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考点 27 水的电离与溶液的 pH
(核心考点精讲精练)
一、3年真题考点分布
考点内容 考题统计
2023湖南卷12题，4分；2021辽宁卷15题，3
中和滴定曲线分析 分；2021湖北卷14题，3分；2021海南卷14
题，4分；
二、命题规律及备考策略
【命题规律】
从近三年高考试题来看，涉及本考点的试题难度一般较大，常结合盐类水解、电离平衡以及离子浓
度大小比较等进行综合命题，常见的命题形式：(1)结合图像考查溶液的酸碱性判断、pH的计算，以及离
子浓度的大小比较等；(2)以酸碱中和滴定为载体，考查“强”滴“弱”过程中微粒浓度的变化以及其他相
关知识；(3)以滴定为基础，考查相关操作和计算等。
【备考策略】
(1)认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。
(2)能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶液pH，能调控溶液的酸碱性。
(3)能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
(4)理解酸碱中和滴定，能根据实验试题要求分析或处理实验数据，得出合理结论；能够分析以图像形
式考查滴定曲线。
【命题预测】
预测2024年本考点依然会结合图像，考查水的电离平衡与溶液酸碱性的关系，以及pH的相关计算
等；还会基于中和滴定，考查氧化还原滴定、沉淀滴定等有关计算，注意滴定现象、操作、滴定终点判断
的规范表达，能进行误差分析。
考法 1 水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，其电离方程式为2HO HO＋＋OH－或HO H＋＋OH－。
2 3 2
2．水的离子积常数
(1)表达式：K ＝c(H＋)·c(OH－)。室温下，K ＝1×10－14。
w w(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，K 增大。
w
(3)适用范围：K 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。在任何水溶液中均存在 H＋和OH－，
w
只要温度不变，K 不变。
w
3．影响水电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度增大，K 增大。
w
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K 不变。
w
(3)加入可水解的盐(如FeCl 、NaCO)，水的电离程度增大，K 不变。
3 2 3 w
外界条件对水电离平衡的具体影响
条件 体系变化 平衡移动方向 K 水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
w
HCl 逆 不变 减小 减小 增大
NaOH 逆 不变 减小 增大 减小
NaCO 正 不变 增大 增大 减小
可水解 2 3
的盐
NH Cl 正 不变 增大 减小 增大
4
升温 正 增大 增大 增大 增大
温度
降温 逆 减小 减小 减小 减小
其他：如加入Na 正 不变 增大 增大 减小
请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等( )
(2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性( )
(3)在蒸馏水中滴加浓HSO ，K 不变( )
2 4 w
(4)NaCl溶液和CHCOONH 溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( )
3 4
(5)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等( )
(6)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等( )
(7)25 ℃时，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中K ＝1×10－13 mol2·L－2 ( )
W
(8)某温度下，纯水中的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，则c(OH－)＝( )
(9)25 ℃时，0.01 mol·L－1的盐酸中，c(OH－)＝1.0×10－12mol·L－1 ( )
答案：(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)√ (7)× (8)× (9)√
例1 25°C时，水的电离达到平衡：HO H++OH-，下列叙述不正确的是( )
2A．将纯水加热到95℃时，K 变大，pH减小，水仍呈中性
w
B．向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH-)增大，K 不变
w
C．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，平衡逆向移动，K 不变
W
D．向水中通入HCl气体，平衡逆向移动，溶液导电能力减弱
【答案】D
【解析】A项，水加热到95℃，水的离子积常数变大，氢离子浓度增大，pH减小，但c(H+)=c(OH-)，
因此仍呈中性，A不符合题意；B项，向纯水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，溶液中c(OH-)增大，
但由于温度不变，所以水的离子积常数K 不变，B不符合题意；C项，水中加入硫酸氢钠，硫酸氢钠电离
w
产生H+，使溶液中c(H+)增大，水的电离平衡逆向移动，但水温度不变，因此水的离子积常数K 不变，C
w
不符合题意；D项，水中通入氯化氢，HCl电离产生H+，使溶液中c(H+)增大，水的电离平衡逆向移动，由
于溶液中自由移动的离子浓度增大，因此溶液的导电性增强，D符合题意；故选D。
例2 常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1 HA溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水电离出
的氢离子浓度的负对数[－lg c(H+) ]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是( )
水
A．常温下，K(HA)约为10－5 B．M、P两点溶液对应的pH＝7
a
C．b＝20.00 D．M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)
【答案】B
【解析】0.1 mol·L－1 HA溶液中，－lg c(H＋) ＝11，c(H＋) ＝c(OH－) ＝10－11 mol·L－1，根据常温下
水 水 水
水的离子积求出溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，HAH＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝10－3 mol·L－1，K(HA)＝
a
mol·L－1＝10－5 mol·L－1，A项正确；N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成
NaA，P点溶质为NaOH和NaA，溶液显碱性，即P点pH不等于7，B项错误；0～b段水的电离程度逐渐
增大，当达到 b点时水的电离程度达到最大，即溶质为 NaA，说明 HA和NaOH恰好完全反应，b＝
20.00，C项正确；M点溶液pH＝7，根据溶液呈电中性，存在c(Na＋)＝c(A－)，M点后，c(Na＋)＞c(A－)，
D项正确。
对点1 已知NaHSO 在水中的电离方程式为NaHSO===Na＋＋H＋＋SO。某温度下，向c(H＋)＝1×10
4 4
－6 mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO 晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1。下列对该溶
4
液的叙述不正确的是( )A．该温度高于25 ℃
B．由水电离出来的H＋的浓度为1×10－10 mol·L－1
C．加入NaHSO 晶体抑制水的电离
4
D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c(OH－)减小
【答案】D
【解析】A项，K ＝1×10－6×1×10－6 mol2·L－2＝1×10－12 mol2·L－2，温度高于25 ℃；B、C项，NaHSO
w 4
电离出的H＋抑制HO电离，c(H＋) ＝c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1；D项，加HO稀释，c(H＋)减小，而
2 水 2
c(OH－)增大。
对点2 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
【答案】C
【解析】A．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。B．由b点
对应c(H＋)与c(OH－)可知，K ＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C．FeCl 溶液水解显酸性，
w 3
溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中 c(OH－)减小，因此加入FeCl 溶液可能引
3
起由b向a的变化。D．c点溶液呈碱性，稀释时c(OH－)减小，同时c(H＋)应增大，故稀释溶液时不可能引
起由c向d的变化。
考法 2 溶液的酸碱性和 pH
1．溶液的酸碱性是由溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小决定的。请填写下表：
c(H＋)与c(OH－) 相对大小 c(H＋)的范围(25 ℃)
中性溶液 c(OH－)＝c(H＋) c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1
酸性溶液 c(OH－)<c(H＋) c(H＋)>1.0×10－7 mol·L－1
碱性溶液 c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7 mol·L－1
2．溶液的pH
(1)定义：pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lgc(H＋)。(2)pH大小能反映出溶液中c(H＋)的大小，即能表示溶液的酸碱性强弱。
在25 ℃时，pH>7，表示溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强，pH每增加1个单位，
c(OH－)增大到原来的10倍；pH＝7，溶液呈中性；pH<7，表示溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强，
pH每减小1个单位，溶液中c(H＋)增大到原来的10倍。
(3)pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)
或c(OH－)>1 mol·L－1时，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
3．溶液酸碱性的测定方法
(1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。常见酸碱指示剂的变色范围：
指示剂 变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊 红色←5.0紫色8.0→蓝色
酚酞 无色←8.2粉红色10.0→红色
甲基橙 红色←3.1橙色4.4→黄色
(2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为取一小片pH试纸，放在洁净的表面皿上或玻璃片上，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。
(3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
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，pH<6才显酸性，pH>6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。
3．常温下，酸或碱溶液稀释过程的变化规律
溶液 稀释前溶液pH 稀释后溶液pH
强酸 pH＝a＋n
酸 pH＝a 加水稀释到体积
弱酸 a<pH<a＋n
为原来的10n倍
强碱 pH＝b－n
碱 pH＝b
弱碱 b－n<pH<b
注：表中a＋n＜7，b－n＞7。
4．溶液pH的计算方法
①单一溶液
溶液类型 相关计算
强酸(H A) 设 HA 的 浓 度 为 c mol/L ， 则 c(H+)=nc mol/L ，
n npH=−lgc(H+)=−lgnc
设 B(OH) 的浓度为 c mol/L，则 c(OH−)=nc mol/L，c(H+)=
n
强碱［B(OH) ］
n
溶液
mol/L，pH=−lgc(H+)=14+lgnc
②混合溶液
溶液类型 相关计算
两种强酸混合
两种强碱混合
恰好完全反应 pH=7(25℃)
强酸 酸过量
强碱 c(H＋)=
混合
碱过量
c(OH−)=
请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)如果c(H＋)≠c(OH－)，则溶液一定呈一定的酸碱性( )
(2)任何水溶液中都有c(H＋)和c(OH－)( )
(3)c(H＋)等于10-6 mol·L-1的溶液一定呈现酸性( )
(4)pH＜7的溶液一定呈酸性( )
(5)在任何条件下，纯水都呈中性( )
(6)25 ℃时，纯水和烧碱溶液中水的离子积常数不相等( )
(7)在100 ℃时，纯水的pH＞7( )
(8)如果c(H＋)/ c(OH－)的值越大，则酸性越强( )
(9)升高温度，水的电离程度增大，酸性增强( )
(10)25 ℃时，0.01 mol·L－1的KOH溶液的pH＝12( )
(11)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( )
(12)某溶液的c(H＋)＞10－7 mol·L－1，则该溶液呈酸性( )
(13)pH减小，溶液的酸性一定增强( )
(14)100 ℃时K ＝1.0×10－12 mol2·L－2，0.01 mol·L－1盐酸的pH＝2，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝
w
10( )(15)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低( )
(16)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4( )
(17)用pH计测得某溶液的pH为7.45( )
(18)1.0×10－3 mol·L－1盐酸的pH＝3，1.0×10－8 mol·L－1盐酸的pH＝8( )
(19)pH＝a的醋酸溶液稀释一倍后，溶液的pH＝b，则a＞b( )
答案：(1) √ (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)× (7) × (8) √ (9)× (10)√ (11)√ (12)×
(13)× (14)√ (15)× (16)× (17)√ (18)× (19)×
例1 某温度下，测得0.01mol/LNaOH溶液pH=10，则下列说法正确的是( )
A．该溶液温度为25℃ B．与等体积的pH=4的盐酸刚好中和
C．该温度下蒸馏水pH=6 D．该溶液中c(H+)=10-12mol/L
【答案】C
【解析】A项，某温度下，测得0.01mol/LNaOH溶液pH=10，即氢离子浓度是10-10mol/L，氢氧化钠
是一元强碱，则氢氧根离子浓度是是0.01mol/L，所以水的离子积常数是0.01×10－10＝10－12＞10－14，升高温
度促进水的电离，该溶液温度大于25℃，A错误；B项，pH=4的盐酸溶液的浓度是10－4mol/L，所以与等
体积的pH=4的盐酸中和后氢氧化钠过量，B错误；C项，该温度下水的离子积常数是10－12，所以蒸馏水
的pH=6，C正确；D项，根据选项A分析可知该溶液中c(H+)=10-10mol/L，D错误；故选C。
例2 下列有关溶液的酸碱性与pH的说法错误的是( )
A．溶液pH越小，酸性越强，反之，碱性越强
B．pH<7的溶液，可能呈酸性
C．当溶液中的c(H＋)或c(OH－)较小时，用pH表示其酸碱性更为方便
D．把pH试纸直接插入待测溶液中，测其pH
【答案】D
【解析】A项因pH＝－lgc(H＋)，所以pH越小，c(H＋)越大，酸性越强，pH越大，c(H＋)越小，则
c(OH－)越大，碱性越强，A项正确；B项在室温下，pH<7的溶液呈酸性，B项正确；C项当c(H＋)或c(OH
－)小于1 mol·L－1时，使用pH表示其酸碱性更为方便，故C项正确；D项用pH试纸测溶液pH时，不能把
pH试纸直接插入待测溶液中测pH，正确的做法为取一小片pH试纸，放在洁净的表面皿上或玻璃片上，
用玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读取数据，所以D项错误。
对点1 常温下，关于pH=12的NaOH溶液，下列说法正确的是( )
A．溶液中c(H+)=1.×10-2 mol·L-1
B．溶液中由水电离出的c(OH-)=1.0×10-2 mol·L-1
C．加水稀释100倍后，溶液的pH=10D．加入等体积pH=2的醋酸溶液，溶液呈中性
【答案】C
【解析】pH=12的NaOH溶液，根据离子积可知，c(H+)=1．0×10-12 mol·L-1，A项不正确；溶液中由
水电离出的c(OH-)=c(H+)=1．0×10-12 mol·L-1，B项不正确；加水稀释100倍后，溶液的pH=10，C项正确；
由于醋酸为弱酸，大部分未发生电离，反应结束后，过量的醋酸电离，使溶液呈酸性，D项不正确。
对点2 工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性，生活和健康也与溶液的酸碱性有密切关系。
pH是表示溶液酸碱度的一种方法。下列说法不正确的是( )
A．可以用pH试纸测量溶液的pH，也可以用酸度计来测量
B．测量和调控溶液的pH，对工农业生产，科学研究都具有重要意义
C．pH试纸可测量任何溶液的pH值
D．酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，在溶液中存在电离平衡，指示剂的颜色变化在一定pH范围内
发生
【答案】C
【解析】A项，可以用pH试纸测量溶液的pH，也可以用酸度计来测量，选项A正确；B项，测试和
调控溶液的pH对工农业生产、科学研究及日常生活和医疗保健都有重要意义，选项B正确；C项，不是
任何溶液的pH都能用pH试纸测，因为试纸有范围要求，也不能测量氯水等溶液的pH，选项C不正确；
D项，酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，在溶液中存在电离平衡，指示剂的颜色变化在一定pH范围内
发生，选项D正确；故选C。
考法 3 酸碱中和滴定
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。以标准盐酸滴定待测
的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。
酸碱中和滴定的关键：
(1)准确测定标准液和待测液的体积；
(2)准确判断滴定终点。
2．实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、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。
(3)滴定管
①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。
②精确度：读数可精确到0.01 mL。
③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。
④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项：
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
3.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
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，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
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
4．常用酸碱指示剂及变色范围
