第3章 第1节 电离平衡-【正禾一本通】2025-2026学年高二化学选择性必修1同步课堂高效讲义教师用书（人教版单选）

学业要求 学业质量水平 1.能用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。 2.能从电离、离子反应、化学平衡的角度分析溶液的性质，如酸碱性、导电性等。 3.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。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.能综合运用离子反应、化学平衡原理，分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题 水平 质量描述 3 3－2　能根据化学平衡原理，说明影响化学平衡（包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡）的因素。 3－3　能设计实验方案探究影响化学平衡（包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡）的因素。 3－4　能运用化学原理和方法解释或解决生产、生活中与化学相关的一些实际问题 4 4－1　能在物质及其变化的情境中，依据需要选择不同方法，从不同角度对物质及其变化进行分析和推断。 4－3　能运用变量控制的方法探究并确定合适的反应条件，安全、顺利地完成实验；能用数据、图表、符号等描述实验证据并据此进行分析推理形成结论 水溶液中的离子反应与平衡是对之前所学的化学平衡、电解质等知识的深化和拓展。我们在学习了化学平衡的基本原理后，通过水溶液中的离子反应与平衡，进一步认识到在水溶液体系中，离子间的反应也遵循着化学平衡的规律，这是对化学平衡理论的具体应用和延伸。它使我们从更微观、更深入的角度理解化学反应的本质，即许多化学反应实际上是离子之间的相互作用，并且这些离子反应在一定条件下会达到平衡状态，这有助于我们构建起更完整的化学知识体系，理解不同类型化学反应的特点和规律。 第一节　电离平衡 1．认识电解质在水溶液中存在电离平衡，知道影响电离平衡的因素。 2．了解电离平衡常数的含义，能够根据给定数据计算电离常数 「任务一」　探究弱电解质的电离平衡 洁厕灵（含有盐酸）和醋（含有醋酸）都具有酸性，都可以用来除水垢。而且醋酸的腐蚀性比盐酸小，比较安全。 问题1.为什么不用醋酸代替盐酸来清洁卫生洁具呢？ 提示：除水垢需要一定浓度的H＋，既要清除水垢，又不腐蚀卫生洁具，还要有合适的除垢速率。盐酸是强电解质，电离程度大于醋酸的电离程度，可以满足除垢速率的要求。 问题2.给一定浓度的醋酸溶液加热，发现其导电能力增强了。这一现象背后的原因是什么？ 提示：升高温度使醋酸的电离平衡向电离的方向移动，溶液中可自由移动的离子浓度增大。 一、强电解质和弱电解质 1．盐酸和醋酸的比较 实验操作 取相同体积、浓度均为0.1 mol·L-1 的盐酸和醋酸溶液 实验分析 pH大小 盐酸小 导电能力 盐酸强 与镁条反应产生气泡快慢 盐酸快 结论 相同浓度的盐酸与醋酸溶液中，盐酸的c(H＋)大于醋酸溶液，原因是在稀溶液中，HCl 全部电离生成H＋和Cl－，CH3COOH只有部分电离生成CH3COO－和H＋ 2.强电解质与弱电解质的比较 项目 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电解质在溶液中的存在形式 阴、阳离子 阴、阳离子及电解质分子 类别 强酸、强碱、大部分盐等 水、弱酸和弱碱及少部分盐等 二、弱电解质的电离平衡 1．含义 在一定条件（如温度、浓度等）下，溶液中弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，就达到了电离平衡状态。 2．建立过程 3．表示方法 弱电解质的电离过程是可逆的，书写电离方程式时用“⥫⥬”。 实例：CH3COOH 和NH3·H2O 的电离方程式分别为CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋； NH3·H2O⥫⥬NH＋OH－。 4．影响因素 (1)温度：由于电离过程吸热，升高温度，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。 (2)浓度： a．加水：促进电离，电离程度增大。 b．加溶质：促进电离，但电离程度减小。 c.同离子效应：离子浓度的改变对弱酸、弱碱电离程度的影响极为显著。增大离子浓度，抑制电离，减小离子浓度，促进电离。 (1)BaSO4难溶于水，其水溶液导电性很差，所以BaSO4是弱电解质(×) (2)弱电解质在水溶液中部分电离，溶液中存在弱电解质的相应分子即溶质分子(√) (3)稀醋酸加水稀释，电离程度增大，溶液的酸性增强(×) (4)HClO的电离方程式：HClO===H＋＋ClO－(×) (5)升高温度，醋酸溶液中CH3COOH的电离平衡向电离方向移动，溶液的离子浓度增大(√) 突破1　强弱电解质的比较和判断 【例1】 下列说法中，可以证明醋酸是弱电解质的是(　　) A．