高中化學 第二章 元素與物質世界 第2節(jié) 電解質學案（2）魯科版必修1.doc

第2節(jié) 電解質庖丁巧解牛知識巧學升華 一、電解質的電離 1酸、堿、鹽的電離 （1）電離：化合物溶于水或受熱熔化時，離解成自由移動的離子的過程。 （2）電離方程式：表示電解質電離成離子的式子。 例如： H2SO42H+，HNO3H+ KOHK+OH，Ba（OH）2Ba2+2OH CuSO4Cu2+，BaCl2Ba2+2Cl （3）酸的電離：電離時生成的陽離子全部是H+的化合物稱為酸。 HClH+Cl-HNO3H+ （4）堿的電離：電離時生成的陰離子全部是OH的化合物稱為堿。 NaOHNa+OH-Ca（OH）2Ca2+2OH- （5）鹽的電離：電離時生成金屬陽離子（或銨根離子）和酸根陰離子的化合物稱為鹽。 MgCl2Mg2+2Cl-NH4NO3NH4+ 要點提示 注意此處空半格電離的實質：酸電離的實質是酸分子在水分子的作用下離解成了自由移動的離子。堿和鹽電離的實質是不能自由移動的離子在水分子的作用下離解成了自由移動的離子，酸跟堿、鹽電離的實質不完全相同。 2酸、堿、鹽是電解質 （1）電解質和非電解質 電解質是指溶于水或熔化狀態(tài)下能夠導電的化合物； 非電解質是指溶于水和熔化狀態(tài)下都不導電的化合物。 要點提示 注意此處空半格單質、混合物既不是電解質，也不是非電解質。 酸、堿、鹽是電解質，它們都是化合物，且在一定條件下能夠導電。 酸在熔融狀態(tài)下（即液態(tài)時）和固態(tài)時都不能導電，在水溶液里能夠導電。 堿和鹽固態(tài)時不導電，液態(tài)時（即熔融時）導電（氨水除外），易溶的堿和鹽在水溶液里導電。不溶于水的堿和鹽，也是電解質。 Zn、Fe等金屬在熔融狀態(tài)雖能導電，但它們不是化合物，因而不是電解質，也不是非電解質。 SO2、NH3等溶于水，雖然溶液能夠導電，但電離出導電離子的是它們與水作用的產(chǎn)物： H2SO3或NH3H2O（“”表示不完全電離） H2O+SO2H2SO3H+ NH3+H2ONH3H2O+OH SO2、NH3本身不能導電，因而SO2、NH3等不是電解質，而H2SO3、NH3H2O是電解質。 活潑金屬的氧化物，如Na2O、Al2O3等，在熔融狀態(tài)下能夠導電，是由于它們自身能電離出離子的緣故，因而是電解質： Na2O（熔）2Na+O2;Al2O3（熔）2Al3+3O2。 （2）強電解質和弱電解質 強電解質是指在水溶液里全部電離成離子的電解質；弱電解質是指在水溶液里只有一部分電離成離子的電解質。理解這兩個概念，應注意以下幾點： 強、弱電解質的劃分標準是在水溶液中電解質的電離程度，完全電離的是強電解質，部分電離的是弱電解質。 強、弱電解質的概念，不能適用于所有電解質，如Na2O等與水反應的離子化合物，被認定是強電解質。 強、弱電解質與物質的溶解性不是完全相關的。如CaCO3雖幾乎不溶于水，卻是強電解質；CH3COOH雖可與水以任意比混溶，卻是弱電解質；C2H5OH雖可與水以任意比混溶，卻是非電解質。 強、弱電解質與溶液的導電性也不是完全相關的。溶液的導電性主要是由溶液中的離子濃度決定的，強電解質稀溶液中離子的濃度不一定比弱電解質濃溶液中的離子濃度大，因而導電性不一定強。 強、弱電解質溶液中，溶質的存在形式不同。強電解質溶液中溶質的存在形式是陰離子和陽離子，弱電解質溶液中除陰、陽離子外，還大量存在溶質的分子。 歸納總結 二、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離子反應 離子反應：有離子參加或生成的反應稱為離子反應。 