HA＝HB
（2）判断弱电解质的三个角度
角度一 弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测得0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。
角度二 弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1＜pH＜2。
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。
【例1】下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是（ ）
①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色 ②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 ③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2的中和碱能力强 ④0.1mol·L－1HNO2溶液的pH＝2 ⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体 ⑥c（H＋）＝0.1mol·L－1的HNO2溶液稀释至1000倍，pH＜4
A．①⑤B．②⑤C．③⑥D．③④
【跟踪训练】1.对室温下100mLpH＝2的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（ ）
A．加水稀释至溶液体积为200mL，醋酸溶液的pH变为4
B．温度都升高20℃后，两溶液的pH不再相等
C．加水稀释至溶液体积为200mL后，两种溶液中c（OH－）都减小
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气体积可用如图表示
2、弱电解质的电离平衡
电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是
（1）浓度：
浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
（2）温度：
温度越高，电离程度越大。
因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
（3）同离子效应：
如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
（4）能反应的物质：
如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
3、电离常数（电离平衡常数）
以CH3COOH为例，K＝
，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。
对多元弱酸（以H3PO4为例）而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1≫K2≫K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。
关于电离常数的定性分析
（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。
（2）判断盐溶液的酸性（或碱性）强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性（或酸性）越弱。
（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”或“强碱制弱碱”规律。
（4）判断微粒浓度比值的变化。
【例2】 下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数（25℃）。
酸
电离方程式
电离平衡常数K
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
1.76×10－5
H2CO3
H2CO3
H＋＋HCO
HCO
H＋＋CO
K1＝4.31×10－7
K2＝5.61×10－11
H3PO4
H3PO4
H＋＋H2PO
H2PO
H＋＋HPO42－
HPO
H＋＋PO
K1＝7.52×10－3
K2＝6.23×10－8
K3＝2.20×10－13
下列说法正确的是（ ）
A.温度升高，K减小
B.向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c（H＋）/c（CH3COOH）将减小
C.等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH（Na2CO3）>pH（CH3COONa）>pH（Na3PO4）
D.PO
、HPO
和H2PO
在溶液中能大量共存
【跟踪训练】2.相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是（ ）
酸
HX
HY
HZ
电离常数K
9×10－7
9×10－6
1×10－2
A．三种酸的强弱关系：
HX＞HY＞HZ
B．反应HZ＋Y－=HY＋Z－能够发生
C．相同温度下，0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大
D．相同温度下，1mol/LHX溶液的电离常数大于0.1mol/LHX
3.25℃时，部分物质的电离常数如表所示：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离常数
1.7×10－5
K1＝4.3×10－7K2＝5.6×10－11
3.0×10－8
请回答下列问题：
（1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为_______________________。
（2）同浓度的CH3COO－、HCO
、CO
、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为___________________________。
（3）物质的量浓度均为0.1mol·L－1的下列四种物质的溶液：
a.Na2CO3，b.NaClO，c.CH3COONa，d.NaHCO3，pH由大到小的顺序是_________________________（填编号）。
（4）常温下0.1mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是______（填序号）。
A．c（H＋）
B．c（H＋）/c（CH3COOH）
C．c（H＋）·c（OH－）
D．c（OH－）/c（H＋）
E.
若该溶液升高温度，上述5种表达式的数据增大的是________________________。
（5）体积为10mLpH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离常数________（填“大于”、“等于”或“小于”）醋酸的电离常数；
4、电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例
CH3COOH
CH3COO－＋H＋ΔH>0
NH3·H2O
NH
＋OH－ ΔH>0
改变条件
平衡移动方向
电离平衡常数
c（H＋）
c（OH－）
平衡移动方向
电离平衡常数
c（OH－）
c（H＋）
加水稀释
向右
不变
减小
增大
向右
不变
减小
增大
加HCl
向左
不变
增大
减小
向右
不变
减小
增大
加NaOH
向右
不变
减小
增大
向左
不变
增大
减小
加CH3COONH4
向左
不变
减小
增大
向左
不变
减小
增大
升高温度
向右
变大
增大
向右
变大
增大
【例3】在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：
CH3COOH
CH3COO－＋H＋，对于该平衡体系下列叙述正确的是（ ）
A.加入水时，平衡逆向移动
B.加入少量NaOH固体，平衡正向移动
C.加入少量0.1mol·L－1盐酸，溶液中c（H＋）减小
D.加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动
【跟踪训练】4、下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的是（ ）
A．NH3·H2O的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性B.
