高考电解质溶液知识点总结Word文档格式.docx

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3．强电解质和弱电解质的比较

强电解质

弱电解质

定义

水溶液里完全电离的电解质

水溶液里部分电离的电解质

化学键种类

离子键、强极性键

极性键

电离过程

完全电离

部分电离

表示方法

用等号“=”

用可逆号“”

代表物

强酸：

HCl、H2SO4、HNO3、HI

强碱：

NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2

绝大多数盐：

NaCl、BaSO4

弱酸：

H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH

弱碱：

NH3·

H2O

个别盐：

HgCl2、

Pb（CH3COO）2

4．非电解质

凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。

常见的非电解质

非金属氧化物：

CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5

某些非金属氢化物：

CH4、NH3

大多数有机物：

苯、甘油、葡萄糖

（二）弱电解质的电离平衡

1．弱电解质的电离特点

（1）微弱：

弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。

（2）可逆：

弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。

因此，弱电解质的电离是可逆的。

（3）能量变化：

弱电解质的电离过程是吸热的。

（4）平衡：

在一定条件下最终达到电离平衡。

2．电离平衡：

当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。

电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。

条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。

（三）水的电离和溶液的pH值

1．水的电离和水的离子积常数

H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH++OH–

25℃时c（H+）=c（OH–）=10–7mol·

L–1

水的离子积Kw=c（H+）·

c（OH–）=10–14（25℃）

①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。

如：

100℃Kw=10–12

②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。

2．溶液的pH

（1）pH：

pH=–lg[c（H+）]。

在溶液的c（H+）很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。

（2）含义：

pH越大，c（H+）越小，c（OH–）越大，酸性越弱，碱性越强。

pH越小c（H+）。

c（OH–）越小，酸性越强，碱性越弱。

（3）范围：

0～14

（四）盐类水解

1．盐类水解定义：

在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。

2．盐类水解规律

（1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。

（3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。

（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”或“↓”符号。

3．盐类水解的类型

（1）单向水解：

强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；

强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。

如NH4Cl溶于水：

NH4++H2ONH3·

H2O+H+

CH3COONa溶于水：

CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

（2）互相促进水解：

弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。

溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。

如CH3COONH4溶于水：

CH3COO-+NH4+CH3COOH+NH3·

（3）互相抑制水解：

能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。

如（NH4）2Fe（SO4）2溶于水：

Fe2++2H2OFe（OH）2+H+

NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。