注意：
①能夠導電的物質不一定全是電解質，如Cu、氯水等。
②電解質必須在水溶液裡或熔化狀態下才能有自由移動的離子。
③電解質和非電解質都是化合物，單質既不是電解也不是非電解質。
④溶於水或熔化狀態；注意：「或」字。
⑤溶於水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶於水不是指和水反應。
⑥電解質和非電解質必須是化合物，對於不是化合物的物質既不是電解質也不是非電解質。
⑦溶液的導電能力強弱取決於溶液中離子濃度的大小和離子所帶電荷的多少，離子濃度越大，離子所帶的電荷越多，溶液的導電性越強。若強電解質溶液中離子濃度很小，而弱電解質溶液中離子濃度大，則弱電解質溶液的導電能力強，因此電解質的強弱與電解質溶液的導電性並無必然聯繫。
⑧強電解質不一定易溶於水，如難溶的CaCO3、BaSO4都是難溶於水的，但溶於水的部分全部電離，因此硫酸鋇、碳酸鋇都是強電解質；易溶於水的也不一定是強電解質，如醋酸等，故電解質的強、弱與溶解性無必然聯繫。
⑨「電解」「電離」和「通電」的區別：「電解」指在通電條件下，電解質發生氧化還原反應，而「電離」是在水溶液中或熔化狀態下電解質離解成自由移動離子的過程，沒有發生氧化還原反應；「通電」指接通電源，它是電解反應的條件。
方法技巧：
判斷弱電解質的四個思維角度
角度一：依據物質的類別進行判斷：在沒有特殊說明的情況下，就認為鹽是強電解質，強酸(HCl、H2SO4、HNO3)、強鹼[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]為強電解質；而常見的弱酸、弱鹼為弱電解質，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等。
角度二：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離，如測0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。
角度三：弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍1＜pH＜2。(見下表)
角度四：弱電解質形成的鹽類能水解，如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩個現象：
①配製某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞試液。現象：溶液變為淺紅色。
②用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在一小塊pH試紙上，測其pH，現象：pH＞7。
注意：
（1）KW只受溫度影響，改變其他條件水的電離程度會發生變化，但只要溫度不變，則KW不變。
（2）水的離子積是水電離平衡時的性質，不僅適用於純水，也適用於酸性或鹼性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H＋)水＝c(OH－)水。即任何稀水溶液中都存在這一關係。因此，在酸溶液中酸本身電離出來的H＋會抑制水的電離，c(H＋)酸·c(OH－)水＝KW；而在鹼溶液中，鹼本身電離出來的OH－也會抑制水的電離，c(OH－)鹼·c(H＋)水＝KW。
（3）外界條件改變，水的電離平衡發生移動，但任何時候由水電離出的H＋和OH－總是相等的。如Na2CO3溶液中OH－全部由水電離產生，而水電離產生的H＋除一部分存在於溶液中，其他則存在於HCO3－和H2CO3中。故有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。
（4）水的離子積常數表示在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。並且在稀酸或稀鹼溶液中，當溫度為25 ℃時，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14mol2·L－2為同一常數。
（5）溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)是不同的：
①常溫下水電離出的c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液中水電離出的c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1，則可判斷出該溶液中加入了酸或鹼抑制了水的電離；若某溶液中水電離出的c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1，則可判斷出該溶液中加入了可以水解的鹽或活潑金屬促進了水的電離。
②常溫下溶液中的c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1，說明該溶液是酸溶液或水解顯酸性的鹽溶液；c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1，說明是鹼溶液或水解顯鹼性的鹽溶液。
