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第三章　水溶液中的离子反应与平衡
第一节　电离平衡
【学习目标】　1.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。2.理解强电解质、弱电解质的概念。3.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。
第1课时　强电解质和弱电解质　弱电解质的电离平衡
一、强电解质和弱电解质
1.电解质和非电解质
2.强电解质与弱电解质的比较
（1）实验探究——盐酸和醋酸的电离程度
取相同体积、0.1 mol·L－1的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。观察、比较并记录现象。
酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸
pH 　小　 　大　
导电能力 　强　 　弱　
与镁 条反 应　 现象 反应剧烈， 产生气泡 反应缓慢， 产生气泡
结论 镁条与盐酸反应快，表明盐酸中c（H＋）较大，说明盐酸的电离程度　大于　醋酸的电离程度
（2）强电解质和弱电解质
强电解质 弱电解质
概念 在水溶液中能　完全电离　的电解质 在水溶液中只能　部分电离　的电解质
所含物 质类型 强酸：HCl、H2SO4、HNO3等 强碱：NaOH、KOH、 Ca（OH）2等 大多数盐：BaSO4、（NH4）2SO4、NaCl等 大多数金属氧化物：Na2O、Al2O3等 弱酸：H2CO3、 CH3COOH、HClO等 弱碱：NH3·H2O、 Mg（OH）2等 水：H2O 少数盐：（CH3COO）2Pb等
相同点 都能电离、都是　电解质　、都是　化合物　
不同点 电离程度　不同　，溶质存在形式　不同　
电离 方程式 用“”表示，如：KNO3K＋＋N 用“”表示，如：CH3COOHCH3COO－＋H＋
3.电解质电离的表示方法——电离方程式
（1）强电解质：完全电离，其电离方程式用“”表示，如Na2SO4：　Na2SO42Na＋＋S　。
（2）弱电解质：部分电离，其电离方程式用“”表示。
①一元弱酸、弱碱一步电离，如CH3COOH：　CH3COOHCH3COO－＋H＋　；NH3·H2O：　NH3·H2ON＋OH－　。
②多元弱酸分步电离（其中以第一步电离为主），必须分步写出，不可合并，如H2CO3：
　H2CO3H＋＋HC、HCH＋＋C　。
③多元弱碱分步电离（较复杂），在中学阶段要求一步写出，如Fe（OH）3：　Fe（OH）3Fe3＋＋3OH－　。
（3）酸式盐
①强酸的酸式盐，如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为　NaHSO4Na＋＋H＋＋S　；在熔融状态下的电离方程式为　NaHSO4（熔融）Na＋＋HS　。
②弱酸的酸式盐、酸式酸根不拆，如NaHCO3在水溶液中的电离方程式为　NaHCO3Na＋＋HC、HCH＋＋C　。
【判断】
（1）盐酸能导电，所以盐酸是电解质。（　×　）
（2）干冰、葡萄糖和金刚石都不导电，它们都是非电解质。（　×　）
（3）NH3溶于水能导电，所以NH3是电解质。 （　×　）
（4）强电解质在溶液中不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中存在溶质分子。（　√　）
（5）BaSO4难溶于水，其水溶液导电能力很差，所以BaSO4是弱电解质。（　×　）
（6）强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强。（　×　）
（7）强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物。（　×　）
1.下列关于强电解质和弱电解质的叙述错误的是（　　）
A.弱电解质在溶液中部分电离，存在电离平衡
B.在溶液中导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质
C.弱电解质的溶液中，溶质分子浓度大于其电离出的离子浓度
D.纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电
答案：B
解析：强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡，弱电解质在溶液中部分电离，存在电离平衡，A正确；强电解质和弱电解质是根据电解质在溶液中的电离程度区分的，而溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度及离子所带电荷数，所以，强电解质的导电能力不一定强，弱电解质的导电能力也不一定弱，B错误；弱电解质在溶液中不能完全电离，溶质分子浓度大于其电离出的离子浓度，C正确；若强电解质是离子化合物，其液态时导电，若强电解质是共价化合物，其液态时不导电，D正确。
2.①NaCl溶液，②熔融的NaCl，③NaCl固体，④盐酸，⑤硫酸，⑥CaCO3，⑦Cl2，⑧SO2，⑨NH3，⑩冰醋酸， NH3·H2O。根据上述物质回答下列问题：
（1）属于电解质的有　　（填序号，下同）。
（2）属于非电解质的有　　。
（3）属于强电解质的有　　。
（4）属于弱电解质的有　　。
（5）能导电的有　　。
答案：（1）②③⑤⑥⑩ 　（2）⑧⑨　
（3）②③⑤⑥　（4）⑩ 　（5）①②④
3.写出下列各组物质的电离方程式。
（1）H2SO4：　　　　　　　，
NaOH：　　　　　　　。
（2）NaHSO4（水溶液中）：　　　　　　　　　　　　　，
NaHCO3：　　　　　　　。
（3）CH3COOH：　　　　　　　，
NH3·H2O：　　　　　　　。
（4）H2CO3：　　　　　　　，
Cu（OH）2：　　　　　　　。
答案：（1）H2SO42H＋＋S
NaOHNa＋＋OH－
（2）NaHSO4Na＋＋H＋＋S
NaHCO3Na＋＋HC、HCH＋＋C
（3）CH3COOHCH3COO－＋H＋
NH3·H2ON＋OH－
（4）H2CO3H＋＋HC、HCH＋＋C
Cu（OH）2Cu2＋＋2OH－
二、弱电解质的电离平衡
1.弱电解质的电离平衡
（1）电离平衡的建立：在一定条件下（如温度、浓度等），溶液中弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离达到平衡状态。如图所示：
（2）电离平衡的概念：在一定条件（如温度、浓度等）下，当弱电解质分子　电离的速率和离子结合为分子的速率　相等时，电离过程就达到了平衡状态。
（3）电离平衡的特征
2.影响电离平衡的外界条件
影响 因素 原因分析 电离平衡 移动方向 电离程 度变化
温度 电离是吸热的 升高温度， 正向移动 变大
改变弱 电解质 浓度 加水稀释 正向移动 变大
增大弱电解质的浓度 正向移动 变小
同离子 效应 增大了生成的 离子的浓度 逆向移动 变小
化学 反应 减小了生成的 离子的浓度 正向移动 变大
【思考交流】
外因对电离平衡的影响：以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH（aq）CH3COO－（aq）＋H＋（aq）　ΔH＞0的影响。
改变条件 电离平衡 移动方向 n（H＋） c（H＋） 导电能力
加水稀释 　　 　　 　　 　　
加入少量 冰醋酸 　　 　　 　　 　　
通入HCl（g） 　　 　　 　　 　　
加NaOH（s） 　　 　　 　　 　　
加入 CH3COONa（s） 　　 　　 　　 　　
升高温度 　　 　　 　　 　　
提示：向右　增大　减小　减弱　向右　增大　增大　增强　向左　增大　增大　增强　向右　减小　减小　增强　向左　减小　减小　增强　向右　增大　增大　增强
3.电解质溶液的导电能力
（1）电解质导电的条件：电解质的导电条件是在水溶液中或高温熔融状态，共价化合物只能在　水溶液　中导电，离子化合物在　熔融状态和溶液　中均可导电。
（2）电解质溶液的导电能力：取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越　大　、离子所带电荷数越　多　，导电能力越强。
1.（2025·江苏徐州期末）稀氨水中存在平衡：NH3·H2ON＋OH－，若要使平衡向左移动，同时使c（OH－）增大，应加入的适量物质或采取的措施是（　　）
①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥MgSO4固体
A.①②③⑤ B.③⑥
C.③ D.③④
答案：C
解析：若在稀氨水中加入NH4Cl固体，c（N）增大，平衡向左移动，c（OH－）减小，①不符合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c（OH－）减小，平衡向右移动，②不符合题意；若在稀氨水中加入NaOH固体，c（OH－）增大，平衡向左移动，③符合题意；若在稀氨水中加入水，稀释溶液，平衡向右移动，c（OH－）减小，④不符合题意；电离属于吸热过程，加热平衡向右移动，c（OH－）增大，⑤不符合题意；加入MgSO4固体发生反应：M＋2OH－Mg（OH）2↓，溶液中c（OH－）减小，平衡向右移动，⑥不符合题意。
2.（2025·广东广州四十七中高二期中）已知稀CH3COOH溶液中存在平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，为使溶液中增大，可以采取的措施是（　　）
①加大理石；②加少量浓醋酸；③加少量CH3COONa；④加少量浓盐酸；⑤加水；⑥加热
A.①③⑥ B.①③⑤⑥
C.①②③⑥ D.①②④⑥
答案：B
解析：加入大理石，大理石和H＋反应，使平衡正向移动，促进醋酸电离，c（CH3COO－）增大，c（CH3COOH）减小，导致增大，①符合题意；加少量浓醋酸，虽然会使平衡正向移动，但醋酸电离程度减小，则减小，②不符合题意；加少量CH3COONa，c（CH3COO－）增大，导致平衡逆向移动，但是平衡移动的趋势微弱，最终达到平衡时增大，③符合题意；＝，加少量浓盐酸，c（H＋）增大，最终使减小，④不符合题意；加水稀释，c（H＋）减小，＝增大，故增大，⑤符合题意；弱电解质的电离是吸热过程，加热促进醋酸电离，平衡正向移动，该溶液中增大，⑥符合题意。
3.某化学小组在一定温度下，将冰醋酸加水稀释，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。
（1）O点导电能力几乎为0的原因是　　　　　　　　　　　　　。
（2）图像中a～b阶段，加水稀释，溶液中c（H＋）如何变化？　　　　　　　，
简述原因：　　　　　　　　　　　　　。
（3）图像中b～c阶段，加水稀释，溶液中c（H＋）如何变化？　　　　　　　，
简述原因：　　　　　　　　　　　　　。
答案：（1）O点冰醋酸中没有水，冰醋酸未电离，无离子存在
（2）增大　加水稀释，醋酸的电离平衡向右移动，n（H＋）增大，但溶液体积增大的程度没有n（H＋）增大的程度大，因而c（H＋）增大
（3）减小　加水稀释，醋酸的电离平衡向右移动，n（H＋）增大，但溶液体积增大的程度更大，因而c（H＋）减小
课时作业（十五）
[对点训练]
题组一　电解质及其分类和电离
1.（2025·上海高二阶段）下列说法正确的是（　　）
A.Cu能导电，Cu为电解质
B.强酸溶液中氢离子浓度一定大于弱酸溶液中氢离子浓度
C.电解质溶液之所以导电，是因为电流通过时，电解质发生了电离
D.二氧化碳的水溶液能导电，但CO2属于非电解质
答案：D
解析：电解质应为化合物，故A错误；未指明酸的浓度的大小，无法确定溶液中氢离子浓度大小，故B错误；电解质溶液之所以导电，是因为电解质溶于水后电离产生可自由移动的离子，从而使溶液导电，故C错误；二氧化碳的水溶液能导电，是因为二氧化碳与水反应生成弱电解质碳酸，碳酸电离产生氢离子、碳酸氢根离子等而使溶液导电，并非二氧化碳本身电离，所以二氧化碳属于非电解质，故D正确。
2.下列电离方程式正确的是（　　）
A.CH3COONH4溶于水：CH3COONH4N＋CH3COO－
