文档内容
2025届高三化学一轮专题复习讲义（13）
专题三 基本理论
3-6 电离和水解平衡（一）（1课时，共2课时）
【复习目标】
1．了解电离度，学会简单计算，能从定性和定量两个方面理解电离平衡常数。
2．能从图像视角判断强弱电解质在稀释、反应条件下溶液中离子浓度、导电性、电离度、pH变化
等方面的异同。
3．了解水的离子积、溶液的酸碱性、pH等概念。
4．理解盐类水解的概念、条件、本质、特点和规律，认识影响盐类水解的根本因素是内因，理解外
因对盐类水解影响的结果。
【重点突破】
1．了解中和滴定的原理及实验操作、中和滴定曲线的绘制。能用数据、图表、符号等描述实验证
据并据此进行分析推理形成结论;能对实验方案、实验过程和实验结论进行评价，提出进一
步探究的设想。
2．认识盐类的水解平衡在实际生产、生活以及实验中的应用。
【真题再现】
例1．（2023·湖南卷）常温下用浓度为0.0200mol·L-1的NaOH标准溶液滴定浓度均为0.0200mol·L-1的
HCl 和 CHCOOH 的混合溶液，滴定过程中溶液的 pH 随
3
的变化曲线如图所示。下列说法错误的是
A．Ka(CHCOOH)约为10-4.76
3
B．点a：c(Na+)=c(Cl－) =c(CHCOO－)+ c(CHCOOH)
3 3
C．点b：c(CHCOOH)＜c(CHCOO－)
3 3
D．水的电离程度：a＜b＜c＜d
解析：
根据CHCOOH CHCOO－+H+，可近似认为a点c(H+)=c(CHCOO－)，又a点pH=3.38，
3 3 3
c(H+)=10－3.38 mol·L-1，故Ka(CHCOOH)≈＝10-4.76，A项正确；a点HCl恰好被完全中和，由物料守
3
恒可得溶液中c(Na+)=c(Cl－) =c(CHCOO－)+ c(CHCOOH)，B项正确；b点溶液pH＜7，即以
3 3
CHCOOH的电离为主，即溶液中c(CHCOOH)＜c(CHCOO－)，C项正确；a、b两点溶液呈酸性，
3 3 3
水的电离均受到抑制，溶液 pH越小，水的电离受抑制程度越大，c点酸碱恰好完全中和，
CHCOO－水解促进水的电离，d点NaOH过量，又抑制水的电离，故D项错误。
3
答案：D
例2．（2022·全国乙卷）常温下，一元酸 的K(HA)=1.0×10-3。在某体系中， H+与A－离子不能穿过
a
隔膜，未电离的 可自由穿过该膜(如图所示)。设溶液中 ，当达到平衡时，下列叙述正确的是（ ）
A．溶液Ⅰ中 B．溶液Ⅱ中的HA的电离度 为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的 不相等 D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的 之比为
解析：A项，常温下溶液I的pH=7.0，则溶液I中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，c(H+)＜c(OH-)＋c(A-)，
错误；B项，常温下溶液II的pH=1.0，溶液中c(H+)=0.1mol·L-1，K = =1.0×10-3，c
a 总
(HA)=c(HA)+c(A-)，则 =1.0×10-3，解得 = ，正确；C项，根据题意，未电离
的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，错误；D项，常温下溶液I的pH=7.0，溶液
I中c(H+)=1×10-7mol·L-1，K = =1.0×10-3，c (HA)=c(HA)+c(A-)，
a 总
=1.0×10-3，溶液I中c (HA)=(104+1)c(HA)，溶液II的pH=1.0，溶液II中
总
c(H+)=0.1mol·L-1，K = =1.0×10-3，c (HA)=c(HA)+c(A-)，
a 总
=1.0×10-3，溶液II中c (HA)=1.01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液I和II中的
总
c(HA)相等，溶液I和II中c (HA)之比为[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]=(104+1)∶1.01≈104，错误。
总
答案：B
例3．（2017·全国卷Ⅱ）改变0.1 mol·L-1二元弱酸HA溶液的pH，溶液中HA、HA-、A2-的物质的量分
2 2
数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)=]。下列叙述错误的是（ ）
A．pH=1.2时，c(H A)=c(HA-)
2
B．lg [K (H A)]=-4.2
2 2
C．pH=2.7时，c(HA-)>c(H A)=c(A2-)
2
D．pH=4.2时，c(HA-)=c(A2-)=c(H+)
解析：A项，由题图知pH=1.2时，c(H A)=c(HA-)，正确；B项，由pH=4.2时，c(HA-)=c(A2-)，可得
2
K2(H2A)= =c(H+)，lg [K2(H2A)]=lg c(H+)=-4.2，正确；C 项，由题图可知，pH=2.7 时
c(HA-)>c(H A)=c(A2-)，正确；D项，由题图可知，pH=4.2时，c(HA-)=c(A2-)≈0.5 mol·L-1，而
2
c(H+)=10-4.2 mol·L-1，错误。
答案：D
小结：【知能整合】
1．电离有关知识的各种判断
应用 举例
判断弱酸酸性(或弱碱碱
K(HF)>K(HClO)；同浓度溶液的酸性：HF>HClO
性)的相对强弱
判断酸与盐反应是否能发
K (H CO)>K(HClO)；Ca(ClO) ＋CO＋HO===CaCO ↓＋2HClO
生(强酸制弱酸) 1 2 3 2 2 2 3
判断溶液中粒子浓度比值 在NH Cl溶液中加水稀释，如何变化？分子分母同时乘以c(OH－)，可
4
的变化 得，该比值只与温度有关，温度不变，比值不变
判断盐溶液的酸性(或碱 K(HF)>K(CHCOOH)[盐所对应的酸(或碱)越弱，盐水解的程度越大，盐
3
性)强弱 的碱(或酸)性越强]；同浓度盐溶液的碱性：NaFK ＝
2 3 2 h 2
度的相对大小 4.7×10－11 ，故NaHCO 水解程度大于电离程度
3
2．分布系数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数（即组分的平衡浓度占总浓度的分
数）为纵坐标的关系曲线]
一元弱酸 二元酸
(以CHCOOH为例) (以草酸HC O 为例)
3 2 2 4
δ 为CHCOOH分布系数，δ 为 δ 为HC O 分布系数、δ 为HC O分布系
0 3 1 0 2 2 4 1 2
CHCOO－分布系数 数、δ 为C O分布系数
3 2 2
随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据
分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式
同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的
浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度
3．溶液pH计算的一般思维模型4．氧化还原滴定知识与思路
（1）原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴
定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
（2）试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO 、KCr O 等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、
4 2 2 7
维生素C等。
（3）指示剂：氧化还原滴定的指示剂有三类：a氧化还原指示剂。b专用指示剂，如在碘量法滴定
中，可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝。c自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为
溶液由无色变为浅红色。
5．一元强碱(NaOH)溶液滴定二元弱酸(H A)溶液的图像基本命题点
2
（1）图1：常考K 、K 的计算或求其数量级：根据曲线交点及对应的pH可求K 、K 。
a1 a2 a1 a2
（2）图2：常考M、N哪条线表示lg与pH或lg与pH的关系，K 、K 的计算或数量级：可根据图2
a1 a2
中所示的虚线与直线的交点来求，交点处的c(HA-)=c(H A)，c(A2-)=c(HA-)，再结合交点对应pH的大
2
小，可知线N表示lg，线M表示lg。利用虚线与直线交点对应的pH也可求出K 、K 或其数量级。
a1 a2
（3）图3：常考哪条线表示-lg与-lgc(HA-)或-lg 与-lg c(A2-)的关系，K 、K 的计算或数量级：可根
a1 a2
据X、Y点对应的横坐标、纵坐标的值相加之后和的大小来求。K (H A) K (H A)，则X点为一级电
a1 2 a2 2
离的某一点，设X点横坐标、纵坐标值之和为x，则-lg +[-lg c(HA-)]=x，-lg =x，可得K =10-x。同理Y点
≫ a1
为二级电离的某一点，设Y点横、纵坐标值之和为y，则-lg+[-lg c(A2-)]=y，-lg=y，可得K =10-y。假设成
a2
立。
【体系再构】
【随堂反馈】
基础训练
1．在0.1 mol·L-1的CHCOOH溶液中，要促进醋酸电离且使H＋浓度增大，应采取的措施是
3
A．升温 B．降温 C．加入NaOH溶液 D．加入稀盐酸
2．HS水溶液中存在电离平衡：HS H＋＋HS－和HS－ H＋＋S2－。若向HS溶液中
2 2 2
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度减小
B．通入过量SO 气体，平衡向左移动，溶液pH增大
2
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH增大
D．加入少量硫酸铜固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小
3．下列说法不正确的是
A．pH＞7的溶液不一定呈碱性
B．中和pH和体积均相等的氨水、NaOH溶液，所需HCl的物质的量相同
C．相同温度下，pH相等的盐酸、CHCOOH溶液中，c(OH-)相等
3
