【高考突破方案】8第八章 水溶液中的离子平衡 -讲义（教师版） 高考化学一轮复习
文档属性
| 名称 | 【高考突破方案】8第八章 水溶液中的离子平衡 -讲义（教师版） 高考化学一轮复习 |
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| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 4.5MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 通用版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-12-05 16:35:27 | ||
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文档简介
第1讲 弱电解质的电离
考点一 弱电解质的电离平衡
1．强、弱电解质
(1)强电解质：在水溶液或熔融状态下能全部电离的电解质。包括以下几种：
(2)弱电解质：在水溶液或熔融状态下部分电离的电解质。包括以下几种：
2．电离方程式的书写
(1)强电解质
如H2SO4的电离方程式为__H2SO4===2H＋＋SO__。
(2)弱电解质
①一元弱酸、弱碱一步完成
如NH3·H2O的电离方程式为__NH3·H2O NH＋OH－__；
CH3COOH的电离方程式为__CH3COOH CH3COO－＋H＋__。
②多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远大于第二步。
如H2CO3的电离方程式为__H2CO3 H＋＋HCO__，__HCO H＋＋CO__。
③书写多元弱碱的电离方程式时，一步完成。
如Fe(OH)3的电离方程式为__Fe(OH)3 Fe3+＋3OH－__。
④两性物质双向电离，如Al(OH)3的电离方程式为__Al(OH)3 Al3+＋3OH－__，__Al(OH)3＋H2O H＋＋[Al(OH)4]－__。
(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__NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO__；熔融状态下的电离方程式为__NaHSO4===Na＋＋HSO__。
②弱酸的酸式盐，如NaHCO3的电离方程式为__NaHCO3===Na＋＋HCO__，__HCO H＋＋CO__。
3．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当__弱电解质分子电离成离子的速率__和__离子结合成弱电解质分子的速率__相等时，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到电离平衡状态。平衡建立过程如图所示：
(2)电离平衡的特征
4．影响电离平衡的因素
(1)内因：电解质本身的性质，通常电解质越弱，电离程度越小。
(2)外因
①浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大(越稀越电离)；浓度越大，电离程度越小。
a．同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向电离的方向移动，电离程度增大，但溶液中离子浓度不一定变大，如：弱酸HA溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c(OH－)会增大。
b．增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小。
②温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
③同离子效应——加入具有相同离子的物质
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，电离程度减小。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。
以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH＞0的影响。
改变条件 平衡移 动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 导电 能力 Ka
加水稀释 向右 增大 减小 减小 增大 减弱 不 变
加少量 冰醋酸 向右 增大 增大 增大 减小 增强
加浓盐酸 向左 增大 增大 减小 减小 增强
加入 NaOH(s) 向右 减小 减小 增大 增大 增强
加入 CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增大 减小 增强
加入镁粉 向右 减小 减小 增大 增大 增强
升高温度 向右 增大 增大 增大 增大 增强 增大
易错易混
判断下列说法正误(正确的画“√”，错误的画“×”，并说明错因)。
(1)当NH3·H2O电离处于平衡状态时，c(NH3·H2O)＝c(NH)。( )
错因：
(2)强电解质都是离子化合物。( )
错因：
(3)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。( )
错因：
答案：(1)× 弱电解质的电离程度很小，只有部分电离。
(2)× 许多共价化合物如强酸、氯化铝等都是强电解质。
(3)× 溶液的导电能力(电导率)与电解质的强弱无关，它取决于溶液中自由移动的离子浓度大小及离子所带的电荷数目。
题组一 强、弱电解质及其电离
1．下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是( )
①等物质的量浓度、等体积的盐酸、HNO2溶液和足量锌反应，根据产生氢气的多少
②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗
③中和等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液时，HNO2消耗的碱多
④0.1 mol·L-1HNO2溶液的pH＝2
⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体
⑥c(H＋)＝0.1 mol·L-1的HNO2溶液稀释1 000倍，pH＜4
⑦HNO2溶液中存在HNO2分子和氢离子、亚硝酸根离子
A．①②⑤ B．①②⑤⑥ C．③④⑥⑦ D．①③④
解析：A ①等物质的量浓度、等体积的盐酸、HNO2溶液中酸的物质的量相同，和足量锌反应，产生氢气一样多，故无法判断酸的强弱；②溶液的导电性与离子的浓度及所带电荷数有关，而与电解质强弱无关，故不能证明HNO2是弱电解质；③HNO2中和碱消耗的碱多，说明pH相等的HNO2溶液中HNO2部分电离，故能证明HNO2是弱电解质；④说明HNO2溶液中HNO2部分电离，故能证明HNO2是弱电解质；⑤说明HNO2酸性比碳酸强，但不能说明HNO2是弱酸，故不能证明HNO2是弱电解质；⑥说明亚硝酸不完全电离，为弱酸，故能证明HNO2是弱电解质；⑦说明亚硝酸部分电离，能证明HNO2是弱电解质。
2．(2024·沈阳高二月考)现有①盐酸、②醋酸两种稀溶液，用序号回答下列问题。
(1)若两种酸的物质的量浓度均为0.1 mol/L：
a．两种溶液中的c(H＋)大小关系为________。
b．取等体积上述两种溶液，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________。
c．若取等质量Zn分别跟这两种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗两种酸的体积大小关系为________。
(2)若两种溶液的c(H＋)均为0.1 mol/L：
a．两种酸的物质的量浓度大小关系为________。
b．取等体积上述两种溶液，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________。
c．若取等质量Zn分别跟这两种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗两种酸的体积大小关系为________。
答案：(1)①＞② ①＝② ①＝② (2)①<② ①<② ①＞②
解析：(1)a.HCl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；b.两种酸的物质的量相等，盐酸和醋酸消耗的NaOH相等；c.等质量的Zn完全反应，消耗的盐酸和醋酸相等。
(2)a.CH3COOH是弱酸，c(CH3COOH) c(H＋)，c(HCl)＝c(H＋)，所以②＞①；b.等体积的两种溶液中，n(CH3COOH)＞n(HCl)，②＞①；c.等质量的Zn完全反应，消耗的n(H＋)相等，所以溶液中浓度大的消耗的体积小，所以①＞②。
【题源】选择性必修1第58页
规律总结
判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
(1)测定一定浓度的HA溶液的pH。
(2)与同浓度的盐酸比较导电性。
(3)与同浓度的盐酸比较与锌反应的快慢。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。
(2)从升高温度后pH的变化判断。
(3)从等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解。如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：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。现象：pH＞7。
题组二 弱电解质的电离平衡及影响因素
3．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O NH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(不考虑气体逸出)( )
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热 ⑥MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③ C．③④⑥ D．③⑤
解析：B ①若在氨水中加入氯化铵固体，溶液中铵根离子浓度增大，电离平衡逆向移动，溶液中氢氧根离子浓度减小，不符合题意；②若在氨水中加入硫酸，硫酸与氢氧根离子反应，溶液中氢氧根离子浓度减小，电离平衡正向移动，不符合题意；③若在氨水中加入氢氧化钠固体，溶液中氢氧根离子浓度增大，电离平衡逆向移动，符合题意；④若在氨水中加入水稀释，溶液中氢氧根离子浓度减小，电离平衡正向移动，不符合题意；⑤一水合氨在溶液中的电离是吸热过程，加热升高温度，电离平衡正向移动，溶液中氢氧根离子浓度增大，不符合题意；⑥加入少量硫酸镁固体，镁离子与氢氧根离子反应生成氢氧化镁沉淀，溶液中氢氧根离子浓度减小，电离平衡正向移动，不符合题意。
【题源】选择性必修1第59页
规律总结
外界条件对电离平衡影响的四个不一定
稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小 因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大
电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小 如对于CH3COOH CH3COO－＋H＋，平衡后加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，右移只能“减弱”而不能消除这种改变，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大
电离平衡右移，离子的浓度不一定增大 如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(H＋)都比原平衡时小
电离平衡右移，电离程度也不一定增大 如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度反而减小
4．(2024·广东深圳高二期末)某兴趣小组围绕乙酸的酸性开展如下实验。
利用0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液探究浓度、温度对CH3COOH电离平衡的影响(忽略液体混合带来的体积变化)。
(1)小组同学按下表进行实验(已知：实验ⅰ中溶液浓度为实验ⅱ中所配溶液浓度的10倍)。
序号 pH
ⅰ 10.0 0 25 a1
ⅱ 1.0 V1 25 a2
… … … … …
①根据表中信息，补充数据V1＝______。
②证明CH3COOH是弱电解质的依据是：a1>1，或a2<__________(用含a1的代数式表示)。
(2)一般情况下，升高温度有利于弱酸的电离。该小组同学将0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液从15 ℃升温至40 ℃，测定该过程中CH3COOH溶液的pH，并计算出电离度(电离度＝×100%)，得到CH3COOH的电离度随温度变化的曲线如图所示。
对于以上电离度异常情况，小组同学查阅资料：乙酸溶液中存在H＋、CH3COO－等与水结合成水合离子的平衡，且转化为水合离子的过程为放热过程。
①水合离子的形成使溶液中CH3COO－的浓度________(填“增大”或“减小”)，该过程________(填“促进”或“抑制”)乙酸的电离。
②25～40 ℃，乙酸的电离度随温度升高而下降。结合平衡移动原理，分析其可能原因：____________________________________________________________。(不考虑水的电离平衡产生的影响)。
(3)写出乙酸在生产或生活中的一种应用：______________。
答案：(1)①9.0 ②a1＋1
(2)①减小 促进 ②乙酸溶液中存在H＋、CH3COO－等与水结合成水合离子的平衡，且转化为水合离子的过程为放热过程，温度升高，H＋、CH3COO－等与水结合成水合离子的平衡逆向移动，H＋、CH3COO－浓度增大，抑制醋酸电离
(3)食用酸味剂
【题源】选择性必修1第62页“练习与应用”第4题变式
规律总结
pH相同的一元酸、碱稀释的图像分析
稀释相同 的倍数pH 醋酸＜盐酸 氨水＞NaOH
稀释后pH相等， 需要稀释的倍数 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，pH无限接近中性
题组三 电解质溶液与导电性分析
5．(2025·武汉月考)用如图装置分别进行导电性实验，使小灯泡明显变暗的实验操作是( )
A.向CH3COOH溶液中加入适量NaOH固体
B．向SO2饱和溶液中滴加适量H2O2溶液
C．向AgNO3溶液中通入少量HCl气体
D．向HI饱和溶液中通入少量O2
解析：D 醋酸是弱电解质，向CH3COOH溶液中加入适量NaOH固体生成强电解质溶液，自由离子浓度明显增加、导电能力明显增强，A不符合题意；SO2饱和溶液中存在亚硫酸属于弱电解质，滴加适量H2O2溶液生成的硫酸溶液是强电解质溶液，自由离子浓度明显增加、导电能力明显增强，B不符合题意；通入少量HCl气体，发生反应：AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3，离子所带的电荷和浓度不变，溶液导电能力不变，小灯泡亮度不变，C不符合题意；向HI中溶液通入氧气，发生反应4HI＋O2===2H2O＋2I2，溶液中离子浓度减小，导电能力明显减弱，D符合题意。
【题源】选择性必修1第58页实验31
6．常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法中正确的是( )
A.曲线Ⅱ表示的是醋酸的变化曲线
B．a、b、c三点溶液的pH由大到小顺序为b>a>c
C．a点的Kw比b点的Kw大
D.a点水电离的c(H＋)小于c点水电离的c(H＋)
解析：B 稀释之前，两种溶液导电能力相等，说明离子浓度相等，由于醋酸为弱电解质，不能完全电离，则醋酸浓度大于盐酸浓度，加水稀释时，醋酸进一步电离，所以稀释过程中，醋酸导电能力大于盐酸，则Ⅰ为醋酸稀释曲线，Ⅱ为盐酸稀释曲线。由分析可知，Ⅰ为醋酸稀释曲线，Ⅱ为盐酸稀释曲线，故A错误； 导电能力越大，说明离子浓度越大，酸性越强，则a、b、c三点溶液的pH大小顺序为c＜a＜b，故B正确；相同温度下，Kw相同，故C错误；a点离子浓度小于c点离子浓度，氢离子浓度越大，对水的电离抑制程度越大，则a点水电离的c(H＋)大于c点水电离的c(H＋)，故D错误。
【题源】选择性必修1第62页第4题
规律总结
电解质溶液导电性的影响因素
(1)电解质导电的条件
电解质的导电条件是在水溶液中或熔融状态，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水溶液中均可导电。
导电性强弱
考点二 电离平衡常数
1．电离平衡常数概念
一定条件下，当一元弱电解质达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，简称电离常数。
2．电离平衡常数的表达式
(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，电离常数Ka＝____。
(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数Kb＝____。
(3)对于多元弱酸，以H2CO3为例：
H2CO3 H＋＋HCO Ka1＝，
HCO H＋＋CO Ka2＝。
3．电离平衡常数的意义
相同条件下，K越大，表示该弱电解质__越易__电离，所对应酸或碱的酸性或碱性相对__越强__。
4．电离平衡常数的特点
(1)电离平衡常数只与__温度__有关，升温，电离平衡常数__增大__。
(2)多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1 K2……所以其酸性主要取决于第一步电离。
5．电离平衡常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
例如，相同温度下，根据三种酸的电离常数，则三种酸的强弱关系：__HZ>HY>HX__。
酸 HX HY HZ
电离平衡常数 9×10-7 9×10-6 1×10-2
(2)定量判断电离平衡移动的方向、解释移动的原因。
如0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释，判断平衡移动的方向、溶液中c(H＋)的变化情况
CH3COOH H＋ ＋ CH3COO－
原平衡：c(CH3COOH) c(H＋) c(CH3COO－)
假设稀释：
至n倍后：Q＝＝＝1)
所以电离平衡向电离方向移动，移动的结果使c(CH3COOH)减小，由于平衡常数不变，故c(H＋)和c(CH3COO－)都必然减小。
(3)判断溶液微粒浓度比值的变化，利用温度不变，电离常数不变来判断。
如把0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释，＝＝， 稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。
(4)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱。
如CH3COOH的酸性比HClO的酸性强，则相同浓度时，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的碱性强。
(5)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
如已知25 ℃时弱酸的电离平衡常数HCN：Ka＝4.9×10-10，H2S：Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-15，则反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能发生，原因是：根据电离平衡常数的关系，电离氢离子的能力(酸性)：H2S>HCN>HS－。
又如H2CO3：Ka1＝4.2×10-7，Ka2＝5.6×10-11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10-10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2，不论是少量还是过量，其化学方程式均为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3。
(6)计算常温下一定浓度的弱酸或弱碱溶液中的c(H＋)或c(OH－)。
如已知25 ℃时某弱酸HX的电离常数Ka＝1.75×10-5，计算0.1 mol·L-1的HX溶液中H＋浓度是多少？
HX H＋ ＋ X－
起始：c(HX) 0 0
平衡：c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－)[约等于c(H＋)]
则Ka＝≈，由于弱电解质的电离程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。
c(H＋)≈＝ mol·L-1≈1.32×10-3 mol·L-1。
6．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%
α＝×100%
α＝×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__。
(4)电离度与电离平衡常数的关系
①一元弱酸(以CH3COOH为例)
CH3COOH H＋＋CH3COO－
起始 c 0 0
转化 c·α c·α c·α
平衡 c·(1－α) c·α c·α
Ka＝＝
α很小，可认为1－α≈1，则Ka＝c·α2或α＝。(越稀越电离)
②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb)
同理可得，则Kb＝c·α2或α＝。
易错易混
判断下列说法正误(正确的画“√”，错误的画“×”，并说明错因)。
(1)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。( )
错因：
(2)弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大。( )
错因：
(3)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大。( )
错因：
(4)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大。( )
错因：
(5)相同温度下，向1 mol·L-1醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小。( )
错因：
(6)对于0.1 mol/L氨水，加水稀释后，溶液中变大。( )
错因：
答案：(1) × 多元弱酸的电离常数要分步书写。
(2) × 电离常数只与温度有关，与平衡移动的方向无关。
(3) × 酸中c(H＋)既与酸的电离常数有关，还与酸的浓度有关。
(4)× 相同温度下，同一弱电解质的电离常数相同，而溶液的浓度越小电离度越大。
(5)√
(6)× 氨水中＝Kb，电离常数只与温度有关，加水稀释后，电离常数不变。
题组一 离子浓度比较
1．(2025·山东潍坊模拟)室温下，用水稀释0.1 mol·L-1氨水，溶液中随着水量的增加而减小的是( )
A． B．
C．c(H＋) D．c(H＋)和c(OH－)的乘积
解析：B 由氨水的电离方程式NH3·H2O NH＋OH－可知，为平衡常数，只随温度变化，用水稀释，温度不变，比值不变，A错误；加水稀释，促进一水合氨的电离，n(NH3·H2O)减小，n(OH－)增大，二者在同一溶液中，体积相同，因此减小，B正确；加水稀释促进一水合氨电离，但一水合氨电离增大程度小于溶液体积增大程度，则c(OH－)减小，温度不变，水的离子积常数不变，c(H＋)增大，C、D错误。
【题源】选择性必修1第62页第3题变式
规律总结
溶液中某些离子浓度比值变化的三种判断方法
对弱电解质平衡移动过程中某些离子浓度比值的变化常用三种方法分析。第一种：将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。第二种：“凑常数”，解题时将某些离子浓度的比值乘以或除以某种离子的浓度，转化为一个常数与某种离子浓度的乘积或相除的关系。第三种：“假设法”，假设无限稀释，c(H＋)趋于10-7 mol·L-1。
2．已知H3AsO4的电离平衡常数分别为Ka1＝6.3×10-3、Ka2＝1.0×10-7、Ka3＝3.2×10-12。25 ℃时，向H3AsO4溶液中加入NaOH溶液至中性，此时溶液中＝__________。
答案：2.016
解析：Ka1×Ka2×Ka3＝×c3(H＋)，25 ℃时，当溶液呈中性时c(H＋)＝10-7 mol·L-1，带入表达式可得＝2.016。
题组二 利用电离常数判断反应
3．(2024·昌平区期末)25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式 CH3 COOH H2CO3 HClO
