定义
相同点
不同点
实例
电解质
在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物
都是化合物
一定条件下能电离产生离子
NaCl、H2SO4、NaOH
非电解质
在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物
不能电离，不能导电
蔗糖、酒精
要点诠释：
(1)电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。
(2)只要具备在水溶液里或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即称为电解质。
(3)在水溶液里或熔融状态下，化合物本身电离出自由移动的离子而导电时，才是电解质，如NH3、CO2等的水溶液能够导电，但NH3、CO2却是非电解质，因为是NH3、CO2溶于水与水反应生成的NH3·H2O、H2CO3电离出的自由移动的离子而使溶液导电的。
(4)电解质不一定导电(如固态NaCl)，导电物质不一定是电解质(如Cu)；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
(5)某些离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它们虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身的，但在熔融状态时自身却可完全电离，故属于电解质。
(6)电解质溶液里的导电能力由自由移动的离子浓度与离子所带的电荷数决定。
要点二、强电解质与弱电解质
强电解质
弱电解质
电离程度
完全电离
部分电离
化学键
离子键或强极性共价键
极性共价键
电离特点
无电离平衡，不可逆
存在电离平衡，过程可逆
书写
用“＝”号
用“
溶液中微粒
只有离子（水合离子）
离子(水合离子)和分子
示例
HCl、H2SO4、NaOH、Ba(OH)2、K2SO4等
CH3COOH、NH3·H2O、HClO、H2CO3、H2O等
要点诠释：
(1)强电解质、弱电解质与其溶解性无关。
某些难溶或微溶于水的盐，由于其溶解度很小，如果测其溶液的导电能力，往往是很弱的。但是其溶于水的部分，却是完全电离的，所以它们仍然属于强电解质，例如：CaCO3、BaSO4等。相反，少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，仍属于弱电解质。
(2)强电解质、弱电解质的电离与有无外电场无关。
划分电解质和非电解质的标准是在水溶液里或熔融状态下能否导电。划分强电解质和弱电解质的标准是在
水溶液里是否完全电离。
(3)导电能力强不一定是强电解质，强电解质不一定导电能力强。
(4)电解质溶液的导电不同于金属的导电。
要点三、弱电解质的电离平衡
1．电离平衡的建立。
弱电解质溶于水，部分电离出的离子在溶液中相互碰撞又会相互结合成分子，因此弱电解质的电离过程是可逆的。和可逆的化学反应一样，这个可逆的电离过程有两种相反的趋向，可以叫做电离和结合。电离初始，弱电
解质电离成离子的速率随着溶液里弱电解质浓度的逐渐减小而减小，同时因离子浓度逐渐增大使结合成分子的速率不断增大，经过一定时间，两者的速率相等，便建立了电离平衡。如图所示。
2．电离平衡的含义。
在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等。溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。
3．电离平衡的特征。
电离平衡同化学平衡一样，也符合“逆、等、动、定、变”等特征，即：
(1)逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。
(2)等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。
(3)动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。
(4)定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
(5)变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。
要点四、电离方程式的书写
1．强电解质：完全电离，符号用“＝”。
如HCl＝H Cl－ Ba(OH)2＝Ba2 2OH－ Al2(SO4)3＝2Al3 3SO42－
如CH3
要点诠释：
(1)质量守恒、电荷守恒。
(2)多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。如
H2CO
(3)多元弱碱较复杂，一般用一步电离表示，如
Cu(OH)
(4)两性氢氧化物双向电离。如
H AlO2－ H2
酸式电离 碱式电离
(5)酸式盐的电离有两种情况
①强酸的酸式盐完全电离，如
NaHSO4＝Na H SO42－
注意：NaHSO4等酸式盐在熔融和溶解条件下电离方程式不同。
熔融：NaHSO4＝Na HSO4－ 溶于水：NaHSO4＝Na H SO42－
②弱酸的酸式盐强中有弱，必须分步写，如
NaHCO3＝Na HCO3－
HCO3－
注意：NaHCO3只在水溶液中电离，加热时会分解。
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