化学离子反应知识点整理
高考化学必考知识点总结：离子反应
高考化学必考知识点总结：离子反应1.离子反应：有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应。
2.离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小。
3.离子反应的要紧类型及其发生的条件：①离子互换(复分解)反应.具备下列条件之一就能够使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生。
a.生成难溶于水的物质.如：Cu2++ 2OH-=Cu(OH)2↓注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生。
如：2Ag++ SO42—=Ag2SO4↓Ca2++ 2OH-=Ca(OH)2↓或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成.如当石灰乳与Na2CO3溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2 + CO32—=CaCO3↓+ 2OH-b.生成难电离的物质(即弱电解质).如：H++ OH-=H2O H++ CH3C OO-=CH3COOHc.生成挥发性物质(即气体).如：CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O NH4++ OH-NH3↑+ H2O②离子间的氧化还原反应.由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行.例如：Fe + Cu2+=Fe2++ CuCl2 + 2Br-=2C1-+ Br22MnO4-+ 16H++ 10C1-=2Mn2++ 5C12↑+ 8H2O4.书写离子方程式时应注意的问题：(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，尽管也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为现在这些离子并没有发生电离.如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓H2SO4与固体(如NaCl、Cu等)的反应等，都不能写成离子方程式.相反，在某些化学方程式中，尽管其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式.如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与H2O的反应.(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的H+与正盐阴离子不能拆开写.例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na+、HS-和Ca2+、HCO3-等酸式酸根的形式.(3)关于微溶于水的物质，要分为两种情形来处理：①当作反应物时?，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开.②当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等;若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等.(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同.例如，向NaOH溶液中不断通入CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为：CO2+ 2OH—=CO32—+ H2O(CO2适量)? ?CO2+OH—=HCO3—(CO2足量)5.在溶液中离子能否大量共存的判定方法：几种离子在溶液中能否大量共存，实质上确实是看它们之间是否发生反应.若离子间不发生反应，就能大量共存;否则就不能大量共存.离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存.(1)生成难溶物或微溶物.如Ca2+与CO32-、SO42-、OH-;Ag+与C1-、B r-、I-、SO32-，等等.(2)生成气体.如NH4+与OH-;H+与HCO3-、CO32-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等.(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水).如H+与C1O-、F-、CH3COO-生成弱酸;OH-与NH4+、A13+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等生成弱碱;H+与OH-生成H2O.(4)发生氧化还原反应.具有氧化性的离子(如MnO4-、ClO-、Fe3+等)与具有还原性的离子( 如S2-、I-、SO32-、Fe2+等)不能共存.应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如SO32-与S2-，NO3-与I-、S2-、SO32-、Fe2+等.(5)形成配合物.