专题05 电离平衡 水的电离和溶液的pH（期末复习讲义）高二化学上学期人教版

该高中化学期末复习讲义以“考情-要点-题型-验收”为主线构建电离平衡知识体系，通过对比表格（如强/弱电解质比较）、归纳总结（如溶液酸碱性判断方法）梳理电解质分类、电离平衡、水的电离等核心要点，呈现重难点内在联系，体现化学观念中物质变化规律的提炼。 讲义亮点在于分层题型设计与科学思维培养，如通过“弱电解质电离平衡移动”典例及变式训练，引导学生用平衡原理推理，结合基础通关练与综合拓展练满足不同层次需求，助力学生自主复习，也为教师精准教学提供系统支持。

专题05电离平衡 水的电离和溶液的pH（期末复习讲义） 内容导航 明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考 理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系 破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈 过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升 考查重点 命题角度 电解质及其分类 电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 弱电解质的电离平衡 握电离平衡及其影响因素、电解质溶液的导电性的强弱、水的电离平衡及其影响因素、水的离子积常数 电离平衡常数 电离平衡常数的理解及其相关计算 溶液的酸碱性与pH 溶液的酸碱性与pH的关系、检测溶液pH的方法、溶液pH调控的意义、能正确计算酸碱溶液的pH 酸碱中和滴定 酸碱中和滴定的原理和滴定终点的判断方法、指示剂选择、酸碱中和滴定的操作、数据处理、误差分析、滴定图像分析 要点01 电解质及分类 1.电解质和非电解质 2.强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子 物质类别 强酸、强碱、大部分盐(包括难溶性盐)等 弱酸、弱碱、水 3.电离方程式的书写 强电解质用“===”，弱电解质用“”，多元弱酸分步书写电离方程式。 要点02 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.电离平衡含义 在一定条件下(如浓度、温度等)，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，达到电离平衡状态。 2.电离平衡的建立与特征 ①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 ②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。 ③当v(电离)=v(结合)时，电离过程达到平衡状态。 3.外因对电离平衡的影响 (1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。 (2)温度：温度越高，电离程度越大。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。 要点03 电离平衡常数及其应用 1.概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2.表达式 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= 3.电离常数的影响因素 (1)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。 (2)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。 4.电离常数的意义 (1)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。 (2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是……，当时，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。 5.电离度与电离常数的关系及计算 (1)概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的百分比。 (2)表达式 α=×100%或 α=×100% (3)影响因素 温度的影响 升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大； 降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小 浓度的影响 当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小； 当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大 要点04 水的电离与水的离子积常数 1.水的电离 (1)水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。 (2)水的电离为吸热过程，电离方程式：H2O+H2OH3O+ +OH-， 简写为H2OH++OH-。 (3)水的电离平衡常数表达式：K＝，纯水及稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H+)·c(OH-)＝K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 2.水的离子积常数 概念 当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，这个常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作Kw 表达式 Kw＝c(H+)·c(OH-)，25 ℃时，Kw＝1.0×10-14 影响因素 只与温度有关，升高温度Kw增大，与溶液的酸碱性无关 适用范围 适用于纯水和稀的电解质溶液 3.外界条件对水的电离平衡的影响 改变条件 平衡移 动方向 c(H+) c(OH-) 水的电 离程度 Kw 升高温度 右移 增大 增大 增大 增大 加入HCl(g) 左移 增大 减小 减小 不变 加入NaOH(s) 左移 减小 增大 减小 不变 加入活泼金属(如Na) 右移 减小 增大 增大 不变 加入NaHSO4(s) 左移 增大 减小 减小 不变 4.水的电离平衡曲线的理解与识别 某温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图所示。 (1)曲线上的任意点(如a、b、c)的Kw都相同，即c(H+)·c(OH-)相同，温度相同。 (2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。 5.Kw的应用 计算溶液中水电离的H+或OH-浓度 (1)任何温度，任何水溶液，水电离的H+和OH-浓度总是相等。 (2)当抑制水的电离时(如酸或碱溶液) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较小的是水电离出来的。 (3)当促进水的电离时(如盐的水解) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较大的是水电离出来的。 归｜纳｜总｜结 酸或碱溶液中c水(H+)、c水(OH-)的计算方法 (1)在酸或碱溶液中水的电离虽然受到抑制，但c水(H+)=c水(OH-)。 (2)酸溶液中c水(H+)=c水(OH-)=(忽略水电离出的H+的浓度)，酸电离的H+浓度认为是溶液中总c(H+)。 (3)碱溶液中c水(OH-)=c水(H+)=(忽略水电离出的OH-的浓度)，碱电离的OH-浓度认为是溶液中总c(OH-)。 要点05 溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性 (1)溶液呈酸碱性的本质：溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小。 (2) 溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下溶液pH 酸性溶液 c(H+)>c(OH-) <7 中性溶液 c(H+)=c(OH-) =7 碱性溶液 c(H+)<c(OH-) >7 2.溶液的pH及测定 (1)关系：pH=-lg c(H+)。  (2)范围：0~14。 (3)测定：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中央，变色后与标准比色卡对照。 (4)溶液酸碱性的另外一种表示——pOH ①pOH=-lg c(OH-)； ②常温下：pH+pOH=14。 归｜纳｜总｜结 酸、碱混合后溶液酸碱的判断 (1)等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。 (2)室温下c酸(H+)=c碱(OH-)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 (3)室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析(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。 要点06 溶液pH的计算 1.酸碱溶液稀释时pH变化规律(常温) (1)强酸(或强碱)每稀释10倍，pH向7靠拢1个单位。 (2)弱酸(碱)每稀释10倍，pH向7靠拢不到1个单位。 (3)酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7。 2.不同pH强酸与强酸(或强碱与强碱)混合 (1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H+)=，然后再求pH。 若pH之差≥2的两种强酸溶液等体积混合，可忽略较稀酸(pH较大者)提供的H+，相当于计算较浓的酸稀释1倍的pH。 (2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH-)=，再求c混(H+)=，最后求pH。 若pH之差≥2的两种强碱溶液等体积混合，可忽略较稀碱(pH较小者)提供的OH-，相当于计算较浓的碱稀释1倍的pH。 3.酸碱中和反应后pH计算的一般思路(常温) 恰好完全反应呈中性 pH=7 酸过量 c混(H+)=⇒pH 碱过量 c混(OH-)=⇒c(H+)=⇒pH 要点07 酸碱中和滴定 1.原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。以标准HCl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)=。 2.酸碱指示剂 常见酸碱指示剂的变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 甲基橙 酚酞 3.关键 (1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。 (2)选取适当指示剂 ①滴定终点溶液为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 ②滴定终点溶液为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。 ③强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 (3)准确判断滴定终点。 4.