化学选修四.docx

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化学选修四

关于绪言中的知识

这里的知识是化学反应速率的理论知识，所以应该和化学反应速率合并起来看。

l 有效碰撞理论：

【理解该理论最好想象气体反应】该理论认为：

物质发生化学反应是依靠物质的分子之间发生碰撞来发生的，但是并不是所有的碰撞都能够发生反应，能够发生反应的碰撞就叫有效碰撞。

发生有效碰撞的条件有二：

1、发生碰撞的分子要具有足够大（大于或等于某一值）的能量；2、碰撞的取向要合适。

l 活化分子：

能够发生有效碰撞的分子就叫活化分子。

活化分子具有足够大（大于或等于某一值）的能量。

l 活化能：

通常认为，具有平均能量的分子转变为活化分子所需要的最低能量（即使分子的能量达到上面所说的等于某一值）叫做活化能。

活化能的大小决定于反应，具有平均能量的反应物分子转变为产物，必须跳过这个“活化能”，所以活化能也叫做“能垒”。

活化能的存在，决定了即使是放热反应，发动反应时也可能需要加热。

l 在一定温度下，物质“分子”的平均能量是确定的，温度越高，物质“分子”的平均能量也就越高，也就是说具有较高能量的分子所占的百分比就会增大，活化分子所占的百分比就会增大。

所以，温度越高，化学反应速率就会越大。

l 活化能的高低不会影响反应热的解释：

反应热决定于反应物与生成物的能量之差（好比你从海拔高度不同的甲地到乙地，你的重力势能的变化只决定于两地的海拔高度之差），活化能的高低决定了从反应物变为生成物的难易程度（好比从甲地到乙地的必经之路上有一座山，山的高低决定了从甲地到乙地的难度，而不会改变你在甲乙两地的重力势能的变化）。

l 催化剂：

一般认为，使用催化剂（指正催化剂）可以降低反应的活化能，从而，大幅度地提高活化分子所占的百分比，化学反应速率就会大幅度地增大。

关于反应热

l 恒压反应：

反应体系的始压强=反应体系的终压强=外界环境作用于反应体系的压强 的反应。

l 恒容反应：

反应体系的容积保持不变的反应。

l *焓：

热力学中体系的状态函数之一。

确切的物理意义较难理解，不作介绍。

【状态函数：

表示物质所处状态的物理量。

比如：

东经a度，北纬b度，海拔c米，这三个数据可以表示地表上方的某个点的位置，这三个数据的集合（比如可以叫做X）就可以叫做点的位置的状态函数。

】状态函数只与体系的状态有关，与成为此状态的变化历史无关。

l 焓变：

也叫焓增量。

即体系从A状态变为B状态时，B状态时的焓值减去A状态时的焓值叫焓增量（焓变）。

用ΔH表示。

焓增量恰好等于恒压反应的反应热。

确切地说，应该是恒压反应的反应热恰好等于焓增量。

当焓增量为正值时（即B状态时的焓值大于A状态时的焓值），对应的恒压反应为吸热。

【所以，ΔH>0表示该反应为吸热反应。

】当焓增量为负值时（即B状态时的焓值小于A状态时的焓值），对应的恒压反应为放热。

【所以，ΔH<0表示该反应为放热反应。

】

l *恒容反应反应热不等于焓增量，而等于内能增量。

l *标准反应热：

在25摄氏度，101千帕的压强下的反应热叫做标准反应热。

课本中的反应热数据都是标准反应热。

l 影响反应热数值的因素：

1、反应物的多少。

这个因素无须解释，显而易见。

所以，在确定反应热的数值时，需要先确定反应物的多少，故约定：

热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数（系数）的单位为摩尔。

（因为摩尔较大，所以，也可以是半摩尔、三分之一摩尔等等。

）   2、各物质的聚集状态。

虽然限定了温度为25摄氏度，但这并不能确定物质的聚集状态。

（比如，液态水可以是25摄氏度，气态水也可以是25摄氏度。

）【注意：

水蒸气并不一定是100摄氏度或以上。

】所以，热化学方程式中各物质化学式后面要注明该物质的聚集状态。

对于一些物质，还可能需要注明晶体类型：

如固态的碳是金刚石还是石墨。

                    多数反应在25摄氏度，101千帕的压强下不会发生，标准反应热的数据应该理解为把25摄氏度，101千帕的压强下的反应物变化到能反应到条件下，反应后再把产物变回到25摄氏度，101千帕的压强下，这时候吸收或放出的热量。

