第一节 电离平衡（举一反三专项训练，浙江专用）【上好课】化学人教版选择性必修1

第一节 电离平衡 题型01 电解质及其分类 题型02 电离方程式的书写 题型03 弱电解质的电离平衡 题型04 影响电离平衡的因素 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 题型06 电离平衡常数及应用 题型07 电离度 题型01 电解质及其分类 1．电解质和非电解质 (1)电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生自由移动的离子。 (2)非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 2．强电解质和弱电解质的比较 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 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子 化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物 实例 ①多数盐(包括难溶性盐)； ②强酸，如HCl、H2SO4等； ③强碱，如KOH、Ba(OH)2等 ①弱酸，如CH3COOH、HClO等； ②弱碱，如NH3·H2O等； ③水 3．与离子化合物和共价化合物的关系 (1)离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 (2)共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 4．判断电解质强弱的依据 (1)区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 (2)电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。 (3)在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 【典例1】(2022•浙江6月卷)下列物质属于强电解质的是( ) A．HCOOH B．Fe C．Na2CO3 D．C2H2 【答案】C 【解析】A项，HCOOH是弱酸，在水溶液中只能部分电离，属于弱电解质，A不合题意；B项，Fe是单质，不是电解质，B不合题意；C项，Na2CO3是盐，在水溶液中能够完全电离，故属于强电解质，C符合题意；D项，C2H2是有机物，在水溶液和熔融状态下均不导电，属于非电解质，D不合题意；故选C。 【变式1-1】(2024·浙江1月卷)下列物质不属于电解质的是( ) A．CO2 B． C． D．BaSO4 【答案】A 【解析】A项， CO2在水溶液中能导电，是生成的碳酸电离，不是自身电离，不属于电解质，A符合题意；B．HCl溶于水电离出离子导电，属于电解质，B不符合题意；C．NaOH在水溶液和熔融状态均能电离离子而导电，属于电解质，C不符合题意；D．BaSO4在熔融状态能电离离子而导电，属于电解质，D不符合题意；故选A。 【变式1-2】(2026·浙江浙里特色联盟高二期中联考)下列物质属于强电解质的是( ) A．KOH B．CO2 C．盐酸 D．Cl2 【答案】A 【解析】A项，KOH为强碱，在水溶液和熔融状态下完全电离，是强电解质，A符合题意；B项，CO2本身不能发生电离，故CO2为非电解质，B不符合题意；C项，盐酸是HCl的水溶液，是混合物，既不是电解质也不是非电解质，C不符合题意；D项，Cl2为单质，既不是电解质也不是非电解质，D不符合题意；故选A。 【变式1-3】下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的分类，完全正确的是(　　) 选项 A B C D 强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 Cl2 【答案】C 【解析】铁是单质，既不是电解质也不是非电解质，故A错误；氨气是非电解质，本身不能电离出离子，硫酸钡是盐，属于强电解质，熔融状态完全电离，故B错误；氯气是单质，既不是电解质也不是非电解质，故D错误。 题型02 电离方程式的书写 1．强电解质 完全电离，在写电离方程式时，用“===”。 2．弱电解质 部分电离，在写电离方程式时，用“”。 (1)一元弱酸、弱碱一步电离。 如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋，NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。 (2)多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主) 如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO(主)，HCOH＋＋CO(次) (3)多元弱碱分步电离 (较复杂)，在中学阶段要求一步写出。 如Fe(OH)3：Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－。 【典例2】 27．(2026·浙江G5联盟高二期中联考)下列物质在水溶液中的电离方程式书写正确的是( ) A．NaHSO4：NaHSO4＝Na++H++SO42- B．H2CO32H++CO32－ C．醋酸：CH3COOH=H++CH3COO- D．KSCN：KSCN=K++S2-+CN- 【答案】A 【解析】A项，硫酸氢钠是强酸的酸式盐，在水溶液中完全电离为钠离子、氢离子和硫酸根离子，电离方程式为：NaHSO4＝Na++H++SO42-，A正确；B项，H2CO3是弱酸，应分步电离，第一步为H2CO3H++HCO3－，第二步为HCO3-H++CO32－，以第一步电离为主，则电离方程式为：H2CO32H++CO32－，B错误；C项，醋酸是弱酸，部分电离，电离方程式为：CH3COOHH++CH3COO-，C错误；D项，KSCN为可溶性盐，在水溶液中完全电离为钾离子、硫氰根离子，电离方程式为：KSCN=K++SCN-，D错误；故选A。 【变式2-1】下列电离方程式书写正确的是(　　) A．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO32- B．HFH＋＋F－ C．H2SO42H＋＋SO42- D．CH3COONH4H3COO－＋NH4+ 【答案】B 【解析】A、C、D项分别应为：NaHCO3===Na＋＋HCO，H2SO4===2H＋＋SO，CH3COONH4===CH3COO－＋NH。 【变式2-2】(2026·浙江宁波三锋联盟高二期中)下列电离方程式正确的是( ) A．NaHCO3＝Na++H++CO32- B．HClO=H++ClO- C．Na2O2 (熔融)=2Na++2O- D．HS-+H2OS2-+H3O+ 【答案】D 【解析】A项，碳酸氢钠(NaHCO3)电离时，Na+完全离解，但HCO3-作为弱酸酸式根，仅部分离解为H+和HCO32-，且电离方程式应分步书写，应写为NaHCO3＝Na++HCO3-，A错误；B项，次氯酸(HClO)为弱酸，电离过程可逆，需用符号，HClOH++ClO-B错误；C项，过氧化钠(Na2O2)熔融电离时，应生成2Na+和O22-，Na2O2=2Na++O22-，C错误；D项，HS⁻的电离中，HS⁻作为酸失去H+生成S2-，同时H+与H2O结合为H3O+，方程式符合弱酸分步电离规律且符号使用正确，D正确；故选D。 