第09讲 弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性（复习讲义）（上海专用）2027年高考化学一轮复习讲练测

该高中化学高考复习讲义聚焦弱电解质电离平衡、电离常数、水的电离及溶液酸碱性等核心考点，按“概念本质-影响因素-定量计算-实际应用”逻辑架构知识网络，通过“知识解构-考向破译-解题妙招-真题演练”教学环节，帮助学生系统梳理考点关联，突破电离平衡移动分析、pH计算等难点。 讲义采用“思维建模+解题范式”创新教学法，如电离平衡常数计算构建“三段式模型”，强酸弱酸比较设计“浓度-pH关系对比表”，培养学生科学思维与化学平衡观念。设置基础变式、综合应用分层练习，结合真题溯源强化考向感知，确保高效复习，为教师把控复习节奏、提升学生应考能力提供有力支撑。

第09讲 弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性 内容导航 命题透视·考情前瞻 对标素养，研判高考命题趋势 02 思维建模·脉络梳理 搭建知识框架，构建系统思维 03 考点精讲·靶向突破 拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 弱电解质的电离平衡 知识解构 知识点1 电离平衡及影响因素 考向破译 考向1 电离平衡及影响因素 解题妙招1 判断弱电解质的三个角度 考点二 电离平衡常数 知识解构 知识点1 电离平衡常数 ∣ 知识点2 电离度 考向破译 考向1 电离平衡常数及其应用 ∣ 考向2 有关电离平衡常数的计算 考向3 强酸和弱酸的比较 解题妙招1 利用电离平衡常数大小进行的比较 解题妙招2 有关电离平衡常熟的计算方法 解题妙招3 强酸和弱酸的比较方法 考点三 水的电离 知识解构 知识点1 水的电离和离子积常数 考向破译 考向1 水的电离平衡及影响因素 ∣ 考向2 水的电离平衡曲线 解题妙招1 计算水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键 解题妙招2 正确解读水的电离平衡曲线 考点四 溶液的酸碱性 知识解构 知识点1 溶液的酸碱性和pH 考向破译 考向1 溶液的酸碱性与pH判断 ∣ 考向2 溶液pH的计算 解题妙招1 判断溶液酸碱性的方法 解题妙招2 计算溶液pH的思维模型 0401 真题溯源·考向感知 溯源真题逻辑，感知高考考向 命题透视·考情前瞻 ——对标素养，研判高考命题趋势 考情梳理--三年真题 考向梳理 核心考点 2026年 2025年 2024年 电离平衡及其影响因素 五（4） 电离平衡常数和溶液pH的计算 五（5） 考向解读--洞悉趋势 精准预判 ►命题解码： 近几年高考，有关电离平衡和溶液的酸碱性的考查，主要结合工艺流程综合题和化学平衡综合题进行考查，主要考查外界条件对电离平衡的影响、利用电离平衡常数计算微粒浓度的比值和溶液的pH等。 ►复习目标： 1．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 2．能利用勒夏特列原理分析外界条件对电离平衡的因素。 3．理解电离常数和电离度的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。 4．了解水的电离、离子积常数。 5．了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。 思维建模·脉络梳理 ——搭建知识框架，构建系统思维 考点精讲·靶向突破 ——拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 电离平衡及影响因素 知●识●解●构 知识点1 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 当弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而电离产生的离子又可以重新结合成分子。弱电解质的电离过程是_______的，这两种相反的趋势最终将达到电离平衡状态。 2．电离平衡的特征 (1)弱电解质的电离平衡是一种_______平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并___________。 (2)弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率_______。 (3)溶液中各分子和离子的浓度都__________。 (4)外界条件发生变化，电离平衡__________。 知识点2 影响电离平衡的因素 1．内因 弱电解质______________是决定因素。 2．外部因素 (1)温度：弱电解质的电离一般是_______过程，升高温度，电离平衡_______，电离程度_______。 (2)浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡_______，但电离程度_______；加水稀释，电离平衡_______，电离程度_______。 (3)同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可_______弱电解质的电离，电离平衡_______，电离程度_______。 (4)酸碱效应：加入强酸，_______弱酸的电离，_______弱碱的电离；加入强碱，_______弱碱的电离，_______弱酸的电离。 (5)化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡_______，电离程度_______。 3．实例分析 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响，完成下表： 条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力 升高温度 加H2O 通HCl 加少量NaOH(s) 加少量CH3COONa (s) 加少量CH3COOH 得分速记 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (5)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 考●向●破●译 考向1 电离平衡及影响因素 例1常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH稀溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0，关于该电离平衡，下列叙述不正确的是( ) A．适当升高温度，平衡正向移动 B．加入少量CaCO3粉末，平衡正向移动 C．加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．滴加少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中增大 解题妙招 判断弱电解质的三个角度 (1)弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 (2)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。 (3)弱电解质形成的盐类能水解。 【变式1·变考法】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，下列说法正确的是( ) A．a、b、c三点溶液的pH：c<a<b B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c<a<b C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小 D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液恰好中和，消耗NaOH溶液体积：c<a<b 【变式2·变载体】将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释至0.01 mol·L－1，稀释过程中温度不变，下列叙述正确的是( ) A．稀释后溶液中c(H＋)和c(OH－)均减小 B．稀释后溶液中c(OH－)变为稀释前的 C．稀释过程中氨水的电离平衡向左移动 D．稀释过程中溶液中增大 考点二 电离平衡常数 知●识●解●构 知识点1 电离平衡常数 1．电离平衡常数表达式 弱酸的电离平衡常数用______表示，弱碱的电离平衡常数用_____表示。如： ABA＋＋B－　K＝______________。 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝______________； NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝______________。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝______________； HCOH＋＋CO Ka2＝______________。 多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1____Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由__________决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数的大小，反映了弱酸、弱碱的相对强弱。K越大，表示弱电解质越易_______，酸性或碱性_______。 3．电离平衡常数的影响因素 (1)电离平衡常数只与电解质____________和_______有关，与浓度_______。 (2)由于电离是_______的，所以电离平衡常数随着温度的升高而_______。 得分速记 电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸（或弱碱）的相对强弱 相同条件下，电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强。 (2)判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱 相同条件下，对应酸或碱的电离常数越大，盐的水解程度越小，盐溶液的碱性（或酸性）越弱。 (3)比较酸根离子结合质子(H+)的能力 相同条件下，酸性越弱，对应的酸根离子结合质子(H+)的能力越强。 知识点2 电离度 1．概念和表示方法 (1)概念：指在一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，_______的分子数占总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。 