1、一、電解質的電離1酸、堿、鹽的電離（1）電離的概念：物質溶解于水或熔化時，離解成自由移動的離子 的過程稱為電離。注意：電離的條件是在水的作用下或受熱熔化， 絕不能認為是通 電。（2）酸、堿、鹽電離時生成的陽離子全部是 H 的化合物稱為酸；電離時生成的陰離子全部是的化合物稱為堿；電離時生成的陽離子是金屬陽離子（或 4+ 離子）、陰離子全部是酸 根離子的化合物稱為鹽。（ 3 ）電離方程式：用離子符號和化學式來表示電解質電離的式子。 如：H24 = 2 +42;3 = + 3 電離的條件是在水溶液中或融化狀態下，并不是在通電的條件下。2 酸、堿、鹽是電解質（1）電解質與非電解質 在水溶液或熔化狀態下

2、能導電的化合物稱為電解質; 在水溶液和熔化1 / 10狀態下都不能導電的化合物稱為非電解質 說明： 電解質和非電解質都是化合物， 單質既不屬于電解質， 也不屬于非 電解質。 電離是電解質溶液導電的前提。 能導電的物質不一定是電解質， 如石墨等； 電解質本身不一定能導 電，如食鹽晶體。 有些化合物的水溶液能導電， 但因為這些化合物在水中或熔化狀態 下本身不能電離，故也不是電解質如 2、3 、3、2 等，它們的水溶 液都能導電，是因為跟水反應生成了電解質， 它們本身都不是電解質。 電解質溶液中， 陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數是 相等的，故顯電中性，稱電荷守恒。（2）強電解質與弱電解質

3、根據電解質在水溶液里電離能力的大小又可將電解質分為強電解質和弱電解質能完全電離的電解質叫做強電解質，如強酸、強堿 和絕大多數鹽，只能部分電離的電解質叫做弱電解質，如弱酸、弱堿 等。（3）常見的電解質 強電解質 強酸：H24、3、4、3。強堿；、()2、()2。大多數鹽：3、4、4等 弱電解質弱酸：H23、3、H23、H2S、H34 等;弱堿：3 H2O ()2、()3、()2 等；水：H2O二、電離方程式(1) 強電解質：用“”女口： H242 + 42 42+ +42 (2) 弱電解質：用“=”如：+ F 3 = 3 +3?H2O=4+ + (3)多元弱酸和多元弱堿的電離方程式(以第一步為主

4、)H23 = + 3 3 = + 32 H23 = + 3 3 = + 32 H34 = + H24 H242 = 42 42 =43 （）2 = 2+ + 2 （）3:兩性按兩種方法電離酸式電離：（）3 + H2O = （）4 +堿式電離：（）3 =3+ +3 （4）酸式鹽的電離 強酸的酸式鹽在熔化和溶解條件下的電離方程式不同熔化：4+ 4 溶解：4+ 42 弱酸的酸式鹽受熱易分解，一般沒有熔化狀態，在溶解中電離時強 中有弱溶液中：3+ 3 3 =+ 32 三、電解質在水溶液中的反應1、電解質在水溶液中反應的實質（1）離子反應：有離子參加的化學反應稱為離子反應。如酸、堿、鹽、氧化物之間的復分

5、解反應、溶液中的置換反應等屬于離子反應。（2）實質：電解質在水溶液中的反應實質上都是離子反應。（3 ）酸、堿、鹽在溶液中發生復分解反應發生的條件：有難溶性物質生成，或有難電離的物質生成，或有易揮發性物質生成。總之，這類反應的特點就是向著降低某些離子的濃度或數目的方向進行。2 、離子方程式 (1)概念：用實際參加反應的離子的符號來表示離子反應的式子。(2) 意義：表示化學反應的實質；表示同一類型的離子反應。(3) 特征：方程式中出現離子符號；等號兩邊電荷總數相等(即 電荷守恒)。(4) 離子方程式的書寫方法：方法 1 ： “寫”： 寫出反應物在水溶液中的電離方程式， 明確溶液中存在的 微粒。 “

6、斷”：判斷電離出的微粒中哪些能夠生成沉淀、水或氣體。 “寫”：綜合和，寫出離子方程式，并配平 “查”： 檢查離子方程式兩邊的原子個數是否相等， 電荷總數是否 相等。方法 2： “寫”：寫出正確的化學方程式。 “拆”：把易溶且易電離的物質拆寫成離子形式，凡是難溶、難電 離，以及氣體物質均寫成化學式。 “刪”：刪去反應前后不參加反應的離子。 “查”：檢查離子方程式兩邊的原子個數是否相等，電荷總數是否 相等。說明：此方法的關鍵是第二步拆，能否可拆取決于該物質是否是電解 質，是否符合電離的條件，是否完全電離，在體系中是否以離子形態 大存在。離子方程式不僅表示一定物質間的某個反應， 而且還表示所有同 一

