高考考点剖析——电解质溶液
高考化学第八章 电解质溶液 重点难点
§8.1 电化学中的基本概念和电解定律
二、Faraday电解定律
理论用电荷量为：
Q zF 2 96500 C mol 1 0.152 mol 2.9104C
实际用电荷量为：
Q(实际) 2.9104 C 3.0104 C 0.96
通电时间为：
t
Q(实际) I
3.0 10 4 C 2.0C s1
§8.1 电化学中的基本概念和电解定律
二、Faraday电解定律
解：电极反应为：
Ni2 2e Ni(s)
镀层中含Ni(s)的质量为：
10 10cm2 2 0.005cm8.9g cm3 8.9g
按所写电极反应，析出8.9g Ni(s)的反应进度为：
8.9g 58.69 g mol 1
0.152 mol
引言
电化学热力学 (第九章 可逆电池的电
动势及其应用)
电
化
学
电化学动力学 (第十章 电解与极化作
用)
引言
引言
正极
原 电
负极
池
电动势(热力学) 放电快慢(动力学)
电解液
物理动力学
引言
一、原电池和电解池
正极：电势高的极称为正极，电流从正极流向负极 负极：电势低的极称为负极，电子从负极流向正极
阴极：发生还原作用的极称为阴极 阳极：发生氧化作用的极称为阳极
§8.1 电化学中的基本概念和电解定律
一、原电池和电解池
类型 电解池 原电池
阳极
正极 负极
阴极
负极 正极
§8.1 电化学中的基本概念和电解定律
一、原电池和电解池
电极反应的规律 阳离子在阴极放电，阴离子在阳极放电 阳离子放电顺序：K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ 难→易 阴离子放电顺序：F – SO42- OH- Cl- Br- I- S2- 金 属(除Pt、Au外)难→易 阳极可溶
备战2025年高考化学高频考点解密11弱电解质的电离和溶液的酸碱性含解析
解密11 弱电解质的电离和溶液的酸碱性高考考点考查内容三年高考探源考查频率弱电解质的电离平衡1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念2．理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性3．了解水的电离和水的离子积常数4．了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简洁计算5．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算2024课标全国Ⅰ27；2024课标全国Ⅱ28；2024课标全国Ⅲ26。
2024课标全国Ⅰ13、26、28；2024课标全国Ⅱ12、28；2024课标全国Ⅰ12；2024课标全国Ⅱ26；2024课标全国Ⅲ13。
★★★★★水的电离和溶液的酸碱性★★★★★滴定原理及应用★★★★★考点1 弱电解质的电离平衡1．强电解质和弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中或熔融状态下能完全电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质溶液中微离子，不存在强电解质分子离子和弱电解质分子粒的存在形式电离过程不行逆，不存在电离平衡可逆，存在电离平衡电离方程式用“”用“”举例强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等活泼金属氧化物：Na2O、MgO等绝大部分盐：BaSO4、BaCl2等弱酸：CH3COOH、HCN、H2S、H2CO3等弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等H2O及小部分盐(CH3COO)2Pb等]2．强、弱电解质的推断方法（1）依据物质的类别进行推断在没有特别说明的状况下，我们认为盐是强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等；而强酸(HCl、H2SO4、HNO3等)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等]为强电解质。