要點提示 注意此處空半格電解質溶液中發(fā)生的反應都是離子反應，不同的化學反應能用同一個離子反應表示，能表示同一類型的化學反應的實質。 2離子方程式 （1）概念：用離子符號來表示離子反應的式子叫做離子方程式。 （2）離子方程式的書寫。 方法 1以稀H2SO4與Ba（OH）2溶液反應為例 寫出反應物在水溶液里的電離方程式： H2SO42H+ Ba（OH）2Ba2+2OH 明確溶液中存在的離子：H2SO4溶液中存在H+和,Ba（OH）2溶液中存在Ba2+和OH。 判斷混合后能夠相互作用生成沉淀、水或氣體的離子間的反應： 寫出離子方程式，并配平（原子守恒、電荷守恒、物料守恒）： 2H+Ba2+2OHBaSO4+2H2O（） H+Ba2+OHBaSO4+H2O（） 后者雖然原子守恒，電荷也守恒，但物料不守恒，即1 mol H2SO4電離出1 mol H+和1 mol ,1 mol Ba（OH）2電離出1 mol Ba2+和1 mol OH都是錯誤的。 方法 2（以HCl溶液和NaOH溶液反應為例） 寫出反應方程式： HCl+NaOHNaCl+H2O 將易溶于水、易電離的物質用離子符號表示，而難溶于水的物質、水、氣體仍用化學式表示： H+Cl+Na+OHNa+Cl+H2O 寫出離子方程式，將方程式兩邊相同的離子符號等量刪去，得離子方程式： 要點提示 注意此處空半格強酸、強堿和易溶性的鹽改寫成離子形式；難溶物質、難電離物質（強弱酸、弱堿、水等）、易揮發(fā)性物質、單質、氧化物、非電解質等均要寫化學式。 微溶性物質如作為生成物，一律視為沉淀，寫化學式，標“”號；如作為反應物，若是澄清溶液應改寫成離子符號，若是懸濁液應寫化學式。 多元弱酸的酸式酸根離子，不能改寫或拆開，如：不能拆成H+和。 強電解質參加的離子反應，如果不符合電離條件，不能電離，也不能改寫成離子形式，如NaCl固體、濃H2SO4等。 3離子方程式和化學方程式的區(qū)別 化學方程式只能描述一個化學反應，離子方程式可以描述一類化學反應。 化學方程式不能揭示化學反應的本質，離子方程式揭示了化學反應的本質。 離子反應可以檢驗某種離子（或某些離子）是否存在。如：向某溶液中加AgNO3溶液和稀HNO3，有白色沉淀生成且不溶解，證明該溶液中含有Cl：Ag+ClAgCl 又如向某溶液中加入Ba（NO3）2溶液和稀HNO3，有白色沉淀生成且不溶解，證明該溶液中含有：Ba2+BaSO4。 4離子方程式正誤判斷 （1）看離子反應是否符合客觀事實 如Fe跟稀鹽酸反應，寫成2Fe+6H+2Fe3+3H2是錯誤的。 （2）看反應能否用離子方程式表示。不是在溶液中進行的離子反應，不能用離子方程式表示，如濃硫酸和銅共熱，固體氯化銨和熟石灰混合加熱等。 （3）看各物質的化學式、離子式是否正確。原則是可溶性的強電解質用離子符號表示，其余都以分子式表示，如單質、氧化物、弱酸、弱堿、難溶性鹽，非電解質等。 如CaCO3跟稀鹽酸反應，寫成+2H+CO2+H2O是錯誤的。 （4）看是否守恒（原子個數(shù)守恒、電荷守恒等）。 如：Cu+Ag+Cu2+Ag和Na+H2ONa+OH-+H2都是錯誤的。 （5）看是否漏掉離子反應 如稀H2SO4和Ba（OH）2溶液反應，寫成+Ba2+BaSO4或H+OH-H2O都是錯誤的。 問題思路探究 問題 1在導電性實驗中，為什么氯化鈉晶體不導電，而熔融的氯化鈉和氯化鈉水溶液以及大家熟悉的金屬都可以導電？電解質導電的前提條件和實質是什么？ 