定義

相同點

不同點

實例

電解質

在水溶液裡或熔融狀态下能夠導電的化合物

都是化合物

一定條件下能電離産生離子

NaCl、H2SO4、NaOH

非電解質

在水溶液裡和熔融狀态下都不導電的化合物

不能電離，不能導電

蔗糖、酒精

要點诠釋：

(1)電解質、非電解質都是化合物，單質既不是電解質也不是非電解質。

(2)隻要具備在水溶液裡或熔融狀态下能夠導電其中一個條件的化合物即稱為電解質。

(3)在水溶液裡或熔融狀态下，化合物本身電離出自由移動的離子而導電時，才是電解質，如NH3、CO2等的水溶液能夠導電，但NH3、CO2卻是非電解質，因為是NH3、CO2溶于水與水反應生成的NH3·H2O、H2CO3電離出的自由移動的離子而使溶液導電的。

(4)電解質不一定導電(如固态NaCl)，導電物質不一定是電解質(如Cu)；非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質。

(5)某些離子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它們雖然溶于水後電離出來的自由離子不是自身的，但在熔融狀态時自身卻可完全電離，故屬于電解質。

(6)電解質溶液裡的導電能力由自由移動的離子濃度與離子所帶的電荷數決定。

要點二、強電解質與弱電解質

強電解質

弱電解質

電離程度

完全電離

部分電離

化學鍵

離子鍵或強極性共價鍵

極性共價鍵

電離特點

無電離平衡，不可逆

存在電離平衡，過程可逆

書寫

用“＝”号

用“

溶液中微粒

隻有離子（水合離子）

離子(水合離子)和分子

示例

HCl、H2SO4、NaOH、Ba(OH)2、K2SO4等

CH3COOH、NH3·H2O、HClO、H2CO3、H2O等

要點诠釋：

(1)強電解質、弱電解質與其溶解性無關。

某些難溶或微溶于水的鹽，由于其溶解度很小，如果測其溶液的導電能力，往往是很弱的。但是其溶于水的部分，卻是完全電離的，所以它們仍然屬于強電解質，例如：CaCO3、BaSO4等。相反，少數鹽盡管能溶于水，但隻有部分電離，仍屬于弱電解質。

(2)強電解質、弱電解質的電離與有無外電場無關。

劃分電解質和非電解質的标準是在水溶液裡或熔融狀态下能否導電。劃分強電解質和弱電解質的标準是在

水溶液裡是否完全電離。

(3)導電能力強不一定是強電解質，強電解質不一定導電能力強。

(4)電解質溶液的導電不同于金屬的導電。

要點三、弱電解質的電離平衡

1．電離平衡的建立。

弱電解質溶于水，部分電離出的離子在溶液中相互碰撞又會相互結合成分子，因此弱電解質的電離過程是可逆的。和可逆的化學反應一樣，這個可逆的電離過程有兩種相反的趨向，可以叫做電離和結合。電離初始，弱電

解質電離成離子的速率随着溶液裡弱電解質濃度的逐漸減小而減小，同時因離子濃度逐漸增大使結合成分子的速率不斷增大，經過一定時間，兩者的速率相等，便建立了電離平衡。如圖所示。

2．電離平衡的含義。

在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合成分子的速率相等。溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀态叫電離平衡狀态。

任何弱電解質在水溶液中都存在電離平衡，達到平衡時，弱電解質具有該條件下的最大電離程度。

3．電離平衡的特征。

電離平衡同化學平衡一樣，也符合“逆、等、動、定、變”等特征，即：

(1)逆：弱電解質的電離過程是可逆的，存在電離平衡。

(2)等：弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等。

(3)動：弱電解質電離成離子和離子結合成分子的速率相等，不等于零，是動态平衡。

(4)定：弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液裡離子的濃度、分子的濃度都不再改變。

(5)變：外界條件改變時，平衡被破壞，電離平衡發生移動。

要點四、電離方程式的書寫

1．強電解質：完全電離，符号用“＝”。

如HCl＝H Cl－ Ba(OH)2＝Ba2 2OH－ Al2(SO4)3＝2Al3 3SO42－

如CH3

要點诠釋：

(1)質量守恒、電荷守恒。

(2)多元弱酸分步電離，以第一步電離為主。如

H2CO

(3)多元弱堿較複雜，一般用一步電離表示，如

Cu(OH)

(4)兩性氫氧化物雙向電離。如

H AlO2－ H2

酸式電離 堿式電離

(5)酸式鹽的電離有兩種情況

①強酸的酸式鹽完全電離，如

NaHSO4＝Na H SO42－

注意：NaHSO4等酸式鹽在熔融和溶解條件下電離方程式不同。

熔融：NaHSO4＝Na HSO4－ 溶于水：NaHSO4＝Na H SO42－

②弱酸的酸式鹽強中有弱，必須分步寫，如

NaHCO3＝Na HCO3－

HCO3－

注意：NaHCO3隻在水溶液中電離，加熱時會分解。

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