电离平衡知识归纳总结
高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
电离平衡知识点总结
电离平衡知识点总结电离平衡是指在一定温度下，气体或溶液中的化学物质与水或其他溶剂反应，形成离子的过程达到动态平衡的状态。
以下是电离平衡的关键知识点总结：1. 电离反应：电离反应是指将化学物质转变为离子的反应。
例如，强酸在水中电离成氢离子（H+）和相应的阴离子，强碱在水中电离成氢氧离子（OH-）和相应的阳离子。
2. 离子反应方程式：离子反应方程式用于描述电离反应中产生的离子。
例如，HCl（氢氯酸）在水中电离成H+ 和Cl-，反应方程式为HCl（aq）→ H+(aq) + Cl-(aq)。
3. 离子浓度：离子浓度指的是溶液中离子的数量。
在电离平衡中，离子浓度对于判断反应的方向和平衡位置至关重要。
4. 平衡常数（K值）：平衡常数用于描述电离反应达到平衡时反应物和生成物之间的浓度关系。
平衡常数的大小可以用来预测反应的方向和平衡位置。
平衡常数越大，生成物浓度越高，反应越向生成物方向进行。
5. 平衡位置：平衡位置指的是电离反应在达到平衡时反应物和生成物的浓度比例。
平衡位置可以根据平衡常数和离子浓度来确定。
6. 影响电离平衡的 factors：影响电离平衡的因素包括温度、压力（对气相反应）、浓度（对溶液反应）和催化剂。
温度的变化可以改变平衡常数，而压力和浓度的变化可以改变离子浓度，从而影响平衡位置。
7. Le Chatelier 原理：Le Chatelier 原理可以用来预测电离平衡在受到外部条件变化时的响应。
根据该原理，当系统受到扰动时，系统将倾向于通过改变离子浓度或平衡位置来抵消这种扰动。
以上是电离平衡的关键知识点总结，了解这些知识点可以帮助理解电离平衡的基本概念和应用。
影响电离平衡知识点总结
影响电离平衡知识点总结一、电离平衡的基本概念1.1 电离在溶液中，部分物质会发生电离。
电离是指化合物在水溶液中分解成阳离子和阴离子的过程。
比如HCl分解成H+和Cl-。
一般来说，电离是由一些强酸、强碱和强电解质引起的。
1.2 电离平衡当溶质发生电离后，生成的阳离子和阴离子会相互吸引，形成一个平衡状态，这就是电离平衡。
在电离平衡状态下，溶液中的阳离子和阴离子的浓度保持一定的比例。
1.3 离子浓度在电离平衡中，溶液中阳离子和阴离子的浓度是非常重要的参数。
通过测定溶液中离子的浓度，可以计算溶液的pH值、酸度和碱度等重要参数。
1.4 平衡常数电离平衡可以用平衡常数（K）来描述。
平衡常数是指反应达到平衡时，反应物浓度的倒数积与生成物浓度的倒数积的比值。
平衡常数越大，说明反应向生成物的方向偏移得越厉害，平衡越偏向生成物方向；反之，平衡常数越小，说明反应倾向于反应物的方向，平衡越偏向反应物方向。
平衡常数的大小反映了电离平衡的稳定程度。
1.5 影响电离平衡的因素影响电离平衡的因素很多，包括温度、压力、物质浓度等因素。
这些因素会影响溶液中离子的生成和消失速率，从而影响电离平衡的位置和稳定性。
对于了解和控制电离平衡具有重要意义。
二、电离平衡在酸碱中和中的应用2.1 酸碱中和反应在溶液中，酸和碱会发生中和反应，生成盐和水。
在这一过程中，溶液中的氢离子和氢氧根离子的浓度会发生变化，从而影响电离平衡的位置。
通过酸碱中和反应，可以调节溶液的pH值，从而影响化学反应的进行和物质的性质。
2.2 酸度和碱度在酸碱中和过程中，溶液的酸度和碱度会发生变化。
酸度和碱度是描述溶液中酸碱性质的重要指标，它们会影响溶液的化学反应和化学性质。
电离平衡的位置和稳定性对于酸度和碱度都有重要影响。
2.3 pH值pH值是描述溶液酸碱性的重要参数。
pH值与溶液中的氢离子浓度有直接的关系，可以通过测定溶液的pH值来了解电离平衡的状态和溶液的酸碱性质。
控制溶液的pH值对于许多化学反应和生物过程都具有重要的意义。
电离平衡知识点总结公式
电离平衡知识点总结公式1. 电解质和弱电解质电解质是指在溶液中能够电离成离子的物质，如强酸、强碱和盐类等物质。
而弱电解质是指在溶液中只能电离成少量离子的物质，如弱酸、弱碱和部分盐类等。
在电离平衡中，电解质和弱电解质的电离程度会对平衡关系产生重要影响。
2. 离子浓度和离子平衡常数在溶液中，离子的浓度和平衡常数是描述电离平衡的重要参数。
平衡常数（K）是指在特定条件下，电解质或弱电解质的电离反应过程中生成的离子浓度的乘积与原始电解质或弱电解质浓度的比值。
