電解質溶液的電導實驗裝置

Ⅰ 測定電解質溶液導電性的實驗裝置如圖所示，向1molL-1氫氧化鋇溶液中逐滴加入下列溶液，燈泡不是由亮→暗

氫氧化鋇是強電解質，在水溶液里完全電離，
A.2HCl+Ba（OH）₂=BaCl₂+2H₂O，氯化鋇也是強電解質，反專應後溶液中電荷濃度屬變大，燈泡變亮，故A選；
B．CuSO₄+Ba（OH）₂=BaSO₄↓+Cu（OH）₂↓，二者完全反應生成沉澱，導致溶液中離子濃度減小，燈泡變暗，最後熄滅，再繼續滴加硫酸銅溶液，溶液中離子濃度增大，燈泡變亮，故B不選；
C．MgSO₄+Ba（OH）₂=BaSO₄↓+Mg（OH）₂↓，二者完全反應生成沉澱，導致溶液中離子濃度減小，燈泡變暗，最後熄滅，再繼續滴加硫酸鎂溶液，溶液中離子濃度增大，燈泡變亮，故C不選；
D．H₂SO₄+Ba（OH）₂=BaSO₄↓+2H₂O，二者完全反應生成沉澱、弱電解質，導致溶液中離子濃度減小，燈泡變暗，最後熄滅，再繼續滴加硫酸溶液，溶液中離子濃度增大，燈泡變亮，故D不選；
故選A．

Ⅱ 在電解質溶液的導電性實驗（裝置如圖所示）中，若向某一電解質溶液中逐滴加入另一溶液時，則燈泡由亮變暗

A．鹽酸中逐滴加入氫氧化鈉溶液，生成NaCl，溶液電荷濃度不為0，燈泡不可能熄滅，故A錯誤；
B．硫酸銅溶液中逐滴加入氫氧化鋇溶液，完全反應時生成硫酸鋇和水，溶液電荷濃度接近0，燈泡熄滅，符合題目要求，故B正確；
C．硫酸鈉溶液中逐滴加入氫氧化鋇溶液生成NaOH和硫酸鋇，溶液電荷濃度不為0，燈泡不可能熄滅，故C錯誤；
D．鹽酸中逐滴加入硝酸銀溶液生成氯化銀沉澱和硝酸，溶液電荷濃度不為0，燈泡不可能熄滅，故D錯誤．
故選B．

