离子反应
离子反应的概念
离子反应的概念在反应中有离子参加或有离子生成的反应称为离子反应。
在中学阶段仅限于在溶液中进行的反应，可以说离子反应是指在水溶液中有电解质参加的一类反应。
因为电解质在水溶液里发生的反应，其实质是该电解质电离出的离子在水溶液中的反应。
离子反应的特点离子反应的反应速率快，相应离子间的反应不受其它离子的干扰。
离子反应的类型复分解反应在溶液中酸、碱、盐之间互相交换离子的反应，一般为非氧化还原反应。
有离子参加的氧化还原反应①置换反应的离子反应金属单质与金属阳离子之间的置换反应，如Fe与CuSO4溶液的反应，实际上是Fe与Cu之间的置换反应。
非金属单质与非金属阴离子之间的置换反应，如Cl2与NaBr溶液的反应，实际上是Cl2与Br之间的置换反应。
②其它一些有离子参加的氧化还原反应如MnO2与浓HCl反应制取Cl2；Cu与FeCl3溶液反应生成FeCl2、CuCl2；Cl2与NaOH溶液反应生成NaCl、NaClO和水等。
这些离子反应发生的条件是：比较强的氧化剂和较强的还原剂反应，生成氧化性较弱的氧化产物和还原性较弱的还原产物。
因此掌握一些常见离子的氧化性或还原性的相对强弱，是判断这一类离子反应能否发生的重要依据。
络合反应型例如：Ag+2NH3→[Ag(NH3)2]离子反应本质：反应物的某些离子浓度减少。
离子反应发生条件①生成难溶的物质。
如生成BaSO4、AgCl、CaCO3等。
②生成难电离的物质。
如生成CH3COOH、H2O、NH3•H2O、HClO等。
③生成挥发性物质。
如生成CO2、SO2、H2S等。
只要具备上述三个条件中的一个，离子互换反应即可发生。
这是由于溶液中离子间相互作用生成难溶实验物质、难电离物质、易挥发物质时，都可使溶液中某几种、自由移动离子浓度减小的缘故。
若不能使某几种自由移动离子浓度减小时，则该离子反应不能发生。
如KNO3溶液与NaCl溶液混合后，因无难溶物质、难电离物质、易挥发物质生成，Na、Cl、K、NO3浓度都不减少，四种离子共存于溶液中，故不能发生离子反应。
离子反应的概念和举例分析
离子反应的概念和举例分析
离子反应是指发生在溶液中或在固体和溶液之间的化学反应，其中发生了离子之间的相互作用。
离子反应可以分为两种类型：析出反应和酸碱反应。
析出反应是指在溶液中，两种离子相互结合形成沉淀或析出物的反应。
例如，下面是铁(III)离子与氢氧化钠溶液发生的析出反应：
Fe³⁺(aq) + 3OH⁻(aq) →Fe(OH)₃(s)
在这个反应中，铁(III)离子与氢氧化物离子结合形成铁(III)氢氧化物沉淀。
酸碱反应是指酸和碱之间的反应，产生水和盐（离子化合物）。
例如，下面是硫酸和钠氢氧化物溶液发生的酸碱反应：
H₂SO₄(aq) + 2NaOH(aq) →Na₂SO₄(aq) + 2H₂O(l)
在这个反应中，硫酸和钠氢氧化物反应生成钠硫酸盐和水。
除了这两种类型的离子反应，其他类型的离子反应还包括配位反应、置换反应和氧化还原反应等等。
离子反应在生物化学、环境化学和工业化学等许多领域都有
重要应用。
《离子反应》教学设计教案
人教版必修1 第二章第二节《离子反应》教学设计赖清萍一、设计思想本节课的主要内容是在上一节课学习了酸、碱、盐在水溶液中的电离的基础上，已经对电解质的概念、电离方程式的书写有了初步的认识，结合初中化学所学的电解质在溶液里所起的复分解反应的本质的研究，以学生“了解离子反应的概念”、“理解电解质在溶液中反应的本质与复分解反应类型离子反应发生的条件”、“学会书写一般的离子方程式”为主要教学目的。
这堂课从学生已有的知识经验出发，过渡引出新知识，可以使知识处于学生的最近发展区，有利于新知识的顺利建构。
通过教师演示实验并由学生观察分析实验现象，对离子反应条件实质有感性的认识。
通过学生的练习和启发归纳和小结，从而突出重点,突破难点,最终初步掌握离子反应发生的条件以及离子方程式的书写。
二、教材分析本节课在学习了酸、碱、盐在水溶液中的电离的基础上，了解离子反应的概念以及学习如何书写离子方程式。
