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高考化学考点解读——电离平衡和溶液的酸碱性高考频度：★★★★★难易程度：★★★☆☆已知常温下两种酸的电离平衡常数K(HClO)=3×108；K1(H2CO3)=4.4×107，K2(H2CO3)=4.7×10?11。
下列判断正确的是A．等物质的量浓度的NaClO、Na2CO3溶液pH：Na2CO3B．HClO、H2CO3、三种微粒电离能力：H2CO3>HClO>C．向饱和氯水中加入适量Na2CO3固体可使溶液HClO浓度增加D．三种微粒结合H＋能力强弱为：>>ClO?【参考答案】B【试题解析】由于是电离生成的，故其水解能力的强弱应该用K2(H2CO3)数值与K(HClO)进行比较，因前者小于后者，故水解能力比ClO强，Na2CO3溶液碱性比NaClO溶液的强，A项错误；电离常数越小，表示酸电离能力越弱，相应的酸根离子结合H＋能力越强，故B项正确，D项错误；因K(HClO)>K2(H2CO3)=4.7×1011，故HClO的酸性比的酸性强，HClO可与反应生成，C项错误。
1．溶液pH计算的一般思维模型口诀：酸按酸(H＋)，碱按碱(OH?)，酸碱中和求过量，无限稀释7为限。
2．平时做题容易混淆的有以下几点①酸的酸性和溶液的酸性酸的酸性强弱：是指酸电离出H＋的难易(越易电离出H＋，酸的酸性越强)。
溶液酸性的强弱：是指溶液中c(H＋)的相对大小(H＋浓度越大，溶液的酸性越强)。
溶液呈酸性不一定该溶液就是酸，它可能是由酸电离产生的H＋而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。
②酸碱恰好反应与中和至中性：酸碱恰好反应是指酸和碱按方程式系数恰好生成正盐，恰好中和时并不一定呈中性，如强酸和弱碱恰好中和溶液显酸性，强碱和弱酸恰好中和溶液显碱性，强酸和强碱恰好中和溶液显中性。
而中和至中性是指反应后溶液特点，此时酸、碱可能恰好反应；也可能没有恰好反应。
高考总复习《水的电离平衡、PH计算》的核心知识【考纲要求】（1）理解水的电离平衡及其影响；（2）了解水的电离及离子积常数；（3）了解溶液pH的定义。
初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
【考点梳理】考点一、水的电离和水的离子积【高清课堂：363382 水的电离和水的离子积】1．水的电离方程式：在纯水或水溶液中：H2O H++OH—；△H>0或：2H2O H3O++OH—；△H>02．水的离子积：25℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-14=Kw100℃c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-12=Kw要点诠释：(1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。
因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大。
(2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
3．影响水的电离平衡的因素：H2O H++OH—（1）、定性分析，完成下表：（注：“—”表示不变）条件移动方向电离程度c(H+) c(OH-) Kw温度不变加入HCl 逆减小增大减小—NaOH 逆减小减小增大—H2O —————CH3COONa 正增大减小增大—NH4Cl 正增大增大减小—NaCl —————Na 正增大减小增大—升温加热正增大增大增大增大要点诠释：①温度：水的电离过程是吸热过程，所以升高温度能促进电离，据此，降温时K W减小，升温时K W增大。
但不论温度升高或降低，纯液态水中c (H+)和c (OH―)都相等。
实验测得25℃时K W约为10―14，100℃时K W约为10―12。
②外加酸、碱：向纯水中加入酸或碱，可以增大水中的H+或OH―浓度，均可使水的电离平衡向逆反应方向移动（抑制水的电离）。
③加入能水解的盐：水的电离程度增大，若盐水解呈酸性，c (H+)＞c (OH―)；若盐水解呈碱性，c (H+)＜c (OH―)，但溶液中K W不变。
目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性1.了解水的电离、离子积常数。
(中频)2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
(中频)3.了解测定溶液pH的方法。
4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
(中频)水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。
2．几个重要数据3．外界因素对水的电离平衡的影响(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。
