摘要：弱电解质:电解质在水中只能部分电离为离子的电解质,弱酸.弱碱.水等均为弱电解质. 常见强酸有:H2SO4.HNO3.HClO4.HClO3.HCl.HBr.HI 常见强碱有:KOH.NaOH.Ba(OH)2 常见弱酸有:一元:HF.HClO.CH3COOH,二元:H2S.H2SO3.H2CO3.H2SiO3,三元:H3PO4 常见弱碱有:NH3·H2O及难溶性碱 ㈢.关于电解质的一些说明 1．关于电解质和非电解质 (1)电解质和非电解质必须是化合物.单质及混合物(如Cl2.食盐水)既不是电解质也不是非电解质. (2)有些化合物的水溶液能导电.如二氧化碳等酸性氧化物的水溶液.但其导电的根本原因不是CO2本身发生电离产生离子所致.所以CO2是非电解质.H2CO3才是电解质. (3)有些化合物水溶液不能导电.如BaSO4.AgCl溶液等.是因为它们的溶解度小.其水溶液测不出导电性.但只要溶解的部分完全电离.在熔化状态下.它们也能完全电离.所以BaSO4和AgCl等难溶盐是电解质. 2．关于强电解质和弱电解质 (1)属于强电解质的有: ①强酸:HCl.H2SO4.HNO3等,②强碱:KOH.NaOH.Ba(OH)2等, ③大多数盐类:NaCl.KNO3.BaSO4.NaHSO4.NaHCO3.CH3COONH4等. (2)属于弱电解质的有: ①中强酸和弱酸:H3PO4.H2SO3.H2CO3.CH3COOH.HF.H2S等, ②弱碱:NH3·H2O.Fe(OH)2.Fe(OH)3.Cu(OH)2等, ③水及两性氢氧化物:H2O.Al(OH)3 ④少数盐.如Pb(CH3COOH)2等. (3)要区分好溶液的导电性强弱与电解质强弱的关系. 溶液的导电性强弱是由溶液中自由移动的离子浓度及离子所带电荷决定的.即离子浓度越大.离子所带电荷越多.则溶液的导电性越强.反之导电性弱.因此.强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强.如:BaSO4是强电解质.由于其溶液浓度小.溶液中离子浓度很小.几乎不导电.其溶液的导电性就比一定浓度的弱电解质CH3COOH溶液的导电性弱.但同浓度.同温度时.强电解质溶液的导电性一定要比弱电解质溶液的导电性强. 而电解质的强弱是根据其在水溶液中电离程度决定的.在水中溶解的部分完全电离.则这种化合物为强电解质.反之为弱电解质. (4)电离方程式的书写: ①强电解质:完全电离.用等号“＝ .如:H2SO4＝2H++SO42- Ba(OH)2=Ba2++2OH- CH3COONH4=CH3COO-+NH4+ ②弱电解质:部分电离.用可逆号“ .如:HF F-+H+ 多元弱酸分步电离: 多元弱碱也是分步电离.但书写时应一步写完: 二.离子反应.离子方程式 1.离子反应:离子反应是指有离子参加或有离子生成的化学反应. 2.离子方程式: (1)定义:用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式. (2)意义:①表示化学反应的实质,②表示同一类型的离子反应．3.离子方程式书写步骤(以H2SO4与Ba(OH)2反应为例说明): ①写:写出并配平反应的化学方程式: H2SO4+Ba(OH)2=BaSO4↓+2H2O ②拆:把易溶于水的强电解质拆成离子形式.其他仍以分子形式书写: 2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O ③删:删去两边未反的离子:此反应中没有不参加反应的离子 ④查:检查两边的元素是否守恒.电荷数是否守恒.电子得失是否守恒.该用＝号还是号.有没有漏写↑.↓等符号. 4.离子方程式的书写规则 <1>在离子方程式书写时.同时符合①易溶于水.②完全电离两个条件的强电解质(即:强酸.强碱.可溶性盐)拆开成离子形式.其他(包括难电离物质.难溶物.单质和氧化物及其他所有气体)一律写化学式. <2>在离子方程式中.