第9章 第1讲 弱电解质的电离平衡(教用Word)-【精微方案】2027年高考一轮总复习讲义·化学

该高中化学高考复习讲义聚焦弱电解质电离平衡核心考点，涵盖电离平衡建立与特征、外界条件影响、电离常数含义及计算等高考要求，按“概念建构-影响因素分析-判断方法总结-常数应用计算”逻辑层次组织知识，通过考点梳理（表格归纳平衡移动规律）、方法指导（弱电解质判断三角度）、真题训练（2024-2025年高考题解析）等环节，帮助学生系统突破难点。 讲义采用“问题驱动+证据推理”教学策略，如分析电离平衡移动时，设计对比实验探究加水稀释、温度变化对离子浓度的影响，培养科学思维；计算电离常数时结合电荷守恒推导，落实科学探究与实践。设置基础判断、综合计算、真题拓展分层练习，配合即时方法总结，助力学生高效掌握解题规律，为教师精准把控复习节奏提供清晰框架。

第1讲　弱电解质的电离平衡 　1.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能动态地分析电离平衡的移动。　2.理解电离平衡常数的含义，并能利用电离平衡常数进行相关计算。 考点一　弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的概念 在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到平衡状态。 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)平衡建立的过程中，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．外界条件对电离平衡的影响 以0.1 mol·L-1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移 动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH3COO－) 电离 程度 加水稀释 正向 增大 减小 减小 增大 加冰醋酸 正向 增大 增大 增大 减小 通入 HCl(g) 逆向 增大 增大 减小 减小 加醋酸 钠固体 逆向 减小 减小 增大 减小 升高温度 正向 增大 增大 增大 增大 (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)一元弱碱BOH的电离方程式为BOH===B＋＋OH-(　　) (3)电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小(　　) (4)电离平衡向右移动，电解质的电离程度不一定增大(　　) (5)25 ℃时，0.1 mol·L-1的氨水加水稀释，各离子浓度均减小(　　) 答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)√　(5)× 一、电离平衡的影响因素 1．稀氨水中存在平衡：NH3·H2O⥫⥬NH＋OH－。若要使平衡向左移动，同时使c(OH－)增大，应加入的适量物质或采取的措施是(　　) A．NH4Cl固体　　　　 B．NaOH固体 C．水 D．加热 解析：选B。加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡向左移动，c(OH－)减小，A不符合题意；加入NaOH固体，c(OH－)增大，平衡向左移动，B符合题意；加入水，平衡向右移动，c(OH－)减小，C不符合题意；电离属于吸热过程，加热，平衡向右移动，c(OH－)增大，D不符合题意。 2．(2026·菏泽模拟)室温下，向0.1 mol·L-1的醋酸溶液中加水，在此稀释过程中，下列说法正确的是(　　) A．CH3COOH的电离程度增大，溶液的酸性增强 B．醋酸的电离平衡常数Ka增大 C．增大 D．溶液中所含的H＋数目增多 解析：选D。醋酸加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大，但溶液中氢离子浓度减小，酸性减弱，故A错误；电离平衡常数是温度函数，温度不变，电离平衡常数不变，所以醋酸加水稀释时，电离平衡常数不变，故B错误；＝，加水稀释过程中，电离平衡常数不变、氢离子浓度减小，则减小，故C错误；醋酸加水稀释时，电离平衡右移，电离程度增大，溶液中所含氢离子的数目增多，故D正确。 二、弱电解质的判断方法 3．能证明蚁酸(HCOOH)是弱酸的实验事实是　(　　) A．HCOOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1 mol·L-1 HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红 C．HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2 D．常温时，0.1 mol·L-1 HCOOH溶液的pH＝2.3 解析：选D。