第31讲 电离平衡 溶液的pH(学用讲义)-【优学精研】2027年高考化学一轮总复习学用Word（提升版）

该高中化学高考复习学案系统覆盖电离平衡、电离常数、溶液pH三大核心考点，按“平衡建立-影响因素-常数计算-酸碱性判断”逻辑构建知识网络，通过填空式梳理、情境化应用问题引导学生自主关联弱电解质电离与水的电离，形成层次分明的认知体系。 特色在于诊断性考向设计与科学思维培养，如弱电解质判断、导电图像分析等分层题目帮助学生自主诊断薄弱点，电离常数计算模型、pH思维模型等方法指导提升解题能力。真题演练与易错辨析结合，助力学生自主反思，教师可依托考向数据实施精准教学，有效培养学生证据推理与模型认知素养。

第31讲　电离平衡　溶液的pH 1.知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能动态分析电离平衡的移动。 2.理解电离常数、离子积常数的含义，并能进行相关计算。 3.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。 考点1　弱电解质的电离平衡 1.电离平衡含义 在一定条件下（如浓度、温度等），当　　　　　　电离成离子的速率和　　　　　　　　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）　　　　，而v（结合）为　　　。 （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.影响电离平衡的因素 （1）内因：弱电解质本身的性质。 （2）外因——外界条件对电离平衡的影响 温度 温度升高，电离平衡　　　　移动，电离程度　　　　 浓度 稀释溶液，电离平衡　　　　移动，电离程度　　　　 同离子效应 加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡　　　　移动，电离程度　　　　 化学反应 加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，电离平衡　　　　移动，电离程度　　　　 【理解应用】 ①H2S溶于水的电离方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ②向H2S溶液中加入少量CuSO4溶液时，电离平衡向　　　　　　　移动，c（H＋）　　　　　　　，c（S2－）　　　　　　。 ③向H2S溶液中加入NaOH固体时，电离平衡向　　　　　　　　移动，c（H＋）　　　　　　　　，c（S2－）　　　　　　。 ④若要增大H2S溶液中c（S2－），最好加入　　　　（答案合理即可）。 考向1　弱电解质的电离平衡 1.某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是（　　） A.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸 B.25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸 C.25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸 D.25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸 2.下列说法正确的是（　　） A.常温下，0.1 mol·L－1 H3PO4溶液pH约为3.1：H3PO43H＋＋P B.相同浓度的：①氨水、②NaOH溶液、③Ba（OH）2溶液中，c（H＋）：②＞①＞③ C.25 ℃时，向等体积等浓度的氢氟酸（Ka＝6.4×10－4）和盐酸中分别加入足量的锌粉充分反应，氢氟酸中产生的氢气体积更大 D.向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入1～2滴石蕊溶液，溶液变红色，再向其中加入少量CH3COONa固体，溶液红色变浅，说明CH3COOH是弱电解质 考向2　弱电解质溶液导电图像分析 3.（2026·陕西西安模拟）一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示。下列有关a、b、c三点的说法中正确的是（　　） A.醋酸的电离程度由大到小的顺序：b＞c＞a B.溶液的pH由大到小的顺序：a＞c＞b C.用湿润的pH试纸测量醋酸溶液的pH，测量结果均偏大 D.溶液中的数值不变 4.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是（　　） 考点2　电离常数和电离度 1.