一、电解质、非电解质

01．电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。

02．非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。

03．电解质、非电解质的研究对象是化合物。单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

04．酸、碱、盐、水、绝大多数金属氧化物是电解质，如HCl、NaOH、NaCl等。

05．非金属氧化物、大多数氢化物、绝大多数有机物(例如CO₂、NH₃、蔗糖等)都是非电解质。

06．电解质不一定能导电，导电需要条件，如固态的NaCl就不导电。

07．能导电的物质不一定是电解质，如NH₃溶于水，能够导电，其导电原因是NH₃与水反应生成的NH₃·H₂O产生的离子NH₄^＋、OH^－导电。

08．不导电的物质不一定不是电解质(例如难溶性盐水溶液，导电性很弱，难溶性盐是电解质)

09．强电解质：在水溶液或熔融状态下能全部电离的电解质。

10．弱电解质：在水溶液或熔融状态下部分电离的电解质。

11．电解质的强弱与溶解性无关，如易的溶醋酸是弱电解质，难溶的BaSO₄为强电解质。

12．电解质溶液的导电能力取决于溶液中的离子浓度和离子所带电荷。

离子浓度一定，离子所带电荷越多，导电性越强；离子所带电荷一定，浓度越大，导电性越强。

13．电解质溶液的导电能力与电解质的强弱无必然联系。

14．电离：电解质溶于水或受热融化时，形成自由移动的离子的过程。

15．强电解质电离方程式：用=连接： NaCl＝Na^＋＋Cl^－

16．弱电解质电离方程式：用连接：CH₃COOHCH₃COO^－＋H^＋

17．酸式盐的电离方程式：酸式盐均为强电解质，电离用=连接。

18．酸式盐只有NaHSO₄的盐在水溶液中电离成三部分，NaHSO₄＝Na^＋＋ H^＋＋ SO₄^2－；

其余情形全部只电离成两部分，如NaHCO₃＝Na^＋＋ HCO₃^－；NaHSO₄(熔融)＝Na^＋＋ HSO₄^－。

二、离子方程式

01．电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应。

02．复分解型离子反应发生的条件有三个：生成难溶物、生成气体、生成水。

生成难溶物：Mg(OH)₂、Al(OH)₃、Fe(OH)₃、Cu(OH)₂、AgCl、BaSO₄、CaCO₃、BaCO₃、Ag₂CO₃；

生成气体：CO₂、SO₂、NH₃；

03．复分解型离子反应发生的条件在高中可以认为两大类：生成难溶物、生成弱电解质。

常见弱电解质：弱酸H₂CO₃、H₂SiO₃、H₂S、CH₃COOH、HF、HClO；弱碱：NH₃·H₂O；水

04．用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫离子方程式。

05．离子方程式的书写可以按“写、拆、删、查”四步来完成：

一写：写出反应的化学方程式。

二拆：把强酸、强碱和大部分可溶性盐写成离子形式。

三删：删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简。

四查：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。

06．离子方程式不仅可以表示某个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应。

07．同一溶液中，若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子间便不能在大量共存。

(1)生成难溶物或微溶物。如Ba^2＋与CO，Ag^＋与Cl^－，Ba^2＋与SO、Ca^2＋与OH^－等。

(2)生成气体或挥发性物质。如NH与OH^－、H^＋与CO、HCO等。

(3)生成弱电解质。

如H^＋与CH₃COO^－、CO、HCO、S^2－、HS^－、SO、HSO等生成弱酸；

OH^－与NH生成弱碱；

H^＋与OH^－生成水。

(4)能发生氧化还原反应：Fe^2＋与HNO₃。

08．特殊条件下离子的共存问题

(1)溶液无色透明时，则溶液中一定没有有颜色的离子，如Fe^3＋(黄)、Fe^2＋(绿)、Cu^2＋(蓝)、MnO₄^－(紫)、Cr₂O₇^2－(橙)、CrO₄^－(黄)、Cr^2＋(绿)等。

(2)能与Al反应产生H₂的溶液中，既可能存在大量的H^＋，也可能存在大量的OH^－。

(3)HCO₃^－ 、HSO₃^－等多元弱酸的酸式酸根离子不能与H^＋、OH^－ 大量共存。

09．在酸性溶液中，不能共存的离子有：

S^2－、HS^－、CO₃^2－、HCO₃^－、SO₃^2－、HsO₃^－、S₂O₃^2－、AlO₂^－、SiO₃^2－、F^－、ClO^－、CH₃COO^－、OH^－等。

10．在碱性溶液中，不能共存的离子有：Ag^2＋、Fe^2＋、Fe^3＋、Al^3＋、Cu^2＋、NH₄^＋等。