1、電解質與非電解質

①電解質：在水溶液裡或熔化狀态下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。

②非電解質：在水溶液裡和熔融狀态下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。

小結

（1）、能夠導電的物質不一定全是電解質。

（2）、電解質必須在水溶液裡或熔化狀态下才能有自由移動的離子。

（3）、電解質和非電解質都是化合物，單質既不是電解也不是非電解質。

（4）、溶于水或熔化狀态；注意：“或”字

（5）、溶于水和熔化狀态兩個條件隻需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應；

（6）、化合物，電解質和非電解質，對于不是化合物的物質既不是電解質也不是非電解質。

2、電離：電解質溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。

3、電離方程式

H2SO4 = 2H SO42-

HCl = H Cl-

HNO3 = H NO3-

書寫下列物質的電離方程式：

KCl、Na2SO4、NaHSO4、NaHCO3

KCl == K＋ Cl―

Na2SO4 == 2 Na＋ SO42―

NaHSO4 ==Na＋ H＋ SO42―

NaHCO3 == Na＋ HCO3―

這裡大家要特别注意，碳酸是一種弱酸，弱酸的酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子；而硫酸是強酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。

［小結］注意：

1、 HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開

2、HSO4―在水溶液中拆開寫。

4、強電解質：在水溶液裡全部電離成離子的電解質。

5、弱電解質：在水溶液裡隻有一部分分子電離成離子的電解質

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6、強電解質與弱電解質的注意點

①電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關，與其溶解度的大小無關。例如：難溶的BaS04、CaC03在水中溶解的部分是完全電離的，故是強電解質。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中隻有部分電離，故歸為弱電解質。

②電解質溶液的導電能力的強弱隻與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數有關，而與電解質的強弱 沒有必然 的聯系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。

③強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)、大多數鹽(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)和活潑金屬氧化物。

④弱電解質包括：弱酸(如H3PO4 、CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)和水。

7、離子方程式的書寫

第一步：寫出正确的化學方程式如:CuSO4 BaCl2=BaSO4↓ CuCl2

第二步：拆把易溶于水的強電解質拆成離子形式

Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－

第三步：删去兩邊不參加反應的離子 Ba2 SO42－ = BaSO4↓

第四步：查 檢查（質量守恒、電荷守恒）

※離子方程式的書寫注意事項:

（1）必須是水溶液中的離子反應才有離子方程式。例如.固體間的反應，即使是電解質，也不是離子反應，也就沒有離子方程式

如：2NH4Cl（固）＋Ca(OH)2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑

（2）濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。

（3）微溶物作為反應物時,若為澄清溶液，寫成離子；處于濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物時一律寫化學式 如條件是澄清石灰水，則應拆成離子；若是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。

8、離子共存問題

凡是能發生反應的離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）

一般規律是：

1、生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見的難溶、微溶鹽）；

2、與H 不能大量共存的離子：

OH-和CH3COO-、CO32-等弱酸根離子和HCO3-等弱酸的酸式酸根離子 3、與OH-不能大量共存的離子有： NH4 和HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子（比如：Cu2 、Al3 、Fe3 、Fe2 、Mg2 等等） 4、能相互發生氧化還原反應的離子不能大量共存：常見還原性較強的離子（Fe3 、S2-、I-、SO32-）與 氧化性較強的離子（Fe3 、ClO-、MnO4-、Cr2O72-）

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