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做有关溶液pH、电离平衡、盐类水解的题目时，从相关概念、原理出发，可化难为易，化解迷惑，提高解决问题的能力。下文中我们来看看如何化解酸、碱稀释题的那些迷惑。
一、突破“pH概念”的迷惑
pH概念看似简单，但是高考不会仅仅考查简单的概念，而是通过变化多端的情景来间接考查，转了几个弯，同学们可能就被迷惑了。pH概念和特征可总结成下表：
定义 pH= -lg[c（H+）]
用途 常用于表示稀溶液的酸碱性的强弱
适用范围 c（H+）或c（OH-）≤1 mol·L-1的稀溶液（pH范围一般在0～14）。超过这个范围时，用c（H+）或c（OH-）表示酸碱性更方便
特征 ①pH越小，酸性越强；pH越大，碱性越强。
②pH增加n个单位，c（H+）降至原来的，c（OH-）增大至原来的10n倍
【例1】下列说法正确的是（ ）
A.pH=12、pH=14的两种NaOH溶液比较，c（OH-）前者是后者的100倍
B.将pH=2、pH=4的两种稀HCl溶液等体积混合后，所得混合溶液的pH=3
C.当溶液中c（H+）=c（OH-）>10-7 mol·L-1时，其pH<7，溶液呈现中性
D.甲、乙两溶液的pH分别为6和8，则甲的H+数目是乙的100倍
【迷点揭秘】考生由于对pH定义式、pH与c（H+）的关系理解不深而导致错误，例如本题的A、B、D选项。用“pH= -lg[c（H+）]”定义式对A、B进行分析，就可确定其错误。理清pH、c（H+）、n（H+）之间的联系，就可确定D错误。答案是C。
【例2】对重水（D2O）也可像定义pH一样定义pD，即pD=-lg[c（D+）]，现已知重水的离子积为1.6×10-15，以下关于pD的叙述正确的是（ ）
A.中性溶液pD等于7
B.在D2O中溶解0.01 mol DCl配成1 L溶液，则pD等于2.0
C.在D2O中溶解0.01 mol NaOD配成1 L溶液，则pD等于12.0
D.当由重水电离出来的c（D+）等于10-13mol·L-1 时，溶液的pD等于1或13
【迷点揭秘】答案是B。根据重水的离子积可判断pD等于7的溶液属于酸性溶液；0.01 mol NaOD配成1 L溶液后其pD应大于12.0。
二、突破“pH计算”的迷惑
同学们在进行pH计算时，下列情况容易导致错误，审题时要特别留心：
1.pH相等，则H+或OH-的浓度相等。如，pH=3的盐酸溶液与pH=3的H2SO4溶液的c（H+）是相等的；pH=12的NaOH溶液与pH=12的Ba（OH）2溶液的c（OH-）都是10-2mol·L-1。
2.计算强酸溶液稀释后的pH或强酸跟强酸混合后的pH，若溶液中酸电离出的c（H+）大，可将n（H+）看作常数，直接用如下公式计算混合后的H+
离子浓度：c（H+）=（c1、c2、V1、V2分别表
示混合前两溶液的浓度和体积）。若酸的浓度很小时，水电离平衡移动会明显影响n（H+），计算时不能忽略水电离产生的H+对溶液混合后的c（H+）的影响，如pH=6的盐酸溶液稀释100倍后，所得溶液的pH≠8，而是接近7且略小于7（pH<7的酸性溶液稀释后不可能变成pH>7的碱性溶液）。
3.计算强碱溶液稀释后的pH或强碱跟强碱混合后的pH时，一般可将n（OH-）看作常数。若碱的浓度很小时，还要考虑水电离产生的OH-对n（OH-）的影响，如pH=8的氢氧化钠溶液稀释100倍后，所得溶液的pH≠6，而是接近7且略大于7（pH>7的碱性溶液稀释后不可能变成pH<7的酸性溶液）。
4.计算强酸跟强碱溶液混合后的pH，要先考虑是酸碱恰好中和，还是H+或OH-过量，再转求pH。