所以，热化学方程式中不能注明反应条件。

l ΔH 的单位：

kJ/mol  每摩尔是指每一摩尔该反应，反应是微观粒子吗？

是的，反应是微观粒子的特定组合，所以，可以用摩尔做单位。

l *写可逆反应的热化学方程式，中间应该是等于号，而不应该是可逆符号（双向箭头）。

因为一摩尔该反应是指进行到底的反应，而不是达到平衡的反应。

l 键能与反应热的关系：

【参见课本P2】反应热是通过实验测定的，而不是用键能计算出的。

（键能的概念参见选修3）有些反应的反应热测定值与键能计算得到的数值接近，也确实可以通过键能估计反应热，所以，就会有这样的习题：

已知H?

H的键能为436.0 kJ/mol，Cl?

Cl的键能为242.7 kJ/mol，H?

Cl的键能为431.8 kJ/mol，写出氢气在氯气中燃烧的热化学方程式。

因为1mol氢气和1mol氯气反应生成2mol氯化氢，反应可以理解为分两个阶段进行，第一阶段，把1mol氢气分解成2mol氢原子，把1mol氯气分解成2mol氯原子，根据键能的定义，这个阶段需要吸热436.0 kJ/mol×1mol+242.7 kJ/mol×1mol=678.7kJ；第二阶段，2mol氢原子和2mol氯原子结合成2mol氯化氢分子，根据键能的定义，这个阶段需要放热431.8kJ/mol×2mol=863.6kJ；那么，总结果是放热863.6kJ?

678.7kJ=184.9kJ  【实验值为184.6】 因为是放热，按照反应热的写法，应该为负值，所以有：

反应热=反应物的键能总和?

生成物的键能总和（单位为 kJ/mol）。

l 盖斯定律：

也叫热效应总值一定定律。

内容是：

在恒压或恒容条件下，一个化学反应不论是一步完成还是分几步完成，其热效应总值是一定的。

【下面的解释，和课本上的不同，可能也较难懂。

】热量是一个过程量，也就是说热量必须依赖过程而存在。

过程不同，热量也就可能不同。

像焓、内能等是状态量，状态确定时，它们就随之确定，与成为此状态的过程无关。

但是，一旦限定恒温、恒压，（实际上，还有一条限制：

不做非体积功。

----这个不懂。

）热量就恰好等于始终状态的焓值之差。

（两状态量之差，好像不再与过程有关。

）

l 盖斯定律在解题中的简单应用：

这类题通常会给出两个热化学方程式，它们有共同的产物（或反应物），来求反应物（或产物）之间转变的反应热。

所以可以构成一个三角形，利用盖斯定律来已知两边求第三边。

l 关于课本P12图、题的解释：

图中左下角为C（s）+ O2（g）              上边为CO（g）+ 1/2 O2 （g）  为什么左边的ΔH3会成为下面那个方程式 的反应热呢？

这实际上可以把左下角的C（s）+ O2（g）改写为          C（s）+ 1/2 O2 （g） + 1/2 O2 （g） 当它变为上边的CO（g）+ 1/2 O2 （g）时，有0.5mol O2没有发生变化，当然不产生热效应，所以就可以得出ΔH3就是下面那个方程式的反应热 。

