高考化学二轮复习 弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性试题

魁夺市安身阳光实验学校专题18 弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性
考点一弱电解质的电离平衡
[考试]
知识条目必考要求加试要求
1.几种典型的弱电解质 a a
2.弱电解质水溶液中的电离平衡 a b
3.弱电解质的电离方程式 b b
1．弱电解质
(1)概念
(2)与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。

(3)常见的弱电解质
试写出H2O、氢氟酸、醋酸、次氯酸、氢氰酸、一水合氨的电离方程式。

H2O：H2O H＋＋OH－；
HF：HF H＋＋F－；
CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋；
HClO：HClO H＋＋ClO－；HCN：HCN H＋＋CN－；
NH3·H2O：NH3·H2O NH＋4＋OH－。

2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。

(2)电离平衡的特征
(3)外界条件对电离平衡的影响
①内因：弱电解质本身的性质。

②外因：浓度、温度、加入试剂等。

(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。

以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例：CH3COOH CH3COO－＋H＋(正向吸热)。

实例(稀溶液) CH3COOH H＋＋CH3COO－ΔH>0
改变条件平衡移动方向n(H＋) c(H＋) 导电能力K a
加水稀释→增大减小减弱不变加入少量冰醋酸→增大增大增强不变
通入HCl(g) ←增大增大增强不变
加NaOH(s) →减小减小增强不变
加入镁粉→减小减小增强不变
升高温度→增大增大增强增大加CH3COONa(s) ←减小减小增强不变
正误辨析
正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)AgCl 的水溶液不导电，而CH 3COOH 的水溶液能导电，故AgCl 是弱电解质，CH 3COOH 是强电解质(×)
(2)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子(√) (3)弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等(×)
(4)氨气溶于水，当c (OH －
)＝c (NH ＋
4)时，表明NH 3·H 2O 的电离处于平衡状态(×) (5)电离平衡向右移动，电解质分子的浓度一定减小，而离子的浓度一定增大(×)
(6)稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度一定减小(×) 题组一 改变条件，平衡移动，判结果变化
1．将浓度为0.1 mol·L －1 HF 溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的
是( ) A ．c (H ＋
)
B ．K a (HF)
C.c F －c H
＋
D.
c H ＋c HF
答案 D
解析 HF 为弱酸，存在电离平衡：HF
H ＋
＋F －。

根据勒夏特列原理：当改
变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的
移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c (H ＋
)减小，A 错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数K a 不变，B 错误；当溶液无限稀释时，c (F －
)不断减小，但c (H ＋
)接近10－7
mol·L －1
，所以
c F －c H ＋减小，C 错误；c H ＋c HF ＝n H ＋
n HF
，由于加水稀释，平衡正向移动，
所以溶液中n (H ＋
)增大，n (HF)减小，所以c H ＋
c HF
增大，D 正确。

2．25 ℃ 时，把0.2 mol·L －1
的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y 表示的是( ) A ．溶液中OH －
的物质的量浓度 B ．溶液的导电能力
C ．溶液中的
c CH 3COO －c CH 3COOH
D ．CH 3COOH 的电离程度 答案 B
解析 25 ℃时，0.2 mol·L －1的醋酸稀释过程中，随着水的加入溶液中OH
－
的浓度增大(但不会超过10－7
mol·L －1
)，CH 3COOH 的电离程度增大，CH 3COO
－
数目增多，CH 3COOH 数目减少，但溶液中CH 3COO －
的浓度减小，溶液的导电能力减弱。

题组二 平衡移动，结果变化，判采取措施 3．稀氨水中存在着下列平衡：NH 3·H 2O
NH ＋
4＋OH －
，若要使平衡向逆反应方
向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是( )
①NH4Cl固体②硫酸③NaOH固体④水⑤加热
⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
答案C
解析若在氨水中加入NH4Cl固体，c(NH＋4)增大，平衡向逆反应方向移动，c(OH －)减小，①不合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c(OH－)减小，平衡向正反应方向移动，②不合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH－)增大，平衡向逆反应方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正反应方向移动，但c(OH－)减小，④不合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，⑤不合题意；加入少量MgSO4固体发生反应生成Mg(OH)2沉淀，溶液中c(OH－)减小，⑥不合题意。