Ⅲ 電導的測定及應用 實驗報告 物化實驗

一、實驗目的和要求
1、理解溶液的電導、電導率和摩爾電導的概念
2、掌握電導率儀的使用方法
3、 掌握交流電橋測量溶液電導的實驗方法及其應用
二、實驗內容和原理
1、電導率的概念
電導是描述導體導電能力大小的物理量,以G來表示
其中l/A為電導池常數,以Kcell來表示,к為電導率.
通常由於電極的l和A不易精確測量,因此在實驗中用一種已知電導率的溶液先求出電導池的常數Kcell,然後再把欲測的的溶液放入該電導池中測出其電導值,在根據上式求出其電導率.
溶液的摩爾電導率是指把含有1mol電解質的溶液置於相距為1m的兩平行板電極之間的電導,以m表示.摩爾電導率與電導率的關系為
在很稀的溶液中,強電介質的摩爾電導率與其了、濃度的平方根成直線函數.用公式表示為：
若通過濃度的平方根與摩爾電導率作圖,外推即可求得無限稀釋時的摩爾電導率.
惠斯登電橋基本原理
如圖所示的電路圖中,
實驗中,通過調整電橋上的示波器,使得通過其上的電流為零,即表明C點和D點的電勢相等,可以等到如下關系:
亦即
通過調節電橋臂的比值,就可以得出Rx的值.
三、主要儀器設備
儀器：音頻振盪器1台；示波器1台；電導率儀；電導池；鉑電極1支；轉盤電阻箱3隻；恆溫槽裝置1套；50mL移液管4支；100mL容量瓶4個
試劑：0.02mol/dm3標准KCl溶液,0.1mol/dm3標准醋酸溶液
四、操作方法和實驗步驟
1、溶液的配製
用0.02mol/L的KCl溶液配製不同濃度的KCl溶液,其濃度分別為0.02、0.02/2、0.02/4、0.02/8、0.02/16.並分別做好標記,放入25℃的恆溫槽中備用.
2、電路的連接
按照上圖連接好電路圖.注意需要按照電路圖中ABCD四個點來連線.
3、測定不同濃度的KCl溶液的電阻
將電極插入溶液中,按照濃度依次升高的順序分別測定5個溶液的電阻值.將電橋臂按照1：1、1：2、1：3三種形式進行測量.記錄測定出來的數據.
4、用電導率儀來測定自來水和去離子水的電導率
首先對於使用高調還是低調進行估計和判斷,如果電導率大於300×10-4S/m,則使用高調,反之則使用低調.在測量之前首先要校準,即在校準檔將指針調至最大.測量時同樣要注意從大量程向小量程調,最終達到精確.
五、實驗數據記錄和處理
25℃時0.02mol/dm3KCl溶液的電導率為0.2765S/m
1、 電導池常數
R1/ R2/ R3/ R/ G/S Kcell/S•m-1
1 1000 1000 222 222 4.50×10-3 61.444
2 1000 2000 446 223 4.48×10-3 61.719
3 1000 3000 666 222 4.50×10-3 61.444
Kcell平均 61.536
2、25℃時的結果
KCl濃度/mol•L-1 KCl濃度mol/m3 KCl濃度平方根 次數 R1/W R2/W R3/W R/W G/S k/ S•m-1 ∧m/S•m2•mol-1
0.02/16 1.25 1.118033989 1 1000 1000 3322 3322 0.0003010 0.018522 0.0148176
2 1000 2000 6645
3 1000 3000 9965
0.02/8 2.5 1.58113883 1 1000 1000 1702 1704 0.000587 0.036122 0.0144488
2 1000 2000 3410
3 1000 3000 5118
0.02/4 5 2.236067977 1 1000 1000 844 880 0.0011364 0.06993 0.013986
2 1000 2000 1690
3 1000 3000 2538
0.02/2 10 3.16227766 1 1000 1000 447 447.5 0.0022346 0.137508 0.0137508
2 1000 2000 895
3 1000 3000 224
0.02 20 4.472135955 1 1000 1000 226 226.8 0.0044092 0.271325 0.0135663
2 1000 2000 453
3 1000 3000 114
以KCl濃度的平方根對∧m作散點圖並進行線性回歸分析得到如下圖形：
3. 的計算
通過圖所擬合的線性回歸方程可知,當 =0時,∧m=0.015 S•m2•mol-1,即
=0.015 S•m2•mol-1
六、實驗結果與分析
查閱KCl溶液 的標准值為0.01499 S•m2•mol-1
則可以計算其相對誤差 Er=|0.01499-0.015|/0.01499=0.667‰
七、討論與心得
1、實驗中不必扣除水的電導.因為經測定,實驗所使用的去離子水的電導與待測溶液的電導相差幾個數量級,因此不會對實驗結果產生很大的影響.
2、溶液配製時的問題：溶液時由大濃度向小濃度一瓶一瓶稀釋過來的.一旦某一瓶配製出現偏差,則將影響到後面的幾瓶,因此在溶液配製的時候要及其小心,我認為這也是影響實驗准確性的一個很重要的因素.
3、濃度較小時,信號不明顯,即某個電阻改變一個大阻值,其示波器的變化不大,可能會導致大的偏差.
思考題：
1、如何定性地解釋電解質的摩爾電導率隨濃度增加而降低?
答：對強電解質而言,溶液濃度降低,摩爾電導率增大,這是因為隨著溶液濃度的降低,離子間引力變小,粒子運動速度增加,故摩爾電導率增大.
對弱電解質而言,溶液濃度降低時,摩爾電導率也增加.在溶液極稀時,隨著溶液濃度的降低,摩爾電導率急劇增加.
2、為什麼要用音頻交流電源測定電解質溶液的電導?交流電橋平衡的條件是什麼?
答：使用音頻交流電源可以使得電流處於高頻率的波動之中,防止了使用直流電源時可能導致的電極反應,提高測量的精確性.
3、電解質溶液電導與哪些因素有關?
答：電解質溶液導電主要與電解質的性質,溶劑的性質,測量環境的溫度有關.
4、測電導時為什麼要恆溫?實驗中測電導池常數和溶液電導,溫度是否要一致?
答：因為電解質溶液的電導與溫度有關,溫度的變化會導致電導的變化.實驗中測電導池常數和溶液電導時的溫度不需要一致,因為電導池常數是一個不隨溫度變化的物理量,因此可以直接在不同的溫度下使用.

