跟踪检测(三十六) 弱电解质的电离平衡

弱电解质的电离平衡名词解释
弱电解质的电离平衡是指在特定条件下，弱电解质在水溶液中分解成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时的状态。

这种状态是一种暂时的、相对的动态平衡，因为弱电解质分子和离子的浓度会随时间而变化。

当外界条件 (如温度、浓度、溶剂化能力等) 改变时，弱电解质的电离平衡会发生变化，从而产生移动。

例如，增加弱电解质的浓度会导致平衡向电离方向移动，而稀释溶液则会促使平衡向水解方向移动。

电离平衡是化学中一个重要的概念，对于理解化学反应的进行和溶液的配制等方面都有重要的作用。

1．影响电离平衡的因素典例1．常温下，在pH ＝5的CH 3COOH 溶液中存在如下电离平衡：CH 3COOH CH 3COO −+H +，对于该平衡，下列叙述正确的是( )A ．加入水时，平衡向右移动，CH 3COOH 电离常数增大B ．加入少量CH 3COONa 固体，平衡向右移动C ．加入少量NaOH 固体，平衡向右移动，c (H +)减小D ．加入少量pH ＝5的硫酸，溶液中c (H +)增大 2．电离平衡常数的应用典例2．分析下表，下列选项错误的是( )弱酸 CH 3COOH HCN H 2CO 3 电离常数 (25℃)1.8×10－54.9×10－10K a1＝4.3×10－7 K a2＝5.6×10－11A ．CH 3COO －、HCO －3、CN －在溶液中可以大量共存B ．向食醋中加入水可使CH 3COOH 的电离平衡向电离方向移动C ．相同物质的量浓度的Na 2CO 3和NaCN 溶液，后者pH 较大D ．pH ＝a 的上述3种酸溶液，加水后溶液的pH 仍相同，则醋酸中加入水的体积最小 3．强弱电解质的比较典例3．某温度下，相同体积、相同pH 的氨水和氢氧化钠溶液加水稀释时的pH 变化曲线如图所示，下列判断正确的是( )A ．a 点导电能力比b 点强B ．b 点的K w 值大于c 点C ．与盐酸完全反应时，消耗盐酸体积V a ＞V c培优点十六 弱电解质电离平衡及电离平衡常数一．弱电解质电离平衡及电离平衡常数的应用D ．a 、c 两点的c (H +)相等 4．实验探究典例4．25℃时，0.1 mol·L -1 HA 溶液中c (H +)c (O H -)=108，0.01 mol·L -1 BOH 溶液pH=12。

请回答下列问题：(1)0.1 mol·L -1 HA 溶液pH= ，HA 的电离常数K a 为 ，BOH 是 (填“强电解质”或“弱电解质”)。

一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的化合物，叫电解质。

非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。

概念理解：①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；②自身电离：so2、NH3、co2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO,他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BasO4。

④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCI,晶体状态不能导电。

⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。

导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。

强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。

2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：强电解质弱电解质电贻质3、电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H++SO2-②弱电解质a.—元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH==CH3COO-+H+b.多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO^H++HCO-、HCO-H++CO3-。

弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。

在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。

高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。

一、弱电解质电离平衡1.电离平衡概念一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和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，简称电离平衡。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。

2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡“动”——电离平衡是动态平衡“等”——v(=v(分子化)≠0离子化)“定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。

二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理）1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。

2.外因①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。

②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。

因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。

例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。

知识点一弱电解质的电离平衡电离平衡是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。

在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。

(2)温度：温度越高，电离程度越大。

因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。

(3)同离子效应：如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－浓度，平衡左移，电离程度减小；加入适当浓度盐酸，平衡也会左移。

(4)加入能反应的物质，实质是改变浓度。

如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大知识点二溶液的酸碱性及pH的计算1．溶液的酸碱性——取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)性越弱，其物质的量浓度越大。

