一。 教學目標
1、知識與技能目標
（1）讓學生了解電解質和非電解質、強弱電解質的概念。
（2）讓學生掌握電離方程式的書寫，並從電離的角度理解酸、鹼、鹽的本質。
（3）通過設計探究性實驗得到離子反應的實質和離子反應條件，並能分析離子共存的問題。
2、過程與方法目標
（1）通過探究實驗和設想驗證得到離子反應的條件，體驗科學探究過程，從實驗現象出發探尋反應本質。
（2）通過分析離子共存問題，讓學生形成從現象到本質再到運用的思維意識。 3.情感態度與價值觀目標
（1）通過探究討論活動激發學生的學習興趣，提高學習質量。
（2）通過本節內容的學習，對於發展學生的科學素養起了非常重要的作用，是奠定高中階段化學學習的重要基礎。 二。 教學重點、難點
電解質的概念、離子反應及其條件、離子的共存問題。 三。 教學方法
討論＋探究＋實驗 四。 教學過程
〔引入〕前面，我們在學習溶液中離子的物質的量濃度的計算時，簡單介紹了酸鹼鹽在水溶液中的電離，生成了離子的知識。那麼，請問：是不是所有的酸鹼鹽都能在水溶液中發生電離呢？哪些物質能發生電離呢？這節課，我們一起來解決這些問題。今天，我們學習新知識——離子反應。要學習離子反應的知識，我們首先要了解什麼是電解質的問題。
〔討論〕什麼是電解質？什麼是非電解質？ 一、酸、鹼、鹽在水溶液中的電離 （一）電解質和非電解質
概念：電解質：凡是在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物。
非電解質：凡是在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物。 分析：1.強調關鍵字。2.強調化合物，單質和混合物（溶液）既不是電解質也不是非電解質。 討論1：下列物質中哪些是電解質，那些是非電解質？
稀硫酸、氯化氫氣體、氯化鈉固體、氫氧化鈉固體、碳酸鈣、銅、石墨、氧化鎂固體、甲烷、蔗糖、酒精、葡萄糖。 小結：化合物：1、電解質：（常見的電解質）酸、鹼、鹽和許多金屬氧化物。
2、非電解質：（常見的非電解質）大多數非金屬氧化物；大多數有機物，如蔗糖、酒精等。
討論2：二氧化碳、氨氣是否電解質？ 強調電解質必須自身電離而導電。
討論3：BaSO4、CaCO3、AgCl等難溶於水的鹽是否屬電解質？
注：判斷物質是否屬於電解質： 一看：是不是化合物； 二看：是不是導電；（熔化或水溶液中） 三看：是不是自身電離。
〔討論〕酸、鹼、鹽的水溶液導電的原因。（學生閲讀教材P30頁）
酸、鹼、鹽溶液能夠導電，是因為物質溶於水時，離解成自由移動的陰、陽離子。 〔問題〕相同條件下，電解質在水溶液中的導電能力都相同嗎？（引出強弱電解質） （二）強、弱電解質
強電解質:在水溶液裏全部電離成離子的電解質。
弱電解質:在水溶液裏部分電離成離子的電解質。 [小結] 電解質的分類：
1、強電質 （全部電離）強酸：如HCl、H2SO4、HNO3強鹼：如NaOH、KOH、Ba（OH）2 大多數鹽：如NaCl、AgNO3 2. 弱電解質（部分電離）弱酸：如H2S、H2CO3、CH3COOH 弱鹼：NH3·H2O、Cu（OH）2 其它：H2O
〔討論〕 BaSO4、CaCO3、AgCl等難溶於水的鹽是否屬電解質？
思考：金屬和溶液導電原因的區別？ 金屬導電自由移動電子
溶液導電？自由移動離子
思考：電解質在一定條件下導電能力是否相同呢？ 影響電解質溶液導電能力的主要因素 ：（見點金訓練P30 二 3）
單位體積溶液中離子數目的多少（離子濃度的大小）和離子所帶電荷數的多少。 練習：判斷以下説法是否正確？
（1）濃溶液的導電能力一定比稀溶液的強。
（2）強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的強。
（3）導電性強的溶液裏自由離子數目一定比導電性弱的溶液的多。 練習：下列各組關於強電解質、弱電解質、非電解質的分類完全正確的是（）
《離子反應》第二課時（李季全）
知識回顧：
（四）電離的表示——電離方程式（見點金訓練P30 二1、2）用化學符號表示電解質電離成自由移動離子的過程。
表示電解質電離的方程式叫電離方程式，簡稱電離式。 注意事項：書寫電離方程式時，要注意以下幾點：
（1）式子左邊書寫化學式，表示電解質還未電離時的狀態；右邊書寫離子符號，表示電解質電離產生的離子；強電解質用“=”表示，弱電解質用“？”表示。
（2）電離出的離子要標明所帶的電荷數以及電性，離子所帶的電荷數應等於元素或原子團的化合價數。
（3）在電解質溶液中，陽離子所帶的正電荷總數等於陰離子所帶的負電荷總數。且遵循質量守恆。如：Al2(SO4)3
（4）多元弱酸分步電離，多元弱鹼一步電離。如：H2CO3 FeOH) 3
鹼的電離： 酸的電離： 鹽的電離：
NaOH=Na++OH-HCl=H++Cl- Na2CO3 =2Na+ + CO32- KOH=K++ OH-HNO3= H++NO3- NaHCO3=Na+ + HCO3- Ba(OH)2=Ba2++2OH- H2SO4=2 H++SO42- K2SO4 =2K++ SO42-
KHSO4 = K+ + H+ + SO42
思考 · 交流：請參考酸的定義，嘗試從電離的角度概括出鹼和鹽的本質。 酸：電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物叫做酸。 鹼：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物叫做鹼。
〔問題〕 請書寫CH3COOH，NH3·H2O的電離方程式。
鹽：電離時生成金屬離子（或NH4+）和酸根離子的化合物叫做鹽。
二、離子反應
1．離子反應（離子之間進行的反應） (30頁教材實驗2-2)及分析 定義：有離子參加或生成的反應。
電解質在水溶液中的反應屬於離子反應。 2. 離子方程式
用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。
3、離子方程式的書寫（見點金訓練P32一：1、2、3） （1）寫 出化學方程式（基礎）：
例：2AgNO3 + CuCl2＝ 2AgCl↓+ Cu(NO3)2
（2）把易溶於水、易電離的物質拆 寫成離子形式（關鍵），難溶或難電離的物質以及
氣體等仍用化學式表示。
+-2+-2+- 2Ag+2NO3+Cu+2Cl ＝2AgCl↓+Cu+2NO3
（3）刪 去方程式兩邊形式相同的離子（途徑）
2Ag+-2++2Cl- == 2AgCl↓2+3-
（4）整理方程式並檢查 兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否
相等（保證）
+ - 2Ag+ 2Cl ＝2AgCl↓
Ag+ Cl ＝ AgCl↓
步驟口訣：一寫、二拆、三刪、四查拆寫的規則： （1）可寫成離子的物質：易溶於水、易電離的物質。 A. 強酸：H2SO4、HCl、HNO3 B. 強鹼：NaOH、KOH、Ba(OH)2
[説明：Ca(OH)2微溶於水，溶液中一般寫離子，懸濁液則寫化學式] C. 可溶性鹽（注意記憶課本後的溶解性表） （2）仍用化學式表示的物質