（2）依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行推断(见下表)浓度均为0.01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HBpH均为2的强酸HA与弱酸HB pH或物质的量浓度2=pH HA＜pH HB0.01 mol·L－1=c(HA)＜c(HB)起先与金属反应的速率HA＞HB HA=HB体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量HA=HB HA＜HB体积相同时与过量活泼金属产生H2的量HA=HB HA＜HBc(A－)与c(B－)大小c(A－)＞c(B－) c(A－)=c(B－)分别加入固体NaA、NaB后pH变更HA：不变HB：变大HA：不变HB：变大加水稀释10倍后的pH 3=pH HA＜pH HB3=pH HA＞pH HB＞2溶液的导电性HA＞HB HA=HB水的电离程度HA＜HB HA=HB（3）依据盐类水解进行推断取酸的钠盐溶于水，测溶液的酸碱性，若pH=7，则对应的酸为强酸，如NaCl；若pH＞7，则对应的酸为弱酸，如CH3COONa。
2023年高考化学总复习第一部分考点梳理第八章水溶液中的离子平衡微专题22 电解质溶液图像分析
微专题○22电解质溶液图像分析【知识基础】1．与水电离平衡相关的图像不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线A、C、B三点所示溶液[c(H＋)＝c(OH－)]均呈中性，升高温度，K w依次增大。
直线AB 的左上方区域所示的溶液[c(H＋)<c(OH－)]均为碱性溶液，右下方区域所示的溶液[c(H ＋)>c(OH－)]均为酸性溶液。
注意：水的电离过程吸热，温度越高，K w越大。
K w只与温度有关，与溶液的酸碱性变化无关。
水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)始终相等。
2．中和滴定过程中pH－V图像25 ℃时，以向20 mL 0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中加入0.1 mol·L－1NaOH溶液过程中的pH－V图像为例进行分析：0.05 mol·L－1，A－＋H2O⇌HA＋OH－，则c(HA)≈c(OH－)＝10−4.5 mol·L−1，c(A−)＝0.05 mol·L −1 −10−4.5mol ·L−1≈0.05 mol ·L −1，K h (A－)＝c (HA )·c (OH −)c (A −)＝10−4.5×10−4.50.05＝2×10－8，则K a (HA)＝K w K h (A −)＝10−142×10−8＝5×10−7。
3．分布分数图像分布分数图像一般是以pH 为横轴、分布分数(组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵轴的关系曲线，以草酸H 2C 2O 4为例，含碳元素的各组分分布分数(δ)与pH 的关系如图所示。
曲线含义分析：随着pH 的逐渐增大，溶质分子的浓度逐渐减小，酸式酸根离子浓度先逐渐增大后逐渐减小，酸根离子浓度逐渐增大，所以δ0表示H 2C 2O 4、δ1表示HC 2O 4−、δ2表示C 2O 42−。
特殊点的应用：对于物种分布分数图像，一般选择“交点”处不同微粒的等浓度关系，代入电离常数公式计算各级电离常数。
高三化学高考备考一轮复习专题电解质溶液课件
根据图像可知，在室温下，醋酸溶液的 AG＝ lg ccOHH＋－＝7 时，即ccOHH＋－＝107，而水的离 子积 Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，两式联立可 得，c(H＋)＝10－3.5mol·L－1，即溶液的 pH＝3.5， 故 C 正确； 酸或碱都会抑制水的电离，可水解的盐促进水的电离，0时为醋酸溶液，水的 电离被抑制，从0到A，醋酸的量逐渐减少，醋酸钠的量逐渐增多，溶液由酸 性变为中性，水的电离程度逐渐增大，当V(NaOH)＝20 mL时，溶液变为醋酸 钠溶液，此时水的电离程度最大，继续加入氢氧化钠，水的电离程度又逐渐减 小，即从0到B，水的电离程度先逐渐增大后逐渐减小，故D错误。
1234567
2.(2021·郑州市高三期末)25 ℃时，向20.00 mL 0.10 mol·L－1一元弱酸HA 溶液中滴加0.10 mol·L－1NaOH溶液，溶液中lg cA－ 与pH关系如图所示。
cHA 下列说法正确的是 A.25 ℃时，HA的电离常数为1.0×10－6.3 B.a、b、c三点水的电离程度：a>b>c
1234567