如Fe3+与SCN-因反应生成Fe(SCN)3而不能大量共存.(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如Al3+与HCO3-、CO32-、A1O2-等.说明：在涉及判定离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：①无色透亮的溶液中，不能存在有色离子，如Cu2+(蓝色)、Fe3+(黄色)、Fe2+(浅绿色)、MnO4-(紫色).②在强酸性溶液中，与H+起反应的离子不能大量共存.③在强碱性溶液中，与OH-起反应的离子不能大量共存.6.电解质与非电解质(1)电解质：在水溶液里或者熔融状态下能够导电的化合物叫电解质.电解质不一定能导电，而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(因此，电解质导电的缘故是存在自由移动的离子).能导电的不一定是电解质，如金属、石墨等单质.(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物.因为非电解质归属于化合物，故如C12等不导电的单质不属于非电解质.(3)电解质与非电解质的比较.电解质非电解质区别能否导电溶于水后或熔融状态时能导电不能导电能否电离溶于水或受热熔化时能电离产生自由移动的离子不能电离，因此没有自由移动的离子存在所属物质酸、碱、盐等蔗糖、酒精等大部分有机物，气体化合物如NH3、SO2等联系都属于化合物说明：某些气体化合物的水溶液尽管能导电，但其缘故并非该物质本身电离生成了自由移动的离子，因此这些气体化合物属于非电解质.例如;氨气能溶于水，但NH3是非电解质.氨水能导电是因为NH3与H2O反应生成了能电离出NH4+和OH-的NH3·H2O的缘故，因此NH3·H2O才是电解质.7.强电解质与弱电解质(1)强电解质：溶于水后全部电离成离子的电解质.(2)弱电解质：溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质.(3)强电解质与弱电解质的比较.强电解质弱电解质代表物质①强酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②强碱：如KOH、NaOH、Ba（O H）2等③盐：绝大多数可溶、难溶性盐，如NaCl、CaCO3等①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱碱：NH3·H 2O、A1（OH）3、Fe（OH）3等电离情形完全电离，不存在电离平稳（电离不可逆）．电离方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+ NO3－不完全电离（部分电离），存在电离平稳．电离方程式用“”表示．如：CH3COOHCH3COO－+ H十水溶液中存在的微粒水合离子（离子）和H2O分子大部分以电解质分子的形式存在，只有少量电离出来的离子离子方程式的书写情形拆开为离子（专门：难溶性盐仍以化学式表示）全部用化学式表示注意:(1)在含有阴、阳离子的固态强电解质中，尽管有阴、阳离子存在，但这些离子不能自由移动，因此不导电.如氯化钠固体不导电.(2)电解质溶液导电能力的强弱取决于溶液中自由移动离子浓度的大小(注意：不是取决于自由移动离子数目的多少).溶液中离子浓度大，溶液的导电性就强;反之，溶液的导电性就弱.因此，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强.但在相同条件(相同浓度、相同温度)下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质的导电能力强.8.离子方程式用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子.所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子.离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且能够表示所有同一类型的离子反应.如：H++ OH-=H 2O能够表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应.离子方程式的书写步骤(1)“写”：写出完整的化学方程式.(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式;而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示.(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比.(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等.9.复分解反应类型离子反应发生的条件复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行.具体表现为：(1)生成难溶于水的物质.如：Ba2++ SO42-=BaSO4↓(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱).如H++ OH-=H2O(3)生成气体.如：CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O。
