大单元七　电解质溶液中的离子平衡 第23讲　弱电解质的电离平衡　溶液的pH 学案 （含答案）2026届高三化学一轮大单元复习

大单元七　电解质溶液中的离子平衡
第23讲　弱电解质的电离平衡　溶液的pH
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复习目标 1. 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。2. 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。
熟记网络
课前自测 判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1) (2016·江苏卷)图甲表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程( 　　)(2) 已知常温下，H3PO4的Ka1＝6.9×10－3，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，则三种酸的酸性由大到小顺序为H3PO4 ＞ CH3COOH ＞H2CO3( 　　)(3) 醋酸的起始浓度越小，电离度越大( 　　)(4) (2016·江苏卷)室温下，稀释0.1 mol/L CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强( 　　)(5) (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( 　　)(6) (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( 　　)(7) (2016·江苏卷)图乙表示强碱滴定强酸的滴定曲线( 　　)(8) (2018·江苏卷)图丙是室温下用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L 某一元酸HX的滴定曲线，说明HX是一元强酸( 　　)甲 　乙　 丙
考点1　电离平衡及电离平衡常数(Ka、Kb)
知 识 梳 理
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
[及时巩固]
下列10种物质：①石墨；②三氧化硫；③液态氯化氢；④氯气；⑤熔融的硫酸钾；⑥氯化钠晶体；⑦稀硫酸；⑧乙醇；⑨NH3·H2O；⑩冰醋酸。其中是强电解质有_________(填序号，下同)，是弱电解质有______，是非电解质有______。
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。
弱电解质的电离平衡
1. 弱电解质的电离是个吸热的过程。
2. 电离平衡的建立过程：
电离平衡常数
常见弱酸、弱碱的电离平衡常数表达式与参考数据(25 ℃)
弱电解质 电离方程式 平衡常数表达式 数据
NH3·H2O NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝ Kb＝1.8×10－5
CH3COOH CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka ＝ Ka＝1.8×10－5
HClO HClOH＋＋ClO－ Ka＝ Ka＝4.0×10－8
H2CO3 H2CO3H＋＋HCO Ka1＝ Ka1＝4.4×10－7
HCOH＋＋CO Ka2＝ Ka2＝4.6×10－11
H2C2O4 H2C2O4H＋＋HC2O Ka1＝ Ka1＝5.6×10－2
HC2OH＋＋C2O Ka2＝ Ka2＝1.5×10－4
H3PO4 H3PO4H＋＋H2PO Ka1＝ Ka1＝6.9×10－3
H2POH＋＋HPO Ka2＝ Ka2＝6.2×10－8
HPOH＋＋PO Ka3＝ Ka3＝4.8×10－13
①电离是吸热过程。电离常数K只与温度有关，温度升高，K______(填“增大”或“减小”)。
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，且以第一步电离为主。
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___(填“强”或“弱”)。由以上表格数据(Ka1)可知，25 ℃时酸性由强到弱的是H2C2O4>H3PO4>CH3COOH>H2CO3>HClO。
电离度
1. 表达式
α＝×100%
c已电离＝c始·α
2. 意义：衡量弱电解质的电离程度，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。
3. 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 CH3COOH溶液为例(25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.8×10－5。单位：mol/L)。
　 CH3COOHCH3COO－＋H＋
开始 0.1 0 0
变化 0.1α 0.1α 0.1α
平衡 0.1(1－α) 0.1α 0.1α
Ka＝＝1.8×10－5，
＝1.8×10－5，＝1.8×10－4，
由于弱电解质的电离是微弱的，故1－α≈1，α＝×100%≈1.34%。
