高考化学二轮复习：水溶液中的离子平衡（解析版）

专题八水溶液中的离子平衡

&高考考情解模

考点i高考年考频解密i考点分布

1

2022年河北卷（4,7,9）；2022年山东卷（6,

水溶液中12,14）；2022年湖北卷［12,15）；2022|水的电离及溶液的酸碱性〔7

年湖南卷［4,6,10,13）；2022年江苏卷次〕，弱电解质的电离〔11

的离子平2022年

（12）；2022年辽宁卷（2,8,15）；2022次〕，盐类的水解〔17次〕，

衡年海南卷（6）；2022年北京卷（1,5）；2022!沉淀溶解平衡〔5次〕

年全国甲卷（7）,2022年全国乙卷（7）等

考点梳理

一、弱电解质的电离平衡

1.弱电解质

⑴概念

全部电离强电解质，包括强壁、

“一吊在水溶液里I*强碱、大多数盐丁

部分电离弱电解质，包括弱酸、

—弱碱、水等

（2）与化合物类型的关系：强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物；弱电解质主要是某些共价

化合物。

2.弱电解质的电离概念

（1）电离平衡的建立

在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过

程达到了平衡。

（2）电离平衡的建立与特征

v\厂动1

赵电离）；，、-"（电离E（结合七。

'J平衡.态

篇盛一定:各组分浓度保持恒定不变

'L变：条件改变，平衡发生移动

①开始时，V(电离)最大，而v(结合)为0。

②平衡的建立过程中，V(电离)〉V(结合)。

③当V(电离)=v(结合)时，电离过程达到平衡状态。

3.外因对电离平衡的影响

以0.1mol-L-iCH3coOH溶液为例，填写外界条件对CH3coOHCH3coeT+H+A">0的影响。

改变条件平衡移动方向〃(H+)导电能力K.a

加水稀释向右增大减小减弱不变

加入少量冰醋酸向右增大增大增强不变

通入HCl(g)向左增大增大增强不变

力口NaOH(s)向右减小减小增强不变

加CH3coONa(s)向左减小减小增强不变

升高温度向右增大增大增强增大

二、电离平衡常数

1.表达式

(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA.-H++A-,可表示为Ka=日无%

C11/Y

「R+.「OH一

(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH.-B+0H,可表示为Kb=CBOH。

2.特点

(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。

⑵电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。

(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1»K2»K3……,故其酸性取决于第一步电离。

三、水的电离与水的离子积常数

1.水的电离

「口+rOH

(1)水是极弱的电解质，其电离过程吸热。水的电离平衡常数的表达式为长=。

(2)影响水的电离平衡的因素

①温度：温度升高，水的电离平衡向正方向移动，C(H+)和c(oir)均增大。

②加酸或碱会抑制水的电离。

③加能水解的盐，可与水电离出的H+或OJT结合，使水的电离平衡正向移动。

2.水的离子积

(1)表达式：KW=C(H+>C(0JT)。

(2)影响因素：一定温度时，心是个常数，心只与温度有关，温度越高，降越大。25°C时，Kw=lxl(pi4,

100℃时，品=1x10-12。

(3)适用范围：品不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。

四、溶液的酸碱性和pH

1.溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小

常温下

溶液的酸碱性C(H+)与c(oir)比较

c(H+)大小PH

酸性溶液C(H+)>C(OJT)c(H+)>1.0xl0-7molL1<7

中性溶液c(H+)=c(OH)c(H+)=1.0xl0-7mol-L-1=7

碱性溶液c(H+)<c(OH")c(H+)<1.0xl0^7mol-L1>7

2.溶液的pH

(1)计算公式：pH=-lgc(H+)o

(2)溶液的酸碱性与pH的关系(25℃)：

cCOH-ymolL-110-71

c(H+)/molL-110-710-14

PHO—I——I-

714

酸性增强碱性增强

3.pH的测定方法

(l)pH试纸法

①适用范围：0〜14。

②测定操作：用镣子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央,

变色后与标准比色卡对照。

③常用的广范pH试纸只能读取1~14的整数。

(2)pH计测定：可精确测定溶液的pH,可读取一位或两位小数。

4.常用酸碱指示剂及变色范围

指示剂变色范围的pH

石蕊<5.0红色5.0-8.0紫色>8.0蓝色

甲基橙<3.1红色3.1-4.4橙色>4.4黄色

酚酥<8.2无色8.2〜10.0浅红色>10.0红色

5.溶液pH的计算

(1)单一溶液pH的计算

