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专题05 电离平衡 水的电离和溶液的pH（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高二化学上学期期中考点大串讲（人教版2019选择性必修1）
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这是一份专题05 电离平衡 水的电离和溶液的pH（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高二化学上学期期中考点大串讲（人教版2019选择性必修1），共18页。试卷主要包含了强弱电解质的比较，电离方程式的书写，弱电解质的电离平衡概念，影响电离平衡的因素，酸碱稀释时pH变化的规律，水电离出的c与c的计算，已知下面三个数据等内容，欢迎下载使用。
▉考点01 弱电解质的电离平衡及影响因素
1．强弱电解质的比较
2．电离方程式的书写
3．弱电解质的电离平衡概念
（1）电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
（2）电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
4．影响电离平衡的因素
电离平衡的移动符合勒夏特列原理。
以0.1 ml·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。
▉考点02 电离平衡常数及应用
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K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。
2．表达式
3.特点
（1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。
（2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
（3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。
4．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＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,溶液中原有弱电解质的分子总数)×100%，也可表示为α＝eq \f(弱电解质的某离子浓度,弱电解质的初始浓度)×100%。
（3）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。
【归纳总结】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
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
▉考点03 水的电离与水的离子积常数
1．水的电离
（1）水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为H2OH＋＋OH－。
（2）25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_ml·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。
（3）特点：
eq \x(难)—极难电离，常温下1 L水只有1×10－7 ml电离
eq \x(逆)—是可逆过程
eq \x(等)—电离出c(H＋) ＝ c(OH－)
eq \x(吸)—是 吸热 过程
2．水的离子积常数
3．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响
▉考点04 溶液的酸碱性与pH
1．溶液呈酸碱性的本质
溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小
2．溶液酸碱性的一种表示——pH
（1）pH计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。
（2）溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
3．溶液酸碱性的测定方法
4．溶液酸碱性的另外一种表示——pOH
①pOH＝－lgc(OH－)
②常温下：pH＋pOH＝14
5．酸碱稀释时pH变化的规律
6．水电离出的c(H＋)与c(OH—)的计算
（1）对于酸溶液，通常溶液的c(H＋)等于酸电离的c(H＋)，水电离出的c(OH－)(水)＝c(H＋)(水)＝ EQ \f(1.0×10－14,c(酸))。
（2）对于碱溶液，通常溶液的c(OH－)等于碱电离的c(OH－)，水电离出的c(H＋)(水)＝c(OH－)(水)＝ EQ \f(1.0×10－14,c(碱))。
【归纳总结】（1）单一溶液的pH计算。
①强酸溶液，如HnA，设物质的量浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝nc ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。
②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝eq \f(10－14,nc)ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
（2）混合溶液的计算(常温下)。
▉考点05 酸碱中和滴定
1．概念
用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定碱(或酸)的浓度。
2．原理
c(待测)＝eq \f(c标准·V标准,V待测)。
3．滴定操作
（1）滴定管的使用方法
①滴定管使用前应检查是否漏水。
②量取一定体积的下列液体时，哪些必须使用如下图所示的滴定管盛装？ce。
a．氨水 b．醋酸钠溶液 c．氯化铵溶液 d．硫代硫酸钠溶液 e．高锰酸钾溶液
③洁净的滴定管在加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水将滴定管洗涤干净，然后用所要盛装的溶液润洗2～3次。
④将反应液加入相应的滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3_mL处。
⑤调节活塞或挤压玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于“0”刻度，并记录读数。
⑥滴定时的操作
（2）关于锥形瓶的使用
①锥形瓶用蒸馏水洗净后，能否用待测液润洗？否。
②中和滴定实验中，锥形瓶内盛放什么物质？待测液(或标准液)、指示剂。
（3）关于滴定过程
①测定NaOH溶液的物质的量浓度，若将滴有2滴酚酞的待测液置于锥形瓶中，滴定终点时，锥形瓶内颜色变化为粉红色变为无色。
若将滴有2滴酚酞的标准液置于锥形瓶中，描述滴定终点现象：当滴入最后半滴待测液时，溶液由无色变为粉红色，30_s内不褪去。
②待滴定管中液面稳定后，记录读数。
【归纳总结】中和滴定指示剂的选择与颜色变化
（4）数据处理
按上述操作重复2～3次，先算出每一次待测液的浓度，再求浓度的平均值。
4．酸碱中和滴定误差分析
(以NaOH标准溶液滴定一定体积的待测HCl为例)
1．下列物质属于弱电解质的是
A．KOHB．H2SO4C．H2OD．SO2
【答案】C
【解析】A．KOH是强碱，属于强电解质，故A不符合题意；
B．H2SO4是强酸，属于强电解质，故B不符合题意；
C．H2O属于弱电解质，故C符合题意；
D．SO2是非金属氧化物，属于非电解质，故D不符合题意。
综上所述，答案为C。
2．下列溶液导电能力最强的是
A．100 mL 0.1 ml·L-1的醋酸溶液B．100 mL 0.1 ml·L-1的氯化钠溶液
C．100mL 0.1 ml·L-1的硫酸溶液D．100 mL0.1 ml·L-1的盐酸溶液
【答案】C
【解析】A．CH3COOHCH3COO-+H+，故100 mL 0.1 ml·L-1的醋酸溶液中CH3COO-和H+，浓度均小于0.1ml/L；
B．已知NaCl=Na++Cl-，则100 mL 0.1 ml·L-1的氯化钠溶液中Na+和Cl-的浓度等于0.1ml/L；
C．已知H2SO4=2H++，则100mL 0.1 ml·L-1的硫酸溶液中H+的浓度为0.2ml/L，的浓度为0.2ml/L；
D．已知HCl=H++Cl-，则100 mL0.1 ml·L-1的盐酸溶液中H+和Cl-的浓度为0.1ml/L；
综上所述，故0.1ml/L的硫酸溶液中的导电能力最强；
故答案为C。
3．对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是
A．加水稀释相同的倍数后，两溶液的pH：醋酸>盐酸
B．使温度都升高20℃后，两溶液的pH均减小
C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气：盐酸多
【答案】C
【解析】A．醋酸中存在电离平衡，盐酸中不存在氯化氢的电离平衡，加水稀释后，促进醋酸的电离，所以盐酸的pH变化程度大，溶液的pH：盐酸>醋酸，故A错误；
