文档文本内容
1
【高三化学】暑期第二讲总结
1、电解质与非电解质★
（1）电离：电解质在水溶液或熔融状态下解离成自由移动的阴阳离子的过程。
（2）电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
【注意】（1）有些化合物溶于水后发生了化学反应，生成物能发生电离，但是原有化合物不是电解质。
（2）物质的溶解性与其是否属于电解质没有必然关系，
（3）非电解质：水溶液里和熔融状态下均不能导电的化合物。大部分非金属氧化物和大部分有机物（除了含有羧
基的有机物）均为非电解质。
（4）强电解质与弱电解质
强电解质是指在水溶液中能够完全电离的电解质，强酸、强碱、大多数盐都是强电解质；
弱电解质是指在水溶液中部分电离（不完全电离）的电解质，弱酸、弱碱和水都是弱电解质。
（5）电解质的电离以及溶液的导电性
2、离子反应：有离子参与或生成的反应（实质）。
3、离子反应方程式发生的条件: ①生成难溶物；例如沉淀;
②生成气体或挥发性物质；
③生成弱电解质；
④发生氧化还原反应;
⑤发生络合反应生成稳定的络合物(高中时期络合物Fe(SCN)3)
4、离子反应方程式：用实际参与反应的离子符号来表示反应的式子称为离子反应方程式。
【书写方法】
“写”-正确的化学方程式
2
“拆”-化学方程式中易溶于水的强电解质拆成阴、阳离子形式；单质、难溶物、气体、弱电解质等不变
“删”-删去方程式两遍重复的离子
“查”-检查方程式两边各元素的元素种类、原子个数、电荷总数是否相等。
5、书写离子方程式常见错误★
①离子反应是在溶液中或者熔融状态时进行的反应，非溶液中或者熔融状态下进行的反应一般不能写成离子
反应方程式（既没有自由移动的离子参加的反应，不能写离子反应方程式）
②不符合客观事实，既不符合反应原理
③未遵循拆写原则（拆的是易溶于水的强电解质；此条件缺一不可）；Ca(OH)2 等微溶物作为反应物时称为
澄清石灰水可以拆开，石灰乳等不可以拆，在生成物中大部分都是不可以拆开的
④多元弱酸的酸式酸根离子(HCO3-)在离子反应方程式不能拆开写,强酸的酸式酸根（HSO4-）在水溶液中要
拆开写
⑤不可以随意增删离子，也不可以随意改变离子的计量数
⑥反应前后电荷不守恒（书写时按部就班，检查仔细）
6、离子反应方程式关于量的问题★★
（1）在反应中因为“量”不同的，产物可能是不一样的，经常采用 “定一法”（量少的反应物的系数定为
1 即满足“不足”物质需求，过“量”不管）
例：NaHCO3 和Ca(OH)2 反应
①NaHCO3 不足 Ca(OH)2 过量
NaHCO3 + Ca(OH)2 = CaCO3↓+H2O + NaOH 对应的离子反应方程式HCO3-+Ca2+ + OH-= CaCO3↓+ H2O
②NaHCO3 不足 Ca(OH)2 过量
2NaHCO3 + Ca(OH)2= CaCO3↓+H2O + Na2CO3 对应的离子反应方程式
2HCO3-+ Ca2+ + 2OH- = CaCO3↓+ H2O + CO32-
7、离子反应共存★
（1）注意题目中的要求：
①无色 有色的离子：阳离子：Cu2+蓝色、Fe3+黄色、Fe2+浅绿色；
阴离子：MnO4-紫色、Cr2O72-橙色（重铬酸根）、CrO42-黄色（铬酸根）
②酸性溶液：H+ 和OH-、弱酸酸根（CO32-、HCO3-等）不共存
③碱性溶液：OH- 和H+、弱碱阳离子（NH4+）不共存
④该溶液可以与铝发生反应产生氢气；说明该溶液可能存在大量的H+，也可能存在大量的OH-
8、坚持“四项基本原则”，破解离子推断题
（1）肯定性原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子
（2）互斥性原则：在肯定某些离子的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在；
（3）电中性原则：溶液呈电中性，一定既有阳离子，又有阴离子，且溶液中正电荷总数与负电荷总数相等