则甲胺的电离常数为1.0×10－2.20×.11.0×10－2.2 ＝10－3.4，数量级为 10－4，故 A 正确； 由甲胺的性质与氨相似可知，甲胺在溶液中的电 离方程式为 CH3NH2·H2O CH3NH＋ 3 ＋OH－，故 B 错误； 甲胺的电离常数为 10－3.4，则盐酸甲胺的水解常数为KKwb＝1100－－31.44＝10－10.6<Kb， 由分析可知，b点为等浓度的甲胺和盐酸甲胺的混合溶液，溶液中甲胺的 电离程度大于盐酸甲胺的水解程度，溶液呈碱性，pH＞7，故C正确；
12TiO2·5H2O
如图可以说明CaCO3在溶液中存在过饱和现象 (2021·江西省上饶市高三第二次模拟)在活性炭催化下，用CoCl2、NH4Cl、H2O2、浓氨水为原料可生成橙黄色晶体X。 (2021·郑州市高三期末)25 ℃时，向20. 电离程度大于水解程度，抑制水电离，但由于溶液的pH一直增大，说明H2A、HA－电离出的H＋的抑制作用减弱，故水电离出的c(H＋)一直增大，C错误； 再控制温度生成纳米xTiO2·yH2O。 由反应比例关系：NH3～HCl，得样品中n(NH3)＝n(HCl)＝ (10－3c1V1－ 成由p向q方向移动 b点溶液中纵坐标最小，则该溶液中c(HA－)最大，溶液中溶质为KHA，溶液pH＜7，溶液呈酸性，说明HA－电离程度大于水解程度但电离和水解程度都较小，水电离也生成H＋， 所以溶液中存在c(K＋)＞c(HA－)＞c(H＋)＞c(A2－)＞c(OH－)，B正确； 3×10－7，Ka2＝7. 向p点的溶液中加入少量Na2S固体，溶液中c(S2－)增大，则c(Zn2＋)减小，故C正确； NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定管起点读数/mL (2020·长春市质检)向废水中加入硫化物可以依次获得CuS、ZnS纳米粒子。 抑制TiO2＋(Ti3＋)的水解 解析 pH＝0时，c(H＋)＝1 mol·L－1，－lg c(HA－) b点有关微粒浓度大小关系为c(K＋)>c(HA－) 00 mL，故B错误； (2021·贵阳高三模拟)三甲胺[N(CH3)3]是一种一元有机弱碱，可简写为MOH。 50 g配成250 mL溶液，取25. ＝4，则c(HA－)＝10－4mol·L－1，H2A电离程度较小，
高考专题复习电解质溶液
反应后醋酸有剩余,溶液不一定呈中性,D不正确。
【易错警示】
“电离平衡”分析判断中的常见误区
(1)误认为电离平衡向正向移动,弱电解质的电离程度一定增大。 如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸,平衡向电离方向移动,但醋酸 的电离程度减小。
(2)误认为弱电解质在加水稀释的过程中,溶液中离子浓度都减
小,如氨水加水稀释时,c(H+)增大。
促进 填“促进”或“抑制”) 离的H+或OH-结合生成弱电解质,_____(
了水的电离。
2.水解平衡的移动:FeCl3水解的离子方程式为 3++3H O Fe(OH) +3H+ Fe 2 3 ________________________ 。改变下列条件:
①升高温度;②加少量浓盐酸;③加水稀释; ④加少量铁粉;⑤加少量Na2CO3(s);
能是弱酸。
(14)(2012·北京高考)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和 醋酸所消耗的NaOH的物质的量相等。( √ ) 分析:等体积等物质的量浓度的盐酸和醋酸,虽然醋酸是弱电解 质,但随着中和反应的进行,氢离子不断电离出来,其氢离子的 物质的量与盐酸的相同,故消耗NaOH的物质的量相等。
(15)(2012·北京高考)向AgCl悬浊液中滴加Na2S溶液,白色沉
(2)(2013·广东高考)50℃时,饱和小苏打溶液中:c(Na+)=
) 。( × ) c( HCO3 水解使其浓度减小 ,则 分析:饱和小苏打溶液中, HCO3 c( HCO3 )<c(Na+)。
(3)(2013·广东高考)饱和食盐水中:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+
c(OH-)。( √ )
高考考点剖析——电解质溶液
高考网——电解质溶液模块分析模块透析电解质溶液是高考中选择题的重灾区，每年有3～4题选择与之有密切关系，占高考的12分左右，考点分散，而且难度较大，是学生的失分点。
知识点睛考点1：弱电解质的电离平衡一. 电解质和溶液导电性1. 电解质与非电解质（1）定义：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。
在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解质。
【注意】电离的是该化合物本身。