(3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。
溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性2．pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)pH与溶液c(H＋)的关系①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。
(3)pH测定①用pH试纸测定把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。
指示剂变色范围的pH石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：液、待测液、指示剂、蒸馏水。
高考化学电离知识点电离是高中化学中一个非常重要的知识点。
它关乎着各类化学反应的进行以及物质的性质。
在高考化学考试中，对电离知识的理解和掌握显得尤为关键。
本文将着重介绍高考化学电离知识的相关内容。
一、电离的概念及相关术语1. 电离的定义电离是指在化学反应中，原子、分子或离子损失或获得一个或多个电子的过程。
2. 电离反应电离反应是指在化学反应中，物质中的原子、分子或离子发生电离的反应。
根据反应中电离的程度可以分为完全电离和部分电离两种情况。
3. 电离度电离度描述了物质电离的程度，是指在一定条件下离子溶液中离子的浓度与该溶液中本物质初始浓度之比。
电离度可以用α表示，即α = (电离物质浓度/初始物质浓度) × 100%。
二、电离的分类根据电离的性质和方式，电离可分为三类：电离解离、电离解聚和电离溶解。
1. 电离解离电离解离是指分子化合物在溶液中分解成带电离子的过程。
例如NaCl溶解在水中时，会分解为Na+和Cl-两种离子。
2. 电离解聚电离解聚是指带电离子重新结合成为分子化合物的过程。
例如Cl-与Na+结合形成NaCl。
3. 电离溶解电离溶解是指物质在水溶液中发生电离，形成带电离子的过程。
例如强酸和强碱在水中的电离溶解。
三、电离常数和电离平衡1. 电离常数电离常数是描述电离反应程度的物理量。
对于电离反应A ⇌ B+ +C-，其电离常数（K）定义为K = [B+][C-]/[A]，方括号内的字母代表物质的浓度。
2. 电离平衡当电离和解离的速率相等时，体系达到了电离平衡。
在电离平衡下，电离物质的浓度和解离物质的浓度之间存在着一定的数学关系，即电离常数。
四、酸碱离子的电离及其性质1. 强酸和强碱的电离强酸和强碱在水中的电离是完全的，即它们能够完全电离为H+和OH-离子。
2. 弱酸和弱碱的电离弱酸和弱碱在水中的电离是部分的，只有部分分子会电离为带电离子。
3. 酸碱离子的性质酸溶液会产生酸性离子H+，碱溶液会产生碱性离子OH-。
高二下册化学水的电离和溶液的酸碱性知识点总结化学是一门历史悠久而又富有生机的学科，查字典化学网为大家引荐了高二下册化学水的电离和溶液的酸碱性知
识点，请大家细心阅读，希望你喜欢。
1、水电离平衡：:
水的离子积：KW=c[H+]c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L; KW= [H+][OH-] =1*10-14 留意：KW只与温度有关，温度一定，那么KW值一定
KW不只适用于纯水，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要素：
①酸、碱：抑制水的电离KW〈1*10-14
②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*10-14
4、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。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(浅白色)
pH试纸操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与规范比色卡对比即可。
留意：①事前不能用水湿润PH试纸;②普遍pH试纸只能读取整数值或范围
小编为大家提供的高二下册化学水的电离和溶液的酸碱性知识点，大家细心阅读了吗?最后祝同窗们学习提高。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显酸性②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
高二化学知识点：电离平衡一、强弱电解质的判断1、电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不是电解质又不是非电解质。
2、判断电解质的关键要看该化合物能否自身电离。
如NH3、SO2等就不是电解质。
3、电解质的强弱要看它能否完全电离(在水溶液或熔化时)，与其溶解性、导电性无关。