4．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的值增大，可以采取的措施是( )
①加少量烧碱溶液②升高温度③加少量冰醋酸
④加水
A．①② B．①③ C．②④ D．③④
答案C 解析本题中提供的四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，但①、③会使c(H＋)/c(CH3COOH)的值减小。

题组三强酸与弱酸的比较
5．在一定温度下，有a.盐酸b．硫酸c．醋酸三种酸：
(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是
________________(用字母表示，下同)。

(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是______________。

(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________________。

(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是__________。

(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为
______________，反应所需时间的长短关系是__________。

(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是
___________________________________________________________________ _____。

(7)将c(H＋)相同、体积相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH
＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为__________。

答案(1)b>a>c (2)b>a＝c (3)c>a>b
(4)c>a＝b (5)a＝b＝c a＝b>c (6)c>a＝b
(7)c>a＝b
解析解答本题要注意以下三点：①HCl、H2SO4都是强酸，但H2SO4是二元酸；
②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离；③醋酸溶液中存在
CH3COOH CH3COO－＋H＋的电离平衡。

6．(2016·金华十校9月高三模拟)pH＝11的x、y两种碱溶液各5 mL，分别稀释至500 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示。

下列说法正确的是( )
A．x是强碱，y是弱碱
B．若x、y是一元碱，则等物质的量浓度的x的硝酸盐溶液的pH比y的硝酸盐溶液大
C．若x、y是一元碱，室温下pH＝11的x、y两种碱溶液的浓度相同
D．完全中和x、y两溶液时，消耗同浓度稀硫酸的体积V(x)＞V(y)
答案B
解析由题图知x的碱性强于y，因a值不确定，故不能推断x是否为强碱，A错；pH＝11的两种碱c(y)＞c(x)，C错；完全中和5 mL pH＝11的两溶液时，y消耗的酸多，D错。

7．(2016·桐乡高级中学高二上期中)(1)25 ℃时，①0.1 mol·L－1的醋酸
②0.1 mol·L－1的硫酸③0.1 mol·L－1的氨水④0.1 mol·L－1的NaOH溶液，其pH由小到大的顺序是________(填序号)。

(2)某一元弱酸溶液(A)与二元强酸(B)的pH相等。

若将两溶液稀释相同的倍数后，pH(A)________(填“＞”、“＝”或“＜”，下同)pH(B)。

现用上述稀释溶液中和等浓度等体积的NaOH溶液，则需稀释溶液的体积V(A)________V(B)。

(3)已知：二元酸H2R 的电离方程式是H2R===H＋＋HR－，HR －R2－＋H＋，若0.1 mol·L－1 NaHR溶液的c(H＋)＝a mol·L－1，则0.1 mol·L－1 H2R溶液中c(H ＋)________(填“＜”、“＞”或“＝”)(0.1＋a) mol·L－1，理由是
_______________________________________。

答案(1)②①③④
(2)＜＜
(3)＜H2R中第一步电离出的H＋对HR－的电离产生了抑制作用
解析(1)①醋酸为弱电解质，部分电离，0.1 mol·L－1的醋酸氢离子浓度小于0.1 mol·L－1；②硫酸为强电解质，0.1 mol·L－1的硫酸中氢离子浓度为0.2 mol·L－1；③一水合氨为弱电解质，部分电离，0.1 mol·L－1的氨水中氢氧根离子浓度小于0.1 mol·L－1；④氢氧化钠为强电解质，完全电离，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中氢氧根离子浓度为0.1 mol·L－1。

考点二电离度、电离平衡常数及水的离子积常数(加试)
[考试]
知识条目必考要求加试要求
1.电离度及其简单计算 c
2.电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系 b
3.多元弱酸的分步电离 a
4.水的离子积常数 b
1．电离度
(1)电离度概念与表达式
一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占电解质分子总数的百分数。

