一、弱电解质的电离平衡
注意：
① 能够导电的物质不一定全是电解质，如Cu 、氯水等。
② 电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。
③ 电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。
④ 溶于水或熔化状态；注意：“或”字 。
⑤ 溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应。
⑥ 电解质和非电解质必须是化合物，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。
⑦溶液的导电能力强弱取决于溶液中离子浓度的大小和离子所带电荷的多少，离子浓度越大，离子所带的电荷越多，溶液的导电性越强。若强电解质溶液中离子浓度很小，而弱电解质溶液中离子浓度大，则弱电解质溶液的导电能力强，因此电解质的强弱与电解质溶液的导电性并无必然联系。
⑧强电解质不一定易溶于水，如难溶的CaCO3、BaSO 4都是难溶于水的，但溶于水的部分全部电离，因此硫酸钡、碳酸钡都是强电解质；易溶于水的也不一定是强电解质，如醋酸等，故电解质的强、弱与溶解性无必然联系。
⑨“电解”“电离”和“通电”的区别：“电解”指在通电条件下，电解质发生氧化还原反应，而“电离”是在水溶液中或熔化状态下电解质离解成自由移动离子的过程，没有发生氧化还原反应；“通电”指接通电源，它是电解反应的条件。
判断弱电解质的四个思维角度
角度一：依据物质的类别进行判断：在没有特殊说明的情况下，就认为盐是强电解质，强酸(HCl 、H 2SO4、HNO 3) 、强碱[NaOH 、KOH 、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2] 为强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H 2CO3、H 2SO3、HClO 、H 2SiO3、NH 3·H2O 等。
角度二：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1mol·L －1的CH 3COOH 溶液的pH ＞1 。
角度三：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH ＝1 的CH 3COOH 加水稀释10 倍1 ＜pH ＜2 。( 见下表)
角度四：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH 3COOH 为弱酸可用下面两个现象：
①配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。现象：溶液变为浅红色。
②用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在一小块pH 试纸上，测其pH ，现象：pH ＞7 。
二、水的电离及溶液的酸碱性
注意：
（1）K W只受温度影响，改变其他条件水的电离程度会发生变化，但只要温度不变，则KW不变。
（2）水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也 适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)水＝c(OH－)水。即任何稀水溶液中都存在这一关系。因此，在酸溶液中酸本身电离出来的H ＋会抑制水的电离，c(H＋)酸·c(OH－)水＝KW；而在碱溶液中，碱本身电离出来的OH －也会抑制水的电离，c(OH－)碱·c(H＋)水＝KW。
（3） 外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的H ＋和OH －总是相等的。如Na 2CO3溶液中OH －全部由水电离产生，而水电离产生的H ＋除一部分存在于溶液中，其他则存在于HCO 3－和H 2CO3中。故有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。
（4） 水的离子积常数表示在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H ＋和OH －共存，只是相对含量不同而已。并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25 ℃时， KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 mol2·L－2 为同一常数。
（5） 溶液中的c(H＋) 和水电离出来的c(H＋) 是不同的：
①常温下水电离出的c(H＋) ＝1×10 －7mol·L－1，若某溶液中水电离出的c(H＋) ＜1×10 －7mol·L－1，则可判断出该溶液中加入了酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H＋) ＞1×10 －7mol·L－1，则可判断出该溶液中加入了可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。
②常温下溶液中的c(H＋) ＞1×10 －7mol·L－1，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；c(H＋) ＜1×10 －7mol·L－1，说明是碱溶液或水解显碱性的盐溶液。
1、误差分析：
（1） 原理(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) ：cB＝；
VB——准确量取的待测液的体积；
cA——标准溶液的浓度。
故有：cB正比于VA。
（2） 常见误差
2、有关溶液酸碱性的判断和pH 的计算：
（1）水电离的 c(H＋) 或c(OH－) 的计算(25 ℃)
①中性溶液：c(H＋) ＝c(OH－) ＝1.0×10 －7mol·L－1。
②溶质为酸的溶液：H＋来源于酸电离和水电离，而OH －只来源于水。如计算pH ＝2 的盐酸中水电离出的c(H＋) ：方法是先求出溶液中的c(OH－) ＝10 －12mol/L ，即水电离出的c(H＋) ＝c(OH－) ＝10 －12mol/L 。
③溶质为碱的溶液：OH－来源于碱电离和水电离，而H ＋只来源于水。如pH ＝12 的NaOH 溶液中，c(H ＋) ＝10 －12mol·L－1，即水电离产生的c(OH－) ＝c(H＋) ＝10 －12mol·L－1。
④水解呈酸性或碱性的盐溶液：H＋和OH －均由水电离产生。如pH ＝2 的NH 4Cl 溶液中由水电离出的c(H＋) ＝10 －2mol·L－1；如pH ＝12 的Na 2CO3溶液中由水电离出的c(OH－) ＝10 －2mol·L－1。
（2）关于pH 的计算：
①总体原则：若溶液为酸性，先求c(H＋) ，再求pH ＝－lg c(H＋) ；若溶液为碱性，先求c(OH－) ，再求
c(H＋) ＝KW/c(OH－) ，最后求pH 。
②pH 计算的一般思维模型：
4、解答酸碱中和滴定图像三要素：
（1）酸碱中和反应要有“量”的思想，复习中着重对“两平衡、三守恒”即水解平衡、电离平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒进行分析；
（2）观察图像的变化趋势；
（3）把图像中的有效信息和具体的反应结合起来，作出正确的判断。