第20讲 弱电解质的电离平衡（复习讲义）（江苏专用）2026年高考化学一轮复习讲练测

第20讲 弱电解质的电离平衡 目录 01 考情解码·命题预警 02 体系构建·思维可视 03 核心突破·靶向攻坚 考点一 弱电解质的电离平衡 知识点1 电离平衡 知识点2 一元强酸与一元弱酸的比较 知识点3 电解质强弱的判断 知识点4 电离平衡常数 考向1 考查电解质强弱或电离能力强弱 【思维建模】判断弱电解质的三个思维角度 考向2 考查电离常数的计算与应用 考点二 水的电离和溶液的酸碱性 知识点1 水的电离与离子积常数 知识点2 影响水电离的因素 考向1 考查水的电离 考向2 考查溶液酸碱性的判断 04真题溯源·考向感知 考情分析 1．命题规律： （1）选择题：考查水的电离及影响因素，通过图像分析强弱电解质、计算电离常数，在反应原理题中考查电离常数的应用。 （2）非选择题：在化工流程图中考查调节pH的应用，考查电离常数与水解常数及溶度积的综合计算。 2．复习策略： 以化学平衡移动原理及化学平衡常数为抓手，通过有关问题的讨论与分析，理解弱电解质的电离平衡特点及影响因素及电离常数的计算；通过相关练习及练后小结，使学生透彻理解电离平衡，并能计算电离平衡常数；引导学生从水的电离，理解溶液酸碱性的本质，对于影响水电离的因素，注意与水解离子、活泼金属及电解时电极反应相融合，练习中注意解决以图像或者文字的形式考查的平衡问题，此外注意强弱酸性质对比及溶液混合后酸碱性判断等有关问题的练习。 复习目标 1．理解电离平衡的特征，能应用勒夏特列原理判断外界条件改变时有关量的变化。 2．能根据有关原理，判断电解质的强弱或相对强弱。 3．能书写电离平衡常数，知道电离常数的应用并能进行相关计算。 4．会书写水的电离平衡表达式，知道水的离子积及其适用范围。 5．能依据水的电离理解溶液酸碱性的实质，判断酸碱混合后溶液的酸碱性。 考点一 弱电解质的电离平衡 知识点1 电离平衡 电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子离解成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡 电离平衡的特点 电离平衡也是一种动态平衡，遵循“动”、“定”、“等”、“变”的特点 影响因素 温馨提醒 温度 浓度 同离子效应 离子反应效应 冰醋酸稀释图 越高， 越电离 越稀， 越电离 加入与弱电解质相同的离子，电离程度减小 加入能与弱电解质的离子结合的离子，电离程度变大 外界条件对电离平衡影响的四个不一定： ①加水稀释时，溶液中不是所有离子的浓度都减小；稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，c(OH－)增大。 ②电离平衡右移，电离程度不一定增大，如增大弱电解质的浓度，使电离平衡向右移动，但电离程度减小。 ③电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 ④电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 知识点2 一元强酸与一元弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的 起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 2．相同体积、相同pH的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 一元弱酸 大 多 得分速记 同pH的弱酸(弱碱)在加水稀释或发生化学反应时，弱酸(弱碱)会继续发生电离！ 知识点3 电解质强弱的判断 1．据弱电解质的电离特点判断 实验方法 实验现象可结论 称取一定量的醋酸配制0.1 mol·L－1的醋酸溶液，测定该溶液的pH 测出的pH＞1 取同体积同浓度盐酸和醋酸加入烧杯并联，接通电源，观察灯泡亮度 插在盐酸中的灯泡亮度大 配制相同浓度的盐酸和醋酸，分别测定两溶液的pH 盐酸pH小，醋酸溶液pH大 配制相同pH的盐酸和醋酸溶液，分别取相同体积，用酚酞试液作指示剂，以氢氧化钠溶液为标准溶液进行滴定 两溶液消耗NaOH标准溶液的体积：V(盐酸)＜V(醋酸) 同体积等浓度盐酸和醋酸分别与足量锌反应，开始产生氢气的快慢 盐酸＞醋酸 用已知浓度的盐酸和醋酸溶液分别配制pH＝1的两种溶液，取相同体积加入足量的锌，用排水法收集生成的氢气 两溶液中生成的氢气体积： 醋酸＞盐酸 2．据影响弱电解质电离的外界因素判断 实验方法 实验现象可结论 向某浓度的醋酸溶液滴入几滴甲基橙试液，再加入少量醋酸钠晶体，振荡 溶液由红色逐渐变为橙色 配制pH相同的盐酸和醋酸溶液，取1 mL上述盐酸和醋酸溶液分别用蒸馏水稀释相同倍数(如100倍)，再测定稀释后两溶液的pH 盐酸pH变化大，醋酸溶液pH变化小 把一定浓度的醋酸溶液两等分，其中一份加入醋酸钠固体，然后分别加入形状相同质量相同的锌，观察产生氢气的快慢是否相同 产生氢气的快慢不相同，不加入醋酸钠的一份慢(快或慢) 3．据盐溶液能否水解的角度判断 实验方法 实验现象可结论 配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液 溶液变为浅红色 用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH pH＞7 知识点4 电离平衡常数 电离平衡常数 表达式 一元弱酸或弱碱 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 电离常数表达式 Ka＝ Kb＝ 多元弱酸 (以H2CO3为例) 第一步电离 第二步电离 电离方程式 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO 电离常数 表达式 Ka1＝ Ka2＝ 电离常数关系 Ka1＞Ka2(填“＞”或“＜”) 电离常数 的影响因素 内因 相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大 外因 电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大 电离常数 的意义 反映弱电解质的相对强弱 电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强 多元弱酸的各步电离常数的大小关系 是Ka1＞Ka2＞Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离 电离常数 的五大应用 比较 举例 判断弱酸(或弱碱)酸性 (或碱性)的相对强弱 Ka(HF)＞Ka(HClO)；同条件时的酸性：HF＞HClO 电离常数越大，酸性（或碱性）越强。对应酸根离子结合H＋的能力越弱。 判断酸与盐能否反应 (强酸制弱酸) Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)； HClO＋CO32－＝HCO3－＋ClO－ 判断溶液中粒子浓度 比值的变化 向NH4Cl溶液中加水稀释时，的变化：分子分母同时乘以c(OH－)，可得，该比值只与温度有关，温度不变，比值不变 判断盐溶液的酸性 (或碱性)强弱 K(HF)＞K(CH3COOH)；盐所对应的酸(或碱)越弱，盐的水解程度越大，盐的碱(或酸)性越强；同浓度时，溶液的碱性：NaF＜CH3COONa 弱碱（或弱酸）的电离常数越大，对应的盐水解程度越小，盐溶液的碱性（或酸性）越弱 判断酸式盐电离程度 和水解程度的相对大小 如H2CO3的Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11，由于Ka2＜(即Kh2)，故HCO的水解程度大于电离程度 ①判断强酸制弱酸的离子方程式正误时，若产物的物质之间还能发生反应，该离子方程式一定错误。 ②强酸制弱酸原理只适用于复分解反应型离子反应。 考向1 考查电解质强弱或电离能力强弱 下列说法正确的是 A．（2025·江苏省扬州市考前指导卷）分别测定0.1 mol·L－1醋酸溶液和0.1 mol·L－1盐酸的导电性，盐酸的导电性比醋酸溶液的强，则HCl为强电解质 B．