常见题型：选择题、综合题-离子浓度比较、综合题-pH计算
弱电解质在水溶液中部分电离，存在电离平衡：HA ⇌ H⁺ + A⁻，电离常数Ka = [H⁺][A⁻]/[HA]。水的离子积Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.0×10⁻¹⁴（25℃）。pH = -lg[H⁺]。盐类水解是盐的离子与水电离出的H⁺或OH⁻结合，破坏水的电离平衡。
【弱电解质电离平衡】一元弱酸HA：设初始浓度c₀，电离度为α。HA ⇌ H⁺ + A⁻。平衡时[HA]=c₀(1-α), [H⁺]=[A⁻]=c₀α。Ka=c₀α²/(1-α)。当α<<1时α≈√(Ka/c₀)。⚠️易错：稀释促进电离（α增大）但[H⁺]可能减小（c₀减小更快）。同离子效应抑制电离（如HA中加入NaA）。
【水的电离与pH】pH适用范围为0~14（25℃）。强酸溶液pH=-lgc(酸)，强碱溶液pH=14+lgc(碱)。水电离的[H⁺]水和[OH⁻]水始终相等。酸碱溶液中，水的电离被抑制（[H⁺]水<10⁻⁷ mol/L）；可水解盐溶液中水的电离被促进。
【盐类水解】强碱弱酸盐（如Na₂CO₃）水解显碱性：CO₃²⁻+H₂O⇌HCO₃⁻+OH⁻。强酸弱碱盐（如NH₄Cl）水解显酸性：NH₄⁺+H₂O⇌NH₃·H₂O+H⁺。弱酸弱碱盐水解程度最大，pH取决于Ka与Kb相对大小（Ka>Kb→酸性，Ka<Kb→碱性，Ka≈Kb→中性）。
【离子浓度大小比较】是上海等级考高频题型。基本顺序：①先确定溶质种类和电离/水解情况；②一级电离>二级电离；③主要水解>次要水解；④遵循三大守恒（电荷守恒、物料守恒、质子守恒）。
【缓冲溶液】由弱酸+弱酸盐（或弱碱+弱碱盐）组成，能抵抗少量酸碱和稀释。pH = pKa + lg([盐]/[酸])。当[盐]=[酸]时pH=pKa，缓冲能力最强。
水的电离：H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻，ΔH>0（吸热）。Kw = [H⁺][OH⁻]，随温度升高而增大。弱酸HA电离平衡推导：Ka=[H⁺][A⁻]/[HA]，设[H⁺]=x，则Ka=x²/(c₀-x)，当c₀>>Ka时x²≈Ka·c₀，即[H⁺]≈√(Ka·c₀)。水解常数推导：对A⁻盐，A⁻+H₂O⇌HA+OH⁻，Kh=[HA][OH⁻]/[A⁻]=[HA][OH⁻][H⁺]/([A⁻][H⁺])=Kw/Ka。