第1讲 弱电解质的电离平衡【大单元精讲精练】2027届高三化学一轮复习讲义●知识清单（新高考通）

该高中化学高考复习讲义聚焦水溶液中弱电解质的电离平衡核心考点，涵盖电离平衡特征、影响因素、电离常数及电离度等内容，按“考向预测-双基自测-核心梳理-考点突破-真题再现-限时训练”逻辑架构知识体系，通过考点梳理构建认知框架，方法指导破解电离平衡移动及常数计算难点，真题训练强化高考适配性，体现复习教学的系统性与针对性。 资料突出科学思维培养，如设计强弱电解质对比实验分析电离差异，结合图像与稀释规律判断粒子浓度变化，通过基础落实与能力提升分层练习实现精准突破。限时训练与真题讲解结合，帮助学生高效掌握电离平衡综合应用，为教师把控复习节奏、提升学生应考能力提供有力支持。

大单元四 第三单元 水溶液中的离子反应与平衡 第1讲　弱电解质的电离平衡 【高考考向预测】 弱电解质的电离平衡考查电离平衡特征、电离方程式书写、强弱电解质辨析，分析浓度、温度、同离子效应等对电离平衡、电离程度、离子浓度的影响，结合电离常数进行定量判断与计算；近三年选择、原理大题频繁考查，考频极高；预测2027年侧重强弱电解质对比实验分析、电离常数综合计算，强化结合图像与稀释规律判断粒子浓度变化。 【双基自测●明考向】 1．常温下，向10 mL pH=3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中 不变。（ ） 2．对于CH3COOH⇌CH3COO-＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。（ ） 3．对于0.1 mol·L-1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH-)变小 。（ ） 4．要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法。（ ） 5．温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。（ ） 6．电离常数越大，表示该电解质电离能力越强。（ ） 7．（24-25高三上·全国·课前预习）相同温度下，电离常数越大，溶液中c(H＋)一定越大。（ ） 8．相同温度下，若Ka(HX)>Ka(HY)，则酸性：HX>HY。（ ） 9．H2CO3的电离平衡数表达式：Ka=。（ ） 10．由常温下0.1 mol·L-1一元碱BOH溶液的pH=10，可知溶液中存在BOH⇌B＋＋OH-。（ ） 【核心梳理●明考点】 考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素 1.电离平衡含义 在一定条件下(如浓度、温度等),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,达到电离平衡状态。 2.电离平衡的建立与特征 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 (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。 【考点突破●明方向】 1.把1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L,下列叙述正确的是(　　) A.c(CH3COOH)变为原来的 B.c(H+)变为原来的 C.的值增大 D.溶液的导电能力增大 2.已知硫化氢的水溶液为氢硫酸,它是一种二元弱酸。 (1)H2S溶于水的电离方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)向H2S溶液中加入少量CuSO4溶液时,电离平衡向　　　　移动,c(H+)　　　　,c(S2-)　　　　。  (3)向H2S溶液中加入NaOH固体时,电离平衡向　　　　移动,c(H+)　　　　,c(S2-)　　　　。  (4)若要增大H2S溶液中c(S2-),最好加入　　　　(答案合理即可)。  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。  判断弱电解质的两种方法 (1)弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动,如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后,1<pH<2。 (2)弱电解质形成的盐能水解,如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上,pH>7,说明CH3COONa为强碱弱酸盐,即CH3COOH为弱酸。 考点二　电离平衡常数及其应用 1.概念 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,用K(弱酸用Ka,弱碱用Kb)表示。 2.表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH++A- BOHB++OH- 电离常数表达式 Ka= Kb= 3.电离常数的影响因素 (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……,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。 【考点突破●明方向】 1.相同温度下,根据三种酸的电离常数,下列判断正确的是(　　) 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数K 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2 A.三种酸的强弱关系: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.相同温度下,1 mol·L-1 HCN溶液的电离常数大于0.1 mol·L-1HCN溶液的电离常数 2.常温下,将0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释,请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。 (1)　　　　;  (2)　　　　;  (3)　　　　;  (4)　　　　;  (5)　　　　。  3.已知25 ℃时,测得浓度为0.1 mol·L-1的碱BOH的溶液中,c(OH-)=1×10-3 mol·L-1。 (1)写出BOH的电离方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)BOH的电离平衡常数Kb=　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)某温度T ℃时,BOH的电离平衡常数为1×10-7,结合(2)的计算可知T　　　　25。