是个常数
C．氨水促进了水的电离D．c（NH
）＋c（H＋）＝c（NH3·H2O）＋c（OH－）
5、一定温度下，向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加少量水，下列有关说法错误的是（ ）
A．溶液中所有离子的浓度都减小B．CH3COOH的电离程度变大
C．水的电离程度变大D．溶液的pH增大
6、将浓度为0.1mol/LHF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（ ）
A．c（H＋）B．Ka（HF）C.
D.
二、水的电离平衡
水的电离方程式：
H2O＋H2O⇋H3O＋＋OH－，可简写为H2O⇋H＋＋OH－。
关于纯水的几个重要数据：
1、水的电离平衡的影响因素
（1）温度：
温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw减小。
（2）酸、碱：
抑制水的电离。
（3）能水解的盐：
促进水的电离。
体系变化
条件
平衡移
动方向
Kw
水的电
离程度
c（OH－）
c（H＋）
酸
逆
不变
减小
减小
增大
碱
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
【例1】25℃时，水的电离达到平衡：
H2O
H＋＋OH－，下列叙述正确的是（ ）
A．将纯水加热到95℃时，Kw变大，pH不变，水仍呈中性
B．向纯水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）增大，Kw变小
C．向纯水中加入少量碳酸钠固体，c（H＋）减小，Kw不变，影响水的电离平衡
D．向纯水中加入醋酸钠或盐酸，均可抑制水的电离，Kw不变
【跟踪训练】1.常温下，某溶液中由水电离的c（H＋）＝1×10－13mol/L，该溶液可能是（ ）
①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液
A．①④B．①②C．②③D．③④
2.向纯水中加入少量下列物质或改变下列条件，能促进水的电离，并能使溶液中c（OH－）＞c（H＋）的操作是（ ）
①稀硫酸 ②金属钠 ③氨气 ④FeCl3固体 ⑤NaClO固体 ⑥将水加热煮沸
A．②⑤B．①④C．③④⑥D．④
2、水电离出的c（H＋）和c（OH－）的计算
任何水溶液中水电离产生的c（H＋）和c（OH－）总是相等的。
（1）中性溶液中：
c（OH－）＝c（H＋）＝10－7mol/L
（2）酸的溶液——OH－全部来自水的电离
实例：
pH＝2的盐酸溶液中c（H＋）＝10－2mol/L，则c（OH－）＝Kw/10－2＝10－12（mol/L），即水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－12mol/L。
（3）碱的溶液——H＋全部来自水的电离
实例：
pH＝12的NaOH溶液中c（OH－）＝10－2mol/L，则c（H＋）＝Kw/10－2＝10－12（mol/L），即水电离出的c（OH－）＝c（H＋）＝10－12mol/L。
（4）水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离
实例：
pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离的c（H＋）＝10－5mol/L，因部分OH－与部分NH
结合使c（OH－）＝10－9mol/L。
（5）水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离
实例：
pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c（OH－）＝10－2mol/L。
因部分H＋与部分CO
结合使c（H＋）＝10－12mol/L。
【例2】室温下，在pH＝11的某溶液中，由水电离出的c（OH－）为（ ）
①1.0×10－7mol/L ②1.0×10－6mol/L ③1.0×10－3mol/L ④1.0×10－11mol/L
A．③B．④C．①或③D．③或④
【跟踪训练】3.25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol/L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∶109B．1∶5∶5×109∶5×108C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109
4.高考载体（2013·上海卷T18改编） 部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离常数
（25℃）
K＝1.77×10－4
K＝4.9×10－10
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
（1）依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为____________________________。
（2）向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？
若能写出反应的化学方程式？
__________________________。
（3）同浓度的HCOO－、HCO
、CO
、CN－结合H＋的能力由强到弱的顺序是____________________________。