思路:導電是帶電粒子定向移動的結果，是金屬導電和電解質溶液導電的共性，不同點是：金屬導電是電子的定向移動，而電解質溶液導電是離子的定向移動。電離是電解質離解為自由移動的離子，導電是在電流的作用下發(fā)生的。 探究:帶電粒子（如電子、陰離子、陽離子等）的定向移動就可以形成電流。金屬內的電子本來就是自由電子，當外加電場時可以定向移動形成電流而導電。氯化鈉晶體內雖然有陰陽離子，但不能自由移動，即使有外加電場，也不能定向移動形成電流。而氯化鈉在熔融態(tài)或在水溶液中，吸收了來自熱或水分子作用等外界的能量，而離解出自由移動的鈉離子和氯離子，即發(fā)生了電離，當有外加電場作用時，離子從自由移動狀態(tài)改為分別向兩極定向移動而形成帶電離子流，使電流通過電解質溶液而導電。因為電離的結果是產(chǎn)生了自由移動的離子，所以電離是電解質導電的前提條件（而電離的條件是加熱熔融或溶于水）；電解質導電的本質，就是在電離狀態(tài)下陰陽離子的定向移動，即陽離子移向陰極，陰離子移向陽極。 問題 2劃分強電解質和弱電解質的標準是什么？是因為其水溶液的導電能力嗎？ 思路:電解質的電離程度是劃分電解質強弱的唯一標準：完全電離用“”表示的是強電解質。部分電離用“”表示的是弱電解質。 探究:劃分強電解質和弱電解質的標準是電解質在電離時是否完全電離，即由本質決定，不是根據(jù)導電能力。電解質的強弱跟導電能力的強弱沒有必然聯(lián)系，導電能力的強弱主要取決于自由移動的離子濃度的大小和離子所帶電荷的多少。很稀的強電解質溶液或難溶性的強電解質溶液的導電能力就很弱，而有些弱電解質的濃溶液中電離產(chǎn)生的離子濃度大，導電能力可以很強。 問題 3所有酸堿中和反應的實質都可以用H+OHH2O來表示嗎？H+OHH2O能表示所有酸堿之間的離子反應嗎？ 思路:一個化學反應只能寫出一個離子方程式，但一個離子方程式卻能寫出幾個化學方程式。 探究:所有酸堿中和反應的實質都可用離子方程式H+OHH2O來表示。無論是強酸、弱酸、難溶酸、易溶酸，溶于水都能發(fā)生電離產(chǎn)生H+，而堿則無論是強堿、弱堿、難溶堿、易溶堿，溶于水也都能發(fā)生電離產(chǎn)生OH。 因此所有酸堿中和反應的實質都是H+OHH2O。而離子方程式H+OHH2O不能代表所有酸堿之間的反應，因為酸、堿都可分為多種類型，不同酸、堿之間的反應情況較為復雜，現(xiàn)舉例說明如下：KOH、NaOH與H2SO4、HNO3、HCl等反應的離子方程式為：H+OHH2O Ba（OH）2與H2SO4反應的離子方程式為 Ba2+2OH+2H+2H2O+BaSO4NaOH與CH3COOH反應的離子方程式為：OH+CH3COOHCH3COO+H2O，氨水與鹽酸混合的離子方程式為：NH3H2O+H+H2OCu（OH）2與H2SO4反應的離子方程式為Cu（OH）2+2H+Cu2+2H2O 氨水與醋酸混合反應的離子方程式為NH3H2O+CH3COOHCH3COO+H2O 點題熱題新題 例1下面所列物質中，屬于強電解質的是_（填序號，下同），屬于弱電解質的是_，屬于非電解質的是_。 氯化鉀乙醇醋酸氨氣蔗糖氫硫酸硫酸氫鈉一水合氨氯氣碳酸鋇 解析：本題主要考查強、弱電解質的概念，同時兼顧對非電解質的考查。從強、弱電解質的概念可以看出，二者的最大區(qū)別是其在水溶液里的電離程度，完全電離的是強電解質，部分電離的是弱電解質。區(qū)分電解質的強弱不能從物質的溶解性大小和導電能力強弱入手，因為導電力弱的，溶解性小的物質的水溶液也有可能是強電解質的水溶液，只要這種電解質在水溶液里完全電離。