電解質(zhì)溶液知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、電解質(zhì)溶液知識(shí)點(diǎn)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(dǎo)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(dǎo)電的 化合物?！咀⒁狻?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(shí)所得溶液也能導(dǎo)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、SO、CO、NO等。3常見(jiàn)電解質(zhì)的范圍：酸、堿、鹽、金屬氧化物、水。二. 強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：在溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。則強(qiáng)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電解質(zhì)。則弱電解

2、質(zhì)溶液中存在電離平衡。強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別強(qiáng)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)溶于水后只有部分電離的電解質(zhì)化合物類(lèi)型離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物某些具有弱極性鍵的共價(jià)化合物。電離程度幾乎100%完全電離只有部分電離電離過(guò)程不可逆過(guò)程，無(wú)電離平衡可逆過(guò)程，存在電離平衡溶液中存在的微粒（水分子不計(jì)）只有電離出的陰陽(yáng)離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰陽(yáng)離子，又有電解質(zhì)分子實(shí)例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）強(qiáng)酸：HzSQ、HCl、HCIC4等強(qiáng)堿：Ba （QH 2 Ca （QH 2等弱酸：HaCQ> CHCOOl等。弱堿：NH H2O Cu (OH 2 Fe (OH 3等

3、。電離方程式KN4 K+NOHSQt 2 H +SQ2NH H2ONH+OHH2SH+HS HS H+S2-【注意】1強(qiáng)、弱電解質(zhì)的范圍：強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水2 強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系：電解質(zhì)的強(qiáng)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(wú)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?gòu)?qiáng)電解質(zhì)。如：BaSQ、BaCQ等。3強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系：溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱與溶液中的離子濃度大小有關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強(qiáng)，如很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液，其離子濃度很小，導(dǎo)電性很弱。而弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定弱，如較濃的弱電解質(zhì)溶液，其電離

4、出的離子濃度可以較大，導(dǎo)電性可以較強(qiáng)。4強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系： 強(qiáng)電解質(zhì)一般為離子化合物和一些含強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)一般為含弱極性鍵的化合物。5強(qiáng)、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導(dǎo)電性： 離子型的強(qiáng)電解質(zhì)由離子構(gòu)成，在熔融態(tài)時(shí)產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，可以導(dǎo)電。而共價(jià)型的強(qiáng)電解質(zhì)以及弱 電解質(zhì)由分子構(gòu)成，熔融態(tài)時(shí)仍以分子形式存在，所以不導(dǎo)電。三、弱電解質(zhì)的電離平衡： 強(qiáng)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(shí)，不完全電離，存在電離平衡。 當(dāng)弱電解質(zhì)的離子化速率和分子化速率相等時(shí)，則建立了電離平衡。 其平衡特點(diǎn)與化學(xué)平衡相似。 （動(dòng)、 定、變）1電離方程式： 書(shū)寫(xiě)強(qiáng)電解質(zhì)的

5、電離方程式時(shí)常用“=”，書(shū)寫(xiě)弱電解質(zhì)的電離方程式時(shí)常用“”。2電離平衡常數(shù)： 在一定條件下達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)稱(chēng)為電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)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(duì)應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)。從 或 的大小，可以判斷弱酸 和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱，例如弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱： > >> > > > >【注意】（ 1） 電離常數(shù)服從化學(xué)平衡常數(shù)的一般規(guī)律，只受溫度影響，與溶液的濃度無(wú)關(guān)。溫度一定時(shí)，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(dá)到平衡時(shí)弱電解質(zhì)

6、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(jìn)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(jí)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(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率，稱(chēng)為電離度。常用 a表示：a二四. 水的電離及離子積常數(shù)水的電離平衡：水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自電離：H2O+H2O H 3O+HO- 簡(jiǎn)寫(xiě)為 H2O H+OH- （正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)）其電離平衡常數(shù)：Ka = 水的離子積常數(shù)：Kw=H+OH-25°C時(shí)Kw=x 10-14 mol2 - L-2