(2) 电离度α与电离平衡常数Ka的关系
Ka＝，由于1－α≈1，
故α＝。
①c始相同的不同弱酸，可以直接通过Ka比较电离度α的大小。
②同一弱酸，c始越小，电离度α越大。
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：向弱电解质溶液中加水稀释，电离平衡向______(填“电离”或“结合”)方向移动，电离程度______(填“增大”或“减小”)。
(2) 温度：弱电解质的电离一般是______(填“吸热”或“放热”)过程，升高温度，电离平衡向______(填“电离”或“结合”)方向移动，电离程度______(填“增大”或“减小”)。
[及时巩固]
在CH3COOH溶液中存在如下平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－。加入少量下列物质或采取下述方法，能使平衡逆向移动的是___(填字母)。
A. 加水　　　　　 B. CH3COONa固体
C. 升温 D. NaCl固体
盐酸和醋酸的比较
1. 同温度、同浓度(如1 mol/L)、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
(1) 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 盐酸大于1 mol/L 醋酸 离子浓度越大，导电性越强
电荷数 1 mol/L CuSO4溶液大于1 mol/L NaCl溶液 离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，导电性越强
(2) 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
典 题 悟 法
电离方程式
　下列物质或粒子在水溶液中的电离方程式书写正确的是___(填字母)。
A. CH3COOH===H＋＋CH3COO－
B. H3PO43H＋＋PO
C. Al2(SO4)3===Al＋(SO4)
D. NaHCO3??Na＋＋HCO
E. NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
电离平衡的影响因素
　向pH≈10的含硫废水中加入适量FeSO4溶液，产生黑色沉淀且溶液的pH降低。H2S水溶液中存在电离平衡：H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。下列关于H2S溶液的说法正确的是___(填序号)。
①滴加新制氯水，H2S、HS－的电离平衡均向左移动，pH减小
②加水，H2S、HS－的电离平衡向右移动，c(H＋)增大
③通入过量SO2气体，H2S、HS－的电离平衡均向左移动，pH增大
④加入少量CuSO4固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子的浓度都减小
同浓度(或同氢离子浓度)强酸和弱酸的比较
　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分别与这两种酸溶液反应，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_________。
电离平衡常数的计算
　(1) (2024·连云港高级中学)水合肼(N2H4·H2O)易溶于水，具有弱碱性和还原性，水合肼电离平衡常数表达式为Kb1(N2H4·H2O)＝___。
(2) (2024·江苏卷)已知Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。常温下将SO2气体通入0.1 mol/L NaOH 溶液中，当溶液pH＝4时停止通气。则所得溶液中：c(SO)___c(HSO)(填“>”“＝”或“<”)。
(3) 现有2.0×10－3 mol/L 氢氟酸溶液，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，实验测得25 ℃时平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图所示。25 ℃时，HF的电离平衡常数Ka(HF)＝__________________。
电离平衡常数的应用
　(2024·江苏新高考学校大联考)已知：H2CO3和H2S常温下的电离平衡常数分别为Ka1＝4×10－7，Ka2＝5×10－11；Kal＝1×10－7，Ka2＝1×10－13；H2S与Na2CO3溶液发生反应的离子方程式为_____________________________________________。
该反应的平衡常数K＝____________。
考点2　水的电离和溶液的pH
知 识 梳 理
水的电离与离子积常数
水电离平衡的影响因素
1. 温度：水的电离是吸热过程，升高温度可促进水的电离
2. 加入酸、碱：抑制水的电离
3. 加入能水解的盐：促进水的电离
溶液的酸碱性与pH测定
1. 常温下，溶液的酸碱性(填“>”“<”或“＝”)
溶液 c(H＋)和c(OH－)关系 c(H＋)/(mol/L) c(OH－)/(mol/L)
酸性溶液 c(H＋)___c(OH－) ___1×10－7 ___1×10－7
中性溶液 c(H＋)___c(OH－) ___1×10－7 ___1×10－7
碱性溶液 c(H＋)___c(OH－) ___1×10－7 ___1×10－7