【变式2-3】在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是(　　) A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 【答案】C 【解析】因为H2SO4是强酸，所以NaHSO4在水溶液中完全电离，其电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；但HSO中各原子间靠共价键结合，因此熔融状态下HSO不能电离为H＋和SO，故熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO，所以A、D选项均错误；H2CO3作为二元弱酸，不能完全电离，必须使用“”，且多元弱酸的电离分步进行，以第一步为主，其电离方程式为H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，因此B选项错误；Fe(OH)3是多元弱碱，通常以一步电离表示，故C选项正确。 题型03 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到最大限度时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化的状态。 2．电离平衡的特征 3．电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 (1)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 (2)溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 2．电解质溶液中的守恒问题 (1)物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒(又称物料守恒)，如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1。 (2)电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数=负电荷总数。 【典例3】(2026·浙江温州新力量联盟高二期中)25℃时，向10 mL 0.1 mol/L醋酸溶液中加入蒸馏水，将其稀释到1 L后，下列说法中正确的是( ) A．CH3COOH的电离常数增大 B．c(CH3COOH)增大 C．c(OH―)增大 D．减小 【答案】C 【解析】醋酸溶液加入蒸馏水稀释时，溶液中醋酸、醋酸根离子和氢离子浓度减小，温度不变，醋酸的电离常数和水的离子积常数不变。A项，由分析可知，醋酸溶液稀释时，温度不变，电离常数不变，A错误；B项，由分析可知，醋酸溶液稀释时，溶液中醋酸浓度减小，B错误；C项，由分析可知，醋酸溶液稀释时，溶液中氢离子浓度减小，水的离子积常数不变，则溶液中氢氧根离子浓度增大，C正确；D项，由电离常数可知，溶液中：=，由分析可知，醋酸溶液稀释时，溶液中醋酸根离子浓度减小，电离常数不变，则溶液中和的值增大，D错误；故选C。 【变式3-1】3】在氨水中，NH3·H2O的电离达到平衡的标志是(　　) A．溶液呈电中性 B．溶液中无氨水分子 C．c(OH-)保持不变 D．溶液中N和OH-共存 【答案】C 【解析】任何溶液都呈电中性，据此不能判断NH3·N2O的电离是否达到平衡，A项错误；溶液中无氨水分子，说明NH3·H2O是强电解质，B项错误；溶液中c(OH-)保持不变，则溶液中c(NH3·H2O)和c(N)均不变，即达到了电离平衡，C项正确；N和OH-共存，只能说明NH3·H2O发生了电离，但无法确定是否达到电离平衡，D项错误。 【变式3-2】(2026·浙江嘉兴高二期中)下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是( ) A．常温下，测得0.1mol·L-1醋酸溶液的 B．常温下，将pH=1的醋酸溶液稀释1000倍，测得pH＜4 C．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等 D．在相同条件下，0.1 mol/L的醋酸溶液的导电性比0.1 mol/L的盐酸的导电性弱 【答案】C 【解析】A项，常温下，0.1 mol/L醋酸溶液的pH=4，说明醋酸未完全电离，证明其为弱电解质，A正确；B项，稀释pH=1的醋酸溶液1000倍后pH<4，说明稀释过程中醋酸继续电离，证明其为弱电解质，B正确；C项，相同pH的醋酸和盐酸与锌反应起始速率相等，仅说明两者初始c(H＋)相同，无法反映醋酸是否部分电离，不能证明醋酸是弱电解质，C错误；D项，0.1 mol/L醋酸导电性弱于同浓度盐酸，说明醋酸溶液中离子电荷浓度小，电离程度低，证明其为弱电解质，D正确；故选C。 【变式3-3】(2026·浙江宁波六校联盟高二期中联考)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1000mL，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相同但盐酸更快 【答案】B 【解析】A项，醋酸是弱酸，稀释时电离度增大，稀释100倍(10 mL→1000 mL)后pH变化小于2个单位，实际pH＜4，A错误；B项，升温促进醋酸电离，H+浓度增加，pH降低；盐酸为强酸，H+浓度几乎不变，两溶液pH不再相等，B正确；C项，稀释酸溶液时，H+浓度降低，根据Kw=，c(OH―)会增大，C错误；D项，100mLpH=2的盐酸和醋酸，醋酸浓度更高，与足量锌反应最终产生H2体积更大，D错误；故选B。 题型04 影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质本身的性质是决定因素。 2．外因因素： (1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。 (2)温度：温度越高，电离程度越大。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。 以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 增强 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 减弱 加CH3COONa固体 逆向 减小 减小 增大 增大 增强 通HCl气体 逆向 增大 增大 减小 减小 增强 加NaOH固体 正向 减小 减小 增大 增大 增强 加金属Zn 正向 减小 减小 增大 增大 增强 (2)由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。 (3)电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 3．勒夏特列原理适用于电离平衡 (1)同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡逆向移动。 (2)酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡逆向移动；加入NaOH，电离平衡正向移动。 (3)化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的H+与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)减小，电离平衡正向移动。 【典例4】已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是(　　) A.静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动 B.如果CO2进入血液，平衡向右移动 C.当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动 D.当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动 【答案】A 【解析】生理盐水为NaCl溶液，滴注大量生理盐水，血液被稀释，平衡向右移动，A项错误；如果CO2进入血液，CO2浓度增大，平衡向右移动，B项正确；当强酸性物质进入体液后，氢离子浓度增大使平衡向左移动，C项正确；当强碱性物质进入体液后，消耗氢离子，导致氢离子浓度减小，平衡向右移动，D项正确。 