Ⅳ 電導率的測量方法

電導率的測量通常是溶液的電導率測量。固體導體的電阻率可以通過歐姆定律和電阻定律測量。電解質溶液電導率的測量一般採用交流信號作用於電導池的兩電極板，由測量到的電導池常數K和兩電極板之間的電導G而求得電導率σ。
電導率測量中最早採用的是交流電橋法，它直接測量到的是電導值。最常用的儀器設置有常數調節器、溫度系數調節器和自動溫度補償器，在一次儀表部分由電導池和溫度感測器組成，可以直接測量電解質溶液電導率。 電導率的測量原理是將相互平行且距離是固定值L的兩塊極板（或圓柱電極），放到被測溶液中，在極板的兩端加上一定的電勢（為了避免溶液電解，通常為正弦波電壓，頻率1～3kHz）。然後通過電導儀測量極板間電導。
電導率的測量需要兩方面信息。一個是溶液的電導G，另一個是溶液的電導池常數Q。電導可以通過電流、電壓的測量得到。
根據關系式K=Q×G可以得到電導率的數值。這一測量原理在直接顯示測量儀表中得到廣泛應用。
而Q= L/A
A——測量電極的有效極板面積
L——兩極板的距離
這一值則被稱為電極常數。在電極間存在均勻電場的情況下，電極常數可以通過幾何尺寸算出。當兩個面積為1cm2的方形極板，之間相隔1cm組成電極時，此電極的常數Q=1cm-1。如果用此對電極測得電導值G=1000μs，則被測溶液的電導率K=1000μs/ cm。
一般情況下，電極常形成部分非均勻電場。此時，電極常數必須用標准溶液進行確定。標准溶液一般都使用KCl溶液這是因為KCl的電導率的不同的溫度和濃度情況下非常穩定，准確。0.1mol/l的KCl溶液在25℃時電導率為12.88ms/cm。
所謂非均勻電場（也稱作雜散場，漏泄場）沒有常數，而是與離子的種類和濃度有關。因此，一個純雜散場電極是最復雜的電極，它通過一次校準不能滿足寬的測量范圍的需要。 電導電極一般分為二電極式和多電極式兩種類型。
二電極式電導電極是目前國內使用最多的電導電極類型，實驗式二電極式電導電極的結構是將二片鉑片燒結在二平行玻璃片上，或圓形玻璃管的內壁上，調節鉑片的面積和距離，就可以製成不同常數值的電導電極。通常有K=1.K=5.K=10等類型。而在線電導率儀上使用的二電極式電導電極常製成圓柱形對稱的電極。當K=1時，常採用石墨，當K=0.1.0.01時，材料可以是不銹鋼或鈦合金。
多電極式電導電極，一般在支持體上有幾個環狀的電極，通過環狀電極的串聯和並聯的不同組合，可以製成不同常數的電導電極。環狀電極的材料可以是石墨、不銹鋼、鈦合金和鉑金。
電導電極還有四電極類型和電磁式類型。四電極電導電極的優點是可以避免電極極化帶來的測量誤差，在國外的實驗式和在線式電導率儀上較多使用。電磁式電導電極的特點是適宜於測量高電導率的溶液，一般用於工業電導率儀中，或利用其測量原理製成單組分的濃度計，如鹽酸濃度計、硝酸濃度計等。 根據公式K=S/G，電極常數K可以通過測量電導電極在一定濃度的KCL溶液中的電導G來求得，此時KCL溶液的電導率S是已知的。
由於測量溶液的濃度和溫度不同，以及測量儀器的精度和頻率也不同，電導電極常數K有時會出現較大的誤差，使用一段時間後，電極常數也可能會有變化，因此，新購的電導電極，以及使用一段時間後的電導電極，電極常數應重新測量標定，電導電極常數測量時應注意以下幾點：
1． 測量時應採用配套使用的電導率儀，不要採用其它型號的電導率儀。
2． 測量電極常數的KCL溶液的溫度，以接近實際被測溶液的溫度為好。
3． 測量電極常數的KCL溶液的濃度，以接近實際被測溶液的濃度為好。 電導率測量是與溫度相關的。溫度對電導率的影響程度依溶液的不同而不同，可以用下面的公式求得：
Gt = Gtcal{1 + α(T-Tcal)}
其中：
Gt = 某一溫度（°C）下的電導率
Gtcal = 標准溫度（°C）下的電導率
Tcal = 溫度修正值
α = 標准溫度（°C）下溶液的溫度系數。
下表列出了常用溶液的α值。要得到其他溶液的α值，只要測量某個溫度范圍內的電導率，並以溫度為縱軸繪出 溶液
（25°C） 濃度 Alpha
(α) 鹽酸 10 wt% 1.56 氯化鉀溶液 10 wt% 1.88 硫酸 50 wt% 1.93 氯化鈉溶液 10 wt% 2.14 氫氟酸 1.5 wt% 7.20 硝酸 31 wt% 31.0 相應的電導率的變化曲線，與標准溫度相對應的曲線點為該溶液的α值。
市場上所銷售的所有電導儀都可以參照標准溫度（通常為25°C）進行調節的或自動溫度補償。大多數固定溫度補償的電導儀的α調節為2%/°C（近似25°C時氯化鈉溶液的α）。可調節溫度補償的電導儀可以把α調節到更加接近所測溶液的α。

