第40讲　弱电解质的电离平衡-2027年高考化学一轮复习课件

该高中化学高考复习课件聚焦“弱电解质的电离平衡”专题，依据高考评价体系梳理了电离平衡建立与特征、外界条件影响、电离常数计算及应用三大核心考点，结合命题特点分析电离常数计算、平衡移动原理等高频考点权重，归纳选择、填空及综合情境题型，体现备考针对性。 课件亮点在于高考真题集训与应试技巧指导，如2022广东卷醋酸电离实验题的“稀释pH变化分析”，2024广东卷非水溶液电离常数计算的三段式建模，培养科学思维与科学探究素养。通过易错点归纳和母题变式训练，帮助学生掌握答题技巧，教师可据此精准把握学情，实现高效复习。

第40讲　弱电解质的电离平衡 课标 指引 1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡,能用电离方程式进行表征。 2.能运用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。 3.了解电离平衡常数的含义,掌握电离平衡常数的相关计算。 三年 高考 命题 分析 1.命题特点 基础性:命题注重弱电解质电离平衡的核心概念考查(如电离常数计算、平衡移动原理),强调对勒夏特列原理和pH计算的熟练应用,需扎实掌握基础公式(如Ka、稀释定律)。 综合性:试题常结合溶液中的离子平衡(如水解平衡、沉淀溶解平衡)设计多平衡体系问题,要求分析各平衡间的相互影响,并融入图像分析(如滴定曲线图、分布分数图)。 情境化:命题倾向联系实际情境(如医药缓冲体系、工业废水处理),通过真实案例考查学生的迁移能力,例如解释人体血液pH调节或环保工艺中的电离平衡调控,体现学科价值。 2.命题趋势:未来命题将更注重结合真实情境(如工业流程、环保问题)考查弱电解质电离平衡的移动规律及定量计算,突出学科交叉与应用能力。 考点一　电离平衡及影响因素 必备知识•梳理 1.弱电解质电离平衡的建立及特征 = ≠ 2.影响电离平衡的因素 影响电离平衡的内因是弱电解质本身的__________,其他条件相同时,电解质越弱越难电离。  下面以1.0 mol·L-1 CH3COOH溶液为例,分析外界条件对电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+　ΔH>0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H+) c(H+) 电离程度 浓度 加水稀释 向右       加入少量冰醋酸 向右       温度 升高温度 向右       降低温度 向左       反应 通入HCl(g) 向左       加NaOH(s) 向右       同离子效应 加CH3COONa(s) 向左       结构与性质 增大 减小 增大 增大 增大 减小 增大 增大 增大 减小 减小 减小 增大 增大 减小 减小 减小 增大 减小 减小 减小 3.常温下,①100 mL 0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液,②10 mL 0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液。用“>”“=”或“<”回答下列问题。 (1)c(CH3COO-):①________②。  (2)电离程度:①________②。  (3)在上述两种溶液中加入足量锌片。开始时的反应速率:①________②,反应结束生成相同状况下H2的体积:①________②。  (4)与同浓度的NaOH溶液完全反应消耗NaOH溶液的体积:①________②。 < > < = = 4.电离方程式的书写 在水溶液中,强电解质(如强酸、强碱和大部分盐)完全电离,用“══”连接电解质和电离生成的离子;弱电解质(如弱酸、弱碱和水等)部分电离,用“ ”连接电解质和电离生成的离子。写出下列电解质在水溶液中的电离方程式。 H2SO4: __________________________________________,  KNO3: __________________________________________,  NH4Cl: __________________________________________,  NH3·H2O: __________________________________________,  Al(OH)3: __________________________________________,  H2S: __________________________________________。  