+
-
A. 難溶物質：BaSO4、Cu(OH)2、CaCO3、AgCl等 B. 難電離物質：弱酸、弱鹼（氨水、難溶鹼）、水等 C. 氣體：CO2、H2、SO2等 D. 單質：H2、Na、Fe 、O2等 E. 氧化物：Na2O、Fe2O3等
4、離子反應發生的條件 （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：CO2、SO2等。 CaCO3+2HCl＝CaCl2+H2O +CO2↑
（3）生成難電離物質，如弱酸、弱鹼、水等。 NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O
離子反應總是向着使溶液中某自由離子數目減少的方向進行。 5．離子方程式正誤的判斷（見點金訓練P32 二：1、2）
［練習］1. 請指出下列離子方程式是否正確？如不正確，請加以改正。
（1）碳酸鈉與鹽酸反應 2－＋
CO3＋2H＝H2O＋CO2↑ 對 （2）碳酸鈣與鹽酸反應 2－＋
CO3＋2H＝H2O＋CO2↑ 錯
＋2＋
正確寫法： CaCO3＋2H＝Ca＋H2O＋CO2↑ 2. 寫出下列反應的離子方程式。
+-（1）澄清石灰水中滴入硝酸：H + OH＝ H2O
+2+
（2）氫氧化銅溶於鹽酸：Cu(OH)2 + 2H ＝Cu +2H2O
- 2-（3）SO2氣體溶於足量氫氧化鈉溶液：SO2 + 2OH＝ SO3+H2O
++
（4）向氨水中加入稀鹽酸：NH3·H2O+H＝NH4+H2O
-+
（5）碳酸氫鈣溶液與鹽酸反HCO3+H＝H2O+CO2↑
3、判斷下列離子方程式是否正確？對不正確的指明原因。
2-2-A. 硫酸銅溶液與硫化鉀溶液反應：CuSO4 +S = CuS↓+SO4B. 硝酸銀溶液與氯化鈉溶
+-液反應：Ag +Cl = AgCl↓
+2+
C. 碳酸鋇放入稀鹽酸中：BaCO3+2H = Ba +H2O +CO2↑
+3+
D. 鐵片放入稀鹽酸中：2Fe +6H = 2Fe +3H2↑
+-E、醋酸與氫氧化鈉溶液反應：H + OH = H2O4. 操作順序或反應物相對量不同時離子
方程式不同。
例：（1）少量燒鹼滴入Ca(HCO3)2溶液 2+--Ca+HCO3+OH＝CaCO3↓+H2O
（2）足量燒鹼滴入Ca(HCO3)2溶液 2+--2-Ca+2HCO3+2OH＝CaCO3↓+CO3+2H2O
《離子反應》第三課時（李季全）
思考：NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液混合？ 1、⑴NaHCO3少量時：
2+--Ca+HCO3+OH＝CaCO3↓+H2O ⑵NaHCO3過量時： 2+--2-Ca+2HCO3+2OH＝CaCO3↓+CO3+2H2O KHSO4溶液與Ba(OH)2溶液混合？ 2、⑴KHSO4少量時：
2+2-+-Ba+SO4+H+OH＝BaSO4↓ +H2O ⑵KHSO4過量時： 2+2-+- Ba+SO4+2H+2OH＝BaSO4↓+2H2O
3、請寫出以下反應的化學方程式和離子方程式，
①Ca(OH)2和HCl ②KOH和HCl ③ H2SO4 和NaOH④ KOH和HNO3 並分析中和反應的實質。（見教材32頁表下） H+ + OH- == H2O（ 強酸＋強鹼 可溶性鹽＋水） 思考：下列各反應中，能用離子方程式 H++OH-＝H2O 表示的是（）
A、硫酸氫鈉溶液和氫氧化鉀溶液反應 B、鹽酸和氨水反應
C、稀硫酸和氫氧化鋇溶液反應 D、醋酸溶液和氫氧化鉀溶液反應 6、離子方程式的意義
2+ 2-① 揭示了離子反應的實質 （例：Ba+ SO4 = BaSO4↓）
② 表示同一類型的反應 （例：H+ + OH- = H2O） 教材P3410題
三、離子共存（見點金訓練P33 三：1、2、3、4） 離子能大量共存則表示離子間不發生離子反應。
討論：在無色透明強酸性溶液中能大量共存的離子組是（ ）
+2+2-+-2-2-
A、K、Cu、NO3-、SO4B、Na、Cl、CO3、SO4
2+、2+-- 2+3+--
C、CaBa、Cl、NO3 D、Mg、Fe、OH、NO3
+- 2--2--與 H不共存的離子：OH；弱酸酸根，如：CO3(HCO3)、SO3（HSO3）、- CH3COO等
-+2+
與 OH不共存的離子：H ；弱鹼陽離子，如：Cu+、NH4等；
- - 多元弱酸酸式根，如：HCO3、HSO3等 練習：
―
1、下列反應不能用離子方程式Ba2+＋SO42====BaSO4 ↓ 表示的是（ ） A．Ba(NO3)2+H2SO4==BaSO4↓+2HNO3 B．BaCl2+Na2SO4==BaSO4↓+2NaCl C．BaCO3+H2SO4==BaSO4↓+H2O+CO2↑ D．BaCl2+H2SO4==BaSO4↓+2HCl 2、在無色透明的溶液中能大量共存的一組離子是（ ）
篇二：離子反應教案
離子反應教案
學習目標：
（1）掌握強電解質、弱電解質、離子反應、離子方程式的含義
（2）學會離子方程式書寫方法；理解離子反應的本質。
（3）培養學生利用實驗分析，解決問題的能力；培養學生創新思維能力；培養學生
使用對比，歸納，總結的研究方法。
學習重難點：離子方程式的書寫方法 教學方法：實驗探究、歸納法 教學用具：多媒體、、鹽酸、醋酸、氫氧化鈉溶液、氨水、燈座、燈泡、導線、酚酞試液。 用實驗導入新課
實驗：濃度相同的鹽酸、醋酸、氫氧化鈉溶液、氨水 按課本圖2-14所示裝置進行實驗，接通 電源，觀察實驗現象並分析。
填寫實驗報告：
討論：1、通過實驗觀察到什麼現象？説明了什麼？
2、為什麼相同條件下的導電能力有強有弱？
3、什麼原因造成電解質在水溶液中電離程度不同？ [板書]一、強電解質、弱電解質 1、概念：
強電解質：在水溶液中能完全電離的電解質。弱電解質：在水溶液中能部分電離的電解質。
2舉例： 強電解質:
強酸：HCl、H2SO4、HNO3 強鹼：NaOH、KOH、Ba(OH)2 大多數鹽類NaCl、BaSO4
弱電解質：弱酸 H2CO3醋酸（CH3COOH）
弱鹼：NH3.H2O 水
－＋
3、電離方程式：CH3COOH CH3COO + H
＋－
NH3.H2O NH4 ＋OH
－
H2O H+ ＋ OH
實驗 用試管取2ml氫氧化鈉溶液，滴酚酞試液，一邊滴鹽酸溶液一邊觀察試管中溶液顏色的變化情況，並分析產生該現象原因。 [板書]
二離子反應
1離子反應：有離子參加或生成的化學反應。
2離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。 ①離子方程式的書寫步驟
寫：依反應事實寫出反應的化學方程式（基礎）
改：僅把強酸、強鹼、可溶鹽改寫成離子符號；其它的（單質、氧化物、難溶物、弱電解
質以及氣態物等）仍用化學式表示。（關鍵）
刪：刪去方程式兩邊不參加反應的離子，並使方程式中係數為最簡整數比。（途徑）
查：根據質量守恆和電量守恆，檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等。（保證）