对于一元强电解质（AX），其电离平衡反应可以描述为AX↔A+ + X-，其平衡常数可以表示为K=[A+][X-]/[AX]。
而对于一元弱电解质（HA），其电离平衡反应可以描述为HA↔H+ + A-，其平衡常数可以表示为K=[H+][A-]/[HA]。
平衡常数是描述化学平衡过程中物质的转化程度的重要参数，可以通过平衡常数的大小来判断反应向左、向右或平衡的位置。
3. 离子活度和活度系数离子在溶液中的行为并不仅仅取决于其浓度，而是取决于其活度。
活度是指溶液中离子的实际活跃程度，它与浓度有一定的关系。
在溶液中，离子的活度通过活度系数来描述，活度系数是描述离子在溶液中活性的重要参数。
活度系数可以通过离子浓度和活度的比值来计算。
对于强电解质而言，其离子活度系数通常接近于1，而对于弱电解质而言，其离子活度系数则会偏离1，且会随着浓度的增加而增加。
4. pH和pOH的计算在电离平衡中，溶液中的pH值和pOH值是描述酸碱性的重要参数。
pH值是指溶液中氢离子浓度的负对数，可以通过pH=-log[H+]来计算。
而pOH值是指溶液中氢氧根离子浓度的负对数，可以通过pOH=-log[OH-]来计算。
对于强酸溶液而言，其pH值通常在0-3之间；而对于弱酸溶液而言，则通常在3-6之间。
具体的酸碱性质会受到离子的电离程度和平衡常数的影响。
5. pH和pOH的调节溶液中的pH值和pOH值可以通过添加强酸、强碱或盐类等物质来进行调节。
电离平衡知识点总结手写
电离平衡知识点总结手写一、离子的电离平衡在溶液中，许多化合物会发生电离反应，将分子分解成离子。
在溶液中，电离平衡的建立是通过电离反应和逆反应之间的动态平衡来实现的。
在这种动态平衡状态下，溶液中离子的浓度保持稳定，但是离子仍然在不断地发生电离和结合的过程。
通常情况下，一个化合物的电离平衡可以用下面的反应方程式来表示：A ⇌ B+ + C-其中A代表原始的电离物质，B+代表阳离子，C-代表阴离子。
在电离平衡达到稳定状态时，反应速率和逆反应速率相同，但是化合物A、B+和C-的浓度不再发生变化。
有时候我们也会看到这样的电离平衡方程式：HA ⇌ H+ + A-其中HA代表弱酸，H+代表氢离子，A-代表酸根离子。
在这种情况下，酸的电离平衡过程是非常重要的，它决定了溶液的酸度。
二、离子浓度与电离平衡在电离平衡的建立过程中，溶液中离子的浓度是一个非常重要的因素。
离子浓度的大小决定了电离反应的速率和逆反应的速率，从而影响了电离平衡的达成和维持。
通常情况下，离子浓度的大小受溶液的化学性质和温度的影响。
在一般情况下，当溶液中的离子浓度增加时，电离反应的速率会增加。
这是因为反应过程中需要的原料多了，所以反应速率会相应地增加。
而当溶液中的离子浓度减少时，电离反应的速率也会减少。
另外，温度对电离平衡的影响也非常重要。
在一般情况下，当温度升高时，电离反应的速率会增加。
因为温度升高会增加原子或分子的热运动能量，从而使得反应速率提高。
相反，当温度降低时，电离反应的速率会减少。
总之，离子浓度和温度是决定电离平衡的两个关键因素。
在实际应用中，我们可以通过调节这两个因素来控制电离平衡的达成和维持。
三、酸碱平衡与电离平衡在化学中，酸碱平衡是一个重要的概念，它与电离平衡有着密切的联系。
在溶液中，酸和碱都会发生电离反应，产生氢离子和氢氧根离子。
而酸碱平衡的建立和维持正是通过电离平衡来实现的。
从宏观的角度来看，酸碱平衡是指溶液中酸和碱的浓度达到一种稳定的状态。
化学电离平衡知识点总结
化学电离平衡知识点总结化学电离平衡是指在溶液中，溶质分子与其离子之间达到一个平衡状态的过程。
在这个过程中，溶质分子会发生电离成离子，而离子又会重新结合成溶质分子。
化学电离平衡的理论是化学反应平衡及其相关概念的延伸，是化学反应理论的重要组成部分。
本文将通过以下方面对化学电离平衡进行全面的总结：化学电离的概念，强酸强碱的电离平衡，水的电离平衡，等离子体的电离平衡，以及影响化学电离平衡的因素。
一、化学电离的概念化学电离是指分子或原子在溶液中形成离子的过程。
当溶质分子与溶剂发生相互作用时，会发生电离反应。
根据化学反应的方向不同，电离反应可分为正向电离和逆向电离两种类型。
正向电离是指溶质分子被溶剂分子电离成离子的过程，而逆向电离则是指溶质离子再次结合成溶质分子的过程。
二、强酸强碱的电离平衡强酸和强碱的电离平衡是化学电离平衡中的一个重要部分。