即：电离度α＝______________×100% 2．影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越_____。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越_____。 3．电离度(α)与电离平衡常数(Ka、Kb)之间的关系 ①一元弱酸(以CH3COOH为例) 设常温下，浓度为c mol·L－1的醋酸的电离度为α 　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始(mol·L－1) c 0 0 转化(mol·L－1) c·α c·α c·α 平衡(mol·L－1) c－cα≈c c·α c·α Ka＝＝cα2、α＝，c(H＋)＝cα＝。 ②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb) 同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。 考●向●破●译 考向1 电离平衡常数及其应用 例1高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10 根据表中数据判断以下说法不正确的是(　　) A．在冰醋酸中，高氯酸的酸性最强 B．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱 C．在冰醋酸中1 mol/L的高氯酸的电离度约为0.4% D．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H++ 解题妙招 利用电离平衡常数大小进行的比较 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)，Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO 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，则温度不变，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，盐水解的程度越大，盐的碱(或酸)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<，则NaHCO3水解程度大于其电离程度 【变式1·变载体】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生 C．相同温度下，0.1 mol/L的HX、HY、HZ溶液中，HZ溶液的c(HZ)最大 D．相同温度下，1 mol/L HX溶液的电离常数大于 0.1 mol/L HX 溶液的电离常数 【变式2·变题型】已知，部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HClO 电离平衡常数 (1)写出氢硫酸的电离方程式 。 (2)0.1 mol/L的①醋酸溶液②氢硫酸溶液③盐酸溶液，浓度由大到小的顺序为 。 A．②>③>①        B．③>②>①        C．③>①>② (3)下列物质不能与反应的是___________。(不定项) A． B．NaHCO3 C． D．NaHS (4)将通入溶液中，当溶液中时，溶液中 。 考向2 有关电离平衡常数的计算 例2在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 解题妙招 有关电离平衡常数的计算方法 (1)混合溶液中弱酸的电离常数的计算 ①书写酸与碱混合反应或酸与盐混合反应的化学方程式，确定生成弱酸(或剩余弱酸)的浓度； ②根据电荷守恒、元素质量守恒，确定弱酸根离子的浓度；结合溶液的pH或其他信息确定c(H＋)； ③代入弱酸的电离平衡常数表达式，求出弱酸的电离常数。 (2)根据图像计算电离平衡常数的步骤 ①根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。 ②分析图像中横、纵坐标代表的含义，确定图中曲线代表的微粒种类。 ③选择曲线上的特殊点(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。 【变式1·变考法】Ⅰ.现有常温下pH＝2的盐酸(甲)和pH＝2的CH3COOH溶液(乙)，请根据下列操作回答问题。 (1)取10 mL的乙溶液，加入等体积的水，CH3COOH的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动；另取10 mL的乙溶液，加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将________ (填“增大”“减小”或“无法确定”)。 (2)相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，分别加水稀释100倍，所得溶液的pH大小关系为pH(甲) _______(填“>”“<”或“＝”)pH(乙)。 Ⅱ.已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式：________________________。 (2)BOH的电离度a＝________。 (3)BOH的电离平衡常数Kb＝____________。 【变式2·变考法】(1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中加入等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性，不考虑盐酸和醋酸的挥发，则CH3COOH的电离常数Ka＝__________ (用含a和b的代数式表示)。 (2)已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋ Ka1，HC2OC2O＋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、HC2O、C2O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： ①Ka1＝________。 ②Ka2＝________。 ③pH＝2.7时，溶液中＝____________________。 考向3 强酸和弱酸的比较 例3某温度下，和的电离常数分别为和，将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其随加水体积的变化如图所示，下列叙述正确的是 A．曲线表示，曲线表示 B．酸的电离程度：；a点溶液中， C．点酸的总物质的量浓度小于点酸的总物质的量浓度 D．、两点的溶液分别与恰好中和，溶液中不相同 解题妙招 强酸与弱酸的比较方法 (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c(H＋)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 【变式1·变考法】某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 【变式2·变题型】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______ (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是____________________________________。 (2)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是______________________________________________________。 考点三 水的电离 知●识●解●构 知识点1 水的电离平衡和离子积常数 1．水的电离 水是一种_______的电解质，存在_______的电离。 电离方程式：____________________________，简写为：_____________________。 2．水的离子积常数KW (1)水的离子积常数表达式为KW=______________。 ①常温时，Kw＝_____，不仅适用于纯水，还适用于稀的______________。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是_______的。 (2)KW及影响因素： a．水的电离是___________的可逆过程，故温度升高，KW_______。 b．水的离子积常数只受_______的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 (3) Kw曲线分析 如图所示，两条曲线表示两个不同温度下，水溶液中c(H＋)与 c(OH－)的关系。 ①由于水的电离是吸热过程，升高温度促进水电离，水的离子积常数增大，所以T_____25 ℃。 ②两条曲线上任意点均有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 ③a点和c点溶液：c(H＋)_____c(OH－)，呈_____性。 ④b点溶液：c(H＋)_____c(OH－)，呈_____性。 ⑤d点溶液：c(OH－)_____c(H＋)，呈_____性。 ⑥升高温度不能使a点(中性)变为d点(碱性)。 3．影响水的电离平衡的因素 (1)电离是吸热过程，故温度升高，会_______水的电离，水的电离程度_______，KW_______，水仍呈______性。 (2)外加酸，c(H＋)增大，_______水的电离，水的电离程度_______，Kw_______。 (3)外加碱，c(OH－)增大，_______水的电离，水的电离程度_______，Kw_______。 (4)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡_______移动，水的电离程度_______。 (5)加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的_______结合，水的电离平衡_______移动，c(H+)_______，溶液呈______性。 (6)加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的_______结合，水的电离平衡_______移动，c(OH-)_______，溶液呈_____性。 得分速记 (1)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 (2)Kw与温度的关系 若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。 