銅離子會減少，其離子方程式可以表示成：________________________。金屬單質與鹽發生置換反應的條件是：金屬活動性順序表前面的金屬單質（K、Ca、Na除外）可以把后面的金屬元素從其化合物中置換出來；金屬單質與酸發生置換反應的條件是：金屬活動順序表排在氫前面的金屬單質可以把酸中的氫元素從其化合物中置換出來。
4、離子共存問題
所謂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）能發生離子反應的不能共存
①結合生成難溶物質的離子不能大量共存，如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等
②結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存，如H+和CO32-、HCO3-、SO32等
③結合生成難電離物質（水）的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
④發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存（待學）
（2）隱含條件的應用規律
①如無色溶液應排除有色離子：常見有色離子有：Fe2+（黃色）、Fe3+（淺綠色）、Cu2+（藍色）、MnO4-（紫色）等離子。
②酸性則應考慮所給離子組外，還有大量的H+，如OH-、CO32-、 HCO3-、 SO32- 、 HSO3- 、 S2- 、HS- 等在酸性條件下不能大量存在。
③堿性則應考慮所給離子組外，還有大量的OH-，如H+、Cu2+、Fe3+、Al3+、Mg2+、NH4+、弱酸酸式根（HCO3-、HSO3-、HS-）等在堿性不能大量存在。
離子反應教案 篇12
離子反應考點要求：
1.離子共存問題是高考中的常見題型，是每年必考的題型。今后命題的發展趨勢是：
(1)增加限制條件，如強酸性、無色透明、堿性、ph、甲基橙呈紅色、發生氧化還原反應等；
(2)定性中有定量，如“由水電離出的c(h+)=1×10-4mol·l-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。從命題的內容看，存在著三種特點：
(1)所考查的化學反應均為中學化學教材中的基本反應；錯因大都屬于化學式能否拆分、處理不當、電荷未配平、產物不合理和漏掉部分反應等；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內容，也是這部分的難點。
(2)所涉及的化學反應類型以復分解反應為主，而溶液中的氧化還原反應約占15％；
(3)一些重要的離子反應方程式，在歷年考卷中多次重復。如na與h20的反應、fe與鹽酸或稀h2s04的反應自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生使用化學用語的準確程度和熟練程度，具有一定的綜合性，預計今后的考題還會保留。
復習過程
XX年高考題示例：（學生先練，然后再歸納出本節復習的要求）
1.若溶液中由水電離產生的c（h+）=1×10－14mol·l－1，滿足此條件的溶液中一定可以大量共存的離子組是（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反應的離子方程式是（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（上海18題）
a 過量的nahso4與ba(oh)2溶液反應：ba2＋＋2oh－＋2h＋＋so42－→baso4↓＋2h2o
b nh4hco3溶液與過量naoh溶液反應：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、難點：
離子共存，離子方程式的正誤判斷是本節的重點內容；有量限止的離子方程式的書寫或判斷正誤是本節的難點
基本概念：
1、離子反應、電解質、非電解質、離子方程式
（1）離子反應
定義：有離子參加的反應。
類型：
n 離子互換的非氧化還原反應：當有難溶物(如caco3 難電離物(如h20、弱酸、弱堿)以及揮發性物質(如 hcl)生成時離子反應可以發生。
n 離子間的氧化還原反應：取決于氧化劑和還原劑的相對強弱，氧化劑和還原劑越強，離子反應越完全
n 注意點：離子反應不一定都能用離子方程式表示。
n 如實驗室制氨氣 (nh4)2so4 +ca(oh)2 caso4+2nh3↑+2h2o
h2s氣體的檢驗 pb(ac)2+h2s=pbs↓+2hac （注：pb(ac)2可溶于水的鹽的弱電解質）
（2）電解質、非電解質、強、弱電解質
l 電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物。
l 非電解質：在水溶液和熔化狀態都不導電的化合物。
l 強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
l 弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質
l 強電解質與弱電解質的注意點