4、离子化合物都是强电解质如NaCl、BaSO4等，共价化合物部分是强电解质如HCl、H2SO4等，部分是弱电解质如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，部分是非电解质如酒精、蔗糖等。
二、电离平衡1、弱电解质才有电离平衡，如水：2H2O =H3O++OH-。
2、电离平衡的特征：等(V电离=V结合≠0)动(动态平衡)定(各微粒浓度一定)变3、影响电离平衡的外界条件：温度越高，浓度越小，越有利于电离。
加入和弱电解质具有相同离子的强电解质，能抑制弱电解质的电离。
4、电离方程式：(1)强电解质完全电离，用等号，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO42-(2)弱电解质部分电离,用可逆符号;多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，电离级数越大越困难;且各步电离不能合并。
如:H3PO4 H++H2PO4- H2PO4- H++HPO42- HPO42- H++PO43-三、水的离子积(Kw)1、由水的电离方程式可知：任何情况下，水所电离出的H+与OH-的量相等.2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃时，Kw=1×10-14。
Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。
四、溶液的pH1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸碱性与pH的关系(25℃)：中性溶液：C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L pH=7 ，酸性溶液：C(H+)>C(OH-) pH<7，碱性溶液：C(H+)7。
pH越小，溶液酸性越强;pH越大，溶液碱性越强。
高考化学一轮复习电离平衡知识点化学似乎物理一样皆为自然迷信的基础迷信。
小编预备了高考化学一轮温习电离平衡知识点，希望你喜欢。
水溶液中的各种平衡溶液中的平衡包括电离平衡、水解平衡、溶解平衡等外容,在此基础上延伸出强弱电解质、离子共存效果、水的电离、溶液中离子浓度大小的判别、溶液的pH、影响弱电解质电离的外界要素、影响盐类水解的外界要素。
在近年的高考命题中对主要内容的考核：1.平衡的基本原理;2.强弱电解质的区别,以及与溶液导电才干的关系;3.影响水的电离平衡的要素;4.溶液中离子浓度大小的判别;5.溶液中的几个守恒(电荷、物料、质子守恒);6.混合溶液中(不反响的或能反响的)各种量的判别;7.离子共存效果。
几个值得留意的效果：(1)无论电解质还是非电解质，都是指化合物;(2)有些物质虽然难溶于水，但还属于强电解质，其溶解局部完全电离;(3)有些物质溶于水后能导电，但却是非电解质，由于导电的缘由是该物质与水反响生成了电解质;(4)强电解质的导电才干不一定比弱电解质强,关键看水中自在移动离子的浓度;(5)电解质溶液浓度越大,导电才干不一定越强;(6)发作水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性,能够呈中性;(7)影响水的电离平衡的普通规律是酸、碱抑制水电离,而能水解的盐普通促进水电离;(8)多元弱酸是分步电离的,在发作中和反响或较强酸制较弱酸时也是分步停止的,第一步电离远大于其第二步电离;(9).弱酸不一定不能制强酸;(10).水的离子积常数只与温度有关而与浓度有关,与平衡常数的含义相当;(11).溶液越稀，越有利于电离;(12).比拟反响速率时,弱电解质关注已电离的离子,思索反响的量时，弱电解质关注自身一切的氢离子或氢氧根离子(即已电离的和未电离的)。
高考化学一轮温习电离平衡知识点就为大家引见到这里，希望对你有所协助。
01水的电离1、水是一种极弱的电解质，极难电离（1）水的电离方程式：H2O+H2O⇌H3O++OH-或H2O⇌H++OH-一般情况下使用H2O⇌H++OH-进行分析应用。
（2）水的离子积常数：K w=c(H+)•c(OH-)，只与温度有关，因为水的电离过程是吸热过程ΔH>0，因此温度升高，水的离子积常数变大，25℃K w=10-14，100℃K w=10-12。
2、水的电离的影响因素分析下列条件的改变对水的电离平衡的影响：3、水的离子积常数的推广K w＝c(H＋)•c(OH－)=1.0×10-14，不仅仅适用于水的电离，而且适用于室温下任何稀的酸、碱、盐水溶液。
在一定温度下，稀溶液中的c(H＋)和c(OH－)的乘积不变。
这为溶液酸碱性的计算奠定了基础。
4、注意要点（1）不同溶液中c(H＋)和c(OH－)可能不相同，但是由水电离出的c(H＋) c(OH－)是一定相等的。
（2）外加酸(或碱)，水中c(H＋)[或c(OH－)]增大，会抑制水的电离，水的电离程度减小，但水溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘积，即K w，不变。