电离常数 （1）概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，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 类别 表达式 一元弱酸HA 根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝　　　　　 一元弱碱BOH 根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝　　　　　　 多元弱酸 如H2CO3，Ka1＝　　　　　　　；Ka2＝　　　　　　 （3）特点 【理解应用】 部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO 电离平 衡常数 （25 ℃） Ka＝ 1.77×10－4 Ka1＝ 1.1×10－7 Ka2＝ 1.3×10－13 Ka1＝ 4.5×10－7 Ka2＝ 4.7×10－11 Ka＝ 4.0×10－8 按要求回答下列问题： ①HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为　　　　　　　　　　　　。 ②相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HC、C、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为　　　　　　　　　。 2.电离度 3.电离常数（K电离）与电离度（α）的关系——以一元弱酸HA为例 25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α 　 　HA　　 H＋　＋ A－ 起始浓度/ （mol·L－1） c酸 0 0 变化浓度/ （mol·L－1） c酸·α c酸·α c酸·α 平衡浓度/ （mol·L－1） c酸－c酸·α c酸·α c酸·α 电离平衡常数Ka＝＝，由于α很小，可认为1－α≈1 则Ka＝c酸·α2，α＝（越稀越电离） 则：c（H＋）＝c酸·α＝ 易错辨析 　（1）H2CO3的电离平衡常数表达式：Ka＝。（　　） （2）电离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。（　　） （3）某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大。（　　） （4）相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小。（　　） 考向1　电离常数的理解与应用 1.（2026·福建福州模拟）对比观察下表数据，从中获得的有关结论不正确的是（　　） 25 ℃时酸的Ka 不同温度下CH3COOH的Ka HNO2 5.6×10－4 0 ℃ 1.66×10－5 HClO 4.0×10－8 10 ℃ 1.73×10－5 HCN 6.2×10－10 25 ℃ 1.75×10－5 A.电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大 B.根据25 ℃下的电离常数，可判断酸性：HNO2＞CH3COOH＞HClO＞HCN C.推测常温下可发生反应：NaClO＋HCNNaCN＋HClO D.常温下，0.1 mol·L－1的HCN溶液中c（H＋）＝×10－6 mol·L－1 2.（2026·河南商丘模拟）二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，某温度下，其电离常数Ka1＝2.5×10－4、Ka2＝2×10－8。下列说法错误的是（　　） A.升高温度后，Ka1、Ka2均增大 B.向H2X溶液中加入少量KHX固体，c（H＋）减小 C.该温度下0.1 mol·L－1的H2X溶液中c（H＋）≈5×10－3 mol·L－1 D.向H2X溶液中加水稀释过程中，减小 　电离常数的应用归纳 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）， 同浓度时的酸性：HF＞HClO 判断酸与盐能否反应（强酸制弱酸） Ka1（H2CO3）＞Ka（HClO），NaClO＋CO2＋H2ONaHCO3＋HClO 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 Ka（HF）＞Ka（CH3COOH）；盐所对应的酸越弱，盐水解的程度越大，盐的碱性越强；同浓度时的碱性：NaF＜CH3COONa 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＜，NaHCO3的水解程度大于电离程度 考向2　电离常数或电离度的计算 3.25 ℃时，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的电离常数为Ka，忽略混合时引起的溶液体积的变化，下列关系式正确的是（　　） A.Ka＝　　　 B.V＝ C.Ka＝ D.Ka＝ 4.