2. 溶液的pH及测定方法
定义 pH＝－lgc(H＋)　
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
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＝－lgc(OH－)；
(2) 常温下：pH＋pOH＝14。
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、lg1.32≈0.12、lg1.34≈0.13)。
类型 类型 溶液中c(H＋)或c(OH－) pH
一元强酸 0.10 mol/L HCl溶液 _____________________________________________ ____________
一元弱酸 0.10 mol/L CH3COOH溶液 _____________________________________________ ____________
一元强碱 0.10 mol/L NaOH溶液 _____________________________________________ _______________
一元弱碱 0.10 mol/L NH3·H2O溶液 _____________________________________________ _______________
酸或碱稀释的图像
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
典 题 悟 法
水的电离及其影响因素
　(2023·徐州七中)水的离子积常数随着温度的变化关系如表：
温度/℃ 25 50 75 100
Kw/(×10－14) 1.0 5.5 20.0 56.0
下列说法正确的是( 　　)
A. 纯水中c(H＋)的大小与温度无关
B. 水的电离度：α(50 ℃)<α(75 ℃)
C. 100 ℃时，某溶液的c(OH－)＝1.0×10－7 mol/L，该溶液呈中性
D. 25 ℃时，0.01 mol/L NaOH溶液中，Kw(H2O)＝1.0×10－12
利用水的离子积与弱电解质电离平衡常数求解化学平衡常数
　(2024·南通三模)25 ℃时，Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5；Ka1＝4×10－7，Ka2＝5×10－11；反应NH3·H2O(aq)＋HCO(aq)===NH(aq)＋CO(aq)＋H2O(l)的平衡常数K＝____________。
pH的计算
　(1) 室温下，pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合。混合后溶液的pH为______(溶液混合后体积变化忽略不计)。
(2) pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释500倍，则稀释后，＝___(溶液混合后体积变化忽略不计)。
弱酸的稀释曲线图像
　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
利用分布分数图及pH求电离常数
　(2024·徐州期末)已知常温下H2S溶液中含硫粒子的物质的量分数随pH变化情况如图所示。Ka1(H2S)＝__________________，Ka2(H2S)＝_____________________。
深度指津
Kw曲线分析
1. Kw单曲线分析(25 ℃)
图甲中曲线上任何一点都处于水的电离平衡状态，
任何一点的c(H＋)·c(OH－)都固定为1×10－14。
b点溶液c(H＋)＝c(OH－)，为中性；
a点溶液c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性；
c点溶液c(OH－)＞c(H＋)，呈碱性。
加入碱抑制水的电离，能引起b→c的变化。加入酸也抑制水的电离，引起b→a的变化。
甲　 乙
2. Kw双曲线分析
图乙所示的两条曲线表示两个不同温度下，水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系图。
①因为水的电离是吸热过程，升高温度促进水的电离，水的离子积常数增大，所以T＞25；升高温度不能引起a(中性)→d(碱性)的变化，但能引起a(中性)→c(中性)的变化。
②两条曲线上任意点均有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
③a点和c点溶液中c(H＋)＝c(OH－)，均呈中性；b点溶液中：c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性；d点溶液中：c(OH－)＞c(H＋)，呈碱性。
考点3　酸碱中和滴定
知 识 梳 理
酸碱中和滴定
以HCl溶液为标准液，滴定待测液NaOH溶液为例。
1. 概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法，叫作酸碱中和滴定。
2. 原理：c(测)＝。
3. 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。
4. 操作
(1) 主要仪器：_______________、_______________、铁架台(带管夹)、_________、大烧杯。