(常用符号α表示)
可用数学式表达为
α＝电解质已电离分子数
电解质分子总数
×100%
或α＝
已电离电解质物质的量mol
溶液中电解质总物质的量mol
×100%
或α＝已电离电解质浓度mol·L－1
溶液中电解质浓度mol·L－1
×100%
即α＝Δc
c
×100%(c：电解质浓度，Δc：已电离电解质浓度)
注意①电离度适用于达平衡的电解质溶液。

②在相同温度和相同浓度下，电离度大小可表示弱电解质的相对强弱。

电离度越小，电解质越弱。

(2)影响电离度的因素
①温度：在其他条件不变时，升高溶液温度，电离平衡向电离方向移动，电离度增大。

②浓度：其他条件不变时，增大弱电解质溶液浓度，平衡向电离方向移动，但电离度减小。

若降低弱电解质溶液浓度，平衡向电离方向移动，电离度增大，通常在温度一定时电离度与溶液浓度平方根成反比。

③其他电解质的加入：如同离子效应，加入与弱电解质电离有相同离子的强电解质时，会使弱电解质电离度降低。

2．电离平衡常数
(1)①填写下表
弱电解质电离方程式电离常数
NH3·H2O NH3·H2O NH＋4＋OH－K b＝1.7×10－5
CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋K a＝1.7×10－5
HClO HClO H＋＋ClO－K a＝3.0×10－8
②CH3酸性大于(
据：相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强。

③电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱。

电离平衡常数越大，电离程度越大。

多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。

④外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温
度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K 值增大，原因是电离是吸热过程。

(2)碳酸是二元弱酸 ①电离方程式是H 2CO 3H ＋＋HCO －
3，
HCO －
3
H ＋＋CO 2－
3。

②电离平衡常数表达式：K a1＝
c H ＋·c HCOo\al(－,3)c H 2CO 3，
K a2＝c H ＋·c COo\al(2－,3)
c HCOo\al(－,3)。

③比较大小：K a1>K a2。

(3)几种多元弱酸的电离常数(25 ℃)
多元弱酸 电离常数
H 2S
K a1＝9.1×10－8 K a2＝1.1×10－12 H 2C 2O 4
K a1＝5.9×10－2
K a2＝6.4×10－5 H 3PO 4
K a1＝7.52×10－3
K a2＝6.23×10－8 K a3＝2.2×10－13
H 3C 6H 5O 7 (柠檬酸)
K a1＝7.1×10－4
K a2＝1.68×10－5 K a3＝4.1×10－7
3.水的离子积常数
K w ＝c (H ＋)·c (OH －)。

(1)室温下：K w ＝1×10
－14。

(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w 增大。

(3)适用范围：K w 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

(4)K w 揭示了在任何水溶液中均存在H ＋和OH －
，只要温度不变，K w 不变。

注意 (1)水的离子积常数K w ＝c (H ＋
)·c (OH －
)，其实质是水溶液中的H ＋
和OH
－
浓度的乘积，不一定是水电离出的H ＋和OH －
浓度的乘积，所以与其说K w 是水
的离子积常数，不如说是水溶液中的H ＋
和OH －
的离子积常数。

即K w 不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。

不管哪种溶液均有c (H ＋
)H 2O ＝c (OH
－
)H 2O 。

(2)水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H ＋
和OH
－
共存，只是相对含量不同而已。

正误辨析
正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)电离平衡向右移动，电离度一定增大，而电离平衡常数不一定增大(×) (2)电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱(√)
(3)电离平衡常数大的酸溶液中的c (H ＋
)一定比电离常数小的酸溶液中的c (H ＋
)大(×)
(4)纯水中，c (H ＋
)随着温度的升高而降低(×) (5)在蒸馏水中滴加浓H 2SO 4，K w 不变(×)
题组一 电离度及简单计算
1．20 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L －1的HA 溶液中，有0.01 mol·L －1
的HA 电离成离子，求该温度下的电离度。

答案 5%
解析 α＝0.01 mol·L
－1
0.2 mol·L
－1×100%＝5%。

2．已知25 ℃时几种物质的电离度(溶液浓度均为0.1 mol·L －1
)如下表(已知硫酸的第一步电离是完全的)：
①H 2SO 4溶液HSO
－4
H ＋
＋SO 2－4
②NaHSO 4溶液HSO
－4
H ＋
＋SO 2－4
③醋酸溶液CH 3COOH
H ＋
＋
CH 3COO －
④盐酸HCl=== H ＋
＋Cl －
10%
29%
1.33%
100%
(1)25 ℃时，0.1 mol·L －1
上述几种溶液中c (H ＋
)由大到小的顺序是____________(填序号，下同)。