（2025••江苏省扬州中学1月月考）用电导率传感器分别测定等浓度的醋酸溶液和盐酸的电导率，盐酸的导电性强；则HCl为强电解质 C．（2025·江苏省射阳中学一模）室温下，测定浓度均0.1 mol·L－1的CH3COONa、NH4Cl溶液的pH；可比较室温下CH3COOH和NH3·H2O的电离能力 D．（2024·江苏苏州市十校12月联考）测定等浓度的Na2CO3和NaF溶液的pH，比较HF与H2CO3的酸性 【答案】C 【解析】A项，分别测定0.1 mol·L－1醋酸溶液和0.1 mol·L－1盐酸的导电性，盐酸的导电性比醋酸溶液的强，只能说明等浓度的醋酸溶液和盐酸，盐酸中自由移动离子的浓度较高，不能直接说明HCl发生完全电离，则不能说明HCl为强电解质，错误；B项，用电导率传感器分别测定等浓度的醋酸溶液和盐酸的电导率，盐酸的导电性强，只能说明盐酸中离子浓度大于醋酸中离子浓度，不能证明HCl为强电解质，错误；C项，据越弱越水解，通过测定浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa、NH4Cl溶液的pH，比较CH3COONa溶液中c(OH－)和NH4Cl溶液中c(H＋)大小，从而得到CH3COONa、NH4Cl水解程度大小，从而比较出比较室温下CH3COOH和NH3·H2O的电离能力，正确；D项，比较HF与H2CO3的酸性应该测定等浓度的NaHCO3和NaF溶液的pH，错误。 思维建模 判断弱电解质的三个思维角度 角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。 角度三：弱电解质形成的盐类能水解。 【变式训练1·变载体】 （2024·江苏省南通市期末）下列可以说明次氯酸是弱酸的事实是 A．次氯酸不稳定难保存 B．次氯酸钠与硫酸反应有次氯酸生成 C．能与氢氧化钠反应生成次氯酸钠 D．0.1 mol·L－1次氯酸溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1 【答案】D 【解析】A项，是次氯酸的不稳定性，错误；B项，只能说明次氯酸的酸性小于硫酸，不能说明次氯酸是弱酸，错误；C项，只能说明次氯酸有酸性，错误；D项，次氯酸是弱酸，说明次氯酸在溶液中部分电离。0.1 mol·L－1次氯酸溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1，溶液中c(H＋)＜c(HClO)，说明次氯酸部分电离，为弱电解质，正确。 【变式训练2】 （2024·江苏省无锡市期中）下列实验操作或做法能比较次氯酸与醋酸的酸性强弱的是 A．用pH试纸分别测定0.10 mol·L－1的次氯酸和醋酸的pH B．相同条件下，分别测定等物质的量浓度的次氯酸和醋酸的导电能力 C．将醋酸和氯水分别加入碳酸氢钠溶液，看是否有气泡产生 D．查阅资料，看醋酸和次氯酸沸点的高低 【答案】B 【解析】A项，HClO溶液具有漂白性，所以不能用pH试纸测定HClO溶液的pH，应该用pH计，错误；B项，电离出的离子浓度越大，溶液导电性越强，在相同条件下，等物质的量浓度、等体积的次氯酸和醋酸，导电性强的酸性较强，正确；C项，氯水中氯气和水反应生成HCl和HClO，加入碳酸氢钠溶液，是盐酸与碳酸氢钠反应生成二氧化碳气体，不能比较次氯酸和醋酸的酸性，错误；D项，沸点属于物理性质，酸性属于化学性质，不能依据沸点来判断酸性强弱，错误。 考向2 考查电离平衡常数的计算与应用 （2025·天津九十五中月考）已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平衡常数 7.8×10－5 3.7×10－9 Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 下列推断正确的是 A．pH相同的HX、HY两种弱酸，其物质的量浓度：HX＞HY B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式：HY＋CO＝HCO＋Y－ D．H2CO3的电离常数表达式：Ka1＝ 【答案】C 【解析】A项，由HX、HY两种弱酸的电离常数可知HX的电离能力大于HY，则同pH时其物质的量浓度：HX＜HY，错误；B项，由表中电离常数可知，电离能力HX＞H2CO3＞HY＞HCO3－，同条件下溶液的碱性为NaX＜NaHCO3＜NaY＜Na2CO3，错误；C项，因电离能力HY＞HCO3－，反应HY＋CO＝HCO＋Y－能发生，正确；D项，H2CO3的电离常数表达式：Ka1＝，错误。 【变式训练1·变题型】 （1）（2025·江苏省南京市、盐城市一模）高铁酸钾(K2FeO4)可用于废水中氨氮的去除。 废水中氨氮主要以NH3、NH形式存在。25℃时，NH3、NH的物质的量分数与pH的关系如图所示。反应NH3＋H2ONH＋OH－的平衡常数K＝_______。 （2）（2024·江苏省南通市三模）25 ℃时，Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5；Ka1(H2CO3)＝4×10－7，Ka2(H2CO3)＝5×10－11；反应NH3·H2O(aq)＋HCO(aq)NH(aq)＋CO(aq)＋H2O(l)的平衡常数K＝______。 【答案】（1）10－4.75 （2）0.09 【解析】对于反应NH3＋H2ONH＋OH－，我们选择两条曲线的交叉点为研究对象，此点c(NH3)＝c(NH)，pH＝9.25，c(OH－)＝ mol·L－1＝10－4.75 mol·L－1，平衡常数K＝＝c(OH－)＝10－4.75； （2）该反应的平衡常数K＝＝×× ＝Kb(NH3·H2O)×Ka2(H2CO3)×＝1.8×10－5×5×10－11×＝0.09。 【变式训练2·变考法】 （2025·江苏省徐州市期末）氮族元素包括N、P、As、Sb、Bi等元素，可以形成多种含氧酸。 常温下，4种酸的电离平衡常数如下： 化学式 HNO2 H3PO3 H3PO4 H3AsO3 电离平衡常数 Ka＝4.6×10－4 Ka1＝3.7×10－2 Ka2＝2.9×10－7 Ka1＝7.5×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝2.2×10－13 Ka1 Ka2 Ka3 （1）①NO2－、H2PO3－、H2PO4－结合H＋能力由大到小的顺序是____________________。 ②物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的NaNO2、NaH2PO3溶液中，c(NO2－)_______c(HPO32－)（填“＞”、“＜”或“＝”）。 （2）常温下，pH＝4的NaH2PO4溶液中水电离的c(H＋)为________mol·L－1。 （3）亚砷酸(H3AsO3)为三元弱酸，四种含砷微粒的物质的量分数与溶液pH的关系如图所示。 ①pH为7~8时，砷元素的主要微粒是______________。 ②将NaOH溶液滴入H3AsO3溶液中，当pH＝8时，n(H3AsO3)∶n(H2AsO3－)＝________；当pH由11到12时，发生主要反应的离子方程式为__________________________________________。 （4）工业含砷(Ⅲ)废水常用铁盐处理后排放。其原理是：铁盐混凝剂在溶液中产生Fe(OH)3胶粒，其表面带有正电荷，可吸附含砷化合物。通过实验测得不同pH条件下铁盐对含砷(Ⅲ)化合物的去除率，如图所示。pH为5～9时，随溶液pH的增大，铁盐混凝剂对含砷(Ⅲ)化合物的吸附效果增强的可能原因为__________________________________________________________。 