弱電解質的電離與鹽類的水解是電解質理論的重要內容，具有難度大、靈活性強、知識瑣碎等特點，是高考中的?？贾R點。
弱電解質的電離
1. 從分類角度掌握常見的強、弱電解質
2. 電離方程式的書寫
3. 水的電離及電離平衡移動
【考向拓展】
4. 表示溶液酸堿性的量及pH的測定
5. 溶液稀釋時pH變化規律
【考向拓展】“成語法”巧記溶液酸堿性變化規律
① 溫度恒定時，改變其他條件，溶液中c(OH-)與c(H+)的變化遵循“此起彼伏”或“此消彼長”的規律，因為c(H+)·c(OH-)=KW為定值。如稀釋CH3COOH溶液時，c(OH-)隨c(H+)的減小而增大。
② 常溫時，pH之和為14的強堿溶液與弱酸溶液（或弱堿溶液與強酸溶液）等體積混合，溶液的酸堿性遵循“以弱勝強”的規律。如pH=2的CH3COOH溶液與pH=12的燒堿溶液等體積混合，溶液顯酸性，其實質是CH3COOH過量。
③ 等濃度、等體積的強堿溶液與弱酸溶液（或弱堿溶液與強酸溶液）混合，溶液的酸堿性遵循“恃強凌弱”的規律。如等濃度、等體積的燒堿溶液與CH3COOH溶液混合，溶液顯堿性，其實質是CH3COOH與NaOH恰好完全反應，CH3COO-發生水解。
6. 實驗設計（以證明HA是弱酸為例）
