学业水平考试复习提纲 专题六 物质的电离与离子反应

专题六 物质的电离与离子反应 【课标要求】 认识酸、碱、盐等电解质在水溶液中或熔融状态下能发生电离。通过实验事实认识离子反应及其发生的条件，了解常见离子的检验方法。 【学科素养】 宏观辨识与微观探析：能从不同层次认识化学反应和离子反应的异同点；能从微观的角度认识溶液中离子导电的规律，能从宏观和微观相结合的视角理解化学反应和离子反应，并运用离子反应解决实际问题。 证据推理与模型认知：具有证据意识，能基于不同电解质溶液导电性的差异分析推理，理解溶液中电解质的电离特点和导电规律；通过分析、推理等方法认识研究对象的本质特征；能运用正确的模型理解离子方程式的书写方法、离子的检验与推断的规律。 【基本知识解读】 一、电解质和非电解质 1.电解质与非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物，酸、碱、盐属于电解质。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物，如蔗糖、乙醇等。 电解质 非电解质 相同点 均为化合物 不同点 水溶液或熔融状态能导电 水溶液和熔融状态都不能导电 本质区别 在水溶液或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液中和熔融状态下自身不能发生电离 所含物质类型 酸：如H2SO4、HCl、HNO3等 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2、CO、P2O5 碱：如NaOH、Ca(OH)2等 盐：如NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3等 非酸性气态氢化物：NH3 金属氧化物：如Na2O、CaO、MgO等 水H2O 部分有机物：蔗糖、酒精 【易错警示】 ①电解质和非电解质均是化合物，单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。 ②电解质不一定导电，如固态NaCl、液态HCl等；导电物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。 ③电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质，它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3•H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。 ④电解质与金属的导电原理不同。电解质的导电是由于自由移动的阴、阳离子定向移动产生的；金属导电是由于金属晶体中自由电子的定向移动。 2.强电解质和弱电解质 强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。 【归纳总结】强电解质与弱电解质的比较： 强电解质 弱电解质 定义 溶于水后几乎完全电离的电解质 溶于水后只有部分电离的电解质 化合物类型 离子化合物及某些共价化合物 某些共价化合物。 电离程度 完全电离 只有部分电离 溶液中存在的微粒(水分子不计) 只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子 实例 绝大多数的盐(包括难溶性盐) 强酸：H2SO4、HCl、HClO4等 强碱：Ba(OH)2、Ca(HO)2等 弱酸：H2CO3、CH3COOH等 弱碱：NH3•H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。 电离方程式 KNO3=K++NO H2SO4=2H++SO NH3•H2ONH+OH- H2SH++HS- HS-H++S2- 二、电离与电离方程式的书写 1.概念 电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。 电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融， 金属氧化物的电离条件是熔融。 2.电离方程式书写方法 (1)强电解质：完全电离，用=表示。 如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4=2H++SO、NaOH=Na++OH-、(NH4)2SO4=2NH+SO。 (2)弱电解质：部分电离，用“”表示。 (3)酸式盐： ①强酸酸式盐完全电离，一步写出。 如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4=Na++H++SO，在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4=Na++HSO。 ②多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。 如NaHCO3=Na++HCO，HCOH++CO。 三、离子反应和离子方程式 1.离子反应 (1)概念：凡有离子参加或生成的反应都是离子反应。 (2)本质：溶液中某些离子的物质的量的减小或离子种类发生改变。 (3)离子反应发生的条件 ①复分解反应类型：生成难溶性的物质、难电离的物质、挥发性物质 ②氧化还原反应类型： 强氧化性物质+强还原性物质→弱氧化性物质+弱还原性物质。 如FeCl3溶液与Cu反应的离子方程式为2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+。 ③电化学反应：实质为氧化还原反应，但需要添加电解或通电条件。 2.离子方程式及书写 (1)离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的