【例3】对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是（ ）
A.该溶液l mL稀释至100 mL后，pH等于3
B.向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
C.该溶液中硝酸电离出的c（H+）与水电离出的c（H+）之比值为10-2
D.该溶液中水电离出的c（H+）是pH为3的硝酸中水电离出的c（H+）的100倍
【迷点揭秘】硝酸为强电解质，完全电离，稀释100倍，pH增大2。硝酸电离出的c（H+）为0.1 mol/L，水电离出的c（H+）为10-13 mol/L，二者之比应为1012。pH为3的硝酸中水电离出的c（H+）为10-11mol/L，故D项的比值应为1∶100。答案是AB。
【例4】250 mL pH=12的某一元强碱（MOH）溶液与250 mL 0.025 mol·L-1 的硫酸溶液相混合， 假设混合后液体体积为500 mL。试求：混合液的pH；若给混合液中分别滴入几滴甲基橙、无色酚酞、紫色石蕊试液，则溶液的颜色分别是什么？
【迷点揭秘】pH=12的一元强碱溶液中，c（OH-）
=0.01 mol·L-1，跟c（H+）=0.05 mol·L-1的稀硫酸混合后，溶液中c（H+）=0.02 mol·L-1，所以混合溶液的pH=1.7。
【答案】pH=1.7 变红色、变无色、变红色
三、突破“弱酸、弱碱电离平衡移动”的迷惑
高考对弱酸、弱碱溶液稀释后pH的计算不作要求，但常常会考查弱酸、弱碱电离平衡移动和pH估计等问题。
1.弱酸溶液稀释过程中，由于弱酸的电离平衡向电离方向移动，溶液中n（H+）的总数必定要增大。遇到弱酸稀释的问题时，可先看作“等浓度的强酸溶液稀释”问题，计算稀释后pH可能达到的最大值后，再考虑电离平衡移动，作合理估算（如例5）。 2.弱碱溶液稀释过程中，由于弱碱的电离平衡向电离方向移动，溶液中n（OH-）必定要增大。如遇到氨水稀释的问题时，可先看作“等浓度的氢氧化钠溶液稀释”问题，计算稀释后pH可能达到的最小值后，再考虑氨水的电离平衡移动，作合理估算。
3.在多元弱酸分步电离中，各步电离常数大小关系为K1>K2>K3>……>Kn，K1和K2之间一般都要相差4～5个数量级，所以多元弱酸（或碱）的酸（或碱）性主要由第一步电离决定。一般，要比较多元弱酸的酸性强弱，只要比较第一级电离常数即可，如H2CO3的Ka1=4.3×10-7，HClO的Ka=3.0×10-8，可知碳酸比次氯酸酸性强。
【例5】pH=3的醋酸溶液加水冲稀到原溶液体积的3倍，则稀释后的pH为（ ）
A.3.2 B.3.5 C.3.7 D.4
【迷点揭秘】pH=3的强酸溶液稀释到原体积的3倍时pH =3.5。弱酸稀释时电离平衡要向电离方向移动，故醋酸这样的弱酸稀释后pH必定比同pH的强酸溶液稀释后的小。答案是A。
【例6】在稀氨水溶液中存在如下平衡体系：NH3·H2ONH4++OH-，当增大溶液的pH时，c（NH4+）会（ ）
A.可能增大也可能减小 B.增大
C.减小 D.无变化
【迷点揭秘】溶液的pH增大，c（OH-）也要增大。对于平衡体系NH3·H2ONH4++OH-来说，有两种可能的情况：一是加入浓氨水，达到新平衡后NH4+、OH-的浓度都会增大；二是加入氢氧化钠等强碱溶液后，达到新平衡时NH4+离子浓度会减小。答案是A。
【例7】已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：
弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3