（4）进出性原则：通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。
9、离子的检验（通过离子的性质）
离子
检验试剂、方法
现象
离子方程式
Ag+
加稀HNO3, Cl-
白色沉淀不溶于稀HNO3
Ag+ + Cl- = AgCl↓
Ba2+
加H2SO4(SO42-)
白色沉淀
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
Cu2+
加NaOH 溶液
蓝色沉淀
Cu2++ 2OH- = Cu(OH)2↓
SO42-
先加盐酸酸化，在加BaCl2 溶液 白色沉淀
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
CO32-
H+、澄清石灰水
有气体产生、石灰水变浑浊
2H++ CO32-=CO2↑+ H2O
CO2+Ca2++2OH-=CaCO3+ H2O
Cl-
先加稀HNO3,在加AgNO3
产生白色沉淀不溶于稀HNO3
Ag+ + Cl- = AgCl↓
10、弱电解质的电离平衡★
（1）特点: ①逆：电离平衡的可逆过程。
②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新组合成弱电解质分子的速度相等。
3
③动：电离平衡是动态平衡。
④定：在水溶液里离子的浓度和分子的浓度保持不变。
⑤变：电离平衡状态的存在是有条件的，当前平衡的条件改变之后，电离平衡会从原有的状态变为新的
条件下的电离平衡状态。
11、影响电离平衡移动的因素★
（1）内因：电解质本身的性质(是主导因素)，通常电解质越弱，电离程度越小
（2）外因（以CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-为例）
影响因素
平衡移动的方向
c(CH3COO-)
c(H+)
c(CH3COOH)
K
α
溶液导电能力
升温
正向移动
增大
增大
减小
增大
增大
增强
加水稀释
正向移动
减小
减小
减小
不变
增大
减弱
加少量冰醋酸
正向移动
增大
增大
增大
不变
减小
增强
加CH3COONa(s)
逆向移动
增大
减小
增大
不变
减小
增强
加HCl(g)
逆向移动
减小
增大
增大
不变
减小
增强
加NaOH(s)
正向移动
增大
减小
减小
不变
增大
增强
加Zn(s)
正向移动
增大
减小
减小
不变
增大
增强
12、电离平衡常数
（1）定义：在一定条件下，弱电解质在到达电离平衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的幂乘积跟溶液中未电
离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数。多元弱酸电离中，第一步的电离常数远大
于剩下的电离常数。
（2）影响因素
①K 的值越大，该弱电解质越易电离，其对应的弱酸或者弱碱的酸性或者碱性越强，反之该电解质越难电离。
②电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，温度升高，电离平衡常数增加，温度降低，电离平衡常数减小
13、电离度
表达式：电离度（α）=
已电离的弱电解质分子
溶液中原有的弱电解质分子× 100% =
𝑛电离
𝑛总
× 100% =
c始−c平
c始
× 100%
14、一元强酸与一元弱酸的比较（HA 为强酸；HB 为弱酸，两种酸的体积均相等）★
均为0.01mol▪L-1 的HA 溶液与HB
溶液
c(H+)=0.01 mol▪L-1 的HA 溶液与
HB 溶液
c(H+)
HA>HB
HA=HB
物质的量浓度
c(HA)=c(HB)
c(HB)>c(HA)=0.01 mol▪L-1
与金属反应开始的速率
HA>HB
HA=HB
中和碱的能力
HA=HB
HA<HB
体积相同时与过量活泼金属反应产
生H2 的量
HA=HB
HA<HB
c(A-)与c(B-)的大小
c(A-)>c(B-)
c(A-)=c(B-）
分别加入相应的钠盐后pH 的变化
HA:不变