（3）加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大，但水溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘积，即K w，不变。
02溶液的酸碱性与pH1、溶液的酸碱性溶液酸碱性的大小只取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对含量，c(H＋)较大溶液显酸性，c(OH－)较大溶液显碱性。
2、溶液pH的计算方法pH只能用于衡量c(H+)<1时溶液的酸碱性，如果c(H+)>1时只能用浓度来衡量溶液的酸碱性。
3、pH与溶液酸碱性的关系4、pH酸碱性的测定方法（1）酸碱指示剂，只能测pH范围。
常见指示剂变色范围：（2）利用pH试纸测定。
使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。
化学平衡与溶液的酸碱性调节化学平衡是指在化学反应中，反应物和生成物的浓度或压强达到一定比例时，反应态势趋于稳定的状态。
而酸碱性调节是指调节溶液中酸碱物质浓度及PH值的过程。
本文将探讨化学平衡和溶液酸碱性调节的关系以及常见的调节方法。
一、化学平衡化学平衡是指化学反应达到动态平衡时，反应物和生成物之间的比例保持不变的状态。
在化学平衡中，正反应和逆反应以相同的速率进行，反应物被转化成生成物，同时生成物也被逆反应转化为反应物。
反应物和生成物的浓度或压强的比例称为反应的平衡常数（K）。
化学平衡的平衡常数K是由反应的生成物和反应物浓度的比值决定的。
在绝大多数情况下，平衡常数K是温度相关的，即在不同的温度下，反应物和生成物浓度的比例会发生变化。
二、溶液的酸碱性调节溶液的酸碱性是指溶液中氢离子（H^+）和羟离子（OH^-）的浓度。
溶液的酸碱性常用pH值来表示。
pH值是负对数的指标，表示溶液中氢离子浓度的大小。
pH值在0～7之间表示酸性溶液，7表示中性溶液，而在7～14之间表示碱性溶液。
酸碱性调节是指调节溶液中酸碱物质浓度及pH值的过程。
调节溶液的酸碱性可以通过增减酸碱物质的浓度来实现。
常见的调节方法包括加入酸、碱、盐或者使用缓冲溶液等。
1. 加入酸或碱调节溶液酸碱性的一种常见方法是通过加入酸或碱来改变溶液的pH值。
当需要提高溶液的酸性时，可以加入酸性化合物，如盐酸（HCl）或硫酸（H2SO4）等。
而当需要提高溶液的碱性时，可以加入碱性化合物，如氢氧化钠（NaOH）或氢氧化钾（KOH）等。
2. 使用缓冲溶液缓冲溶液是一种能够稳定溶液酸碱性的溶液。
它由弱酸和其共轭碱或弱碱和其共轭酸组成。
缓冲溶液可以在一定范围内抵抗酸碱物质的添加而保持其pH值的稳定。
当酸性物质或碱性物质被加入缓冲溶液中时，会被缓冲系统中的弱酸或弱碱吸收或放出氢离子，使溶液的pH值保持相对稳定。
三、化学平衡对溶液酸碱性的调节化学平衡在溶液的酸碱性调节中起到了重要的作用。
弱电解质的电离平衡【学习目标】1、能准确熟练区分两组概念：电解质与非电解质、强电解质与弱电解质；2、弱电解质电离平衡的建立及其特点。
【要点梳理】(1)电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。
(2)只要具备在水溶液里或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即称为电解质。
(3)在水溶液里或熔融状态下，化合物本身电离出自由移动的离子而导电时，才是电解质，如NH 3、CO 2等的水溶液能够导电，但NH 3、CO 2却是非电解质，因为是NH 3、CO 2溶于水与水反应生成的NH 3·H 2O 、H 2CO 3电离出的自由移动的离子而使溶液导电的。
(4)电解质不一定导电(如固态NaCl)，导电物质不一定是电解质(如Cu)；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
(5)某些离子型氧化物，如Na 2O 、CaO 、Na 2O 2等，它们虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身的，但在熔融状态时自身却可完全电离，故属于电解质。
(6)电解质溶液里的导电能力由自由移动的离子浓度与离子所带的电荷数决定。
(1)强电解质、弱电解质与其溶解性无关。
某些难溶或微溶于水的盐，由于其溶解度很小，如果测其溶液的导电能力，往往是很弱的。
但是其溶于水的部分，却是完全电离的，所以它们仍然属于强电解质，例如：CaCO 3、BaSO 4等。
相反，少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，仍属于弱电解质。
(2)强电解质、弱电解质的电离与有无外电场无关。
划分电解质和非电解质的标准是在水溶液里或熔融状态下能否导电。
划分强电解质和弱电解质的标准是在 水溶液里是否完全电离。
(3)导电能力强不一定是强电解质，强电解质不一定导电能力强。
(4)电解质溶液的导电不同于金属的导电。
要点三、弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立。