前一节内容的学习有助于学生理解电解质和是离的初步知识，在此基础上通过实验1、向盛有2ml硫本酸钠溶液的试管里加入2ml稀氯化钾溶液；2、向盛有2ml硫酸钠溶液的试管里加入2ml氯化钡溶液；3、向盛有2ml硫酸铜溶液的试管里加入2ml氢氧化钠溶液；4、向盛有2ml氢氧化钠的试管里滴入几滴酚酞溶液，再滴管向试管里慢慢滴入稀盐酸，至溶液恰好变色为止。
5、向盛有2ml碳酸钠溶液的试管里加入2ml稀盐酸等5个实验引导学生来归纳总结分析这些实验，得出离子反应的概念、离子反应发生的条件以及离子方程式的定义。
教材采用实验方法进行科学的探索，使学生进一步了解科学探索的意义，学习科学探究的意义，学习科学探究的基本方法，提高科学探究的能力，激发学生学习化学的兴趣。
三、学情分析学生刚刚进入高一学习，虽然有一定的归纳总结的能力，但分析的能力还不强。
并且学生自主学习能力还不强，乐于机械的接受，为了避免这种情况，使学生的积极性，主动性得到发挥，我采用实验、启发、讨论、对比、归纳相结合的方式，使学生确实成为教学的主体，引导学生自主学习、探究学习。
高中化学中常见的离子反应有哪些
高中化学中常见的离子反应有哪些在高中化学的学习中，离子反应是一个非常重要的概念，它贯穿于整个化学课程的多个方面。
离子反应不仅在理论知识中占据重要地位，对于解决实际的化学问题和理解化学反应的本质也具有关键作用。
那么，高中化学中常见的离子反应都有哪些呢？让我们一起来探讨一下。
首先，酸碱中和反应是最为常见和基础的离子反应之一。
例如，盐酸（HCl）和氢氧化钠（NaOH）的反应：HCl ＋ NaOH ＝ NaCl ＋H₂O，其离子方程式可以表示为 H⁺＋ OH⁻＝ H₂O 。
在这个反应中，氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）结合生成了水分子。
再比如硫酸（H₂SO₄）和氢氧化钡（Ba(OH)₂）的反应：H₂SO₄＋ Ba(OH)₂＝ BaSO₄↓ ＋ 2H₂O 。
对应的离子方程式为 2H⁺＋SO₄²⁻＋ Ba²⁺＋ 2OH⁻＝ BaSO₄↓ ＋ 2H₂O 。
这个反应中，不仅有氢离子和氢氧根离子的中和，还有硫酸根离子（SO₄²⁻）和钡离子（Ba²⁺）结合生成硫酸钡沉淀。
沉淀反应也是常见的离子反应类型。
比如硫酸铜（CuSO₄）溶液和氢氧化钠（NaOH）溶液的反应：CuSO₄＋ 2NaOH ＝ Cu(OH)₂↓ ＋Na₂SO₄，离子方程式为 Cu²⁺＋ 2OH⁻＝ Cu(OH)₂↓ ，生成了蓝色的氢氧化铜沉淀。
还有氯化钡（BaCl₂）溶液和硫酸钠（Na₂SO₄）溶液的反应：BaCl₂＋ Na₂SO₄＝ BaSO₄↓ ＋ 2NaCl ，离子方程式为 Ba²⁺＋SO₄²⁻＝ BaSO₄↓ ，产生了白色的硫酸钡沉淀。
氧化还原反应中也存在离子反应。
例如，铁（Fe）与硫酸铜（CuSO₄）溶液的反应：Fe ＋ CuSO₄＝ FeSO₄＋ Cu ，离子方程式为 Fe ＋ Cu²⁺＝ Fe²⁺＋ Cu ，铁原子失去电子变成亚铁离子（Fe²⁺），铜离子（Cu²⁺）得到电子变成铜原子。
离子反应的发生条件
离子反应的发生条件离子反应的发生条件离子反应是指化学反应中的一种反应类型，是通过正负离子之间的相互作用来完成化学反应的。
离子反应的发生是受到许多因素的影响的，以下将逐步详细介绍：第一，化学成分在离子反应中，通常需要存在可离解的离子或离子化合物，才能使其发生。
对于离子化合物，一旦溶解时，即会预先脱离离子。
而对于不易溶于水，就需要外加其他溶剂或反应条件，使之溶解或形成一个特定的离子化合物，才能进行离子反应。
第二，溶液的浓度在反应前，需要考虑溶液中离子的浓度，只有当浓度达到一定水平时，才能促进离子之间的相互作用。
但是，过高的浓度会导致离子之间的大量静电相互吸引，使离子化合物杂乱无章，而无法发生反应。
第三，反应温度反应温度对离子反应有明显影响。
当温度升高时，原子和分子之间的碰撞频率会增加，活动性也会增加，可以使离子反应更容易发生。