Ⅳ 怎麼看溶液的導電能力

溶液導電能力的判斷可以自己做一個實驗裝置，用導線、燈泡、電池、容器（裡面加所需判斷溶液），連接好後，隨溶液中導電粒子濃度的變化燈泡亮度會相應變強或變弱。

溶液有水和溶質組成，導電溶液的溶質分為強電解質、弱電解質、
強電解質有強酸、強鹼、等。在水中大部分以酸根離子和氫離子、氫氧根離子形式存在通電時溶液再次電離，隨電級而發生運動。導電能力強
弱電解質有弱酸、弱鹼、強酸弱鹼鹽（如NH4Cl、Al2(SO4)3等，水解後溶液呈酸性）、強鹼弱酸鹽（如CH3COONa、Na2CO3等，水解後溶液呈鹼性）、多元弱酸鹽還要考慮分步水解。部分呈離子形式存在，大部分呈分子形式在水中存在。
溶液的離子濃度一般由酸鹼程度表示，也就是氫離子、氫氧根離子濃度決定，氫離子與氫氧根在一定溫度下，[H+]與[OH-]的乘積是一個常數：水的離子積Kw＝[H+]·[OH-]，在25℃時，Kw＝1×10-14。 溶液中的存在守恆關系（電荷守恆：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。物料守恆：電解質溶液中由於電離或水解因素，離子會發生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的。質子守恆：電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H+）的物質的量應相等。）根據受很關系可以算出[H+]與[OH-]的濃度。

Ⅵ 如何來定量的表示電解質溶液的導電能力

一、溶液導電性的測量

在化學教育專業的課程設置中都少不了《普通物理》這門課程。每個學生都要學到「電學」，並接觸到用惠更斯電橋之類方法測某物體電阻的實驗。於是一部分人就以為，憑這些知識，自然也就可以測量出溶液的導電性了。

其實問題並沒有這么簡單。這部分人沒有注意到「電學」與「電化學」間的區別。在電學中測導體的電阻時用的都是直流電源（如下左圖一）。而在電化學中這種方法根本就是不能被允許的。

1.先向燒杯里注入50毫升0.1摩爾濃度的氫氧化鋇溶液。接通電源，發生什麼現象（不必回答電極上的現象，下同）？為什麼？

2.然後逐滴加入50毫升0.2摩爾濃度的硫酸溶液。發生什麼現象？寫出有關反應的離子方程式。

3.如果用0.1摩爾濃度的氯化鋇溶液代替氫氧化鋇溶液。重復上面的實驗，能觀察到什麼不同的現象？為什麼？

解：這個題編寫的是比較好的（可以清楚地看出裝置中使用的是220V的市電）。學生只要按照教師所強調的，抓住溶液組成這個關鍵，根據其中電解質種類的變化情況，就可以得出正確的答案。