实验仪器与操作过程 (1)主要仪器 (2)滴定前准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡调液面→记录。 锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂。 (3)滴定操作 (4)滴定终点 滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，停止滴定，并记录标准溶液的体积。 (5)数据处理 按上述操作重复2~3次，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质的量浓度的平均值。 (6)误差分析 分析依据cB=(VB表示准确量取的待测液的体积、cA表示标准溶液的浓度)。 若VA偏大⇒cB偏大；若VA偏小⇒cB偏小。 （7）以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例： 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用标准溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 要点08 酸碱中和滴定曲线 1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线 如以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸的滴定曲线如下： 2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 题型01 判断电解质强弱及溶液的导电性 【典例1】下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的分类，完全正确的是(　　) 选项 A B C D 强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 Cl2 【答案】C 【解析】铁是单质，既不是电解质也不是非电解质，故A错误；氨气是非电解质，本身不能电离出离子，硫酸钡是盐，属于强电解质，熔融状态完全电离，故B错误；氯气是单质，既不是电解质也不是非电解质，故D错误。 方｜法｜点｜拨 判断弱电解质的两种方法 (1)弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 (2)弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上，pH>7，说明CH3COONa为强碱弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。 【变式1-1】一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　) A.a、b、c三点对应溶液中，c(H+)的大小顺序：c>a>b B.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c<a<b C.向a、b溶液中分别加入足量的锌粒，化学反应速率大小：va<vb D.a、b、c三点溶液用1 mol·L-1的NaOH溶液中和，则消耗NaOH溶液的体积大小：c<a<b 【答案】C 【解析】冰醋酸由分子组成，无自由移动的离子而不导电；加水稀释的过程中，电离程度增大，电离程度大于稀释程度，离子浓度逐渐增大，导电能力逐渐增强；当离子浓度达到最大后继续加水，稀释程度大于电离程度，离子浓度逐渐减小，溶液导电能力逐渐降低，据此分析回答。溶液的导电能力由离子浓度大小决定，由图可知导电能力：b>a>c，c(H+)：b>a>c，A错误；加水，醋酸电离平衡正向移动，CH3COOH电离程度增大，电离程度：c>b>a，B错误；醋酸与足量的锌粒反应，氢离子浓度越大，反应速率越快，由图可知导电能力：b>a，c(H+)：b>a，化学反应速率大小：va<vb，C正确；a、b、c三点CH3COOH的总量相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗同浓度NaOH溶液的体积：c＝a＝b，D错误。 【变式1-2】下列事实能证明MOH是弱碱的有(　　) ①0.1 mol·L-1 MOH溶液可以使酚酞溶液变红 ②常温下，0.1 mol·L-1 MOH溶液中c(OH-)<0.1 mol·L-1 ③相同温度下，0.1 mol·L-1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 NaOH溶液的弱 ④等体积的0.1 mol·L-1 MOH溶液与0.1 mol·L-1盐酸恰好完全反应 A.①② B.②③ C.②④ D.③④ 【答案】B 【解析】①0.1 mol·L-1 MOH溶液可以使酚酞溶液变红，说明MOH是碱，不能说明MOH部分电离，则不能证明MOH是弱碱；②常温下，0.1 mol·L-1 MOH溶液中c(OH-)<0.1 mol·L-1，说明MOH部分电离，为弱碱；③相同温度下，0.1 mol·L-1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 NaOH溶液的弱，NaOH是强碱，则MOH部分电离，为弱碱；④等体积的0.1 mol·L-1 MOH溶液与0.1 mol·L-1盐酸恰好完全反应，说明MOH是一元碱，不能说明MOH部分电离，则不能证明MOH是弱碱。 题型02 弱电解质的电离平衡 【典例2】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ON+OH-。若要使平衡向左移动，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(N)增大，平衡向左移动，c(OH-)减小，①不符合；硫酸中的H+与OH-反应，使c(OH-)减小，平衡向右移动，②不符合；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH-)增大，平衡向左移动，③符合；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向右移动，但c(OH-)减小，④不符合；电离属于吸热过程，加热使平衡向右移动，c(OH-)增大，⑤不符合；加入少量MgSO4固体发生反应：Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH-)减小，⑥不符合。 【变式2-1】把1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L，下列叙述正确的是(　　) A.c(CH3COOH)变为原来的 B.c(H+)变为原来的 C.的值增大 D.溶液的导电能力增强 【答案】C 【解析】由于加水稀释，CH3COOH的电离程度增大，故c(CH3COOH)应小于原来的，c(H+)应大于原来的，，而n(CH3COO-)增大，n(CH3COOH)减小，故的值增大；加水稀释后离子浓度减小，导电能力减弱。 方｜法｜点｜拨 加水稀释粒子浓度比值变化分析 (1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) (2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 【变式2-2】已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是(　　) A.静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动 B.如果CO2进入血液，平衡向右移动 C.当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动 D.当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动 【答案】A 【解析】生理盐水为NaCl溶液，滴注大量生理盐水，血液被稀释，平衡向右移动，A项错误；如果CO2进入血液，CO2浓度增大，平衡向右移动，B项正确；当强酸性物质进入体液后，氢离子浓度增大使平衡向左移动，C项正确；当强碱性物质进入体液后，消耗氢离子，导致氢离子浓度减小，平衡向右移动，D项正确。 题型03 电离常数及其应用 【典例3】下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是(　　) A.电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B.电离平衡常数(K)与温度无关 C.相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1<Ka2<Ka3 【答案】A 【解析】相同条件下K越大，弱电解质的电离程度越大，所以相同条件下，电离平衡常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，A正确；电离平衡常数(K)是温度的函数，随温度的变化而变化，不随浓度的变化而变化，B、C错误；多元弱酸分步电离，电离程度依次减小，所以多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1>Ka2>Ka3，D错误。 【变式3-1】下列关于电离常数的说法正确的是(　　) A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B.CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D.电离常数只与温度有关，与浓度无关 【答案】D 【解析】CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝，B项错误；向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不变，C项错误。 【变式3-2】常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　　) 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2 A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2 B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生 C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生的H2最多 【答案】B 【解析】相同温度下，一元弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，根据表格中的信息可知酸性：H3PO2>CH3COOH>HCN，A错误；根据较强酸制较弱酸的规律，反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生，B正确；根据电离常数可判断三种酸均不能完全电离，均为弱酸，C错误；等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，酸的物质的量相等，与足量锌粉反应，生成等量的H2，D错误。 题型04 水的电离及其影响因素 【典例4】常温下，某溶液中由水电离的c(H+)＝1×10-13 mol·L-1，该溶液可能是下列中的(　　) ①盐酸　②氯化钠溶液　③硝酸钠溶液　④氢氧化钠溶液 A.①④ B.①② C.②③ D.③④ 【答案】A 【解析】由水电离出来的c(H+)＝1×10-13mol·L-1，说明溶液中有抑制水电离的电解质存在，酸、碱均抑制水的电离，①④正确，NaCl和NaNO3对水的电离无影响。 