【答案】（1）①NO2－＞H2PO4－＞H2PO3－ ②＞ （2）10－10 （3）①H3AsO3 ②101.3 H2AsO3－＋OH－＝HAsO32－＋H2O （4）pH从5升到9时，溶液中H2AsO3－比例增多，更易被带正电荷的Fe(OH)3胶粒吸附，且pH升高有利于产生更多Fe(OH)3胶粒，增强吸附效果 【解析】相同条件下，电离平衡常数越大，对应酸的酸性越强，则根据表格中各酸的电离常数可以得到酸性强弱顺序为：H3PO3＞H3PO4＞HNO2＞H2PO3－＞H2PO4－＞HPO；根据亚砷酸(H3AsO3)为三元弱酸，四种含砷微粒的物质的量分数与溶液pH的关系图可知，a曲线表示H3AsO3，b曲线表示H2AsO3－，c曲线表示HAsO32－，d曲线表示AsO33－；当pH＝9.3时，有c(H3AsO3)＝c(H2AsO3－)，此时的Ka1＝＝c(H＋)＝1.0×10－9.3，当pH＝12.5时，有c(H2AsO3－)＝c(HAsO32－)，此时的Ka2＝＝c(H＋)＝1.0×10－12.5；当pH＝13.4时，有c(HAsO32－)＝c(AsO33－)，此时的Ka3＝＝c(H＋)＝1.0×10－13.4；据此信息解答。 （1）①通常情况下，酸性越强，其酸根离子结合H＋的能力越弱，现有酸性H3PO3＞H3PO4＞HNO2，则其酸根离子结合H＋的能力由大到小的顺序为：NO2－＞H2PO4－＞H2PO3－；②在物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的NaNO2、NaH2PO3溶液中，酸性越强，其酸根离子的水解越弱，则有NO2－的水解常数为：Kh＝＝＝2.2×10－11；H3PO3的电离常数为：Ka1＝3.7×10－7，H2PO3－的电离常数为：Ka2＝2.9×10－7，水解常数为＜2.9×10－7，则有H2PO3－的电离大于其水解，所以溶液中离子浓度大小关系为c(NO2－)＞c(HPO32－)；（2）常温下，pH＝4的NaH2PO4溶液中，总c(H＋)＝1.0×10－4 mol·L－1，由于是盐溶液，溶液中的H＋全部由水提供，则有c(OH－)水＝c(H＋)水＝1.0×10－10 mol·L－1；（3）①根据图形，当pH为7～8时，砷元素的主要微粒是：H3AsO3；②将NaOH溶液滴入H3AsO3溶液中，当pH＝8时，根据Ka1＝，＝＝＝101.3；当pH由11到12时，由图可知就由H2AsO3－转变为HAsO32－，发生主要反应的离子方程式为：H2AsO3－＋OH－＝HAsO32－＋H2O；（4）由图可知，pH越大，As去除率越高，则pH为5～9时，随溶液pH的增大，铁盐混凝剂对含砷(Ⅲ)化合物的吸附效果增强的可能原因为：pH从5升到9时，溶液中H2AsO3－比例增多，更易被带正电荷的Fe(OH)3胶粒吸附，且pH升高有利于产生更多Fe(OH)3胶粒，增强吸附效果。 考点二 水的电离与溶液的酸碱性 知识点1 水的电离与离子积常数 水的电离 H2OH＋＋OH－ 水的离子积常数 表达式 Kw＝c(H＋)×c(OH－) 25℃时，数据 ①纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1；②Kw＝1×10－14 影响因素 只与温度有关，升高温度，Kw变大 适用范围 Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的酸、碱、盐溶液 得分速记 ①Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。 ②在不同溶液的中，c(H＋)和c(OH—)不一定相等，但由水电离出的c(H＋)和c(OH—)的浓度一定相等。 ③Kw＝c(H＋)·c(OH—)，式中c(H＋)和c(OH—)均表示溶液中的H＋和OH－浓度。 知识点2 影响水电离的因素 促进 水的电离 降低c(H＋) ①加活泼金属，如钠 ②加弱酸强碱盐——如CH3COONa，c(H＋)(H2O)＜10－7 mol·L－1 ③电解K～Al无氧酸盐盐——NaCl＋H2O 降低c(OH－) ①加强酸弱碱盐——如NH4Cl，c(H＋)(H2O)＞10－7 mol·L－1 ②电解Zn～Ag最高价含氧酸盐——CuSO4＋H2O 同时降低 c(H＋)和c(OH－) ①加NH4Ac（了解，不要求记） ②电解强酸、强碱、活泼金属含氧酸盐水溶液 同时增加c(H＋)和c(OH－) 加热 抑制 水的电离 增加c(H＋) 加酸 增加c(OH－) 加碱：c(H＋)(H2O)＝c(OH－)(H2O)＜10－7 mol·L－1 同时减少c(H＋)和c(OH－) 降温 不影响 c(H＋)和c(OH－)不变 加强酸强碱正盐（OH－、H＋全由水电离产生为10－7 mol·L－1） ①酸、碱溶液中H＋、OH－主要来自酸、碱，水本身电离可忽略，但如是极稀的酸、碱则不能忽略。 ②相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。 ③关注酸式盐的特殊性，如硫酸氢钠完全电离，会抑制水的电离，碳酸氢钠以水解为主，呈碱性，促进水的电离。 知识点3 pH与溶液的酸碱性 1．pH 表示方法 适用范围 溶液酸碱性与pH的关系 备注 pH＝－lgc(H＋) 稀溶液 (0～14) pOH＝－lgc(OH－) pH＋pOH＝14(25℃) 2．pH测量方法 酸碱指示剂 只能判定pH范围 pH试纸法 操作 用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后一会儿与标准比色卡比色卡对照，即可确定溶液的pH 注意事项 使用时不能预先润湿试纸，否则相当于又稀释了待测液，测定结果将比实际pH大(酸性溶液)或小(碱性溶液)，但对中性溶液没有影响。 广泛pH试纸也只能确定在某个值左右(对照标准比色卡)，无法精确到小数点后1位 pH计测量法 测定较精确，可测定用pH试纸无法测量的溶液，如氯水 得分速记 ①使用pH试纸测溶液的pH时，试纸不能用蒸馏水润湿，否则会将溶液进行稀释。 使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。 ②若需精确测定溶液的pH，则应使用pH计；若测具有漂白性的溶液(如氯水、NaClO溶液)的pH，则不能使用pH试纸，应改用pH计。 3．溶液的酸碱性和pH 溶液酸碱性 c(H＋)与c(OH－)的关系 c(H＋)与10－7 mol·L－1的关系 pH与7的关系 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1 ＜7 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 ＝7 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1 ＞7 适用条件 任意温度 常温 4．酸、碱混合后溶液酸碱性的判断(常温) 等浓度等体积的 一元酸与一元碱混合的溶液 一元酸 一元碱 混合溶液的pH 规律 强酸 强碱 ＝7 谁强显谁性，同强显中性 弱酸 强碱 ＞7 强酸 弱碱 ＜7 pH(酸)＋pH(碱)＝14的 酸与碱等体积混合的溶液 混合对象 中和结果 规律 强酸、强碱 ＝7 “强”、“强”全反应，溶液呈中性 谁弱谁过量，谁弱显谁性 强酸、弱碱 ＞7 弱酸、强碱 ＜7 得分速记 ①酸性溶液，不一定是酸溶液，也可能是某些盐溶液。 ②pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常温下pH＝7的溶液才呈中性，当在100 ℃时，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH＞6时为碱性溶液，pH＜6时为酸性溶液。 ③化学实验中pH的控制 化学实验中 控制pH的目的 ①抑制金属离子的水解；②除去加入的显酸性或显碱性的物质，防止引入杂质；③选择性除去原料中的某种或全部的杂质金属离子；④除去生成物中的酸性物质，防止设备腐蚀；⑤除去废液中酸性物质、碱性物质、重金属离子，防止环境污染；⑥提供酸性或碱性介质参加反应；⑦与生成物反应促进平衡正向移动 溶液pH的测定 pH试纸、pH计 控制溶液pH 需加入的试剂 ①酸——HCl、H2SO4、HNO3、CH3COOH；②碱性物质——Ca(OH)2、NaOH、Na2CO3、NaHCO3；③金属氧化物、氢氧化物、碳酸盐、碱式碳酸盐；③酸化前的原物质 考向1 考查水的电离 （2025·江苏省徐州市检测）不同温度下水的离子积常数如下表所示，关于0.1 mol·L－1盐酸，下列说法正确的是 t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10－14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5 A．