B.NaHCO3溶于水：NaHCO3Na＋＋H＋＋C
C.HCl溶于水：HCl＋H2OH3O＋＋Cl－
D.Mg（OH）2溶于水：Mg（OH）2Mg2＋＋2OH－
答案：C
解析：醋酸铵是强电解质，在水中完全电离，电离方程式为CH3COONH4N＋CH3COO－，A项错误；碳酸氢钠是强电解质，在水中电离出钠离子和碳酸氢根离子，电离方程式为NaHCO3Na＋＋HC，B项错误；HCl为强电解质，在水中完全电离，电离方程式为HClH＋＋Cl－，H＋与H2O结合成H3O＋，C项正确；氢氧化镁为弱碱，电离方程式为Mg（OH）2Mg2＋＋2OH－，D项错误。
3.（2025·四川遂宁高二期中）分类是认识和研究物质的一种常用科学方法，下列物质的分类完全正确的一组是（　　）
选项 A B C D
强电解质 Ba（OH）2 BaSO4 HF HClO4
弱电解质 HI NH3·H2O Fe（OH）3 HClO
非电解质 SO2 乙醇 NH3 Cl2
答案：B
解析：HI在水中完全电离产生自由移动的H＋、I－，因此HI为强电解质，A错误；HF在水中只有一部分电离产生自由移动的H＋、F－，HF主要以电解质分子存在，在溶液中存在电离平衡：HFH＋＋F－，因此HF为弱电解质，C错误；Cl2是单质，不是化合物，因此Cl2既不属于电解质，也不属于非电解质，D错误。
题组二　溶液导电性的判断
4.把0.05 mol NaOH晶体分别加入下列100 mL液体中，溶液导电能力变化最小的是（　　）
A.自来水
B.0.5 mol·L－1盐酸
C.0.5 mol·L－1氨水
D.0.5 mol·L－1硝酸钠溶液
答案：B
5.（2025·云南师大附中高二期末）向一定浓度的NH3·H2O与NaOH的混合溶液中滴加稀醋酸，溶液导电能力随加入CH3COOH溶液的体积变化如图所示，下列说法错误的是（　　）
A.ab段，溶液导电能力减弱是由于溶液中离子数目基本不变，溶液体积增大，离子浓度减小
B.bc段，发生反应的离子方程式为CH3COOH＋NH3·H2OCH3COO－＋H2O＋N
C.cd段，由于CH3COOH是弱酸，溶液中离子个数减少，故溶液导电能力下降
D.d点以后，随着CH3COOH溶液的滴加，溶液导电能力不可能增强
答案：C
解析：ab段对应的反应为醋酸与氢氧化钠反应生成醋酸钠和水，溶液中离子的总物质的量几乎不变，但溶液体积增大，离子浓度减小，故溶液导电能力减弱，故A正确；bc段为CH3COOH与NH3·H2O反应，所得产物为醋酸铵和水，离子方程式为CH3COOH＋NH3·H2OCH3COO－＋H2O＋N，故B正确；cd段继续滴加CH3COOH溶液，由于NH3·H2O和NaOH已反应完，CH3COOH电离程度很小，溶液中离子的总物质的量变化不大，但溶液体积增大，离子浓度减小，导致溶液导电能力减弱，故C错误；醋酸是弱电解质，随着醋酸的滴加，溶液中离子浓度增大的程度小于溶液体积增大的程度，导致溶液导电能力减弱，故D正确。
题组三　弱电解质的电离平衡及移动
6.H2S水溶液中存在电离平衡：H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。下列说法正确的是（　　）
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增大
C.滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D.加入少量硫酸铜固体（忽略溶液体积变化），溶液中所有离子浓度都减小
答案：C
解析：加水促进H2S电离，但氢离子浓度减小，A项错误；通入SO2气体发生反应：2H2S＋SO23S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S的强，pH减小，B项错误；滴加新制氯水，发生反应：Cl2＋H2S2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH减小，C项正确；加入少量硫酸铜固体，发生反应：H2S＋Cu2＋CuS↓＋2H＋，H＋浓度增大，D项错误。
7.（2025·安徽阜阳高二期中）硼酸（H3BO3）的电离方程式为H3BO3＋H2O[B（OH）4]－＋H＋。下列说法错误的是（　　）
A.H3BO3为一元弱酸
B.加水时，平衡正向移动，导电能力增强
C.向硼酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡逆向移动，溶液的酸性增强
D.温度升高，溶液中增大
答案：B
解析：根据题意可知，H3BO3只存在一步电离，产生一个氢离子，所以为一元弱酸，A正确；加水稀释后，平衡正向移动，但溶液中离子浓度减小，导电能力减弱，B错误；向硼酸溶液中加入少量冰醋酸，c（H＋）增大，酸性增强，平衡逆向移动，C正确；弱电解质的电离是吸热过程，温度升高促进硼酸的电离，c（H＋）增大，c（H3BO3）减小，溶液中增大，D正确。
[综合强化]
8.（2025·广东佛山高二期中）醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，某醋酸溶液稀释过程中，溶液的导电性随加入水的体积的变化如图所示，下列叙述正确的是（　　）
A.稀释过程中，逐渐减小
B.随着水的加入，溶液中的导电离子数目逐渐减小
C.随着水的加入，溶液的pH逐渐减小
D.向a点对应的体系中加入CH3COONa固体，醋酸的电离平衡逆向移动，溶液的导电性减弱
答案：A
解析：根据醋酸稀释过程中，电离程度增大的特点，可知c（CH3COOH）减小，由于酸性减弱，c（H＋）减小，其pH增大，所以c（OH－）增大，导致逐渐减小，A正确；加水促进弱电解质的电离，氢离子和醋酸根离子的物质的量增大，B错误；加水，对溶液进行稀释，酸性减弱，pH增大，C错误；向a点对应的体系中加CH3COONa固体，醋酸钠溶于水，电离产生醋酸根离子和钠离子，离子浓度增大，溶液的导电性增强，D错误。
9.（2025·福建福州第一中学高二阶段）25 ℃，加水稀释10 mL c（H＋）＝0.001 mol·L－1的HCOOH溶液，下列判断正确的是（　　）
A.原HCOOH溶液的浓度为0.001 mol·L－1
B.HCOOH的电离程度增大，溶液中所有离子的浓度均减小
C.加水稀释至100 mL时，HCOOH溶液的pH＜4
D.溶液中减小
答案：C
解析：HCOOH为弱酸，部分电离，c（H＋）＝0.001 mol·L－1的HCOOH溶液中，HCOOH溶液的浓度大于0.001 mol·L－1，故A错误；稀释过程中甲酸根离子浓度、氢离子浓度减小，氢氧根离子浓度增大，故B错误；加水稀释HCOOH溶液，促进HCOOH电离，稀释至100 mL时，c（H＋）＞0.000 1 mol·L－1，所以pH＜4，故C正确；加水稀释HCOOH溶液，促进HCOOH电离，导致溶液中n（HCOO－）增大、n（HCOOH）减小，则溶液中增大，故D错误。
10.（2025·河南濮阳高二阶段）为了维持正常的生理活动，人体各种体液的pH都要保持在一定的范围。血浆中“H2CO3/HC”缓冲体系对稳定体系酸碱度有重要作用。该缓冲体系可用如下平衡表示：H＋（aq）＋HC（aq）H2CO3（aq）CO2（g）＋H2O（l），下列说法不正确的是（　　）
A.NaHCO3属于强电解质，H2CO3属于弱电解质
B.NaHCO3属于酸式盐，NaHCO3溶液呈酸性
C.当体系中增加少量强酸时，平衡正向移动而消耗H＋
D.当体系中增加少量强碱时，平衡逆向移动而消耗OH－
答案：B
解析：NaHCO3属于强电解质，H2CO3属于弱电解质，故A正确；NaHCO3属于酸式盐，HC的水解程度大于其电离程度，NaHCO3溶液呈碱性，故B错误；当体系中增加少量强酸时，平衡正向移动而消耗H＋，故C正确；当体系中增加少量强碱时，H＋被消耗，为了增加H＋的浓度，平衡逆向移动而消耗OH－，故D正确。
11.（2025·天津耀华中学高二期中）（1）稀氨水中的电离方程式为　　；若想增大该溶液中N的浓度而不增大OH－的浓度，应采取的措施是（忽略溶液体积的变化）　　（填字母）。
A.适当升高温度　　　　B.加入NH4Cl固体
C.通入NH3 D.加入少量浓盐酸
（2）一定温度下，现有a.盐酸，b.硫酸，c.醋酸三种酸。
①当三种酸体积相同，物质的量浓度相同时，使其恰好完全中和所需NaOH的物质的量由大到小的顺序是　　（用a、b、c表示，下同）。
②当三者c（H＋）相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是　　。
③当三者c（H＋）相同、体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2（相同状况），则开始时反应速率的大小关系为　　。
（3）将0.1 mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，下列有关稀释后CH3COOH溶液的说法正确的是　　（填字母）。
A.电离程度增大
B.溶液中离子总数增多
C.溶液导电能力增强
D.溶液中醋酸分子增多
答案：（1）NH3·H2ON＋OH－、H2OH＋＋OH－　BD
（2）①b＞a＝c　②c＞a＝b　③a＝b＝c
（3）AB
解析：（1）在氨水中存在电解质NH3·H2O、水，NH3·H2O能够微弱电离产生N和OH－，水能微弱电离出H＋和OH－，电离方程式为NH3·H2ON＋OH－、H2OH＋＋OH－；弱电解质电离过程需吸收热量，适当升高温度，电离平衡正向移动，导致溶液中c（N）、c（OH－）都增大，A不符合题意；加入NH4Cl固体，导致c（N）增大，电离平衡逆向移动，最终使溶液中c（OH－）减小，B符合题意；通入NH3会使c（NH3·H2O）增大，电离平衡正向移动，最终导致溶液中c（N）、c（OH－）都增大，C不符合题意；加入少量浓盐酸，H＋与溶液中OH－发生中和反应产生H2O，电离平衡正向移动，c（N）增大，但c（OH－）减小，D符合题意。
（2）①中和1 mol H2SO4消耗2 mol NaOH，中和1 mol盐酸或醋酸，均消耗1 mol NaOH，当三种酸体积相同，物质的量浓度相同时，使其恰好完全中和所需NaOH的物质的量由大到小的顺序是b＞a＝c；②硫酸和盐酸为强酸，完全电离，醋酸为弱酸，只发生了部分的电离，当三者c（H＋）相同且体积也相同时，说明醋酸的浓度远远大于硫酸和盐酸，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是c＞a＝b；③当三者c（H＋）相同、体积相同时，若产生相同体积的H2（相同状况），由于开始时c（H＋）相同，则开始时反应速率的大小关系为a＝b＝c。
（3）CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋；加水稀释，电离平衡正向移动，故醋酸的电离程度增大，A正确；加水稀释，电离平衡正向移动，导致溶液中CH3COO－、H＋数目增多，故溶液中离子总数增多，B正确；加水稀释，电离平衡正向移动，使溶液中CH3COO－、H＋数目增多，但稀释使溶液的体积增大，最终溶液中c（CH3COO－）、c（H＋）都减小，因而溶液导电能力减弱，C错误；加水稀释，电离平衡正向移动，导致更多的CH3COOH发生电离，因而溶液中CH3COOH数目减少，D错误。
12.在一定温度下，对冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。
请回答下列问题：
（1）a、b、c三点对应的溶液中，c（H＋）由小到大的顺序为　　（用a、b、c表示）。
（2）a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH的电离程度最大的是　　（填“a”“b”或“c”）。
（3）若使c点对应的溶液中c（CH3COO－）增大，则下列措施中，可行的是　　（填字母，下同）。
A.加热
B.加入NaOH稀溶液
C.加入K2CO3固体
D.加水
E.加入CH3COONa固体
F.加入锌粒
（4）在稀释过程中，随着醋酸浓度的减小，下列始终保持增大趋势的是　　。
A.c（H＋）
B.n（H＋）
C.CH3COOH分子数
D.
