电解质溶液中的离子平衡问题不仅是中学化学知识的重点，也是高考的热点和难点。本文对该理论中存在的一些极易混淆的几组概念进行了归纳和解析，以供广大学生参考。 
　　一、强与弱的对立 
　　1.溶于水全部电离的电解质是强电解质，电离方程式用“=”连接，不存在电离平衡；溶于水部分电离的电解质是弱电解质，电离方程式用“？葑”连接，存在电离平衡，能够用化学平衡移动原理解释其电离平衡移动的方向。 
　　2.“有弱才水解，无弱不水解。”弱酸的酸根离子和弱碱金属阳离子部分水解，能够用化学平衡移动原理解释其水解平衡移动的方向。 
　　3.多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，多元弱酸酸根分步水解，以第一步水解为主。水解实质：弱酸根结合H+生成弱酸，弱碱阳离子结合OH-生成弱碱。 
　　4.加水稀释后的离子浓度大小关系用公式“CB=”来判断，溶液中c（H+）与c（OH-）相对大小用公式“KW=c（H+）·c（OH-）来判断。 
　　二、酸性与碱性的对立 
　　1.溶液的酸碱性取决于溶液中c（H+）与c（OH-）的相对大小，即当c（H+）>c（OH-）时，溶液显酸性；当c（H+）=c（OH-）时，溶液呈中性；当c（H+）<c（oh-）时，溶液显碱性。 　　2.弱酸、弱碱考虑电离，有“弱”的盐考虑水解。 
　　3.强酸酸式盐在水溶液中能电离出H+，多元弱酸酸式盐既能电离也能水解，当电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3；当电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、NaHS。 
　　4.K值大小可以估算弱电解质电离程度大小，K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。 
　　5.常温下，无限稀释7为限。 
　　三、完全反应与呈中性 
　　1.完全反应：当反应物按照物质的量之比等于化学计量系数之比参加反应，就认为恰好完全反应，对于酸碱中和反应来说，强酸与强碱恰好完全反应，溶液显中性；强酸与弱碱碱恰好完全反应，生成强酸弱碱盐，溶液显酸性；弱酸与强碱碱恰好完全反应，生成强碱弱酸盐，溶液显碱性；达到滴定终点说明酸碱恰好完全反应。 
　　2.呈中性：溶液中c（H+）=c（OH-）时，溶液呈中性。 
　　四、等式与不等式 
　　1.分析溶液中溶质的组成及相关的计量。 
　　2.掌握两个不等关系：电离平衡和水解平衡。 
　　3.掌握三个等式关系：电荷守恒、原子守恒、质子守恒，能够书写Na2CO3和NaHCO这两类具有代表意义物质的三个守恒关系。 
　　4.注意等体积混合后，溶液浓度为原来的一半。