资源简介
第23讲 电离平衡 溶液的pH
复习要求 1. 能用化学用语正确表示水溶液中弱电解质的电离平衡。能通过实验证明水溶液中存在弱电解质的电离平衡。2. 能从电离平衡的角度分析溶液的性质，如导电性等。3. 能综合运用电离平衡原理，分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。4. 了解电离平衡常数的含义，能利用电离平衡常数来判断溶液的酸碱性。5. 了解水的离子积常数，会分析酸碱中和滴定过程，能进行溶液pH的简单计算。
知识体系
考点一 弱电解质的电离平衡 电离平衡常数
一、 电解质及其分类
1. 电解质的分类
2. 电解质的物质类别
(1)强电解质：强酸、强碱、大部分盐等；
(2)弱电解质：弱酸、弱碱、水等。
类别 强电解质 弱电解质 非电解质
实例 液态氯化氢、熔融的硫酸钾、氯化钠晶体 NH3·H2O、冰醋酸 三氧化硫、乙醇
【注意】 在水溶液或熔融状态下，只有本身电离出离子导电的化合物才是电解质。比如H2CO3是(弱)电解质，CO2是非电解质，CO2的水溶液是混合物。
二、 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____________产生离子的速率和________________的速率相等时，达到电离平衡状态。弱电解质的电离是个吸热的过程。
2. 电离平衡的建立过程：
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
①浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越________，越易电离。
②温度：温度越________，电离程度越________。
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。
三、 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(幂次方)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________(弱酸用________，弱碱用________)表示。
2. 电离平衡常数表达式
(1)一元弱酸或弱碱
一元弱酸HA 一元弱碱BOH
电离方程式 HA??H＋＋A－ BOH??B＋＋OH－
电离常数表达式 Ka＝ Kb＝
(2)多元弱酸(以H2CO3为例)
第一步电离 第二步电离
电离方程式 __________________ ________________
电离常数表达式 Ka1＝eq \f(c（H＋）·c（HCO）,c（H2CO3）) Ka2＝eq \f(c（H＋）·c（CO）,c（HCO）)
电离常数关系 Ka1________Ka2
【思维拓展】
常见弱电解质的数据(25 ℃)
①电离是吸热过程。电离常数K只与________有关，________升高，K增大。
②由以上数据可看出Ka1>Ka2>Ka3，且Ka1 Ka2，说明多元弱酸是分步电离的，且以________电离为主。
③电离常数K反映了弱电解质电离程度的相对大小。相同条件(同温、同浓度)下，电离常数K越大，表示弱电解质越容易电离，酸性(或碱性)越强。由以上表格数据可知，25 ℃时酸性由强到弱的是H3PO4>H2C2O4>HC2O>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO。
3. 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)；同条件时的酸性：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，eq \f(c（NH3·H2O）·c（H＋）,c（NH）)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
四、 电离度
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分子总数的百分比。
2. 表示方法
α＝×100%，也可表示为α＝×100%；c已电离＝c始·α。
3. 意义
衡量弱电解质的电离程度。
(1)同一弱电解质
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越________，即电离程度越________；
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越________，即电离程度越________。
(2)不同弱电解质
在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
4. 电离度α与电离平衡常数Ka
(1)电离度α的计算
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例(25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。单位：mol·L－1)。