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L-1,则溶液中c(B+)=　　　　 mol·L-1。  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) 考点三　电离度与电离常数的关系及计算 1.电离度 (1)概念 在一定条件下的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总分子数的百分比。 (2)表达式 α=×100%或 α=×100% (3)影响因素 温度 的影响 升高温度,电离平衡向右移动,电离度增大; 降低温度,电离平衡向左移动,电离度减小 浓度 的影响 当弱电解质溶液浓度增大时,电离度减小; 当弱电解质溶液浓度减小时,电离度增大 2.电离度与电离常数的关系——Ka=c·α2 【考点突破●明方向】 1.已知室温时,0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离,下列叙述错误的是(　　) A.该溶液的pH=4 B.升高温度,溶液的pH增大 C.此酸的电离平衡常数为1×10-7 D.HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍 2.25 ℃时,0.01 mol·L-1的HA溶液中HA的电离度为0.1%,则25 ℃时,c(H+)和Ka(HA)分别为多少?写出解题步骤　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  3.电离度可表示电解质的相对强弱,电离度α=×100%。已知25 ℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1 mol·L-1)如表所示: 编号 物质(微粒) 电离度α A 硫酸(第一步完全电离):第二步HS+H+ 10% B 硫酸氢钠溶液:HS+H+ 29% C 醋酸:CH3COOHCH3COO-+H+ 1.33% (1)25 ℃时,0.1 mol·L-1硫酸中HS的电离度,其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)醋酸的电离平衡常数Ka的表达式是　　　　,则物质的量浓度为c mol·L-1的醋酸的电离平衡常数Ka与电离度α的关系为Ka=　　　　(用含c、α的代数式表示)。  【真题再现●明考向】 1．（2026·浙江·高考真题）下列有关的说法中，不正确的是 A．是弱电解质 B．水溶液呈酸性 C．实验室用于制 D．HCl和反应制 2．（2025·天津·高考真题）苹果酸是二元弱酸，以H2A表示，常用于制造药物、糖果等。25℃时，溶液中H2A、HA-和A2-的分布系数随溶液pH变化如图。 例如：A2-的分布系数 该温度下，下列说法错误的是 A．曲线①是H2A的分布系数曲线 B．H2A的 C．反应的平衡常数 D．pH=6时，溶液中粒子浓度的大小关系为 3．（2025·四川·高考真题）是一种二元酸，是一种难溶盐。图中曲线分别表示室温下： (i)的溶液中，各物种的与的关系； (ⅱ)含的溶液中，与的关系。 下列说法正确的是 A．曲线④表示与的关系 B．(ⅰ)中时， C． D．(ⅱ)中增加，平衡后溶液中浓度之和增大 4．（2025·广东·高考真题）CuCl微溶于水，但在浓度较高的溶液中因形成和而溶解。将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含和的溶液，下列叙述正确的是 A．加水稀释，浓度一定下降 B．向溶液中加入少量NaCl固体，浓度一定上升 C．的电离方程式为： D．体系中， 5．（2024·浙江·高考真题）下列离子方程式正确的是 A．用溶液除气体： B．溶液中滴加溶液： C．溶液中通入少量： D．用溶液刻蚀覆铜板制作印刷电路板： 6．（2024·河北·高考真题）在水溶液中，可与多种金属离子形成配离子。X、Y、Z三种金属离子分别与形成配离子达平衡时，与的关系如图。 下列说法正确的是 A．的X、Y转化为配离子时，两溶液中的平衡浓度： B．向Q点X、Z的混合液中加少量可溶性Y盐，达平衡时 C．由Y和Z分别制备等物质的量的配离子时，消耗的物质的量： D．若相关离子的浓度关系如P点所示，Y配离子的解离速率小于生成速率 7.(2024·新课标卷)常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中,分布系数δ与pH的变化关系如图所示。[比如:δ(CH2ClCOO-)=] 下列叙述正确的是(　　) A.曲线M表示δ(CHCl2COO-)-pH的变化关系 B.若酸的初始浓度为0.10 mol·L-1,则a点对应的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-) C.CH2ClCOOH的电离常数Ka=10-1.3 D.pH=2.08时, 8.(2023·浙江1月选考)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 【限时训练】 （60分钟） 基础落实 选择题只有1个选项符合题意 1.下列事实一定能说明亚硝酸(HNO2)是弱电解质的是(　　) A.NaNO2溶液呈碱性 B.向HNO2溶液中滴加紫色石蕊试液,溶液呈红色 C.用HNO2溶液做导电性实验,灯泡很暗 D.10 mL 0.1 mol·L-1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液完全反应 2.液态化合物AB会发生微弱的自身电离,电离方程式为ABA++B-,在不同温度下其平衡常数K(25 ℃)=1.0×10-14,K(35 ℃)=2.1×10-14。则下列叙述正确的是(　　) A.c(A+)随温度的升高而降低 B.35 ℃时,c(A+)>c(B-) C.AB的电离程度:α(25 ℃)>α(35 ℃) D.AB的电离是吸热过程 3.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(　　) 4.已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,要使溶液中值增大,可以采取的措施是(　　) A.加少量烧碱固体 B.升高温度 C.加少量冰醋酸 D.加CH3COONa固体 5.