(2)25 ℃时，c (H ＋
)相同的上述溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是
________________。

(3)25 ℃时，0.1 mol·L －1
H 2SO 4溶液中的HSO －
4的电离度小于0.1 mol·L －1
NaHSO 4溶液中HSO －
4的电离度的原因是
_______________________________________________________。

答案 (1)①>④>②>③
(2)③>②>④>①
(3)0.1 mol·L －1
的H 2SO 4溶液中，H 2SO 4第一步电离产生的H ＋
抑制了第二步的
电离，所以H 2SO 4中HSO －4的电离度小于NaHSO 4中HSO －
4的电离度 题组二 电离平衡常数及其应用
3．(2016·温州中学高二上学期期中)已知部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 CH 3COOH HClO H 2CO 3 H 2SO 3
电离平衡常数
(25 ℃)
K a ＝
1.75×10
－
5
K a ＝
3.0×10－8
K a1＝4.30×10－7 K a2
＝5.61×10
－11
K a1＝1.54×10－2 K a2
＝1.02×10－7
请回答下列问题
(1)上述四种酸的酸性由强到弱的顺序是___________________________________
________________________________________________________________________。

(2)下列离子方程式正确的是________。

A ．少量的SO 2通入Na 2CO 3溶液中：SO 2＋H 2O ＋2CO 2－
3===SO 2－
3＋2HCO －
3
B ．少量CO 2通入NaClO 溶液中：CO 2＋H 2O ＋2ClO －
===CO 2－
3＋2HClO
C ．少量的SO 2通入Ca(ClO)2溶液中：SO 2＋H 2O ＋Ca 2＋
＋2ClO －
===CaSO 3↓＋2HClO
D ．相同浓度NaHCO 3溶液与NaHSO 3溶液等体积混合：H ＋
＋HCO －
3===CO 2↑＋H 2O
(3)常温下0.1 mol·L －1
的CH 3COOH 溶液在加水稀释过程中，填写下列表达式
中的数据变化情况(填“变大”、“变小”或“不变”)：
①c CH 3COOH c H ＋
________；
②c CH3COO－·c H ＋
c CH3COOH
________；
③c CH3COO－
c CH3COOH
________；
④
c CH3COO－
c CH3COOH·c OH－
________。

(4)体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数______(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数；理由是
________________________________________________
___________________________________________________________________ _____。

答案(1)H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO
(2)A
(3)①变小②不变③变大④不变
(4)大于稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大
解析(1)电离平衡常数越大，酸性越强。

(2)A项，根据电离平衡常数H2SO3＞H2CO3＞HSO－3＞HCO－3；
B项，应改为CO2＋H2O＋ClO－===HCO－3＋HClO；C项，发生氧化还原反应；
D项，根据电离平衡常数H2CO3＞HSO－3，所以HCO－3与HSO－3不反应。

(3)①加水稀释，n(CH3COOH)减小，n(H＋)增多，所以
c CH3COOH
c H＋
变小；
②K a＝
c CH3COO－·c H＋
c CH3COOH
只与温度有关，加水稀释，K a不变；
③
c CH3COO－
c CH3COOH
＝
n CH3COO－
n CH3COOH
，加水稀释，n(CH3COO－)增大，n(CH3COOH)减小，故
c CH3COO－
c CH3COOH
增大；
④
c CH3COO－
c CH3COOH·c OH－
＝
c CH3COO－
c CH3COOH·
K w
c H＋
＝
K a
K w
，K a、K w只与温度有关，所以加水稀释，
c CH3COO－
c CH3COOH·c OH－
不变。

(4)根据图像分析知，起始时两种溶液中c(H＋)相同，故c(较弱酸)＞c(较强酸)，稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c(H＋)一直大于较强酸的c(H＋)，稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大。