【变式4-1】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.相同条件下，此溶液的Kw与纯水的Kw相同 D.100 ℃时，该溶液中c水(H+)·c水(OH-)＝2.97×10-13 【答案】C 【解析】温度降低，水的电离逆向移动，溶液中的c(OH-)减小，A错误；温度升高，水的电离程度增大，B错误；100 ℃，Kw＝c(H+)·c水(OH-)＝5.45×10-13，c(H+)＝0.1 mol·L-1，则c水(H+)＝c水(OH-)＝ mol·L-1＝5.45×10-12 mol·L-1，故c水(H+)·c水(OH-)≈2.97×10-23，D错误。 【变式4-2】某温度下，向c(H+)＝1×10-6 mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H+)＝1×10-3 mol·L-1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　) A.该温度高于25 ℃ B.由水电离出来的H+的浓度为1×10-11 mol·L-1 C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH-)增大 【答案】B 【解析】c(H+)＝1×10-6 mol·L-1，说明水的电离得到促进，故T>25 ℃，A项正确；c(H+)＝1×10-6 mol·L-1，水的离子积常数为1×1，Kw＝c(H+)·c(OH-)，当c(H+)＝1×1 mol·L-1时，c(OH-)＝1×1 mol·L-1，故由水电离出来的c(H+)＝1×1 mol·L-1，B项错误；NaHSO4电离生成的氢离子对水的电离起抑制作用，水的电离程度减小，C项正确；温度不变时，Kw不变，加水稀释，c(H+)减小，Kw＝c(H+)·c(OH-)不变，所以c(OH-)增大，D项正确。 题型05 水的离子积常数及其应用 【典例5】313 K时，Kw＝3.0×10-14，则在313 K时，c(H+)＝1.0×10-7 mol·L-1的溶液(　　) A.c(H+)>c(OH-) B.c(H+)＝c(OH-) C.c(H+)<c(OH-) D.无法判断 【答案】C 【解析】c(OH-)＝mol·L-1＝3.0×10-7mol·L-1， c(H+)<c(OH-)。 【变式5-1】某温度下，水溶液中的c(H+)＝10x mol·L-1，c(OH-)＝10y mol·L-1。x与y的关系如图所示。该温度下0.01 mol·L-1 NaOH溶液的c(H+)为(　　) A.10-10 mol·L-1 B.10-11 mol·L-1 C.10-12 mol·L-1 D.10-13 mol·L-1 【答案】D 【解析】由图可知，当x＝-5时，y＝-10，故Kw＝10-5×10-10＝10-15。0.01 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH-)＝10-2 mol·L-1，故c(H+)＝mol·L-1＝10-13 mol·L-1。 【变式5-2】在-50 ℃时液氨存在着以下平衡：2NH3N+N。平衡时，阴、阳离子的浓度均为1×10-15 mol·L-1。液氨与金属钠会发生反应：2Na+2NH3===2NaNH2+H2↑。下列有关液氨的叙述正确的是(　　) A.-50 ℃时，其离子积为1×10-15 B.-50 ℃时，其离子积为1×10-30 C.-50 ℃时，在液氨中加入少量NaNH2并溶解后，液氨的离子积将变大 D.-50 ℃时，在液氨中加入少量金属钠并溶解后，液氨中的c(N)减小 【答案】B 【解析】-50 ℃时，液氨中c(N)＝c(N)＝1×1 mol·L-1，故液氨的离子积为1×10-15×1×10-15＝1×10-30，A错误、B正确；温度不变时，液氨的离子积不变，C错误；液氨与金属钠发生反应：2Na+2NH3===2NaNH2+H2↑，c(N)增大，D错误。 题型06 溶液酸碱性的判断 【典例6】下列说法正确的是(　　) A.强碱的水溶液中不存在H+ B.pH＝1的溶液是酸性最强的溶液 C.在温度不变时，水溶液中c(H+)和c(OH-)不能同时增大 D.某温度下，纯水中c(H+)＝2×10-7 mol·L-1，其呈酸性 【答案】C 【解析】已知H2OH++OH-，则强碱的水溶液中存在H+，A错误；pH＝1的溶液是指c(H+)＝0.1 mol·L-1的溶液，不是酸性最强的溶液，B错误；温度不变时，Kw不变，故水溶液中c(H+)和c(OH-)不能同时增大，C正确；某温度下，纯水中c(OH-)＝c(H+)＝2×10-7mol·L-1，其呈中性，D错误。 【变式6-1】下列关于溶液酸碱性的说法正确的是(　　) A.溶液中若c(H+)>10-7 mol·L-1，则c(H+)>c(OH-)，溶液显酸性 B.c(H+)＝的溶液一定呈中性 C.pH＝6.5的溶液一定呈酸性 D.不能使酚酞溶液变红的溶液一定呈中性 【答案】B 【解析】c(H+)＝，则溶液中c(H+)＝c(OH-)，溶液呈中性，B正确；pH＝6.5的溶液不一定呈酸性，C错误；因为酚酞的变色范围是8.2~10.0，不能使酚酞溶液变红的溶液可能呈中性也可能呈酸性、弱碱性，D错误。 【变式6-2】下列溶液中，一定呈中性的是(　　) A.由非电解质溶于水得到的溶液 B.c(H+)、c(OH-)均为2.0×10-7 mol·L-1的溶液 C.等物质的量的强酸与强碱反应所得到的溶液 D.将pH＝5的盐酸稀释100倍所得到的溶液 【答案】B 【解析】非电解质SO3溶于水生成H2SO4，显酸性，A错误；c(H+)和c(OH-)相等，溶液呈中性，B正确；等物质的量的H2SO4与NaOH反应得到的溶液显酸性，C错误；将pH＝5的盐酸稀释100倍显酸性，D错误。 题型07 溶液的pH及测定 【典例7】下列说法正确的是(　　) A.酸或碱溶液稀释时，溶液的pH均减小 B.中性溶液的pH不一定等于7 C.pH＝0的溶液不存在 D.使用广泛pH试纸测得某溶液的pH＝3.6 【答案】B 【解析】酸溶液稀释时溶液中氢离子浓度减小，氢氧根离子浓度增大，溶液pH增大，故A错误；pH＝-lg c(H+)＝0时溶液中c(H+)＝1 mol·L-1，故C错误；广泛pH试纸测得溶液的pH为整数，因此不可能用广泛pH试纸测得pH＝3.6，故D错误。 【变式7-1】用pH试纸测定某溶液的pH，下列说法正确的是(　　) A.将pH试纸浸入溶液中，观察其颜色变化并与标准比色卡对照 B.用广泛pH试纸测得新制氯水的pH为2 C.用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，观察其颜色并与标准比色卡对照 D.用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴在湿润的pH试纸上，测量的pH一定偏低 【答案】C 【解析】pH试纸直接浸入待测液中，会污染溶液，A错误；新制氯水有强氧化性，pH试纸会被漂白，应用pH计测定新制氯水的pH，B错误；测定溶液pH的正确操作方法为用干燥、洁净的玻璃棒蘸取待测液滴到放在玻璃片或表面皿上的pH试纸上，显色后，与标准比色卡对照，C正确；湿润的pH试纸测定溶液的pH不一定偏低，如用湿润的pH试纸测定氯化钠溶液的pH，测定结果不变，D错误。 【变式7-2】强酸(碱)溶液的酸(碱)性不一定比弱酸(碱)溶液的强。下列关系一定正确的是(　　) A.当溶液中c(H+)>1×10-7 mol·L-1时，其pH<7，溶液呈酸性 B.当溶液中c(H+)<1×10-7 mol·L-1时，其pH>7，溶液呈碱性 C.当溶液中c(H+)＝c(OH-)>1×10-7 mol·L-1时，其pH<7，溶液呈中性 D.当溶液中c(H+)＝c(OH-)>1×10-7 mol·L-1时，其pH<7，溶液呈酸性 【答案】C 【解析】根据pH与7的关系判断溶液的酸碱性，必须是在25 ℃时，A、B错误；若c(H+)和c(OH-)相等，无论其数值等于多少，溶液必定呈中性，C正确，D错误。 题型08 pH的计算 【典例8】常温下，下列溶液中氢离子浓度最小的是(　　) A.pH＝0的NaHSO4溶液 B.0.04 mol·L-1的硫酸 C.pH＝3的醋酸溶液 D.0.5 mol·L-1的盐酸 【答案】C 【解析】A项，pH＝0的NaHSO4溶液中c(H+)＝1 mol·L-1；B项，0.04 mol·L-1硫酸中c(H+)＝2c(H2SO4)＝0.08 mol·L-1；C项，pH＝3的醋酸溶液中，c(H+)＝0.001 mol·L-1；D项，0.5 mol·L-1盐酸中c(H+)＝c(HCl)＝0.5 mol·L-1，则氢离子浓度最小的是pH＝3的醋酸溶液。 【变式8-1】常温下，将等体积、物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH溶液和醋酸溶液混合，下列有关说法正确的是(　　) A.水的电离程度：NaOH溶液>醋酸溶液 B.0.1 mol·L-1的NaOH溶液pH＝1 C.将0.1 mol·L-1的NaOH溶液与pH＝1的醋酸溶液混合，所得混合溶液pH＝7 D.0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH>1 【答案】D 【解析】酸和碱均会抑制水的电离，醋酸是弱酸，抑制程度小，A错误；常温下，0.1 mol·L-1 NaOH溶液完全电离，c(OH-)＝0.1 mol·L-1，pH＝13，B错误。 【变式8-2】向10 mL pH为2的稀硫酸中加入一定浓度的BaCl2溶液，恰好反应时溶液体积为100 mL，则反应后溶液的pH为(　　) A.2 B.3 C.4 D.5 【答案】B 【解析】两溶液混合时，氢离子未参与反应，溶液由10 mL稀释至100 mL，氢离子浓度变为原来的十分之一，pH由2变为3。 题型09 酸碱中和滴定 【典例9】用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，下列操作正确的是(　　) A.酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知浓度的盐酸 B.锥形瓶用蒸馏水洗净，必须干燥后才能加入一定体积未知浓度的NaOH溶液 C.滴定时没有排出滴定管中的气泡 D.读数时视线与滴定管内液体凹液面保持水平 【答案】D 【解析】滴定管在装液之前必须要用标准液润洗，否则将稀释标准液，A错误；锥形瓶用蒸馏水洗净，不必干燥就能加入一定体积未知浓度的NaOH溶液，瓶中残留的蒸馏水对测定结果无影响，B错误；在滴定之前必须排尽滴定管下端的气泡，然后记录读数，进行滴定，C错误。 【变式9-1】下列有关滴定操作的说法正确的是(　　) A.用25 mL滴定管进行中和滴定时，用去标准液的体积为21.7 mL B.用标准的KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，洗净碱式滴定管后直接取标准KOH溶液进行滴定，则测定结果偏低 C.用标准的KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，配制标准溶液的固体KOH中含有NaOH杂质，则测定结果偏高 D.用未知浓度的盐酸滴定标准的KOH溶液时，若读取读数时，滴定前仰视，滴定到终点后俯视，会导致测定结果偏高 【答案】D 【解析】滴定管精确值为0.01 mL，读数应保留小数点后2位，A错误；由于滴定管没有润洗，标准液浓度偏小，消耗标准液体积增加，则测定结果偏高，B错误；等质量的NaOH和KOH，NaOH的物质的量大于KOH，即所配溶液OH-浓度偏大，导致消耗标准液体积偏小，则所测盐酸的浓度偏小，C错误；导致读取的盐酸体积偏小，依据c酸=可知测定结果偏高，D正确。 