答案：（1）c＜a＜b　（2）c　（3）ACEF　（4）BD
第2课时　电离平衡常数
一、电离平衡常数
1.电离平衡常数
（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表示（通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数）。
（2）表示方法：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。
①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数
例如：CH3COOHCH3COO－＋H＋　Ka＝　　；
NH3·H2ON＋OH－　Kb＝　　。
②多元弱酸的电离平衡常数
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有电离平衡常数，通常用Ka1、Ka2等来分别表示。例如：H2CO3H＋＋HC　Ka1＝　　；
HCH＋＋C　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。
（3）意义
电离平衡常数表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越　大　，酸性（或碱性）越　强　。
（4）电离平衡常数的影响因素
①内因：弱电解质本身的性质。
②外因：电离平衡常数只跟　温度　有关，温度升高，电离平衡常数　增大　。
2.电离度
（1）概念：弱电解质达到电离平衡时，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）的百分数。
（2）意义：表示不同弱电解质在水溶液中的电离程度，在相等条件下可用电离度比较弱电解质的相对强弱。
（3）表示方法
α＝×100％；
也可表示为α＝×100％。
（4）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　。
（5）电离平衡常数与电离度（α）的关系
①一元弱酸
　　　　　HA　　H＋　＋　A－
起始浓度 c酸 0 0
转化浓度 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡浓度 c酸·（1－α） c酸·α c酸·α
Ka＝＝，α很小，可认为1－α≈1，则Ka＝　c酸·α2　或α＝。
②一元弱碱（如NH3·H2O，电离常数为Kb）
同理可得：Kb＝cα2，c（OH－）＝cα＝。
【判断】
（1）改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大。（　×　）
（2）同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大。 （　×　）
（3）H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。 （　×　）
（4）在25 ℃时，醋酸的电离平衡常数K＝1.75×10－5，向该溶液中加入一定量的盐酸后，醋酸的电离平衡常数可能增大为8×10－5。（　×　）
1.（2025·天津市第二十中学高二第二次月考）25 ℃时，对于pH＝2的CH3COOH溶液，下列判断不正确的是（　　）
A.加水稀释，电离平衡正向移动，溶液中所有离子浓度都减小
B.通入少量HCl气体，电离平衡逆向移动，c（CH3COO－）减小，Ka不变
C.加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动，c（H＋）增大，电离度减小
D.升高温度，电离平衡正向移动，c（H＋）增大，pH减小
答案：A
解析：醋酸中存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，向该体系中加水稀释，醋酸的电离程度增大，电离平衡向右移动，溶液中醋酸根离子、氢离子的浓度都减小，但水的离子积不变，溶液中氢氧根离子浓度增大，故A错误；通入少量HCl气体，导致溶液中c（H＋）增大，抑制醋酸电离，电离平衡逆向移动，c（CH3COO－）减小，温度不变，则Ka不变，故B正确；加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动，c（H＋）增大，但CH3COOH的浓度增大，其电离程度减小，故C正确；升高温度促进醋酸电离，则平衡正向移动，溶液中c（H＋）增大，pH减小，故D正确。
2.已知常温下5.6×10－4、6.2×10－10、6.3×10－4是三种酸HNO2、HCN、HF的电离平衡常数。若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN＋HNO2HCN＋NaNO2；②NaNO2＋HFHNO2＋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5.6×10－4
B.根据①②两个反应可知三种酸的酸性相对强弱
C.反应NaCN＋HFHCN＋NaF能发生
D.同体积、同浓度的三种酸与NaOH恰好完全反应，消耗NaOH物质的量不相等
答案：D
解析：酸性强的酸能和比它酸性弱的酸的弱酸盐反应生成相应的弱酸，根据①NaCN＋HNO2HCN＋NaNO2；②NaNO2＋HFHNO2＋NaF可知，亚硝酸的酸性大于氢氰酸的，氢氟酸的酸性大于亚硝酸的，所以这三种酸的酸性强弱顺序是氢氟酸＞亚硝酸＞氢氰酸。氢氟酸的酸性最强，所以氢氟酸的电离平衡常数最大，故A正确；结合上述分析可知，根据①②两个反应可知三种酸的酸性相对强弱，故B正确；氢氟酸的酸性大于氢氰酸的，则反应NaCN＋HFHCN＋NaF能发生，故C正确；同体积、同浓度的三种酸的物质的量相等，且都是一元酸，所以与NaOH恰好完全反应消耗NaOH的物质的量相等，故D错误。
3.室温下，向0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液中不断加水稀释，其溶液的pH变化如图所示[已知：Ka（CH3COOH）＝1.6×10－5，lg 2＝0.3，电离度＝×100％，pH＝－lg c（H＋），忽略溶液体积和温度的变化]，下列说法正确的是（　　）
A.x点对应溶液的pH约为3.2
B.x点与y点对应溶液中CH3COOH的电离平衡常数：Kx＞Ky
C.室温下，0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度约为4％
D.升高温度，c（H＋）增大，Ka的大小保持不变
答案：C
解析：CH3COOH在水中的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋，已知Ka（CH3COOH）＝1.6×10－5，设x点对应溶液中有a mol·L－1的CH3COOH发生了电离，所以c（CH3COO－）＝c（H＋）＝a mol·L－1，＝1.6×10－5，解得a≈4×10－4，所以pH＝－lg c（H＋）≈3.4，故A错误；电离平衡常数只随温度的变化而改变，x点与y点对应溶液的温度没有发生变化，则Kx＝Ky，故B错误；由上述分析可知，室温下，0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液中约有4×10－4 mol·L－1的CH3COOH发生了电离，电离度＝×100％＝4％，故C正确；电离平衡常数随温度的变化而改变，升高温度，电离平衡正向移动，Ka增大，故D错误。
二、电离常数的计算和应用
1.电离常数的计算——“三段式”法
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH溶液，达到电离平衡时，已电离的CH3COOH为x mol·L－1。试计算该温度下CH3COOH的电离常数（Ka）。
　　　　　　　　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/（mol·L－1） 　　a 0 0
变化浓度/（mol·L－1） 　　x x x
平衡浓度/（mol·L－1） 　　a－x x x
则Ka＝＝≈
【注意】
由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度为（a－x） mol·L－1，一般近似为a mol·L－1。
2.电离平衡常数的应用
（1）根据电离平衡常数可以判断弱酸酸性（或弱碱碱性）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）根据电离平衡常数可以判断盐与酸（或碱）反应是否发生，相同条件下相对强的酸（或碱）可以制相对弱的酸（或碱）。
（3）根据浓度商（Q）与电离平衡常数（K）的相对大小判断电离平衡的移动方向。
（4）根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c（H＋）减小，Ka不变，则增大。
1.（2025·山西长治高二期末）常温下，次氯酸溶液的电离平衡体系中含氯微粒的分布分数δ[δ（X）＝×100％，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。下列有关说法正确的是（　　）
A.次氯酸的电离方程式为HClOH＋＋ClO－
B.曲线b表示δ（HClO）的变化
C.次氯酸的电离常数Ka约为10－7.5
D.向次氯酸溶液中加入NaOH溶液，将增大
答案：C
解析：次氯酸属于一元弱酸，随着溶液pH的增大，HClO浓度逐渐减小、ClO－浓度逐渐增大，故曲线a、b分别表示δ（HClO）、δ（ClO－）的变化。次氯酸是弱电解质，电离方程式为HClOH＋＋ClO－，A错误；曲线b表示δ（ClO－）的变化，B错误；由题图可知，当pH＝7.5时δ（ClO－）＝δ（HClO），即c（ClO－）＝c（HClO），HClO的电离常数Ka＝＝10－7.5，C正确；向次氯酸溶液中加入NaOH溶液，溶液碱性增强，δ（HClO）减少，δ（ClO－）增多，故减小，D错误。
2.（1）碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c（H2CO3）＝1.5×10－5 mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HC＋H＋的电离常数Ka1≈　　（已知：10－5.60≈2.5×10－6）。
（2）已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，此酸的电离常数约为　　。
（3）常温下，将a mol·L－1的醋酸与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－），则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）。
（4）25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水，溶液呈中性，则所滴加氨水的浓度为　　mol·L－1。[已知Kb（NH3·H2O）＝2×10－5]
答案：（1）4.2×10－7　（2）1×10－7
（3）　（4）
解析：（1）由H2CO3H＋＋HC　得Ka1＝＝≈4.2×10－7。
（2）由电离常数表达式算出Ka＝＝≈1×10－7。
（3）根据电荷守恒2c（Ba2＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－），由于c（CH3COO－）＝2c（Ba2＋）＝b mol·L－1，所以c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性。
CH3COOHCH3COO－＋H＋　
平衡浓度/（mol·L－1） 　－b 　 b 10－7
Ka＝＝＝。
（4）根据溶液呈中性可知c（OH－）＝c（H＋）＝10－7 mol·L－1，n（N）＝n（N）＝a mol。设加入的氨水的浓度为c mol·L－1，混合溶液的体积为V L，由Kb（NH3·H2O）＝＝＝2×10－5，得c＝。
3.（2025·四川眉山高二阶段）化学中，酸的电离平衡常数（Ka）是评估酸性强弱的重要依据。已知部分酸的电离平衡常数如表所示（25 ℃）：
酸 CH3COOH H2CO3 HClO B（OH）3
电离平衡常数 Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7Ka2＝4.7×10－11 Ka＝4.0×10－8 Ka＝5.7×10－10
回答下列问题：
（1）T ℃下，CH3COOH的电离平衡常数为1.0×10－5，则T　　（填“＞”“＜”或“＝”）25。估算T ℃下，0.1 mol/L CH3COOH溶液的c（H＋）＝　　mol/L；保持温度不变，将该溶液加水稀释至0.01 mol/L，下列物理量增大的是　　　　　　　（填字母）。
a. b.
c.c（H＋） d.电离度α
（2）根据以上数据，写出将少量CO2气体通入NaClO溶液反应的离子方程式：　　。
（3）B（OH）3是一元酸，其在水中的电离方程式为B（OH）3＋H2O[B（OH）4]－＋H＋。利用上表中的数据，计算反应C＋2B（OH）3＋2H2OH2CO3＋2[B（OH）4]－的平衡常数K＝　　（列出原始计算式，不计算结果）。
答案：（1）＜　1×10－3　ad
（2）CO2＋ClO－＋H2OHClO＋HC
（3）
解析：（1）25 ℃时，CH3COOH的电离平衡常数为1.75×10－5，T ℃下，CH3COOH的电离平衡常数为1.0×10－5，说明醋酸的电离受到抑制，则T小于25；根据CH3COOHCH3COO－＋H＋，电离平衡常数Ka＝＝1.0×10－5，则0.1 mol/L CH3COOH溶液中c（CH3COOH）≈0.1 mol/L，c（CH3COO－）＝c（H＋），c（CH3COO－）·c（H＋）≈1×10－6，c（H＋）＝1×10－3 mol/L；保持温度不变，将该溶液加水稀释至0.01 mol/L，Ka＝保持不变，c（CH3COO－）浓度减小，增大，a符合题意；温度不变，加水解释，Ka＝不变，c（H＋）减小，则减小，b不符合题意；加水稀释过程中，c（H＋）减小，c不符合题意；加水稀释，促进醋酸的电离，电离度α增大，d符合题意；故选ad。
（2）碳酸的一级电离平衡常数大于次氯酸的电离平衡常数，而次氯酸的电离平衡常数大于碳酸的二级电离常数，根据强酸制弱酸的原理，将少量CO2气体通入NaClO溶液中发生反应的离子方程式为CO2＋ClO－＋H2OHClO＋HC。
（3）反应C＋2B（OH）3＋2H2OH2CO3＋2[B（OH）4]－的平衡常数K＝
＝
＝
＝。
三、强酸与弱酸的比较
1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较
　　比较项目 酸　　 c（H＋） 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸 　大　 　强　 　相同　 　相同　 　大　
一元弱酸 　小　 　弱　 　小　
2.相同体积、相同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　
1.（2025·湖南长沙高二联考）下列事实中，能说明MOH是弱碱的有（　　）
①0.1 mol/L MOH溶液可以使酚酞溶液变红
②常温下，0.1 mol/L MOH溶液中c（OH－）＜0.1 mol/L
③常温下，0.1 mol/L MOH溶液的导电能力比0.1 mol/L NaOH溶液弱
④0.1 mol/L的MOH溶液与等体积0.1 mol/L的盐酸恰好完全反应
⑤常温下，向V L pH＝11的MOH溶液中加水稀释至溶液体积为10V L，测得稀释后溶液pH＞10
A.①②③ B.②③④
C.②③⑤ D.③④⑤
答案：C