4．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。

常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5。

若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO－3＋H＋的平衡常数K a1＝________。

(已知：10－
5.60
＝2.5×10－6)
答案 4.2×10－7
解析 H 2CO 3
H ＋
＋HCO －
3
K a1＝
c H ＋·c HCOo\al(－,3)c H 2CO 3
＝10－5.60
×10－5.60
1.5×10
－5
≈4.2×10－7。

5．(2016·杭州模拟)常温下，将a mol·L －1
CH 3COONa 溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L －1
的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a 和b 的代数式表示醋酸的电离常数K a ＝________。

答案
10
－7
a －b
b
解析 由电荷守恒和物料守恒可得：
⎩⎪⎨⎪⎧
c Na ＋＋c H
＋
＝c Cl
－
＋c OH －
＋c CH 3COO
－
c
Na
＋
＝c CH 3COOH
＋c
CH 3COO
－
所以c (CH 3COOH)＝c (Cl －
)，
CH 3COOH
CH 3COO －
＋ H
＋
b
2 mol·L －1
(a 2－b
2) mol·L －1 10－7 mol·L －1
K a ＝
10－7
f(a 2
－b 2,b 2
)＝
10－7
a －b
b。

6．在一定条件下可用甲醇与CO 反应生成醋酸消除CO 污染。

常温下，将a mol·L
－1
的醋酸与b mol·L －1
Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在
2c (Ba 2＋
)＝c (CH 3COO －
)，则该混合溶液中醋酸的电离常数K a ＝________________(用含a 和b 的代数式表示)。

答案
2b ·10
－7
a －2b
解析 根据电荷守恒得2c (Ba 2＋)＋c (H ＋)＝c (OH －)＋c (CH 3COO －
)，
由于c (CH 3COO －)＝2c (Ba 2＋)＝b mol·L －1
， 所以c (H ＋
)＝c (OH －
)，溶液呈中性； CH 3COOH
CH 3COO －
＋ H
＋
(a
2
－b ) mol·L －1
b mol·L －1
10－7 mol·L －1
K a ＝10－7
·b a 2
－b ＝2b ·10－7
a －2
b 。

判断复分解反应能否发生，应遵循“强酸制弱酸”规律
题组三 水的离子积常数及其应用
7．水的电离过程为H 2O H ＋＋OH －
，在不同温度下其平衡常数为K (25 ℃)＝
1.0×10
－14
，K (35 ℃)＝2.1×10－14。

则下列叙述正确的是( )
A ．c (H ＋
)随着温度的升高而降低 B ．在35 ℃时，c (H ＋
)>c (OH －
)
C．水的电离度α(25 ℃)>α(35 ℃)
D．水的电离是吸热的
答案D
解析由题给条件可以看出：温度升高后，K值增大。

25 ℃时，c(H＋)＝c(OH －)＝1.0×10－7mol·L－1；35 ℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝1.45×10－7mol·L－1。

温度升高，c(H＋)和c(OH－)都增大，且仍然相等，水的电
离度也增大。

因温度升高，平衡向正反应方向移动，故水的电离是吸热的。

8．关于水的离子积常数，下列说法不正确的是( )
A．100 ℃的水中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14
B．纯水中，25 ℃时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14
C．25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14
D．K w值随温度升高而增大
答案A
解析K w只与温度有关，升高温度，K w增大。

25 ℃时，纯水和任何物质的水溶液中均有K w＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14。

考点三溶液的酸碱性与pH
[考试]
知识条目必考要求加试要求
1.溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系 a a
2.pH的概念，pH与溶液酸碱性的关系 a a
3.pH的简单计算 b c
4.测定溶液酸碱性的方法(pH试纸、pH计测定溶液的pH) a b
1．水的电离
(1)水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。

(2)影响水电离平衡的因素
①升高温度，水的电离程度增大，K w增大。

②加入酸或碱，水的电离程度减小，K w不变。

③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。

(3)外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋)
酸逆不变减小减小增大
碱逆不变减小增大减小
可水解的盐Na2CO3正不变增大增大减小
NH4Cl 正不变增大减小增大
温度
升温正增大增大增大增大
降温逆减小减小减小减小
其他：如加入Na 正不变增大增大减小
注意2424(H＋)
增大，平衡左移。