以鹽酸和氫氧化鈉反應；硫酸與氫氧化鉀反應為例講解離子方程式的書寫步驟。
討論1：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。H++OH-＝H2O
[板書]②離子方程式的意義：揭示了離子反應的實質、表示同一類型的反應 [小結] 1、
2、離子反應
（1）離子反應：有離子參加或生成的化學反應。
（2）離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。 ①離子方程式的書寫步驟（寫、改、刪、查） ②離子方程式的意義 板書設計
一、強電解質、弱電解質 1、概念：
強電解質：在水溶液中能完全電離的電解質。弱電解質：在水溶液中能部分電離的電解質。 2、強、弱電解質比較 2舉例： 強電解質:
強酸：HCl、H2SO4、HNO3 強鹼：NaOH、KOH、Ba(OH)2 大多數鹽類：NaCl、BaSO4
弱電解質：弱酸 H2CO3醋酸（CH3COOH）
弱鹼：NH3.H2O 水
－＋
3、電離方程式：CH3COOH CH3COO + H
＋－
NH3.H2 NH4 ＋OH
－
H2 H+ ＋ OH 二離子反應
1離子反應：有離子參加或生成的化學反應。
2離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。 ①離子方程式的書寫步驟（寫、改、刪、查） ②離子方程式的意義
揭示了離子反應的實質 表示同一類型的反應
篇三：離子反應教案
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、鐵架台、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？為什麼能導電？
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溶液裏的自由移動的離子是怎樣產生的？可通過什麼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］物質在什麼情況下可以電離呢？
［板書］一、電解質和非電解質
電解質：在水溶液裏或熔化狀態下能夠導電的化合物，如酸、鹼、鹽等。
非電解質：在水溶液裏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、鹼、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、鹼、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？並分析結果。 （結果：相同條件下，不同種類的酸、鹼、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於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，取決於溶液中自由移動離子數目，導電能力強的溶液裏的自由移動的離子數目一定
比導電能力弱的溶液裏的自由
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麼因素有關？（電解質的電離程度）
［板書］二、強電解質和弱電解質
［閲讀］
［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體易溶於水，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繫，本質區別在於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，能觀察到什麼現象？加以解釋，寫出有關的反應方程
［分析］隨着Bａ(OH)2
熄滅 漸亮，反應為：Bａ(OH)2＋H2SO4=====BａSO4↓＋2H2O，隨着反應的進行，離子濃度將會怎樣變化呢？
［投影總結］［
【佈置作業】複習、預習
［板書設計］
第二節 離子反應
一、電解質和非電解質
1．電解質：在水溶液裏或熔化狀態下能導電的化合物。如酸、鹼、鹽等。 2．非電解質：在水溶液裏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］弱電解質溶於水的電離方程式如何表示？
第二章化學物質及其變化
第二課時 離子反應
教學目標：
1、知道酸、鹼、鹽在溶液中能發生電離，通過實驗事實認識離子反應及其發生的條件。 2.瞭解常見離子的檢驗方法。
複習重點、難點：離子反應及其發生的條件。。 課時安排：兩課時
。 2；電離指電解質 ，電離過程不需要通電。 3．酸、鹼、鹽的電離
酸：電離時， 的化合物。 鹼：電離時， 的化合物。 鹽：電離時，能生成 的化合物。 4．寫出下列物質在水溶液中的電離方程式。
(1)HCl：； (2)NaN03： ； (3)Ba(OH)2： ； (4)CH3COOH： ； (5)Cu(OH)2： ； (6)H2S03： 。
5．(1)電解質；在 或能夠導電的化合物。
（2）非電解質：在或都不能導電的 (3)強電解質：在的電解質 (4)弱電解質：在的電解質
6．離子反應指 、之間發生的反應都是離子反應。
7．(1)離子反應可用表示，離子方程式和化學方程式一樣，也是描述化學反應的一種。
（2）離子方程式和化學方程式都能描述 ，但離子方程式的描述更加 ，所表示的已 ， 並揭示了這類化學反應的 。
8．書寫下列反應的離子方程式：
(1)NaOH溶液和H2S04溶液反應：；
(2)NaCl溶液和AgNO3溶液： 。
(3)Ba(OH)2溶液和H2S04溶液： 。
9．利用某離子的特徵反應進行檢驗。如Cl—跟Ag＋反應生成不溶於水的 ；SO42-跟Ba2＋反應生成不溶於 的；C032-跟H＋反應生成能使 變渾濁的無色、無味的 。
一、電解質中的“是與非”“強與弱” 1、“是與非”
（1）電解質概念中的或，兩種情況任取一即可；非電解質概念中的無論和都，兩種情況必須同時滿足。
（2）無論是電解質還是非電解質，闡述的對象都是化合物。因此單質即不是電解質也不是非電解質。溶液是混合物，因此也即不是電解質也不是非電解質。 (3)氨氣，二氧化硫溶於水均能導電，但並非它們本身能電離出自由離子，而是它們與水反應的生成物NH3?H2O、H2SO3能電離出離子而導電，所以氨氣，二氧化硫都是非電解質。
（4）電離不需要通電，電離是電解質溶液導電的前提。
（5）能導電的物質不一定是電解質，如石墨等；電解質本身不一定能導電，如食鹽晶體。
（6）電解質溶液中，陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數相等，故溶液顯電中性，稱電荷守恆。 2、“強與弱” (其所帶電荷的多少。
（3）難溶性鹽（如CaCO3、BaSO4等）在水中的溶解度極小，導電能力很小，但由於它們是離子化合物，在水溶液中溶解的那部分能完全電離，故它們屬於強電解質。 (4)溶液導電性的強弱與電解質的強弱沒有必然的聯繫。導電能力強的溶液不一定是強電解質溶液，強電解質溶液不一定導電能力強。 二、電離方程式書寫注意的幾個問題