温度降低，溶液的c(OH－)不变 B．温度升高，水的电离程度减小 C．0 ℃时溶液pH值为1 D．100 ℃时，c水(H＋)·c水(OH－)＝2.97×10－13 mol2·L－2 【答案】C 【解析】A项，温度降低，水的电离逆向移动，溶液的c(OH－)减小，错误；B项，温度升高，水的电离程度增大，错误；C项，0 ℃时溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝1，正确；100 ℃，Kw＝c(H＋)×c水(OH－)＝5.45×10－13 mol2·L－2，c(H＋)＝0.1 mol·L－1，则c水(H＋)＝c水(OH－)＝5.45×10－12 mol·L－1，故c水(H＋)×c水(OH－)＝2.97×10－23 mol2·L－2，错误。 【变式训练1】 （2024·江苏省常州市模拟）水的离子积常数随着温度的变化关系如表: 温度/℃ 25 50 75 100 Kw/(×10－14) 1.0 5.5 20.0 56.0 下列说法正确的是 A．纯水中c(H＋)的大小与温度无关 B．水的电离度：α(50 ℃)＜α(75 ℃) C．100 ℃时，某溶液的c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，该溶液呈中性 D．25 ℃时，0.01 mol·L－1 NaOH溶液中，Kw＝1.0×10－12 【答案】B 【解析】A项，由表中数据可知，随温度的升高，Kw逐渐增大，则水的电离程度增大，电离产生的c(H＋)增大，错误；B项，温度升高，水的电离平衡右移，水的电离度增大，正确；C项，100 ℃时，Kw＝56.0×10－14，c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1时，c(H＋)＝＝5.6×10－6 mol·L－1＞c(OH－)，溶液呈酸性，错误；D项，25 ℃时，Kw＝1.0×10－14，温度不变，Kw不变，错误。 【变式训练2·变载体】 （2024·江苏省无锡市模拟）25 ℃时，某溶液中由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1。下列说法错误的是 A．若为酸溶液，则该溶液的pH为2 B．若为碱溶液，则该溶液中碱电离出的c(OH－)与水电离出的c(OH－)之比为1010 C．若该溶液中的溶质只有一种，该溶质一定是酸或碱 D．S2－在该溶液中可能大量存在 【答案】C 【解析】A项，水电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1，则溶液中c(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1，溶液中c(H＋)＝＝1.0×10－2 mol·L－1，pH＝2，正确；B项，由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1，则溶液中c(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1，溶液中c(H＋)＝＝1.0×10－2 mol·L－1，则该溶液中碱电离出的c(OH－)与水电离出的c(OH－)之比为：1.0×10－2 mol·L－1∶1.0×10－12 mol·L－1＝1010，正确；C项，25 ℃时，某溶液中由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1＜1.0×10－7 mol·L－1，说明水的电离受到抑制，可能是酸抑制，也可能是碱抑制，故该溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，若该溶液中的溶质只有一种，该溶质可能是酸或碱，也可能是盐，错误；D项，水电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1的溶液，可能是酸性溶液也可能是碱性溶液，S2－可存在于碱性溶液中，正确。 考向2 考查溶液酸碱性的判断 （2025·江苏省徐州测试）已知温度T时水的离子积常数为Kw，该mol·L－1温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是 ①a＝b ②混合溶液的pH＝7 ③混合溶液中c(OH－)＝10－7 mol·L－1 ④混合溶液中，c(H＋)＝ ⑤混合溶液中，c(B＋)＝c(A－) A．②③ B．④⑤ C．①④ D．②⑤ 【答案】B 【解析】因为酸、碱的强弱未知，不能依据a＝b判断，①错误；温度不能确定为25 ℃，溶液的pH＝7，c(OH－)＝10－7 mol·L－1不能判断溶液呈中性，②、③错误；Kw＝c(H＋)•c(OH－)，当c(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1时，溶液一定呈中性，④正确；根据电荷守恒c(H＋)＋c(B＋)＝c(A－)＋c(OH－)，当c(B＋)＝c(A－)时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液一定呈中性，⑤正确。④⑤正确，故选B项。 【变式训练1·变载体】 （2024·江苏省南京市模拟）现有室温下四种溶液,有关叙述不正确的是 序号 ① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸 A．③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－) C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①＞②＞④＞③ D．V1 L④与V2 L①混合，若混合后溶液pH＝7，则V1＜V2 【答案】D 【解析】A项，从平衡移动角度分析，CH3COONa电离出的CH3COO－与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH，会使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，所以pH均增大，正确；B项，假设均是强酸强碱，则物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性，c(H＋)＞c(OH－)，正确；C项，分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，但稀释氨水使平衡NH3·H2ONH＋OH－右移，使①pH＞10，同理醋酸稀释后pH＜4，正确；D项，假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，则V1＝V2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V1＞V2，错误。 【变式训练2】 （2025·山东省菏泽市期中）今有室温下四种溶液，下列有关叙述不正确的是 序号 ① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸 A．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①＞②＞③＞④ B．②和③两溶液等体积混合，所得溶液显酸性 C．③和④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 D．V1 L④V2 L①溶液混合后，若混合后溶液pH＝7，则V1＞V2 【答案】A 【解析】醋酸和一水合氨是弱电解质，NaOH和HCl是强电解质，pH相等的醋酸和盐酸、NaOH和氨水，醋酸的浓度大于盐酸、氨水的浓度大于NaOH，加水稀释促进弱电解质的电离，但弱酸弱碱的酸碱性减弱。 