A、B项，只能证明蚁酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；C项，只能证明蚁酸的酸性比碳酸的强，错误；D项，常温时，0.1 mol·L-1 HCOOH溶液的pH＝2.3，说明HCOOH未完全电离，能证明蚁酸是弱酸，正确。 4．在室温条件下进行下列各组实验，其中的观察要点不能说明醋酸是弱电解质的是(　　) 选项 实验方案 观察要点 A 等浓度的醋酸溶液与氢氧化钠溶液反应 恰好反应时的体积比 B 醋酸溶液中加入醋酸钠固体 溶液pH的变化 C 等体积等浓度的盐酸和醋酸溶液分别和等量镁条反应 产生H2的起始速率 D 将1 mL pH＝4的醋酸溶液加水稀释成10 mL 稀释后溶液pH 解析：选A。等浓度的醋酸溶液与氢氧化钠溶液恰好反应时体积比为1∶1，说明醋酸是一元酸，不能说明醋酸属于弱电解质，故A符合题意；醋酸溶液中加入醋酸钠固体后溶液pH增大，说明醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋H＋，加入醋酸钠固体后，平衡向左移动，证明醋酸是弱电解质，故B不符合题意；等体积等浓度的盐酸和醋酸溶液分别和等量镁条反应，盐酸产生氢气的起始速率大于醋酸溶液，说明醋酸在溶液中部分电离，为弱电解质，故C不符合题意；将1 mL pH＝4的醋酸溶液加水稀释成10 mL，溶液pH小于5，说明醋酸溶液中存在电离平衡，醋酸为弱电解质，故D不符合题意。 判断弱电解质的三个思维角度 角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。 角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。 角度三：弱电解质形成的盐类能水解。 考点二　电离平衡常数 1．电离平衡常数 (1)概念：在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度(次方)的乘积与溶液中未电离分子的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，通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数。 (2)表达式 ①一元弱酸或弱碱 物质 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离方程式 HA⥫⥬H＋＋A－ BOH⥫⥬B＋＋OH－ 电离常数表达式 Ka＝ Kb＝ ②多元弱酸(以H2CO3为例) 电离步骤 第一步电离 第二步电离 电离方程式 H2CO3⥫⥬H＋＋HCO HCO⥫⥬H＋＋CO 电离常数表达式 Ka1＝ Ka2＝ 电离常数关系 Ka1>(填“＞”或“＜”)Ka2 (3)影响因素 ①内因：相同温度下，电解质越弱，电离平衡常数越小，反之，电离平衡常数越大。 ②外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，电离平衡常数增大。 (4)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。 2．电离度 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分子总数的百分比 表示式 α＝×100%，也可表示为 α＝×100% 影响因素 (1)相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，电离度(α)越小 (2)相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，电离度(α)越大 (1)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(　　) (2)向CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，先增大后减小(　　) (3)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(　　) (4)常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸的强(　　) 答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)× 一、电离常数的应用 1．25 ℃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 解析：选A。根据“较强酸制取较弱酸”的规律，由反应①②③可得酸性：HF>HNO2>HCN，电离平衡常数：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)，B正确；结合三个电离平衡常数的相对大小推知，Ka(HF)＝6.3×10-4，Ka(HNO2)＝5.6×10-4，Ka(HCN)＝6.2×10-10，A错误；由于酸性：HF>HNO2，因此HNO2和NaF不发生反应，C正确；结合电离常数表达式可得：c2(H＋)≈Ka(HF)·c(HF)＝6.3×10-4×0.1(mol/L)2，解得c(H＋)≈8×10-3 mol/L，D正确。 