第01讲 电离平衡（复习讲义）（全国通用）2027年高考化学一轮复习讲练测

该高中化学高考复习讲义聚焦电离平衡核心考点，涵盖弱电解质电离平衡、电离度与电离常数、强酸弱酸比较等内容，按“概念-影响因素-应用”逻辑构建知识框架，通过考点梳理、方法指导、真题训练等环节，帮助学生系统掌握电离平衡理论及解题范式。 讲义突出科学思维与科学探究，如设计弱电解质证明实验培养探究能力，通过电离常数计算建模提升逻辑思维，设置分层变式题和真题溯源模块，助力学生在有限时间内突破难点，为教师把控复习节奏、提升学生应考能力提供有力支持。

第01讲 电离平衡 内容导航 01 命题透视·考情前瞻 对标素养，研判高考命题趋势 02 思维建模·脉络梳理 搭建知识框架，构建系统思维 03 考点精讲·靶向突破 拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 弱电解质的电离平衡 知识解构 知识点1 弱电解质的电离平衡概念 ∣ 知识点2 影响电离平衡的因素 考向破译 考向1 考查弱电解质的判断及溶液导电性 ∣ 考向2 考查电离平衡的影响因素 解题妙招1 强电解质和弱电解质的证明实验(以证明某酸(HA)为弱酸为例) 解题妙招2 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 考点二 电离度、电离平衡常数 知识解构 知识点1 电离常数 ∣ 知识点2 电离度 知识点3 自偶电离 考向破译 考向1 考查电离常数概念及应用 ∣ 考向2 考查电离常数的计算 解题妙招1 电离常数的4大应用 解题妙招2 电离常数计算的思维建模 考点三 强酸(碱)和弱酸(碱)的比较 知识解构 知识点1 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较 ∣ 知识点2 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较∣ 知识点3 pH与稀释倍数的线性关系 ∣ 知识点4 判断HA为一元弱酸的常用方法 考向破译 考向1 考查酸或碱溶液的起始浓度相同的稀释比较 ∣ 考向2 考查酸或碱溶液的起始pH相同的稀释比较 解题妙招1相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸稀释的图象比较 解题妙招2 相同体积、相同pH的盐酸、醋酸稀释的图象比较 04 真题溯源·考向感知 溯源真题逻辑，感知高考考向 命题透视·考情前瞻 ——对标素养，研判高考命题趋势 考情梳理--三年真题 考向梳理 核心考点 2026年 2025年 2024年 弱电解质的电离平衡 广东卷T12，4 甘肃卷T14，3分 湖南卷T13，3分 新课标卷T7，6分 河北卷T11，3分 电离平衡常数及其应用 浙江1月卷T15，3分 全国卷T13，6分 江苏卷T12，3分 江苏卷T12，3分 考向解读--洞悉趋势 精准预判 ►命题解码： 1．从考查题型和内容上看，高考命题以选择题和非选择题呈现，考查内容主要有以下两个方面： (1)以弱酸、弱碱为载体，考查溶液pH、电离平衡影响因素、离子浓度关系等。 (2)以电解质溶液曲线为载体，考查电离常数的计算、离子浓度关系等。 2．从命题思路上看，侧重以电解质溶液图像、化工流程为载体，根据图像进行电离常数的计算、运用电离常数进行相关计算。 3．根据高考命题的特点和规律，复习时要注意以下几个方面： (1)比较电解质的强弱。并结合图像说明。 (2)依据电离平衡移动理论，解释离子浓度的变化。 (3)有关电离平衡常数的计算。 (4)比较同浓度(或同pH)弱电解质溶液的离子浓度大小。 (5)强化电离平衡理论的理解，运用化学平衡移动原理和化学平衡常数对电离平衡进行定性和定量分析。 (6)强化电离平衡常数的运用，特别是电离常数的计算以及电解质溶液图像的分析，能够试图求K。 ►复习目标： 1．准确区分电解质、非电解质，强电解质、弱电解质的定义及本质差异(电离是否完全)，能举例判断常见物质类别(如酸、碱、盐、水、有机物的电解质属性)。 2．理解电离平衡的定义(弱电解质在水溶液中电离速率与结合速率相等的状态)、特征(逆、等、动、定、变)，并与能规范书写弱电解质的电离方程式(含可逆符号)，尤其是多元弱酸(如 H₂CO₃、H₂S)的分步电离方程式，明确 “分步电离、一步比一步难” 的特点。 3．理解电离度(α)的概念(α= 已电离的弱电解质浓度 / 初始浓度 ×100%)，知道其与浓度、温度的关系(稀释促进电离，α 增大；升温促进电离，α 增大)，能进行简单计算(非复杂定量，但需明确逻辑)。化学平衡概念形成关联。 4.了解电离平衡常数的含义和应用；掌握电离平衡常数的相关计算。 思维建模·脉络梳理 ——搭建知识框架，构建系统思维 考点精讲·靶向突破 ——拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 弱电解质的电离平衡 知●识●解●构 知识点1 弱电解质的电离平衡概念 1.弱电解质 (1)概念 ①强电解质：溶于水后能_______电离的电解质 ②弱电解质：溶于水后只能_______电离的电解质 得分速记 (1)酸碱盐都是电解质，在水中都能电离出离子。在相同条件下，根据不同电解质在水溶液中电离程度的大小，可将电解质分为强电解质和弱电解质。 (2)强电解质是完全电离，弱电解质是部分电离。强酸、强碱、大部分盐属于强电解质。  (3)弱酸、弱碱属于弱电解质；水属于极弱的电解质。 (2)与化合物类型的关系： ①强电解质主要是大部分_______化合物及某些_______化合物，如强酸(H2SO4、HNO3)、强碱(KOH、NaOH)和绝大多数盐。 ②弱电解质主要是某些_______化合物，如弱酸(CH3COOH、HClO)、弱碱、水和极少数盐[(CH3COO)2Pb]。 (3)强电解质与弱电解质的判断 ①从结构判断：离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物(如强酸、强碱和大部分盐类)是_______电解质。某些具有弱极性键的共价化合物(如弱酸、弱碱和水等)是_______电解质。 ②从在水中能否完全电离判断。全部电离的是_______电解质，部分电离的是_______电解质。 得分速记 (1)电解质的强弱与溶液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没有必然联系，一般强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的化合物不一定是强电解质，如HF是弱电解质。 2.弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的定义：在一定条件下(如温度、压强等)，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_______时，电离过程达到了平衡。 (2)电离平衡的建立与特征 ①开始时，v(电离)_______，而v(结合)为_______。 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_______状态。 (3)电离平衡的特征 ①逆(可逆性)：电离平衡的前提是可逆过程。只有_______电解质的电离才存在平衡，因为_______电解质不能完全电离，其分子电离成离子的同时，离子会重新结合成分子，存在“电离”与“结合”的可逆过程(如：CH3COOH⇌CH3COO-+H+)。强电解质(如强酸、强碱、大部分盐)的电离是完全的，不存在可逆性，因此无电离平衡。 ②等(速率相等)：达到平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率(正反应速率，v₊)与离子重新结合成分子的速率(逆反应速率，v₋)相等，即______________。此时，从宏观上看，离子浓度和分子浓度______________，但微观上电离和结合的过程仍在持续。 ③动(动态平衡)：电离平衡是一种动态平衡，而非静止状态。即使达到平衡，弱电解质的电离(分子→离子)和离子的结合(离子→分子)仍在不断进行，只是两者的速率相等，宏观上表现为各物质的浓度______________。 ④定(浓度恒定)：平衡状态下，溶液中弱电解质分子的浓度、电离出的各离子浓度______________。但需注意：______________，分子浓度与离子浓度_______相等(如CH3COOH电离平衡时，c(CH3COOH)_______c(H+)和c(CH3COO-))。 ⑤变(条件改变，平衡移动)：电离平衡是相对的、有条件的平衡。当外界条件(如温度、浓度、加入同离子物质等)发生改变时，原有的平衡状态被破坏，_______，平衡会向_______条件改变的方向移动，直至建立新的平衡。例如：升温会促进弱电解质电离(吸热过程)，平衡向电离方向移动；向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体(增加CH3COO-浓度)，平衡向结合方向移动(抑制电离)。 ⑥电离过程是_______的。 ⑦弱电解质在溶液中的电离都是_______的。在弱电解质溶液中，由于存在电离平衡只有一部分分子发生电离，绝大多数以分子形式存在，离子和分子之间存在电离平衡，即___________、_______共存，决定了它在离子方程式书写中要写成______________。 3.弱电解质的电离方程式 (1)弱电解质的电离方程式的书写用“_______”表示。如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2O____________、CH3COOH 的电离方程式为CH3COOH______________。 (2)多元弱酸是_______电离的，电离程度逐步减弱，可_______书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是H2CO3______________，HCO______________。 (3)多元弱碱的电离也是_______进行的，但是一般按______________的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3______________。 (4)弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，即“强中有弱”，如NaHCO3的电离方程式：NaHCO3===______________，HCO______________。 知识点2 影响电离平衡的因素 1.内因：弱电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时______________的大小。 2.外因 (1)温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程_______，因此升高温度，电离平衡向______________移动，电离程度_______。 (2)浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向______________移动，但电离程度_______；稀释溶液时，电离平衡向______________移动，且电离程度_______，但往往会使溶液中离子的浓度_______。 (3)同离子效应：加入与弱电解质具有______________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，如下所示： (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______________移动，如向CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小，CH3COOH的电离平衡______________，电离程度____________。 3.示例 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka 加水稀释 _______ _______ _______ _______ _______ 加入少量冰醋酸 _______ _______ _______ _______ _______ 通入HCl(g) _______ _______ _______ _______ _______ 加NaOH(s) _______ _______ _______ _______ _______ 加CH3COONa(s) _______ _______ _______ _______ _______ 加入镁粉 _______ _______ _______ _______ _______ 升高温度 _______ _______ _______ _______ _______ 得分速记 (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。弱电解质溶液稀释过程中并不是所有离子浓度都减小。 (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●向●破●译 考向1 考查弱电解质的判断及溶液的导电性 例1(2026·辽宁沈阳三诊)下列事实不能证明HCOOH是弱电解质的是( ) ①常温滴入石蕊溶液，HCOOH溶液显红色 ②相同条件下，用等浓度的HCl和HCOOH溶液做导电实验，后者灯泡暗 ③等浓度、等体积的盐酸和HCOOH溶液中和碱时，中和碱的能力相同 ④0.1mol·L-1 的HCOOH溶液pH=3 ⑤HCOOH能与Fe反应放出H2 ⑥c(H＋)=0.1mol·L-1的HCOOH溶液稀释至1000倍， pH＜4 A．②④⑥ B．①③⑤ C．④⑤ D．①②④ 解题妙招 强电解质和弱电解质的证明实验(以证明某酸(HA)为弱酸为例) 实验方法 结论 (1)测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸 (2)测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸 (3)相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电性 导电性相同，HA为强酸；导电性弱于盐酸，HA为弱酸 (4)往同浓度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn粒或CaCO3固体 开始反应速率相同，HA为强酸；开始反应速率比盐酸慢，HA为弱酸 (5)测相同pH的HA与HCl稀释相同倍数前后的pH变化 pH变化倍数相同，HA为强酸；pH变化倍数小于盐酸，HA为弱酸 【变式1】【变载体】某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　) A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1NaR溶液的pH=7，则HR是弱酸 B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1HR溶液的pH>2且pH<7，则HR是弱酸 C．25 ℃时，若测得HR溶液的pH=a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH=b，b-a<1，则HR是弱酸 D．25 ℃时，若测得NaR溶液的pH=a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH=b，a>b，则HR是弱酸 【变式2】【变载体—电导率】(2026·广东深圳标准学术诊断性测试)等温()下不同浓度硝酸溶液的电导率()关系如下图。下列叙述正确的是( ) A．可以借助测定溶液的电导率快速掌握硝酸溶液的质量分数 B．与稀释定律一致，溶液浓度越高，硝酸的电离度也就越小 C．纯硝酸电导率不等于零，源于：2HNO3[NO2+]+[NO3-]+H2O D．浓硝酸的粘度加大致使离子迁移速率变慢，使电导率不规则下降 【变式3】【新考法—电导率数据处理】分别测定不同浓度NaCl溶液、HCl溶液和CH3COOH溶液的电导率(σ)数值，测定结果的数据处理如下表。 溶液 σ0.02 σ0.01 σ0.005 σ0.01：σ0.02 σ0.005：σ0.01 NaCl溶液 4839 2478 1252 51.2% 50.5% HCl溶液 10958 5593 2797 51.0% 50.0% CH3COOH溶液 267 182 126 68.2% 69.2% 已知：σ0.02代表0.02mol·L-1溶液的电导率数值；其他条件相同时，电导率越大，溶液导电性越好。 下列说法不正确的是( ) A．仅由σ0.02的数据不能说明三种电解质的强弱 B．表中数据不能说明同等条件下H+与Na+的导电能力强弱 C．σ比值数据能说明CH3COOH存在电离平衡 D．CH3COOH溶液的σ数据能说明溶液越稀，CH3COOH的电离程度越大 考向2 考查电离平衡的影响因素 例2(2026·广东广州二模)HF水溶液中存在平衡：HFH++F-  K1=7×10-4，HF+F-HF2-  K2=5。下列关于0.1mol·L-1HF的叙述正确的是( ) A．体系中，c(F-)+c(HF)+c(HF2-)=0.1mol·L-1 B．往溶液中加入NaF固体，c(HF2)-增大 C．向溶液中通入HCl气体，c(F-)增大 D．加水稀释，c(F-)与c(HF)的比值减小 解题妙招 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 (1)加水稀释时，溶液中不是所有离子的浓度都减小；稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H+)减小，c(OH-)增大。 (2)电离平衡右移，电离程度不一定增大，如增大弱电解质的浓度，使电离平衡向右移动，但电离程度减小。 (3)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO-+H+，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 (4)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H+)都比原平衡时要小。 【变式1】【变载体】5℃时，对于pH=2的CH3COOH溶液，下列判断不正确的是( ) A．加水稀释，电离平衡正向移动，溶液中所有离子浓度都减小 B．通入少量HCl气体，电离平衡逆向移动，c(CH3COO-)减小，Ka不变 C．加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动，c(H+)增大，电离度减小 D．升高温度，电离平衡正向移动，c(H+)增大，pH减小 【变式2】【新情境—乳酸】乳酸是一种重要的化工原料，可用于制备聚乳酸(PLA)生物可降解性塑料。已知常温下，乳酸的电离常数。下列有关说法正确的是( ) A．乳酸稀溶液加水稀释的过程中，溶液中减小 B．在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，乳酸的电离平衡逆向移动，变小 C．恒温下，在乳酸稀溶液中滴加少量溶液，乳酸的电离常数 D．