回答下列问题： （1）常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中滴加等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性（不考虑盐酸和醋酸的挥发），醋酸的电离常数Ka＝　　　　（用含a和b的代数式表示）。 （2）常温下，将a mol·L－1醋酸溶液与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（Ba2＋）＝c（CH3COO－），该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝　　　　（用含a和b的代数式表示）。 （3）亚硫酸的电离常数为Ka1、Ka2，改变0.1 mol·L－1亚硫酸溶液的pH，其平衡体系中含硫元素微粒物质的量分数δ与pH的关系如图，＝　　　　。 考点3　水的电离　溶液的酸碱性 1.水的电离 （1）水是一种极弱的电解质，其电离方程式为　　　　　　　　　　　　　　或简写为H2OH＋＋OH－。 （2）水的离子积常数 【教材挖掘】 〔人教选择性必修1〕不同温度下水的离子积常数 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 某温度下，纯水中c（H＋）＝2.0×10－7 mol·L－1，则此时c（OH－）＝　　　　　　，该温度下水的离子积常数Kw＝　　　　　　。保持温度不变，向水中逐滴滴入盐酸，使c（H＋）＝5.0 mol·L－1，则此时溶液中c（OH－）＝　　　　　　。 （3）水的电离平衡的影响因素 项目 平衡 移动 溶液中 c（H＋） 溶液中 c（OH－） pH 溶液的 酸碱性 水的电 离程度 升高温度 右移 增大 增大 减小 中性 增大 加入 酸碱 加酸 左移 加碱 左移 加入 盐 Na2CO3 右移 NH4Cl 右移 （4）计算溶液中水电离的H＋或OH－浓度 ①当抑制水的电离时（如酸或碱溶液） 在溶液中c（H＋）、c（OH－）较小的是由水电离出来的。 ②当促进水的电离时（如盐的水解） 在溶液中c（H＋）、c（OH－）较大的是由水电离出来的。 【理解应用】 水的电离平衡曲线如图所示，回答下列问题。 ①图中A、B、C、D、E五点Kw间的关系：　　　　　　　　　　　　。 ②在水中加少量酸，可实现A点向　　　　　　点移动。 ③ABE形成的区域中的点都呈现　　　　　性。 ④在B点温度下，pH＝2的硫酸溶液中，c水（H＋）＝　　　　　　 mol·L－1。 2.溶液的酸碱性与pH （1）溶液酸碱性的本质 溶液的酸碱性取决于c（H＋）与c（OH－）的相对大小。 （2）填写下表空格 适用的 温度 25 ℃ 各种温度 项目 pH c（H＋）/ （mol·L－1） c（H＋）与c（OH－） 的相对大小 酸性 ＜　 ＞　　 c（H＋）　　c（OH－） 中性 ＝　 ＝　　 c（H＋）　　c（OH－） 碱性 ＞　 ＜　　 c（H＋）　　c（OH－） （3）溶液的pH 定义式 pH＝　　　　 溶液的酸碱性 与pH的关系 （常温下） pH适用范围 pH的取值范围为0～14，即只适用于c（H＋）和c（OH－）都较小的稀溶液（＜1 mol·L－1） （4）pH的测定 ①pH试纸法 ②pH计法：pH计又称酸度计，是一种用来精确测量溶液pH的仪器。测得的溶液pH可以是整数或小数。 ③pH传感器法：pH传感器，是用来检测被测物中氢离子浓度并转换成相应的输出信号的传感器。可全量程测量溶液的酸碱度，自动绘制出溶液的pH曲线。 易错辨析 　（1）c（H＋）等于10－6 mol·L－1的溶液一定呈现酸性。（　　） （2）100 ℃时Kw＝1.0×10－12，0.01 mol·L－1盐酸的pH＝2，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10。（　　） （3）用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低。（　　） （4）可用pH试纸测定次氯酸钠溶液的pH。（　　） 考向1　水的电离及影响因素 1.水是最宝贵的资源之一。下列表述正确的是（　　） A.（2026·河南开封模拟）温度升高，水的电离平衡正向移动，c（H＋）增大，酸性增强 B.（2026·陕西西安模拟）向水中加入NaHSO4固体后（溶液温度不变），水的电离程度减小 C.（2026·江苏徐州模拟）由水电离出的c水（H＋）＝c水（OH－）时，溶液一定呈中性 D.（2026·山东青岛模拟）向水中加入酸或碱，可抑制水的电离，使水的离子积减小 2.水在不同温度下的电离程度不同，pH与pOH的关系如图所示，已知pOH＝－lg c（OH－）。下列说法正确的是（　　） A.