资料简介
化学必修一
HUAXUEBIXIUYI
第二章第二节
电解质
一、电解质与非电解质
1、电解质和非电解质的概念及物质类别
（1）概念：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物是电解质。在水溶液里和熔融状态下
都不能导电的化合物是非电解质。
（2）常见的电解质与非电解质：酸、碱、盐和部分活泼金属氧化物都是电解质，如HCI、
NaOH、K2SO4、Na 2 0等。非金属氧化物、大部分有机物是非电解质，如蔗糖、乙醇、二氧
化碳、氨气等。
电解质的判断
①前提：化合物；②条件：水溶液里或熔融状态下（二者具备其一即可）；③结果：自身电
离而导电
注意说明
①电解质、非电解质都是指化合物，单质和混合物既不是电解质又不是非电解质。石墨、铜、盐酸等也能
导电，但它们不是化合物，所以既不属于电解质又不属于非电解质。
②电解质一定是指本身电离生成离子的化合物。有些化合物水溶液能够导电，但溶液中导电的离子不是它
本身电离产生的，不属于电解质，而是非电解质。如CO2 、SO2 、SO3、NH 3等不属于电解质，但它们与
水反应生成的产物H2 CO3 、H2 SO3 、H2 SO4、NH3 ·H 2 0本身能电离，属于电解质。
③电解质不一定能导电，只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电。能导电的不一定
是电解质，如金属、石墨等单质。
④硫酸钡的水溶液不能导电，但熔融的硫酸钡能导电，故硫酸钡是电解质。N₂O因其熔融条件下能够导电，
故其属于电解质。可见，只要在水溶液或熔融状态下（其中的一种）能导电的化合物都属于电解质。
2、电解质与非电解质的比较
电解质 非电解质
相同点 均为化合物
不同点 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
下都不能导电
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、部分
金属氧化物、某些非金
属氢化物等
通常为非金属氧化物、某些非金
属氢化物、绝大多数有机物
实例 HCI、NaOH、NaCl、HCl0 蔗糖、乙醇、NH3
注意说明
溶解度的大小与是否为电解质无关。难溶性的物质也可能是电解质（如BaSO4)，易溶性的物质也可能
是非电解质（如酒精)。酸（不论强弱）、碱（不论强弱）、盐（不论溶解性如何）、活泼金属氧化物
都是电解质、非金属氧化物都是非电解质
3、电解质的用途
人类的生活和生产，时时处处都离不开电解质。例如，人体生命活动所需要的各种离子都是通
过一种电解质溶液—体液输送到人体的各个部位的，工农业生产中的许多化学反应都是在电解
质溶液里进行的。
二、电解质的电离
1、电离的概念
电解质溶解在水里或者受热熔化时，产生能够自由移动的离子的过程称为电离。因此，
电离是电解质产生自由移动离子的过程，电离的条件是电解质溶解在水里或者熔化。
①电解质溶液导电能力的强弱只取决于在相同条件下溶液中可自由移动离子的浓度和其
所带电荷的多少。
②氯化钠晶体不导电，NaCl晶体中虽含Na+、CI-，但因不能自由移动而不能导电。
2、从电离的角度来定义酸、碱、盐
定义 实例
酸 电离时，生成的阳离子全部是H+的化合物 HCI、H2SO4、HClO
碱 电离时，生成的阴离子全部全部是OH-的化合物 NaOH、NH3·H2O
盐 电离时，能生成金属阳离子（或铵根离子)和酸根阴离子的化合物 NaCl、K2SO4
3、电离方程式
（1)电离方程式
①定义：用化学式和离子符号表示电离过程的式子，称为电离方程式。
②书写方法：中间是反应号，左右两边分别是电解质和电解质电离出的离子的化学式。
③注意事项：离子符号要书写正确，要遵守元素守恒、电荷守恒
硫酸：H2SO4===2H++SO4
2-
熟石灰：Ca(0H) 2 === Ca2+ + 20H-
注意说明
电离方程式中，离子所带电荷数一般可根据它们在化合物中的化合价来判断，且所有阳离子所
带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。
(2)NaHCO3、NaHSO4等酸式盐的电离方程式
① NaHCO3是由Na +和HCO-组成的盐，是强电解质，完全电离。但HCO-是二元弱酸碳酸的酸