醋酸溶液连接到一电路中，发现灯泡较暗 B．0.1 mol/L醋酸中c(H＋)＝0.001 mol/L C．50 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液恰好中和5 mL 1 mol/L的NaOH溶液 D．醋酸能使石蕊试纸变红 【命题分析】 本题以弱电解质醋酸为例，考查弱电解质的判断，实际考查弱电解质的电离平衡，即弱电解质部分电离。 解析：选B。醋酸溶液连接到一电路中，发现灯泡较暗，但溶液浓度未知，无法进行判断，A错误；0.1 mol/L的醋酸溶液中c(H＋)＝0.001 mol/L，说明醋酸未完全电离，为弱电解质，B正确；50 mL 0.1 mol/L的醋酸与5 mL 1 mol/L的NaOH物质的量相等，与其是强酸弱酸无关，C错误；醋酸能使石蕊试纸变红，说明其溶液呈酸性，但无法证明其是弱电解质，D错误。 1．电解质的强弱与其溶液的导电能力没有必然联系。电解质溶液的导电能力与离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。 2．电解质的强弱与其溶解度无关。某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质；有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。 3．电解质的强弱与化学键类型没有必然联系。一般强电解质含有离子键或强极性共价键，但含强极性共价键的化合物不一定是强电解质，如HF是弱电解质。 突破2　弱电解质电离平衡及其影响因素 【例2】 H2S水溶液中存在电离平衡H2S⥫⥬H＋＋HS－和HS－⥫⥬H＋＋S2-。下列说法正确的是(　　) A．向H2S溶液中通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液酸性减弱 B．向H2S溶液中加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 C．向H2S溶液中加入硫酸铜固体（提示：CuS为不溶于酸和水的黑色沉淀），溶液中所有离子浓度都减小 D．向H2S溶液中滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液的pH减小 解析：选D。通入过量SO2发生反应SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O，H2S的电离平衡向左移动，过量的SO2与水反应生成H2SO3，H2SO3的酸性强于H2S，溶液酸性增强，A错误；加水，电离平衡向右移动，溶液中氢离子浓度减小，B错误；CuSO4＋H2S===H2SO4＋CuS↓，硫酸的酸性大于氢硫酸，所以氢离子浓度增大，C错误；Cl2＋H2S===S↓＋2HCl，平衡向左移动，盐酸的酸性大于氢硫酸，所以溶液的pH减小，D正确。 1．弱电解质的电离方程式的书写 (1)多元弱酸分步电离，其电离方程式分步书写，如H2CO3：H2CO3⥫⥬H＋＋HCO、HCO⥫⥬H＋＋CO。 (2)一元弱酸或弱碱一步电离，多元弱碱分步电离，在中学阶段一步写出。 2．弱电解质电离平衡的影响因素 (1)内因 电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。 (2)外因 当外界条件（如浓度、温度等）发生变化时，电离平衡就会发生移动。弱电解质的电离平衡移动遵循化学平衡移动原理。 （以0.1 mol·L-1的CH3COOH的电离为例，分析改变外界条件对电离平衡的影响） 实例（稀溶液） CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋　ΔH>0 改变条件 加水稀释 加入少量冰醋酸 加入HCl(g) 加入NaOH(s) 升温 加入CH3COONa(s) 平衡移动方向 向右 向右 向左 向右 向右 向左 n(H＋) 增大 增大 增大 减小 增大 减小 c(H＋) 减小 增大 增大 减小 增大 减小 c(CH3COO－) 减小 增大 减小 增大 增大 增大 c(CH3COOH) 减小 增大 增大 减小 减小 增大 电离程度 增大 减小 减小 增大 增大 减小 导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 增强 3.