新教材高一化學必修件離子反應匯報人：XX2024-01-13XXREPORTING2023WORKSUMMARY目錄CATALOGUE離子反應基本概念與分類電解質溶液導電性原理酸堿鹽在水溶液中電離平衡氧化還原反應與離子反應關系沉淀溶解平衡和溶度積常數(shù)應用實驗探究：離子檢驗和鑒別方法XXPART01離子反應基本概念與分類有離子參加或生成的化學反應稱為離子反應。離子反應定義離子反應的本質是某些離子濃度發(fā)生改變，具有反應速率快、條件靈活、形式多樣等特點。離子反應特點離子反應定義及特點拆分原則在離子方程式中，強電解質（易溶的強酸、強堿、鹽）拆寫成離子形式；弱電解質（弱酸、弱堿）、氧化物、單質、氣體等仍用化學式表示?？陀^事實原則離子方程式必須符合客觀事實，不能臆造事實上不存在的物質和化學反應。質量守恒原則化學反應前后，元素的種類和原子的個數(shù)必須守恒。電荷守恒原則在離子方程式中，反應物之間或生成物之間電荷總數(shù)應相等，即電荷守恒。離子方程式書寫規(guī)則例：AgNO3+KCl=AgCl↓+KNO3，實質是AgCl-=AgCl↓。復分解型離子反應例：AgNO3+NH3·H2O=[Ag(NH3)2]OH+HNO3，實質是Ag2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]2H2O。配合型離子反應例：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2，實質是2Fe3Cu=2Fe2Cu2+。氧化還原型離子反應例：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑，實質是Al33S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑。雙水解型離子反應離子反應類型及舉例PART02電解質溶液導電性原理在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。電解質在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物，如蔗糖、乙醇等。非電解質電解質與非電解質概念通過測量溶液的電阻或電導來判斷其導電性能。實驗原理實驗步驟實驗結論配制不同濃度的電解質溶液，分別測量其電阻或電導，記錄數(shù)據并分析結果。電解質溶液的導電性能與溶液中自由移動的離子濃度和電荷有關。030201溶液導電性實驗探究離子濃度離子電荷溫度溶劑性質影響溶液導電性因素分析01020304溶液中離子濃度越高，導電性能越好。離子所帶電荷越多，導電性能越好。溫度升高，離子運動速度加快，導電性能增強。不同溶劑對離子的溶解度和電離程度不同，從而影響溶液的導電性能。PART03酸堿鹽在水溶液中電離平衡

酸堿鹽電離方程式書寫強電解質電離方程式強電解質在水溶液中完全電離，書寫時用等號連接，如HCl=H++Cl-。弱電解質電離方程式弱電解質在水溶液中部分電離，書寫時用可逆符號連接，如CH3COOH?H++CH3COO-。多元弱酸分步電離多元弱酸在水溶液中分步電離，以第一步為主，書寫時按步驟寫出每一步的電離方程式，如H2CO3?H++HCO3-，HCO3-?H++CO32-。溫度對電離平衡的影響01升高溫度，促進弱電解質電離，平衡向正反應方向移動；降低溫度，抑制弱電解質電離，平衡向逆反應方向移動。濃度對電離平衡的影響02增大弱電解質濃度，平衡向正反應方向移動，但弱電解質的電離程度減??；減小弱電解質濃度，平衡向逆反應方向移動，但弱電解質的電離程度增大。同離子效應對電離平衡的影響03在弱電解質溶液中加入與該弱電解質具有相同離子的強電解質，使弱電解質的電離平衡向逆反應方向移動，弱電解質的電離程度減小。弱電解質電離平衡移動原理先計算溶液中c(H+)或c(OH-)，再根據pH=-lgc(H+)或pOH=-lgc(OH-)計算。