2.2 电解质的电离 离子反应 第1课时（图文版知识清单，不可编辑）化学鲁科版必修第一册

电解质的电离一知识清单 Na 知识点 电解质与非电解质 1. 研究氯化钠的导电性 实验 现象 原因 结论 氯化钠固体 导电实验 电灯泡不发光 晶体中的Na和C不能自 氯化钠固 由移动 体不导电 熔融氯化钠 电灯泡发光 受热熔化时，Na和C形 熔融态氯 导电实验 成能够自由移动的离子 化钠导电 NaCl 溶于水时，在水分子的作 氯化钠溶液 电灯泡发光 用下，Na和C逐渐脱离晶 氯化钠溶 导电实验 体表面进入溶液，成为能 液导电 CI CI 够自由移动的离子 2. 电解质与非电解质定义与分类 [批注：特别提醒(1)前提： 必须是化合物， 单质和混合物既不是电解质也不是非电解质] 类型 电解质 非电解质 概念 在水溶液中或熔融状态下能够导 在水溶液中和熔融状态下都不能导电 电的化合物 的化合物 相同点 电解质和非电解质均为化合物 [批注：特别提醒(2)条件：满足“水溶液 中或熔融状态下”导电即可，二者具备其一] 不同点 一定条件下能电离产生离子，能 导电 不能电离，不能导电 非金属氧化物，如S03、C02、S02等； 物质类别 酸、碱、盐、 金属氧化物、水等 部分非金属氢化物，如CH4、NH等； 大部分有机物，如葡萄糖、乙醇等 3. 电解质的导电原理 (1)熔融电解质或电解质溶液中的导电微粒是自由移动的阴、阳离子，它们在外电场作 用下定向移动从而导电。[批注：特别提醒(3)核心：必须是自身电离产生离子而导电] (2) 电解质溶液导电能力大小的影响因素： ①取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数。 ②温度升高时，弱电解质电离程度增大，离子浓度增大，导电性会增强；但强电解 质溶液的导电性变化不大。 浓度/温度 CH 电解质的电离方程式书写-知识清单 知识点二电离方程式 1.电离方程式的书写规则 (1)符合客观事实：不能随意书写离子符号，离子的个数用“2” “3”等标在离子符号之前。 【特别提醒】溶液中HCO3不能拆成H和CO,2,而HSO4 在水溶液中必须拆成H和S0,2。 (2)符合质量守恒：等号两边原子种类、数目、质量相同。 (3)符合电荷守恒：正电荷总数=负电荷总数，溶液整体呈电中性。@8 2.电离方程式表示方法 (1)强电解质（完全电离） 强酸、强碱和大部分盐书写时用“==”连接，举例： →H2S04==2Ht+S042; ◆NaOH==Nat+OH; ◆NaCl==Nat+cl (2) 弱电解质（部分电离） 部分电离，用可逆符号“=”表示，分情况书写： ①多元弱酸分步电离，电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。 举例：H2S的电离： H2S±H++HS;HS=Ht+S2 OH ②多元弱碱分步电离，但书写时一步写出。举例： Cu(OH)2Cu2++20H- ③两性氢氧化物双向电离。举例：A(OH)3的电离方程式： H++AlO2+H20 Al(OH)3Al3++30H- 。电解质的电离与分类-知识清单町 (3)酸式盐的电离方程式书写 ①强酸酸式盐 ②多元弱酸酸式盐 举例：NaHS0, 举例：NaHCO3 。水溶液中： 第-步：NaHCO3=Na*+HCO3 NaHSO=Na*H*+SO 2- 批注：原子团 批注：仅HS04 (如HC03) Na* Na+ S0,2 在水溶液中拆开 HCO 不能随意拆开 Na* Q ·熔融状态下： 第二步：HC03=H+C032 NaHSO=Na*HSO 59 批注：熔融状态 Na*HSO 下HS0,不拆开 HSO 868 (熔融状态下共价键不电离，只有离子键断裂) 【特别提醒：电离方程式书写注意事项】 (1)必须同时满足质量守恒和电荷守恒； (2)原子团不能随意拆开写：如HC03、S0,2、OH等不能拆； (3)正确标注离子所带的电荷种类和数目，不能漏写。 知识点三强电解质与弱电解质 1.电解质分类 (1)强电解质 (2) 弱电解质 在水溶液中能完 在水溶液中部分 Na* 全电离的电解质。 Na+ 电离的电解质。 