式酸根离子，不能完全电离。）故NaHCO3溶于水的电离方程式为：
NaHCO3=== Na + + HCO-
HCO-⇋H+ + CO3
-
② NaHSO4是由Na +和HSO
4
-组成的盐，是强电解质，完全电离。但HSO
4
-是二元强酸硫酸
的酸式酸根离子，也能完全电离。故NaHSO4溶于水的电离方程式为；
NaHSO4 === Na+ + H+ + SO4
-
但其熔融时的电离方程式为NaHSO4 === Na + + HSO
4
-
三、离子反应
1、探究电解质在溶液中反应的实质
实验探究：稀硫酸与氢氧化钡在水溶液中的反应
实验操作：向0.01mol·L-Ba（OH)2溶液中滴入几滴酚酞溶液，用导线连接电源和电流计形成闭合回
路，如图2-2-1所示，然后滴加0.2 mol·L- H2SO4溶液，观察溶液中的现象和电流计指针的变化。
实验现象：溶液颜色由红色逐渐变为浅红色，进而变为无色，溶液中出现白色沉淀；电流计指针偏
转程度逐渐减小。
实验现象分析：
①溶液颜色变浅说明原溶液中Ba（OH)2电离出的0H-被加入的稀硫酸电离出的H+逐渐中和生成水，
使0H-的浓度逐渐减小，则溶液的红色逐渐变浅，直至恢复酚酞的无色。
②电流计指针偏转程度逐渐减小，说明溶液中的电荷浓度逐渐减小，溶液的导电性减弱。
实验结论：稀硫酸与Ba（OH)2溶液反应的实质是溶液中的H+与0H-结合生成极难电离的水、
Ba 2+与SO
4
-结合生成硫酸钡沉淀，溶液中离子的浓度降低，是离子之间的反应。
电解质在水溶液中发生电离，离解出的离子相互结合，从而使这些离子浓度减小（例如，
H2SO4溶液与Ba（OH)2溶液的反应）。电解质在溶液中的反应实际上就是离子间的反应。
2、离子反应
在溶液中有离子参加的反应称为离子反应，在溶液中发生的反应大部分属于离子反应。
(1）在中学化学中，离子反应是指有自由移动的离子参加的化学反应，这些反应主要是电解质在溶
液中的复分解反应和在溶液里有电解质参加的氧化还原反应。而像反应
2NH4Cl(s)+Ca(OH)2(s)===2NH3 ↑ +CaCl 2 +2H2 0，虽然反应物NH4Cl和Ca(OH)2都是由离子构
成的，但由于反应时参加反应的离子不能自由移动，故不属于离子反应。
电解质之间发生的反应不一定是离子反应，电解质溶液之间的反应都是离子反应。
（2）在离子反应中，并不一定所有的反应物都以自由移动的离子形式参加反应，至少有一种即可，
如CaCO 3 +2HCl===CaCl 2 +CO 2 ↑ +H 2 0
△
（3)相同物质之间的化学反应，在一种条件下是离子反应，在另一种条件下就不一定是
离子反应了，例如：
HCl(aq)+NH 3 (aq)===NH4Cl(aq)。 离子反应
HCl(g)+ NH 3 （g) === NH4Cl(s) 不是离子反应
L是表示液体,liquid; g是表示气体,gas; s是表示固体,solid，aq表示是在溶液中反应的或
者是熔融状态
3、离子反应发生的条件
酸、碱、盐是电解质，在水溶液中发生电离，产生自由移动的离子。离子间重新组合的
反应是复分解反应，复分解反应实质上是一种离子反应。并不是所有的酸、碱、盐都能
在溶液中发生复分解型的离子反应，至少具备下列三个条件之一时，这类离子反应才能
发生。
复分解型离子反应发生的条件：
（1）生成难溶的物质，如BaSO4、AgCl、CaCO 3等；
（2）生成难电离的物质，如CH3COOH、H20等；
（3）生成挥发性的物质，如CO2、SO2等
例如，将NaCl溶液与CuSO4溶液混合，假设溶液中离子相互结合成Na2SO4,CuCl2，而
Na2SO4,CuCl2都易溶于水、易电离且不易挥发。因此，它们之间既无难溶的物质生成，又无难电
离或挥发性的物质生成，所以NaCl溶液和CuSO4溶液之间不能发生离子反应。
4、离子反应的实质
酸、碱、盐在溶液中发生的复分解反应，实质上就是电解质在溶液中相互交换离子，使溶液中的
离子浓度降低。离子浓度降低的形式有生成难溶的物质、难电离的物质(弱电解质)和挥发性的物
质等。
5、离子反应的应用
离子反应在化学研究、化工生产、医疗诊断、环境保护等方面有着广泛的应用和重要意义。
四、离子方程式
1、离子方程式的概念