如：BaCO3難溶于水，其水溶液的導電能力很弱，但溶解的BaCO3卻是完全電離的，因而它是強電解質。醋酸易溶于水，其水溶液的導電能力比同樣條件下的BaCO3溶液強得多，但溶于水的醋酸分子只有一部分發(fā)生了電離，所以醋酸是弱電解質。就本題而言，屬于鹽，是強電解質；屬于弱酸，為弱堿，它們都是弱電解質；是非電解質；既不是電解質，也不是非電解質。 答案： 深化升華 注意此處空半格酸、堿、鹽是電解質。強酸（HCl、H2SO4、HNO3等）、強堿（比Na活潑的金屬對應的堿）、大部分鹽是強電解質。弱酸、弱堿（一水合氨和不溶性堿）、個別鹽是弱電解質。存在的誤區(qū)：從物質的溶解性大小和導電能力強弱區(qū)分電解質的強弱。 例2表示下列反應的離子方程式正確的是（） A石灰石跟鹽酸反應：CaCO3+2H+Ca2+CO2+H2O B氯氣跟水反應：Cl2+H2OH+Cl+ClO C鈉跟水反應：Na+2H2ONa+2OH+H2 D硫酸銅溶液和氫氧化鋇溶液反應：Ba2+BaSO4 解析：逐項分析。A選項中CaCO3為不溶物，CO2為氣體，均寫化學式，正確。B、C選項中質量和電荷都不守恒，不正確。D選項中忽視了Cu2+與OH的反應，正確的離子方程式是：Cu2+Ba2+2OHBaSO4+Cu（OH）2。 答案：A 深化升華 注意此處空半格判斷離子方程式正誤的一般方法是先看是否符合客觀事實（能否反應、反應物是否正確）；看書寫形式，某物質是寫成分子式還是改寫成離子；看是否守恒（原子守恒、電荷守恒）。 例3下列堿性透明溶液中，能大量共存的離子組是（） AK+、Na+、Cl BK+、Ag+、Cl CBa2+、Na+、Cl、 DNa+、Cu2+、Cl 解析：有色不等于不透明，如有色玻璃，所以不必排除有色離子的干擾。 溶液顯堿性，各備選項中加OH。B選項中，Ag+與Cl不能大量共存：Ag+ClAgCl，且Ag+與OH也不能大量共存：Ag+OHAgOH、2AgOHAg2O+H2O（AgOH不穩(wěn)定）。C選項中，Ba2+與不能大量共存：Ba2+BaSO4，D選項中，Cu2+與OH不能大量共存：Cu2+2OHCu（OH）2。 答案：A 深化升華 注意此處空半格只要能相互反應生成沉淀、水等難電離的弱電解質或氣體，離子就不能大量共存。如果改“透明”為“無色”，則有色離子須排除在外。常見有色離子有：Cu2+（藍色）、Fe2+（淺綠色）、Fe3+（棕黃色）、（紫紅色）。 例4A、B、C、D四種可溶性鹽，陽離子分別可能是Ba2、Na、Ag、Cu2中的某一種，陰離子分別可能是、Cl、中的某一種。根據(jù)你所學習的知識回答下列問題： （1）把四種鹽分別溶于盛有蒸餾水的試管中，只有C鹽的溶液呈藍色。 （2）向（1）的四支試管中分別加鹽酸，B鹽有沉淀產(chǎn)生，D鹽有無色無味氣體逸出。則它們的化學式應為：A_，B_，C_，D_。 解析：首先，題目中易忽略的條件：四種可溶性鹽，由此推斷：Ba2不能與和組合；Ag只能與組合；Cu2不與組合。故，四種鹽只能為：AgNO3、BaCl2、CuSO4、Na2CO3。由（1）知，C為銅鹽即CuSO4；由（2）知B為AgNO3、D為Na2CO3，則A只能是BaCl2。本題既考查了常見離子的性質，又考查同學們的推斷、綜合能力，推斷中還要兼顧離子大量共存情況，有時還要用“淘汰和剩余”的思維方式。 答案：BaCl2AgNO3CuSO4Na2CO3深化升華 注意此處空半格根據(jù)物質的特征反應，推斷鑒別物質。例如：物質的顏色、與酸與堿反應生成沉淀或氣體等都是解此類題目的突破口。