对于有些离子反应，需要在数据情况下加热才能够引发反应。
第四，反应时间反应时间是离子反应发生的重要因素。
例如，化学实验中，加入化合物时，需要允许一定的反应时间，使其中的离子与其他形成物相互作用。
通常情况下，化学反应需要一定的时间来达到最佳效果，所以在进行反应之前需要考虑时间的问题。
第五，光线光线也可以影响离子化学反应的发生。
光线的频率和能量可以加速化学反应，通过更精细和精确光学设计，人们可以实现光控反应等设计。
综上所述，离子反应发生的条件非常复杂，涉及到许多方面，例如化学成分，溶液浓度，反应温度，反应时间和光线等。
只有在这些条件符合的情况下，反应才能顺利进行。
因此，想要顺利进行离子反应，需要在以上因素的基础上完整地考虑其他因素，以获得最佳实验结果。
离子反应-教学反思
《离子反应》教学反思《离子反应》第一课时是学生认识离子反应和离子方程式的起始课。
从教材的体系看，它是初中学习溶液导电性实验、酸碱盐电离知识的延续和深化，又是学习电解质溶液理论知识的基础，所以从体系看起承上启下的作用。
学好这一内容，能揭示溶液中化学反应的本质。
既巩固了初中学过的电离初步知识，又为选修四电解质溶液的学习奠定了一定的基础，并且还为正确而又熟练地书写离子方程式打下坚实的基础。
本节课理论性较强要上得有自己的特色这着实让我苦想了很久。
在经过多次修改终于确定了要将这节课设计为以学生为主体的实验探究式新课。
由于没有现象特别明显又适合于课堂上的演示实验我进行了实验创新，设计“音乐卡”探究物质是否能导电的实验，在课堂上，学生们被这个实验深深吸引，随着我步步引入，学生们对电解质概念的得出和外延内涵的解读，判断常见物质是否属于电解质的几个注意点，以及如何从电离角度归纳酸、碱、盐的概念等等，都达到预期目标。
从整节课的教学过程来看，它重在探究、重实践。
在实验探究中，不仅激发学生学习兴趣获得知识，更能启迪学生思维、培养科学精神和创新能力。
在实践中学会交流，学会合作，并意识到合作是学习的有效途径，培养集体意识，很好实现化学教学的情感目标，从整体教学效果来看，学生对知识点的掌握是相当不错的，电解质和非电解质、电离的概念及电离方程式的书写，学生都能轻松、愉快地掌握并应用。
同时，通过实践——认识——再实践的亲身体验的学习过程，加深了对知识的理解。
其中创设的几处情景都比较恰当，设计的也问题具有层次性，这些问题的结论都是学生通过独立思考或同学间交流研讨得出，当一个个答案在学生相互补充过程中逐渐完善时，学生的积极性更高了。
我觉得要上好一节课关键是遵循新课标的理念。
新课标理念是重在培养学生自主学习的能力和兴趣。
这节课的教学安排就是以学生为主体，满足高一学生探索及发现的需求，让学生通过自主、合作、探究的学习，融入到课堂中来。
同时，充分利用学生对化学实验的兴趣，以实验探究贯穿整个教学过程。
离子反应顺序口诀
编号：________________ 离子反应顺序口诀离子反应顺序口诀离子反应的本质是某些离子浓度发生改变。
常见离子反应多在水溶液中进行。
有离子参加的化学反应。
根据反应原理，离子反应可分为复分解、盐类水解、氧化还原、络合4个类型。
离子反应的先后顺序确定方法1. 在氧化还原反应中，多种氧化剂遇到一种还原剂，或者多种还原剂遇到一种氧化剂，根据强者优先的原则予以确定反应先后。
2. 根据反应后生成物的稳定程度来判断，生成物越稳定的离子优先反应。
3. 根据反应后生成物的溶解度来判断，生成物溶解度越小的离子优先反应。
4. 根据反应后生成物的电离程度来判断，生成物电离程度越小的离子优先反应。
离子反应的顺序有何规律复分解型离子反应的先后原则为:生成的电解质越弱越优先反应，同理，生成的沉淀溶解度越小，越优先反应，但有时也要考虑离子共存(例如双水解)的影响。
阳离子氧化性:Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 阴离子还原性:S2+>I->SO32->Br->Cl->OH->含氧酸根其实这些都是高中强行规定的，实际反应要参照概率因素和速率因素共同得到的整体效应结果离子反应类型有哪些复分解反应在溶液中酸、碱、盐之间互相交换离子的反应，一般为非氧化还原反应。