1、電離方程式的書寫：強電解質用“=”，弱電解質用“ H2S HS+H H3PO4—＋ ” —＋ —
2、多元弱酸的分步電離，分步書寫，且第一步電離為主，各步方程式不可疊加。
H + H2PO4＋
3、多元弱鹼，分步進行，但一步書寫到位：Mg(OH)2
Mg2+2OH
一、設計思想
化學新課程標準倡導以提高學生科學素養為宗旨，以科學探究活動為手段，以學生體驗科學探究的過程、掌握學習或實驗方法為目標的新理念，而離子反應是中學化學的重要理論，起着連接國中化學和高中化學的“紐帶”作用，既是對義務教育階段化學重要內容的複習，又為化學必修課程的學習，乃至整個高中階段的化學學習奠定重要的基礎。本節在全書佔有重要地位，是整個高中化學教學的重點之一，概念多且抽象難懂，為避免枯燥，從實驗入手，通過對實驗現象的分析、微觀粒子的分析，層層深入，引導學生了解有關概念。
1、教材分析
課程標準要求本節知道酸、鹼、鹽在溶液中能發生電離，並通過實驗事實認識離子反應及其發生的條件，瞭解常見離子的檢驗方法，根據要求在新教材中刪去了非電解質、強電解質、弱電解質的有關概念及應用，減輕了學生的負擔，但對學生準確理解知識也帶來了一定的難度，如離子方程式中弱酸的處理問題等等。
2、學情分析
學生剛剛進入高中，自糾學習的能力不是很強，樂於機械接受，為了避免這些情況，使學生積極性、主動性得到積極發揮，我採用實驗、啟發、討論、對比、歸納相結合的方式，使學生確實成為教學的主體，引導學生自主學習、合作學習、探究學習。在設計時遵循由感性→理性→實踐的認識規律。
二、教學目標
根據課程標準、教材要求、學生情況制定的教學目標為：
知識與技能目標：
1、認識離子反應及其發生的條件，初步學會從微觀的角度認識物質在水溶液中的存在形式以及所發生的反應。
2、會書寫易溶、易電離的酸、鹼、鹽之間發生的複分解反應的離子方程式。
3、能利用離子反應檢驗Cl—、SO42—、CO32—等常見離子。
4、根據離子反應學會判斷溶液中離子的共存問題。
過程與方法目標：通過觀察實驗現象，學會探究、分析化學反應的實質，培養學生抽象思維能力、歸納總結能力、分析問題能力、解決問題的能力；通過觀察反應和反應事實，使學生了解研究事物從個別帶一般的思想方法，體驗研究問題尋找規律的方法。
情感態度與價值觀目標：通過實驗操作，培養學生動手參與能力，培養學生嚴謹求實，勇於探索的科學態度和透過現象看本質的辯證和唯物主義教育。
三、教學重點與難點
離子反應是高中重要的理論之一，也是對化學反應本質的重要理解，根據課程標準的要求、學生的現狀來確立教學的重點和難點。
教學重點：
1、認識複分解反應類型離子反應及其發生的條件。
2、知道常見的易溶、易電離的酸、鹼、鹽並會寫這些物質之間發生的複分解反應的離子方程式。
教學難點：知道哪些物質是易溶、易電離的物質，並據此學會判斷離子大量共存問題和常見離子的檢驗。
四、教學方法
實驗、討論、啟發、對比、歸納多種方法相結合。
以實驗為基礎，以理論為指導，讓學生的眼（觀察）、手（實驗）、口（討論）、腦（思考）處於多功能協同動作的狀態，來達到牢固掌握知識，啟迪思維，培養綜合能力的目的。
五、教學程序的設計與安排
1、導入：酸、鹼、鹽在水溶液可以發生電離，以離子形式存在，那麼將不同的溶液混合後，溶液中的離子仍然存在嗎？下面我們通過實驗來探究這個問題。
2、實驗探究：
完成實驗〔2—1〕為便於觀察、分析、討論，因為該實驗無危險性，且操作比較簡單，採取分組進行實驗。
[實驗操作1]：向盛有5ml 1mo1/l的CUSO4溶液中加入5ml 1mo1/l的NaCl溶液，觀察現象。由實驗現象分析溶液中離子在混合前後發生的變化並填表小結：
表一：
小結：通過表格可以看出混合前後Cu2+ 、SO42— 、Na+、Cl—均無變化，沒有發生反應。
[實驗操作2]：向盛有5ml CUSO4溶液的試管里加入5mlBaCl2溶液，觀察現象，並填表小結。
小結：通過表格及分析，我們認為混合後Ba2+和SO42—相結合，溶液不再有大量的Ba2+和SO42—，而Cu2+和Cl—仍存在於溶液中。
[探究實驗]：學生分組討論設計實驗證明溶液中是否含有Ba2+ 、SO42—和Cl—。（教師要鼓勵學生設計實驗，並強調在操作過程中應分別取出上層清液進行實驗，不要在原試管中直接滴加）並分組進行實驗操作，彙報實驗結果。
3、總結出相關概念：從上面的分析可以用離子符號來表示這種變化： 反應前 反應後
Cu2+ SO42— BaSO4 +Cu2++Cl—
Ba2+ Cl—
這種有離子參加的反應叫離子反應，並從而引出CUSO4 與BaCl2反應的實質是Ba2++SO42—=BaSO4 ，得出離子方程式的概念。
4、知識延伸：首先閲讀教材32頁學習離子方程式的書寫步驟（教師要強調易溶、易電離的物質主要就是強酸、強鹼和可溶性的鹽）；然後再通過學生完成〔實驗2—2〕並填表：
填表後全班交流，並總結出離子方程式與化學方程式的區別，離子方程式可以表示一類化學反應，從這個過程中也讓同學知道研究事物從個別到一般的思想方法；最後，通過學生完成〔實驗2—3〕並填表：
實驗
反應前溶液中的離子
反應後溶液中的離子
生成的物質
離子方程式
Na2SO4溶液中加BaCl2溶液
Na2CO3溶液中加HCl
NaOH溶液中先加酚酞，再加HCl
填表後全班交流，總結出複分解反應類型的離子反應發生的條件是生成沉澱、氣體和水，並從而總結出能結合成沉澱、氣體和水的離子在溶液中不能大量共存。
5、思考與交流：離子反應的應用。
設計實驗：1）如何分離KCl和FeCl3的混合溶液？2）如何除去粗鹽中的Ca2+、Mg2+、SO42—？3）如何鑑定溶液中是否存在Cl—或SO42—？
6、知識反饋：1）國中學習的實驗室制H2、O2、CO2的化學反應是否離子反應，是離子反應的寫出離子方程式。2）教材34頁第5題、第7題。通過練習使學生對本節知識達到掌握並靈活運用。教師也可及時發現問題，對普遍存在的問題加以糾正並強調，檢測達標情況，及時反饋，進行調控。
7、歸納總結：歸納總結本節內容，構築知識框架，培養學生綜合分析能力。
8、佈置作業：34頁第6題、第9題和第10題
六、教學反思
本節課的內容主要是概念的教學，通過學生的討論互動、實驗探究，提高了學生對概念的理解和將概念應用到具體問題中的能力，提高了教學效率，培養了學生應用知識、解決問題的能力，達到了本節課的預期目標。本節課最大的特點是在教學中提供給學生一個寬鬆愉悦的課堂研究氣氛，相對開放的探究環境，培養了學生的求知慾，激發了學生的求知熱情，開拓了學生的思維空間。
離子反應考點要求：
1．離子共存問題是大學聯考中的常見題型，是每年必考的題型。今後命題的發展趨勢是：
（1）增加限制條件，如強酸性、無色透明、鹼性、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+）=1×10-4mo·L-1 的溶液中……”。
2．離子方程式的正誤書寫也是歷年大學聯考必出的試題。從命題的內容看，存在着三種特點：