电离平 衡常数 Ka＝1.8×10-5 Ka1＝4.5×10-7 Ka2＝4.7×10-11 Ka＝4.0×10-8
下列反应不能发生的是( )
A.CO＋CH3COOH===CH3COO－＋CO2↑＋H2O
B．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO
C．CO＋HClO===HCO＋ClO－
D．2ClO－＋CO2＋H2O===CO＋2HClO
解析：D 根据表格中的数据，得出酸性强弱顺序为CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO。因为醋酸的酸性强于碳酸，因此醋酸能与碳酸盐反应制取碳酸，该反应能够发生，A不符合题意；因为醋酸的酸性强于次氯酸，因此醋酸能与次氯酸盐反应制取次氯酸，该反应能够发生，B不符合题意；因为次氯酸的酸性强于碳酸氢根，因此次氯酸能与碳酸盐反应制取碳酸氢盐，该反应能够发生，C不符合题意；因为次氯酸的酸性强于碳酸氢根弱于碳酸，因此碳酸与次氯酸盐反应生成次氯酸和碳酸氢根，不能生成碳酸根，该反应不能发生，D符合题意。
【题源】选择性必修1第61页实验32
4．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下Ka1＝1.6×10-2，Ka2＝7×10-7。
(1)Na2HPO3属于________(填“正盐”或“酸式盐”)。
(2)已知常温下Ka(CH3COOH)＝1.8×10-5，写出亚磷酸溶液与足量醋酸钠溶液反应的离子方程式：______________________________________________。
答案：(1)正盐 (2)H3PO3＋CH3COO－===H2PO＋CH3COOH
解析：(1)亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，则Na2HPO3属于正盐。
(2)因为常温下7×10-7＜1.8×10-5＜1.6×10-2，则H2PO与CH3COO－不能发生反应，所以亚磷酸溶液与足量醋酸钠溶液反应的离子方程式为H3PO3＋CH3COO－===H2PO＋CH3COOH。
题组三 有关电离常数的计算
5．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，下列叙述错误的是( )
A．升高温度，溶液的pH增大
B．室温时，此酸的电离平衡常数约为1×10-7
C．该溶液的pH＝4
D．升高温度，电离平衡常数增大
解析：A 室温时，0.1 mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则HA是弱酸，溶液中c(H＋)＝0.1 mol/L×0.1%＝1×10-4 mol/L。HA的电离是吸热反应，升温促进电离，pH减小，A错误；电离后c(H＋)、c(A－)均为1×10-4 mol·L-1，电离平衡常数约为1×10-7，B正确；电离后c(H＋)为1×10-4 mol·L-1，pH＝4，C正确；升温促进电离，电离平衡常数增大，D正确。
【题源】选择性必修1第60页例题变式
6．(2024·贵州高二模拟)在剧烈运动中，因缺氧肌肉会产生乳酸(HL)，而血液中，乳酸和碳酸氢盐发生中和反应。试通过如下计算来说明此过程。
已知乳酸(HL)是一元酸，Ka＝1.4×10-4。碳酸的电离平衡常数为Ka1＝4.5×10-7，Ka2＝4.7×10-11。
(1)0.056 0 mol·L-1 HL的pH为______。(lg 2≈0.30，lg 7≈0.85)
(2)计算乳酸和碳酸氢盐反应的平衡常数的数值，写出计算过程。
答案：(1)2.55
(2)HL＋HCO===H2CO3＋L－，K＝
＝＝＝＝311
解析：(1)0.056 0 mol·L-1 HL溶液中c(H＋)和c(L－)可认为相等，可设为x，溶液中HL的浓度约是0.056 mol/L，则根据电离平衡常数可知＝1.4×10-4，解得x＝2.8×10-3 mol/L，所以溶液的pH为－lg 2.8×10-3＝2.55。
(2)乳酸和碳酸氢盐反应的方程式为HL＋HCO===H2CO3＋L－，反应平衡常数的为K＝＝＝＝＝311。
题组四 弱电解质的图像分析
7．常温下，将浓度均为0.01 mol/L的盐酸和醋酸分别加水稀释，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示[已知：电离度＝×100%，Ka(CH3COOH)≈1.6×10-5，lg 2≈0.30]，下列说法正确的是( )
A．≈2.3
B．Ⅰ为稀释醋酸时的pH变化曲线
C．0.01 mol/L醋酸中，醋酸的电离度约为4%
D．在0.01 mol/L盐酸中，所含阴离子的总物质的量等于0.01 mol
解析：C 盐酸为强酸，在溶液中完全电离，醋酸为弱酸，在溶液中部分电离，等浓度的盐酸溶液pH小于醋酸，由图可知，未加水稀释时，pH：b>a，则Ⅰ为稀释盐酸时的pH变化曲线、Ⅱ为稀释醋酸时的pH变化曲线。0.01 mol/L盐酸溶液中氢离子浓度为0.01 mol/L，则a为2，0.01 mol/L醋酸溶液的氢离子浓度为≈＝4×10-4 mol/L，则b为3.4，所以＝＝1.7，故A错误；由分析可知，Ⅰ为稀释盐酸时的pH变化曲线，故B错误；醋酸的电离度约为×100%＝4%，故C正确；缺少溶液的体积，无法计算0.01 mol/L盐酸中氯化氢和阴离子的物质的量，故D错误。
8．25 ℃时，某混合溶液中c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L-1，lg c(CH3COOH)、lg c(CH3COO－)、lg c(H＋)和lg c(OH－)随pH变化的关系如下图所示。Ka为CH3COOH的电离常数，下列说法正确的是( )
A．O点时，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)
B．N点时，pH＝lg Ka
C.该体系中，c(CH3COOH)＝ mol·L-1
D．pH由7到14的变化过程中，CH3COO－的水解程度始终增大
解析：C 随着溶液碱性的增强，c(CH3COOH)减小，c(CH3COO－)增大，故MN所在曲线表示lg c(CH3COO－)，NP所在曲线表示lg c(CH3COOH)，MO所在曲线表示lg c(H＋)，OP所在曲线表示lg c(OH－)。O点时，c(H＋)＝c(OH－)，N点时，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)，A项错误；N点时，lg c(CH3COOH)与lg c(CH3COO－)相等，故c(H＋)＝Ka，pH＝－lg Ka，B项错误；由CH3COOH的电离平衡常数推导可知Ka＝＝c(H＋)·，故c(CH3COOH)＝ mol·L-1，C项正确；溶液pH增大，碱性增强，CH3COO－的水解程度减小，D项错误。
方法指导
分布系数图像
分布系数图像常以pH、分布系数(δ)为横、纵坐标，结合滴定实验数据绘制出关系曲线，这里分布系数(δ)代表组分的平衡浓度占总浓度的比值。
一元弱酸(HA) 二元弱酸(H2A)
δ0代表HA，δ1代表A－ δ0代表H2A，δ1代表HA－，δ2代表A2-
(1)电离常数的计算：找交点(微粒浓度相等点)
①pH＝4.76时，c(HA)＝c(A－)，Ka(HA)＝＝c(H＋)＝10-4.76。
②pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)，Ka1(H2A)＝＝10-1.2。
③pH＝4.1时，c(HA－)＝c(A2-)，Ka2(H2A)＝＝10-4.1。
(2)水解常数的计算
①A－的水解常数：Kh＝＝＝1×10-9.24。
②A2-的水解常数：Kh1＝＝＝1×10-9.9。
③HA－的水解常数：Kh2＝＝＝1×10-12.8。
(3)NaHA溶液
①溶液的酸碱性：溶液呈酸性(Ka2＞Kh2)。
②微粒浓度大小：c(Na＋)＞c(HA－)＞c(A－)＞c(A2-)＞c(H2A)＞c(H＋)＞c(OH－)。
1．(2024·黑吉辽卷)家务劳动中蕴含着丰富的化学知识。下列相关解释错误的是( )
A．用过氧碳酸钠漂白衣物：Na2CO4具有较强氧化性
B．酿米酒需晾凉米饭后加酒曲：乙醇受热易挥发
C．用柠檬酸去除水垢：柠檬酸酸性强于碳酸
D．用碱液清洗厨房油污：油脂可碱性水解
解析：B 酒曲上含有大量微生物，米饭过热会使微生物失活，B错误。
2．(2024·河北卷)在水溶液中，CN－可与多种金属离子形成配离子。X、Y、Z三种金属离子分别与CN－形成配离子达平衡时，lg 与－lg c(CN－)的关系如图。
下列说法正确的是( )
A．99%的X、Y转化为配离子时，两溶液中CN－的平衡浓度：X>Y
B．向Q点X、Z的混合液中加少量可溶性Y盐，达平衡时>
C．由Y和Z分别制备等物质的量的配离子时，消耗CN－的物质的量：YD．若相关离子的浓度关系如P点所示，Y配离子的解离速率小于生成速率
解析：B 99%的X、Y转化为配离子时，溶液中＝＝，则lg ＝lg ≈－2，根据图像可知，纵坐标约为－2时，溶液中－lg cX(CN－)>－lg cY(CN－)，则溶液中CN－的平衡浓度：Xlg ，则>，B正确；设金属离子形成配离子的离子方程式为金属离子＋mCN－===配离子，则平衡常数K＝，lg K＝lg －mlg c(CN－)＝－lg－mlg c(CN－)，即lg＝－mlg c(CN－)－lg K，故X、Y、Z三种金属离子形成配离子时结合的CN－越多，对应lg ～－lg c(CN－)曲线斜率越大，由题图知，曲线斜率：Y>Z，则由Y、Z制备等物质的量的配离子时，消耗CN－的物质的量：Z生成速率，D错误。
3．(2024·全国新课标卷)常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中，分布系数δ与pH的变化关系如图所示。[比如：δ(CH2ClCOO－)＝]
下列叙述正确的是( )
A．曲线M表示δ(CHCl2COO－)～pH的变化关系
B．若酸的初始浓度为0.10 mol·L-1，则a点对应的溶液中有c(H＋)＝c(CHCl2COO－)＋c(OH－)
C．CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10-1.3
D．pH＝2.08时，＝
解析：D 随着pH的增大，CH2ClCOOH、CHCl2COOH浓度减小，CH2ClCOO－、CHCl2COO－浓度增大，—Cl为吸电子基团，CHCl2COOH的酸性强于CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)>Ka(CH2ClCOOH)，δ(酸分子)＝δ(酸根离子)＝0.5时的pH分别约为1.3、2.8，则两种酸的电离常数分别为Ka(CHCl2COOH)≈10-1.3，Ka(CH2ClCOOH)≈10-2.8，由此分析解题。根据分析，曲线M表示δ(CH2ClCOO－)～pH的变化关系，A错误；根据Ka(CHCl2COOH)＝，初始c0(CHCl2COOH)＝0.1 mol·L-1，若溶液中溶质只有CHCl2COOH，则
c(CHCl2COO－)＝c(H＋)≈＝10-1.15 mol·L-1，
但a点对应的c(H＋)＝0.1 mol·L-1，说明此时溶液中加入了酸性更强的酸，根据电荷守恒，c(H＋)>c(CHCl2COO－)＋c(OH－)，B错误；根据分析，CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10-2.8，C错误；电离度α＝，n始＝n电离＋n未电离，则α(CH2ClCOOH)＝δ(CH2ClCOO－)，α(CHCl2COOH)＝δ(CHCl2COO－)，pH＝2.08时，δ(CH2ClCOO－)＝0.15，δ(CHCl2COO－)＝0.85，D正确。
1．(2025·河北期中)下列事实能说明醋酸是弱电解质的是( )
①醋酸与水能以任意比互溶
②醋酸溶液能导电
③醋酸溶液中存在醋酸分子
④0.1 mol·L-1醋酸的pH比0.1 mol·L-1盐酸的pH大
⑤pH＝3的醋酸溶液的物质的量浓度比 pH＝4的醋酸溶液的物质的量浓度的10倍还大
⑥0.1 mol·L-1醋酸钠溶液pH＝8.9
⑦大小相同的铁片与pH相等的盐酸和醋酸反应，开始时产生H2的速率一样快
A．②⑥⑤⑦ B．③④⑥⑦ C．③④⑤⑥ D．①②④⑤
解析：C ①电解质的强弱与溶解性无关；②弱电解质溶液电离后也可以导电；③醋酸溶液中存在醋酸分子，可以说明存在电离平衡，说明醋酸为弱电解质；④0.1 mol/L醋酸的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大，可以说明醋酸为弱电解质；⑤pH＝3的醋酸溶液的物质的量浓度比pH＝4的醋酸溶液的物质的量浓度的10倍还大，则醋酸部分电离，为弱电解质；⑥0.1 mol/L醋酸钠溶液pH＝8.9，说明醋酸钠是强碱弱酸盐，则醋酸是弱酸，为弱电解质；⑦反应速率与氢离子浓度成正比，开始时两种溶液中氢离子浓度相等，所以反应速率相等，无法判断醋酸是否完全电离，则无法判断醋酸是弱电解质。
【题源】选择性必修1第60页
2．下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的导电性曲线的是( )
解析：D HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加的NH3·H2O先与HCl反应，生成强电解质NH4Cl，溶液体积不断增大，溶液中离子浓度减小，所以电导率下降；当HCl被中和完后，NH3·H2O继续与弱电解质CH3COOH反应，生成强电解质CH3COONH4，溶液中离子浓度增大，所以电导率增大；HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，又因为溶液被稀释，有下降趋势。
3．相同条件下，取pH＝2的HCl溶液和pH＝2的CH3COOH溶液各100 mL，分别加入0.24 g镁粉充分反应，下列有关叙述正确的是( )
A．CH3COOH与镁反应起始速率快
B．HCl与镁粉反应放出H2多
C．HCl与镁反应起始速率快
D．CH3COOH与镁粉反应放出H2多
解析：D 0.24 g Mg为0.01 mol，盐酸物质的量为0.01 mol/L×0.1 L＝0.001 mol，所以Mg是过量的。此外醋酸是弱酸，pH相同的情况下，醋酸的浓度大于盐酸的浓度。开始时两溶液pH相同，c(H＋)相等，则两种酸与Mg反应的起始速率相等，A、C错误；与足量的Mg反应，酸电离出的H＋越多，产生氢气的量越多，醋酸的浓度大于盐酸浓度，体积相同的情况下，醋酸与Mg放出的H2多，B错误、D正确。
【题源】选择性必修1第61页“思考与讨论”
4．25 ℃时，弱酸的电离平衡常数如表，下列说法正确的是( )
弱酸 CH3COOH HClO
Ka 1.8×10-5 4.0×10-8
弱酸 H2CO3 H2SO3
Ka Ka1＝4.5×10-7 Ka2＝4.7×10-11 Ka1＝1.4×10-2 Ka2＝6.0×10-8
A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO
B．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2＋H2O＋Ca2+＋3ClO－===CaSO4↓＋2HClO＋Cl－
C．等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：HSO＋HCO===CO2↑＋H2O＋SO
D．少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋CO===HSO＋HCO
解析：B 根据电离平衡常数知，酸性强弱顺序为H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO。HClO的酸性大于HCO而小于H2CO3，ClO－ ＋H2O＋CO2===HClO＋ HCO，故A错误；SO2具有还原性，与Ca(ClO)2发生氧化还原反应，SO2＋H2O＋Ca2+＋3ClO－===CaSO4↓＋2HClO＋Cl－，故B正确；酸性：H2CO3>HSO，NaHCO3溶液与NaHSO3溶液混合不能生成二氧化碳气体，故C错误；酸性：H2SO3>H2CO3> HSO，所以少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋2CO===SO＋2HCO，故D错误。
5．(2025·浙江温州高二期中)在常温下，有关下列4种溶液的叙述中正确的是( )
编号 ① ② ③ ④
溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸
pH 11 11 3 3
A.在溶液①②中分别加入适量的氯化铵晶体后，②溶液的pH减小，①溶液的pH增大
B．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：②＞①＞③＞④
C．将a L溶液④与b L溶液②混合后，若所得溶液的pH＝4，则a∶b＝11∶9
D．将溶液②和③等体积混合，所得溶液中：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
解析：C ①在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O NH＋OH－，向其中加入NH4Cl，使溶液中c(NH)增大，电离平衡逆向移动，导致溶液中c(OH－)减小，溶液pH减小；②NaOH是强碱，完全电离，向其中加入NH4Cl，NH会结合OH－产生弱电解质NH3·H2O，导致溶液中c(OH－)减小，溶液pH也减小，A错误；①②都是碱溶液，溶液pH＞7；③④都是酸溶液，溶液pH＜7。由于NH3·H2O是弱电解质，加水稀释电离平衡正向移动，导致溶液中c(OH－)比等pH的NaOH的大，所以分别加水稀释10倍后，pH：①＞②；同理醋酸是弱酸，也存在电离平衡，分别加水稀释10倍后，溶液中c(H＋)比HCl的大，溶液中c(H＋)越大，溶液的pH就越小，则③④两种溶液的pH：④＞③，故四种溶液都稀释10倍后，溶液的pH大小关系为①＞②＞④＞③，B错误；NaOH、HCl都是强电解质，完全电离，若将a L溶液④与b L溶液②混合后，若所得溶液的pH＝4，则＝10-4，解得a∶b＝11∶9，C正确；②③等体积混合，③溶液大量剩余，溶液呈酸性，c(OH－)＜c(H＋)，根据电荷守恒得c(CH3COO－)＞c(Na＋)，则c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，D错误。
6．某弱酸HA溶液中主要成分的分布分数随pH的变化如图所示。下列说法错误的是( )
A．该酸－lg Ka ≈4.7
B．NaA的水解平衡常数Kh＝
C．当该溶液的pH＝7.0时，c(HA)D．某c(HA)∶c(A－)＝4∶1的缓冲溶液，pH≈4
解析：B 观察曲线的交点为c(HA)＝c(A－)时，此时溶液的pH≈4.7，该酸Ka＝＝c(H＋)≈10-4.7，故－lg Ka≈4.7，A说法正确；NaA的水解平衡常数Kh＝＝，B说法错误；根据图像可知，当该溶液的pH＝7.0时，c(HA)＜c(A－ )，C说法正确；根据图像可知，c(HA)为0.8，c(A－)为0.2时，pH约为4，故某c(HA)∶c(A－ )＝4∶1的缓冲溶液，pH≈4，D说法正确。
7．弱酸型指示剂(HIn)在溶液中存在如下平衡： H＋＋In[已知：K(HIn)为HIn的电离平衡常数，pK(HIn)＝－lg K(HIn)]。下列有关HIn溶液说法中正确的是( )
A．常温下，向NaOH溶液中滴加HIn，溶液变红
B．常温下，溶液pH减小过程中，上述平衡向右移动
C．HIn可能是甲基橙指示剂
D．当c(HIn)＝c(In－)时，HIn溶液中pH＝pK(HIn)
解析：D 常温下，向NaOH溶液中滴加HIn，消耗氢离子，导致氢离子浓度降低，平衡正向移动，溶液变蓝，故A错误；常温下，溶液pH减小过程中，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，故B错误；甲基橙指示剂pH小于3.1是红色，大于4.4是黄色，在3.1～4.4之间是橙色，因此HIn不可能是甲基橙指示剂，故C错误；当c(HIn)＝c(In－)时，K(HIn)＝＝c(H＋)，HIn溶液中pH＝－lg c(H＋)，pK(HIn)＝－lg K(HIn)＝－lg c(H＋)，则pH＝pK(HIn)，故D正确。
8. (2024·湖北模拟)Al(OH)3在水中存在平衡：Al(OH)3(s) Al3+(aq)＋3OH－(aq)和Al(OH)3(s)＋OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)在25 ℃时，pcpH关系如图所示，pc表示Al3+或[Al(OH)4]－浓度的负对数(pc＝－lg c)。下列说法错误的是( )
A．曲线甲代表pc(Al3+)与pH的关系
B．曲线乙经过点(14，－0.63)
C．Al3+(aq)＋4OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)的K＝1033.63
D．向c(Al3+)＝0.1 mol·L-1溶液中加入NaOH至pH＝6时，Al元素主要以[Al(OH)4]－(aq)存在
解析：D 增大OH－的浓度，Al(OH)3(s) Al3+(aq)＋3OH－(aq)逆向移动，Al(OH)3(s)＋OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)平衡正向移动，Al3+的浓度降低、[Al(OH)4]－浓度增大，所以曲线甲代表pc(Al3+)与pH的关系，故A正确；根据曲线乙，pH＝10时，[Al(OH)4]－的浓度为10-3.37，则Al(OH)3(s)＋OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)的平衡常数为＝100.63，所以pH＝14时，[Al(OH)4]－的浓度为100.63，pc[Al(OH)4]－＝－0.63，故B正确；根据曲线甲，pH＝5时，Al3+的浓度为10-6，则Al(OH)3(s) Al3+(aq)＋3OH－(aq)平衡常数为10-6×(10-9)3＝10-33，Al(OH)3(s)＋OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)的平衡常数为100.63，则Al3+(aq)＋4OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)的K＝＝1033.63，故C正确；Al(OH)3 Al3+＋3OH－的平衡常数为10-33，pH＝6时，Al3+的浓度为10-9；Al(OH)3(s)＋OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)的平衡常数为100.63，pH＝6时，[Al(OH)4]－的浓度为10-7.37，所以向c(Al3+)＝0.1 mol·L-1溶液中加入NaOH至pH＝6时，Al元素主要以Al(OH)3存在，故D错误。
9．一种利用K2CO3捕集水煤气中CO2的工艺如图所示[该温度下Ka1(H2CO3)＝4.6×10-7，Ka2(H2CO3)＝5.0×10-11]。下列说法正确的是( )
A．K2CO3溶液中：2c(K＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
B．吸收塔中c(CO)：c(HCO)＝1∶2时，溶液pH＝10
C．再生塔所得到的溶液中可能存在：c(H2CO3)＞c(HCO)
D．再生塔中发生反应的化学方程式：KHCO3＋KOH===K2CO3＋H2O＋CO2↑
解析：B K2CO3溶液中，依据物料守恒：c(K＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)，故A错误；吸收塔中，Ka2＝＝5.0×10-11，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2时，c(H＋)＝5.0×10-11×2 mol/L＝1×10-10 mol/L，溶液pH＝10，故B正确；进入再生塔的KHCO3溶液呈碱性，c(H＋)＜1.0×10-7，Ka1＝＝4.6×10-7，则＝＝>4.6，则所得到的溶液中可能存在：c(H2CO3)＜c(HCO)，故C错误；再生塔中发生的是KHCO3的分解反应：2KHCO3K2CO3＋H2O＋CO2↑，故D错误。
10．常温下，分别向体积相同、浓度均为1 mol·L-1的HA、HB两种酸溶液中不断加水稀释，酸溶液的pH与酸溶液浓度的对数(lg c)间的关系如图。下列对该过程相关分析正确的( )
A．HB的电离常数(Ka)数量级为10-3
B．其钠盐的水解常数(Kh)大小关系是NaB>NaA
C．a、b两点溶液中，水的电离程度：bD．当lg c＝－7时，两种酸溶液均有pH＝7
解析：B 由图可知，b点时HB溶液中c＝10-3 mol·L-1，溶液中c(H＋)＝10-6 mol·L-1，c(B－)＝10-6 mol·L-1，则HB的电离常数Ka＝＝10-9，故A错误；同理，HA的电离常数Ka＝＝10-5＞HB的电离常数，则HB的酸性弱于HA，酸越弱对应的盐水解能力越强，水解程度越大，钠盐的水解常数越大，故B正确；a、b两点溶液中，a点酸性强，抑制水的电离程度大，水的电离程度：b＞a，故C错误；酸溶液的pH均小于7，故D错误。
11．常温下，向一元弱碱BOH溶液中滴加一元强酸稀溶液，已知在一元弱碱BOH溶液中存在： c(BOH)＋c(B＋)＝0.1 mol·L-1，溶液中c(BOH)和c(B＋)的负对数pc的大小与pOH[pOH＝－lg c(OH－)]的关系如图所示。下列有关叙述错误的是( )