B．盐酸是强酸，不存在电离平衡，升高温度不影响盐酸的pH，pH不变，醋酸是弱酸，其水溶液中存在电离平衡，升高温度，促进醋酸电离，导致醋酸溶液中氢离子浓度增大，所以醋酸的pH减小，故B错误；
C．向盐酸中加入醋酸钠晶体，醋酸钠和盐酸反应生成醋酸，导致溶液的pH增大，向醋酸中加入醋酸钠，能抑制醋酸电离，导致其溶液的pH增大，故C正确；
D．pH相同、体积相同的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸，且二者都是一元酸，所以分别与足量的锌反应，醋酸产生的氢气比盐酸多，故D错误；
故选C。
4．已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表：下列说法正确的是
A．Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO+SO2+H2O=2HCO+SO
B．相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更强
C．NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO
D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
【答案】A
【分析】电离平衡常数可以表示酸性强弱，从电离平衡常数可以判断出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO。
【解析】A．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因为酸性：H2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正确；
B．酸性：H2SO3＞H2CO3，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，前者更强，故B错误；
C．NaClO溶液中通入少量CO2：由于酸性：HClO＞HCO，所以不能生成HClO和CO，应该生成HClO和HCO：ClO-+CO2+H2O=HClO+ HCO，故C错误；
D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，故D错误；
故选A。
5．已知室温时，0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是
A．该溶液的pH=4
B．升高温度，溶液的pH变小
C．由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍
D．此酸的电离常数约为1×10-5
【答案】D
【解析】A．0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则c(H+)=0.1 ml/L×0.1%=1×10-4 ml/L，则该溶液的pH=4，A正确；
B．HA是弱酸，在溶液中存在电离平衡，升高温度，电离平衡正向移动，导致溶液中c(H+)增大，因此该溶液的pH会变小，B正确；
C．0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则c(H+)=0.1 ml/L×0.1%=1×10-4 ml/L，室温下水的离子积常数Kw=10-14，所以溶液中水电离产生的c(H+)水=c(OH-)=，由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的倍数是：，即由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍，C正确；
D．电离平衡常数是弱电解质达到电离平衡时电离产生的离子浓度的乘积与未电离的电解质分子浓度的比，则该反应的电离平衡常数Ka=，D错误；
故合理选项是D。
6．在CH3COOH溶液中滴入过量稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流强度(I)随氨水的加入体积(V)的变化曲线(如图)是
A．B．C．D．
【答案】A
【解析】醋酸是一元弱酸，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度小，导电性弱，向溶液中加入稀氨水时，醋酸溶液与氨水反应生成醋酸铵，溶液中离子浓度增大，导电能力增强，当醋酸溶液恰好完全反应时，溶液中离子浓度最大，导电性最大，若继续滴入氨水，溶液体积增大，一水合氨在溶液中部分电离，溶液的离子浓度减小，导电能力减弱，则图A的曲线符合醋酸溶液中滴入过量稀氨水时，电流强度随氨水的加入体积的变化，故选A。
7．一定温度下，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：cB．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 ml·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c＜a＜b
【答案】C
【解析】A项，由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B项，加水越多，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a；C项，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；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，即体积相同。
8．已知下面三个数据：7.2×10−4、4.6×10−4、4.9×10−10分别是下列有关的三种酸的电离平衡常数，若已知下列反应可以发生：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2； NaNO2+HF=HNO2+NaF，由此可判断下列叙述不正确的是
A．相同浓度的三种酸中， c(H+)最小的是HF
B．K(HF)=7.2×10−4
C．HF和NaCN可以生成HCN
D．相同温度下， K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)
【答案】A
【分析】根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2； NaNO2+HF=HNO2+NaF，说明三者酸的强弱为HF＞ HNO2＞HCN，则三者的电离平衡常数分别为7.2×10−4、4.6×10−4、4.9×10−10。
【解析】A．根据前面分析HCN酸最弱，当相同浓度的三种酸中， c(H+)最小的是HCN，故A错误；
B．根据前面分析得到K(HF)=7.2×10−4，故B正确；
C．三者酸的强弱为HF＞ HNO2＞HCN，因此HF和NaCN可以生成HCN，故C正确；
D．根据前面分析得到相同温度下， K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，故D正确。
综上所述，答案为A。
9．常温下，①pH=3的硫酸溶液，②0.0001ml/L的醋酸，③溶液中的c(H+)=1×10-4ml/L，④=10-12，则此四种溶液的酸性由强到弱的顺序为
A．①③④②B．④①③②C．④③①②D．①③④②
【答案】B
【解析】氢离子浓度越大，酸性越强，常温下，①pH=3的硫酸溶液中c(H+)=10-3ml/L，醋酸为弱酸不完全电离，所以②0.0001ml/L的醋酸溶液中c(H+)＜10-4ml/L，③溶液中的c(H+)=1×10-4ml/L，④溶液中=10-12，则c(H+)=10-2ml/L；
综上所述酸性由强到弱为④①③②，故答案为B。
10．下列措施能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H+)＞c(OH-)的是
A．向水中通入SO2
B．将水加热煮沸
C．向水中加入NaCl
D．向水中加入少量Na2O
【答案】A
【分析】c(H＋)＞c(OH-)，溶液呈酸性，再根据影响水的电离的因素：温度、同离子效应、所加物质的酸碱性等具体分析水的电离平衡的移动。
【解析】A．向水中通入SO2，生成酸，溶液中的c(H＋)＞c(OH-)，酸对水的电离起抑制作用，A符合题意；
B．加热时促进水的电离，但是氢离子和氢氧根浓度依然相等，溶液仍然呈中性，B不符合题意；
C．NaCl在水中电离出钠离子与氯离子，两者都不能结合水电离的氢离子或氢氧根离子，不能使氢离子或氢氧根离子浓度变化，平衡不移动，不影响水的电离，溶液呈中性，C不符合题意；
D．Na2O和水反应生成氢氧化钠，氢离子浓度降低，使水的电离向右移动，碱性增强，c(H＋)＜c(OH-)，D不符合题意；
答案选A。
11．下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是
A．pH=7的溶液呈中性
B．中性溶液中一定有：c(H+)=1.0×10-7 ml·L-1
C．在100°C时，纯水的pH＜7，因此显酸性
D．在100°C时，c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性
【答案】D
【解析】A．25℃时，pH=7的溶液呈中性，温度不是25℃下，pH=7的溶液不呈中性，A错误；
B．中性溶液中一定有：c(H+)=c(OH-)，但c(H+)不一定等于1.0×10-7 ml·L-1，B错误；