离子反应知识点归纳
离子反应知识点归纳一、离子反应的概念在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或的反应。
二、离子反应发生的条件1. 沉淀如：Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓2. 气体如：2H⁺ + CO₃²⁻ = H₂O + CO₂↑3. 弱电解质如：H⁺ + OH⁻ = H₂O4. 发生氧化还原反应如：Fe + 2H⁺= Fe²⁺ + H₂↑三、离子方程式1. 定义：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
2. 书写步骤：（1）写：写出化学方程式。
（2）拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式；难溶的物质、气体和水等仍用化学式表示。
（3）删：删去方程式两边不参加反应的离子。
（4）查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
3. 意义：（1）表示某一个具体的化学反应。
（2）表示同一类型的离子反应。
四、离子共存1. 能发生反应的离子不能大量共存，常见的情况有：（1）沉淀（2）气体（3）弱电解质（4）发生氧化还原反应2. 注意题目中的隐含条件：（1）无色溶液：排除有色离子，如Cu²⁺（蓝色）、Fe²⁺（浅绿色）、Fe³⁺（黄色）等。
（2）酸性溶液：含有大量 H⁺。
（3）碱性溶液：含有大量 OH⁻。
五、离子检验1. 常见离子的检验方法：（1）Cl⁻：加入硝酸酸化的硝酸银溶液，产生白色沉淀。
（2）SO₄²⁻：先加盐酸酸化，无现象，再加入氯化钡溶液，产生白色沉淀。
（3）CO₃²⁻：加入稀盐酸，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体。
2. 离子检验的原则：操作简单、现象明显、排除干扰。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是化学反应中常见的一种类型，它是指化学反应中发生的电子转移现象。
在离子反应中，通常涉及离子的生成、消失和转化。
离子反应的基本特征是在反应中产生离子，因此它在化学反应中具有重要的地位。
下面将对离子反应的知识点进行总结。
1. 离子的概念。
离子是指在化学反应中失去或获得了一个或多个电子的原子或分子。
根据失去或获得电子的情况，离子可分为阳离子和阴离子。
阳离子是指失去了一个或多个电子的离子，带有正电荷；阴离子是指获得了一个或多个电子的离子，带有负电荷。
离子的生成通常发生在化学反应中。
2. 离子反应的基本过程。
离子反应的基本过程包括离子的生成、消失和转化。
在化学反应中，原子或分子失去或获得电子，从而生成离子。
生成的离子可以与其他离子或分子发生进一步的反应，产生新的化合物。
在反应过程中，原有的离子可能会消失，转化为其他离子或分子。
离子反应是化学反应中的重要环节，它决定了反应的进行和结果。
3. 离子反应的表示方法。
离子反应可以用离子方程式来表示。
离子方程式是指将反应物和生成物中的离子分别写出来，并按照它们在反应中的实际参与情况排列，以表示反应过程中离子的生成、消失和转化。
离子方程式能够清晰地展现离子反应的全貌，有助于理解反应过程和预测产物。
4. 离子反应的应用。
离子反应在生活和工业中有着广泛的应用。
例如，在水处理过程中，离子反应可以去除水中的杂质离子，使水达到清洁的标准。
在金属提取和精炼过程中，离子反应可以帮助分离和纯化金属离子，提高金属的纯度和质量。
此外，离子反应还在化学合成、药物制备和环境保护等领域发挥着重要作用。
综上所述，离子反应是化学反应中的重要类型，它涉及离子的生成、消失和转化。
离子反应的理解对于理解化学反应的机理和规律具有重要意义。
通过学习离子反应的知识点，可以更好地理解化学反应的本质，为相关领域的应用提供理论支持。
希望本文对离子反应的理解有所帮助。
离子反应知识点梳理
离子反应知识点梳理在化学领域中，离子反应是一个基本概念。
它描述了化学反应中发生的电离过程，其中原子或分子失去或获得电子而形成带电离子。
在本文中，我们将对离子反应的一些关键知识点进行梳理。
1. 离子的定义离子是带正电荷或负电荷的原子或分子，它们是由于失去或获得电子而形成的。
带正电荷的离子称为阳离子，而带负电荷的离子称为阴离子。
2. 离子反应的类型离子反应可分为四个类型：酸碱中和反应、沉淀反应、氧化还原反应和复分解反应。
酸碱中和反应发生在酸和碱之间，形成水和盐。
它们的一般方程式为：酸 + 碱→盐 + 水。
沉淀反应指的是在溶液中形成固体沉淀的反应。
沉淀是由于离子之间的相互作用而形成的，其一般方程式为：阳离子 + 阴离子→沉淀。
氧化还原反应描述了电子的转移过程。
氧化是指物质失去电子，而还原则指物质获得电子。
它们的一般方程式为：氧化剂 + 还原剂→氧化物 + 还原物。
复分解反应是指一个化合物分解为两个或更多的物质。
它的一般方程式为：化合物→物质1 + 物质2。
3. 离子反应的离子方程式离子反应的方程式可以分为分子方程式、离子方程式和净离子方程式。
分子方程式是指将反应物和生成物表示为未电离的分子。
例如，对于酸碱中和反应，分子方程式为：HCl + NaOH → NaCl + H2O。
离子方程式是通过将化合物离解成离子来表示反应物和生成物。