A．常温下，当溶液的pOH＝5.75时，溶液的pH＝8.25
B．常温下，一元弱碱BOH的电离平衡常数数量级为10-5
C．a点对应的溶液中，一元弱碱BOH的电离程度大于B＋的水解程度
D．当溶液的pOH＝5.75时，c(OH－)解析：D BOH B＋＋OH－，根据图像可知，pOH越小，c(OH－)越大，c(BOH)越大，则可得m曲线为c(BOH)变化曲线，n曲线为c(B＋)的变化曲线。常温下，水溶液中始终存在水的电离平衡常数Kw＝10-14，pOH＝5.75时，c(OH－)＝10-5.75mol/L，因此氢离子浓度为c(H＋)＝＝ mol/L＝10-8.25 mol/L，即pH＝8.25，A正确；根据a点，可知c(B＋)＝c(BOH)，BOH的电离平衡常数Kb＝，此时c(OH－)＝10-4.75 mol/L，可得电离平衡常数为10-4.75，数量级为10-5，B正确；a点溶液，对应的溶液pOH＝4.75，溶液呈碱性，可知BOH的电离程度大于水解程度，C正确；pOH ＝5.75时，由图像可知pBOH>pB，则c(B＋)>c(BOH)，且溶液呈碱性，c(OH－)>c(H＋)，所以c(H＋)12. (2024·河南高三阶段练习)乙二胺[H2N(CH2)2NH2]是一种二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。25 ℃时，用HCl调节0.10 mol·L-1乙二胺溶液的pH，溶液中含氮物种的分布系数(δ)与pH的关系如图所示{如乙二胺的分布系数δ[H2N(CH2)2NH2]＝}。下列说法错误的是( )
A．乙二胺第一步电离的方程式为
H2N(CH2)2NH2＋H2O OH－＋H2N(CH2)2NH
B．曲线L3表示δ[H2N(CH2)2NH2]与pH的关系
C．Q点对应溶液的pH＝8.39
D．M、N点溶液中c(Cl－)相等
解析：D 乙二胺[H2N(CH2)2NH2]是一种二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。随着盐酸的加入，酸性增加，H2N(CH2)2NH2浓度减小、H2N(CH2)2NH浓度先增大后减小、＋H3N(CH2)2NH3浓度增大；故H2N(CH2)2NH2、H2N(CH2)2NH、＋H3N(CH2)2NH3曲线分别为L3、L2、L1。乙二胺[H2N(CH2)2NH2]是一种二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似，乙二胺第一步电离的方程式为H2N(CH2)2NH2＋H2O H2N(CH2)2NH＋OH－，A正确；由分析可知，曲线L3表示δ[H2N(CH2)2NH2]与pH的关系，B正确；由N点可知，c[H2N(CH2)2NH2]＝c[H2N(CH2)2NH]，此时pH＝9.93，pOH＝4.07，则Kb1＝＝10-4.07，同理由M点可知，Kb2＝＝10-7.15；Kb1×Kb2＝＝10-11.22，Q点对应溶液c[＋H3N(CH2)2NH]＝c[H2N(CH2)2NH2]，则c(OH－)＝10-5.61，pOH＝－5.61，pH＝8.39，C正确；25 ℃时，用HCl调节0.10 mol·L-1乙二胺溶液的pH，M点酸性更强，加入盐酸的量更多，故M点溶液中c(Cl－)较大，D错误。
第2讲 水的电离和溶液的pH
考点一 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，能发生微弱的电离。电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O H＋＋OH－，水的电离常数K电离＝。
(2)水的电离四个特点
“难”——极难电离：在25 ℃时，纯水极难电离：c(H＋)＝c(OH－)＝10-7 mol·L-1。
“逆”——是可逆过程。
“等”—— 任何水溶液中，由水电离出的H＋和OH－浓度相等。
“吸”——是吸热过程。
2．水的离子积常数
当水的电离达到电离平衡时，电离产物H＋和OH－浓度之积是一个常数，叫做水的离子积常数。
(1)室温下：Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10-14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水电离平衡的因素
填写外界条件对H2O H＋＋OH－ ΔH>0的具体影响
条件 体系变化
Kw c(OH－) c(H＋)
酸(如HCl) 逆 不变 减小 减小 增大
碱(如NaOH) 逆 不变 减小 增大 减小
可水解 的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小
NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大
温度 升温 正 增大 增大 增大 增大
降温 逆 减小 减小 减小 减小
易错易混
判断下列说法正误(正确的画“√”，错误的画“×”，并说明错因)。
(1)在蒸馏水中滴加浓硫酸，Kw不变。( )
错因：
(2)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。( )
错因：
(3)室温下，0.1 mol/L HCl溶液与0.1 mol/L NaOH溶液中水的电离程度相等。( )
错因：
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。( )
错因：
(5)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10-13 mol·L-1的溶液呈强酸性。( )
错因：
答案：(1)× 浓硫酸滴入水中放热，溶液温度升高，Kw变大。
(2)× 二氧化硫与水反应生成的亚硫酸抑制水的电离，水的电离平衡发生移动。
(3)√
(4)× CH3COONH4溶液中的醋酸根离子和铵根离子均能水解，促进水的电离。(5)× 室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10-13 mol·L-1，表示水的电离被抑制，可能酸溶液抑制水的电离，也可能是碱溶液抑制水的电离。
题组一 外界条件对水的电离平衡的影响
1．(2025·河南洛阳高二模拟)室温下，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－。下列叙述错误的是( )
A．向水中加入少量金属 Ca，平衡正向移动，c(OH－)增大
B．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小
C．向水中加入少量NaOH固体，平衡向逆向移动，c(OH－)增大
D．向纯水中加入少量固体碳酸钠，c(H＋)减小，Kw不变，促进水的电离
解析：B 向水中加入稀盐酸，溶液中氢离子浓度增大，抑制水的电离，平衡向逆反应方向移动，Kw不变，故B错误。
【题源】选择性必修1第64页“思考与讨论”
2．下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是( )
A．＝1×10-12的溶液中：K＋、Na＋、CO、NO
B．常温下，水电离的c(H＋)＝1×10-12 mol·L-1的溶液：K＋、NH、C2O、Cl－
C．使酚酞变红色的溶液中：NH、Mg2+、ClO－、NO
D．常温下，在c(H＋)水·c(OH－)水＝10-26的溶液中：Na＋、Fe2+、NO、Cl－
解析：A ＝1×10-12的溶液显碱性，碱性溶液中K＋、Na＋、CO、NO可以共存，故A正确；常温下，水电离的c(H＋)＝1×10-12 mol·L-1的溶液可能是酸性也可能是碱性溶液，NH不能在碱性溶液中存在，C2O不能存在于酸性溶液中，故B不正确；使酚酞变红色的溶液中是碱性溶液，铵根离子和镁离子不能大量共存，故C不正确；在c(H＋)水·c(OH－)水＝10-26的溶液中，水电离的氢离子等于水电离的氢氧根离子等于10-13，溶液是酸性或者碱性，酸性溶液中Fe2+、NO和H＋发生氧化还原反应，不能大量共存，故D不正确。
题组二 水的电离在二维坐标图中应用
3. (2025·广州模拟)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是( )
A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，a点时的溶液一定是一种酸的溶液
C．该温度下，加入HCl可能引起由b向a的变化
D．向平衡体系中加入水，平衡正向移动，c(OH－)增大
解析：C c点溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH－)不可能减小，A错误；如氯化铁为强酸弱碱盐，溶液中c(H＋)＞c(OH－)不一定是酸，B错误；加入HCl，溶液中c(H＋)＞c(OH－)，抑制水的电离平衡左移，即氢离子浓度增大，氢氧根离子浓度减小(由b到a)，符合图像变化趋势，C正确；加水稀释c(OH－)减小，D错误。
4．水的电离平衡曲线如图所示，下列说法正确的是( )
A．T1>T2
B．Kw：b>c>a>d＝e
C．b→c点可通过在水中加入适量的CH3COONa(s)实现
D．T2时，将pH＝10的NaOH(aq)与pH＝3的H2SO4(aq)等体积混合，溶液呈碱性
解析：D 水的电离是吸热反应，温度升高电离平衡正向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，由图可知，T2>T1，A错误；Kw只受温度影响，温度不变，Kw不变，ade点都处于同一温度下，则三点的Kw相等，由Kw＝c(H＋) c(OH－)可知，b点Kw大于c点大于a点，则Kw：b>c>a＝d＝e，B错误；在水中加入适量的CH3COONa(s)温度不变，不能改变Kw，b→c点Kw变小，是降温导致的，C错误；T2时，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10-6×10-6＝10-12，pH＝10的NaOH溶液中c(OH－)＝＝＝10-2 mol/L，pH＝3的H2SO4溶液c(H＋)＝10-3 mol/L，二者等体积混合，n(OH－)过量，则溶液呈碱性，D正确。
知识拓展
不同温度下水的离子积常数表
T/℃ Kw/10-14
0 0.115
10 0.296
20 0.687
25 1.01
40 2.87
50 5.31
90 37.1
100 54.5
题组三 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
5．室温下，计算下列溶液中水电离出的c(H＋)H2O。
(1)0.01 mol·L-1的盐酸中，c(H＋)H2O＝______________________。
(2)pH＝4的亚硫酸溶液中，c(H＋)H2O ＝______________________。
(3)pH＝10的KOH溶液中，c(H＋)H2O＝______________________。
(4)pH＝4的NH4Cl溶液中，c(H＋)H2O＝______________________。
(5)pH＝10的CH3COONa溶液中，c(H＋)H2O＝______________________。
答案：(1)1×10-12 mol·L-1
(2)1×10-10 mol·L-1
(3)1×10-10 mol·L-1
(4)1×10-4 mol·L-1
(5)1×10-4 mol·L-1
【题源】选择性必修1第65页
6．(2024·河南高二期中)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Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( )
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
解析：A H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝ mol·L-1＝10-14 mol·L-1；0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝ mol·L-1＝10-13 mol·L-1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝10-4 mol·L-1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10-5 mol·L-1。等体积的溶液中，物质的量之比等于浓度之比，它们的物质的量之比为10-14∶10-13∶10-4∶10-5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。
特别提醒
水电离出的c(H＋)水或c(OH－)水的相关计算
(1)当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较小的数值是水电离出来的。具体见下表：
溶液(25 ℃) pH＝2 的盐酸 pH＝13的 NaOH溶液
c(H＋)/(mol·L-1) 10-2 10-13
c(OH－)/(mol·L-1) 10-12 10-1
水电离出来的c(H＋)或 c(OH－)/(mol·L-1) 10-12 10-13
(2)当促进水的电离时(如盐的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的。具体见下表：
溶液(25 ℃) pH＝5的NH4Cl溶液 pH＝10的Na2CO3溶液
c(H＋)/(mol·L-1) 10-5 10-10
c(OH－)/(mol·L-1) 10-9 10-4
水电离出来的c(H＋)或 c(OH－)/(mol·L-1) 10-5 10-4
考点二 溶液的酸碱性和pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小
溶液的 酸碱性 c(H＋)与 c(OH－) 比较 常温下
c(H＋)大小 pH
酸性 溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1×10-7mol·L-1 <7
中性 溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1×10-7mol·L-1 ＝7
碱性 溶液 c(H＋)7
2．pH及其测量
(1)pH
①定义：c(H＋)的负对数，pH＝__－lg_c(H＋)__。
②意义：pH越大，溶液的碱性越强，pH越小，溶液的酸性越强。
③适用范围：1×10-14 mol·L-1≤c(H＋)≤1 mol·L-1的溶液。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(25 ℃)：
(3)测量方法
①酸碱指示剂法
该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞等。
②pH试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的__玻璃片__或__表面皿__上，用__玻璃棒__蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照。
常用的广泛pH试纸只能读取1～14的__整数__。
③pH计测定
通过仪器来精确测定溶液的pH，可读取1位或2位小数。
3．溶液pH的计算
(1)总体原则
①若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH。
②若溶液为碱性，先求c(OH－)，再由c(H＋)＝求c(H＋)，最后求pH。
(2)类型及方法
①强酸溶液
如浓度为c mol/L的HnA溶液，c(H＋)＝nc mol/L，所以pH＝－lg nc。
②强碱溶液(室温时)
如浓度为c mol/L的B(OH)n溶液，c(OH－)＝nc mol/L。
c(H＋)＝mol/L，所以pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
③混合溶液pH的计算(忽略溶液体积的变化)
a．两种强酸混合
c混(H＋)＝ pH
b．两强碱混合
c混(OH－)＝ c混(H＋)＝ pH
c．强酸、强碱混合(一者过量)
酸过量：
c混(H＋)＝ pH
碱过量：
c混(OH－)＝ c混(H＋)＝ pH
④酸、碱溶液稀释时pH的变化
项目 酸(pH＝a) 碱(pH＝b)
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释10n倍 ＜a＋n a＋n >b－n b－n
无限稀释 pH趋向于7
4.水电离出的氢离子浓度和溶液pH的关系
(1)c(H＋)水＝10-5 mol·L-1，pH＝5(酸盐溶液)或9(碱盐溶液)。
(2)c(H＋)水＝10-10 mol·L-1，pH＝10(碱溶液)或4(酸溶液)。
(3)c(H＋)水＝10-7 mol·L-1，该溶液对水的电离不促进也不抑制，溶液可能呈酸性、碱性和中性。
实例：盐酸滴定氨水中由水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化图
①a点：溶液中全部是NH3·H2O，pH＝11。
②b点：NH3·H2O和NH4Cl的混合物，溶液呈中性。
③c点：恰好中和点，全部是NH4Cl溶液，溶液呈酸性。
④d点：NH4Cl和HCl的混合物，溶液呈酸性。
易错易混
判断下列说法正误(正确的画“√”，错误的画“×”，并说明错因)。
(1)pH＝7的溶液一定呈中性。( )
错因：
(2)用pH试纸测溶液的pH时，应先用蒸馏水润湿试纸。( )
错因：
(3)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4。( )
错因：
(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。( )
错因：
(5)利用pH试纸测定氯水的pH。( )
错因：
答案：(1)× 水的电离受温度的影响，因而溶液的pH也与温度有关。
(2)× 用蒸馏水润湿试纸，相当于稀释待测液。
(3)× 广泛pH试纸只能读取1～14的整数。
(4)√
(5)× 氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。
题组一 溶液酸碱性的判断
1．常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( )
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( )
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( )
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等体积混合( )
答案：(1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性
(7)酸性 (8)碱性
2．(2024·上海高三开学考试)下列说法正确的是( )
A．常温下，当水电离出的c(H＋)为1×10-13 mol·L-1时，此溶液的pH可能为1
B．将1 mL pH＝5的盐酸稀释至1 000 mL，所得溶液的pH为8
C．实验室可用pH试纸测定“84”消毒液的pH
D．在100 ℃时，纯水的pH约为6，呈酸性
解析：A 由水电离出的c(H＋)＝1.0×10-13 mol/L，则水电离出的c(OH－)＝1.0×10-13 mol/L，溶液中c(H＋)×c(OH－)＝1.0×10-14 mol/L，所以原来的溶液的c(H＋)＝0.1 mol/L或者1.0×10-13 mol/L，即溶液可能呈现强酸性或强碱性，强酸时pH＝1，强碱时pH＝13，故A正确；酸溶液无论如何稀释，不能变为碱性，只能是无限接近中性，故将1 mL 1×10-5 mol·L-1盐酸稀释至1 000 mL，所得溶液的pH小于7，故B错误；“84”消毒液具有强氧化性，不能用pH试纸测量pH，需要用pH计测量，故C错误；在100 ℃时，pH约为6的纯水中始终存在c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，故D错误。
规律总结
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)室温下由水电离出的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。
题组二 有关pH的简单计算
3．按要求计算下列溶液的pH(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)0.1 mol·L-1氨水(NH3·H2O)的电离度α＝1%(电离度＝×100%)，pH＝__________。
(2)pH＝2的盐酸与等体积的水混合，pH＝__________。
(3)常温下，将0.1 mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L-1硫酸溶液等体积混合，pH＝__________。
(4)25 ℃时，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，pH＝__________。
答案：(1)11 (2)2.3 (3)2 (4)10
解析：(1)
NH3·H2O OH－ ＋ NH
c(初始) 0.1 mol·L-1 0 0
c(电离)
则c(OH－)＝0.1×1% mol·L-1＝10-3mol·L-1，c(H＋)＝10-11 mol·L-1，所以pH＝11。
(2)c(H＋)＝ mol·L-1，pH＝－lg ＝2＋lg 2≈2.3。
(3)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L-1，0.06 mol·L-1硫酸溶液中c(H＋)＝0.06 mol·L-1×2＝0.12 mol·L-1，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中c(H＋)＝＝0.01 mol·L-1，则pH＝2。
(4)pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10-3 mol·L-1，pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝ mol·L-1＝10-2 mol·L-1，二者以体积比为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-1，则混合后c(H＋)＝＝ mol·L-1＝1×10-10 mol·L-1，故pH＝－lg 10-10＝10。
【题源】选择性必修1第70页第2题和第3题变式
4. (2025·黑龙江期中)下列有关pH的计算正确的是( )
A．0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的pH为1
B．pH＝3的盐酸与pH＝12的Ba(OH)2溶液混合，混合后溶液的pH＝11，则盐酸的体积与Ba(OH)2溶液的体积比为2∶9
C．25 ℃pH＝1的HNO3溶液中，水电离出来的c(H＋)＝1×10-13 mol/L
D．某温度Kw＝1×10-13，溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10-11 mol/L，则该溶液的pH可能是11或3
解析：C 醋酸是弱酸，部分电离，则0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液pH＞1 ，A错误；pH＝3的盐酸c(H＋)＝10-3 mol/L，pH＝12的Ba(OH)2溶液c(OH－)＝10-2 mol/L，混合溶液pH＝11，溶液显碱性，说明OH－过量，混合溶液中c(OH－)＝10-3 mol/L，根据二者反应关系可知：＝10-3，解得V酸∶V碱＝9∶2，B错误；HNO3抑制了水的电离，溶液中OH－来自水的电离，则溶液中水电离出来的c(OH－)＝ mol/L＝1×10-13 mol/L，即水电离出来的c(H＋)＝1×10-13 mol/L ，C正确；某温度Kw＝1×10-13，溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10-11 mol/L< mol/L，说明水的电离受到了抑制，该溶液可能显酸性也可能显碱性。若溶液显酸性，c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水＝10-11 mol/L，该溶液中c(H＋)＝ mol/L＝10-2 mol/L，溶液pH＝2；若溶液显碱性，则c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝10-11 mol/L，溶液pH＝11，故该溶液pH可能是11 或2，D错误。
规律总结
(1)常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于或小于7，只能无限接近7。
(2)溶液pH计算的一般思维模型
考点三 酸碱中和滴定的原理与操作
1．概念
依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。
2．原理
c(待测)＝。
3．酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的__体积__。