常温下，体积为的醋酸溶液和乳酸溶液分别加水稀释至1000mL，若稀释后溶液的pH：醋酸<乳酸，则电离常数：醋酸<乳酸 【变式3】【新考法—隔膜分析】某平衡体系如图，隔膜允许NH3·H2O通过，不允许NH4+和OH-通过。设溶液中，且隔膜两侧的溶液体积相同。下列说法正确的是(已知：室温下Kb(NH3·H2O)=1.0×10-5，lg2=0.3)( ) A．水的电离程度：溶液A＜溶液B B．溶液A中： C．向溶液A中通入一定量NH3，重新平衡后，溶液B的pH保持不变 D．撤去隔膜使溶液A与溶液B充分混合，所得溶液的pH约为10.7 考点二 电离度、电离平衡常数 知●识●解●构 知识点1 电离常数 1．电离常数的概念 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。对于一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的_____________________，与_____________________之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸用_______表示，弱碱用_______表示)。 2．电离常数的表达式 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数 ①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝______________。例如：3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝______________； ②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝______________。例如：NH3·H2ONH＋OH－，Kb＝______________。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数 ①多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数，这些电离常数各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以区别。例如25 ℃时，H2CO3的电离分两步： H2CO3H＋＋HCO，Ka1＝______________＝4.5×10－7， HCOH＋＋CO，Ka2＝______________＝4.7×10－11。 ②一般多元弱酸或多元弱碱各步电离常数的大小为Ka1_______Ka2，Kb1_______Kb2，因此，多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)主要由______________决定(八字诀：分步进行，一步定性)。 3.电离常数的特点 (1)电离平衡常数与_______有关，与_______无关，升高_______，K值_______。 (2)电离平衡常数反映弱电解质的______________，K越_______，表示弱电解质越_______电离，酸性或碱性越_______。 例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH_______。 (3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是______________，故其酸性取决于______________。 4．电离常数(K)的的意义 (1)一定温度下，电离常数越_______，弱电解质的电离程度越_______。 (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_______，其酸性或碱性越_______。 5．电离常数的影响因素 ①内因：弱电解质______________。 ②外因：温度越_______，K值越_______。 得分速记 (1)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数都是定值。 (2)电离常数只与温度有关，而不受粒子浓度的影响。由于电解质的电离过程吸热，故电离常数随着温度的升高而增大。 (3)电离平衡常数表达式中离子浓度指达到平衡时溶液中存在的离子浓度，不一定是弱电解质自身电离的，可以对比水的离子积去掌握。 6．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的______________，相同温度下，电离常数越_______，酸性(或碱性)越_______。 (2)判断复分解反应______________，一般符合“______________”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa_______。 (3)计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝______________，弱碱溶液中c(OH－)＝______________。 (4)判断溶液微粒浓度比值的变化 利用温度不变，电离常数不变来判断。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)_______，Ka_______，则_______。 知识点2 电离度X 1.电离度的概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，____________的电解质分子数占______________的百分比。 2.电离度的表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 3.电离度的意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越_______，弱电解质的电离程度越_______。 4.电离度的影响因素 (1)内因：弱电解质______________。 (2)外因： ①相同温度下，同一弱电解质，浓度越_______，其电离度(α)越_______。 ②相同浓度下，同一弱电解质，温度越_______，其电离度(α)越_______。 5.电离度和电离常数的关系：______________。 知识点3 自偶电离 1.定义：自偶电离是指_______分子通过自身相互作用发生质子(或电子)转移，形成阴阳离子的可逆过程。在这一过程中，分子既作为 “_______”(提供质子或电子)，又作为 “_______”(接受质子或电子)，是极性溶剂(或纯物质)中普遍存在的现象。其核心特征是 “分子间的自我电离平衡”，且电离程度通常较______________。 2.条件：只要是液态_______共价分子化合物就可发生自偶电离，在部分酸的浓水溶液(如_______)也可发生类似反应。分子的极性越强则自偶电离的程度越_______。 3.本质：基于分子的极性与质子(或电子)的可转移性。极性分子中存在_______键(如 O-H、N-H、F-H 等)，键中的氢原子易作为质子(H+)转移，而分子中的电负性原子(如 O、N、F)因含_______电子，可接受_______，从而发生分子间的_______转移。 4.特点： ①可逆性：存在电离平衡，如 “分子阳离子 + 阴离子”； ②平衡常数小：多数自偶电离程度低，平衡常数(如离子积)通常较小(如水的 Kw=1×10-14，25℃)； ③溶剂依赖性：不同极性溶剂的自偶电离形式和平衡常数差异显著。 5.常见自偶电离 自偶电离不限于水，所有极性溶剂(或纯极性物质)在液态时均可能发生，以下是典型例子： (1)水的自偶电离(最基础的实例)水分子中 O 原子电负性强，O-H 键极性大，易发生质子转移： H2O+H2O______________，通常简化为：H2O______________。 其平衡常数称为离子积Kw =c(H＋)·c(OH－，25℃时Kw = 1×10－14，仅与温度有关(升温Kw增大)。 (2)液态氨的自偶电离氨分子(NH3)中 N 原子含孤对电子，可接受质子，发生自偶电离： NH3+NH3______________(氨基负离子)，其离子积KNH3 =c(NH4+)·c(NH2-)，25℃时约为______________，电离程度_______水。 (3)液态氟化氢(HF)的自偶电离HF 分子中 F 电负性极强，H 易质子化，自偶电离为： 2HF_______(一氟合二氢离子)+_______(氟离子) (4)乙醇(CH3CH2OH)的自偶电离作为极性有机溶剂，乙醇的自偶电离较弱：CH3CH2OH+CH3CH2OH______________(乙氧基鎓离子)+______________(乙氧基负离子) 6.自偶电离的重要应用 自偶电离是理解溶液性质(尤其是非水溶液)的核心基础，其应用贯穿化学理论与实际场景： (1)溶液酸碱性的本质依据(以水为核心)：水的自偶电离是溶液酸碱性定义的基础： ①中性溶液：c(H＋)_______c(OH－)=1×10－7 mol/L(25℃)； ②酸性溶液：c(H＋)_______c(OH－)(酸电离出H＋，抑制水的自偶电离)； ③碱性溶液：c(H＋)_______c(OH－)(碱电离出OH－，抑制水的自偶电离)。 ④pH 计算(pH =_______)也基于水的自偶电离平衡，是分析溶液酸碱性的核心工具。 (2)非水溶剂中酸碱理论的扩展(质子理论) 根据布朗斯特-劳里质子理论，“酸是质子给体，碱是质子受体”，而自偶电离产生的离子是判断非水溶剂中酸碱的关键： ①在液态氨中，NH4+是 “_______”(可给出_______)，NH2-是 “_______”(可接受______)。