電解質電離和離子反應知識復習

安徽省六安第二中學 常 青

一、電解質與非電解質

1.電解質與非電解質。

在水溶液中或熔化狀態時能夠導電的化合物叫做電解質，不能導電的化合物叫做非電解質。

在復習時要注意概念的三個方面，“在水溶液中”和“熔化狀態”兩者符合其中一個即可；在兩者之一的條件下能夠導電；該物質必須是化合物，三方面缺一不可。

2.強電解質與弱電解質。

酸、堿、鹽等電解質在水溶液中能導電，但電離程度上有強、弱之分，能夠全部電離的電解質稱為強電解質，反之稱為弱電解質。

強酸、強堿和絕大多數鹽類物質都是強電解質。酸可分為含氧酸和無氧酸。含氧酸可以用通式HnXOn+m來表示，其中n是等于或大于1的自然數，當式中m≥2時，這種含氧酸為強酸，是強電解質，當m＜2時，這種含氧酸為弱酸是弱電解質。無氧酸中，以鹵素形成的除氫氟酸外均為強酸，是強電解質。堿金屬最高價氧化物對應的水化物、氫氧化鈣和氫氧化鋇這些堿是強堿，屬于強電解質。雖然氫氧化鈣微溶于水，但它溶解在水中的那部分是完全電離的，故它是強電解質。鹽類物質除個別特殊的例外，中學階段學習的鹽一般都是強電解質。除上述強電解質外，其他的電解質如弱酸、弱堿和水等都是弱電解質。

二、電離理論及電離方程式

1.電離理論要點。

（1）電解質在溶于水或熔化狀態時，能夠解離成自由移動的離子的過程叫電離。

（2）每種電解質都能電離出帶正電荷的陽離子和帶負電荷的陰離子，溶液中陰、陽離子所帶電荷的總數相等，因此整個溶液呈電中性。

（3）多元弱酸和多元弱堿的電離是分步進行的。

（4）弱電解質的電離是可逆的。

2.電離方程式的書寫。

（1）強電解質：強電解質在水溶液中完全電離，用“葑”表示。

例如：H2SO4=2H＋＋SO42－

NaCl=Na＋＋ Cl－

（2）弱電解質：弱電解質在水溶液中不完全電離，用“葑”表示。

例如：HCl O葑 H＋＋Cl O

NH·3H2O葑 NH＋4＋OH－

其中多元弱酸分步電離，分步寫；多元弱堿也是分步電離，在中學為了簡便起見就一步寫。

（3）酸式鹽。

①強酸的酸式鹽完全電離。

例如：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SO42－（水溶液中）

由于酸的電離必須在水溶液中進行，故 NaHSO4=Na＋＋HSO4－（熔化時）

②弱酸的酸式鹽中酸式根不能完全電離。

例如：NaHSO3=Na＋＋HSO3－

三、離子反應和離子方程式

酸、堿、鹽等電解質在溶液里所起的反應實質上就是離子間的反應。

1.離子反應發生的條件。

中學化學里學習的離子反應主要類型為離子互換形式進行的復分解反應、離子參加的置換反應和離子參加的氧化還原反應。

（1）復分解反應。

①生成難溶物質。

例如：BaCl2＋H2SO4=BaSO4↓＋2HCl

離子方程式：Ba2＋＋SO42－=BaSO4↓

②生成揮發性物質。

例如：CaCO3＋2HCl=CaCl2＋H2O＋CO2↑

離子方程式：

CaCO3＋2H＋=Ca2＋＋H2O＋CO2↑

③生成弱電解質。

酸堿中和反應、強酸制弱酸、強堿制弱堿等都可歸為生成弱電解質。

例如：NaOH＋HCl=NaCl＋H2O

離子方程式：H＋＋OH－=H2O

（2）離子參加的置換反應。

①非金屬單質與離子的置換反應。

此類反應只能是非金屬性強的單質置換非金屬性弱的單質。

例如：2NaI＋Br2=2NaBr＋I2

離子方程式：2I－＋Br2=2Br－＋I2

②金屬單質置換出氫氣或其他金屬單質的置換反應。

此類反應一般為活潑性強的金屬單質才能置換氫氣，只有較活潑的金屬單質才能置換出較不活潑的金屬單質，是按金屬活潑性順序進行的。要特別注意，鉀、鈣、鈉等極活潑的金屬跟鹽溶液反應時，不是置換出比它活潑性弱的金屬單質，而是置換出水里的氫離子。

（3）離子參加的氧化還原反應。

此類反應有離子參加屬于離子反應，但能發生的根本實質是電子的轉移，可稱為氧化還原型的離子反應。

2.離子方程式的書寫。

（1）寫出反應的化學方程式：

BaCl2＋H2SO4=BaSO4↓＋2HCl

（2）把易溶于水、易電離的物質寫成離子形式，難溶的物質、氣體和弱電解質等用化學式表示。

上述化學方程式可改寫成：

（3）刪去方程式兩邊不參加反應的離子：

（4）檢查方程式兩邊質量、電荷是否守恒，如果有電子轉移，還要檢查電子轉移是否守恒。

通過對上述相關知識的復習梳理，我相信同學們一定能夠透徹理解這部分內容，同時學會梳理知識，形成知識體系，將紛繁復雜的化學知識點整合成知識網絡，從而提高學習效率。