電解質(zhì)溶液知識點總結(jié)(學生版)

1、電解質(zhì)溶液知識點總結(jié)一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液里 或熔融狀態(tài)下能導電的 化合物。非電解質(zhì)：在水溶液里 和熔融狀態(tài)下 都不能導電的化合物。【注意】1 .電解質(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是 化合物，所以單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。2 .化合物為電解質(zhì)，其本質(zhì)是 自身能電離出離子，有些物質(zhì)溶于水時所得溶液也能導電，但這些物質(zhì)自 身不電離，而是生成了一些電解質(zhì)，則這些物質(zhì)不屬于電解質(zhì)。如：SQ、SQ、CO2、NO2等。3 .常見電解質(zhì)的范圍：酸、堿、鹽、金屬氧化物、水。二.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強電解質(zhì)：在溶液中能夠全部電離的電解質(zhì) 。則強電解質(zhì)溶液中不存在電離平衡。弱電解質(zhì)：在溶液中只是部分電離的

2、電解質(zhì) 。則弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡。強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別強電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義溶于水后幾乎完全電離的電解質(zhì)溶于水后只后部分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物及具后強極性鍵的共價化合物某些具有弱極性鍵的共價化合物。電離程度幾乎100 %完全電離只后部分電離電離過程不可逆過程，無電離平衡可逆過程，存在電離平衡溶液中存在的微 粒(水分子/、計)只后電離出的陰陽離子，不存在 電解質(zhì)分子既有電離出的陰陽離子，又有電解質(zhì)分子實例絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽)強酸：H2SQ、HCl、HC1O4 等強堿：Ba (OH) 2 Ca (OH) 2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。弱堿：N% - H2。、Cu

3、 (OH) 2 Fe (OH) 3等。電離方程式KNO3 - K+NO3 H2SO4 - 2 H+SO42NH3 - H2ONH4+OH_H2SH+HS- HS"H+S2-【注意】1 .強、弱電解質(zhì)的范圍：強電解質(zhì)：強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水2 .強、弱電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系：電解質(zhì)的強弱取決于電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離，與溶解度的大小無關(guān)。一些難溶的電解質(zhì)，但溶解的部分能全部電離，則仍屬強電解質(zhì)。如：BaSQ、BaCO3等。3 .強、弱電解質(zhì)與溶液導電性的關(guān)系：溶液的導電性強弱與溶液中的離子濃度大小有關(guān)。強電解質(zhì)溶液的導電性不一定強，如很稀的強電解質(zhì)溶液，其離子

4、濃度很小，導電性很弱。而弱電解質(zhì)溶液的導電性不一定弱，如較濃的弱電解質(zhì)溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導電性可以較強。4 .強、弱電解質(zhì)與物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系：強電解質(zhì)一般為離子化合物和一些含強極性鍵的共價化合物，弱電解質(zhì)一般為含弱極性鍵的化合物。5 .強、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導電性：離子型的強電解質(zhì)由離子構(gòu)成，在熔融態(tài)時產(chǎn)生自由移動的離子，可以導電。而共價型的強電解質(zhì)以及弱 電解質(zhì)由分子構(gòu)成，熔融態(tài)時仍以分子形式存在，所以不導電。三、弱電解質(zhì)的電離平衡：強電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電離平衡。弱電解質(zhì)在溶液中電離時，不完全電離，存在電離平衡。 當弱電解質(zhì)的離子化速率和分子化速率相等時，則建立了電

5、離平衡。其平衡特點與化學平衡相似。(動、定、變)1 .電離方程式：書寫強電解質(zhì)的電離方程式時常用="，書寫弱電解質(zhì)的電離方程式時常用=i”。2 .電離平衡常數(shù)：在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度 之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱為 電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。K的意義：K值越大，表示該電解質(zhì)較易電離，所對應的弱酸弱堿較強。從 或的大小，可以判斷弱酸 和弱堿的相對強弱，例如弱酸的相對強弱：HgS/tX1HlQ 1。D >H3PO4(K4|=7.510 0 > HF (E=72x10T)> HNO/Kq=4 6x10T