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；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。
④共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離
舉例：khso4在水中的電離式和熔融狀態下電離式是不同的。
(3)離子方程式：
定義：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子
使用環境：離子程式在水溶液或熔融狀態下才可用離子方程式表示
2、離子方程式的書寫
(1)離子反應是在溶液中或熔融狀態時進行時反應，凡非溶液中進行的反應一般不能寫離子方程式，即沒有自由移動離子參加的反應，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，但不能寫成離子方程式，只能寫化學方程式。即：
2nh4cl(固)+ca(oh)2(固)cacl2+2h2o +2nh3 ↑
(2)單質、氧化物在離子方程式中一律寫化學式；弱酸(hf、h2s、hcl0、h2s03等)、弱堿(如nh3·h20)等難電離的物質必須寫化學式；難溶于水的物質(如cac03、bas03、fes、pbs、bas04，fe(oh)3等)必須寫化學式。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：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，微溶物用化學式表示。如na2s04溶液中加入agno3 ，溶液：2ag++so42-=ag2s04 ↓
②當反應物里有微溶物處于溶液狀態(稀溶液)，應寫成離子的形式。如c02氣體通人澄清石灰水中：co2+ca2++2oh-=caco3 ↓+h2o
③當反應物里有微溶物處于懸濁液或固態時，應寫成化學式。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離子之間相互結合成弱電解質時不能大量共存。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離子之間發生氧化還原反應時不能大量共存，如：fe3+與s2-、fe3+與i-等。
⑥離子之間相互結合成絡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]+，fe3+與c6h5oh也絡合等
(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。在水溶液中發生水解，有oh-則促進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-等可和酸發生反應，由于本身是酸式酸根，故又可與堿反應，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生水解，有h‘則促進其水解，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強酸的酸根離子和強堿的金屬陽離子，如：cl-、 br- 、i-、so42-、no3-、k+、na+等離子，因為在水溶液中不發生水解，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某些絡離子，如[ag(nh3)2]+，它們的配位體能與h+結合成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。
離子反應教案 篇13
1.下列物質中，能夠導電的電解質是 ( )
A.Cu絲 B.熔融的MgCl2 C.NaCl溶液 D.蔗糖
2.下列物質中,不能電離出酸根離子的是
A.Na2S B.Ba(OH)2 C.KMnO4 D.KCl
3.NaHSO4在水溶液中能夠電離出H+、Na+、和SO42- 。下列對于NaHSO4的分類中不正確的是 ( )
A.NaHSO4是鹽 B.NaHSO4是酸式鹽
C.NaHSO4是鈉鹽 D.NaHSO4是酸
4.下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是 ( )
A.HClO B. Cl2 C. NaHCO3 D. CO2
5.今有一種固體化合物X，X本身不導電，但熔化狀態或溶于水中能夠電離，下列關于該化合物X的說法中，正確的是 ( )
A.X是一定為電解質 B.X可能為非電解質
C.X只能是鹽類 D.X可以是任何化合物
6. 能用H++OH- = H2O表示的是 ( )
A.NaOH溶液和CO2的反應 B.Ba(OH)2溶液和稀H2SO4的反應
C.NaOH溶液和鹽酸反應 D.氨水和稀H2SO4的反應
7.下面關于電解質的敘述中錯誤的是 ( )
A.在水溶液中或熔融狀態下均不導電的化合物叫非電解質
B.電解質、非電解質都指化合物而言，單質不屬于此范疇
C.電解質在水中一定能導電，在水中導電的化合物一定是電解質
D.純水的導電性很差，所以水不是電解質