(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液pH变化大；碱也如此。

2．溶液pH的计算。

知识点三盐类的水解及应用1．分析盐溶液的酸碱性，并比较酸、碱性的强弱。

如同等浓度的Na2CO3、NaHCO3溶液均呈碱性，且碱性Na2CO3>NaHCO3。

2．配制某些能水解的盐溶液时要防止水解。

如配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸。

3．泡沫灭火剂的反应原理。

Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑知识点四溶液中粒子浓度大小的比较1．类别。

(1)多元弱酸溶液。

根据多步电离分析，如在H3PO4溶液中：c(H＋)>c(H2PO－4)>c(HPO2－4)>c(PO3－4)。

(2)多元弱酸的正盐溶液。

根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH －)>c(HCO－c(H2CO3)。

(3)不同溶液中同一离子浓度的比较。

3)>要看溶液中其他离子对其的影响，如相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4，④NH4Al(SO4)2，c(NH＋4)由大到小的顺序是③>④>①>②。

专题之弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质强电解质：弱电解质：②难溶性化合物不一定就是弱电解质。

（例如：BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。

）③溶液的导电性与电解质强弱没有必然的关系④电离方程式的书写，强电解质电离用“==”，弱电解质电离用“”二、弱电解质的电离平衡1、电离平衡概念：在一定条件（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫电离平衡。

2、特点：（1）“等”：v电离= v结合（2）“动”：动态平衡，v电离= v结合≠0（3）“定”：平衡时分子、离子的浓度不再变化（4）“变”：电离平衡是相对的平衡，外界条件改变，平衡可能要移动，移动的方向运用勒夏特列原理判断。

3、影响电离平衡的因素温度：升高温度，平衡向方向移动。

但如果溶质为挥发性物质，则加热会导致浓度下降。

浓度：①将弱电解质加水稀释，平衡向移动，电离度；浓缩，平衡向移动，电离度；②减少生成物浓度，可以电离；③加入与阴阳离子相同的离子时，可以电离；4、电离平衡常数（1）概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的系数次方之积跟溶液中未电离的分子的浓度系数次方之积的比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。

注：浓度指平衡浓度。

（2）电离平衡常数的意义：K值越大，说明电离程度，酸碱也就；K值越小，说明电离程度，离子结合成分子就越容易，酸碱就越弱。

（3）影响K的外界条件：对于同一电解质溶液来说，K只随而变化，一般温度升高，K值变大。

若不指明温度，一般指25℃。

（4）多元弱酸、多元弱碱的电离多元弱酸的电离分步电离，且第一步为主要过程，起决定作用。

而多元弱碱的电离则可一步书写。

三．水的电离和溶液的pH1.水的电离：H2O H+ + OH—，属于吸热反应。

2.水的离子积——纯水及电解质溶液中：有c(OH－)·c(H+) = K w，K w只受温度影响，常温时（25℃）K w = 1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。

弱电解质的电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一，主要的题型为选择题，偶有简答题，尚未出现过综合性的大题，涉及此内容的考点将基本不变，热点将常考常新，跨学科的综合性大题将有可能出现。

从近几年高考命题规律来看，今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高，这是这部分内容在教材中的地位决定的，有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点。

命题规律：1．弱电解质的电离平衡电离平衡是化学平衡理论应用的范例，在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视，近五年的高考题也承继了这个传统。

考查的主要内容集中点比较某些物质导电性强弱；外界条件对弱电解质电离平衡的影响；依据电离平衡移动理论，解释某些问题。

同浓度（或PH）强弱电解质的比较，如氢离子浓度大小，起始反应速率，中和碱的能力、稀释后的PH的变化等。

2．水的电离与溶液的PH以水的电离和溶液pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力，仍将是将来考试的热点。

考试内容包括：(1)．已知pH 的强酸、强碱混合，或已知浓度的强酸、强碱混合，计算溶液的pH(2)．已知pH或c的强弱酸碱混合，分析溶液的酸碱性。

(3)．已知混合溶液的pH，推断混合前的酸碱的各种可能，或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH，求混合比例。

(4)．中和滴定接近终点时，溶液pH计算。

(5)．在新情景下，考查水电离平衡及K w。

3. 盐类水解考查的内容有：1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；3．pH大小的比较；4．离子浓度大小的比较等。

另外，判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解。

其中命题的热点是离子浓度大小的比较。

在高考试题中，特别是选择题，常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起，具有一定的综合性。

一、强弱电解质1．电解质与非电解质⑴定义：溶于水或熔融状态下能导电的化合物叫电解质；溶于水和熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。

弱电解质的电离平衡1 电离平衡常数（1）定义在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度（次方）的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。