6、)>HCOQH (K*二 1 8乂104) >CH5COOH (K/1£k10T)>HQDK4. 3乂1。-5>口齊(/三 9.1X1CTD【注意】(1)電離常數(shù)服從化學平衡常數(shù)的一般規(guī)律，只受溫度影響，與溶液的濃度無關(guān)。溫度一定時，弱電解質(zhì)具有確定的電離常數(shù)值。(2)電離常數(shù)越大，達到平衡時弱電解質(zhì)電離出的離子越多，電解質(zhì)電離程度越大。(3)多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離都有各自的電離常數(shù)，每一步電離程度各不相同，差異 較大，且逐級減小，故,以第一步電離為主，氫離子主要由第一步電離產(chǎn)生。3 .電離度：弱電解質(zhì)在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質(zhì)的

7、分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分 率，稱為電離度。常用 a表示：已電離的溶質(zhì)分子數(shù)100%四.水水的電離平衡：水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自電離：H2O+H2O = H3O+HO- 簡寫為H2O = H+OH-(正反應為吸熱反應)其電離平衡常數(shù):Kw=H+OH-H 20Ka =250C時Kw =x 10-14mol2 L-2，水的離子。積與溫度有關(guān)，溫度升高Kw增大。如1000c時Kw =x 10-12 mol2七2 .無論是純水還是酸、堿，鹽等電解質(zhì)的稀溶液，水的離子積為該溫度下的Kw。4 .影響水的電離平衡的因素H+與OH-同時同等程度的增加，pH變小,酸和堿：酸或堿的加入都會電離出 H+或OH

8、-,均使水的電離逆向移動，從而抑制水的電離。溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進水的電離, 但H+與OH-始終相等，故仍呈中性。能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性 工，均促進水的電離，使水的電離程度增大。其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來的H+直接作用，使H+減少，因而促進 了水的電離平衡正向移動。5 .溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 pH 的計算：pH=-lgH+酸堿性和pH的關(guān)系：在室溫下，中性溶液：H+=OH-= Xl70mol L-1, pH =7酸性溶?夜:H+> OH , H+>x 10-7 mol L-1, pH v 7堿性溶液：H+vOH ,

9、H+VX10-7 mol L-1, pH >7pH的測定方法：酸堿指示劑：粗略地測溶液pH范圍pH試紙:精略地測定溶液酸堿性強弱pH計：精確地測定溶液酸堿性強弱6 .酸混合、堿混合、酸堿混合的溶液pH計算：酸混合：直接算H.+,再求pH 。堿混合：先算OH-后轉(zhuǎn)化為H+,再求pH 。酸堿混合：要先看誰過量，若酸過量，求H+,再求pH;若堿過量，先求OH,再轉(zhuǎn)化為H+,最后求pH 。H+混=OHM =【例1】25 C時水的KW=X1014 mol?L 1,而100 C時水的KW=X1013 mol?L 1°若在100 C時某溶液的 H + = x 107mol?L ；則該溶液呈（

10、）H 酸V酸一OH 堿V堿OH 堿V堿H 酸V酸A酸一酸v堿B-中Tc堿性 v酸v堿D-可能是酸性，也可能是堿性【例2】在25 c時，某溶液中由水電離出的H+ = 1x 1012 mol?L，則該溶液的pH可能是（）A. 12B. 7C. 6D. 2五.鹽類水解1 ,鹽類水解的實質(zhì)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH生成弱電解質(zhì)，從而破壞水的電離平衡，使溶液顯示出不同程度的酸性、堿性或中性。鹽的水解可看作酸堿中和反應的逆過程，為吸熱反應。2、鹽類水解規(guī)律（1）強弱規(guī)律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，誰強顯誰性。”（2）大小規(guī)律：水解程度小，式中可逆號，水解產(chǎn)物少，狀態(tài)不標號

11、?！倍嘣跛猁}的水解是分步進行的，且以第一步為主。如：CO32-+ H2O -HCC3-+OHHCC3-+ H2OH2CO3 +OH（3）酸式鹽規(guī)律：強酸酸式鹽溶液呈強酸性。如NaHSQ、NH4HSQ強堿弱酸酸式鹽溶液顯何性，必須比較其陰離子的電離程度和水解程度。電離程度水解程度，則溶液顯酸性。如NaH2PO4、NaHSQ電離程度水解程度，則溶液顯堿性。如NaHCQ、NaHS3. 大多數(shù)鹽類水解程度較低，但其過程促進了水的電離。4. 鹽類水解的程度主要決定于鹽的本性，組成鹽的酸根對應的酸（或陽離子對應的堿）越弱，水解程度就越大，其鹽溶液的堿性（或酸性）越強。5. 升高溫度、水解程度增大；在溫度