8.關于酸、堿、鹽的下列各種說法中，正確的是 ( )
A.化合物電離時，生成的陽離子是氫離子的是酸
B.化合物電離時，生成的陰離子是氫氧根離子的是堿
C.化合物電離時，生成金屬陽離子和酸根離子的是鹽
D.NH4Cl電離的'電離方程式是：NH4Cl=NH4++Cl-，所以NH4Cl是鹽
9.下列各組離子在水溶液中能大量共存的是 ( )
A.Na+、Ba2+、Cl-、SO42- B. Ca2+、HCO3-、C1-、K+
C.Mg2+、Ag+、NO3-、Cl- D. H+ 、Cl- 、Na+ 、CO32-
10.在某無色透明的酸性溶液中，能共存的離子組是 ( )
A.Na+ 、K+、SO42-、HCO3- B.Cu2+、K+、SO42-、NO3-
C.Na+、 K+、Cl-、 NO3- D.Fe3+、K+、SO42-、Cl-
11.已知某酸性溶液中含有Ba2+、Fe3+，則下述離子組中能與上述離子共存的是 ( )
A.CO32-、Cl- B.NO3-、Cl- C.NO3-、SO42- D.OH-、NO3-
12.能正確表示下列化學反應的離子方程式的是 ( )
A.氫氧化鋇溶液與鹽酸的反應 OH-+H+ = H2O
B.澄清的石灰水與稀鹽酸反應 Ca(OH)2 + 2H+ = Ca2+ + 2H2O
C.銅片插入硝酸銀溶液中 Cu + Ag+ = Cu2+ + Ag
D.碳酸鈣溶于稀鹽酸中 CaCO3+2H+=Ca2++H2O+CO2
13.在下列化學方程式中，能夠用離子方程式Ba2++SO42-=BaSO4↓表示的是 ( )
A.BaCl2+K2SO4=BaSO4↓+2KCl
B.BaCO3+H2SO4 = BaSO4↓+CO2↑+H2O
C.Ba(NO3)2+ H2SO4= BaSO4↓+2H NO3
D.Ba(OH)2+ 2KHSO4 = BaSO4↓+K2SO4+2H2O
14.重金屬離子具有毒性。實驗室中有甲、乙兩種重金屬離子的廢液，甲廢液經化驗呈堿性，主要為有毒離子為Ba2+，如將甲、乙兩廢液按一定比例混合，毒性明顯降低。則乙廢液中可能含有的離子是 ( )
A. Cu2+和SO42- B. Cu2+和Cl- C. K+和SO42- D. Ag+和NO3-
電解質有強電解質、弱電解質之分，強電解質在水溶液中完全電離，而弱電解質如弱酸、
弱堿在水中則不能完全電離，不能完全電離的弱電解質在離子方程式中用其化學式表示，不能以離子的形式出現。請解答15、16兩題。
15.下列溶液的溶質都是強電解質，這些溶液中的Cl-濃度與50 mL 1 mol ·L-1 MgCl2溶液中的Cl-濃度相等的是 ( )
A. 150 mL 1 mol·L-1 NaCl溶液 B. 75 mL 1 mol·L-1 CaCl2溶液
C. 150 mL 2 mol·L-1 KCl溶液 D. 75 mL 1 mol ·L-1 AlCl3溶液
16.已知硫酸鉛難溶于水，也難溶于硝酸，卻可溶于醋酸銨溶液中，形成無色的溶液，其化學方程式是：PbSO4+2NH4Ac = Pb(Ac)2+(NH4)2SO4。當Pb(Ac)2(醋酸鉛)溶液中通入H2S時，有黑色沉淀PbS和弱電解質HAc生成。表示這個反應的有關離子方程式正確的是( )
A.Pb(Ac)2+H2S = PbS↓+2H Ac B.Pb2++H2S = PbS↓+2H+
C.Pb2++2Ac-+H2S = PbS↓+2H Ac D.Pb2++2Ac-+2H++S2- = PbS↓+2HAc
17.下列反應不是離子反應的是：( )
A.二氧化硫與生石灰 B.氯氣通入溴化鉀溶液中
C.實驗室用鋅和稀硫酸反應制氫氣 D.銅片與濃硫酸共熱
18.要把溶液中C1—、CO32—、S2—分別用AgNO3溶液、Ba(NO3)2溶液和CuSO4溶液沉淀出來，要求每一次只得一種沉淀，正確操作順序是： ( )
A.AgNO3、Ba(NO3)2、CuSO4 B.Ba(NO3)2、AgNO3、CuSO4
C.CuSO4、Ba(NO3)2、AgNO3 D.Ba(NO3)2、CuSO4、AgNO3
19.某溶液中只含有Na+、Cl—、Al3+、SO42—四種離子，已知Na+、Al3+、Cl—的個數比為3:2:1。則溶液中Al3+與SO42—離子的個數比為： ( )
A.1:2 B.1:4 C.3:4 D.3:2
20.xR2+ + yH+ +O2 == mR3+ + nH2O的離子方程式中，對m和R3+判斷正確的是：( )
A.m=4 B.m=y
C.m=2 D.m=y/2
離子反應教案 篇14
離子反應考點要求：
1.離子共存問題是高考中的常見題型，是每年必考的題型。今后命題的發展趨勢是：
(1)增加限制條件，如強酸性、無色透明、堿性、pH、甲基橙呈紅色、發生氧化還原反應等；
(2)定性中有定量，如“由水電離出的c(H+)=1×10-4mol·L-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。從命題的內容看，存在著三種特點：
(1)所考查的化學反應均為中學化學教材中的基本反應；錯因大都屬于化學式能否拆分、處理不當、電荷未配平、產物不合理和漏掉部分反應等；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內容，也是這部分的難點。