例如，离子方程式为：H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O。
净离子方程式是从离子方程式中消除平衡反应中相同离子的涉及。
例如，对于酸碱中和反应，净离子方程式为：H+ + OH- →H2O。
4. 离子反应的离子溶解度规律离子在溶液中的溶解度受其所在盐的溶解度规律的影响。
这些规律包括普通离子的溶解度规律和氢氧根离子的溶解度规律。
普通离子的溶解度规律是指一些常见盐的溶解度。
例如，大多数氯盐和硝酸盐是可溶的，而大多数碳酸盐、磷酸盐和银盐则是不溶的。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是化学反应中一种常见的反应类型。
在离子反应中，离子之间发生重新组合，生成新的离子或者分子。
离子反应的特点是在反应过程中离子的组成发生了改变。
离子反应的基本概念：1. 离子：带电的原子或分子。
离子分为阳离子和阴离子，根据带电的粒子是正离子还是负离子来命名。
2. 离子方程式：用化学式表示的离子反应方程式。
离子方程式中的离子按照需要写在平衡符号之前。
3. 电离：化合物在溶液中分解为离子的过程，也称为解离。
4. 沉淀反应：产生沉淀的离子反应。
沉淀是指溶液中某种物质的浓度超过其溶解度而产生的固体沉淀下来。
5. 非沉淀反应：不产生固体沉淀的离子反应。
6. 氧化还原反应：涉及到电子的转移过程的离子反应。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
7. 配位反应：涉及到配位化合物的形成和解离的离子反应。
离子反应中常见的知识点：1. 氯气和氢气的反应：氯气和氢气反应会生成盐酸。
该反应的离子方程式可以表示为Cl2 + H2 -> 2HCl。
2. 硫酸和钠氢碳酸的反应：硫酸和钠氢碳酸反应会生成二氧化硫、水和盐。
该反应的离子方程式可以表示为H2SO4 + NaHCO3 -> SO2 + H2O + Na2SO4 + CO2。
3. 硫化钠和硝酸银的反应：硫化钠和硝酸银反应会生成硫化银和硝酸钠。
该反应的离子方程式可以表示为Na2S + AgNO3 -> Ag2S + 2NaNO3。
4. 氯化钾和硫酸铜的反应：氯化钾和硫酸铜反应会生成氯化铜和硫酸钾。
该反应的离子方程式可以表示为2KCl + CuSO4 -> CuCl2 + K2SO4。
5. 氧化铝和氢氟酸的反应：氧化铝和氢氟酸反应会生成氟化铝和水。
该反应的离子方程式可以表示为Al2O3 + 6HF -> 2AlF3 + 3H2O。
离子反应在日常生活中有着广泛的应用。
例如，烹饪中使用的食盐和醋，都是由离子反应产生的。
此外，离子反应还在工业生产中发挥着重要的作用，如金属的电镀、水处理以及药物制剂等。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是化学中重要的概念和反应类型之一。
我们所研究的物质中存在许多带电的粒子，称为离子。
离子反应就是指在化学反应中，离子相互作用、交换或者结合形成新的化合物的过程。
一、离子的定义和命名规则离子是带电的原子或者分子。
带正电的离子称为阳离子，带负电的离子称为阴离子。
离子可以通过给予或失去电子而形成。
离子的命名规则通常根据它所属的元素和电荷来进行命名。
例如，氯离子（Cl- ）是氯原子获得了一个电子而形成的。
二、离子反应的基本概念离子反应是指离子之间的相互作用。
离子反应中，离子之间可以发生三种基本类型的反应：反应、析出反应和置换反应。
1. 反应（Combination）：两个或多个离子结合成一个新的化合物。
例如，钠离子（Na+）和氯离子（Cl-）结合形成氯化钠（NaCl）。
Na+ + Cl- → NaCl2. 析出反应（Decomposition）：一个化合物被分解为两个或多个离子。
例如，氧化镁（MgO）在高温下分解成氧离子（O2-）和镁离子（Mg2+）。
MgO → Mg2+ + O2-3. 置换反应（Replacement）：一个离子被另一个离子替代。
例如，铜离子（Cu2+）在锌金属中被锌离子（Zn2+）替代。
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+三、离子反应的平衡离子反应在不断进行中的过程中，会达到平衡。
平衡是指反应物和产物浓度之间的比例保持不变的状态。
离子反应的平衡可以通过离子的溶解度积（Ksp）来描述。
溶解度积是指在饱和溶液中离子浓度的乘积。
离子反应的平衡可以通过改变温度、浓度和压力等条件来调节。
根据 Le Chatelier 原理，当一个系统受到外界影响时，它会向着减小外界影响的方向发生变化。
例如，考虑一个可逆反应的平衡：A +B ↔C + D如果向平衡中加入更多的 A 反应物，平衡会向右转，生成更多的产物 C 和 D。
如果从平衡中减少 B 反应物，平衡会向右转。
四、离子反应中的净离子方程式为了更好地描述离子反应，可以使用净离子方程式。
离子反应重要知识点复习总结
离子反应一、电解质概念的理解1．电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。
2．非电解质：在水溶液和熔化状态下均不导电的化合物。
电解质与导电的关系是：(1)电解质不一定能导电。
(2)不能导电的化合物，可能是电解质，关键看是否含有自由移动的离子。
例如，固体NaCl 是电解质，但不导电。