2．溶液的酸碱性
(1)溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。

①酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。

②中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。

③碱性溶液：c(H＋)<c(OH－)，常温下，pH>7。

(2)pH及其测量
①计算公式：pH＝－lg c(H＋)。

②测量方法
a．pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃
棒蘸取待测液点在试纸的，变色后与比色卡对照，即可确定溶液的pH。

pH试纸使用注意事项：
pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；用广
泛pH试纸读出的pH值只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水
呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。

b．pH计测量法。

③溶液的酸碱性与pH的关系
常温下：
正误辨析
正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)250 ℃时，向纯水中加入少量NaHCO3固体，c(OH－)增大，c(H＋)减小(√)
(2)向水中加入少量NaHSO4固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，K w不变(×)
(3)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断稀溶液的酸碱性(√)
(4)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果不准确(×)
(5)用pH试纸不能测定氯水的pH(√)
(6)用广泛pH试纸测定溶液的pH，只能读出整数，不能读出小数(√)
题组一水电离出的c(H＋)或c(OH－)的判断比较
解题指导
理清溶液中H＋或OH－的来源
(1)常温下，中性溶液
c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1
(2)溶质为酸的溶液
①来源
OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。

②实例
如计算pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH
－)＝K
w/10
－2mol·L－1＝10－12mol·L－1，即由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。

(3)溶质为碱的溶液
①来源
H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。

②实例
如计算pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H ＋)＝10－12mol·L－1，即由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。

(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
①pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5mol·L
－1，因为部分OH－与部分NH＋
4结合，溶液中
c(OH－)＝10－9mol·L－1。

②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2mol·L－1。

1．(1)25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NaCl②NaOH③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度由大到小顺序
____________________________________(填序号)。

答案④＞①＞②＞③
(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液与盐酸溶液中，水的电离程度
____________(填“前者大”、“后者大”或“相同”，下同)；常温下，pH ＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液中，水的电离程度____________。

答案相同相同
2．(加试题)求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。

(1)pH＝2的H2SO4溶液
c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。

(2)pH＝10的NaOH溶液
c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。

(3)pH＝2的NH4Cl溶液
c(H＋)＝__________。

(4)pH＝10的Na2CO3溶液
c(OH－)＝__________。

答案(1)10－12mol·L－110－12mol·L－1
(2)10－10mol·L－110－10mol·L－1
(3)10－2mol·L－1
(4)10－4mol·L－1
解析(1)pH＝2的H2SO4溶液中，H＋来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。

应先求算c(OH－)，即为水电离的c(H＋)或c(OH－)。

(2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。

应先求出c(H＋)，即为水电离的c(OH－)或c(H＋)，c(OH－)＝10－4 mol·L－1，c(H＋)＝10－10mol·L－1，则水电离的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10mol·L －1。

(3)、(4)水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其c(H＋)，水解显碱性的盐应计算其c(OH－)。

pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离产生的c(H＋)＝10－2mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH －)＝10－4mol·L－1。

3．(加试题)下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比
(①∶②∶③∶④)是( )
①pH＝0的盐酸②0.1 mol·L－1的盐酸③0.01 mol·L－1的NaOH溶液④pH ＝11的NaOH溶液
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶3
答案A
解析①中c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，等于1.0×10－14mol·L－1；
②中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13mol·L－1；
③中c(OH－)＝1.0×10－2mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(H＋)相等，
等于1.0×10－12mol·L－1；
④中c(OH－)＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－11mol·L－1。

即(1.0×10－14)∶(1.0×10－13)∶(1.0×10－12)∶(1.0×10－11)＝
1∶10∶100∶1 000。

题组二溶液酸碱性的判断
4．用“酸性”、“碱性”、“中性”或“不确定”填空。

(1)pH<7的溶液( )
(2)pH＝7的溶液( )
(3)c(H＋)＝c(OH－)的溶液( )
(4)c(H＋)＝1×10－7mol·L－1的溶液( )
(5)c(H＋)>c(OH－)的溶液( )
(6)0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液( )
(7)0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液( )
(8)0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液( )
答案(1)不确定(2)不确定(3)中性(4)不确定
(5)酸性(6)酸性(7)碱性(8)酸性
题组三溶液混合酸碱性判断规律
5．判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”)。