7、 ,水的離子積與溫度有關(guān)， 溫度升高Kw增大。如100°C時(shí)Kw=x 10-12 mol2 -L-2 .無(wú)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Kw2. 影響水的電離平衡的因素酸和堿：酸或堿的加入都會(huì)電離出 或OH,均使水的電離逆向移動(dòng),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(jìn)水的電離，H +與OH同時(shí)同等程度的增加，pH變小,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， 均促進(jìn)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(lái)的1直接作用，使H+減少，因而促進(jìn)了水的電離平

8、衡正向移動(dòng)。3. 溶液的酸堿性和 pH的關(guān)系 pH 的計(jì)算： pH=-lgH +酸堿性和pH的關(guān)系：+ -7 -1在室溫下，中性溶液：H =0H= X 10- mol L- , pH =7 酸性溶液：H+>OH-, H+ >X10-7 molL-1,pHv 7+-7-1堿性溶液：Hv OH-, H vx10- molL- ,pH>7pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑：粗略地測(cè)溶液pH范圍pH試紙：精略地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱pH計(jì)：精確地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱4 酸混合、堿混合、酸堿混合的溶液pH計(jì)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

9、：要先看誰(shuí)過(guò)量，若酸過(guò)量，求H +，再求pH;若堿過(guò)量，先求OH-，再轉(zhuǎn)化為H +，最后求 pH 。H+ 混 =OH-混 =【例1】25 C時(shí)水的KW=X 10-14 mol?L-1，而100 C時(shí)水的KW=X 10-13 mol?L-1。若在100 C時(shí)某溶液 的H + =x 10-7 mol?L-1,則該溶液呈()A .酸性B.中性C .堿性D.可能是酸性，也可能是堿性【例2】在25 C時(shí)，某溶液中由水電離出的H + = 1X 10- 12mol?L-1，則該溶液的pH可能是()A .12B.7 C .6D .2五. 鹽類(lèi)水解1 .鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來(lái)的H+或

10、 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(yīng)的逆過(guò)程，為吸熱反應(yīng)。2、鹽類(lèi)水解規(guī)律 (1) 強(qiáng)弱規(guī)律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。 ”(2)大小規(guī)律：“水解程度小，式中可逆號(hào)，水解產(chǎn)物少，狀態(tài)不標(biāo)號(hào)?！倍嘣跛猁}的水解是分步進(jìn)行的，且以第一步為主。女口： CO2- + H 2O HCQ- + OH- HCO + H 2O H2CO + OH-酸式鹽規(guī)律:強(qiáng)酸酸式鹽溶液呈強(qiáng)酸性。如NaHSO NHHSQ強(qiáng)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

11、 NaH2PO4、NaHSO3 電離程度v水解程度，則溶液顯堿性。如NaHCO NaHS3. 大多數(shù)鹽類(lèi)水解程度較低，但其過(guò)程促進(jìn)了水的電離。鹽類(lèi)水解的程度主要決定于鹽的本性，組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸(或陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿 )越弱，水解程度就越大，其鹽溶液的堿性 (或酸性)越強(qiáng)。升高溫度、水解程度增大;在溫度不變的條件下，稀釋溶液，水解程度增大，另外，加酸或加堿抑制水解。4. 水解反應(yīng)可用化學(xué)方程式或離子方程式表示，書(shū)寫(xiě)時(shí)應(yīng)注意。(1) 一般用可逆號(hào)"”，只有互相促進(jìn)的完全水解(即有沉淀或氣體產(chǎn)生的互促水解)才用"=”。(2) 多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，可用多步水解方程式表示。

12、(3) 一般不寫(xiě)和“f” ,水解程度大的例外。六. 鹽類(lèi)水解的應(yīng)用(1)配制某些鹽溶液時(shí)要考慮鹽的水解：如配制FeCI, SnCI2、N&SiOs等鹽溶液時(shí)應(yīng)分別將其溶解在相應(yīng)的酸或堿溶液中。(2) 制備某些鹽時(shí)要考慮水解 :Al 2S3、MgS、Mg3N2 等物質(zhì)極易與水作用 ,它們?cè)谌芤褐胁荒芊€(wěn)定存在 , 所以制 取這些物質(zhì)時(shí) , 不能用復(fù)分解反應(yīng)的方法在溶液中制取 , 而只能用干法制備。 制備氫氧化鐵膠體時(shí)要考慮水解。利用加熱促進(jìn)水解來(lái)制得膠體。FeCl3+3H2SFe(0H)3(膠體)+3HCI某些試劑的實(shí)驗(yàn)室貯存，如NstCO溶液、NaPO溶液、NstSiOs溶液等不能貯存于