(2)所涉及的化學反應類型以復分解反應為主，而溶液中的氧化還原反應約占15％；
(3)一些重要的離子反應方程式，在歷年考卷中多次重復。如Na與H20的反應、Fe與鹽酸或稀H2S04的反應自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生使用化學用語的準確程度和熟練程度，具有一定的綜合性，預計今后的考題還會保留。
復習過程
2003年高考題示例：（學生先練，然后再歸納出本節復習的要求）
1.若溶液中由水電離產生的C（H+）=1×10－14mol·L－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反應的離子方程式是（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：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO42－→BaSO4↓＋2H2O
B NH4HCO3溶液與過量NaOH溶液反應：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、難點：
離子共存，離子方程式的正誤判斷是本節的重點內容；有量限止的離子方程式的書寫或判斷正誤是本節的難點
基本概念：
1、離子反應、電解質、非電解質、離子方程式
（1）離子反應
定義：有離子參加的反應。
類型：
n 離子互換的非氧化還原反應：當有難溶物(如CaCO3 難電離物(如H20、弱酸、弱堿)以及揮發性物質(如 HCl)生成時離子反應可以發生。
n 離子間的氧化還原反應：取決于氧化劑和還原劑的相對強弱，氧化劑和還原劑越強，離子反應越完全
n 注意點：離子反應不一定都能用離子方程式表示。
n 如實驗室制氨氣 (NH4)2SO4 +Ca(OH)2 CaSO4+2NH3↑+2H2O
H2S氣體的檢驗 Pb(AC)2+H2S=PbS↓+2HAc （注：Pb(AC)2可溶于水的鹽的弱電解質）
（2）電解質、非電解質、強、弱電解質
l 電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物。
l 非電解質：在水溶液和熔化狀態都不導電的化合物。
l 強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
l 弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質
l 強電解質與弱電解質的注意點
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；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。
④共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離
舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態下電離式是不同的。
(3)離子方程式：
定義：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子
使用環境：離子程式在水溶液或熔融狀態下才可用離子方程式表示
2、離子方程式的書寫
(1)離子反應是在溶液中或熔融狀態時進行時反應，凡非溶液中進行的反應一般不能寫離子方程式，即沒有自由移動離子參加的反應，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，但不能寫成離子方程式，只能寫化學方程式。即：
2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)CaCl2+2H2O +2NH3 ↑
(2)單質、氧化物在離子方程式中一律寫化學式；弱酸(HF、H2S、HCl0、H2S03等)、弱堿(如NH3·H20)等難電離的物質必須寫化學式；難溶于水的物質(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04，Fe(OH)3等)必須寫化學式。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：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，微溶物用化學式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3 ，溶液：2Ag++SO42-=Ag2S04 ↓
②當反應物里有微溶物處于溶液狀態(稀溶液)，應寫成離子的形式。如C02氣體通人澄清石灰水中：CO2+Ca2++2OH-=CaCO3 ↓+H2O
③當反應物里有微溶物處于懸濁液或固態時，應寫成化學式。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離子之間相互結合成弱電解質時不能大量共存。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離子之間發生氧化還原反應時不能大量共存，如：Fe3+與S2-、Fe3+與I-等。