(2) 试剂：标准HCl溶液、待测NaOH溶液、甲基橙。
(3) 滴定前准备
锥形瓶：洗涤→装待测液(NaOH溶液)→记体积→加甲基橙。
5. 滴定
6. 终点判断
滴入最后半滴HCl溶液时，_________________________________________________________，停止滴定，并记录HCl溶液的体积，重复上述操作2～3次。
7. 数据处理
求出消耗HCl溶液的平均值，根据原理进行计算。若三次滴定分别消耗盐酸的体积为20.02 mL、19.98 mL、23.00 mL，其中________________________与其他数据相差较大，要舍去。
常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂 变色范围
甲基橙
酚酞
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)偏高，反之偏低。
3. 俯视与仰视
(1) 图示：对量筒及滴定管读数时，产生误差的不同(见图1、2)。
(2) 规律
①量筒：“高高低低”。眼睛高于刻度线(俯视)，测得溶液体积偏大(高)；眼睛低于刻度线(仰视)，测得溶液体积偏小(低)。
②滴定管：“高低低高”。眼睛高于刻度线(俯视)，测得溶液体积偏小(低)；眼睛低于刻度线(仰视)，测得溶液体积偏大(高)。
4. 具体分析
中和滴定误差分析如下[以已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液(甲基橙作指示剂)为例(填“偏高”“偏低”或“无影响”)]：
步骤 操作 c(NaOH)
洗涤 未用标准溶液润洗滴定管 ______
锥形瓶用待测溶液润洗 ______
未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管 ______
锥形瓶洗净后瓶内还残留有蒸馏水 _________
滴定 滴定前有气泡，滴定后无气泡 ______
滴定前无气泡，滴定后有气泡 ______
滴定过程中振荡时有液滴溅出 ______
滴定时加入指示剂过多(甲基橙为有机弱碱) ______
滴定时有几滴标准溶液附着在锥形瓶壁上 ______
读数 滴定前仰视读数或滴定后俯视读数 ______
滴定前俯视读数或滴定后仰视读数 ______
其他
滴定终点时滴定管尖嘴悬半滴溶液 ______
指示剂变色立即停止滴定 ______
图示分析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标准NaOH溶液滴定20.00 mL 0.10 mol/L HCl溶液(如图1)
图1
加入NaOH溶液 剩余HCl溶液/mL 过量NaOH溶液/mL pH
滴定/% V/mL
99.9 19.98 0.02 — 4.3 滴定突跃ΔpH＝5．4
100.0 20.00 0.00 0.00 7.0
100.1 20.02 — 0.02 9.7
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，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)
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 1.0 mol/L 3.3 10.7 ΔpH＝7.4
0.10 mol/L 0.10 mol/L 4.3 9.7 ΔpH＝5.4
0.01 mol/L 0.01 mol/L 5.3 8.7 ΔpH＝3.4
2. 强碱滴定弱酸曲线(如图)
由图可知，酸性越弱，Ka越小，滴定突跃范围就越小。
典 题 悟 法
酸碱中和滴定图像
　(2024·无锡期中)如图所示为常温下用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定10.00 mL未知浓度的硫酸(用酚酞作指示剂)的滴定曲线。下列说法正确的是( 　　)
A. 水电离出的氢氧根离子浓度：a>b
B. 硫酸的物质的量浓度为0.200 0 mol/L
C. 指示剂变色时，说明硫酸与NaOH恰好完全反应
D. 当滴加NaOH溶液的体积为10.00 mL时，该混合液的c＝0.05 mol/L
误差分析
　(2024·苏州)用一定浓度的NaOH标准溶液滴定未知浓度的醋酸溶液。下列情况会使测定的醋酸溶液物质的量浓度偏低的是( 　　)
A. 碱式滴定管用蒸馏水洗净后，直接注入NaOH标准溶液
B. 锥形瓶用蒸馏水洗净后，直接装入未知浓度的醋酸溶液
C. 滴定到终点读数时，俯视刻度线(滴定前平视)
D. 碱式滴定管尖端滴定前有气泡，滴定后气泡消失
滴定操作的步骤设计
　(2022·江苏卷)实验中需要测定溶液中Ce3＋的含量。已知：水溶液中Ce4＋可用准确浓度的(NH4)2Fe(SO4)2溶液滴定，以苯代邻氨基苯甲酸为指示剂，滴定终点时溶液由紫红色变为亮黄色，滴定反应为Fe2＋＋Ce4＋===Fe3＋＋Ce3＋。
请补充完整实验方案：①准确量取25.00 mL Ce3＋溶液[c(Ce3＋)约为0.2 mol/L]，加氧化剂将Ce3＋完全氧化并去除多余氧化剂后，用稀硫酸酸化，将溶液完全转移到250 mL容量瓶中后定容；②按规定操作分别将0.020 00 mol/L (NH4)2Fe(SO4)2溶液和待测Ce4＋溶液装入如图所示的滴定管中；③__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________　