強酸、強堿溶液pH計算由于弱酸、弱堿在水溶液中部分電離，因此需要先判斷其電離程度，再計算溶液中c(H+)或c(OH-)，最后根據pH=-lgc(H+)或pOH=-lgc(OH-)計算。弱酸、弱堿溶液pH計算先判斷酸堿混合后溶液的酸堿性，再根據酸堿反應的定量關系計算溶液中c(H+)或c(OH-)，最后根據pH=-lgc(H+)或pOH=-lgc(OH-)計算。酸堿混合溶液pH計算酸堿鹽溶液pH值計算方法PART04氧化還原反應與離子反應關系氧化劑與還原劑：氧化劑是得到電子（或電子對偏向）的物質，在反應時，所含元素的化合價降低；還原劑是失去電子（或電子對偏離）的物質，在反應時，所含元素的化合價升高。氧化還原反應的本質：電子的轉移（包括電子的得失或電子對的偏移）。氧化還原反應的特征：有元素化合價的變化。氧化還原反應基本概念寫、拆、刪、查。書寫步驟注意電荷守恒、質量守恒、電子得失守恒。書寫要點先判斷氧化劑、還原劑，再確定氧化產物、還原產物，最后根據化合價升降總數(shù)相等配平。書寫技巧氧化還原反應中離子方程式書寫氧化還原反應在日常生活和工業(yè)生產中應用金屬的冶煉利用氧化還原反應原理，將金屬從其化合物中還原出來。例如，高爐煉鐵、電解熔融氧化鋁制鋁等。有機合成利用氧化還原反應原理，合成有機化合物。例如，乙烯氧化制乙醛、乙醛氧化制乙酸等。電池的制造利用氧化還原反應原理，將化學能轉化為電能。例如，干電池、蓄電池等。環(huán)境治理利用氧化還原反應原理，處理污水和廢氣。例如，酸性廢水中加入堿性物質中和、汽車尾氣中的氮氧化物用催化劑轉化為無害氣體等。PART05沉淀溶解平衡和溶度積常數(shù)應用在一定條件下，難溶電解質的溶解速率等于其析出速率，形成動態(tài)平衡狀態(tài)，此時溶液中的離子濃度保持恒定。溫度、溶液pH值、同離子效應、鹽效應等均可影響沉淀溶解平衡。沉淀溶解平衡原理及影響因素影響因素沉淀溶解平衡原理溶度積常數(shù)表達式對于難溶電解質AmBn，其溶度積常數(shù)Ksp可表示為[c(An+)]m[c(Bm-)]n，其中c表示離子濃度，m、n為化學計量數(shù)。意義溶度積常數(shù)反映了難溶電解質在溶液中的溶解能力，Ksp越大，溶解度越大。同時，Ksp也是判斷沉淀生成和溶解條件的重要依據。溶度積常數(shù)表達式和意義沉淀生成條件當Qc（離子積）>Ksp時，溶液中將有沉淀生成；當Qc=Ksp時，溶液處于沉淀溶解平衡狀態(tài)；當Qc<Ksp時，溶液無沉淀生成。沉淀溶解條件通過改變溶液條件（如pH值、溫度等）或加入某種試劑（如絡合劑、氧化劑等），可使沉淀溶解。此時，溶液中離子濃度發(fā)生變化，需要重新建立沉淀溶解平衡。利用溶度積常數(shù)判斷沉淀生成和溶解條件PART06實驗探究：離子檢驗和鑒別方法氫離子（H?）鈉離子（Na?）鉀離子（K?）鐵離子（Fe3?）常見陽離子檢驗方法總結采用酸堿指示劑如酚酞、甲基橙等進行檢測，若指示劑變色，則說明存在氫離子。同樣采用焰色反應，透過藍色鈷玻璃觀察火焰，若呈現(xiàn)紫色，則證明存在鉀離子。利用焰色反應，若火焰呈現(xiàn)黃色，則證明存在鈉離子。加入硫氰化鉀溶液，若出現(xiàn)血紅色，則證明存在鐵離子。硫酸根離子（SO?2?）加入氯化鋇溶液和稀鹽酸，若出現(xiàn)白色沉淀且不溶于稀鹽酸，則證明存在硫酸根離子。碳酸根離子（CO?2?）加入氯化鈣溶液和稀鹽酸，若出現(xiàn)白色沉淀且產生氣泡，則證明存在碳酸根離子。氯離子（Cl?）加入硝酸銀溶液和稀硝酸，若出現(xiàn)白色沉淀且不溶于稀硝酸，則證明存在氯離子。常見陰離子檢驗方法總結0102觀察溶液顏色若溶液有顏色，則可能含有銅離子（Cu2?）、鐵離子（Fe3?）等有色離子。焰色反應利用焰色反應鑒別鈉離子（Na?）、鉀離子（K?）等。酸堿指示劑采用酸堿指示劑檢測氫離子（H?）或氫氧根離子（OH?）的存在。沉淀反應通過加入特定試劑，觀察沉淀的生成來判斷離子的存在。例如，加