A项，分别加水稀释10倍，NaOH溶液和盐酸的pH变为10和4，氨水的pH大于10小于11，醋酸的pH大于3小于4，所以溶液的pH：①＞②＞④＞③，说法错误；B项，氢离子浓度与氢氧根离子浓度相同的醋酸与NaOH溶液等体积混合，氢氧化钠完全反应，醋酸过量，溶液显酸性，说法正确；C项，醋酸溶液中存在电离平衡，加入醋酸钠固体，醋酸根离子浓度增大，醋酸的电离平衡逆向移动，醋酸酸性减弱，盐酸中加入醋酸钠固体，能够反应生成醋酸，氢离子浓度减小，故两溶液的pH均增大，说法正确；D项，氢离子浓度与氢氧根离子浓度相同的盐酸与氨水等体积混合，氨水过量，溶液显碱性，V1 L④和V2 L①溶液混合后，若pH＝7，则V1＞V2，，说法正确。 1．（2025·浙江1月卷）25℃时，H2CO3电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11；Ksp(CaCO3)＝3.4×10－9。下列描述不正确的是 A．HCO3－＋H2OOH－＋H2CO3，K＝2.2×10－8 B．2HCO3－H2CO3＋CO32－，K＝1.0×10－4 C．HCO3－＋Ca2＋CaCO3(s)＋H＋，K＝1.4×10－2 D．NaHCO3溶液中，c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO32－)，则c(H＋)＝ 【答案】D 【解析】A项，HCO3－＋H2OOH－＋H2CO3，K＝＝＝＝2.2×10－8，正确；B项，2HCO3－H2CO3＋CO32－，K＝＝＝＝1.0×10－4，正确；C项，HCO3－＋Ca2＋CaCO3(s)＋H＋，K＝＝＝＝1.4×10－2，正确； D项，＝＝c2(H＋)×，由于c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO32－)，＝c2(H＋)，错误。 2．（2022·湖南卷）一种脱除和利用水煤气中CO2方法的示意图如下： 某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO32－)∶c(HCO3－)＝1∶2，则该溶液的pH＝______(该温度下H2CO3的Kal＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)。 【答案】10 【解析】某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO32－)∶c(HCO3－)＝1∶2，由Ka2＝可知，c(H＋)＝×Ka2＝2×5.0×10－11 mol·L－1＝1.0×10－10 mol·L－1，则该溶液的pH＝10。 3．（2025·重庆卷）水是重要的生活资源，根据题意回答下列问题。 （1）天然水中提纯得到重水，重水中存在电离平衡D2OD＋＋OD－，其图像如图，回答下列问题： ①“A、B、C”三点中呈中性的是_______。 ②T1_____T2(填写“＞”“＜”或者“＝”)。 【答案】（1）①B ②＞ 【解析】①重水中存在电离平衡D2OD＋＋OD－，中性溶液中，c(D＋)＝c(OD－)，只有B点符合，所以“A、B、C”三点中呈中性的是B点，故答案为：B；②水的电离平衡为吸热过程，温度升高，电离程度增大，c(D＋)，c(OD－)均增大，Kw也增大，由图可知，T1时离子浓度更高，Kw更大，所以T1＞T2，故答案为：＞。 4．（2024·江苏卷）已知Ka1(H2SO3)＝1.3×10－2，Ka2(H2SO3)＝6.2×10－8。常温下将SO2气体通入0.1 mol·L－1 NaOH溶液中，当溶液pH＝4时停止通气。则所得溶液中：c(SO)____c(HSO)(填“＞”“＝”或“＜”)。 【答案】＜ 【解析】pH为4，依据Ka2＝，则6.2×10－8＝＝， ＝6.2×10－4＜1，故c(SO)＜c(HSO)。 5．（2025·重庆卷）水是重要的生活资源，根据题意回答下列问题。 利用驰豫法可研究快捷反应的速率常数(k在一定温度下为常数)，其原理是通过微扰(如瞬时升温)使化学平衡发生偏离，观测体系微扰后从不平衡态趋向新平衡态所需的驰豫时间τ，从而获得k的信息对于H2OH＋＋OH－。若将纯水瞬时升温到25℃，测得τ＝4.0×10－5 s。已知：25℃时，c(H2O)＝55.6 mol·L－1，v(正)＝k1c(H2O)，v(逆)＝k2c(H＋)c(OH－)，τ＝(xe为H＋的平衡浓度)。 ①25℃时，H2OH＋＋OH－，的平衡常数K＝_______mol·L－1(保留2位有效数字)。 ②下列能正确表示瞬时升温后反应建立新平衡的过程示意图为_______。 ③25℃时，计算得k2为_________________L·mol－1·s－1。 【答案】①K＝1.8×10－16 ②D ③1.25×1011 【解析】①对于反应H2OH＋＋OH－，平衡常数K的定义为：K＝，在25℃的纯水中，水的离子积常数为Kw＝c(H＋)•c(OH－)＝1.0×10－14，而且平衡时c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7，已知c(H2O)＝55.6 mol·L－1，带入公式：K＝≈1.798×10－16，保留两位小数K＝1.8×10－16，故答案为：K＝1.8×10－16；②瞬时升温后，逆反应速率增大，但水的浓度是恒定的，正反应速率不变，所以建立新平衡的过程示意图为D项；③驰豫时间公式为τ＝，其中τ＝4.0×10－5 s，xe＝c(H＋)＝1.0×10－7，带入得：k1＋2k2×(1.0×10－7)＝＝＝2.5×10－4 s－1，在平衡时，v(正)＝v(逆)，可推出k1c(H2O)＝k2c(H＋)c(OH－)＝k2xe2，带入已知值：k1×55.6＝k2×(1.0×10－7)2，即k1＝，将k1带入驰豫时间公式为：＋2k2×1.0×10－7＝2.5×104，整理可得，k2(＋2×10－7)＝2.5×104，计算括号内：≈1.80×10－16，2×10－7＝2.00×10－7，由于1.80×10－16≪2.00×10－7，可忽略不计，所以k2×2×10－7＝2.5×104，得出k2＝1.25×1011 L·mol－1·s－1，故答案为：k2＝1.25×1011。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第20讲 弱电解质的电离平衡 目录 01 考情解码·命题预警 02 体系构建·思维可视 03 核心突破·靶向攻坚 考点一 弱电解质的电离平衡 知识点1 电离平衡 知识点2 一元强酸与一元弱酸的比较 知识点3 电解质强弱的判断 知识点4 电离平衡常数 考向1 考查电解质强弱或电离能力强弱 【思维建模】判断弱电解质的三个思维角度 考向2 考查电离常数的计算与应用 考点二 水的电离和溶液的酸碱性 知识点1 水的电离与离子积常数 知识点2 影响水电离的因素 考向1 考查水的电离 考向2 考查溶液酸碱性的判断 04真题溯源·考向感知 考情分析 1．命题规律： （1）选择题：考查水的电离及影响因素，通过图像分析强弱电解质、计算电离常数，在反应原理题中考查电离常数的应用。 （2）非选择题：在化工流程图中考查调节pH的应用，考查电离常数与水解常数及溶度积的综合计算。 2．复习策略： 以化学平衡移动原理及化学平衡常数为抓手，通过有关问题的讨论与分析，理解弱电解质的电离平衡特点及影响因素及电离常数的计算；通过相关练习及练后小结，使学生透彻理解电离平衡，并能计算电离平衡常数；引导学生从水的电离，理解溶液酸碱性的本质，对于影响水电离的因素，注意与水解离子、活泼金属及电解时电极反应相融合，练习中注意解决以图像或者文字的形式考查的平衡问题，此外注意强弱酸性质对比及溶液混合后酸碱性判断等有关问题的练习。 复习目标 1．理解电离平衡的特征，能应用勒夏特列原理判断外界条件改变时有关量的变化。 2．能根据有关原理，判断电解质的强弱或相对强弱。 3．能书写电离平衡常数，知道电离常数的应用并能进行相关计算。 4．会书写水的电离平衡表达式，知道水的离子积及其适用范围。 5．能依据水的电离理解溶液酸碱性的实质，判断酸碱混合后溶液的酸碱性。 