强酸是指在水中完全电离成离子的酸，而强碱则是指在水中可以完全电离成离子的碱。
强酸和强碱的电离平衡是通过众多实验得到的实验数据来描述的，实验发现，强酸在水中的电离程度非常高，几乎可以完全电离成离子；而强碱也具有相似的性质，可以在水中完全电离成离子。
由于强酸和强碱的电离程度极高，所以在一定程度上可以类比为完全电离的化合物。
三、水的电离平衡水的电离平衡是一种特殊的电离平衡，它是指水分子在溶液中发生电离成氢离子和氢氧根离子的过程。
在水的电离平衡中，水分子会以一个平衡常数Kw的形式发生电离反应，Kw描述了溶液中水的电离程度。
实验发现，水的电离平衡是一个非常脆弱的平衡，它受到很多外界因素的影响，比如温度、压力等。
另外，由于水的电离平衡与酸碱度有着紧密的联系，所以pH值的变化也会对水的电离平衡造成影响。
四、等离子体的电离平衡等离子体是一种物质状态，它是由气体分子或原子在高温或高能状态下发生电离形成的。
在等离子体的电离平衡中，电离反应的平衡常数Kp描述了等离子体中离子的电离程度。
在实验条件下，等离子体的电离程度一般是一个相对稳定的数值，但是由于等离子体本身的特殊性质，它的电离平衡受到温度、压力、外界电场等因素的极大影响。
电离平衡知识归纳总结
电离平衡知识归纳总结一、电解质及其电离平衡1、电解质和非电解质在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，叫做电解质。
在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物，叫做非电解质。
注意：电解质和非电解质的研究对象都是化合物。
（1）Zn、Fe等金属在熔融状态虽能导电，但它们不是化合物，因而既不是电解质，也不是非电解质。
（2）Na、K等活泼金属溶于水，其水溶液也能导电，但电离出导电离子的是它们与水作用的产物——氢氧化钠，不是Na、K本身，因而它们不是电解质，也不是非电解质。
（3）SO3、NH3等溶于水，虽然水溶也能够倒点，但电离出导电离子的是它们与水作用的产物H2SO3、NH3·H2O，不是SO2或NH3本身。
因而SO3、NH3等不是电解质，而H2SO3、NH3·H2O是电解质。
（4）电解质不是既要在熔融状态下能导电，又要在水溶液中也能导电。
例如Al2O3不溶于水，但在熔融状态下导电，因此是电解质。
（5）CaCO3等物质几乎不溶于水，其水溶液到点能力也很弱，但其溶于水的部分确实完全电离。
2、强电解质和弱电解质注意：弱电解质部分电离，用可逆符号“==”表示生成。
（1）多元弱酸分步电离，第一步电离远大于第二步，可只写第一步，也可两步都写，但不能两步和为一步写。
（2）强酸酸式盐可一步写出H+，如硫酸氢钠（3）弱酸酸式盐不可一步写出H+。
亚硫酸氢钠的电离，第一步是完全的，第二步是可逆的。
3、电离平衡在一定条件（如温度、浓度）下，的电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（1）电力平衡是化学平衡的一种，具有“逆、等、动、定、变、同”等特征。
（2）电离平衡是弱电解质的电离平衡，强电解质溶液中通常不存在电离平衡。
（3）溶液越稀、温度越高、电解质的电离程度越大。
4、弱电解质电离平衡移动（1）弱电解质的电离平衡移动符合勒夏特列原理。
（2）影响弱电解质电离平衡的因素有①温度：升高温度有利于电离（因为电离过程是吸热的）②浓度：溶液稀释有利于电离。
知识清单21电离平衡-2025年高考化学一轮复习知识清单(新高考专用)(教师版)
知识清单21 电离平衡知识点01 弱电解质的电离平衡及影响因素1．电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
平衡建立过程如图所示：(2)电离平衡的特征①弱：研究对象是弱电解质。
②等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。
③动：电离平衡是一种动态平衡，即1mol CH3COOH电离同时则有1mol CH3COOH分子形成。
④定：条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。
⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动，各粒子的浓度要发生改变。