微溶物2.CaSO4.Ag2SO4.MgCO3等)写成离子形式还是写成化学式.要具体问题具体分析 (1)微溶物在生成物中要写成化学式. (2)微溶物在反应物中如果以溶液形式存在.要写成离子形式,如果以悬浊液形式存在.要写成化学式. <3>酸式盐的写法 在离子方程式中的酸式盐.如果是强酸的酸式根.一般拆写成离子形式.如HSO4-要写成H+和SO42-,如果是弱酸的酸式根则不能拆开写.如HCO3-.HSO3-.HS-.H2PO4-等均不能拆开写. <4>固体间发生的反应和有浓硫酸参加的反应不能写成离子方程式 如实验室制NH3: 实验室制HCl: 均不能写成离子方程式. 5.离子反应方程式中化学计量数处理 方程式两边各物质前的化学计量数含有公约数应消掉.例如:Ba(OH)2+2HCl=BaCl2+2H2O写成离子形式为:2H++2OH-=2H2O.∴“2 应消掉.离子方程式为:H++OH-=H2O. 只部分物质的化学计量数有公约数则不能去掉. 例如:Ba(OH)2+H2SO4=BaSO4↓+2H2O. 其离子方程式为:Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O. 不能写成:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O 6.离子方程式的意义 离子方程式代表的不仅是某一个反应.还可以表示某一类反应. 7.离子反应发生的条件 (1)复分解反应型:这类反应发生的条件是:生成难电离物质生成挥发性物质(如CO2.HCl等) (2)离子反应若属氧化还原反应.其反应发生条件应遵照氧化还原反应规律进行. 8.离子能否大量共存的判断 离子之间能否大量共存.实际是判断离子之间能否发生化学反应.若不发生反应即可共存.若反应则不能共存. (1)在强酸性条件下(即有大量H+).不能大量共存的离子有:OH-.CO32-.HCO3-.S2-.HS-.SO32-.HSO3-等.即:OH-.弱酸的酸根.弱酸的酸式根离子不能与H+大量共存. (2)在强碱性条件下(即有大量OH-),不能共存的离子有:H+.HCO3-.HS-.HSO3-.NH4+.Mg2+.Al3+.Fe2+.Fe3+.Cu2+等.即:H+.弱酸的酸式根离子.弱碱的阳离子不能与OH-大量共存. (3)相互反应生成沉淀的离子间不能大量共存.如Ag+跟Cl-.Br-.I-.Ba2+跟CO32-.SO42-.SO32-.PO43-.H+和SiO32-等. (4)相互反应生成气体的离子间不能大量共存.如H+跟HSO3-.SO32-.HCO3-.CO32-.HS-.S2-.OH-和NH4+相互反应生成难电离的物质的离子间不能大量共存.如H+跟F-.ClO-.CH3COO-等弱酸根离子.OH-和NH4+等弱碱阳离子.H+跟OH- (6)由于发生氧化还原反应.离子不能大量共存 ①具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存.例如:S2-.HS-.SO32-.I-和Fe3+.MnO4-.ClO-等不能大量共存. ②在酸性介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存.例如:MnO4-.Cr2O72-.NO3-.ClO-与S2-.HS-.SO32-.HSO3-.I-.Fe2+等不能大量共存,SO32-和S2-在碱性条件下可以共存.但在酸性条件下则由于发生2S-+SO32-+6H+＝3S↓+3H2O反应不能共存.H+与S2O32-不能大量共存. (7)隐含规律: ①无色溶液中一定不含MnO4-.Fe3+.Cu2+.Fe2+2+ ②强碱性溶液中一定含OH-离子. ③强酸性溶液中一定含H+离子. ④“透明溶液 意味着无难溶物和微溶物.并不意味着溶液无色.

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