H2SO4══2H++S KNO3══K++N NH4Cl══N+Cl- NH3·H2O N+OH- Al(OH)3 Al3++3OH- H2S H++HS-、HS- H++S2- 教材链接 (选择性必修1·P90复习与提高T10实验二)探究浓度对CH3COOH电离程度的影响。 用pH计测定25 ℃时不同浓度的醋酸的pH,结果如下: 0.001 0 0.010 0 0.020 0 0.100 0 0.200 0 pH 3.88 3.38 3.23 2.88 2.83 (1)根据表中数据可以得出CH3COOH是弱电解质的结论,你认为得出此结论的依据是_____________________________________________________ _______________________________________________________。  (2)根据表中数据还可以得出另一个结论:随着溶液中CH3COOH浓度的减小,CH3COOH的电离程度将__________(填“增大”“减小”或“不变”)。  0.01 mol·L-1 CH3COOH溶液的pH大于2或醋酸稀释至体积为原来的10倍时,pH的变化值小于1 增大 辨析明理 判断正误:对的打“√”,错的打“×”。 (1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子,弱电解质稀溶液中存在溶质分子。 (　　) (2)氨气溶于水,当NH3·H2O电离出的c(OH-)=c(N)时,表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(　　) (3)一元弱碱BOH的电离方程式为BOH══B++OH-。(　　) (4)Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含粒子的种类相同。(　　) (5)电离平衡向右移动,弱电解质分子的浓度一定减小。(　　) (6)25 ℃时,给0.1 mol·L-1的氨水加水稀释,各离子浓度均减小。(　　) √ × × √ × × 关键能力•提升 命题角度1　外界条件对电离平衡的影响 1.(2025·重庆万州检测)在pH=13的NH3·H2O溶液中存在电离平衡: NH3·H2O N+OH-。对于该平衡,下列叙述中正确的是(　　) A.加入NH4Cl固体时,溶液中减小 B.加入少量pH=11的NaOH溶液,平衡逆向移动 C.通入少量HCl气体,溶液中c(OH-)增大 D.降低温度,溶液中c(N)增大 A 解析:加入NH4Cl固体,c(N)增大,电离平衡逆向移动,则减小,A正确;加入pH=11的NaOH溶液,混合后OH-浓度降低,平衡正向移动,B错误;通入HCl气体,H+与OH-反应,c(OH-)减小,C错误;降低温度,电离平衡逆向移动(电离为吸热过程),c(N)减小,D错误。 命题角度2　电离平衡和溶液的导电性 2.(2025·河北石家庄检测)在一定温度下,向不同电解质溶液中加入新物质时,体系导电性的变化曲线如图(其中I为电流,m为加入的新物质的质量),下列情况与图a、b、c的变化趋势对应正确的是(　　) ①向Ba(OH)2溶液中滴入H2SO4溶液至过量 ②向CH3COOH溶液中滴入NH3·H2O溶液至过量 ③向澄清石灰水中通入CO2至过量 ④向NH4Cl溶液中逐渐加入适量的NaOH固体至恰好反应(加热) A.②—a　①③—b　④—c B.①②—a　③—b　④—c C.②—a　①—b　③④—c D.①④—b　②③—c A 解析:①中氢氧化钡和硫酸反应生成硫酸钡沉淀和水,随着溶液的滴入,体系的导电性先减弱,完全反应后导电性几乎为零,硫酸过量,体系的导电性又增强,与图b一致;②醋酸、NH3·H2O为弱电解质,醋酸和氨水反应生成强电解质醋酸铵,随着氨水的滴入,溶液的导电性先增强,但氨水滴入一定量后,溶液被稀释程度大,导电性减弱,与图a一致;③中氢氧化钙和二氧化碳反应生成碳酸钙沉淀和水,体系的导电性先减弱,恰好反应时溶液几乎不导电,二氧化碳过量后,二氧化碳、水和碳酸钙反应生成碳酸氢钙,使溶液的导电性又增强,与图b一致;④氯化铵为强电解质,氯化铵和氢氧化钠反应生成氨气、水和氯化钠,原溶质为强电解质,反应后有强电解质NaCl,对溶液的导电性影响不大,与图c一致。 考点二　电离平衡常数及应用 必备知识•梳理 1.电离度 (1)定义 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时,已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分比。 (2)表示方法 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。 