（1）所考查的化學反應均為中學化學教材中的基本反應；錯因大都屬於化學式能否拆分、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複分解反應為主，而溶液中的氧化還原反應約佔15％；
（3）一些重要的離子反應方程式，在歷年考卷中多次重複。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瞭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，預計今後的考題還會保留。
複習過程
大學聯考題示例：（學生先練，然後再歸納出本節複習的要求）
1．若溶液中由水電離產生的C（H+）=1×10－14mo·L－1，滿足此條件的溶液中一定可以大量共存的離子組是（20xx全國11題） （ ）
A．A3+ Na+ NO－3 C－ B．K+ Na+ C－ NO3－
C．K+ Na+ C－ AO2－ 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（20xx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－
&
bsp; B．金屬鋁溶於鹽酸中：A+2H+ A3++H2↑（電荷不守恆）
C．硫化鈉溶於水中：S2－+2H2O H2S↑+2OH－（應分步水解）
D．碳酸鎂溶於硝酸中：CO32－+2H+ H2O+CO2↑（MgCO3不可拆）
3．下列離子方程式中正確的是（20xx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C2：2Fe2＋＋2Br－＋2C2=2Fe3＋＋Br2＋4C－
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：
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、弱鹼）以及揮發性物質（如 HC）生成時離子反應可以發生。
離子間的氧化還原反應：取決於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
注意點：離子反應不一定都能用離子方程式表示。
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可溶於水的鹽的弱電解質）
（2）電解質、非電解質、強、弱電解質
電解質：在水溶液裏或熔化狀態下能夠導電的化合物。
非電解質：在水溶液和熔化狀態都不導電的化合物。
強電解質：在水溶液裏全部電離成離子的電解質。
弱電解質：在水溶液裏只有一部分分子電離成離子的電解質
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。而易溶於水的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繫。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HC、HN03、H2S04）、強鹼（如NaOH、KOH、Ba(OH）2)和大多數鹽（如NaC、MgC2、K2S04、NH4C1）及所有的離子化合物；弱電解質包括：弱酸（如CH3COOH）、弱鹼（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 NH4C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：
2NH4C（固)+Ca（OH）2(固）稢aC2+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、HC0、H2S03等）、弱鹼（如NH3·H20）等難電離的物質必須寫化學式；難溶於水的物質（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）對於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當反應物裏有微溶物處於溶液狀態（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當反應物裏有微溶物處於懸濁液或固態時，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，例如少量燒鹼滴人Ca(HC03)2溶液，有
Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3 ↓+H2O
少量Ca(HC03)2溶液滴人燒鹼溶液（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澱析出時不能大量共存。如形成BaS04、CaS04、H2Si03、Ca(OH)2、MgS03、MgC03、PbC2、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，由於逸出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，由於生成 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澱或逸出氣體時不能大量共存，如A3+與AO2-、Fe3+與HCO3- 、A3+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某些弱鹼金屑陽離子，如：Z2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、A3+、NH4+、Pb2+、Ag+等。在水溶液中發生水解，有OH-則促進水解生成弱鹼或難溶的氫氧化物。故上述離子可和H+（在酸性溶液中）大量共存，不能與OH-（在鹼性溶液中）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，由於本身是酸式酸根，故又可與鹼反應，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-、AO2-、SO32-、CO- 、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-（在鹼性溶液中）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鹼的金屬陽離子，如：C-、Br- 、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等離子，因為在水溶液中不發生水解，所以不論在酸性或鹼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，它們只能存在於鹼性溶液中，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，如溶液的酸鹼性、PH值、溶液顏色、水的電離情況等。
