魯科版 (2019)選擇性必修1第4節(jié) 離子反應(yīng)第1課時(shí)學(xué)案設(shè)計(jì)

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第4節(jié)　離子反應(yīng)第1課時(shí)　離子反應(yīng)發(fā)生的條件學(xué)習(xí)目標(biāo)1.通過(guò)離子方程式書寫規(guī)則的學(xué)習(xí),能用化學(xué)用語(yǔ)正確表示水溶液中的離子反應(yīng)。2.通過(guò)離子平衡知識(shí)的學(xué)習(xí),能從離子反應(yīng)的角度分析溶液的性質(zhì)。 學(xué)習(xí)任務(wù)1　離子反應(yīng)發(fā)生的條件　　　　　　 　　　　　 　　　　　 1.離子反應(yīng)的定義:通常將溶液中離子之間以及離子與原子或分子之間發(fā)生的反應(yīng)稱為離子反應(yīng)。2.離子反應(yīng)的類型(1)離子交換型(復(fù)分解型)離子反應(yīng)。沒(méi)有元素化合價(jià)變化,一般沒(méi)有分子或原子參加,一般是陰、陽(yáng)離子間反應(yīng)。(2)氧化還原型離子反應(yīng)。有元素化合價(jià)變化,可能是離子—離子、離子—原子或離子—分子之間發(fā)生反應(yīng)。3.離子反應(yīng)發(fā)生的條件(1)離子交換型(復(fù)分解型)離子反應(yīng)。通常必須是“陰、陽(yáng)離子間才可能反應(yīng)”,當(dāng)陰、陽(yáng)離子間結(jié)合為沉淀、弱電解質(zhì)或氣體(揮發(fā)性物質(zhì))才能反應(yīng)。(2)氧化還原型離子反應(yīng)。①自發(fā)氧化還原反應(yīng):符合以強(qiáng)制弱(即氧化性為氧化劑>氧化產(chǎn)物,還原性為還原劑>還原產(chǎn)物)才能發(fā)生。②非自發(fā)氧化還原反應(yīng):通過(guò)外加直流電源才能發(fā)生。　我們?cè)诘?章學(xué)習(xí)了化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性,通過(guò)學(xué)習(xí)知道一個(gè)反應(yīng)ΔG=ΔH-TΔS<0,該反應(yīng)即可自發(fā)進(jìn)行。一些具有典型條件的復(fù)分解反應(yīng)的熱力學(xué)數(shù)據(jù)(298.5 K、101.3 kPa)如下表:     復(fù)分解類型典型實(shí)例ΔH/(kJ·mol-1)ΔS/(J·mol-1·K-1)(ΔH-TΔS)/(kJ·mol-1)反應(yīng)自發(fā)性沉淀反應(yīng)Ba2++SBaSO4↓-19.13+101.90-49.55任意溫度自發(fā)Fe3++3OH-Fe(OH)3↓-84.50+455.40-220.44Mg2++2OH-Mg(OH)2↓-2.81+202.22-63.17氣體生成反應(yīng)CaCO3+2H+Ca2++H2O+CO2↑-15.31+137.58-56.38弱電解質(zhì)生成反應(yīng)N+OH-NH3·H2O-3.92+77.64-27.10 據(jù)上表可知常見(jiàn)的生成沉淀、氣體、弱電解質(zhì)的反應(yīng)一般可以發(fā)生。除了從熱化學(xué)角度分析離子反應(yīng)是否可以發(fā)生,也可以從平衡常數(shù)角度出發(fā)分析離子反應(yīng)是否可以發(fā)生及反應(yīng)程度。