【变式4-1】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ON+OH-。若要使平衡向左移动，同时使c(OH-)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体 A.①②③⑤ B.③⑥ C.③ D.③⑤ 【答案】C 【解析】若在氨水中加入NH4Cl固体，c(N)增大，平衡向左移动，c(OH-)减小，①不符合；硫酸中的H+与OH-反应，使c(OH-)减小，平衡向右移动，②不符合；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH-)增大，平衡向左移动，③符合；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向右移动，但c(OH-)减小，④不符合；电离属于吸热过程，加热使平衡向右移动，c(OH-)增大，⑤不符合；加入少量MgSO4固体发生反应：Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH-)减小，⑥不符合。 【变式4-2】醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH++CH3COO-，下列叙述不正确的是(　　) A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大 B．0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH-)增大 C．向CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸 【答案】D 【解析】醋酸的电离是吸热过程，升高温度促进醋酸电离，导致醋酸的电离常数增大；加水稀释促进醋酸电离，但pH增大，c(OH-)增大；醋酸在溶液中存在电离平衡，向醋酸中加入CH3COONa固体，抑制醋酸电离，平衡向逆反应方向移动；温度不变，电离常数不变，所以要使电离常数减小，应该降低温度，D项错误。 【变式4-3】H2S水溶液中存在电离平衡H2SH++HS-和HS-H++S2-。下列关于H2S溶液的说法正确的是(　　) A．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 B．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 C．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子的浓度都减小 【答案】A 【解析】滴加新制氯水，发生反应Cl2+H2S=2HCl+S↓，平衡向左移动，溶液酸性增强，pH减小，A项正确；加水稀释，促进电离，但氢离子浓度减小，B项错误；通入二氧化硫发生反应2H2S+SO2=3S↓+2H2O，当SO2过量时溶液呈酸性，且亚硫酸的酸性比H2S强，故 pH减小，C项错误；加入CuSO4固体，发生反应CuSO4+H2S=H2SO4+CuS↓，溶液中c(H+)增大，D项错误。 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 1．一元强酸和一元弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸　　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 2．加水稀释粒子浓度比值变化分析 (1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) (2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 【典例5】(2026·浙江宁波三锋利联盟高二期中)通过传感器测定冰醋酸被水稀释后的电导率及，根据变化曲线图判断下列说法正确的是( ) A．由c、d两点电导率相同，说明处在这两点时醋酸的电离程度一样 B．b点后，溶液继续稀释，所有离子浓度均减小 C．a点醋酸水溶液未达到电离平衡状态 D．关于比值，由图发现点＜e点 【答案】D 【解析】冰醋酸本身不电离，不加水时液体不导电，冰醋酸在加水稀释的过程中，刚开始醋酸分子不断电离，离子浓度越来越大，当离子浓度达到最大浓度时，此时溶液电导率最大、酸性最强、pH最小，继续加水，以稀释的作用为主，溶液中的醋酸根和氢离子浓度不断减小，溶液电导率变小。A项，c、d两点电导率相同，但是d点加入水更多，溶液浓度更小，醋酸的电离程度更大，故A错误；B项， 加水稀释过程中，a点醋酸已达到电离平衡状态，只是此时水少，部分醋酸分子还以冰醋酸形式存在，故B错误；C项，醋酸与水互溶，a点醋酸水溶液的浓度大，醋酸的电离程度较小，但达到电离平衡状态，故C错误；D项，，b、e点中，e点溶液浓度更小，氢离子浓度更小，则比值点点，故D正确。故选D。 【变式5-1】一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　) A.a、b、c三点对应溶液中，c(H+)的大小顺序：c>a>b B.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c<a<b C.向a、b溶液中分别加入足量的锌粒，化学反应速率大小：va<vb D.a、b、c三点溶液用1 mol·L-1的NaOH溶液中和，则消耗NaOH溶液的体积大小：c<a<b 【答案】C 【解析】冰醋酸由分子组成，无自由移动的离子而不导电；加水稀释的过程中，电离程度增大，电离程度大于稀释程度，离子浓度逐渐增大，导电能力逐渐增强；当离子浓度达到最大后继续加水，稀释程度大于电离程度，离子浓度逐渐减小，溶液导电能力逐渐降低，据此分析回答。溶液的导电能力由离子浓度大小决定，由图可知导电能力：b>a>c，c(H+)：b>a>c，A错误；加水，醋酸电离平衡正向移动，CH3COOH电离程度增大，电离程度：c>b>a，B错误；醋酸与足量的锌粒反应，氢离子浓度越大，反应速率越快，由图可知导电能力：b>a，c(H+)：b>a，化学反应速率大小：va<vb，C正确；a、b、c三点CH3COOH的总量相同，用NaOH溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗同浓度NaOH溶液的体积：c＝a＝b，D错误。 【变式5-2】(2026·浙江温州高二期中)室温下，等体积等pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( ) A．Ⅱ线代表盐酸 B．水的电离度：c>d C．中和需NaOH的量：c>a D．b点的c(CH3COO－)和e点的c(Cl－)相等 【答案】D 【解析】A项，盐酸是强酸完全电离，醋酸是弱酸部分电离，等pH值的盐酸和醋酸，稀释时盐酸pH变化更大，Ⅰ是盐酸，Ⅱ是醋酸，A错误；B项，H+浓度越高，对水电离抑制越强，所以水的电离度c＜d，B错误；C项，盐酸是强酸完全电离，醋酸是弱酸部分电离，等pH值的盐酸和醋酸，醋酸的浓度大于盐酸，稀释相同倍数，醋酸的浓度依然大于盐酸，则中和需NaOH的量醋酸大，即a>c，C错误；D项，电荷守恒，b点c(CH3COO－)＞c(OH―)=c(H＋)，e点c(OH―)+ c(Cl－)=c(H＋)，两点pH值相同，c(H+)和c(OH-)均分别相等，所以D正确；故选D。 【变式5-3】在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是( ) A．①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B．任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率 C．反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D．