（4）①升高0.1mol/LHCOOH溶液的温度，HCOOH的电离程度如何变化？
_________________。
②加水稀释，
如何变化？
____________________________________________________________。
（5）pH＝4的HCOOH和NH4Cl溶液中，水的电离程度相同吗？
_______________________________________________________________________。
（6）试用两种最常用的方法判断常温下HCOOH是一种弱酸？
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
三 溶液酸碱性规律与pH计算方法
1.溶液的酸碱性规律
溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小：
溶液类别
c（H＋）与c（OH－）的关系
室温（25℃）
数值
pH
中性溶液
c（H＋）＝c（OH－）
c（H＋）＝c（OH－）＝10－7mol·L－1
＝7
酸性溶液
c（H＋）>c（OH－）
c（H＋）>10－7mol·L－1
<7
碱性溶液
c（H＋）c（H＋）<10－7mol·L－1
>7
特别提示 常温下，溶液酸碱性判定规律
（1）pH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。
（2）pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大。
【例1】 等浓度的下列稀溶液：
①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是（ ）
A.④②③①B.③①②④
C.①②③④D.①③②④
2.pH的计算方法
（1）基本方法思路
先判断溶液的酸碱性，再计算其pH：
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＋）＝
求出c（H＋），最后求pH。
（2）稀释后溶液的pH估算
①强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n。
②弱酸pH＝a，加水稀释10n倍，则a③强碱pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n。
④弱碱pH＝b，加水稀释10n倍，则b－n⑤酸、碱溶液被无限稀释后，pH只能接近于7。
酸不能大于7，碱不能小于7。
（3）强（弱）酸与弱（强）碱混合后溶液的pH判断规律
②
③以上两种混合，若为强酸与强碱，则都呈中性。
【例2】 室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是（ ）
A.pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合
B.pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
C.pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合
D.pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合
【跟踪训练】
1.求强酸溶液的PH
例1：
求1×10-3mol/LHCl溶液的PH
例2：
求1×10-3mol/LH2SO4溶液的PH
2.求强碱溶液的PH
例1：
求0.1mol/LNaOH溶液的PH
例2：
求0.1mol/LBa（OH）2溶液的PH
3.求混合溶液的PH
（1）求强酸与强酸混合溶液的PH
例1：
10mL0.1mol/LHCl与20mL0.2mol/LHCl混合，求该混合溶液的PH值。
例2：
将PH=1和PH=3的盐酸溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。
（2）求强碱与强碱混合溶液的PH
例1：
10mL0.1mol/LNaOH与20mL0.2mol/LBa（OH）2混合，求该混合溶液的PH值。
例2：
将PH=11和PH=13的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。
（3）求强酸与强碱混合溶液的PH
例1：
10mL0.1mol/LHCl与10mL0.2mol/LNaOH混合，求该混合溶液的PH值。
例2：
将PH=6的HCl和PH=10的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。
4.强酸、强碱的稀释及过度稀释的PH计算
例1.在10mL10-4mol/LHCl溶液中加水至100mL时，溶液的PH值是__________；若加水至105mL时，溶液的PH值____
例2.在10mLPH=10的NaOH溶液中加水至1000mL时，溶液的PH值是_________；若加水至106mL时，溶液的PH值________
（4）酸碱中和滴定过程中的pH变化
在中和反应中，溶液pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变化（滴定曲线如图）。
通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出消耗酸（或碱）溶液的体积，根据化学方程式酸与碱物质的量之比求出未知溶液浓度。