(2)选取适当的__指示剂__。
(3)准确判断滴定__终点__。
4．酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则
指示剂 变色范围的pH
石蕊 ＜5红色 5～8紫色 >8蓝色
甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 ＜8.2无色 8.2～10浅红色 >10红色
(1)石蕊变色范围较大，且在滴定终点时颜色的变化不易观察，故一般不选用石蕊作为酸碱中和滴定的指示剂。
(2)滴定终点为碱性时，用__酚酞__作为指示剂，如用NaOH溶液滴定醋酸溶液。
(3)滴定终点为酸性时，用__甲基橙__作为指示剂，如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，用酚酞也可以。
(5)指示剂本身就是弱酸、弱碱，其用量不宜太多，一般为2～3滴。
(6)有些滴定过程不需要外加指示剂，其反应试剂就可能是指示剂，例如酸性高锰酸钾等。
5．实验用品
(1)仪器：__酸式滴定管__(如图甲)、__碱式滴定管__(如图乙)、滴定管夹、铁架台、__锥形瓶__。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水、洗瓶。
(3)滴定管的使用
试剂性质 滴定管 原因
酸性、 氧化性 酸式滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性 碱式滴 定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
6.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录
查 检查滴定管旋塞是否漏液，在确保不漏后方可使用
洗 用蒸馏水洗涤滴定管2～3次
润 用待装液润洗滴定管2～3次
装 将酸、碱溶液分别注入相应的滴定管，并使液面位于“0”刻度以上2～3_cm处
排 调节滴定管活塞，使尖嘴部分充满溶液，并使液面位于“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度处
记 记录初始液面刻度
由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25 mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。
(2)滴定
(3)终点判断：滴入__最后半滴标准液__，溶液由红色变为无色，且在__半分钟__内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
酸碱恰好中和(即滴定终点)时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。
要点提取
(1)滴定时先快后慢，接近终点时半滴一摇。
(2)为便于观察，锥形瓶下放一张白纸。
(3)滴定管需润洗。
(4)锥形瓶不能润洗，也不需要干燥。
7．误差分析
分析依据：c(待测)＝。
若V(标准)偏大 c(待测)__偏大__；若V(标准)偏小 c(待测)__偏小__。
8．滴定曲线(pH曲线)分析
(1)图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线
(以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
(2)强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、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：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
特别提醒
恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
易错易混
判断下列说法正误(正确的画“√”，错误的画“×”，并说明错因)。
(1)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装。( )
错因：
(2)将液面在“0”刻度处的25 mL酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL。( )
错因：
(3)达到滴定终点时，所得溶液一定为中性。( )
错因：
(4)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗。( )
错因：
(5)酸碱指示剂越多变色越明显，指示剂至少加入2～3 mL。( )
错因：
(6)中和滴定实验中，锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，必须经润洗后方可使用。( )
错因：
答案：(1)× 高锰酸钾溶液能腐蚀碱式滴定管的橡胶管。
(2)× 滴定管25 mL以下没有刻度，液体的体积应大于25 mL。
(3)× 滴定终点溶液的酸碱性主要看反应产物的成分，溶液不一定呈中性。
(4)× 锥形瓶不能用待测液润洗。
(5)× 酸碱指示剂本身就是弱酸或弱碱，一般加入2～3滴。
(6)√
题组一 酸碱中和滴定的操作与指示剂的选择
(2025·江苏苏州高二期中)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．图3为酸式滴定管，使用后需洗涤干净，并轻轻放入烘箱烘干
D．利用“Ag＋＋SCN－===AgSCN↓”原理，可用标准KSCN溶液测AgNO3溶液浓度：Fe(NO3)3为指示剂，滴定终点的现象为溶液变为红色
解析：D KMnO4溶液应置于酸式滴定管中，并且滴定管尖嘴底部不能插入锥形瓶中，故A错误；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，故B错误；玻璃量具受热会导致形变，引起刻度不准，一般是用纯水清洗后，倒置自然晾干，也可以放入通风橱柜风干，故C错误；SCN－与Fe3+反应溶液呈红色，用标准KSCN溶液测量AgNO3溶液浓度，Fe(NO3)3为指示剂，溶液由无色变为红色时到达终点，故D正确。
2．酸碱中和滴定是一种重要的实验方法，用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作可分为如下几步：
A．检查滴定管是否漏水
B．用蒸馏水洗干净滴定管
C．用待测液润洗酸式滴定管
D．用酸式滴定管量取稀盐酸20.00 mL，注入锥形瓶中，加入酚酞
E．取下碱式滴定管用NaOH标准液润洗后，将标准液注入碱式滴定管“0”刻度以上2～3 cm处，再把碱式滴定管固定好，并排出尖嘴部分的气泡，调节液面至“0”刻度或“0”刻度以下
F．把锥形瓶放在滴定管下面，瓶下垫一张白纸，边滴边摇动锥形瓶直至滴定终点，记下滴定管液面所在刻度
G．另取锥形瓶，再重复操作2～3次
完成以下填空。
(1)排除碱式滴定管中气泡的方法应采用如图所示操作中的________(填“甲”“乙”或“丙”)，然后轻轻挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。
(2)判断滴定终点的现象：锥形瓶中溶液从________色变为________色，且半分钟内不变色。
(3)如图是第一次滴定时滴定管中的液面，其读数为X＝________mL。
(4)根据下列数据，计算待测盐酸的浓度为________mol·L-1。
滴定 次数 待测液 体积/mL 标准液体积/mL
滴定前读数 滴定后读数
第一次 20.00 0.60 X
第二次 20.00 2.00 24.10
第三次 20.00 4.00 24.00
答案：(1)丙 (2)无 粉红(浅红)
(3)20.60 (4)0.100 0
解析：(4)根据表中数据可知第二次的数据误差较大，舍去；第一次和第三次滴定数据都是有效的，消耗标准液的平均体积为×(20.00＋20.00)mL＝20.00 mL，
c(盐酸)＝＝
＝0.100 0 mol/L。
【题源】选择性必修1第67页
特别提醒
1．图解量器的读数方法
(1)平视读数(如图a)
实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低处保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即凹液面定视线，视线定读数)。
(2)俯视和仰视(如图b和图c)
俯视和仰视的误差，要结合具体仪器进行分析，不同量器的刻度顺序不同，如量筒刻度从下到上逐渐增大；滴定管刻度从下到上逐渐减小。
①如图b，当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
②如图c，当用滴定管测量液体的体积时，由于仰视视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，导致仰视读数偏大。
2．滴定终点的答题模板
当滴入最后半滴×××标准溶液后，溶液变成×××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。
解答此类题目注意三个关键点：
(1)最后半滴：必须说明是滴入“最后半滴”溶液。
(2)颜色变化：必须说明滴入“最后半滴”溶液后溶液“颜色的变化”。
(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。
题组二 酸碱中和滴定中的误差分析
3．(2025·山东模拟)为测定某醋酸溶液浓度，量取20.00 mL待测醋酸溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定。以下实验操作导致测定浓度偏低的操作有几个( )
①酸式滴定管用蒸馏水洗涤后加入醋酸溶液
②锥形瓶用待测液润洗后加入20.00 mL醋酸溶液
③选酚酞作指示剂
④当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液由无色变为浅红色，即为滴定终点
⑤滴定管(装标准溶液)滴定前尖嘴处有气泡，滴定后无气泡，所测得待测液的浓度
A．1个 B．2个 C．3个 D．4个
解析：B ①酸式滴定管用蒸馏水洗涤后加入待测液，会导致溶液浓度减小，导致滴定消耗氢氧化钠溶液体积偏小，使测定结果浓度偏小，符合题意；②锥形瓶用待测液润洗后加入20.00 mL醋酸溶液，待测液中醋酸的物质的量增大，导致滴定消耗氢氧化钠溶液体积偏大，测定结果偏高，不符合题意；③氢氧化钠溶液与醋酸溶液完全反应生成醋酸钠，溶液显碱性，所以用氢氧化钠溶液滴定醋酸时选酚酞作指示剂能正确判断滴定终点，不符合题意；④当滴入最后半滴氢氧化钠溶液时，溶液由无色变为浅红色说明还未达到滴定终点，消耗氢氧化钠溶液体积偏小，使测定结果浓度偏小，符合题意；⑤滴定管(装标准溶液)滴定前尖嘴处有气泡，滴定后无气泡会使消耗氢氧化钠溶液体积偏大，导致测得待测液的浓度偏大，不符合题意。
4．下面是中和滴定过程中容易引起误差的五个方面，根据题意，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。
(1)仪器润洗：锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。
(2)存在气泡：滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终点有气泡，使滴定结果________。
(3)读数操作：①滴定前平视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
②滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
(4)指示剂选择：用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，使滴定结果________。
(5)存在杂质：①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将________。
②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度________。
答案：(1)偏高 (2)偏低 (3)①偏低 ②偏低 (4)偏低 (5)①偏高 ②偏低
规律总结
以标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤 操作 V(标准) c(待测)
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低
锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低
部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高
读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高
题组三 酸碱中和滴定曲线图
5．室温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸中滴加0.100 0 mol·L-1NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5＝0.7。下列说法不正确的是( )
A.NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH＝7
B．选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差
C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙大
D．V(NaOH)＝30.00 mL时，pH＝12.3
解析：C A项，NaOH与盐酸恰好完全反应时溶液中的溶质为NaCl，呈中性，室温下pH＝7，故A正确；B项，选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差，故B正确；C项，甲基橙的变色范围在pH突变范围外，误差更大，故C错误；D项，V(NaOH)＝30.00 mL时，溶液中的溶质为氯化钠和氢氧化钠，且c(NaOH)＝＝0.020 00 mol·L-1，即c(OH－)＝0.020 00 mol·L-1，则c(H＋)＝5×10-13 mol·L-1，pH＝－lg c(H＋)＝12.3，故D正确。
【题源】选择性必修1第68页
6．常温下，用0.10 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.10 mol·L-1 HCl溶液和20.00 mL 0.10 mol·L-1 CH3COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示，则下列说法正确的是( )
A．图2是滴定盐酸的曲线
B．a与b的关系是a＜b
C.E点对应离子浓度由大到小的顺序可能为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
D．这两次滴定都可以用甲基橙作指示剂
解析：C 如果酸为强酸，则0.10 mol·L-1酸的pH为1，根据酸的初始pH可知，图1为盐酸的滴定曲线，故A错误；根据图1可知，B点氢氧化钠溶液的体积是20.00 mL，酸和碱的物质的量相等，二者恰好反应生成强酸强碱盐，其溶液呈中性；醋酸溶液中滴入氢氧化钠溶液，醋酸钠溶液呈碱性，所以D点氢氧化钠溶液的体积小于20.00 mL，a＞b，故B错误；E点溶液的成分为醋酸钠和醋酸，溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，盐类水解程度较小，则溶液中离子浓度可能为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，故C正确；氢氧化钠和盐酸恰好反应呈中性，可以选择甲基橙或酚酞；氢氧化钠和醋酸恰好反应生成醋酸钠溶液，溶液呈碱性，只能选择酚酞，故D错误。
方法指导
巧抓“六点”，突破酸碱中和滴定曲线中的粒子浓度关系
以室温时用0.1 mol·L-1NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液为例
(1)起始点：HA的单一溶液
①根据起点时的pH可以判断电解质的强弱。
②根据起点时的pH可以计算弱酸(碱)的电离常数。
(2)半中和点：HA和NaA等量混合
①酸性：HA的电离程度大于NaA的水解程度：c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)。
②碱性：HA的电离程度小于NaA的水解程度：c(HA)＞c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
(3)中和点：原溶液中溶质恰好完全反应生成NaA
①特点：溶液的温度最高；水的电离度最大。
②溶液酸碱性：溶液显碱性。
③微粒浓度的大小：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(HA)＞c(H＋)。
(4)中性点：判断酸或碱稍微过量
①溶液成分：NaA和少量的HA。
②微粒浓度的大小：c(Na＋)＝c(A－)＞c(OH－)＝c(H＋)。
(5)半过量点：NaA＋NaOH(2∶1)
①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性。
②微粒浓度的大小：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(HA)＞c(H＋)
(6)倍过量点：NaA＋NaOH(1∶1)
①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性。
②微粒浓度大小：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(HA)＞c(H＋)。
题组四 酸碱中和滴定直线图
7．(2024·合肥高三测试)已知H2R是二元弱酸。298 K时，向一定浓度的KHR溶液中滴加盐酸，混合溶液中pX与pH的关系如图所示[pX＝－lg X，X＝或]。下列说法错误的是( )
A．直线L1表示p[]与pH的关系
B. Ka1的数量级为10-4
C．c点溶液中， c(R2-)>c(HR－)
D．KHR和K2R的混合溶液可能呈中性
解析：B 横轴表示pH，纵轴表示－lg 或－lg ，lg Ka1＝＝lg －pH，lg Ka2＝＝lg －pH，H2R的一级电离平衡常数Ka1远大于二级电离平衡常数Ka2，则直线L1、L2分别表示p[]、p[]，A正确；根据a点数据可知，pH＝3.85时，－lg ＝－pH－ lg Ka1＝－1，则Ka1＝1×10-2.85，根据b点数据可知，pH＝4.66时，－lg ＝－pH－ lg Ka2＝1，则Ka2＝1×10-5.66，B错误；c点pH>6，则＝>>1，则c(R2)>c(HR)，C正确；HR－的水解常数＝＝＝10-11.158．常温下向二元弱酸H2A溶液中滴加NaOH溶液，所得溶液的pH与离子浓度的变化关系如图所示。下列说法错误的是( )
A．曲线F表示溶液pH与－lg 的变化关系
B．图中a点对应溶液中：c(Na＋)＞c(H2A)＋2c(A2-)
C．＝101.2
D．pH从4.6到5.8的过程中，水电离出的氢离子浓度逐渐增大
解析：B H2A的电离方程式为H2A H＋＋HA－、HA－ H＋＋A2-，Ka1＝，Ka2＝，Ka1>Ka2，因此在相同pH时>，则曲线E表示溶液pH与－lg 的变化关系，F表示－lg 的变化关系，故A正确；图中a点对应溶液中存在电荷守恒，c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋2c(A2-)＋c(HA－)，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，c(Na＋)<2c(A2-)＋c(HA－)，－lg ＝0，c(H2A)＝c(HA－)，c(Na＋)归纳总结
中和滴定中直线图像及分析
常温下，向二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示：
(1)滴定原理：H2Y＋OH－===H2O＋HY－、HY－＋OH－===H2O＋Y2-。
(2)滴定过程：随着NaOH的加入，c(H＋)逐渐减小
①lg ＝lg ＝lg 逐渐增大。
②lg ＝lg ＝lg 逐渐减小。
(3)电离常数：找浓度相等点
①a点：lg ＝0，c(H2Y)＝c(HY－)，Ka1＝＝c(H＋)＝10-1.3。
②e点：lg ＝0，c(HY－)＝c(Y2-)，Ka2＝＝c(H＋)＝10-4.3。
(4)交点c的特殊性：lg ＝lg ，c(H2Y)＝c(Y2-)。
(5)酸式盐NaHY的酸碱性：比较Ka2和Kh2的相对大小
①若Ka2＞Kh2，说明HY－的电离程度大于HY－的水解程度，溶液呈酸性。
②若Ka2＜Kh2，说明HY－的电离程度小于HY－的水解程度，溶液呈碱性。
③Kh2＝＝＝10-12.7＜Ka2＝10-4.3，说明NaHY呈酸性。
1. (2024·黑吉辽卷)下列实验方法或试剂使用合理的是( )
选项 实验目的 实验方法或试剂
A 检验NaBr溶液中是否含有Fe2+ K3[Fe(CN)6]溶液
B 测定KHS溶液中c(S2-) 用AgNO3溶液滴定
C 除去乙醇中少量的水 加入金属Na，过滤
D 测定KClO溶液的pH 使用pH试纸
解析：A A项，溶液中含有Fe2+，可以与K3[Fe(CN)6]发生反应使溶液变成蓝色，A项合理；B项，随着滴定的不断进行，溶液中S2-不断被消耗，但是溶液中的HS－还可以继续发生电离生成S2-，B项不合理；C项，金属Na既可以与水发生反应又可以与乙醇发生反应，故不能用金属Na除去乙醇中少量的水，C项不合理；D项，ClO－具有氧化性，不能用pH试纸测定其pH的大小，可以用pH计进行测量，D项不合理。
2．(2024·湖南卷)常温下Ka(HCOOH)＝1.8×10-4，向20 mL 0.10 mol·L-1 NaOH溶液中缓慢滴入相同浓度的HCOOH溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入HCOOH溶液体积的变化关系如图所示，下列说法错误的是( )
A．水的电离程度：M＜N
B．M点：2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)
C．当V(HCOOH)＝10 mL时，c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)
D．N点：c(Na＋)>c(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)>c(HCOOH)
解析：D M点时，V(HCOOH)＝10 mL，溶液中的溶质为c(HCOOH)∶c(HCOO－)＝1∶1，仍剩余有未反应的甲酸，抑制水的电离，N点HCOOH溶液与NaOH溶液恰好反应生成HCOONa，此时仅存在的HCOONa水解促进水的电离，故A正确；M点时，溶液中的溶质为c(HCOOH)∶c(HCOO－)＝1∶1，根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，M点为交点可知c(HCOO－)＝c(OH－)，联合可得2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，故B正确；当V(HCOOH)＝10 mL时，溶液中的溶质为c(HCOOH)∶c(HCOONa)＝1∶1，根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，根据物料守恒c(Na＋)＝2c(HCOO－)＋2c(HCOOH)，联合可得c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)，故C正确；N点HCOOH溶液与NaOH溶液恰好反应生成HCOONa，甲酸根发生水解，HCOO－＋H2O HCOOH＋OH－溶液显碱性，可知溶液中c(Na＋)>c(HCOO－)及c(OH－)>c(H＋)，观察图中N点可知，c(HCOO－)≈0.05 mol·L-1，根据Ka(HCOOH)＝＝1.8×10-4，可知c(HCOOH)>c(H＋)，故D错误。
3．(2024·山东卷)常温下Ag(Ⅰ) CH3COOH水溶液体系中存在反应：Ag＋＋CH3COO－ CH3COOAg(aq)，平衡常数为K。已初始浓度c0(Ag＋)＝c0(CH3COOH)＝0.08 mol·L-1，所有含碳物种的摩尔分数与pH变化关系如图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法正确的是( )
A．线Ⅱ表示CH3OOOH的变化情况
B．CH3OOOH的电离平衡常数Ka＝10－n
C．pH＝n时，c(Ag＋)＝ mol·L-1
D.pH＝10时，c(Ag＋)＋c(CH3COOAg)＝0.08 mol·L-1
