电解质知识点汇总

一、电解质的电离一、电解质的电离 1．酸、碱、盐的电离 （1）电离的概念：物质溶解于水或熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。 注意：电离的条件是在水的作用下或受热熔化，绝不能认为是通电。 （2）酸、碱、盐 电离时生成的阳离子全部是H 的化合物称为酸； 电离时生成的阴离子全部是OH 的化合物称为碱； 电离时生成的阳离子是金属阳离子 （或 NH4+离子） 、 阴离子全部是酸根离子的化合物称为盐。 （3）电离方程式：用离子符号和化学式来表示电解质电离的式子。如： H2SO4＝2H+＋SO42；NaOH＝Na+＋OH ；NaHCO3＝Na+＋HCO3 －－－ － ＋ 电离的条件是在水溶液中或融化状态下，并不是在通电的条件下。 2．酸、碱、盐是电解质 （1）电解质与非电解质 在水溶液或熔化状态下能导电的化合物称为电解质； 在水溶液和熔化状态下都不能导电的化 合物称为非电解质。 说明： ①电解质和非电解质都是化合物，单质既不属于电解质，也不属于非电解质。 ②电离是电解质溶液导电的前提。 ③能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。 ④有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故 也不是电解质．如 SO2、SO3、NH3、CO2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生 成了电解质，它们本身都不是电解质。 ⑤电解质溶液中， 阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的， 故显电中性， 称电荷守恒。 （2）强电解质与弱电解质 根据电解质在水溶液里电离能力的大小又可将电解质分为强电解质和弱电解质． 能完全 电离的电解质叫做强电解质， 如强酸、强碱和绝大多数盐， 只能部分电离的电解质叫做弱电 解质，如弱酸、弱碱等。 （3）常见的电解质 ①强电解质 强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI HClO3。 强碱；NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 大多数盐：NaNO3、NH4Cl、MgSO4等 ②弱电解质 弱酸：H2CO3、HF、CH3COOH、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4等； 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3、 Mg(OH)2等； 水：H2O 二、电离方程式二、电离方程式 （1） 强电解质：用“===” 如：H2SO4 ===2H + + SO 4 2— BaSO4=== Ba2+ + SO42— （2）弱电解质：用“” 如：HFH+ + F— CH3COOHCH3COO— + H+ NH3•H2ONH4+ + OH— （3）多元弱酸和多元弱碱的电离方程式（以第一步为主） H2CO3H+ + HCO3—HCO3—H+ + CO32— H2SO3H+ +HSO3—HSO3—H+ + SO32— H3PO4H++ H2PO4—H2PO42—H++HPO42— H+ +PO43— Cu(OH)2Cu2+ + 2OH— Al(OH)3:两性按两种方法电离 HPO42— 酸式电离：Al(OH)3 + H2O 碱式电离：Al(OH)3 （4）酸式盐的电离 [Al(OH)4]— + H+ Al3+ +3OH— ①强酸的酸式盐在熔化和溶解条件下的电离方程式不同 熔化：NaHSO4 ===Na + + HSO 4 — 溶解：NaHSO4 ===Na + + H+ + SO 4 2— ②弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔化状态，在溶解中电离时强中有弱 溶液中：NaHCO3 === Na + + HCO 3 — HCO3—H+ + CO32— 三、电解质在水溶液中的反应三、电解质在水溶液中的反应 1 1、电解质在水溶液中反应的实质、电解质在水溶液中反应的实质 （1）离子反应：有离子参加的化学反应称为离子反应。如酸、碱、盐、氧化物之间的复分 解反应、溶液中的置换反应等属于离子反应。 （2）实质：电解质在水溶液中的反应实质上都是离子反应。 （3）酸、碱、盐在溶液中发生复分解反应发生的条件：有难溶性物质生成，或有难电离的 物质生成，或有易挥发性物质生成。 总之，这类反应的特点就是向着降低某些离子的浓度或 数目的方向进行。 2 2、离子方程式、离子方程式 （1）概念：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。 （2）意义：①表示化学反应的实质；②表示同一类型的离子反应。 （3）特征：①方程式中出现离子符号；②等号两边电荷总数相等（即电荷守恒） 。 （4）离子方程式的书写方法： 方法 1： ①“写” ：写出反应物在水溶液中的电离方程式，明确溶液中存在的微粒。 ②“断” ：判断电离出的微粒中哪些能够生成沉淀、水或气体。 ③“写” ：综合①和②，写出离子方程式，并配平 ④“查” ：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等。 方法 2： ①“写” ：写出正确的化学方程式。 ②“拆” ：把易溶且易电离的物质拆写成离子形式，凡是难溶、难电离，以及气体物质均写 成化学式。 ③“删” ：删去反应前后不参加反应的离子。 ④“查” ：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等。 说明：此方法的关键是第二步拆， 能否可拆取决于该物质是否是电解质， 是否符合电离的条 件，是否完全电离，在体系中是否以离子形态大量存在。 离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应， 而且还表示所有同一类的反应。 例如：强 酸、 强碱之间的中和反应大都可以表示为： H+＋OH ＝H2O。 书写离子方程式时要注意：（1） － 易溶、 易电离的物质 （强酸、 强碱、 大多数可溶性盐） 以实际参加反应的离子符号表示；（2） 离子方程式两边的原子个数、电荷数均应相等。 3、几种重要离子的检验 离子 H+ Ba2+ OH Cl SO42－ － － 检验方法 能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。 能使稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。 能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。 能与硝酸银反应，生成白色的AgCl 沉淀，沉淀不溶于稀硝酸。 能与含 Ba2+溶液反应，生成白色 BaSO4沉淀，不溶于硝酸。 能与 BaCl2溶液反应，生成白色的BaCO3沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸） ，生成 无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。 取含 HCO3盐溶液煮沸，放出无色无味CO2气体，气体能使澄清石灰水变浑浊。 － CO32－ HCO3或向HCO3盐酸溶液里加入稀MgSO4溶液， 无现象， 加热煮沸， 有白色沉淀 MgCO3 生成，同时放出 CO2气体。 －－ 离子大量共存规律总结离子大量共存规律总结 相关知识点： (一)、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 １、有气体产生。如 CO32-、S2-、HS-、HSO3-、等易挥发的弱酸的酸根与 H+不能大量 共存，主要是由于 CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、HS-＋H+＝H2S↑。 ２、有沉淀生成。按照溶解性表，如果两种离子结合能形成沉淀的，就不能大量共存。 溶解性表， 可总结成这么五句话： 钾(K+)钠(Na+)硝(NO3-)铵(NH4+)溶， 硫酸(SO42-)除钡(Ba2+) 铅(Pb2+)（不