（2）电解质的电离电解质在水溶液中，受水分子作用离解成自由移动的离子的过程称为电离。
（3）电解质与导电导电是由于产生自由移动的离子或电子。
金属导电由于金属晶体中有自由移动的电子。
电解质溶液导电，由于电解质在溶液中受到水分子作用，产生自由移动的离子。
电解质在熔融状态下导电，由于自身离解成自由移动的离子。
2. 强电解质与弱电解质（1）定义：溶于水或熔融状态下能完全电离的电解质称为强电解质；而部分电离的电解质称为弱电解质。
（2）常见的强弱电解质①强电解质强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI等。
强碱：Ba(OH)2、KOH、NaOH、Ca(OH)2等。
注意：强碱都是可溶性碱。
绝大多数盐。
②弱电解质弱酸：H2CO3、H2S、H2SO3、HF等。
【注意】二元及多元酸都是弱酸（硫酸除外）弱碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、氨水等。
【注意】除了氨水，弱碱都是不可溶性碱。
少数盐：Pb(Ac)2等。
二. 弱电解质的电离平衡1. 概念：在一定条件下（温度、浓度），弱电解质在水分子的作用下，离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时所对应的状态称为弱电解质的电离平衡状态。
2. 电离平衡的特征（1）等：v (电离) = v (结合)。
（2）定：各分子浓度，离子浓度保持不变。
（3）动：一定条件下的动态平衡。
（4）变：外界条件改变时,电离平衡的移动方向遵循“勒沙特列原理”。
3. 弱电解质的电离度和电离常数——表示弱电解质电离程度的大小。
高考化学(热点+题型全突破)专题7模块4热点题型三电解质溶液的导电性和导电能力(含解析)
专题7 模块4 热点题型三电解质溶液的导电性和导电能力一、化学中物质导电情况：（1）自由移动的电子（金属、石墨）(2)自由移动的离子（电解质溶液、熔融态离子化合物等）二、电解质溶液的导电性和导电能力(1）电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质（如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质.（2) 电解质溶液导电能力是由溶液中自由移动的离子浓度决定的，离子浓度大,导电能力强；离子浓度小，导电能力弱。
离子浓度大小受电解质的强弱和溶液浓度大小的决定。
(3）强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强（浓度可不同）；饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强;(4）电解质的导电条件是水溶液或高温熔融液（熔液）。
共价化合物只能在溶液中导电，离子化合物在熔液和溶液均可导电（区别离子与共价化合物）。
典例一、【考点定位】本题主要考查弱电解质的电离平衡，酸碱混合溶液的PH判断,溶液的导电性和沉淀溶解平衡的应用。
【2015重庆卷】下列叙述正确的是( ）A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度B．25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH=7C．25℃时，0。
1mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱D．0。
1 mol AgCl和0。
1mol AgI混合后加入1L水中,所得溶液中c(Cl－）=c（I－)【答案】C典例二、【考点定位】考查电解质溶液导电能力，水的电离程度,离子浓度大小比较。
【重庆市第一中学2017届高三下学期第一次月考理科综合】常温下，向10mL0。
1mol·L—1的HR溶液中逐渐滴入0.1mol·L-1的NH3·H2O溶液，所得溶液pH及导电能力变化如图.下列分析不正确的是（）A. a~b点导电能力增强，说明HR为弱酸B. b点溶液pH=7,此时酸碱恰好中和C. b、c两点水的电离程度：b<cD. c点溶液存在c(NH4+)〉c（R-)、c（OH-)>c（H+）【答案】C典例三、【考点定位】考查限制条件下的离子共存问题、水电离的影响因素,水的离子积的计算，元素及其化合物的性等知识。
高考化学电解质知识
高考化学电解质知识高考正在悄然袭来，高考生要抓好剩下的时间仔细复习，江苏地区的考生也正在仔细备考，想知道化学这门科目需要复习哪些学问点吗?下面是我整理共享的高考化学电解质学问，欢迎阅读与借鉴，盼望对你们有关心!高考化学电解质学问第一片：电解质和非电解质1.电解质：在水溶液里或熔融状态下，能导电的化合物。
