专题05 水的电离和溶液的酸碱性 电离平衡（考点清单）（讲+练）（解析版）-2024-2025学年高二化学上学期期中考点大串讲（（沪科版2020选择性必修1）

这是一份专题05 水的电离和溶液的酸碱性 电离平衡（考点清单）（讲+练）（解析版）-2024-2025学年高二化学上学期期中考点大串讲（（沪科版2020选择性必修1），共37页。试卷主要包含了水的电离，水的离子积常数，水的电离平衡曲线分析，水电离出的c与c的计算，溶液pH的计算，已知下面三个数据等内容，欢迎下载使用。

▉考点01 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
【易错提醒】①水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。
②在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在Kw的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
③水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
④水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；对于Kw，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。
4．水的电离平衡曲线分析
如图所示，从点线面三维角度认识水的电离平衡曲线：
1）从面的角度——水的离子积
横纵坐标为反比例函数关系，c(H＋) ·c(OH－)＝Kw。
2）从线的角度——温度关系和溶液酸碱性
(1)T1、T2对应线为等温线，每条线上各点对应的离子积相等；升高温度，水的电离程度增大，水的离子积增大，则T2＞T1。
(2)ab线为中性溶液线，ab线上c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，ab线上方c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性，ab线下方c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性。
3）从点的角度——条件改变
(1)同一等温线上点的变化，离子积常数不变，即c(H＋)·c(OH－)不变，c(H＋)和c(OH－)之间为反比例关系，可以通过加入酸、碱、盐，如a→d，可以加入HCl等酸或加入AlCl3等强酸弱碱盐。
(2)不同等温线上点的变化，离子积常数改变，即温度发生了改变。若在ab线上，只能通过改变温度，例如a→b，通过升高温度即可实现；若不在ab线上，应先改变温度，再加入酸、碱、盐，例如a→e，应先升高温度，再加入NaOH等碱或CH3COONa等强碱弱酸盐。
5．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))。
▉考点02 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
【特别提醒】1.溶液显酸碱性的实质是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。
2.用pH判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为pH等于7的溶液一定为中性，如100℃时，pH＝6为中性，pH6显碱性，所以使用pH时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以pH＝7为中性。
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．pH的测量
【易错提醒】①不能把试纸放在待测液中测定。
②pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，使用pH试纸测溶液pH时用蒸馏水润湿相当于将待测液稀释，测定的pH不准确。
③不能用pH试纸测定“漂白性”溶液的pH，如NaClO溶液、氯水，应选择pH计测定溶液的pH。
④使用广泛pH试纸测溶液的pH，读数只读取整数，如pH＝2，而不会是2.1、2.5等小数值，使用范围为0～14。
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．溶液pH的计算
(1)单一溶液的pH计算
①强酸溶液：如HnA，设浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝nc ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
②强碱溶液(25 ℃)：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pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝eq \f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝eq \f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝eq \f(|cH＋酸V酸－cOH－碱V碱|,V酸＋V碱)。
（3）稀释后溶液pH的变化规律
①对于强酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n7)。
③对于弱酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH的范围是：aC，B错误；C．稀释促进醋酸电离，所以加水量越大、醋酸的电离程度越大，则A、B、C三点对应的溶液中，醋酸电离程度最大的是C点，C错误；D．醋酸的电离是吸热过程，加热促进醋酸电离，醋酸电离程度增大，溶液中增大、增大，D正确；故选D。
9．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。
10．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。
11．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。
12．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。
13．根据表中信息，判断下列说法不正确的是
A．酸性由强到弱：CH3COOH>H2CO3>H2S
B．CH3COOH能与Na2CO3反应生成CO2
C．H2S能与NaHCO3反应生成CO2
D．往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S
【答案】C
【解析】A．根据电离平衡常数越大，酸越强，则得到酸性由强到弱：CH3COOH>H2CO3>H2S，故A正确；B．根据CH3COOH>H2CO3，则CH3COOH能与Na2CO3反应生成CO2，故B正确；C．由于H2CO3>H2S，因此H2S不能与NaHCO3反应，故C错误；D．由于H2CO3>H2S，往Na2S溶液中通入足量CO2能生成H2S，故D正确。综上所述，答案为C。
14．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。
15．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。
16．在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法一定正确的是
A．在c点溶液中加NH4Cl固体，可实现c点向d点移动
B．a点和c点均为纯水
C．b点由水电离出的c(H+)水=1×10-8ml·L-1
D．25℃时，若a点为将1LpH=m的稀硝酸与10LpH=n的KOH混合后所得的溶液，可推出m+n=13
【答案】D
【解析】A．在c点溶液中加NH4Cl固体，水的电离被促进，c(H+)增大，c(OH-)减小，不可能实现c点向d点移动，故A错误；B．a点和c点溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，溶液显中性，但是不一定为纯水，可能为中性的盐溶液，如氯化钠溶液，故B错误；C．b点溶液中，c(H+)=1×10-6ml·L-1，c(OH-)=1×10-8ml·L-1，溶液显酸性，若溶液为酸溶液，则水的电离被抑制，由水电离出的c(H+)水=1×10-8ml·L-1，若溶液为NH4Cl溶液，则水的电离被促进，由水电离出的c(H+)水=1×10-6ml·L-1，故C错误；D．25℃时，若a点为将1LpH=m的稀硝酸与10LpH=n的KOH混合后所得的溶液，a点溶液显中性，则有，则可推出m+n=13，故D正确；故选D。
17．现有下列物质①熔化的NaCl、②盐酸、③氯气、④冰醋酸、⑤铜、⑥酒精、⑦硫酸氢钠、⑧液氨、⑨SO2，请按要求回答下列问题。
(1)属于强电解质的是 (填序号)。
(2)在上述状态下能导电的是 (填序号)。
(3)属于弱电解质的是 (填序号)。
(4)属于非电解质，但溶于水后的水溶液能导电的是 (填序号)。
(5)可以证明④是弱酸的事实是___________(填序号)。
A．等体积的0.1ml/L的乙酸与0.1ml/L的氢氧化钠恰好反应
B．常温下，0.1ml/L的乙酸中pH>1
C．乙酸与Na2CO3溶液反应放出CO2气体。
D．1ml/L的乙酸水溶液能使紫色石蕊溶液变红色
(6)有下列物质的溶液：a．CH3COOH、b．HCl、c．H2SO4、d．NaHSO4。若四种溶液的物质的量浓度相同，其c(H+)由大到小顺序为 (用字母序号表示，下同)。若四种溶液的c(H+)相同，其物质的量浓度由大到小顺序为 。
(7)常温下，有c(H+)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液，分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是 (填字母)。(①表示盐酸，②表示醋酸)