探究1　從平衡常數(shù)角度探究復(fù)分解型離子反應(yīng)(平衡常數(shù)單位省略)問(wèn)題1:已知Ksp[Ca(OH)2]=4.7×10-6 mol3·L-3,分析 0.1 mol·L-1的CaCl2溶液與0.1 mol·L-1的NaOH溶液等體積混合能否反應(yīng)?提示:混合后c(Ca2+)=0.05 mol·L-1,c(OH-)=0.05 mol·L-1,所以Q=c(Ca2+)·c2(OH-)=1.25×1 mol3·L-3>4.7×10-6 mol3·L-3,所以反應(yīng)可以發(fā)生。問(wèn)題2:0.01 mol·L-1的CaCl2溶液與0.01 mol·L-1的NaOH溶液等體積混合能否反應(yīng)?提示:同上計(jì)算Q=1.25×10-7 mol3·L-3<4.7×10-6 mol3·L-3,所以反應(yīng)不能發(fā)生。問(wèn)題3:已知H2CO3的Ka1=4.2×10-7 mol·L-1,Ka2=5.6×10-11 mol·L-1,Ka(HClO)=4.7×10-8 mol·L-1。計(jì)算分析HC+ClO-HClO+C能否發(fā)生。提示:①HCH++C　Ka2=5.6×10-11 mol·L-1,②HClOH++ClO-　Ka(HClO)=4.7×10-8 mol·L-1,①-②得HC+ClO-HClO+CK==≈1.19×10-3,由于K很小,所以反應(yīng)微乎其微。問(wèn)題4:假設(shè)HC濃度為0.1 mol·L-1的溶液與ClO-濃度為0.1 mol·L-1的溶液等體積混合,計(jì)算次氯酸根離子轉(zhuǎn)化率并分析該計(jì)算結(jié)果。提示:　　　　HC+ClO-HClO+C 0.05 0.05 0 0 c c c c 0.05-c 0.05-c c c=1.19×10-3,解得c≈0.001 7,次氯酸根離子轉(zhuǎn)化率α(ClO-)=×100%=3.4%。通過(guò)計(jì)算知道此反應(yīng)幾乎很難發(fā)生,所以次氯酸鈉溶液通入二氧化碳發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式為H2CO3+NaClONaHCO3+HClO,即使NaClO過(guò)量,NaHCO3也很難繼續(xù)與之反應(yīng)。探究2　從氧化性、還原性強(qiáng)弱角度探究氧化還原型離子反應(yīng)問(wèn)題5:根據(jù)陽(yáng)離子放電順序(即氧化性順序),分析為什么印刷電路板反應(yīng)可以發(fā)生。提示:根據(jù)陽(yáng)離子放電順序Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+(H2O)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+,可知氧化性Fe3+>Cu2+,印刷電路板反應(yīng)為2Fe3++Cu2Fe2++Cu2+,其中Fe3+是氧化劑,Cu2+是氧化產(chǎn)物,氧化劑的氧化性大于氧化產(chǎn)物的,符合“以強(qiáng)制弱”原則,所以反應(yīng)可以發(fā)生。問(wèn)題6:根據(jù)元素周期律,分析2H2S+O22S↓+2H2O為什么可以發(fā)生。提示:O與S在同一主族,O在S上一周期,所以氧化性O(shè)2>S,符合“以強(qiáng)制弱”原則,所以反應(yīng)可以發(fā)生。 常見(jiàn)類型離子反應(yīng)總結(jié)1.離子交換型(復(fù)分解型)離子反應(yīng)(1)生成難溶物或微溶物:常見(jiàn)酸、堿、鹽溶解性可參考必修第一冊(cè)最后附錄,沉淀轉(zhuǎn)化型反應(yīng)也屬于此類型。