l 燃烧热：

1mol某种燃料（纯物质）完全燃烧所放出的热量，叫做这种燃料的燃烧热。

通常手册中给出的数据，是在25摄氏度，101千帕的压强下的燃烧热，叫做标准燃烧热。

完全燃烧不是指燃料全部烧掉，没有剩余，而是有其特定含义：

生成稳定的氧化物。

实际上对于完全燃烧的规定是：

燃料中的碳变为二氧化碳气，氢变为液态水，硫变为二氧化硫气，氮变为氮气，氯变为氯化氢溶液。

由于常见纯燃料只含碳氢，所以，中学课本中粗略地说成生成稳定的氧化物。

对于燃烧热表述时，不能说成：

“×××的燃烧热是负×××kJ/mol”。

正确的说法是：

“×××的燃烧热是×××kJ/mol”。

l 书写热化学方程式时，必须注意题目中的叙述：

如“写出乙炔燃烧的热化学方程式。

”则一般C2H2前的化学计量数为2；如“写出乙炔燃烧热的热化学方程式。

”则C2H2前的化学计量数必须为1 。

关于化学反应速率

l 化学反应速率是很复杂的变化速率，不是匀速、匀加速、匀减速，所以课本中给出的计算公式求出的是某一段时间内的平均速率。

l 课本中给出的计算公式适用于恒容反应（p17：

在容积不变的密闭容器中）；对于恒压反应，Δc需要用Δn代替（中学化学中，一般不会出现。

）。

l 同一反应在同一条件下、同一时间段内的反应速率，用不同的物质表示时，数值是可能不相同的，这些不同数值之比等于相应的化学计量数之比。

这样一来，比较两个反应速率的大小时，可以有两种办法：

1、变换为用同一种物质表示时的数据，比较之；2、分别除以它们的化学计量数以后，比较之。

l 对于p19第4题，较好的处理方法是：

如A、把4/5υ（NH3） = υ（O2） 的两边都除以4：

1/5υ（NH3） =1/4 υ（O2）  再用上一条中：

“2、分别除以它们的化学计量数以后，比较之。

”只要看看分母是不是“它们的化学计量数”就知道对错了。

l 同理，对于p19第5题，较好的处理方法是：

把2υ（B）=3υ（A）的两边都除以6【2×3】：

1/3υ（B）=1/2υ（A）;把3υ（C）=2υ（B）的两边都除以6【3×2】：

 1/2υ（C）= 1/3υ（B）就可以看出：

A的化学计量数为2、B的化学计量数为3、C的化学计量数为2了。

l 影响化学反应速率的因素：

1、主要因素：

内因 由反应物的性质来决定，人力无法改变；2、重要因素：

外因 除了浓度、压强、温度、催化剂这四个最基本、最重要的外因条件以外，还有许多。

如光，射线，固体的表面积等等，是可以人为地加以干涉的，所以，非常重要。

l 浓度：

增大反应物浓度，反应速率增大。

【注意，没有说减小生成物浓度，反应速率增大。

！

！

！

】  增大反应物浓度时，单位体积中的活化分子总数增大，但活化分子百分数不增大。

l 压强：

压强对反应速率的影响，以下几点要特别注意：

1、对反应物中有气体的反应起作用；2、增大压强必须是减小反应器的容积；减小压强必须是扩大反应器的容积。

3、增大压强，反应速率增大，减小压强反应速率减小，对反应物中有气体的反应来说，毫无例外！

！

（与气体分子数的增减无关。

）4、对于向反应体系中充入与反应无关的气体（指不是反应物气体，也不是生成物气体，既不与反应物反应，也不与生成物反应的气体。

如氦气。

）时，对压强的影响，不要看题目中所说的“保持压强不变等等”，而要从反应器的容积的改变来判断：

容积增大就是压强减小，容积减小就是压强增大。

l 温度：

除极个别的反应以外，可以认为：

温度升高，反应速率增大；温度降低，反应速率减小。

（注意：

与反应是吸热、放热无关。

）温度升高，可以增加单位时间内分子之间的碰撞次数，可以增大活化分子的百分数。

所以，温度比浓度（及压强）对反应速率的影响较大。

l 催化剂：

（默认为正催化剂）一般认为，催化剂会改变反应历程，降低反应的活化能，从而较大幅度地提高活化分子的百分数，所以，催化剂对反应速率的影响最大。

l 关于课本p24_1.（4）的解释：

本题的小题中的“其”字指代不明，若理解为该“密闭容器”就太草率了。

其实，应该有两个含义：

1、指未开始反应的反应体系；2、指反应到某一时刻的反应体系。

由于前三小题，这两种理解得到的结论相同，所以可以不管。

而第四小题则不然：

若理解为未开始反应的反应体系，则反应速率不变，理由是未增大（也未减小）各反应物的浓度；若理解为反应到某一时刻的反应体系，则反应速率增大，理由是增大了各反应物的浓度。

〖详细解释：

为了便于理解，我们假设原“密闭容器”的容积为1L，这样一来，题目中未开始反应的反应体系中，H2、I2的起始浓度都是1mol/L，这时候“保持容器内气体压强不变，向其中加入1molH2（g）和1molI2（g），”容器的容积必须增大到2L，H2、I2的起始浓度还都是1mol/L，所以反应速率不变；如果是反应到某一时刻的反应体系，这时，虽然容器的容积仍然是1L，【反应的进行在“保持容器内气体压强不变”的条件下，不会改变反应器的容积。

