第二章 第6讲 电离平衡（Word教参）-【百汇大课堂】2026年高考化学选考总复习下册·第1轮（浙江专用）

浙江高考命题统计 考点分布 三年考情统计 (1)电离平衡和溶液的酸碱性 2024年6月选考卷(8，15)，2024年1月选考卷(8，16，19)，2023年6月选考卷(15)，2022年1月选考卷(17)，2022年6月选考卷(17) (2)盐类的水解及应用 2024年6月选考卷(18)，2024年1月选考卷(10，15)，2023年1月选考卷(13)，2022年1月选考卷(23)，2022年6月选考卷(17，23) (3)沉淀溶解平衡及应用 2024年6月选考卷(15，20)，2024年1月选考卷(18)，2023年1月选考卷(15)，2023年6月选考卷(15，20) 第6讲　电离平衡 课标引领 1.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。 2．从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。 考点一　电离平衡及影响因素 [对应学生用书P29] 1．电离平衡的建立 (1)建立过程 (2)速率­时间图示 2．电离平衡的特征 3．电离平衡的影响因素 (1)内因(主要因素) 影响电离平衡的内因是弱电解质本身的结构与性质，其他条件相同时，电解质越弱，越难发生电离。 (2)外因(次要因素) 以0.1 mol/L CH3COOH溶液中CH3COOH的电离为例，分析外界条件对电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka 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 加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 [微点拨](1)弱电解质的稀溶液加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。例如，0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，但溶液中c(OH－)增大。 (2)改变条件，电离平衡向右移动，弱电解质的电离程度不一定增大。例如，向CH3COOH溶液中加入冰醋酸，平衡向右移动，CH3COOH的电离程度反而减小。 考向一　电离平衡及影响因素 [例1] (2023·浙江1月选考卷)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废水初始pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列说法不正确的是(　　) A．活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2OR3NH＋＋OH－ B．pH＝5的废水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18 C．废水初始pH<2.4，随pH下降，甲酸的电离被抑制，与R3NH＋作用的HCOO－数目减少 D．废水初始pH>5，离子交换树脂活性成分主要以R3NH＋形态存在 D　解析：由图可知，废水初始pH低时，回收率较高，推测R3N溶液呈碱性，溶液中存在平衡：R3N＋H2OR3NH＋＋OH－，A正确；HCOOH的电离常数为Ka＝，则有＝，当溶液pH为5时，溶液中＝＝18，B正确；溶液pH为2.4时，废水中的甲酸及其盐回收率最高，当溶液中 pH小于2.4时，随溶液pH下降，溶液中H＋浓度增大，甲酸的电离被抑制，溶液中HCOO－浓度减少，与R3NH＋作用的HCOO－数目减少，C正确；R3N溶液呈碱性，溶液中存在平衡：R3N＋H2O⇌R3NH＋＋OH－，当废水初始pH大于5时，平衡逆向移动，离子交换树脂活性成分主要以R3N形态存在，D错误。 依据化学平衡移动原理，分析外界条件对电离平衡的影响及结果 影响因素 对电离平衡的影响及结果 内因 弱电解质的结构及性质(主要因素) 外因 温度 电离是吸热过程，升高温度，电离平衡正向移动，电离程度增大 浓度 增大弱电解质的浓度，电离平衡正向移动，但电离程度减小 加水稀释，电离平衡正向移动，电离程度增大 同离子效应 向弱电解质溶液中加入与弱电解质电离产生离子相同的电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小 化学反应 加入某物质，与弱电解质电离产生的离子发生反应，电离平衡正向移动，电离程度增大 [练1] (2024·浙江台州一中模拟)常温下，对于0.1 mol/L的醋酸，下列说法正确的是(　　) A．加水稀释后，溶液中c(H＋)和c(OH－)都减小 B．加入少量冰醋酸后，溶液中c(H＋)增大 C．加入少量Na2CO3固体，醋酸的电离平衡逆向移动 D．适当升高温度，醋酸的电离平衡常数减小 答案：B 考点二　电离平衡常数及应用 [对应学生用书P30] 1．电离平衡常数 (1)概念：对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。 (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。 ②电离平衡常数能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多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3……故其酸性取决于第一步电离。 (3)符号表征 ①一元弱酸和一元弱碱 一元弱酸和一元弱碱均一步电离，直接书写。 一元弱酸HA的电离常数：根据HA⇌H＋＋A－，可表示为Ka＝。 一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH⇌B＋＋OH－，可表示为Kb＝。 ②多元弱酸 多元弱酸的电离分步进行，各步电离常数依次用Ka1、Ka2等表示。例如，二元弱酸H2X的电离： 第一步电离：H2XHX－＋H＋　Ka1＝。 第二步电离：HX－X2－＋H＋　Ka2＝。 2．电离度(教材拓展) (1)含义：在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比称为电离度，用α表示。 (2)表示方法 α＝×100%，或α＝×100%。 (3)影响因素 ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 考向二　电离平衡常数及其应用 [例2] (2024·浙江湖州中学模拟)相同温度下，根据下表中三种酸的电离平衡常数进行判断，下列说法正确的是(　　) 酸 HX HY HZ 电离平衡常数 9×10－7 9×10－6 1×10－2 A.从电离平衡常数可以判断，HX和 HY属于弱酸，HZ属于强酸 B．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ C．反应 X－＋HZ===Z－＋HX能够发生 D．相同温度下，0.1 mol/L HY溶液的电离平衡常数大于 0.01 mol/L HY溶液的电离平衡常数 C　解析：由表中电离平衡常数可知，HX、HY和HZ均部分电离，故都是弱酸，A错误；相同温度下，电离常数越大，说明其电离程度越大，对应酸性越强，故三种酸的酸性：HX＜HY＜HZ，B错误；由于酸性：HZ＞HX，根据“强酸制取弱酸”的反应规律，反应 X－＋HZ===Z－＋HX能够发生，C正确；HY的电离平衡常数只与温度有关，与其浓度大小无关，D错误。 　　(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱：相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。例如，Ka(CH3COOH)>Ka(HClO)，则酸性：CH3COOH ＞HClO。 (2)比较酸根结合质子(H＋)的能力：相同条件下，酸的酸性越弱，对应酸根结合质子(H＋)的能力越强；同样，碱的碱性越弱，对应弱碱阳离子结合OH－的能力越强。例如，Ka(HNO2)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)，则酸根结合质子(H＋)的能力：CN－＞CH3COO－＞NO。 [练2] (2024·浙江强基联盟联考)已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表所示： 弱酸 HX HY H2CO3 电离平衡常数 7.8×10－9 3.7×10－15 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 下列推断正确的是(　　) A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX＞HY B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式：HY＋CO===HCO＋Y－ D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 答案：A [对应学生用书P32] 1．(教材改编题)25 ℃时，三种酸的电离平衡常数分别为6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10。已知下列反应可以发生：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；②NaCN＋HF===HCN＋NaF；③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此判断，下列叙述不正确的是(　　) A．Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝6.2×10－10 B.电离常数：Ka(HF)> Ka(HNO2)>Ka(HCN) C．反应HNO2＋NaF===NaNO2＋HF不能发生 D．该温度下，0.1 mol/L HF溶液中c(H＋)≈8×10－3 mol/L 答案：A 2．