(2)生成弱電解質(zhì)。①常見(jiàn)與H+生成弱酸的弱酸根離子:F-、ClO-、S2-、HS-、S、HS、P、HP、H2P、C、HC、[Al(OH)4]-、Si、CH3COO-及HCOO-等。②常見(jiàn)與OH-結(jié)合的弱堿陽(yáng)離子:N等。③H+與OH-結(jié)合為水,H+與H或結(jié)合為H2O2等。2.氧化還原型離子反應(yīng)(1)常見(jiàn)氧化性離子:Mn(H+)、N(H+)、ClO-、Fe3+。(2)常見(jiàn)還原性離子:Cl-、Br-、I-、S2-、HS-、S、HS、Fe2+等。3.特殊類型離子反應(yīng)(1)水解互促型離子反應(yīng):Al3+與C、HC、S2-、HS-、Si、[Al(OH)4]-、ClO-等,Fe3+與C、HC、Si、[Al(OH)4]-、ClO-等。(2)配位反應(yīng):Fe3+與SCN-生成Fe(SCN)3;Ag+與NH3·H2O生成[Ag(NH3)2]+;Cu2+與NH3·H2O生成[Cu(NH3)4]2+等。1.(2021·廣東廣州階段練習(xí))下列離子方程式正確的是(　A　)A.向次氯酸鈣溶液中加入少量醋酸增強(qiáng)漂白性:ClO-+CH3COOHHClO+CH3COO-B.FeO溶于足量稀硝酸:FeO+2H+Fe2++H2OC.向Na[Al(OH)4]溶液中加入過(guò)量稀硫酸:[Al(OH)4]-+H+Al(OH)3↓+H2OD.向NaClO溶液中滴入少量FeSO4溶液:2Fe2++ClO-+2H+Cl-+2Fe3++H2O解析:次氯酸鈣與醋酸反應(yīng)生成醋酸鈣與次氯酸,離子方程式為ClO-+CH3COOHHClO+CH3COO-,A正確;FeO與稀硝酸反應(yīng)生成硝酸鐵、一氧化氮、水,離子方程式為3FeO+N+10H+3Fe3++5H2O+NO↑,B錯(cuò)誤;Na[Al(OH)4]與過(guò)量稀硫酸反應(yīng)生成硫酸鋁和水,C錯(cuò)誤;NaClO溶液顯堿性,滴入少量FeSO4溶液生成Fe(OH)3沉淀,D錯(cuò)誤。2.(2021·湖南長(zhǎng)沙階段練習(xí))25 ℃時(shí),下列有關(guān)溶液組成的描述合理的是(　C　)A.無(wú)色溶液中可能大量存在Fe3+、N、Cl-、S2-B.酸性溶液中可能大量存在Na+、Si、S、I-C.由水電離的c水(OH-)=1×10-13 mol·L-1的溶液中可能大量存在Na+、K+、Cl-、CD.pH=12的溶液中可能大量存在Mg2+、K+、Cl-、S解析:含F(xiàn)e3+的溶液顯棕黃色,A錯(cuò)誤;Si與H+反應(yīng)生成難溶物H2SiO3,B錯(cuò)誤,;由水電離的c水(OH-)=1×10-13 mol·L-1的溶液可能呈酸性,也可能呈堿性,C在酸性溶液中不能大量存在,但在堿性溶液中,四種離子均能大量存在,C正確;pH=12的溶液呈堿性,Mg2+與OH-不能大量共存,D錯(cuò)誤。(1)離子大量共存問(wèn)題,本質(zhì)上就是離子反應(yīng)發(fā)生的條件問(wèn)題,離子間發(fā)生反應(yīng)則必然不能大量共存。(2)離子大量共存問(wèn)題解題思路:首先考慮離子間是否能發(fā)生氧化還原反應(yīng),如果不能發(fā)生氧化還原反應(yīng),再考慮是否能發(fā)生復(fù)分解型離子反應(yīng)。復(fù)分解型離子反應(yīng)一般反應(yīng)原則是“陰、陽(yáng)離子反應(yīng)”,陰、陽(yáng)離子結(jié)合為沉淀、弱電解質(zhì)、氣體、配合物時(shí)就不能共存。