】但是H2、I2的浓度都是变得小于了1mol/L，【反应消耗掉一些，我们假定都变成了0.8mol/L。

】此时，再把容器的容积增大到2L，“向其中加入1molH2（g）和1molI2（g），”H2、I2的浓度就都变成了0.9mol/L，因为0.9大于0.8，所以，反应速率增大。

我估计，命题人的意图是第一种；而题面上更像是第二种。

〗

关于化学平衡（上）

l 可逆反应的反应速率：

可逆反应就是同时存在的两个方向相反的反应，正反应，就是按照化学方程式的书写形式，左侧物质作为反应物，右侧物质作为生成物的反应，此反应的反应速率叫做正反应速率；逆反应，就是按照化学方程式的书写形式，右侧物质作为反应物，左侧物质作为生成物的反应，此反应的反应速率叫做逆反应速率。

这样一来，套用上一讲中影响化学反应速率的因素的知识，就能够得出：

【按照化学方程式的书写形式，左侧物质作为反应物，右侧物质作为生成物。

】1、改变反应物浓度，只能改变正反应速率，不能改变逆反应速率；改变生成物浓度，只能改变逆反应速率，不能改变正反应速率。

2、反应物中有气体，正反应速率受压强影响；生成物中有气体，逆反应速率受压强影响；反应物、生成物中都有气体，正、逆反应速率都受压强影响。

3、温度对正、逆反应速率的影响趋势是相同的，影响程度是不同的。

4、催化剂对正、逆反应速率的影响趋势是相同的，影响程度也是相同的。

如果用实验方法测定可逆反应的反应速率，测定的结果应该叫做表观速率，它只能有一个方向，实际上它是我们课本中和练习题中提到的正、逆反应速率之差。

而课本中和练习题中提到的正、逆反应速率是无法测出的，我们姑且把它们叫做“真速率”。

【这类似于物理中电压（电势差）和电势的关系。

】

l 可逆反应达到平衡状态的判据：

1、实质  正、逆反应速率相等（“真速率”）。

 2、表象  表观速率=0 （即反应不再进行）。

下面以课本p32-5题为例，解释具体的用法。

 A、（默认为同一时刻或同一时段）按照化学方程式的书写形式，C是生成物，所以，C生成的速率是正反应速率，C分解的速率是逆反应速率，而且是用同一种物质C表示的，可以直接比较，它们相等也就是正、逆反应速率相等。

据判据1可知，能够说明反应已经达到平衡。

 B、同上。

“单位时间内消耗a mol A”可以表示正反应速率，“同时生成3a mol C”也可以表示正反应速率，并且据化学反应速率的比较方法，它们分别除以它们的化学计量数1和3后数值相同，只能推出正反应速率=正反应速率，推不出判据1，所以，不能够说明反应已经达到平衡。