2．影响电离平衡的因素(1)影响电离平衡的内因：影响电离平衡的内因是弱电解质本身的结构与性质，其他条件相同时，电解质越弱越难电离。
(2)影响电离平衡的外因：①浓度：向弱电解质溶液中加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；②温度：电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；③同离子效应：加入与电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向形成分子的方向移动，电离程度减小；④酸碱效应：加入强酸（或强碱），弱酸（或弱碱）的电离平衡向形成分子的方向移动，电离程度减小；弱碱（或弱酸）的电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大；⑤加入能与离子反应的物质，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq) ΔH＞0的影响。
改变条件平衡移动方向n(H＋)c(H＋)导电能力加水稀释向右增大减小减弱加入少量冰醋酸向右增大增大增强通入HCl(g)向左增大增大增强加NaOH(s)向右减小减小增强加CH3COONa(s)向左减小减小增强升高温度向右增大增大增强【易错提醒】(1)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。
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电离平衡知识归纳总结一、电解质及其电离平衡1、电解质和非电解质在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，叫做电解质。
在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物，叫做非电解质。
注意：电解质和非电解质的研究对象都是化合物。
（1）Zn、Fe等金属在熔融状态虽能导电，但它们不是化合物，因而既不是电解质，也不是非电解质。
（2）Na、K等活泼金属溶于水，其水溶液也能导电，但电离出导电离子的是它们与水作用的产物——氢氧化钠，不是Na、K本身，因而它们不是电解质，也不是非电解质。
（3）SO3、NH3等溶于水，虽然水溶也能够倒点，但电离出导电离子的是它们与水作用的产物H2SO3、NH3·H2O，不是SO2或NH3本身。
因而SO3、NH3等不是电解质，而H2SO3、NH3·H2O是电解质。
（4）电解质不是既要在熔融状态下能导电，又要在水溶液中也能导电。
例如Al2O3不溶于水，但在熔融状态下导电，因此是电解质。
（5）CaCO3等物质几乎不溶于水，其水溶液到点能力也很弱，但其溶于水的部分确实完全电离。
2、强电解质和弱电解质注意：弱电解质部分电离，用可逆符号“==”表示生成。
（1）多元弱酸分步电离，第一步电离远大于第二步，可只写第一步，也可两步都写，但不能两步和为一步写。
（2）强酸酸式盐可一步写出H+，如硫酸氢钠（3）弱酸酸式盐不可一步写出H+。
亚硫酸氢钠的电离，第一步是完全的，第二步是可逆的。
3、电离平衡在一定条件（如温度、浓度）下，的电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（1）电力平衡是化学平衡的一种，具有“逆、等、动、定、变、同”等特征。
（2）电离平衡是弱电解质的电离平衡，强电解质溶液中通常不存在电离平衡。
（3）溶液越稀、温度越高、电解质的电离程度越大。
4、弱电解质电离平衡移动（1）弱电解质的电离平衡移动符合勒夏特列原理。
（2）影响弱电解质电离平衡的因素有①温度：升高温度有利于电离（因为电离过程是吸热的）②浓度：溶液稀释有利于电离。
③同离子效应：加入与具有相同离子的强电解质，将抑制电离。
④加入能反应的物质。
5、酸碱的强弱比较（1）比较相同条件下的电离程度的大小，通过弱酸（或弱碱）浓度与其电离出的H+或OH-浓度的关系相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表相同PH、相同的体积的一元强酸与一元弱酸的比较见于下表（2）通过对应盐的酸碱性强弱进行比较，强碱弱酸盐溶液的碱性越强，其对应的弱酸的酸性就越弱；强酸弱碱盐溶液的酸性越强，其对应的弱碱的碱性就越弱。