對第一問，Ba(OH)2溶液是一個可溶性的強電解質。可以導電，故燈泡會亮起來。

對第二問，先寫出反應的化學方程式Ba(OH)2+H2SO4=BaSO4↓+2H2O。由於兩個反應產物中，一個是不溶的、另一個是不導電的水，所以完全中和後，燈泡會熄滅。

但H2SO4是過量的，達等當點後，這個過量的強電解質會使燈泡重新再亮起來。

由上方程式改寫出其離子方程式，Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O。

對第三問，反應的化學方程式為BaCl2+H2SO4=BaSO4↓+2HCl。由於反應前的BaCl2及反應後的HCl都是可溶性的強電解質（都導電），所以燈泡始終是明亮的。

這個題目在命題的科學性方面是沒有什麼問題的。

例2，1964年的高考化學題，第四題（10分）：

向20ml 0.1 mol∙L-1的醋酸溶液里逐滴加入20ml 0.1 mol∙L-1氫氧化鈉溶液時，溶液的導電性_________，因為__________________________________。

向20ml 0.1 mol∙L-1的氫氧化鈉溶液里逐滴加入20ml 0.1 mol∙L-1的醋酸溶液時，溶液的導電性_________，因為__________________________________。

解：還是按照確定溶液組成的方法來解題。

對第一問，寫出的方程式為，HAc+NaOH=NaAc+H2O。

可見，反應前的弱電解質HAc（有弱導電性），變成了強電解質NaAc（有強導電性）。所以讓學生回答出「逐漸增強」，還是比較容易的。

對第二問，雖然這個方程式還是，NaOH + HAc =NaAc+H2O。但是，反應前是強電解質的NaOH（有強導電性），反應後變成的仍是強電解質NaAc（有強導電性）。所以學生多數都會考慮回答溶液導電性「基本不變」。

但是，這樣回答學生的「6分」一下就沒有了。因為學生的這個回答只是根據物質種類做出的「定性」回答。

而標准答案是「逐漸減弱」。原因是「強電解質氫氧化鈉變成強電解質醋酸鈉，離子的數目不變，但溶液體積逐漸增大，以致離子的濃度逐漸變小」。命題者要求的是定量的，要考慮溶液濃度變化情況下的答案。

他們認為，由於在滴定操作後溶液中強電解質的濃度要被稀釋一倍，所以溶液的導電性要減小一倍。

這其實是命題人的一個「撿芝麻丟西瓜」看法。

應該用數據來說話。從上表一可看出，0.1mol∙L-1NaOH溶液的電導率就是2.18（歐姆-1∙米-1），不難計算出來，稀釋一倍後溶液的電導率約是1.09（歐姆-1∙米-1）。稀釋造成的是其一半、也就是「1.09」的數值降低。

而NaOH變成NaAc溶液後，NaAc的電導率僅是0.73（歐姆-1∙米-1），這一步就降低了「1.45」。在此基礎上再稀釋一倍，就僅剩0.37（歐姆-1∙米-1）了。

從原來的2.18（歐姆-1∙米-1），變成最終的0.37（歐姆-1∙米-1），怎麼能用溶液稀釋來解釋呢？這個大幅度的電導減低，主要是由離子種類的變化引起的。有時離子種類的變化對導電性的影響，比稀釋作用的影響還要大。

導電性強的OH-離子被導電能力很弱的Ac-離子代替，從而使溶液的導電性降低，這才是這個變化的主要原因。而離子濃度的影響是次要的。

這個題在忽略了離子種類對溶液導電性影響的情況下，去討論離子濃度對溶液導電性的影響，實際上是有片面性且不科學的。

四、對溶液導電性內容的教學要求及規范

通過上面的討論不難看出，對中學化學教學中溶液的導電性問題，教師應該就教學范圍和教學要求達成一個共識才好。

類似於1964年高考題的溶液「導電性」的問法應該避免。因為導電性是以電導或電導率做其變化依據，是一種較精確的、嚴格的變化情況的度量。要求的是學生無法掌握的較為定量的回答。

對溶液導電性的教學要求，是否以1963年高考提出的「燈泡亮度變化」為度，這樣才好。因為「燈泡亮度」是一個定性，允許人的視覺有較大誤差，只有變化幅度很大時才能被觀察到，只需把強、弱電解質的導電性差別，就能進行回答的問題。