C．纯水中永远有c(H+)=c(OH-)，因此在100°C时，纯水的pH＜7，但仍然显中性，C错误；
D． 任何温度下，中性溶液中一定有：c(H+)=c(OH-)，则c(H+)=c(OH-)的溶液一定呈中性，D正确；
故答案为：D。
12．常温下，pH=11的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别稀释至100 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是
A．X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强
C．若9＜a＜11，则X、Y都是弱碱
D．分别完全中和X、Y这两种碱溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)＞V(Y)
【答案】C
【解析】根据图象曲线变化及信息可知，两种碱溶液具有相同的体积和pH，稀释过程中pH变化越大，其碱性越强，当a=9时，说明X为强碱，若9＜a＜11，说明X、Y都属于弱碱，以此解答该题。
A．由图可知，开始的pH相同，两种碱溶液稀释相同倍数后pH不同，则X、Y的碱性强弱一定不同，二者的物质的量浓度一定不相等，故A错误；
B．稀释后X溶液的pH小于Y溶液，则稀释后Y溶液碱性更强，故B错误；
C．由图可知，开始的pH相同，若9＜a＜11，则1mL的弱碱加水稀释到100mL，溶液的pH变化小于2个单位，说明X、Y中都存在电离平衡，都属于弱碱，故C正确；
D．由图象可知，100mL的X、Y溶液中n(OH-)关系为Y＞X，说明pH=11的X、Y两种碱溶液，溶质浓度Y大于X，完全中和X、Y两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)＜V(Y)，故D错误；
故选：C。
13．下列有关说法不正确的是
A．的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合液的
B．，的溶液，水电离出的
C．任何温度下，都可利用和浓度的相对大小来判断溶液的酸碱性
D．，用试纸测得某氯水的为5
【答案】D
【解析】A． 的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合后氢离子浓度不变，故pH还是为3，A正确；
B．的溶液，，，溶液中的氢离子是水电离出来的，水电离出来的氢离子浓度等于水电离出来的氢氧根离子的浓度，故水电离出的，B正确；
C．任何温度下，只要，溶液呈酸性；只要，溶液呈碱性；只要，溶液呈中性，C正确；
D．氯水具有漂白性，无法用pH试纸测得氯水的pH，D错误；
故选D。
14．下列实验操作正确的是
A．用图1装置进行KMnO4溶液滴定未知浓度的FeSO4溶液实验
B．如图2所示，记录滴定终点读数为19.90 mL
C．中和滴定时，选用图3滴定管盛装NaOH标准溶液
D．为了减小误差，可选用滴定管量取一定体积的溶液
【答案】D
【解析】A．KMnO4溶液具有强氧化性，会腐蚀碱式滴定管的橡胶管，应放于酸式滴定管中，并且在滴定时，滴定管的尖嘴不能插入锥形瓶中，A错误；
B．滴定管“0”刻度在上方，从上至下依次增大，虚线处读数为18.10 mL，B错误；
C．图3为酸性滴定管，不能盛放碱NaOH溶液，C错误；
D．滴定管的精确度为0.01 mL，精确度高，可以量取一定体积的溶解，D正确；
故合理选项是D。
15．温度为t℃时，某NaOH稀溶液中c(H+)=10 -aml•L -1，c(OH -)=10 -bml•L -1；已知：a+b=13，请回答下列问题：
（1）该温度下水的离子积常数Kw=___________，t___________(填“＜”、“＞”或“=”)25。
（2）该NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度为___________，该NaOH溶液中由水电离出的c(OH -)为___________。
（3）回答下列有关醋酸的问题。
在一定温度下，向冰醋酸中加水稀释，溶液导电能力变化情况如图所示：
①加水量为0时，导电能力也为0，请解释原因：___________。
②a、b、c三点醋酸电离程度由大到小的顺序为___________；a、b、c三点对应的溶液中，pH最小的是___________；a、b、c三点对应的溶液中，水的电离程度最大的是___________。
【答案】 10 -13 ＞ 10 -b ml/L 10 -aml/L O点时，冰醋酸中只有分子，无自由移动的离子，所以不导电 c＞b＞a b c
【解析】（1）在t℃时，某NaOH稀溶液中，c(H+)=10-aml•L-1，c(OH-)=10-bml•L-1，已知a+b=13，则该温度下水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)=10-(a+b)=10-13，常温下Kw=10-14，水的电离是吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，Kw增大，t℃时的Kw大于常温下的Kw，说明此时温度大于25℃，故答案为：10-13；＞。
（2）氢氧化钠溶液中c(NaOH )=c(OH -)=10 -bml•L -1，氢氧化钠和水均能电离出氢氧根离子，只有水电离出氢离子，水电离出的氢离子等于水电离出的氢氧根浓度等于10 -aml•L -1，故答案为：10-b ml/L；10-a ml/L。
（3）①在醋酸是共价化合物，本身不存在离子，O点时，冰醋酸中只有分子，无自由移动的离子，所以不导电；
②加水促进弱电解质的电离，加水越多，醋酸的电离程度越大，所以醋酸电离程度由大到小的顺序为：c＞b＞a；在b点时，溶液导电能力最强，离子浓度最大，此时氢离子浓度也最大，则该点溶液对应的pH最小；醋酸电离：，产生的氢离子抑制水的电离，氢离子浓度越大，对水电离的抑制程度越大，加水稀释，溶液中的氢离子浓度减小，水的电离程度增大，c点加水最多，溶液中氢离子浓度最小，所以c点溶液水电离程度最大，所以答案为：c＞b＞a；b；c。
16．常温下，部分酸的电离平衡常数如下：
（1）相同的三种酸，则的浓度从大到小为___________。
（2）的溶液中，的为_____，使此溶液中的电离程度增大且也增大的方法是_______。
（3）中和等量的，消耗等的氢氟酸和硫酸的体积分别为，则a______b(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)。中和等浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需要的物质的量为，则___________。
（4）向中通入少量的，发生的离子方程式为___________。
（5）设计实验证明氢氟酸比盐酸的酸性弱___________。
【答案】c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF) 2×10-6 升温 小于 小于
CN-+CO2+H2O=HCN+HCO 测定等浓度的两种酸的pH，氢氟酸的pH大或等浓度的两种酸分别与Zn反应，初始氢氟酸冒气泡慢
18．（2022·宁夏·永宁县永宁中学高二期末）计算题
（1）某溶液中由水电离出的c(H+)=10-12 ml·L-1，则该溶液的pH为_______。
（2）某温度下，纯水中c(H+)=5.0×10-7 ml·L-1，则该温度下的KW=_______，若温度不变，0.005 ml·L-1的H2SO4溶液中，c(H+)=_______，由水电离出的c(H+)=_______。
（3）将pH=1的盐酸稀释1000倍后，pH为_______。
（4）将pH=1的CH3COOH溶液稀释1000倍后，pH的范围_______。
（5）25℃时，将0.1ml·L-1 NaOH溶液与0.06ml·L-1的H2SO4溶液等体积混合，(忽略混合后体积的变化)，求所得溶液的pH为_______。
（6）将pH=5的H2SO4稀释1000倍后，c(H+)：c(SO)约为_______。
【答案】（1）2或者12
（2）2.5×10-13 0.01ml/L 2.5×10-11ml/L
（3）4
（4）1＜pH＜4
（5）2
（6）20:1
【解析】（1）某溶液中由水电离出的c(H+)=10-12 ml·L-1则可能是强酸溶液，则此溶液中c(OH-)aq=c(OH-)水=c(H+)水=10-12 ml·L-1，c(H+)aq==10-2ml/L，或者是强碱溶液，则此溶液中c(H+)aq= c(H+)水=10-12 ml·L-1，则该溶液的pH为2或者12，故答案为：2或者12；
（2）某温度下，纯水中c(H+)=5.0×10-7 ml·L-1，则该温度下的KW=c(H+)c(OH-)=5.0×10-7×5.0×10-7=2.5×10-13，若温度不变，0.005 ml·L-1的H2SO4溶液中，c(H+)=0.005ml/L×2=0.01ml/L，由水电离出的c(H+)==2.5×10-11ml/L，故答案为：2.5×10-13；0.01ml/L；2.5×10-11ml/L；
（3）根据强酸强碱有限稀释的规律即强酸、强碱每稀释10倍，其pH值向7靠近1个单位可知，将pH=1的盐酸稀释1000倍后，pH为4，故答案为：4；
（4）由于CH3OOH是弱酸，稀释过程中能促进其电离，故将pH=1的CH3COOH溶液稀释1000倍后，pH的范围1＜pH＜4，故答案为：1＜pH＜4；