例如，NH4Cl在液态氨中表现为_______(提供NH4+)，NaNH2表现为_______(提供NH2-)； ②在液态 HF 中，H2F+是_______，F-是_______，SbF5(强路易斯酸)可与F+结合，促进 HF 自偶电离，_______其酸性(如 “超酸” 体系的构建)。 (3)解释溶剂的导电性与离子反应 纯极性溶剂(如纯水、液态氨)的导电性极弱，因自偶电离产生的离子浓度低；但加入电解质后，离子浓度增大，导电性增强。例如： ①水的微弱导电性源于自偶电离的_______和_______； ②液态氨中溶解NH4Cl后，NH4+和Cl-浓度增加，导电性______________。 (4)工业与实验中的溶剂选择利用 不同溶剂的自偶电离特性调控反应环境： ①在有机合成中，乙醇的自偶电离可提供弱酸性(______________)或弱碱性(______________-)环境，适用于酸碱催化反应； ②液态氨作为溶剂时，因自偶电离产生的_______是强亲核试剂，可促进某些亲核取代反应(如烷基卤的_______。 (5)理解电解质的溶解与电离 ①强电解质在极性溶剂中完全电离，本质是溶剂分子通过自偶电离提供的______________稳定离子(如Na+与H2O结合为水合离子)； ②弱电解质的电离平衡则与溶剂的______________相互影响(如弱酸在水中的电离受H+浓度抑制)。 考●向●破●译 考向1 考查电离常数概念及应用 例1(2026·陕西师大附中高三模拟预测)某科研团队在常温下模拟一种乙酰水杨酸(用HA表示，Ka=10-3.0)药物在人体吸收模式的示意图如下： 假设离子不会穿过组织薄膜，未电离的HA则可自由穿过该膜。当达到平衡时，下列说法错误的是( ) A．血浆中HA电离程度比胃中大 B．血浆中 C．在胃中 D． 解题妙招 电离常数的4大应用 判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如：常温下，CH3COOH的Ka＝1．8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。 则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO 判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。如：利用上面电离常数的数值可知等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa 判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如：利用上面中电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑ 判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则变大 【变式1】【变载体】已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平衡常数/mol·L－1 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 下列推断正确的是(　　) A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX＞HY B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．结合H＋的能力：CO＞Y－＞X－＞HCO D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 【变式2】【新情境—环境保护】(2026·河北NT20名校联合体高三联考)天然气中含有的H2S会腐蚀管道设备，开采天然气后须及时除去H2S。在此过程中会产生大量含硫废水(其中硫元素的主要化合价是-2价)，对设备、环境等造成严重危害。已知：ⅰ．H2S有剧毒；常温下溶解度为1：2.6(体积)；ⅱ．碳酸的电离平衡常数：Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11 ；ⅲ．H2S、HS-、S2－在水溶液中的物质的量分数随pH的分布曲线如下图。 下列说法正确的是( ) A．用蒸馏水稀释0.1 mol/L的氢硫酸，不变 B．常温下，向H2S溶液中加入CuSO4溶液，S2－浓度减小，H2S的电离常数减小 C．当pH≈8时，含硫废水中H2S、HS-的浓度比是 D．用过量的Na2CO3溶液吸收天然气中H2S的离子方程式为：H2S+CO32-=HCO3-+HS-，该反应对应的化学平衡常数K≈2.13×103 【变式3】【新考法—结合图象】(2026·陕西榆林临门一卷)常温下，将NaOH溶液分别滴入等浓度的三氯乙酸(CCl3COOH)和一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液中，两溶液中pH与微粒浓度比值的对数的变化关系如图所示。 下列叙述正确的是( ) A．曲线Ⅱ表示pH与的变化关系 B．曲线Ⅰ表示该酸的Ka=1.0×102.86 C．中和等体积等pH的两种酸时，一氯乙酸消耗溶液的体积更大 D．加水稀释一氯乙酸溶液时减小 考向2 考查电离常数的计算 例2(2026·四川成都三模)室温下，甘氨酸在水溶液中有四种型体，以下图中G+、、G0和G-表示。逐级电离出H+，一级电离同时产生了和，对应平衡常数；二级电离时和均可继续产生，对应平衡常数。下列说法错误的是( ) A．K1= Ka+Kb B．Kd=5.0×105mol·L-1 C．随pH增大而增大 D．K2的数量级为10-10 解题妙招 电离常数计算的思维建模 (1)已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数 　　 　HX　 H+　+　X- 起始： c(HX)　　 0　 　0 平衡： c(HX)-c(H+)　 c(H+) c(H+) 则K=。由于弱酸只有极少一部分电离，c(H+)的数值很小，因此可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)。则K=，代入数值求解即可。 (2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+) HX　　　H+　+　X- 起始： c(HX)　　 0　　　0 平衡： c(HX)-c(H+)　 c(H+) c(H+)　 则K=。由于K值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则c(H+)=，代入数值求解即可。 【变式1】【变考法】(2026·安徽滁州考前学情检测)常温下，某二元酸H2A、HA-、A2-溶液中H2A、HA-、A2-的分布分数[如]与溶液pH的关系如图所示。常温下，下列说法错误的是( ) A．曲线b代表HA-的分布分数曲线 B．H2A、HA-、A2-的二级电离常数为10-9.77 C．HA-+H2OH2A+OH- 的平衡常数为10-11.67 D．M、N两点溶液中均存在 【变式2】【变情境—谷氨酸】(2026·河南郑州二模)谷氨酸(，简写为H2R)在强酸性溶液中氨基被质子化为 H3R+，此时谷氨酸可看作三元酸。调节pH可使溶液中的谷氨酸以电中性的两性离子形式存在，此时溶液的pH为该氨基酸的pI(等电点)，且等电点处谷氨酸的溶解度最低。在水溶液中存在如下平衡：H3R+H2RHR-R2-。分布系数 δ(N)与pH的变化关系如图所示(其中N代表 H3R+、H2R、HR-、R2-)。 已知：a、b、c三点的横坐标分别为2.2、4.3、9.7。市售味精谷氨酸单钠(NaHR)含量大于99.0%。下列说法错误的是( ) A．曲线Ⅰ对应的离子是H3R+ B．在等电点分离谷氨酸时，pH=3.25 C．谷氨酸质子化为H3R+的平衡常数为10-2.2 D．由谷氨酸制备谷氨酸单钠(NaHR)，pH要控制在6.0～7.0 【变式3】【新情境—水相与有机相】(2026·四川内江二模)弱酸H2A在水相和有机相中存在平衡：H2A(aq)H2A(环己烷)，平衡常数为Kd 。25℃时，向0.1mol·L-1 H2A环己烷溶液中加入等体积的水进行萃取，用NaOH(s)或HCl(g)调节水溶液pH。测得水溶液中c(H2A)、c(HA-)、c(A2-)、环己烷中H2A的浓度[]与水相萃取率随pH的变化关系如图。 已知：①H2A在环己烷中不电离；②忽略体积变化。下列说法错误的是( ) A．曲线ⅲ表示c(H2A)，曲线V表示c(A2-) B．水相中反应2HA-H2A+A2-的平衡常数K=103 C．Kd = 4 D．当pH =5时，体系中 考点三 强酸(碱)和弱酸(碱)的比较 知●识●解●构 知识点1 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较 1．相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 比较项目 酸 c(H＋) pH 中和碱的能力 与活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 盐酸 _______ _______ _______ _______ _______ _______ _______ 醋酸溶液 _______ _______ _______ 2．相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 比较项目 酸 c(H＋) 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 盐酸 _______ _______ _______ _______ _______ _______ 醋酸溶液 _______ _______ _______ 知识点2 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图象的比较 1．相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH____ 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水____ 2．相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH____ 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水____ 知识点3 pH与稀释倍数的线性关系 分析：(1)HY为____酸，HX为____酸 (2)a、b两点的溶液中：c(X-)____c(Y-) (3)水的电离程度：____________ 分析：(1)MOH为____碱，ROH为____碱 (2)起始时，c(ROH)____c(MOH) (3)水的电离程度：____________ 知识点4 判断HA为一元弱酸的常用方法 1．常温下，测量NaA溶液的pH，若pH____7，则证明HA为一元弱酸。 2．取10-amol/L的HA溶液，测其pH____a，证明HA为弱酸。 3．测NaA的溶液中各离子的浓度若c(Na+)____(A-)，证明HA为弱酸。 4．取amol/LHA溶液与amol/LnaOH溶液等体积混合，测其pH____7(常温)，证明HA为弱酸。 5．若已知两相同pH同体积的两瓶酸液，加等体积的进行稀释，测其pH，pH变化____的为更弱的酸。 6．若已知两相同pH同体积的两瓶酸液，加水稀释到相同的pH，加水____的为更弱的酸。 7．若已知pH=a的HA某酸溶液和pH=a的另一某HB酸溶液，在HA溶液中加少量固体NaA，在HB溶液中加少量固体NaB，若HA中pH________，则HA为强酸，而HB中pH变化____，则HB为弱酸。 考●向●破●译 考向1 考查酸或碱溶液的起始浓度相同的稀释比较 例1常温下，将V0mL浓度均为0.1mol/L的三种一元酸HX、HY、HZ分别稀释至VmL。溶液的pH与的关系如图所示。下列有关说法正确的是( ) A．三种酸的酸性： B．常温下，HX的电离常数约为 C．等物质的量浓度的NaY、NaZ溶液中，水的电离程度： D．等物质的量浓度的HY与NaOH溶液按体积比2：1混合，混合溶液中 解题妙招 相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸稀释的图象比较 (1)加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。 (2)加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多。 【变式1】【变考法】(2026·河北保定高三期中)分别取100 mL 0.1mol·L-1 的两种一元酸HX和HY的溶液，加入足量的镁粉，充分反应后，收集到H2的体积分别为VHX和VHY。下列说法错误的是( ) A．相同条件下，VHX=VHY B．若开始时v(HX)＞v(HY)，则HX一定是强酸 C．若开始时v(HX)＞v(HY)，则酸性HX>HY D．向反应后的溶液中加入足量氢氧化钠溶液，生成的沉淀质量相等 【变式2】【新情境】0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液与0.1 mol·L－1的HCl溶液分别稀释相同的倍数，随着水的加入，溶液中c(H+)变化曲线正确的是( ) A． B． C． D． 【变式3】【新考法】已知：NH2OH、苯酚分别为一元弱碱和一元弱酸。25℃时，将10mL浓度均为0.1mol·L-1的NH2OH。苯酚两种溶液分别加水稀释的曲线如图所示，V是溶液体积(mL)。pOH=-lgc(OH-)。下列说法正确的是( ) A．曲线m为NH2OH溶液加水稀释的曲线 B．lgV=1时，水的电离程度：NH2OH>苯酚 C．同浓度同体积的NH2OH和苯酚混合后溶液显酸性 D．电离常数：Kb(NH2OH)>Ka(苯酚) 考向2 考查酸或碱溶液的起始pH相同的稀释比较 例225 ℃时，分别稀释pH=11的Ba(OH)2溶液和氨水，溶液pH的变化如下图所示。 已知：Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5 mol·L-1. 下列说法错误的是( ) A．若35 ℃时分别稀释上述两种溶液，则图中Ⅰ、Ⅱ曲线将比原来靠近 B．保持25 ℃不变，取A、B两点对应的溶液等体积混合后，pH=9 C．由水电离产生的c(H＋)：A点=B点 D．曲线Ⅰ上任意点对应的溶液中，=1.8×10-5 mol·L-1 解题妙招 相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸的图象比较 (1)加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。 (2)加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。 【变式1】【变载体】在25℃下，稀释CH3COOH和某酸HA的溶液，溶液pH变化的曲线如图所示，其中V1表示稀释前的体积，V2表示稀释后的体积，下列说法错误的是( ) A．，两种酸溶液pH相同时，c(HA)＜c(CH3COOH) B．a、b两点中，水的电离程度a小于b C．25℃时，等浓度的CH3COONa与NaA溶液中，c(A-)＜c(CH3COO-) D．曲线上a、b两点中，的比值一定相等 【变式2】【新情境】常温下，将pH相同、体积均为V0的NaOH溶液和MOH(一元弱碱)溶液分别加水稀释至V，pH随的变化如图所示。下列说法正确的是( ) A．曲线Ⅰ表示NaOH溶液 B．未稀释前， C．a，c两点溶液的离子总浓度相同 D．加水稀释过程中，逐渐增大 【变式3】【变载体】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．的电离度：a点< b点 C．当时，升高温度，减小 D．恰好中和均为2、体积均为V0的三种酸溶液，消耗的NaOH溶液一样多 真题溯源·考向感知 ——溯源真题逻辑，感知高考考向 1．(2026·浙江1月卷，15，3分)已知：下，。Cu(OH)2(s)+2CH3COOH(aq)Cu2+(aq)+2CH3COO-(aq)+2H2O(l) K。过量Cu(OH)2与xmol·L-1CH3COOH充分反应至平衡，平衡时，不考虑反应前后溶液体积变化，下列说法正确的是( ) A．K=8×102 B．c(Cu2+)＞1.0×10-3mol·L-1 C．平衡时，溶液呈弱碱性 D．x＞1.0×10-3mol·L-1 2．(2025·浙江1月卷，15，3分)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 3．(2025•广东卷，12，4分)CuCl微溶于水，但在Cl-浓度较高的溶液中因形成[CuCl2]-和[CuCl3]2-而溶解。将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含成[CuCl2]-和[CuCl3]2-的溶液，下列叙述正确的是( ) A．加水稀释，[CuCl3]2-浓度一定下降 B．向溶液中加入少量NaCl固体，[CuCl2]-浓度一定上升 C．H[CuCl2]的电离方程式为：H[CuCl2]=H++Cu++2Cl- D．体系中，c(H＋)+c(Cu+)=c(OH―)+c(Cl－)+c([CuCl2]-)+c([CuCl3]2-) 4．(2025·江苏卷，12，3分)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所示。 已知：Ka(HSO4-)=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(SO42-)+c(OH―) B．NaHSO3溶液中：的平衡常数 C．(NH4)2C2O4溶液中： D．“提铜”和“沉镍”后的两份滤液中： 5．(2025·甘肃卷，13，3分)下列实验操作能够达到目的的是( ) 选项 实验操作 目的 A 测定0.01mol/L某酸溶液的pH是否为2 判断该酸是否为强酸 B 向稀Fe2(SO4)3溶液滴入几滴浓硫酸，观察溶液颜色变化 探究H+对Fe3+水解的影响 C 向AgNO3溶液先滴入几滴NaCl溶液，再滴入几滴NaI溶液，观察沉淀颜色变化 比较AgCl和AgI的Ksp大小 D 将氯气通入Na2S溶液，观察是否产生淡黄色沉淀 验证氯气的氧化性 6．(2025·全国新课标卷，7，6分)总浓度为的水溶液中存在平衡：HF H++F-、HF+-HF2-。溶液中c(HF)、c(HF2-)、c(F-)与关系如下图所示。下列叙述正确的是( ) A．M、N分别为c(HF)~ pH、c(HF2-)~ pH关系曲线 B． C．溶液中 D．pH=1的溶液中 2 / 3 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第01讲 电离平衡 内容导航 01 命题透视·考情前瞻 对标素养，研判高考命题趋势 02 思维建模·脉络梳理 搭建知识框架，构建系统思维 03 考点精讲·靶向突破 拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 弱电解质的电离平衡 知识解构 知识点1 弱电解质的电离平衡概念 ∣ 知识点2 影响电离平衡的因素 考向破译 考向1 考查弱电解质的判断及溶液导电性 ∣ 考向2 考查电离平衡的影响因素 解题妙招1 强电解质和弱电解质的证明实验(以证明某酸(HA)为弱酸为例) 解题妙招2 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 考点二 电离度、电离平衡常数 知识解构 知识点1 电离常数 ∣ 知识点2 电离度 知识点3 自偶电离 考向破译 考向1 考查电离常数概念及应用 ∣ 考向2 考查电离常数的计算 解题妙招1 电离常数的4大应用 解题妙招2 电离常数计算的思维建模 考点三 强酸(碱)和弱酸(碱)的比较 知识解构 知识点1 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较 ∣ 知识点2 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较∣ 知识点3 pH与稀释倍数的线性关系 ∣ 知识点4 判断HA为一元弱酸的常用方法 考向破译 考向1 考查酸或碱溶液的起始浓度相同的稀释比较 ∣ 考向2 考查酸或碱溶液的起始pH相同的稀释比较 解题妙招1相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸稀释的图象比较 解题妙招2 相同体积、相同pH的盐酸、醋酸稀释的图象比较 04 真题溯源·考向感知 溯源真题逻辑，感知高考考向 命题透视·考情前瞻 ——对标素养，研判高考命题趋势 考情梳理--三年真题 考向梳理 核心考点 2026年 2025年 2024年 弱电解质的电离平衡 广东卷T12，4 甘肃卷T14，3分 湖南卷T13，3分 新课标卷T7，6分 河北卷T11，3分 电离平衡常数及其应用 浙江1月卷T15，3分 全国卷T13，6分 江苏卷T12，3分 江苏卷T12，3分 考向解读--洞悉趋势 精准预判 ►命题解码： 1．从考查题型和内容上看，高考命题以选择题和非选择题呈现，考查内容主要有以下两个方面： (1)以弱酸、弱碱为载体，考查溶液pH、电离平衡影响因素、离子浓度关系等。 (2)以电解质溶液曲线为载体，考查电离常数的计算、离子浓度关系等。 2．从命题思路上看，侧重以电解质溶液图像、化工流程为载体，根据图像进行电离常数的计算、运用电离常数进行相关计算。 3．根据高考命题的特点和规律，复习时要注意以下几个方面： (1)比较电解质的强弱。并结合图像说明。 (2)依据电离平衡移动理论，解释离子浓度的变化。 (3)有关电离平衡常数的计算。 (4)比较同浓度(或同pH)弱电解质溶液的离子浓度大小。 (5)强化电离平衡理论的理解，运用化学平衡移动原理和化学平衡常数对电离平衡进行定性和定量分析。 (6)强化电离平衡常数的运用，特别是电离常数的计算以及电解质溶液图像的分析，能够试图求K。 ►复习目标： 1．准确区分电解质、非电解质，强电解质、弱电解质的定义及本质差异(电离是否完全)，能举例判断常见物质类别(如酸、碱、盐、水、有机物的电解质属性)。 2．理解电离平衡的定义(弱电解质在水溶液中电离速率与结合速率相等的状态)、特征(逆、等、动、定、变)，并与能规范书写弱电解质的电离方程式(含可逆符号)，尤其是多元弱酸(如 H₂CO₃、H₂S)的分步电离方程式，明确 “分步电离、一步比一步难” 的特点。 3．理解电离度(α)的概念(α= 已电离的弱电解质浓度 / 初始浓度 ×100%)，知道其与浓度、温度的关系(稀释促进电离，α 增大；升温促进电离，α 增大)，能进行简单计算(非复杂定量，但需明确逻辑)。化学平衡概念形成关联。 4.了解电离平衡常数的含义和应用；掌握电离平衡常数的相关计算。 思维建模·脉络梳理 ——搭建知识框架，构建系统思维 考点精讲·靶向突破 ——拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 弱电解质的电离平衡 知●识●解●构 知识点1 弱电解质的电离平衡概念 1.弱电解质 (1)概念 ①强电解质：溶于水后能完全电离的电解质 ②弱电解质：溶于水后只能部分电离的电解质 得分速记 (1)酸碱盐都是电解质，在水中都能电离出离子。在相同条件下，根据不同电解质在水溶液中电离程度的大小，可将电解质分为强电解质和弱电解质。 (2)强电解质是完全电离，弱电解质是部分电离。强酸、强碱、大部分盐属于强电解质。  (3)弱酸、弱碱属于弱电解质；水属于极弱的电解质。 (2)与化合物类型的关系： ①强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，如强酸(H2SO4、HNO3)、强碱(KOH、NaOH)和绝大多数盐。 ②弱电解质主要是某些共价化合物，如弱酸(CH3COOH、HClO)、弱碱、水和极少数盐[(CH3COO)2Pb]。 (3)强电解质与弱电解质的判断 ①从结构判断：离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物(如强酸、强碱和大部分盐类)是强电解质。某些具有弱极性键的共价化合物(如弱酸、弱碱和水等)是弱电解质。 ②从在水中能否完全电离判断。全部电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质。 得分速记 (1)电解质的强弱与溶液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没有必然联系，一般强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的化合物不一定是强电解质，如HF是弱电解质。 2.弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的定义：在一定条件下(如温度、压强等)，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，电离过程达到了平衡。 (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)电离平衡的特征 ①逆(可逆性)：电离平衡的前提是可逆过程。只有弱电解质的电离才存在平衡，因为弱电解质不能完全电离，其分子电离成离子的同时，离子会重新结合成分子，存在“电离”与“结合”的可逆过程(如：CH3COOH⇌CH3COO-+H+)。强电解质(如强酸、强碱、大部分盐)的电离是完全的，不存在可逆性，因此无电离平衡。 ②等(速率相等)：达到平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率(正反应速率，v₊)与离子重新结合成分子的速率(逆反应速率，v₋)相等，即v₊=v₋≠0。此时，从宏观上看，离子浓度和分子浓度不再变化，但微观上电离和结合的过程仍在持续。 ③动(动态平衡)：电离平衡是一种动态平衡，而非静止状态。即使达到平衡，弱电解质的电离(分子→离子)和离子的结合(离子→分子)仍在不断进行，只是两者的速率相等，宏观上表现为各物质的浓度不再改变。 ④定(浓度恒定)：平衡状态下，溶液中弱电解质分子的浓度、电离出的各离子浓度保持恒定(不随时间变化)。但需注意：“恒定”不等于“相等”，分子浓度与离子浓度不一定相等(如CH3COOH电离平衡时，c(CH3COOH)远大于c(H+)和c(CH3COO-))。 ⑤变(条件改变，平衡移动)：电离平衡是相对的、有条件的平衡。当外界条件(如温度、浓度、加入同离子物质等)发生改变时，原有的平衡状态被破坏，v₊≠v，平衡会向减弱条件改变的方向移动，直至建立新的平衡。例如：升温会促进弱电解质电离(吸热过程)，平衡向电离方向移动；向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体(增加CH3COO-浓度)，平衡向结合方向移动(抑制电离)。 ⑥电离过程是吸热的。 ⑦弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。在弱电解质溶液中，由于存在电离平衡只有一部分分子发生电离，绝大多数以分子形式存在，离子和分子之间存在电离平衡，即分子、离子共存，决定了它在离子方程式书写中要写成分子形式。 3.弱电解质的电离方程式 (1)弱电解质的电离方程式的书写用“”表示。如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2ONH＋OH－、CH3COOH 的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋。 (2)多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是H2CO3H＋＋HCO3-，HCOH＋＋CO32-。 (3)多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (4)弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，即“强中有弱”，如NaHCO3的电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO3-，HCOH＋＋CO32-。 知识点2 影响电离平衡的因素 1.内因：弱电解质本身的性质，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 (1)温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程吸热，因此升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。 (2)浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电离程度增大，但往往会使溶液中离子的浓度减小。 (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，如下所示： (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，如向CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小，CH3COOH的电离平衡正向移动，电离程度增大。 3.示例 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 不变 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 不变 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 不变 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 不变 加入镁粉 向右 减小 减小 增强 不变 升高温度 向右 增大 增大 增强 增大 得分速记 (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。弱电解质溶液稀释过程中并不是所有离子浓度都减小。 (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●向●破●译 考向1 考查弱电解质的判断及溶液的导电性 例1(2026·辽宁沈阳三诊)下列事实不能证明HCOOH是弱电解质的是( ) ①常温滴入石蕊溶液，HCOOH溶液显红色 ②相同条件下，用等浓度的HCl和HCOOH溶液做导电实验，后者灯泡暗 ③等浓度、等体积的盐酸和HCOOH溶液中和碱时，中和碱的能力相同 ④0.1mol·L-1 的HCOOH溶液pH=3 ⑤HCOOH能与Fe反应放出H2 ⑥c(H＋)=0.1mol·L-1的HCOOH溶液稀释至1000倍， pH＜4 A．②④⑥ B．①③⑤ C．④⑤ D．①②④ 【答案】B 【解析】①常温滴入石蕊溶液，HCOOH溶液显红色能证明HCOOH溶液显酸性，但不能说明是弱酸，不能证明HCOOH是弱电解质，①符合题意；②相同条件下，用等浓度的HCl和HCOOH溶液，HCOOH溶液灯泡暗说明溶液中电离出的离子少，可证明HCOOH是弱电解质，②不符合题意；③等浓度、等体积的盐酸和HCOOH溶液中和碱时，中和碱的能力与强弱无关，无法证明HCOOH是弱电解质，③符合题意；④0.1mol·L-1的HCOOH溶液pH=3，说明溶液中的c(H＋)＜0.1mol/L，说明HCOOH不完全电离，是弱电解质，④不符合题意；⑤HCOOH能与Fe反应放出H2，只能说明HCOOH是酸，无法证明其是弱电解质，⑤符合题意；⑥c(H＋)=0.1mol·L-1的HCOOH溶液稀释至1000倍，若HCOOH是强电解质，稀释后c(H＋)=0.1×104mol·L-1，pH=4，实验测得 pH＜4，说明HCOOH是弱电解质，稀释促进其电离出氢离子，使pH＜4，⑥不符合题意；综上，符合题意的为①③⑤，故选B。 解题妙招 强电解质和弱电解质的证明实验(以证明某酸(HA)为弱酸为例) 实验方法 结论 (1)测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA为强酸；pH>2，HA为弱酸 (2)测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸 (3)相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电性 导电性相同，HA为强酸；导电性弱于盐酸，HA为弱酸 (4)往同浓度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn粒或CaCO3固体 开始反应速率相同，HA为强酸；开始反应速率比盐酸慢，HA为弱酸 (5)测相同pH的HA与HCl稀释相同倍数前后的pH变化 pH变化倍数相同，HA为强酸；pH变化倍数小于盐酸，HA为弱酸 【变式1】【变载体】某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　) A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1NaR溶液的pH=7，则HR是弱酸 B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1HR溶液的pH>2且pH<7，则HR是弱酸 C．25 ℃时，若测得HR溶液的pH=a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH=b，b-a<1，则HR是弱酸 D．25 ℃时，若测得NaR溶液的pH=a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH=b，a>b，则HR是弱酸 【答案】B 【解析】25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1NaR溶液的pH=7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A项错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1HR的溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H+)<0.01 mol·L-1，所以HR未完全电离，HR为弱酸，B项正确；假设HR为强酸，取pH=6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得此时溶液pH<7，C项错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D项错误。 【变式2】【变载体—电导率】(2026·广东深圳标准学术诊断性测试)等温()下不同浓度硝酸溶液的电导率()关系如下图。下列叙述正确的是( ) A．可以借助测定溶液的电导率快速掌握硝酸溶液的质量分数 B．与稀释定律一致，溶液浓度越高，硝酸的电离度也就越小 C．纯硝酸电导率不等于零，源于：2HNO3[NO2+]+[NO3-]+H2O D．浓硝酸的粘度加大致使离子迁移速率变慢，使电导率不规则下降 【答案】C 【解析】A项，由图可知，电导率与硝酸溶液的浓度不呈单调关系，在峰值两侧，同一电导率可能对应两个不同的浓度，所以不能借助测定溶液的电导率快速掌握硝酸溶液的质量分数，A错误；B项，硝酸是强电解质，在溶液中完全电离出氢离子和硝酸根离子，硝酸的电离度是100%，B错误；C项，纯硝酸电导率不等于零是因为纯硝酸中发生如下反应：2HNO3[NO2+]+[NO3-]+H2O，[NO2+]和[NO3-]使溶液具有较弱的导电性，C正确；D项，由图可知，浓硝酸的粘度加大致使离子迁移速率变慢，使电导率急剧下降，D错误；故选C。 【变式3】【新考法—电导率数据处理】分别测定不同浓度NaCl溶液、HCl溶液和CH3COOH溶液的电导率(σ)数值，测定结果的数据处理如下表。 溶液 σ0.02 σ0.01 σ0.005 σ0.01：σ0.02 σ0.005：σ0.01 NaCl溶液 4839 2478 1252 51.2% 50.5% HCl溶液 10958 5593 2797 51.0% 50.0% CH3COOH溶液 267 182 126 68.2% 69.2% 已知：σ0.02代表0.02mol·L-1溶液的电导率数值；其他条件相同时，电导率越大，溶液导电性越好。 下列说法不正确的是( ) A．仅由σ0.02的数据不能说明三种电解质的强弱 B．表中数据不能说明同等条件下H+与Na+的导电能力强弱 C．σ比值数据能说明CH3COOH存在电离平衡 D．CH3COOH溶液的σ数据能说明溶液越稀，CH3COOH的电离程度越大 【答案】B 【解析】A．由σ0.02的数据可知，HCl溶液的电导率最大，NaCl溶液的电导率居中，CH3COOH溶液的电导率最小，而NaCl、HCl均为强电解质，故不能仅由σ0.02的数据说明三种电解质的强弱，选项A正确；B．同等条件下，HCl溶液与NaCl溶液的浓度相同，氯离子浓度相同，氯离子的导电性相同，二者只有阳离子的种类不同，即H+与Na+，而HCl溶液的电导率大于NaCl溶液的，故表中数据说明同等条件下H+的导电能力比Na+的强，选项B错误；C．由表中数据可知，NaCl溶液、HCl溶液的σ比值与浓度成正比，而CH3COOH溶液的σ比值却大于浓度比，说明CH3COOH存在电离平衡，选项C正确；D．由表中数据可知，CH3COOH溶液的σ比值大于浓度比，说明溶液越稀，CH3COOH的电离程度越大，选项D正确；答案选B。 考向2 考查电离平衡的影响因素 例2(2026·广东广州二模)HF水溶液中存在平衡：HFH++F-  K1=7×10-4，HF+F-HF2-  K2=5。下列关于0.1mol·L-1HF的叙述正确的是( ) A．体系中，c(F-)+c(HF)+c(HF2-)=0.1mol·L-1 B．往溶液中加入NaF固体，c(HF2)-增大 C．向溶液中通入HCl气体，c(F-)增大 D．加水稀释，c(F-)与c(HF)的比值减小 【答案】B 【解析】A项，根据F元素物料守恒，1个HF2-含2个F原子，故总F浓度满足c(F-)+c(HF)+2c(HF2-)=0.1mol·L-1，选项缺HF2-的系数2，A错误；B项，加入NaF固体，c(F-)增大，平衡HF+F-HF2-正向移动，c(HF2-)增大，B正确；C项，通入HCl气体，c(H＋)增大，平衡HFH++F-逆向移动，c(F-)减小，C错误；D项，由得，加水稀释时c(H＋)减小，K1不变，故该比值增大，D错误；故选B。 