电离平衡常数（25℃） 1.8×l0-5 4.9×l0-10 K1= 4.3×l0-7，
K2=5.6×l0-11
则下列有关说法不正确的是（ ）
A.等物质的量浓度的各溶液的c（OH-）关系为：NaCN B.CH3COONa溶液中存在如下关系：c（Na+）> c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+）
C.体积都为500 mL、浓度都为0.5 mol·L-1的碳酸钠溶液跟醋酸溶液等体积混合，会放出0.25 mol二氧化碳气体
D.相同温度条件下，等浓度三种酸溶液相比电离度大小关系为：HCN 【迷点揭秘】醋酸、氢氰酸是一元弱酸，碳酸是二元弱酸，所以在比较碳酸跟其他弱酸溶液的酸性强弱、电离度大小、pH大小时，主要考虑碳酸的第一级电离常数（如选项D）。在比较Na2CO3跟其他盐溶液的水解程度、碱性强弱时主要考虑碳酸的第二级电离常数（如选项A）。答案是C。
【例8】常温下，pH=3的醋酸溶液和pH=13的氢氧化钠溶液等体积混合后（不考虑混合后溶液体积的变化），恰好完全反应。下列说法不正确的是（ ）
A.弱酸的浓度大于强碱的浓度
B.反应后的溶液呈碱性
C.原醋酸溶液中有1%的醋酸已电离
D.反应后的溶液中CH3OO-与CH3COOH两种微粒的平衡浓度之和为0.05 mol·L-1
【迷点揭秘】恰好完全反应说明两溶液中n（CH3COOH）、n（NaOH）相等，所以两溶液的物质的量浓度必定相等，根据“pH=13的氢氧化钠”可计算出两溶液的物质的量浓度都为0.1 mol·L-1。反应后的溶液由于醋酸钠水解而显碱性，选项B正确。醋酸的浓度为0.1 mol·L-1，pH=3，可计算出醋酸的电离度为1%。答案是A。
四、突破“水电离”的迷惑
溶液的酸碱性、弱电解质电离平衡、盐类水解、中和滴定等都直接涉及水的电离平衡移动，可以说抓住了水的电离平衡移动问题就抓住了解决这类问题的灵魂。
1.已知溶液的pH，计算溶液中由水电离产生的c（H+）时[或计算溶液中由水电离产生的c（OH-）时]，就考虑两种情况：第一是当水的电离受到抑制时；第二是当水的电离受到捉进时（如例9）。
2.研究温度升高对电解质溶液pH的影响，要结合水的电离平衡移动因素作灵活处理。具体可参照如下几种典型情况（如例10）：
①将常温下pH=1的硫酸溶液加热到100℃时，水的电离平衡正向移动，但水电离增加的H+对溶液中c（H+）的影响可忽略不计，所以溶液的pH仍为1；
②将常温下pH=14的氢氧化钠溶液加热到100℃时，水的电离平衡正向移动，水电离增加的OH-对溶液中c（OH-）的影响可忽略不计，但由于KW增大（从10-14?增大到约10-12）后溶液中c（H+）增大（从10-14??mol·L-1增大到约10-12mol·L-1），所以溶液的pH从14减小到12；
③将常温下pH=7的氯化钠溶液加热到100℃时，水的电离平衡正向移动，使溶液中c（H+）增大，pH减小到6左右；
④将常温下的碳酸钠溶液、硫酸铁溶液加热到100℃左右，由于水解平衡移动，溶液的pH都会有明显变化。一般可从 “电荷守恒”“阴、阳离子电荷总数守恒”两个点切入。
3.分析溶液中离子种类、离子浓度大小关系时，必须考虑弱电解质的电离、水的电离平衡、盐类水解等因素。以Na2S溶液为例，可以挖掘出以下（如图1）恒等式和不等式：
图1
解答这类题要抓住三个基本等式，注意灵活运用“移项”“代入具体值”“基本等式之间相加或相减”等代数运算方法（参考例11）。
【例9】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离出的c（OH-）可能为（ ） A.10-7 mol·L-1 B.10-6 mol·L-1