（5）25℃时，由反应2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O可知，将0.1ml·L-1 NaOH溶液与0.06ml·L-1的H2SO4溶液等体积混合，硫酸过量，充分反应后溶液中的c(H+)==0.01ml/L，则所得溶液的pH为2，故答案为：2；
（6）将pH=5的H2SO4稀释1000倍后，此时c(H+)≈10-7ml/L，而c(SO)==5×10-9ml/L，则c(H+)：c(SO)约为10-7：5×10-9=20:1，故答案为：20:1。
19．某温度(t℃)时，测得0.01ml•L-1的NaOH溶液的pH=13，请回答下列问题：
（1）该温度下水的Kw=___________。
（2）此温度下，将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的H2SO4溶液VbL混合(忽略体积变化)，若所得混合液为中性，且a=12，b=2，则Va：Vb=___________。
【答案】（1）1.0×10-15
（2）10：1
【解析】（1）0.01ml•L-1的NaOH溶液的pH=13，则c(H+)=10-13ml/L，氢氧化钠是强碱，完全电离，所以氢氧根离子浓度等于氢氧化钠浓度=0.01ml/L，则Kw=c(H+)×c(OH-)=10-13×10-2=1.0×10-15。
（2）混合溶液呈中性，且硫酸和氢氧化钠都是强电解质，所以酸中氢离子物质的量和碱中氢氧根离子的物质的量相等，pH=a的NaOH溶液中氢氧根离子浓度=10a-15ml/L，pH=b的H2SO4溶液氢离子浓度=10-bml/L，10a-15ml/L×VaL=10-bml/L×VbL且a=12，b=2，则Va：Vb=10：1。
考点01 弱电解质的电离平衡及影响因素
考点02 电离平衡常数及应用
考点03 水的电离与水的离子积常数
考点04 溶液的酸碱性与pH
考点05 酸碱中和滴定
强电解质
弱电解质
相同点
在水溶液中都能电离，与溶解度无关
不同点
电离程度
完全电离
部分电离
溶质粒子
存在形式
离子
只有电离出的阴阳离子
既有电离出的阴阳离子
分子
无电解质分子
又有电解质分子
表示方法
用“＝”表示
KCl＝K＋＋Cl－
用“”表示
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH—
结构特点
离子化合物及具有强极性键的共价化合物
某些具有弱极性键的共价化合物
化合物类型
绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl
强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI
强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2
弱酸：HClO、HNO2
弱碱：NH3·H2O Cu(OH)2
水：H2O
少数盐：HgCl2、PbAc2
强电解质
完全电离用“＝”
弱电解质
部分电离，用“”
多元弱酸
分步电离，以第一步电离为主(不可合并)
如：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－
不能写成：H2S2H＋＋S2－
多元弱碱
用一步电离表示
如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－
两性氢氧化物
双向电离
如：H＋＋AlO2－＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－
Al(OH)3两性按两种方法电离
酸式电离：Al(OH)3AlO2－＋H2O＋H＋
碱式电离：Al(OH)3Al3＋＋3OH－
酸式盐的电离
强酸的酸式盐
在熔化和溶解条件下的电离方程式不同
NaHSO4溶于水：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－
熔化：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－
弱酸的酸式盐
弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔化状态，在溶解中电离时强中有弱
如NaHCO3强中有弱：NaHCO3＝Na＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。(NaHCO3熔化时只分解不电离)
弱
研究对象为弱电解质
等
电离速率与离子结合成分子的速率相等
动
离子、分子的浓度保持一定
动
电离过程与离子结合成分子过程始终在进行
变
温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡
浓度
溶液越稀，离子结合成分子机会越小，越有利于电离
温度
电解质电离要断键，即电离是吸热的，故升温促进电离
同离子效应
即加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，则能抑制电离
化学反应
加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，则能促进电离
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
升高温度
向右
增大
增大
增强
一元弱酸HA
一元弱碱BOH
电离方程式
HAH＋＋A－
BOHB＋＋OH－
电离常数表达式
Ka＝ EQ \f(c(H+)·c(A—),c(HA))
Kb＝EQ \f(c(B＋)·c(OH—),c(BOH))
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
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
改变条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
HCl
逆
不变
减小
减小
增大
NaOH
逆
不变
减小
增大
减小
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
NaHSO4
逆
不变
减小
减小
增大
加热
正
增大
增大
增大
增大
溶液的酸碱性
本质
25℃
c(H＋)与c(OH－)比较
c(H＋)
酸性溶液
c(H＋)＞c(OH－)
＞10－7 ml·L－1
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
＝10－7 ml·L－1
碱性溶液
c(H＋)＜c(OH－)
＜10－7 ml·L－1
意义
pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强
溶液酸碱性与pH的关系(常温下)
pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液
适用范围
1×10－14 ml·L－1＜c(H＋)＜1 ml·L－1
pH试纸测定
操作
使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH
类别
广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1
精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值
专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸
pH计测量
pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14
稀释前pH
稀释100倍后pH
无限稀释
HCl
2
pH＝4
pH接近7，小于7
CH3COOH
2
pH＜4
NaOH
12
pH＝10
pH接近7，大于7
NH3·H2O
12
pH＞10
溶液类型
相关计算
两种强酸混合
eq \a\vs4\al(强酸：c1H＋强酸：c2H＋)⇒c(H＋)＝
eq \f(c1H＋V1＋c2H＋V2,V1＋V2)⇒pH
巧记：若pH之差≥2的两种强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3
两种强碱混合
eq \a\vs4\al(强碱：c1OH－强碱：c2OH－)⇒c(OH－)＝
eq \f(c1OH－V1＋c2OH－V2,V1＋V2)⇒c(H＋)＝eq \f(Kw,cOH－)⇒pH
巧记：若pH之差≥2的两种强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3
酸
碱
混
合
恰好完全反应呈中性
pH＝7
酸过量
c(H＋)＝eq \f(c1H＋V1－c2OH－V2,V1＋V2)⇒pH
碱过量
c(OH－)＝eq \f(c2OH－V2－c1H＋V1,V1＋V2)⇒c(H＋)＝eq \f(Kw,cOH－)⇒pH
滴定种类
选用的
指示剂
滴定终点
颜色变化
指示剂
用量
滴定终点
判断标准
强酸滴定强碱
甲基橙
黄色→橙色
2～3滴
当指示剂刚好变色并在半分钟内不恢复原色，即认为达到滴定终点
强碱滴定强酸
酚酞
无色→浅红色
强碱滴定弱酸
酚酞
无色→粉红色
强酸滴定弱碱
甲基橙
黄色→橙色
弱碱滴定强酸
红色→橙色
操作及读数
误差分析
仪器的洗涤或润洗
未用标准液润洗滴定管
偏高