(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( )
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( )
(3)相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )
(4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( )
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合( )
答案(1)中性(2)碱性(3)酸性(4)中性(5)酸性(6)碱性(7)酸性(8)碱性
1．溶液呈现酸碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。

2．使用pH试纸测溶液pH时不能用蒸馏水润湿。

3．25 ℃ 时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。

4．等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”
(1)强酸与强碱混合呈中性；
(2)强酸与弱碱混合呈酸性；
(3)弱酸与强碱混合呈碱性。

5．常温下，已知酸和碱pH 之和的溶液等体积混合 (1)两强混合：
①若pH 之和等于14，则混合后溶液显中性，pH ＝7； ②若pH 之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH ＞7； ③若pH 之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH ＜7。

(2)一强一弱混合——“谁弱显谁性”。

pH 之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合溶液呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合溶液呈酸性。

题组四 走出溶液稀释时pH 值的判断误区
6．pH ＝5的H 2SO 4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c (SO 2－
4)与c (H ＋
)的比值为__________。

答案 1
10
解析 稀释前c (SO 2－
4
)＝10－52 mol·L －1，稀释后c (SO 2－4)＝10－5
2×500
mol·L －1
＝
10－8
mol·L －1
，c (H ＋
)接近10－7
mol·L －1
，所以
c SOo\al(2－,4)
c H ＋
＝
10－8 mol·L －1
10－7 mol·L －1＝
1
10。

7．(1)体积相同，浓度均为0.2 mol·L －1
的盐酸和CH 3COOH 溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH 分别变成m 和n ，则m 与n 的关系为________。

(2)体积相同，pH 均等于1的盐酸和CH 3COOH 溶液，分别加水稀释m 倍、n 倍，溶液的pH 都变成3，则m 与n 的关系为________________。

(3)体积相同，pH 均等于13的氨水和NaOH 溶液，分别加水稀释m 倍、n 倍，溶液的pH 都变成9，则m 与n 的关系为________________。

答案 (1)m <n (2)m <n (3)m >n 酸碱稀释时两个误区
误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH 都不可能大于7或小于7，只能接近7。

误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液pH 加水稀释到体积为原来的10n
倍
稀释后溶液pH 酸
强酸
pH ＝a
pH ＝a ＋n
弱酸 a ＜pH ＜a ＋n
碱
强碱
pH ＝b
pH ＝b －n
弱碱
b －n ＜pH ＜b
注：表中a ＋n ＜7，b －n ＞7。

题组五 多角度计算溶液的pH 值
解题指导
pH 计算的类型
(1)单一溶液的pH 计算
强酸溶液：如H n A ，设浓度为c mol·L －1
，c (H ＋
)＝nc mol·L －1
，pH ＝－lg c (H
＋
)＝－lg (nc )。

强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n ，设浓度为c mol·L －1，c (H ＋
)＝10－14
nc
mol·L －1
，
pH ＝－lg c (H ＋
)＝14＋lg (nc )。

(2)混合溶液pH 的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c (H ＋
)混，再据此求pH 。

