高考化學電解質知識

時間：2020-06-23 15:31:01 文瓊0由分享

高考正在悄然襲來，高考生要抓好剩下的時間認真復習，江蘇地區的考生也正在認真備考，想知道化學這門科目需要復習哪些知識點嗎?下面是小編整理分享的高考化學電解質知識，歡迎閱讀與借鑒，希望對你們有幫助!

高考化學電解質知識

第一片：電解質和非電解質

1.電解質：在水溶液里或熔融狀態下，能導電的化合物。

2.非電解質：在水溶液里和熔融狀態下，均不能導電的化合物。析疑：

⑴二者均必須是化合物，混合物、單質，既不是電解質，也不是非電解質(非非此即彼)，

⑵二者的區別是其導電性，和溶解性無關，

⑶是有的條件下的導電性(非自然的)，

⑷注意電解質的“和”與非電解質的“或”，

⑸必須是物質的本身導電性，不是發生化學反應后，生成物質的導電。

⑹酸、堿、鹽的電解質，有機物一般是非電解質，

⑺二氧化硫、二氧化碳、氨氣是非電解質。

3.附：物質的導電性

⑴導電原因是帶電粒子的定向移動，

⑵有導體、半導體的導電(電子的定向移動→屬物理變化)和電解質的導電(離子的定向移動→屬化學變化)兩種情況。

⑶電解質的導電分兩種情況，水溶液里和熔融狀態，

⑷熔融狀態下能導電的一定是離子化合物→離子化合物和供價化合物的鑒別，

⑸導電能力的大小，兩方面決定，離子所帶電荷的多少及離子濃度的大小。

第二片：強電解質和弱電解質

1.強電解質：在水溶液里，可以完全電離的電解質。

2.弱電解質：在水溶液里，部分電離的電解質。析疑：

⑴二者的區分標準是電離程度，

⑵電離的環境只能是水溶液(熔融狀態下要么不電離，要么是全部電離)，

⑶體系中是否存在電解質的電離平衡(一定存在水的電離平衡的)，

⑷體系中是否存在電解質分子(分子一定有H2O)

⑸與電解質的溶解性無關。

⑹強酸、強堿、絕大部分鹽是強電解質，弱酸、弱堿、極少數鹽(醋酸鉛等)是弱電解質。

第三片：電離

1.電離：電解質在水溶液或熔融狀態下離解成自由移動離子的過程。

2.電離方程式：用來表示電解質電離的方程式。

3.電離平衡：一定溫度下，弱電解質在水溶液中，分子化速率和離子化速率相等，溶液中各組分保持不變。

4.電離度：弱電解質水溶液中，達到電離平衡時，已電離的電解質分子數占原來總分子數(包括已電離的和未電離的)的百分數。

5.電離平衡常數：弱電解質在一定條件下電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度以其在化學方程式中的計量為冪的乘積，跟溶液中未電離分子的濃度以其在化學方程式中的計量為冪的乘積的比值。

析疑：

⑴電離的條件是溶于水或加熱，不是外加電源，

⑵電離結果是生成自由移動的離子(可能是原來沒有離子的共價化合物，也有可能是有離子不能自由移動的離子化合物)，

⑶電離平衡只有弱電解質，

⑷電離方程式的書寫注意事項，

⑸電離平衡遵循平衡移動原理

高考化學水解知識

1.概述：

水解是高中化學較常見、也是較重要的一類化學反應，說到底就是和水發生的復分解或取代反應。均為吸熱反應，升高溫度，水解程度增大。溶液越稀，水解程度越大。

2.實質：被水解是物質，在水分子作用下斷鍵后，其陽性基團結合水分子中的陰性基團OH，陰性基團結合水分子中的陽性基團H，可表示為：

3.分類：

⑴鹵代烴(鹵素原子)的水解：氫氧化鈉水溶液(NaOH作催化劑)生成醇。

⑵酯的水解：酯化反應的逆反應，生成醇和酸;酸做催化劑可逆，堿作催化劑不可逆，(油脂堿性條件下的水解為皂化反應)。

⑶蛋白質的水解：生成氨基酸，酸或堿均可作催化劑，且均不可逆。

⑷多糖的水解：蔗糖水解得一分子葡萄糖一分子果糖，麥芽糖水解得兩分子葡萄糖，淀粉、纖維素水解的最終產物都是葡萄糖。纖維素水解用濃硫酸作催化劑，其他三個水解用稀硫酸作催化劑。

⑸一些特殊金屬化合物水解：

①碳化物：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑，Al4C3+12H2O=4Al(OH)3+3CH4↑,