弱电解质溶于水，部分电离出的离子在溶液中相互碰撞又会相互结合成分子，因此弱电解质的电离过程是可逆的。
和可逆的化学反应一样，这个可逆的电离过程有两种相反的趋向，可以叫做电离和结合。
目夺市安危阳光实验学校考点32水的电离和溶液的PH1．复习重点1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。
2．难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H+]=[OH—]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=21pKw=7分析原因：H2O H++OH－Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.中性：pH=pOH=21pKwT↗→Kw↗→pH+pOH↘T↘→Kw↘→pH=pOH↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.1pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。
）（4）溶液pH的测定方法：①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照比色卡），无法精确到小数点后1倍。
另外使用时不能预先润湿试纸。
否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH 计测定较精确.（二）酸碱溶液的稀释前后pH 值的变化。
由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H +]或碱溶液中的[OH —]减小.弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H +]或[OH —]减小的幅度降低。
常用电离平衡常数的解题技巧电离平衡常数是高考中一个重要的必考考点，常考查电离平衡常数的计算、弱酸的相对强弱、离子浓度离子大小的比较、离子方程式的书写等，大多结合图像进行分析。
解决此类问题的关键是，掌握电离常数的概念及基本的计算方法，利用平衡移动原理，认真分析图像的变化趋势，结合电荷守恒、物料守恒进行判断。
一．电离平衡常数的计算利用图像求电离平衡常数，一定要看清楚图像中纵、横坐标表示的含义，图中曲线起点、转折点、交叉点、与纵横坐标的的含义。
案例1（2017课标Ⅱ）改变0.1mol/L二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、-、A2-的物质的量分数随pH的变化如图所示[已知HA]。
下列叙述错误的是分析：该题是一道0.1mol/L二元弱酸H2A电离平衡试题，纵坐标代表的是溶液中的H2A、HA-、A2-的物质的量分数，横坐标表示的是pH，图中有三个交点：pH =1.2，c(H2A)=c(HA－)；pH =2.7，c(H2A)=c(A2－)；pH=4.2时，c(A2－)=c(HA－)。
解析：A、根据图像，pH=1.2时，H2A和HA-相交，则有c(H2A)=c(HA-)，故A说法正确；B、pH=4.2时，c(A2－)=c(HA－)，根据第二步电离HA－H＋＋A2－，得出：K2(H2A)=c(H+)×c(A2-)/c(HA-)= c(H+)=10-4.2，故B说法正确；C、根据图像，pH=2.7时，H2A和A2-相交，则有c(H2A)=c(A2-)，故C说法正确；D、根据pH=4.2时，c(HA-)=c(A2-)，且物质的量分数约为0.48，而c(H+)=10-4.2，可知c(HA-)=c(A2-)＞c(H+)，故D说法错误。
二．根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液或其盐溶液的酸碱性的相对强弱根据电离平衡常数可以判断弱酸的相对强弱，从而可以判断出其对应盐的pH大小关系。
案例2 已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表:H2B弱酸化学式HA电离平衡常数(25℃)Ka=1.7×10-6K1=1.3×10-3 K2=5.6×10-8则下列有关说法正确的是A. 等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH(Na2B)>pH(NaHB)>pH(NaA)B. 将a mol·L-1的HA溶液与a mol·L-1 的NaA溶液等体积混合，混合液中：+ )>C(A-)C(NaC. 向Na2B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为：B2-+2HA==2A- +H2BD. NaHB溶液中部分微粒浓度的大小为：C(Na+)> C(HB-)> C(B2-)> C(H2B)分析：根据电离常数可判断出酸性：H2B >HA>HB-，再根据越弱越水解，则可判断出对应盐溶液的pH(Na2B)>pH(NaA)>pH(NaHB)。