12、不變的條件下，稀釋溶液，水解程度增大，另外，加酸或加堿抑制 水解。6. 4.水解反應可用化學方程式或離子方程式表示，書寫時應注意。7. (1)一般用可逆號，只有互相促進的完全水解(即有沉淀或氣體產(chǎn)生的互促水解)才用“=”。8. (2)多元弱酸鹽的水解是分步進行的，可用多步水解方程式表示。9. (3) 一般不寫和，水解程度大的例外。六.鹽類水解的應用(1)配制某些鹽溶液時要考慮鹽的水解：如配制FeC3、SnC2、Na2SiO3等鹽溶液時應分別將其溶解在相應的酸或堿溶液中。(2)制備某些鹽時要考慮水解：AI2S3、MgS、Mg3N2等物質(zhì)極易與水作用，它們在溶液中不能穩(wěn)定存在，所以制 取這些物質(zhì)時

13、，不能用復分解反應的方法在溶液中制取，而只能用干法制備。(3)制備氫氧化鐵膠體時要考慮水解。利用加熱促進水解來制得膠體。FeC3+3H2O- Fe(OH)3(膠體)+3HCl(4)某些試劑的實驗室貯存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能貯存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃試劑瓶中。證明弱酸或弱堿的某些實驗要考慮鹽的水解，如證明Cu(OH»為弱堿時，可用 CuC2溶液能使藍色石蕊試紙變紅(顯酸性)證之。(6)采用加熱的方法來促進溶液中某些鹽的水解，使生成氫氧化物沉淀，以除去溶液中某些金屬離子。如不 純的KNO3中常含有雜質(zhì) Fe3+,可,用加熱的方

14、法來除去 KNO3溶液中所含的Fe3+。向MgCl2、FeC3的混合溶液中加 入MgO或Mg2CC3除去FeC3。(8)某些活潑金屬與強酸弱堿溶液反應，要考慮水解：如Mg、Al、Zn等活潑金屬與 NH4Cl、CuSQ、AlC3等溶液反應。3Mg+2AlCl3 +6H2O-3MgCl2+2Al(OH)3 J +3H2 T(9)判斷中和滴定終點時溶液酸堿性，選擇指示劑以及當pH=7時酸或堿過量的判斷等問題時 ，應考慮到鹽的水解。如 CH3COOH與NaOH剛好反應時pH>7,若二者反應后溶液 pH=7,則CH3COOH過量。指示劑選擇的總原則是，所選擇指示劑的變色范圍應該與滴定后所得鹽溶液的

15、pH值范圍相一致。即強酸與弱堿互滴時應選擇甲基橙；弱酸與強堿互滴時應選擇酚猷。(10)判斷酸堿中和至pH=7時，酸堿的用量(如用氨水與鹽酸反應至pH=7時是氨水過量)。(11)測定鹽溶液pH時，試紙不能濕潤，若中性溶液，測得 pH不變?nèi)詾?,若強酸弱堿鹽溶液，測得 pH 比實際偏大，若強堿弱酸鹽溶液，測得 pH比實際偏小，(12)加熱蒸發(fā)和濃縮鹽溶液時，對最后殘留物的判斷應考慮鹽類的水解。加熱濃縮不水解的鹽溶液時一般得原物質(zhì) ；加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質(zhì)；加熱濃縮FeC3型的 鹽溶液.最后得到Fe(OH)3,灼燒得Fe2O3 ;加熱蒸干(NH4)2CQ或NH4HCC3型的鹽溶液

16、時，得不到固體；加熱蒸干 Ca(HCQ)2型的鹽溶液時，最后得相應的正鹽；加熱 Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最后得到 Mg(OH)2固體；加熱 NazSQ型鹽溶液，最后被空氣氧化為 Na2SC4o(13)凈水劑的選擇：如Al3 ,FeC3等均可作凈水劑，應從水解的角度解釋。(14)小蘇打片可治療胃酸過多。(15)某些顯酸性的鹽溶液和某些顯堿性的鹽溶液反應如Al2(SO4)3溶液與NaHCQ溶液反應會產(chǎn)生大量 CO2泡沫滅火器。如：Al3+ 3HCQ-Al(OH)3j + 3CO2 T(16)某些化肥是否能混施(如草木灰不宜與錢態(tài)氮肥及過磷酸鈣混合使用)。(17)解釋某些生活現(xiàn)象時應考慮鹽