2.非电解质：在水溶液里和熔融状态下，均不能导电的化合物。
析疑：⑴二者均必需是化合物，混合物、单质，既不是电解质，也不是非电解质(非非此即彼)，⑴二者的区分是其导电性，和溶解性无关，⑴是有的条件下的导电性(非自然的)，⑴留意电解质的“和”与非电解质的“或”，⑴必需是物质的本身导电性，不是发生化学反应后，生成物质的导电。
⑴酸、碱、盐的电解质，有机物一般是非电解质，⑴二氧化硫、二氧化碳、氨气是非电解质。
3.附：物质的导电性⑴导电缘由是带电粒子的定向移动，⑴有导体、半导体的导电(电子的定向移动→属物理变化)和电解质的导电(离子的定向移动→属化学变化)两种状况。
⑴电解质的导电分两种状况，水溶液里和熔融状态，⑴熔融状态下能导电的肯定是离子化合物→离子化合物和供价化合物的鉴别，⑴导电力量的大小，两方面打算，离子所带电荷的多少及离子浓度的大小。
其次片：强电解质和弱电解质1.强电解质：在水溶液里，可以完全电离的电解质。
2.弱电解质：在水溶液里，部分电离的电解质。
析疑：⑴二者的区分标准是电离程度，⑴电离的环境只能是水溶液(熔融状态下要么不电离，要么是全部电离)，⑴体系中是否存在电解质的电离平衡(肯定存在水的电离平衡的)，⑴体系中是否存在电解质分子(分子肯定有H2O)⑴与电解质的溶解性无关。
⑴强酸、强碱、绝大部分盐是强电解质，弱酸、弱碱、极少数盐(醋酸铅等)是弱电解质。
第三片：电离1.电离：电解质在水溶液或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。
2.电离方程式：用来表示电解质电离的方程式。
3.电离平衡：肯定温度下，弱电解质在水溶液中，分子化速率和离子化速率相等，溶液中各组分保持不变。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
高考网——电解质溶液模块分析模块透析电解质溶液是高考中选择题的重灾区，每年有3～4题选择与之有密切关系，占高考的12分左右，考点分散，而且难度较大，是学生的失分点。
知识点睛考点1：弱电解质的电离平衡一. 电解质和溶液导电性1. 电解质与非电解质（1）定义：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。
在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解质。
【注意】电离的是该化合物本身。
（2）电解质的电离电解质在水溶液中，受水分子作用离解成自由移动的离子的过程称为电离。
（3）电解质与导电导电是由于产生自由移动的离子或电子。
金属导电由于金属晶体中有自由移动的电子。
电解质溶液导电，由于电解质在溶液中受到水分子作用，产生自由移动的离子。
电解质在熔融状态下导电，由于自身离解成自由移动的离子。
2. 强电解质与弱电解质（1）定义：溶于水或熔融状态下能完全电离的电解质称为强电解质；而部分电离的电解质称为弱电解质。
（2）常见的强弱电解质①强电解质强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI等。
强碱：Ba(OH)2、KOH、NaOH、Ca(OH)2等。
注意：强碱都是可溶性碱。
绝大多数盐。
②弱电解质弱酸：H2CO3、H2S、H2SO3、HF等。
【注意】二元及多元酸都是弱酸（硫酸除外）弱碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、氨水等。
【注意】除了氨水，弱碱都是不可溶性碱。
少数盐：Pb(Ac)2等。
二. 弱电解质的电离平衡1. 概念：在一定条件下（温度、浓度），弱电解质在水分子的作用下，离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时所对应的状态称为弱电解质的电离平衡状态。
2. 电离平衡的特征（1）等：v (电离) = v (结合)。
（2）定：各分子浓度，离子浓度保持不变。
（3）动：一定条件下的动态平衡。
（4）变：外界条件改变时,电离平衡的移动方向遵循“勒沙特列原理”。
3. 弱电解质的电离度和电离常数——表示弱电解质电离程度的大小。
（1）电离度（α）：是指在一定条件下，当弱电解质在溶液中电离平衡时，溶液里已经电离的电解质物质的量占原来总物质的量的百分率。
已电离弱电解质的分子个数 α = ×100%原来弱电解质总分子数 已电离弱电解质的分子物质的量浓度= ×100%原来弱电解质分子总物质的量浓度注意：电离度受温度和浓度的影响，浓度越小，电离度越大，其实质与化学平衡中的转化率相一致。