通常用K a表示弱酸在水中的电离常数，K b表示弱碱在水中的电离常数。

（2）表达式①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式CH3COOHCH3COO-＋H＋NH3·H2ONH +＋OH-4②多元弱酸的电离常数表达式多元酸的电离是分步进行的，每一步电离均有自己的电离常数。

H3PO4H＋＋H2PO－4H2PO－H＋＋4HPO2-4H+＋HPO2-4PO3-4教材剖析【教材P98】 “多元弱酸的各级电离常数逐级减小。

对于各级电离常数相差很大的多元弱酸，其水溶液中的H ＋主要是由第一步电离产生的。

”【教材剖析】 多元弱酸第一步电离出H ＋后，剩余的酸根离子带负电荷，对H ＋的吸引力增强，使其电离出H ＋更困难，故一般K a1>>K a2>>K a3……。

因此计算多元弱酸溶液中的c （H＋）或比较弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。

（3）意义电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。

弱酸的电离常数越大，弱酸电离出H ＋的能力就越强，酸性也就越强；反之，酸性越弱。

如：名师提醒（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度的影响。

（2）电离常数相对较大、电离能力较强的弱电解质，其溶液的导电能力不一定强。

这是因为溶液的导电能力与溶液中的离子浓度和离子所带电荷数有关。

（3）相同温度下，等浓度的多种一元弱酸溶液，弱酸的电离常数越大，溶液中c （H ＋）越大，溶液的导电能力也就越强。

2 电离度（1）定义弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率称为电离度，通常用α表示。

跟踪检测（三十六） 弱电解质的电离平衡1．25 ℃时，下列有关0.1 mol·L －1醋酸溶液的说法中，正确的是( )A ．pH ＝1B ．c (H ＋)＝c (CH 3COO －)C ．加入少量CH 3COONa 固体后，醋酸的电离程度减小D ．与0.1 mol·L －1 NaOH 溶液等体积混合后所得溶液显中性解析：选C A 项，醋酸为弱酸，0.1 mol·L －1醋酸溶液的pH>1，A 错误；B 项，根据电荷守恒，c (H ＋)＝c (CH 3COO －)＋c (OH －)，错误；C 项，加入少量CH 3COONa 固体后，c (CH 3COO －)增大，抑制醋酸的电离，电离程度减小，正确；D 项，与0.1 mol·L －1NaOH 溶液等体积混合后生成醋酸钠溶液，水解显碱性，错误。

2．在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L －1氨水至0.01 mol·L －1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是( )A.c (OH －)c (NH 3·H 2O ) B.c (NH ＋4)c (OH －) C.c (NH 3·H 2O )c (NH ＋4)D.c (OH －)解析：选A A 项，加水稀释促进NH 3·H 2O 电离，溶液中n (OH －)、n (NH ＋4)增大，分子的物质的量减小，该比值增大，正确；B 项，溶液中OH －、NH ＋4的物质的量增大，且水电离出OH －数目增多，该比值变小，错误；C 项，稀释时，溶液中NH ＋4的物质的量增大，NH 3·H 2O 分子的物质的量减小，该比值减小，错误；D 项，加水稀释c (OH －)减小，错误。

3．(2020·南昌八一中学期末)下列事实能说明HNO 2是弱电解质的是( ) ①25 ℃时，NaNO 2溶液的pH 大于7； ②用HNO 2溶液做导电性实验，灯泡很暗； ③HNO 2溶液不与Na 2SO 4溶液反应；④25 ℃时，0.1 mol·L －1HNO 2溶液的pH ＝2.1。

电离平衡知识点总结 四、弱电解质的电离平衡：(1)电离平衡的建立：在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子 的速率和 的速率相等时，电离过程达到了平衡。

(2)电离平衡的特征： 注意：电离达平衡后，各粒子的浓度保持不变，不一定相等！ (3)电离平衡图像：(4)电离平衡的影响因素：①内因：弱电解质本身的性质。

如电离常数②外因：a ．温度：越热越 ，即向 移动，因为b ．浓度：越稀越 ，即向 移动c ．同离子效应：即向 移动d 。

加入试剂发生反应：即向 移动例5：化合物HIn 在水溶液中因存在以下电离平衡：HIn(溶液)＋(溶液)＋In －(溶液)(红色) (黄色)故可用做酸碱指示剂。

现有浓度为0.02 mol·L－1的下列各溶液：①盐酸，②石灰水，③NaCl 溶液，④NaHSO 4溶液，⑤NaHCO 3溶液，⑥氨水，其中能使指示剂显红色的是：( )A ．①④⑤B ．②⑤⑥C ．①④D ．②③⑥(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡。

