第二节 离子反应 离子方程式
考纲定位 1.了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。 2．理解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。 3．了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。 4．能正确书写离子方程式，并能进行相关计算。 要点网络
电解质的分类和电离
1．电解质和非电解质 (1)分类依据
(2)电解质的强弱与物质类别的关系
强电解质—强酸、强碱、绝大多数盐，如HNO3、NaOH、
CaCO3等。
弱电解质—弱酸、弱碱和水等，如乙酸、一水合氨等。 (3)熟记常见酸、碱的强弱
ⅠA ⅡA 除LiOH外其余都是强碱 除Mg(OH)2、Be(OH)2外其余都是强碱
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 过渡元素中 常见的弱碱 羧酸 2.电解质的电离 H3BO3为弱酸、Al(OH)3是两性氢氧化物 H2CO3、H2SiO3均为弱酸 强酸：HNO3；中强(或弱)酸：HNO2、H3PO4 强酸：H2SO4；弱酸：H2SO3、H2S 强酸：HCl、HBr、HI、HClO4等 弱酸：HF、HClO等 Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等 CH3COOH、HCOOH、HOOCCOOH等 (1)电离是指电解质在水溶液里或熔融状态下，产生能够自由移动离子的过程。 (2)电离方程式的书写
①强电解质的电离方程式中，用“===”连接，弱电解质(包括弱酸的酸式酸根)的电离方程式中，用“
”连接。
＋
2－
如Na2SO4：Na2SO4===2Na＋SO4； HClO：HClO
H＋ClO。
＋
－
②多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱的电离一步写出。 如H2CO3：H2CO3HCO3
－
＋
2－
H＋HCO3，
＋－
H＋CO3；
Fe＋3OH。
3＋
－
Fe(OH)3：Fe(OH)3③酸式盐的电离
如NaHSO4溶液中：NaHSO4===Na＋H＋SO4； NaHCO3溶液中：NaHCO3===Na＋HCO3， HCO3
－
＋
－
＋＋2－
H＋CO3；
＋
－
＋2－
NaHSO4熔化：NaHSO4===Na＋HSO4。 ④两性氢氧化物[Al(OH)3]的电离 Al＋3OH
3＋
－
碱式
Al(OH)3
酸式
H＋AlO2＋H2O。
＋－
3．金属导电与电解质溶液导电的原理比较
(1)金属导电是由于自由电子在电场作用下的定向移动。温度升高，金属阳离子振动幅度增大，自由电子定向移动阻力增大，金属导电性减弱。
(2)电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有自由移动的离子存在。电解质溶液导电能力的大小，和电解质的强弱没有必然联系，取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数。但温度升高时，弱电解质电离程度增大，离子浓度增大，导电性会增强；但强电解质溶
液的导电性不变。
[补短板]
电解质、非电解质、强电解质、弱电解质之间的关系
(1)电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 (2)电解质不一定能导电，如固态NaCl、液态HCl等；能导电的物质不一定是电解质，如金属单质和电解质溶液等。
(3)非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石、单质硫等一些非金属单质。
(4)强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱，如极稀的NaCl溶液的导电能力不如浓氨水的导电能力强。溶液的导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子的电荷数，离子浓度越大，所带电荷数越多，溶液导电能力越强。
(5)电解质是指自身电离能生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质，它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4是电解质。
[基础判断]
(1)某化合物AB2的水溶液能导电，则AB2为电解质。( )
(2)液态AlCl3和液态HCl均不导电，则AlCl3和HCl为非电解质。( ) (3)BaCO3的水溶液的导电性很弱，故它是弱电解质。( )
(4)0.1 mol·L NaCl溶液与0.1 mol·L CaCl2溶液的导电性相同。( ) (5)草酸H2C2O4的电离方程式为H2C2O4===H＋HC2O4。( ) [答案] (1)× (2)× (3)× (4)× (5)× [知识应用]
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