离子反应器这类离子反应发生的条件与复分解反应的条件一致，分三种情况：（1）生成难溶的物质（2）生成难电离的物质①常见的难电离的物质②反应规律：由强酸制弱酸，由强碱制弱碱。
如：盐酸+Ca(ClO)2溶液H++ClO－=HClO稀醋酸+苯酚钠溶液CH3COOH+C6H5O－=CH3COO－+C6H5OHNH4Cl溶液+NaOH溶液NH4++OH－=NH3·H2O（3）生成挥发性物质①常见的挥发性物质有：SO2、CO2、NH3、H2S等。
高中化学离子反应知识点归纳
高中化学离子反应知识点归纳高中化学是理科中的一门重要课程，其中化学反应作为其中的关键内容之一。
离子反应作为高中化学反应中的一个重要方面，是学生必须掌握的知识点之一。
离子反应是指化学反应中涉及到离子的化学反应，即在化学反应中，生成物或反应物中发生了离子的变化，用化学方程式表示。
本文将对高中化学离子反应知识点进行一些归纳和总结。
一、离子反应的定义离子反应是指化学反应中涉及到离子的化学反应，即在化学反应中，生成物或反应物中发生了离子的变化，用化学方程式表示。
离子反应根据电荷变化程度不同，可以分为单质离子反应、中和反应、还原-氧化反应等不同类型。
二、离子反应的基本原理离子反应是通过离子之间的电荷作用而完成的。
在离子反应中，正离子和负离子之间通过电子交换实现了化学反应。
正离子会向带有电子的负离子借电子，而负离子则会给带有空电子的正离子一个电子，这两个离子之间就建立起了化学键。
三、离子反应的分类1.单质离子反应：是指离子间发生化学反应，使之直接变成元素状态的反应。
2.还原-氧化反应：是指一种化合物中的还原剂和氧化剂相互作用，产生氧化还原反应。
3.中和反应：是指酸和碱之间发生化学反应，产生中和产物水和盐的反应。
四、离子反应的表示方法离子反应需要以离子的形式表示，如Na+、OH-，常用括号“（）”表示离子，化学方程式中添加一个足够表示出离子状态的符号。
形式上，化合物写为离子对的形式；在水溶液中，常用“aq”(水)表示为参与反应的离子和分子状态。
五、离子反应的常见例子和化学方程式1.单质离子反应的例子：氧气化合氢离子生成水O2+ 4H+ + 4e- → 2H2O氢氧离子分解生成氧气和水2HO- → O2 + H2O + 4e-2.还原-氧化反应的例子：氢氧化钠和盐酸反应产生氯化钠和水NaOH + HCl → NaCl + H2O硫酸与铜反应，产生二氧化硫，氧气和铜硫酸2H2SO4 + Cu → SO2 + O2 + CuSO4 + 2H2O3.中和反应的例子：氢氧化钠和硫酸反应形成盐和水NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O氢氧化钠和盐酸反应生成氯化钠和水NaOH + HCl → NaCl + H2O六、离子反应的应用离子反应的应用非常广泛，可以用于研究化学反应机理、研究离子溶液中离子性物质等。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结1. 离子反应的定义离子反应是指在溶液中，离子之间发生化学反应，形成新的化合物或沉淀的过程。
这类反应通常伴随着能量的释放，如热量、光量等。
2. 离子反应的类型离子反应主要分为以下几种类型：A. 双置换反应：两种化合物的阳离子和阴离子互相交换，形成新的化合物。
B. 单置换反应：一种单质与化合物反应，置换出其中的阳离子或阴离子，形成新的单质和化合物。
C. 沉淀反应：溶液中的离子结合形成不溶于水的固体物质，即沉淀。
D. 氧化还原反应：涉及电子转移的离子反应，一种物质失去电子（氧化），另一种物质获得电子（还原）。
3. 离子反应的条件A. 反应活性：参与反应的离子必须具有一定的化学活性。
B. 反应动力学：反应速率必须足够快，以便于观察到反应的发生。
C. 反应平衡：离子反应可能达到平衡状态，此时正向反应和反向反应的速率相等。