Ka＝＝1.75×10－5，
＝1.75×10－5，＝1.75×10－4，
由于弱电解质的电离是微弱的，故1－α≈1，α＝×100%≈1.32%
(2)电离度α与电离平衡常数Ka的关系
已知25 ℃时，某浓度为c的一元弱酸HA的电离度为α，求该温度下HA的电离常数(Ka)。
Ka＝＝，α很小，可认为1－α≈1，则Ka＝c·α2。所以，当不同弱酸的初始浓度相同时，可以直接通过Ka比较α的大小。
【注意】 ①因为弱电解质的电离是微弱的，所以电离度一般较小。②初始c越大，电离度α越小。
【思维拓展】
盐酸和醋酸常考题型的比较
①同温度、同浓度(如1 mol·L－1)、同体积的盐酸和醋酸的比较
酸 c(H＋) 开始与Zn反应的速率 反应起始至结束平均反应速率 中和碱的能力 与足量Zn反应产生H2的量 消耗Zn的质量
盐酸 大 大 大 相同 相同 相同
醋酸 小 小 小
②同温度、同pH(如pH＝3)、同体积的盐酸和醋酸的比较
酸 c(H＋) 开始与Zn反应的速率 反应起始至结束平均反应速率 c(酸) 中和碱的能力 与足量Zn反应产生H2的量 消耗Zn的质量
盐酸 相同 相同 小 小 小 小 小
醋酸 大 大 大 大 大
③常温下电解质溶液的导电性
a. 影响电解质溶液的导电能力的因素
影响因素 导电能力大小比较 结论
离子浓度 1 mol·L－1盐酸大于1 mol·L－1醋酸 离子浓度越大，导电性越强
电荷数 1 mol·L－1 NaCl溶液小于1 mol·L－1 CuSO4溶液 离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，导电性越强
b. 电导率
物理意义 描述物质导电能力的参数，电导率越大，则导电性越强。如图是用电导率传感器测得的20 mL冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率变化曲线。电导率呈现先变大再变小的规律
【易错辨析】
1. (2022·江苏卷)用pH计测量醋酸、盐酸的pH，比较溶液pH大小，用来判断CH3COOH是弱电解质。( )
2. 强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子。( )
3. 醋酸的起始浓度越小，电离度越大。( )
4. 电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小。 ( )
5. 下图表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程。( )
类型1 电离方程式
1. (2024·盐城三模)下列电离方程式书写正确的是( )
A. Ba(OH)2===Ba2＋＋(OH)
B. Ca(ClO)2===Ca2＋＋2Cl－＋2O2－
C. NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
D. KMnO4===K＋＋MnO
类型2 电离平衡的影响因素
2. H2S水溶液中存在电离平衡H2S??H＋＋HS－和HS－??H＋＋S2－。若向H2S溶液中( )
A. 加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B. 通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH值增大
C. 滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH值减小
D. 加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
类型3 同浓度(或同氢离子浓度)强酸和弱酸的比较
3. 现有：a. 盐酸、b. 醋酸两种稀溶液。
(1)若两种酸的物质的量浓度均为0.1 mol·L－1：
①两种酸溶液中的c(H＋)大小关系为____________(用a、b表示，下同)。
②取等体积上述两种酸溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液体积大小关系为____________。
③若取等质量Zn分别跟这两种酸溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗两种酸溶液的体积大小关系为__________。
(2)若两种溶液中c(H＋)均为0.1 mol·L－1：
①两种酸的物质的量浓度大小关系为__________。
②取等体积上述两种酸溶液，分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液体积大小关系为____________。
③若取等质量Zn分别跟这两种酸溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗两种酸溶液的体积大小关系为____________。
类型4 电离平衡常数的计算