HAc H + + Ac - 起始浓度： c 0 0 反应浓度： cα cα cα 平衡浓度： c(1-α) cα cα（2）电离平衡常数：在一定温度下，弱电解质电离达到平衡后，溶液中弱电解质电离出的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的溶质分子浓度之比，始终是一个常数，常用Ki 表示。
H 2O 2H + + OH -，Ki = [H +]·[OH -]。
注意：H 2O 分子不写入电离平衡常数。
HF H + + F -，Ki=[]H F HF +-⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦。
4. 弱电解质的电离平衡移动与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起平衡移动，一般规律： 越热越电离，越稀越电离，越弱难电离。
【补充】pH = -lg[H +]。
考点2：水的电离和pH 值一. 水的电离及溶液的酸碱性 1. 水的电离 （1）水是一种极弱的电解质，在常温下能电离出极少量的H 3O +和OH -，其电离方程式为：2H 2O → H 3O + + OH -，一般简写为H 2O 2H + + OH -。
（2）水的电离平衡常数表达式为：K w = [H +]·[OH -]。
K w 只与温度有关，升高温度，K w 升高，降低温度，K w 降低。
25℃，纯水中c(H +) = 10-7，c(OH -) = 10-7，K w = 10-14。
100℃纯水中，c(H+) = 10-7，c(OH-) = 10-7，K w = 10-14注意：温度不变，无论是酸性、碱性、中性的溶液中K w总是一个常数。
2. 溶液的酸碱性的本质（1）若c(H+) = c(OH-)，溶液呈中性。
（2）若c(H+) > c(OH-)，溶液呈酸性。
（3）若c(H+) < c(OH-)，溶液呈碱性。
【注意】这是判断溶液酸碱性的最根本的依据。
3. pH值的定义及酸碱指示剂（1）pH的定义：水溶液中H+物质的量浓度的负对数。
pH = -lg[H+]常温下，pH的范围为0~14。
（2）pH的测定方法① pH试纸②酸碱指示剂③pH计用pH试纸测定溶液pH的方法为：用玻棒蘸取待测液涂于pH试纸上，马上与比色卡对照，读出数值。
（3）酸碱指示剂和变色范围4.（1）酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，造成c(H+)≠c(OH-)，水的电离度α下降。
（2）水解盐可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡正向移动，水的电离度α增大。
（3）温度可以影响水的电离平衡。
水的电离是吸热反应，温度升高，水的电离平衡向右移动，水的电离度α增大，水的离子积常数Kw增大，pH降低，但c(H+)w = c(OH-)w。
（4）其它因素：如活泼的金属与水电离出的H＋直接反应，促进水的电离。
二. 有关pH的计算（只探讨强酸强碱的pH的计算）1. pH的定义水溶液中H+物质的量浓度的负对数。
pH = -lg[H+]。
常温下，pH的范围为0~14。
2. 与pH相对应的pOH水溶液中OH-物质的量浓度的负对数。
pOH=-lg[OH-]。
常温下，Kw=10-14，pH + pOH =143. pH计算的基本类型单一溶液同类混合（两酸或两碱）两种溶液混合酸碱混合4. 用pH计算酸及酸性溶液（下列问题都是在常温下进行讨论）（1）单一酸溶液（2）单一碱溶液碱溶液及混合后显碱性的溶液算pH 时，可先算pOH ，后算pH 。
【注意】对于极稀的酸或碱，水电离出的H+或OH-不能忽略。
（3）溶液稀释的pH 计算一般来说，强酸溶液稀释10n 倍，溶液的pH 增加n 个单位，强碱溶液稀释10n 倍，溶液的pH 减少n 个单位。
（4）两种酸或两种碱混合的pH 计算 两种酸混合，计算溶液中总[H +]浓度112212c V c V V V +=+，得到pH 。
两种碱混合，计算溶液中总[OH -]浓度112212c V c V V V +=+，得到pOH ，pH = 14 - pOH 。
（5）酸碱反应，混合后溶液的pH 计算判断混合反应之后，溶液的酸性与碱性，计算pH 或pOH 。
【规律】pH 计算的0.3规则（近似规则）的内容可叙述如下：两种强酸溶液，或两种强碱溶液，或一种强酸和一种强碱溶液等体积混合。
当两溶液的pH 之和为14时，混合液pH=7。