2.电离平衡常数的表达式 (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,例如:CH3COOH CH3COO-+H+,Ka=;NH3·H2O N+OH-,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等表示,例如H2CO3的电离: 第一步电离方程式为H2CO3 HC+H+,; 第二步电离方程式为HC C+H+,。 3.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,相同条件下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……,当时,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。 4.电离平衡常数的影响因素 (1)内因:相同温度下,电解质越弱,其电离平衡常数__________,反之,电离平衡常数__________。  (2)外因:电离平衡常数与温度有关,与浓度无关,升高温度,电离平衡常数__________。  越小 越大 增大 辨析明理 判断正误:对的打“√”,错的打“×”。 (1)H2CO3的电离平衡常数表达式:Ka=。(　　) (2)弱电解质的电离平衡右移,电离平衡常数一定增大。(　　) (3)电离平衡常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离平衡常数小的酸溶液中的c(H+)大。(　　) (4)向CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水,先增大后减小。 (　　) (5)某一弱电解质,电离度越大,电离常数就越大。(　　) × × × × × 关键能力•提升 命题角度1　根据电离常数判断弱电解质的相对强弱 1.(2026·广东中山期中)油气化工、石油化工等行业的废气中含有H2S,工业上常用烧碱溶液或纯碱溶液吸收处理含H2S的尾气。已知25 ℃时, (H2CO3)=4.2×10-7,(H2CO3)=4.8×10-11,(H2S)=1.1×10-7, (H2S)=7.1×10-13。下列说法中不正确的是(　　) A.在HC、C、HS-、S2-4种阴离子中结合H+能力最强的是S2- B.用NaOH溶液吸收H2S得到Na2S的过程中,水的电离度增大 C.25 ℃时0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液中:c(Na+)>c(C)>c(OH-)>c(HC) D.25 ℃时0.1 mol·L-1的NaHS溶液中:c(H2S)<c(S2-) D 解析:结合H+的能力由对应共轭酸的酸性强弱决定,S2-的共轭酸HS-的=7.1×10-13,是4种离子中酸性最弱的,因此S2-结合H+能力最强,A正确;NaOH吸收H2S生成Na2S时,Na2S水解促进水的电离,而NaOH抑制水的电离,随着反应进行,水的电离度逐渐增大,B正确;0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液中,Na+浓度为0.2 mol·L-1,C因水解浓度略低于0.1 mol·L-1,OH-来自C的水解和水的电离,浓度高于HC,因此c(Na+)>c(C)>c(OH-)> c(HC),C正确;NaHS溶液中,HS-水解平衡常数为Kh=≈9.1×10-8, =7.1×10-13,水解程度大于电离程度,因此c(H2S)>c(S2-),D错误。 命题角度2　结合电离平衡常数判断溶液中粒子浓度比值的变化 2.25 ℃时,下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　) A.加水稀释0.1 mol·L-1氨水,溶液中c(H+)·c(OH-)和保持不变 B.向CH3COONa溶液中加入少量 CH3COONa,溶液中增大 C.等体积、等物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液混合: D.将浓度为0.1 mol·L-1的HF溶液加水不断稀释的过程中,电离平衡常数Ka(HF)保持不变,始终增大 B 解析:加水稀释0.1 mol·L-1氨水过程中c(H+)增大,c(OH-)减小,则变大, A错误;向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa,溶液中,加入少量CH3COONa后溶液碱性增强,c(H+)降低,则增大,B正确;等体积、等物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液混合,根据电离常数有,同一溶液中c(H+)相等,则c(H+)=,而,则, C错误;将0.1 mol·L-1的HF溶液加水不断稀释,当c(F-)趋近于0 mol·L-1时,而c(H+)趋于不变(10-7 mol·L-1),故的值变小,D错误。 