2．(2025·天津九十五中模拟)已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表： 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平 衡常数 7.8× 10-5 3.7× 10-9 Ka1＝4.4×10-7 Ka2＝4.7×10-11 下列推断正确的是(　　) A.pH相同的HX、HY两种弱酸，物质的量浓度：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.H2CO3的电离平衡常数表达式：Ka1＝ 解析：选C。A项，由HX、HY两种弱酸的电离平衡常数可知，HX的电离能力大于HY的，则pH相同时物质的量浓度：HX＜HY，错误；B项，由表中电离平衡常数可知，电离能力：HX＞H2CO3＞HY＞HCO，相同条件下溶液的碱性：NaX＜NaHCO3＜NaY＜Na2CO3，错误；C项，因为电离能力：H2CO3>HY＞HCO，所以向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式为HY＋CO===HCO＋Y－，正确；D项，H2CO3的电离平衡常数表达式：Ka1＝，错误。 二、关于电离常数的计算 3．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约为1×10-7 D.HA电离出的c(H＋)为水电离出的c(H＋)的106倍 解析：选B。HA电离出的c(H＋)为0.1 mol·L-1×0.1%＝10-4 mol·L-1，该溶液的pH＝4，故A正确；温度升高促进弱酸的电离，氢离子浓度增大，pH减小，故B错误；由HA⥫⥬H＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝0.1 mol·L-1×0.1%＝10-4 mol·L-1，电离平衡常数为≈1×10-7，故C正确；HA电离出的c(H＋)为10-4 mol·L-1，水电离出的c(H＋)为 mol·L-1＝10-10 mol·L-1，所以HA电离出的c(H＋)为水电离出的c(H＋)的106倍，故D正确。 4．(1)常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二步电离，则H2CO3⥫⥬HCO＋H＋的电离常数Ka＝________(已知：10-5.60≈2.5×10-6，结果保留两位有效数字)。 (2)在25 ℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________________________________________________________。 (3)常温下，将a mol·L-1 CH3COOH溶液与b mol·L-1 Ba(OH)2 溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2+)＝c(CH3COO－)，该混合溶液中CH3COOH的电离常数Ka＝____________(用含a和b的代数式表示)。 解析：(1)H2CO3⥫⥬H＋＋HCO的电离常数Ka＝＝≈4.2×10-7。 (2)氨水与盐酸等体积混合，溶液中存在电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，又c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液显中性。NH3·H2O的电离常数Kb＝＝＝。 (3)溶液中存在电荷守恒：2c(Ba2+)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，又c(CH3COO－)＝2c(Ba2+)，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。混合后溶液中c(Ba2+)＝ mol·L-1，c(CH3COO－)＝b mol·L-1，c(CH3COOH)＝ mol·L-1，CH3COOH的电离常数Ka＝＝＝×10-7。 答案：(1)4.2×10-7　(2)中　 (3)×10-7 1．(2024·天津卷)甲胺(CH3NH2)水溶液中存在以下平衡：CH3NH2＋H2O⥫⥬CH3NH＋OH－。已知：25 ℃时，CH3NH2的Kb＝4.2×10-4，NH3·H2O的Kb＝1.8×10-5。