13、磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃試劑瓶中。(5) 證明弱酸或弱堿的某些實(shí)驗(yàn)要考慮鹽的水解，如證明Cu(OH)2為弱堿時(shí)，可用 CuCl2溶液能使藍(lán)色石蕊試紙變紅(顯酸性)證之。(6) 采用加熱的方法來(lái)促進(jìn)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KNO中常含有雜質(zhì)Fe3*,可用加熱的方法來(lái)除去 KNO溶液中所含的Fe3*。(7) 向MgCb、FeCl3的混合溶液中加 入MgO或MgCO除去FeCb。(8) 某些活潑金屬與強(qiáng)酸弱堿溶液反應(yīng)，要考慮水解：如Mg Al、Zn等活潑金屬與 NHCI、CuSO、AICI 3等溶液反應(yīng)。3Mg+2AICI 3 +6H

14、2S 3MgCb+2AI(OH) 3 J +3HbT(9) 判斷中和滴定終點(diǎn)時(shí)溶液酸堿性，選擇指示劑以及當(dāng)pH=7時(shí)酸或堿過(guò)量的判斷等問(wèn)題時(shí)，應(yīng)考慮到鹽的水解。如 CHCOOHf NaOH剛好反應(yīng)時(shí)pH>7,若二者反應(yīng)后溶液 pH=7,則CHCOO過(guò)量。指示劑選擇的總原則是，所選擇指示劑的變色范圍應(yīng)該與滴定后所得鹽溶液的pH值范圍相一致。即強(qiáng)酸與弱堿互滴時(shí)應(yīng)選擇甲基橙；弱酸與強(qiáng)堿互滴時(shí)應(yīng)選擇酚酞。(10) 判斷酸堿中和至pH=7時(shí)，酸堿的用量(如用氨水與鹽酸反應(yīng)至pH=7時(shí)是氨水過(guò)量)。(11) 測(cè)定鹽溶液pH時(shí)，試紙不能濕潤(rùn)，若中性溶液，測(cè)得pH不變?nèi)詾?,若強(qiáng)酸弱堿鹽溶液，測(cè)得 pH

15、比實(shí)際偏大，若強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，測(cè)得pH比實(shí)際偏小，(12) 加熱蒸發(fā)和濃縮鹽溶液時(shí) ， 對(duì)最后殘留物的判斷應(yīng)考慮鹽類(lèi)的水解。加熱濃縮不水解的鹽溶液時(shí)一般得原物質(zhì) ；加熱濃縮NaCO型的鹽溶液一般得原物質(zhì)；加熱濃縮FeCb型的 鹽溶液最后得到Fe(OH)3,灼燒得FezQ;加熱蒸干(NH4”CO或NHHCO型的鹽溶液時(shí)，得不到固體；加熱蒸干 Ca(HCOh型的鹽溶液時(shí)，最后得相應(yīng)的正鹽；加熱Mg(HCOh、MgCO溶液最后得到 Mg(OH固體；加熱N&SO 型鹽溶液,最后被空氣氧化為 Na2SO4。(13) 凈水劑的選擇 ：如 AI3* ，F(xiàn)eCI 3等均可作凈水劑 ，應(yīng)從水解的角度解釋

16、。(14) 小蘇打片可治療胃酸過(guò)多。(15) 某些顯酸性的鹽溶液和某些顯堿性的鹽溶液反應(yīng)如Al 2(SO4) 3溶液與NaHCO溶液反應(yīng)會(huì)產(chǎn)生大量 CO泡沫滅火器。如：Al3* + 3HCO-tAl ( OH) 3 J + 3CO4(16) 某些化肥是否能混施(如草木灰不宜與銨態(tài)氮肥及過(guò)磷酸鈣混合使用)。(17) 解釋某些生活現(xiàn)象時(shí)應(yīng)考慮鹽的水解 , 如炸油條用明礬、純堿； ZnCl2、 NH4Cl 作焊 藥； 熱的純堿溶 液比冷的純堿溶液去污能力強(qiáng)。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(shí)