能力提升 题组1　前沿模拟演练 1.(2025·山东青岛检测)已知液氨中存在与水相似的电离平衡:2NH3 N+N。T ℃下,液氨中N的平衡浓度为1×10-15 mol·L-1。下列说法正确的是(　　) A.液氨中能发生反应:KNH2+NH4Cl══KCl+2NH3 B.向液氨中加入氯化铵,电离平衡逆向移动,c(N)减小 C.增加NH3的物质的量,电离平衡正向移动,c(N)增大 D.仅改变温度,可以使液氨中c(N)<c(N) A 解析:KNH2提供N,NH4Cl提供N,液氨中NH3电离度很小,N与N在液氨中反应生成NH3,反应方程式正确,A正确;加入NH4Cl会增加N浓度,NH3的电离平衡逆向移动,B错误;液氨浓度为常数,增加NH3的量c(N)不变,C错误;电离平衡中生成的N和N的浓度始终相等,仅改变温度无法使两者浓度不相等,D错误。 2.(2025·河南信阳中学二模)已知溶剂分子结合H+的能力会影响酸给出H+的能力,某温度下部分酸在冰醋酸中的pKa如表所示,下列说法错误的是 (　　) 分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3 pKa=-lgKa 4.87 7.24(一级) 8.9 9.4 A.HClO4在冰醋酸中的电离方程式: HClO4+CH3COOH Cl+CH3COO B.在冰醋酸中酸性:HClO4>H2SO4>HCl>HNO3 C.结合H+的能力:H2O>CH3COOH D.相同温度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa D 解析:HClO4在水中的电离方程式可表示为HClO4+H2O══Cl+H3O+,由表格数据可知,高氯酸在冰醋酸中部分电离出高氯酸根离子和CH3COO,仿照HClO4在水中的电离方程式可得高氯酸在冰醋酸中的电离方程式为HClO4+CH3COOH Cl+CH3COO,A正确。由表格数据可知,四种酸在冰醋酸中的电离常数的大小顺序为HClO4>H2SO4>HCl>HNO3,则在冰醋酸中酸性的大小顺序为HClO4>H2SO4>HCl>HNO3,B正确。对比HClO4在水中的电离方程式和HClO4在冰醋酸中的电离方程式可知,水分子结合氢离子的能力强于醋酸,C正确。CH3COOH在水中的电离方程式可表示为CH3COOH+H2O H3O++CH3COO-,由于氨分子结合氢离子的能力强于水,故相同温度下醋酸在液氨中的电离程度大于在水中的电离程度,所以醋酸在液氨中的pKa小于其在水中的pKa,D错误。 题组2　高考真题集训 3.(2024·广东卷节选)在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重要科学价值。一定温度下,某研究组通过分光光度法测定了两种一元弱酸HX(X为A或B)在某非水溶剂中的Ka。 a.选择合适的指示剂HIn,Ka(HIn)=3.6×10-20;其钾盐为KIn。 b.向KIn溶液中加入HX,发生反应:In-+HX X-+HIn。KIn起始的物质的量为n0(KIn),加入HX的物质的量为n(HX),平衡时,测得的变化曲线如图。 已知:该溶剂本身不电离,钾盐在该溶剂中完全电离。 (1)计算Ka(HA)。(写出计算过程,结果保留两位有效数字) 由变化曲线图可知,当=1.0时,=3.0,设初始c(KIn)=c0 mol·L-1,则初始c(HA)=c0 mol·L-1,转化的物质的量浓度为x mol·L-1,可列出三段式如下: 　　　　　　 In- + HA A-+HIn 起始/(mol·L-1) c0 c0 0 0 转化/(mol·L-1) x x x x 平衡/(mol·L-1) c0-x c0-x x x 由=3.0,即=3.0,解得x=0.25c0,则该反应的平衡常数为K1=,解得Ka(HA)=4.0×10-21。 (2)在该溶剂中,Ka(HB)__________(填“>”“<”或“=”,下同)Ka(HA);Ka(HB) ________Ka(HIn)。  > > 解析:根据图像可知,当=1.0时,设此时转化的物质的量浓度为y mol·L-1,可列出三段式如下: 　　　　　　　In-+HB B-+HIn 起始/(mol·L-1) c'0 c'0 0 0 转化/(mol·L-1) y y y y 平衡/(mol·L-1) c'0-y c'0-y y y 此时<1.0,即<1.0,则y>0.5c'0,则该反应的平衡常数K2=>K1,则Ka(HB)>Ka(HA);由于y>0.5c'0,则K2=>1,Ka(HB)>Ka(HIn)。 