考●向●破●译 考向1 水的电离及影响因素 例125 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变 C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变 解题妙招 计算水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键 理清溶液中的H＋或OH－的来源是正确计算水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键 (1)溶质为酸的溶液 H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)溶液＝ (2)溶质为碱的溶液 H＋全部来源于水的电离，OH－来源于碱的电离和水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)溶液＝。 (3)水解呈酸性的盐溶液 H＋或OH－全部来源于水的电离c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)溶液。 (4)水解呈碱性的盐溶液 H＋或OH－全部来源于水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)溶液。 【变式1·变题型】实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移动。在新制氯水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡______移动。 【变式2·变载体】常温下，关于pH＝12的NaOH溶液，下列说法不正确的是( ) A．溶液中c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1 B．溶液中由水电离出的c(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1 C．加水稀释到体积为原来的100倍后，溶液的pH＝10 D．加入等体积pH＝2的醋酸溶液，反应后溶液呈中性 考向2 水的电离平衡曲线 例2水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合c(H＋)·c(OH－)＝常数，下列说法错误的是( ) A．图中温度T1>T2 B．图中五点Kw间的关系：B>C>A＝D＝E C．曲线a、b均代表纯水的电离情况 D．若处在B点时，将pH＝2的硫酸溶液与pH＝12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 解题妙招 正确解读水的电离平衡曲线 (1)同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)同一曲线外的任意点与曲线上任意点的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要改变温度。 【变式1·变考法】如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　) A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内(不包括边界)任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点的c(H＋)都相等 【变式2·变题型】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)ABE形成的区域中的点都呈现______性。 (3)若在B点温度下，盐酸中c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则由水电离产生的c H2O (H＋)＝________mol·L－1。 考点四 溶液的酸碱性与pH 知●识●解●构 知识点1 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的_________。 溶液的酸碱性 2．溶液的pH (1)溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=_______。 (2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出______________，即能表示溶液的酸碱性强弱。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即_____≤pH≤_____。 3．pH的测量 (1)酸碱指示剂 酸碱指示剂是一些分子结构复杂的有机弱酸或弱碱，根据溶液显示的颜色可以初步判断出溶液的酸碱性。 常见的酸碱指示剂有甲基橙、甲基红、石蕊、酚酞等。 (2)pH试纸 ①广范pH 试纸：可以测定_______范围内溶液的pH，可判别的差值约为_____个pH单位。 ②精密pH试纸：可测定的pH范围较窄， 可以判别的差值约为0.2或0.3个pH单位。 (3)pH计：也称酸度计，能更准确地测量溶液的pH，可精确到_______个pH单位。 得分速记 测溶液pH时的注意事项 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 知识点2 有关pH的计算 1．溶液pH的计算 (1)单一溶液的pH计算 ①c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃) c(H＋)＝_______ mol·L－1；pH＝_______ ②c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝_______ mol·L－1；c(H＋)＝_______＝_______ mol·L－1；pH＝____________。 (2)混合溶液pH的计算方法 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。 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。 ③强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝______ (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝_____________________，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝_____________________，再求c(H＋)＝_______，最后求pH。 2．溶液稀释时pH的变化图像 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH____ 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水_____ (2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH_____ 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水_____ 得分速记 (1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 考●向●破●译 考向1 溶液的酸碱性与pH判断 例1常温下，下列叙述不正确的是(　　) A．c(H＋)＞c(OH－)的溶液一定显酸性 B．pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性 C．pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c(SO)与c(H＋)之比约为1∶10 D．中和10 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液与100 mL 0.01 mol·L－1醋酸溶液所需NaOH的物质的量不同 解题妙招 溶液酸碱性的判断方法 (1)根据pH、pOH、p进行判断 pH<p<pOH，溶液呈酸性；pH＝pOH＝p，溶液呈中性；pOH<p<pH，溶液呈碱性。 其中：pOH＝－lg c(OH－)，p＝－lg，pH＋pOH＝2p。 (2)常温下，已知pH之和的酸、碱溶液等体积混合所得溶液的酸碱性分析 ①两强混合 a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。 b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。 c．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 pH之和等于14时，一元强酸溶液和一元弱碱溶液等体积混合呈碱性；一元强碱溶液和一元弱酸溶液等体积混合呈酸性。 【变式1·变载体】已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，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( ) A．a＝b B．混合溶液的pH＝7 C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1 D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－) 【变式2·变考法】常温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是( ) A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合 B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 C．pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 D．pH＝3的硫酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合 考向2 溶液pH的计算 例2常温下，下列关于溶液稀释的说法正确的是(　　) A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5 B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1 C．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13 D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6 解题妙招 计算溶液pH的思维模型 【变式1·变考法】常温下，将pH=8和pH=10的两种氢氧化钠溶液等体积混合，混合后溶液中c(H+)约为(　　) A．