【变式9-2】NaOH标准溶液的配制和标定，需经过NaOH溶液配制、基准物质H2C2O4·2H2O的称量以及用NaOH溶液滴定等操作。下列有关说法正确的是(　　) A.图甲：转移NaOH溶液到250 mL容量瓶中 B.图乙：准确称得0.157 5 g H2C2O4·2H2O固体 C.用图丙所示操作排出碱式滴定管中的气泡 D.用图丁所示装置以NaOH待测液滴定H2C2O4溶液 【答案】C 【解析】向容量瓶中转移溶液时需要用玻璃棒引流，故A错误；托盘天平的精确度为0.1 g，故B错误；NaOH溶液应装在碱式滴定管中，故D错误。 题型10 酸碱中和滴定曲线 【典例9】一元酸HX和HY都是20 mL，分别用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定，滴定曲线如图，下列说法正确的是(　　) A.用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定HX时，选用甲基橙作指示剂，测定结果偏低 B.HX可能是HCl，HY可能是CH3COOH C.HX和HY的物质的量浓度可能都为1.000 mol·L-1 D.a点和b点对应溶液的导电性相同 答案　A 解析　NaOH溶液滴定HX，恰好完全反应时溶液显碱性，甲基橙在酸性时就变色，故NaOH消耗量会减小，测定结果偏低，故A正确;0.100 0 mol·L-1 NaOH与20 mL酸恰好反应时消耗的碱的体积为20.00 mL，所以酸的浓度都是0.100 0 mol·L-1，根据图像纵坐标可知，HX为弱酸，HY为强酸，故B、C错误;a点对应溶质是NaX和HX，HX为弱电解质，b点对应溶质是NaY和HY，HY是强电解质，虽然各物质的浓度都相同，但是溶液中离子浓度不相同，故导电性不同，故D错误。 方｜法｜点｜拨 加水稀释粒子浓度比值变化分析 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中;其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱;再次找滴定终点和pH=7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH=7)的位置;最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。但要注意中性点与恰好反应点的区别。 【变式10-1】25 ℃时，用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定三种浓度均为0.100 0 mol·L-1的一元酸HA溶液(HA代表CH3COOH、CF3COOH或CH2ClCOOH)，滴定过程pH变化如下图所示。已知CH2ClCOOH的pKa=2.86。下列说法错误的是(　　) A.M点对应溶液中，c(A-)=10c(HA) B.25 ℃时，Ⅲ对应的酸Ka=10-1.52 C.Ⅰ为CH3COOH溶液的滴定曲线 D.酸性强弱:CF3COOH>CH2ClCOOH>CH3COOH 答案　B 解析　卤素原子为吸电子基团，且电负性:F>Cl，含有电负性越大的原子越多，吸电子效应越大，使得羧基中O—H键的共用电子对更加靠近吸电子基团，更容易电离出H+，使酸性增强，因此CH3COOH、CF3COOH和CH2ClCOOH的酸性强弱:CF3COOH>CH2ClCOOH>CH3COOH。在相同的浓度下，HA的酸性越强，电离出的c(H+)越大，pH越小。根据图像，滴定还未开始时，溶液的pH:曲线Ⅰ>曲线Ⅱ>曲线Ⅲ，则酸性:曲线Ⅰ<曲线Ⅱ<曲线Ⅲ，可知曲线Ⅰ表示的是CH3COOH溶液的滴定曲线，曲线Ⅱ和Ⅲ分别表示的是CH2ClCOOH和CF3COOH溶液的滴定曲线。A.根据分析，曲线Ⅱ为NaOH溶液滴定CH2ClCOOH溶液。根据已知，CH2ClCOOH的pKa=2.86，则Ka=10-2.86。CH2ClCOOH的电离方程式:CH2ClCOOHCH2ClCOO-+H+，平衡常数Ka==10-2.86。M点溶液的pH=3.86，c(H+)=10-3.86，代入平衡常数表达式中，可得=10-2.86，则c(CH2ClCOO-)=10c(CH2ClCOOH)，若用HA表示，则c(A-)=10c(HA)，A正确;B.根据分析，曲线Ⅲ表示的是CF3COOH溶液的滴定曲线。且滴加20 mL NaOH时达到滴定终点，则N点等浓度的CF3COOH和CF3COONa，此时溶液呈酸性，pH=1.52，c(H+)=10-1.52 mol·L-1，则c(CF3COOH)≠c(CF3COO-)，故Ka=≠10-1.52，B错误;由分析可知C、D正确。 【变式10-2】 用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸过程中的pH变化如图所示。下列说法错误的是(　　) A.b点时，加入极少量NaOH溶液都会引起pH的突变 B.选指示剂时，其变色范围应在4.30~9.70之间 C.若将盐酸换成同浓度的CH3COOH溶液，曲线ab段将会上移 D.都使用酚酞作指示剂，若将NaOH溶液换成同浓度的氨水，所消耗氨水的体积较NaOH溶液小 答案　D 解析　b点在突变范围内，极少量NaOH溶液也会引起pH的突变，A正确;题图中反应终点的pH在4.30~9.70之间，选择指示剂的变色范围应在反应终点的pH范围内，B正确;醋酸是弱酸，等浓度时醋酸溶液的pH大于盐酸，滴定终点时醋酸钠溶液水解显碱性，曲线ab段将会上移，C正确;使用酚酞作指示剂，用同浓度氨水代替NaOH溶液，滴定终点时溶质为NH4Cl，溶液显酸性，要使溶液由无色变为浅红色，pH在8.2~10之间，则消耗氨水的体积大于NaOH溶液，D错误。 期末基础通关练（测试时间：15分钟） 1.（24-25高二上·福建福州·期末）下列物质中，属于弱电解质的是 A．食盐的主要成分NaCl B．某氮肥的主要成分 C．次氯酸消毒液的有效成分HClO D．某白酒的主要成分 【答案】C 【解析】NaCl在水溶液中完全电离，为强电解质，故不选A；(NH4)2CO3在水溶液中完全电离，属强电解质，故不选B；HClO在水溶液中部分电离，属弱电解质，故选C；C2H5OH自身不能电离，属非电解质，故不选D；故选C。 2．（24-25高二上·北京大兴·期末）下列操作可以使水的离子积常数Kw增大的是 A．加热 B．通入少量氯化氢气体 C．加入少量醋酸钠固体 D．通入少量氨气 【答案】A 【解析】水的电离吸热，加热会升高温度，促进水的电离，则水的离子积常数Kw随温度升高而增大，A符合题意；通入少量氯化氢气体会增加H+浓度，但温度未变，Kw不变，B不符合题意；加入醋酸钠固体，醋酸根与氢离子结合，使H+浓度减小、促进水电离，但温度未变，Kw不变，C不符合题意；通入少量氨气会增加OH-浓度、抑制水电离，但温度未变，Kw不变，D不符合题意；故选A。 3．（24-25高二上·广东广州·期末）常温下，向水中加入少量下列物质，能使水的电离程度增大的是 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】NH4Cl是强酸弱碱盐，铵根水解促进水的电离，使水的电离程度增大，A正确；CH3COOH是弱酸，电离出的H+抑制水的电离，水的电离程度减小，B错误；NaCl是强酸强碱盐，不水解，对水的电离无影响，C错误；NaOH是强碱，电离出的OH-抑制水的电离，水的电离程度减小，D错误；故选A。 4．（24-25高二上·湖南衡阳·期末）已知，根据下列四种水溶液的情景描述，溶液一定呈酸性的是 A．的溶液 B．溶液中 C．滴加石蕊溶液，显紫色 D．溶液中 【答案】D 【解析】的溶液，，溶液呈中性，故A不符合题意；温度升高，水的电离程度增大，若 ，则的溶液有可能呈中性或碱性，故B不符合题意；根据石蕊的变色范围5-8可知，滴加石蕊，显紫色的溶液可能显中性、弱碱性或酸性，故C不符合题意；，若，则 ，溶液呈酸性，故D符合题意；故选D。 5．（24-25高二下·河北·期末）在已达到电离平衡的的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的降低，应采取的措施是 A．加少量氯化钠溶液 B．加热 C．加少量的稀硫酸 D．加少量醋酸钠晶体 【答案】B 【解析】加氯化钠溶液会稀释溶液，虽然促进电离，但H+浓度降低，pH升高，故A不符合题意；因为弱酸的电离吸热，所以加热使醋酸的电离平衡向右移动，H+浓度增大，pH降低，故B符合题意；加稀硫酸，H+浓度增大，醋酸的电离平衡向左移动，抑制电离，但H+浓度增大使pH降低，故C不符合题意；加醋酸钠晶体增加CH3COO⁻浓度，平衡向左移动，抑制电离，H+浓度降低，pH升高，故D不符合题意；故选B。 6．（24-25高二上·贵州贵阳·期末）常温下，由水电离产生的浓度为的溶液中，一定能大量共存的是 A．、、、 B．、、、 C．、、、 D．、、、 【答案】C 【解析】在强酸或强碱性条件下均会反应，不能大量共存，A错误；在强碱性条件下生成Fe(OH)2沉淀，不能大量共存，B错误；、、、均为稳定离子，在强酸或强碱中均不反应，能大量共存，C正确；在强酸中反应生成二氧化碳和水，与在碱性中生成沉淀，不能大量共存，D错误；故选C。 7．（25-26高二上·湖北·期中）下列实验操作正确的是 A．用图1装置进行K2Cr2O7溶液滴定未知浓度的FeSO4溶液实验 B．如图2所示，记录滴定终点读数为18.90mL C．图3操作为赶出碱式滴定管内的气泡 D．图4，滴定时左手控制滴定管玻璃活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视滴定管液面变化 【答案】C 【解析】重铬酸钾溶液具有强氧化性，会腐蚀碱式滴定管的橡胶管，不能盛装在碱式滴定管中，A错误；滴定管刻度的0刻度在上方，则由图可知，记录滴定终点读数为18.10 mL，B错误；赶出碱式滴定管内的气泡时，应将橡胶管向上弯曲，快速挤压玻璃小球放出溶液，排出尖嘴部分气泡，C正确；滴定时左手控制滴定管玻璃活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化，D错误；故选C。 期末综合拓展练（测试时间：25分钟） 8．（24-25高二上·福建龙岩·期末）常温下，体积相同的NaOH和两种溶液中，若，下列叙述错误的是 A．两种溶液中水的电离程度不同 B．两种溶液的pH相等 C．与HCl完全中和时，所消耗的HCl多 D．分别用水稀释相同倍数后， 【答案】A 【分析】NaOH是强电解质，在溶液中完全电离，NH3·H2O是弱电解质，在溶液中部分电离。在其他条件相同时，溶液中水的电离程度及其pH值都和[OH-]（或[H+]）有关。若c(Na+) = c()，则因为两溶液体积相同且NH3·H2O是部分电离，所以，NH3·H2O的物质的量要更大。稀释会促进弱电解质的电离。 【解析】两种溶液中[OH-]相等，均为c，因此[H+]相同，水的电离程度相同，A错误；两种溶液中[OH-]相等，均为c，因此pH相等，B正确；NaOH总物质的量为cV，NH3·H2O总浓度大于c，总物质的量大于cV，完全中和时消耗HCl更多，C正确；稀释相同倍数后，n(Na+)保持cV不变，而NH3·H2O溶液中的电离度增大，n()增大至大于cV，故n(Na⁺) < n()，D正确；故选A。 9．（24-25高二上·北京东城·期末）向两个容积相同的锥形瓶中各加入0.05g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2mL盐酸、2mL醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如下图所示。下列说法不正确的是 A．a曲线对应的酸是盐酸 B．任意相同时间段内，化学反应速率：盐酸均快于醋酸 C．两种溶液最终产生的氢气总量基本相等，与酸的电离程度无关 D．