1. (2024·苏州期中)下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是( 　　)
A. 常温下，测得0.1 mol/L醋酸溶液的pH约为3
B. 常温下，测得0.1 mol/L醋酸钠溶液的pH约为8
C. 常温下，pH＝1的醋酸溶液和pH＝13的Ba(OH)2溶液等体积混合，溶液呈酸性
D. 相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应，产生H2的起始速率相等
2. (2023·苏州期末)常温下，下列关于水的电离的叙述正确的是( 　　)
A. 升高温度，水的电离平衡正向移动，Kw增大，c(H＋)不变
B. 向水中加入少量稀硫酸，水的电离平衡逆向移动，Kw不变，c(H＋)增大
C. 向水中加入氨水，水的电离平衡逆向移动，Kw不变，c(OH－)减小
D. 向水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡逆向移动，Kw不变，c(H＋)减小
3. (2024·无锡期中)0.1 mol/L CH3COOH溶液与0.1 mol/L HCl溶液分别稀释相同的倍数，随着水的加入，溶液中c(H＋)变化曲线正确的是( 　　)
A B
C D
4. (2023·南通期末)常温下，将20.00 mL 0.100 0 mol/L CH3COOH溶液置于锥形瓶中，将0.100 0 mol/L NaOH溶液置于滴定管中，用NaOH溶液滴定CH3COOH，实验中的下列情形会导致达到滴定终点时，消耗NaOH溶液体积小于20 mL的是( 　　)
A. 装NaOH溶液的滴定管水洗后未用待装液润洗
B. 滴定管滴定前尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失
C. 滴定过程中，用蒸馏水将附着在瓶壁上的液体冲入溶液中
D. 滴定结束时，俯视滴定管进行读数
第23讲　弱电解质的电离平衡　溶液的pH
[备考导航]
(1) √　(2) √　(3) √　(4) ×　(5) ×　(6)×　(7)√　(8)×
考点1
[知识梳理]
知识1
[及时巩固]　③⑤⑥　⑨⑩　②⑧
知识3
[常考归纳]　①增大　③强
知识5
2. (1) 电离　增大　(2) 吸热　电离　增大
[及时巩固]　B
[典题悟法]
典例1　E　【解析】 醋酸为弱酸，是弱电解质，电离时应当用可逆符号：CH3COOHH＋＋CH3COO－，A错误；磷酸不是强电解质，应分步电离，以第一步为主，H3PO4H＋＋H2PO，B错误；Al2(SO4)3属于盐，完全电离：Al2(SO4)3===2Al3＋＋3SO，C错误；碳酸氢钠应完全电离，电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO，D错误。
典例2　①　【解析】 H2S具有还原性，滴加新制氯水后，H2S被氧化，c(H2S)减小，平衡向左移动，氯水中含有HCl，发生氧化还原反应后也生成HCl，pH减小，①正确；加水稀释弱酸的稀溶液，弱酸的电离度增大，平衡向右移动，但c(H＋)减小，②错误；SO2可与H2S发生反应生成S和H2O，c(H2S)减小，平衡向左移动，但过量SO2与水反应生成H2SO3，可使溶液酸性增强，pH减小，③错误；发生反应：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，生成了强酸，c(H＋)增大，④错误。
典例3　(1) ①a＞b　②a＝b　③a＝b
(2) ①ab
【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a典例4　(1) 　(2) <　(3) 4.0×10－4
【解析】 (1) 水合肼N2H4·H2O溶于水发生电离，N2H4·H2ON2H＋OH－，则Kb1(N2H4·H2O)＝。(2) pH为4，依据Ka2＝，则6.2×10－8＝，＝6.2×10－4<1，故c典例5　H2S＋COHCO＋HS－　2×103
【解析】 根据Ka1(H2S)>Ka2(H2CO3)，故H2S与Na2CO3溶液发生反应的离子方程式为H2S＋COHCO＋HS－。该反应的平衡常数
K＝＝＝＝＝2×103。
考点2
[知识梳理]
知识3
1. >　>　<　＝　＝　＝　<　<　>
2. 玻璃棒　标准比色卡　pH计　pH试纸　pH计
知识4
2. c(H＋)＝0.10 mol/L　1.00
c(H＋)≈≈1.32×10－3 mol/L　2.88
c(OH－)＝0.1 mol/L　13.00
c(OH－)≈≈1.34×10－3 mol/L　11.13
[典题悟法]
典例6　B　【解析】 由表中数据可知，随温度的升高，Kw逐渐增大，则水的电离程度增大，电离产生的c(H＋)增大，A错误；随着温度升高，Kw逐渐增大，则水的电离程度增大，则α(50 ℃)<α(75 ℃)，B正确；100 ℃ 时，Kw＝56.0×10－14，c(OH－)＝1.0×10－7 mol/L时，c(H＋)＝ mol/L＝5.6×10－6 mol/L>c(OH－)，溶液呈酸性，C错误；25 ℃时，Kw＝1.0×10－14，温度不变，Kw不变，D错误。
典例7　0.09　【解析】 该反应的平衡常数K＝＝××＝Kb×Ka2×＝1.8×10－5×5×10－11×＝0.09。
典例8　(1) 10　(2)
【解析】 (1) pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10－3 mol/L，pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝ mol/L＝10－2 mol/L，二者以体积比9∶1混合，Ba(OH)2 过量，溶液呈碱性，混合溶液中c(OH－)＝＝1×10－4 mol/L，pOH＝4，则pH＝10。(2) 稀释前c(SO)＝ mol/L，稀释后c(SO)＝ mol/L＝10－8 mol/L，c(H＋)稀释后接近10－7 mol/L，故≈＝。
典例9　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，故曲线Ⅱ表示CH3COOH，曲线Ⅰ表示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：b典例10　10－7.0　10－13.0
【解析】 由图可知，左边第一个交点时，c(H2S)＝c(HS－)，此时pH＝7.0，根据Ka1(H2S)＝＝c(H＋)＝10－7.0，同理，根据第二个交点，Ka2(H2S)＝ 10－13.0。
考点3
[知识梳理]
知识1
4. (1) 酸式滴定管　碱式滴定管　锥形瓶
6. 溶液由黄色变成橙色，且半分钟内不恢复原来的颜色
7. 23.00 mL
知识3
3. (1) 偏大　偏小　偏小　偏大
4. 偏高　偏高　偏低　无影响　偏高　偏低　偏低　偏高　偏高　偏低　偏高　偏高　偏低
[典题悟法]
典例11　D　【解析】 酸、碱抑制水的电离，a点剩余硫酸的浓度比b点大，a点对水电离的抑制作用比b点大，所以水电离出的氢氧根离子浓度：a＜b，A错误；当滴加NaOH溶液的体积为20.00 mL时，硫酸与NaOH刚好完全反应，则2c(H2SO4)×10.00 mL＝0.100 0 mol/L×20 mL，c(H2SO4)＝0.100 0 mol/L，B错误；当最后半滴标准NaOH溶液滴入，溶液恰好由无色变成粉红色，且在半分钟内不变色时，达到了滴定终点，但酚酞变红，NaOH稍过量，C错误；当滴加NaOH溶液为10.00 mL时，该混合液的c(H＋)＝＝0.05 mol/L，D正确。
典例12　C　【解析】 碱式滴定管用蒸馏水洗净后，直接注入NaOH标准溶液，NaOH标准溶液被稀释，浓度减小，滴定完全时V(标准)偏大，根据c＝，c(待测)偏高，A不选；锥形瓶用蒸馏水洗净后，直接装入未知浓度的醋酸溶液，待测液的物质的量不变，V(标准)不变，故c(待测)不变，B不选；滴定到终点读数时，俯视刻度线(滴定前平视)，V(标准)偏小，故c(待测)偏低，C选；碱式滴定管尖端滴定前有气泡，滴定后气泡消失，V(标准)偏大，故c(待测)偏高，D不选。
典例13　准确量取一定体积的Ce4＋溶液于锥形瓶中，滴入数滴苯代邻氨基苯甲酸作指示剂，用0.020 00 mol/L(NH4)2Fe(SO4)2标准溶液进行滴定，当滴入最后半滴(NH4)2Fe(SO4)2溶液时，溶液由紫红色变成亮黄色，且半分钟内溶液颜色无明显变化，记录滴定所用(NH4)2Fe(SO4)2溶液的体积，重复上述操作2～3次。
[质量评价]
1. D　【解析】 常温下，测得0.1 mol/L醋酸溶液的pH＝3，c(H＋)＝10－3 mol/L<0.1 mol/L，因此可证明醋酸在水溶液中不完全电离，醋酸是弱酸，A不符合题意；常温下，测得0.1 mol/L醋酸钠溶液的pH约为8，溶液呈碱性，说明醋酸钠是强碱弱酸盐，醋酸是弱酸，B不符合题意；常温下，pH＝1的醋酸溶液和pH＝13的Ba2溶液等体积混合，溶液呈酸性，说明pH＝1的醋酸溶液浓度大于pH＝13的Ba2溶液的浓度，可证明醋酸是弱酸，C不符合题意；醋酸溶液和盐酸pH相同，则溶液中c(H＋)相同，因此分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等，不能证明醋酸是弱电解质，D符合题意。
2. B　【解析】 升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，A错误；稀硫酸能电离出H＋，c(H＋)增大，抑制水的电离，Kw只与温度有关，温度不变，Kw不变，B正确；NH3·H2O会电离出OH－，c(OH－)增大，C错误；NaCl为强酸强碱盐，加入少量固体NaCl，对水的电离无影响，D错误。
3. C　【解析】 HCl是强酸，CH3COOH是弱酸，浓度相同时，HCl溶液中的c(H＋)要比醋酸大，由于是相同倍数稀释，故盐酸中c(H＋)始终比醋酸中大，对于醋酸而言，加水稀释，醋酸的电离程度增大，故曲线下降幅度平缓，若无限稀释，二者c(H＋)会趋于相等，故选C。
4. D　【解析】 装NaOH溶液的滴定管水洗后未用待装液润洗，导致NaOH溶液被稀释，则中和等量的待测液，消耗的NaOH溶液体积偏大，大于20 mL，A不符合题意；滴定管滴定前尖嘴处有气泡，使初始读数偏小，滴定后气泡消失，导致NaOH溶液体积偏大，大于20 mL，B不符合题意；滴定过程中，用蒸馏水将附着在瓶壁上的液体冲入溶液中，不影响醋酸和NaOH溶液的物质的量，不影响消耗的NaOH溶液体积，C不符合题意；滴定结束时，俯视滴定管进行读数，使终点读数偏小，导致NaOH溶液体积偏小，小于20 mL，D符合题意。