HB：变大
HA:不变
HB：变大
稀释10 倍后
c(H+)HA=1×10-3 mol▪L-1
c(H+)HB<1×10-3 mol▪L-1
c(H+)HB> c(H+)HA =1×10-3 mol▪L-1
溶液的导电性
HA>HB
HA=HB
15、弱电解质的判断方法
（1）证明HA 是强酸还是弱酸的方法
①测0.01 mol/L 的HA 溶液的pH 值，若pH=1,则HA 是强酸，若pH>1,则HA 是弱酸。
②将1mL pH=1 的HA 溶液稀释至100mL，若pH=3，则HA 是强酸，若pH<3,则HA 是弱酸。
③向pH=1 的溶液中加入NaA 固体，若pH 不变，则HA 为强酸，若pH 增大，则HA 是弱酸。
4
④中和碱的能力：c(H+)相同，等体积的HA 和HCl，若中和碱的能力相同，则HA 是强酸，若HA>HCl,则HA 为
弱酸。
⑤导电法：配置浓度相同的一元强酸溶液和HA 溶液，比较两种溶液的导电性，若导电性相似，HA 为强酸，若导
电性HA 弱于一元强酸溶液，则HA 为弱酸。
16、证明CH3COOH 溶液和NH3▪H2O 溶液存在电离平衡
（1）向CH3COOH 溶液中加入石蕊溶液呈现红色，在向其中加入CH3COONa(s)时，红色变浅。
（2）向NH3▪H2O 溶液中加入酚酞，溶液呈现红色，在向其中加入CH3COONH4(s)时，红色变浅。
17、酸碱中和滴定的实验
（1）定义：利用中和反应，用已知的物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法
（2）原理：中和反应的实质是H++OH-=H2O，参加反应的n(H+)=n(OH-)推出c 测=
𝑐标𝑉标
𝑉测
（c、V 均指一元酸或碱）
（3）滴定管：（酸碱中和滴定的仪器且滴定管的精确度为估读到小数点后两位）
①酸式滴定管：下端为玻璃活塞；用来装酸性或氧化性溶液
②碱式滴定管：下端为橡胶管和玻璃球组合的活塞，用来装碱性溶液
③滴定管的使用方法：验漏、洗涤、润洗（用标准液润洗）、装液、排气泡、定读数
④酸碱中和滴定的实验操作步骤：查——检查滴定管是否漏水、洗——清洗仪器（滴定管、移液瓶、锥形瓶）、
量——量取溶液、指——向锥形瓶中加入2-3 滴指示剂、滴——开始滴定（左手操作滴定管活塞；右手摇动锥形
瓶；眼睛注视锥形瓶内溶液的颜色变化及滴定管中液体滴入的速度）、读——读取滴定管内消耗滴定液的体积数准
确记录、重——重复上述实验2~3 次，记录数据、算——实验数据处理
⑤滴定终点的判断:当滴入最后一滴溶液后,锥形瓶内的溶液颜色刚好发生变化,且半分钟内颜色不再恢复,即达到滴
定终点
（4）指示剂的选择
指示剂
酸中颜色
pH 变色范围
碱中颜色
甲基橙
红色pH<3.1
3.1~4.4 橙色
黄色pH>4.4
酚酞
无色pH<8.2
8.2~10.0 粉红色
红色pH>10.0
石蕊
红色pH<5.0
5.0~8.0 紫色
蓝色pH>8.0
注意：石蕊的变色范围太宽，且颜色变化比容易分辨；一般不作为指示剂。
配置标准液引起的误差c（标）
（5）误差分析（根据c 测=
𝑐标𝑉标
𝑉测
分析） 标准液操作时引起的误差V（标）
待测液操作时引起的误差V（测）
18、以氧化还原为代表的其他滴定
（1）滴定的分类：酸碱滴定法、氧化还原滴定法、配位滴定法、沉淀滴定法
（2）原理：如果两种物质发生氧化还原反应，能够用一种方法（通常是颜色变化）确定物质间恰好完全反应的时
刻，则可以通过滴定实验来进行浓度测定、含量测定等定量分析。
（3）常用的试剂
①氧化还原指示剂：本身就有氧化或者还原性质，可参与氧化或者还原反应，且氧化态或还原态具有不同的颜色。
②自身指示剂：有标准溶液或者待测组分自身的颜色来指示滴定终点叫自身指示剂。
③特殊指示剂：本身不参加氧化还原反应,但能与滴定剂或被测物质的氧化态或者还原态形成特殊颜色而指示终点
④计算：依据化学方程式、离子方程式或关系式列比例，或者运用原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒等列式计算