考点一 弱电解质的电离平衡 知识点1 电离平衡 电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子离解成_____的速率和离子结合成弱电解质 的速率相等时，电离过程达到了平衡 电离平衡的特点 电离平衡也是一种 平衡，遵循“动”、“定”、“等”、“变”的特点 影响因素 温馨提醒 温度 浓度 同离子效应 离子反应效应 冰醋酸稀释图 越高，越 ______ 越稀，越 加入与弱电解质相同的离子，电离程度______ 加入能与弱电解质的离子结合的离子，电离程度 _______ 外界条件对电离平衡影响的四个不一定： ①加水稀释时，溶液中不是所有离子的浓度都______；稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，c(OH－)增大。 ②电离平衡右移，电离程度不一定______，如增大弱电解质的浓度，使电离平衡向右移动，但电离程度减小。 ③电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定______，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 ④电离平衡右移，离子的浓度不一定______，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 知识点2 一元强酸与一元弱酸的比较 1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的 起始反应速率 一元强酸 ______ ______ ______ ______ ______ 一元弱酸 ______ ______ ______ 2．相同体积、相同pH的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 _____ ____ ______ ______ ______ 一元弱酸 ______ ______ 得分速记 同pH的弱酸(弱碱)在加水稀释或发生化学反应时，弱酸(弱碱)会继续发生______！ 知识点3 电解质强弱的判断 1．据弱电解质的电离特点判断 实验方法 实验现象可结论 称取一定量的醋酸配制0.1 mol·L－1的醋酸溶液，测定该溶液的pH 测出的pH ______ 1 取同体积同浓度盐酸和醋酸加入烧杯并联，接通电源，观察灯泡亮度 插在 ______中的灯泡亮度大 配制相同浓度的盐酸和醋酸，分别测定两溶液的pH 盐酸pH ______，醋酸溶液pH 配制相同pH的盐酸和醋酸溶液，分别取相同体积，用酚酞试液作指示剂，以氢氧化钠溶液为标准溶液进行滴定 两溶液消耗NaOH标准溶液的体积：V(盐酸) ______V(醋酸) 同体积等浓度盐酸和醋酸分别与足量锌反应，开始产生氢气的快慢 盐酸______ 醋酸 用已知浓度的盐酸和醋酸溶液分别配制pH＝1的两种溶液，取相同体积加入足量的锌，用排水法收集生成的氢气 两溶液中生成的氢气体积： 醋酸 ______盐酸 2．据影响弱电解质电离的外界因素判断 实验方法 实验现象可结论 向某浓度的醋酸溶液滴入几滴甲基橙试液，再加入少量醋酸钠晶体，振荡 溶液由 ______ 色逐渐变为 ______ 色 配制pH相同的盐酸和醋酸溶液，取1 mL上述盐酸和醋酸溶液分别用蒸馏水稀释相同倍数(如100倍)，再测定稀释后两溶液的pH ______pH变化大，______ 溶液pH变化小 把一定浓度的醋酸溶液两等分，其中一份加入醋酸钠固体，然后分别加入形状相同质量相同的锌，观察产生氢气的快慢是否相同 产生氢气的快慢不相同，不加入醋酸钠的一份 (快或慢) 3．据盐溶液能否水解的角度判断 实验方法 实验现象可结论 配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液 溶液变为 ______ 色 用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH pH ______ 7 知识点4 电离平衡常数 电离平衡常数 表达式 一元弱酸或弱碱 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－ 电离常数表达式 Ka＝ Kb＝ 多元弱酸 (以H2CO3为例) 第一步电离 第二步电离 电离方程式 H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO 电离常数 表达式 Ka1＝ Ka2＝ 电离常数关系 Ka1 Ka2(填“＞”或“＜”) 电离常数 的影响因素 内因 相同温度下，电解质越弱，其电离常数______，反之，电离常数______ 外因 电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K______ 电离常数 的意义 反映弱电解质的相对强弱 电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力______ 多元弱酸的各步电离常数的大小关系 是Ka1＞Ka2＞Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑____________ 电离常数 的五大应用 比较 举例 判断弱酸(或弱碱)酸性 (或碱性)的相对强弱 Ka(HF)＞Ka(HClO)；同条件时的酸性：HF＞HClO 电离常数越大，酸性（或碱性）越强。对应酸根离子结合H＋的能力越弱。 判断酸与盐能否反应 (强酸制弱酸) Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)； HClO＋CO32－＝HCO3－＋ClO－ 判断溶液中粒子浓度 比值的变化 向NH4Cl溶液中加水稀释时，的变化：分子分母同时乘以c(OH－)，可得，该比值只与温度有关，温度不变，比值不变 判断盐溶液的酸性 (或碱性)强弱 K(HF)＞K(CH3COOH)；盐所对应的酸(或碱)越弱，盐的水解程度越大，盐的碱(或酸)性越强；同浓度时，溶液的碱性：NaF＜CH3COONa 弱碱（或弱酸）的电离常数越大，对应的盐水解程度越小，盐溶液的碱性（或酸性）越弱 判断酸式盐电离程度 和水解程度的相对大小 如H2CO3的Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11，由于Ka2＜(即Kh2)，故HCO的水解程度大于电离程度 ①判断强酸制弱酸的离子方程式正误时，若产物的物质之间还能发生反应，该离子方程式一定错误。 ②强酸制弱酸原理只适用于____________型离子反应。 考向1 考查电解质强弱或电离能力强弱 下列说法正确的是 A．（2025·江苏省扬州市考前指导卷）分别测定0.1 mol·L－1醋酸溶液和0.1 mol·L－1盐酸的导电性，盐酸的导电性比醋酸溶液的强，则HCl为强电解质 B．（2025••江苏省扬州中学1月月考）用电导率传感器分别测定等浓度的醋酸溶液和盐酸的电导率，盐酸的导电性强；则HCl为强电解质 C．（2025·江苏省射阳中学一模）室温下，测定浓度均0.1 mol·L－1的CH3COONa、NH4Cl溶液的pH；可比较室温下CH3COOH和NH3·H2O的电离能力 D．（2024·江苏苏州市十校12月联考）测定等浓度的Na2CO3和NaF溶液的pH，比较HF与H2CO3的酸性 【答案】C 【解析】A项，分别测定0.1 mol·L－1醋酸溶液和0.1 mol·L－1盐酸的导电性，盐酸的导电性比醋酸溶液的强，只能说明等浓度的醋酸溶液和盐酸，盐酸中自由移动离子的浓度较高，不能直接说明HCl发生完全电离，则不能说明HCl为强电解质，错误；B项，用电导率传感器分别测定等浓度的醋酸溶液和盐酸的电导率，盐酸的导电性强，只能说明盐酸中离子浓度大于醋酸中离子浓度，不能证明HCl为强电解质，错误；C项，据越弱越水解，通过测定浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa、NH4Cl溶液的pH，比较CH3COONa溶液中c(OH－)和NH4Cl溶液中c(H＋)大小，从而得到CH3COONa、NH4Cl水解程度大小，从而比较出比较室温下CH3COOH和NH3·H2O的电离能力，正确；D项，比较HF与H2CO3的酸性应该测定等浓度的NaHCO3和NaF溶液的pH，错误。 