C.10-2 mol·L-1 D.10-12 mol·L-1
【迷点揭秘】分两种情况讨论。
第一，若溶质是碱（可能是强碱或者弱碱），由碱和水电离出的OH-的总浓度为10-2mol·L-1 ，而c（OH-）水=c（H+）=10-14/10-2=10-12mol·L-1 。
第二，如果溶质是强碱弱酸盐（经NaA表示），则A-与水电离产生的H+结合成弱电解质HA而促进了水的电离，溶液中的OH-完全来源于水的电离，即c（H+）水=c（OH-）水=10-2mol·L-1。
答案是CD。
【例10】将0.l mol·L-1的下列物质的水溶液从常温加热到80℃，溶液的pH基本不变的是（ ）
A.NaCl B.NaOH C.H2SO4 D.NH4Cl
【迷点揭秘】从常温升高到80℃，水的电离增大，水的电离平衡要向正向移动，温度升高过程中溶液中的H+、OH-总数都要增多。但对于0.l mol·L-1的硫酸来讲，由于溶液常温时c（H+）比较大，水的电离平衡正向移动增加的H+离子数不会对c（H+）产生明显影响。答案是C。
【例11】25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH=7时，下列关系正确的是（ ）
A.c（NH4+）=c（SO42-）
B.c（NH4+）>c（SO42-）
C.c（NH4+） D.c（OH-）+c（SO42-）=c（H+）+c（NH4+）
【迷点揭秘】25℃、pH=7时溶液显中性，c（OH-）
=c（H+）。氨水和硫酸混合后的溶液中共有NH4+、SO42-、H+、OH-四种离子，根据阴、阳离子所带的电荷数相等的规律可得出c（NH4+）=2c（SO42-）。答案选B。
五、突破“图象曲线”的迷惑
1.从图象曲线中搜索有关弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）强弱、电离度大小、电离常数大小等关键信息时，要特别注意，强酸跟弱酸比，稀释相同倍数时，弱酸溶液的pH变化幅度小，强酸溶液的pH变化幅度大（如例12）。
2.比较多元弱酸溶液中的离子浓度大小关系时，要学会将电离方程式信息跟图象信息结合起来，防止各种迷惑信息的干扰。如氢硫酸溶液中，c（H+）≈c（HS-），而c（S2-） 跟c（H+）或c（HS-）相比要相差多个数量级，千万不要依据电离方程式H2S2H++S2-错误地认为存在如下关系：2c（S2-）=c（H+），遇到例13这类的图象更应小心。
【例12】pH=2的A、B两种酸溶液各1 mL，分别加水稀释到1 L（其pH与溶液体积V的关系如图2）。下列说法正确的是（ ）
图2
①a=5时，A是强酸，B是弱酸
②若A、B都是弱酸，则5>a>2
③稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液的酸性强
④A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
A.①② B.②③ C.③④ D.①④
【迷点揭秘】酸溶液从1 mL稀释到1 L，强酸pH增大3，弱酸pH增大小于3。从图中看出A、B两种酸的强弱不同，A酸的酸性比B酸的酸性强，但并不表示A酸溶液的酸性比B酸溶液的酸性强，因为稀释后B酸溶液的氢离子浓度比A酸溶液的氢离子浓度大；pH=2的A、B两种酸溶液的浓度也不同，应该是B酸溶液比A酸溶液浓度大。答案是A。
【例13】某二元弱酸H2A溶液中存在下列电离平衡：H2AH++HA-、HA-H++A2-。如图3，将1.0 mol H2A分子加入1.0 L水中，溶液中HA-、H+、A2-的物质的量浓度随时间的变化与下列哪个图象基本吻合（ ）