强酸溶液：如H〃A,设浓度为cmoLL-i,c(H+)=ncmol-L-1,pH=-lgc(H+)=-lg(«c)o

io-14

+1+

强碱溶液(25℃)：如设浓度为cmoLL-i,c(H)=-^mol-L_,pH=-1gc(H)=14+lg(nc)o

(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。°(11+)混=迎平誓上打。

十V2

-

②两种强碱混合：先求出。(011一)混，再根据除求出c(H+)混，最后求pH。c(OH)fi=

◎TiV+cOH-2V2

%+•°

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OJT的浓度，最后求pH。

“T+、T/CTL、ICH+^VIS—COHWMI

c(H)海或c(OH)-H—%._|_y

五、强酸(碱)与弱酸(碱)的比较

弱酸与强酸的根本区别在于弱酸不完全电离，存在电离平衡，常涉及下列几种问题的比较。

1.一元强酸(HC1)与一元弱酸(CH3coOH)的比较

(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较

较项目与活泼金属反应开始与金属

c(H+)PH中和碱的能力

酸产生H2的量反应的速率

盐酸大小大

相同相同

醋酸溶液小大小

(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较

较项目中和碱的与足量活泼金属反开始与金属反

c(H+)C(酸)

应的速率

酸能力应产生H2的量

盐酸小小少

相同相同

醋酸溶液大大多

2.一元强酸(HC1)与一元弱酸(CH3coOH)稀释图像比较

(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸

PHPH

77

ac___

CHCOOHXCHCOOH

b^^33

HC1HC1：

O-VO

v(zK)匕v2K(水)

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

(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸

pHpH

a^TCOOH

bc

/Z!CH3COOH

OO

Pv(7k)匕V2k水)

加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多

3.判断弱酸或弱碱的方法

为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：O.lmoLL-1醋酸溶液、O.lmolL

一1盐酸、pH=3的盐酸、pH=3的醋酸、CH3coONa晶体、NaCl晶体、CH3coONH4晶体、蒸储水、锌粒、

pH试纸、酚酰、NaOH溶液等。

六、酸碱中和滴定的原理与操作

1.概念：用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。

2.原理

C标准.丫标准

(待测)=

cV待测

3.酸碱中和滴定的关键

(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。

⑵选取适当指示剂。

⑶准确判断滴定终点。

4.酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则

利用酸碱指示剂明显的颜色变化，表示反应已完全，指示滴定终点。因而指示剂变色要灵敏，变色范围要

小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。

(1)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚麟也可以。

(2)滴定终点为碱性时，一般用酚酸作指示剂。

(3)滴定终点为酸性时，一般用甲基橙作指示剂。

5.实验用品

⑴仪器(见下图)

①“0”刻度在上,'”玻璃活塞的「酸式滴定管I

尖嘴部分无刻度

②读数精确到

带橡胶管玻璃珠的面赢钢

0.01mL

(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸储水。

6.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：查漏一洗涤-润洗一装液-排气泡一调液面一记录。

②锥形瓶：注碱液一记体积一加指示剂。

(2)滴定

左手控制酒q-眼睛注视锥

定管的活塞形瓶内溶液

的颜色变化

右手摇动

锥形瓶一

⑶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。

⑷数据处理：按上述操作重复2〜3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）=g痣需计

VINdori

算。

7.误差分析

c标准标准

分析依据：c（待测）=

V待测

若V（标准）偏大今c（待测）偏大；若V（标准）偏小nc（待测）偏小。

以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚酥作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有:

步骤操作V（标准）。（待测）

酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高

碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低

洗涤

锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高

锥形瓶洗净后还留有蒸储水不变无影响

放出碱液的滴定管开始有气泡，放出

取液变小偏低

液体后气泡消失

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点

变大偏高

时气泡消失

振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低

滴定

部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高

溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止

变大偏高

滴定后加一滴NaOH溶液无变化

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后

变小偏低

俯视读数

读数

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后

变大偏高

仰视读数

【滴定曲线（pH曲线）分析与应用】

1.图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线

（以0.1000mol-L1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol-L1盐酸为例）

pH

①开始时加入的碱对pH的

影响较小

10②当接近滴定终点时，很少

量（0.04mL,约一滴）碱

6反应突变=引起pH的突变，导致指示

范围

终点剂的变色即反应完全，达到

甲基橙厂7终点

③或信后，加入的碱对pH的

影响较小

01()203()40V(NaOH)/mL

2.强酸（碱）滴定弱碱（酸）pH曲线比较

氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化

酸的滴定曲线钠、氨水的滴定曲线

^141_NaOH

H14

12

10NH.rH,O

8

6|-CHCOOH；

t6

41-

21--HC142\*1甲基橙

02

0.0010.0020.0030.00

0

V(NaOH)/mL10.0020.0030.00

V(HCl)/mL

曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、

弱碱的曲线，强碱起点高

突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应（强酸与强碱反应）的突跃点变化范围大

于强碱与弱酸反应（强酸与弱碱反应）

七、盐类的水解

（一）盐类水解及其规律

1.盐类的水解

在水溶液中盐电离产生的离子与水电离产生

片「的H+或OH-结合生成弱电解质的反应

逐相一可溶性盐中必须有弱酸酸根离子或弱碱阳离子

「弱酸的阴离子一结合叱]

盐电离—弱电解质

I弱碱的阳离子f结合型J

|实占卜破坏了水的电离平衡一水的电离程度增大

[c（H+）#c（OH-）-溶液呈碱性或酸性

ffc（H+）=c（OH）-溶液呈中性

f可逆：水解反应是可逆反应

|特点|—吸热：水解反应是酸碱中和反应的逆反应

一微弱：水解反应程度很微弱

2.盐类水解规律

有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

盐的类型实例是否水解的离子溶液的溶液的pH

水解酸碱性

强酸强碱盐NaCkKNO3否一中性pH=7

NH4CI、

强酸弱碱盐是NH：、Cu2+酸性pH<7

CU(NO3)2

CH3coONa、

弱酸强碱盐是CH3co0一、coF碱性pH>7

Na2cO3

(二)盐类水解的影响因素及应用

1.影响盐类水解平衡的因素

(1)内因：生成盐的弱酸或弱碱越弱，其对应的弱酸酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或

酸性越强。

如水解程度：Na2co3>Na2so3，Na2CO3>NaHCO3o

〃溶液的浓度：浓度越小水解程度越大

温度：温度越高水解程度越大

酸：弱酸酸根离子的水解程度增大,

(2)外因(

弱碱阳离子的水解程度减小

外加酸碱<

碱：弱酸酸根离子的水解程度减小,

弱碱阳离子的水解程度增大

3++

⑶以FeCb水解为例：Fe+3H2O.•Fe(OH)3+3H,分析外界条件对水解平衡的影响。

条件平衡移动方向H+数PH现象

升温向右增多减小颜色变深

通HC1向左增多减小颜色变浅

加H2。向右增多增大颜色变浅

生成红褐色沉淀，放出气体

力口NaHCO3向右减小增大

2.盐类水解的应用

⑴判断溶液的酸碱性

Na2co3溶液呈碱性的原因：COr+H2O.•HCOF+OH

(2)配制或贮存易水解的盐溶液

如配制FeCb溶液时，先将它溶解在较浓的盐酸中，再加水至指定浓度；配制CuSCU溶液时，加入少量的

H2so4，以抑制CF水解。

(3)判断盐溶液蒸干灼烧时所得的产物

如将AlCb、FeCb溶液蒸干后得到Al(0H)3、Fe(OH)3,灼烧得到A12O3>Fe2O3；C11SO4溶液蒸干后得到CuSO4

固体。

(4)离子共存

如AF+、Fe3+与HCO八COM、AIO2因相互促进水解而不共存。A"+与S?一因相互促进水解而不共存，但

Fe3+与S2-发生氧化还原反应，不共存。

(5)解释生活中的现象：如明研净水、热纯碱溶液除油污，草木灰不能与镂盐混用、泡沫灭火器工作原理等。

(6)离子浓度大小的比较：如碳酸氢钠溶液中离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(HC05)>c(0ir)>c(H+)。