教學目標
知識目標
使學生了解強電解質和弱電解質的含義；
使學生了解離子反應和離子反應方程式的含義；
使學生了解離子反應發生的條件和離子反應方程式的書寫方法。
能力目標
通過對中和反應、碳酸根離子檢驗等知識的綜合運用，培養學生分析問題、解決問題的能力，訓練學生的科學方法，加深學生對所學知識的理解。
情感目標
通過教學對學生進行科學態度和科學方法教育。
教學建議
重點與難點
教學重點：強電解質和弱電解質、離子反應和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。
教學建議
離子反應是電解質在溶液裏發生的反應，或在溶液裏生成電解質的反應。
要正確書寫離子反應方程式，必須掌握電解質、電離、電離方程式和酸、鹼、鹽的溶解性等知識。
教學過程可採用：實驗→觀察→分析→結論的程序進行教學。具體建議如下：
一、精心設計，並做好強弱電解質水溶液導電性強弱的實驗，再引導學生根據實驗現象推理，是建立強弱電解質概念的關鍵。教師要強調比較導電性強弱時，必須條件相同。在演示實驗中引導學生觀察，比較燈光的亮度，討論推斷：燈光亮度不同→溶液的導電性不同→溶液裏自由移動的離子濃度不同→電解質電離程度不同→電解質有強弱之分。從而為理解離子反應打下良好的基礎。
二、由於學生學過的化學反應不太多，本節只要求學生掌握離子互換反應和有離子參加的置換反應兩類離子反應，不要再擴大。
做好教材中的演示實驗，讓學生展開討論，引導學生運用電解質在水中發生電離，電離方程式等知識進行分析，並聯系複分解反應趨於完成的條件，得出“電解質在溶液裏發生反應的實質是離子間的反應”這一新課題。理解離子反應總是向離子濃度降低的方向進行的道理。最後過渡到為表示反應的本質，用實際參加反應的離子來表示化學反應，即離子方程式的教學。
三、書寫離子反應方程式是本節的難點。
建議1．初學時按書寫步驟進行訓練。2．步驟中的第二步是正確書寫離子反應方程式的關鍵。學生的主要錯誤是不熟悉酸、鹼、鹽的溶解性表。教師可幫助學生抓住若干條規律，記住常見物質的溶解性，這樣有利於教學。3．強調離子反應方程式所表示的意義，加強讀出離子方程式正確含義的訓練。學生練習化學方程式改寫成離子方程式和由離子方程式寫出相應的化學方程式。
教學設計示例
教學重點：離子反應和離子反應方程式的書寫。
教學難點：離子反應方程式的書寫方法。
教學方法：創調情境→提出問題→誘導思維→激發興趣→分析歸納→解決問題
教學手段：實驗錄像、演示實驗、學生實驗、投影
教學過程：
［引言］通過對氧化還原反應的學習，我們瞭解到根據不同的分類方法可將化學反應分為不同的反應類型。如按反應物和生成物的類別以及反應前後物質種類的多少可將化學反應分為四種基本反應類型（化合、分解、置換、複分解）；若根據化學反應中是否有電子轉移，又可將化學反應分為氧化還原反應和非氧化還原反應。那麼今天我們一起來學習另一種重要的分類方法。
［板書］第二節離子反應
［複習提問］回顧國中物質導電性實驗——第一組物質是乾燥的氯化鈉固體、硝酸鉀固體、氫氧化鈉固體、磷酸固體、蔗糖固體、無水酒精，第二組是 溶液、溶液、溶液、溶液、酒精溶液、蔗糖溶液
［學生回答］還記得嗎？哪些物質能導電？哪些物質不能導電？乾燥的 固體、固體、固體、固體不導電，而 溶液、溶液、溶液、溶液都能導電。蔗糖和蔗糖溶液，無水酒精及其水溶液均不導電。
［複習提問］為什麼有些物質如 。.。.。. 在乾燥的固體時不導電，而溶於水後卻能導電了呢？
［學生回答］是因為這些物質的固體中不存在自由移動的離子，而當它們溶於水後，在水分子的作用下，使這些物質電離產生了能夠自由移動的陰、陽離子，從而能夠導電。
［教師總結］可見酸、鹼、鹽的水溶液都具有導電性。
［引出新課］
［板書］一、電解質與非電解質
1．概念：
［投影］（1）電解質：在水溶液裏或熔化狀態下能夠導電的化合物叫電解質。如： 。.。.。.等。
（2）非電解質：無論是在水溶液或熔化狀態下都不導電的化合物叫非電解質。例：蔗糖、酒精等。
［講述］我們已經知道酸、鹼、鹽是電解質，它們的水溶液都能導電。那麼，我們進一步來研究在相同條件下不同種類的酸、鹼、鹽溶液，它們的導電能力是否相同。
［演示實驗］實驗1-1
［引導思考］學生認真觀察實驗，並對實驗現象加以分析、討論。
［學生回答］根據燈泡發光明暗程度不同，我們可以知道相同條件下，它們的導電能力不同。
［結論］電解質有強、弱之分。
［板書］二、強電解質與弱電解質
［投影］圖1-10， 在水中溶解和電離示意圖。
［講述］離子化合物與某些共價化合物能夠在水分子作用下完全電離成離子，而某些共價化合物只能部分電離成離子。
［投影］強電解質：在水溶液裏全部電離成離子的電解質。如強酸、強鹼和大多數鹽類。
弱電解質：在水溶液裏只有一部分分子電離成離子的電解質。如 。
［學生練習］寫出下列物質的電離方程式；
［板書］三、離子反應：
［引導分析］由於電解質溶於水後就電離成為離子，所以電解質在水溶液中所起的反應實質上是離子之間的反應。
［板書］1．概念：離子之間的反應稱為離子反應。
［學生總結］2．離子反應發生的條件：
［板書］
①生成弱電解質，如 、弱酸、弱鹼
②生成揮發性物質，如
③生成難溶性物質，如
［引導分析］由上述離子反應發生的條件，我們來分析離子反應的特徵是什麼？
［總結］3．離子反應的特徵：
［投影］向着減少某些離子的方向進行，反應速率快，部分離子反應有明顯的現象。
4．離子反應類型：
①離子之間交換的非氧化還原反應
如：
②離子和分子之間的非氧化還原反應
如：
③有離子參加的氧化還原反應
如：
［板書］四、離子反應方程式：
［學生實驗］［實驗1-2］中的實驗Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ，並要求學生們仔細觀察，記錄現象，思考原因。
［投影］
［提問］實驗現象？
［學生回答］實驗Ⅰ無明顯現象。
實驗Ⅱ中出現白色沉澱，濾液為藍色。
實驗Ⅲ中生成不溶於稀 的白色沉澱。
［引導思考］實驗Ⅰ中無明顯現象，原因？
［學生回答］只是 溶液電離上的 和 與 溶液電離出的 的簡單混和。
［引導思考］實驗Ⅱ和Ⅲ中反應説明了什麼？
［學生回答］實驗Ⅱ和Ⅲ説明了 溶液電離出的 和 溶液電離出的 發生了化學反應生成了 白色沉澱。而 溶液電離出的 與 溶液電離出的 並沒有發生化學反應，在溶液中仍以 和 的離子形式存在。
［學生總結］實驗Ⅱ中反應實質為
實驗Ⅲ中反應實質為
［講述］由以上實驗Ⅱ和Ⅲ我們看出，電解質在水溶液中所電離出的離子並沒有全部發生化學反應，而只有部分離子發生了化學反應生成其它物質。
［引出］1．概念：用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子叫做離子方程式。
［板書］
［講述］2．書寫：（以 溶液和 溶液為例）
①寫（化學方程式）：
②離（電離）：
③刪（兩邊相同離子）：
④查（質量守恆，電荷守恆）
［投影］
寫出上述中和反應的離子反應方程式。
［學生回答］