3．强、弱电解质：(1)电离：化合物在水溶液里离解成自由移动的离子的过程。
(2)强电解质：水溶液中全部电离成离子的电解质。
例：HCl＝H++Cl-H2SO4＝2H++SO42-NaOH＝Na++OH- CuCl2＝Cu2++2Cl-强电解质包括：强酸、强碱、大多数盐。
(3)弱电解质：水溶液中部分电离成离子的电解质。
例：H2S H++HS- NH3·H2O NH4++OH-弱电解质包括：弱酸、弱碱、水二、离子反应1．离子反应：有离子参加或生成的反应。
酸、碱、盐溶于水电离出自由移动的离子，酸、碱、盐在溶液中参加的反应实质是离子反应。
例如：H2SO4和BaCl2溶液混合，H2SO4和BaCl2分别完全电离：H2SO4＝2H++SO42—BaCl2＝Ba2++2Cl－溶液中主要存在四种离子：H+、SO42—、Ba2+和Cl－。
Ba2+和SO42-结合成BaSO4沉淀，H+和Cl－仍在溶液中自由移动，所以H2SO4和BaCl2反应实质是Ba2+和SO42-反应：Ba2++SO42—＝BaSO4↓例如：Na2SO4溶液和Ba(OH)2溶液混合，Na2SO4和Ba(OH)2分别完全电离：Na2SO4＝2Na++SO42—Ba(OH)2＝Ba2++2OH－溶液中主要存在四种离子：Na+、SO42—、Ba2+和OH—。
Ba2+和SO42—结合成BaSO4沉淀，Na+和OH－仍在溶液中自由移动，所以Na2SO4和Ba(OH)2反应，实质是Ba2+和SO42—的反应：Ba2++SO42—＝BaSO4↓由上述分析，可见酸、碱、盐在溶液中参加的反应实质是离子反应。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结1. 离子反应的定义离子反应是指在溶液中，离子之间发生化学反应，形成新的化合物或沉淀的过程。
这类反应通常伴随着能量的释放，如热量、光量等。
2. 离子反应的类型离子反应主要分为以下几种类型：A. 双置换反应：两种化合物的阳离子和阴离子互相交换，形成新的化合物。
B. 单置换反应：一种单质与化合物反应，置换出其中的阳离子或阴离子，形成新的单质和化合物。
C. 沉淀反应：溶液中的离子结合形成不溶于水的固体物质，即沉淀。
D. 氧化还原反应：涉及电子转移的离子反应，一种物质失去电子（氧化），另一种物质获得电子（还原）。
3. 离子反应的条件A. 反应活性：参与反应的离子必须具有一定的化学活性。
B. 反应动力学：反应速率必须足够快，以便于观察到反应的发生。
C. 反应平衡：离子反应可能达到平衡状态，此时正向反应和反向反应的速率相等。
4. 离子反应的表示方法A. 离子方程式：用化学符号表示离子反应的方程式，只包含参与反应的离子。
B. 净离子方程式：只显示实际参与反应的离子，忽略那些在反应前后不发生变化的离子。
5. 离子反应的应用A. 化学分析：通过离子反应可以定性或定量地分析溶液中的物质。
B. 工业生产：许多化工产品是通过离子反应合成的。
C. 环境科学：离子反应在水处理、废物处理等领域有广泛应用。
6. 离子反应的影响因素A. 浓度：溶液中离子的浓度会影响反应速率和平衡。
B. 温度：温度的升高通常会增加反应速率，可能改变反应平衡。
C. 催化剂：某些物质可以加速离子反应的速率，而不被消耗。
7. 离子反应的实验观察A. 颜色变化：某些离子反应会导致溶液颜色的变化。
B. 气体产生：一些离子反应会产生气体，如氢气、二氧化碳等。
C. 沉淀形成：通过观察是否有固体沉淀的形成，可以判断是否发生了离子反应。
8. 离子反应的计算A. 摩尔浓度：通过计算溶液中离子的摩尔浓度，可以预测反应的限度。
B. 反应定量：通过已知的反应物的量，可以计算出生成物的量。
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化学离子反应知识点整理
想必有很多同学在学习化学时对离子反应这方面有些难于理解，下面小
编就为大家整理了相关信息，希望能给大家提供帮助。
1 化学离子反应知识点知识点篇一
1.强电解质与弱电解质
2.强电解质：在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质。
包括大多数盐类、强酸、强碱。
在溶液中的粒子主要是离子。
3.弱电解质：在水溶液里部分电离成离子的电解质包括弱酸(如HAc、H2S)、中强酸(H3PO4)弱碱(如NH3·H2O)、水。
例题：CH3COOH 极易溶于水，为什幺它是弱电解质，Ca(OH)2 微溶于水，为什幺它是强电解质?
4.CH3COOH 之所以是弱酸是因为和同浓度的强酸相比，它溶于水电离电
离出的氢离子比强酸少得多，只有一部分CH3COOH 发生电离产生氢离子，所以CH3COOH 是弱电解质。
同样，Ca(OH)2 虽然微溶于水，但是它在水溶液中溶解的部分能够完全电离，所以Ca(OH)2 是强电解质。
知识点篇二
1 电解质与非电解质(辨析并举例)
电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
包括酸、碱、盐活
泼金属的氧化物某些非金属氢化物，某些有机物。
2.举例NaCl 固体不导电，溶于水后可以导电，所以是电解质。
CaSO4、BaSO4 等难溶物质在水中溶解度很小，在熔融状态下可以导电，所以这些物质也是电解质。
3.非电解质：在水溶液里和熔融状态下不能够导电的化合物。
包括大多数
有机物非金属氧化物某些非金属氢化物等。
举例：CO2、SO3、NH3、蔗糖、。