電解質(zhì)知識點(diǎn)匯總

1、、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)，離解成自由移動的離子的過程稱為電離。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)生成的陽離子全部是 H +的化合物稱為酸； ' I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)生成的陽離子是金屬陽離子(或 ”出+離子)、陰離子全部是酸根離子的化合物稱為鹽。I I /(3) 電離方程式：用離子符號和化學(xué)式來表示電解質(zhì)電離的式子。如：H2SO4 = 2H+ + SO42_; NaOH= Na+ + OHNaHCO3= Na+ + HCO3_電離的條件是在水溶液中或

2、融化狀態(tài)下，并不是在通電的條件下。> :、 、 -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

3、，陽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，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) 常見的電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)酸：H2SO4、HCI、HN03、HCI04、HBr、HIHCIO 3。強(qiáng)堿；NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。I大多數(shù)鹽：NaNO3、NH4CI、MgSO4 等 弱電解質(zhì)J * 蘆 II-""”|弱酸：H2CO3、HF、CH3COOH、HCI

4、O、H2SO3、H2S、H3PO4等;I 1I弱堿：NH3 H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3、Mg(OH)2等；水：H2O二、電離方程式(1) 強(qiáng)電解質(zhì)：用= ”如：H2SO4=2H+SO422+2BaSO4=Ba +SO4(2) 弱電解質(zhì)：用力+-I'如：HF = H +F.CH3COOH CH3COO+H+NH3?H2O NH4+OH(3) 多元弱酸和多元弱堿的電離方程式(以第一步為主)H2CO3一、H +HCO3 HCO3 一、H +CO32+ +2 H2SO3 H +HSO3 HSO3 * H +SO3H3PO4H +H2PO4 H2PO42 H +HPO42 HPO42

5、 H +PO432+Cu(OH)2Cu +2OHAI(OH) 3：兩性按兩種方法電離酸式電離：AI(OH) 3+H2O AI(OH) 4+H +堿式電離：AI(OH) 3A|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+HSO4I+ + 2溶解：NaHSO4=Na +H +SO4 弱酸的酸式鹽受熱易分解，一般沒有熔化狀態(tài)，在溶解中電離時(shí)強(qiáng)中有弱1- J j|V"+ + 2溶液中：NaHCO3=Na +HCO3 HCO3_ H +CO3三、電解質(zhì)在水溶液中的反應(yīng):j J1、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

6、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) 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?？傊@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)的離子的符號來表示離子反應(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；等號兩邊電荷總數(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

7、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”：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。I z S <_&

8、quot;'7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丄H2O。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 一能使無色酚酞、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。C能與硝酸銀反應(yīng)，生成白色的

9、AgCI沉淀，沉淀不溶于稀硝酸。SO4"能與含Ba2+溶液反應(yīng)，生成白色 BaSO4沉淀，不溶于硝酸。CO3"能與BaCa溶液反應(yīng)，生成白色的 BaCO3沉淀，該沉淀溶于硝酸（或鹽酸），生成 無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的CO2氣體。HCO 3取含HCO3鹽溶液煮沸，放出無色無味 CO2氣體，氣體能使澄清石灰水變渾濁?；蛳騂CO3鹽酸溶液里加入稀 MgSO4溶液，無現(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-、HS03-等易揮發(fā)的

10、弱酸的酸根與 H+不能大量共存， 主要是由于 CO32-+ 2H+= C02T + H20 HS-+ H+= H2S?。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(N03-)銨(NH4+)溶，硫酸(SO42-)除鋇(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。如 Ba2+ Ca2+ Mg2+等不能與 SO42- CO32等大量共存主要是由于 Ba2+ CO32= CaC03、Ca2卄SO42- =CaS04微溶)；Cu2+ Fe3+等不

11、能與 OH大量共存也是因?yàn)?Cu2 + 20H= Cu(OH)2j, Fe3+ 30H- =Fe(OH)3j 等。3、有弱電解質(zhì)生成。如 OH- CH3COO- PO43- HPO42- H2PO等與H+不能大量共存，主要是由 于0H+ H+= H20 CH3COO-H+- CH3CO0H一些酸式弱酸根不能與 0H大量共存是因?yàn)?HCO3+ OH-=CO32+ H20 HPO42+OH= PO43-+ H20 NH4卄 OH=NH3 H20等。丨j (?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AI02-、S2-、CO32-C6H5O等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+

12、、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。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“雙水解”反應(yīng)。如 3AlO2- + 3Al3+ + 6H2O=Al(OH)3 J 等。(二) 、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。如I-和Fe3+不能大量共存是由于 21- + 2Fe3+=l2+ 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N03和I-在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- + SO3

13、2-+ 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+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)、能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存。例：Al3 +和HCO3- Al3 +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。

14、“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（H+）、堿性溶液（0*）、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 10-10mol/L 的溶液等。 有色離子 MnO0, Fe3+, Fe2+, Cu2+, Fe （SCN 2+。? I / > MnO0, N03-等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。I ，/' S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)：S2O32-+ 2H+ = S；+ 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）注意溶液的酸性對離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)的影響。如： Fe2+與NO-能共存，但在強(qiáng)酸性 條件下（即Fe2+、NO-、H+相遇）不能共存；MnO-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。 酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強(qiáng)