以 0.1 mol·L－1CH 3COOH 溶液为例：深 度 思 考：1．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？答：2．稀释一弱电解质溶液时，所有粒子浓度都会减小吗？答：练习：1、下列溶液中所含微粒种类由大到小的顺序是________ 。

A ．氨水 B ．氯水 C ．硫酸氢钠溶液 D ．盐酸 2、下列说法不正确的是________________。

①BaSO 4难溶于水，其属于弱电解质 ②共价化合物都是弱电解质 ③强电解质的导电能力一定比弱电解质的导电能力强④氨气溶于水，当c (OH －)＝c (NH ＋4)时，表明氨水电离处于平衡状态⑤0.1 mol ·L －1一元碱BOH 的c(OH -)=0.01mol/L ，可知溶液存在BOH=B ＋＋OH －3、将浓度为0.1 mol·L －1 HF 溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是( )A ．c (H ＋)B ．K a (HF ) C.c (F －)c (H )D .c (H ＋)c (HF )4、稀氨水中存在着下列平衡：NH 3·H 2ONH ＋4＋OH －，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c (OH －)增大，应加入适量的物质是( )①NH 4Cl 固体 ②硫酸 ③NaOH 固体 ④水 ⑤加热 ⑥加入少量M gSO 4固体 A ．①②③⑤ B ．③⑥ C ．③ D ．③⑤5、将10ml 0.1mol/L 的CH 3COOH 加水稀释，有关稀释后的醋酸溶液的说法，错误的是：（ ）A 、电离程度增大B 、溶液中离子总数增多C 、溶液导电性减弱D 、溶液所有离子浓度均减小 6、在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图： (1)“O ”点导电能力为零的理由________________________。

弱电解质的电离平衡考点一：弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。

平衡建立过程如图所示。

2．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。

2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。

3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。

4．加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。

三、实例分析以CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋ΔH >0为例：名师点拨(1)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大。

例如：对于CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋平衡后，加入冰醋酸，c (CH 3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，再次平衡时，c (CH 3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH 固体，都会引起平衡右移，但c (CH 3COOH)、c (H ＋)都比原平衡时要小。

(2)稀释弱电解质溶液时，并非所有粒子浓度都减小。

例如：HA 溶液稀释时，c (HA)、c (H ＋)、c (A －)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c (OH －)会增大。

考 点 二 电离平衡常数一、表达式1．对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。

2．对于一元弱碱BOH ：BOHB ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。

二、特点1．电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。

2．多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。

三、意义K 越大―→越易电离―→酸（碱）性越强名师点拨(1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。

弱电解质的电离平衡归纳要点一、电解质与非电解质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“”号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、K 2SO4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。

弱电解质的电离平衡特征
弱电解质具有以下电离平衡特征：
1、大量电离：由于弱电解质本身离子化能较低，因此在受调pH值条
件下能有大量电离，其大量电离程度取决于调节参数（pH值）；
2、中性聚合：弱电解质有着一定的贡献，即中性聚合，在很多情况下，可以使得溶液的续接特性变得比较小，以保持一定的溶液稳定；
3、复杂离子条件：由于弱电解质本身的高电容量，使其能够在恒定的
电位条件下伴随着复杂的离子条件而进行电离反应，确保稳定的平衡
状态；
4、水中反应特性：弱电解质在溶液中具有重要作用，特别是水，可以
充分发挥其在电离平衡中的作用，这样可以很好地控制其水中反应性质；
5、pOH值失衡：弱电解质在溶液中能保持一定的pOH值，如果存在
弱电解质的反应，那么pOH值会发生失衡，从而引起恒定的抗滤剂；
6、电位调节：弱电解质能有效调节水中的电位，提升电解溶液中离子
大小，以及pH值，使电解质达到更高的电离平衡稳定性；
7、控制电离平衡：弱电解质本身具有很强的稳定状态，可以通过pH 值和电位的调节来控制溶液中的电离平衡状态，使其保持稳定，以保持其溶液稳定性；
8、复杂溶液反应：弱电解质本身具有复杂的反应能力，它们的反应能力远大于强电解质，能够有效地控制各个离子的反应，使其能够达到稳定的电离平衡。