图3
【迷点揭秘】有学生认为，由于存在两步电离，因此溶液中c（H+）比c（HA-）大，会误选A。实际上，对于大多数二元弱酸来说，第一步电离程度不大，第二步电离程度更小，第二步电离可忽略不计，即c（H+）≈c（HA-）。也有学生会误认为电离平衡时电离的速率、离子结合的速率相等，均等于离子浓度，从而误选C。答案选B。
一、突破“pH概念”的迷惑
pH概念看似简单，但是高考不会仅仅考查简单的概念，而是通过变化多端的情景来间接考查，转了几个弯，同学们可能就被迷惑了。pH概念和特征可总结成下表：
定义 pH= -lg[c（H+）]
用途 常用于表示稀溶液的酸碱性的强弱
适用范围 c（H+）或c（OH-）≤1 mol·L-1的稀溶液（pH范围一般在0～14）。超过这个范围时，用c（H+）或c（OH-）表示酸碱性更方便
特征 ①pH越小，酸性越强；pH越大，碱性越强。
②pH增加n个单位，c（H+）降至原来的，c（OH-）增大至原来的10n倍
【例1】下列说法正确的是（ ）
A.pH=12、pH=14的两种NaOH溶液比较，c（OH-）前者是后者的100倍
B.将pH=2、pH=4的两种稀HCl溶液等体积混合后，所得混合溶液的pH=3
C.当溶液中c（H+）=c（OH-）>10-7 mol·L-1时，其pH<7，溶液呈现中性
D.甲、乙两溶液的pH分别为6和8，则甲的H+数目是乙的100倍
【迷点揭秘】考生由于对pH定义式、pH与c（H+）的关系理解不深而导致错误，例如本题的A、B、D选项。用“pH= -lg[c（H+）]”定义式对A、B进行分析，就可确定其错误。理清pH、c（H+）、n（H+）之间的联系，就可确定D错误。答案是C。
【例2】对重水（D2O）也可像定义pH一样定义pD，即pD=-lg[c（D+）]，现已知重水的离子积为1.6×10-15，以下关于pD的叙述正确的是（ ）
A.中性溶液pD等于7
B.在D2O中溶解0.01 mol DCl配成1 L溶液，则pD等于2.0
C.在D2O中溶解0.01 mol NaOD配成1 L溶液，则pD等于12.0
D.当由重水电离出来的c（D+）等于10-13mol·L-1 时，溶液的pD等于1或13
【迷点揭秘】答案是B。根据重水的离子积可判断pD等于7的溶液属于酸性溶液；0.01 mol NaOD配成1 L溶液后其pD应大于12.0。
二、突破“pH计算”的迷惑
同学们在进行pH计算时，下列情况容易导致错误，审题时要特别留心：
1.pH相等，则H+或OH-的浓度相等。如，pH=3的盐酸溶液与pH=3的H2SO4溶液的c（H+）是相等的；pH=12的NaOH溶液与pH=12的Ba（OH）2溶液的c（OH-）都是10-2mol·L-1。
2.计算强酸溶液稀释后的pH或强酸跟强酸混合后的pH，若溶液中酸电离出的c（H+）大，可将n（H+）看作常数，直接用如下公式计算混合后的H+
离子浓度：c（H+）=（c1、c2、V1、V2分别表
示混合前两溶液的浓度和体积）。若酸的浓度很小时，水电离平衡移动会明显影响n（H+），计算时不能忽略水电离产生的H+对溶液混合后的c（H+）的影响，如pH=6的盐酸溶液稀释100倍后，所得溶液的pH≠8，而是接近7且略小于7（pH<7的酸性溶液稀释后不可能变成pH>7的碱性溶液）。
3.计算强碱溶液稀释后的pH或强碱跟强碱混合后的pH时，一般可将n（OH-）看作常数。若碱的浓度很小时，还要考虑水电离产生的OH-对n（OH-）的影响，如pH=8的氢氧化钠溶液稀释100倍后，所得溶液的pH≠6，而是接近7且略大于7（pH>7的碱性溶液稀释后不可能变成pH<7的酸性溶液）。