未用待测液润洗移液管或所用的滴定管
偏低
用待测液润洗锥形瓶
偏高
洗涤后锥形瓶未干燥
无影响
滴定时溅落液体
标准液漏滴在锥形瓶外一滴
偏高
待测液溅出锥形瓶外一滴
偏低
将移液管下部的残留液吹入锥形瓶
偏高
尖嘴处有气泡
滴前有气泡，滴后无气泡
偏高
读数不正确
滴前仰视，滴后平视
偏低
滴前平视，滴后仰视
偏高
滴前仰视，滴后俯视
偏低
到达终点后，滴定管尖嘴处悬一滴标准液
偏高
H2CO3
H2SO3
HClO
K1=4.30×10-7
K2=5.61×10-11
K1=1.54×10-2
K2=1.02×10-7
K=2.95×10-8
化学式
电离常数
▉考点01 弱电解质的电离平衡及影响因素
1．强弱电解质的比较
2．电离方程式的书写
3．弱电解质的电离平衡概念
（1）电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
（2）电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
4．影响电离平衡的因素
电离平衡的移动符合勒夏特列原理。
以0.1 ml·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。
▉考点02 电离平衡常数及应用
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K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。
2．表达式
3.特点
（1）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。
（2）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
（3）多元弱酸的各步电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步的电离。
4．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＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,溶液中原有弱电解质的分子总数)×100%，也可表示为α＝eq \f(弱电解质的某离子浓度,弱电解质的初始浓度)×100%。
（3）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。
【归纳总结】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
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
▉考点03 水的电离与水的离子积常数
1．水的电离
（1）水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为H2OH＋＋OH－。
（2）25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_ml·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。
（3）特点：
eq \x(难)—极难电离，常温下1 L水只有1×10－7 ml电离
eq \x(逆)—是可逆过程
eq \x(等)—电离出c(H＋) ＝ c(OH－)
eq \x(吸)—是 吸热 过程
2．水的离子积常数
3．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响
▉考点04 溶液的酸碱性与pH
1．溶液呈酸碱性的本质
溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小
2．溶液酸碱性的一种表示——pH
（1）pH计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。
（2）溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
3．溶液酸碱性的测定方法
4．溶液酸碱性的另外一种表示——pOH
①pOH＝－lgc(OH－)
②常温下：pH＋pOH＝14
5．酸碱稀释时pH变化的规律
6．水电离出的c(H＋)与c(OH—)的计算
（1）对于酸溶液，通常溶液的c(H＋)等于酸电离的c(H＋)，水电离出的c(OH－)(水)＝c(H＋)(水)＝ EQ \f(1.0×10－14,c(酸))。
（2）对于碱溶液，通常溶液的c(OH－)等于碱电离的c(OH－)，水电离出的c(H＋)(水)＝c(OH－)(水)＝ EQ \f(1.0×10－14,c(碱))。
【归纳总结】（1）单一溶液的pH计算。
①强酸溶液，如HnA，设物质的量浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝nc ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。
②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝eq \f(10－14,nc)ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
（2）混合溶液的计算(常温下)。
▉考点05 酸碱中和滴定
1．概念
用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定碱(或酸)的浓度。
2．原理
c(待测)＝eq \f(c标准·V标准,V待测)。
3．滴定操作
（1）滴定管的使用方法
①滴定管使用前应检查是否漏水。
②量取一定体积的下列液体时，哪些必须使用如下图所示的滴定管盛装？ce。
a．氨水 b．醋酸钠溶液 c．氯化铵溶液 d．硫代硫酸钠溶液 e．高锰酸钾溶液
③洁净的滴定管在加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水将滴定管洗涤干净，然后用所要盛装的溶液润洗2～3次。
④将反应液加入相应的滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3_mL处。
⑤调节活塞或挤压玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于“0”刻度，并记录读数。
⑥滴定时的操作
（2）关于锥形瓶的使用
①锥形瓶用蒸馏水洗净后，能否用待测液润洗？否。
②中和滴定实验中，锥形瓶内盛放什么物质？待测液(或标准液)、指示剂。
（3）关于滴定过程
①测定NaOH溶液的物质的量浓度，若将滴有2滴酚酞的待测液置于锥形瓶中，滴定终点时，锥形瓶内颜色变化为粉红色变为无色。
若将滴有2滴酚酞的标准液置于锥形瓶中，描述滴定终点现象：当滴入最后半滴待测液时，溶液由无色变为粉红色，30_s内不褪去。
②待滴定管中液面稳定后，记录读数。
【归纳总结】中和滴定指示剂的选择与颜色变化
（4）数据处理
按上述操作重复2～3次，先算出每一次待测液的浓度，再求浓度的平均值。
4．酸碱中和滴定误差分析
(以NaOH标准溶液滴定一定体积的待测HCl为例)
1．下列物质属于弱电解质的是
A．KOHB．H2SO4C．H2OD．SO2
【答案】C
【解析】A．KOH是强碱，属于强电解质，故A不符合题意；
B．H2SO4是强酸，属于强电解质，故B不符合题意；
C．H2O属于弱电解质，故C符合题意；
D．SO2是非金属氧化物，属于非电解质，故D不符合题意。
综上所述，答案为C。
2．下列溶液导电能力最强的是
A．100 mL 0.1 ml·L-1的醋酸溶液B．100 mL 0.1 ml·L-1的氯化钠溶液
C．100mL 0.1 ml·L-1的硫酸溶液D．100 mL0.1 ml·L-1的盐酸溶液
【答案】C
【解析】A．CH3COOHCH3COO-+H+，故100 mL 0.1 ml·L-1的醋酸溶液中CH3COO-和H+，浓度均小于0.1ml/L；
B．已知NaCl=Na++Cl-，则100 mL 0.1 ml·L-1的氯化钠溶液中Na+和Cl-的浓度等于0.1ml/L；
C．已知H2SO4=2H++，则100mL 0.1 ml·L-1的硫酸溶液中H+的浓度为0.2ml/L，的浓度为0.2ml/L；
D．已知HCl=H++Cl-，则100 mL0.1 ml·L-1的盐酸溶液中H+和Cl-的浓度为0.1ml/L；
综上所述，故0.1ml/L的硫酸溶液中的导电能力最强；
故答案为C。
3．对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是
A．加水稀释相同的倍数后，两溶液的pH：醋酸>盐酸
B．使温度都升高20℃后，两溶液的pH均减小
C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气：盐酸多
【答案】C
【解析】A．醋酸中存在电离平衡，盐酸中不存在氯化氢的电离平衡，加水稀释后，促进醋酸的电离，所以盐酸的pH变化程度大，溶液的pH：盐酸>醋酸，故A错误；
B．盐酸是强酸，不存在电离平衡，升高温度不影响盐酸的pH，pH不变，醋酸是弱酸，其水溶液中存在电离平衡，升高温度，促进醋酸电离，导致醋酸溶液中氢离子浓度增大，所以醋酸的pH减小，故B错误；
C．向盐酸中加入醋酸钠晶体，醋酸钠和盐酸反应生成醋酸，导致溶液的pH增大，向醋酸中加入醋酸钠，能抑制醋酸电离，导致其溶液的pH增大，故C正确；