(7)物质的提纯(水解除杂)

如MgCb溶液中混有少量Fe3+杂质时，因Fe3+的水解程度比Mg?+的水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2

等，使水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。

在酸性较强的环境中Fe3+比AF+、Mg2+、O?+更易发生水解，可采用加入CuO、Cu(OH)2等调节pH的方

法生成Fe(OH)3沉淀除去，但不能用会引入杂质离子的物质。

(三)“粒子”浓度关系判断

1.熟悉两大理论，构建思维基点

(1)电离理论

①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3H2O.

NH：、OFF浓度的大小关系是c(NH3-H2O)>c(OH")>c(NHt)»

②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2s溶液

2

中：H2S>HS">S">才的浓度大小关系是C(H2S)>C(H+)>C(HS-)>C(S2)

(2)水解理论

①弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H+)或碱性溶

液中c(oir)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4cl溶液中：NH；、cr、NH3H2O、H+的浓度大

+

小关系是c(Cr)>c(NHt)>c(H)>c(NH3-H2O)。

②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2cCh溶液中：C0「、HC05、H2c。3

的浓度大小关系应是c(COD>c(HCO^)>C(H2CO3)-

2.把握三种守恒，明确等量关系

(1)电荷守恒规律

电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正

+++

电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na+、H>HCO,、CO歹、OH，存在如下关系：c(Na)+c(H)=c(HCO?)

+c(OH-)+2c(COr)o

(2)物料守恒规律

电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2s溶液中S2-、HS-都能

水解，故S元素以S2「、HS，H2s三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+

2C(H2S)O

(3)质子守恒规律

如Na2s水溶液中的质子转移情况图示如下：

(得质子)(基准态物质)(失质子)

HS~*+H+

2

口«T+2H+s-

+H+-H+A”

H2O------►OH

++-

由图可得Na2s水溶液中质子守恒式可表示:C(H3O)+2C(H2S)+c(HS-)=c(OH")^c(H)+2c(H2S)+c(HS)

=c(OH-)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。

(四)离子浓度与曲线关系图

滴定过程中，离子浓度动态分析

关键点溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系

溶质是CH3coOH

V(NaOH)=0(0点)粒子浓度大小关系：c(CH3coOH)>c(H+)

>c(CH3COO)>c(OH)

溶质是等物质的量的CH3COOH和

常温下，用0.100OmolL1V(NaOH)=10mLCH3coONa

粒子浓度大小关系：c(CHCOO-)>c(Na+)

NaOH溶液滴定20.00mL(点①)3

>C(CHCOOH)>C(H+)>c(OH)

0.1000moLL-iCH3coOH3

溶液溶质是CH3coONa和少量的CH3COOH

pH=7(点②)粒子浓度大小关系：c(Na+)=c(CH3co0一)

>c(H+)=c(OJT)

溶质是CH3coONa

:V(NaOH)=20mL

+

粒子浓度大小关系：c(Na)>c(CH3COO")

5101520(点③)

V(NaOH)/mL>c(OH-)>c(H+)

溶质是等物质的量的CH3coONa和

NaOH

V(NaOH)=40mL

粒子浓度大小关系：c(Na+)>c(OH")>

-+

C(CH3COO)>C(H)