4.计算强酸跟强碱溶液混合后的pH，要先考虑是酸碱恰好中和，还是H+或OH-过量，再转求pH。
【例3】对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是（ ）
A.该溶液l mL稀释至100 mL后，pH等于3
B.向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
C.该溶液中硝酸电离出的c（H+）与水电离出的c（H+）之比值为10-2
D.该溶液中水电离出的c（H+）是pH为3的硝酸中水电离出的c（H+）的100倍
【迷点揭秘】硝酸为强电解质，完全电离，稀释100倍，pH增大2。硝酸电离出的c（H+）为0.1 mol/L，水电离出的c（H+）为10-13 mol/L，二者之比应为1012。pH为3的硝酸中水电离出的c（H+）为10-11mol/L，故D项的比值应为1∶100。答案是AB。
【例4】250 mL pH=12的某一元强碱（MOH）溶液与250 mL 0.025 mol·L-1 的硫酸溶液相混合， 假设混合后液体体积为500 mL。试求：混合液的pH；若给混合液中分别滴入几滴甲基橙、无色酚酞、紫色石蕊试液，则溶液的颜色分别是什么？
【迷点揭秘】pH=12的一元强碱溶液中，c（OH-）
=0.01 mol·L-1，跟c（H+）=0.05 mol·L-1的稀硫酸混合后，溶液中c（H+）=0.02 mol·L-1，所以混合溶液的pH=1.7。
【答案】pH=1.7 变红色、变无色、变红色
三、突破“弱酸、弱碱电离平衡移动”的迷惑
高考对弱酸、弱碱溶液稀释后pH的计算不作要求，但常常会考查弱酸、弱碱电离平衡移动和pH估计等问题。
1.弱酸溶液稀释过程中，由于弱酸的电离平衡向电离方向移动，溶液中n（H+）的总数必定要增大。遇到弱酸稀释的问题时，可先看作“等浓度的强酸溶液稀释”问题，计算稀释后pH可能达到的最大值后，再考虑电离平衡移动，作合理估算（如例5）。 2.弱碱溶液稀释过程中，由于弱碱的电离平衡向电离方向移动，溶液中n（OH-）必定要增大。如遇到氨水稀释的问题时，可先看作“等浓度的氢氧化钠溶液稀释”问题，计算稀释后pH可能达到的最小值后，再考虑氨水的电离平衡移动，作合理估算。
3.在多元弱酸分步电离中，各步电离常数大小关系为K1>K2>K3>……>Kn，K1和K2之间一般都要相差4～5个数量级，所以多元弱酸（或碱）的酸（或碱）性主要由第一步电离决定。一般，要比较多元弱酸的酸性强弱，只要比较第一级电离常数即可，如H2CO3的Ka1=4.3×10-7，HClO的Ka=3.0×10-8，可知碳酸比次氯酸酸性强。
【例5】pH=3的醋酸溶液加水冲稀到原溶液体积的3倍，则稀释后的pH为（ ）
A.3.2 B.3.5 C.3.7 D.4
【迷点揭秘】pH=3的强酸溶液稀释到原体积的3倍时pH =3.5。弱酸稀释时电离平衡要向电离方向移动，故醋酸这样的弱酸稀释后pH必定比同pH的强酸溶液稀释后的小。答案是A。
【例6】在稀氨水溶液中存在如下平衡体系：NH3·H2ONH4++OH-，当增大溶液的pH时，c（NH4+）会（ ）
A.可能增大也可能减小 B.增大
C.减小 D.无变化
【迷点揭秘】溶液的pH增大，c（OH-）也要增大。对于平衡体系NH3·H2ONH4++OH-来说，有两种可能的情况：一是加入浓氨水，达到新平衡后NH4+、OH-的浓度都会增大；二是加入氢氧化钠等强碱溶液后，达到新平衡时NH4+离子浓度会减小。答案是A。