(3)注意兩個(gè)“特例”,OH-與HC不能共存,OH-+HCH2O+C;[Al(OH)4]-與HC不能共存,[Al(OH)4]-+HCAl(OH)3↓+H2O+C。嚴(yán)格講這兩個(gè)特例也是“陰、陽(yáng)離子反應(yīng)”,前者一般認(rèn)為是HCH++C與H++OH-H2O疊加而成,后者是HCH++C與H++[Al(OH)4]-Al(OH)3↓+H2O疊加而成。學(xué)習(xí)任務(wù)2　離子方程式　　　　　　 　　　　　 　　　　　 1.離子方程式的書寫方法以CaCO3與HCl的反應(yīng)為例。微點(diǎn)撥:化學(xué)式拆寫要點(diǎn)(1)易溶于水的強(qiáng)電解質(zhì)均寫成離子形式,包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)可溶性鹽;其他均用化學(xué)式表示,如單質(zhì)、氧化物、氣體、弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿、水)、非電解質(zhì)、難溶性鹽。(2)微溶物寫法:微溶物作為反應(yīng)物,若是溶液,寫離子符號(hào),若是濁液,寫化學(xué)式;微溶物作為生成物,一般寫化學(xué)式。(3)酸式鹽的寫法:多元弱酸根離子不能拆開寫;強(qiáng)酸酸式酸根離子拆開寫。(4)一水合氨寫法:一水合氨作為反應(yīng)物時(shí)寫NH3·H2O;作為生成物時(shí),若加熱條件或濃度大時(shí),NH3·H2O分解,寫成NH3↑+H2O,若無(wú)加熱條件且濃度很小,寫成NH3·H2O。2.離子方程式的正誤判斷(1)檢查是否符合客觀事實(shí),即反應(yīng)能否發(fā)生,生成物是否符合事實(shí)。如Na與CuSO4溶液的反應(yīng)為2Na+Cu2+2Na++Cu(錯(cuò)誤);Fe與稀鹽酸的反應(yīng)為2Fe+6H+2Fe3++3H2↑(錯(cuò)誤)。(2)檢查化學(xué)式拆寫是否正確。(3)檢查符號(hào)使用是否正確,要注意“”“”“↑”“↓”等符號(hào)的正確使用。如AlCl3溶于水中:Al3++3H2OAl(OH)3↓+3H+(錯(cuò)誤)。(4)檢查是否遵循原子守恒、電荷守恒和得失電子守恒。如Fe3++CuFe2++Cu2+(錯(cuò)誤);Fe2++Cl2Fe3++Cl-(錯(cuò)誤)。(5)檢查是否漏掉參加反應(yīng)的離子。如Ba(OH)2溶液與CuSO4溶液反應(yīng):Ba2++SBaSO4↓(錯(cuò)誤)。(6)檢查反應(yīng)物或產(chǎn)物的配比是否正確。如稀H2SO4與Ba(OH)2溶液的反應(yīng):H++S+Ba2++OH-BaSO4↓+H2O(錯(cuò)誤)。(7)檢查是否符合用量關(guān)系,即過(guò)量、少量、等物質(zhì)的量、適量、任意量、逐滴加入引起的用量變化等對(duì)反應(yīng)產(chǎn)物的影響。(8)檢查反應(yīng)條件的影響。①有的反應(yīng)與試劑的滴加順序有關(guān)。如Na2CO3溶液中逐滴加入稀鹽酸,離子方程式為C+H+HC,HC+H+H2O+CO2↑。稀鹽酸中逐滴加入Na2CO3溶液,離子方程式為C+2H+H2O+CO2↑;再如AlCl3溶液與NaOH溶液、Na[Al(OH)4]溶液與鹽酸反應(yīng)等。②濃度條件:如硝酸與銅反應(yīng)時(shí),濃硝酸被還原為NO2,稀硝酸一般被還原為NO;再如濃硫酸與Zn反應(yīng),濃硫酸被還原為SO2,稀硫酸被還原為H2等。