4. (1)(2022·天津卷)25 ℃时，H2S溶液中H2S、HS－、S2－在含硫粒子总浓度中所占分数δ随溶液pH的变化关系如图，由图计算，H2S的Ka1＝__________，Ka2＝__________。
(2)25 ℃时，醋酸的电离平衡常数Ka＝1.8×10－5，0.1 mol·L－1醋酸溶液中c(H＋)＝______________________。(已知：≈1.34)。
类型5 电离平衡常数的应用
5. (2025·泰州高三质检)已知数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2，②NaCN＋HF===HCN＋NaF，③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF，由此可判断下列叙述中不正确的是( )
A. HF的电离平衡常数为7.2×10－4
B. HNO2的电离平衡常数为4.9×10－10
C. 根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D. HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小
考点二 水的电离和溶液的pH
一、 水的电离和水的离子积常数
二、 外界条件对水电离平衡的影响
三、 溶液的酸碱性与pH
1. 常温下，溶液的酸碱性
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及测定方法
定义 pH＝________
意义 粗略表示稀溶液酸碱性的强弱
范围 一般在0～14之间
规律
续表
测定方法 把一小片干燥pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净的________蘸取溶液点在pH试纸中心，变色后，与________对照即可读出溶液的pH
特别提醒 只能测稀溶液的pH。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，记录的数据只能是整数；若需精确测定溶液的pH，则应使用________；若测具有漂白性的溶液(如氯水、NaClO溶液)的pH，则不能使用________，应改用________
3. 溶液酸碱性的另外一种表示方法—pOH
(1)pOH＝－lg c(OH－)
(2)常温下：pH＋pOH＝14
【思维拓展】
溶液混合后酸碱性的判断方法
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)
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。
四、 pH的计算
1. pH计算的一般思维模型
2. 不同类型溶液中c(H＋)、c(OH－)以及pH的计算
已知：25 ℃时，CH3COOH和NH3·H2O的电离平衡常数分别为Ka＝1.75×10－5、Kb＝1.8×10－5(≈1.32、≈1.34)、lg 1.32≈0.12、lg 1.34≈0.13。
类型 类型 溶液中c(H＋)或c(OH－) pH
一元强酸 0.10 mol·L－1 HCl溶液 c(H＋)＝0.10 mol·L－1 1.00
一元弱酸 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液 c(H＋)≈≈1.32×10－3 mol·L－1 2.88
一元强碱 0.10 mol·L－1 NaOH溶液 c(OH－)＝0.1 mol·L－1 13.00
一元弱碱 0.10 mol·L－1 NH3·H2O溶液 c(OH－)≈≈1.34×10－3 mol·L－1 11.13
【思维拓展】
(1)常温下，酸或碱溶液稀释pH变化规律
①酸或碱溶液无限稀释，pH只能无限接近7，但不能越过7。
②强酸溶液每稀释10倍，pH上升1个单位，强碱溶液每稀释10倍，pH下降一个单位。
③弱酸或弱碱溶液稀释10倍，pH变化小于1个单位。
④稀释过程中pH变化曲线斜率较大者为较强的酸(或碱)。
(2)酸或碱稀释图像
①常温下，等pH的酸或碱稀释图像比较
图像
稀释相同倍数后的pH 醋酸＜盐酸 氨水＞NaOH
稀释到相同pH时需要加水的体积 醋酸＞盐酸 氨水＞NaOH
备注 酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大，无限稀释后，pH无限接近中性
②相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸的稀释
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
【易错辨析】
1. ＝1×10－12的溶液中：K＋、Na＋、CO、NO一定能大量共存。( )
2. 将水加热，Kw和c(H＋)均增大。( )
3. 温度一定时，在纯水中通入少量SO2，水的电离平衡不移动，Kw不变。( )
4. 任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等。( )
5. 在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变。( )