mol·L-1 B．(10-8+10-10) mol·L-1 C．(10-14-5×10-5) mol·L-1 D．2×10-10 mol·L-1 【变式2·变题型】计算下列溶液的pH。 (1)某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol·L－1； ①此溶液的pH＝________； ②用水稀释到原来体积的100倍，pH＝________。 (2)pH＝3的盐酸与pH＝5的盐酸等体积混合，pH＝________________。 (3)常温下pH＝10和pH＝13的两种NaOH溶液等体积混合，pH＝________。 (4)常温下pH＝12的NaOH和pH＝4的HCl等体积混合，pH＝________。 真题溯源·考向感知 ——溯源真题逻辑，感知高考考向 1．（上海卷·2024，五）珊瑚虫能生成碳酸钙，在海洋中堆积成珊瑚礁，主要反应如下： 总反应为：Ca2+(aq)+2HCO(aq) CaCO3(s)+H2CO3(aq) ①HCO(aq) H+(aq)+CO(aq) ②Ca2+(aq)+CO(aq) CaCO3(s) ③H+(aq)+HCO(aq) H2CO3(aq) （4）珊瑚养殖和移植是重建珊瑚礁的重要方法。适当提高海水的pH，有利于碳酸钙的形成，结合上述反应，从平衡移动的角度解释原因___________。 已知25℃时，H2CO3的Ka1=4.2×10-7，Ka2=4.8×10-11，CaCO3的Ksp=2.8×10-9。 2．（上海卷·2026，五）常温下。 (5)室温下，往含溶液中加入至溶液的，可生成沉淀，则溶液中的比值为___________。 2 / 3 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第09讲 弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性 内容导航 命题透视·考情前瞻 对标素养，研判高考命题趋势 02 思维建模·脉络梳理 搭建知识框架，构建系统思维 03 考点精讲·靶向突破 拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 弱电解质的电离平衡 知识解构 知识点1 电离平衡及影响因素 考向破译 考向1 电离平衡及影响因素 解题妙招1 判断弱电解质的三个角度 考点二 电离平衡常数 知识解构 知识点1 电离平衡常数 ∣ 知识点2 电离度 考向破译 考向1 电离平衡常数及其应用 ∣ 考向2 有关电离平衡常数的计算 考向3 强酸和弱酸的比较 解题妙招1 利用电离平衡常数大小进行的比较 解题妙招2 有关电离平衡常熟的计算方法 解题妙招3 强酸和弱酸的比较方法 考点三 水的电离 知识解构 知识点1 水的电离和离子积常数 考向破译 考向1 水的电离平衡及影响因素 ∣ 考向2 水的电离平衡曲线 解题妙招1 计算水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键 解题妙招2 正确解读水的电离平衡曲线 考点四 溶液的酸碱性 知识解构 知识点1 溶液的酸碱性和pH 考向破译 考向1 溶液的酸碱性与pH判断 ∣ 考向2 溶液pH的计算 解题妙招1 判断溶液酸碱性的方法 解题妙招2 计算溶液pH的思维模型 0401 真题溯源·考向感知 溯源真题逻辑，感知高考考向 命题透视·考情前瞻 ——对标素养，研判高考命题趋势 考情梳理--三年真题 考向梳理 核心考点 2026年 2025年 2024年 电离平衡及其影响因素 五（4） 电离平衡常数和溶液pH的计算 五（5） 考向解读--洞悉趋势 精准预判 ►命题解码： 近几年高考，有关电离平衡和溶液的酸碱性的考查，主要结合工艺流程综合题和化学平衡综合题进行考查，主要考查外界条件对电离平衡的影响、利用电离平衡常数计算微粒浓度的比值和溶液的pH等。 ►复习目标： 1．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 2．能利用勒夏特列原理分析外界条件对电离平衡的因素。 3．理解电离常数和电离度的含义，掌握电离常数的应用并能进行相关计算。 4．了解水的电离、离子积常数。 5．了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。 思维建模·脉络梳理 ——搭建知识框架，构建系统思维 考点精讲·靶向突破 ——拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 电离平衡及影响因素 知●识●解●构 知识点1 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 当弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而电离产生的离子又可以重新结合成分子。弱电解质的电离过程是可逆的，这两种相反的趋势最终将达到电离平衡状态。 2．电离平衡的特征 (1)弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 (2)弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。 (3)溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 (4)外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 知识点2 影响电离平衡的因素 1．内因 弱电解质本身的性质是决定因素。 2．外部因素 (1)温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 (2)浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小；加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 (3)同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。 (4)酸碱效应：加入强酸，抑制弱酸的电离，促进弱碱的电离；加入强碱，抑制弱碱的电离，促进弱酸的电离。 (5)化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡右移，电离程度增大。 3．实例分析 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响，完成下表： 条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力 升高温度 向右移动 增大 增大 增大 增强 加H2O 向右移动 减小 增大 增大 减弱 通HCl 向左移动 增大 增大 减小 增强 加少量NaOH(s) 向右移动 减小 减小 增大 增强 加少量CH3COONa (s) 向左移动 减小 减小 减小 增强 加少量CH3COOH 向右移动 增大 增大 减小 增强 得分速记 (1)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (2)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (3)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (4)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (5)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 考●向●破●译 考向1 电离平衡及影响因素 例1常温下，在0.1 mol·L－1 CH3COOH稀溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0，关于该电离平衡，下列叙述不正确的是( ) A．适当升高温度，平衡正向移动 B．加入少量CaCO3粉末，平衡正向移动 C．加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．滴加少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中增大 【答案】D 【解析】醋酸的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，电离程度增大，A正确；加入CaCO3粉末与H＋反应放出CO2，溶液中c(H＋)减小，平衡正向移动，B正确；加入少量CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动，C正确；滴加少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，c(H＋)增大，平衡逆向移动；c(CH3COO－)减小，c(CH3COOH)增大，故减小，D错误。 解题妙招 判断弱电解质的三个角度 (1)弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。 (2)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。 (3)弱电解质形成的盐类能水解。 【变式1·变考法】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，下列说法正确的是( ) A．a、b、c三点溶液的pH：c<a<b B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c<a<b C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小 D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液恰好中和，消耗NaOH溶液体积：c<a<b 【答案】C 【解析】由导电能力知c(H＋)：b>a>c，故pH：c>a>b，A错误；加水的体积越大，越有利于CH3COOH的电离，故电离程度：c>b>a，B错误；用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，c(H＋)增大，pH偏小，C正确；a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗NaOH溶液的体积：a＝b＝c，D错误。 【变式2·变载体】将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释至0.01 mol·L－1，稀释过程中温度不变，下列叙述正确的是( ) A．稀释后溶液中c(H＋)和c(OH－)均减小 B．稀释后溶液中c(OH－)变为稀释前的 C．