强酸（碱）与弱酸（碱）的判断与性质比较 (1)同c、同V的一元强酸与一元弱酸的比较 酸的种类 c(H＋) 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 一元强酸 大 相同 相同 大 一元弱酸 小 小 (2)同c(H＋)、同V的一元强酸与一元弱酸的比较 酸的种类 c（酸） 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 一元强酸 小 小 小 相同 一元弱酸 大 大 大 1．（2025·四川射洪中学期中）分类是认识和研究物质的一种常用科学方法，下列物质的分类完全正确的一组是(　　) 选项 A B C D 强电解质 Ba(OH)2 BaSO4 HF HClO4 弱电解质 HI NH3·H2O Fe(OH)3 HClO 非电解质 SO2 乙醇 NH3 Cl2 解析：选B。HI为强电解质，A错误；HF为弱电解质，C错误；Cl2是单质，既不是电解质，也不是非电解质，D错误。 2．下列事实中，能说明MOH是弱碱的有(　　) ①0.1 mol/L MOH溶液可以使酚酞试液变红 ②常温下，0.1 mol/L MOH溶液中的c(OH－)<0.1 mol/L ③常温下，0.1 mol/L MOH溶液的导电能力比0.1 mol/L NaOH溶液弱 ④0.1 mol/L的MOH溶液与等体积0.1 mol/L的盐酸恰好完全反应 A．①②③ B．②③④ C．②③ D．③④ 解析：选C。①0.1 mol/L MOH溶液可以使酚酞试液变红，只能说明溶液显碱性，但不能说明MOH在溶液中是否完全电离，不能证明MOH为弱碱；②常温下，0.1 mol/L MOH溶液中氢氧根离子浓度小于0.1 mol/L，说明MOH在溶液中不能完全电离，属于弱碱；③常温下，0.1 mol/L MOH溶液的导电能力比0.1 mol/L NaOH溶液弱，说明MOH在溶液中不能完全电离，属于弱碱；④0.1 mol/L MOH溶液与等体积0.1 mol/L 盐酸恰好完全反应，只能说明MOH是一元碱，但不能说明MOH在溶液中是否完全电离，不能证明MOH为弱碱。 3．（2025·天津河东区高二期中）硼酸化学式为H3BO3，大量用于玻璃工业。硼酸在水中存在平衡H3BO3＋H2O⥫⥬[B(OH)4]－＋H＋。下列关于硼酸的说法正确的是(　　) A．H3BO3是一元弱酸 B．升高温度，该平衡逆向移动 C．滴加少量浓盐酸，该平衡正向移动 D．H3BO3和足量的NaOH溶液反应：H3BO3＋3NaOH===Na3BO3＋3H2O 解析：选A。硼酸中B原子属于缺电子原子，在水溶液中可以结合水电离出的氢氧根，由H3BO3＋H2O⥫⥬[B(OH)4]－＋H＋可知电离出一个氢离子，所以为一元酸，A正确；电离为吸热过程，升高温度，平衡正向移动，B错误；滴加少量浓盐酸，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，C错误；H3BO3为一元酸，与足量的NaOH溶液反应的化学方程式为H3BO3＋NaOH===NaH2BO3＋H2O，D错误。 「任务二」　应用电离平衡常数解释弱电解质在水溶液中的变化 84消毒液是日常生活中常用的消毒剂，84消毒液也有保质期。84消毒液中的有效成分次氯酸钠能与空气中的CO2反应而失效，化学方程式为NaClO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HClO，HClO见光易分解。 问题1.上述化学方程式中，产物为何是NaHCO3而不是Na2CO3? 提示：因为碳酸的酸性强于HClO，而HClO的酸性比HCO强，所以产物是NaHCO3而不是Na2CO3。 问题2.如何判断两种酸的强弱？ 提示：可以根据两种酸的电离常数的大小来判断两种酸的强弱。 1．电离平衡常数的概念 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。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，这个常数叫作电离平衡常数，简称电离常数。 2．电离平衡常数的表示方法 (1)弱酸(Ka) 一元弱酸(以醋酸为例) CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋ Ka＝ 多元弱酸(以碳酸为例) H2CO3⥫⥬H＋＋HCO Ka1＝ HCO⥫⥬H＋＋CO Ka2＝ (2)弱碱(Kb) ①一元弱碱(以NH3·H2O为例) NH3·H2O⥫⥬NH＋OH－ Kb＝。 ②多元弱碱：与多元弱酸的情况类似，每一步电离都有电离常数，通常用Kb1、Kb2等加以区别。 3．电离平衡常数的意义 (1)一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。 (2)相同温度下，等浓度的弱酸或弱碱的电离常数(对于多元弱酸或多元弱碱来说，只看其第一步电离的电离常数)越大，其酸性或碱性越强。 4．电离平衡常数的影响因素 (1)内因(决定因素)——弱电解质本身的性质。 (2)外因——温度(随温度升高而增大)。 (1)弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(×) (2)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大(×) (3)某一弱电解质，电离程度越大，电离常数就越大(×) (4)相同温度下，向1 mol·L-1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离程度变小(√) (5)5 ℃时，0.1 mol·L-1 NH3·H2O溶液中加入少量的NH4Cl晶体时，电离平衡左移，溶液中c(NH)增加(√) 突破1　电离常数的理解和应用 【例1】 (2025·哈尔滨师范大学附中期中)现有HX、H2Y和H2Z三种酸，各酸及其盐之间不发生氧化还原反应，它们的电离常数如下表所示。下列说法正确的是(　　) 酸 HX H2Y H2Z Ka(25 ℃) Ka＝10-9.2 Ka1＝10-6.4 Ka2＝10-10.3 Ka1＝10-1.9 Ka2＝10-7.2 A．三种酸的强弱关系：H2Z<H2Y<HX B．在水溶液中结合H＋的能力：Y2-<Z2- C．Na2Y溶液与过量HX溶液混合：HX＋Y2-===HY－＋X－ D．NaHY溶液与NaHZ溶液混合：HY－＋HZ－===H2Y＋Z2- 解析：选C。电离常数越大，酸性越强，酸性强弱为：H2Z>H2Y>HX，A错误；H2Y的Ka2小于H2Z的Ka2，故HZ－的电离程度比HY－的大，在水溶液中结合H＋能力：Y2->Z2-，B错误；Ka越大，酸性越强，酸性：H2Y>HX>HY－，据强酸制弱酸原理，反应HX＋Y2-===HY－＋X－可以发生，C正确；H2Y的Ka1大于H2Z的Ka2，故HY－＋HZ－===H2Y＋Z2-不能发生，D错误。 电离平衡常数的应用 1．比较弱电解质的相对强弱。相同温度下，弱酸的Ka越大，则酸性越强，物质的量浓度相同时，c(H＋)越大，电离程度越大。 2．比较多元弱酸溶液中c(H＋)大小。多元弱酸是分步电离的，且Ka1≫Ka2≫Ka3，比较溶液中c(H＋)大小时，只考虑第一步电离即可。 3．Ka大的酸能与Ka小的酸的盐反应，反之不反应，即符合“强酸制弱酸”规律。 4．判断溶液中某些粒子浓度比值的变化。化归常数法：解题时将某些粒子的浓度比乘或除以某种离子的浓度，将其转化为一个常数与某种离子浓度的乘积或商的关系，再进行分析。 5．判断酸根离子结合H＋的能力。电离平衡常数越小，其电离程度越小，对应酸根离子结合H＋的能力越强。 突破2　电离常数的有关计算 【例2】 (原创)比较电离平衡常数的大小，可以判断弱电解质的相对强弱。按要求回答问题。 (1)已知：电离度是指弱电解质在溶液里达电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分数，可用来表示弱酸、弱碱在溶液中离解的程度。25 ℃时，0.10 mol·L-1 HA溶液的电离度为1%，则HA的电离平衡常数Ka为________；已知25 ℃时某弱酸HX的电离常数Ka＝1.75×10-5，则25 ℃时0.10 mol·L-1 HX溶液中c(H＋)＝________；0.10 mol·L-1 HA和0.10 mol·L-1 HX中，酸性相对强的是__________。 (2)已知：草酸为二元弱酸，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。 ①H2C2O4的第一步电离方程式为__________________________，电离平衡常数表达式Ka1＝______________；H2C2O4的第二步电离方程式为______________________，电离平衡常数表达式Ka2＝_____________。 ②已知：常温下，pH＝1.2时，c(H＋)＝1.0×10-1.2 mol/L；已知pH＝4.2时，c(H＋)＝1.0×10-4.2 mol/L。根据图示，计算H2C2O4的电离平衡常数Ka1＝________，Ka2＝______________。 ③当pH＝2.7时，c(H＋)＝1.0×10-2.7 mol/L，溶液中＝________________。 解析：(1)发生电离的HA的物质的量浓度为c(HA)＝0.10 mol·L-1×1%＝1.0×10-3 mol·L-1，根据HA⥫⥬H＋＋A－，则平衡时c(H＋)＝c(A－)＝1.0×10-3 mol·L-1，c(HA)＝0.10 mol·L-1－1.0×10-3 mol·L-1≈1.0×10-1 mol·L-1，将有关数据代入电离平衡常数表达式得Ka＝＝1.0×10-5。 　