解析：①0.1 mol/L MOH溶液可以使酚酞溶液变红，只能说明溶液显碱性，但不能说明MOH为弱碱，故①不符合题意；②常温下，0.1 mol/L MOH溶液中氢氧根离子浓度小于0.1 mol/L，说明MOH在溶液中不能完全电离，属于弱碱，故②符合题意；③常温下，0.1 mol/L MOH溶液的导电能力比0.1 mol/L NaOH溶液弱，说明MOH在溶液中不能完全电离，属于弱碱，故③符合题意；④0.1 mol/L MOH溶液与等体积0.1 mol/L盐酸恰好完全反应，只能说明MOH是一元碱，但不能说明MOH为弱碱，故④不符合题意；⑤常温下，向V L pH＝11的MOH溶液中加水稀释至溶液体积为10V L，测得稀释后溶液pH＞10，说明MOH在溶液中存在电离平衡，不能完全电离，属于弱碱，故⑤符合题意；综上，②③⑤符合题意，故选C。
题后归纳
判断弱电解质的三个角度
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。
角度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。
角度3：弱电解质形成的盐类能水解。如判断CH3COOH为弱酸可利用下面两个实验：
（1）配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液，溶液变为浅红色。
（2）用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH，pH＞7。
2.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两支试管中的现象：
相同点是　　　　　　　，
不同点是　　　　　　　，
原因是　　　　　　　。
（2）a、b两支试管中生成气体的体积开始时V（a）　　（填“＞”“＜”或“＝”，下同）V（b），反应完毕后生成气体的总体积V（a）　　V（b），原因是　　　　　　　　　　　　　　。
（3）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“＞”“＜”或“＝”，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）都产生无色气泡，锌粒逐渐溶解　a中起始反应速率较大　HCl是强酸，CH3COOH是弱酸，盐酸中c（H＋）较大
（2）＞　＝　反应开始时，盐酸中c（H＋）较大，但二者最终能电离出的H＋的总物质的量相等
（3）＝　＜　开始时c（H＋）相同，反应速率相同，由于n（HCl）＜n（CH3COOH），由于Zn足量，则生成n（H2）：HCl＜CH3COOH
课时作业（十六）
[对点训练]
题组一　电离常数的含义
1.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
2.（2025·广西南宁市第四中学高二开学考试）已知25 ℃下，CH3COOH溶液中各粒子存在下述关系：K＝＝1.75×10－5。下列有关说法可能成立的是（　　）
A.25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5
B.25 ℃下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－4
C.标准状况下，CH3COOH溶液中K＝1.75×10－5
D.升高到一定温度，可能K＝7.2×10－5
答案：D
解析：K为醋酸的电离常数，只与温度有关，与离子浓度无关，温度不变，平衡常数不变，A、B均不符合题意；由于醋酸电离过程吸热，升高温度，K增大，降低温度，K减小，所以标准状况下（0 ℃），K应小于1.75×10－5，C不符合题意；升高温度，电离常数增大，故升高到一定温度K可能是7.2×10－5，D符合题意。
题组二　电离常数的应用及计算
3.（2025·重庆八中高二阶段练习）已知常温下，三种酸的电离平衡常数，下列说法不正确的是 （　　）
弱酸 醋酸 次氯酸 碳酸
电离平 衡常数 Ka＝1.75× 10－5 Ka＝4.0× 10－8 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11
A.三种酸的酸性由强到弱的顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO
B.少量的CO2与NaClO溶液反应生成HClO与Na2CO3
C.结合H＋的能力：C＞ClO－＞HC＞CH3COO－
D.向NaClO溶液中滴加醋酸，可生成HClO，使杀菌、消毒能力增强
答案：B
解析：电离平衡常数越大，酸性越强，根据题表中电离平衡常数可知，酸性：CH3COOH ＞H2CO3＞HClO＞HC，据此进行分析。根据上述分析可知，三种酸的酸性由强到弱的顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO，故A正确；由上述分析可知，酸性：H2CO3＞HClO＞HC，次氯酸的酸性大于碳酸氢根离子的，所以二氧化碳与NaClO溶液反应生成HClO和碳酸氢钠，故B错误；电离平衡常数越大，相应酸根结合氢离子的能力越小，根据电离平衡常数可知，结合H＋的能力：C＞ClO－＞HC＞CH3COO－，故C正确；根据“强酸制备弱酸”规律，向NaClO溶液中滴加醋酸，可生成HClO，使杀菌、消毒能力增强，故D正确。
4.（2025·四川遂宁高二期中）已知25 ℃时，下列四种弱酸的电离常数：
弱酸 CH3COOH HClO HCN H2CO3
电离 常数 1.75×10－5 4.0×10－8 6.2×10－10 Ka1＝4.5 ×10－7 Ka2＝4.7× 10－11
则下列说法中不正确的是（　　）
A.在反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增大可加入NaHCO3固体
B.多元弱酸的酸性强弱主要由第一步电离决定
C.常温下，加水稀释醋酸，增大
D.向分别盛有0.1 mol·L－1 CH3COOH和HCN溶液的试管1、2中分别滴加等浓度的NaHCO3溶液，试管1、2中现象相同
答案：D
解析：HCl为强酸，酸性HCl＞碳酸＞次氯酸＞碳酸氢根离子，则反应Cl2＋H2OHCl＋HClO达到平衡后，加入NaHCO3固体，碳酸氢钠和HCl反应导致平衡正向移动，使得HClO的浓度增大，A正确；由表格中数据可知，多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，则多元弱酸的酸性强弱主要由第一步电离决定，B正确；常温下，＝＝，加水稀释醋酸，醋酸根离子浓度减小，Ka不变，则增大，C正确；酸性：醋酸＞碳酸＞HCN＞碳酸氢根离子，则向分别盛有0.1 mol·L－1 CH3COOH和HCN溶液的试管1、2中分别滴加等浓度的NaHCO3溶液，试管1中生成气泡、试管2中无明显现象，D错误。
5.（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）常温下，0.1 mol·L－1的H2A溶液中H2A、HA－、A2－在三者中所占的物质的量分数（分布分数）随pH变化的关系如图所示。
H2A的电离方程式为　　，H2A的二级电离常数Ka2＝　　。已知25 ℃时HF的Ka＝10－3.45，将少量H2A的溶液加入足量NaF溶液中，发生反应的离子方程式为　　。
答案：（1）×10－7
（2）H2AHA－＋H＋、HA－H＋＋A2－　10－4.2　H2A＋F－HF＋HA－
解析：（1）向CH3COONa溶液中加入盐酸，发生反应：CH3COONa＋HClCH3COOH＋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）由题图可知，H2A是二元弱酸，分步发生电离。当HA－和A2－的分布分数相等时，溶液pH＝4.2，即溶液中c（HA－）＝c（A2－）时，c（H＋）＝10－4.2 mol·L－1，则二级电离常数Ka2＝＝10－4.2。当HA－和H2A的分布分数相等时，溶液pH＝1.2，即溶液中c（HA－）＝c（H2A）时，c（H＋）＝10－1.2 mol·L－1，则一级电离常数Ka1＝＝10－1.2。由于电离常数：Ka1（H2A）＞Ka（HF）＞Ka2（H2A），则酸性：H2A＞HF＞HA－，故向足量NaF溶液中加入少量H2A溶液，反应生成NaHA和HF，离子方程式为H2A＋F－HF＋HA－。
题组三　强酸和弱酸的比较
6.（2025·山东泰安高二阶段）向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入10 mL 1 mol·L－1盐酸、10 mL 1 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示，下列说法正确的是（　　）
A.300 s内平均反应速率：v（HCl）＜v（CH3COOH）
B.醋酸的平均反应速率呈现“快—慢”的趋势
C.反应结束后锥形瓶中：c（MgCl2）＝c[（CH3COO）2Mg]
D.反应到100 s时锥形瓶中：c（HCl）＝c（CH3COOH）
答案：C
解析：由题图可知，300 s时锥形瓶内气体的压强相等，说明300 s内盐酸的平均反应速率与醋酸相等，故A错误；醋酸与镁的反应为放热反应，反应放出的热量使反应温度升高，使反应速率加快，随着反应的进行，溶液中醋酸的浓度减小，反应速率又会减慢，所以反应中醋酸的平均反应速率呈现“慢—快—慢”的趋势，故B错误；由题给数据可知，镁的物质的量为≈2.1×10－3 mol，盐酸和醋酸的物质的量均为1 mol·L－1×10×10－3 L＝1×10－2 mol，则反应中镁完全反应，故反应结束后锥形瓶中c（MgCl2）＝c[（CH3COO）2Mg]，故C正确；由题图可知，100 s时盐酸生成的氢气多于醋酸生成的氢气，说明反应消耗盐酸的量多于醋酸，所以锥形瓶中盐酸的浓度小于醋酸，故D错误。
7.（2025·西安长安一中高二考试）下列事实能说明酸HA是弱电解质的是（　　）
①HA与水以任意比例互溶
②HA溶液能导电
③HA溶液中存在HA分子
④测得HA的pH比盐酸pH大
⑤在漂白剂溶液中（含NaClO）滴加HA能增强漂白效果
⑥0.1 mol/L的HA溶液的pH＝2
⑦形状、大小质量均相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和HA反应，HA产生氢气的速率慢
A.①④⑥⑦ B.③⑥⑦
C.②④⑥ D.④⑤⑥⑦
答案：B
解析：HA与水以任意比例互溶，说明HA的溶解度大，而不能证明HA的电离程度，所以不能证明HA为弱酸，故①不符合题意；HA溶液能导电，说明HA在水溶液中能电离出阴、阳离子，为电解质，而不能证明HA的电离程度，所以不能证明HA为弱酸，故②不符合题意；HA溶液中存在HA分子，说明HA部分电离，能证明HA为弱电解质，故③符合题意；测得HA的pH比盐酸pH大，但是不知道二者的浓度，所以不能确定HA是否完全电离，则不能证明HA为弱酸，故④不符合题意；在漂白剂溶液中滴加HA能增强漂白效果，说明HA酸性大于HClO的，但是不能确定HA是否完全电离，则不能证明HA为弱酸，故⑤不符合题意；0.1 mol/L的HA溶液的pH＝2，说明HA部分电离，能证明HA为弱电解质，故⑥符合题意；形状、大小、质量均相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和HA反应，HA产生氢气速率慢，说明HA中氢离子浓度小，即HA不完全电离，能证明HA为弱电解质，故⑦符合题意；故选B。
[综合强化]
8.根据酸碱质子理论，给出质子（H＋）的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。相同温度下，HCl和HNO3在冰醋酸中存在HCl＋CH3COOHCl－＋CH3COO　pKa＝8.8，HNO3＋CH3COOHN＋CH3COO　pKa＝9.4（已知：pKa＝－lg Ka）。下列说法正确的是 （　　）
A.把HCl通入CH3COONa水溶液中：2HCl＋CH3COONaNaCl＋CH3COOH2Cl
B.已知酸性：HCOOH＞CH3COOH，则HNO3在HCOOH中的pKa＜9.4
C.酸性强弱顺序为HCl＞HNO3＞CH3COOH
D.接受质子的能力：CH3COOH＞H2O
答案：C
解析：在冰醋酸中才存在HCl＋CH3COOHCl－＋CH3，在水中是生成CH3COOH，故反应为HCl＋CH3COONaNaCl＋CH3COOH，A错误；酸性HCOOH＞ CH3COOH，给出H＋能力：HCOOH＞ CH3COOH，结合H＋能力：HCOOH＜ CH3COOH，HNO3在HCOOH的电离程度小于在冰醋酸中的电离程度，Ka＜10－9.4，pKa＞9.4，B错误；在冰醋酸中，HCl和HNO3的pKa：HCl＜HNO3，故Ka：HCl＞HNO3，酸性：HCl＞HNO3，在冰醋酸中HNO3给出质子（H＋），CH3COOH结合H＋，给出H＋能力：HNO3＞CH3COOH，故酸性：HCl＞HNO3＞CH3COOH，C正确；HCl在水中完全电离，在冰醋酸中电离程度较小，说明结合HCl电离出的H＋能力：H2O＞ CH3COOH，D错误。
9.（2025·四川雅安高二期中）HClO4、H2SO4、HNO3和HCl都是强酸，它们的酸性在水溶液中差别不大。以下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
下列说法中不正确的是（　　）
A.在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B.在冰醋酸中HClO4是这四种酸中最强的酸
C.水不能区分这四种酸的酸性强弱，但冰醋酸可以区分这四种酸的酸性强弱
D.H2SO4在冰醋酸中的电离方程式为H2SO42H＋＋S
答案：D
解析：根据电离平衡常数可知，在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离，故A正确；在冰醋酸中，高氯酸的电离平衡常数最大，则高氯酸的酸性最强，故B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，即水对于这四种酸的酸性强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的酸性强弱，故C正确；在冰醋酸中硫酸是分步电离的，故D错误。
10.（2025·河北保定高二期末）氯常用作饮用水杀菌剂，且HClO的杀菌能力比Cl2、ClO－强。25 ℃时氯气—氯水体系中存在以下平衡：Cl2（g）Cl2（aq）　K1＝1.0×10－1.2；Cl2（aq）＋H2OHClO＋H＋＋Cl－　K2＝1.0×10－3.4；HClOH＋＋ClO－　Ka＝？，其中Cl2（aq）、HClO和ClO－分别在三者中所占物质的量分数（α）随pH变化的关系如图所示。
下列说法错误的是（　　）
A.HClO的电离常数Ka＝1.0×10－7.5
B.反应Cl2（g）＋H2OH＋＋HClO＋Cl－的平衡常数K＝1.0×10－4.6
C.该氯气—氯水体系中c（H＋）＝c（Cl－）＋c（ClO－）＋c（OH－）
D.用氯处理饮用水时，pH越小杀菌效果越好
答案：D
解析：由题图可知，pH＝7.5时，c（HClO）＝c（ClO－），则K＝＝1.0×10－7.5，A正确；已知：①Cl2（g）Cl2（aq）　K1＝1.0×10－1.2
②Cl2（aq）＋H2OHClO＋H＋＋Cl－　K2＝1.0×10－3.4
①＋②得Cl2（g）＋H2OH＋＋HClO＋Cl－，则K＝K1·K2＝1.0×10－4.6，B正确；溶液中电荷守恒，则c（H＋）＝c（Cl－）＋c（ClO－）＋c（OH－），C正确；已知HClO的杀菌能力比Cl2、ClO－强，由题图可知，pH过小时c（HClO）反而减小，氯元素主要以Cl2形式存在，杀菌效果较弱，D错误。
11.（2025·四川川大附中高二期中）我国力争于2030年前达到碳达峰，2060年前实现碳中和。碳的转化利用是碳中和的一条重要途径。CO2电合成草酸是一种利用二氧化碳和电能反应生成草酸的过程。草酸可用作化学品合成、电镀、纺织工业以及药物制造等领域。常温（25 ℃）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。
（1）由图可知，在常温下：草酸的电离平衡常数Ka1＝　　；Ka2＝　　；草酸的Ka2远小于Ka1的主要原因是　　（从电离平衡角度考虑）。