下列说法错误的是(　　) A.CH3NH2的Kb＝ B.CH3NH2溶液中存在c(H＋)＋c(CH3NH)＝c(OH－) C.25 ℃时，0.1 mol/L NH4Cl溶液与0.1 mol/L CH3NH3Cl溶液相比，NH4Cl溶液中的c(H＋)小 D.0.01 mol/L CH3NH2溶液与相同浓度的CH3NH3Cl溶液以任意比例混合，混合液中存在c(CH3NH2)＋c(CH3NH)＝0.01 mol/L 解析：选C。由CH3NH2的电离方程式可知，CH3NH2的Kb＝，A正确；由CH3NH2的电离方程式及电荷守恒可知，CH3NH2溶液中存在c(H＋)＋c(CH3NH)＝c(OH－)，B正确；CH3NH2的Kb＝4.2×10-4，NH3·H2O的Kb＝1.8×10-5，则碱性：CH3NH2>NH3·H2O，由“越弱越水解”可得，25 ℃时，0.1 mol/L NH4Cl溶液与0.1 mol/L CH3NH3Cl溶液相比，NH4Cl溶液中的c(H＋)大，C错误；0.01 mol/L CH3NH2溶液与相同浓度的CH3NH3Cl溶液以任意比例混合，由元素守恒得，混合液中存在c(CH3NH2)＋c(CH3NH)＝0.01 mol/L，D正确。 2．(2025·海南卷改编)溶液电导率(κ)高低间接体现了电解质溶液中导电粒子的有效浓度。303 K下，硫酸质量分数与其电导率关系如下图所示。下列说法错误的是(　　) A.液态纯H2SO4存在平衡：2H2SO4⥫⥬H3SO＋HSO B.因为κ(a)＝κ(b)，所以pH(a)＝pH(b) C.电导率最大值对应浓度是构建铅酸蓄电池的重要依据 D.在一定质量分数区间(15%～20%)，硫酸电离度随质量分数增加而减小 解析：选B。液态纯H2SO4即其质量分数达到100%，此时有较小的电导率，说明液态纯H2SO4存在自耦电离平衡：2H2SO4⥫⥬H3SO＋HSO，A正确；溶液电导率(κ)高低间接体现了电解质溶液中导电粒子的有效浓度，但pH取决于溶液中氢离子的实际浓度，当硫酸的质量分数很大时，倾向于发生A项中的自耦电离形成导电微粒，而质量分数较小时，发生硫酸的完全电离，故电导率的高低与溶液的pH之间没有必然关系，B错误；电导率最大，说明电解质溶液导电性最强，铅酸蓄电池中电解质为硫酸，溶液的导电性强弱决定电池对外供电效率高低，故电导率最大值对应浓度是构建铅酸蓄电池的重要依据，C正确；当硫酸质量分数介于15%～20%时，电导率虽然始终增大，但增大的程度减小(切线斜率减小)，说明在15%～20%质量分数区间，随硫酸质量分数增加，溶液浓度增大，硫酸的电离受到抑制，电离度减小，D正确。 3．(2025·江苏卷)室温下，有色金属冶炼废渣(含Cu、Ni、Si等的氧化物)用过量的较浓H2SO4溶液酸浸后，提取铜和镍的过程如下图所示。 已知：Ka(HSO)＝1.2×10-2，Ka1(H2SO3)＝1.2×10-2，Ka2(H2SO3)＝6.0×10-8。下列说法正确的是(　　) A.较浓H2SO4溶液中：c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)　 B.NaHSO3溶液中：2HSO⥫⥬SO＋H2SO3的平衡常数K＝5.0×10-6 C.(NH4)2C2O4溶液中：c(NH3·H2O)＋c(OH－)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(H＋) D.“提铜”和“沉镍”后的两份滤液中：c提铜(Na＋)＝c沉镍(Na＋) 解析：选B。由Ka(HSO)＝1.2×10-2可知，较浓H2SO4溶液中存在电离：H2SO4===H＋＋HSO、HSO⥫⥬H＋＋SO，故较浓H2SO4溶液中存在电荷守恒：c(H＋)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(OH－)，A错误；该反应的平衡常数K＝＝·＝＝＝5.0×10-6，B正确；(NH4)2C2O4溶液中存在质子守恒：c(NH3·H2O)＋c(OH－)＝2c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(H＋)，C错误；“沉镍”过程中加入了(NH4)2C2O4溶液，n(Na＋)不变，但溶液体积增大，因此c提铜(Na＋)≠c沉镍(Na＋)，D错误。 4．(2025·广东卷)兴趣小组测定常温下苯甲酸饱和溶液的浓度c0和苯甲酸的Ka，实验如下：取50.00 mL苯甲酸饱和溶液，用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定，用pH计测得体系的pH随滴入溶液体积V变化的曲线如下图所示。 据图可得： (1)c0＝________mol·L-1。 (2)苯甲酸的Ka＝______________________________(列出算式，水的电离可忽略)。 解析：(1)由题图可知，当加入14.00 mL NaOH溶液时，苯甲酸被完全中和，则可得苯甲酸饱和溶液的浓度c0＝＝0.028 mol·L-1。(2)由题图可知，苯甲酸饱和溶液的pH为2.89，说明苯甲酸饱和溶液中c(H＋)＝c(苯甲酸根离子)＝10-2.89 mol·L-1，则苯甲酸的Ka＝。 答案：(1)0.028　(2) 学科网（北京）股份有限公司 $