7、類的反應。例如：強酸、強堿之間的中和反應大都可以表示為：+ =H20。書寫離子方程式時要注意：（1 ）易溶、易電離的物質（強 酸、強堿、大多數可溶性鹽）以實際參加反應的離子符號表示；（2 ） 離子方程式兩邊的原子個數、電荷數均應相等。3、幾種重要離子的檢驗離子檢驗方法能使紫色石蕊試液或橙色的甲基橙試液變為紅色。2+能使稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液產生白色 4沉淀，且沉淀不溶 于稀硝酸。能使無色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示劑分別變為紅 色、藍色、黃色。能與硝酸銀反應，生成白色的沉淀，沉淀不溶于稀硝酸。42 -能與含2+溶液反應，生成白色4沉淀，不溶于硝酸。32 -能與2溶液反應，生成白色的3沉

8、淀，該沉淀溶于硝酸(或鹽酸)，生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的 2氣體。3-取含3-鹽溶液煮沸，放出無色無味2氣體，氣體能使澄清石 灰水變渾濁。或向3-鹽酸溶液里加入稀4溶液，無現象，加 熱煮沸，有白色沉淀3生成，同時放出2氣體。離子大量共存規律總結相關知識點：(一) 、由于發生復分解反應，離子不能大量共存。1、有氣體產生。女口 32-、S2-、3-、等易揮發的弱酸的酸根 與不能大量共存，主要是由于 32- + 2 = 2 f+H20、+= H2Sf。2、有沉淀生成。按照溶解性表，如果兩種離子結合能形成沉淀的，就不能大量共存。溶解性表，可總結成這么五句話：鉀()鈉()硝(3-) 銨(4+)

9、溶，硫酸(42-)除鋇(2+)鉛(2+)(不溶),鹽酸(-)除銀(+ ) 亞汞(2 2+)(不溶)，其他離子基本與堿同。如2+、2+、2+等不能與42-、32-等大量共存主要是由于 2+ + 32- = 3 J、2+ + 42- =4 (微溶)；2+、3+等不能與大量共存也是因為 2+ + 2 = ()2 J,3+ + 3 = ()3 J等。3、有弱電解質生成。如、3、43-、42-、H2等與不能大量共存， 主要是由于+= H20、3 + = 3 ; 一些酸式弱酸根不能與大量共存是 因為 3- + 32- + H20、42- + = 43- + H20、4+ + 3 H2O 等。4、一些容易發

10、生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。 如 2- 、 S2- 、 32- 、C6H5 等必須在堿性條件下才能在溶液中存在;如 3+、 3+等必須在 酸性條件下才能在溶液中存在。 這兩類離子不能同時存在在同一溶液 中，即離子間能發生“雙水解”反應。如 32- + 33+ + 6H24（）3 J 等。（二）、由于發生氧化還原反應，離子不能大量共存1、具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共 存。如和 3+不能大量共存是由于 2+232+22+。2、在酸性或堿性的介質中由于發生氧化還原反應而不能大量共 存。如 3-和在中性或堿性溶液中可以共存，但在有大量存在情況下 則不能共存; 32-

11、 和 S2- 在堿性條件下也可以共存，但在酸性條件下 則由于發生2S2- + 32- + 6 = 3SJ + 3H2O反應不能存在。（三）、由于形成絡合離子，離子不能大量共存中學化學中還應注意有少數離子可形成絡合離子而不能大量共存的情況。如 3+ 和 、C6H5 ，由于 3+ （）2+ 等絡合反應而不能大量共存。（四 ）、能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存。例：3 +和3-, 3 +和S2等。解題指導1首先必須從化學基本理論和概念出發，搞清楚離子反應的規律和 “離子共存”的條件。 在中學化學中要求掌握的離子反應規律主要是 離子間發生復分解反應和離子間發生氧化反應， 以及在一定

12、條件下一 些微粒（離子、分子）可形成絡合離子等。“離子共存”的條件是根 據上述三個方面統籌考慮、比較、歸納整理而得出。因此解決“離子 共存”問題可從離子間的反應規律入手，逐條梳理。2.審題時應注意題中給出的附加條件 酸性溶液（H +）、堿性溶液（）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的或1 X 10-10的溶液等。 有色離子 4， 3+， 2+ ，2+，（）2+。 4 , 3等在酸性條件下具有強氧化性。 S2O3 2 在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O3 2 + 2H + = SJ + 2 f+H20 注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”3審題時還應特別注意以下幾點：（1）注意溶液的酸性對離子間發生氧化還原反應的影響。如：2 與3 能共存，但在強酸性條件下（即2 +、3 、H +相遇）不能共存；4 與在強酸性條件也不能共存；S2 與32 在鈉、鉀鹽時可共 存,但在酸性條件下則不能共存