17、的水解，如炸油條用明磯、純堿；ZnC2、NH4Cl作焊藥； 熱的純堿溶液比冷的純堿溶液去污能力強。七.溶液中離子濃度大小比較1 .電離平衡理論和水解平衡理論a.電離理論：弱電解質(zhì)的電離是 微弱的，電離消耗的電解質(zhì)及產(chǎn)生的微粒都是少量的，同時注意考慮水的電 離的存在；例如 NH3 H2O溶液中微粒濃度大小關(guān)系?！痉治觥坑捎谠贜H3H2O溶液中存在下列電離平衡：NH3 -H2ONH4+OH,H2OH+OH,所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：c(NH3 多元弱歌ci限4+)f鑼+融粼雷|南通曲啼例如H2s溶液中微粒濃度大小關(guān)系。【分析】由于H2s溶液中存僮串闞喃賤位|HSWH轆+% MO髀H-,所以溶液中微

18、粒濃度關(guān)系為:c(H2S) > c(H+) > c(HS) > c(S2) > c(OH。b.水解理論：過量一一根括過量隹度考慮電離或小解弱酸的陰離子和弱堿的陽離子因水解而損耗；如NaHCQ溶液中有：c(Na+)>c(HC03-)o弱酸的陰離子和弱堿的陽離子的水解是微量的(雙水解除外)，因此水解生成的弱電解質(zhì)及產(chǎn)生H+的(或0H)也是微量，但由于水的電離平衡和鹽類水解平衡的存在，所以水解后的酸T溶液中 c(H+)(或堿性溶液中的 c(OH-)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度；例如(NH4)2SO4溶液中微粒濃度關(guān)系：c(NH4+)>c(SQ2)>c(H

19、+)>c(NH3 H20)>c(0H-)。(3)多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的，主要以第一步水解為主。例如：Na2CQ溶液中水解平衡為：CO32-+H2OHCQ-+OH-, H20+HC03-H2C03+0H-,所以溶液中部分微粒濃度的關(guān)系為：c(C032-) > c(HC03-)。2 .電荷守恒和物料守恒a.電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如NaHC03 溶液中：n(Na+) + n(H+)= n(HC03-) + 2n(C032-) + n(0H-)推出：c(Na+) + c(H+)= c(HCQ-) + 2c(C0

20、32-) + c(0H-)b.物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHC03溶液中n(Na+)： n(c) = 1: 1,推出：c(Na+)=c(HC03-) + c(C032-)+ c(H2C03)c.質(zhì)子守恒：如碳酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將Na+離子消掉可得：c(0H-)=c(H+)+c(HCQ-)+2c(H2C03)。如醋酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將鈉離子消掉可：c(0H-尸c(H+)+c(CH3C00H)o(電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)的量應相等)3.解題指

21、導電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較問題，是高考的熱點”之一。這種題型考查的知識點多，靈活性、綜合性較強，有較好的區(qū)分度，它能有效地測試出學生對強弱電解質(zhì)、電離平衡、電離度、水的電離、pH值、離子反應、鹽類水解等基本概念的掌握程度及對這些知識的綜合運用能力。首先必須有正確的思路：其次要掌握解此類題的三個思維基點： 電離、水解和守恒(電荷守恒、物料守恒及質(zhì)子守恒) 。 對每一種思維基點的關(guān)鍵、 如何切入、 如何展開、 如何防止漏洞的出現(xiàn)等均要通過平時的練習認真總結(jié)， 形成技能?！纠?】在L的H2s溶液中，下列關(guān)系錯誤的是()(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)(H+)=c(HS-)+2c

22、(S2-)+c(OH-)(H+) > c(HS)+c(S2)+c(OH-)(H2S)+c(HS)+c(g-尸L【例 2】室溫下， L 的氨水溶液中，下列關(guān)系式中不正確的是( )A. c(OH)>c(H+)(NH3 H2O)+c(NH4+)=L(NH4+)>c(NH3 H2O)>c(OH-)>c(H+)(OH-尸c(NH4+)+c(H+)【例 3 】在氯化銨溶液中，下列關(guān)系正確的是()(Cr)> c(NH4+) > c(H+) > c(OH)(NH4+)> c(C) >c(H+)> c(OH-)(NH4+) = c(CF)>c(H+)= c(OH)(Cl-)= c(NH4+)> c(H+)> c(OH-)【例4】在Na2s溶液中下列關(guān)系不正確的是A c(Na+) =2c(Hs) +2c(s2) +c(H2s)B c(Na+) +c(H+)=c(OH)+c(Hs)+2c(s