思维建模 判断弱电解质的三个思维角度 角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。 角度三：弱电解质形成的盐类能水解。 【变式训练1·变载体】 （2024·江苏省南通市期末）下列可以说明次氯酸是弱酸的事实是 A．次氯酸不稳定难保存 B．次氯酸钠与硫酸反应有次氯酸生成 C．能与氢氧化钠反应生成次氯酸钠 D．0.1 mol·L－1次氯酸溶液中c(H＋)＝10－4 mol·L－1 【变式训练2】 （2024·江苏省无锡市期中）下列实验操作或做法能比较次氯酸与醋酸的酸性强弱的是 A．用pH试纸分别测定0.10 mol·L－1的次氯酸和醋酸的pH B．相同条件下，分别测定等物质的量浓度的次氯酸和醋酸的导电能力 C．将醋酸和氯水分别加入碳酸氢钠溶液，看是否有气泡产生 D．查阅资料，看醋酸和次氯酸沸点的高低 考向2 考查电离平衡常数的计算与应用 （2025·天津九十五中月考）已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平衡常数 7.8×10－5 3.7×10－9 Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11 下列推断正确的是 A．pH相同的HX、HY两种弱酸，其物质的量浓度：HX＞HY B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式：HY＋CO＝HCO＋Y－ D．H2CO3的电离常数表达式：Ka1＝ 【变式训练1·变题型】 （1）（2025·江苏省南京市、盐城市一模）高铁酸钾(K2FeO4)可用于废水中氨氮的去除。 废水中氨氮主要以NH3、NH形式存在。25℃时，NH3、NH的物质的量分数与pH的关系如图所示。反应NH3＋H2ONH＋OH－的平衡常数K＝_______。 （2）（2024·江苏省南通市三模）25 ℃时，Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5；Ka1(H2CO3)＝4×10－7，Ka2(H2CO3)＝5×10－11；反应NH3·H2O(aq)＋HCO(aq)NH(aq)＋CO(aq)＋H2O(l)的平衡常数K＝______。 【变式训练2·变考法】 （2025·江苏省徐州市期末）氮族元素包括N、P、As、Sb、Bi等元素，可以形成多种含氧酸。 常温下，4种酸的电离平衡常数如下： 化学式 HNO2 H3PO3 H3PO4 H3AsO3 电离平衡常数 Ka＝4.6×10－4 Ka1＝3.7×10－2 Ka2＝2.9×10－7 Ka1＝7.5×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝2.2×10－13 Ka1 Ka2 Ka3 （1）①NO2－、H2PO3－、H2PO4－结合H＋能力由大到小的顺序是____________________。 ②物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的NaNO2、NaH2PO3溶液中，c(NO2－)_______c(HPO32－)（填“＞”、“＜”或“＝”）。 （2）常温下，pH＝4的NaH2PO4溶液中水电离的c(H＋)为________mol·L－1。 （3）亚砷酸(H3AsO3)为三元弱酸，四种含砷微粒的物质的量分数与溶液pH的关系如图所示。 ①pH为7~8时，砷元素的主要微粒是______________。 ②将NaOH溶液滴入H3AsO3溶液中，当pH＝8时，n(H3AsO3)∶n(H2AsO3－)＝________；当pH由11到12时，发生主要反应的离子方程式为__________________________________________。 （4）工业含砷(Ⅲ)废水常用铁盐处理后排放。其原理是：铁盐混凝剂在溶液中产生Fe(OH)3胶粒，其表面带有正电荷，可吸附含砷化合物。通过实验测得不同pH条件下铁盐对含砷(Ⅲ)化合物的去除率，如图所示。pH为5～9时，随溶液pH的增大，铁盐混凝剂对含砷(Ⅲ)化合物的吸附效果增强的可能原因为__________________________________________________________。 考点二 水的电离与溶液的酸碱性 知识点1 水的电离与离子积常数 水的电离 H2OH＋＋OH－ 水的离子积常数 表达式 Kw＝____________ 25℃时，数据 ①纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1；②Kw＝______ 影响因素 只与 ______有关，升高温度，Kw______ 适用范围 Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的______、______、 ______溶液 得分速记 ①Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw______。 ②在不同溶液的中，c(H＋)和c(OH—)不一定相等，但由水电离出的c(H＋)和c(OH—)的浓度______。 ③Kw＝c(H＋)·c(OH—)，式中c(H＋)和c(OH—)均表示______的H＋和OH－浓度。 知识点2 影响水电离的因素 促进 水的电离 降低c(H＋) ①加活泼金属，如钠 ②加 盐——如CH3COONa，c(H＋)(H2O)______10－7 mol·L－1 ③电解K～Al无氧酸盐盐——NaCl＋H2O 降低c(OH－) ①加 盐——如NH4Cl，c(H＋)(H2O)______10－7 mol·L－1 ②电解Zn～Ag最高价含氧酸盐——CuSO4＋H2O 同时降低 c(H＋)和c(OH－) ①加NH4Ac（了解，不要求记） ②电解______、强碱、活泼金属含氧酸盐水溶液 同时增加c(H＋)和c(OH－) 抑制 水的电离 增加c(H＋) 加______ 增加c(OH－) 加 ______：c(H＋)(H2O)＝c(OH－)(H2O)______10－7 mol·L－1 同时减少c(H＋)和c(OH－) 不影响 c(H＋)和c(OH－)不变 加 盐（OH－、H＋全由水电离产生为10－7 mol·L－1） ①酸、碱溶液中H＋、OH－主要来自酸、碱，水本身电离可忽略，但如是极稀的酸、碱则不能忽略。 ②相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。 ③关注酸式盐的特殊性，如硫酸氢钠完全电离，会抑制水的电离，碳酸氢钠以水解为主，呈碱性，促进水的电离。 知识点3 pH与溶液的酸碱性 1．pH 表示方法 适用范围 溶液酸碱性与pH的关系 备注 pH＝ 稀溶液 (0～14) pOH＝______ pH＋pOH＝ (25℃) 2．pH测量方法 酸碱指示剂 只能判定pH范围 pH试纸法 操作 用镊子夹取一小块试纸放在 ______ 或 ______ 上，用 ______ 的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后一会儿与 比色卡对照，即可确定溶液的pH 注意事项 使用时不能预先润湿试纸，否则相当于又稀释了待测液，测定结果将比实际pH大(酸性溶液)或小(碱性溶液)，但对中性溶液没有影响。 广泛pH试纸也只能确定在某个值左右(对照标准比色卡)，无法精确到小数点后1位 pH计测量法 测定较精确，可测定用pH试纸无法测量的溶液，如氯水 得分速记 ①使用pH试纸测溶液的pH时，试纸不能用蒸馏水润湿，否则会将溶液进行稀释。 使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。 ②若需精确测定溶液的pH，则应使用pH计；若测具有漂白性的溶液(如氯水、NaClO溶液)的pH，则不能使用pH试纸，应改用pH计。 3．