HX　　⥫⥬　　H＋　＋　X－ 起始 c(HX) 0 0 平衡 c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－) 则Ka＝≈， 由于弱电解质的电离程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，c(H＋)≈＝ mol·L-1≈1.32×10-3 mol·L-1。 (2)②由图像可知pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝10-1.2。pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝10-4.2。③由电离常数表达式可知＝＝＝103＝1 000。 答案：(1)1.0×10-5　1.32×10-3 mol·L-1　HX (2)①H2C2O4⥫⥬H＋＋HC2O　　HC2O⥫⥬H＋＋C2O　 ②1.0×10-1.2　1.0×10-4.2　③1 000 1．根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的能力越强，酸性越强。相同温度下，HCl和HNO3在冰醋酸中存在HCl＋CH3COOH⥫⥬Cl－＋CH3COOH　pKa＝8.8，HNO3＋CH3COOH⥫⥬NO＋CH3COOH　pKa＝9.4，pKa＝－lgKa。下列说法正确的是(　　) A．把HCl通入CH3COONa水溶液中：2HCl＋CH3COONa⥫⥬NaCl＋CH3COOH2Cl B．已知酸性HCOOH>CH3COOH，则HNO3在HCOOH中的pKa<9.4 C．酸性强弱顺序为：HCl>HNO3>CH3COOH D．接受质子的能力：CH3COOH>H2O 解析：选C。在冰醋酸中才存在HCl＋CH3COOH⥫⥬Cl－＋CH3COOH，在水中是生成CH3COOH，故反应为HCl＋CH3COONa===NaCl＋CH3COOH，A错误；酸性HCOOH>CH3COOH，给出H＋能力HCOOH>CH3COOH，结合H＋能力HCOOH<CH3COOH，HNO3在HCOOH中的电离程度小于在冰醋酸中的电离程度，Ka<10-9.4，pKa>9.4，B错误；在冰醋酸中，HCl和HNO3的pKa：HCl<HNO3，故Ka：HCl>HNO3，酸性：HCl>HNO3，在冰醋酸中HNO3给出质子(H＋)，CH3COOH结合H＋，给出H＋能力：HNO3>CH3COOH，故酸性：HCl>HNO3>CH3COOH，C正确；HCl在水中完全电离，在冰醋酸中电离程度较小，说明结合HCl电离出的H＋的能力H2O>CH3COOH，D错误。 2．(2025·安徽六安二中期中)已知常温下，几种物质的电离平衡常数，下列反应的离子方程式合理的是(　　) 弱酸 甲酸(HCOOH) H2SO3 H2CO3 HClO K25 ℃ K＝1.8×10-4 K1＝1.4×10-2 K2＝6.0×10-8 K1＝4.5×10-7 K2＝4.7×10-11 K＝4.0×10-8 A．向NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO－＋H2O＋CO2===2HClO＋CO B．向NaClO溶液中通入足量SO2：3ClO－＋SO2＋H2O===2HClO＋Cl－＋SO C．向Na2CO3溶液中通入足量SO2：2SO2＋H2O＋CO===2HSO＋CO2 D．向Na2CO3溶液中滴加少量甲酸：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ 解析：选C。酸性H2SO3>HCOOH>H2CO3>HSO>HClO>HCO，根据强酸制弱酸的原理，NaClO溶液中通入少量CO2，离子方程式为ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCO，A错误；NaClO溶液中通入足量SO2，发生氧化还原反应，ClO－＋SO2＋H2O===2H＋＋Cl－＋SO，B错误；Na2CO3溶液中通入足量SO2，生成HSO、CO2，C正确；Na2CO3溶液中滴加少量甲酸，甲酸不足生成HCO，离子方程式为HCOOH＋CO===HCOO－＋HCO，D错误。 3．在0.1 mol/L的盐酸中通入H2S使c(H2S)＝0.1 mol/L，H2S的Ka1＝1.3×10-7，Ka2＝7.1×10-15，则溶液中c(S2-)为(　　) A．1.3×10-5 mol/L B．9.23×10-21 mol/L C．7.1×10-13 mol/L D．7.1×10-15 mol/L 解析：选B。溶液中盐酸完全电离，使体系中c(H＋)＝0.1 mol/L，这样的环境中，H2S电离出的氢离子可以忽略不计，由H2S⥫⥬H＋＋HS－得Ka1＝，由HS－⥫⥬H＋＋S2-得Ka2＝，联立Ka1和Ka2得K＝Ka1×Ka2＝＝1.3×10-7×7.1×10-15＝9.23×10-22，代入数据可得：＝9.23×10-22，得到c(S2-)＝9.23×10-21 mol/L。 学科网（北京）股份有限公司 $