| 與化學平衡之間的聯系 | |
| 弱電解質的電離 | 電離平衡實質上就是一種化學平衡，可以用化學平衡移動原理對弱電解質的電離平衡作定性的、或定量的分析。根據電離度大小可比較弱電解質相對強弱，根據相應鹽的水解程度也可比較弱電解質的相對強弱。 |
| 水的電離 | 水是一種很弱的電解質，加酸、加堿會抑制水的電離，升高溫度會促進水的電離。Kw=[OH-][H+]是水的電離平衡的定量表現，H+、OH-濃度可以用這個關系進行換算。 |
| 鹽類水解 | 鹽類水解（如F- + H2O HF + OH-）實質上可看成是兩個電離平衡移動的綜合結果：①水的電離平衡向正方向移動（H2OH++OH-），②另一種弱電解質的電離平衡向逆方向移動（HF F-+H+）。也可以看成是中和反應的逆反應，升高溫度會促進水解。 |
| 中和滴定 | 水的電離程度很小， H++OH-=H2O的反應程度很大，所以可以利用這個反應進行中和滴定實驗，測定酸或堿溶液的濃度。 |
| 原電池反應和電解反應 | 原電池反應和電解反應實質是氧化還原反應，其特點是一個氧化還原反應分成了兩個電極反應（卻氧化反應、還原反應分別在不同的電極發生反應）。一些原電池的電極反應（如鋼鐵的吸氧腐蝕正極的電極反應O2+2H2O+4e = 4OH-）涉及到水的電離平衡移動造成pH變化。電解硫酸、氫氧化鈉、氯化鈉等溶液過程中，在陰極或陽極附近由于電極反應而使水的電離平衡發生移動造成pH變化。 |
三．溶液中微粒數目多少的比較
電解質的電離、鹽類水解、中和反應、原電池和電解池中的有關反應都遵循“守恒”規律，不同的情況下可從不同角度挖掘守恒關系。
四、 中和滴定
1.中和滴定的定義
中和滴定又稱酸堿滴定。利用已知濃度的酸(或堿)，通過滴定來測定未知濃度的堿(或酸)。進行中和滴定時，酸、堿的濃度一般都用摩爾濃度表示。
2.中和滴定的操作步驟是：
做好滴定前的準備工作①洗凈滴定管；②檢查滴定管是否漏水；③往滴定管里裝標準溶液，將液面調至“0”刻度。
(2)滴定。以已知濃度的鹽酸測定氫氧化鈉浴液濃度為例。①用移液管量取25毫升待測氫氧化鈉溶液放入錐形瓶里，滴入幾滴甲基橙指示劑。振蕩錐形瓶使溶液充分混合，這時溶液呈黃色。②把錐形瓶放在酸式滴定管的下面，瓶下墊一白瓷板或一張白紙。右手拿住錐形瓶，左手小心地旋轉酸滴定管的旋塞使酸滴下，邊滴邊搖動錐形瓶(向一個方向作圓周轉動)，直到加入一滴酸后溶液顏色從黃色變為橙色，靜置半分鐘顏色不再變化，這就表示已到達滴定終點。③讀取滴定管液面所在刻度的數值，記錄。④將錐形瓶里的溶液倒掉，用自來水沖洗干凈最后用蒸餾水淋洗一次。按上述滴定方法重復兩次，記錄每次滴定所用酸液的體積數。⑤求出三次滴定數據的平均值，用以計算待測氫氧化鈉溶液的摩爾濃度。如果是用已知濃度的氫氧化鈉溶液測定鹽酸的濃度，要先用移液管量取鹽酸放入錐形瓶里，加入2滴酚酞指示劑。把氫氧化鈉溶液注入堿式滴定管里進行滴定。滴定三次后用平均值計算出鹽酸的摩爾濃度。
3.中和滴定是利用酸堿中和反應來測定強酸或強堿溶液的濃度。這是由于強酸、強堿之間的中和反應符合如下幾個條件：①反應程度大，H+和OH-之間能完全反應，可根據n(H+)=n(OH-)進行計算；②可通過酸堿指示劑的顏色變化來快速判斷反應的終點。
實際上在化學研究、實際生產中除了中和滴定、氧化還原滴定以外，還有多種滴定實驗，如絡合滴定實驗（利用絡合反應進行滴定實驗）、沉淀滴定（利用反應中生成沉淀的反應進行滴定實驗）實驗等等。
五.判斷反應終點
1.雙指示劑法分階段判斷反應終點。如：為了測定碳酸鈉和氫氧化鈉混合溶液中碳酸鈉、氫氧化鈉的濃度，實驗室常用雙指示劑法進行滴定。即先在待測的混合溶液中加幾滴酚酞，再用標準的酸溶液滴定，滴至淺紅色剛好褪去，記下用去酸溶液的體積（V1）；再在混合溶液中加入甲基橙，繼續用標準酸溶液滴定，滴到溶液變成橙色，記下用去酸溶液的體積（V2）。根據V1、V2就可計算出混合溶液中碳酸鈉和氫氧化鈉的濃度。
2.反應物本身作指示劑判斷反應終點。有的反應中，可利用反應物本身的顏色來判斷反應終點。在用標準的高錳酸鉀溶液滴定某種亞鐵鹽溶液時，由于高錳酸鉀顯較深的紫紅色，開始階段滴入的高錳酸鉀立刻反應掉，溶液不變色。當滴定到終點后，再滴入一滴高錳酸鉀溶液可使溶液顯紫紅色，根據這一點就可快速判斷反應的終點。因此，在這類滴定實驗中，高錳酸鉀本身就可起到了指示劑的作用。
3.其它方法判斷反應終點。中和滴定實驗一般用酸堿指示劑來判斷反應的終點，在滴定實驗中還會用其它一些方法來判斷反應終點。如： 把Ba(OH)2溶液逐滴滴入磷酸溶液中時，反應分步進行先生成Ba(H2PO4)2、再生成BaHPO4、最后生成Ba3(PO4)2，由于BaHPO4和Ba3(PO4)2難溶于水、Ba(H2PO4)2易溶于水，所以在用標準Ba(OH)2溶液滴定未知濃度的磷酸溶液時，不需加酸堿指示劑，滴到剛生成白色沉淀振蕩不溶解就可判斷出第一步反應的終點。有的滴定實驗中也可用測定溶液的導電性方法來判斷反應的終點。
六.實驗的方法和技巧
1.間接滴定法。如實驗室直接測定NH4+離子濃度比較困難，化學實驗中就用以下方法來間接地測定：先在待測溶液中加入足量的甲醛溶液，發生如下反應
4NH4+ + 6HCHO (CH2)6N4+4H++6H2O
再用標準強堿溶液滴定所得溶液，可測定出反應所生成的H+濃度，進而就可計算出原試樣中銨根離子的濃度。
也用這種方法來測定硼酸的濃度，在硼酸溶液中加甘油溶液，再用標準強堿溶液來滴定。
2.反滴定法。測定NH4+的濃度也可以用下列方法：先在待測溶液中加入過量的一定體積的標準堿溶液，加熱使生成NH3揮發除去，再用標準酸溶液來滴定加熱后溶液中剩余的過量堿。從而計算出NH4+的濃度。化學研究中常用這種方法來測定一些物質的濃度。