已知:在25 ℃时,次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表: 弱电解质 电离平衡常数(Ka) HClO Ka=4.7×10-8 H2CO3 =4.2×10-7 =5.6×10-11 H2SO3 =1.54×10-2 =1.02×10-7 下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　) A.S C.HS 6.常温下。向0.01 mol·L-1的醋酸溶液中加入醋酸铵固体(其水溶液pH=7),溶液的pH随加入醋酸铵固体质量的变化曲线如图所示。下列分析正确的是(　　) A.a点:pH=2 B.b点:c(CH3COO-)>c(N) C.c点:pH可能大于7 D.a点到c点,溶液pH增大是因为醋酸铵水解显碱性 7.硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3+H2OB(OH+H+。已知常温下,Ka(H3BO3)=5.4×10-10、Ka(CH3COOH)=1.75×10-5。下列说法错误的是(　　) A.H3BO3为一元酸 B.0.01 mol·L-1 H3BO3溶液的pH≈6 C.常温下,等浓度溶液的pH:CH3COONa>NaB(OH)4 D.NaOH溶液溅到皮肤时,可用大量水冲洗,再涂上硼酸溶液 8.常温下,次氯酸电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)=,X为HClO或ClO-]与pH的关系如图所示。下列有关说法正确的是(　　) A.次氯酸的电离方程式为HClO===H++ClO- B.曲线a、b依次表示δ(ClO-)、δ(HClO)的变化 C.次氯酸电离常数Ka的数量级为10-7 D.向次氯酸溶液中加NaOH溶液,将减小 9.已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸,常温下,向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液,混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。 (1)写出亚磷酸的电离方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　、  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)图中表示pH与lg 的变化关系的是　　　　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。  (3)根据图像计算亚磷酸的=　　　　。  能力提升 10.常温下,pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC溶液,分别加水稀释至体积为V,溶液pH随lg 的变化关系如图所示,下列叙述错误的是 (　　) A.常温下:Ka(HB)>Ka(HC) B.HC的电离度:a点<b点 C.当lg =4时,三种溶液同时升高温度,减小 D.当lg =5时,HA溶液的pH为7 11.下列关于电解质的说法正确的是(　　) A.向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中减小 B.室温下向10 mL 0.1 mol·L-1的氨水中加水稀释后,溶液中不变 C.等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合: D.将浓度为0.1 mol·L-1 HF溶液加水不断稀释过程中,电离平衡常数Ka(HF)保持不变,始终增大 12.25 ℃时,用0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1的NaOH溶液,当滴加V mL CH3COOH溶液时,混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的电离常数为Ka,忽略混合时引起的溶液体积的变化,下列关系式正确的是(　　) A.Ka= C.Ka= 13.常压下,取不同浓度、不同温度的氨水测定,得到下表实验数据。 温度/℃ 0 10 20 c(NH3·H2O)/(mol·L-1) 16.56 15.16 13.63 电离常数 1.37×10-5 1.57×10-5 1.71×10-5 电离度/% 9.098 10.18 11.2 c(OH-)/(mol·L-1) 1.507×10-2 1.543×10-2 1.527×10-2 (1)温度升高,NH3·H2O的电离平衡向　　　　(填“左”或“右”)移动,能支持该结论的表中数据是　　　　(填字母)。  a.电离常数 b.电离度 c.c(OH-) d.c(NH3·H2O) (2)表中c(OH-)基本不变的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)常温下,在氨水中加入一定量的氯化铵晶体(溶液体积变化可忽略),下列说法错误的是　　　　(填字母,下同)。  A.溶液的pH增大 B.氨水的电离度减小 C.c(OH-)减小 D.c(N)减小 (4)下列做法能使氨水中的c(N)与c(OH-)比值变大的是　　　　。  A.加入固体氯化铵 B.通入少量氯化氢 C.加入少量固体氢氧化钠 学科网（北京）股份有限公司 $ 大单元四 第三单元 水溶液中的离子反应与平衡 第1讲　弱电解质的电离平衡 【高考考向预测】 弱电解质的电离平衡考查电离平衡特征、电离方程式书写、强弱电解质辨析，分析浓度、温度、同离子效应等对电离平衡、电离程度、离子浓度的影响，结合电离常数进行定量判断与计算；近三年选择、原理大题频繁考查，考频极高；预测2027年侧重强弱电解质对比实验分析、电离常数综合计算，强化结合图像与稀释规律判断粒子浓度变化。 【双基自测●明考向】 1．常温下，向10 mL pH=3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中 不变。（ ） 【答案】正确 【详解】，其中为醋酸的电离平衡常数，为水的离子积常数，二者的大小均只与温度有关。因此常温下，不变，即不变，题干说法正确。 答案为：正确。 2．对于CH3COOH⇌CH3COO-＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。（ ） 【答案】错误 【详解】电离平衡常数只受温度影响，温度不变电离平衡常数不变； 3．对于0.1 mol·L-1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH-)变小 。（ ） 【答案】正确 【详解】一水合氨的电离平衡常数K= ，加水稀释后 ，不变减小，则减小。 4．要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法。