c (H ＋
)混＝
c H ＋
1V 1
＋c H ＋
2V
2
V 1＋V 2。

②两种强碱混合：先求出c (OH －
)混，再据K w 求出c (H ＋
)混，最后求pH 。

c (OH －
)混
＝
c OH －
1V 1
＋c OH －2V
2
V 1＋V 2。

③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H ＋
或OH －
的浓度，最后求pH 。

c (H ＋)混或c (OH －)混＝
|c H
＋
酸V 酸
－c OH －
碱V 碱
|
V 酸＋V 碱。

8．求下列常温条件下溶液的pH(已知lg 1.3＝0.1，lg 2＝0.3，混合溶液忽
略体积的变化)。

(1)0.1 mol·L －1
的CH 3COOH 溶液(已知CH 3COOH 的电离常数K a ＝1.8×10－5
) (2)将pH ＝8的NaOH 与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合
(3)常温下，将pH ＝5的盐酸与pH ＝9的NaOH 溶液以体积比11∶9混合
答案 (1)2.9 (2)9.7 (3)6 解析 (1)CH 3COOH
CH 3COO －
＋ H
＋
c (初始) 0.1 0 0
c (电离) c (H ＋) c (H ＋) c (H ＋)
c (平衡) 0.1 mol·L －1－c (H ＋) c (H ＋) c (H ＋)
则K a ＝c 2H ＋
0.1 mol ·L －1－c H ＋
＝1.8×10－5
解得c (H ＋
)≈1.3×10－3
mol·L －1
，
所以pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg(1.3×10－3
)＝2.9。

(2)将pH ＝8的NaOH 与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后，溶液中c (H ＋
)很明显可以根据pH 来算，可以根据经验公式来求算pH ＝10－lg 2(即0.3)，所以答案为9.7。

(3)pH ＝5的盐酸溶液中c (H ＋)＝10－5 mol·L －1
，pH ＝9的氢氧化钠溶液中c (OH
－
)＝10－5 mol·L －1
，两者以体积比11∶9混合，则酸过量，混合液的pH 小于
7。

c (H ＋)＝10－5×11－10－5
×911＋9 mol·L －1＝1.0×10－6 mol·L －1
，pH ＝－lg
(1.0×10－6
)＝6。

考点四 酸碱中和滴定(加试)
[考试]
知识条目
必考要求
加试要求
1.中和滴定原理及其操作方法 b
2.几种常见酸碱指示剂的变色范围
a
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。

以盐酸溶液滴定待测的NaOH 溶液，待测的NaOH 溶液的物质的量浓度为
c (NaOH)＝c HCl ·V HCl V NaOH。

酸碱中和滴定的关键：
(1)准确测定液和待测液的体积； (2)准确判断滴定终点。

2．实验用品 (1)仪器
图A 是酸式滴定管，图B 是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

(2)试剂
液、待测液、指示剂、蒸馏水。

(3)滴定管的使用
①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶
管。

②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打
开。

3．实验操作
实验操作以盐酸滴定待测NaOH 溶液为例 (1)滴定前的准备
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。

②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。

(2)滴定 (3)终点判断
等到滴入最后一滴液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录液的体积。

(4)数据处理
按上述操作重复2～3次，求出用去盐酸体积的平均值，根据c (NaOH)＝
c HCl ·V HCl
V NaOH
计算。

4．几种常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙
<3.1红色
3.1～
4.4橙色
>4.4黄色
酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色
5.指示剂选择的基本原则
变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。

(1)不能用石蕊作指示剂。

(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。

(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。

(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。

(5)并不是所有的滴定都必须使用指示剂，如用的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。

注意(1)强氧化性溶液、酸性溶液应盛放在酸式滴定管中，碱性溶液应盛放在碱式滴定管中。

即酸性KMnO4溶液、溴水、稀盐酸应盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。

(2)酸式滴定管的查漏方法：将旋塞关闭，滴定管里注入一定量的水，把它固定在滴定管夹上，放置两分钟，观察滴定管口及旋塞两端是否有水渗出；然后，将活塞旋转180°，再静置两分钟，若均不漏水才可使用。

正误辨析
正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)中和滴定实验时，用待测液润洗锥形瓶(×)(2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(×)
(3)滴定管盛液时，其液面一定要调在0刻度(×)
(4)滴定管在加入反应液之前一定要用所要盛装的反应液润洗2～3遍(√)
题组一误差分析的全面突破
1．用盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂)，用“偏高”、“偏低”或“无影响”填空。

(1)酸式滴定管未用溶液润洗( )
(2)锥形瓶用待测溶液润洗( )
(3)锥形瓶洗净后还留有蒸馏水( )
(4)放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失( )
(5)酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失( )
(6)部分酸液滴出锥形瓶外( )
(7)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)( )
(8)酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)( )
答案(1)偏高(2)偏高(3)无影响(4)偏低
(5)偏高(6)偏高(7)偏低(8)偏高
1．误差分析的方法
依据原理c()·V()＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝
c·V
V待测
，因为。