 C、对于“容器内的压强不再变化”，如果此反应在固定容积的容器中反应（无特别指明，应该这样默认。

），鉴于此反应的特殊性【反应前后，气体的分子数（或叫做总物质的量）不变。

】，反应的进行，不会引起容器内压强的变化。

也就是说，即使体系未达到平衡，反应还在进行，容器内的压强也不发生变化。

推不出判据2，所以，不能够说明反应已经达到平衡。

  D、类同C 。

l 关于化学平衡常数：

1、要能够写出一个给定化学方程式的可逆反应的化学平衡常数的表达式；知道固体、纯液体不出现在表达式中。

2、知道化学平衡常数只受温度影响（注意：

不能记成温度升高时，化学平衡常数增大。

这句话是错误的！

！

！

）也就是说，改变浓度、压强引起平衡移动时，化学平衡常数是不变的。

3、学会做像p29例一那样的有关化学平衡常数的简单计算。

4、学会用化学平衡常数来解释或判断某条件下平衡的移动方向，并能够将知识迁移到后面的电离、水解、沉淀平衡。

（详见下文）

l 转化率：

1、只对反应物而言（即反应起始加的物质，且反应中被消耗。

）。

2、同一反应的不同反应物的转化率可能相同，也可能不同。

3、在一定条件下，反应达到平衡时，反应物的转化率达到最大值，叫做平衡转化率，通常所说的转化率就是指平衡转化率。

4、课本p29给出的转化率计算公式适用于等容反应，如果是等压反应，浓度应该改为物质的量。

5、两种反应物的转化率与它们化学方程式中的化学计量数成正比，与它们的起始的物质的量成反比。

也就是说：

两种反应物的转化率的比值等于它们化学方程式中的化学计量数的正比与它们的起始的物质的量的反比之乘积。

（特例：

两种反应物的起始的物质的量之比等于它们化学方程式中的化学计量数之比时，它们的转化率相等。

）6、对于有两种反应物A、B的反应，增大A的起始浓度，会提高B的转化率，而自己的转化率会降低。

（实质就是5、）   对于只有一种气体反应物的反应来说，增大该气体反应物的起始浓度，它自己的转化率可能增大，也可能减小，也可能不变。

（详见下文）

l 三段法计算化学平衡问题：

1、所有化学平衡问题的计算，都能用三段法。

2、三段法中的量，可以是浓度，也可以是物质的量，甚至可以是气体体积。

3、只有第二段的数值符合化学计量数的比例关系，也就是说，第二段的数值只要有了一个，就能够写出其它。

4、大多数题，需要在第二段中设一个未知数（一般设化学计量数为1的那种物质），再利用题目中的一个已知关系列方程，解之。

关于化学平衡（中）

l 影响化学平衡的重要因素：

一、浓度 1、增大反应物浓度（会使正反应速率增大【不影响逆反应速率】，使得正反应速率大于了逆反应速率。

），化学平衡向正反应方向移动。

2、减小生成物浓度（会使逆反应速率减小【不影响正反应速率】，使得逆反应速率小于了正反应速率。

），化学平衡向正反应方向移动。

二、压强 1、增大压强（应物中有气体，正反应速率增大；生成物中有气体，逆反应速率增大；反应物、生成物中都有气体，正、逆反应速率都增大，但是增大幅度不一定相等，反应物中气体分子数较大，就正反应速率增大幅度较大，使得正反应速率大于了逆反应速率；生成物中气体分子数较大，就逆反应速率增大幅度较大，使得逆反应速率大于了正反应速率。

；反应物中气体分子数和生成物中气体分子数相等，就正逆反应速率增大幅度相同。

），平衡向气体分子数减小的方向移动。

（如果反应物中气体分子数和生成物中气体分子数相等，平衡就不移动。

）  2、减小压强（反应物中有气体，正反应速率减小；生成物中有气体，逆反应速率减小；反应物、生成物中都有气体，正、逆反应速率都减小，但是减小幅度不一定相等，反应物中气体分子数较大，就正反应速率减小幅度较大，使得正反应速率小于了逆反应速率；生成物中气体分子数较大，就逆反应速率减小幅度较大，使得正反应速率大于了逆反应速率；反应物中气体分子数和生成物中气体分子数相等，就正逆反应速率减小幅度相同。

），平衡向气体分子数增大的方向移动。

（如果反应物中气体分子数和生成物中气体分子数相等，平衡就不移动。

）

三、温度  1、升高温度（正逆反应速率都增大，但是增大幅度不相等。

正反应是吸热反应，就正反应速率增大幅度较大，使得正反应速率大于了逆反应速率；正反应是放热反应，【逆反应当然是吸热反应】就逆反应速率增大幅度较大，使得正反应速率小于了逆反应速率。

。

）平衡向吸热的方向移动。

  2、降低温度（正逆反应速率都减小，但是减小幅度不相等。

正反应是吸热反应，就正反应速率减小幅度较大，使得正反应速率小于了逆反应速率；正反应是放热反应，【逆反应当然是吸热反应】就逆反应速率减小幅度较大，使得正反应速率大于了逆反应速率。

）平衡向放热的方向移动。

四、催化剂  上一讲谈到过，催化剂能使得正逆反应速率增大到相同的倍数。

所以，如果反应已经达到平衡状态，则加入催化剂不会引起平衡的移动；如果反应未达到平衡状态，正在进行，则加入催化剂会使得正逆反应速率的差距（即表观速率）变得更大，从而缩短建立平衡所需要的时间。