離子方程式用實(shí)際參加反應(yīng)的離子的符號(hào)表示反應(yīng),相對(duì)化學(xué)方程式來(lái)講,離子方程式更簡(jiǎn)潔,能從更深層次表示一個(gè)反應(yīng)的本質(zhì)。探究　離子方程式的書寫問(wèn)題1:鹽酸與NaOH溶液混合發(fā)生中和反應(yīng),鹽酸中有哪些離子?氫氧化鈉溶液中有哪些離子?這些離子是否自由?提示:鹽酸中含有H+、Cl-、OH-(極少);NaOH溶液中含有Na+、OH-、H+(極少);離子均為自由離子。問(wèn)題2:鹽酸與氫氧化鈉溶液混合后,離子種類有沒(méi)有改變?離子的數(shù)量如何改變?提示:種類沒(méi)有改變;但H+與OH-數(shù)量大幅度降低,兩者結(jié)合為H2O分子。問(wèn)題3:鹽酸與氫氧化鈉溶液反應(yīng)過(guò)程中Cl-與Na+數(shù)量有沒(méi)有改變?兩者反應(yīng)前后自由度有無(wú)改變?提示:兩者數(shù)量沒(méi)有改變;反應(yīng)前后均為自由離子。問(wèn)題4:通過(guò)上述分析,你認(rèn)為離子方程式的本質(zhì)是什么?提示:離子方程式實(shí)際上是把沒(méi)有參與反應(yīng)的離子(種類、數(shù)量、自由度均沒(méi)有變化)刪除之后,用實(shí)際參與反應(yīng)的離子(種類改變或數(shù)量改變或自由度改變的離子)表示化學(xué)反應(yīng)。 “定一法”書寫酸式鹽與堿反應(yīng)的離子方程式(1)根據(jù)相對(duì)量將少量物質(zhì)定為“1 mol”,若少量物質(zhì)有兩種或兩種以上離子參加反應(yīng),則參加反應(yīng)的離子的物質(zhì)的量之比與物質(zhì)組成之比相符。(2)根據(jù)少量物質(zhì)中離子的物質(zhì)的量,確定過(guò)量物質(zhì)中實(shí)際參加反應(yīng)的離子的物質(zhì)的量。(3)根據(jù)“先中和后沉淀”的思路正確書寫離子方程式。1.(2021·河南周口階段練習(xí))下列反應(yīng)的離子方程式書寫正確的是(　B　)A.已知氧化性Cl2>Br2>Fe3+,向FeBr2溶液中通入等物質(zhì)的量的Cl2:2Fe2++4Br-+3Cl22Fe3++2Br2+6Cl-B.向澄清石灰水中加入Ca(HCO3)2溶液:Ca2++OH-+HCCaCO3↓+H2OC.將過(guò)氧化鈉加入硫酸亞鐵溶液中:2Fe2++2Na2O2+3H2O2Fe(OH)3↓+4Na++O2↑D.向Ba(OH)2溶液中滴加NaHSO4溶液至混合溶液恰好為中性:Ba2++OH-+H++SBaSO4↓+H2O解析:向FeBr2溶液中通入等物質(zhì)的量的Cl2,已知氧化性Cl2>Br2>Fe3+,Fe2+的還原性強(qiáng)于Br-的,Cl2先與Fe2+發(fā)生反應(yīng),令FeBr2的物質(zhì)的量為 1 mol,根據(jù)得失電子數(shù)目守恒得消耗的n(Br-)=1 mol,消耗Fe2+、Br-、Cl2的物質(zhì)的量之比等于系數(shù)之比,即為1∶1∶1,其離子方程式為2Fe2++2Br-+2Cl22Fe3++Br2+4Cl-,故A錯(cuò)誤;澄清石灰水與Ca(HCO3)2溶液反應(yīng),即OH-與HC反應(yīng)生成C和H2O,C與Ca2+反應(yīng)生成碳酸鈣沉淀,離子方程式為Ca2++OH-+HCCaCO3↓+H2O,故B正確;反應(yīng)前后氧原子不守恒,故C錯(cuò)誤;反應(yīng)至中性,其離子方程式為Ba2++2OH-+2H++SBaSO4↓+2H2O,故D錯(cuò)誤。