对于一元酸碱，则有：
c酸·V酸＝c碱·V碱。
四 三角度解读盐类水解基本规律
1.盐溶液的酸碱性规律
盐的类别
溶液的酸碱性
原因
强酸弱碱盐
呈酸性，pH<7
弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使c（H＋）>c（OH－）
水解实质：
盐电离出的阴离子、阳离子与H2O电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质
强碱弱酸盐
呈碱性，pH>7
弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c（OH－）>c（H＋）
强酸强碱盐
呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解
弱酸的酸式盐
若电离程度>水解程度，c（H＋）>c（OH－），呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4
若电离程度<水解程度，c（H＋）2.盐类水解的规律
（1）有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。
（2）无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。
（3）谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。
（4）谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子（碱性阳离子）是强酸根（强碱的阳离子），则显酸（碱）性。
（5）都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解，称为双水解反应。
（6）越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸（即水解生成的酸）酸性越弱（或阳离子对应的碱的碱性越弱），水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。
特别提示
（1）能发生完全双水解反应的离子不能大量共存，反应进行完全，产生沉淀或气体，如2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al（OH）3↓＋3H2S↑，Fe3＋＋3HCO
===Fe（OH）3↓＋3CO2↑。
（2）相同温度下，Ka（HA）>Ka（HB），即HA的酸性比HB强，那么相同浓度时B－的水解程度比A－大。
相同浓度的NaA、NaB溶液中：
c（A－）>c（B－），c（HA）（3）多元弱酸的电离常数Ka1≫Ka2≫Ka3，由此可以推知弱酸的正盐的碱性比酸式盐强，以Na2CO3和NaHCO3为例：
CO
＋H2O
HCO
＋OH－，HCO
＋H2OH2CO3＋OH－，CO
和HCO
对应的弱酸分别是HCO
和H2CO3，HCO
的电离程度比H2CO3小得多，所以CO
的水解程度比HCO
大得多，相同浓度时Na2CO3溶液的碱性强，pH大。
【例1】 相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是（ ）
A.酸的强弱：
HCN>HClO
B.pH：
HClO>HCN
C.与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：
HClO>HCN
D.酸根离子浓度：
c（CN－）3.水解离子方程式的书写方法规律
类型
要求
示例
一价阴、阳离子
用“
”，不标“↓”、“↑”
CH3COO－＋H2O
CH3COOH＋OH－
NH
＋H2O
NH3·H2O＋H＋
高价阳离子
同上，不分步书写
Al3＋＋3H2O
Al（OH）3＋3H＋
高价阴离子
分步书写或只写第一步
CO
＋H2O
HCO
＋OH－
HCO
＋H2O
H2CO3＋OH－
弱酸的铵盐
共同水解，但仍用“”，不标“↓”、“↑”
NH
＋HCO
＋H2O
NH3·H2O＋H2CO3
完全的双水解反应
完全水解，用“===”，标“↓”、“↑”
Al3＋＋3AlO
＋6H2O===4Al（OH）3↓
特别提示
（1）盐类水解的规律是“阴生阴、阳生阳”——阴离子水解生成阴离子（OH－），阳离子水解生成阳离子（H＋）。
（2）酸式盐离子的电离与水解：
HR－＋H2O
R2－＋H3O＋（电离，电离出H＋）
HR－＋H2O
H2R＋OH－（水解，产生OH－）
【例2】 根据水解反应离子方程式的书写原则及其注意的问题，判断下列选项正确的是（ ）
A.FeCl3＋3H2O===Fe（OH）3↓＋3HCl
B.Al2S3＋6H2O
2Al（OH）3＋3H2S
C.S2－＋2H2O
H2S＋2OH－
D.HCO
＋H2O
H2CO3＋OH－
四 溶液中粒子（离子、分子）浓度大小比较的“二三四”规则
1.明确两个“微弱”
（1）弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。
如弱酸HA溶液中c（HA）>c（H＋）>c（A－）>c（OH－）。
（2）单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。
如弱酸盐NaA溶液中c（Na＋）>c（A－）>
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