解析：C c(CH3COOH)、c(Ag＋)减小，pH较小时(约小于7.8)CH3COO－浓度增大的影响大于Ag＋浓度减小的影响，CH3COOAg浓度增大，pH较大时(约大于7.8)CH3COO－浓度增大的影响小于Ag＋浓度减小的影响，CH3COOAg浓度减小，故线Ⅰ表示CH3COOH的摩尔分数随pH变化的关系，线Ⅱ表示CH3COO－的摩尔分数随pH变化的关系，线Ⅲ表示CH3COOAg随pH变化的关系，A项错误；由图可知，当c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)相等时(即线Ⅰ和线Ⅱ的交点)，溶液的pH＝m，则CH3COOH的电离平衡常数Ka＝＝10－m，B项错误；pH＝n时＝10－m，c(CH3COO－)＝＝10n－m·c(CH3COOH)，Ag＋＋CH3COO－ CH3COOAg(aq)的K＝，c(Ag＋)＝，由图可知pH＝n时，c(CH3COOH)＝c(CH3COOAg)，代入整理得c(Ag＋)＝ mol/L，C项正确；根据物料守恒，pH＝10时溶液中c(Ag＋)＋c(CH3COOAg)＋c(AgOH)＝0.08 mol/L，D项错误。
4．(2024·全国甲卷)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：
CO(NH2)2＋H2O2===CO(NH2)2·H2O2
(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.过氧化脲溶液用稀硫酸酸化后，滴加KMnO4溶液，紫红色消失。
Ⅱ.过氧化脲溶液用稀硫酸酸化后，加入KI溶液和四氯化碳，振荡，静置。
(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，加入一定量稀硫酸，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)。
(2)过氧化脲的产率为______。
(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__________________。
(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__________________________。
(5)“滴定分析”步骤中，下列操作错误的是______(填字母)
考点一 弱电解质的电离平衡
1．强、弱电解质
(1)强电解质：在水溶液或熔融状态下能全部电离的电解质。包括以下几种：
(2)弱电解质：在水溶液或熔融状态下部分电离的电解质。包括以下几种：
2．电离方程式的书写
(1)强电解质
如H2SO4的电离方程式为__H2SO4===2H＋＋SO__。
(2)弱电解质
①一元弱酸、弱碱一步完成
如NH3·H2O的电离方程式为__NH3·H2O NH＋OH－__；
CH3COOH的电离方程式为__CH3COOH CH3COO－＋H＋__。
②多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远大于第二步。
如H2CO3的电离方程式为__H2CO3 H＋＋HCO__，__HCO H＋＋CO__。
③书写多元弱碱的电离方程式时，一步完成。
如Fe(OH)3的电离方程式为__Fe(OH)3 Fe3+＋3OH－__。
④两性物质双向电离，如Al(OH)3的电离方程式为__Al(OH)3 Al3+＋3OH－__，__Al(OH)3＋H2O H＋＋[Al(OH)4]－__。
(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__NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO__；熔融状态下的电离方程式为__NaHSO4===Na＋＋HSO__。
②弱酸的酸式盐，如NaHCO3的电离方程式为__NaHCO3===Na＋＋HCO__，__HCO H＋＋CO__。
3．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当__弱电解质分子电离成离子的速率__和__离子结合成弱电解质分子的速率__相等时，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到电离平衡状态。平衡建立过程如图所示：
(2)电离平衡的特征
4．影响电离平衡的因素
(1)内因：电解质本身的性质，通常电解质越弱，电离程度越小。
(2)外因
①浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大(越稀越电离)；浓度越大，电离程度越小。
a．同一弱电解质，稀释溶液时，电离平衡将向电离的方向移动，电离程度增大，但溶液中离子浓度不一定变大，如：弱酸HA溶液稀释时，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均减小(参与平衡建立的微粒)，但c(OH－)会增大。
b．增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小。
②温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
③同离子效应——加入具有相同离子的物质
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，电离程度减小。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。
以0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH＞0的影响。
改变条件 平衡移 动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 导电 能力 Ka
加水稀释 向右 增大 减小 减小 增大 减弱 不 变
加少量 冰醋酸 向右 增大 增大 增大 减小 增强
加浓盐酸 向左 增大 增大 减小 减小 增强
加入 NaOH(s) 向右 减小 减小 增大 增大 增强
加入 CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增大 减小 增强
加入镁粉 向右 减小 减小 增大 增大 增强
升高温度 向右 增大 增大 增大 增大 增强 增大
易错易混
判断下列说法正误(正确的画“√”，错误的画“×”，并说明错因)。
(1)当NH3·H2O电离处于平衡状态时，c(NH3·H2O)＝c(NH)。( )
错因：
(2)强电解质都是离子化合物。( )
错因：
(3)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。( )
错因：
答案：(1)× 弱电解质的电离程度很小，只有部分电离。
(2)× 许多共价化合物如强酸、氯化铝等都是强电解质。
(3)× 溶液的导电能力(电导率)与电解质的强弱无关，它取决于溶液中自由移动的离子浓度大小及离子所带的电荷数目。
题组一 强、弱电解质及其电离
1．下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是( )
①等物质的量浓度、等体积的盐酸、HNO2溶液和足量锌反应，根据产生氢气的多少
②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗
③中和等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液时，HNO2消耗的碱多
④0.1 mol·L-1HNO2溶液的pH＝2
⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体
⑥c(H＋)＝0.1 mol·L-1的HNO2溶液稀释1 000倍，pH＜4
⑦HNO2溶液中存在HNO2分子和氢离子、亚硝酸根离子
A．①②⑤ B．①②⑤⑥ C．③④⑥⑦ D．①③④
解析：A ①等物质的量浓度、等体积的盐酸、HNO2溶液中酸的物质的量相同，和足量锌反应，产生氢气一样多，故无法判断酸的强弱；②溶液的导电性与离子的浓度及所带电荷数有关，而与电解质强弱无关，故不能证明HNO2是弱电解质；③HNO2中和碱消耗的碱多，说明pH相等的HNO2溶液中HNO2部分电离，故能证明HNO2是弱电解质；④说明HNO2溶液中HNO2部分电离，故能证明HNO2是弱电解质；⑤说明HNO2酸性比碳酸强，但不能说明HNO2是弱酸，故不能证明HNO2是弱电解质；⑥说明亚硝酸不完全电离，为弱酸，故能证明HNO2是弱电解质；⑦说明亚硝酸部分电离，能证明HNO2是弱电解质。
2．(2024·沈阳高二月考)现有①盐酸、②醋酸两种稀溶液，用序号回答下列问题。
(1)若两种酸的物质的量浓度均为0.1 mol/L：
a．两种溶液中的c(H＋)大小关系为________。
b．取等体积上述两种溶液，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________。
c．若取等质量Zn分别跟这两种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗两种酸的体积大小关系为________。
(2)若两种溶液的c(H＋)均为0.1 mol/L：
a．两种酸的物质的量浓度大小关系为________。
b．取等体积上述两种溶液，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________。
c．若取等质量Zn分别跟这两种溶液反应，使Zn恰好完全反应时，消耗两种酸的体积大小关系为________。
答案：(1)①＞② ①＝② ①＝② (2)①<② ①<② ①＞②
解析：(1)a.HCl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；b.两种酸的物质的量相等，盐酸和醋酸消耗的NaOH相等；c.等质量的Zn完全反应，消耗的盐酸和醋酸相等。
(2)a.CH3COOH是弱酸，c(CH3COOH) c(H＋)，c(HCl)＝c(H＋)，所以②＞①；b.等体积的两种溶液中，n(CH3COOH)＞n(HCl)，②＞①；c.等质量的Zn完全反应，消耗的n(H＋)相等，所以溶液中浓度大的消耗的体积小，所以①＞②。
【题源】选择性必修1第58页
规律总结
判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
(1)测定一定浓度的HA溶液的pH。
(2)与同浓度的盐酸比较导电性。
(3)与同浓度的盐酸比较与锌反应的快慢。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。
(2)从升高温度后pH的变化判断。
(3)从等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解。如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：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。现象：pH＞7。
题组二 弱电解质的电离平衡及影响因素
3．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O NH＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入的物质或采取的措施是(不考虑气体逸出)( )
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热 ⑥MgSO4固体
A．①②③⑤ B．③ C．③④⑥ D．③⑤
解析：B ①若在氨水中加入氯化铵固体，溶液中铵根离子浓度增大，电离平衡逆向移动，溶液中氢氧根离子浓度减小，不符合题意；②若在氨水中加入硫酸，硫酸与氢氧根离子反应，溶液中氢氧根离子浓度减小，电离平衡正向移动，不符合题意；③若在氨水中加入氢氧化钠固体，溶液中氢氧根离子浓度增大，电离平衡逆向移动，符合题意；④若在氨水中加入水稀释，溶液中氢氧根离子浓度减小，电离平衡正向移动，不符合题意；⑤一水合氨在溶液中的电离是吸热过程，加热升高温度，电离平衡正向移动，溶液中氢氧根离子浓度增大，不符合题意；⑥加入少量硫酸镁固体，镁离子与氢氧根离子反应生成氢氧化镁沉淀，溶液中氢氧根离子浓度减小，电离平衡正向移动，不符合题意。
【题源】选择性必修1第59页
规律总结
外界条件对电离平衡影响的四个不一定
稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小 因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大
电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小 如对于CH3COOH CH3COO－＋H＋，平衡后加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，右移只能“减弱”而不能消除这种改变，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大
电离平衡右移，离子的浓度不一定增大 如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(H＋)都比原平衡时小
电离平衡右移，电离程度也不一定增大 如增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度反而减小
4．(2024·广东深圳高二期末)某兴趣小组围绕乙酸的酸性开展如下实验。
利用0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液探究浓度、温度对CH3COOH电离平衡的影响(忽略液体混合带来的体积变化)。
(1)小组同学按下表进行实验(已知：实验ⅰ中溶液浓度为实验ⅱ中所配溶液浓度的10倍)。
序号 pH
ⅰ 10.0 0 25 a1
ⅱ 1.0 V1 25 a2
… … … … …
①根据表中信息，补充数据V1＝______。
②证明CH3COOH是弱电解质的依据是：a1>1，或a2<__________(用含a1的代数式表示)。
(2)一般情况下，升高温度有利于弱酸的电离。该小组同学将0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液从15 ℃升温至40 ℃，测定该过程中CH3COOH溶液的pH，并计算出电离度(电离度＝×100%)，得到CH3COOH的电离度随温度变化的曲线如图所示。
对于以上电离度异常情况，小组同学查阅资料：乙酸溶液中存在H＋、CH3COO－等与水结合成水合离子的平衡，且转化为水合离子的过程为放热过程。
①水合离子的形成使溶液中CH3COO－的浓度________(填“增大”或“减小”)，该过程________(填“促进”或“抑制”)乙酸的电离。
②25～40 ℃，乙酸的电离度随温度升高而下降。结合平衡移动原理，分析其可能原因：____________________________________________________________。(不考虑水的电离平衡产生的影响)。
(3)写出乙酸在生产或生活中的一种应用：______________。
答案：(1)①9.0 ②a1＋1
(2)①减小 促进 ②乙酸溶液中存在H＋、CH3COO－等与水结合成水合离子的平衡，且转化为水合离子的过程为放热过程，温度升高，H＋、CH3COO－等与水结合成水合离子的平衡逆向移动，H＋、CH3COO－浓度增大，抑制醋酸电离
(3)食用酸味剂
【题源】选择性必修1第62页“练习与应用”第4题变式
规律总结
pH相同的一元酸、碱稀释的图像分析
稀释相同 的倍数pH 醋酸＜盐酸 氨水＞NaOH
稀释后pH相等， 需要稀释的倍数 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，pH无限接近中性
题组三 电解质溶液与导电性分析
5．(2025·武汉月考)用如图装置分别进行导电性实验，使小灯泡明显变暗的实验操作是( )
A.向CH3COOH溶液中加入适量NaOH固体
B．向SO2饱和溶液中滴加适量H2O2溶液
C．向AgNO3溶液中通入少量HCl气体
D．向HI饱和溶液中通入少量O2
解析：D 醋酸是弱电解质，向CH3COOH溶液中加入适量NaOH固体生成强电解质溶液，自由离子浓度明显增加、导电能力明显增强，A不符合题意；SO2饱和溶液中存在亚硫酸属于弱电解质，滴加适量H2O2溶液生成的硫酸溶液是强电解质溶液，自由离子浓度明显增加、导电能力明显增强，B不符合题意；通入少量HCl气体，发生反应：AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3，离子所带的电荷和浓度不变，溶液导电能力不变，小灯泡亮度不变，C不符合题意；向HI中溶液通入氧气，发生反应4HI＋O2===2H2O＋2I2，溶液中离子浓度减小，导电能力明显减弱，D符合题意。
【题源】选择性必修1第58页实验31
6．常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法中正确的是( )
A.曲线Ⅱ表示的是醋酸的变化曲线
B．a、b、c三点溶液的pH由大到小顺序为b>a>c
C．a点的Kw比b点的Kw大
D.a点水电离的c(H＋)小于c点水电离的c(H＋)
解析：B 稀释之前，两种溶液导电能力相等，说明离子浓度相等，由于醋酸为弱电解质，不能完全电离，则醋酸浓度大于盐酸浓度，加水稀释时，醋酸进一步电离，所以稀释过程中，醋酸导电能力大于盐酸，则Ⅰ为醋酸稀释曲线，Ⅱ为盐酸稀释曲线。由分析可知，Ⅰ为醋酸稀释曲线，Ⅱ为盐酸稀释曲线，故A错误； 导电能力越大，说明离子浓度越大，酸性越强，则a、b、c三点溶液的pH大小顺序为c＜a＜b，故B正确；相同温度下，Kw相同，故C错误；a点离子浓度小于c点离子浓度，氢离子浓度越大，对水的电离抑制程度越大，则a点水电离的c(H＋)大于c点水电离的c(H＋)，故D错误。
【题源】选择性必修1第62页第4题
规律总结
电解质溶液导电性的影响因素
(1)电解质导电的条件
电解质的导电条件是在水溶液中或熔融状态，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水溶液中均可导电。
导电性强弱
考点二 电离平衡常数
1．电离平衡常数概念
一定条件下，当一元弱电解质达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，简称电离常数。
2．电离平衡常数的表达式
(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，电离常数Ka＝____。
(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数Kb＝____。
(3)对于多元弱酸，以H2CO3为例：
H2CO3 H＋＋HCO Ka1＝，
HCO H＋＋CO Ka2＝。
3．电离平衡常数的意义
相同条件下，K越大，表示该弱电解质__越易__电离，所对应酸或碱的酸性或碱性相对__越强__。
4．电离平衡常数的特点
(1)电离平衡常数只与__温度__有关，升温，电离平衡常数__增大__。
(2)多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1 K2……所以其酸性主要取决于第一步电离。
5．电离平衡常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
例如，相同温度下，根据三种酸的电离常数，则三种酸的强弱关系：__HZ>HY>HX__。
酸 HX HY HZ
电离平衡常数 9×10-7 9×10-6 1×10-2
(2)定量判断电离平衡移动的方向、解释移动的原因。
如0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释，判断平衡移动的方向、溶液中c(H＋)的变化情况
CH3COOH H＋ ＋ CH3COO－
原平衡：c(CH3COOH) c(H＋) c(CH3COO－)
假设稀释：
至n倍后：Q＝＝＝
所以电离平衡向电离方向移动，移动的结果使c(CH3COOH)减小，由于平衡常数不变，故c(H＋)和c(CH3COO－)都必然减小。
(3)判断溶液微粒浓度比值的变化，利用温度不变，电离常数不变来判断。
如把0.1 mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释，＝＝， 稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。
(4)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱性(或酸性)越弱。
如CH3COOH的酸性比HClO的酸性强，则相同浓度时，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的碱性强。
(5)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
如已知25 ℃时弱酸的电离平衡常数HCN：Ka＝4.9×10-10，H2S：Ka1＝4.4×10-7，Ka2＝4.7×10-15，则反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能发生，原因是：根据电离平衡常数的关系，电离氢离子的能力(酸性)：H2S>HCN>HS－。
又如H2CO3：Ka1＝4.2×10-7，Ka2＝5.6×10-11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10-10，向苯酚钠(C6H5ONa)溶液中通入的CO2，不论是少量还是过量，其化学方程式均为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3。
(6)计算常温下一定浓度的弱酸或弱碱溶液中的c(H＋)或c(OH－)。
如已知25 ℃时某弱酸HX的电离常数Ka＝1.75×10-5，计算0.1 mol·L-1的HX溶液中H＋浓度是多少？
HX H＋ ＋ X－
起始：c(HX) 0 0
平衡：c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－)[约等于c(H＋)]
则Ka＝≈，由于弱电解质的电离程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。
c(H＋)≈＝ mol·L-1≈1.32×10-3 mol·L-1。
6．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%
α＝×100%
α＝×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__。
(4)电离度与电离平衡常数的关系
①一元弱酸(以CH3COOH为例)
CH3COOH H＋＋CH3COO－
起始 c 0 0
转化 c·α c·α c·α
平衡 c·(1－α) c·α c·α
Ka＝＝
α很小，可认为1－α≈1，则Ka＝c·α2或α＝。(越稀越电离)
②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb)
同理可得，则Kb＝c·α2或α＝。
易错易混
判断下列说法正误(正确的画“√”，错误的画“×”，并说明错因)。
(1)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。( )
错因：
(2)弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大。( )
错因：
(3)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大。( )
错因：
(4)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大。( )
错因：
(5)相同温度下，向1 mol·L-1醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小。( )
错因：
(6)对于0.1 mol/L氨水，加水稀释后，溶液中变大。( )
错因：
答案：(1) × 多元弱酸的电离常数要分步书写。
(2) × 电离常数只与温度有关，与平衡移动的方向无关。
(3) × 酸中c(H＋)既与酸的电离常数有关，还与酸的浓度有关。
(4)× 相同温度下，同一弱电解质的电离常数相同，而溶液的浓度越小电离度越大。
(5)√
(6)× 氨水中＝Kb，电离常数只与温度有关，加水稀释后，电离常数不变。
题组一 离子浓度比较
1．(2025·山东潍坊模拟)室温下，用水稀释0.1 mol·L-1氨水，溶液中随着水量的增加而减小的是( )
A． B．
C．c(H＋) D．c(H＋)和c(OH－)的乘积
解析：B 由氨水的电离方程式NH3·H2O NH＋OH－可知，为平衡常数，只随温度变化，用水稀释，温度不变，比值不变，A错误；加水稀释，促进一水合氨的电离，n(NH3·H2O)减小，n(OH－)增大，二者在同一溶液中，体积相同，因此减小，B正确；加水稀释促进一水合氨电离，但一水合氨电离增大程度小于溶液体积增大程度，则c(OH－)减小，温度不变，水的离子积常数不变，c(H＋)增大，C、D错误。
【题源】选择性必修1第62页第3题变式
规律总结
溶液中某些离子浓度比值变化的三种判断方法
对弱电解质平衡移动过程中某些离子浓度比值的变化常用三种方法分析。第一种：将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只需分析微粒数目的变化即可。第二种：“凑常数”，解题时将某些离子浓度的比值乘以或除以某种离子的浓度，转化为一个常数与某种离子浓度的乘积或相除的关系。第三种：“假设法”，假设无限稀释，c(H＋)趋于10-7 mol·L-1。