當溶液導電能力的變化用「燈泡亮度」的形式來表示時，不同離子的導電能力及濃度變化（在一般情況下也不過是一倍、兩倍的稀釋）是反映不出來的。所以完全可以用反應前後電解質的強弱、及是否有不溶物存在來判斷。

這類題的具體解題方法是：

寫出化學方程式。觀察反應前被測溶液、及反應後被測溶液的組成。去掉其中不被觀察的物質，再看其中是否有可溶性的強電解質、弱電解質，還是極弱電解質。以其中的強、弱電解質為判斷「亮」與「暗」的依據。

還需注意的是，變化後的情況可能還需要分成兩步來考慮。一步是某電解質加入後的變化。再一步是其過量加入後的變化。

這樣，可能的情況不外乎以下的四種：

第一種是，弱電解質反應後有強電解質生成。燈泡「由暗變亮」。

第二種是，強電解質反應後有弱電解質生成。燈泡「由亮變暗」。

第三種是，強電解質反應後有弱電解質生成。但隨強電解質的不斷加入，強電解質的量由少變多。這時，燈泡「由亮變暗，然後又由暗變亮」。

第四種是，強電解質反應後仍為強電解質。燈泡的「亮度基本不變」。

對以上幾種情況可各舉例如下：

第一種情況如「用HAc來滴定氨水」。反應方程式為NH3∙H2O+HAc=NH4Ac+H2O。從去掉不被觀察的滴定劑（塗有陰影）不難看出，是弱電解質變成了強電解質。所以燈泡「由暗變亮」。

第二種情況如「用10ml 0.10 mol∙L-1H2SO4來滴定10ml 0.10mol∙L-1Ba(OH)2」。反應方程式為H2SO4+ Ba(OH)2= BaSO4↓ +2H2O。不難看出，是強電解質變成了極弱的電解質。所以燈泡「由亮變暗」，以至於最後可能完全「熄滅」。

第三種情況如「用足量的CO2氣體通入飽和的Ca(OH)2溶液中」。反應方程式為Ca(OH)2+CO2= CaCO3↓+H2O。去掉不被觀察對象不難看出，是強電解質變成了極弱電解質。所以有燈泡「由亮變暗」的現象。

由於CO2氣體是過量的。還會有反應，CaCO3↓+H2O +CO2= Ca(HCO3)2。這是一個由弱電解質變強電解質的過程。所以，還會看到燈泡「由暗變亮」的現象。

第四種情況就是「用醋酸來滴定氫氧化鈉溶液」的情況。反應為NaOH +HAc=NaAc+H2O。反應前後都有強電解質，回答「燈泡亮度基本不變」，還是比較合適的。

由於學生沒有接觸到，不同離子間的導電性可能相差很大、這方面的知識，對他們似乎不應該提出過高的要求。

在教學中應極力避免1964年考題「溶液的導電性」這種直白的表述。因為學生有可能將其理解為電導或電導率，這種要同時考慮溶液濃度及離子種類的定量處理問題的要求。

應該與教材一致，用「燈泡亮度」，這種粗略且定性的方式，來表示溶液的導電性。在這里，允許人的視覺有較大誤差，被觀察到只是導電性的大幅度變化。

也就是說，只要把強與弱電解質間的差別能反映出來就可以了。不同物質間溶液導電性比較，最好限於在強與弱兩類電解質間進行

由於溶液導電性的判斷，是比較側重於定量的回答。所以這種比較，應該限制在濃度相差不大的強、弱電解質間來進行。或是在同一電解質的不同濃度溶液間來進行。

如，在濃度相差不大的情況下，NaOH溶液的導電性要強於氨水，NaCl溶液的導電性要強於醋酸。

對NaOH溶液來說，其0.2 mol∙L-1溶液的導電性，要強於0.1 mol∙L-1溶液的導電性。對氨水來說，其0.2 mol∙L-1溶液的導電性，也要強於0.1 mol∙L-1溶液的導電性。

如果是用0.1 mol∙L-1NaOH溶液，與0.2 mol∙L-1NaCl溶液，來進行導電性的比較。那就是在難為學生了。因為只有通過查數據表才能知道，兩者幾乎是相當的。

在教學中對濃硫酸應「另案」處理。由於在這種情況下，硫酸主要以分子的形式來存在。應該將其當做弱電解質來看待（有微弱的導電性）。不宜從離子相互作用的角度來解釋。