②氮化物：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑,

③硫化物：Al2S3+6H2O= 2Al(OH)3+3H2S↑,

④非金屬鹵化物：PCl5+4H2O=5HCl+H3PO4,ICl+H2O=HCl+HIO,

⑤氫化物：NaH+H2O=NaOH+H2↑

⑹鹽類的水解：中和反應的逆反應，生成酸和堿。除少數強烈雙水解外，通常都十分微弱。處理該部分問題需要牢記：

有弱才水解，無弱不水解;誰弱誰水解，越弱越水解;誰強呈誰性，同強呈中性。

4.延伸

⑴醇解，⑵氨解，⑶酯交換等

高考化學鹽類水解知識

第一片：概述

1.概念：在水溶液中，鹽電離出來的離子結合水電離的H+或OH_生成弱電解質的過程。

2.條件：⑴鹽應是可溶性的，⑵能電離出弱酸根離子或弱堿的陽離子

3.實質：生成弱電解質，破壞了水的電離平衡，促進了水的電離。

4.規律：有弱才水解，無弱不水解;誰弱誰水解，都弱都水解;越弱越水解，越稀越水解，越熱越水解。誰強顯誰性(適用于正鹽)，同強顯中性。

第二片：注意

⑴鹽類的水解是中和反應的逆反應，通常情況下非常微弱(強烈雙水解除外)，因此離子方程式中，用可逆符號，不用等號，產物不標“↓”和“↑”。

⑵水解為吸熱反應

⑶多元弱酸根的水解分步進行,難度逐漸增大,通常以第一步為。多元弱堿的金屬陽離子水解，一步完成。

⑷雙水解：由弱酸根和弱堿的陽離子組成的鹽，因分別結合H+和OH-而相互促進，使水解程度變大，甚至完全進行的反應。具體有：

①強烈雙水解的反應完全，離子方程式用等號表示，標明↑↓，離子間不能大量共存。如：Al3+與CO32- 、HCO3- 、S2-、HS-、HSO3-、AlO2-,Fe3+與CO32-、 HCO3-

②不完全反應的雙水解，離子方程式用可逆符號，產物不標明↑↓，離子間可以大量共存。如：NH4+與CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等。

③弱酸根和弱堿的陽離子在溶液中，也不一定都是雙水解，有時候可能是復分解，如：Na2S+CuSO4;有時候可能是氧化還原，如：FeCl3+Na2S。

第三片：應用

⑴判斷溶液的酸堿性。

依據水解規律：誰強呈誰性，同強呈中性。但，常見的NaHSO3溶液呈酸性。

⑵對比酸或堿的相對強弱。

越水解約弱，不水解為強。如：若NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分別是7、9、11，則只有HX為強酸，HY、HZ均為弱酸，且酸性為HY>HZ。

⑶判斷溶液中相關粒子濃度的關系

一般考查的有大小關系、電荷守恒、質子守恒、物料守恒、綜合應用。

①以Na2CO3溶液為例：溶液中存在

Na2CO3=2Na++CO32-、CO32-+H2O HCO3-+OH-、HCO3-+H2O H2CO3+OH-及H2O H++OH-

A.大小關系：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)，

B.電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)

C.質子守恒：c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)

D.物料守恒：c(Na+)= 2[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) ]

E.其他關系往往是利用前面的三個守恒，以某種離子為媒介的組合，或以不水解的Na+的量進行換算。視具體情況而定，不過這類考題出現幾率非常大。

②若NaHY的溶液呈堿性，說明HY-的水解大于其電離，則：c(Na+)>c(HY-)>c(OH-)>c(H2Y)>c(H+)> c(Y2-)，常考的是c(Na+)> c(H2Y)> c(Y2-)。若NaHY的溶液呈酸性，說明HY-的電離大于其水解(NaHSO4不水解)，則;c(Na+)>c(HY-)>c(H+)> c(Y2-)>c(H2Y)>c(OH-)，常考的是c(Na+)> c(Y2-)>c(H2Y)。

③等物質的量的NaY和HY混合液，若呈堿性，說明Y-的水解大于HY的電離，則：c(HY)>c(Na+)>c(Y-)>c(OH-)> c(H+)，若呈酸性，說明Y-的水解小于HY的電離，則：c(Y-)>c(Na+)>c(HY)>c(H+)> c(OH-)。

⑷判斷鹽溶液蒸干、灼燒后的產物

①若生成的是不揮發性的酸，則是原物質，如Al2(SO4)3、CuSO4。

②若是揮發性的酸，蒸發得其氫氧化物，灼燒的其氧化物，如AlCl3→Al(OH)3→Al2O3,FeCl3→Fe(OH)3→Fe2O3

③還原性物質，得其氧化物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4固體，FeSO4溶液蒸干灼燒后得Fe2(SO4)3。

④受熱易分解的物質，蒸干灼燒后得到其分解產物，如NaHCO3溶液蒸干灼燒后得到Na2CO3固體、Ca(HCO3)2溶液先分解成CaCO3再灼燒，最后得CaO、 Mg(HCO3)2先變成MgCO3再變成了溶解度更小的Mg(OH)2最后灼燒后得MgO。

⑤陰、陽離子均易水解、易揮發或易分解的鹽，溶液蒸干后無固體物質殘余。

如NH4HCO3、(NH4)2CO3、(NH4)2S等(NH4Cl、NH4I亦如此，又不完全一樣)。

⑸生產，生活中的應用

明礬做凈水劑、純堿做洗滌劑(熱的更好)、泡沫滅火劑、配FeCl3溶液加鹽酸、銨態氮肥不能和草木灰混用等等。

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