【例7】已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：
弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3
电离平衡常数（25℃） 1.8×l0-5 4.9×l0-10 K1= 4.3×l0-7，
K2=5.6×l0-11
则下列有关说法不正确的是（ ）
A.等物质的量浓度的各溶液的c（OH-）关系为：NaCN
C.体积都为500 mL、浓度都为0.5 mol·L-1的碳酸钠溶液跟醋酸溶液等体积混合，会放出0.25 mol二氧化碳气体
D.相同温度条件下，等浓度三种酸溶液相比电离度大小关系为：HCN
【例8】常温下，pH=3的醋酸溶液和pH=13的氢氧化钠溶液等体积混合后（不考虑混合后溶液体积的变化），恰好完全反应。下列说法不正确的是（ ）
A.弱酸的浓度大于强碱的浓度
B.反应后的溶液呈碱性
C.原醋酸溶液中有1%的醋酸已电离
D.反应后的溶液中CH3OO-与CH3COOH两种微粒的平衡浓度之和为0.05 mol·L-1
【迷点揭秘】恰好完全反应说明两溶液中n（CH3COOH）、n（NaOH）相等，所以两溶液的物质的量浓度必定相等，根据“pH=13的氢氧化钠”可计算出两溶液的物质的量浓度都为0.1 mol·L-1。反应后的溶液由于醋酸钠水解而显碱性，选项B正确。醋酸的浓度为0.1 mol·L-1，pH=3，可计算出醋酸的电离度为1%。答案是A。
四、突破“水电离”的迷惑
溶液的酸碱性、弱电解质电离平衡、盐类水解、中和滴定等都直接涉及水的电离平衡移动，可以说抓住了水的电离平衡移动问题就抓住了解决这类问题的灵魂。
1.已知溶液的pH，计算溶液中由水电离产生的c（H+）时[或计算溶液中由水电离产生的c（OH-）时]，就考虑两种情况：第一是当水的电离受到抑制时；第二是当水的电离受到捉进时（如例9）。
2.研究温度升高对电解质溶液pH的影响，要结合水的电离平衡移动因素作灵活处理。具体可参照如下几种典型情况（如例10）：
①将常温下pH=1的硫酸溶液加热到100℃时，水的电离平衡正向移动，但水电离增加的H+对溶液中c（H+）的影响可忽略不计，所以溶液的pH仍为1；
②将常温下pH=14的氢氧化钠溶液加热到100℃时，水的电离平衡正向移动，水电离增加的OH-对溶液中c（OH-）的影响可忽略不计，但由于KW增大（从10-14?增大到约10-12）后溶液中c（H+）增大（从10-14??mol·L-1增大到约10-12mol·L-1），所以溶液的pH从14减小到12；
③将常温下pH=7的氯化钠溶液加热到100℃时，水的电离平衡正向移动，使溶液中c（H+）增大，pH减小到6左右；
④将常温下的碳酸钠溶液、硫酸铁溶液加热到100℃左右，由于水解平衡移动，溶液的pH都会有明显变化。一般可从 “电荷守恒”“阴、阳离子电荷总数守恒”两个点切入。
3.分析溶液中离子种类、离子浓度大小关系时，必须考虑弱电解质的电离、水的电离平衡、盐类水解等因素。以Na2S溶液为例，可以挖掘出以下（如图1）恒等式和不等式：
图1
解答这类题要抓住三个基本等式，注意灵活运用“移项”“代入具体值”“基本等式之间相加或相减”等代数运算方法（参考例11）。
【例9】室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离出的c（OH-）可能为（ ） A.10-7 mol·L-1 B.10-6 mol·L-1
C.10-2 mol·L-1 D.10-12 mol·L-1
【迷点揭秘】分两种情况讨论。
第一，若溶质是碱（可能是强碱或者弱碱），由碱和水电离出的OH-的总浓度为10-2mol·L-1 ，而c（OH-）水=c（H+）=10-14/10-2=10-12mol·L-1 。