D．pH相同、体积相同的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸，且二者都是一元酸，所以分别与足量的锌反应，醋酸产生的氢气比盐酸多，故D错误；
故选C。
4．已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表：下列说法正确的是
A．Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO+SO2+H2O=2HCO+SO
B．相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更强
C．NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO
D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
【答案】A
【分析】电离平衡常数可以表示酸性强弱，从电离平衡常数可以判断出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO。
【解析】A．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因为酸性：H2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正确；
B．酸性：H2SO3＞H2CO3，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，前者更强，故B错误；
C．NaClO溶液中通入少量CO2：由于酸性：HClO＞HCO，所以不能生成HClO和CO，应该生成HClO和HCO：ClO-+CO2+H2O=HClO+ HCO，故C错误；
D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，故D错误；
故选A。
5．已知室温时，0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是
A．该溶液的pH=4
B．升高温度，溶液的pH变小
C．由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍
D．此酸的电离常数约为1×10-5
【答案】D
【解析】A．0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则c(H+)=0.1 ml/L×0.1%=1×10-4 ml/L，则该溶液的pH=4，A正确；
B．HA是弱酸，在溶液中存在电离平衡，升高温度，电离平衡正向移动，导致溶液中c(H+)增大，因此该溶液的pH会变小，B正确；
C．0.1 ml/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则c(H+)=0.1 ml/L×0.1%=1×10-4 ml/L，室温下水的离子积常数Kw=10-14，所以溶液中水电离产生的c(H+)水=c(OH-)=，由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的倍数是：，即由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍，C正确；
D．电离平衡常数是弱电解质达到电离平衡时电离产生的离子浓度的乘积与未电离的电解质分子浓度的比，则该反应的电离平衡常数Ka=，D错误；
故合理选项是D。
6．在CH3COOH溶液中滴入过量稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流强度(I)随氨水的加入体积(V)的变化曲线(如图)是
A．B．C．D．
【答案】A
【解析】醋酸是一元弱酸，在溶液中部分电离，溶液中离子浓度小，导电性弱，向溶液中加入稀氨水时，醋酸溶液与氨水反应生成醋酸铵，溶液中离子浓度增大，导电能力增强，当醋酸溶液恰好完全反应时，溶液中离子浓度最大，导电性最大，若继续滴入氨水，溶液体积增大，一水合氨在溶液中部分电离，溶液的离子浓度减小，导电能力减弱，则图A的曲线符合醋酸溶液中滴入过量稀氨水时，电流强度随氨水的加入体积的变化，故选A。
7．一定温度下，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
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 ml·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c＜a＜b
【答案】C
【解析】A项，由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B项，加水越多，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a；C项，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；D项，a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，即体积相同。
8．已知下面三个数据：7.2×10−4、4.6×10−4、4.9×10−10分别是下列有关的三种酸的电离平衡常数，若已知下列反应可以发生：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2； NaNO2+HF=HNO2+NaF，由此可判断下列叙述不正确的是
A．相同浓度的三种酸中， c(H+)最小的是HF
B．K(HF)=7.2×10−4
C．HF和NaCN可以生成HCN
D．相同温度下， K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)
【答案】A
【分析】根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2； NaNO2+HF=HNO2+NaF，说明三者酸的强弱为HF＞ HNO2＞HCN，则三者的电离平衡常数分别为7.2×10−4、4.6×10−4、4.9×10−10。
【解析】A．根据前面分析HCN酸最弱，当相同浓度的三种酸中， c(H+)最小的是HCN，故A错误；
B．根据前面分析得到K(HF)=7.2×10−4，故B正确；
C．三者酸的强弱为HF＞ HNO2＞HCN，因此HF和NaCN可以生成HCN，故C正确；
D．根据前面分析得到相同温度下， K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，故D正确。
综上所述，答案为A。
9．常温下，①pH=3的硫酸溶液，②0.0001ml/L的醋酸，③溶液中的c(H+)=1×10-4ml/L，④=10-12，则此四种溶液的酸性由强到弱的顺序为
A．①③④②B．④①③②C．④③①②D．①③④②
【答案】B
【解析】氢离子浓度越大，酸性越强，常温下，①pH=3的硫酸溶液中c(H+)=10-3ml/L，醋酸为弱酸不完全电离，所以②0.0001ml/L的醋酸溶液中c(H+)＜10-4ml/L，③溶液中的c(H+)=1×10-4ml/L，④溶液中=10-12，则c(H+)=10-2ml/L；
综上所述酸性由强到弱为④①③②，故答案为B。
10．下列措施能影响水的电离平衡，并使溶液中的c(H+)＞c(OH-)的是
A．向水中通入SO2
B．将水加热煮沸
C．向水中加入NaCl
D．向水中加入少量Na2O
【答案】A
【分析】c(H＋)＞c(OH-)，溶液呈酸性，再根据影响水的电离的因素：温度、同离子效应、所加物质的酸碱性等具体分析水的电离平衡的移动。
【解析】A．向水中通入SO2，生成酸，溶液中的c(H＋)＞c(OH-)，酸对水的电离起抑制作用，A符合题意；
B．加热时促进水的电离，但是氢离子和氢氧根浓度依然相等，溶液仍然呈中性，B不符合题意；
C．NaCl在水中电离出钠离子与氯离子，两者都不能结合水电离的氢离子或氢氧根离子，不能使氢离子或氢氧根离子浓度变化，平衡不移动，不影响水的电离，溶液呈中性，C不符合题意；
D．Na2O和水反应生成氢氧化钠，氢离子浓度降低，使水的电离向右移动，碱性增强，c(H＋)＜c(OH-)，D不符合题意；
答案选A。
11．下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是
A．pH=7的溶液呈中性
B．中性溶液中一定有：c(H+)=1.0×10-7 ml·L-1
C．在100°C时，纯水的pH＜7，因此显酸性
D．在100°C时，c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性
【答案】D
【解析】A．25℃时，pH=7的溶液呈中性，温度不是25℃下，pH=7的溶液不呈中性，A错误；
B．中性溶液中一定有：c(H+)=c(OH-)，但c(H+)不一定等于1.0×10-7 ml·L-1，B错误；
C．纯水中永远有c(H+)=c(OH-)，因此在100°C时，纯水的pH＜7，但仍然显中性，C错误；
D． 任何温度下，中性溶液中一定有：c(H+)=c(OH-)，则c(H+)=c(OH-)的溶液一定呈中性，D正确；
故答案为：D。
12．常温下，pH=11的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别稀释至100 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是
