最新電解質(zhì)知識點匯總

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，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，絕不能認為是通電。（2）酸、堿、鹽電離時生成的陽離子全部是H 的化合物稱為酸；電離時生成的陰離子全部是OH 的化合物稱為堿；電離時生成的陽離子是金屬陽離子 （或 NH 4+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：用離子符號和化學(xué)式來表示電解質(zhì)電離的式子。如：H2SO4 = 2H+ SO42； NaOH = Na+ OH； NaHCO3= Na + + HCO 3一 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，但因為這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、NH 3、CO2 等，它們的水溶液都能導(dǎo)電，是因為跟水反應(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， 陽離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負電荷總數(shù)是相等的

3、， 故顯電中性， 稱電荷守恒。（2）強電解質(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)分為強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 能完全電離的電解質(zhì)叫做強電解質(zhì)， 如強酸、 強堿和絕大多數(shù)鹽， 只能部分電離的電解質(zhì)叫做弱電 精品文檔解質(zhì)，如弱酸、弱堿等。(3) 常見的電解質(zhì) 強電解質(zhì)強酸：H2SO4、HCI、HNO3、HCIO4、HBr、HI HCIO 3。強堿；NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。大多數(shù)鹽：NaNOs、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(O

4、H)3、 Mg(OH) 2等; 水：H2O二、電離方程式(1) 強電解質(zhì)：用 =”+2 女口： H2SO4 =2H + SO42+2BaSO4= Ba + SO4(2) 弱電解質(zhì)：用”如：HF H + F +CH3COOHCH 3COO + H_ + NH 3?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 = H+ + HCO3HCO3= H+ + CO32H2SO3= H+ + HSO3HSO3H+ + SO32H3PO4H+ + H2PO4H2PO42 H+ +HPO42HPO42H+ +PO43Cu(OH) 2Cu2+ + 2OH AI(OH)

5、3：兩性按兩種方法電離酸式電離：AI(OH) 3 + H2OAI(OH) 4 + H +3+堿式電離：AI(OH) 3AI + 3OH(4) 酸式鹽的電離 強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+ + HSO4+ +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)，在溶解中電離時強中有弱+ + 2溶液中：NaHCO3=Na + HCO3HCO 3H + CO3三、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

6、于離子反應(yīng)。(2) 實質(zhì)：電解質(zhì)在水溶液中的反應(yīng)實質(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)的特點就是向著降低某些離子的濃度或數(shù)目的方向進行。2、離子方程式(1) 概念：用實際參加反應(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

7、、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。離子方程式不僅表示一定物質(zhì)間的某個反應(yīng)，而且還表示所有同一類的反應(yīng)。例如：強酸、強堿之間的中和反應(yīng)大都可以表示為：

8、H+ + OH = H2O。書寫離子方程式時要注意：（1）易溶、易電離的物質(zhì)（強酸、強堿、大多數(shù)可溶性鹽）以實際參加反應(yīng)的離子符號表示；（2）離子方程式兩邊的原子個數(shù)、電荷數(shù)均應(yīng)相等。3、幾種重要離子的檢驗離子檢驗方法+H能使紫色石蕊試液或橙色的甲基橙試液變?yōu)榧t色。f 2+ Ba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、藍色、黃色。C能與硝酸銀反應(yīng)，生成白色的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。CO32 一能與BaCa溶液反應(yīng)，生成白色的

9、 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。HCO3 一取含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。 或向HCO3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，同時放出 CO2氣體。離子大量共存規(guī)律總結(jié)相關(guān)知識點：（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)的弱酸的酸根與H+不能大量共存，主要是由于 CO32-+ 2H+= C02T + H20、HS-+ H+= H2Sf。2、有沉淀生成。按照溶解性表，如果兩種

10、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。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-大量共存也是因為 Cu2+ + 2OH-= Cu（OH）2j , Fe3+ 3OH-= Fe（OH）3j 等。3、有弱電解質(zhì)生成。如OH-

11、、CH3COO、PO43-、HPO42- H2PO-等與H+不能大量共存，主要是由于 OH-+ H+= H2O、CH3COO十H+= CH3COOH； 一些酸式弱酸根不能與 OH-大量共 存是因為 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+、AI3+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存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解 ”反應(yīng)。如 3AIO2-+

12、 3AI3+ + 6H2O=4AI（OH）8 等。（二）、由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存1、具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如I-和Fe3+不能大量共存是由于 2I-2Fe3+=I22Fe2+。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

13、大量共存的情況。如Fe3+和SCN- C6H50-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：AI3 +和HC03-,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

14、.審題時應(yīng)注意題中給出的附加條件 酸性溶液（H + ）、堿性溶液（0H ）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的 H+或 OH-=1X 10-10mol/L 的溶液等。 有色離子 MnO4， Fe3， Fe2+， Cu2， Fe（SCN）2。 MnO4 , NO3 等在酸性條件下具有強氧化性。 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審題時還應(yīng)特別注意以下幾點：（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NO3能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3、H +相遇）不能共存；MnO4 與C在強酸性條件也不能 共存；S2與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不