1．一元强酸与一元弱酸的比较
酸
项目
相同物质的量浓度、相同体积
相同pH、相同体积
一元强酸
一元强酸
一元弱酸
一元弱酸
c（H＋）
大
小
相同
中和碱的能力
相同
小
大
与金属反应的起始速率
大
小
相同
稀释相同倍
数后的pH
小
大
大
小
2.“电离平衡”分析判断中的常见误区
（1）误认为电离平衡正向移动，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。
（3）误认为由水电离出的c（H＋）＝1.0×10－13mol·L－1的溶液一定呈碱性。
如25℃，0.1mol·L－1的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离的c（H＋）都为1.0×10－13mol·L－1。
（4）弱电解质溶液在加水稀释的过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数或者是它们的变形。
3．溶液酸碱性判断中的常见误区
（1）误认为溶液的酸碱性取决于pH。
如pH＝7的溶液在温度不同时，可能呈酸性或碱性，也可能呈中性。
（2）误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。
如强酸和弱碱恰好中和时，溶液显酸性；强碱和弱酸恰好中和时，溶液显碱性，强酸和强碱恰好中和时，溶液显中性。
（3）使用pH试纸测溶液酸碱性时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。
先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
考向3 中和滴定及图像分析
（3）酸碱指示剂
酸碱指示剂能粗略测定溶液的pH范围。
常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5红色
5～8紫色
>8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浅红色
>10红色
（1）pH试纸
用pH试纸测定溶液的pH，精确到整数且只能在1～14范围内，其使用方法为取一小块试纸放在干净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取液体，点在试纸中部，待试纸变色后，与标准比色卡对比，读出pH。
注意 ①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。
②pH试纸不能测定氯水的pH。
（2）pH计
pH计能精确测定溶液的pH，可精确到0.1。
“中和滴定”考点归纳
（1）“考”实验仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹（带铁架台）、锥形瓶。
其中常考的是滴定管，如正确选择滴定管（包括量程），滴定管的检漏、洗涤和润洗，滴定管的正确读数方法等。
（2）“考”操作步骤
①滴定前的准备：
查漏、洗涤、润洗、充液（赶气泡）、调液面、读数；②滴定：
移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数；③计算。
（3）“考”指示剂的选择
①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞；②若反应生成的强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂（甲基橙），若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂（酚酞）；③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。
（4）“考”误差分析
写出计算式，分析操作对V标的影响，由计算式得出对最终测定结果的影响，切忌死记硬背结论。
此外对读数视线问题要学会画图分析。
（5）“考”数据处理
正确“取舍”数据，计算“平均”体积，根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系，从而列出公式进行计算。
3．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH的变色范围如下：
甲基橙：
3.1～4.4 石蕊：
5.0～8.0 酚酞：
8.2～10.0
用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液反应恰好完全时，下列叙述正确的是（ ）
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
答案 D解析 NaOH溶液与CH3COOH溶液反应恰好完全时，生成CH3COONa，CH3COONa为强碱弱酸盐，水解后溶液呈碱性，应选用变色范围与CH3COONa溶液pH接近的酚酞作指示剂。
4．已知常温下CH3COOH的电离平衡常数为Ka。
该温度下向20mL0.1mol·L－1CH3COOH溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，其pH变化曲线如图所示（忽略温度变化）。
下列说法中不正确的是（ ）
A．a点表示的溶液中c（CH3COO－）略小于10－3mol·L－1
B．b点表示的溶液中c（CH3COO－）＞c（Na＋）
C．c点表示CH3COOH和NaOH恰好反应完全
D．b、d点表示的溶液中均等于Ka