容器内压强均达到140kPa时，所用时间越长反应速率越小 【答案】B 【分析】n(Mg)==0.0021mol，n(HCl)=n(CH3COOH)=0.002L×2mol·L-1=0.004mol，可以判断盐酸和醋酸最终会反应完，产生的氢气相等，据此分析； 【解析】盐酸为强酸，开始产生的氢气多速率比醋酸快，斜率大，故a曲线对应的酸是盐酸，A正确；醋酸溶液与镁的反应为放热反应，随着反应进行，溶液中减小，醋酸存在电离平衡持续电离出氢离子，而盐酸无电离平衡，速率持续减小，且减小的程度大于醋酸，故盐酸均快于醋酸为错误，B错误；两个反应的酸能提供的氢离子总数相同，最终产生的氢气总量基本相等，与酸的电离程度无关，C正确；容器内压强均达到140kPa时，即产生相同的物质的量氢气，则氢离子浓度改变量相同，所用时间越长反应速率越小，D正确；故选B。 10．（24-25高二上·浙江杭州·期末）室温下pH相同、体积相同的醋酸与盐酸两种稀溶液，下列叙述正确的是 A．加水稀释相同倍数后，醋酸的pH大于盐酸 B．温度均升高10℃(忽略酸的挥发)，两溶液的pH不变 C．与足量锌粉反应，当产生相同体积的H2时，醋酸所需时间短 D．与足量NaHCO3溶液反应，完全反应时产生气体的物质的量相同 【答案】C 【解析】室温下pH相同、体积相同的醋酸与盐酸两种稀溶液，加水稀释相同倍数后，醋酸的电离程度增大，电离产生的离子数目增多，而盐酸为强酸，电离程度不变，所以醋酸溶液中c(H+)比盐酸中大，醋酸的pH小于盐酸，A不正确；温度均升高10℃(忽略酸的挥发)，盐酸的pH不变，而由于醋酸的电离程度增大，溶液中c(H+)增大，所以醋酸的pH减小，B不正确；与足量锌粉反应，刚开始反应时，由于c(H+)相同，二者反应速率相同，随着反应的进行，醋酸不断发生电离，醋酸中c(H+)大于盐酸中c(H+)，醋酸溶液中反应速率快，所以当产生相同体积的H2时，醋酸所需时间短，C正确；室温下pH相同、体积相同的醋酸与盐酸两种稀溶液，由于醋酸发生部分电离，所以醋酸的物质的量大于盐酸的物质的量，与足量NaHCO3溶液完全反应时醋酸产生气体的物质的量比盐酸大，D不正确；故选C。 11．（24-25高二上·山东青岛·期末）已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是 A．液氨中能发生反应： B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小 C．增加，电离平衡正向移动，增大 D．仅改变温度，可以使液氨中 【答案】A 【解析】KNH2提供，NH4Cl提供，两者在液氨中反应生成KCl和NH3，符合酸碱中和规律，反应式正确，A正确；加入NH4Cl会增加浓度，根据勒夏特列原理，平衡逆向移动，但总浓度仍会因外加而增大，而非减小，B错误；液氨为溶剂，其浓度视为常数，增加NH3的量不会改变其浓度，因此电离平衡不移动，c()不变，C错误；电离反应中和的浓度始终相等(1:1生成)，仅改变温度无法使两者浓度不等，D错误；故选A。 12．（24-25高二上·广东广州·期末）石蕊(用表示)是一种有机弱酸，在水中发生电离：(红色)(蓝色)。下列关于的溶液，说法不正确的是 A．溶液 B．溶液pH随温度升高而减小 C．通入少量气体，电离平衡向逆方向移动 D．加水稀释过程中，逐渐变大 【答案】A 【解析】HIn是弱酸，不能完全电离，0.01mol/L溶液的pH应大于2，A项错误；升温促进弱酸电离，H+浓度增大，pH减小，B项正确；通入HCl增加H+浓度，平衡逆向移动，C项正确；温度不变，则K不变，稀释时电离度增大，但H+浓度降低，根据可知，的浓度比值增大，D项正确；故选A。 13．（24-25高二上·贵州贵阳·期末）某温度下，将pH和体积均相同的两种弱酸(HA和HB)溶液分别加水稀释，pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 A． B．稀释前溶液的浓度： C．从b点到d点，逐渐减小 D．溶液中水的电离程度：d点点 【答案】A 【分析】相同体积、相同pH的两种酸稀释相同倍数后，相对较强的酸pH变化较大，则HA酸性强于HB。起始时pH相同，则HB的浓度比HA大。 【解析】由分析可知，HA的酸性强于HB，则Ka(HA)>Ka(HB)，A正确；HA酸性强于HB，起始时pH相同，则HB的浓度比HA大，B错误；从b点到d点，溶液的温度不变，故KW不变，C错误；溶液中d点的pH小于e点，表明d点时溶液中HB电离产生的c(H+)大，则对水电离的抑制作用大，所以水的电离程度：d点＜e点，D错误；故选A。 14．（24-25高二上·吉林松原·期末）常温下，下列说法正确的是 A．、、、在的溶液中能够大量共存 B．将的醋酸溶液加水稀释到原体积的100倍后，溶液的 C．0.1mol·L-1的盐酸中由水电离的与之比为 D．可用干燥的pH试纸测定的次氯酸溶液的pH 【答案】A 【解析】的溶液为强酸性溶液，、、、、之间均不反应，可以大量共存，A正确；将的醋酸溶液加水稀释到原体积的100倍后，因醋酸的电离平衡正向移动，使得mol·L-1，溶液的，B错误；同一溶液中水电离的与相等，C错误；次氯酸溶液具有漂白性，会影响pH试纸的颜色变化，不能用pH试纸测定次氯酸溶液的pH，D错误；故选A。 15．（24-25高二下·安徽马鞍山·期末）常温下，用盐酸滴定溶液，所得溶液，和的分布分数[平衡时某含氮微粒的浓度占含氮微粒总浓度的分数，如的分布分数]与滴加盐酸体积的关系如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线a代表 B．应选用酚酞作为指示剂 C．的电离常数的数量级为 D．点的横坐标小于 【答案】D 【分析】随着盐酸的加入，c()增加，c(NH3·H2O)降低，pH值减小，故曲线a代表c()，故曲线b代表pH(有突变范围)，故曲线c代表c(NH3·H2O)，NH3·H2O的电离常数表达式为Kb(NH3·H2O)=，M点时c()=c(NH3·H2O)，pH=9.26，则Kb(NH3·H2O)=c(OH-)===，Kh()==，据此分析； 【解析】随着V(HCl)的增大，溶液中c(NH3·H2O)减小，c()增大，则溶液中δ(NH3·H2O)减小，δ()增大，根据图知，曲线a代表δ()，曲线c代表δ(NH3·H2O)，A错误；滴定终点时，所得溶液溶质为NH4Cl，水解呈酸性，为了减小实验误差，应选突变范围在酸性范围的甲基橙为指示剂，B错误；由NH3·H2O +OH-可知，NH3·H2O的电离常数表达式为Kb(NH3·H2O)= ，M点时c()=c(NH3·H2O)，pH=9.26，则Kb(NH3·H2O)=c(OH-)===，其数量级为10-5，C错误；当加入盐酸体积为12.5mL，充分反应后溶液中溶质为NH4Cl和NH3·H2O ，且n(NH4Cl)=2.5×10-3mol，n(NH3·H2O)= 2.5×10-3mol，由于以NH3·H2O 的电离常数大于的水解常数，因此c()＞c(NH3·H2O)，而M点时，c()=c(NH3·H2O)，所以M点加入盐酸体积小于12.5mL，D正确；故选D。 16．（24-25高二上·浙江丽水·期末）室温下，向20.00 mL 0.1000 mol·L-1盐酸中滴加0.1000 mol·L-1NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图所示。已知lg 5=0.7。下列说法不正确的是 A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH=7 B．若滴加同浓度的氨水，可选择酚酞指示反应终点 C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的小 D．V(NaOH)=30.00 mL时，pH=12.3 【答案】B 【解析】NaOH与盐酸恰好完全反应时溶液中的溶质为NaCl，呈中性，室温下pH＝7，A正确；盐酸与氨水反应生成NH4Cl（强酸弱碱盐），溶液呈酸性（水解 ），酚酞的变色范围是（碱性 ），甲基红的变色范围是4.4~6.2（弱酸性），甲基橙的变色范围是3.1~4.4（酸性），因反应终点溶液呈酸性，应选甲基红或甲基橙作指示剂，而非酚酞（酚酞变色时溶液已呈碱性，误差大），B错误；甲基红的变色范围4.4~6.2更接近中性（pH = 7），甲基橙的变色范围3.1~4.4离中性更远，变色范围越接近反应终点pH，误差越小，故选择甲基红指示终点误差比甲基橙小，C正确；V(NaOH)=30.00 mL时，NaOH过量：，， 过量 ， 溶液总体积V = 20.00mL+30.00mL=50.00mL=0.05000L，则，pOH=-lg c({OH-)=-lg 0.02=1.7，室温下， pH+pOH=14，故pH=14-1.7=12.3，D正确；故选B。 17．（25-26高二上·重庆·期中）常温下，向一定体积的溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的溶液，当溶液中的恰好完全沉淀时，溶液。若反应后溶液的体积等于溶液和溶液体积之和，则溶液和溶液体积之比是 A．1：1 B．9：1 C．1：10 D．1：9 【答案】D 【解析】0.01 mol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.02 mol/L，设溶液体积为xL，氢氧根离子物质的量为0.02x mol；设硫酸氢钠溶液体积为yL，依据反应Ba(OH)2+NaHSO4=BaSO4↓+H2O+NaOH，混合后溶液pH=11，计算得到溶液中氢氧根离子浓度为10-3mol/L；所以得到：；由于n(Ba(OH)2)=0.01xmol，当溶液中的Ba2+恰好完全沉淀时，n(Ba(OH)2)：n(NaHSO4)=1:1，因此n(NaHSO4)=n(Ba(OH)2)= 0.01xmol，即cy=0.01x，因此，x:y= 1:9，故选D。 18．（25-26高二上·江西抚州·期中）25℃时，四种酸的电离平衡常数如表所示。下列说法错误的是 化学式 电离平衡常数 A．25℃时，浓度相同的、、溶液中： B．25℃时，的盐酸和亚磷酸溶液等体积混合，溶液仍为4 C．25℃时，相同的碳酸溶液和溶液分别加水稀释100倍，碳酸溶液的变化更大 D．25℃时，体积相同、相同的上述四种溶液，与足量碱发生反应时，碳酸能消耗的最多 【答案】C 【解析】25℃时，弱酸的电离常数越小，酸性越弱，浓度相同的溶液中氢离子浓度越小，由电离常数可知，酸性强弱顺序为：，则浓度相同的三种酸溶液中氢离子浓度的大小顺序为：，A正确；盐酸是强酸，在溶液中完全电离，而亚磷酸为二元弱酸，在溶液中分步电离，以一级电离为主，则pH为4的盐酸和亚磷酸溶液等体积混合后，溶液中亚磷酸和亚磷酸氢根离子的浓度都为原溶液的，温度不变，电离常数Ka1不变，所以混合溶液中pH仍为4，B正确；碳酸为二元弱酸，在溶液中分步电离，以一级电离为主，由电离常数可知，氢氟酸的酸性强于碳酸，所以pH相同的碳酸溶液和氢氟酸溶液分别加水稀释100倍后，酸性强的氢氟酸溶液pH变化大，C错误；pH相同的弱酸溶液，酸性越弱，酸溶液的浓度越大，由电离常数可知，碳酸的酸性最弱，酸溶液的浓度最大，且为二元酸，所以体积相同、pH相同的四种酸溶液与足量碱发生反应时，碳酸能消耗的氢氧根离子最多，D正确；故选C。 19．（25-26高二上·山东菏泽·期中）室温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．的溶液中：、、、 B．水电离的的溶液中：、、、 C．澄清透明的溶液中：、、、 D．的溶液中：、、、 【答案】C 【解析】室温下，溶液中，即，mol/L，pH=1，溶液呈强酸性，在强酸性条件下会生成沉淀，不能大量共存，A不符合题意；水电离的 mol/L的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，若溶液呈酸性，会与反应而不能大量共存，B不符合题意；澄清透明溶液中，、、、四种离子相互之间均不反应，一定能大量共存，C符合题意；室温下，的溶液中mol/L，溶液呈强酸性，会与反应生成和，不能大量共存，D不符合题意；故选C。 