类型1 水的电离及其影响因素
1. (2025·南京高三联考)下列操作会促进H2O的电离，且使溶液pH>7的是( )
A. 将纯水加热到90 ℃
B. 向水中加少量NaOH溶液
C. 向水中加少量Na2CO3溶液
D. 向水中加少量FeCl3溶液
类型2 水的离子积与离子共存
2. 下列各组离子在相应的条件下可能大量共存的是( )
A. 常温下＝1×1012的溶液中：NH、Fe2＋、Cl－、NO
B. 含有NO的溶液中：Fe2＋、SO、SO、H＋
C. 常温下由水电离产生的c(OH－)＝1×10－11 mol·L－1的溶液中：NO、Mg2＋、Na＋、SO
D. 常温下＝10－10 mol·L－1的溶液中：Na＋、HCO、Cl－、K＋
类型3 pH的计算
3. (1)(2025·淮安高三质检)已知水在25 ℃和100 ℃时，其电离平衡曲线如图所示。假设溶液混合后体积变化忽略不计，回答下列问题：
曲线B对应的温度下，将0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝____________。
(2)(2024·江苏阶段练习)以含镍废料为原料(主要成分NiCO3，含少量Al2O3、MgO、CaO)可制备高纯NiCO3。制备过程如下：
已知：Ksp(CaF2)＝5.3×10－9，Ksp(MgF2)＝4.0×10－11，Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5，Ka(HF)＝1.0×10－4
“除杂”后所得溶液的pH＝6，c(Mg2＋)＝10－5 mol·L－1，则c(HF)＝__________ mol·L－1。
类型4 弱酸的稀释曲线图像
4. (2024·连云港期中)已知：常温下，HCOOH的酸性强于CH3COOH。现将pH＝3、体积均为V0的两种酸溶液分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A. 曲线Ⅰ表示CH3COOH溶液的变化曲线
B. 溶液中水的电离程度：b>c>d
C. HCOOH与NaOH反应的离子方程式为H＋＋OH－===H2O
D. a点两种酸溶液分别与NaOH恰好完全中和后，CH3COOH对应的溶液中n(Na＋)大
类型5 利用分布分数图及pH求电离常数
5. 在含砷废水中，砷元素多以＋3和＋5价的形式存在。工业上常利用Fe3O4—MnO2磁性纳米盘等吸附剂处理含砷废水，实现水体达标排放。
H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系分别如图所示。
H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4??H2AsO＋H＋，其电离常数为Ka1＝____________。
考点三 酸碱中和滴定及滴定曲线
一、 酸碱中和滴定
1. 实验原理
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. 实验关键
(1)准确测定待测液NaOH溶液的体积。
(2)选择合适的指示剂，准确判断滴定终点。
3. 实验用品
(1)主要仪器：____________、____________、铁架台(带管夹)、锥形瓶、大烧杯。
(2)试剂：标准HCl溶液、待测NaOH溶液、甲基橙。
(3)滴定管的使用
试剂性质 滴定管 原因
酸性、氧化性 ______滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性 ______滴定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
4. 滴定
(1)滴定前准备
锥形瓶：洗涤→装待测液(NaOH溶液)→记体积→加甲基橙。
(2)滴定操作
5. 终点判断
滴入最后半滴HCl溶液时，溶液由黄色变成橙色，且____________________________，停止滴定，并记录HCl溶液的体积，重复上述操作2～3次。
6. 数据处理
求出消耗HCl溶液的平均值(若三次滴定分别消耗盐酸的体积为20.02 mL、19.98 mL、23.00 mL，23.00 mL与其他数据相差较大，要舍去)，根据原理进行计算。
二、 酸碱指示剂
1. 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
2. 中和滴定时指示剂的选择原则
滴定终点前后溶液的颜色变化对比明显。
(1)强酸与强碱的中和滴定，到达终点时，pH变化范围很大，可用酚酞，也可用甲基橙；
(2)强酸滴定弱碱，恰好完全反应时，溶液呈酸性，应选择在酸性范围内变色的指示剂—甲基橙；
(3)强碱滴定弱酸，恰好完全反应时，溶液呈碱性，应选择在碱性范围内变色的指示剂—酚酞；
(4)一般不用石蕊溶液，原因是其溶液颜色变化对比不明显，且变色范围较大。
三、 中和滴定的误差分析
1. 分析依据
c(NaOH)＝
2. 误差引起点
任何不当的操作，若使V[HCl(aq)]比正确操作值大，则测得的c(NaOH)偏________，反之，偏________。