（ ） 【答案】正确 【详解】电离平衡常数是温度函数，温度不变，平衡常数不变，弱电解质的电离是吸热过程，则要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法，故正确。 5．温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。（ ） 【答案】错误 【详解】电离平衡常数为温度函数，温度不变，电离常数不变，则温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数不变，故错误。 6．电离常数越大，表示该电解质电离能力越强。（ ） 【答案】正确 【详解】电离常数表示弱电解质电离程度的大小。电离常数越大，表示该电解质电离能力越强，正确。 7．（24-25高三上·全国·课前预习）相同温度下，电离常数越大，溶液中c(H＋)一定越大。（ ） 【答案】错误 【详解】弱电解质的电离常数越大，只能说明其分子的电离程度越大。离子的浓度不仅与电离程度有关，还与弱电解质的浓度有关。 8．相同温度下，若Ka(HX)>Ka(HY)，则酸性：HX>HY。（ ） 【答案】正确 【详解】相同温度下，对于一元弱酸，酸性越强其电离平衡常数越大，因此该说法正确。 答案为：正确。 9．H2CO3的电离平衡数表达式：Ka=。（ ） 【答案】错误 【详解】二元弱酸分步电离，有两步电离平衡常数Ka1＝ 、Ka2＝，故上述说法错误。 10．由常温下0.1 mol·L-1一元碱BOH溶液的pH=10，可知溶液中存在BOH⇌B＋＋OH-。（ ） 【答案】正确 【详解】室温下，0.1mol/L一元碱BOH的pH=10，溶液中氢氧根离子浓度为，所以BOH为弱碱，电离方程式用可逆符号，正确； 【核心梳理●明考点】 考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素 1.电离平衡含义 在一定条件下(如浓度、温度等),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,达到电离平衡状态。 2.电离平衡的建立与特征 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 (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。 【考点突破●明方向】 1.把1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L,下列叙述正确的是(　　) A.c(CH3COOH)变为原来的 B.c(H+)变为原来的 C.的值增大 D.溶液的导电能力增大 【答案】C 【解析】由于加水稀释,CH3COOH的电离程度增大,故c(CH3COOH)应小于原来的,c(H+)应大于原来的,,而n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)减小,故的值增大;加水稀释后离子浓度减小,导电能力减弱。 2.已知硫化氢的水溶液为氢硫酸,它是一种二元弱酸。 (1)H2S溶于水的电离方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)向H2S溶液中加入少量CuSO4溶液时,电离平衡向　　　　移动,c(H+)　　　　,c(S2-)　　　　。  (3)向H2S溶液中加入NaOH固体时,电离平衡向　　　　移动,c(H+)　　　　,c(S2-)　　　　。  (4)若要增大H2S溶液中c(S2-),最好加入　　　　(答案合理即可)。  【答案】(1)H2SH++HS-,HS-H++S2- (2)右　增大　减小　(3)右　减小　增大 (4)NaOH固体 【解析】(2)当加入CuSO4溶液时,因发生反应:Cu2++S2-===CuS↓,平衡右移,导致c(H+)增大,但c(S2-)减小。(3)当加入NaOH固体时,因发生反应:H++OH-===H2O,平衡右移,导致c(H+)减小,但c(S2-)增大。(4)增大c(S2-)最好是加入只与H+反应的物质,可见加入强碱如NaOH固体最适宜。 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。  【答案】(1)<　(2)>　(3)<　=　(4)= 判断弱电解质的两种方法 (1)弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动,如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后,1<pH<2。 (2)弱电解质形成的盐能水解,如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa溶液滴在pH试纸上,pH>7,说明CH3COONa为强碱弱酸盐,即CH3COOH为弱酸。 考点二　电离平衡常数及其应用 1.概念 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,用K(弱酸用Ka,弱碱用Kb)表示。 2.表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HAH++A- BOHB++OH- 电离常数表达式 Ka= Kb= 3.电离常数的影响因素 (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……,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。 【考点突破●明方向】 1.相同温度下,根据三种酸的电离常数,下列判断正确的是(　　) 酸 HCN CH3COOH H3PO2 电离常数K 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2 A.三种酸的强弱关系: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.相同温度下,1 mol·L-1 HCN溶液的电离常数大于0.1 mol·L-1HCN溶液的电离常数 【答案】B 【解析】酸性越强电离平衡常数越大,三种酸的强弱关系:HCN<CH3COOH<H3PO2,故A错误;根据“强酸制弱酸”,反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生,故B正确;由电离常数可以判断,H3PO2、HCN、CH3COOH都属于弱酸,故C错误;电离平衡常数与浓度无关,相同温度下,1 mol·L-1 HCN溶液的电离常数等于0.1 mol·L-1 HCN溶液的电离常数,故D错误。 2.