稀释过程中氨水的电离平衡向左移动 D．稀释过程中溶液中增大 【答案】D 【解析】温度不变，水的电离常数不变，稀释后c(OH－)减小，c(H＋)增大，A错误；NH3·H2O为弱电解质，稀释后溶液中c(OH－)大于稀释前的，B、C错误；同一溶液中，＝，稀释过程中电离平衡向右移动，故n(OH－)增大，n(NH3·H2O)减小，故增大，D正确。 考点二 电离平衡常数 知●识●解●构 知识点1 电离平衡常数 1．电离平衡常数表达式 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： ABA＋＋B－　K＝。 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数 例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝； NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离平衡常数 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如， H2CO3H＋＋HCO Ka1＝； HCOH＋＋CO Ka2＝。 多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。 2．电离平衡常数的意义 电离平衡常数的大小，反映了弱酸、弱碱的相对强弱。K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 3．电离平衡常数的影响因素 (1)电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 (2)由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。 得分速记 电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸（或弱碱）的相对强弱 相同条件下，电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强。 (2)判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱 相同条件下，对应酸或碱的电离常数越大，盐的水解程度越小，盐溶液的碱性（或酸性）越弱。 (3)比较酸根离子结合质子(H+)的能力 相同条件下，酸性越弱，对应的酸根离子结合质子(H+)的能力越强。 知识点2 电离度 1．概念和表示方法 (1)概念：指在一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，已电离的分子数占总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。 即：电离度α＝×100% 2．影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 3．电离度(α)与电离平衡常数(Ka、Kb)之间的关系 ①一元弱酸(以CH3COOH为例) 设常温下，浓度为c mol·L－1的醋酸的电离度为α 　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始(mol·L－1) c 0 0 转化(mol·L－1) c·α c·α c·α 平衡(mol·L－1) c－cα≈c c·α c·α Ka＝＝cα2、α＝，c(H＋)＝cα＝。 ②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb) 同理可得：Kb＝cα2，c(OH－)＝cα＝。 考●向●破●译 考向1 电离平衡常数及其应用 例1高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数： 酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10 根据表中数据判断以下说法不正确的是(　　) A．在冰醋酸中，高氯酸的酸性最强 B．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱 C．在冰醋酸中1 mol/L的高氯酸的电离度约为0.4% D．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H++ 【答案】D 【解析】在冰醋酸中，HClO4的Ka最大，酸性最强，A正确；这四种酸在水中都完全电离，在冰醋酸中电离程度不同，因此用冰醋酸可以区分这四种酸的强弱，B正确；因为Ka==1.6×10-5，在冰醋酸中 1 mol/L 的高氯酸的c(H+)≈4×10-3 mol/L，所以高氯酸的电离度约为0.4%，C正确；在冰醋酸中硫酸的电离方程式应为H2SO4H++ HSO，D不正确。 解题妙招 利用电离平衡常数大小进行的比较 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)，Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO 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，则温度不变，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，盐水解的程度越大，盐的碱(或酸)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<，则NaHCO3水解程度大于其电离程度 【变式1·变载体】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2 A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ B．反应HZ+Y-===HY+Z-能够发生 C．相同温度下，0.1 mol/L的HX、HY、HZ溶液中，HZ溶液的c(HZ)最大 D．相同温度下，1 mol/L HX溶液的电离常数大于 0.1 mol/L HX 溶液的电离常数 【答案】B 【解析】表中电离常数大小关系为1×10-2>9×10-6>9×10-7，所以酸性排序为HZ>HY>HX，故A、C项错误。电离常数只与温度有关，与浓度无关，D项错误。 【变式2·变题型】已知，部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸 HClO 电离平衡常数 (1)写出氢硫酸的电离方程式 。 (2)0.1 mol/L的①醋酸溶液②氢硫酸溶液③盐酸溶液，浓度由大到小的顺序为 。 A．②>③>①        B．③>②>①        C．③>①>② (3)下列物质不能与反应的是___________。(不定项) A． B．NaHCO3 C． D．NaHS (4)将通入溶液中，当溶液中时，溶液中 。 【答案】(1)、 (2)C (3)B (4) 【解析】(1)氢硫酸（H2S）为二元弱酸，在水溶液中分步电离，电离方程式为、； (2)电离常数越大，对应酸的酸性越强，根据表中数据，可知酸性强弱顺序为，而HCl为强酸，则①醋酸溶液②氢硫酸溶液③盐酸溶液的酸性：③＞①＞②，0.1 mol/L的3种溶液中，由大到小顺序为③＞①＞②，故选C； (3)已知酸性，根据“强酸制弱酸”原理，不能与NaClO反应的是NaHCO3，因为硫氢化钠具有还原性，能与具有氧化性的次氯酸钠发生氧化还原反应，所以D项不符合题意，故选B； (4)H2S的电离常数，将H2S通入NaOH溶液中，当溶液中时，。 考向2 有关电离平衡常数的计算 例2在一定温度下，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋ (1)某温度时，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋) 与0.01 mol·L－1的醋酸溶液中的c(H＋)的比值________(填“大于”“小于”或“等于”)10。 (2)已知：25 ℃时，该电离平衡的平衡常数为1.8×10－5。 ①求该温度时，a mol·L－1的醋酸溶液中c1(H＋)＝________mol·L－1 (用含a的代数式表示)。 [提示：此时电离度比较小，进行简化计算，平衡时c(CH3COOH)可用初始浓度代替，水电离出的c(H＋) 、c(OH－)忽略不计，下同] ②若该温度时向该溶液中加入一定量的CH3COONH4(假设溶液体积不变)，使溶液中c(CH3COO－)为b mol·L－1，则此时c2(H＋)＝________mol·L－1(用含a、b的代数式表示)。 ③c1(H＋)________(填“大于”“小于”或“等于”)c2(H＋)。 【答案】(1)小于　(2)① ②　③大于 【解析】(1)对于相同的弱电解质溶液，浓度越大，电离程度越小，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中电离程度比0.01 mol·L－1的醋酸溶液电离程度小，则二者c(H＋)之比小于10。 (2)醋酸的电离平衡常数K＝＝1.8×10－5，则c(H＋)＝1.8×10－5×a mol·L－1，c1(H＋)＝ mol·L－1。根据平衡常数表达式，将c(CH3COO－)代入，可求得c2(H＋)＝ mol·L－1。在醋酸溶液中加入醋酸铵会抑制醋酸的电离，使氢离子浓度减小。 解题妙招 有关电离平衡常数的计算方法 (1)混合溶液中弱酸的电离常数的计算 ①书写酸与碱混合反应或酸与盐混合反应的化学方程式，确定生成弱酸(或剩余弱酸)的浓度； ②根据电荷守恒、元素质量守恒，确定弱酸根离子的浓度；结合溶液的pH或其他信息确定c(H＋)； ③代入弱酸的电离平衡常数表达式，求出弱酸的电离常数。 (2)根据图像计算电离平衡常数的步骤 ①根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。 ②分析图像中横、纵坐标代表的含义，确定图中曲线代表的微粒种类。 ③选择曲线上的特殊点(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。 【变式1·变考法】Ⅰ.现有常温下pH＝2的盐酸(甲)和pH＝2的CH3COOH溶液(乙)，请根据下列操作回答问题。 (1)取10 mL的乙溶液，加入等体积的水，CH3COOH的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动；另取10 mL的乙溶液，加入少量无水醋酸钠固体(假设加入固体前后，溶液体积保持不变)，待固体溶解后，溶液中的值将________ (填“增大”“减小”或“无法确定”)。 (2)相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，分别加水稀释100倍，所得溶液的pH大小关系为pH(甲) _______(填“>”“<”或“＝”)pH(乙)。 