4. 离子反应的表示方法A. 离子方程式：用化学符号表示离子反应的方程式，只包含参与反应的离子。
B. 净离子方程式：只显示实际参与反应的离子，忽略那些在反应前后不发生变化的离子。
5. 离子反应的应用A. 化学分析：通过离子反应可以定性或定量地分析溶液中的物质。
B. 工业生产：许多化工产品是通过离子反应合成的。
C. 环境科学：离子反应在水处理、废物处理等领域有广泛应用。
6. 离子反应的影响因素A. 浓度：溶液中离子的浓度会影响反应速率和平衡。
B. 温度：温度的升高通常会增加反应速率，可能改变反应平衡。
C. 催化剂：某些物质可以加速离子反应的速率，而不被消耗。
7. 离子反应的实验观察A. 颜色变化：某些离子反应会导致溶液颜色的变化。
B. 气体产生：一些离子反应会产生气体，如氢气、二氧化碳等。
C. 沉淀形成：通过观察是否有固体沉淀的形成，可以判断是否发生了离子反应。
8. 离子反应的计算A. 摩尔浓度：通过计算溶液中离子的摩尔浓度，可以预测反应的限度。
B. 反应定量：通过已知的反应物的量，可以计算出生成物的量。
高一化学《离子反应》知识点归纳总结+典例解析
离子反应【学习目标】1．了解电解质的概念||，了解酸、碱、盐在水溶液中的电离||。
2．了解离子反应的概念||，了解离子反应发生的条件||，并会判断离子在溶液中能否大量共存||。
3．能运用书写规则书写常见反应的离子方程式；或结合具体反应对所给离子方程式进行正误判断||。
【要点梳理】要点一、电解质与非电解质（1）电解质、非电解质均应是化合物||。
金属属于单质||，故既不是电解质||，也不是非电解质||。
（2）电解质导电必须有外界条件：水溶液或熔融状态||。
（3）电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物；CO2、SO2、SO3、NH3溶于水后也导电||，却是与水反应生成新物质后电离而导电的||，不是本身电离导电的||，故属于非电解质||。
（4）能导电的物质并不一定是电解质||，如铜、铝、石墨能导电||，但因其为单质||，故不属于电解质（也不属于非电解质）；食盐水能导电||，但其为混合物||，不属于电解质||。
溶于水不能导电的物质可能是电解质||，如BaSO4难溶于水||，但其溶于水的部分是完全电离的||，属于电解质||。
要点二、强电解质与弱电解质1同点电离过程不可逆过程可逆过程||，存在电离平衡表示方法电离方程式用“==”电离方程式用“”溶液中溶质微粒只有水合离子水合离子||，弱电解质分子实例强酸：HCl、HNO3、H2SO4HBr、HI、HClO4等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2绝大多数盐： BaSO4、AgCl、CaCO3弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、CH3COOH等||。
弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3等不溶性碱水：H2O电解质的强弱是以电离的程度来区分的||，与物质的溶解度、溶液的导电能力没有必然联系||。
①BaSO4、CaCO3等虽然在水中溶解度很小||，溶液的导电性很差||，但是由于都是离子化合物||，溶于水的部分是全部电离的||，是强电解质||。
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广东韩山师范学院 王丽莉
第一课时 酸、碱、盐在水溶液中的电离
一、
教材分析
本节是学生认识离子反应和离子方程式的起始课。从教材的体系看，它是初中学习溶液导电性实验、酸碱盐电离知识的延续和深化，又是学习电解质溶液理论知识的基础，起承上启下的作用。学好这一内容，不仅巩固了初中学过的电离初步知识，又为后面电解质在溶液中的反应实质、选修四电解质溶液的学习奠定了一定的基础。