2.(2021·湖南長(zhǎng)沙階段練習(xí))下列過(guò)程中的化學(xué)反應(yīng),其相應(yīng)的離子方程式正確的是(　D　)A.氯化銅溶液中通入硫化氫:Cu2++S2-CuS↓B.過(guò)量鐵粉加入稀硝酸中:Fe+4H++NFe3++NO↑+2H2OC.碳酸氫鈉的水解:HC+H2OC+H3O+D.向FeCl3溶液中加入Mg(OH)2:3Mg(OH)2+2Fe3+2Fe(OH)3+3Mg2+解析:H2S是弱酸,不能拆成離子形式,正確的離子方程式為Cu2++H2SCuS↓+2H+,A錯(cuò)誤;鐵粉過(guò)量,生成亞鐵離子,正確的離子方程式為3Fe+8H++2N3Fe2++2NO↑+4H2O,B錯(cuò)誤;HC+H2OC+H3O+是HC的電離方程式,水解方程式為HC+H2OH2CO3+OH-,C錯(cuò)誤。警惕離子方程式書寫與判斷四大陷阱1.“拆分”陷阱離子方程式的正誤判斷中,常常設(shè)置物質(zhì)是否能“拆分”的陷阱,氧化物、弱電解質(zhì)、沉淀、多元弱酸的酸式酸根離子在離子方程式中均不能拆分。在學(xué)習(xí)時(shí),應(yīng)熟記常見(jiàn)的弱電解質(zhì)、溶解度表及常見(jiàn)多元弱酸的酸式酸根離子。2.“守恒”陷阱離子方程式除符合質(zhì)量守恒外,還應(yīng)符合電荷守恒,做題時(shí)往往只注意質(zhì)量守恒,而忽略電荷守恒,這也是命題者經(jīng)常設(shè)置的“陷阱”。3.“原理”陷阱離子反應(yīng)應(yīng)符合客觀事實(shí),而命題者往往設(shè)置不符合“反應(yīng)原理”的陷阱,如Fe和氧化性酸反應(yīng)生成Fe2+、金屬和氧化性酸反應(yīng)生成H2,忽略隱含反應(yīng)、不符合配比關(guān)系、“”“”使用不正確以及反應(yīng)條件不恰當(dāng)?shù)取?/span>4.“量比”陷阱在離子方程式正誤判斷中,做題時(shí)往往忽略相對(duì)量的影響,命題者往往設(shè)置“離子方程式正確,但不符合相對(duì)量”的陷阱。突破“陷阱”的方法:一是審準(zhǔn)“相對(duì)量”的多少,二是看離子反應(yīng)是否符合該相對(duì)量。 　　　　　　 　　　　　 　　　　　 【知識(shí)整合】【易錯(cuò)提醒】1.誤認(rèn)為電解質(zhì)參加的反應(yīng)都能寫成離子方程式。其實(shí)不然,固體之間的反應(yīng)不能寫成離子方程式,如高錳酸鉀受熱分解、氯化銨固體與氫氧化鈣固體反應(yīng)等。2.誤認(rèn)為澄清透明溶液一定為無(wú)色溶液,其實(shí)無(wú)色溶液是沒(méi)有顏色的溶液,而澄清透明溶液是沒(méi)有不溶物質(zhì)、透明的溶液,比如CuSO4溶液就是澄清透明的溶液,但不是無(wú)色溶液。3.誤認(rèn)為只要發(fā)生水解互促反應(yīng),離子就一定不能大量共存。其實(shí)不然,有些離子不太容易水解,即使水解互促,程度也不大,是可以大量共存的。比如N與CH3COO-等。4.誤認(rèn)為離子之間可以反應(yīng)就永遠(yuǎn)能反應(yīng),其實(shí)離子反應(yīng)是有條件的,隨著條件改變,反應(yīng)可能也會(huì)變化,比如Ca2+與OH-,因?yàn)镃a(OH)2是微溶物,所以兩種離子濃度較大時(shí)(滿足Q>Ksp)就會(huì)反應(yīng),而濃度較小時(shí)(Q<Ksp)則不會(huì)反應(yīng)。