离子方程式是用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。
例如，NaOH溶液与盐酸的反应属于离子反应，它的离子方程式如下：
OH- +H+=H20
2、离子方程式的意义
离子方程式的重要意义在于不仅能表示某一特定的化学反应，还能表示所有同一类型的离子反应，
比化学方程式更能揭示反应的实质。
例如，离子方程式OH- +H+=H20不仅能表示盐酸和氢氧化钠的反应，而且能表示一元强酸与一元
强碱生成可溶性盐的一类中和反应。
3、书写规则
必须符合实际发生的反应，在此基础上要遵循以下规则：
①易溶于水且易电离的物质（如强酸、强碱和可溶性盐）在离子方程式中写成离子形式；单质、氧
化物、弱电解质（如弱酸。弱碱和水）、难溶性盐、气体、非电解质等都写成化学式。
②微溶物如作为反应物，若是强调其溶解的一面时（如澄清溶液）应写成离子形式，若是强调其难
溶的一面时（如悬浊液、固体）则应写成化学式；微溶物如作为生成物，一般视为沉淀，应写成化
学式并标“”符号。
③多元弱酸的酸式酸根离子不能拆开写，如且HC03
-不能拆写成H+和CO3
2-。
④浓H2S04作为反应物不能拆开写，应写成化学式；在溶液中的NaHSO 4拆写成Na + 、H +和SO 4
2-
。
4、离子方程式的书写方法
（1)方法一
①分析反应物在水溶液中的存在形式。对于易溶于水、易电离的反应物（如可溶性酸、碱、盐）写
出其电离方程式，明确溶液中存在的离子，写出它们的离子符号：除此之外，其他反应物则用它们
的化学式来表示。
如硫酸铜溶液中存在着Cu2+与SO4
2-
，氢氧化钡溶液中存在着Ba 2+和OH - 。
②判断上述微粒中哪些能够相互作用生成沉淀、水或挥发性物质，用化学式表示这些物质。
硫酸铜与氢氧化钡在水溶液中的反应是因Cu2+与OH -结合
生成Cu（OH) 2沉淀、 Ba 2+与SO 4
2-结合生成BaSO 4
，沉淀而发生的。
③综合前两步，写出离子方程式，并配平（电荷守恒以及微粒种类和数量守恒）。
Cu2+ + SO4
2-
+ Ba2+ + 2OH - ===BaSO 4
↓ +Cu(OH) 2 ↓
（2）方法二（以Na2 SO 4与Ba(OH)2反应为例）
①写：写出有关反应的化学方程式。
Na2SO 4 + Ba(OH) 2 ===BaSO 4 ↓+2NaOH
②拆：易溶于水且易电离的物质用离子符号表示，而难溶于水的物质、挥发性物质、水等仍用化学
式表示。
2Na++SO4
2-+Ba2++2OH -===BaSO4 ↓+2Na++2OH -
③删：删去方程式两边不参加反应的离子。
SO4
2-
+Ba 2+ === BaSO 4 ↓
4、查：检查式子两边的各种微粒的种类和数目及电荷数是否相等（符合质量守恒和电荷守恒)。
此外，还要看所得式子化学计量数是不是最简整数比，若不是，要化成最简整数比。
注意说明
①离子方程式的书写要符合客观事实，不可主观臆造产物及反应；还应遵循质量守恒和电荷守恒。
②固体之间的反应【如消石灰Ca（OH）2与氯化铵】或固体与特定溶液（如铜与浓硫酸)的反应
不能用离子方程式表示。
五、离子的检验
利用离子反应可检验某种（或某些）离子是否存在。
离子 使用试剂 检验方法与现象 离子方程式
Cl- AgNO3溶液、稀硝酸 加入AgNO3溶液，产生白色沉淀。该沉淀在稀硝
酸中不溶解
Ag++Cl-===AgCl↓
CO3
2- 盐酸、澄清石灰水、
CaCl2溶液
加入盐酸，产生无色无味的气体，该气体能使澄清
石灰水变浑浊；向原溶液中加入CaCl2溶液，产生
白色沉淀
2H++CO3
2===H2O+CO2↑
CO2+Ca2++2OH-
===CaCO3↓+H2O
Ca2++CO3
2===CaCO3↓
SO 4
2-
稀盐酸、BaCl2溶液 先加入稀盐酸，无现象，再加入BaCl2溶液，产生
白色沉淀
Ba2++SO 4
2-
===BaSO 4
↓
注意说明
①检验Cl-时加入稀硝酸的目的是排除CO3
2-、SO3
2- 、PO 4
2-等离子的干扰，因为这些离子也
能与Ag+时结合成沉淀，但这些沉淀能溶于稀硝酸：
Ag 2CO3+2HNO3===2AgNO3+CO2↑+H2O。
②当溶液中存在Ag+时，加入BaCl 2溶液也会产生不溶于盐酸的白色沉淀，所以检验SO 4
2-时，