各点对应的水的离子积：Kw（f）＞Kw（b）＝Kw（d） B.T1＞T2 C.向b点溶液中加入少量NaOH溶液，可使b点向d点移动 D.在T2温度下，pH＝10的NaOH溶液中由水电离出的c（OH－）＝1×10－10mol·L－1 考向2　溶液pH的计算 3.按要求计算下列各题（常温条件下）。 （1）常温下，将0.2 mol·L－1 HCl溶液与0.2 mol·L－1 Ba（OH）2溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于　　　　（混合后体积变化忽略不计）。 （2）取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为　　　　。 （3）将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的稀盐酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，则＝　　　　。 （4）pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合，混合溶液的pH＝　　　　。 （5）在一定体积pH＝12的Ba（OH）2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba（OH）2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba（OH）2溶液与NaHSO4溶液的体积比是　　　　。 溶液pH计算的一般思维模型 考向3　溶液稀释问题探析 4.（2026·六盘山高级中学月考）丙烯酸 （CH2CHCOOH）和硫氰酸（HSCN）是两种一元酸且Ka（HSCN）＞Ka（CH2CHCOOH）。室温下，pH为3的两种酸溶液加水稀释，溶液pH变化如图所示。下列叙述错误的是（　　） A.L2曲线代表硫氰酸溶液pH与V（H2O）关系 B.a点溶液与等体积pH＝9的NaOH溶液中和后得到酸性溶液 C.只要保持温度不变，pH＝3的丙烯酸溶液加水稀释过程中c水（H＋）·c水（OH－）不变 D.加水无限稀释不能使a点移至c点 5.常温下，将pH均为11，体积均为V0的AOH和BOH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列说法不正确的是（　　） A.碱性强弱：AOH＞BOH B.水的电离程度：a＝b＞c C.稀释相同倍数时：c（A＋）＜c（B＋） D.中和盐酸的能力：a＝b＜c （1）稀释10n倍，强酸强碱的pH变化n，弱酸弱碱的pH变化小于n，即概括为“同倍稀释弱变慢”。 （2）常温下稀释倍数较大时，pH只能接近于7，但不可跨越7的界限，即“无限稀释7为限”。 1.〔高考组合题〕下列说法正确的是（　　） A.测定0.01 mol·L－1某酸溶液的pH是否为2，判断该酸是否为强酸 B.室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液，加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低 C.25 ℃时，0.10 mol·L－1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固体，水的电离程度变小 D.分别向0.10 mol·L－1的三氯乙酸和乙酸溶液中加入等量镁条，三氯乙酸溶液中产生气泡的速率更快，所以酸性：三氯乙酸＞乙酸 2.（2024·贵州高考12题）硼砂 [Na2B4O5（OH）4·8H2O]水溶液常用于pH计的校准。硼砂水解生成等物质的量的B（OH）3（硼酸）和Na[B（OH）4]（硼酸钠）。 已知：①25 ℃时，硼酸显酸性的原理 B（OH）3＋2H2OH3O＋＋　Ka＝5.8×10－10； ②lg≈0.38。 下列说法正确的是（　　） A.硼砂稀溶液中c（Na＋）＝c[B（OH）3] B.硼酸水溶液中的H＋主要来自水的电离 C.25 ℃时，0.01 mol·L－1硼酸水溶液的pH≈6.38 D.等浓度等体积的B（OH）3和Na[B（OH）4]溶液混合后，溶液显酸性 3.〔经典高考〕探究醋酸浓度与电离度（α）关系的步骤如下，与相关步骤对应的操作或叙述正确的是（　　） 步骤 操作或叙述 A Ⅰ.用NaOH标准溶液标定醋酸溶液浓度 滴定时应始终注视滴定管中的液面 B Ⅱ.用标定后的溶液配制不同浓度的醋酸溶液 应使用干燥的容量瓶 C Ⅲ.测定步骤Ⅱ中所得溶液的pH 应在相同温度下测定 D Ⅳ.计算不同浓度溶液中醋酸的电离度 计算式为α＝ ×100％ 热点题型13　图像法求解电离常数 计算电离常数的思维方法 （1）根据电离方程式，写出电离常数表达式。 （2）根据题干信息，结合电荷守恒、元素守恒，找出各微粒的浓度，代入表达式即可。 （3）若有图像信息，可选择曲线上特殊点（能准确读出纵、横坐标的数值），确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。 一、特殊点法 　　分析图像，准确判断坐标的含义，依据图像起始点、标注点的pH、pOH、c（H＋）、电离度等信息，找出相关粒子浓度或相关粒子浓度间的关系，代入表达式求解。 1.（2026·陕西汉中模拟）甲胺（CH3NH2·H2O）是一元弱碱，性质与一水合氨相似。常温下，用0.1 mol·L－1盐酸滴定20.00 mL 0.1 mol·L－1甲胺溶液，测得混合溶液中pH与lg的关系如图。下列说法正确的是（　　） A.甲胺的电离方程式：CH3NH2·H2OCH3N＋OH－ B.b点时加入盐酸的体积为20.00 mL C.随着盐酸的加入，溶液中水的电离程度先增大后减小 D.常温下，CH3NH2·H2O的电离平衡常数为10－4.9 二、交点法 　　结合pH变化过程中相关粒子含量的变化曲线，不同粒子含量曲线相交时，对应粒子浓度相等，根据交点处的pH，可计算出电离常数。 2.已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2＋H＋　Ka1，HC2C2＋H＋　Ka2。常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2、C2三种微粒的物质的量分数（δ）与溶液pH的关系如图所示。 则常温下： （1）Ka1＝　　　　。 （2）Ka2＝　　　　。 （3）pH＝2.7时，溶液中＝　　　　。 三、零点法 　　根据图像纵、横坐标的含义，找出相关粒子浓度比值为1的点，即比值的对数值为0的点，依据0点对应的pH，进而求算出电离常数。 3.将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是（　　） A.当混合溶液呈中性时，c（Na＋）＞c（HX－）＞c（X2－）＞c（OH－）＝c（H＋） B.曲线N表示pH与lg 的变化关系 C.NaHX溶液中c（H＋）＞c（OH－） D.Ka2（H2X）的数量级为10－6 提示：完成课后作业　第九章　第31讲 答案 第31讲　电离平衡　溶液的pH 考点1 必备知识 1.弱电解质　离子结合成分子 2.＝　≠　（1）最大　0　（2）＞ 3.（2）向右　增大　向右　增大　向左　减小　向右　增大 理解应用：①H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－ ②右　增大　减小　③右　减小　增大　④NaOH固体 关键能力 1.B　25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，可知溶液中c（H＋）＜0.01 mol·L－1，所以HR未完全电离，HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL测得此时溶液pH＜7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。 2.D　常温下，0.1 mol·L－1 H3PO4溶液pH约为3.1，c（H＋）＝10－3.1 mol·L－1，说明H3PO4是弱酸，在溶液中存在电离平衡，主要以第一步电离为主，其电离方程式为H3PO4H＋＋H2P，A错误；相同浓度时，NH3·H2O为弱碱，因此电离出的c（OH－）最小，Ba（OH）2电离出的c（OH－）最大，c（OH－）的大小顺序为③＞②＞①，c（H＋）的大小顺序为①＞②＞③，B错误；氢氟酸和盐酸均为一元酸，等体积等浓度的氢氟酸和盐酸的物质的量相等，分别与足量的锌粉充分反应时生成H2的体积相等，C错误；加入少量CH3COONa固体，溶液红色变浅，说明CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，CH3COONa使电离平衡逆向移动，c（H＋）减小，红色变浅，说明CH3COOH是弱电解质，D正确。 3.B　冰醋酸中加水稀释，随着水的不断加入，醋酸的浓度不断减小，电离程度不断增大，所以a、b、c三点醋酸的电离程度：a＜b＜c，A错误；溶液中的导电离子主要来自醋酸电离，所以溶液的导电能力越强，c（H＋）越大，现导电能力：b＞c＞a，则c（H＋）：b＞c＞a，a、b、c三点溶液的pH：b＜c＜a，B正确；若用湿润的pH试纸测量a处pH，则相当于将a处醋酸溶液稀释，c（H＋）增大，若用湿润的pH试纸测量c处pH，则相当于将c处醋酸溶液稀释，c（H＋）减小，则c（H＋）可能增大也可能减小，pH可能偏小也可能偏大，C错误；Ka＝⇒＝，c（H＋）的顺序：b＞c＞a，溶液中的数值：b＞c＞a，D错误。 