完整電解質(zhì)知識(shí)點(diǎn)匯總,推薦文檔

1、一、電解質(zhì)的電離1酸、堿、鹽的電離(1 )電離的概念：物質(zhì)溶解于水或熔化時(shí)，離解成自由移動(dòng)的離子的過(guò)程稱為電離。 注意：電離的條件是在水的作用下或受熱熔化，絕不能認(rèn)為是通電。(2 )酸、堿、鹽電離時(shí)生成的陽(yáng)離子全部是 H +的化合物稱為酸；電離時(shí)生成的陰離子全部是 0H的化合物稱為堿；電離時(shí)生成的陽(yáng)離子是金屬陽(yáng)離子(或NH4+離子)、陰離子全部是酸根離子的化合物稱為鹽。(3)電離方程式：用離子符號(hào)和化學(xué)式來(lái)表示電解質(zhì)電離的式子。如：H2SO4 = 2H+ SO42； NaOH = Na+ OH； NaHCO3= Na + + HCO 3電離的條件是在水溶液中或融化狀態(tài)下，并不是在通電的條件下。

2、2. 酸、堿、鹽是電解質(zhì)(1) 電解質(zhì)與非電解質(zhì)在水溶液或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物稱為電解質(zhì)；在水溶液和熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物稱為非電解質(zhì)。說(shuō)明： 電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)既不屬于電解質(zhì)，也不屬于非電解質(zhì)。 電離是電解質(zhì)溶液導(dǎo)電的前提。 能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如石墨等；電解質(zhì)本身不一定能導(dǎo)電，如食鹽晶體。 有些化合物的水溶液能導(dǎo)電，但因?yàn)檫@些化合物在水中或熔化狀態(tài)下本身不能電離，故 也不是電解質(zhì).如 SO2、SO3、NH3、CO2等，它們的水溶液都能導(dǎo)電，是因?yàn)楦磻?yīng)生 成了電解質(zhì)，它們本身都不是電解質(zhì)。 電解質(zhì)溶液中，陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)是相等的，

3、故顯電中性，稱電荷守恒。(2) 強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)根據(jù)電解質(zhì)在水溶液里電離能力的大小又可將電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì).能完全電離的電解質(zhì)叫做強(qiáng)電解質(zhì)，如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)鹽， 只能部分電離的電解質(zhì)叫做弱電解質(zhì)，如弱酸、弱堿等。(3) 常見(jiàn)的電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)酸：H2SO4、HCl、HNO3、HCIO4、HBr、HI HCIO 3。強(qiáng)堿；NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。大多數(shù)鹽：NaNO3、NH4CI、MgSO4等 弱電解質(zhì)弱酸：H2CO3、HF、CH3COOH、HCIO、H2SO3、H2S、H3PO4等； 弱堿：NH3 - H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3、 Mg(

4、OH) 2等； 水：H2O二、電離方程式(1) 強(qiáng)電解質(zhì)：用=”女口： H2SO4 =2H+ + SO42BaSO4= Ba2+ + SO42(2) 弱電解質(zhì)：用”女口： HFH+ + FCH 3COOHCH 3COO + H +NH 3?H2ONH4+ + OH （3）多元弱酸和多元弱堿的電離方程式（以第一步為主）HCO3H+ + CO32-HSO3H+ + SO32H2PO42 H+ +HPO42HPO42H2CO3H+ + HCO3H2SO3= H+ + HSO3H3PO4= H+ + H2PO4H+ +PO43Cu(OH) 2Cu2+ + 2OH Al(OH) 3：兩性按兩種方法電離酸

5、式電離：Al(OH) 3 + H2O = Al(OH) 4 + H + 堿式電離：AI(OH) 3Al 3+ + 3OH (4)酸式鹽的電離 強(qiáng)酸的酸式鹽在熔化和溶解條件下的電離方程式不同熔化：NaHSO4=Na+ + HSO 4 溶解：NaHSO4 =Na+ + H+ + SO42 弱酸的酸式鹽受熱易分解，一般沒(méi)有熔化狀態(tài)，在溶解中電離時(shí)強(qiáng)中有弱溶液中：NaHCO3=Na+ + HCO3HCO 3H+ + CO32三、電解質(zhì)在水溶液中的反應(yīng)1電解質(zhì)在水溶液中反應(yīng)的實(shí)質(zhì)（1）離子反應(yīng)：有離子參加的化學(xué)反應(yīng)稱為離子反應(yīng)。如酸、堿、鹽、氧化物之間的復(fù)分 解反應(yīng)、溶液中的置換反應(yīng)等屬于離子反應(yīng)。（2

6、）實(shí)質(zhì)：電解質(zhì)在水溶液中的反應(yīng)實(shí)質(zhì)上都是離子反應(yīng)。（3 ）酸、堿、鹽在溶液中發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件：有難溶性物質(zhì)生成，或有難電離的 物質(zhì)生成，或有易揮發(fā)性物質(zhì)生成。總之，這類反應(yīng)的特點(diǎn)就是向著降低某些離子的濃度或數(shù)目的方向進(jìn)行。2、離子方程式（1）概念：用實(shí)際參加反應(yīng)的離子的符號(hào)來(lái)表示離子反應(yīng)的式子。（2）意義：表示化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)；表示同一類型的離子反應(yīng)。（3） 特征：方程式中出現(xiàn)離子符號(hào)；等號(hào)兩邊電荷總數(shù)相等（即電荷守恒）。（4）離子方程式的書寫方法：方法1： “寫”：寫出反應(yīng)物在水溶液中的電離方程式，明確溶液中存在的微粒。 “斷”：判斷電離出的微粒中哪些能夠生成沉淀、水或氣體。 “寫”：

7、綜合和，寫出離子方程式，并配平 “查”：檢查離子方程式兩邊的原子個(gè)數(shù)是否相等，電荷總數(shù)是否相等。方法2： “寫”：寫出正確的化學(xué)方程式。 “拆”：把易溶且易電離的物質(zhì)拆寫成離子形式，凡是難溶、難電離，以及氣體物質(zhì)均寫 成化學(xué)式。 “刪”：刪去反應(yīng)前后不參加反應(yīng)的離子。 “查”：檢查離子方程式兩邊的原子個(gè)數(shù)是否相等，電荷總數(shù)是否相等。說(shuō)明：此方法的關(guān)鍵是第二步拆，能否可拆取決于該物質(zhì)是否是電解質(zhì)，是否符合電離的條件，是否完全電離，在體系中是否以離子形態(tài)大量存在。離子方程式不僅表示一定物質(zhì)間的某個(gè)反應(yīng)，而且還表示所有同一類的反應(yīng)。例如：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿之間的中和反應(yīng)大都可以表示為：H* + OH = H

8、2O。書寫離子方程式時(shí)要注意：（1）易溶、易電離的物質(zhì)（強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)可溶性鹽）以實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)表示；（2）離子方程式兩邊的原子個(gè)數(shù)、電荷數(shù)均應(yīng)相等。3、幾種重要離子的檢驗(yàn)離子檢驗(yàn)方法H +能使紫色石蕊試液或橙色的甲基橙試液變?yōu)榧t色。Ba2+能使稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液產(chǎn)生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。OH -能使無(wú)色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示劑分別變?yōu)榧t色、藍(lán)色、黃色。Cl-能與硝酸銀反應(yīng)，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸。SO42-能與含Ba2+溶液反應(yīng)，生成白色 BaSO4沉淀，不溶于硝酸。CO32-能與BaCl2溶液反應(yīng)，生成白色的 BaCO3沉淀

9、，該沉淀溶于硝酸（或鹽酸），生成 無(wú)色無(wú)味、能使澄清石灰水變渾濁的CO2氣體。HCO 3-取含HCO3鹽溶液煮沸，放出無(wú)色無(wú)味 CO2氣體，氣體能使澄清石灰水變渾濁。 或向HCO3鹽酸溶液里加入稀 MgSO4溶液，無(wú)現(xiàn)象，加熱煮沸，有白色沉淀 MgCO3 生成，同時(shí)放出 CO2氣體。離子大量共存規(guī)律總結(jié)相關(guān)知識(shí)點(diǎn)：（一）、由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，離子不能大量共存。1、有氣體產(chǎn)生。如 CO32-、S2-、HS- HSO3-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存，主要是由于 CO32-+ 2H+= CO2T + H2O、HS-+ H+= H2Sf。2、有沉淀生成。按照溶解性表，如果兩種離子結(jié)合能形成沉

10、淀的，就不能大量共存。溶解性表，可總結(jié)成這么五句話：鉀（K+）鈉（Na+）硝（NO3-）銨（NH4+）溶，硫酸（SO42-滁鋇（Ba2+）鉛（Pb2+）（不溶），鹽酸（Cl-）除銀（Ag+）亞汞（Hg2 2+）（不溶），其他離子基本與 堿同。女口 Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能與 SO42- CO32-等大量共存主要是由于Ba2+ CO32-=CaCO亂、Ca2+ SO42-= CaSO4 （微溶）；Cu2+、Fe3+等不能與 OH-大量共存也是因?yàn)?Cu2+ + 2OH-= Cu（OH）2j , Fe3+ 3OH-= Fe（OH）3j 等。3、有弱電解質(zhì)生成。如OH-、CH3COO、PO

11、43-、HPO42- H2PO-等與H+不能大量共存，主要是由于 OH-+ H+= H2O、CH3COO十H+= CH3COOH 些酸式弱酸根不能與 OH-大量共 存是因?yàn)?HCO3-+ OH-=CO32-+ H2O、HPO42-+ OH-= PO43-+ H2O、NH4+ OH-=NH3H2O等。4、一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AIO2-、S2- CO32-C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在雙水解”反應(yīng)。如I-和Fe3+不能大溶液中存在。這兩類離子不能同時(shí)存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生 如 3AIO2-+ 3

12、Al3+ + 6H2O=4AI（OH）8 等。（二卜由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存1、具有較強(qiáng)還原性的離子不能與具有較強(qiáng)氧化性的離子大量共存。量共存是由于 2I- + 2Fe3+=I2+ 2Fe2+。2、在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。如NO3-和I璉中性或堿性溶液中可以共存，但在有大量H+存在情況下則不能共存；SO32-和 S2-在堿性條件下也可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2-+ SO32-+ 6H+= 3SJ + 3H2O反應(yīng)不能存在。（三）、由于形成絡(luò)合離子，離子不能大量共存中學(xué)化學(xué)中還應(yīng)注意有少數(shù)離子可形成絡(luò)合離子而不能大量共存的情況。如Fe3+

13、和SCN- C6H5O-,由于Fe3+ SCN- Fe（SCN）2等絡(luò)合反應(yīng)而不能大量共存。（四）、能水解的陽(yáng)離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存。例：AI3 +和HCO3-,AI3 + 和 S2等。解題指導(dǎo)1 首先必須從化學(xué)基本理論和概念出發(fā)，搞清楚離子反應(yīng)的規(guī)律和離子共存”的條件。在中學(xué)化學(xué)中要求掌握的離子反應(yīng)規(guī)律主要是離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)和離子間發(fā)生氧化反應(yīng)， 以及在一定條件下一些微粒（離子、分子）可形成絡(luò)合離子等。離子共存”的條件是根據(jù)上述三個(gè)方面統(tǒng)籌考慮、比較、歸納整理而得出。因此解決離子共存問(wèn)題可從離子間的反應(yīng)規(guī)律入手，逐條梳理。2.審題時(shí)應(yīng)注意題中給出的附加條件 酸性溶液（

14、H + ）、堿性溶液（OH ）、能在加入鋁粉后放出可燃?xì)怏w的溶液、由水電離出的 H+或 OH-=1X 10-10moI/L 的溶液等。 有色離子 MnO4 , Fe3+, Fe2+, Cu2+, Fe （SCN）2+。 MnO4NO3 等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。 S2O32在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)：S2O32+ 2H+= S J + SO2T + H2O 注意題目要求大量共存”還是不能大量共存”。3 .審題時(shí)還應(yīng)特別注意以下幾點(diǎn)：（1 ）注意溶液的酸性對(duì)離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)的影響。如：Fe2+與NO3能共存，但在強(qiáng)酸性條件下（即Fe2+、NO3、H +相遇）不能共存；MnO4 與Cl在強(qiáng)酸性條件也不能 共存；S2與SO32-在鈉、鉀鹽時(shí)可共存，但在酸性條件下則不能共存。（2）酸式鹽的含氫弱酸根離