(2024·浙江台州山海协作体联考)相同温度下，下列曲线中可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是(　　) 答案：B 3．(2024·浙江A9协作体联考)常温下，已知HClO的Ka＝4.0×10－8，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5，下列说法正确的是(　　) A．在pH＝2的醋酸溶液中加入少量0.01 mol/L的稀盐酸，溶液的pH会变小 B．等浓度等体积的CH3COONa和NaClO溶液中的离子总数，前者小于后者 C．将10 mL pH均为a的HClO、CH3COOH溶液，分别加水稀释至100 mL，pH(CH3COOH)<pH(HClO)<a＋1 D．往NaClO溶液中滴加少量CH3COOH，可增强溶液的漂白性 答案：D 4．(2022·全国乙卷)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是(　　) A．溶液 Ⅰ 中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．溶液 Ⅱ 中的HA的电离度为 C．溶液 Ⅰ 和 Ⅱ 中的c(HA)不相等 D．溶液 Ⅰ 和 Ⅱ 中的c总(HA)之比为10－4 B　解析：常温下溶液 Ⅰ 的pH＝7.0，则溶液 Ⅰ 中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol/L，c(H＋)＜c(OH－)＋c(A－)，A错误；常温下溶液 Ⅱ 的pH＝1.0，溶液中c(H＋)＝0.1 mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，则＝1.0×10－3，解得＝，B正确；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，C错误；常温下溶液 Ⅰ 的pH＝7.0，溶液 Ⅰ 中c(H＋)＝1×10－7 mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，＝1.0×10－3，溶液 Ⅰ 中c总(HA)＝(104＋1)c(HA)，溶液 Ⅱ 的pH＝1.0，即溶液 Ⅱ 中c(H＋)＝0.1 mol/L，Ka＝＝1.0×10－3，c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，＝1.0×10－3，溶液 Ⅱ 中c总(HA)＝1.01c(HA)，未电离的HA可自由穿过隔膜，故溶液 Ⅰ 和 Ⅱ 中的c(HA)相等，溶液 Ⅰ 和 Ⅱ 中c总(HA)之比为[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D错误。 5．(2024·安徽卷)地球上的生物氮循环涉及多种含氮物质，转化关系之一如图所示(X、Y均为氮氧化物)，羟胺(NH2OH)以中间产物的形式参与循环。常温常压下，羟胺易潮解，水溶液呈碱性，与盐酸反应的产物盐酸羟胺{[NH3OH]Cl}广泛用于药品、香料等的合成。 已知25 ℃时，Ka(HNO2)＝7.2×10－4，Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5，Kb(NH2OH)＝8.7×10－9。 下列有关物质结构或性质的比较中，正确的是(　　) A．键角：NH3＞NO B．熔点：NH2OH＞[NH3OH]Cl C．25 ℃同浓度水溶液的pH：[NH3OH]Cl＞NH4Cl D．羟胺分子间氢键的强弱：O—H…O＞N—H…N D　解析：NH3中N原子的价层电子对数＝3＋×(5－3×1)＝3＋1＝4，为sp3杂化，键角为107°，NO中N的价层电子对数＝3＋×(5＋1－3×2)＝3＋0＝3，为sp2杂化，键角为120°，故键角：NH3＜NO，A错误；NH2OH为分子晶体，[NH3OH]Cl为离子晶体，故熔点：NH2OH＜[NH3OH]Cl，B错误；由题目信息可知，25 ℃下，Kb(NH3·H2O)＞Kb(NH2OH)，故NH2OH的碱性比NH3·H2O弱，故同浓度的水溶液中，[NH3OH]＋的电离程度大于NH的电离程度，同浓度水溶液的pH：[NH3OH]Cl＜NH4Cl，C错误；O的电负性大于N，O—H键的极性大于N—H键，故羟胺分子间氢键的强弱O—H…O＞N—H…N，D正确。 6．(2024·浙江1月选考卷，节选)用氨水吸收HCOOH，得到1.00 mol/L氨水和0.18 mol/L甲酸铵的混合溶液，298 K时该混合溶液的pH＝________。[已知：298 K时，电离常数Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5、Ka(HCOOH)＝1.8×10－4] 答案：10 解析：用氨水吸收HCOOH，得到1.00 mol/L氨水和0.18 mol/L甲酸铵的混合溶液，得出c(NH)＝0.18 mol/L，根据Kb＝，则c(OH－)＝＝ mol/L＝10－4 mol/L，pOH＝4，pH＝14－4＝10。 学科网（北京）股份有限公司 $$