3. 俯视与仰视
对量筒及滴定管读数时，产生误差的不同(见图1、2)。
4. 具体分析
以标准盐酸滴定待测NaOH溶液，用酚酞作指示剂为例，分析实验误差。
四、 强酸与强碱滴定过程中pH曲线
1. 强碱滴定强酸
(1)用0.10 mol·L－1标准NaOH溶液滴定20.00 mL 0.10 mol·L－1 HCl溶液(如图1)
NaOH溶液从19.98 mL到20.02 mL，只增加了0.04 mL(约1滴)，就使得溶液的pH改变了5.4个单位。这种在化学计量点±0.1%范围内，pH的急剧变化被称为滴定突跃。
滴定突跃范围是选择指示剂的重要依据，凡是在滴定突跃范围内能发生颜色变化的指示剂都可以用来指示滴定终点。实际分析时，为了更好地判断终点，氢氧化钠溶液滴定盐酸通常选用酚酞作指示剂的原因：终点的颜色由无色变为浅红色，更容易辨别。
(2)滴定剂浓度越大，滴定突跃就越大，可供选择的指示剂就越多(如图2)
NaOH溶液的浓度 HCl溶液的浓度 A点pH B点pH 滴定突跃
1.0 mol·L－1 1.0 mol·L－1 3.3 10.7 ΔpH＝7.4
0.10 mol·L－1 0.10 mol·L－1 4.3 9.7 ΔpH＝5.4
0.01 mol·L－1 0.01 mol·L－1 5.3 8.7 ΔpH＝3.4
2. 强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
氢氧化钠溶液滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸溶液的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠溶液、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：强酸与强碱反应的突跃点变化范围大于强酸与弱碱反应
【易错辨析】
1. (2022·浙江卷)用标准液润洗滴定管后，应将润洗液从滴定管上口倒出。( )
2. 下图表示强碱滴定强酸的滴定曲线。( )
3. c(H＋)＝ mol·L－1的溶液一定显中性。( )
4. 任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性。( )
5. 常温下能使甲基橙显黄色的溶液一定显碱性。( )
类型1 滴定操作的步骤设计
1. (2024·苏州八校联考三模)用废铁屑(含少量杂质FeS)为原料制备摩尔盐[(NH4)2Fe(SO4)2·nH2O]。实验装置如下(加热装置已略去)：
已知：Ksp(FeS)＝6×10－18，Ka1(H2S)＝10－7，Ka2(H2S)＝7×10－15。
实验室利用K2Cr2O7溶液测定制得的(NH4)2Fe(SO4)2·nH2O中的n值。请补充完整实验方案：准确称取a g样品，加入足量稀硫酸溶解后配成250.00 mL溶液。使用移液管准确移取25.00 mL于锥形瓶中，____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。[已知：二苯胺磺酸钠指示液在还原性氛围下为无色，氧化性氛围下为紫红色。](可使用的试剂和仪器：c mol·L－1K2Cr2O7溶液，二苯胺磺酸钠指示液，酸式滴定管，碱式滴定管)
类型2 误差分析
2. 用标准的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列各操作中，不会引起实验误差的是( )
A. 用蒸馏水洗净酸式滴定管后，装入标准盐酸进行滴定
B. 用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗后装入一定体积的NaOH溶液
C. 取10.00 mL NaOH溶液放入洗净的锥形瓶中，再加入适量蒸馏水
D. 取10.00 mL的NaOH溶液，放入锥形瓶后，把碱式滴定管尖嘴液滴吹去
素 养 评 估
1. 已知人体体液中存在如下平衡：CO2＋H2O??H2CO3??H＋＋HCO，以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是( )
A. 当强酸性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定
B. 当强碱性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定
C. 若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小
D. 进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
2. 氢氰酸(HCN)是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：HCN??H＋＋CN－，常温下电离常数为Ka。下列说法正确的是( )
A. 0.1 mol·L－1 HCN溶液的pH<1
B. 增大HCN溶液浓度，其电离程度减小
C. 升高HCN溶液温度，平衡逆向移动