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；如易溶於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、沉澱、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，沉澱符號，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，即此反應不屬於離子反應，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、電荷是否守恆，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，因為電荷不守恆，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後離子的種類發生變化。我們所學過的離子反應有複分解反應和置換反應兩種類型。
（1）複分解反應
在溶液中進行的複分解反應都屬於離子反應。對於在溶液中的複分解反應，由於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。所以複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於離子反應。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）可以把後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鹼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-）等在鹼性不能大量存在。
教學目標
1、瞭解離子反應的含義。
2、瞭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]既然某些化合物溶於水時能發生電離成為自由移動的離子，那麼它們在溶液中參與化學反應時，與所形成的離子有沒有關係呢？
[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。
學生觀察並回答現象。
[問題討論] 實驗中儘管反應物不同，為什麼會產生同一種沉澱？
[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
[問題討論] 下列反應那些屬於離子反應：
（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
複分解型離子反應發生的條件是什麼？舉例説明。
複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澱、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、弱鹼、水等。NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O
生成沉澱、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、複分解型離子反應發生的條件：生成沉澱、氣體或難電離的物質（弱酸、弱鹼、水等），即向着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：取決於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，説明理由。
（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，關鍵在於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－，應選擇可溶性強鹼；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－——可溶性強鹼
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↑
接下來討論本節最後一個問題，有關溶液中的離子能否大量共存？
七、關於離子大量共存問題：
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、因生成沉澱而不能大量共存。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、受酸鹼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、鹼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
一、教學目標
1、知識與技能目標
（1）讓學生了解電解質和非電解質、強弱電解質的概念。
（2）理解電解質導電與金屬導電的區別
2、情感態度與價值觀目標
（1）通過探究討論活動激發學生的學習興趣，提高學習質量。
（2）通過本節內容的學習，對於發展學生的科學素養起了非常重要的作用，是奠定高中階段化學學習的重要基礎。
二、教學重點、難點
電解質的概念、強弱電解質的概念
三、教學方法
討論＋探究
四、教學過程
〔引入〕物理學上，根據能否導電，物體分為導體和絕緣體，化學上，根據在水溶液或熔融狀態下能否導電，將化合物分為電解質和非電解質，學習電解質及其相互間反應的知識，對於認識物質及其變化具有十分重要的作用，我們首先要了解什麼是電解質的問題。〔討論〕什麼是電解質？什麼是非電解質？
一、酸、鹼、鹽在水溶液中的電離
（一）電解質和非電解質
概念：電解質：凡是在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物。
非電解質：凡是在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物。
分析：
1、強調關鍵字。
2、強調化合物，單質和混合物（溶液）既不是電解質也不是非電解質。
討論1：下列物質中哪些是電解質，那些是非電解質？
稀硫酸、氯化氫氣體、氯化鈉固體、氫氧化鈉固體、碳酸鈣、銅、石墨、氧化鎂固體、甲烷、蔗糖、酒精、葡萄糖。
小結：化合物：
1、電解質：（常見的電解質）酸、鹼、鹽和許多金屬氧化物。
2、非電解質：（常見的非電解質）大多數非金屬氧化物；大多數有機物，如蔗糖、酒精等。
討論1：二氧化碳、氨氣是否電解質？強調電解質必須自身電離而導電。
討論2：BaSO4、CaCO3、AgCl等難溶於水的鹽是否屬電解質？
注：判斷物質是否屬於電解質：
一看：是不是化合物；
二看：是不是導電；（熔化或水溶液中）
三看：是不是自身電離。
〔問題〕相同條件下，電解質在水溶液中的導電能力都相同嗎？（引出強弱電解質）
（二）強、弱電解質
強電解質：在水溶液裏全部電離成離子的電解質、弱電解質：在水溶液裏部分電離成離子的電解質、[小結]電解質的分類：
1、強電質（全部電離）
強酸：如HCl、H2SO4、HNO3