答案 C解析 a点时是醋酸溶液，由电荷守恒c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）知，c（CH3COO－）＝c（H＋）－c（OH－）＝（10－3－10－11）mol·L－1，A正确；B中由电荷c（H＋）＋c（Na＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－），b点时溶液呈酸性，c（H＋）＞c（OH－），有c（Na＋）＜c（CH3COO－），正确；若两者恰好完全反应，溶液呈碱性，C不正确。
高考题型2 盐类水解及离子浓度关系
5．（2016·全国卷Ⅲ，13）下列有关电解质溶液的说法正确的是（ ）
A．向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
B．将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1
D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变
答案 D解析 A项，＝，加水稀释，c（CH3COO―）减小，Ka不变，所以比值增大，错误；B项，＝（Kh为水解常数），温度升高水解常数Kh增大，比值减小，错误；C项，向盐酸中加入氨水至中性，根据电荷守恒：
c（NH）＋c（H＋）＝c（Cl―）＋c（OH―），此时c（H＋）＝c（OH―），故c（NH）＝c（Cl－），所以＝1，错误；D项，在饱和溶液中＝，温度不变溶度积Ksp不变，则溶液中不变，正确。
6．（2016·天津理综，6）室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸（HA、HB和HD）溶液，滴定曲线如图所示。
下列判断错误的是（ ）
A．三种酸的电离常数关系：
KHA>KHB>KHD
B．滴定至P点时，溶液中：
c（B－）>c（Na＋）>c（HB）>c（H＋）>c（OH－）
C．pH＝7时，三种溶液中：
c（A－）＝c（B－）＝c（D－）
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：
c（HA）＋c（HB）＋c（HD）＝c（OH－）－c（H＋）
答案 C解析 A项，根据图像知，在未滴加NaOH溶液时，0.1mol·L－1的三种酸（HA、HB和HD）溶液的pH均大于1，说明三种酸均为弱酸，且HA的pH最小、酸性最强，HD的pH最大、酸性最弱，因酸性越强，电离常数越大，故KHA>KHB>KHD，正确；B项，滴定至P点时，溶液中未反应的HB与生成的NaB的浓度相等，且溶液呈酸性，说明HB的电离程度大于B－水解程度，故c（B－）>c（Na＋）>c（HB）>c（H＋）>c（OH－），正确；C项，pH＝7时，三种离子的浓度分别等于该溶液中的c（Na＋），然而三种溶液中阴离子水解程度不同，加入的NaOH的体积不同，故三种阴离子的浓度也不同，错误；D项，根据质子守恒即可得出，三种溶液混合后溶液的质子守恒关系：
c（HA）＋c（HB）＋c（HD）＝c（OH－）－c（H＋），正确。
1．盐类水解的规律和类型
（1）相同条件下，同种离子的水解程度：
相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞相互抑制水解的盐。
（2）多元弱酸的盐类水解规律
相同条件下的水解程度：
正盐＞酸式盐；一级＞二级；弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
2．确定溶液中离子浓度关系
（1）把握溶液中的两个“微弱”
①电离过程的“微弱”：
如NaHCO3溶液中的HCO浓度远大于CO浓度。
②水解过程的“微弱”：
如NH4Cl溶液中c（NH）远大于c（NH3·H2O）和c（H＋）。
（2）理解“三大守恒”
①电荷守恒：
电解质溶液中所有阳离子的正电荷总数与所有的阴离子负电荷总数相等。
②物料守恒：
电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其他离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
③质子守恒：
即H2O电离的氢离子和氢氧根离子浓度相等。
（3）常见的考查微粒浓度大小或关系的“两种关系式”：
①等式：
对于等式通常有两个，即电荷守恒、物料守恒，一些复杂的等式往往是由两个守恒关系式经过变形得到的，或代入某些所给已知条件得到的。
②不等式：
对于不等式，要具体分析溶液中各种电离方程式、水解方程式、溶液的酸碱性。
（4）离子溶液比较中的注意事项
①不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对该离子的影响。
②混合溶液和酸式盐溶液中各离子浓度的比较要综合考虑电离因素、水解因素等。
考向2 粒子浓度大小关系
7.下列关系中正确的是（ ）
A．等浓度等体积的CH3COOH和CH3COONa溶液混合：
c（CH3COO－）＋c（OH－）＝c（H＋）＋c（CH3COOH）
B．常温下，0.1mol·L－1HA溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积完全反应时，溶液中一定存在：
c（Na＋）＝c（A－）＞c（OH－）＝c（H＋）
C．常温下，0.1mol·L－1Na2S溶液中存在：
c（OH－）＝c（H＋）＋c（HS－）＋c（H2S）
D．常温下，将0.1mo
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