方法技巧
1、誤差分析：
（1）原理(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)：cB＝；
VB——準確量取的待測液的體積；
cA——標準溶液的濃度。
故有：cB正比於VA。
（2）常見誤差
2、有關溶液酸鹼性的判斷和pH的計算：
（1）水電離的c(H＋)或c(OH－)的計算(25 ℃)
①中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。
②溶質為酸的溶液：H＋來源於酸電離和水電離，而OH－只來源於水。如計算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12 mol/L，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol/L。
③溶質為鹼的溶液：OH－來源於鹼電離和水電離，而H＋只來源於水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H ＋)＝10－12 mol·L－1，即水電離產生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
④水解呈酸性或鹼性的鹽溶液：H＋和OH－均由水電離產生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－2 mol·L－1；如pH＝12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。
（2）關於pH的計算：
①總體原則：若溶液為酸性，先求c(H＋)，再求pH＝－lgc(H＋)；若溶液為鹼性，先求c(OH－)，再求
c(H＋)＝KW/c(OH－)，最後求pH。
②pH計算的一般思維模型：
4、解答酸鹼中和滴定圖像三要素：
（1）酸鹼中和反應要有「量」的思想，複習中著重對「兩平衡、三守恆」即水解平衡、電離平衡，電荷守恆、物料守恆和質子守恆進行分析；
（2）觀察圖像的變化趨勢；
（3）把圖像中的有效信息和具體的反應結合起來，作出正確的判斷。
注意：
（1）強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－。
（2）弱酸的酸式鹽溶液的酸鹼性，取決於酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。
①若電離程度小於水解程度，溶液呈鹼性。如NaHCO3溶液中：HCO3－⇌H＋＋CO32－(次要)，HCO3－＋H2O⇌H2CO3＋OH－(主要)。
②若電離程度大於水解程度，溶液顯酸性。如NaHSO3溶液中：HSO3－⇌H＋＋SO32－(主要)，HSO3－＋H2O⇌H2SO3＋OH－(次要)。
（3）相同條件下的水解程度：正鹽＞相應酸式鹽，如CO32－＞HCO3－。
（4）相互促進水解的鹽＞單獨水解的鹽＞水解相互抑制的鹽。如NH4＋的水解：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。
方法技巧
1、鹽溶液酸、鹼性的四種判斷方法：
（1）強酸與弱鹼生成的鹽水解，溶液呈酸性。
（2）強鹼與弱酸生成的鹽水解，溶液呈鹼性。
（3）強酸強鹼鹽不水解，溶液呈中性。
（4）強酸弱鹼鹽，其水解程度大於(1)(2)兩類，有的甚至水解完全。具體有三種情況：
①生成的弱酸電離程度大於生成的弱鹼的電離程度，溶液呈酸性，如NH4F；
②生成的弱酸電離程度小於生成的弱鹼的電離程度，溶液呈鹼性，如NH4HCO3；
③生成的弱酸和弱鹼的電離程度相同，溶液呈中性，如CH3COONH4。
2、蒸乾鹽溶液所得物質的判斷方法：
（1）先考慮分解。如NaHCO3溶液、Ca(HCO3)2溶液蒸乾灼燒得Na2CO3、CaCO3；KMnO4溶液蒸乾灼燒得K2MnO4和MnO2。
（2）考慮氧化還原反應。如加熱蒸乾Na2SO3溶液，所得固體為Na2SO4。
（3）強酸弱鹼鹽水解生成揮發性酸的，蒸乾後得到弱鹼，水解生成不揮發性酸的，得到原物質。如AlCl3溶液蒸乾得氫氧化鋁，再灼燒得Al2O3；Al2(SO4)3溶液蒸乾得本身。
（4）弱酸強鹼正鹽溶液蒸乾得到原物質，Na2CO3溶液蒸乾得本身。
（5）NH4Cl溶液、(NH4)2S溶液蒸乾、灼燒，無殘留物。
（6）某些金屬氯化物的結晶水合物，如MgCl2·6H2O和FeCl3·6H2O，在空氣中加熱時易發生水解，為得到其無水鹽，通常將其結晶水合物在氯化氫氣流中加熱，以防止其水解。如MgCl2·6H2OHCl氣流MgCl2＋6H2O。
3、溶液中微粒濃度大小的比較：
（1）微粒濃度大小比較的理論依據和守恆關係：
①兩個理論依據：弱電解質電離理論：電離微粒的濃度大於電離生成微粒的濃度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO3－)≫c(CO32－)(多元弱酸第一步電離程度遠遠大於第二步電離)。