Ⅱ.已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1。 (1)写出BOH的电离方程式：________________________。 (2)BOH的电离度a＝________。 (3)BOH的电离平衡常数Kb＝____________。 【答案】Ⅰ. (1)向右 减小 (2)> Ⅱ.(1) BOHB＋＋OH－ (2)1% (3) 1×10－5 【解析】Ⅰ.(1)CH3COOH溶液中加入等体积的水，CH3COOH的电离平衡向右移动，电离程度增大；CH3COOH溶液中加入少量无水醋酸钠固体，c(CH3COO－)增大，电离平衡逆向移动，根据CH3COOH的电离平衡常数Ka＝推知，＝，由于温度不变，Ka不变，c(CH3COO－)增大，则溶液中的值减小。 (2)常温下，pH＝2的盐酸(甲)和pH＝2的CH3COOH溶液(乙)，取等体积的甲、乙两溶液，分别加水稀释100倍，CH3COOH的电离平衡正向移动，pH变化小，则所得溶液的pH为pH(甲)>pH(乙)。 Ⅱ.(1)BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－。 (2)因c(BOH)初始＝0.1 mol·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，则电离度a＝×100%＝1%。 (3)电离平衡时，c(BOH)平衡＝0.1 mol·L－1－1×10－3 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝＝＝1×10－5。 【变式2·变考法】(1)常温下，向a mol·L－1 CH3COONa溶液中加入等体积的b mol·L－1盐酸使溶液呈中性，不考虑盐酸和醋酸的挥发，则CH3COOH的电离常数Ka＝__________ (用含a和b的代数式表示)。 (2)已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋ Ka1，HC2OC2O＋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、HC2O、C2O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： ①Ka1＝________。 ②Ka2＝________。 ③pH＝2.7时，溶液中＝____________________。 【答案】 (1)×10－7 (2)①10－1.2　②10－4.2　③1 000 【解析】(1)向CH3COONa溶液中加入盐酸，发生反应：CH3COONa＋HCl===CH3COOH＋NaCl，由于是等体积混合，则反应后溶液中溶质c(CH3COOH)＝ mol·L－1；据电荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(Cl－)，由于溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，则有c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)，代入数据： mol·L－1＝c(CH3COO－)＋ mol·L－1，可得c(CH3COO－)＝ mol·L－1，故CH3COOH的电离常数Ka＝＝×10－7。 (2)①由图像可知pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝10－1.2。②pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝10－4.2。③由电离常数表达式可知＝＝＝1 000。 考向3 强酸和弱酸的比较 例3某温度下，和的电离常数分别为和，将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其随加水体积的变化如图所示，下列叙述正确的是 A．曲线表示，曲线表示 B．酸的电离程度：；a点溶液中， C．点酸的总物质的量浓度小于点酸的总物质的量浓度 D．、两点的溶液分别与恰好中和，溶液中不相同 【答案】B 【解析】A．由上述分析可知，曲线Ⅰ表示CH3COOH，曲线Ⅱ表示HNO2，故A错误； B．其他条件相同时，酸的浓度越小其电离程度越大，则酸的电离程度：c<d，a点溶液中两种酸的pH相同，溶液中c(H+)、c(OH-)对应相等，则c()=c(CH3COO-)=c(H+)-c(OH-)，故B正确； C．酸性：HNO2>CH3COOH，pH相同时c(CH3COOH)>c(HNO2)，则pH和体积均相同的两种酸溶液中n(CH3COOH)>n(HNO2)，稀释稀释相同倍数时仍然存在c(CH3COOH)>c(HNO2)，即b点酸的总物质的量浓度大于c点酸的总物质的量浓度，故C错误； D．c点和d点的两溶液中n(HNO2)相等，两溶液分别与NaOH恰好中和后溶液中n(Na+)相同，故D错误； 故答案为B。 解题妙招 强酸与弱酸的比较方法 (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c(H＋)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 【变式1·变考法】某温度下，等体积、c(H＋)相同的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断下列说法正确的是(　　) A．曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．取等体积的a点、b点对应的溶液，消耗的NaOH的量相同 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 【答案】B 【解析】醋酸属于弱电解质，在稀释时会电离出H＋，故稀释相同倍数时醋酸溶液中c(H＋)的变化要比盐酸中c(H＋)的变化小一些，即曲线Ⅰ表示盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ表示醋酸的变化曲线，A项错误；溶液的导电性与溶液中离子的浓度有关，离子浓度b>c，故导电性b>c，B项正确；a点、b点表示溶液稀释相同倍数，物质的量没有发生变化，都等于稀释前的物质的量，稀释前两溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH为弱酸，则c(CH3COOH)>c(HCl)，故稀释前n(CH3COOH)>n(HCl)，即CH3COOH消耗NaOH多，C项错误；a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，D项错误。 【变式2·变题型】在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白： (1)a、b两支试管中生成气体的速率v(a)______ (填“大于”“小于”或“等于”，下同) v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是____________________________________。 (2)若a、b两支试管中分别加入c(H＋)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)______V(b)，原因是______________________________________________________。 【答案】(1)大于　等于　反应开始时，盐酸中所含H＋的浓度较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等 (2)等于　小于　开始时c(H＋)相同，所以速率相等，醋酸是弱电解质，最终电离出的H＋的总物质的量大 【解析】(1)物质的量浓度相同时，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸电离出的c(H＋)远大于醋酸电离出的c(H＋)，醋酸产生H2的速率比盐酸小。反应完毕后，因为n(HCl)＝n(CH3COOH)，故最终产生H2的量相等。(2)c(H＋)相同时，反应开始时产生H2的速率。 考点三 水的电离 知●识●解●构 知识点1 水的电离平衡和离子积常数 1．水的电离 水是一种极弱的电解质，存在微弱的电离。 电离方程式：H2O+H2OH3O++OH-，简写为：H2OH++OH-。 2．水的离子积常数KW (1)水的离子积常数表达式为KW= [H+]·[OH-]。 ①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 (2)KW及影响因素： a．水的电离是中和反应的可逆过程，故温度升高，KW增大。 b．水的离子积常数只受温度的影响，与c(H+)、c(OH-)的变化无关。 (3) Kw曲线分析 如图所示，两条曲线表示两个不同温度下，水溶液中c(H＋)与 c(OH－)的关系。 ①由于水的电离是吸热过程，升高温度促进水电离，水的离子积常数增大，所以T＞25 ℃。 ②两条曲线上任意点均有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 ③a点和c点溶液：c(H＋)＝c(OH－)，呈中性。 ④b点溶液：c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性。 ⑤d点溶液：c(OH－)＞c(H＋)，呈碱性。 ⑥升高温度不能使a点(中性)变为d点(碱性)。 3．影响水的电离平衡的因素 (1)电离是吸热过程，故温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大，水仍呈中性。 (2)外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 (4)加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。 (5)加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。 (6)加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。 得分速记 (1)不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 若某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 若某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－13mol·L－1，此时水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10－13mol·L－1。 (2)Kw与温度的关系 若100℃时，水的离子积常数KW=1.0×10-12，则纯水中c(H＋)是1.0×10－6 mol·L－1；某酸溶液中，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，则溶液中c(OH－)为1.0×10－10mol·L－1。某碱溶液中，c(OH-)＝1.0×10－1 mol·L－1，则溶液中c(H+)为1.0×10－11mol·L－1。 考●向●破●译 考向1 水的电离及影响因素 例125 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，下列叙述正确的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变 C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，Kw增大，c(H＋)不变 【答案】B 【解析】A项，加入稀氨水，NH3·H2O存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，c(OH－)增大，使水的电离平衡逆向移动，错误；B项，加入NaHSO4，NaHSO4在水溶液中电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，c(H＋)增大，使水的电离平衡逆向移动，由于温度不变，Kw不变，正确；C项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，使c(H＋)增大，使水的电离平衡逆向移动，错误；D项，升温，Kw增大，c(H＋)增大，错误。 解题妙招 计算水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键 理清溶液中的H＋或OH－的来源是正确计算水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键 (1)溶质为酸的溶液 H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)溶液＝ (2)溶质为碱的溶液 H＋全部来源于水的电离，OH－来源于碱的电离和水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)溶液＝。 (3)水解呈酸性的盐溶液 H＋或OH－全部来源于水的电离c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)溶液。 (4)水解呈碱性的盐溶液 H＋或OH－全部来源于水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)溶液。 【变式1·变题型】实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移动。在新制氯水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡______移动。 【答案】向右　向右 【解析】(1)Zn与稀硫酸反应过程中，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。新制氯水中加入少量NaCl固体，平衡Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO向左移动，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。 【变式2·变载体】常温下，关于pH＝12的NaOH溶液，下列说法不正确的是( ) A．溶液中c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1 B．溶液中由水电离出的c(OH－)＝1.0×10－12 mol·L－1 C．加水稀释到体积为原来的100倍后，溶液的pH＝10 D．加入等体积pH＝2的醋酸溶液，反应后溶液呈中性 【答案】D 【解析】pH＝12的NaOH溶液，c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1，A正确；溶液中由水电离出的c水(OH－)＝c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1，B正确；加水稀释到体积为原来的100倍后，溶液中c(OH－)＝＝10－4 mol·L－1，则pH＝10，C正确；由于醋酸为弱酸，大部分未发生电离，反应结束后，过量的醋酸电离，使溶液呈酸性，D不正确。 考向2 水的电离平衡曲线 例2水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合c(H＋)·c(OH－)＝常数，下列说法错误的是( ) A．图中温度T1>T2 B．图中五点Kw间的关系：B>C>A＝D＝E C．曲线a、b均代表纯水的电离情况 D．若处在B点时，将pH＝2的硫酸溶液与pH＝12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性 【答案】C 【解析】升高温度，促进水的电离，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)均增大，结合题图中曲线变化推知，温度：T1>T2，A正确；Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大，B正确；水的电离常数只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，故曲线a、b可代表任何酸、碱、盐的稀溶液中水的电离情况，C错误；B点Kw＝10－12，H2SO4溶液中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，KOH中c(OH－)＝ mol·L－1＝1 mol·L－1，等体积混合后KOH溶液过量，溶液呈碱性，D正确。 解题妙招 正确解读水的电离平衡曲线 (1)同一曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。 (2)同一曲线外的任意点与曲线上任意点的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要改变温度。 【变式1·变考法】如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　) A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw B．M区域内(不包括边界)任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点的c(H＋)都相等 【答案】D 【解析】只要在水溶液中，都会有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，故A项正确；XZ线的斜率是1，XZ线上的点均存在c(H＋)＝c(OH－)，在X、Z连线的上方M区域(不包括边界)，c(H＋)<c(OH－)，故B项正确；水的电离是吸热过程，升高温度，促进水的电离，则Kw逐渐增大，因Kw：Z点>X点，所以T1<T2，故C项正确；XZ线的斜率是1，XZ线上的点均存在c(H＋)＝c(OH－)，但每一点的c(H＋)不相等，故D项错误。 【变式2·变题型】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)ABE形成的区域中的点都呈现______性。 (3)若在B点温度下，盐酸中c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则由水电离产生的c H2O (H＋)＝________mol·L－1。 【答案】(1) B>C>A＝D＝E (2) 碱 (3) 2×10－9 【解析】(1)水的离子积常数Kw仅与温度有关，温度越高，Kw越大，故图中五点的Kw间的关系式为B>C>A＝D＝E。 (3)盐酸中由水电离产生的c(H＋)与溶液中的c(OH－)相同，100 ℃时，盐酸中c(OH－)＝ mol·L－1＝2×10－9 mol·L－1。 考点四 溶液的酸碱性与pH 知●识●解●构 知识点1 溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 溶液的酸碱性 2．溶液的pH (1)溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=-lg[H+]。 (2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系(25 ℃)： pH大小能反映出溶液中c(H+)大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。 3．pH的测量 (1)酸碱指示剂 酸碱指示剂是一些分子结构复杂的有机弱酸或弱碱，根据溶液显示的颜色可以初步判断出溶液的酸碱性。 常见的酸碱指示剂有甲基橙、甲基红、石蕊、酚酞等。 (2)pH试纸 ①广范pH 试纸：可以测定1～14范围内溶液的pH，可判别的差值约为1个pH单位。 ②精密pH试纸：可测定的pH范围较窄， 可以判别的差值约为0.2或0.3个pH单位。 (3)pH计：也称酸度计，能更准确地测量溶液的pH，可精确到0.01个pH单位。 得分速记 测溶液pH时的注意事项 (1)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (2)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (3)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 知识点2 有关pH的计算 1．溶液pH的计算 (1)单一溶液的pH计算 ①c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃) c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc ②c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。 (2)混合溶液pH的计算方法 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。 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。 ③强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) a．恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 b．酸过量： 先求c余(H＋)＝，再求pH。 c．碱过量： 先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。 