备战2021 高考化学 考点09 电解质及电离方程式（原卷版）8页

考点 09 电解质及电离方程式
1．电解质和非电解质
电解质 非电解质
定义
在水溶液中或熔融状态下能导电
的化合物
在水溶液中和熔融状态下均不能
导电的化合物
都是化合物
相同点
可溶于水，可不溶于水
在一定条件下能电离 不能电离
在水溶液中或熔融状态下能导电
在水溶液中和熔融状态下均不能
导电
不同点
离子化合物和部分共价化合物 全是共价化合物
与常见物质
类别的关系
通常为酸、碱、盐、典型金属氧化
物、H2O 等
通常为非金属氧化物、某些非金属
氢化物、绝大多数有机物等
过 关 秘 籍
（1）注意“或”与“和”的区别，电解质满足其一即可，而非电解质必须同时满足两个条件。如 AlCl3、FeCl3
在熔融状态下不导电，但在水溶液中可以电离导电，属于电解质。
（2）电解质和非电解质均为化合物，单质与混合物均不属于电解质。如金属虽然能导电但不是电解质。
（3）电解质在水溶液中或熔融状态下自身发生电离而导电；非电解质在水溶液中和熔融状态下自身都
不能发生电离。电解质本身不一定导电，如固体氯化钠本身不导电但在水溶液中能导电，属于电解质。
（4）某些气态化合物属于非电解质，但其在水溶液中因反应生成电解质而导电。如 CO2、SO2、NH3、
N2O5是非电解质，但 H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、HNO3是电解质。
（5）大部分难溶盐虽然难溶于水，但是溶解的部分在水中能够完全电离，故属于强电解质。如 AgCl、
BaSO4、CaCO3、BaCO3等。
（6）电解质与金属的导电原理不同：电解质的导电是因为自由移动的阴、阳离子定向移动产生的；金
属导电是由于金属晶体中自由电子的定向移动。

2．强电解质和弱电解质
强电解质 弱电解质
定义
在水溶液中或熔融状态下能完全电离的电
解质
在水溶液中只能部分电离的电解质
溶液中微
粒的存在形式
离子，不存在强电解质分子 离子和弱电解质分子
电离过程 不可逆，不存在电离平衡 可逆，存在电离平衡
电离方程式 用“ ” 用“ ”
举例
强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI
等
强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
活泼金属氧化物：Na2O、MgO 等
绝大部分盐：BaSO4、BaCl2等
弱酸：CH3COOH、HCN、H2S、H2CO3等
弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2 等 H2O 及小部分
盐(CH3COO)2Pb 等]
3．电解质的电离
（1）电离的概念
电解质溶于水或受热熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。
注意：电解质溶于水时是由于水分子的作用而电离；熔融时是由于热能破坏化学键而电离成自由移动
的离子，都不是因通电而电离的。
（2）电离方程式
①强电解质：完全电离，用“ ”。
如 H2SO4：H2SO4 2H++ ；
NaOH：NaOH Na++OH−；
(NH4)2SO4：(NH4)2SO4 2 + 。
②弱电解质：
a.多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，酸性的强弱主要由第一步电离决定。多元弱碱分步电离，
可一步写出。
如 H2S：H2S H++HS− ，HS− H++S2− ；
Cu(OH)2：Cu(OH)2 Cu2++2OH−。
2
4SO
−
+
4NH
2
4SO
−

b.两性氢氧化物双向电离。
如 Al(OH)3：H++ +H2O Al(OH)3 Al3++3OH−。
  酸式电离          碱式电离
③酸式盐的电离：
a.强酸酸式盐完全电离，一步到底。
如 NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4 Na++H++ ；NaHSO4在熔融状态下的电离方程
式：NaHSO4 Na++ 。
b.多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，第二步酸式酸根离子部分电离。
如 NaHCO3，第一步：NaHCO3 Na++ ，第二步： H++ 。
考向一 电解质及其强弱的判断
1．电解质、非电解质的判断
（1）电解质和非电解质的前提是化合物，单质既不是电解质，也不是非电解质。
（2）常见的电解质有酸(H2SO4、HCl、CH3COOH 等)、碱[强碱(NaOH、KOH 等)、弱碱(NH3·H2O、氢
氧化镁、氢氧化铜、氢氧化铁等)]、盐(NaCl、BaCO3 等)、活泼金属的氧化物(Na2O、MgO、Al2O3 等)。常
见的非电解质有 NH3、非金属元素形成的酸酐、有机化合物中的烃、醇、醛、酯等。
（3）可通过熔融导电实验证明物质是离子化合物还是共价化合物。离子化合物一定是电解质，而共价
化合物可能是电解质(如 AlCl3)，也可能是非电解质(如 SO2、NH3等)。
2．强电解质、弱电解质的判断
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