一般要先加稀盐酸排除杂质离子的干扰，再加BaCl 2溶液。
拓展点1强电解质与弱电解质
(1)强、弱电解质的概念
在水溶液里能完全电离的电解质称为强电解质；在水溶液里只部分电离的电解质称为弱电解质。
强电解质和弱电解质都属于电解质。强电解质和弱电解质与电解质的溶解性无关，只决定于溶解
在水溶液中的部分是否完全电离。
例如，BaSO4、AgCl的溶解度很小，但溶于水的部分是完全电离的，因此是强电解质。
注意说明
①判断电解质强弱的唯一标准是看电解质在水溶液中是否完全电离，而不是看其导电能力。
②电解质的强弱与物质的溶解性无关，只与其在水中的电离程度有关。
（2）强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
比较 在水溶液中完全电离 在水溶液中部分电离
可溶于水也可不溶于水 可溶于水也可不溶于水
与常见物质类别的关系 ①强酸：HCl、HBr、HI、H2S04、HClO3（氯
酸）、HClO4（高氯酸）等
②强碱：NaOH、KOH、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2
等
③绝大多数盐：盐酸盐、硫酸盐、硝酸盐、
磷酸盐、碳酸盐、钾盐、钠盐、铵盐、钙盐、
铁盐等
①弱酸：CH3COOH、HF、HCl0
，H2S、H2CO3、H2SiO3、H4SiO4
（原硅酸或正硅酸）等
②弱碱：Fe(OH) 3、NH3·H20、
Cu(OH) 2等
③两性氢氧化物：Al（OH）3等
④极少数盐：HgCl2、醋酸铅等
盐、钠盐、铵盐、钙盐、铁盐等
⑤水
电离方程式的书写 用=链接 用⇋
拓展点2、电解质与导电性的关系
(1)电解质导电是有条件的，在水溶液里或熔融状态时才能导电。
①强碱和盐等离子化合物在固态时，晶体内虽然存在阴、阳离子，但没有自由移动的离子，所以
不能导电；而在熔融状态时或水溶液里能电离出自由移动的离子，故能导电。
②酸在固态和液态（熔融状态）时以分子形式存在，没有自由移动的离子，因而不能导电，如液
态HCl、H2S04、H3PO4等不能导电，但在水溶液中能电离出自由移动的离子而能导电。
（2）不能导电的物质不一定是非电解质，能导电的物质不一定是电解质。
电解质、非电解质均指化合物，氯单质不能导电，铜、石墨、氯化钠溶液等都能导电，但它们都
不是化合物，所以既不是电解质又不是非电解质。
（3)电解质溶液导电能力的强弱与溶液中自由移动的离子的浓度、离子所带电荷数的多少有
关。一般来说，离子浓度越大、离子所带电荷数越多，溶液的导电能力越强。
拓展点3、离子方程式的正误判断技巧—“抓”和“六看”
(1)一抓关键
(2）六看是非
①一看是否符合反应的客观事实。
如铁与稀硫酸反应：
2Fe+6H+==2Fe3++3H2 ↑（X） 反应不生成Fe3+
Fe +2H+ ==Fe2+ + H2 ↑（⩗）
②二看物质是否符合拆写原则。
如碳酸钙与盐酸反应：
CO3
2-+ 2H+ ==CO 2 ↑ + H2O (×) CaCO3 难溶于水
CaCO3 + 2H+ ==Ca2 + + CO 2 ↑ +H2O （⩗）
③三看是否符合质量守恒。
如钠与水的反应：
2Na+ H2O ==2Na + +20H-+ H2 ↑ (×） 质量不守恒
2Na+2H2O == 2Na + +20H-+ H2 ↑ （⩗）
④四看是否符合电荷守恒。
如铝和盐酸反应：
2Al+ 2H+ ==Al3 + + H2 ↑ (×) 电荷不守恒
2Al+6H + =2 Al3 + + 3 H2 ↑ (√）
⑤五看是否漏掉离子反应。
如CuSO 4与Ba(OH) 2在溶液中的反应：
Ba2 + +SO4
2-== BaSO4 ↓ (×). 漏掉离子反应
Ba2 + + SO4
2- +Cu 2 + +20H- == BaSO4 ↓ + Cu(0H) 2 ↓ (√）
⑥六看是否符合阴、阳离子配比。
如氢氧化钡溶液与稀硫酸反应：
Ba2 + + 0H- +H + + SO4
2- =Ba SO4 ↓ +H 2 O(x）不符合物质的组成比
Ba2 + + 20H- +2H + + SO4
2- =Ba SO4 ↓ +2H 2 O (√）
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