常温下,将0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释,请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。 (1)　　　　;  (2)　　　　;  (3)　　　　;  (4)　　　　;  (5)　　　　。  【答案】(1)变小　(2)变大　(3)变小　(4)不变　(5)不变 【解析】(1)将该式变为 或稀释时醋酸的电离平衡正向移动,n(CH3COOH)减小,n(H+)增大因而其比值变小。(2)将该式变为或稀释时醋酸的电离平衡正向移动,n(CH3COOH)减小,n(CH3COO-)增大因而其比值变大。(3)假设无限稀释,c(CH3COO-)趋近于0,极稀溶液要考虑水的电离,c(H+)趋近于10-7 mol·L-1,因此比值减小。(4)该式为醋酸的电离常数表达式,温度不变,Ka不变。(5)将该式变为,故比值不变。 3.已知25 ℃时,测得浓度为0.1 mol·L-1的碱BOH的溶液中,c(OH-)=1×10-3 mol·L-1。 (1)写出BOH的电离方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)BOH的电离平衡常数Kb=　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)某温度T ℃时,BOH的电离平衡常数为1×10-7,结合(2)的计算可知T　　　　25。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L-1,则溶液中c(B+)=　　　　 mol·L-1。  【答案】(1)BOHB++OH-　(2)1×10-5 (3)<　1×10-4 【解析】(1)因c初始(BOH)=0.1 mol·L-1,c电离(BOH)=c(B+)≈c(OH-)=1×10-3 mol·L-1,则BOH不完全电离,故电离方程式为BOHB++OH-。(2)电离平衡时,c平衡(BOH)=0.1 mol·L-1-1×10-3 mol·L-1≈0.1 mol·L-1,则电离常数Kb==1×10-5。(3)电离过程是吸热的,温度越高电离常数越大,T ℃时BOH的电离平衡常数为1×10-7<1×10-5,则T<25。电离常数Kb==1×10-7,则c(B+)=1×10-4 mol·L-1。 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) 考点三　电离度与电离常数的关系及计算 1.电离度 (1)概念 在一定条件下的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总分子数的百分比。 (2)表达式 α=×100%或 α=×100% (3)影响因素 温度 的影响 升高温度,电离平衡向右移动,电离度增大; 降低温度,电离平衡向左移动,电离度减小 浓度 的影响 当弱电解质溶液浓度增大时,电离度减小; 当弱电解质溶液浓度减小时,电离度增大 2.电离度与电离常数的关系——Ka=c·α2 【考点突破●明方向】 1.已知室温时,0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离,下列叙述错误的是(　　) A.该溶液的pH=4 B.升高温度,溶液的pH增大 C.此酸的电离平衡常数为1×10-7 D.HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍 【答案】B 【解析】HA电离出的c(H+)为0.1 mol·L-1×0.1%=10-4 mol·L-1,则pH=4,故A正确;温度升高促进弱酸的电离,氢离子浓度变大,则pH变小,故B错误;由HAH++A-,c(H+)=c(A-)=0.1 mol·L-1×0.1%=10-4 mol·L-1,则电离平衡常数为≈10-7,故C正确;HA电离出的c(H+)为10-4 mol·L-1,水电离产生的氢离子浓度为 mol·L-1=10-10 mol·L-1,则由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍,故D正确。 2.25 ℃时,0.01 mol·L-1的HA溶液中HA的电离度为0.1%,则25 ℃时,c(H+)和Ka(HA)分别为多少?写出解题步骤　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  【答案】c(H+)=0.01 mol·L-1×0.1%=1×10-5 mol·L-1,Ka(HA)==10-8。 3.电离度可表示电解质的相对强弱,电离度α=×100%。已知25 ℃时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1 mol·L-1)如表所示: 编号 物质(微粒) 电离度α A 硫酸(第一步完全电离):第二步HS+H+ 10% B 硫酸氢钠溶液:HS+H+ 29% C 醋酸:CH3COOHCH3COO-+H+ 1.33% (1)25 ℃时,0.1 mol·L-1硫酸中HS的电离度,其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)醋酸的电离平衡常数Ka的表达式是　　　　,则物质的量浓度为c mol·L-1的醋酸的电离平衡常数Ka与电离度α的关系为Ka=　　　　(用含c、α的代数式表示)。  【答案】(1)硫酸的第一步电离产生的氢离子抑制了硫酸氢根离子的电离 (2)Ka= 【解析】(1)硫酸中,硫酸第一步、第二步均电离出氢离子,第一步电离出的氢离子抑制了第二步的电离,而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子的电离不受抑制。(2)CH3COOH在溶液中存在电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,则Ka=;醋酸溶液中c(H+)=c(CH3COO-)=cα mol·L-1,则Ka=。 本讲感悟 疑点:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  盲点:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  【真题再现●明考向】 1．（2026·浙江·高考真题）下列有关的说法中，不正确的是 A．是弱电解质 B．水溶液呈酸性 C．实验室用于制 D．HCl和反应制 【答案】A 【详解】A．NH4Cl是离子化合物，在水溶液中完全电离，属于强电解质，A错误； B．NH4Cl水溶液中水解产生H+，使溶液呈酸性，B正确； C．实验室中常用NH4Cl与Ca(OH)2加热反应制取NH3，C正确； D．HCl和NH3直接反应生成NH4Cl，是制备NH4Cl的常用方法，D正确； 故选A。 