1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 【答案】C 【解析】2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸，盐酸中c(H＋)大，与镁条反应的速率快，相同时间内产生的氢气多，容器内压强大，反应先结束，故②代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线，故A错误；从图像可以看出，100 s后，醋酸与镁的反应速率更大，此时盐酸与镁已接近反应结束，c(H＋)较小，反应速率较小，故B错误；由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生的氢气总量基本相等，用1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH溶液的体积相等，故C正确、D错误。 题型06 电离平衡常数及应用 1．电离平衡常数 (1)电离平衡常数表达式： 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCO3-H＋＋CO32-，所以Ka1＝，Ka2＝。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于第一步电离。 2．电离平衡常数的意义 (1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。 (2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1＞Ka2＞Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 3．电离平衡常数的影响因素 (1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数越小，反之，电离常数越大。 (2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K增大。 4．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q<K，平衡向电离方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 【典例6】(2025·浙江1月卷)时，H2CO3的电离常数Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11，Ksp(CaCO3)=3.4×10－9 。下列描述不正确的是( ) A．HCO3-+H2OH2CO3+OH-，K=2.2×10-8 B．2HCO3-H2CO3+CO32-，K=1.0×10-4 C．HCO3-+Ca2+CaCO3(s)+2H+，K=1.4×10-2 D．溶液中，cH2CO3＋cH＋＝cOH－＋cCO32-，则 【答案】D 【解析】A项，HCO3-+H2OH2CO3+OH-，K==，A正确；B项，2HCO3-H2CO3+CO32-，K==，B正确；C项，HCO3-+Ca2+CaCO3(s)+2H+，K==，C正确；D项，=，由于cH2CO3＋cH＋＝cOH－＋cCO32-，，D错误；故选D。 【变式6-1】常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　　) 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2 A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2 B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生 C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生的H2最多 【答案】B 【解析】相同温度下，一元弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，根据表格中的信息可知酸性：H3PO2>CH3COOH>HCN，A错误；根据较强酸制较弱酸的规律，反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生，B正确；根据电离常数可判断三种酸均不能完全电离，均为弱酸，C错误；等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，酸的物质的量相等，与足量锌粉反应，生成等量的H2，D错误。 【变式6-2】(2026·浙江浙里特色联盟高二期中联考)室温下，通过下列实验探究SO2的性质。 已知：Ka1(H2SO3)=1.3×10-2，Ka2(H2SO3)=6.2×10-8 实验1：将SO2气体通入水中，测得溶液pH=3 实验2：将SO2气体通入溶液中，当溶液pH=4时停止通气。 实验3：将SO2气体通入新制BaCl2溶液中，再滴加过量的H2O2溶液，充分振荡，出现白色沉淀。 下列说法不正确的是( ) A．实验1所得溶液中存在的阴离子有OH-、SO32-、HSO3- B．实验2所得溶液中：c(SO32-)＞c(HSO3-) C．实验2所得溶液经蒸干、在空气中灼烧不能制得Na2SO3固体 D．实验3出现白色沉淀的主要原因是：SO2+Ba2++H2O2=BaSO4↓+2H+ 【答案】B 【解析】A项，实验1溶液中，SO2溶于水生成H2SO3，电离产生HSO3-和少量SO32-，同时水自身电离生成OH-，因此阴离子包括OH-、SO32-、HSO3-，A正确；B项，实验2为pH为4，依据Ka2==6.2×10-8，则6.2×10-4=，则c(SO32-)<c(HSO3-)，B错误；C项，实验2溶液蒸干时，NaHSO3会分解和氧化，灼烧时进一步氧化为Na2SO4，无法得到Na2SO3，C正确；D项，实验3中H2O2将SO2氧化为SO42-，与Ba2+生成BaSO4沉淀，反应式正确，D正确；故选B。 【变式6-3】(2026·浙江浙里特色高二期中联考)已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数如下表所示，请回答下列问题： 化学式 CH3COOH HClO H2CO3 电离常数 1.8×10-5 4.0×10-8 Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11 (1)25℃时物质的量浓度均为0.1mol·L-1的CH3COOH、HClO、H2CO3三种溶液中酸性最强的是 (填化学式)。 (2)25℃条件下，pH=3的CH3COOH溶液中c(OH-)= ，向此溶液中不断加水稀释，下列说法正确的是 。 A．溶液的导电性降低         B．醋酸的电离平衡常数变大 C．c(H)/c(CH3COOH)的值增大     D．水的电离程度变小 (3)向新制氯水中加入一定量的NaHCO3固体，产生无色气体，氯水颜色消失，写出该反应的离子方程式： 。 (4)25℃时，将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1氢氧化钠溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用表示的醋酸的电离平衡常数为 。 【答案】(1) CH3COOH (2) 1.0×10-11mol·L-1 AC (3) HCO3-+Cl2=CO2+Cl-＋HClO (4) 【解析】(1)在相同条件下，电离常数越大，酸性越强，由表格数据知，，故三者酸性最强的为CH3COOH，故选CH3COOH。 (2)25℃条件下，pH=3的CH3COOH溶液中1.0×10-11mol·L-1；向此溶液中不断加水稀释，A项，溶液中c(H＋)、c(CH3COO－)降低，溶液的导电性降低，A正确；B项，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，则醋酸的电离平衡常数不变，B错误； C项，加水稀释，溶液中c(CH3COO－)减小，不变，值增大，C正确；D项，加水稀释，溶液中c(H＋)降低，对水的电离的抑制作用减弱，水的电离程度变大，D错误； (3)由表格数据知，H2CO3的酸性强于HClO，新制氯水中存在平衡Cl2＋H2OHCl＋HClO。加入NaHCO3后，HCO3-会与体系中的HCl反应生成CO2气体，促使氯水平衡向正反应方向移动，最终消耗Cl2。将平衡移动涉及的反应合并，可得总反应的离子方程式为CO3-+Cl2=CO2+Cl-＋HClO。 (4)反应后溶液恰好显中性，由电荷守恒c(Na＋)+ c(H)=c(CH3COO－)+c(OH―)知，混合溶液中c(H)= c(OH―)= 10-7mol·L-1 ，(Na＋) =c(CH3COO－)=，由物料守恒知，，醋酸的电离平衡常数为=，故选。 题型07 电离度 1．电离度的表示方法 弱电解质的电离度α可表示为：α＝×100% 2．电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度无关，而电离度与初始浓度有关。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度越小；弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大。 3．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是平衡浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2，α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 【典例7】(2026·浙江师大附中高二期中)下表是在相同温度下三种酸的一些数据， 下列判断正确的是( ) 酸 HX HY HZ 浓度(mol/L) 0.12 0.2 0.9 1 1 电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 电离常数 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 A．同温时，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3=0.01 B．室温时，NaZ 溶液中加水，则变小，若加盐酸，则变大 C．等物质的量浓度的NaX、NaY 和NaZ的三种溶液，其pH为：NaX＜NaY＜NaZ D．在相同温度下，Ka5>Ka4>Ka3 【答案】D 【解析】A项，K只受温度影响，相同温度下，同种弱酸的电离常数不随浓度的变化而变化，所以Ka1=Ka2=Ka3，故此选项错误；B项，室温时，若在NaZ溶液中加水，加酸促进水解,=，二者都为常数，比值也为常数，只随温度变化而变化，室温时，比值不变，故此选项错误；C项，由电离常数可知酸性HZ>HY>HX，酸越强，酸根离子水解程度越小，强碱弱酸盐的碱性越弱，所以pH为：NaX>NaY>NaZ，故此选项错误；D项，弱酸的电离度越大，酸越强，则电离常数越大，Ka5>Ka4>Ka3，故此选项正确。故选D。 【变式7-1】25 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中，HA的电离度为10%，则该温度下HA的电离平衡常数(单位为mol·L-1)约为 A．2.22×10-3 B．4.3×10-3 C．2.52×10-4 D．1×10-3 【答案】A 【解析】电离平衡三段式为： ，选项A与计算结果一致，其余选项均偏离正确值。故选A。 【变式7-2】图中曲线，可以描述醋酸(曲线Ⅰ，Ka=1.8×10-5)和次磷酸(曲线Ⅱ，Ka=9×10-2)在水中的电离度与浓度关系的是 A．B．C．D． 【答案】B 【解析】电离度的影响因素是酸的浓度越大电离度越小，相同浓度时酸性越强电离度越大，故B项符合题意。 【变式7-3】(2026·浙江宁波高二期中)电解质溶液问题 (1)比较电离出H+能力的相对强弱：CH3COOH H2O(填“＞、“＜”或“=”)，用一个离子方程式说明CH3COO-和OH-结合H+能力的相对强弱： 。 (2)25℃时，0.1mol·L-1某酸的电离度为0.01%，则pH为 。 (3)25℃时，某酸溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-10mol·L-1，则该溶液的pH是 。 (4)已知某温度下1mol/L的醋酸的电离度为0.4%，其电离常数约为 。 (5)25C时，某一元强碱的pH为a，某一元强酸的pH为b，若将1体积的此强碱溶液与10体积的强酸溶液混合，恰好为中性，则a和b的和为 。 【答案】(1) > CH3COOH+OH-=CH3COO-+H2O (2)5 (3)4 (4)1.6×10-5 (5)15 【解析】(1)醋酸是弱酸，其水溶液显酸性，水是中性溶液，醋酸的酸性大于水，酸性越强越容易电离出氢离子，故醋酸电离氢离子的能力大于水，醋酸和氢氧化钠反应的过程中氢氧根离子结合了醋酸的氢离子，说明了氢氧根离子更加容易结合氢离子，离子方程式为：CH3COOH+OH-=CH3COO-+H2O； (2)平衡时溶液中氢离子浓度，溶液的pH=5； (3)在25C时，纯水电离产生的c(H+)=10-7mol·L-1，某稀溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-10mol·L-1<10-7 mol·L-1，水的电离可能被酸、碱抑制，因为溶液显酸性若被酸抑制，则该溶液的pH=4； (4)1mol/L的醋酸的电离度为0.4%，则c(H+)=1×0.4%=4×10-3，c(H+)=c(CH3COO-)，则其电离常数约为Ka===1.6×10-5； (5)强碱中氢氧根离子的浓度为：，强酸中氢离子的浓度为，溶液显中性，则氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，即，，则a+b=15。 / 学科网（北京）股份有限公司 $ 第一节 电离平衡 题型01 电解质及其分类 题型02 电离方程式的书写 题型03 弱电解质的电离平衡 题型04 影响电离平衡的因素 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 题型06 电离平衡常数及应用 题型07 电离度 题型01 电解质及其分类 1．电解质和非电解质 (1)电解质：在水溶液中或熔融状态下能___________的___________。 电解质在水溶液或熔融状态下能产生___________的离子。 (2)非电解质：在水溶液中和熔融状态下都___________的___________。 2．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能___________电离的电解质 在水溶液中只能___________电离的电解质 电解质在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有___________分子 化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物 实例 ①多数盐(包括难溶性盐)； ②强酸，如HCl、H2SO4等； ③强碱，如KOH、Ba(OH)2等 ①弱酸，如CH3COOH、HClO等； ②弱碱，如NH3·H2O等； ③水 3．与离子化合物和共价化合物的关系 (1)离子化合物在熔化状态下能完全电离，在水溶液也是完全电离的，因此离子化合物一定是强电解质。 (2)共价化合物中有的是强电解质，如强酸；有的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水；有的是非电解质。 4．判断电解质强弱的依据 (1)区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。 (2)电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液导电性强弱直接判断。 (3)在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 【典例1】(2022•浙江6月卷)下列物质属于强电解质的是( ) A．HCOOH B．Fe C．Na2CO3 D．C2H2 【变式1-1】(2024·浙江1月卷)下列物质不属于电解质的是( ) A．CO2 B． C． D．BaSO4 【变式1-2】(2026·浙江浙里特色联盟高二期中联考)下列物质属于强电解质的是( ) A．KOH B．CO2 C．盐酸 D．Cl2 【变式1-3】下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的分类，完全正确的是(　　) 选项 A B C D 强电解质 Fe NaCl CaCO3 HNO3 弱电解质 CH3COOH NH3 H3PO4 Fe(OH)3 非电解质 蔗糖 BaSO4 酒精 Cl2 题型02 电离方程式的书写 1．强电解质 完全电离，在写电离方程式时，用“___________”。 2．弱电解质 部分电离，在写电离方程式时，用“”。 (1)一元弱酸、弱碱一步电离。 如CH3COOH：CH3COOH____________________，NH3·H2O：NH3·H2O____________________。 (2)多元弱酸分步电离，必须___________写出，不可合并(其中以第一步电离为主) 如H2CO3：H2CO3______________________(主)，HCOH＋＋CO(次) (3)多元弱碱分步电离 (较复杂)，在中学阶段要求一步写出。 如Fe(OH)3：Fe(OH)3_____________________。 【典例2】 27．(2026·浙江G5联盟高二期中联考)下列物质在水溶液中的电离方程式书写正确的是( ) A．NaHSO4：NaHSO4＝Na++H++SO42- B．H2CO32H++CO32－ C．醋酸：CH3COOH=H++CH3COO- D．KSCN：KSCN=K++S2-+CN- 【变式2-1】下列电离方程式书写正确的是(　　) A．NaHCO3Na＋＋H＋＋CO32- B．HFH＋＋F－ C．H2SO42H＋＋SO42- D．CH3COONH4H3COO－＋NH4+ 【变式2-2】(2026·浙江宁波三锋联盟高二期中)下列电离方程式正确的是( ) A．NaHCO3＝Na++H++CO32- B．HClO=H++ClO- C．Na2O2 (熔融)=2Na++2O- D．HS-+H2OS2-+H3O+ 【变式2-3】在以下各种情形下，下列电离方程式的书写正确的是(　　) A．熔融状态下的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO B．H2CO3的电离：H2CO32H＋＋CO C．Fe(OH)3的电离：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ D．水溶液中的NaHSO4电离：NaHSO4===Na＋＋HSO 题型03 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离程度达到___________时，弱电解质分子电离成离子与离子结合成弱电解质分子的___________相等，溶液中各分子和离子的浓度______________________的状态。 2．电离平衡的特征 3．电离平衡的可逆性 弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 (1)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程___________，且v电离_______v结合≠0。 (2)溶液中电解质分子和电解质离子___________，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度___________。 2．电解质溶液中的守恒问题 (1)物料守恒：电解质溶液中，电解质的浓度符合原子守恒(又称物料守恒)，如：0.1mol·L-1的醋酸溶液中，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=__________mol·L-1。 (2)电荷守恒：电解质溶液符合电荷守恒，即正电荷总数____负电荷总数。 【典例3】(2026·浙江温州新力量联盟高二期中)25℃时，向10 mL 0.1 mol/L醋酸溶液中加入蒸馏水，将其稀释到1 L后，下列说法中正确的是( ) A．CH3COOH的电离常数增大 B．c(CH3COOH)增大 C．c(OH―)增大 D．减小 【变式3-1】3】在氨水中，NH3·H2O的电离达到平衡的标志是(　　) A．溶液呈电中性 B．溶液中无氨水分子 C．c(OH-)保持不变 D．溶液中N和OH-共存 【变式3-2】(2026·浙江嘉兴高二期中)下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是( ) A．常温下，测得0.1mol·L-1醋酸溶液的 B．常温下，将pH=1的醋酸溶液稀释1000倍，测得pH＜4 C．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等 D．在相同条件下，0.1 mol/L的醋酸溶液的导电性比0.1 mol/L的盐酸的导电性弱 【变式3-3】(2026·浙江宁波六校联盟高二期中联考)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1000mL，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相同但盐酸更快 题型04 影响电离平衡的因素 1．内因： 弱电解质___________是决定因素。 2．外因因素： (1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，___________。 (2)温度：温度越高，___________越大。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 (4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。 以0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。 电离方程式为CH3COOHCH3COO-+H+。 影响因素 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) pH 导电能力 升温(不考虑挥发) _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加冰醋酸 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加水稀释 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加CH3COONa固体 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 通HCl气体 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加NaOH固体 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 加金属Zn _______ _______ _______ _______ _______ _______ (2)由于电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动；降温，电离平衡逆向移动。 (3)电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。 3．勒夏特列原理适用于电离平衡 (1)同离子效应：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡_______移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，电离平衡_______移动。 (2)酸或碱效应：加入浓度较大的酸或碱，电离平衡发生移动。例如向CH3COOH溶液中加入盐酸，电离平衡_______移动；加入NaOH，电离平衡_______移动。 (3)化学反应：当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向_______方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入NaOH溶液、金属Zn或Na2CO3溶液，醋酸电离出的_______与OH-、Zn或CO32-反应，c(H+)_______，电离平衡_______移动。 【典例4】已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是(　　) A.静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动 B.如果CO2进入血液，平衡向右移动 C.当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动 D.当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动 【变式4-1】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ON+OH-。若要使平衡向左移动，同时使c(OH-)增大，应加入的物质或采取的措施是(　　) ①NH4Cl固体　②硫酸　③NaOH固体　④水　⑤加热　⑥加入少量MgSO4固体 A.①②③⑤ B.③⑥ C.③ D.③⑤ 【变式4-2】醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHH++CH3COO-，下列叙述不正确的是(　　) A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大 B．0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c(OH-)增大 C．向CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸 【变式4-3】H2S水溶液中存在电离平衡H2SH++HS-和HS-H++S2-。下列关于H2S溶液的说法正确的是(　　) A．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小 B．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 C．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大 D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子的浓度都减小 题型05 强酸(碱)与弱酸(碱)的比较 1．一元强酸和一元弱酸的比较 (1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项 目酸　　 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 大 强 相同 相同 大 一元弱酸 小 弱 小 (2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较 比较项目 酸 c(H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率 一元强酸 相同 相同 小 少 相同 2．加水稀释粒子浓度比值变化分析 (1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF溶液：。(由浓度比较变成物质的量比较) (2)将浓度比换算成含有某一常数的式子，然后分析。如HF溶液：。(由两变量转变为一变量) 【典例5】(2026·浙江宁波三锋利联盟高二期中)通过传感器测定冰醋酸被水稀释后的电导率及，根据变化曲线图判断下列说法正确的是( ) A．由c、d两点电导率相同，说明处在这两点时醋酸的电离程度一样 B．b点后，溶液继续稀释，所有离子浓度均减小 C．a点醋酸水溶液未达到电离平衡状态 D．关于比值，由图发现点＜e点 【变式5-1】一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是(　　) A.a、b、c三点对应溶液中，c(H+)的大小顺序：c>a>b B.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c<a<b C.向a、b溶液中分别加入足量的锌粒，化学反应速率大小：va<vb D.a、b、c三点溶液用1 mol·L-1的NaOH溶液中和，则消耗NaOH溶液的体积大小：c<a<b 【变式5-2】(2026·浙江温州高二期中)室温下，等体积等pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，pH值随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( ) A．Ⅱ线代表盐酸 B．水的电离度：c>d C．中和需NaOH的量：c>a D．b点的c(CH3COO－)和e点的c(Cl－)相等 【变式5-3】在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是( ) A．①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线 B．任意相同时间段内，盐酸与Mg反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg反应的化学反应速率 C．反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等 D．1 mol·L－1 NaOH溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH溶液的体积更大 题型06 电离平衡常数及应用 1．电离平衡常数 (1)电离平衡常数表达式： 在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的______________浓度的乘积与溶液中_______的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸的电离平衡常数用_______表示，弱碱的电离平衡常数用_______表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=____________________________； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=____________________________。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCO3-H＋＋CO32-，所以Ka1＝____________________________，Ka2＝____________________________。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以其酸性主要决定于______________。 2．