強鹼：如NaOH、KOH、Ba（OH）2
大多數鹽：如NaCl、AgNO3
2、弱電解質（部分電離）
弱酸：如H2S、H2CO3、CH3COOH
弱鹼：NH3·H2O、Cu（OH）2
其它：H2O：討論3：BaSO4、CaCO3、AgCl等難溶於水的鹽是否屬電解質？CH3COOH易溶，是否屬強電解質？
解答：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。CH3COOH不能完全電離，是弱電解質。
思考：電解質在一定條件下導電能力是否相同呢？
影響電解質溶液導電能力的主要因素：
單位體積溶液中離子數目的多少（離子濃度的大小）和離子所帶電荷數的多少。
練習：判斷以下説法是否正確？
（1）濃溶液的導電能力一定比稀溶液的強。
（2）強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的強。
（3）導電性強的溶液裏自由離子數目一定比導電性弱的溶液的多。
討論4：酸、鹼、鹽的水溶液導電的原因。（學生閲讀教材P30頁）
酸、鹼、鹽溶液能夠導電，是因為物質溶於水時，離解成自由移動的陰、陽離子。
電離：
電解質在水溶液裏或熔融狀態下產生自由移動離子的過程。
討論：金屬導電與電解質導電有何不同？
課堂小結
1、電解質與非電解質
2、判斷電解質要”三看”
3、強電解質與弱電解質
4、電離
第二節《離子反應》課堂測評訓練題
練習一
一、選擇題（每小題只有一個正確選項）
1．下列關於電解質的判斷中，正確的是
A．在熔融狀態下能導電的物質
B．在熔融或溶解狀態下能導電的物質
C．在熔融或溶解狀態下能導電的化合物
D．在熔融和溶液的狀態下都能導電的化合物
2．下列物質中，屬於非電解質但溶於水後生成物屬於電解質的物質是
A．金屬鈉
B．液氯
C．三氧化硫
D．乙醇
3．下列物質屬於強電解質的是
A、磷酸
B、蔗糖
C、醋酸
D、硫酸鋇
4．下列物質中含有自由移動的Cl離子的是
A、KClO3溶液
B、MgCl2溶液
C、液態HClD、NaCl晶體
5．下列物質中全部都是弱電解質的是
A．CH3COOH、C2H5OH、NH3·H2O
B．HCl、KOH、NaHCO3
C．CH3COOH、H2O、NH3·H2O
D．BaSO4、CaCO3、HNO3
6．下列各項中的物質能導電且屬於電解質的是
A．固態氫氧化鈉
B、液態氯化鎂
C、氯化鈉溶液
D、鎂
7．把各組中的氣體通入溶液中，溶液導電能力顯著增強的是
A．CO2氣體通入NaOH溶液中
B．CO2氣體通入澄清石灰水中
C．NH3通入CH3COOH溶液中
D．NH3通入鹽酸中
8．下列敍述正確的是
A．固體氯化鈉不導電，所以氯化鈉是非電解質
B．銅絲能導電，所以銅是電解質
C．氯化氫水溶液能導電，所以氯化氫是電解質
D．三氧化硫溶液能導電，所以三氧化硫是電解質
9．下列屬於強電解質的是
①NaOH②NH3·H2O③AgCl④醋酸⑤NaHCO3
A．①②⑤B．①③④C．②③④D．①③⑤
10．下列敍述中能説明某物質是弱電解質的是
A．熔化時不導電
B．水溶液的導電能力很弱
C．溶液中已電離的離子與未電離的分子共存
D．不是離子化合物是極性共價化合物
一、指導思想與理論依據
“離子反應”的相關內容屬於化學基本概念範疇。在進行本節課教學設計時，將曾經的“注重以化學知識獲得為核心”這一教學思路，修改為“以學生認識素養髮展為核心”這樣的教學，注重化學知識認知功能的實現。關注認識發展的教學也注重對具體性知識的學習和思考，但最終目的是把具體知識作為載體和工具，來幫助學生化學認識的建構和形成。
在這一思路下，除了關注“離子反應的發生條件”、“離子方程式的書寫方法”等具體知識的落實，還要同樣關注“離子反應”這一內容對於學生從微粒及其相互作用的角度更加本質的`認識溶液中的化學反應的促進作用，讓學生能夠從微觀角度認識在溶液中發生的化學反應，初步建立起研究水溶液系統的思路方法。
二、教材分析與處理
教學內容分析：本節課是《化學必修1》（人教版）第二章《化學物質及其變化》第二節《離子反應》教學內容。離子反應是高中化學重要基礎內容之一，中學化學學習的許多化學反應都是離子反應，理解離子反應實質和規律，對水溶液中的化學反應的研究具有實際意義。從整個中學化學教學內容來看，要學習許多重要的元素及其化合物的知識，凡涉及到溶液中的反應的一般都是離子反應，只有讓學生掌握離子反應的基本概念，才能加深對這些反應實質的理解；同時離子反應理論，還是進行辯證唯物主義教育的好題材，通過認真引導使學生逐步理解離子反應規律在物質世界中的體現，幫助學生用正確的觀點和方法學習化學知識。本節課在教材中起到承上啟下的作用。離子反應不僅是學生認識化學反應實質的完善和鞏固，也對學生後續的學習（特別是水溶液中的化學反應）打下了重要的理論基礎。本節課將承擔的主要教學功能之一即是對學生“分類觀”的完善以及“微粒觀”（“離子觀”）的建構。
三、學情分析
學生情況分析：一方面，學生剛剛經過會考複習，對於常見酸、鹼、鹽溶液間的複分解反應非常熟悉，為本節課的學習奠定了良好的知識基礎。另一方面，通過課前測查發現，“原子”、“離子”、“分子”等概念對於大多數學生而言僅僅是一個名詞，學生們還沒有意識可以從微粒的角度認識物質、認識物質間的反應，因此，“微粒觀”的建構將成為本節課學生學習的重點、難點之一。
四、本節課教學目標設計
知識與技能：
1、瞭解電離的過程，知道酸、鹼、鹽在溶液中能發生電離；
2、理解電解質和非電解質的概念；會書寫電離方程式；
3、培養學生通過實驗現象分析、探究化學反應實質的能力。
過程與方法：
1、通過對比實驗“幾組物質的導電實驗”，初步學會形成概念的分析方法。
2、引導學生自主學習，通過獨立思考探究酸、鹼、鹽的定義。
3、通過對酸、鹼、鹽電離情況的分析，培養學生歸納、概括能力，訓練學生的科學方法。
情感態度與價值觀：
1、通過實驗發展學生學習化學的興趣和情感；體驗科學探究的艱辛和喜悦；
2、培養學生嚴謹求實、勇於探索的科學態度；
3、通過離子反應的學習，體會科學研究的一般方法和過程。認識物質世界的普遍規律關係。初步形成理論聯繫實際、實踐檢驗真知的學習觀以及反思評價的學習方式。
【重點】
1、電解質和非電解質概念。
2、電離的概念，電離方程式的書寫。
【難點】電解質的電離過程的理解。
五、教學準備
1、實驗儀器：學生電源、微型導電性實驗裝置、導線。
2、實驗藥品：氯化鈉固體、氯化鈉水溶液、硝酸鉀溶液、NaOH溶液、稀硫酸、蔗糖溶液、酒精溶液。
六、教學基本思路
本節課主要讓學生分組做溶液導電性的實驗，然後通過分析實驗現象順利地引出電解質和非電解質的概念。再思考電解質溶液為什麼導電，以氯化鈉在水中的溶解和電離為例，引出NaCl電離方程式的書寫，以及HCl、H2SO4、HNO3三種酸的電離方程式，從電離的角度得出酸的定義。最後安排思考與交流活動，引導學生從電離的角度概括出鹼和鹽的本質。
七、教學方法
實驗探究、觀察比較、分組討論交流、比較歸納、分析講解、講練結合等
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