4.(2022·广东卷节选)食醋是烹饪美食的调味品,有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时,HAc的Ka=1.75×10-5=10-4.76。 (1)某小组研究25 ℃时HAc电离平衡的影响因素。 提出假设:稀释HAc溶液或改变Ac-的浓度,HAc的电离平衡会发生移动。 设计方案并完成实验:用浓度均为0.1 mol·L-1的HAc和NaAc溶液,按下表配制总体积相同的系列溶液;测定pH,记录数据。 序号 n(NaAc)∶ n(HAc) pH Ⅰ 40.00 — — 0 2.86 Ⅱ 4.00 — 36.00 0 3.36 …           Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53 Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65 ①根据表中信息,补充数据:a=__________,b=__________。  ②由实验Ⅰ和Ⅱ可知,稀释HAc溶液,电离平衡__________(填“正”或“逆”)向移动;结合表中数据,给出判断理由:____________________。  ③由实验Ⅱ~Ⅷ可知,增大Ac-的浓度,HAc的电离平衡逆向移动。 实验结论:假设成立。 3.00 33.00 正 实验Ⅱ相较于实验Ⅰ,醋酸溶液稀释到体积为原来的10倍,而实验Ⅱ的pH增大值小于1 解析:①实验Ⅶ的溶液中n(NaAc)∶n(HAc)=3∶4,V(HAc)=4.00 mL,则V(NaAc)=3.00 mL,即a=3.00;由实验Ⅰ可知,溶液最终的总体积为40.00 mL,则实验Ⅶ中V(H2O)=40.00 mL-4.00 mL-3.00 mL=33.00 mL,即b=33.00。②实验Ⅰ所得溶液的pH=2.86,实验Ⅱ的溶液中c(HAc)为实验Ⅰ的,稀释过程中,若不考虑电离平衡移动,则实验Ⅱ所得溶液的pH=2.86+1=3.86,但实际溶液的pH=3.36<3.86,说明稀释过程中溶液中n(H+)增大,即电离平衡正向移动。 (2)小组分析上表数据发现:随着的增加,c(H+)的值逐渐接近HAc的Ka。 查阅资料获悉:一定条件下,按=1配制的溶液中,c(H+)的值等于HAc的Ka。 对比数据发现,实验Ⅷ中pH=4.65与资料数据Ka=10-4.76存在一定差异;推测可能由物质浓度准确程度不够引起,故先准确测定HAc溶液的浓度再验证。 ①移取20.00 mL HAc溶液,加入2滴酚酞溶液,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定至终点,消耗体积为22.08 mL,则该HAc溶液的浓度为__________　 mol·L-1。  ②用上述HAc溶液和0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液,配制等物质的量的HAc与NaAc混合溶液,测定pH,结果与资料数据相符。 0.110 4 解析:①滴定过程中发生反应:HAc+NaOH══NaAc+H2O,由反应方程式可知,滴定至终点时,消耗的反应物n(HAc)=n(NaOH),则有22.08×10-3 L× 0.100 0 mol·L-1=20.00×10-3 L×c(HAc),解得c(HAc)=0.110 4 mol·L-1。 (3)小组进一步提出:如果只有浓度均约为0.1 mol·L-1的HAc和NaOH溶液,如何准确测定HAc的Ka?小组同学设计方案并进行实验。请完成下表中Ⅱ的内容。 Ⅰ 移取20.00 mL HAc溶液,用NaOH溶液滴定至终点,消耗NaOH溶液V1 mL Ⅱ __________________________________________________________,测得溶液的pH为4.76  实验总结:得到的结果与资料数据相符,方案可行。 向Ⅰ中滴定后的混合液中加入20.00 mL HAc溶液 解析:向20.00 mL的HAc溶液中加入V1 mL NaOH溶液时达到滴定终点,滴定终点的溶液中溶质为NaAc,当=1时,溶液中c(H+)的值等于HAc的Ka,因此可再向溶液中加入20.00 mL HAc溶液,使溶液中n(NaAc)=n(HAc)。 (4)根据Ka可以判断弱酸的酸性强弱。写出一种无机弱酸及其用途。 HClO:漂白剂和消毒液(或H2SO3:还原剂、防腐剂或H3PO4:食品添加剂、制药、生产肥料等) $