(五)沉淀溶解平衡及应用

1.难溶、可溶、易溶界定

噩

20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：«病1选

2.沉淀溶解平衡：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这

种平衡称为沉淀溶解平衡。

3.影响沉淀溶解平衡的因素

(1)内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。

⑵外因

①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；

②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；

③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动；

④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀

溶解的方向移动。

以AgCl(s)--Ag+(aq)+Cr(aq)为例，填写外因对溶解平衡的影响

平衡后+

外界条件移动方向c(Ag)平衡后C(cr)Kp

升高温度正向增大增大增大

加水稀释正向不变不变不变

加入少量

逆向增大减小不变

AgNOs

通入HC1逆向减小增大不变

通入H2s正向减小增大不变

4.沉淀溶解平衡的应用

(1)沉淀的生成

①原理：当&>Ksp时，难溶电解质的溶解平衡向左移动，生成沉淀。

②应用：可利用生成沉淀来达到分离或除去溶液中杂质离子的目的。

③方法：

a.调节pH法，如除去NH4cl溶液中的FeCb杂质，可加入氨水调节pH,离子方程式为Fe3++

3NH3H2O=Fe(OH)3；+3NH：。

b.沉淀剂法：如用H2s沉淀Ci?+,离子方程式为CU2++H2S=CUS1+2H+。

(2)沉淀的溶解

①原理：当。c<Ksp时，难溶电解质的溶解平衡向右移动，沉淀溶解。

②方法：

a.酸溶解法：CaCCh溶于盐酸，离子方程式为CaCO3+2H+=Ca2++CO2T+H2。。

b.盐溶解法：Mg(0H)2溶于NH4cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2+2NH]=Mg2++2NH3-H2。。

c.氧化还原溶解法：不溶于盐酸的硫化物(如Ag2S)溶于稀HN03。

d.配位溶解法：AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl+2NH3-H2O=[Ag(NH3)2]++C厂+2H2。。

⑶沉淀的转化

①实质：沉淀溶解平衡的移动。

②举例：

AgNCh溶液上吧AgCl(白色沉淀)W^AgBr(浅黄色沉淀)3LAgI(黄色沉淀)2s(黑色沉淀)。

③规律：一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。

④应用

a.锅炉除水垢：将CaS04转化为CaCCh，离子方程式为CaSO4+COV=CaCO3+SO?，

b.矿物转化：ZnS遇CuSC)4溶液转化为CuS,离子方程式为ZnS+Cu2+=CuS+Zn2+。

八、溶度积常数及其应用

1.溶度积和离子积

以A„,B„(s)〃zA"+(aq)+“B"L(aq)为例：

溶度积离子积

概念沉淀溶解平衡的平衡常数溶液中有关离子浓度基的乘积

符号Ksp2c

Q(AB)=cn,(An+)-cn(Bm~),式中的

Ksp(A„,Bn)=,式cmn

表达式

中的浓度是平衡浓度浓度是任意浓度

判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解

①。c>Kp：溶液过饱和，有沉淀析出

应用

②。c=Ksp：溶液饱和，处于平衡状态

③。c<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出

2.Ksp的意义

&p可以反映难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，&p越大的

难溶电解质在水中的溶解能力越强，一般溶解度也越大；但阴、阳离子个数比不相同时，Kp大的难溶电解

质的溶解度不一定大。

3.Ksp的影响因素

溶度积只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。绝大多数难溶盐的溶

解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Kp增大。

出重点题型探究

探究一弱电解质的判断及强弱比较

常温下，下列实验一定能证明HA为弱电解质的是()