CH,C00≥H CI-CI- 乙CH,CO0H Na+Na+Cl- CH,COOH≠CH,COOH 强电解质与弱电解质的对比与辨析 比较维度 强电解质 弱电解质 相同点 均为电解质，均能电离 在水溶液中完全电离 在水溶液中部分电离 不同点 100% (核心区别) c① 强电解质溶液 (如HC) 弱电解质溶液 (如CH3COOH) 瓜 ①强酸：H2S04,HCl, ①弱酸：H2C03,CH3C00H, 常见物质 HNO3等 HCIO,H2S等 类别 尽②强碱：NaOH,KOH、 ②弱碱：NH3H0, Ca(OH)2,Ba(OH2等 Cu(OH)2等 【易错提醒1】 溶解度≠电离度！ ③大部分盐：NaCl,KNO3 ③少数盐： (CH3C0O)2Pb等 难溶盐（如BaS04, CuS04NaC03BaS0,等 CaC0)溶解的部分 ④水 完全电离，故为强 ④活泼金属氧化物：Na,0等 电解质。 电离方程式 用“=”连接。 用“”连接。 书写 例：Ba0H)2=Ba2++20H 例：CHCOOH≥CHCO0+Ht 【易错提醒2】导电能力与电解质强弱无必然联系！ 溶液导电性取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带 电荷数。因此：强电解质稀溶液的导电能力不一定强，弱电解 质浓溶液的导电能力也不一定弱。 2.从电离的角度认识酸、碱、盐 酸 碱 盐 特别提醒 电离时产生的 电离时产生的阴 电离时能产生金属阳 说明： 定义 阳离子全部是 离子全部是OH 离子（或铵根离子NH4) -酸式盐也能电离出 Ht的化合物 的化合物 和酸根离子的化合物 H+,但阳离子除了 H+还有金属阳离子 实例 HCL、H2SO4 NaOH、KOH、 Na2S04KCl、 /铵根，因此不属于 H2C03等 NH3H20等 BaC03、NaHC03等 酸；同理碱式盐也 不属于碱。 铵盐电离出的NH4 符合盐的定义，因 H+ Na+OH Na*NH4* 此铵盐属于盐类。 H+ Na+OH- Nat SO2- 酸 碱 盐 3.电解质溶液中离子浓度的测定 电解质溶液中存在自由移动的阴、阳离子，会表现出特定性质，可利用对应 方法测定离子浓度： (1)比色法 含有某些离子的电解质溶液会呈现一定 的颜色，且溶液颜色随离子浓度增大而 加深，据此可以用比色计测定溶液中相 浓度增加→颜色加深 关离子浓度。 (2）H+、OH浓度测定 可用酸碱指示剂定性检验，利用H计精 pH7.0 确测定溶液中H+或OH的浓度。 数电解质与电离核心知识总结 本节课核心知识总结 1.电解质和非电解质核心对比 电解质 非电解质 定义 在水溶液或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不导电的 化合物 特别提醒：与溶解性 相同点 都是化合物，与溶解性无关（何溶可不溶） 无关，例如难溶盐 BaS0,是电解质！ 不同点 一定条件下能电离，水溶液⊙© -O 不能电离，水溶液和熔融 或熔融状态下能导电 oo 状态下都不能导电 eD 常见物质 通常为酸、碱、盐、活泼金属氧化 通常为非金属氧化物、某些非金属氢 类别 物、某些非金属氢化物（如水）等 化物、绝大多数有机物（如乙醇）等 本质区别 水溶液或熔融状态下自身 水溶液和熔融状态下自身均不能发生 能发生电离 特别提醒：必须是自身电离， 电离 如S0,是因与水反应生成H,S 2.强电解质和弱电解质核心对比 02导电，S02本身非电解质！ 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液里完全电离的电解质 在水溶液中部分电离的电解质 电离方程式 用“==” 例如：HCl==Ht+Ct 用“” 例如： 符号 CH3COOH≥CH3C00+HH 强酸(HCl,H2S04) 弱酸(CH3COOH,H2CO3) 常见物质 强碱(NaOH,KOH) 弱碱(NH3H2O),水(H2O) 大部分盐NaCl,BaS04) 少数盐(Pb(CH3C00)2) 3.判断电解质的思维流程 第一：判断物质是否属于化合物，单质、混合物既不是电解质，也不是 非电解质 第二：判断化合物在水溶液里或熔融状态下能否导电，至少其中一种状 态能导电时为电解质 第三：根据经验：酸、碱、盐都是电解质，非金属氧化物都是非电解质