A．X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强
C．若9＜a＜11，则X、Y都是弱碱
D．分别完全中和X、Y这两种碱溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)＞V(Y)
【答案】C
【解析】根据图象曲线变化及信息可知，两种碱溶液具有相同的体积和pH，稀释过程中pH变化越大，其碱性越强，当a=9时，说明X为强碱，若9＜a＜11，说明X、Y都属于弱碱，以此解答该题。
A．由图可知，开始的pH相同，两种碱溶液稀释相同倍数后pH不同，则X、Y的碱性强弱一定不同，二者的物质的量浓度一定不相等，故A错误；
B．稀释后X溶液的pH小于Y溶液，则稀释后Y溶液碱性更强，故B错误；
C．由图可知，开始的pH相同，若9＜a＜11，则1mL的弱碱加水稀释到100mL，溶液的pH变化小于2个单位，说明X、Y中都存在电离平衡，都属于弱碱，故C正确；
D．由图象可知，100mL的X、Y溶液中n(OH-)关系为Y＞X，说明pH=11的X、Y两种碱溶液，溶质浓度Y大于X，完全中和X、Y两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)＜V(Y)，故D错误；
故选：C。
13．下列有关说法不正确的是
A．的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合液的
B．，的溶液，水电离出的
C．任何温度下，都可利用和浓度的相对大小来判断溶液的酸碱性
D．，用试纸测得某氯水的为5
【答案】D
【解析】A． 的醋酸溶液与的盐酸等体积混合，混合后氢离子浓度不变，故pH还是为3，A正确；
B．的溶液，，，溶液中的氢离子是水电离出来的，水电离出来的氢离子浓度等于水电离出来的氢氧根离子的浓度，故水电离出的，B正确；
C．任何温度下，只要，溶液呈酸性；只要，溶液呈碱性；只要，溶液呈中性，C正确；
D．氯水具有漂白性，无法用pH试纸测得氯水的pH，D错误；
故选D。
14．下列实验操作正确的是
A．用图1装置进行KMnO4溶液滴定未知浓度的FeSO4溶液实验
B．如图2所示，记录滴定终点读数为19.90 mL
C．中和滴定时，选用图3滴定管盛装NaOH标准溶液
D．为了减小误差，可选用滴定管量取一定体积的溶液
【答案】D
【解析】A．KMnO4溶液具有强氧化性，会腐蚀碱式滴定管的橡胶管，应放于酸式滴定管中，并且在滴定时，滴定管的尖嘴不能插入锥形瓶中，A错误；
B．滴定管“0”刻度在上方，从上至下依次增大，虚线处读数为18.10 mL，B错误；
C．图3为酸性滴定管，不能盛放碱NaOH溶液，C错误；
D．滴定管的精确度为0.01 mL，精确度高，可以量取一定体积的溶解，D正确；
故合理选项是D。
15．温度为t℃时，某NaOH稀溶液中c(H+)=10 -aml•L -1，c(OH -)=10 -bml•L -1；已知：a+b=13，请回答下列问题：
（1）该温度下水的离子积常数Kw=___________，t___________(填“＜”、“＞”或“=”)25。
（2）该NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度为___________，该NaOH溶液中由水电离出的c(OH -)为___________。
（3）回答下列有关醋酸的问题。
在一定温度下，向冰醋酸中加水稀释，溶液导电能力变化情况如图所示：
①加水量为0时，导电能力也为0，请解释原因：___________。
②a、b、c三点醋酸电离程度由大到小的顺序为___________；a、b、c三点对应的溶液中，pH最小的是___________；a、b、c三点对应的溶液中，水的电离程度最大的是___________。
【答案】 10 -13 ＞ 10 -b ml/L 10 -aml/L O点时，冰醋酸中只有分子，无自由移动的离子，所以不导电 c＞b＞a b c
【解析】（1）在t℃时，某NaOH稀溶液中，c(H+)=10-aml•L-1，c(OH-)=10-bml•L-1，已知a+b=13，则该温度下水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH-)=10-(a+b)=10-13，常温下Kw=10-14，水的电离是吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，Kw增大，t℃时的Kw大于常温下的Kw，说明此时温度大于25℃，故答案为：10-13；＞。
（2）氢氧化钠溶液中c(NaOH )=c(OH -)=10 -bml•L -1，氢氧化钠和水均能电离出氢氧根离子，只有水电离出氢离子，水电离出的氢离子等于水电离出的氢氧根浓度等于10 -aml•L -1，故答案为：10-b ml/L；10-a ml/L。
（3）①在醋酸是共价化合物，本身不存在离子，O点时，冰醋酸中只有分子，无自由移动的离子，所以不导电；
②加水促进弱电解质的电离，加水越多，醋酸的电离程度越大，所以醋酸电离程度由大到小的顺序为：c＞b＞a；在b点时，溶液导电能力最强，离子浓度最大，此时氢离子浓度也最大，则该点溶液对应的pH最小；醋酸电离：，产生的氢离子抑制水的电离，氢离子浓度越大，对水电离的抑制程度越大，加水稀释，溶液中的氢离子浓度减小，水的电离程度增大，c点加水最多，溶液中氢离子浓度最小，所以c点溶液水电离程度最大，所以答案为：c＞b＞a；b；c。
16．常温下，部分酸的电离平衡常数如下：
（1）相同的三种酸，则的浓度从大到小为___________。
（2）的溶液中，的为_____，使此溶液中的电离程度增大且也增大的方法是_______。
（3）中和等量的，消耗等的氢氟酸和硫酸的体积分别为，则a______b(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)。中和等浓度、等体积的氢氟酸和硫酸需要的物质的量为，则___________。
（4）向中通入少量的，发生的离子方程式为___________。
（5）设计实验证明氢氟酸比盐酸的酸性弱___________。
【答案】c(HCN)>c(H2CO3)>c(HF) 2×10-6 升温 小于 小于
CN-+CO2+H2O=HCN+HCO 测定等浓度的两种酸的pH，氢氟酸的pH大或等浓度的两种酸分别与Zn反应，初始氢氟酸冒气泡慢
18．（2022·宁夏·永宁县永宁中学高二期末）计算题
（1）某溶液中由水电离出的c(H+)=10-12 ml·L-1，则该溶液的pH为_______。
（2）某温度下，纯水中c(H+)=5.0×10-7 ml·L-1，则该温度下的KW=_______，若温度不变，0.005 ml·L-1的H2SO4溶液中，c(H+)=_______，由水电离出的c(H+)=_______。
（3）将pH=1的盐酸稀释1000倍后，pH为_______。
（4）将pH=1的CH3COOH溶液稀释1000倍后，pH的范围_______。
（5）25℃时，将0.1ml·L-1 NaOH溶液与0.06ml·L-1的H2SO4溶液等体积混合，(忽略混合后体积的变化)，求所得溶液的pH为_______。
（6）将pH=5的H2SO4稀释1000倍后，c(H+)：c(SO)约为_______。
【答案】（1）2或者12
（2）2.5×10-13 0.01ml/L 2.5×10-11ml/L
（3）4
（4）1＜pH＜4
（5）2
（6）20:1
【解析】（1）某溶液中由水电离出的c(H+)=10-12 ml·L-1则可能是强酸溶液，则此溶液中c(OH-)aq=c(OH-)水=c(H+)水=10-12 ml·L-1，c(H+)aq==10-2ml/L，或者是强碱溶液，则此溶液中c(H+)aq= c(H+)水=10-12 ml·L-1，则该溶液的pH为2或者12，故答案为：2或者12；
（2）某温度下，纯水中c(H+)=5.0×10-7 ml·L-1，则该温度下的KW=c(H+)c(OH-)=5.0×10-7×5.0×10-7=2.5×10-13，若温度不变，0.005 ml·L-1的H2SO4溶液中，c(H+)=0.005ml/L×2=0.01ml/L，由水电离出的c(H+)==2.5×10-11ml/L，故答案为：2.5×10-13；0.01ml/L；2.5×10-11ml/L；
（3）根据强酸强碱有限稀释的规律即强酸、强碱每稀释10倍，其pH值向7靠近1个单位可知，将pH=1的盐酸稀释1000倍后，pH为4，故答案为：4；
（4）由于CH3OOH是弱酸，稀释过程中能促进其电离，故将pH=1的CH3COOH溶液稀释1000倍后，pH的范围1＜pH＜4，故答案为：1＜pH＜4；
（5）25℃时，由反应2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O可知，将0.1ml·L-1 NaOH溶液与0.06ml·L-1的H2SO4溶液等体积混合，硫酸过量，充分反应后溶液中的c(H+)==0.01ml/L，则所得溶液的pH为2，故答案为：2；
（6）将pH=5的H2SO4稀释1000倍后，此时c(H+)≈10-7ml/L，而c(SO)==5×10-9ml/L，则c(H+)：c(SO)约为10-7：5×10-9=20:1，故答案为：20:1。
19．某温度(t℃)时，测得0.01ml•L-1的NaOH溶液的pH=13，请回答下列问题：