【答案】(1)①⑦ (2)①②⑤ (3)④ (4)⑧⑨ (5)B (6)c>b=d>a a>b=d>c(7)c
【分析】①熔化的NaCl中含自由移动的阴、阳离子，能导电，属于强电解质；②盐酸中含自由移动的阴、阳离子，能导电，盐酸属于混合物，既不属于电解质、也不属于非电解质；③Cl2中只含Cl2分子，不能导电，Cl2属于单质，既不属于电解质、也不属于非电解质；④冰醋酸中只含CH3COOH分子，不能导电，属于弱电解质；⑤Cu属于金属单质，能导电，既不属于电解质、也不属于非电解质；⑥酒精中只含CH3CH2OH分子，不能导电，酒精是在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物，属于非电解质；⑦硫酸氢钠中的阴、阳离子不能自由移动，不能导电，属于强电解质；⑧液氨中只含NH3分子，不能导电，虽然液氨的水溶液能导电，但导电的离子不是液氨自身电离产生的，液氨属于非电解质；⑨SO2中只含SO2分子，不能导电，虽然SO2的水溶液能导电，但导电的离子不是SO2自身电离产生的，SO2属于非电解质。
【解析】（1）根据分析，属于强电解质的是①⑦。
（2）根据分析，在上述状态下能导电的是①②⑤。
（3）根据分析，属于弱电解质的是④。
（4）根据分析，属于非电解质，但溶于水后的水溶液能导电的是⑧⑨。
（5）A．等体积的0.1ml/L的乙酸与0.1ml/L的NaOH恰好反应，说明乙酸是一元酸，但不能说明乙酸是弱酸，A项不符合题意；B．常温下，0.1ml/L的乙酸溶液的pH＞1，说明溶液中c(H+)＜0.1ml/L，乙酸未完全电离，乙酸为弱酸，B项符合题意；C．乙酸与Na2CO3溶液反应放出CO2气体，说明乙酸的酸性强于碳酸，但不能说明乙酸为弱酸，C项不符合题意；D．1ml/L的乙酸水溶液能使紫色石蕊溶液变红色，说明乙酸溶液呈酸性，但不能说明乙酸是弱酸，D项不符合题意；答案选B。
（6）CH3COOH属于弱酸，在水溶液中部分电离；HCl属于一元强酸，1mlHCl在水溶液中完全电离产生1mlH+；H2SO4属于二元强酸，1mlH2SO4在水溶液中完全电离产生2mlH+；NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4=Na++H++；若四种溶液的物质的量浓度相同，其c(H+)由大到小顺序为c＞b=d＞a；若四种溶液的c(H+)相同，其物质的量浓度由大到小顺序为a＞b=d＞c。
（7）常温下，有c(H+)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液，分别与足量的锌粉发生反应，由于醋酸为弱酸，HCl为强酸，则醋酸的物质的量浓度大于盐酸物质的量浓度，开始时反应速率相等，过程中反应速率醋酸大于盐酸，最终醋酸放出的H2的体积大于盐酸放出的H2的体积，醋酸所耗时间小于盐酸所耗时间，对照各示意图，答案选c。
18．水的离子积常数，是表示溶液中氢氧离子和的比例关系的常数。它和温度的关系如下表所示：
(1)时，水的离子积，则 （填“”“”或“ 升高温度，促进水的电离，Kw增大
(2)4 橙
(3)1000
(4)BD
【解析】（1）水的电离是吸热过程，温度越高电离程度越大，水的离子积越大，时，水的离子积>，则>25℃，其判断依据是升高温度，促进水的电离，Kw增大；
（2）的硫酸溶液中c(H+)=2×=，其-lg c(H+)=4，时，，其中由水电离产生的c(OH-)=，硫酸溶液呈酸性，向该硫酸溶液中滴入几滴甲基橙指示剂，溶液呈橙色；
（3）溶液中c(Na+)=2×，取该溶液加水稀释至，则稀释后溶液中c(Na+)=10-4ml/L，硫酸钠溶液是中性溶液，时c(OH-)=10-7ml/L，10-4∶10-7=1000；
（4）在温度下，水的离子积，中性溶液的pH=6，某溶液的，则该溶液呈碱性，c(H+)=，，则，故选BD。
19．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。
20．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
21．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 水的电离与水的离子积常数
考点02 溶液的酸碱性与pH
考点03 弱电解质的电离平衡及影响因素
考点04 电离平衡常数及应用
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
V酸∶V碱
c(H＋)∶c(OH－)
pH酸＋pH碱
10:1
1∶10
15
1∶1
1∶1
14
1:10
10∶1
13
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
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
酸
电离常数(常温下)
CH3COOH
Ka=1.8×10－5
H2CO3
Ka1=4.5×10－7，Ka2=4.7×10－11
H2S
Ka1=1.3×10－7，Ka2=1.1×10－11
温度/℃
25
水的离子积
化学式
电离常数