二、教学目标 1、知识与技能： （1）了解电解质的含义，并能够分辨电解质、非电解质。 （2）了解电解质导电的原因，会书写电离方程式。 （3）从电离角度认识酸、碱、盐。 2、过程与方法： （1）通过类比，理解电解质和非电解质的区别。 （2）通过类比分析，从电离角度得出酸、碱、盐的概念。 3、情感态度与价值观：通过概念的学习，培养严谨的科学态度。 三、教学的重难点 1、重点：电离及电解质的概念、电离方程式的书写。 2、难点：电解质、非电解质的判断。 四、教学方法 引导探索法、讲授法 五、教学设计 教学程序 教学过程设计 设计意图 复习引入 【复习引入】学习物质的分类这节课时，我们讲过化合物可以分为酸、碱、盐、氧化物，这里的化合物分类标准是依据“化合物的化学性质”但是分类标准不 一样，分类结果也会不相同，那 “化合物”还可以根据其他标准分类吗？ 这节课我们将学习化合物的另一分类。 【板书】第二节 离子反应 【讲述】在初中，学过酸、碱、盐如NaCl、NaOH溶于水可导电。不仅如此，NaCl、NaOH晶体加热到熔化（称为熔融状态）同样也可以导电，我们把这种在水溶液或熔融状态下可导电的化合物称为电解质。 【板书】电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。 【分析】由定义可以知道，电解质的前提是化合物，只要不是化合物，那么该物质肯定不是电解质，“或”表示只要满足其中一个条件导电即可。 【习题】判断哪些是电解质？ ①铜②盐酸③HCl④固体NaCl⑤BaSO4⑥Na2O⑦H2O⑧C2H5OH 【总结】根据上题总结常见的电解质有酸、碱、盐，活泼金属氧化物（Na2O、CaO））和水。 【过渡】上题中C2H5OH虽然是化合物，但是它在水溶液中不导电，熔融状态下也不导电，我们称为“非电解质”。 巩固上节课知识，并通过实验激发学生学习化学的兴趣。
让学生学以致用，加强巩固，也为电解质、非电解质的归类作 【板书】非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。
常见非电解质：大部分非金属氧化物（CO2、SO2）、大部分有机物（蔗糖、乙醇等）及NH3。
【讲述】到这里我们就可以解决课前的疑问，可根据在水溶液中或熔融状态下能否导电，将化合物分为“电解质”“非电解质”。
【小黑板展示】根据定义，判断对错？ ① 铁、盐酸溶液能导电，所以它们都是电解质。（×） ②CO2的水溶液能导电，所以CO2是电解质。（×） ③晶体CaO不能导电, 所以它不是电解质。（×） ④BaSO4难溶于水，是非电解质。（×）
铺垫。 对应知识小点： 1、对应① 电解质、非电解质是指化合物。单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。（导电的不一定是电解质）
2、对应② 电解质导电必须是化合物本身能电离出自由移动的离子而导电，不能是发生化学反应生成的物质导电。（例如CO2 SO2、）
3、对应③电解质并不是在所有状态下都能导电 。（电解质不一定可以导电。）
4、对应④ 是否是电解质与溶解度无关（BaSO4）。
问题 探究
【过渡】我们知道电线中的金属可以导电，那金属导电的原因是？ 【回答】金属导电→自由移动的电子，酸、碱、盐水溶液“电离”→自由移动的离子 【过渡】那什么是电离，是不是“通电使其分离”。 【板书】三、电离：电解质离解成自由移动的离子。 条件：溶于水或加热熔化，并非“通电”。 【看图分析】①氯化钠晶体是由带正电荷的Na+和带负电荷的Cl-通过静电作用按一定规律紧密地排列所形成 设疑，加深学生对电离的理解。 的。晶体中的离子（Na+ 和Cl-）不能自由移动，因此晶体不能导电。 ②NaCl溶于水时，由于水分子的作用而减弱了氯化钠晶体中Na+与 Cl-之间的静电作用力，使Na+ 和Cl-逐渐脱离晶体表面并形成了自由移动的水合钠离子和水合氯离子。为了方便，仍用离子符号表示水合离子。 ③同理，熔融状态NaCl由于受热，打破了离子间的静电作用，因此有自由移动的离子。 【副板书】 1、NaCl晶体不能导电：晶体中→离子不能自由移动→不导电 2、NaCl溶液能够导电：水溶液中→离子能自由移动→导电 3、熔融NaCl能够导电：熔融→存在能自由移动的离子→导电 培养学生分析能力。体验解决问题的乐趣。
