1电离平衡
    疑点一：电解质和非电解质的概念
　　解析：电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。
　　非电解质：在水溶液里或熔化状态下都不导电的化合物。
　　(1)电解质、非电解质均是化合物，它们是根据在一定条件下能否电离加以区分的，单质、混合物既不是电解质也不是非电解质。
　　(2)电解质不一定能导电，能导电的物质不一定是电解质。如食盐晶体、氯化氢气体是电解质但不导电；如金属单质能导电但不是电解质。
　　(3)水溶液能导电的化合物不一定是电解质，如CO₂、SO₂、NH₃溶于水能导电的原因是生成的H₂CO₃、H₂SO₃、NH₃•H₂O电离所致，CO₂、SO₂、NH₃本身不能导电，故它们是非电解质。

    疑点二：强电解质和弱电解质的概念
　　解析：强电解质：在水溶液里全部电离为离子的电解质。包括强酸、强碱、大部分盐类。
　　弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子的电解质。包括弱酸、弱碱、水等。
　　(1)两者主要区别是在水里能不能完全电离，是否存在电离平衡，而不是溶液的导电能力的强弱。如BaSO₄、AgCl虽然溶解度小，因溶解的部分能完全电离，所以仍属强电解质。
　　(2)强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。如较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。CaCO₃虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。

    疑点三：电离方程式和水解离子方程式
　　解析：(1)电离方程式：强电解质(强酸、强碱、大部分盐等)完全电离，书写时用“==”号；弱电解质部分电离，书写时用“”号；
　(2)水解离子方程式：
　　①盐类的水解一般较弱，书写时用“”号，产物中的弱电解质不标“↑”或“↓”，也不发生分解。如H2CO₃、NH₃•H₂O等生成物不写成其分解产物的形式。如C_n^－＋H₂O==HC_n＋OH^－
　　②多元弱酸盐的水解要分步写，但由第一步水解为主。“几价分几步，为主第一步”如CO₃^2－＋H₂OHCO₃^－＋OH^－(主要)；HCO₃^－＋H₂OH₂CO₃＋OH^－(次要)
　　③多元弱碱盐的水解直接一步完成。如Al^3＋＋3H₂OAl(OH)₃＋3H^＋
　　例1.离子方程式NH₄^＋＋2H₂ONH₃•H₂O＋H₃O^＋所代表的是(B)
　　A.氨水与盐酸反应的逆反应
　　B.氯化铵晶体溶于水
　　C.碳酸氢铵与过量的盐酸溶液反应
　　D.氯化铵溶液与过量氢氧化钠溶液反应

2水的电离和溶液的pH值
　　水的电离及电离平衡移动知识的教学，对学生了解溶液的酸碱性以及pH具有重要的意义，也为下一节盐类的水解以及高三电解食盐水等知识的教学奠定了很重要的基础。
　　疑点一：为什么酸溶液中还有OH^－，碱溶液中还有H^＋?
　　解析：任何水溶液中，H^＋与OH^－同时存在，而且其H^＋浓度与OH^－浓度的乘积总是一个常数。在酸性溶液中，不是没有OH^－，而是其中的c(H^＋)＞c(OH^－)；在碱性溶液中，不是没有H^＋，而是其中的c(OH^－)＞c(H^＋)；在中性溶液中，并不是没有H^＋和OH^－，而是c(H^＋)=c(OH^－)。因为任何水溶液中，都存在水的电离，而且水所电离而生成的[H^＋]=[OH^－]，这与H^＋和OH^－不能大量共存不矛盾。主要区别于量的大小。

　　疑点二：在纯水中加入酸或碱，均可使水的电离平衡向左移动；在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均可促进水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动。
　　小结：
　　①酸溶液中：溶液中c(H^＋)约等于酸电离出来的c(H^＋)，通过求溶液中的c(OH^－)就是水电离出来的。
　　②碱溶液中：溶液中c(OH^－)约等于碱电离出来的c(OH^－)，通过求溶液中的c(H^＋)就是水电离出来的。
　　③水解呈酸性的盐溶液中，溶液中c(H^＋)就是水电离出来的。
　　④水解呈碱性的盐溶液中，溶液中c(OH^－)就是水电离出来的。
　　例2.某溶液中由水电离产生的c(H^＋)=1×10^－10mol /L，该溶液中的溶质不可能是(①)
　　A .Na₂CO₃   B.FeCl₃    C.NaOH    D.HCl
　　
3盐类的水解
　　本节教材涉及的知识面较宽，综合性较强，是前面已学过的电解质的电离、水的电离平衡和水的离子积，以及平衡移动原理等知识的综合应用。
　　疑点一：CH3COONa电离出来的CH₃COO^－可以水解，CH₃COO^－＋H₂OCH₃COOH＋OH^－，为什么CH₃COOH电离出来的CH₃COO^－不会水解？
　　解析：盐类水解的实质是盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子跟水电离出来的H^＋或OH^－结合，生成难电离的弱酸或弱碱，破坏水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动。所以会发生水解的弱酸阴离子或弱碱阳离子必须是盐电离出来的。
　　疑点二：NH₄^＋＋H₂ONH₃•H₂O＋H＋，水解后为什么显酸性？应该是碱性，因为水解生成了NH₃•H₂O，而NH₃•H₂O是碱性物质。
　　解析：NH₄^＋与水电离出来的OH^－结合生成了难电离的弱电解质NH₃•H₂O，促使H₂O的电离，使溶液c(H^＋)增大，结果c(H^＋)＞c(OH^－)，从而使溶液显酸性。NH₃•H₂O本身不具有碱性，但NH₃•H₂O溶液是碱性的，是因为NH₃•H₂O在溶液中会电离出OH^－。
　　
　　4酸碱中和滴定
　 　本节教材属分析化学的内容，主要讨论定量分析中强酸与强碱的中和滴定。酸碱中和滴定操作简便、快速，并且有足够的准确性，因此，该方法具有很大的实用价 值，在工农业生产和科学研究中被广泛使用。本节教材尽管对中和滴定的操作要求并不高，但并不能因此而降低本节教材教学的重要实际意义。酸碱中和滴定原理主 要讨论了三个问题：第一，酸碱中和反应的实质；第二，酸碱中和滴定的计量依据和计算；第三，如何准确判断中和反应是否恰好进行完全。说明可以选择合适的指 示剂，并根据指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化来准确判断中和反应是否恰好进行完全。
　　疑点一：为什么不用石蕊作指示剂？
　 　解析：选择指示剂要注意两个问题，①指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要接近，越接近越好。②选择指示剂时，一般要求变色明显。不选用石蕊作指示剂的 主要原因是滴定到终点时由“红色→紫色”或由“蓝色→紫色”的颜色变化不够明显，不利于对滴定的终点做出及时、准确的判断。

　　疑点二：酚酞或甲基橙作指示剂颜色变化时的pH不等于7，为什么可以用来准确判断中和反应是否恰好进行完全？
　　解析：根据指示剂的变色判断出的滴定终点，并不是酸和碱完全反应的等当点，没有一种指示剂的变色恰好是酸碱完全中和之点，因此把滴定终点看作等当点。