②水解理論：水解離子的濃度大於水解生成微粒的濃度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO32－)＞c(HCO3－)≫c(H2CO3)(多元弱酸根離子的水解以第一步為主)。
（2）三個守恆關係：
①電荷守恆：電荷守恆是指溶液必須保持電中性，即溶液中所有陽離子的電荷總濃度等於所有陰離子的電荷總濃度。例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)===c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)。
②物料守恆：物料守恆也就是原子守恆，變化前後某種元素的原子個數守恆。例如，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。
③質子守恆：由水電離出的c(H＋)等於由水電離出的c(OH－)，在鹼性鹽溶液中OH－守恆，在酸性鹽溶液中H＋守恆。例如，純鹼溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。
（3）四種情況分析：
①多元弱酸溶液：根據多步電離分析，如：在H3PO3溶液中，c(H＋)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)。
②多元弱酸的正鹽溶液：根據弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)。
③不同溶液中同一離子濃度的比較：要看溶液中其他離子對其產生的影響。例如，在相同物質的量濃度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NH4＋)由大到小的順序是③＞①＞②。
④混合溶液中各離子濃度的比較：要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。即：
（4）離子濃度大小比較的解題思路：
（5）平衡移動原理解釋問題的思維模板：
①解答此類題的思維過程：找出存在的平衡體系(即可逆反應或可逆過程)；找出影響平衡的條件；判斷平衡移動的方向；分析平衡移動的結果及移動結果與所解答問題的聯繫。
②答題模板：……存在……平衡，……(條件)……(變化)，使平衡向……(方向)移動，……(結論)。例如：把AlCl3溶液蒸乾灼燒，最後得到的主要固體是什麼？為什麼？(用化學方程式表示並配以必要的文字說明)。在AlCl3溶液中存在著如下平衡：AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，加熱時水解平衡右移，HCl濃度增大，蒸乾時HCl揮發，使平衡進一步向右移動得到Al(OH)3，在灼燒時發生反應2Al(OH)3=△=Al2O3＋3H2O，因此最後得到的固體是Al2O3。
注意：
1、利用生成沉澱的方法不可能將要除去的離子全部通過沉澱除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小於1×10－5 mol·L－1時，沉澱已經完全。
2、沉澱的轉化過程中一般是溶解度大的易轉化為溶解度小的，但在溶解度相差不大的情況下，溶解度小的也可以轉化為溶解度大的，如BaSO4沉澱在飽和Na2CO3沉澱中可以轉化為BaCO3沉澱。
方法技巧
1、溶度積與離子積的使用方法：以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)為例：
需要強調的是，若離子來源於不同溶液，則代入Q、Ksp中進行計算的離子濃度是指溶液混合後、反應前時的濃度，絕不是混合前的濃度。
2、三個強調：
（1）沉澱溶解平衡是化學平衡的一種，沉澱溶解平衡移動分析時也同樣遵循勒·夏特列原理。
（2）溶度積大的難溶電解質的溶解度不一定大，只有組成相似的難溶電解質才有可比性。
（3）複分解反應總是向著某些離子濃度減小的方向進行，若生成難溶電解質，則向著生成溶度積較小的難溶電解質的方向進行。
3、電解質在水中的溶解度分類區間：20 ℃時，電解質在水中的溶解度大小的分類區間可形象的表示為：
4、Ksp的有關計算及其圖像分析：
（1）溶度積的計算：
①已知溶度積求溶液中的某種離子的濃度，如Ksp＝a的飽和AgCl溶液中c(Ag＋)＝mol/L。
②已知溶度積、溶液中某離子的濃度，求溶液中的另一種離子的濃度，如某溫度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入過量的AgCl固體，達到平衡後c(Ag＋)＝10amol·L－1。
（2）圖像分析：
①曲線上的任意一點，都代表指定溫度下的飽和溶液，由對應的離子濃度可求Ksp。
②可通過比較、觀察得出溶液是否達到飽和狀態，是否有沉澱析出。處於曲線上方的點表明溶液處於過飽和狀態，一定會有沉澱析出，處於曲線下方的點，則表明溶液處於未飽和狀態，不會有沉澱析出。
③從圖像中找到數據，根據Ksp公式計算得出Ksp的值。
④比較溶液的Qc與Ksp的大小，判斷溶液中有無沉澱析出。
⑤涉及Qc的計算時，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合液的體積。