电 离 【过渡】化学反应可用化学方程式表示，同样电离也可用电离方程式表示，像NaCl电离过程是NaCl= Na++Cl-（强调：质量守恒和电荷守恒） 【板书】电离方程式：用化学式和离子符号表示电离过程的式子。 示范引导写出MgCl2 、Na2SO4的电离方程式。 MgCl2 = Mg2+ + 2Cl-（强调：离子个数应写在离子符合前）
Na2SO4= 2Na+ + SO42-（强调：原子团不可拆，如SO42- CO32- NO3- NH4+ OH-）
【总结归纳】：电离方程式的书写规则： 1、两个守恒：质量守恒和电荷守恒 。 2、原子团不能拆开写。 3、离子的个数用阿拉伯数字写在离子符号的前面。
从电离的角度给酸、碱、盐下定义 【练习】要求学生写出下列三组物质的电离方程式： HCl 、H2SO4 KOH 、Ba(OH)2 BaCl2、K2SO4 【说明】请学生板演电离方程式，台下学生也动手做练习，巡堂。
【思考与交流】从上述书写电离方程式的过程中总结规律，从电离的角度给酸、碱、盐下定义。
【分析归纳】从电离的角度认识酸、碱和盐：
让学生书写酸碱盐的电离方程式，从而自主找出它们的共同点，并给酸、碱、盐下定义。 酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物。{ NaHCO3}
碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。{Cu2（OH）2CO3}
盐：电离时生成金属阳离子(或铵根离子)和酸根阴离子的化合物。NH4Cl
小结归纳 【小结】1、理解电离、电解质和非电解质的概念，知道从另一角度对化合物进行分类；懂得区分电解质与非电解质；了解强弱电解质的分类标准是在水中是否完全电离，而不是导电强弱。 2、从电离角度理解酸、碱、盐的本质； 3、准确书写酸、碱、盐电离方程式。 使学生了解本节课的重点知识。
课后作业 【布置作业】1、完成课后习题1、3、4、8； 2、复习课本P110部分酸、碱和盐的溶解性表。
复习溶解性表，为下次新课做准备。
【板书设计】第二节 离子反应
一、酸、碱、盐在水溶液中的电离 1、电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。 板书设计 （常见：酸、碱、盐，活泼金属氧化物、水） 2、非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物
（常见：大部分非金属氧化物（CO2、SO2）、大部分有机物（蔗糖、乙醇）NH3。）
【知识小点】 ①电解质、非电解质是指化合物。单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。（导电的不一定是电解质）
②电解质导电必须是化合物本身能电离出自由移动的离子而导电，不能是发生化学反应生成的物质导电。（例如CO2 SO2、）
③电解质并不是在所有状态下都能导电 。（电解质不一定可以导电。）
④是否是电解质与溶解度无关（BaSO4）。 3、电离：产生自由移动离子的过程。 电离条件：溶于水、受热熔化。 4、电离方程式：用化学式和离子符号表示电离过程的式子。
电离方程式的书写规则： （1）两个守恒：质量守恒和电荷守恒 。 （2）原子团不能拆开写。 （3）离子的个数用阿拉伯数字写在离子符号的前面。
5、从电离的角度认识酸、碱和盐： 酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物。 碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。
盐：电离时生成金属阳离子(或铵根离子)和酸根阴离子的化合物。