17、注意考慮水的電 離的存在；例如 NH H2O溶液中微粒濃度大小關(guān)系?！痉治觥坑捎谠?NHHO溶液中存在下列電離平衡：NHH2O NH+OH, H2O H+OH，所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：c(NH3 H2O) > c(OH-) > c(NH4+) > c(H+)。多元弱酸的電離是分步的，主要以第一步電離為主；例如HS溶液中微粒濃度大小關(guān)系。- + - 2- + + -【分析】由于 HS溶液中存在下列平衡：H2SHS+H, HS S-+H, HO H+OH，所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：+ - 2- -c(H2S )>c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c

18、(OH-)。b. 水解理論：弱酸的陰離子和弱堿的陽(yáng)離子因水解而損耗；女口NaHCO溶液中有：c(Na+) >c(HCO-)。弱酸的陰離子和弱堿的陽(yáng)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)生廿的(或OH)也是微量，但由于水的電離平衡和鹽類(lèi)水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中 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(NH) 2SQ溶液中微粒濃度關(guān)系：+ 2- + -c(NH4 ) > c(SO4 ) > c(H ) > c(NH3 H2O) > c(OH)。(3)多元弱酸的酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，主要

19、以第一步水解為主。例如：Na 2CO溶液中水解平衡為：CO2-+HOHa>OH, HO+HCOHCO+OH，所以溶液中部分微粒濃度的關(guān)系為： c(CO32-) > c(HCO3-) 。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(yáng)離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。如+ + - 2- -NaHCO溶液中：n(Na ) + n(H ) = n(HCO-) + 2n(CQ -) + n(OH-)推出：c(Na+) + c(H+) = c(HCQ-) + 2c(CO32-) + c(OH-)b 物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會(huì)發(fā)生變化變成其

20、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(huì)改變的。如NaHCO溶液中n(Na+) : n(c) = 1:1，推出：c(Na+)=- 2-c(HCO3-) c(CO32-) c(H2CO3)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(OH)=c(H +)+c(HCO3)+2c(H 2CO)。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(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH。)(電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子(H0的物質(zhì)的量應(yīng)相等)3. 解題指導(dǎo)電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較問(wèn)題，是高考的“熱點(diǎn)”之一。這種題型考查的知識(shí)點(diǎn)多，靈活

21、性、 綜合性較強(qiáng)，有較好的區(qū)分度，它能有效地測(cè)試出學(xué)生對(duì)強(qiáng)弱電解質(zhì)、電離平衡、電離度、水的電離、pH值、離子反應(yīng)、鹽類(lèi)水解等基本概念的掌握程度及對(duì)這些知識(shí)的綜合運(yùn)用能力。首先必須有正確的思路：其次要掌握解此類(lèi)題的三個(gè)思維基點(diǎn)： 電離、水解和守恒(電荷守恒、物料守恒及質(zhì)子守恒) 。 對(duì)每一種 思維基點(diǎn)的關(guān)鍵、 如何切入、如何展開(kāi)、 如何防止漏洞的出現(xiàn)等均要通過(guò)平時(shí)的練習(xí)認(rèn)真總結(jié)， 形成技能?！纠?】在L的H2S溶液中，下列關(guān)系錯(cuò)誤的是()(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-) (H +)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)+ - 2- - - 2-(H ) > c(HS

22、 )+c(S )+c(OH ) (H 2S)+c(HS )+c(S )=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 )=c(NH4)+c(H )【例 3】在氯化銨溶液中，下列關(guān)系正確的是()(Cl-) > c(NH4+) > c(H+) > c(OH) (NH 4+) > c(Cl -) > c(H+) > c(OH)+ - + - - + + -(NH4) = c(Cl ) >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+ 2A. c(Na ) =2c(HS ) +2c(S) +c(H 2S)+2C. c(Na+)>c(S2)>c(OH)>c(HS)【例 5】草酸是二元弱酸，草酸氫