2．溶液稀释时pH的变化图像 (1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 (2)相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同的pH，醋酸加入的水多 得分速记 (1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (3)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 考●向●破●译 考向1 溶液的酸碱性与pH判断 例1常温下，下列叙述不正确的是(　　) A．c(H＋)＞c(OH－)的溶液一定显酸性 B．pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性 C．pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c(SO)与c(H＋)之比约为1∶10 D．中和10 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液与100 mL 0.01 mol·L－1醋酸溶液所需NaOH的物质的量不同 【答案】D 【解析】pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合，弱酸浓度大，有剩余，反应后溶液呈酸性，B正确；pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，则溶液接近于中性，c(H＋)约为10－7 mol·L－1，c(SO)＝＝10－8 mol·L－1，则c(SO)∶c(H＋)＝1∶10，C正确；两份醋酸的物质的量相同，则所需NaOH的物质的量相同，D错误。 解题妙招 溶液酸碱性的判断方法 (1)根据pH、pOH、p进行判断 pH<p<pOH，溶液呈酸性；pH＝pOH＝p，溶液呈中性；pOH<p<pH，溶液呈碱性。 其中：pOH＝－lg c(OH－)，p＝－lg，pH＋pOH＝2p。 (2)常温下，已知pH之和的酸、碱溶液等体积混合所得溶液的酸碱性分析 ①两强混合 a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。 b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。 c．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 pH之和等于14时，一元强酸溶液和一元弱碱溶液等体积混合呈碱性；一元强碱溶液和一元弱酸溶液等体积混合呈酸性。 【变式1·变载体】已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，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( ) A．a＝b B．混合溶液的pH＝7 C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1 D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－) 【答案】C 【解析】因酸碱的强弱未知，a＝b只能说明酸碱恰好完全反应，但如为强酸弱碱盐或强碱弱酸盐，则溶液不呈中性，A错误；因温度未知，则pH＝7不一定为中性，B错误；混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1，根据c(H＋)·c(OH－)＝Kw可知溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1，溶液呈中性，C正确；任何溶液中都存在电荷守恒，即c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，不能确定溶液的酸碱性，D错误。 【变式2·变考法】常温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是( ) A．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合 B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 C．pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合 D．pH＝3的硫酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合 【答案】C 【解析】pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，NH3·H2O是弱电解质，两溶液等体积混合后，氨水剩余，所得溶液呈碱性，pH>7，A错误；pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合，恰好完全反应，所得溶液呈中性，pH＝7，B错误；pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合，醋酸剩余，所得溶液呈酸性，pH<7，C正确；pH＝3的硫酸溶液和pH＝11的氨水等体积混合，氨水剩余，所得溶液呈碱性，pH>7，D错误。 考向2 溶液pH的计算 例2常温下，下列关于溶液稀释的说法正确的是(　　) A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5 B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1 C．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13 D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6 【答案】C 【解析】A项，pH＝3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍时，3<pH<5；B项，pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，则溶液的pH＝6，由水电离产生的c(H＋)＝1×10－8 mol·L－1；C项，1 L 0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液稀释到2 L时，c(OH－)＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，pH＝13；D项，NaOH溶液是强碱溶液，无论怎么稀释，都不为酸性，pH在常温下只能无限接近于7。 解题妙招 计算溶液pH的思维模型 【变式1·变考法】常温下，将pH=8和pH=10的两种氢氧化钠溶液等体积混合，混合后溶液中c(H+)约为(　　) A．mol·L-1 B．(10-8+10-10) mol·L-1 C．(10-14-5×10-5) mol·L-1 D．2×10-10 mol·L-1 【答案】D 【解析】pH=8的溶液中c(OH-)=mol·L-1=10-6 mol·L-1，pH=10的溶液中c(OH-)=mol·L-1=10-4 mol·L-1，设混合前两种碱溶液的体积均为1 L，则等体积混合后，溶液中c(OH-)==mol·L-1，混合溶液中c(H+)=mol·L-1≈2×10-10 mol·L-1，故D正确。 【变式2·变题型】计算下列溶液的pH。 (1)某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol·L－1； ①此溶液的pH＝________； ②用水稀释到原来体积的100倍，pH＝________。 (2)pH＝3的盐酸与pH＝5的盐酸等体积混合，pH＝________________。 (3)常温下pH＝10和pH＝13的两种NaOH溶液等体积混合，pH＝________。 (4)常温下pH＝12的NaOH和pH＝4的HCl等体积混合，pH＝________。 【答案】(1)①2　②4　(2)3.3　(3)12.7　(4)11.7 【解析】(1)①c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝0.01 mol·L－1，pH＝－lg 10－2＝2。 ②c(H＋)＝0.01 mol·L－1÷100＝1×10－4 mol·L－1，pH＝－lg 10－4＝4。 (2)c(H＋)＝≈5×10－4 mol·L－1，pH＝－lg (5×10－4)＝4－lg 5≈3.3。 (3)因为溶液呈碱性，c(OH－)＝≈5×10－2 mol·L－1，故c(H＋)＝＝2×10－13 mol·L－1，pH＝－lg (2×10－13)＝13－lg 2≈12.7。 (4)NaOH中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，HCl中c(H＋)＝10－4 mol·L－1。二者等体积混合，碱过量，反应后溶液呈碱性，c(OH－)＝≈5×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝＝2×10－12 mol·L－1，pH＝－lg(2×10－12)＝12－lg 2≈11.7。 真题溯源·考向感知 ——溯源真题逻辑，感知高考考向 1．（上海卷·2024，五）珊瑚虫能生成碳酸钙，在海洋中堆积成珊瑚礁，主要反应如下： 总反应为：Ca2+(aq)+2HCO(aq) CaCO3(s)+H2CO3(aq) ①HCO(aq) H+(aq)+CO(aq) ②Ca2+(aq)+CO(aq) CaCO3(s) ③H+(aq)+HCO(aq) H2CO3(aq) （4）珊瑚养殖和移植是重建珊瑚礁的重要方法。适当提高海水的pH，有利于碳酸钙的形成，结合上述反应，从平衡移动的角度解释原因___________。 已知25℃时，H2CO3的Ka1=4.2×10-7，Ka2=4.8×10-11，CaCO3的Ksp=2.8×10-9。 【答案】（4）提高pH，有利于增加HCO浓度，降低H2CO3浓度，促进总反应化学平衡正向移动 【解析】适当提高海水的pH，有利于增加HCO浓度，降低H2CO3浓度，促进总反应化学平衡正向移动，利于碳酸钙的形成。 2．（上海卷·2026，五）常温下。 (5)室温下，往含溶液中加入至溶液的，可生成沉淀，则溶液中的比值为___________。 【答案】0.36 【解析】已知Kb(NH3·H2O)==1.8×10-5， pH=9.7时，pOH=14-9.7=4.3，c(OH-)=10-4.3mol/L， 则： ==；10-4.3=100.7×10-5≈5.01×10-5，代入得：≈0.36。 2 / 3 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $