第23讲　弱电解质的电离平衡　溶液的pH（学生版）_高考一二三轮复习_化学_2026年高考化学一轮_2026年高考化学一轮复习·知识清单（新高考通用）-G356_资料

大单元七　电解质溶液中的离子平衡
第23 讲　弱电解质的电离平衡　溶液的pH
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核心知识库：重难考点总结，梳理必背知识、归纳重点
考点1  电离平衡及电离平衡常数(Ka、Kb) ★★★☆☆
考点2  水的电离和溶液的pH ★★★☆☆
考点3  酸碱中和滴定 ★★★☆☆
（星级越高，重要程度越高）
真题挑战场：感知真题，检验成果，考点追溯
考点1　电离平衡及电离平衡常数(Ka、Kb)
知识点1 电解质及其分类
1. 电解质的分类
2. 电解质的物质类别
(1)  强电解质：强酸、强碱、大部分盐等
(2)  弱电解质：弱酸、弱碱、水等
[及时巩固]
下列10 种物质：①石墨；②三氧化硫；③液态氯化氢；④氯气；⑤熔融的硫酸钾；⑥氯化钠晶体；⑦稀
硫酸；⑧乙醇；⑨NH3·H2O；⑩冰醋酸。其中是强电解质有③⑤⑥(填序号，下同)，是弱电解质有⑨⑩，
是非电解质有②⑧。
【考法归纳】在水溶液或熔融状态下，只有本身电离出离子导电的化合物才是电解质。比如H2CO3
是(弱)电解质，CO2是非电解质，CO2的水溶液是混合物。
知识点2 弱电解质的电离平衡
1. 弱电解质的电离是个吸热的过程。
2. 电离平衡的建立过程：
知识点3 电离平衡常数
常见弱酸、弱碱的电离平衡常数表达式与参考数据(25 ℃)
弱电解质
电离方程式
平衡常数表达式
数据
NH3·H2O
NH3·H2ONH＋OH－
Kb＝
Kb＝1.8×10－5
CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka ＝
Ka＝1.8×10－5
HClO
HClOH＋＋ClO－
Ka＝
Ka＝4.0×10－8
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
Ka1＝
Ka1＝4.4×10－7
HCOH＋＋CO
Ka2＝
Ka2＝4.6×10－
11
H2C2O4
H2C2O4H＋＋HC2O
Ka1＝
Ka1＝5.6×10－2
HC2OH＋＋C2O
Ka2＝
Ka2＝1.5×10－4
H3PO4
H3PO4H＋＋H2PO
Ka1＝
Ka1＝6.9×10－3
H2POH＋＋HPO
Ka2＝
Ka2＝6.2×10－8
HPOH＋＋PO
Ka3＝
Ka3＝4.8×10－
13
【考法归纳】
①电离是吸热过程。电离常数K 只与温度有关，温度升高，K 增大(填“增大”或“减小”)。
②由以上数据可看出Ka1>Ka2>Ka3，且Ka1≫Ka2，说明多元弱酸是分步电离的，且以第一步电离为主。
③电离常数K 反映了弱电解质电离程度的相对大小。相同条件(同温、同浓度)下，电离常数K 越大，表示
弱电解质越容易电离，酸性(或碱性)越强(填“强”或“弱”)。由以上表格数据(Ka1)可知，25 ℃时酸性由
强到弱的是H2C2O4>H3PO4>CH3COOH>H2CO3>HClO。
知识点4 电离度
1. 表达式
α＝×100%
c 已电离＝c 始·α
2. 意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱
电解质的电离程度越大。
3. 电离度α 与电离平衡常数Ka
(1)  电离度α 的计算
以0.1 mol/L CH3COOH 溶液为例(25 ℃时，CH3COOH 的Ka＝1.8×10－5。单位：mol/L)。
　    C H3COOHCH3COO－＋H＋
开始   0.1          0          0
变化   0.1α         0.1α       0.1α
平衡   0.1(1－α)     0.1α      0.1α
Ka＝＝1.8×10－5，
＝1.8×10－5，＝1.8×10－4，
由于弱电解质的电离是微弱的，故1－α≈1，α＝×100%≈1.34%。
(2)  电离度α 与电离平衡常数Ka的关系
Ka＝，由于1－α≈1，
故α＝。
【考法归纳】
①c 始相同的不同弱酸，可以直接通过Ka比较电离度α 的大小。
②同一弱酸，c 始越小，电离度α 越大。
知识点5 影响电离平衡的因素
1. 内因
弱电解质本身的性质。
2. 外因
(1)  浓度：向弱电解质溶液中加水稀释，电离平衡向电离(填“电离”或“结合”)方向移动，电离程度增
大(填“增大”或“减小”)。
(2)  温度：弱电解质的电离一般是吸热(填“吸热”或“放热”)过程，升高温度，电离平衡向电离(填
“电离”或“结合”)方向移动，电离程度增大(填“增大”或“减小”)。
[及时巩固]
在CH3COOH 溶液中存在如下平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－。加入少量下列物质或采取下述方法，
能使平衡逆向移动的是B(填字母)。
A. 加水　　　　　
B. CH3COONa 固体
C. 升温 
D. NaCl 固体
知识点6 盐酸和醋酸的比较
1. 同温度、同浓度(如1 mol/L)、同体积的盐酸和醋酸的比较
酸
c(H＋)
开始与Zn
反应的速率
反应起始至
结束
平均反应速
率
中和碱
的能力
与足量Zn
反应
产生H2的
量
消耗Zn
的质量
盐酸
大
大
大
相同
相同
相同
醋酸
小
小
小
2. 同温度、同pH(如pH＝3)、同体积的盐酸和醋酸的比较
酸
c(H＋)
开始与
Zn
反应起始
至结束
c(酸)
中和碱
的能力
与足量
Zn
消耗Zn
的质量
反应的速
率
平均反应
速率
反应产生
H2的量
盐酸
相同
相同
小
小
小
小
小
醋酸
大
大
大
大
大
3. 常温下电解质溶液的导电性
(1)  影响电解质溶液的导电能力的因素
影响因素
导电能力大小比较
结论
离子浓度
1 mol/L 盐酸大于1 mol/L 醋酸
离子浓度越大，导电性越强
电荷数
1 mol/L CuSO4溶液大于1 mol/L NaCl
溶液
离子浓度相同时，离子所带电荷数越
多，导电性越强
(2) 电导率
物理意义
描述物质导电能力的参数，电导率越大，则导电
性越强。如图是用电导率传感器测得的20 mL 冰
醋酸加水稀释过程中溶液的电导率变化曲线。电
导率呈现先变大再变小的规律
考点2　水的电离和溶液的pH
知识点1 水的电离与离子积常数
知识点2 水电离平衡的影响因素
1. 温度：水的电离是吸热过程，升高温度可促进水的电离
2. 加入酸、碱：抑制水的电离
3. 加入能水解的盐：促进水的电离
知识点3 溶液的酸碱性与pH 测定
1. 常温下，溶液的酸碱性(填“>”“<”或“＝”)
溶液
c(H＋)和c(OH－)关系
c(H＋)/(mol/L)
c(OH－)/(mol/L)
酸性
溶液
c(H＋)>c(OH－)
>1×10－7
<1×10－7
中性
溶液
c(H＋)＝c(OH－)
＝1×10－7
＝1×10－7
碱性
溶液
c(H＋)<c(OH－)
<1×10－7
>1×10－7
2. 溶液的pH 及测定方法
定义
pH＝－lgc(H＋) 
意义
粗略表示稀溶液酸碱性的强弱
范围
一般在0～14 之间
规律
测定
方法
把一小片干燥pH 试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净的玻璃棒蘸取溶液点在pH
试纸中心，变色后，与标准比色卡对照即可读出溶液的pH
特别
提醒
只能测稀溶液的pH。使用pH 试纸测溶液的pH 时，试纸不能用蒸馏水润湿，否
则会将溶液进行稀释，记录的数据只能是整数；若需精确测定溶液的pH，则应使
用pH
  计
  ；若测具有漂白性的溶液(如氯水、NaClO 溶液)的pH，则不能使用pH
  试
  
纸，应改用pH
  计
  
3. 溶液酸碱性的另外一种表示方法——pOH
(1)  pOH＝－lgc(OH－)；
(2)  常温下：pH＋pOH＝14。
知识点4 pH 的计算
1. pH 计算的一般思维模型
2. 不同类型溶液中c(H＋)、c(OH－)以及pH 的计算
已知：25 ℃时，CH3COOH 和NH3·H2O 的电离平衡常数分别为Ka＝1.75×10－5、Kb＝1.8×10－5(≈1.32、
≈1.34、lg1.32≈0.12、lg1.34≈0.13)。
类型
类型
溶液中c(H＋)或c(OH－)
pH
一元强酸
0.10  mol/L 
HCl 溶液
c  (H
  ＋  ) ＝
  0.10 mol/L
 
 
1.00
一元弱酸
0.10 mol/L 
CH3COOH 溶
液
c  (H
  ＋  ) ≈
  ≈
  1.32
 
 ×
  10
  －  3   
mol/L
2.88
一元强碱
0.10  mol/L 
NaOH 溶液
c  (OH
 
 －  ) ＝
  0.1 mol/L
 
 
13.00
一元弱碱
0.10  mol/L 
c  (OH
 
 －  ) ≈
  ≈
  1.34
 
 ×
  10
  －  3  
11.13
NH3·H2O 溶液
mol/L
知识点5 酸或碱稀释的图像
1. 常温下，等pH 的酸或碱稀释图像比较
图像
稀释相同倍数后的pH
醋酸＜盐酸
氨水＞NaOH
稀释到相同pH 时需要加水的体
积
醋酸＞盐酸
氨水＞NaOH
备注
酸、碱溶液稀释相同倍数时，强电解质溶液比弱电解质溶
液的pH 变化幅度大，无限稀释后，pH 无限接近中性
2. 相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸的稀释
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH 大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
知识点6 Kw曲线分析
1. Kw单曲线分析(25 ℃)
图甲中曲线上任何一点都处于水的电离平衡状态，
任何一点的c(H＋)·c(OH－)都固定为1×10－14。
b 点溶液c(H＋)＝c(OH－)，为中性；
a 点溶液c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性；
c 点溶液c(OH－)＞c(H＋)，呈碱性。
加入碱抑制水的电离，能引起b→c 的变化。加入酸也抑制水的电离，引起b→a 的变化。
     
甲　                        乙
2. Kw双曲线分析
图乙所示的两条曲线表示两个不同温度下，水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系图。
①因为水的电离是吸热过程，升高温度促进水的电离，水的离子积常数增大，所以T＞25；升高温度不能
引起a(中性)→d(碱性)的变化，但能引起a(中性)→c(中性)的变化。
②两条曲线上任意点均有Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
③a 点和c 点溶液中c(H＋)＝c(OH－)，均呈中性；b 点溶液中：c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性；d 点溶液中：
c(OH－)＞c(H＋)，呈碱性。
考点3　酸碱中和滴定
知识点1 酸碱中和滴定
以HCl 溶液为标准液，滴定待测液NaOH 溶液为例。
1. 概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法，叫作酸碱中和滴
定。
2. 原理：c(测)＝。
3. 关键
(1)  准确测定待测液NaOH 溶液的体积。
(2)  选择合适的指示剂，准确判断滴定终点。
4. 操作
(1)  主要仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台(带管夹)、锥形瓶、大烧杯。
(2)  试剂：标准HCl 溶液、待测NaOH 溶液、甲基橙。
(3)  滴定前准备
锥形瓶：洗涤→装待测液(NaOH 溶液)→记体积→加甲基橙。
5. 滴定
6. 终点判断
滴入最后半滴HCl 溶液时，溶液由黄色变成橙色，且半分钟内不恢复原来的颜色，停止滴定，并记录
HCl 溶液的体积，重复上述操作2～3 次。
7. 数据处理
求出消耗HCl 溶液的平均值，根据原理进行计算。若三次滴定分别消耗盐酸的体积为20.02 mL、19.98 
mL、23.00 mL，其中23.00 mL 与其他数据相差较大，要舍去。
知识点2 常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围
甲基橙
酚酞
知识点3 中和滴定的误差分析
1. 分析依据
c(NaOH)＝
2. 误差引起点
任何不当的操作，若使V[HCl(aq)]比正确操作值大，则测得的c(NaOH)偏高，反之偏低。
3. 俯视与仰视
(1)  图示：对量筒及滴定管读数时，产生误差的不同(见图1、2)。
     
图1　                    图2
(2)  规律
①量筒：“高高低低”。眼睛高于刻度线(俯视)，测得溶液体积偏大(高)；眼睛低于刻度线(仰视)，测得
溶液体积偏小(低)。
②滴定管：“高低低高”。眼睛高于刻度线(俯视)，测得溶液体积偏小(低)；眼睛低于刻度线(仰视)，测
得溶液体积偏大(高)。
4. 具体分析
中和滴定误差分析如下[以已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH 溶液(甲基橙作指示剂)为例(填“偏高”
“偏低”或“无影响”)]：
步骤
操作
c(NaOH)
洗涤
未用标准溶液润洗滴定管
偏高
锥形瓶用待测溶液润洗
偏高
未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管
偏低
锥形瓶洗净后瓶内还残留有蒸馏水
无影响
滴定
滴定前有气泡，滴定后无气泡
偏高
滴定前无气泡，滴定后有气泡
偏低
滴定过程中振荡时有液滴溅出
偏低
滴定时加入指示剂过多(甲基橙为有机弱碱)
偏高
滴定时有几滴标准溶液附着在锥形瓶壁上
偏高
读数
滴定前仰视读数或滴定后俯视读数
偏低
滴定前俯视读数或滴定后仰视读数
偏高
其他
滴定终点时滴定管尖嘴悬半滴溶液
偏高
指示剂变色立即停止滴定
偏低
知识点4 图示分析强酸与强碱滴定过程中pH 曲线
1. 强碱滴定强酸
(1)  用0.10 mol/L 标准NaOH 溶液滴定20.00 mL 0.10 mol/L HCl 溶液(如图1)
图1
加入NaOH 溶液
剩余HCl 溶液/mL
过量NaOH
溶液/mL
pH
滴定/%
V/mL
99.9
19.98
0.02
—
4.3
滴定突跃
ΔpH＝5．4
100.0
20.00
0.00
0.00
7.0
100.1
20.02
—
0.02
9.7
NaOH 溶液从19.98 mL 到20.02 mL，只增加了0.04 mL(约1 滴)，就使得溶液的pH 改变了5.4 个单
位。这种在化学计量点±0.1%范围内，pH 的急剧变化被称为滴定突跃。
滴定突跃范围是选择指示剂的重要依据，凡是在滴定突跃范围内能发生颜色变化的指示剂都可以用来指
示滴定终点。实际分析时，为了更好地判断终点，氢氧化钠溶液滴定盐酸通常选用酚酞作指示剂，终点
的颜色由无色变为浅红色，更容易辨别。
(2)  滴定剂浓度越大，滴定突跃就越大，可供选择的指示剂就越多(如图2)
图2
NaOH 溶
液的浓度
HCl 溶液
的浓度
A 点
pH
B 点
pH
滴定突跃
1.0 mol/L
1.0 mol/L
3.3
10.7
ΔpH＝7.4
0.10 mol/L
0.10 mol/L
4.3
9.7
ΔpH＝5.4
0.01 mol/L
0.01 mol/L
5.3
8.7
ΔpH＝3.4
2. 强碱滴定弱酸曲线(如图)
由图可知，酸性越弱，Ka越小，滴定突跃范围就越小。
【真题挑战】
一、单选题
1．（2025·四川·高考真题）
是一种二元酸，
是一种难溶盐。图中曲线分别表示室温下：
(i)
的
溶液中，各物种的
与
的关系；
(ⅱ)含
的
溶液中，
与
的关系。
下列说法正确的是
A．曲线④表示
与
的关系
B．(ⅰ)中
时，
C．
D．(ⅱ)中增加
，平衡后溶液中
浓度之和增大
2．（2025·河北·高考真题）已知
和
结合形成两种配离子
和
常温下，
的
和
的
混合溶液中，
和
的浓度对数
(实线)、含铜微粒的分布系数(虚
线)[例如
]与溶液pH 的关系如图所示：
下列说法错误的是
A．
B．
C．图中a 点对应的
D．当
时，体系中
3．（2025·河南·高考真题）乙二胺(
，简写为Y)可结合
转化为
(简
写为
)
(简写为
)。
与Y 可形成
和
两种配离子。室温下向
溶液中加入Y，通过调节混合溶液的
改变Y 的浓度，从而调控不同配离子的浓度(忽略体积变
化)。混合溶液中
和Y 的初始浓度分别为
和
。
与
的变化关系如图1 所示(其中M 代表
、
或
)，分布系数
与
的
变化关系如图2 所示(其中N 代表Y、
或
)。比如
。
下列说法错误的是
A．曲线I 对应的离子是
B．
最大时对应的
C．反应
的平衡常数
D．
时，
4．（2025·云南·高考真题）甲醛法测定
的反应原理为
。
取含
的废水浓缩至原体积的
后，移取20.00mL，加入足量甲醛反应后，用
的
NaOH 标准溶液滴定。滴定曲线如图1，含氮微粒的分布分数与pH 关系如图2[比如：
]。下列说法正确的是
A．废水中
的含量为
B．c 点：
C．a 点：
D．
的平衡常数
5．（2025·江苏·高考真题）用
草酸
溶液滴定未知浓度的
溶液。下列实验操
作规范的是
A．配制草酸溶
液
B．润洗滴定
管
C．滴定
D．读数
A．A
B．B
C．C
D．D
6．（2024·湖南·高考真题）常温下
，向
溶液中缓慢滴入
相同浓度的
溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入
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：
B．M 点：
C．当
时，
D．N 点：
7．（2024·浙江·高考真题）下列离子方程式正确的是
A．用
溶液除
气体：
B．
溶液中滴加
溶液：
C．
溶液中通入少量
：
D．用
溶液刻蚀覆铜板制作印刷电路板：
8．（2023·辽宁·高考真题）某废水处理过程中始终保持H2S 饱和，即
，通过调节pH
使
和
形成硫化物而分离，体系中
与
关系如下图所示，c 为
和
的浓度，
单位为
。已知
，下列说法正确的是 
A．
B．③为
与
的关系曲线
C．
D．