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1.水的离子积常数
一定温度下，水溶液中H
+
和OH
-
离子的相对平衡浓度的乘积是一常数，以
表示。
称为水的离子积常数，简称离子积，可表示为：
=
c
eq
（H
+
）
c
eq
（OH
-
）
与其他化学平衡常数一样，只与温度有关而与浓度无关。由于水的电离是吸热反应，温度升高，
值增大。298K时，
值为1.0×10
-14
。
2.溶液的pH值
（1）定义
pH=-lg c eq （H + ） pOH=-lg c eq （OH - ）
（2）溶液的酸碱性表示：见表3-1。
表3-1 溶液的酸碱性
（3）pH值的应用范围：0～14。
当pH<0[ c eq （H + ）>1.0mol·L -1 ]或pH>14[ c eq （OH - ）>1.0mol·L -1 ]时，可直接用 c eq （H + ）、 c eq （OH - ）浓度表示溶液的酸碱性。
强电解质在溶液中是完全电离的，但由于离子间的相互作用、离子氛的形成，离子不能100%自由地发挥效能，使表观上实验所测的离子数目减小，因此，在测量电解质的依数性时，依数性变化的倍数总是小于完全电离时质点扩大的倍数。
1.离子强度
离子强度表示溶液中离子间相互牵制作用的强弱程度。
离子强度与溶液中所含离子的质量摩尔浓度和离子电荷数有关。可表示为：
当溶液浓度比较稀时， b i ≈ c i ，则：
2.活度（ a ）
活度为电解质溶液中实际发挥作用的离子浓度。
3.活度系数（ γ ）
活度系数是将离子浓度以活度表示时所需乘的校正系数。
4. 相互关系
活度与活度系数之间的关系： a = γc 。
溶液中离子浓度越大、离子所带电荷越多，离子强度越大，离子间相互牵制作用越强，活度系数越小，浓度与活度差别越大。
1.电离度
一定温度下，当弱电解质溶液达到电离平衡时，已电离的电解质分子数与电解质分子总数之比称为电离度，用符号 α 表示。
电离度的大小既取决于电解质的本性，又受浓度、温度、溶剂、其他电解质的存在等外界因素的影响。同浓度的不同弱电解质， α 越大，表示电离程度越大，此电解质越强；不同浓度的同一弱电解质，浓度越稀， α 越大。[但要注意： c （H + ）并不一定大，∵ c （H + ）= c · α ]
2.电离平衡常数
电离平衡常数是一定温度下，弱电解质达到电离平衡时的标准平衡常数。弱酸的标准电离平衡常数以
表示，弱碱的电离平衡常数以
表示。
只与温度有关，而与浓度无关。
越大，表示弱酸、弱碱的电离趋势越大，酸碱性越强。
3.电离度与电离平衡常数的关系
电离平衡常数和电离度都能反映弱电解质的电离程度。电离平衡常数是平衡常数的一种形式，只随温度变化不随浓度变化；电离度是转化率的一种形式，既随温度变化又随浓度变化。
两者之间的关系——稀释定律：
当
α
<5%时，
（一元弱酸）或
（一元弱碱）
4.同离子效应、盐效应
同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度减小的效应。
盐效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度略有增大的效应。
在产生同离子效应的同时也产生盐效应，只不过稀溶液中盐效应的影响远不如同离子效应大。因此，一般情况下，可忽略盐效应只考虑同离子效应。
5.不同类型弱电解质 c eq （H + ）、 c eq （OH - ）的近似计算
表3-2 不同类型弱电解质相对平衡浓度的近似计算
续表
1.缓冲溶液
缓冲溶液是能抵抗外来少量强酸、强碱以及适当的稀释和浓缩而保持本身pH值基本不变的溶液。
2.缓冲对
缓冲对是组成缓冲溶液的共轭酸碱对。如HAc-NaAc，NH 3 -NH 4 Cl，NaHCO 3 -Na 2 CO 3 。
3.缓冲作用原理
缓冲溶液中同时含有较大量的抗酸、抗碱成分。外加少量强酸、强碱时，可利用弱酸、弱碱的电离平衡移动抵抗并消耗掉，从而使溶液的pH值基本不变。
4.缓冲容量
（1）定义：在单位体积（1L或1mL）缓冲溶液中，使pH值改变一个单位所需加入的一元强酸H + 或一元强碱OH - 的物质的量（mol或mmol）。可表示为：
a 、 b 分别代表酸、碱的量。
显然， β 越大，缓冲能力越强；反之，缓冲能力越弱。
（2）影响因素
①当缓冲对浓度比固定时，总浓度越大， β 越大。一般配制时，总浓度控制在0.05～0.5mol·L -1 。
②当总浓度固定时，浓度比越接近于1， β 越大。浓度比等于1时， β 最大。
（3）缓冲范围：缓冲对的浓度比越接近于1，
β
越大。浓度比过大或过小，缓冲溶液将会失去缓冲作用。因此，为使所配制的缓冲溶液具有较大的缓冲容量，浓度比一般控制在
10之间，代入缓冲溶液pH值、pOH值近似计算公式可得到相应缓冲溶液pH值有效范围，简称缓冲范围。即：pH=p
±1
或
（4）不同类型的缓冲溶液的pH值计算公式：见表3-3。
表3-3 不同类型缓冲溶液的pH值计算
1.盐类水解定义
组成盐的离子与水电离出的H + 或OH - 反应，生成弱酸或弱碱的过程，称为盐类水解。
2.水解度（ h ）
水解度类似于电离平衡中的电离度。可表示为：
3.影响盐类水解的因素
（1）盐的本性：组成盐的弱酸、弱碱越弱，
越小，
越大，
h
越大，越易水解。
（2）温度的影响：通常盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度加大。
（3）浓度的影响：对于弱酸强碱盐、强酸弱碱盐，稀释可促进水解，类似于一元弱酸、弱碱的稀释定律。对于弱酸弱碱盐影响较复杂，一般可粗略地认为无影响。
（4）酸度的影响：水解显酸性的盐，加酸抑制水解，加碱促进水解。水解显碱性的盐，加酸促进水解，加碱抑制水解。
4.各类盐溶液的酸碱性和 c eq （H + ）、 c eq （OH - ）值近似计算
表3-4 各类盐溶液的酸碱性和相对平衡浓度的近似计算
注：目前有许多教材已不将盐类水解单列一节，而是将其归为酸碱一类，这样大大减少了公式数量，便于学习掌握。
1.酸碱质子论
（1）酸碱定义：凡是能给出质子的任何分子或离子均为酸。
凡是能接受质子的任何分子或离子均为碱。
（2）酸碱特点
①质子论中所有酸碱均是共轭的。
②酸、碱均可以是分子、正离子、负离子。
③有些物质既可为酸又可为碱，称两性物质。
④酸的酸性越强，其共轭碱的碱性越弱；酸的酸性越弱，其共轭碱的碱性越强。
⑤质子论中没有盐的概念，电离理论中的盐在这里均是离子酸或离子碱。
（3）酸碱反应
①反应实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。
②质子论把经典反应中的电离、水解、中和等都理解为质子传递平衡，都是酸碱反应。
（4）酸碱强度
①定性讨论：同一溶剂不同酸碱的相对强弱取决于酸碱本身给出质子和接受质子的能力，给出质子的能力强，酸性强；接受质子的能力强，碱性强。同一酸碱不同溶剂的酸碱相对强弱取决于溶剂给出质子和接受质子的能力，溶剂接受质子的能力强，酸性强；溶剂给出质子的能力强，碱性强。
②定量表示——酸碱常数：由于酸碱的固有程度无法确定，因此只能选用一种两性溶剂作为标准来确定其相对值。通常选用水作为两性溶剂，则：
酸+H
2
O
H
3
O
+
+共轭碱
（酸常数）
碱+H
2
O
共轭碱+OH
-
（碱常数）
酸碱常数之间的关系：
由此可知，已知酸的酸常数即可求出其共轭碱的碱常数，反之亦然。
盐是质子论中的离子酸或离子碱，其水解常数即是离子酸的酸常数或离子碱的碱常数。
2.酸碱电子论
（1）酸碱定义：凡是能接受电子对的分子、离子、原子团均为酸。
凡是能给出电子对的分子、离子、原子团均为碱。
（2）酸碱反应的实质：形成配位键并生成配合物的过程。
（3）酸碱反应类型：酸碱加合反应、酸取代反应、碱取代反应、双取代反应。