4.D　HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降；当HCl被中和完后，继续与CH3COOH反应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大；HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，因为溶液被稀释，电导率有下降趋势。 考点2 必备知识 1.（2）　　 　　（3）温度　增大　越强　第一步 理解应用：①HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO　②S2－＞C＞ClO－＞HS－＞HC＞HCOO－ 2.越大　越大 易错辨析 　（1）×　（2）×　（3）×　（4）√ 关键能力 1.C　根据表格中CH3COOH在不同温度下的Ka值变化，温度升高时Ka略有增大，但变化幅度较小，说明电离常数Ka与温度有关，但Ka随温度的变化不大，A正确；相同温度下，电离常数越大酸性越强，根据25 ℃的Ka值，酸性大小：HNO2＞CH3COOH＞HClO＞HCN，B正确；常温下，HClO的Ka（4.0×10－8）大于HCN的Ka（6.2×10－10），说明HClO酸性强于HCN，根据“强酸制弱酸”规律，HCN无法与NaClO反应生成HClO，故该反应不能发生，C错误；0.1 mol·L－1HCN溶液中，c（H＋）＝＝ mol·L－1＝×10－6 mol·L－1，D正确。 2.D　二元弱酸H2X的电离过程是吸热过程，温度升高，平衡正向移动，Ka1、Ka2均增大，A项正确；H2XHX－＋H＋，加入KHX，平衡向左移动，c（H＋）减小，B项正确；Ka1＝＝2.5×10－4，忽略HX－的电离，c（HX－）≈c（H＋），c（H2X）≈0.1 mol·L－1，则c（H＋）≈ mol·L－1＝5×10－3 mol·L－1，C项正确；加水稀释过程中，H2X的电离程度增大，n（H2X）减小，n（H＋）增大，＝增大，D项错误。 3.A　根据元素守恒，混合溶液中c（CH3COOH）＋c（CH3COO－）＝ mol·L－1，c（Na＋）＝ mol·L－1，根据电荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（OH－）及c（H＋）＝c（OH－）可得，c（CH3COO－）＝c（Na＋）＝ mol·L－1，则Ka＝＝，则V＝，A项正确。 4.（1）　（2）　（3）105 解析：（1）溶液中存在电荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－）＋c（CH3COO－），元素守恒：c（Na＋）＝c（CH3COOH）＋c（CH3COO－），溶液呈中性，c（H＋）＝c（OH－），所以c（CH3COOH）＝c（Cl－）＝ mol·L－1。 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 　　 　　　　 －　　10－7 Ka＝＝。（2）溶液中存在电荷守恒：2c（Ba2＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－），又c（CH3COO－）＝2c（Ba2＋）＝b mol·L－1，所以c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性。 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 　－b　　　　 　b　　 　10－7 Ka＝＝。（3）当c（H2SO3）＝c（HS）时，pH＝2，则Ka1（H2SO3）＝10－2；当c（S）＝c（HS）时，pH＝7，则Ka2（H2SO3）＝10－7，＝＝105。 考点3 必备知识 1.（1）H2O＋H2OH3O＋＋OH－　（2）c（H＋）·c（OH－）　1×10－14　增大　电解质 教材挖掘：2.0×10－7 mol·L－1　4.0×10－14　 8.0×10－15 mol·L－1 （3）增大　减小　减小　酸性　减小　减小　增大　增大　 碱性　减小　减小　增大　增大　碱性　增大　增大　减小　减小　酸性　增大 理解应用：①B＞C＞A＝D＝E　②D　③碱　④1×10－10 2.（2）7　10－7　＞　7　10－7　＝　7　10－7　＜ （3）－lg c（H＋）　酸　碱 易错辨析 　（1）×　（2）√　（3）×　（4）× 关键能力 1.B　水的电离为吸热过程，升温平衡正向移动，但仍为中性，A错误；NaHSO4电离出的H＋抑制了水的电离，B正确；任何溶液中，由水电离出的c（H＋）与c（OH－）都相等，C错误；向水中加入酸或碱，可抑制水的电离，但水的离子积只随温度的变化而变化，D错误。 