第二，如果溶质是强碱弱酸盐（经NaA表示），则A-与水电离产生的H+结合成弱电解质HA而促进了水的电离，溶液中的OH-完全来源于水的电离，即c（H+）水=c（OH-）水=10-2mol·L-1。
答案是CD。
【例10】将0.l mol·L-1的下列物质的水溶液从常温加热到80℃，溶液的pH基本不变的是（ ）
A.NaCl B.NaOH C.H2SO4 D.NH4Cl
【迷点揭秘】从常温升高到80℃，水的电离增大，水的电离平衡要向正向移动，温度升高过程中溶液中的H+、OH-总数都要增多。但对于0.l mol·L-1的硫酸来讲，由于溶液常温时c（H+）比较大，水的电离平衡正向移动增加的H+离子数不会对c（H+）产生明显影响。答案是C。
【例11】25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH=7时，下列关系正确的是（ ）
A.c（NH4+）=c（SO42-）
B.c（NH4+）>c（SO42-）
C.c（NH4+）
【迷点揭秘】25℃、pH=7时溶液显中性，c（OH-）
=c（H+）。氨水和硫酸混合后的溶液中共有NH4+、SO42-、H+、OH-四种离子，根据阴、阳离子所带的电荷数相等的规律可得出c（NH4+）=2c（SO42-）。答案选B。
五、突破“图象曲线”的迷惑
1.从图象曲线中搜索有关弱酸（或弱碱）的酸性（或碱性）强弱、电离度大小、电离常数大小等关键信息时，要特别注意，强酸跟弱酸比，稀释相同倍数时，弱酸溶液的pH变化幅度小，强酸溶液的pH变化幅度大（如例12）。
2.比较多元弱酸溶液中的离子浓度大小关系时，要学会将电离方程式信息跟图象信息结合起来，防止各种迷惑信息的干扰。如氢硫酸溶液中，c（H+）≈c（HS-），而c（S2-） 跟c（H+）或c（HS-）相比要相差多个数量级，千万不要依据电离方程式H2S2H++S2-错误地认为存在如下关系：2c（S2-）=c（H+），遇到例13这类的图象更应小心。
【例12】pH=2的A、B两种酸溶液各1 mL，分别加水稀释到1 L（其pH与溶液体积V的关系如图2）。下列说法正确的是（ ）
图2
①a=5时，A是强酸，B是弱酸
②若A、B都是弱酸，则5>a>2
③稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液的酸性强
④A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
A.①② B.②③ C.③④ D.①④
【迷点揭秘】酸溶液从1 mL稀释到1 L，强酸pH增大3，弱酸pH增大小于3。从图中看出A、B两种酸的强弱不同，A酸的酸性比B酸的酸性强，但并不表示A酸溶液的酸性比B酸溶液的酸性强，因为稀释后B酸溶液的氢离子浓度比A酸溶液的氢离子浓度大；pH=2的A、B两种酸溶液的浓度也不同，应该是B酸溶液比A酸溶液浓度大。答案是A。
【例13】某二元弱酸H2A溶液中存在下列电离平衡：H2AH++HA-、HA-H++A2-。如图3，将1.0 mol H2A分子加入1.0 L水中，溶液中HA-、H+、A2-的物质的量浓度随时间的变化与下列哪个图象基本吻合（ ）
图3
【迷点揭秘】有学生认为，由于存在两步电离，因此溶液中c（H+）比c（HA-）大，会误选A。实际上，对于大多数二元弱酸来说，第一步电离程度不大，第二步电离程度更小，第二步电离可忽略不计，即c（H+）≈c（HA-）。也有学生会误认为电离平衡时电离的速率、离子结合的速率相等，均等于离子浓度，从而误选C。答案选B。