溶液的酸碱性和pH 溶液酸碱性 c(H＋)与c(OH－)的关系 c(H＋)与10－7 mol·L－1的关系 pH与7的关系 酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1 ＜7 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 ＝7 碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1 ＞7 适用条件 任意温度 常温 4．酸、碱混合后溶液酸碱性的判断(常温) 等浓度等体积的 一元酸与一元碱混合的溶液 一元酸 一元碱 混合溶液的pH 规律 强酸 强碱 ______7 谁强显 性，同强显 性 弱酸 强碱 ______7 强酸 弱碱 ______7 pH(酸)＋pH(碱)＝14的 酸与碱等体积混合的溶液 混合对象 中和结果 规律 强酸、强碱 ______7 “强”、“强”全反应，溶液呈中性 谁弱谁 ______，谁弱显______ 性 强酸、弱碱 ______7 弱酸、强碱 ______7 得分速记 ①酸性溶液，不一定是酸溶液，也可能是某些盐溶液。 ②pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常温下pH＝7的溶液才呈中性，当在100 ℃时，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH＞6时为碱性溶液，pH＜6时为酸性溶液。 ③化学实验中pH的控制 化学实验中 控制pH的目的 ①抑制金属离子的水解；②除去加入的显酸性或显碱性的物质，防止引入杂质；③选择性除去原料中的某种或全部的杂质金属离子；④除去生成物中的酸性物质，防止设备腐蚀；⑤除去废液中酸性物质、碱性物质、重金属离子，防止环境污染；⑥提供酸性或碱性介质参加反应；⑦与生成物反应促进平衡正向移动 溶液pH的测定 pH试纸、pH计 控制溶液pH 需加入的试剂 ①酸——HCl、H2SO4、HNO3、CH3COOH；②碱性物质——Ca(OH)2、NaOH、Na2CO3、NaHCO3；③金属氧化物、氢氧化物、碳酸盐、碱式碳酸盐；③酸化前的原物质 考向1 考查水的电离 （2025·江苏省徐州市检测）不同温度下水的离子积常数如下表所示，关于0.1 mol·L－1盐酸，下列说法正确的是 t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100 Kw/10－14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5 A．温度降低，溶液的c(OH－)不变 B．温度升高，水的电离程度减小 C．0 ℃时溶液pH值为1 D．100 ℃时，c水(H＋)·c水(OH－)＝2.97×10－13 mol2·L－2 【变式训练1】 （2024·江苏省常州市模拟）水的离子积常数随着温度的变化关系如表: 温度/℃ 25 50 75 100 Kw/(×10－14) 1.0 5.5 20.0 56.0 下列说法正确的是 A．纯水中c(H＋)的大小与温度无关 B．水的电离度：α(50 ℃)＜α(75 ℃) C．100 ℃时，某溶液的c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，该溶液呈中性 D．25 ℃时，0.01 mol·L－1 NaOH溶液中，Kw＝1.0×10－12 【变式训练2·变载体】 （2024·江苏省无锡市模拟）25 ℃时，某溶液中由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1。下列说法错误的是 A．若为酸溶液，则该溶液的pH为2 B．若为碱溶液，则该溶液中碱电离出的c(OH－)与水电离出的c(OH－)之比为1010 C．若该溶液中的溶质只有一种，该溶质一定是酸或碱 D．S2－在该溶液中可能大量存在 考向2 考查溶液酸碱性的判断 （2025·江苏省徐州测试）已知温度T时水的离子积常数为Kw，该mol·L－1温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是 ①a＝b ②混合溶液的pH＝7 ③混合溶液中c(OH－)＝10－7 mol·L－1 ④混合溶液中，c(H＋)＝ ⑤混合溶液中，c(B＋)＝c(A－) A．②③ B．④⑤ C．①④ D．②⑤ 【变式训练1·变载体】 （2024·江苏省南京市模拟）现有室温下四种溶液,有关叙述不正确的是 序号 ① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸 A．③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－) C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①＞②＞④＞③ D．V1 L④与V2 L①混合，若混合后溶液pH＝7，则V1＜V2 【变式训练2】 （2025·山东省菏泽市期中）今有室温下四种溶液，下列有关叙述不正确的是 序号 ① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸 A．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①＞②＞③＞④ B．②和③两溶液等体积混合，所得溶液显酸性 C．③和④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大 D．V1 L④V2 L①溶液混合后，若混合后溶液pH＝7，则V1＞V2 1．（2025·浙江1月卷）25℃时，H2CO3电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11；Ksp(CaCO3)＝3.4×10－9。下列描述不正确的是 A．HCO3－＋H2OOH－＋H2CO3，K＝2.2×10－8 B．2HCO3－H2CO3＋CO32－，K＝1.0×10－4 C．HCO3－＋Ca2＋CaCO3(s)＋H＋，K＝1.4×10－2 D．NaHCO3溶液中，c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO32－)，则c(H＋)＝ 2．（2022·湖南卷）一种脱除和利用水煤气中CO2方法的示意图如下： 某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO32－)∶c(HCO3－)＝1∶2，则该溶液的pH＝______(该温度下H2CO3的Kal＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)。 3．（2025·重庆卷）水是重要的生活资源，根据题意回答下列问题。 （1）天然水中提纯得到重水，重水中存在电离平衡D2OD＋＋OD－，其图像如图，回答下列问题： ①“A、B、C”三点中呈中性的是_______。 ②T1_____T2(填写“＞”“＜”或者“＝”)。 4．（2024·江苏卷）已知Ka1(H2SO3)＝1.3×10－2，Ka2(H2SO3)＝6.2×10－8。常温下将SO2气体通入0.1 mol·L－1 NaOH溶液中，当溶液pH＝4时停止通气。则所得溶液中：c(SO)____c(HSO)(填“＞”“＝”或“＜”)。 5．（2025·重庆卷）水是重要的生活资源，根据题意回答下列问题。 利用驰豫法可研究快捷反应的速率常数(k在一定温度下为常数)，其原理是通过微扰(如瞬时升温)使化学平衡发生偏离，观测体系微扰后从不平衡态趋向新平衡态所需的驰豫时间τ，从而获得k的信息对于H2OH＋＋OH－。若将纯水瞬时升温到25℃，测得τ＝4.0×10－5 s。已知：25℃时，c(H2O)＝55.6 mol·L－1，v(正)＝k1c(H2O)，v(逆)＝k2c(H＋)c(OH－)，τ＝(xe为H＋的平衡浓度)。 ①25℃时，H2OH＋＋OH－，的平衡常数K＝_______mol·L－1(保留2位有效数字)。 ②下列能正确表示瞬时升温后反应建立新平衡的过程示意图为_______。 ③25℃时，计算得k2为_________________L·mol－1·s－1。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$