2.D　由题图可知，T1温度下水的离子积小于T2温度下水的离子积，b点和d点的温度相同，水的离子积相同，水的离子积：Kw（f）＜Kw（b）＝Kw（d），A错误；由题图知，T1温度下水的离子积小于T2温度下水的离子积，故T1＜T2，B错误；向b点溶液中加入少量NaOH溶液，c（H＋）减小，c（OH－）增大，Kw不变，pH增大，pOH减小，则由b点向a点移动，C错误；在T2温度下Kw＝（10－7）2＝10－14，pH＝10的NaOH溶液中c水（H＋）＝c水（OH－）＝1×10－10mol·L－1，D正确。 3.（1）13　（2）0.05 mol·L－1　（3）10　（4）10　（5）1∶4 解析：（1）常温下，将0.2 mol·L－1 HCl溶液与0.2 mol·L－1 Ba（OH）2溶液等体积混合，Ba（OH）2过量，则c（OH－）＝＝0.1 mol·L－1，c（H＋）＝＝10－13 mol·L－1，混合溶液的pH等于13。（2）c（OH－）＝10－2 mol·L－1＝，c＝5×10－2 mol·L－1。（3）10－14＋aVa＝10－bVb，＝＝1014－（a＋b）＝10。（4）pH＝3的硝酸溶液中c（H＋）＝10－3 mol·L－1，pH＝12的Ba（OH）2溶液中c（OH－）＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1，二者以体积比9∶1混合，Ba（OH）2过量，溶液呈碱性，混合溶液中c（OH－）＝＝1×10－4 mol·L－1，则混合后c（H＋）＝＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1，故pH＝10。（5）pH＝12的Ba（OH）2溶液中c[Ba（OH）2]＝5×10－3 mol·L－1。设氢氧化钡溶液的体积为V1 L，硫酸氢钠溶液的体积为V2 L，依题意知，n（Ba2＋）＝n（S），由Ba（OH）2＋NaHSO4BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氢氧化钠的物质的量为n（NaOH）＝n[Ba（OH）2]＝5×10－3V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。 4.C　由图像可知，相同pH的两种酸溶液，稀释相同的倍数，L2对应的曲线变化量大，对应物质酸性强，因为Ka（HSCN）＞Ka（CH2CHCOOH），所以L2曲线代表硫氰酸溶液pH与V（H2O）关系，A正确；a点为pH＝5的HSCN溶液，与等体积pH＝9的NaOH溶液反应后，HSCN过量，溶液显酸性，B正确；温度不变，pH＝3的丙烯酸溶液加水稀释过程，c（H＋）减小，水的电离程度增大，c水（H＋）·c水（OH－）增大，C错误；加水无限稀释，pH无限接近7但不会超过7，不能使a点移至c点，D正确。 5.D　由图知当lg＝2时，AOH的pH下降了2个单位，故AOH为强碱，同理BOH为弱碱，A正确；碱溶液的碱性越强（即pH越大），溶液中水的电离程度越小，所以水电离程度：a＝b＞c，B正确；起始溶液中两种离子B＋和A＋的浓度相同，稀释相同倍数时，弱碱BOH电离程度增大，c（B＋）＞c（A＋），C正确；起始弱碱的浓度比强碱浓度大，等体积的两种溶液，弱碱中和盐酸的能力大，加水稀释，中和盐酸的能力不变，故b＝c＞a，D不正确。 【真题演练】 1.D　若该酸为一元酸，0.01 mol·L－1某酸溶液的pH＝2，可判断为强酸，但某些二元弱酸，在浓度0.01 mol·L－1也可能达到pH＝2，故无法判断该酸是否为强酸，A错误；加入少量CH3COONa固体，抑制醋酸的电离，溶液的pH升高，B错误；C6H5ONa中的C6H5O－可以水解，会促进水的电离，C错误；三氯乙酸溶液中产生气泡的速率更快，说明溶液中c（H＋）更大，可证明酸性：三氯乙酸＞乙酸，D正确。 2.B　由题可知，硼砂水解生成等物质的量的B（OH）3和Na[B（OH）4]，但硼砂稀溶液中存在平衡：B（OH）3＋2H2OH3O＋＋[B（OH）4]－，且溶液中还存在[B（OH）4]－的水解，故c（Na＋）≠c[B（OH）3]，A错误；由题给硼酸显酸性的原理可知，硼酸水溶液中的H＋主要来自水的电离，B正确；Ka＝＝5.8×10－10，c（H＋）＝＝＝×10－6 mol·L－1，则pH≈5.62，C错误；B（OH）3的电离平衡常数Ka＝5.8×10－10，[B（OH）4]－的水解平衡常数Kh＝＝＝×10－4，Ka＜Kh，电离程度小于水解程度，混合溶液显碱性，D错误。 3.C　A项，进行中和滴定时眼睛应始终注视锥形瓶内溶液颜色的变化，错误；B项，配制不同浓度的醋酸溶液时，容量瓶不需要干燥，错误；C项，温度影响醋酸的电离平衡，因此测定步骤Ⅱ中所得溶液的pH时应在相同温度下测定，正确；D项，电离度是指弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分比，因此醋酸的电离度计算式为α＝×100％，错误。 12 / 12 学科网（北京）股份有限公司 $