⑥離子之間相互結合成絡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]+，Fe3+與C6H5OH也絡合等
(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。在水溶液中發生水解，有OH-則促進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-等可和酸發生反應，由于本身是酸式酸根，故又可與堿反應，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生水解，有H‘則促進其水解，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強酸的酸根離子和強堿的金屬陽離子，如：Cl-、 Br- 、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等離子，因為在水溶液中不發生水解，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某些絡離子，如[Ag(NH3)2]+，它們的配位體能與H+結合成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。
離子反應教案 篇15
【提問】
復分解反應能夠發生的條件是什么?并對應舉例說明。
【評價】
給予肯定。
【指導實驗】
全班分為三大組，分別做下面的三組實驗，并觀察記錄：
一、硝酸銀溶液分別跟鹽酸、氯化鈉、氯化鉀的反應;回答：復分解反應是電解質在水溶液中進行的，這類反應必須在生成物中有沉淀、氣體、難電離的物質三者之一才能發生。
例：(1)在反應里生成難溶物質。如CaCO3、BaSO4、AgCl、Cu(OH)2等。
BaCl2+H2SO4=BaSO4↑+2HCl
(2)在反應里生成氣態物質，如CO2、H2S、Cl2等。
CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑
(3)在反應里生成弱電解質，如：水、弱酸、弱堿等。
NaOH+HCl=NaCl+H2O
分組實驗，并記錄觀察到的現象。
一、均有白色沉淀生成;復習復分解反應發生的條件;訓練學生實驗觀察能力，根據提出的問題和實驗結果引起學生產生強烈的求知欲望。續表教師活動學生活動設計意圖
二、鹽酸跟碳酸鈉、碳酸鉀、碳酸鈣的反應;
三、硝酸跟碳酸鈉、碳酸鉀、碳酸鈣的反應。
【追問】分別討論三組實驗，參加反應的物質不同，為什么每一組會產生同樣的現象?在筆記本上完成其化學方程式。
【講解】酸、堿、鹽都是電解質，在水的作用下能電離(強調離子表示方法)。這些電解質在溶液里發生的反應實質上是離子間反應。
【練習】書寫如下電離方程式：HCl、AgNO3、NaCl、KCl、HNO3、Na2CO3、K2CO3。
【板書】一、離子反應
1.離子反應
電解質在溶液里所起的反應屬于離子反應。如：復分解反應和在溶液中進行的置換反應等。
【過渡】用什么式子來表示離子反應呢?前面已經通過實驗證明AgNO3與NaCl、HCl、KCl均能發生反應，并有白色沉淀生成，請同學分別寫出上述實驗的化學方程式。二、均產生無色、無味的氣體;
三、均產生無色、無味的氣體。
思考并討論、猜想。
回答：復分解反應均是在溶液中進行的，溶質在溶液中大多數是以離子形式存在的。雖然反應物不同，但都含有某些相同的離子。比如鹽酸、氯化鈉、氯化鉀在溶液中均電離出氯離子，跟AgNO3電離出的Ag+結合，所以均產生白色沉淀氯化銀。
【講解】先把溶液中易電離的物質改寫成離子的形式，把難溶的物質仍寫成化學式。反應前溶液中大量存在著四種離子(Ag+、NO3-、H+、Cl-)。由于Ag+和Cl-結合成難溶于水的AgCl沉淀，溶液里的Ag+和Cl-迅速減少，反應向右進行。把反應前后沒有變化的H+和NO3-即實際沒有參加反應的離子的符號刪去就寫成了“離子方程式”。
【板書】2.離子方程式
AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3
Ag++Cl-=AgCl↓
1.概念：用實際參加反應的離子的符號來表示離子反應的式子叫做離
子方程式。
【練習】把上述AgNO3跟NaCl、KCl反應的實驗現象用離子方程式表示。
【設問】通過完成AgNO3分別與HCl、NaCl、KCl反應的離子方程式，你們發現了什么?
離子方程式的意義有以下兩個方面。
【板書】2.意義
①能揭示反應的實質;
②不僅表示某一個反應，而且表示所有同一類型的離子反應。
【提問】Ag++Cl-=AgCl↓代表的意義是什么?
【講解】怎樣書寫離子方程式呢?可分成“寫、改、刪、查”四步。以石灰石跟稀鹽酸反應為例分析。領悟。發現反應物雖不同，卻都可用同一離子方程式表示。可見離子方程式的意義與化學方程式、電離方程式均不同。
回答：不僅表示AgNO3和HCl溶液間進行的反應，而且表示可溶性的氯化物和可溶性銀鹽進行的一類反應。反應的實質是離子間相互交換的過程，探究反應的實質，引出本節的知識點。