（1）该温度下水的Kw=___________。
（2）此温度下，将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的H2SO4溶液VbL混合(忽略体积变化)，若所得混合液为中性，且a=12，b=2，则Va：Vb=___________。
【答案】（1）1.0×10-15
（2）10：1
【解析】（1）0.01ml•L-1的NaOH溶液的pH=13，则c(H+)=10-13ml/L，氢氧化钠是强碱，完全电离，所以氢氧根离子浓度等于氢氧化钠浓度=0.01ml/L，则Kw=c(H+)×c(OH-)=10-13×10-2=1.0×10-15。
（2）混合溶液呈中性，且硫酸和氢氧化钠都是强电解质，所以酸中氢离子物质的量和碱中氢氧根离子的物质的量相等，pH=a的NaOH溶液中氢氧根离子浓度=10a-15ml/L，pH=b的H2SO4溶液氢离子浓度=10-bml/L，10a-15ml/L×VaL=10-bml/L×VbL且a=12，b=2，则Va：Vb=10：1。
考点01 弱电解质的电离平衡及影响因素
考点02 电离平衡常数及应用
考点03 水的电离与水的离子积常数
考点04 溶液的酸碱性与pH
考点05 酸碱中和滴定
强电解质
弱电解质
相同点
在水溶液中都能电离，与溶解度无关
不同点
电离程度
完全电离
部分电离
溶质粒子
存在形式
离子
只有电离出的阴阳离子
既有电离出的阴阳离子
分子
无电解质分子
又有电解质分子
表示方法
用“＝”表示
KCl＝K＋＋Cl－
用“”表示
NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH—
结构特点
离子化合物及具有强极性键的共价化合物
某些具有弱极性键的共价化合物
化合物类型
绝大多数盐：NaCl、KNO3、AgCl
强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI
强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2
弱酸：HClO、HNO2
弱碱：NH3·H2O Cu(OH)2
水：H2O
少数盐：HgCl2、PbAc2
强电解质
完全电离用“＝”
弱电解质
部分电离，用“”
多元弱酸
分步电离，以第一步电离为主(不可合并)
如：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－
不能写成：H2S2H＋＋S2－
多元弱碱
用一步电离表示
如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－
两性氢氧化物
双向电离
如：H＋＋AlO2－＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－
Al(OH)3两性按两种方法电离
酸式电离：Al(OH)3AlO2－＋H2O＋H＋
碱式电离：Al(OH)3Al3＋＋3OH－
酸式盐的电离
强酸的酸式盐
在熔化和溶解条件下的电离方程式不同
NaHSO4溶于水：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－
熔化：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－
弱酸的酸式盐
弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔化状态，在溶解中电离时强中有弱
如NaHCO3强中有弱：NaHCO3＝Na＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－。(NaHCO3熔化时只分解不电离)
弱
研究对象为弱电解质
等
电离速率与离子结合成分子的速率相等
动
离子、分子的浓度保持一定
动
电离过程与离子结合成分子过程始终在进行
变
温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡
浓度
溶液越稀，离子结合成分子机会越小，越有利于电离
温度
电解质电离要断键，即电离是吸热的，故升温促进电离
同离子效应
即加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，则能抑制电离
化学反应
加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，则能促进电离
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
升高温度
向右
增大
增大
增强
一元弱酸HA
一元弱碱BOH
电离方程式
HAH＋＋A－
BOHB＋＋OH－
电离常数表达式
Ka＝ EQ \f(c(H+)·c(A—),c(HA))
Kb＝EQ \f(c(B＋)·c(OH—),c(BOH))
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
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
改变条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
HCl
逆
不变
减小
减小
增大
NaOH
逆
不变
减小
增大
减小
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
NaHSO4
逆
不变
减小
减小
增大
加热
正
增大
增大
增大
增大
溶液的酸碱性
本质
25℃
c(H＋)与c(OH－)比较
c(H＋)
酸性溶液
c(H＋)＞c(OH－)
＞10－7 ml·L－1
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
＝10－7 ml·L－1
碱性溶液
c(H＋)＜c(OH－)
＜10－7 ml·L－1
意义
pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强
溶液酸碱性与pH的关系(常温下)
pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液
适用范围
1×10－14 ml·L－1＜c(H＋)＜1 ml·L－1
pH试纸测定
操作
使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH
类别
广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1
精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值
专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸
pH计测量
pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14
稀释前pH
稀释100倍后pH
无限稀释
HCl
2
pH＝4
pH接近7，小于7
CH3COOH
2
pH＜4
NaOH
12
pH＝10
pH接近7，大于7
NH3·H2O
12
pH＞10
溶液类型
相关计算
两种强酸混合
eq \a\vs4\al(强酸：c1H＋强酸：c2H＋)⇒c(H＋)＝
eq \f(c1H＋V1＋c2H＋V2,V1＋V2)⇒pH
巧记：若pH之差≥2的两种强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3
两种强碱混合
eq \a\vs4\al(强碱：c1OH－强碱：c2OH－)⇒c(OH－)＝
eq \f(c1OH－V1＋c2OH－V2,V1＋V2)⇒c(H＋)＝eq \f(Kw,cOH－)⇒pH
巧记：若pH之差≥2的两种强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3
酸
碱
混
合
恰好完全反应呈中性
pH＝7
酸过量
c(H＋)＝eq \f(c1H＋V1－c2OH－V2,V1＋V2)⇒pH
碱过量
c(OH－)＝eq \f(c2OH－V2－c1H＋V1,V1＋V2)⇒c(H＋)＝eq \f(Kw,cOH－)⇒pH
滴定种类
选用的
指示剂
滴定终点
颜色变化
指示剂
用量
滴定终点
判断标准
强酸滴定强碱
甲基橙
黄色→橙色
2～3滴
当指示剂刚好变色并在半分钟内不恢复原色，即认为达到滴定终点
强碱滴定强酸
酚酞
无色→浅红色
强碱滴定弱酸
酚酞
无色→粉红色
强酸滴定弱碱
甲基橙
黄色→橙色
弱碱滴定强酸
红色→橙色
操作及读数
误差分析
仪器的洗涤或润洗
未用标准液润洗滴定管
偏高
未用待测液润洗移液管或所用的滴定管
偏低
用待测液润洗锥形瓶
偏高
洗涤后锥形瓶未干燥
无影响
滴定时溅落液体
标准液漏滴在锥形瓶外一滴
偏高
待测液溅出锥形瓶外一滴
偏低
将移液管下部的残留液吹入锥形瓶
偏高
尖嘴处有气泡
滴前有气泡，滴后无气泡
偏高
读数不正确
滴前仰视，滴后平视
偏低
滴前平视，滴后仰视
偏高
滴前仰视，滴后俯视
偏低
到达终点后，滴定管尖嘴处悬一滴标准液
偏高
H2CO3
H2SO3
HClO
K1=4.30×10-7
K2=5.61×10-11
K1=1.54×10-2
K2=1.02×10-7
K=2.95×10-8
化学式
电离常数
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