（2）T ℃下，H2C2O4的一级电离平衡常数为10－3，则T　　（填“＞”“＜”或“＝”）25。
（3）常温下，当pH＝2.7时，溶液中＝　　。
（4）醋酸与草酸均为有机弱酸，常温下，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的c（H＋）＝10－3 mol·L－1，则CH3COOH的电离度＝　　（用百分数表示）。向该溶液中加入冰醋酸，CH3COOH的电离度　　（填“增大”“减小”或“不变”，下同），溶液中的c（H＋）　　。
答案：（1）10－1.2　10－4.2　草酸的一级电离电离出的H＋抑制了草酸的二级电离　（2）＜
（3）103　（4）1％　减小　增大
解析：（1）由题图可知，pH＝1.2时，c（HC2）＝c（H2C2O4），所以Ka1＝＝10－1.2；pH＝4.2时，c（HC2）＝c（C2），所以Ka2＝＝10－4.2，由于草酸的一级电离电离出的H＋抑制了草酸的二级电离，所以草酸的Ka2远小于Ka1。
（2）由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大，T ℃下，H2C2O4的一级电离平衡常数为10－3＜25 ℃时Ka1，则T＜25。
（3）常温下，当pH＝2.7时，由电离常数表达式可知，＝＝＝103。
（4）常温下，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的c（H＋）＝10－3 mol·L－1，CH3COOH为一元弱酸，所以参与电离的CH3COOH有10－3 mol·L－1，则CH3COOH的电离度＝×100％＝1％；该溶液中加入冰醋酸，虽然CH3COOH的电离平衡向右移动，但是由于冰醋酸的加入也增加了CH3COOH浓度，所以CH3COOH的电离度减小，溶液中c（H＋）增大。
12.（2025·重庆市万州第二高级中学高二期中）下表是几种常见弱酸的电离平衡常数（25 ℃），回答下列问题：
酸 CH3COOH HNO2 HCN HClO
电离平衡 常数（Ka） 1.75×10－5 5.6×10－4 6.2×10－10 4.0×10－8
（1）当温度升高时，K值　　（填“增大”“减小”或“不变”）。
（2）上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是　　、　　（用化学式表示）。
（3）下列能使CH3COOH溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是　　（填字母）。
A.升高温度
B.加水稀释
C.加少量的CH3COONa固体
D.加少量冰醋酸
E.若加入少量NaOH溶液，且溶液温度几乎不变
（4）依上表数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式：　　。
（5）已知草酸是一种二元弱酸，其电离常数Ka1＝5.6×10－2，Ka2＝1.5×10－4，写出草酸的电离方程式：　 　、　 　。
（6）用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实　　（填“能”或“不能”）比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。实验方案：　　　　　　　。
答案：（1）增大　（2）HCN　HNO2　（3）BE　（4）ClO－＋CH3COOHCH3COO－＋HClO
（5）H2C2O4HC2＋H＋　HC2C2＋H＋
（6）能　往石灰石中加入醋酸，观察是否有气泡产生
解析：（1）弱酸的电离为吸热过程，当温度升高时，促进电离，则K值增大。（2）K值越大，电离程度越大，酸性越强，题给四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是HCN、HNO2。（3）弱酸的电离为吸热过程，当温度升高时，促进电离，则K值增大，A不符合题意；越稀越电离，加水稀释，促进电离，温度不变，K值不变，B符合题意；加少量的CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大，抑制电离，温度不变，K值不变，C不符合题意；加少量冰醋酸，增大醋酸浓度，虽然平衡向右移动，但电离程度减小，D不符合题意；加少量氢氧化钠溶液，消耗H＋，平衡向右移动，电离程度增大，温度不变，K值不变，E符合题意；答案为BE。（4）醋酸酸性大于次氯酸，醋酸和次氯酸钠溶液能发生复分解反应，生成次氯酸和醋酸根离子，离子方程式为ClO－＋CH3COOHCH3COO－＋HClO。（5）多元弱酸分步电离。已知草酸是一种二元弱酸，则草酸的一级电离方程式为H2C2O4HC2＋H＋、二级电离方程式为HC2C2＋H＋。（6）用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，则水垢中的碳酸钙和醋酸发生了反应，故通过该事实能比较醋酸酸性大于碳酸的。实验中可依据强酸制备弱酸的原理来证明酸性强弱。则要通过实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱，方案为往石灰石中加入醋酸，观察溶液中是否有气泡产生，若有气泡产生可证明醋酸的酸性大于碳酸的。
第二节　水的电离和溶液的pH
【学习目标】　1.认识水的电离，了解水的离子积常数。2.认识溶液的酸碱性及pH，掌握测量溶液pH、酸碱中和滴定的方法。3.能进行溶液pH的简单计算，能用实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
第1课时　水的电离
一、水的电离
1.水的电离
水是一种极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，也可简写为H2OH＋＋OH－。
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.外界条件对水电离平衡的影响
（1）温度：温度升高，　促进　水的电离，Kw　增大　。
（2）酸、碱　抑制　水的电离，Kw　不变　。
（3）外加能与H＋、OH－反应的物质，会促进水的电离，Kw不变。
【思考交流】
1.（1）观察下表，填空。
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
①解释上表中Kw数值随温度升高而增大的原因：　　　　　　　　　　　　　。
②100 ℃纯水中：c（H＋）　　c（OH－）　　1.0×10－7 mol·L－1。
③某温度下，纯水中的c（H＋）＝6.1×10－7 mol·L－1，此时水中c（OH－）为　　mol·L－1，此时水的温度最接近　　℃。
（2）0.1 mol·L－1 HCl溶液中有OH－吗？0.1 mol·L－1 NaOH溶液中有H＋吗？解释原因。
　　　　　　　　　　　　　。
提示：（1）①水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离向吸热方向移动，因而Kw增大　②＝　＞　③6.1×10－7　90
（2）有，溶液中存在水的电离平衡：H2OH＋＋OH－
2.填写外界条件对H2OH＋＋OH－　ΔH＞0的具体影响。
　　　　体系 变化 条件　　　　 移动 方向 Kw 电离 程度 c（OH－） c（H＋）
HCl 　　 　　 　　 　　 　　
NaOH 　　 　　 　　 　　 　　
可水解 的盐 Na2CO3 　　 　　 　　 　　 　　
NH4Cl 　　 　　 　　 　　 　　
温度 升高 　　 　　 　　 　　 　　
降低 　　 　　 　　 　　 　　
其他：如加入Na 　　 　　 　　 　　 　　
提示：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　正　增大　增大　增大　增大　逆　减小　减小　减小　减小　正　不变　增大　增大　减小
1.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH＞0。下列叙述正确的是 （　　）
A.向水中加入稀NaOH溶液，平衡逆向移动，c（OH－）降低
B.向水中加入少量硫酸氢钠固体，c（H＋）增大，Kw不变
C.降低温度，使平衡向右移动，c（H＋）增大，溶液呈酸性
D.将水加热，Kw增大，pH不变
答案：B
解析：加入NaOH溶液，c（OH－）增大，A错误；加入NaHSO4固体，在水溶液中NaHSO4电离出H＋，c（H＋）增大，平衡逆向移动，Kw不变，B正确；降低温度，平衡向左移动，c（H＋）减小，溶液仍然呈中性，C错误；加热，促进水的电离，Kw增大，c（H＋）增大，pH应变小，D错误。
2.25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的c（H＋）为1×10－10 mol·L－1，下列说法正确的是（　　）
A.该溶液可能呈中性
B.N、Na＋、Cl－、HC在该溶液中一定能大量共存
C.该溶液的pH可能为4，也可能为10
D.该溶液中水的电离受到促进
答案：C
解析：25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的c（H＋）为1×10－10 mol·L－1＜1×10－7 mol·L－1，说明水的电离受到了抑制作用，该溶液可能呈酸性，也可能显碱性，而不可能呈中性，A、D错误。该溶液可能显酸性，也可能显碱性；在酸性溶液中含有大量H＋，H＋与HC反应产生H2O和CO2，不能大量共存；在碱性溶液中含有大量OH－，OH－与反应产生NH3·H2O，不能大量共存；OH－与反应产生和H2O，也不能大量共存，B错误。由上述分析可知，若溶液显酸性，溶液中c（H＋）＝1×10－4 mol·L－1，溶液pH＝4；若溶液显碱性，则溶液中H＋完全由H2O电离产生，溶液＝c（H＋）水＝1×10－10 mol·L－1，此时溶液pH＝10，C正确。
3.（2025·重庆高二阶段练习）常温下，下列离子组在指定条件的溶液中一定能大量共存的是（　　）
A.水电离出的c（H＋）＝1×10－13 mol/L的溶液中：Fe2＋、K＋、S、N
B.使紫色石蕊试液变红的溶液：N、Na＋、S2、Cl－
C.加入铝粉有氢气生成的溶液：K＋、Ba2＋、Cl－、HC
D.＝1×10－12的溶液中：N、Al3＋、Cl－、S
答案：D
解析：水电离出的c（H＋）＝1×10－13 mol/L的溶液，水的电离受到抑制，溶液可能为碱性溶液，也可能为酸性溶液，碱性溶液中OH－与Fe2＋不能大量共存，酸性溶液中H＋、N、Fe2＋不能大量共存，故A不选；使紫色石蕊试液变红的溶液为酸性溶液，含有大量氢离子，S2在酸性环境下发生歧化反应生成二氧化硫和硫单质，故B不选；加入铝粉有氢气生成的溶液可能为碱性溶液，也可能为酸性溶液，HC与H＋、OH－都反应，不能大量共存，故C不选；常温下，＝1×10－12的溶液显酸性，N、Al3＋、Cl－、S相互不反应，可以大量共存，故选D。
二、Kw的应用
1.同一曲线上任意点的Kw都　相同　，即c（H＋）·c（OH－）　相同　，如Kw（A）　＝　Kw（D）。
2.曲线外任意点与曲线上任意点的Kw不同、温度不同，如Kw（A）　＜　Kw（C）　＜　Kw（B）。
3.实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变溶液的酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化必须改变温度。
1.（2025·云南大理高二期末）水的电离平衡曲线如图所示，下列说法正确的是（　　）
A.纯水仅升高温度，可从a点变到c点
B.水的电离常数Kw数值大小关系为d＞c＞b
C.a点温度下，向水中加入1 mol/L硫酸，促进水的电离
D.c点pH＝6，溶液为酸性
答案：D
解析：H2OH＋＋OH－，Kw＝c（H＋）·c（OH－），Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。根据题图可知，在纯水中，c水（H＋）＝c水（OH－），a点c（H＋）＝c（OH－）＝10－7mol·L－1，仅升高温度，c（H＋）＝c（OH－）＞10－7mol·L－1，不能使a点变到c点，A错误；b点Kw＝10－12，c点Kw＝10－13，d点与a点在同一曲线上，d点Kw等于a点Kw＝10－14，Kw数值大小关系为b＞c＞d，B错误；a点温度下，向水中加入H2SO4，c（H＋）增大，抑制水的电离，C错误；c点pH＝6，c（H＋）＞c（OH－），溶液为酸性，D正确。
2.（2025·甘肃兰州一中高二期中）在水的电离平衡中，c（H＋）和c（OH－）的关系如图所示。
（1）下列说法正确的是　　（填字母）。
a.图中A、B、D三点处Kw的大小关系：B＞A＝D
b.在T1温度下，向水中加入少量的NaOH可实现由A点向D点移动
c.AB线上任意点的溶液均呈中性
d.图中温度T1＞T2
（2）T1温度下，氢离子浓度为0.01 mol·L－1的HCl溶液和氢氧根离子浓度为0.001 mol·L－1的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1　　（填“＞”“＝”或“＜”）α2。
答案：（1）ac　（2）＜
解析：（1）题图中A、B、D三点处Kw的大小分别为1×10－14、1×10－12、1×10－14，Kw的大小关系：B＞A＝D，a正确；在T1温度下，A点向D点移动，c（H＋）变大，向水中加入少量的NaOH会使c（H＋）变小，b错误；AB线上任意点的溶液中c（H＋）＝c（OH－），溶液均呈中性，c正确；水电离是吸热反应，温度越高，Kw越大，B点的Kw大于A点的Kw，则题图中温度T1＜T2，d错误。
（2）T1温度下，Kw＝1×10－14，c（HCl）＝1×10－2mol·L－1，c（H＋）＝1×10－2mol·L－1，c（OH－）＝1×10－12mol·L－1，则水电离的c（H＋）＝1×10－12mol·L－1。c（OH－）＝1×1mol·L－1的某BOH溶液中c（H＋）＝1×10－11mol·L－1，则水电离的c（H＋）＝1×10－11 mol·L－1，则BOH溶液中水的电离程度大，即α1＜α2。
3.（1）室温下，0.01 mol·L－1的盐酸中，（H＋）＝　　。
（2）室温下，pH＝4的亚硫酸溶液中，（H＋）＝　　。
（3）室温下，pH＝10的KOH溶液中，（OH－）＝　　。
答案：（1）1×1 mol·L－1
（2）1×10－10 mol·L－1
（3）1×10－10 mol·L－1
题后归纳
25 ℃时，由水电离出的c水（H＋）或
c水（OH－）的5种类型的计算方法
（1）中性溶液：c水（H＋）＝c水（OH－）＝1.0×1 mol/L。
（2）酸的溶液：H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水电离，故有c水（OH－）＝c水（H＋）＝c溶液（OH－）。
（3）碱的溶液：OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水电离，故有c水（H＋）＝c水（OH－）＝c溶液（H＋）。
课时作业（十七）
[对点训练]
题组一　水的电离与Kw
1.（2025·北京高二阶段练习）下列关于水的说法中正确的是（　　）
A.水的电离过程需要通电
B.加入电解质一定会破坏水的电离平衡
C.水的离子积仅适用于纯水
D.升高温度，纯水中c（OH－）增大
答案：D
解析：水的电离不需要通电，故A错误；加入电解质不一定会破坏水的电离平衡，如向水中加入强酸强碱盐氯化钠或硫酸钠等，水的电离平衡不移动，故B错误；水的离子积适用于稀的电解质溶液及纯水，故C错误；水的电离是吸热过程，温度升高，水的电离平衡向右移动，氢氧根离子浓度增大，故D正确。
2.下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是（　　）
A.因为水的离子积常数的表达式是Kw＝c（H＋）·c（OH－），所以Kw随溶液中c（H＋）和c（OH－）的变化而变化
B.水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量
C.水的离子积常数是温度的函数，随着温度的变化而变化