l *反应商及其应用：

一个可逆反应在未达到平衡态时，仿照化学平衡常数表达式的写法，求出浓度幂之积的比。

这个比值因为是用不平衡状态时的浓度求出的，所以不叫化学平衡常数，而叫做反应商。

利用反应商和化学平衡常数比较，可以解释许多问题。

下面举两个例子说明：

设反应为  aA（g）+bB（g）  === cC（g）+dD（g）

1、如果上述反应达到平衡后，A的浓度为n mol/L ,温度和容积不变，向容器中加入一些A，再次达到平衡后，A的浓度变为m mol/L ,比较m n的大小。

 解：

加入一些A后，用写出的反应商的表达式和化学平衡常数的表达式相比，可知，反应商小于K，（分子相同，分母变大。

）所以，反应一定是向使反应商的分子变大，分母变小的方向（即正反应方向）移动。

【注：

反应商向K值靠拢时，一定是分子分母同时改变。

】达到新的平衡时，与原平衡态相比，生成物C、D的浓度（化学平衡常数的表达式中的分子项）变大了，而反应物B的浓度却变小了，要维持比值不变，A的浓度必须变大（化学平衡常数的表达式中的分母项）。

所以，m > n  。

2、如果上述反应达到平衡后，温度和容积不变，同时加入A、B、C、D使它们的浓度都成为原平衡浓度的2倍，平衡将怎样移动？

     解：

同时加入A、B、C、D后，反应商  =  2（c+d）-（a+b） ?

 K

显然，当a+b大于c+d时，反应商小于K，应该分子变大，分母变小，即向正反应方向移动；当a+b小于c+d时，反应商大于K，应该分子变小，分母变大，即向逆反应方向移动。

结论是向气体分子数变少的方向移动【类似于增大压强】。

l 等效平衡与虚拟思维：

此处略。

详见同名PPT课件。

关于化学平衡（下）

关于化学反应进行的方向和限度*

l     此内容属于《物理化学》中的化学热力学的范畴，课本中仅给予简单的引导式的介绍，是为了激发学生的兴趣，不需要深究。

也就是说，对于焓判据、熵判据、自由能判据都不需要也不可能真正地理解。

l     什么叫方向、限度、判据？

举一个容易理解的例子说明。

比如有一块800℃的红热的铁A和一块常温下的铁B接触，要求你回答：

1、热量是从A流向B呢？

还是从B流向A？

2、流到什么时候就会停止呢？

3、你是怎样得到上面的答案的呢？

我相信你一定会得出正确答案:

1、热量是从A流向B。

这就叫做“方向”。

2、流到A和B温度相同的时候就会停止。

这就叫做“限度”。

3、A、B之间存在温度差，热量是从高温物体流向低温物体。

这就叫做“判据”。

由于上面的问题与日常生活联系紧密，又比较简单，所以容易理解。

而化学反应要复杂得多，所以较难理解，但道理是一样的。

l     焓判据、熵判据、自由能判据都是判断反应能否自发地发生的，即反应自发发生的可能性。

判断出能够自发发生的，现实中能否真的发生，还需要化学动力学知识，涉及到前面学过的化学反应速率问题。

l     焓判据：

只根据焓变判断反应自发发生的可能性，有片面性，认为焓减的反应（即放热反应）可以自发发生。

l     熵判据：

只根据熵变判断反应自发发生的可能性，有片面性，认为熵增的反应可以自发发生。

l     自由能判据：

根据焓变、熵变及温度综合考虑来判断反应自发发生的可能性，适用条件为恒温恒压反应。

结论是：

1、焓减熵增的反应一定可以自发发生。

2、焓增熵减的反应一定不能够自发发生。

3、焓减熵减的反应、焓增熵增的反应，（多数反应是这一类）与具体的焓变、熵变数值有关，适当改变温度，可能使得不能发生的反应变为可以发生。

4、第3类反应能够进行到的最大限度就是体系自由能的变化=0。

关于电离平衡（上）

l     电解质：

在受热熔化或者溶于水时能够导电的化合物。

1、电解质+非电解质≠所有物质 电解质+非电解质=化合物； 单质，不是电解质，也不是非电解质。

2、在受热熔化时能够导电的（一定是离子化合物），溶于水时一定能够导电（有的溶解度小，导电能力可能不强。

）；溶于水时能够导电的，受热熔化时不一定能够导电（电解质中的共价化合物）。

3、对于溶于水时，与水反应（如氨气）后生成的物质（一水合氨）在水溶液中导电的，只能说明生成物（一水合氨）是电解质，不能够说明与水反应前的物质（氨气）是电解质。

4、导电是表象，电离是实质。

也就是说，电解质的定义可以为：

在受热熔化或者溶于水时能够发生电离的化合物。

5、电离就是产生自由离子的过程。

可以是由束缚离子变为自由离子（离子化合物），也可以是由共价分子变为自由离子（共价化合物）。

前