2．（2025·天津·高考真题）苹果酸是二元弱酸，以H2A表示，常用于制造药物、糖果等。25℃时，溶液中H2A、HA-和A2-的分布系数随溶液pH变化如图。 例如：A2-的分布系数 该温度下，下列说法错误的是 A．曲线①是H2A的分布系数曲线 B．H2A的 C．反应的平衡常数 D．pH=6时，溶液中粒子浓度的大小关系为 【答案】C 【分析】存在电离平衡：，，随升高，的分布系数减小，为曲线①，的分布系数先增大后减小，为曲线②，的分布系数增大，为曲线③；根据图示，时，时，，同理：。 【详解】A．由分析可知，随着pH升高，的分布系数逐渐减小，故①为的分布系数曲线，A正确； B．由分析可知，时，，即，，B正确； C．反应的平衡常数 ，C错误； D．pH=6时，由图像可知，分布系数大于，分布系数极小，故，D正确； 故选C。 3．（2025·四川·高考真题）是一种二元酸，是一种难溶盐。图中曲线分别表示室温下： (i)的溶液中，各物种的与的关系； (ⅱ)含的溶液中，与的关系。 下列说法正确的是 A．曲线④表示与的关系 B．(ⅰ)中时， C． D．(ⅱ)中增加，平衡后溶液中浓度之和增大 【答案】B 【分析】是一种二元酸，随着增大，逐渐减小，先增大后减小，逐渐增大；含的溶液中，随着增大，逆移，逐渐增大，导致逆移，逐渐减小，但由于平衡移动的程度不大，因此变化不大；据此可得曲线①表示与的关系，曲线②表示与的关系，曲线③表示与的关系，曲线④表示与的关系； 【详解】A．根据分析，曲线④表示与的关系，A错误； B．由曲线可得，， (ⅰ)中时，，B正确； C．，由图可知，时，，，则，因此，C错误； D．(ⅱ)中增加，平衡不移动，不变，则均不变，因此平衡后溶液中浓度之和不变，D错误； 故选B。 4．（2025·广东·高考真题）CuCl微溶于水，但在浓度较高的溶液中因形成和而溶解。将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含和的溶液，下列叙述正确的是 A．加水稀释，浓度一定下降 B．向溶液中加入少量NaCl固体，浓度一定上升 C．的电离方程式为： D．体系中， 【答案】A 【详解】A．加水稀释，溶液体积变大，浓度一定下降，A正确； B．加入NaCl会增加Cl⁻浓度，可能促使转化为，浓度不一定上升，B错误； C．H[CuCl2]应电离为H+和，而非分解为Cu+和Cl-，电离方程式错误，C错误； D．电荷守恒未考虑的电荷数，电荷守恒应为，D错误； 故选A。 5．（2024·浙江·高考真题）下列离子方程式正确的是 A．用溶液除气体： B．溶液中滴加溶液： C．溶液中通入少量： D．用溶液刻蚀覆铜板制作印刷电路板： 【答案】D 【详解】A．H2S在离子方程式中应以化学式保留，正确的离子方程式为Cu2++H2S=CuS↓+2H+，A项错误； B．酸性条件下会将H2SO3氧化成H2SO4，Ba2+与形成BaSO4沉淀，滴加少量Ba(NO3)2时的离子方程式为Ba2++2+3H2SO3=BaSO4↓+2NO↑+2+4H++H2O，滴加足量Ba(NO3)2时的离子方程式为3Ba2++2+3H2SO3=3BaSO4↓+2NO↑+4H++H2O，B项错误； C．电离平衡常数：Ka1(H2CO3) ＞Ka(HClO) ＞Ka2(H2CO3)，Cl2与水反应生成的HClO与NaHCO3不反应，正确的离子方程式为Cl2+=Cl-+HClO+CO2，C项错误； D．Cu与FeCl3溶液反应生成CuCl2、FeCl2，反应的离子方程式为Cu+2Fe3+=Cu2++2Fe2+，D项正确； 答案选D。 6．（2024·河北·高考真题）在水溶液中，可与多种金属离子形成配离子。X、Y、Z三种金属离子分别与形成配离子达平衡时，与的关系如图。 下列说法正确的是 A．的X、Y转化为配离子时，两溶液中的平衡浓度： B．向Q点X、Z的混合液中加少量可溶性Y盐，达平衡时 C．由Y和Z分别制备等物质的量的配离子时，消耗的物质的量： D．若相关离子的浓度关系如P点所示，Y配离子的解离速率小于生成速率 【答案】B 【详解】A．的X、Y转化为配离子时，溶液中，则，根据图像可知，纵坐标约为时，溶液中，则溶液中的平衡浓度：，A错误； B．Q点时，即，加入少量可溶性Y盐后，会消耗形成Y配离子，使得溶液中减小(沿横坐标轴向右移动)，与曲线在Q点相交后，随着继续增大，X对应曲线位于Z对应曲线上方，即，则，B正确； C．设金属离子形成配离子的离子方程式为金属离子配离子，则平衡常数，，即，故X、Y、Z三种金属离子形成配离子时结合的越多，对应曲线斜率越大，由题图知，曲线斜率：，则由Y、Z制备等物质的量的配离子时，消耗的物质的量：，C错误； D．由P点状态移动到形成Y配离子的反应的平衡状态时，不变，增大，即增大、c(Y配离子)减小，则P点状态Y配离子的解离速率>生成速率，D错误； 本题选B。 7.(2024·新课标卷)常温下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的两种溶液中,分布系数δ与pH的变化关系如图所示。[比如:δ(CH2ClCOO-)=] 下列叙述正确的是(　　) A.曲线M表示δ(CHCl2COO-)-pH的变化关系 B.若酸的初始浓度为0.10 mol·L-1,则a点对应的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-) C.CH2ClCOOH的电离常数Ka=10-1.3 D.pH=2.08时, 【答案】D 【解析】—Cl为吸电子基,则CH2ClCOOH的酸性弱于CHCl2COOH,故Ka(CH2ClCOOH)<Ka(CHCl2COOH)。调pH时,CHCl2COOH溶液中CHCl2COOH分布系数减小的趋势快,CHCl2COO-分布系数增大的趋势快,CH2ClCOOH溶液中CH2ClCOOH分布系数减小的趋势缓慢,CH2ClCOO-分布系数增大的趋势缓慢,故曲线M表示δ(CH2ClCOO-)-pH的变化关系,A错误;根据Ka(CHCl2COOH)=,初始c0(CHCl2COOH)=0.1 mol·L-1,若溶液中溶质只有CHCl2COOH,则c(CHCl2COO-)=c(H+)≈=10-1.15 mol·L-1,但a点对应的c(H+)=0.1 mol·L-1,说明此时溶液中加入了酸性更强的酸,根据电荷守恒,c(H+)>c(CHCl2COO-)+c(OH-),B错误;Ka(CH2ClCOOH)=,当c(CH2ClCOOH)=c(CH2ClCOO-)时,Ka(CH2ClCOOH)=c(H+)≈10-2.8,同理,Ka(CHCl2COOH)=10-1.3,C错误;,pH=2.08时,δ(CH2ClCOO-)=0.15,δ(CHCl2COO-)=0.85,故,D正确。 8.