D. 加入少量NaOH溶液，会使Ka增大
3. 25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O??H＋＋OH－，下列叙述正确的是( )
A. 将纯水加热到95 ℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性
B. 向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)增大，Kw变小
C. 向纯水中加入少量Na2CO3固体，c(OH－)增大，Kw不变，影响水的电离平衡
D. 向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小
4. 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
第23讲 电离平衡 溶液的pH
考点一 弱电解质的电离平衡 电离平衡常数
一、 1. Na＋＋Cl－ CH3COO－＋H＋
二、 1. 弱电解质电离 离子结合成分子
3. (2)①小 ②高 大
三、 1. K Ka Kb
2. (2)H2CO3??H＋＋HCO HCO??H＋＋CO >
思维拓展
①温度 温度 ②第一步
四、 3. (1)① 小 小 ② 大 大
【易错辨析】
1. × 2. √ 3. √ 4. × 5. √
命题突破
1. D 解析：Ba(OH)2电离出钡离子和氢氧根：Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－，A错误；Ca(ClO)2电离出钙离子和次氯酸根：Ca(ClO)2===Ca2＋＋2ClO－，B错误；NaHCO3电离出钠离子和碳酸氢根：NaHCO3===Na＋＋HCO，C错误；KMnO4电离出钾离子和高锰酸根：KMnO4===K＋＋MnO，D正确。
2. C 解析：加水，促进电离，但氢离子浓度减小，A错误；通入过量SO2气体，发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量，溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH值减小，B错误；滴加新制氯水，发生反应：Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH值减小，C正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D错误。答案选C。
3. (1)①a＞b ②a＝b ③a＝b (2)①a＜b ②a＜b ③a＞b
解析：(1)①HCl为一元强酸，在溶液中均全部电离；CH3COOH为弱酸，在溶液中部分电离，a＞b；②两种酸的物质的量相等，盐酸和醋酸消耗的NaOH相等，a＝b；③等质量的Zn完全反应，消耗的盐酸和醋酸的体积相等，a＝b。
(2)①CH3COOH是弱酸，c(CH3COOH) c(H＋)，c(HCl)＝c(H＋)，故a4. (1)1.0×10－7 1.0×10－13 (2)1.34×10－3 mol·L－1
解析：(1)根据题意pH＝7时H2S、HS－的所占分数相等，因此H2S的Ka1＝＝c(H＋)＝1.0×10－7，pH＝13时HS－、S2－的所占分数相等，则Ka2＝＝c(H＋)＝1.0×10－13。
(2)CH3COOH是弱酸，电离方程式为CH3COOH??CH3COO－＋H＋，Ka＝≈＝1.8×10－5，解得c(H＋)＝ mol·L－1＝1.34×10－3 mol·L－1。
5. B 解析：反应①说明酸性：HNO2>HCN，反应③说明酸性：HF>HNO2。
考点二 水的电离和溶液的pH
知识归纳
一、 H2O??H＋＋OH－ Kw＝c(H＋)·c(OH－) 1×10－14 不变 增大 稀的电解质
二、 逆 不变 减小 减小 增大 逆 不变 减小 增大 减小 正 不变 增大 增大 减小 正 不变 增大 减小 增大 逆 不变
减小 减小 增大 正 增大 增大 增大 增大
三、 1. ＞ ＜ ＝ ＝ ＜ ＞
2. －lg c(H＋) 玻璃棒 标准比色卡 pH计 pH试纸 pH计
【易错辨析】
1. √ 2. √ 3. × 4. √ 5. ×
命题突破
1. C 解析：将纯水加热到90 ℃，水的电离程度增大，c(H＋)＝c(OH－)>10－7 mol·L－1，pH<7，A错；向水中加少量NaOH溶液，水中c(OH－)增大，pH>7，但水的电离平衡逆向移动，即水的电离受到抑制，B错；向水中加少量Na2CO3溶液，CO与H＋结合，水中c(H＋)减小，水的电离平衡正向移动，c(OH－)增大，c(OH－)>c(H＋)，pH>7，C对；向水中加少量FeCl3溶液，Fe3＋与OH－结合为弱电解质Fe(OH)3，水中c(OH－)减小，水的电离平衡正向移动，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，pH<7，D错。
2. C 解析：常温下＝1×1012的溶液中c(OH－)＞c(H＋)，呈碱性，NH、Fe2＋都与OH－反应，不能大量共存，故A不符合题意；NO在H＋的溶液中具有强氧化性，能够氧化Fe2＋、SO，不能大量共存，故B不符合题意；常温下由水电离产生的c(OH－)＝1×10－11 mol·L－1的溶液中呈酸性或碱性，NO、Mg2＋、Na＋、SO、H＋之间不反应，在酸性溶液中能大量共存，故C符合题意；常温下＝10－10 mol·L－1的溶液呈酸性，H＋、HCO之间反应生成二氧化碳气体和水，不能大量共存，故D不符合题意。故选C。
3. (1)10 (2)2×10－5
解析：(1)混合溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1。由于该温度下水的离子积常数Kw＝10－12，所以c(H＋)＝10－10 mol·L－1，所得混合溶液的pH＝10。
(2)溶液中c(F－)＝mol·L－1＝2.0×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，c(HF)＝＝ mol·L－1＝2.0×10－5 mol·L－1。
4. D 解析：相同pH的酸，酸性强的HCOOH的浓度小于CH3COOH，加水稀释过程中，CH3COOH电离平衡正向移动，产生的H＋更多，故Ⅱ为CH3COOH，Ⅰ为HCOOH，A错误；酸电离的H＋浓度越小，对水电离的抑制作用就越弱，溶液中H＋浓度：b>c>d，故水的电离程度：b5. 10－2.2
解析：H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4??H2AsO＋H＋，其电离常数为Ka1＝eq \f(c（H2AsO）×c（H＋）,c（H3AsO4）)，根据图象可知当c(H2AsO)与c(H3AsO4)相等时pH＝2.2，所以Ka1＝eq \f(c（H2AsO）×c（H＋）,c（H3AsO4）)＝c(H＋)＝10－2.2。
考点三 酸碱中和滴定及滴定曲线
知识归纳
一、 3. (1)酸式滴定管 碱式滴定管 (3)酸式 碱式
4. (1)滴定管 蒸馏水 盐酸 氢氧化钠溶液 “0”刻度以上 “0”刻度或“0”刻度以下的某个刻度
5. 半分钟内不恢复原来的颜色
二、 1. 红 蓝 红 黄 无 浅红 红
三、 2. 高 低
3. 偏大 偏小 偏小 偏大
4. 偏高 偏高 偏低 无影响 偏低 偏低 偏高 偏低 无影响 偏低 偏高
【易错辨析】
1. × 2. √ 3. √ 4. √ 5. ×
命题突破
1. 滴入2滴二苯胺磺酸钠作指示剂，用酸式滴定管盛装K2Cr2O7标准溶液，进行滴定，至终点(最后半滴K2Cr2O7标准溶液滴入后，锥形瓶内溶液由无色变为浅紫红色，30s内不变色)，平行测定三次，记录平均消耗K2Cr2O7标准溶液体积
2. C 解析：用蒸馏水洗净酸式滴定管后，装入标准盐酸前需要先润洗，若不润洗相当于稀释了标准溶液，会使测定结果偏高，故A错误；用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗后装入一定体积的NaOH溶液，会使NaOH溶液的用量偏多，所以测定结果偏高，故A错误；取10.00 mL NaOH溶液放入洗净的锥形瓶中，再加入适量蒸馏水，NaOH溶液的用量不变，所以不会引起实验误差，故C正确；取10.00 mL的NaOH溶液，放入锥形瓶后，把碱式滴定管尖嘴液滴吹去，会使得取用的NaOH溶液偏少，所以测定结果偏低，故D错误。故选C。
素养评估
1. C 解析：若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，但根据勒夏特列原理，c(H＋)减小，体液的pH增大。
2. B 解析：氢氰酸(HCN)是一种弱酸，在水溶液中部分电离，因此0.1 mol·L－1 HCN溶液中c(H＋)＜0.1 mol·L－1，pH＞1，A错误；氢氰酸为弱电解质，增大HCN溶液浓度，其电离程度减小，B正确；弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，C错误；加入少量NaOH溶液，电离平衡正向移动，但溶液的温度不变，电离平衡常数不变，D错误。故选B。
3. C 解析：水的电离是吸热过程，将水加热，促进水的电离，Kw增大，氢离子浓度增大，pH减小，但水仍呈中性，A错误；向水中加入稀氨水，稀氨水是弱碱，抑制水的电离，平衡逆向移动，c(OH－)增大，温度不变，Kw不变，B错误；向水中加入少量固体碳酸钠，碳酸根离子水解结合水电离出的氢离子，c(H＋)减小，c(OH－)增大，Kw不变，促进水电离，平衡正向移动，C正确；向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中＝，此时平衡常数不变，醋酸根离子浓度减小，即增大，D错误。故选C。
4. 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，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，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，D错误。故选A。
展开更多......
收起↑