D．氨水和盐酸反应后的溶液，若溶液呈中性，则c(Cl-)=c(NH +)
4
4．室温下，下列操作可以使0.01 mol·L-1L NH ·H O溶液中c(NH +)增大的是
3 2 4
A．加入少量HO B．加入少量NaOH固体
2
C．通入少量HCl气体 D．降低温度5．部分弱酸的电离平衡常数如表所示：
弱酸 HCOOH HCN HCO HSO
2 3 2 3
K =4.3×10-7 K =1.54×10-2
电离平衡(25℃) K=1.77×10-4 K=4.9×10-10 a1 a1
a a K =5.6×10-11 K =1.02×10-7
a2 a2
下列选项错误的是
A．等体积等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含阴离子总数前者大于后者
B．少量SO 通入NaCO 溶液中：SO +H O+CO=== SO+H CO
2 2 3 2 2 2 3
C．中和等体积等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D．CN-+H O+CO===HCN+
2 2
拓展训练
6．在相同温度时100 mL 0.01 mol·L-1醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液相比较。下列数值前者大
于后者的是
A．中和时所需NaOH的量 B．电离度
C．H＋的物质的量浓度 D．CHCOOH的物质的量
3
7．室温下，对氢离子浓度、体积均相同的HCl溶液和CHCOOH溶液分别采取以下措施。下列有关叙
3
述正确的是
A．加适量的CHCOONa晶体，两溶液的氢离子浓度减小
3
B．使温度升高20 ℃，两溶液的氢离子浓度不变
C．加水稀释2倍，两溶液的氢离子浓度增大
D．加足量的Zn充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多
8．25 ℃时，有关水的电离，下列叙述正确的是
A．向水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，K 不变
w
C．向水中加入少量固体CHCOOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低
3
D．将水加热，K 增大，c(H＋)不变
w
9．如图为某实验测得0.1 mol·L-1NaHCO 溶液在升温过程中（不考虑水挥发）的pH变化曲线。下列说
3
法正确的是
A．a点溶液的c(OH-)比c点溶液的小
B．a点时，K ＜K (H CO) ·K (H CO)
w a1 2 3 a2 2 3
C．b点溶液中，c(Na+)=c (HCO)+2c (CO)
D．ab段，pH减小说明升温抑制了 HCO的水解
10．常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表 实
验数据。
温度 c(NH ·H O) 电离度 c(OH－)
3 2 电离常数
/℃ /( mol·L-1) /% /( mol·L-1)
0 16.56 1.37×10－5 9.098 1.507×10－2
10 15.16 1.57×10－5 10.18 1.543×10－2
20 13.63 1.71×10－5 11.2 1.527×10－2
（1）温度升高，NH ·H O的电离平衡向________(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中
3 2
数据是________（填字母）。
a．电离常数 b．电离度 c．c(OH－) D．c(NH ·H O)
3 2
（2）表中c(OH－)基本不变的原因是_______________________________________________。
（3）常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是________（填字母，下同）。
A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小 C．c(OH－)减小 D．c(NH +)减小
4
（4）氨水溶液中，下列做法能使c(NH +)与c(OH－)比值变大的是________。
4
A．加入固体氯化铵 B．通入少量氯化氢 C．加入少量固体氢氧化钠
【巩固练习】答案
1．A 2．A 3．B 4．C 5．B 6．B 7．A 8．B 9．A
10．（1）右 a
（2）氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变
（3）AD（4）AB
【课后作业】
1．一定温度下，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，水的离子积常数为1.0×10－13
C．该温度下，加入FeCl 可能引起由b向a的变化
3
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
2．二氧化碳的过量排放可对海洋生物的生存环境造成很大影响，其原理如下图所示。下列叙述错误
的是
A．海水酸化能引起HCO -浓度增大、CO2-浓度减小
3 3
B．海水酸化能促进CaCO 的溶解，导致珊瑚礁减少
3
C．CO 能引起海水酸化，其原理为HCO - H++CO 2
2 3 3
D．使用太阳能、氢能等新能源可改善珊瑚的生存环境
3．醋酸的电离方程式为CHCOOH(aq) H+(aq)+CH COO-(aq)
3 3
ΔH>0，25℃时，0.1mol·L-1醋酸溶液中存在下述关系： ，下列说法
正确的是
A．该温度下0.01mol·L-1醋酸溶液K<1.75×10-5
a
B．升高温度，c(H+)增大，K 变大
a
C．向该溶液中滴加几滴浓盐酸，平衡逆向移动，c(H+)减小
D．向该溶液中加少量CHCOONa固体，平衡正向移动
3
4．室温条件下，现有四种溶液：①pH=2的CHCOOH溶液；②pH=2的HCl溶液；③pH=12的氨水；
3
④pH=12的NaOH溶液；⑤0.5mol·L-1的NH Cl溶液，下列有关说法正确的是
4
A．由水电离出的c(H+)：⑤>①=②=③=④
B．将②、③溶液混合后，pH=7，消耗溶液的体积：②<③
C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，②生成的H 的物质的量最大
2
D．向溶液中加入100mL水后，溶液的pH：③>④>①>②
5．pH＝2的A、B两种酸溶液各取1mL，分别加水稀释到1000mL，其溶液的pH与溶液体积(V)的关系
如图所示。下列说法不正确的是
A．稀释后X溶液的c(H＋)比Y溶液小
B．a＝5时，X是强酸，Y是弱酸
C．若X、Y都是弱酸，则5＞a＞2
D．X、Y两种酸溶液物质的量浓度一定相等
6．准确移取 20.00 mL 某待测 NaOH 溶液于锥形瓶中，用 0.1000
mol·L-1盐酸滴定。用酚酞作指示剂，下列说法错误的是
A．常温下，0.100 0 mol·L-1L盐酸pH＝1
B．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，再用盐酸润洗
C．随着盐酸的滴入，锥形瓶中溶液pH逐渐变小
D．当滴入最后半滴盐酸时，溶液由无色变为浅红色，且30 s内不褪色，即为滴定终点
7．常温下，以酚酞作指示剂，用0.1 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL mol·L-1的二元酸HA溶液。溶
2
液中pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)的变化关系如图所示。[A2−的分布系数为]下列说法正确的是 ）
A．当V(NaOH)＝0 mL时，c(HA－)＋c(A2－)=0.2 mol·L-1
B．当V(NaOH)＝20.00 mL时，c(Na+)>c(HA－)＋2c(A2－)
C．常温下，A2－的水解常数值为1.0×10－12
D．当V(NaOH)＝30.00 mL时，c(HA－)＋c(H+)＝c(A2－)＋c(OH－)
8．已知25 ℃时，向0.100 mol·L-1 H PO 溶液中滴加NaOH溶液，各含磷微粒的物质的量分数随pH变
3 4
化的关系如图所示。
（1）25 ℃，pH＝3时溶液中c(H PO )∶c(H PO －)＝________。
3 4 2 4
（2）当溶液pH由11到14时，所发生反应的离子方程式为___________________________。
9．用中和滴定法测定烧碱的纯度，若烧碱中含有与酸不反应的杂质，根据实验回答问题：
（1）将准确称量好的2.0 g烧碱样品配成100 mL待测液，需要的主要玻璃仪器除量筒、烧杯、玻
璃棒外，还必须用到的仪器有__________、__________。
（2）用碱式滴定管量取10.00 mL待测液，置于锥形瓶中，同时滴加1～2滴指示剂。化学上常选用
的指示剂有酚酞或________。
（3）用0.2010 mol·L-1 标准盐酸滴定待测烧碱溶液，滴定时左手旋转酸式滴定管的玻璃活塞，右
手不停地摇动锥形瓶，两眼注视________________，直到滴定到终点，若选择酚酞作指示剂，
判断滴定终点的标志是________________________________________。
（4）根据下列数据，测得c(NaOH)＝__________。烧碱的纯度＝________。
滴定 待测液体积 标准盐酸体积/mL
次数 /mL 滴定前读数 滴定后读数
第一次 10.00 0.50 20.40
第二次 10.00 4.00 24.10
第三次 10.00 1.00 24.10
（5）以标准的盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠溶液，以下引起待测液浓度偏小的是 ___（填字
母）。
a. 读数时，滴定前平视，滴定后俯视
b. 未用待测液润洗碱式滴定管
c. 用待测液润洗锥形瓶
d. 不小心将标准液滴在锥形瓶外面
e. 滴定接近终点时，用少量蒸馏水冲洗锥形瓶内壁
【课后作业】答案
1．C 2．C 3．B 4．A 5．D 6．D 7．C
8．（1）1∶10(或0.1) (2) HPO 2－＋OH－===PO3－＋HO
4 4 2
9．（1）100 mL容量瓶 胶头滴管
（2）甲基橙
（3）锥形瓶中溶液颜色的变化 当滴入最后半滴盐酸时，溶液恰好由红色变为无色，且半分钟内不
复原
（4）0.4020 mol·L-1 80.4%
（5）ab