(2023·浙江1月选考)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 【答案】D 【解析】A项,由图可知,R3N溶液呈碱性,溶液中存在平衡R3N+H2OR3NH++OH-,故A正确;B项,由电离常数公式可知,。当溶液pH为5时,废水中=18,故B正确;C项,由图可知,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,溶液中氢离子浓度增大,甲酸的电离被抑制,溶液中甲酸根离子浓度减小,与R3NH+作用的数目减小,故C正确;D项,废水中存在平衡R3N+H2OR3NH++OH-,当废水初始pH大于5时,平衡向左移动,离子交换树脂活性成分主要以R3N形态存在,故D错误。 高考热点总结　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  【限时训练】 （60分钟） 基础落实 选择题只有1个选项符合题意 1.下列事实一定能说明亚硝酸(HNO2)是弱电解质的是(　　) A.NaNO2溶液呈碱性 B.向HNO2溶液中滴加紫色石蕊试液,溶液呈红色 C.用HNO2溶液做导电性实验,灯泡很暗 D.10 mL 0.1 mol·L-1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液完全反应 【答案】A 【解析】紫色石蕊溶液呈红色说明HNO2为酸,不能说明HNO2部分电离,则不能说明HNO2为弱电解质,B错误;用HNO2溶液做导电性实验,灯泡很暗,说明溶液中离子浓度很小,不能说明HNO2部分电离,所以不能证明HNO2为弱电解质,C错误;10 mL 0.1 mol·L-1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液完全反应,说明HNO2为一元酸,不能说明HNO2部分电离,所以不能证明HNO2为弱电解质,D错误。 2.液态化合物AB会发生微弱的自身电离,电离方程式为ABA++B-,在不同温度下其平衡常数K(25 ℃)=1.0×10-14,K(35 ℃)=2.1×10-14。则下列叙述正确的是(　　) A.c(A+)随温度的升高而降低 B.35 ℃时,c(A+)>c(B-) C.AB的电离程度:α(25 ℃)>α(35 ℃) D.AB的电离是吸热过程 【答案】D 【解析】升高温度,K增大,说明AB的电离程度增大,所以c(A+)随着温度的升高而增大,A项错误;根据题给信息,无法推出35 ℃时,c(A+)>c(B-),B项错误;升高温度,K增大,AB的电离程度增大,所以AB的电离程度:α(25 ℃)<α(35 ℃),C项错误;升高温度,平衡向吸热反应方向移动,AB的电离程度增大,则AB的电离是吸热过程,D项正确。 3.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 【解析】乙酸和一氯乙酸均显弱酸性。弱酸的浓度越大,在水中的电离度越小,排除C项、D项。电离平衡常数:CH3COOH<CH2ClCOOH,而电离平衡常数越大,表明酸性越强,电离度越大,排除A项,故选B项。 4.已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,要使溶液中值增大,可以采取的措施是(　　) A.加少量烧碱固体 B.升高温度 C.加少量冰醋酸 D.加CH3COONa固体 【答案】B 【解析】加入烧碱固体,反应生成CH3COO-浓度变大,,则值减小,A不符合题意;弱电解质的电离为吸热过程,加热促进电离,则增大,B符合题意;加少量冰醋酸,醋酸浓度增大,弱电解质的浓度越大,电离程度越小,则值减小,C不符合题意;加CH3COONa,由于CH3COO-对CH3COOH的电离起到抑制作用,则值减小,D不符合题意。 5.已知:在25 ℃时,次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表: 弱电解质 电离平衡常数(Ka) HClO Ka=4.7×10-8 H2CO3 =4.2×10-7 =5.6×10-11 H2SO3 =1.54×10-2 =1.02×10-7 下列微粒在溶液中不能大量共存的是(　　) A.S C.HS 【答案】C 【解析】根据表中电离平衡常数可知,酸性:H2SO3>H2CO3>HS;根据“较强酸制取较弱酸”的复分解反应规律,判断溶液中微粒能否大量共存。由于酸性:HS,则S不能反应,可以大量共存,A不符合题意;酸性:HClO>HC,则ClO-、HC不能反应,可以大量共存,B不符合题意;由于酸性:HS,则HS,不能大量共存,C符合题意;由于酸性:H2CO3>HClO,HClO、HC不能反应,可以大量共存,D不符合题意。 6.常温下。向0.01 mol·L-1的醋酸溶液中加入醋酸铵固体(其水溶液pH=7),溶液的pH随加入醋酸铵固体质量的变化曲线如图所示。下列分析正确的是(　　) A.a点:pH=2 B.b点:c(CH3COO-)>c(N) C.c点:pH可能大于7 D.a点到c点,溶液pH增大是因为醋酸铵水解显碱性 【答案】B 【解析】醋酸是弱电解质,0.01 mol·L-1的醋酸溶液中c(H+)<0.01 mol·L-1,则溶液的pH>2,A错误。b、c点为CH3COOH和CH3COONH4的混合溶液,而CH3COONH4溶液显中性,CH3COOH电离使溶液显酸性,则混合溶液的pH<7,即b点溶液中c(H+)>c(OH-),结合电荷守恒推知,c(CH3COO-)>c(N),B正确,C错误。a点到c点,溶液的pH增大,其原因是醋酸是弱电解质,溶液中存在电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+,向醋酸溶液中加入醋酸铵固体,c(CH3COO-)增大,醋酸的电离平衡逆向移动,则溶液中的c(H+)减小,溶液的pH增大,常温下,醋酸铵的水溶液pH=7,即醋酸铵溶液显中性,D错误。 7.硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3+H2OB(OH+H+。已知常温下,Ka(H3BO3)=5.4×10-10、Ka(CH3COOH)=1.75×10-5。下列说法错误的是(　　) A.H3BO3为一元酸 B.0.01 mol·L-1 H3BO3溶液的pH≈6 C.常温下,等浓度溶液的pH:CH3COONa>NaB(OH)4 D.NaOH溶液溅到皮肤时,可用大量水冲洗,再涂上硼酸溶液 【答案】C 【解析】根据题意可知H3BO3只存在一步电离,所以为一元酸,A正确;设0.01 mol·L-1 H3BO3溶液中c(H+)=x mol·L-1,则c[B(OH]也可近似认为等于x mol·L-1,则有Ka(H3BO3)==5.4×10-10,解得x≈2.3×10-6,所以pH≈6,B正确;Ka(H3BO3)<Ka(CH3COOH),所以B(OH的水解程度更大,浓度相同时硼酸钠碱性更强,则等浓度溶液的pH:CH3COONa<NaB(OH)4,C错误。 