电离平衡常数的意义 (1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。 (2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1＞Ka2＞Ka3……，当Ka1_______Ka2时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 3．电离平衡常数的影响因素 (1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数_______，反之，电离常数_______。 (2)外因：电离平衡常数与_______有关，与浓度无关，______________，K增大。 4．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)_______。 (2)判断电离平衡的移动方向。如在一定浓度的CH3COOH溶液中K＝；稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q＝＝K，Q_______K，平衡向_______方向移动。 (3)判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 【典例6】(2025·浙江1月卷)时，H2CO3的电离常数Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11，Ksp(CaCO3)=3.4×10－9 。下列描述不正确的是( ) A．HCO3-+H2OH2CO3+OH-，K=2.2×10-8 B．2HCO3-H2CO3+CO32-，K=1.0×10-4 C．HCO3-+Ca2+CaCO3(s)+2H+，K=1.4×10-2 D．溶液中，cH2CO3＋cH＋＝cOH－＋cCO32-，则 【变式6-1】常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　　) 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2 A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2 B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生 C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸 D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生的H2最多 【变式6-2】(2026·浙江浙里特色联盟高二期中联考)室温下，通过下列实验探究SO2的性质。 已知：Ka1(H2SO3)=1.3×10-2，Ka2(H2SO3)=6.2×10-8 实验1：将SO2气体通入水中，测得溶液pH=3 实验2：将SO2气体通入溶液中，当溶液pH=4时停止通气。 实验3：将SO2气体通入新制BaCl2溶液中，再滴加过量的H2O2溶液，充分振荡，出现白色沉淀。 下列说法不正确的是( ) A．实验1所得溶液中存在的阴离子有OH-、SO32-、HSO3- B．实验2所得溶液中：c(SO32-)＞c(HSO3-) C．实验2所得溶液经蒸干、在空气中灼烧不能制得Na2SO3固体 D．实验3出现白色沉淀的主要原因是：SO2+Ba2++H2O2=BaSO4↓+2H+ 【变式6-3】(2026·浙江浙里特色高二期中联考)已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数如下表所示，请回答下列问题： 化学式 CH3COOH HClO H2CO3 电离常数 1.8×10-5 4.0×10-8 Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11 (1)25℃时物质的量浓度均为0.1mol·L-1的CH3COOH、HClO、H2CO3三种溶液中酸性最强的是 (填化学式)。 (2)25℃条件下，pH=3的CH3COOH溶液中c(OH-)= ，向此溶液中不断加水稀释，下列说法正确的是 。 A．溶液的导电性降低         B．醋酸的电离平衡常数变大 C．c(H)/c(CH3COOH)的值增大     D．水的电离程度变小 (3)向新制氯水中加入一定量的NaHCO3固体，产生无色气体，氯水颜色消失，写出该反应的离子方程式： 。 (4)25℃时，将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1氢氧化钠溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用表示的醋酸的电离平衡常数为 。 题型07 电离度 1．电离度的表示方法 弱电解质的电离度α可表示为：α＝____________________________×100% 2．电离度与电离平衡常数的关系 在一定温度下，弱电解质的电离平衡常数与弱电解质溶液的初始浓度__________，而电离度与初始浓度__________。 一般而言，弱电解质溶液的浓度越大，电离度__________；弱电解质溶液的浓度越小，电离度__________。 3．电离平衡常数与电离度的有关计算 电离平衡常数中，电解质分子和电解质离子的浓度都是__________浓度。 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2，α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度__________；反之，初始浓度越小，电离度__________。 【典例7】(2026·浙江师大附中高二期中)下表是在相同温度下三种酸的一些数据， 下列判断正确的是( ) 酸 HX HY HZ 浓度(mol/L) 0.12 0.2 0.9 1 1 电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5 电离常数 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 A．同温时，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度越大，且Ka1>Ka2>Ka3=0.01 B．室温时，NaZ 溶液中加水，则变小，若加盐酸，则变大 C．等物质的量浓度的NaX、NaY 和NaZ的三种溶液，其pH为：NaX＜NaY＜NaZ D．在相同温度下，Ka5>Ka4>Ka3 【变式7-1】25 ℃时，在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中，HA的电离度为10%，则该温度下HA的电离平衡常数(单位为mol·L-1)约为 A．2.22×10-3 B．4.3×10-3 C．2.52×10-4 D．1×10-3 【变式7-2】图中曲线，可以描述醋酸(曲线Ⅰ，Ka=1.8×10-5)和次磷酸(曲线Ⅱ，Ka=9×10-2)在水中的电离度与浓度关系的是 A．B．C．D． 【变式7-3】(2026·浙江宁波高二期中)电解质溶液问题 (1)比较电离出H+能力的相对强弱：CH3COOH H2O(填“＞、“＜”或“=”)，用一个离子方程式说明CH3COO-和OH-结合H+能力的相对强弱： 。 (2)25℃时，0.1mol·L-1某酸的电离度为0.01%，则pH为 。 (3)25℃时，某酸溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-10mol·L-1，则该溶液的pH是 。 (4)已知某温度下1mol/L的醋酸的电离度为0.4%，其电离常数约为 。 (5)25C时，某一元强碱的pH为a，某一元强酸的pH为b，若将1体积的此强碱溶液与10体积的强酸溶液混合，恰好为中性，则a和b的和为 。 / 学科网（北京）股份有限公司 $