A.O.lmol/LNaA溶液的pH=7

B.O.lmol/LHA溶液中滴入石蕊试液呈红色

C.蛋壳浸泡在O.lmol/LHA溶液中有气体放出

D.将pH=2的醋酸和HA溶液稀释相同倍数，HA溶液的pH值变化较小

【答案】D

【详解】A.常温下，O.lmol/LNaA溶液的pH为7说明NaA为强酸强碱盐，则HA为强酸，故A不符合题

意；B.O.lmol/LHA溶液中滴入石蕊试液呈红色说明HA溶液呈酸性，但不能证明HA为弱酸，故B不符

合题意；C.蛋壳浸泡在O.lmol/LHA溶液中有气体放出说明HA的酸性强于碳酸，但不能证明HA为弱酸,

故C不符合题意；D.将pH=2的醋酸和HA溶液稀释相同倍数，HA溶液的pH值变化较小说明HA是在

溶液中部分电离的弱酸，故D符合题意；故选D。

规律总结：1.弱电解质的判断

在判断弱电解质时，注意围绕以下三点进行分析：

⑴弱电解质不能完全电离。

（2）弱电解质溶液中存在电离平衡，外界条件（如浓度、温度等）改变，平衡发生移动。

（3）弱电解质对应的盐能水解,因此在判断某酸为弱酸时一般会考虑酸的钠盐的pH,或者在判断某碱为弱碱时

一般会考虑碱的盐酸盐的pHo

2.弱电解质的强弱比较

在比较弱电解质的强弱时，主要从以下三个角度分析：

（1）一定温度下，弱酸（或弱碱）可通过电离常数的大小来分析酸（或碱）的相对强弱。

（2）一定温度下，弱酸（或弱碱）可通过其对应的相同浓度的盐溶液的酸碱性的强弱来分析酸（或碱）的相对强

弱。

（3）一定温度下,根据相同浓度的弱酸（或弱碱）的电离程度大小来分析酸（或碱）的相对强弱。

【变式练习】

1.分类方法在化学学科的发展中起到了重要作用。下列根据分类标准得出的分类结果合理的是（）

选项分类目标分类标准分类结果

A元素原子最外层电子数的多少金属元素和非金属元素

B电解质溶液导电能力的强弱强电解质和弱电解质

C分散系分散质微粒直径大小胶体、溶液和浊液

D物质变化变化过程中是否有化学键的断裂物理变化和化学变化

A.AB.BC.CD.D

【答案】c

【详解】A.依据元素周期表中的金属和非金属的分界线将元素分为金属元素和非金属元素，分界线右上方

的为非金属元素，左下方的为金属元素，故A错误；B.依据电解质在水溶液中是否能完全电离将电解质分

为强电解质和弱电解质，在水溶液中能完全电离的为强电解质，部分电离的为弱电解质，故B错误；C.依

据分散质微粒直径大小将分散系分为胶体、溶液和浊液，故C正确；D.依据变化过程中是否有化学键的断

裂和化学键的形成将物质变化分为物理变化和化学变化，故D错误；故选C。

2.分类法是学习和研究化学的一种常用的科学方法。下列分类合理的是（）

①FezCh、CU2O、CaCh都是碱性氧化物；S03>SiO2>P2O5均属于电解质

②已知：HsRCh+NaOH（足量）=NaH2RCh+H2O,则H3RO2为三元酸，NalfeRCh为酸式盐

③H2s04与KHSO4均含相同的元素氢，故KHSO4也可以称为酸

④空气、盐酸都是混合物；液氯、冰醋酸均属于纯净物

⑤由一种阳离子与两种酸根阴离子组成的盐称为混盐，CaOCL是一种常见的混盐，该混盐具有强氧化性和

漂白性

A.只有②④B.只有④⑤C.只有①②④D.只有②③⑤

【答案】B

【详解】①CaO2中氧元素显-1价，不属于碱性氧化物；S03>SiO2,P2O5都是非金属氧化物，属于非电解

质，①不正确；②H3RO2只能与等摩的NaOH反应，则其为一元酸，NaERCh为正盐，②不正确；③KHSCU

由K、H、S、0四种元素组成，含有酸式根离子和金属离子，KHSCU属于盐，③不正确；④空气由氮气和

氧气等构成、盐酸由HC1溶于水形成，二者都是混合物；液氯是液态的氯分子、冰醋酸是纯净的醋酸，二

者均属于纯净物，④正确；⑤CaOCL是由Ca（ClO）2与CaCL混合而成，Ca（ClO）2中含有CRT,具有强氧化

性和漂白性，⑤正确；综合以上分析，④⑤正确；故选B。

3.下列实验事实可以证明氯化氢是共价化合物的是（）

A.氯化氢的水溶液显酸性B.液态氯化氢不导电

C.氯化氢溶于水发生电离D.氯化氢不易分解

【答案】B

【详解】A.氯化氢的水溶液电离产生氢离子，溶液呈酸性，与是不