（3）通过以“强制弱”的规律来比较酸、碱性。
6、电解质导电的条件及电解质溶液导电的原因电解质溶液之所以能够导电，是由于溶液中存在能够自由移动的离子。
这些离子在外加电源的作用下，会向两级定向移动，在阴、阳两级分别得失电子，发生氧化还原反应，相当于把电子从电源的负极传送到正极。
导电性的强弱主要取决于溶液中离子的浓度和所带电贺的多少。
离子浓度越大，离子所带的电荷越多，导电性也就越强。
二、水的电离和溶液的PH1、水的电离：水是一种极弱的电解质，电离方程式为：2、水的离子积：在一定温度下，水中或任何水溶液中的c(H+)×c(OH-)=1×10-7×1×10-7=1×10-14注意：①Kw与温度有关，因为水的电离过程是一个吸热的过程，所以升高温度，离子积必然随着增大。
Kw在一定温度下是定值，不受c(H+)和c(OH-)大小的影响。
②水的离子积不但适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
③水溶液中，H+和OH-同时存在，只是相对量有所不同。
④在任何水溶液中，水电离的氢离子和氢氧根离子都相等。
3、影响水的电离平衡的因素（1）酸、碱：在纯水加入酸或碱，均使水的的电离平衡左移，此时若温度不变，则Kw不变，如c(H+)发生变化，PH也随之改变；若向水中加入酸，则c(H+)增大，c(OH-)变小，PH变小。
（2）温度：若升温，由于水电离吸热，升温促进水的电离，故平衡右移，c(H+) c(OH-)同时增大，PH变小，但由于c(H+)与c(OH-)始终保持相等，故仍显中兴。
（3）易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，Kw不变。
（4）水的离子积常数提示了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，Kw仍为同一常数。
4、溶液的PH及其酸碱性（1）溶液的酸碱性酸性、碱性或中性溶液应看c(H+)与c(OH-)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据：c(H+)>1×10-7mol/L 酸性 c(H+)=1×10-7mol/L 中性 c(H+)<1×10-7mol/L 碱性在任意温度下的溶液中：c(H+)>c(OH-)酸性；c(H+)=c(OH-)中性；c(H+)<c(OH-)碱性。
（2）溶液的PH①定义：在水溶液中c(H+)的负对数叫做溶液的PH。
②数学表达式：PH=-lg｛c(H+)｝注意：A引进PH概念的原因是，当c(H+)很小时（≦1mol/L），用物质的量的浓度来表示溶液的酸碱性很不方便，而对c(H+)取负对数却很方便，所以当c(H+)或c(OH-)大于或等于1mol/L时，一般不用PH来表示溶液的酸碱性，而是直接用c(H+)与c(OH-)来表示，这样更方便，所以常用的PH范围是0～14B PH c(H+)或c(OH-)和溶液的酸碱性强弱关系：PH越小溶液c(H+)越大，c(OH-)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱。
反之亦然。
C 常温时，Kw=1×10-14，故PH=7，溶液呈中性，PH<7呈酸性，PH>7呈碱性。
但非常温时，Kw≠1×10-14故此时当溶液的PH=7时，就不是中性了，可能是酸性、也可能是碱性。
总之不管在什么温度下，只要溶液中c(H+)=c(OH-)就一定呈中性；c(H+)>c(OH-)就一定呈酸性 c(H+)<c(OH-)就一定呈碱性。
5、溶液PH的测定方法（1）指示剂法：熟记常用的酸碱指示剂的变色范围，以便正确使用有关指示剂和正确判断溶液的酸碱性。
（2）PH试纸法：用PH试纸来测定溶液的PH，将PH试纸放在表面皿上或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴在试纸上，半分钟内将试纸与标准比色卡进行对照得PH。
注意：①玻璃棒应洁净干燥②试纸不能湿润③应在半分钟内观察，时间长，试纸所显示的颜色会改变。
6、酸碱稀释时PH的变化（1）强酸、强碱的稀释，在稀释时，它们的浓度大于1×10-5mol/L时，不考虑水的电离，当它们的浓度小于1×10-5mol/L时，应考虑水的电离。
即酸再稀释也不会呈碱性，碱再稀释液不会呈酸性。
（2）弱酸、弱碱的稀释：在稀释过程中既有浓度变化，又有电离平衡的移动，不能求具体数字，只能确定其PH的范围。