8.常温下,次氯酸电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)=,X为HClO或ClO-]与pH的关系如图所示。下列有关说法正确的是(　　) A.次氯酸的电离方程式为HClO===H++ClO- B.曲线a、b依次表示δ(ClO-)、δ(HClO)的变化 C.次氯酸电离常数Ka的数量级为10-7 D.向次氯酸溶液中加NaOH溶液,将减小 【答案】D 【解析】次氯酸是弱电解质,电离方程式为HClOH++ClO-,故A错误;次氯酸是弱酸,随着pH的增大,HClO逐渐减少,ClO-逐渐增多,故曲线a、b依次表示δ(HClO)、δ(ClO-)的变化,故B错误;次氯酸的Ka=,在a、b的交点处,c(ClO-)=c(HClO),Ka=10-7.5,所以Ka的数量级为10-8,故C错误;向次氯酸溶液中加NaOH溶液,随着碱性增强,HClO逐渐减少,ClO-逐渐增多,故将减小,故D正确。 9.已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸,常温下,向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液,混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示。 (1)写出亚磷酸的电离方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　、  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)图中表示pH与lg 的变化关系的是　　　　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。  (3)根据图像计算亚磷酸的=　　　　。  【答案】(1)H3PO3H2P+H+　(2)Ⅰ　(3)10-1.4 【解析】,,且,由图像可知,在相同时,Ⅱ对应的c(H+)较大,为第一步电离,Ⅰ对应的c(H+)较小,为第二步电离,选用Ⅱ中的特殊点B计算,=10×10-2.4=10-1.4。 能力提升 10.常温下,pH均为2、体积均为V0的HA、HB、HC溶液,分别加水稀释至体积为V,溶液pH随lg 的变化关系如图所示,下列叙述错误的是 (　　) A.常温下:Ka(HB)>Ka(HC) B.HC的电离度:a点<b点 C.当lg =4时,三种溶液同时升高温度,减小 D.当lg =5时,HA溶液的pH为7 【答案】D 【解析】由题图可知,HA为强电解质,HB、HC为弱电解质;起始时三者均为pH=2的溶液,均稀释1×103倍时,由a点HC溶液的pH小于c点HB溶液的pH可知,HB的酸性强于HC,则Ka(HB)>Ka(HC),A正确;由a点→b点为加水稀释HC溶液的过程,HCH++C-电离平衡向右移动,故电离度:a点<b点,B正确;lg =4时,由于HA为强酸,在溶液中全部电离,升高温度时c(A-)不变,HC为弱酸,升高温度时c(C-)增大,故减小,C正确;因为HA为酸,无限稀释时,其溶液的pH仍小于7,故D错误。 11.下列关于电解质的说法正确的是(　　) A.向0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中减小 B.室温下向10 mL 0.1 mol·L-1的氨水中加水稀释后,溶液中不变 C.等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合: D.将浓度为0.1 mol·L-1 HF溶液加水不断稀释过程中,电离平衡常数Ka(HF)保持不变,始终增大 【答案】B 【解析】B项,NH3·H2O的电离常数Kb=,温度不变,Kb不变,正确;C项,H2CO3电离常数,同一溶液中c(H+)相等,而,则,错误;D项,0.1 mol·L-1的HF溶液加水稀释,c(F-)趋近于0,而c(H+)趋于10-7 mol·L-1,故变小,错误。 12.25 ℃时,用0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1的NaOH溶液,当滴加V mL CH3COOH溶液时,混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的电离常数为Ka,忽略混合时引起的溶液体积的变化,下列关系式正确的是(　　) A.Ka= C.Ka= 【答案】A 【解析】混合溶液的pH=7,说明醋酸过量,混合溶液中c(CH3COOH)≈ mol·L-1,根据电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)及c(H+)=c(OH-)可得,c(Na+)=c(CH3COO-)= mol·L-1,则Ka=,则V=,A项正确。 13.常压下,取不同浓度、不同温度的氨水测定,得到下表实验数据。 温度/℃ 0 10 20 c(NH3·H2O)/(mol·L-1) 16.56 15.16 13.63 电离常数 1.37×10-5 1.57×10-5 1.71×10-5 电离度/% 9.098 10.18 11.2 c(OH-)/(mol·L-1) 1.507×10-2 1.543×10-2 1.527×10-2 (1)温度升高,NH3·H2O的电离平衡向　　　　(填“左”或“右”)移动,能支持该结论的表中数据是　　　　(填字母)。  a.电离常数 b.电离度 c.c(OH-) d.c(NH3·H2O) (2)表中c(OH-)基本不变的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)常温下,在氨水中加入一定量的氯化铵晶体(溶液体积变化可忽略),下列说法错误的是　　　　(填字母,下同)。  A.溶液的pH增大 B.氨水的电离度减小 C.c(OH-)减小 D.c(N)减小 (4)下列做法能使氨水中的c(N)与c(OH-)比值变大的是　　　　。  A.加入固体氯化铵 B.通入少量氯化氢 C.加入少量固体氢氧化钠 【答案】(1)右　a　(2)氨水浓度降低,使c(OH-)减小,而温度升高,使c(OH-)增大,双重作用使c(OH-)基本不变　(3)AD　(4)AB 【解析】(3)加入NH4Cl晶体(溶液体积变化可忽略),c(N)增大,电离平衡左移,c(OH-)将减小,pH减小,氨水的电离度将减小,A、D错误。(4)加入固体氯化铵时c(N)增大,电离平衡左移,c(OH-)减小,增大,A正确;通入少量氯化氢时c(OH-)减小,电离平衡右移,c(N)增大,增大,B正确;加入少量固体氢氧化钠,溶液中c(OH-)增大,电离平衡左移,c(N)减小,减小,C错误。 学科网（北京）股份有限公司 $