20．（25-26高二上·北京·期中）用溶液分别滴定体积均为20mL、浓度均为溶液和HX溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是 A．HX与NaOH反应的离子方程式： B．水的电离程度： C．N点 D．NaOH溶液滴定溶液，用酚酞作指示剂，溶液由粉红色变为无色时到达滴定终点 【答案】B 【分析】HCl是强酸，0.1mol•L-1 HCl溶液中c(H+)=0.1 mol•L-1，所以溶液的pH=1；而0.1mol•L-1 HX溶液的pH=5，说明HX是弱酸，在水溶液中不完全电离，以此解答。 【解析】由分析可知，HX是弱酸，则HX与NaOH反应的离子方程式：，故A错误；P点为等浓度的NaCl和HCl混合溶液，N点为NaX溶液，而M点为等浓度NaX、HX混合溶液，HCl和HX是酸，抑制水的电离，且HCl酸性比HX强，对水电离的抑制效果更强，NaX为强碱弱酸盐，会促进水的电离，则水的电离程度：，故B正确；N点为NaX溶液，浓度为0.05mol/L，由物料守恒可知，故C错误；NaOH溶液滴定溶液，滴定终点为中性的，理论突跃范围为pH4.3-9.7，酚酞变色范围（pH8.0-9.6，无色→红色）完全落在突跃范围内，可用酚酞作指示剂，但滴定终点颜色变化为无色到浅红色，故D错误；故选B。 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题05电离平衡 水的电离和溶液的pH（期末复习讲义） 内容导航 明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考 理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系 破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈 过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升 考查重点 命题角度 电解质及其分类 电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 弱电解质的电离平衡 握电离平衡及其影响因素、电解质溶液的导电性的强弱、水的电离平衡及其影响因素、水的离子积常数 电离平衡常数 电离平衡常数的理解及其相关计算 溶液的酸碱性与pH 溶液的酸碱性与pH的关系、检测溶液pH的方法、溶液pH调控的意义、能正确计算酸碱溶液的pH 酸碱中和滴定 酸碱中和滴定的原理和滴定终点的判断方法、指示剂选择、酸碱中和滴定的操作、数据处理、误差分析、滴定图像分析 要点01 电解质及分类 1.电解质和非电解质 2.强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能 的电解质 在水溶液中只能 的电解质 在溶液中的存在形式 只有 既有 ，又有 分子 物质类别 强酸、强碱、大部分盐(包括难溶性盐)等 弱酸、弱碱、水 3.电离方程式的书写 强电解质用“===”，弱电解质用“”，多元弱酸分步书写电离方程式。 要点02 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.电离平衡含义 在一定条件下(如浓度、温度等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的 时，达到电离平衡状态。 2.电离平衡的建立与特征 ①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。 ②平衡的建立过程中，v(电离)>v(结合)。 ③当v(电离)=v(结合)时，电离过程达到 。 3.外因对电离平衡的影响 (1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小， 。 (2)温度：温度越高， 越大。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。 要点03 电离平衡常数及其应用 1.概念 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的 浓度的乘积与溶液中 的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。 2.表达式 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= 3.电离常数的影响因素 (1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数 ，反之，电离常数 。 (2)外因：电离平衡常数与 有关，与浓度无关， ，K增大。 4.电离常数的意义 (1)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。 (2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是……，当时，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。 5.电离度与电离常数的关系及计算 (1)概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的百分比。 (2)表达式 α=×100%或 α=×100% (3)影响因素 温度的影响 升高温度，电离平衡 移动，电离度 ； 降低温度，电离平衡 移动，电离度 浓度的影响 当弱电解质溶液浓度 时，电离度 ； 当弱电解质溶液浓度 时，电离度 要点04 水的电离与水的离子积常数 1.水的电离 (1)水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。 (2)水的电离为吸热过程，电离方程式：H2O+H2OH3O+ +OH-， 简写为H2OH++OH-。 (3)水的电离平衡常数表达式：K＝，纯水及稀溶液中c(H2O)视为常数，则c(H+)·c(OH-)＝K·c(H2O)为新的常数，用Kw表示。 2.水的离子积常数 概念 当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，这个常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作Kw 表达式 Kw＝c(H+)·c(OH-)，25 ℃时，Kw＝1.0×10-14 影响因素 只与 有关，升高温度Kw ，与溶液的酸碱性无关 适用范围 适用于纯水和稀的电解质溶液 3.外界条件对水的电离平衡的影响 改变条件 平衡移 动方向 c(H+) c(OH-) 水的电 离程度 Kw 升高温度 加入HCl(g) 加入NaOH(s) 加入活泼金属(如Na) 加入NaHSO4(s) 4.水的电离平衡曲线的理解与识别 某温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图所示。 (1)曲线上的任意点(如a、b、c)的Kw都相同，即c(H+)·c(OH-)相同，温度相同。 (2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。 (3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。 5.Kw的应用 计算溶液中水电离的H+或OH-浓度 (1)任何温度，任何水溶液，水电离的H+和OH-浓度总是相等。 (2)当抑制水的电离时(如酸或碱溶液) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较小的是水电离出来的。 (3)当促进水的电离时(如盐的水解) 在溶液中c(H+)、c(OH-)较大的是水电离出来的。 归｜纳｜总｜结 酸或碱溶液中c水(H+)、c水(OH-)的计算方法 (1)在酸或碱溶液中水的电离虽然受到抑制，但c水(H+)=c水(OH-)。 (2)酸溶液中c水(H+)=c水(OH-)=(忽略水电离出的H+的浓度)，酸电离的H+浓度认为是溶液中总c(H+)。 (3)碱溶液中c水(OH-)=c水(H+)=(忽略水电离出的OH-的浓度)，碱电离的OH-浓度认为是溶液中总c(OH-)。 要点05 溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性 (1)溶液呈酸碱性的本质：溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小。 (2) 溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下溶液pH 酸性溶液 中性溶液 碱性溶液 2.溶液的pH及测定 (1)关系：pH=-lg c(H+)。  (2)范围：0~14。 (3)测定：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中央，变色后与标准比色卡对照。 (4)溶液酸碱性的另外一种表示——pOH ①pOH=-lg c(OH-)； ②常温下：pH+pOH=14。 归｜纳｜总｜结 酸、碱混合后溶液酸碱的判断 (1)等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。 (2)室温下c酸(H+)=c碱(OH-)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。 (3)室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合酸碱性分析(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。 要点06 溶液pH的计算 1.酸碱溶液稀释时pH变化规律(常温) (1)强酸(或强碱)每稀释10倍，pH向7靠拢1个单位。 (2)弱酸(碱)每稀释10倍，pH向7靠拢不到1个单位。 (3)酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7。 2.不同pH强酸与强酸(或强碱与强碱)混合 (1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H+)=，然后再求pH。 若pH之差≥2的两种强酸溶液等体积混合，可忽略较稀酸(pH较大者)提供的H+，相当于计算较浓的酸稀释1倍的pH。 (2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH-)=，再求c混(H+)=，最后求pH。 若pH之差≥2的两种强碱溶液等体积混合，可忽略较稀碱(pH较小者)提供的OH-，相当于计算较浓的碱稀释1倍的pH。 3.酸碱中和反应后pH计算的一般思路(常温) 恰好完全反应呈中性 pH=7 酸过量 c混(H+)=⇒pH 碱过量 c混(OH-)=⇒c(H+)=⇒pH 要点07 酸碱中和滴定 1.原理 利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。以标准HCl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)=。 2.酸碱指示剂 常见酸碱指示剂的变色范围 指示剂 变色范围 石蕊 甲基橙 酚酞 3.关键 (1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。 (2)选取适当指示剂 ①滴定终点溶液为碱性时，用 作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。 ②滴定终点溶液为酸性时，用 作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。 ③强酸滴定强碱一般用 ，但用 也可以。 (3)准确判断滴定终点。 4.实验仪器与操作过程 (1)主要仪器 (2)滴定前准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡调液面→记录。 锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂。 (3)滴定操作 (4)滴定终点 滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在 不恢复原来的颜色，停止滴定，并记录标准溶液的体积。 (5)数据处理 按上述操作重复2~3次，根据每次所用标准液的体积计算待测液的物质的量浓度，最后求出待测液的物质的量浓度的 。 (6)误差分析 分析依据cB=(VB表示准确量取的待测液的体积、cA表示标准溶液的浓度)。 若VA偏大⇒cB偏大；若VA偏小⇒cB偏小。 （7）以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例： 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 碱式滴定管未用标准溶液润洗 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 部分酸液滴出锥形瓶外 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 要点08 酸碱中和滴定曲线 1.强酸与强碱滴定过程中pH曲线 如以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸的滴定曲线如下： 2.强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 题型01 判断电解质强弱及溶液的导电性 【典例1】下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的分类，完全正确的是(　　) 选项 A B C D 强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 Cl2 方｜法｜点｜拨 判断弱电解质的两种方法 (1)弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后，1<pH<2。 (2)弱电解质形成的盐能水解，如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上，pH>7，说明CH3COONa为强碱弱酸盐，即CH3COOH为弱酸。 【变式1-1】一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　) A.a、b、c三点对应溶液中，c(H+)的大小顺序：c>a>b B.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c<a<b C.向a、b溶液中分别加入足量的锌粒，化学反应速率大小：va<vb D.a、b、c三点溶液用1 mol·L-1的NaOH溶液中和，则消耗NaOH溶液的体积大小：c<a<b 【变式1-2】下列事实能证明MOH是弱碱的有(　　) ①0.1 mol·L-1 MOH溶液可以使酚酞溶液变红 ②常温下，0.1 mol·L-1 MOH溶液中c(OH-)<0.1 mol·L-1 ③相同温度下，0.1 mol·L-1 MOH溶液的导电能力比0.1 mol·L-1 NaOH溶液的弱 ④等体积的0.1 mol·L-1 MOH溶液与0.1 mol·L-1盐酸恰好完全反应 A.①② B.②③ C.②④ D.③④ 题型02 弱电解质的电离平衡 【典例2】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ON+OH-。若要使平衡向左移动，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 【变式2-1】把1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L，下列叙述正确的是(　　) A.c(CH3COOH)变为原来的 B.c(H+)变为原来的 C.的值增大 D.溶液的导电能力增强 方｜法｜点｜拨 加水稀释粒子浓度比值变化分析 (1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) (2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 【变式2-2】已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是(　　) A.静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动 B.如果CO2进入血液，平衡向右移动 C.当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动 D.当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动 题型03 电离常数及其应用 【典例3】下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是(　　) A.电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B.电离平衡常数(K)与温度无关 C.相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1<Ka2<Ka3 【变式3-1】下列关于电离常数的说法正确的是(　　) A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B.CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝ C.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小 D.电离常数只与温度有关，与浓度无关 【变式3-2】常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　　) 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2 A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2 B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生 C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生的H2最多 题型04 水的电离及其影响因素 【典例4】常温下，某溶液中由水电离的c(H+)＝1×10-13 mol·L-1，该溶液可能是下列中的(　　) ①盐酸　②氯化钠溶液　③硝酸钠溶液　④氢氧化钠溶液 A.①④ B.①② C.②③ D.③④ 【变式4-1】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.相同条件下，此溶液的Kw与纯水的Kw相同 D.100 ℃时，该溶液中c水(H+)·c水(OH-)＝2.97×10-13 【变式4-2】某温度下，向c(H+)＝1×10-6 mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液中c(H+)＝1×10-3 mol·L-1。下列对该溶液的叙述不正确的是(　　) A.该温度高于25 ℃ B.由水电离出来的H+的浓度为1×10-11 mol·L-1 C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离 D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH-)增大 题型05 水的离子积常数及其应用 【典例5】313 K时，Kw＝3.0×10-14，则在313 K时，c(H+)＝1.0×10-7 mol·L-1的溶液(　　) A.c(H+)>c(OH-) B.c(H+)＝c(OH-) C.c(H+)<c(OH-) D.无法判断 【变式5-1】某温度下，水溶液中的c(H+)＝10x mol·L-1，c(OH-)＝10y mol·L-1。x与y的关系如图所示。该温度下0.01 mol·L-1 NaOH溶液的c(H+)为(　　) A.10-10 mol·L-1 B.10-11 mol·L-1 C.10-12 mol·L-1 D.10-13 mol·L-1 【变式5-2】在-50 ℃时液氨存在着以下平衡：2NH3N+N。平衡时，阴、阳离子的浓度均为1×10-15 mol·L-1。液氨与金属钠会发生反应：2Na+2NH3===2NaNH2+H2↑。下列有关液氨的叙述正确的是(　　) A.-50 ℃时，其离子积为1×10-15 B.-50 ℃时，其离子积为1×10-30 C.-50 ℃时，在液氨中加入少量NaNH2并溶解后，液氨的离子积将变大 D.-50 ℃时，在液氨中加入少量金属钠并溶解后，液氨中的c(N)减小 题型06 溶液酸碱性的判断 【典例6】下列说法正确的是(　　) A.强碱的水溶液中不存在H+ B.pH＝1的溶液是酸性最强的溶液 C.在温度不变时，水溶液中c(H+)和c(OH-)不能同时增大 D.某温度下，纯水中c(H+)＝2×10-7 mol·L-1，其呈酸性 【变式6-1】下列关于溶液酸碱性的说法正确的是(　　) A.溶液中若c(H+)>10-7 mol·L-1，则c(H+)>c(OH-)，溶液显酸性 B.c(H+)＝的溶液一定呈中性 C.pH＝6.5的溶液一定呈酸性 D.不能使酚酞溶液变红的溶液一定呈中性 【变式6-2】下列溶液中，一定呈中性的是(　　) A.由非电解质溶于水得到的溶液 B.c(H+)、c(OH-)均为2.0×10-7 mol·L-1的溶液 C.等物质的量的强酸与强碱反应所得到的溶液 D.将pH＝5的盐酸稀释100倍所得到的溶液 题型07 溶液的pH及测定 【典例7】下列说法正确的是(　　) A.酸或碱溶液稀释时，溶液的pH均减小 B.中性溶液的pH不一定等于7 C.pH＝0的溶液不存在 D.使用广泛pH试纸测得某溶液的pH＝3.6 【变式7-1】用pH试纸测定某溶液的pH，下列说法正确的是(　　) A.将pH试纸浸入溶液中，观察其颜色变化并与标准比色卡对照 B.用广泛pH试纸测得新制氯水的pH为2 C.用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，观察其颜色并与标准比色卡对照 D.用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴在湿润的pH试纸上，测量的pH一定偏低 【变式7-2】强酸(碱)溶液的酸(碱)性不一定比弱酸(碱)溶液的强。下列关系一定正确的是(　　) A.当溶液中c(H+)>1×10-7 mol·L-1时，其pH<7，溶液呈酸性 B.当溶液中c(H+)<1×10-7 mol·L-1时，其pH>7，溶液呈碱性 C.当溶液中c(H+)＝c(OH-)>1×10-7 mol·L-1时，其pH<7，溶液呈中性 D.当溶液中c(H+)＝c(OH-)>1×10-7 mol·L-1时，其pH<7，溶液呈酸性 题型08 pH的计算 【典例8】常温下，下列溶液中氢离子浓度最小的是(　　) A.pH＝0的NaHSO4溶液 B.0.04 mol·L-1的硫酸 C.pH＝3的醋酸溶液 D.0.5 mol·L-1的盐酸 【变式8-1】常温下，将等体积、物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的NaOH溶液和醋酸溶液混合，下列有关说法正确的是(　　) A.