三、盐类的水解盐类的水解的概念及实质1、在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
2、实质是在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+和OH-生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同的酸性、碱性或中性。
3、盐类的水解实质上是中和反应的逆反应，所以盐类水解是吸热反应且进行程度一般较小。
盐类水解的规律和类型1、规律：概括为“有弱才水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性”。
2、类型（1）强酸与弱碱生成的盐水解显酸性，PH小于7，如NH4Cl、CuSO4、FeCl3等。
（2）强碱和弱酸生成的盐水解显碱性，PH大于7，如K2CO3、NaHCO3、Na2S等。
（3）强酸强碱盐不水解，溶液显中性，如NaCl、K2SO4等。
（4）弱酸弱碱盐水解程度较大。
①酸强于碱显酸性，如(NH4)2SO3等；②碱强于酸显碱性，如NH4CN等；③酸碱相当显中性，如CH3COONH4等。
（5）弱酸酸式盐水解，取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaHPO4等。
②若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。
（6）完全双水解的特例：Al3+与HCO3-、CO32-、S2-、HS-、AlO2-等发生完全双水解。
NH4+与SiO32-等发生完全双水解。
影响盐类水解的因素主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根相对应得酸越弱（或阳离子对应碱越弱），水解程度就越大。
另外还受温度、浓度及外加酸碱等试剂等因素的影响。
1、温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度加大。
2、浓度：盐的浓度越小，水解程度就越大。
3、外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
例如水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。
三、盐类水解的应用盐类水解的应用极其广泛，包括：1、泡沫灭火剂的反应原理，就是强酸弱碱盐和强碱弱酸盐强烈水界的作用，如饱和的硫酸铝溶液与饱和的碳酸钠溶液混合后的反应及现象为：Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑有白色沉淀和大量气泡产生，可起灭火作用。
2、使用的氮肥是铵盐时不宜与草木灰混合使用。
因为草木灰中主要含K2CO3，其水解呈碱性：CO32-+H2O=HCO3-+OH-产生的OH-与铵盐的NH4+反应：NH4++OH-=NH3*H2O=NH3↑+H2O 在风吹、日晒情况下氨气挥发掉，造成氮的损失。
3、明矾净水：明矾溶于水，生成胶状氢氧化铝，能吸附水里悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清，其反应如下：KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42-Al3++3H2O=Al(OH)3+3H+4、强酸弱碱盐溶液在配置时，因水解生成难溶于水的弱碱，致使溶液变浑浊，为了抑制水解，通常向溶液中加入一定量相应的酸，得到澄清溶液，如配制FeCl3溶液时，需用冷水，并且在溶液中加适量的盐酸。
5、热的纯碱水有较好的去油污的效果。
因为升温能促进盐类的水解，使纯碱水的碱性增强，所以热的纯碱溶液去油效果更好。
6、将活泼金属放在强酸弱碱盐溶液中，会有气体逸出。
例如将少量的镁条放入氯化铵溶液中的现象及离子反应方程式：NH4++H2O=NH3*H2O+H+2H++Mg=Mg2++H2↑由于溶液中的c(H+)减小，使NH4+的水解平衡向右移动，直至镁条全部溶解。
7、判断溶液中离子能否大量共存时，有时也需要考虑水解，如Al3+和S2-不能共存。
弱酸根离子一般与弱碱阳离子在溶液中不能共存，易发生强烈的双水解，往往生成沉淀和气体。