2．已知H3AsO4的电离平衡常数分别为Ka1＝6.3×10-3、Ka2＝1.0×10-7、Ka3＝3.2×10-12。25 ℃时，向H3AsO4溶液中加入NaOH溶液至中性，此时溶液中＝__________。
答案：2.016
解析：Ka1×Ka2×Ka3＝×c3(H＋)，25 ℃时，当溶液呈中性时c(H＋)＝10-7 mol·L-1，带入表达式可得＝2.016。
题组二 利用电离常数判断反应
3．(2024·昌平区期末)25 ℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式 CH3 COOH H2CO3 HClO
电离平 衡常数 Ka＝1.8×10-5 Ka1＝4.5×10-7 Ka2＝4.7×10-11 Ka＝4.0×10-8
下列反应不能发生的是( )
A.CO＋CH3COOH===CH3COO－＋CO2↑＋H2O
B．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO
C．CO＋HClO===HCO＋ClO－
D．2ClO－＋CO2＋H2O===CO＋2HClO
解析：D 根据表格中的数据，得出酸性强弱顺序为CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO。因为醋酸的酸性强于碳酸，因此醋酸能与碳酸盐反应制取碳酸，该反应能够发生，A不符合题意；因为醋酸的酸性强于次氯酸，因此醋酸能与次氯酸盐反应制取次氯酸，该反应能够发生，B不符合题意；因为次氯酸的酸性强于碳酸氢根，因此次氯酸能与碳酸盐反应制取碳酸氢盐，该反应能够发生，C不符合题意；因为次氯酸的酸性强于碳酸氢根弱于碳酸，因此碳酸与次氯酸盐反应生成次氯酸和碳酸氢根，不能生成碳酸根，该反应不能发生，D符合题意。
【题源】选择性必修1第61页实验32
4．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下Ka1＝1.6×10-2，Ka2＝7×10-7。
(1)Na2HPO3属于________(填“正盐”或“酸式盐”)。
(2)已知常温下Ka(CH3COOH)＝1.8×10-5，写出亚磷酸溶液与足量醋酸钠溶液反应的离子方程式：______________________________________________。
答案：(1)正盐 (2)H3PO3＋CH3COO－===H2PO＋CH3COOH
解析：(1)亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，则Na2HPO3属于正盐。
(2)因为常温下7×10-7＜1.8×10-5＜1.6×10-2，则H2PO与CH3COO－不能发生反应，所以亚磷酸溶液与足量醋酸钠溶液反应的离子方程式为H3PO3＋CH3COO－===H2PO＋CH3COOH。
题组三 有关电离常数的计算
5．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，下列叙述错误的是( )
A．升高温度，溶液的pH增大
B．室温时，此酸的电离平衡常数约为1×10-7
C．该溶液的pH＝4
D．升高温度，电离平衡常数增大
解析：A 室温时，0.1 mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则HA是弱酸，溶液中c(H＋)＝0.1 mol/L×0.1%＝1×10-4 mol/L。HA的电离是吸热反应，升温促进电离，pH减小，A错误；电离后c(H＋)、c(A－)均为1×10-4 mol·L-1，电离平衡常数约为1×10-7，B正确；电离后c(H＋)为1×10-4 mol·L-1，pH＝4，C正确；升温促进电离，电离平衡常数增大，D正确。
【题源】选择性必修1第60页例题变式
6．(2024·贵州高二模拟)在剧烈运动中，因缺氧肌肉会产生乳酸(HL)，而血液中，乳酸和碳酸氢盐发生中和反应。试通过如下计算来说明此过程。
已知乳酸(HL)是一元酸，Ka＝1.4×10-4。碳酸的电离平衡常数为Ka1＝4.5×10-7，Ka2＝4.7×10-11。
(1)0.056 0 mol·L-1 HL的pH为______。(lg 2≈0.30，lg 7≈0.85)
(2)计算乳酸和碳酸氢盐反应的平衡常数的数值，写出计算过程。
答案：(1)2.55
(2)HL＋HCO===H2CO3＋L－，K＝
＝＝＝＝311
解析：(1)0.056 0 mol·L-1 HL溶液中c(H＋)和c(L－)可认为相等，可设为x，溶液中HL的浓度约是0.056 mol/L，则根据电离平衡常数可知＝1.4×10-4，解得x＝2.8×10-3 mol/L，所以溶液的pH为－lg 2.8×10-3＝2.55。
(2)乳酸和碳酸氢盐反应的方程式为HL＋HCO===H2CO3＋L－，反应平衡常数的为K＝＝＝＝＝311。
题组四 弱电解质的图像分析
7．常温下，将浓度均为0.01 mol/L的盐酸和醋酸分别加水稀释，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示[已知：电离度＝×100%，Ka(CH3COOH)≈1.6×10-5，lg 2≈0.30]，下列说法正确的是( )
A．≈2.3
B．Ⅰ为稀释醋酸时的pH变化曲线
C．0.01 mol/L醋酸中，醋酸的电离度约为4%
D．在0.01 mol/L盐酸中，所含阴离子的总物质的量等于0.01 mol
解析：C 盐酸为强酸，在溶液中完全电离，醋酸为弱酸，在溶液中部分电离，等浓度的盐酸溶液pH小于醋酸，由图可知，未加水稀释时，pH：b>a，则Ⅰ为稀释盐酸时的pH变化曲线、Ⅱ为稀释醋酸时的pH变化曲线。0.01 mol/L盐酸溶液中氢离子浓度为0.01 mol/L，则a为2，0.01 mol/L醋酸溶液的氢离子浓度为≈＝4×10-4 mol/L，则b为3.4，所以＝＝1.7，故A错误；由分析可知，Ⅰ为稀释盐酸时的pH变化曲线，故B错误；醋酸的电离度约为×100%＝4%，故C正确；缺少溶液的体积，无法计算0.01 mol/L盐酸中氯化氢和阴离子的物质的量，故D错误。
8．25 ℃时，某混合溶液中c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L-1，lg c(CH3COOH)、lg c(CH3COO－)、lg c(H＋)和lg c(OH－)随pH变化的关系如下图所示。Ka为CH3COOH的电离常数，下列说法正确的是( )
A．O点时，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)
B．N点时，pH＝lg Ka
C.该体系中，c(CH3COOH)＝ mol·L-1
D．pH由7到14的变化过程中，CH3COO－的水解程度始终增大
解析：C 随着溶液碱性的增强，c(CH3COOH)减小，c(CH3COO－)增大，故MN所在曲线表示lg c(CH3COO－)，NP所在曲线表示lg c(CH3COOH)，MO所在曲线表示lg c(H＋)，OP所在曲线表示lg c(OH－)。O点时，c(H＋)＝c(OH－)，N点时，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)，A项错误；N点时，lg c(CH3COOH)与lg c(CH3COO－)相等，故c(H＋)＝Ka，pH＝－lg Ka，B项错误；由CH3COOH的电离平衡常数推导可知Ka＝＝c(H＋)·，故c(CH3COOH)＝ mol·L-1，C项正确；溶液pH增大，碱性增强，CH3COO－的水解程度减小，D项错误。
方法指导
分布系数图像
分布系数图像常以pH、分布系数(δ)为横、纵坐标，结合滴定实验数据绘制出关系曲线，这里分布系数(δ)代表组分的平衡浓度占总浓度的比值。
一元弱酸(HA) 二元弱酸(H2A)
δ0代表HA，δ1代表A－ δ0代表H2A，δ1代表HA－，δ2代表A2-
(1)电离常数的计算：找交点(微粒浓度相等点)
①pH＝4.76时，c(HA)＝c(A－)，Ka(HA)＝＝c(H＋)＝10-4.76。
②pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)，Ka1(H2A)＝＝10-1.2。
③pH＝4.1时，c(HA－)＝c(A2-)，Ka2(H2A)＝＝10-4.1。
(2)水解常数的计算
①A－的水解常数：Kh＝＝＝1×10-9.24。
②A2-的水解常数：Kh1＝＝＝1×10-9.9。
③HA－的水解常数：Kh2＝＝＝1×10-12.8。
(3)NaHA溶液
①溶液的酸碱性：溶液呈酸性(Ka2＞Kh2)。
②微粒浓度大小：c(Na＋)＞c(HA－)＞c(A－)＞c(A2-)＞c(H2A)＞c(H＋)＞c(OH－)。
1．(2024·黑吉辽卷)家务劳动中蕴含着丰富的化学知识。下列相关解释错误的是( )
A．用过氧碳酸钠漂白衣物：Na2CO4具有较强氧化性
B．酿米酒需晾凉米饭后加酒曲：乙醇受热易挥发
C．用柠檬酸去除水垢：柠檬酸酸性强于碳酸
D．用碱液清洗厨房油污：油脂可碱性水解
解析：B 酒曲上含有大量微生物，米饭过热会使微生物失活，B错误。
2．(2024·河北卷)在水溶液中，CN－可与多种金属离子形成配离子。X、Y、Z三种金属离子分别与CN－形成配离子达平衡时，lg 与－lg c(CN－)的关系如图。
下列说法正确的是( )
A．99%的X、Y转化为配离子时，两溶液中CN－的平衡浓度：X>Y
B．向Q点X、Z的混合液中加少量可溶性Y盐，达平衡时>
C．由Y和Z分别制备等物质的量的配离子时，消耗CN－的物质的量：Y
解析：B 99%的X、Y转化为配离子时，溶液中＝＝，则lg ＝lg ≈－2，根据图像可知，纵坐标约为－2时，溶液中－lg cX(CN－)>－lg cY(CN－)，则溶液中CN－的平衡浓度：X
3．(2024·全国新课标卷)常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中，分布系数δ与pH的变化关系如图所示。[比如：δ(CH2ClCOO－)＝]
下列叙述正确的是( )
A．曲线M表示δ(CHCl2COO－)～pH的变化关系
B．若酸的初始浓度为0.10 mol·L-1，则a点对应的溶液中有c(H＋)＝c(CHCl2COO－)＋c(OH－)
C．CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10-1.3
D．pH＝2.08时，＝
解析：D 随着pH的增大，CH2ClCOOH、CHCl2COOH浓度减小，CH2ClCOO－、CHCl2COO－浓度增大，—Cl为吸电子基团，CHCl2COOH的酸性强于CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)>Ka(CH2ClCOOH)，δ(酸分子)＝δ(酸根离子)＝0.5时的pH分别约为1.3、2.8，则两种酸的电离常数分别为Ka(CHCl2COOH)≈10-1.3，Ka(CH2ClCOOH)≈10-2.8，由此分析解题。根据分析，曲线M表示δ(CH2ClCOO－)～pH的变化关系，A错误；根据Ka(CHCl2COOH)＝，初始c0(CHCl2COOH)＝0.1 mol·L-1，若溶液中溶质只有CHCl2COOH，则
c(CHCl2COO－)＝c(H＋)≈＝10-1.15 mol·L-1，
但a点对应的c(H＋)＝0.1 mol·L-1，说明此时溶液中加入了酸性更强的酸，根据电荷守恒，c(H＋)>c(CHCl2COO－)＋c(OH－)，B错误；根据分析，CH2ClCOOH的电离常数Ka＝10-2.8，C错误；电离度α＝，n始＝n电离＋n未电离，则α(CH2ClCOOH)＝δ(CH2ClCOO－)，α(CHCl2COOH)＝δ(CHCl2COO－)，pH＝2.08时，δ(CH2ClCOO－)＝0.15，δ(CHCl2COO－)＝0.85，D正确。
1．(2025·河北期中)下列事实能说明醋酸是弱电解质的是( )
①醋酸与水能以任意比互溶
②醋酸溶液能导电
③醋酸溶液中存在醋酸分子
④0.1 mol·L-1醋酸的pH比0.1 mol·L-1盐酸的pH大
⑤pH＝3的醋酸溶液的物质的量浓度比 pH＝4的醋酸溶液的物质的量浓度的10倍还大
⑥0.1 mol·L-1醋酸钠溶液pH＝8.9
⑦大小相同的铁片与pH相等的盐酸和醋酸反应，开始时产生H2的速率一样快
A．②⑥⑤⑦ B．③④⑥⑦ C．③④⑤⑥ D．①②④⑤
解析：C ①电解质的强弱与溶解性无关；②弱电解质溶液电离后也可以导电；③醋酸溶液中存在醋酸分子，可以说明存在电离平衡，说明醋酸为弱电解质；④0.1 mol/L醋酸的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大，可以说明醋酸为弱电解质；⑤pH＝3的醋酸溶液的物质的量浓度比pH＝4的醋酸溶液的物质的量浓度的10倍还大，则醋酸部分电离，为弱电解质；⑥0.1 mol/L醋酸钠溶液pH＝8.9，说明醋酸钠是强碱弱酸盐，则醋酸是弱酸，为弱电解质；⑦反应速率与氢离子浓度成正比，开始时两种溶液中氢离子浓度相等，所以反应速率相等，无法判断醋酸是否完全电离，则无法判断醋酸是弱电解质。
【题源】选择性必修1第60页
2．下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的导电性曲线的是( )
解析：D HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加的NH3·H2O先与HCl反应，生成强电解质NH4Cl，溶液体积不断增大，溶液中离子浓度减小，所以电导率下降；当HCl被中和完后，NH3·H2O继续与弱电解质CH3COOH反应，生成强电解质CH3COONH4，溶液中离子浓度增大，所以电导率增大；HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，又因为溶液被稀释，有下降趋势。
3．相同条件下，取pH＝2的HCl溶液和pH＝2的CH3COOH溶液各100 mL，分别加入0.24 g镁粉充分反应，下列有关叙述正确的是( )
A．CH3COOH与镁反应起始速率快
B．HCl与镁粉反应放出H2多
C．HCl与镁反应起始速率快
D．CH3COOH与镁粉反应放出H2多
解析：D 0.24 g Mg为0.01 mol，盐酸物质的量为0.01 mol/L×0.1 L＝0.001 mol，所以Mg是过量的。此外醋酸是弱酸，pH相同的情况下，醋酸的浓度大于盐酸的浓度。开始时两溶液pH相同，c(H＋)相等，则两种酸与Mg反应的起始速率相等，A、C错误；与足量的Mg反应，酸电离出的H＋越多，产生氢气的量越多，醋酸的浓度大于盐酸浓度，体积相同的情况下，醋酸与Mg放出的H2多，B错误、D正确。
【题源】选择性必修1第61页“思考与讨论”
4．25 ℃时，弱酸的电离平衡常数如表，下列说法正确的是( )
弱酸 CH3COOH HClO
Ka 1.8×10-5 4.0×10-8
弱酸 H2CO3 H2SO3
Ka Ka1＝4.5×10-7 Ka2＝4.7×10-11 Ka1＝1.4×10-2 Ka2＝6.0×10-8
A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO
B．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2＋H2O＋Ca2+＋3ClO－===CaSO4↓＋2HClO＋Cl－
C．等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：HSO＋HCO===CO2↑＋H2O＋SO
D．少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋CO===HSO＋HCO
解析：B 根据电离平衡常数知，酸性强弱顺序为H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO。HClO的酸性大于HCO而小于H2CO3，ClO－ ＋H2O＋CO2===HClO＋ HCO，故A错误；SO2具有还原性，与Ca(ClO)2发生氧化还原反应，SO2＋H2O＋Ca2+＋3ClO－===CaSO4↓＋2HClO＋Cl－，故B正确；酸性：H2CO3>HSO，NaHCO3溶液与NaHSO3溶液混合不能生成二氧化碳气体，故C错误；酸性：H2SO3>H2CO3> HSO，所以少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2＋H2O＋2CO===SO＋2HCO，故D错误。
5．(2025·浙江温州高二期中)在常温下，有关下列4种溶液的叙述中正确的是( )
编号 ① ② ③ ④
溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸
pH 11 11 3 3
A.在溶液①②中分别加入适量的氯化铵晶体后，②溶液的pH减小，①溶液的pH增大
B．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：②＞①＞③＞④
C．将a L溶液④与b L溶液②混合后，若所得溶液的pH＝4，则a∶b＝11∶9
D．将溶液②和③等体积混合，所得溶液中：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
解析：C ①在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O NH＋OH－，向其中加入NH4Cl，使溶液中c(NH)增大，电离平衡逆向移动，导致溶液中c(OH－)减小，溶液pH减小；②NaOH是强碱，完全电离，向其中加入NH4Cl，NH会结合OH－产生弱电解质NH3·H2O，导致溶液中c(OH－)减小，溶液pH也减小，A错误；①②都是碱溶液，溶液pH＞7；③④都是酸溶液，溶液pH＜7。由于NH3·H2O是弱电解质，加水稀释电离平衡正向移动，导致溶液中c(OH－)比等pH的NaOH的大，所以分别加水稀释10倍后，pH：①＞②；同理醋酸是弱酸，也存在电离平衡，分别加水稀释10倍后，溶液中c(H＋)比HCl的大，溶液中c(H＋)越大，溶液的pH就越小，则③④两种溶液的pH：④＞③，故四种溶液都稀释10倍后，溶液的pH大小关系为①＞②＞④＞③，B错误；NaOH、HCl都是强电解质，完全电离，若将a L溶液④与b L溶液②混合后，若所得溶液的pH＝4，则＝10-4，解得a∶b＝11∶9，C正确；②③等体积混合，③溶液大量剩余，溶液呈酸性，c(OH－)＜c(H＋)，根据电荷守恒得c(CH3COO－)＞c(Na＋)，则c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，D错误。
6．某弱酸HA溶液中主要成分的分布分数随pH的变化如图所示。下列说法错误的是( )
A．该酸－lg Ka ≈4.7
B．NaA的水解平衡常数Kh＝
C．当该溶液的pH＝7.0时，c(HA)
解析：B 观察曲线的交点为c(HA)＝c(A－)时，此时溶液的pH≈4.7，该酸Ka＝＝c(H＋)≈10-4.7，故－lg Ka≈4.7，A说法正确；NaA的水解平衡常数Kh＝＝，B说法错误；根据图像可知，当该溶液的pH＝7.0时，c(HA)＜c(A－ )，C说法正确；根据图像可知，c(HA)为0.8，c(A－)为0.2时，pH约为4，故某c(HA)∶c(A－ )＝4∶1的缓冲溶液，pH≈4，D说法正确。
7．弱酸型指示剂(HIn)在溶液中存在如下平衡： H＋＋In[已知：K(HIn)为HIn的电离平衡常数，pK(HIn)＝－lg K(HIn)]。下列有关HIn溶液说法中正确的是( )
A．常温下，向NaOH溶液中滴加HIn，溶液变红
B．常温下，溶液pH减小过程中，上述平衡向右移动
C．HIn可能是甲基橙指示剂
D．当c(HIn)＝c(In－)时，HIn溶液中pH＝pK(HIn)
解析：D 常温下，向NaOH溶液中滴加HIn，消耗氢离子，导致氢离子浓度降低，平衡正向移动，溶液变蓝，故A错误；常温下，溶液pH减小过程中，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，故B错误；甲基橙指示剂pH小于3.1是红色，大于4.4是黄色，在3.1～4.4之间是橙色，因此HIn不可能是甲基橙指示剂，故C错误；当c(HIn)＝c(In－)时，K(HIn)＝＝c(H＋)，HIn溶液中pH＝－lg c(H＋)，pK(HIn)＝－lg K(HIn)＝－lg c(H＋)，则pH＝pK(HIn)，故D正确。
8. (2024·湖北模拟)Al(OH)3在水中存在平衡：Al(OH)3(s) Al3+(aq)＋3OH－(aq)和Al(OH)3(s)＋OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)在25 ℃时，pcpH关系如图所示，pc表示Al3+或[Al(OH)4]－浓度的负对数(pc＝－lg c)。下列说法错误的是( )
A．曲线甲代表pc(Al3+)与pH的关系
B．曲线乙经过点(14，－0.63)
C．Al3+(aq)＋4OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)的K＝1033.63
D．向c(Al3+)＝0.1 mol·L-1溶液中加入NaOH至pH＝6时，Al元素主要以[Al(OH)4]－(aq)存在
解析：D 增大OH－的浓度，Al(OH)3(s) Al3+(aq)＋3OH－(aq)逆向移动，Al(OH)3(s)＋OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)平衡正向移动，Al3+的浓度降低、[Al(OH)4]－浓度增大，所以曲线甲代表pc(Al3+)与pH的关系，故A正确；根据曲线乙，pH＝10时，[Al(OH)4]－的浓度为10-3.37，则Al(OH)3(s)＋OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)的平衡常数为＝100.63，所以pH＝14时，[Al(OH)4]－的浓度为100.63，pc[Al(OH)4]－＝－0.63，故B正确；根据曲线甲，pH＝5时，Al3+的浓度为10-6，则Al(OH)3(s) Al3+(aq)＋3OH－(aq)平衡常数为10-6×(10-9)3＝10-33，Al(OH)3(s)＋OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)的平衡常数为100.63，则Al3+(aq)＋4OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)的K＝＝1033.63，故C正确；Al(OH)3 Al3+＋3OH－的平衡常数为10-33，pH＝6时，Al3+的浓度为10-9；Al(OH)3(s)＋OH－(aq) [Al(OH)4]－(aq)的平衡常数为100.63，pH＝6时，[Al(OH)4]－的浓度为10-7.37，所以向c(Al3+)＝0.1 mol·L-1溶液中加入NaOH至pH＝6时，Al元素主要以Al(OH)3存在，故D错误。
9．一种利用K2CO3捕集水煤气中CO2的工艺如图所示[该温度下Ka1(H2CO3)＝4.6×10-7，Ka2(H2CO3)＝5.0×10-11]。下列说法正确的是( )
A．K2CO3溶液中：2c(K＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
B．吸收塔中c(CO)：c(HCO)＝1∶2时，溶液pH＝10
C．再生塔所得到的溶液中可能存在：c(H2CO3)＞c(HCO)
D．再生塔中发生反应的化学方程式：KHCO3＋KOH===K2CO3＋H2O＋CO2↑
解析：B K2CO3溶液中，依据物料守恒：c(K＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)，故A错误；吸收塔中，Ka2＝＝5.0×10-11，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2时，c(H＋)＝5.0×10-11×2 mol/L＝1×10-10 mol/L，溶液pH＝10，故B正确；进入再生塔的KHCO3溶液呈碱性，c(H＋)＜1.0×10-7，Ka1＝＝4.6×10-7，则＝＝>4.6，则所得到的溶液中可能存在：c(H2CO3)＜c(HCO)，故C错误；再生塔中发生的是KHCO3的分解反应：2KHCO3K2CO3＋H2O＋CO2↑，故D错误。
10．常温下，分别向体积相同、浓度均为1 mol·L-1的HA、HB两种酸溶液中不断加水稀释，酸溶液的pH与酸溶液浓度的对数(lg c)间的关系如图。下列对该过程相关分析正确的( )
A．HB的电离常数(Ka)数量级为10-3
B．其钠盐的水解常数(Kh)大小关系是NaB>NaA
C．a、b两点溶液中，水的电离程度：b
解析：B 由图可知，b点时HB溶液中c＝10-3 mol·L-1，溶液中c(H＋)＝10-6 mol·L-1，c(B－)＝10-6 mol·L-1，则HB的电离常数Ka＝＝10-9，故A错误；同理，HA的电离常数Ka＝＝10-5＞HB的电离常数，则HB的酸性弱于HA，酸越弱对应的盐水解能力越强，水解程度越大，钠盐的水解常数越大，故B正确；a、b两点溶液中，a点酸性强，抑制水的电离程度大，水的电离程度：b＞a，故C错误；酸溶液的pH均小于7，故D错误。
11．常温下，向一元弱碱BOH溶液中滴加一元强酸稀溶液，已知在一元弱碱BOH溶液中存在： c(BOH)＋c(B＋)＝0.1 mol·L-1，溶液中c(BOH)和c(B＋)的负对数pc的大小与pOH[pOH＝－lg c(OH－)]的关系如图所示。下列有关叙述错误的是( )
A．常温下，当溶液的pOH＝5.75时，溶液的pH＝8.25
B．常温下，一元弱碱BOH的电离平衡常数数量级为10-5
C．a点对应的溶液中，一元弱碱BOH的电离程度大于B＋的水解程度
D．当溶液的pOH＝5.75时，c(OH－)
A．乙二胺第一步电离的方程式为
H2N(CH2)2NH2＋H2O OH－＋H2N(CH2)2NH
B．曲线L3表示δ[H2N(CH2)2NH2]与pH的关系
C．Q点对应溶液的pH＝8.39
D．M、N点溶液中c(Cl－)相等
解析：D 乙二胺[H2N(CH2)2NH2]是一种二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。随着盐酸的加入，酸性增加，H2N(CH2)2NH2浓度减小、H2N(CH2)2NH浓度先增大后减小、＋H3N(CH2)2NH3浓度增大；故H2N(CH2)2NH2、H2N(CH2)2NH、＋H3N(CH2)2NH3曲线分别为L3、L2、L1。乙二胺[H2N(CH2)2NH2]是一种二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似，乙二胺第一步电离的方程式为H2N(CH2)2NH2＋H2O H2N(CH2)2NH＋OH－，A正确；由分析可知，曲线L3表示δ[H2N(CH2)2NH2]与pH的关系，B正确；由N点可知，c[H2N(CH2)2NH2]＝c[H2N(CH2)2NH]，此时pH＝9.93，pOH＝4.07，则Kb1＝＝10-4.07，同理由M点可知，Kb2＝＝10-7.15；Kb1×Kb2＝＝10-11.22，Q点对应溶液c[＋H3N(CH2)2NH]＝c[H2N(CH2)2NH2]，则c(OH－)＝10-5.61，pOH＝－5.61，pH＝8.39，C正确；25 ℃时，用HCl调节0.10 mol·L-1乙二胺溶液的pH，M点酸性更强，加入盐酸的量更多，故M点溶液中c(Cl－)较大，D错误。
第2讲 水的电离和溶液的pH
考点一 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，能发生微弱的电离。电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O H＋＋OH－，水的电离常数K电离＝。
(2)水的电离四个特点
“难”——极难电离：在25 ℃时，纯水极难电离：c(H＋)＝c(OH－)＝10-7 mol·L-1。
“逆”——是可逆过程。
“等”—— 任何水溶液中，由水电离出的H＋和OH－浓度相等。
“吸”——是吸热过程。
2．水的离子积常数
当水的电离达到电离平衡时，电离产物H＋和OH－浓度之积是一个常数，叫做水的离子积常数。
(1)室温下：Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10-14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水电离平衡的因素
填写外界条件对H2O H＋＋OH－ ΔH>0的具体影响
条件 体系变化
Kw c(OH－) c(H＋)
酸(如HCl) 逆 不变 减小 减小 增大
碱(如NaOH) 逆 不变 减小 增大 减小
可水解 的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小
NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大
温度 升温 正 增大 增大 增大 增大
降温 逆 减小 减小 减小 减小
易错易混
判断下列说法正误(正确的画“√”，错误的画“×”，并说明错因)。
(1)在蒸馏水中滴加浓硫酸，Kw不变。( )
错因：
(2)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。( )
错因：
(3)室温下，0.1 mol/L HCl溶液与0.1 mol/L NaOH溶液中水的电离程度相等。( )
错因：
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。( )
错因：
(5)室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10-13 mol·L-1的溶液呈强酸性。( )
错因：
答案：(1)× 浓硫酸滴入水中放热，溶液温度升高，Kw变大。
(2)× 二氧化硫与水反应生成的亚硫酸抑制水的电离，水的电离平衡发生移动。
(3)√
(4)× CH3COONH4溶液中的醋酸根离子和铵根离子均能水解，促进水的电离。(5)× 室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10-13 mol·L-1，表示水的电离被抑制，可能酸溶液抑制水的电离，也可能是碱溶液抑制水的电离。
题组一 外界条件对水的电离平衡的影响
1．(2025·河南洛阳高二模拟)室温下，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－。下列叙述错误的是( )
A．向水中加入少量金属 Ca，平衡正向移动，c(OH－)增大
B．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小
C．向水中加入少量NaOH固体，平衡向逆向移动，c(OH－)增大
D．向纯水中加入少量固体碳酸钠，c(H＋)减小，Kw不变，促进水的电离
解析：B 向水中加入稀盐酸，溶液中氢离子浓度增大，抑制水的电离，平衡向逆反应方向移动，Kw不变，故B错误。
【题源】选择性必修1第64页“思考与讨论”
2．下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是( )
A．＝1×10-12的溶液中：K＋、Na＋、CO、NO
B．常温下，水电离的c(H＋)＝1×10-12 mol·L-1的溶液：K＋、NH、C2O、Cl－
C．使酚酞变红色的溶液中：NH、Mg2+、ClO－、NO
D．常温下，在c(H＋)水·c(OH－)水＝10-26的溶液中：Na＋、Fe2+、NO、Cl－
解析：A ＝1×10-12的溶液显碱性，碱性溶液中K＋、Na＋、CO、NO可以共存，故A正确；常温下，水电离的c(H＋)＝1×10-12 mol·L-1的溶液可能是酸性也可能是碱性溶液，NH不能在碱性溶液中存在，C2O不能存在于酸性溶液中，故B不正确；使酚酞变红色的溶液中是碱性溶液，铵根离子和镁离子不能大量共存，故C不正确；在c(H＋)水·c(OH－)水＝10-26的溶液中，水电离的氢离子等于水电离的氢氧根离子等于10-13，溶液是酸性或者碱性，酸性溶液中Fe2+、NO和H＋发生氧化还原反应，不能大量共存，故D不正确。
题组二 水的电离在二维坐标图中应用
3. (2025·广州模拟)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。下列说法正确的是( )
A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，a点时的溶液一定是一种酸的溶液
C．该温度下，加入HCl可能引起由b向a的变化
D．向平衡体系中加入水，平衡正向移动，c(OH－)增大
解析：C c点溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH－)不可能减小，A错误；如氯化铁为强酸弱碱盐，溶液中c(H＋)＞c(OH－)不一定是酸，B错误；加入HCl，溶液中c(H＋)＞c(OH－)，抑制水的电离平衡左移，即氢离子浓度增大，氢氧根离子浓度减小(由b到a)，符合图像变化趋势，C正确；加水稀释c(OH－)减小，D错误。
4．水的电离平衡曲线如图所示，下列说法正确的是( )
A．T1>T2
B．Kw：b>c>a>d＝e
C．b→c点可通过在水中加入适量的CH3COONa(s)实现
D．T2时，将pH＝10的NaOH(aq)与pH＝3的H2SO4(aq)等体积混合，溶液呈碱性
解析：D 水的电离是吸热反应，温度升高电离平衡正向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，由图可知，T2>T1，A错误；Kw只受温度影响，温度不变，Kw不变，ade点都处于同一温度下，则三点的Kw相等，由Kw＝c(H＋) c(OH－)可知，b点Kw大于c点大于a点，则Kw：b>c>a＝d＝e，B错误；在水中加入适量的CH3COONa(s)温度不变，不能改变Kw，b→c点Kw变小，是降温导致的，C错误；T2时，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10-6×10-6＝10-12，pH＝10的NaOH溶液中c(OH－)＝＝＝10-2 mol/L，pH＝3的H2SO4溶液c(H＋)＝10-3 mol/L，二者等体积混合，n(OH－)过量，则溶液呈碱性，D正确。
知识拓展
不同温度下水的离子积常数表
T/℃ Kw/10-14
0 0.115
10 0.296
20 0.687
25 1.01
40 2.87
50 5.31
90 37.1
100 54.5
题组三 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
5．室温下，计算下列溶液中水电离出的c(H＋)H2O。
(1)0.01 mol·L-1的盐酸中，c(H＋)H2O＝______________________。
(2)pH＝4的亚硫酸溶液中，c(H＋)H2O ＝______________________。
(3)pH＝10的KOH溶液中，c(H＋)H2O＝______________________。
(4)pH＝4的NH4Cl溶液中，c(H＋)H2O＝______________________。
(5)pH＝10的CH3COONa溶液中，c(H＋)H2O＝______________________。
答案：(1)1×10-12 mol·L-1
(2)1×10-10 mol·L-1
(3)1×10-10 mol·L-1
(4)1×10-4 mol·L-1
(5)1×10-4 mol·L-1
【题源】选择性必修1第65页
6．(2024·河南高二期中)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Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( )
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
解析：A H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝ mol·L-1＝10-14 mol·L-1；0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝ mol·L-1＝10-13 mol·L-1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝10-4 mol·L-1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10-5 mol·L-1。等体积的溶液中，物质的量之比等于浓度之比，它们的物质的量之比为10-14∶10-13∶10-4∶10-5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。
特别提醒
水电离出的c(H＋)水或c(OH－)水的相关计算
(1)当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较小的数值是水电离出来的。具体见下表：
溶液(25 ℃) pH＝2 的盐酸 pH＝13的 NaOH溶液
c(H＋)/(mol·L-1) 10-2 10-13
c(OH－)/(mol·L-1) 10-12 10-1
水电离出来的c(H＋)或 c(OH－)/(mol·L-1) 10-12 10-13
(2)当促进水的电离时(如盐的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的。具体见下表：
溶液(25 ℃) pH＝5的NH4Cl溶液 pH＝10的Na2CO3溶液
c(H＋)/(mol·L-1) 10-5 10-10
c(OH－)/(mol·L-1) 10-9 10-4
水电离出来的c(H＋)或 c(OH－)/(mol·L-1) 10-5 10-4
考点二 溶液的酸碱性和pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小
溶液的 酸碱性 c(H＋)与 c(OH－) 比较 常温下
c(H＋)大小 pH
酸性 溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1×10-7mol·L-1 <7
中性 溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1×10-7mol·L-1 ＝7
碱性 溶液 c(H＋)
2．pH及其测量
(1)pH
①定义：c(H＋)的负对数，pH＝__－lg_c(H＋)__。
②意义：pH越大，溶液的碱性越强，pH越小，溶液的酸性越强。
③适用范围：1×10-14 mol·L-1≤c(H＋)≤1 mol·L-1的溶液。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(25 ℃)：
(3)测量方法
①酸碱指示剂法
该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞等。
②pH试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的__玻璃片__或__表面皿__上，用__玻璃棒__蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照。
常用的广泛pH试纸只能读取1～14的__整数__。
③pH计测定
通过仪器来精确测定溶液的pH，可读取1位或2位小数。
3．溶液pH的计算
(1)总体原则
①若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH。
②若溶液为碱性，先求c(OH－)，再由c(H＋)＝求c(H＋)，最后求pH。
(2)类型及方法
①强酸溶液
如浓度为c mol/L的HnA溶液，c(H＋)＝nc mol/L，所以pH＝－lg nc。
②强碱溶液(室温时)
如浓度为c mol/L的B(OH)n溶液，c(OH－)＝nc mol/L。
c(H＋)＝mol/L，所以pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
③混合溶液pH的计算(忽略溶液体积的变化)
a．两种强酸混合
c混(H＋)＝ pH
b．两强碱混合
c混(OH－)＝ c混(H＋)＝ pH
c．强酸、强碱混合(一者过量)
酸过量：
c混(H＋)＝ pH
碱过量：
c混(OH－)＝ c混(H＋)＝ pH
④酸、碱溶液稀释时pH的变化
项目 酸(pH＝a) 碱(pH＝b)
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释10n倍 ＜a＋n a＋n >b－n b－n
无限稀释 pH趋向于7
4.水电离出的氢离子浓度和溶液pH的关系
(1)c(H＋)水＝10-5 mol·L-1，pH＝5(酸盐溶液)或9(碱盐溶液)。
(2)c(H＋)水＝10-10 mol·L-1，pH＝10(碱溶液)或4(酸溶液)。
(3)c(H＋)水＝10-7 mol·L-1，该溶液对水的电离不促进也不抑制，溶液可能呈酸性、碱性和中性。
实例：盐酸滴定氨水中由水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化图
①a点：溶液中全部是NH3·H2O，pH＝11。
②b点：NH3·H2O和NH4Cl的混合物，溶液呈中性。
③c点：恰好中和点，全部是NH4Cl溶液，溶液呈酸性。
④d点：NH4Cl和HCl的混合物，溶液呈酸性。
易错易混
判断下列说法正误(正确的画“√”，错误的画“×”，并说明错因)。
(1)pH＝7的溶液一定呈中性。( )
错因：
(2)用pH试纸测溶液的pH时，应先用蒸馏水润湿试纸。( )
错因：
(3)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4。( )
错因：
(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。( )
错因：
(5)利用pH试纸测定氯水的pH。( )
错因：
答案：(1)× 水的电离受温度的影响，因而溶液的pH也与温度有关。
(2)× 用蒸馏水润湿试纸，相当于稀释待测液。
(3)× 广泛pH试纸只能读取1～14的整数。
(4)√
(5)× 氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。
题组一 溶液酸碱性的判断
1．常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( )
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( )
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( )
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等体积混合( )
答案：(1)中性 (2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性
(7)酸性 (8)碱性
2．(2024·上海高三开学考试)下列说法正确的是( )
A．常温下，当水电离出的c(H＋)为1×10-13 mol·L-1时，此溶液的pH可能为1
B．将1 mL pH＝5的盐酸稀释至1 000 mL，所得溶液的pH为8
C．实验室可用pH试纸测定“84”消毒液的pH
D．在100 ℃时，纯水的pH约为6，呈酸性
解析：A 由水电离出的c(H＋)＝1.0×10-13 mol/L，则水电离出的c(OH－)＝1.0×10-13 mol/L，溶液中c(H＋)×c(OH－)＝1.0×10-14 mol/L，所以原来的溶液的c(H＋)＝0.1 mol/L或者1.0×10-13 mol/L，即溶液可能呈现强酸性或强碱性，强酸时pH＝1，强碱时pH＝13，故A正确；酸溶液无论如何稀释，不能变为碱性，只能是无限接近中性，故将1 mL 1×10-5 mol·L-1盐酸稀释至1 000 mL，所得溶液的pH小于7，故B错误；“84”消毒液具有强氧化性，不能用pH试纸测量pH，需要用pH计测量，故C错误；在100 ℃时，pH约为6的纯水中始终存在c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，故D错误。
规律总结
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)室温下由水电离出的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。
题组二 有关pH的简单计算
3．按要求计算下列溶液的pH(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)0.1 mol·L-1氨水(NH3·H2O)的电离度α＝1%(电离度＝×100%)，pH＝__________。
(2)pH＝2的盐酸与等体积的水混合，pH＝__________。
(3)常温下，将0.1 mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L-1硫酸溶液等体积混合，pH＝__________。
(4)25 ℃时，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，pH＝__________。
答案：(1)11 (2)2.3 (3)2 (4)10
解析：(1)
NH3·H2O OH－ ＋ NH
c(初始) 0.1 mol·L-1 0 0
c(电离)
则c(OH－)＝0.1×1% mol·L-1＝10-3mol·L-1，c(H＋)＝10-11 mol·L-1，所以pH＝11。
(2)c(H＋)＝ mol·L-1，pH＝－lg ＝2＋lg 2≈2.3。
(3)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L-1，0.06 mol·L-1硫酸溶液中c(H＋)＝0.06 mol·L-1×2＝0.12 mol·L-1，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中c(H＋)＝＝0.01 mol·L-1，则pH＝2。
(4)pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10-3 mol·L-1，pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝ mol·L-1＝10-2 mol·L-1，二者以体积比为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-1，则混合后c(H＋)＝＝ mol·L-1＝1×10-10 mol·L-1，故pH＝－lg 10-10＝10。
【题源】选择性必修1第70页第2题和第3题变式
4. (2025·黑龙江期中)下列有关pH的计算正确的是( )
A．0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的pH为1
B．pH＝3的盐酸与pH＝12的Ba(OH)2溶液混合，混合后溶液的pH＝11，则盐酸的体积与Ba(OH)2溶液的体积比为2∶9
C．25 ℃pH＝1的HNO3溶液中，水电离出来的c(H＋)＝1×10-13 mol/L
D．某温度Kw＝1×10-13，溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10-11 mol/L，则该溶液的pH可能是11或3
解析：C 醋酸是弱酸，部分电离，则0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液pH＞1 ，A错误；pH＝3的盐酸c(H＋)＝10-3 mol/L，pH＝12的Ba(OH)2溶液c(OH－)＝10-2 mol/L，混合溶液pH＝11，溶液显碱性，说明OH－过量，混合溶液中c(OH－)＝10-3 mol/L，根据二者反应关系可知：＝10-3，解得V酸∶V碱＝9∶2，B错误；HNO3抑制了水的电离，溶液中OH－来自水的电离，则溶液中水电离出来的c(OH－)＝ mol/L＝1×10-13 mol/L，即水电离出来的c(H＋)＝1×10-13 mol/L ，C正确；某温度Kw＝1×10-13，溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10-11 mol/L< mol/L，说明水的电离受到了抑制，该溶液可能显酸性也可能显碱性。若溶液显酸性，c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水＝10-11 mol/L，该溶液中c(H＋)＝ mol/L＝10-2 mol/L，溶液pH＝2；若溶液显碱性，则c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝10-11 mol/L，溶液pH＝11，故该溶液pH可能是11 或2，D错误。
规律总结
(1)常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于或小于7，只能无限接近7。
(2)溶液pH计算的一般思维模型
考点三 酸碱中和滴定的原理与操作
1．概念
依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。
2．原理
c(待测)＝。
3．酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的__体积__。
(2)选取适当的__指示剂__。
(3)准确判断滴定__终点__。
4．酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则
指示剂 变色范围的pH
石蕊 ＜5红色 5～8紫色 >8蓝色
甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 ＜8.2无色 8.2～10浅红色 >10红色
(1)石蕊变色范围较大，且在滴定终点时颜色的变化不易观察，故一般不选用石蕊作为酸碱中和滴定的指示剂。
(2)滴定终点为碱性时，用__酚酞__作为指示剂，如用NaOH溶液滴定醋酸溶液。
(3)滴定终点为酸性时，用__甲基橙__作为指示剂，如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，用酚酞也可以。
(5)指示剂本身就是弱酸、弱碱，其用量不宜太多，一般为2～3滴。
(6)有些滴定过程不需要外加指示剂，其反应试剂就可能是指示剂，例如酸性高锰酸钾等。
5．实验用品
(1)仪器：__酸式滴定管__(如图甲)、__碱式滴定管__(如图乙)、滴定管夹、铁架台、__锥形瓶__。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水、洗瓶。
(3)滴定管的使用
试剂性质 滴定管 原因
酸性、 氧化性 酸式滴定管 氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性 碱式滴 定管 碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
6.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录
查 检查滴定管旋塞是否漏液，在确保不漏后方可使用
洗 用蒸馏水洗涤滴定管2～3次
润 用待装液润洗滴定管2～3次
装 将酸、碱溶液分别注入相应的滴定管，并使液面位于“0”刻度以上2～3_cm处
排 调节滴定管活塞，使尖嘴部分充满溶液，并使液面位于“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度处
记 记录初始液面刻度
由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25 mL的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。
(2)滴定
(3)终点判断：滴入__最后半滴标准液__，溶液由红色变为无色，且在__半分钟__内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
酸碱恰好中和(即滴定终点)时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。
要点提取
(1)滴定时先快后慢，接近终点时半滴一摇。
(2)为便于观察，锥形瓶下放一张白纸。
(3)滴定管需润洗。
(4)锥形瓶不能润洗，也不需要干燥。
7．误差分析
分析依据：c(待测)＝。
若V(标准)偏大 c(待测)__偏大__；若V(标准)偏小 c(待测)__偏小__。
8．滴定曲线(pH曲线)分析
(1)图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线
(以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
(2)强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、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：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
特别提醒
恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
易错易混
判断下列说法正误(正确的画“√”，错误的画“×”，并说明错因)。
(1)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装。( )
错因：
(2)将液面在“0”刻度处的25 mL酸式滴定管中的液体全部放出，液体的体积为25 mL。( )
错因：
(3)达到滴定终点时，所得溶液一定为中性。( )
错因：
(4)中和滴定实验时，滴定管、锥形瓶均用待测液润洗。( )
错因：
(5)酸碱指示剂越多变色越明显，指示剂至少加入2～3 mL。( )
错因：
(6)中和滴定实验中，锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，必须经润洗后方可使用。( )
错因：
答案：(1)× 高锰酸钾溶液能腐蚀碱式滴定管的橡胶管。
(2)× 滴定管25 mL以下没有刻度，液体的体积应大于25 mL。
(3)× 滴定终点溶液的酸碱性主要看反应产物的成分，溶液不一定呈中性。
(4)× 锥形瓶不能用待测液润洗。
(5)× 酸碱指示剂本身就是弱酸或弱碱，一般加入2～3滴。
(6)√
题组一 酸碱中和滴定的操作与指示剂的选择
(2025·江苏苏州高二期中)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．图3为酸式滴定管，使用后需洗涤干净，并轻轻放入烘箱烘干
D．利用“Ag＋＋SCN－===AgSCN↓”原理，可用标准KSCN溶液测AgNO3溶液浓度：Fe(NO3)3为指示剂，滴定终点的现象为溶液变为红色
解析：D KMnO4溶液应置于酸式滴定管中，并且滴定管尖嘴底部不能插入锥形瓶中，故A错误；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，故B错误；玻璃量具受热会导致形变，引起刻度不准，一般是用纯水清洗后，倒置自然晾干，也可以放入通风橱柜风干，故C错误；SCN－与Fe3+反应溶液呈红色，用标准KSCN溶液测量AgNO3溶液浓度，Fe(NO3)3为指示剂，溶液由无色变为红色时到达终点，故D正确。
2．酸碱中和滴定是一种重要的实验方法，用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作可分为如下几步：
A．检查滴定管是否漏水
B．用蒸馏水洗干净滴定管
C．用待测液润洗酸式滴定管
D．用酸式滴定管量取稀盐酸20.00 mL，注入锥形瓶中，加入酚酞
E．取下碱式滴定管用NaOH标准液润洗后，将标准液注入碱式滴定管“0”刻度以上2～3 cm处，再把碱式滴定管固定好，并排出尖嘴部分的气泡，调节液面至“0”刻度或“0”刻度以下
F．把锥形瓶放在滴定管下面，瓶下垫一张白纸，边滴边摇动锥形瓶直至滴定终点，记下滴定管液面所在刻度
G．另取锥形瓶，再重复操作2～3次
完成以下填空。
(1)排除碱式滴定管中气泡的方法应采用如图所示操作中的________(填“甲”“乙”或“丙”)，然后轻轻挤压玻璃球使尖嘴部分充满碱液。
(2)判断滴定终点的现象：锥形瓶中溶液从________色变为________色，且半分钟内不变色。
(3)如图是第一次滴定时滴定管中的液面，其读数为X＝________mL。
(4)根据下列数据，计算待测盐酸的浓度为________mol·L-1。
滴定 次数 待测液 体积/mL 标准液体积/mL
滴定前读数 滴定后读数
第一次 20.00 0.60 X
第二次 20.00 2.00 24.10
第三次 20.00 4.00 24.00
答案：(1)丙 (2)无 粉红(浅红)
(3)20.60 (4)0.100 0
解析：(4)根据表中数据可知第二次的数据误差较大，舍去；第一次和第三次滴定数据都是有效的，消耗标准液的平均体积为×(20.00＋20.00)mL＝20.00 mL，
c(盐酸)＝＝
＝0.100 0 mol/L。
【题源】选择性必修1第67页
特别提醒
1．图解量器的读数方法
(1)平视读数(如图a)
实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低处保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即凹液面定视线，视线定读数)。
(2)俯视和仰视(如图b和图c)
俯视和仰视的误差，要结合具体仪器进行分析，不同量器的刻度顺序不同，如量筒刻度从下到上逐渐增大；滴定管刻度从下到上逐渐减小。
①如图b，当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
②如图c，当用滴定管测量液体的体积时，由于仰视视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，导致仰视读数偏大。
2．滴定终点的答题模板
当滴入最后半滴×××标准溶液后，溶液变成×××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。
解答此类题目注意三个关键点：
(1)最后半滴：必须说明是滴入“最后半滴”溶液。
(2)颜色变化：必须说明滴入“最后半滴”溶液后溶液“颜色的变化”。
(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。
题组二 酸碱中和滴定中的误差分析
3．(2025·山东模拟)为测定某醋酸溶液浓度，量取20.00 mL待测醋酸溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定。以下实验操作导致测定浓度偏低的操作有几个( )
①酸式滴定管用蒸馏水洗涤后加入醋酸溶液
②锥形瓶用待测液润洗后加入20.00 mL醋酸溶液
③选酚酞作指示剂
④当滴入最后半滴NaOH溶液时，溶液由无色变为浅红色，即为滴定终点
⑤滴定管(装标准溶液)滴定前尖嘴处有气泡，滴定后无气泡，所测得待测液的浓度
A．1个 B．2个 C．3个 D．4个
解析：B ①酸式滴定管用蒸馏水洗涤后加入待测液，会导致溶液浓度减小，导致滴定消耗氢氧化钠溶液体积偏小，使测定结果浓度偏小，符合题意；②锥形瓶用待测液润洗后加入20.00 mL醋酸溶液，待测液中醋酸的物质的量增大，导致滴定消耗氢氧化钠溶液体积偏大，测定结果偏高，不符合题意；③氢氧化钠溶液与醋酸溶液完全反应生成醋酸钠，溶液显碱性，所以用氢氧化钠溶液滴定醋酸时选酚酞作指示剂能正确判断滴定终点，不符合题意；④当滴入最后半滴氢氧化钠溶液时，溶液由无色变为浅红色说明还未达到滴定终点，消耗氢氧化钠溶液体积偏小，使测定结果浓度偏小，符合题意；⑤滴定管(装标准溶液)滴定前尖嘴处有气泡，滴定后无气泡会使消耗氢氧化钠溶液体积偏大，导致测得待测液的浓度偏大，不符合题意。
4．下面是中和滴定过程中容易引起误差的五个方面，根据题意，用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。
(1)仪器润洗：锥形瓶用蒸馏水冲洗后，再用待测液润洗，使滴定结果________。
(2)存在气泡：滴定管尖嘴部分滴定前无气泡，滴定终点有气泡，使滴定结果________。
(3)读数操作：①滴定前平视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
②滴定前仰视滴定管刻度线，滴定终点俯视刻度线，使滴定结果________。
(4)指示剂选择：用盐酸滴定氨水，选用酚酞作指示剂，使滴定结果________。
(5)存在杂质：①用含NaCl杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度将________。
②用含Na2O杂质的NaOH配制成标准溶液来滴定盐酸，则测定的盐酸浓度________。
答案：(1)偏高 (2)偏低 (3)①偏低 ②偏低 (4)偏低 (5)①偏高 ②偏低
规律总结
以标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤 操作 V(标准) c(待测)
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低
锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低
部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高
读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高
题组三 酸碱中和滴定曲线图
5．室温下，向20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸中滴加0.100 0 mol·L-1NaOH溶液，溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5＝0.7。下列说法不正确的是( )
A.NaOH与盐酸恰好完全反应时，pH＝7
B．选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差
C．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙大
D．V(NaOH)＝30.00 mL时，pH＝12.3
解析：C A项，NaOH与盐酸恰好完全反应时溶液中的溶质为NaCl，呈中性，室温下pH＝7，故A正确；B项，选择变色范围在pH突变范围内的指示剂，可减小实验误差，故B正确；C项，甲基橙的变色范围在pH突变范围外，误差更大，故C错误；D项，V(NaOH)＝30.00 mL时，溶液中的溶质为氯化钠和氢氧化钠，且c(NaOH)＝＝0.020 00 mol·L-1，即c(OH－)＝0.020 00 mol·L-1，则c(H＋)＝5×10-13 mol·L-1，pH＝－lg c(H＋)＝12.3，故D正确。
【题源】选择性必修1第68页
6．常温下，用0.10 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.10 mol·L-1 HCl溶液和20.00 mL 0.10 mol·L-1 CH3COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示，则下列说法正确的是( )
A．图2是滴定盐酸的曲线
B．a与b的关系是a＜b
C.E点对应离子浓度由大到小的顺序可能为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
D．这两次滴定都可以用甲基橙作指示剂
解析：C 如果酸为强酸，则0.10 mol·L-1酸的pH为1，根据酸的初始pH可知，图1为盐酸的滴定曲线，故A错误；根据图1可知，B点氢氧化钠溶液的体积是20.00 mL，酸和碱的物质的量相等，二者恰好反应生成强酸强碱盐，其溶液呈中性；醋酸溶液中滴入氢氧化钠溶液，醋酸钠溶液呈碱性，所以D点氢氧化钠溶液的体积小于20.00 mL，a＞b，故B错误；E点溶液的成分为醋酸钠和醋酸，溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，盐类水解程度较小，则溶液中离子浓度可能为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，故C正确；氢氧化钠和盐酸恰好反应呈中性，可以选择甲基橙或酚酞；氢氧化钠和醋酸恰好反应生成醋酸钠溶液，溶液呈碱性，只能选择酚酞，故D错误。
方法指导
巧抓“六点”，突破酸碱中和滴定曲线中的粒子浓度关系
以室温时用0.1 mol·L-1NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液为例
(1)起始点：HA的单一溶液
①根据起点时的pH可以判断电解质的强弱。
②根据起点时的pH可以计算弱酸(碱)的电离常数。
(2)半中和点：HA和NaA等量混合
①酸性：HA的电离程度大于NaA的水解程度：c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)。
②碱性：HA的电离程度小于NaA的水解程度：c(HA)＞c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
(3)中和点：原溶液中溶质恰好完全反应生成NaA
①特点：溶液的温度最高；水的电离度最大。
②溶液酸碱性：溶液显碱性。
③微粒浓度的大小：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(HA)＞c(H＋)。
(4)中性点：判断酸或碱稍微过量
①溶液成分：NaA和少量的HA。
②微粒浓度的大小：c(Na＋)＝c(A－)＞c(OH－)＝c(H＋)。
(5)半过量点：NaA＋NaOH(2∶1)
①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性。
②微粒浓度的大小：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(HA)＞c(H＋)
(6)倍过量点：NaA＋NaOH(1∶1)
①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性。
②微粒浓度大小：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(HA)＞c(H＋)。
题组四 酸碱中和滴定直线图
7．(2024·合肥高三测试)已知H2R是二元弱酸。298 K时，向一定浓度的KHR溶液中滴加盐酸，混合溶液中pX与pH的关系如图所示[pX＝－lg X，X＝或]。下列说法错误的是( )
A．直线L1表示p[]与pH的关系
B. Ka1的数量级为10-4
C．c点溶液中， c(R2-)>c(HR－)
D．KHR和K2R的混合溶液可能呈中性
解析：B 横轴表示pH，纵轴表示－lg 或－lg ，lg Ka1＝＝lg －pH，lg Ka2＝＝lg －pH，H2R的一级电离平衡常数Ka1远大于二级电离平衡常数Ka2，则直线L1、L2分别表示p[]、p[]，A正确；根据a点数据可知，pH＝3.85时，－lg ＝－pH－ lg Ka1＝－1，则Ka1＝1×10-2.85，根据b点数据可知，pH＝4.66时，－lg ＝－pH－ lg Ka2＝1，则Ka2＝1×10-5.66，B错误；c点pH>6，则＝>>1，则c(R2)>c(HR)，C正确；HR－的水解常数＝＝＝10-11.15
A．曲线F表示溶液pH与－lg 的变化关系
B．图中a点对应溶液中：c(Na＋)＞c(H2A)＋2c(A2-)
C．＝101.2
D．pH从4.6到5.8的过程中，水电离出的氢离子浓度逐渐增大
解析：B H2A的电离方程式为H2A H＋＋HA－、HA－ H＋＋A2-，Ka1＝，Ka2＝，Ka1>Ka2，因此在相同pH时>，则曲线E表示溶液pH与－lg 的变化关系，F表示－lg 的变化关系，故A正确；图中a点对应溶液中存在电荷守恒，c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋2c(A2-)＋c(HA－)，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，c(Na＋)<2c(A2-)＋c(HA－)，－lg ＝0，c(H2A)＝c(HA－)，c(Na＋)
中和滴定中直线图像及分析
常温下，向二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示：
(1)滴定原理：H2Y＋OH－===H2O＋HY－、HY－＋OH－===H2O＋Y2-。
(2)滴定过程：随着NaOH的加入，c(H＋)逐渐减小
①lg ＝lg ＝lg 逐渐增大。
②lg ＝lg ＝lg 逐渐减小。
(3)电离常数：找浓度相等点
①a点：lg ＝0，c(H2Y)＝c(HY－)，Ka1＝＝c(H＋)＝10-1.3。
②e点：lg ＝0，c(HY－)＝c(Y2-)，Ka2＝＝c(H＋)＝10-4.3。
(4)交点c的特殊性：lg ＝lg ，c(H2Y)＝c(Y2-)。
(5)酸式盐NaHY的酸碱性：比较Ka2和Kh2的相对大小
①若Ka2＞Kh2，说明HY－的电离程度大于HY－的水解程度，溶液呈酸性。
②若Ka2＜Kh2，说明HY－的电离程度小于HY－的水解程度，溶液呈碱性。
③Kh2＝＝＝10-12.7＜Ka2＝10-4.3，说明NaHY呈酸性。
1. (2024·黑吉辽卷)下列实验方法或试剂使用合理的是( )
选项 实验目的 实验方法或试剂
A 检验NaBr溶液中是否含有Fe2+ K3[Fe(CN)6]溶液
B 测定KHS溶液中c(S2-) 用AgNO3溶液滴定
C 除去乙醇中少量的水 加入金属Na，过滤
D 测定KClO溶液的pH 使用pH试纸
解析：A A项，溶液中含有Fe2+，可以与K3[Fe(CN)6]发生反应使溶液变成蓝色，A项合理；B项，随着滴定的不断进行，溶液中S2-不断被消耗，但是溶液中的HS－还可以继续发生电离生成S2-，B项不合理；C项，金属Na既可以与水发生反应又可以与乙醇发生反应，故不能用金属Na除去乙醇中少量的水，C项不合理；D项，ClO－具有氧化性，不能用pH试纸测定其pH的大小，可以用pH计进行测量，D项不合理。
2．(2024·湖南卷)常温下Ka(HCOOH)＝1.8×10-4，向20 mL 0.10 mol·L-1 NaOH溶液中缓慢滴入相同浓度的HCOOH溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入HCOOH溶液体积的变化关系如图所示，下列说法错误的是( )
A．水的电离程度：M＜N
B．M点：2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)
C．当V(HCOOH)＝10 mL时，c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)
D．N点：c(Na＋)>c(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)>c(HCOOH)
解析：D M点时，V(HCOOH)＝10 mL，溶液中的溶质为c(HCOOH)∶c(HCOO－)＝1∶1，仍剩余有未反应的甲酸，抑制水的电离，N点HCOOH溶液与NaOH溶液恰好反应生成HCOONa，此时仅存在的HCOONa水解促进水的电离，故A正确；M点时，溶液中的溶质为c(HCOOH)∶c(HCOO－)＝1∶1，根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，M点为交点可知c(HCOO－)＝c(OH－)，联合可得2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，故B正确；当V(HCOOH)＝10 mL时，溶液中的溶质为c(HCOOH)∶c(HCOONa)＝1∶1，根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，根据物料守恒c(Na＋)＝2c(HCOO－)＋2c(HCOOH)，联合可得c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)，故C正确；N点HCOOH溶液与NaOH溶液恰好反应生成HCOONa，甲酸根发生水解，HCOO－＋H2O HCOOH＋OH－溶液显碱性，可知溶液中c(Na＋)>c(HCOO－)及c(OH－)>c(H＋)，观察图中N点可知，c(HCOO－)≈0.05 mol·L-1，根据Ka(HCOOH)＝＝1.8×10-4，可知c(HCOOH)>c(H＋)，故D错误。
3．(2024·山东卷)常温下Ag(Ⅰ) CH3COOH水溶液体系中存在反应：Ag＋＋CH3COO－ CH3COOAg(aq)，平衡常数为K。已初始浓度c0(Ag＋)＝c0(CH3COOH)＝0.08 mol·L-1，所有含碳物种的摩尔分数与pH变化关系如图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法正确的是( )
A．线Ⅱ表示CH3OOOH的变化情况
B．CH3OOOH的电离平衡常数Ka＝10－n
C．pH＝n时，c(Ag＋)＝ mol·L-1
D.pH＝10时，c(Ag＋)＋c(CH3COOAg)＝0.08 mol·L-1
解析：C c(CH3COOH)、c(Ag＋)减小，pH较小时(约小于7.8)CH3COO－浓度增大的影响大于Ag＋浓度减小的影响，CH3COOAg浓度增大，pH较大时(约大于7.8)CH3COO－浓度增大的影响小于Ag＋浓度减小的影响，CH3COOAg浓度减小，故线Ⅰ表示CH3COOH的摩尔分数随pH变化的关系，线Ⅱ表示CH3COO－的摩尔分数随pH变化的关系，线Ⅲ表示CH3COOAg随pH变化的关系，A项错误；由图可知，当c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)相等时(即线Ⅰ和线Ⅱ的交点)，溶液的pH＝m，则CH3COOH的电离平衡常数Ka＝＝10－m，B项错误；pH＝n时＝10－m，c(CH3COO－)＝＝10n－m·c(CH3COOH)，Ag＋＋CH3COO－ CH3COOAg(aq)的K＝，c(Ag＋)＝，由图可知pH＝n时，c(CH3COOH)＝c(CH3COOAg)，代入整理得c(Ag＋)＝ mol/L，C项正确；根据物料守恒，pH＝10时溶液中c(Ag＋)＋c(CH3COOAg)＋c(AgOH)＝0.08 mol/L，D项错误。
4．(2024·全国甲卷)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：
CO(NH2)2＋H2O2===CO(NH2)2·H2O2
(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.过氧化脲溶液用稀硫酸酸化后，滴加KMnO4溶液，紫红色消失。
Ⅱ.过氧化脲溶液用稀硫酸酸化后，加入KI溶液和四氯化碳，振荡，静置。
(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，加入一定量稀硫酸，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)。
(2)过氧化脲的产率为______。
(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__________________。
(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__________________________。
(5)“滴定分析”步骤中，下列操作错误的是______(填字母)
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