水的电离程度：NaOH溶液>醋酸溶液 B.0.1 mol·L-1的NaOH溶液pH＝1 C.将0.1 mol·L-1的NaOH溶液与pH＝1的醋酸溶液混合，所得混合溶液pH＝7 D.0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH>1 【变式8-2】向10 mL pH为2的稀硫酸中加入一定浓度的BaCl2溶液，恰好反应时溶液体积为100 mL，则反应后溶液的pH为(　　) A.2 B.3 C.4 D.5 题型09 酸碱中和滴定 【典例9】用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，下列操作正确的是(　　) A.酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知浓度的盐酸 B.锥形瓶用蒸馏水洗净，必须干燥后才能加入一定体积未知浓度的NaOH溶液 C.滴定时没有排出滴定管中的气泡 D.读数时视线与滴定管内液体凹液面保持水平 【变式9-1】下列有关滴定操作的说法正确的是(　　) A.用25 mL滴定管进行中和滴定时，用去标准液的体积为21.7 mL B.用标准的KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，洗净碱式滴定管后直接取标准KOH溶液进行滴定，则测定结果偏低 C.用标准的KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，配制标准溶液的固体KOH中含有NaOH杂质，则测定结果偏高 D.用未知浓度的盐酸滴定标准的KOH溶液时，若读取读数时，滴定前仰视，滴定到终点后俯视，会导致测定结果偏高 【变式9-2】NaOH标准溶液的配制和标定，需经过NaOH溶液配制、基准物质H2C2O4·2H2O的称量以及用NaOH溶液滴定等操作。下列有关说法正确的是(　　) A.图甲：转移NaOH溶液到250 mL容量瓶中 B.图乙：准确称得0.157 5 g H2C2O4·2H2O固体 C.用图丙所示操作排出碱式滴定管中的气泡 D.用图丁所示装置以NaOH待测液滴定H2C2O4溶液 题型10 酸碱中和滴定曲线 【典例9】一元酸HX和HY都是20 mL，分别用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定，滴定曲线如图，下列说法正确的是(　　) A.用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定HX时，选用甲基橙作指示剂，测定结果偏低 B.HX可能是HCl，HY可能是CH3COOH C.HX和HY的物质的量浓度可能都为1.000 mol·L-1 D.a点和b点对应溶液的导电性相同 方｜法｜点｜拨 加水稀释粒子浓度比值变化分析 首先看横、纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中;其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱;再次找滴定终点和pH=7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH=7)的位置;最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。但要注意中性点与恰好反应点的区别。 【变式10-1】25 ℃时，用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定三种浓度均为0.100 0 mol·L-1的一元酸HA溶液(HA代表CH3COOH、CF3COOH或CH2ClCOOH)，滴定过程pH变化如下图所示。已知CH2ClCOOH的pKa=2.86。下列说法错误的是(　　) A.M点对应溶液中，c(A-)=10c(HA) B.25 ℃时，Ⅲ对应的酸Ka=10-1.52 C.Ⅰ为CH3COOH溶液的滴定曲线 D.酸性强弱:CF3COOH>CH2ClCOOH>CH3COOH 【变式10-2】 用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸过程中的pH变化如图所示。下列说法错误的是(　　) A.b点时，加入极少量NaOH溶液都会引起pH的突变 B.选指示剂时，其变色范围应在4.30~9.70之间 C.若将盐酸换成同浓度的CH3COOH溶液，曲线ab段将会上移 D.都使用酚酞作指示剂，若将NaOH溶液换成同浓度的氨水，所消耗氨水的体积较NaOH溶液小 期末基础通关练（测试时间：15分钟） 1.（24-25高二上·福建福州·期末）下列物质中，属于弱电解质的是 A．食盐的主要成分NaCl B．某氮肥的主要成分 C．次氯酸消毒液的有效成分HClO D．某白酒的主要成分 2．（24-25高二上·北京大兴·期末）下列操作可以使水的离子积常数Kw增大的是 A．加热 B．通入少量氯化氢气体 C．加入少量醋酸钠固体 D．通入少量氨气 3．（24-25高二上·广东广州·期末）常温下，向水中加入少量下列物质，能使水的电离程度增大的是 A． B． C． D． 4．（24-25高二上·湖南衡阳·期末）已知，根据下列四种水溶液的情景描述，溶液一定呈酸性的是 A．的溶液 B．溶液中 C．滴加石蕊溶液，显紫色 D．溶液中 5．（24-25高二下·河北·期末）在已达到电离平衡的的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的降低，应采取的措施是 A．加少量氯化钠溶液 B．加热 C．加少量的稀硫酸 D．加少量醋酸钠晶体 6．（24-25高二上·贵州贵阳·期末）常温下，由水电离产生的浓度为的溶液中，一定能大量共存的是 A．、、、 B．、、、 C．、、、 D．、、、 7．（25-26高二上·湖北·期中）下列实验操作正确的是 A．用图1装置进行K2Cr2O7溶液滴定未知浓度的FeSO4溶液实验 B．如图2所示，记录滴定终点读数为18.90mL C．图3操作为赶出碱式滴定管内的气泡 D．图4，滴定时左手控制滴定管玻璃活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视滴定管液面变化 期末综合拓展练（测试时间：25分钟） 8．（24-25高二上·福建龙岩·期末）常温下，体积相同的NaOH和两种溶液中，若，下列叙述错误的是 A．两种溶液中水的电离程度不同 B．两种溶液的pH相等 C．与HCl完全中和时，所消耗的HCl多 D．分别用水稀释相同倍数后， 9．（24-25高二上·北京东城·期末）向两个容积相同的锥形瓶中各加入0.05g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2mL盐酸、2mL醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如下图所示。下列说法不正确的是 A．a曲线对应的酸是盐酸 B．任意相同时间段内，化学反应速率：盐酸均快于醋酸 C．两种溶液最终产生的氢气总量基本相等，与酸的电离程度无关 D．容器内压强均达到140kPa时，所用时间越长反应速率越小 10．（24-25高二上·浙江杭州·期末）室温下pH相同、体积相同的醋酸与盐酸两种稀溶液，下列叙述正确的是 A．加水稀释相同倍数后，醋酸的pH大于盐酸 B．温度均升高10℃(忽略酸的挥发)，两溶液的pH不变 C．与足量锌粉反应，当产生相同体积的H2时，醋酸所需时间短 D．与足量NaHCO3溶液反应，完全反应时产生气体的物质的量相同 11．（24-25高二上·山东青岛·期末）已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是 A．液氨中能发生反应： B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小 C．增加，电离平衡正向移动，增大 D．仅改变温度，可以使液氨中 12．（24-25高二上·广东广州·期末）石蕊(用表示)是一种有机弱酸，在水中发生电离：(红色)(蓝色)。下列关于的溶液，说法不正确的是 A．溶液 B．溶液pH随温度升高而减小 C．通入少量气体，电离平衡向逆方向移动 D．加水稀释过程中，逐渐变大 13．（24-25高二上·贵州贵阳·期末）某温度下，将pH和体积均相同的两种弱酸(HA和HB)溶液分别加水稀释，pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是 A． B．稀释前溶液的浓度： C．从b点到d点，逐渐减小 D．溶液中水的电离程度：d点点 14．（24-25高二上·吉林松原·期末）常温下，下列说法正确的是 A．、、、在的溶液中能够大量共存 B．将的醋酸溶液加水稀释到原体积的100倍后，溶液的 C．0.1mol·L-1的盐酸中由水电离的与之比为 D．可用干燥的pH试纸测定的次氯酸溶液的pH 15．（24-25高二下·安徽马鞍山·期末）常温下，用盐酸滴定溶液，所得溶液，和的分布分数[平衡时某含氮微粒的浓度占含氮微粒总浓度的分数，如的分布分数]与滴加盐酸体积的关系如图所示。下列叙述正确的是 A．曲线a代表 B．应选用酚酞作为指示剂 C．的电离常数的数量级为 D．点的横坐标小于 16．（24-25高二上·浙江丽水·期末）室温下，向20.00 mL 0.1000 mol·L-1盐酸中滴加0.1000 mol·L-1NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图所示。已知lg 5=0.7。下列说法不正确的是 A．NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH=7 B．若滴加同浓度的氨水，可选择酚酞指示反应终点 C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的小 D．V(NaOH)=30.00 mL时，pH=12.3 17．（25-26高二上·重庆·期中）常温下，向一定体积的溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的溶液，当溶液中的恰好完全沉淀时，溶液。若反应后溶液的体积等于溶液和溶液体积之和，则溶液和溶液体积之比是 A．1：1 B．9：1 C．1：10 D．1：9 18．（25-26高二上·江西抚州·期中）25℃时，四种酸的电离平衡常数如表所示。下列说法错误的是 化学式 电离平衡常数 A．25℃时，浓度相同的、、溶液中： B．25℃时，的盐酸和亚磷酸溶液等体积混合，溶液仍为4 C．25℃时，相同的碳酸溶液和溶液分别加水稀释100倍，碳酸溶液的变化更大 D．25℃时，体积相同、相同的上述四种溶液，与足量碱发生反应时，碳酸能消耗的最多 19．（25-26高二上·山东菏泽·期中）室温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A．的溶液中：、、、 B．水电离的的溶液中：、、、 C．澄清透明的溶液中：、、、 D．的溶液中：、、、 20．（25-26高二上·北京·期中）用溶液分别滴定体积均为20mL、浓度均为溶液和HX溶液，溶液的pH随加入NaOH溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是 A．HX与NaOH反应的离子方程式： B．水的电离程度： C．N点 D．NaOH溶液滴定溶液，用酚酞作指示剂，溶液由粉红色变为无色时到达滴定终点 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $