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3．強弱電解質通過實驗進行判斷的方法(以HAc為例)：

（1）溶液導電性對比實驗：相同條件下，HAc溶液的導電性明顯弱于強酸（鹽酸、硝酸）

2．強電解質與弱電解質的概念

強  電  解  質

弱  電  解  質

概念

在水溶液中全部電離成離子的電解質

在水溶液中只有一部分電離成離子的電解質

電離程度

完全

部分

溶液里粒子

水合離子

水合分子、水合離子

物質結構

離子化合物、某些共價化合物

某些共價化合物

與常見物質類別的關系

通常為

強酸：HCl、H₂SO₄、HNO₃等

強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)₂等

絕大多數鹽：NaCl、CaCO₃、CH₃COONa等

通常為

弱酸：CH₃COOH、HF、HClO、H₂S、H₂CO₃、H₂SiO₃、H₄SiO₄等

弱堿：NH₃?H₂O、Cu(OH)₂等

極少數鹽、水

1．電解質、非電解質的概念

電    解    質

非  電  解  質

定  義

在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物

在水溶液中和熔化狀態下都不導電的化合物

相同點

都是與溶解性無關的化合物

不同點

在一定條件下能電離

不能電離

在水溶液中或熔化狀態下能導電

在水溶液中和熔化狀態下都不導電

與常見物質類別的關系

離子化合物和部分共價化合物

全是共價化合物

通常為酸、堿、鹽、水、典型金屬氧化物、某些非金屬氫化物等

通常為非金屬氧化物、某些非金屬氫化物、絕大多數有機物等

△H＞0、△S＞0，高溫下能自發進行

第三章水溶液中的離子平衡

△H＜0、△S＜0，低溫下能自發進行

△H＞0、△S＜0，一定不能自發進行

△H＜0、△S＞0，一定能自發進行

3．復合判據---自由能變化：△G=△H-T△S，是最全面的判斷據：

①△G=△H―T△S＞0，不能自發進行；

②△G=△H―T△S＜0，能自發進行；

③△G=△H―T△S=0，反應處于平衡狀態。

⒈化學反應自發進行的方向

焓變（△H）與熵值（△S）綜合考慮

⒉化學反應方向的判斷

2．反應體系熵值的增大，反應有自發進行的傾向，但有些熵減的反應也能自發進行，故用熵判據判斷反應自發進行的方向也不全面

1．放熱反應具有自發進行的傾向，但有些吸熱反應也能自發進行，故用焓判據判斷反應自發進行的方向不全面