D.水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量
答案：C
解析：水的离子积常数的表达式是Kw＝c（H＋）·c（OH－），但是Kw是温度的函数，不随溶液中c（H＋）和c（OH－）的变化而变化，A错误，C正确；水的离子积常数Kw＝K电离·c（H2O），B、D错误。
题组二　影响水的电离平衡的因素
3.（2025·北京高二期中）常温时水的电离达到平衡：H2O（l）H＋（aq）＋OH－（aq）　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－）减小
B.向水中加入少量NaHSO4固体，c（H＋ ）增大，Kw 不变
C.将水加热，平衡逆向移动，c（H＋）减小
D.将水加热，Kw增大，c（H＋）减小
答案：B
解析：向水中加入稀氨水，c（OH－）增大，水的电离平衡逆向移动，故A错误；Kw只与温度有关，向水中加入少量NaHSO4固体，c（H＋）增大，Kw不变，故B正确；水的电离过程吸热，将水加热，水的电离平衡正向移动，Kw增大，c（H＋）增大，故C、D错误。
4.（2025·辽宁营口市第二高级中学高二月考）25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl溶液　②NaOH溶液　③H2SO4溶液，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的是（　　）
A.③＞②＞① B.②＞③＞①
C.①＞②＞③ D.③＞①＞②
答案：C
解析：NaOH、H2SO4抑制水的电离，NaCl不影响水的电离平衡，H2SO4为二元强酸，相同物质的量浓度时，H2SO4电离产生的c（H＋）大于NaOH电离产生的c（OH－），对水的抑制程度更大，故水的电离程度按由大到小的顺序为①＞②＞③。
题组三　水的离子积常数的应用
5.25 ℃时，在等体积的：①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba（OH）2溶液、③pH＝10的氨水、④pH＝5的H2SO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是（　　）
A.1∶10∶104∶105
B.1∶5∶（5×109）∶（5×108）
C.1∶20∶1010∶109
D.1∶10∶104∶109
答案：A
解析：①pH＝0的H2SO4溶液中c（H＋）＝1 mol·L－1，c（OH－）＝10－14 mol·L－1，H2SO4抑制H2O的电离，则由H2O电离出的c（H＋）＝10－14 mol·L－1；②0.05 mol·L－1的Ba（OH）2溶液中c（OH－）＝0.1 mol·L－1，c（H＋）＝10－13 mol·L－1，Ba（OH）2 抑制H2O的电离，则由H2O电离出的c（H＋）＝10－13mol·L－1；③pH＝10的氨水，抑制H2O的电离，由H2O电离出的c（H＋）＝1×10－10 mol·L－1；④pH＝5的H2SO3溶液，由H2O电离出的c（H＋）＝10－9 mol·L－1。等体积的4种溶液中发生电离的H2O的物质的量之比等于H2O电离产生的H＋的物质的量浓度之比，其比为10－14∶10－13∶10－10∶10－9＝1∶10∶104∶105。
6.某温度下，水中c（H＋）与c（OH－）的关系如图所示。pOH＝－lg c（OH－）。下列说法不正确的是（　　）
A.b点温度高于25 ℃
B.向水中通入氨气，由水电离出的c（H＋）减小
C.仅升高温度，可从b点变为a点
D.b点所处温度下，0.1 mol·L－1 KOH溶液的pH＝13
答案：D
解析：由题图可知，b点对应的pOH＝pH＝6.5，则有c（H＋）＝c（OH－）＝10－6.5 mol·L－1，Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝10－6.5×10－6.5＝1×10－13＞Kw（25 ℃），故b点温度高于25 ℃，A正确；向水中通入氨气，c（OH－）增大，抑制了水的电离，则由水电离出的c（H＋）减小，B正确；升高温度，水的电离平衡正向移动，c（H＋）、c（OH－）均增大，则pH、pOH均减小，且二者相等，故升高温度，可从b点变为a点，C正确；b点对应的Kw＝1×10－13，0.1 mol·L－1 KOH溶液中c（H＋）＝1×10－12 mol·L－1，则溶液的pH＝12，D错误。
[综合强化]
7.（2025·黑龙江哈尔滨师大附中高二月考）向c（H＋）＝1.0×10－6.5 mol·L－1的蒸馏水中加入一定量的NaHSO4晶体，保持温度（T）不变，测得溶液的c（H＋）＝1.0×10－2 mol·L－1，下列有关叙述中不正确的是（　　）
A.T＞25 ℃
B.该溶液中由水电离出来的c（H＋）＝1.0×10－11 mol·L－1
C.该溶液中c（OH－）＝1.0×10－11 mol·L－1
D.加入NaHSO4后水的电离程度增大
答案：D
解析：水的电离是一个吸热过程，升高温度，水的电离程度增大，蒸馏水中，由c（H＋）＝1.0×10－7 mol·L－1增大为c（H＋）＝1.0×10－6.5 mol·L－1，则水的电离平衡正向移动，所以T＞25 ℃，A正确；c（H＋）＝1.0×10－6.5 mol·L－1，则此温度时Kw＝10－6.5×10－6.5＝10－13，溶液中c（H＋）＝1.0×10－2 mol·L－1时，由水电离出来的c（H＋）＝ mol·L－1＝1.0×10－11 mol·L－1，B正确；c（H＋）＝1.0×10－2 mol·L－1时，水电离产生的c水（OH－）＝c（H＋）＝1.0×10－11 mol·L－1，C正确；加入NaHSO4后，溶液中的c（H＋）增大，从而使水的电离平衡逆向移动，水的电离程度减小，D错误。
8.（2025·吉林长春高二期末）下列有关水的电离情况的说法正确的是（　　）
A.100 ℃时，Kw＝10－12，此温度下pH＝7的溶液一定呈中性
B.常温下0.1 mol·L－1的NaHSO4溶液中水电离出c（H＋）＝0.1 mol·L－1
C.25 ℃时，0.01 mol·L－1的烧碱溶液，水电离出的c（H＋）＝1×10－12 mol·L－1
D.常温下，由水电离出的c（H＋）＝1×10－12 mol·L－1的溶液一定呈碱性
答案：C
解析：100 ℃时，Kw＝10－12，此温度下pH＝7的溶液中c（H＋）＝10－7、c（OH－）＝10－5，c（H＋）＜c（OH－），溶液呈碱性，故A错误；常温下0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液中c（H＋）＝0.1 mol·L－1，c（OH－）＝＝10－13 mol·L－1，c（H＋）水＝1×10－13 mol·L－1，故B错误；氢氧化钠抑制水的电离，25 ℃时，0.01 mol·L－1的烧碱溶液，水电离出的c（H＋）＝1×10－12 mol·L－1，故C正确；酸、碱都抑制水电离，常温下，由水电离出的c（H＋）＝1×10－12 mol·L－1的溶液中水电离受到抑制，该溶液为酸溶液或碱溶液，所以溶液可能呈碱性或酸性，故D错误。
9.（2025·上海高二阶段）在不同温度下，水溶液中c（H＋）与c（OH－）有如图所示关系。下列关于离子共存说法中正确的是（　　）
A.d点对应的溶液中可能大量存在：Na＋、K＋、ClO－、Cl－
B.b点对应的溶液中可能大量存在：Fe2＋、Ba2＋、K＋、N
C.c点对应的溶液中可能大量存在：Na＋、Ba2＋、Cl－、S
D.a点对应的溶液中可能大量存在：C、Na＋、N、H＋
答案：A
解析：d点时Kw＝1×10－12，氢离子浓度为10－7 mol·L－1，氢氧根离子浓度为10－5 mol·L－1，此时溶液呈碱性，碱性溶液中Na＋、K＋、ClO－、Cl－相互之间不反应，能大量共存，A项正确；b点溶液中氢离子浓度为10－6 mol·L－1，氢氧根离子浓度为10－8 mol·L－1，溶液呈酸性，酸性条件下，亚铁离子、氢离子、硝酸根离子能发生氧化还原反应，不能大量共存，B项错误；c点对应的溶液中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，溶液呈中性，溶液中钡离子与硫酸根离子反应生成硫酸钡沉淀而不能大量共存，C项错误；a点对应的溶液中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，溶液呈中性，中性溶液中碳酸根离子与氢离子发生复分解反应而不能大量共存，D项错误。
10. （2025·湖北武汉华中师大一附中高二期中）水的电离平衡曲线如图所示，下列说法正确的是（　　）
A.A点温度大于25 ℃，B点温度为25 ℃
B.B点pH＝6，溶液为酸性
C.A点温度下，在水中加入少量的盐可能抑制水的电离
D.A点温度下，由水电离产生的c（OH－）＝10－12 mol·L－1的溶液中：Cl－、Al3＋、I－、N可能共存
答案：C
解析：根据题图可知，A点Kw＝1×10－14，B点Kw＝1×10－12，水的电离是吸热过程，温度降低，电离程度减小，Kw减小，故25 ℃水的电离平衡曲线应为A点所在曲线。A点Kw＝1×10－14，温度为25 ℃，B点Kw＝1×10－12，温度大于25 ℃，故A错误；B点Kw＝1×10－12，此时pH＝6，c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性，故B错误；水中存在电离平衡H2OH＋＋OH－，若加入强酸的酸式盐如NaHSO4，增大氢离子浓度，使水的电离平衡逆向移动，抑制了水的电离，故C正确；由水电离产生的c（OH－）＝10－12 mol·L－1的溶液可能为酸性也可能为碱性，Al3＋在碱性环境中不能大量共存，I－、N在酸性溶液中能发生氧化还原反应，不能大量共存，故D错误。
11.（2025·四川攀枝花高二期中）（1）在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示。
①图中五点Kw间的关系是　　（以A、B、C、D、E表示）。
②C点溶液呈　　性（填“酸”“中”或“碱”）。
③将D点变为E点，采取的措施是　　。
（2）下表是不同温度下水的离子积数据：
温度/℃ 25 t1 t2
水的离子积常数 1×10－14 Kw 1×10－12
回答下列问题：
①若25＜t1＜t2，则Kw　　（填“＞”“＜”或“＝”）1×10－14，理由是　　。
②在t1 ℃时，测得纯水中的c（H＋）＝2.4×10－7 mol·L－1，则c（OH－）＝　　mol·L－1。该温度下，测得某H2SO4溶液中c（S）＝5×10－6 mol·L－1，该溶液中c（OH－）＝　　mol·L－1。
（3）已知水中存在平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－　ΔH＞0，现欲使平衡向左移动，且所得溶液显酸性，选择的方法是　　（填字母）。
A.向水中加入NaHSO4固体
B.向水中加入少量Na
C.加热至100 ℃
D.向水中加入NaCl固体
答案：（1）①B＞C＞A＝D＝E　②中　③向溶液中滴加碱溶液
（2）①＞　水的电离是吸热过程，升高温度，平衡向电离方向移动，c（H＋）、c（OH－）均增大，Kw增大　②2.4×10－7　5.76×10－9
（3）A
解析：（1）①水的电离为吸热过程，温度越高，越促进水的电离，Kw越大，由题图可知温度B＞C＞A＝D＝E，则Kw：B＞C＞A＝D＝E；②C点与A点、B点在同一直线上，由A点、B点数据可知，该线上氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，溶液呈中性；③D点变为E点，c（H＋）减小，c（OH－）增大，而温度不变，因此可采取的措施是向溶液中滴加碱溶液实现；
（2）①水是弱电解质，存在电离平衡，电离过程吸热，所以温度升高，平衡向电离方向移动，c（H＋）、c（OH－）均增大，Kw增大。②水电离出的c（H＋）和c（OH－）相等，则c（OH－）＝c（H＋）＝2.4×10－7 mol·L－1，Kw＝2.4×10－7×2.4×10－7＝5.76×10－14。该温度下，某H2SO4溶液中c（H＋）＝1×10－5 mol·L－1，c（OH－）＝ mol·L－1＝5.76×10－9 mol·L－1。
（3）向水中加入NaHSO4固体，c（H＋）增大，平衡左移，溶液呈酸性，A正确；向水中加入Na会消耗H＋，促进水的电离，但溶液呈碱性，B错误；加热至100 ℃，促进水的电离，溶液仍呈中性，C错误；向水中加入NaCl固体，不影响水的电离，溶液呈中性，D错误。
12.（1）T ℃时，水的Kw＝1×10－13，则该温度　　（填“＞”“＜”或“＝”）25 ℃，其理由是　　　　　　　　　　。
（2）在（1）中所述温度下，c（H＋）＝1×10－7 mol·L－1的溶液呈　　（填“酸性”“碱性”或“中性”）；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由水电离出的c（OH－）＝　　mol·L－1。
（3）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。
（4）25 ℃时，pH＝4的盐酸中水的电离程度　　（填“大于”“小于”或“等于”）pH＝10的Ba（OH）2溶液中水的电离程度。
（5）0.1 mol·L－1乙酸（甲，Ka＝1.75×10－5）和0.1 mol·L－1氯乙酸（乙，Ka＝1.4×10－3）的水溶液，下列可以表示两溶液中由水电离出的c（H＋）与加入水的体积（V）之间关系的是　　（填字母）。
答案：（1）＞　升高温度，促进水的电离，Kw增大
（2）碱性　1×10－7
（3）向右　向右
（4）等于
（5）c
解析：（1）升高温度，促进水的电离，Kw增大，由于Kw＝1×10－13＞1×10－14，因此该温度大于25 ℃。（2）该温度下，溶液中c（OH－）＝ mol·L－1＝1×10－6 mol·L－1，因为c（OH－）＞c（H＋），所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出的c（OH－）等于溶液中的c（H＋），即1×10－7 mol·L－1。（3）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，反应Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO的平衡向左移动，溶液中c（H＋）减小，水的电离平衡向右移动。（4）pH＝4的盐酸中，由水电离出的c（H＋）＝ mol·L－1＝10－10 mol·L－1，pH＝10的Ba（OH）2溶液中，由水电离出的c（H＋）＝10－10 mol·L－1，故两种溶液中水的电离程度相同。（5）乙酸的Ka小于氯乙酸的Ka，所以0.1 mol·L－1乙酸溶液中的c（H＋）小于0.1 mol·L－1氯乙酸溶液中的c（H＋），故水的电离程度：0.1 mol·L－1的乙酸溶液（甲）大于0.1 mol·L－1的氯乙酸溶液（乙），加水稀释，两溶液中的c（H＋）均减小，水的电离程度均增大，故选c。
第2课时　溶液的酸碱性与pH
一、溶液的酸碱性与pH
1.溶液的酸碱性
（1）任何水溶液中都有　H＋　和　OH－　。
（2）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
（3）25 ℃时，溶液的酸碱性与溶液中c（H＋）、c（OH－）的关系
c（H＋）与 c（OH－）的关系 c（H＋）的 范围（室温下）
酸性溶液 c（H＋）　＞　c（OH－） c（H＋）　＞　1× 1 mol·L－1
中性溶液 c（H＋）　＝　c（OH－） c（H＋）　＝　1× 1 mol·L－1
碱性溶液 c（H＋）　＜　c（OH－） c（H＋）　＜　1× 1 mol·L－1
2.溶液的酸碱性与pH
（1）pH
（2）溶液的酸碱性与pH的关系（常温下）
（3）溶液酸碱性的测定方法
①酸碱指示剂法
指示剂 pH变色范围 酸色 中间色 碱色
甲基橙 　3.1～4.4　 　红　色 pH＜3.1 橙色 　黄　色 pH＞4.4
石蕊 　5.0～8.0　 　红　色 pH＜5.0 紫色 　蓝　色 pH＞8.0
酚酞 　8.2～10.0　 无色 pH＜8.2 浅红色 　红　色 pH＞10.0
②利用pH试纸测定
使用pH试纸的正确操作为取一小片pH试纸放在干燥、洁净的　玻璃片或表面皿上　，用干燥、洁净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸上，将试纸显示的颜色与　标准比色卡　对照，读出pH。
③利用pH计测定
pH计可精密测量待测液的pH。
【特别提醒】
（1）pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常温下pH＝7的溶液才呈中性，当在100 ℃时，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH＞6时为碱性溶液，pH＜6时为酸性溶液。
（2）使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
（4）pH的应用
①在医学上，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。
②在日常生活中，人们洗发时用的护发素具有调节头发pH使之达到适宜的酸碱度的功能。
③在环保领域，酸性或碱性废水的处理常常利用中和反应。
④在农业生产中，调节土壤的pH，使土壤更适宜农作物生长。
⑤在科学实验和工业生产中，溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个重要因素。
【判断】
（1）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。（　√　）
（2）某溶液的c（H＋）＞1mol·L－1，则该溶液呈酸性。（　×　）
（3）pH减小，溶液的酸性一定增强。（　×　）
（4）用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低。（　×　）
（5）用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4。（　×　）
1.（2025·四川宜宾高二期中）下列溶液一定呈中性的是（　　）
A.c（H＋）＝c（OH－）＝1mol·L－1的溶液
B.25 ℃时，使石蕊试液呈紫色的溶液
C.pH＝7的溶液
D.酸与碱恰好完全反应生成的溶液
答案：A
解析：c（H＋）＝c（OH－），则溶液一定呈中性，A正确；pH为5～8的溶液中石蕊试液都呈紫色，不一定呈中性，B错误；温度未知，pH＝7的溶液不一定呈中性，C错误；2NaOH＋H2CO3Na2CO3＋2H2O恰好得到Na2CO3溶液，是纯碱液，显碱性，D错误。
2.用pH试纸测定溶液的pH，下列叙述正确的是　　（　　）
A.测得某浓度的NaClO溶液的pH为10
B.常温下用广泛pH试纸测得NH4Cl溶液pH约为4.1
C.用湿润的pH试纸测pH相同的盐酸和CH3COOH溶液的pH，误差较大的是盐酸
D.在试管内放入少量溶液并煮沸，把pH试纸放在试管口观察其颜色并与标准比色卡比较
答案：C
解析：NaClO溶液具有漂白性，会将pH试纸漂白，故不能用pH试纸测定其pH，故A错误；广泛pH试纸测定的溶液的pH的数值为整数，故B错误；稀释时，醋酸还会继续电离出氢离子，故稀释pH相同的盐酸和醋酸时，醋酸的氢离子浓度变化小，pH变化小，故用湿润的pH试纸测pH相同的盐酸和醋酸的pH，误差较大的是盐酸，故C正确；在试管内放入少量溶液并煮沸，把pH试纸放在试管口，无法测定溶液的pH，故D错误。
3.已知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溶液与b mol·L－1的一元碱BOH溶液等体积混合，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：溶液呈中性，即c（H＋）＝c（OH－），结合水的离子积常数可知c（H＋）＝c（OH－）＝ mol·L－1，故C项符合题意。
二、pH的计算
　pH的计算方法
（1）单一溶液pH的计算
①强酸溶液，pH＝－lg c（H＋）。
②强碱溶液，c（H＋）＝，pH＝－lg c（H＋）。
（2）混合溶液pH的计算
①强酸溶液与强酸溶液混合
c混（H＋）＝，再求pH。
强酸溶液与强酸溶液等体积混合，若pH差值≥2，混合后pH＝pH小＋0.3。
②强碱溶液与强碱溶液混合
c混（OH－）＝，
c（H＋）＝，再求pH。
强碱溶液与强碱溶液等体积混合，若pH差值≥2，混合后pH＝pH大－0.3。
（3）强酸溶液与强碱溶液混合
常温下，若恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7；
酸过量：
c混（H＋）＝，
pH＝－lg c混（H＋）；
碱过量：
c混（OH－）＝，
c混（H＋）＝，pH＝－lg c（H＋）。
1.（1）在25 ℃时，有pH为x的盐酸和pH为y的NaOH溶液，取Vx L该盐酸同该NaOH溶液中和，需Vy L NaOH溶液。回答下列问题：
①若x＋y＝14，＝　　（填数值）。
②若x＋y＝13，＝　　（填数值）。
③若x＋y＞14，＝　　（填表达式），且Vx　　（填“＞”“＜”或“＝”）Vy（题中x≤6，y≥8）。
（2）25 ℃时，若体积为Va、pH＝a的某一元强酸与体积Vb、pH＝b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知：Va＜Vb和a＝0.5b。请回答下列问题：
①a值可否等于3：　　（填“可”或“否”），其理由是　　　　　　　。
②a值可否等于5：　　（填“可”或“否”），其理由是　　　　　　　。
③a的取值范围是　　　　　　　。
答案：（1）①1　②　③10x＋y－14　＞
（2）①否　a＝3时，b＝6，溶液呈酸性与题意的强碱溶液不符合
②否　a＝5时，b＝10，满足恰好完全反应时n（OH－）＝n（H＋），则有Va·10－a＝Vb·10b－14，＝10a＋b－14＞1，从而可推出Va＞Vb与题意Va＜Vb不符合
③＜a＜
解析：（1）Vx·10－x＝Vy·10－（14－y），＝＝10x＋y－14。①若x＋y＝14，则＝1。②若x＋y＝13，则＝。③若x＋y＞14时，根据＝10x＋y－14，Vx＞Vy。（2）①若a＝3，则b＝6，溶液显酸性，与题意不符，故a≠3；②若a＝5，则c（H＋）＝10－5 mol·L－1，即b＝10，c（OH－）＝10－4 mol·L－1，Va∶Vb＝10＞1，与Va＜Vb题意不符，故a≠5；③b＞7，则2a＞7，即a＞，又Va∶Vb＝10a＋b－14＜1，则3a＜14，即a＜，故＜a＜。
2.计算25 ℃时下列溶液的pH。
（1）0.005 mol·L－1的H2SO4溶液的pH＝　　。
（2）0.001 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝　　。
（3）将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH≈　　（已知：lg 2＝0.3）。
（4）0.015 mol·L－1的硫酸与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH＝　　。
答案：（1）2　（2）11　（3）9.7　（4）2
解析：（1）c（H2SO4）＝0.005 mol·L－1，c（H＋）＝0.01 mol·L－1，pH＝2。（2）c（OH－）＝1×10－3 mol·L－1，c（H＋）＝ mol·L－1＝10－11 mol·L－1，pH＝11。（3）由pH＝8、pH＝10可得两溶液等体积混合后，c（OH－）＝ mol·L－1＝×10－6 mol·L－1，c（H＋）＝ mol·L－1≈2.0×10－10 mol·L－1，pH≈9.7。（4）混合后c（H＋）＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1，则pH＝2。
题后归纳
三、溶液稀释和混合pH的变化
1.酸碱溶液混合后酸碱性的判断规律
（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）已知强酸和强碱的pH，等体积混合（25 ℃时）：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈碱性。
2.溶液稀释后pH变化规律
（1）酸、碱溶液稀释时pH的计算
溶液 酸（pH＝a） 碱（pH＝b）
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释 10n倍 pH＜a＋ n＜7 (共33张PPT)
第三章　水溶液中的离子反应与平衡
章末总结
A. Na2S溶液中：c（H＋）＋c（Na＋）＝c（OH－）＋c（HS－）＋2c（S2－）
B. 0.01 mol·L－1 Na2S溶液中：c（Na＋）＞c（S2－）＞c（OH－）＞c（HS－）
C. 向c（Cd2＋）＝0.01 mol·L－1的溶液中加入FeS，可使c（Cd2＋）＜10－8 mol·L－1
D. 向c（Cd2＋）＝0.01 mol·L－1的溶液中通入H2S气体至饱和，所得溶液中：
c（H＋）＞c（Cd2＋）
B
1
2
3
4
5
6
7
1
2
3
4
5
6
7
1
2
3
4
5
6
7
2. （2024·浙江1月选考）常温下，将等体积、浓度均为0.40 mol·L－1 BaCl2溶液与新 制H2SO3溶液混合，出现白色浑浊；再滴加过量的H2O2溶液，振荡，出现白色沉淀。
已知：H2SO3　Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8
Ksp（BaSO3）＝5.0×10－10，Ksp（BaSO4）＝1.1×10－10
C. BaCl2溶液与H2SO3溶液混合后出现的白色浑浊不含有BaSO3
C
1
2
3
4
5
6
7
1
2
3
4
5
6
7
A. 线Ⅱ表示CH3COOH的变化情况
B. CH3COOH的电离平衡常数Ka＝10－n
D. pH＝10时，c（Ag＋）＋c（CH3COOAg）＝0.08 mol·L－1
C
1
2
3
4
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D
A. 交点a处：c（Na＋）＝2c（Cl－）
D. y1＝7.82，y2＝－lg 34
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A. lg c0（HCl）＝－1.2时，溶液的pH＝1.3
D
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6. （2024·全国甲卷）钴在新能源、新材料领域具有重要用途。某炼锌废渣含有锌、 铅、铜、铁、钴、锰的＋2价氧化物及锌和铜的单质。从该废渣中提取钴的一种流程 如下。
注：加沉淀剂使一种金属离子浓度小于等于10－5 mol·L－1，其他金属离子不沉淀，即 认为完全分离。
已知：①Ksp（CuS）＝6.3×10－36，Ksp（ZnS）＝2.5×10－22，Ksp（CoS）＝ 4.0×10－21。
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7
②以氢氧化物形式沉淀时，lg[c（M）/（mol·L－1）]和溶液pH的关系如图所示。
解析：（1）“酸浸”前，需将废渣磨碎，其目的是增大固体与酸反应的接触面积， 提高钴元素的浸出效率。
增大固体与酸反应的接触面积，提高
钴元素的浸出效率
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H2O　
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（3）假设“沉铜”后得到的滤液中c（Zn2＋）和c（Co2＋）均为0.10 mol·L－1，向其 中加入Na2S至Zn2＋沉淀完全，此时溶液中c（Co2＋）＝ mol·L－1，据此 判断能否实现Zn2＋和Co2＋的完全分离 （填“能”或“不能”）。
1.6×10－4　
不能　
1
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7
（4）“沉锰”步骤中，生成1.0 mol MnO2，产生H＋的物质的量为 。
（5）“沉淀”步骤中，用NaOH调pH＝4，分离出的滤渣是 。
4.0 mol　
Fe（OH）3　
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7
（6）“沉钴”步骤中，控制溶液pH＝5.0～5.5，加入适量的NaClO氧化Co2＋，其反 应的离子方程式为 。
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解析：（7）根据题中给出的信息，“沉钴”后的滤液的pH＝5.0～5.5，溶液中有Zn 元素以Zn2＋形式存在，当pH＞12后氢氧化锌会溶解转化为[Zn（OH）4]2－，因此，从 “沉钴”后的滤液中回收氢氧化锌的方法是：向滤液中滴加NaOH溶液，边加边搅 拌，控制溶液的pH接近12但不大于12，静置后过滤、洗涤、干燥。
向滤液
中滴加NaOH溶液，边加边搅拌，控制溶液的pH接近12但不大于12，静置后过滤、洗
涤、干燥
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7
7. （2024·黑吉辽卷）CO（NH2）2·H2O2（俗称过氧化脲）是一种消毒剂，实验室中 可用尿素与过氧化氢制取，反应方程式如下：
（一）过氧化脲的合成
烧杯中分别加入25 mL 30％ H2O2（ρ＝1.11 g·cm－3）、40 mL蒸馏水和12.0 g尿素， 搅拌溶解。30 ℃下反应40 min，冷却结晶、过滤、干燥，得白色针状晶体9.4 g。
（二）过氧化脲性质检测
Ⅰ.过氧化脲溶液用稀H2SO4酸化后，滴加KMnO4溶液，紫红色消失。
Ⅱ.过氧化脲溶液用稀H2SO4酸化后，加入KI溶液和四氯化碳，振荡，静置。
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（三）产品纯度测定
溶液配制：称取一定量产品，用蒸馏水溶解后配制成100 mL溶液。
滴定分析：量取25.00 mL过氧化脲溶液至锥形瓶中，加入一定量稀H2SO4，用准确浓 度的KMnO4溶液滴定至微红色，记录滴定体积，计算纯度。
回答下列问题：
（1）过滤中使用到的玻璃仪器有 （写 出两种即可）。
解析：（1）过滤操作需要的玻璃仪器有烧杯、漏斗、玻璃棒，可任选两种作答。
烧杯、漏斗、玻璃棒（可任选两种作答）　
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7
（2）过氧化脲的产率为 。
50％　
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（3）性质检测Ⅱ中的现象为 。性质检测Ⅰ 和Ⅱ分别说明过氧化脲具有的性质是 。
解析：（3）在过氧化脲的性质检测中，检测Ⅰ用稀硫酸酸化，加入高锰酸钾溶 液，紫红色消失，说明过氧化脲被酸性高锰酸钾氧化，体现了过氧化脲的还原 性；检测Ⅱ用稀硫酸酸化，加入KI溶液和四氯化碳溶液，过氧化脲会将KI氧化为 I2单质，体现了过氧化脲的氧化性，生成的I2在四氯化碳中溶解度大，会溶于四 氯化碳溶液，且四氯化碳密度大于水，振荡，静置后出现的现象为：液体分 层，上层为无色，下层为紫红色。
液体分层，上层为无色，下层为紫红色　
还原性、氧化性　
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（4）下图为“溶液配制”的部分过程，操作a应重复3次，目的是 ，定容后还需要的操作为 。
解析：（4）操作a为洗涤烧杯和玻璃棒，并将洗涤液转移到容量瓶中，目的是避免溶 质损失；定容后应盖好瓶塞，反复上下颠倒、摇匀。
避免溶质损失　
盖好瓶塞，反复上下颠倒、摇匀　
1
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7
（5）“滴定分析”步骤中，下列操作错误的是 （填标号）。
A. KMnO4溶液置于酸式滴定管中
B. 用量筒量取25.00 mL过氧化脲溶液
C. 滴定近终点时，用洗瓶冲洗锥形瓶内壁
D. 锥形瓶内溶液变色后，立即记录滴定管液面刻度
解析：（5）KMnO4溶液是强氧化性溶液，应置于酸式滴定管中，A项正确；量筒的 精确度不能达到0.01 mL，量取25.00 mL的溶液应选用滴定管，B项错误；滴定过程 中，待测液有可能会溅到锥形瓶内壁，滴定近终点时，为了使结果更精确，可用洗瓶 冲洗锥形瓶内壁，C项正确；锥形瓶内溶液变色后，应等待30 s，观察溶液不再恢复 原来的颜色后，才能记录滴定管液面刻度，D项错误。
BD　
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（6）以下操作导致氧化脲纯度测定结果偏低的是 （填标号）。
A. 容量瓶中液面超过刻度线
B. 滴定管水洗后未用KMnO4溶液润洗
C. 摇动锥形瓶时KMnO4溶液滴到锥形瓶外
D. 滴定前滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失
A　
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解析：（6）在配制过氧化脲溶液时，容量瓶中液面超过刻度线，会使溶液体积偏 大，配制溶液的浓度偏低，会使滴定过程中消耗的KMnO4溶液体积偏低，导致测定 结果偏低，A项符合题意；滴定管水洗后未用KMnO4溶液润洗，会导致KMnO4溶液浓 度偏低，会使滴定过程中消耗的KMnO4溶液体积偏高，导致测定结果偏高，B项不符 合题意；摇动锥形瓶时KMnO4溶液滴到锥形瓶外，会使滴定过程中消耗的KMnO4溶 液体积偏高，导致测定结果偏高，C项不符合题意；滴定前滴定管尖嘴处有气泡，滴 定后气泡消失，会使滴定过程中消耗的KMnO4溶液体积偏高，导致测定结果偏高，D 项不符合题意。
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7(共57张PPT)
第三章　水溶液中的离子反应与平衡
综合（三）
一、选择题（本题包括14小题，每小题3分，共42分。每小题只有一个选项符合 题意）
A. 将纯水加热到95 ℃，Kw变大，pH不变，水仍呈中性
C. 向CH3COONa溶液中加少量CH3COONa固体，CH3COONa的水解程度增大
D. 常温下，向AgCl的悬浊液中加入少量稀盐酸，AgCl的溶解度、Ksp均减小
B
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A. 25 ℃时，1 L pH＝1的H2SO4溶液中H＋的数目为0.2NA
B. 1 L 0.1 mol/L NaClO溶液中含有ClO－的数目为0.1NA
D. 25 ℃，1 L pH＝12的CH3COONa溶液中水电离出来的OH－数目为0.01NA
D
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A. 常温下，1 L pH＝1的H2SO4溶液中氢离子物质的量为0.2 mol
B. pH＝1的盐酸中氢离子浓度是pH＝2的盐酸中的2倍
D. 中和等体积、等pH的盐酸和醋酸，前者所需氢氧化钠的物质的量多
C
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A. 碳酸钙饱和溶液中所含阴离子种类为3种
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5. （2024·江苏卷）室温下，通过下列实验探究SO2的性质。已知Ka1（H2SO3）＝ 1.3×10－2，Ka2（H2SO3）＝6.2×10－8。
实验1：将SO2气体通入水中，测得溶液pH＝3。
实验2：将SO2气体通入0.1 mol·L－1 NaOH溶液中，当溶液pH＝4时停止通气。
实验3：将SO2气体通入0.1 mol·L－1酸性KMnO4溶液中，当溶液恰好褪色时停 止通气。
C. 实验2所得溶液经蒸干、灼烧制得NaHSO3固体
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6. （2025·扬州高二阶段练习）室温下，Ka1（H2C2O4）＝5.4×10－2，Ka2 （H2C2O4）＝5.4×10－5，Ksp（CaC2O4）＝2.4×10－9。某小组进行如下实验：
实验Ⅰ：向20 mL 0.1 mol/L NaHC2O4溶液中滴加0.1 mol/L NaOH溶液。
实验Ⅱ：向20 mL 0.1 mol/L NaHC2O4溶液中滴加0.1 mol/L CaCl2溶液。
A. 实验Ⅰ可选用甲基橙作指示剂，指示反应终点
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7. （2024·贵州卷）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）。
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
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选项 实验操作和现象 结论
A 相同条件下，分别测量0.1 mol·L－1和0.01 mol·L－1醋酸 溶液的导电性，前者的导电性强 醋酸浓度越大，电 离程度越大
B 向0.1 mol·L－1 NaHS溶液中滴加几滴酚酞，溶液变红 溶液中c（H2S）＞ c（S2－）
C 常温下，分别测定浓度均为0.1 mol·L－1 NaF和NaClO溶 液的pH，后者的pH大 Ka（HClO）＞
Ka（HF）
D 向2 mL 0.1 mol·L－1 MgCl2溶液中先滴入几滴0.1 mol·L －1 NaOH溶液，产生白色沉淀，再滴入几滴0.1 mol·L－1 FeCl3溶液，白色沉淀逐渐变为红褐色 Ksp[Fe（OH）3]＜ Ksp[Mg（OH）2]
B
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解析：0.1 mol·L－1和0.01 mol·L－1的醋酸溶液，前者溶液中离子浓度较大，其导电性 较强，但醋酸浓度越大，醋酸的电离程度越小，A错误；向0.1 mol·L－1 NaHS溶液中 滴加几滴酚酞，溶液变红，显碱性，说明水解程度大于电离程度，溶液中c（H2S） ＞c（S2－），B正确；浓度均为0.1 mol·L－1 NaF和NaClO溶液，后者的pH大，水解 程度大，根据越弱越水解，有Ka（HClO）＜Ka（HF），C错误；沉淀一般向着溶解 度小的方向转化，但Mg（OH）2和Fe（OH）3的表达式不一样，无法确定Ksp的大 小，D错误。
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A. 测NaClO溶液的pH B. 用NaOH溶液滴定未知浓度的醋酸溶液
C. 实验证明Ksp（AgCl）＞Ksp（AgI） D. 蒸干AlCl3溶液获得AlCl3晶体
C
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解析：NaClO溶液中含有HClO具有漂白性，可使pH试纸褪色，且测定pH时，pH试纸 不能浸入溶液中，应选pH计测定NaClO溶液的pH，故A错误；用NaOH溶液滴定未知 浓度的醋酸，应该用酚酞作指示剂更接近滴定终点，另外盛装溶液的滴定管应该为碱 式滴定管，故B错误；向2 mL 0.1 mol·L－1 NaCl溶液中滴入2滴0.1 mol·L－1 AgNO3溶 液，生成AgCl沉淀，且Ag＋是少量的，再滴入4滴0.1 mol·L－1的KI溶液，生成黄色的 AgI沉淀，说明AgCl转化为AgI，可以证明Ksp（AgCl）＞Ksp（AgI），故C正确；蒸 干AlCl3溶液时，会促进AlCl3水解产生氢氧化铝和HCl，氢氧化铝受热易分解形成氧 化铝，而HCl随着蒸发过程中会挥发，导致铝离子的进一步水解，故蒸干AlCl3溶液不 能获得AlCl3固体，应在氯化氢气流中进行，故D错误。
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A. 甲酸酸性大于丙酸
B. 对于甲酸和丙酸，当lg[c（RCOOH）/c（RCOO－）]＞0时，溶液都为酸性
C. 等浓度的HCOONa和CH3CH2COONa两种溶液中的水电离的c（OH－）相等
D. 将0.1 mol·L－1的HCOOH溶液与0.1 mol·L－1的CH3CH2COONa溶液等体积混合， 所得溶液中：c（HCOO－）＞c（CH3CH2COOH）
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A. 水的电离程度：b＞c
B. 曲线Ⅱ为电导率曲线
C. b点溶液中：2c（OH－）＋c（CH3COCOO－）＝2c（H＋） ＋c（CH3COCOOH）
D. 若a＝1.7，则CH3COCOOH的电离常数Ka的数量级为10－2 （已知10－1.7＝0.02）
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12. （2025·苏州高二联考）室温下，通过矿物中PbSO4获得Pb（NO3）2的过程如下：
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A. Ka1（H2CO3）的数量级为10－6
D. b点对应溶液的pH为8.25
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B. 直线④表示H2S饱和溶液中N2＋的－lg c与pH的关系
C. 金属硫化物M2S的pKsp＝49.21
D. 浓度均为0.01 mol·L－1的M＋和N2＋的混合溶液不能通过滴加H2S饱和溶液实现分离
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二、非选择题（本题包括3小题，共58分）
15. （18分）（2025·郑州高二阶段练习）按要求回答下列问题：
（1）下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是 。
①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色
②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗
③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2中和碱的能力强
④25 ℃时，0.1 mol·L－1 HNO2溶液的pH＝2
⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体
⑥25 ℃时，0.1 mol·L－1的HNO2溶液稀释至1 000倍，pH＞4
②⑤　
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（3）常温下，pH＝3的HNO2溶液和pH＝11的NaOH溶液等体积混合后溶液 pH 7。
解析：（3）pH＝3的HNO2，c（HNO2）＞10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液，c （NaOH）＝10－3 mol·L－1，等体积中和后酸过量，溶液显酸性，pH＜7。
＜　
＜　
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Ⅱ.已知亚磷酸（H3PO3）为二元弱酸，则：
（4）Na2HPO3属于 （填“正盐”或“酸式盐”）。
解析：（4）亚磷酸（H3PO3）为二元弱酸，则Na2HPO3属于正盐。
正盐　
1
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17
Ⅰ　
10－6.5　
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③＞④＞①＞②＞⑤　
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中　

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6
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17
16. （20分）（2025·哈尔滨北麟中学期中考试）回答下列问题：
（1）常温下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶 液，溶液中lg c（OH－）与所加NaOH溶液的体积的关系如图所示。
HA是 （填“强酸”或“弱酸”）。N点溶液中2c（H＋）－2c（OH－） ＝ （用含A微粒的符号表示）。
弱酸　
c（A－）－c（HA）　
1
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10－7.5　
0.05　
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（3）pH相同、等体积的两份溶液A（盐酸）和B（CH3COOH）分别与锌粉反应，若 最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是 （填序号）。
①反应所需要的时间B＞A　②开始反应时的速率A＞B　③参加反应的锌的物质的量 A＝B　④反应过程的平均速率B＞A　⑤A中有锌剩余　 ⑥B中有锌剩余
解析：（3）pH相同、等体积的两份溶液A（盐酸）和B（CH3COOH），CH3COOH 浓度大于盐酸，分别与锌粉反应，B（CH3COOH）反应速率较快，所需时间较短， ①不正确；开始时，pH相同，c（H＋）相同，开始反应时的速率A＝B，②不正确； 放出氢气的质量相同，参加反应的锌的物质的量A＝B，③正确；CH3COOH浓度大于 盐酸，B（CH3COOH）反应速率较快，④正确；A（盐酸）浓度较小，锌有剩余，⑤ 正确，⑥错误。故选③④⑤。
③④⑤　
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①则常温下0.1 mol·L－1的NaHC2O4溶液显 （填“酸性”“碱性”或“中性”）。
酸性　
1 000　
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17. （20分）（2025·山东高二期中）工业上常用沉淀法除去废水中的金属离子。
已知：①当c（Mn＋）≤1.0×10－5 mol·L－1时，可认为Mn＋离子沉淀完全。
②
物质 MgF2 Fe（OH）3 Al（OH）3 MnS
Ksp 4.0×10－12 1.0×10－38 1.0×10－33 2.0×10－15
回答下列问题：
2.0×10－4　
F－与H＋结合，溶液中F－浓度减小，MgF2的溶解平衡
正向移动，Mg2＋浓度增大　
1
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（2）假设溶液中Fe3＋、Al3＋的浓度均为0.1 mol·L－1，加NaOH固体调节溶液pH，当 Fe3＋恰好沉淀完全时，溶液中Al3＋的浓度为 mol·L－1。
0.1　
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（3）向工业废水中通入H2S可将Mn2＋转化为MnS除去。25 ℃时，调控H2S溶液的 pH，溶液中H2S、HS－、S2－的分布系数δ随溶液pH的变化关系如图所示。
②当溶液中c（H2S）＝c（S2－）时，溶液的pH＝ ；
1.0×106　
10　
③常温下，向含有0.01 mol·L－1 Mn2＋的废水中通入H2S，当c（HS－）＝2.0×10－4 mol·L－1时，Mn2＋开始沉淀，此时废水的pH＝ 。
4　
1
2
3
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