当两溶液的pH 之和小于13时，混合液的pH 为原pH 小的=加上0.3； 当两溶液的pH 之和大于15时，混合液的pH 为原pH 大的减去0.3；（6）用离子电荷守恒规律求pH在电解质溶液中，阴离子电荷总数一定等于阳离子电荷总数。
考点3：盐类水解1. 盐类水解（1）概念：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H +或OH -生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。
（2）实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。
以NH 4Cl 溶液为例NH 4Cl → NH 4+ + Cl - +H 2O H + + OH -NH 3·H 2O由此可见：盐类水解是促进水的电离的。
2. 水解方程式的书写（1）多元弱酸根离子水解，分布写，以第一步为主； （2）多元弱碱阳离子可以写一步总反应方程式；（3）水解程度一般很小，故方程式用“ ”符号，且产生的物质的浓度太小，一般“↑”、“↓”表示。
CO 32- + H 2O HCO 3- + OH - HCO 3- + H 2O H 2CO 3 + OH -Al 3+ + 3H 2O Al(OH)3 + 3H +3. 盐类水解的规律如果要判断盐类是否发生水解反应或水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。
（1）在通常情况下，盐类水解的程度是很小的，并且反应前后均有弱电解质存在，因而盐类水解反应是可逆的。
（2）有弱才水解，谁弱谁水解，谁强呈谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。
强酸弱碱盐的水解：溶液呈酸性，弱碱阳离子水解。
强碱弱酸盐的水解：溶液呈碱性，弱酸根离子水解。
（3）盐对应的酸或碱越弱，水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。
但是对于弱酸的酸式盐，我们需要作更多的考虑：以NaHSO3为例：NaHSO3溶液中存在的电离和水解：NaHSO3→ Na+ + HSO3-酸根的电离：HSO3- H+ + SO32-酸根的水解：HSO3- + H2O H2SO3 + OH-对于酸式盐而言，酸根离子既存在电离，使溶液变酸性，也存在水解，使溶液变碱性。
电离和水解的相对强弱，决定了酸式盐溶液的酸碱性。
一般而言，电离程度比水解程度强，溶液呈酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4；其他大多数都是水解程度更强，溶液呈碱性：如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等；【注意】强酸的酸式盐一般只掌握NaHSO4，视作一元强酸处理。
4. 影响盐类水解的因素；（1）内因：盐的结构和性质对应的弱酸、弱碱越弱，盐越易水解。
相同浓度的强酸弱碱盐溶液，酸性越强，对应弱碱的碱性越弱；相同浓度的强碱弱酸盐溶液，碱性越强，对应弱酸的酸性越弱。
（2）外因①温度：盐类水解是吸热，升温，水解程度增大。
【注意】水解是中和反应的逆反应，中和是放热反应，水解就是吸热反应。
电离和水解都是吸热反应。
②浓度：加水稀释，平衡向右移动，水解程度加大，而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小。
③加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱，促进盐的水解，加入酸，抑制盐的水解。
【注意】水解平衡遵循化学平衡移动原理。
考点4：离子共存和离子浓度排序一. 离子共存问题1. 在电解质溶液中存在下列一种情况，则离子不能共存。
通常包含如下几类：（1）离子间发生复分解反应（2）离子间发生氧化还原反应（3）发生络合反应（4）发生双水解反应（5）题目中有离子共存的限定条件2. 发生复分解反应（1）生成难溶物（2）生成弱电解质（弱酸、弱碱和水）：关键是记住常见的弱酸和弱碱H＋与OH-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CH3COO-、C6H5O-、F-等；OH-与H＋、NH4＋、HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等。
【注意】①多元弱酸的酸式根如HCO3-、HSO3-、HPO42-、H2PO4-、HS-等既不能与H+大量共存，又不能与OH-大量共存。