解题妙招 外界条件对电离平衡影响的四个不一定 (1)加水稀释时，溶液中不是所有离子的浓度都减小；稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H+)减小，c(OH-)增大。 (2)电离平衡右移，电离程度不一定增大，如增大弱电解质的浓度，使电离平衡向右移动，但电离程度减小。 (3)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO-+H+，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 (4)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H+)都比原平衡时要小。 【变式1】【变载体】5℃时，对于pH=2的CH3COOH溶液，下列判断不正确的是( ) A．加水稀释，电离平衡正向移动，溶液中所有离子浓度都减小 B．通入少量HCl气体，电离平衡逆向移动，c(CH3COO-)减小，Ka不变 C．加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动，c(H+)增大，电离度减小 D．升高温度，电离平衡正向移动，c(H+)增大，pH减小 【答案】A 【解析】A项，醋酸中存在如下电离CH3COOHCH3COO-+H+，向体系中加水稀释，醋酸的电离程度增大，电离平衡向右移动，溶液中醋酸根离子、氢离子的浓度都减小，但水的离子积不变，溶液中氢氧根离子浓度增大，故A错误；B项，通入少量HCl导致溶液中c(H+)增大，抑制醋酸电离，电离平衡逆向移动，c(CH3COO-)减小，温度不变，则Ka不变，故B正确；C项，加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动，c(H+)增大，但CH3COOH的浓度增大，其电离程度减小，故C正确；D项，升高温度促进醋酸电离，则平衡正向移动，溶液中c(H+)增大，pH减小，故D正确；故选A。 【变式2】【新情境—乳酸】乳酸是一种重要的化工原料，可用于制备聚乳酸(PLA)生物可降解性塑料。已知常温下，乳酸的电离常数。下列有关说法正确的是( ) A．乳酸稀溶液加水稀释的过程中，溶液中减小 B．在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，乳酸的电离平衡逆向移动，变小 C．恒温下，在乳酸稀溶液中滴加少量溶液，乳酸的电离常数 D．常温下，体积为的醋酸溶液和乳酸溶液分别加水稀释至1000mL，若稀释后溶液的pH：醋酸<乳酸，则电离常数：醋酸<乳酸 【答案】D 【解析】A．乳酸为弱酸，加水稀释后氢离子浓度降低，常温下，Kw值恒定，故氢氧根浓度增大，A错误；B．乳酸为弱酸，电离产生氢离子，在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，氢离子浓度增大，乳酸的电离平衡逆向移动，B错误；C．温度不变，电离平衡常数不变，C错误；D．相同pH值的酸稀释相同倍数时，酸性弱的酸的pH值变化小，若稀释后溶液的pH：醋酸<乳酸，则电离常数：醋酸<乳酸，D正确；故选D。 【变式3】【新考法—隔膜分析】某平衡体系如图，隔膜允许NH3·H2O通过，不允许NH4+和OH-通过。设溶液中，且隔膜两侧的溶液体积相同。下列说法正确的是(已知：室温下Kb(NH3·H2O)=1.0×10-5，lg2=0.3)( ) A．水的电离程度：溶液A＜溶液B B．溶液A中： C．向溶液A中通入一定量NH3，重新平衡后，溶液B的pH保持不变 D．撤去隔膜使溶液A与溶液B充分混合，所得溶液的pH约为10.7 【答案】B 【解析】A．根据题中信息可知，溶液B的pH大于溶液A的，因此溶液B中c(OH-)大，对水的电离抑制程度大，溶液B中水的电离程度小，A错误；B．溶液A的pH=7，溶液A中c(OH-)=10-7mol·L-1，故有，B正确；C．溶液A中通入一定量NH3，导致A中NH3·H2O的电离平衡逆向移动，NH3·H2O浓度增大，NH3·H2O跨膜进入溶液B中，导致B中NH3·H2O增大，NH3·H2O的电离平衡正移，OH-浓度增大，pH也增大，C错误；D．假设A、B溶液的体积均为V，溶液A、B中c(OH-)分别为10-7mol·L-1和10-3mol·L-1，故c(OH-)=，pOH=-lg c(OH-)=-lg=3+0.3=3.3，pH=10.7，但在混合过程中NH3·H2O的电离平衡会发生移动，故所得溶液的pH不是10.7，D错误；故选B。 考点二 电离度、电离平衡常数 知●识●解●构 知识点1 电离常数 1．电离常数的概念 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。对于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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示)。 2．电离常数的表达式 (1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数 ①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。例如：3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝； ②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。例如：NH3·H2ONH＋OH－，Kb＝。 (2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数 ①多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数，这些电离常数各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以区别。例如25 ℃时，H2CO3的电离分两步： H2CO3H＋＋HCO，Ka1＝＝4.5×10－7， HCOH＋＋CO，Ka2＝＝4.7×10－11。 ②一般多元弱酸或多元弱碱各步电离常数的大小为Ka1≫Ka2，Kb1≫Kb2，因此，多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)主要由第一步电离决定(八字诀：分步进行，一步定性)。 3.电离常数的特点 (1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。 (2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。 (3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。 4．电离常数(K)的的意义 (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。 5．电离常数的影响因素 ①内因：弱电解质本身的性质。 ②外因：温度越高，K值越大。 得分速记 (1)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数都是定值。 (2)电离常数只与温度有关，而不受粒子浓度的影响。由于电解质的电离过程吸热，故电离常数随着温度的升高而增大。 (3)电离平衡常数表达式中离子浓度指达到平衡时溶液中存在的离子浓度，不一定是弱电解质自身电离的，可以对比水的离子积去掌握。 6．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa可以发生。 (3)计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。 (4)判断溶液微粒浓度比值的变化 利用温度不变，电离常数不变来判断。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。 知识点2 电离度X 1.电离度的概念 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数的百分比。 2.电离度的表示方法 α＝×100%，也可表示为α＝×100%。 3.电离度的意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。 4.电离度的影响因素 (1)内因：弱电解质本身的性质。 (2)外因： 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。 5.电离度和电离常数的关系：α≈或K≈cα2。 知识点3 自偶电离 1.定义：自偶电离是指极性分子通过自身相互作用发生质子(或电子)转移，形成阴阳离子的可逆过程。在这一过程中，分子既作为 “酸”(提供质子或电子)，又作为 “碱”(接受质子或电子)，是极性溶剂(或纯物质)中普遍存在的现象。其核心特征是 “分子间的自我电离平衡”，且电离程度通常较小(平衡常数较小)。 2.条件：只要是液态极性共价分子化合物就可发生自偶电离，在部分酸的浓水溶液(如浓硝酸)也可发生类似反应。分子的极性越强则自偶电离的程度越大。 3.本质：基于分子的极性与质子(或电子)的可转移性。极性分子中存在极性键(如 O-H、N-H、F-H 等)，键中的氢原子易作为质子(H+)转移，而分子中的电负性原子(如 O、N、F)因含孤对电子，可接受质子，从而发生分子间的质子转移。 4.特点： ①可逆性：存在电离平衡，如 “分子阳离子 + 阴离子”； ②平衡常数小：多数自偶电离程度低，平衡常数(如离子积)通常较小(如水的 Kw=1×10-14，25℃)； ③溶剂依赖性：不同极性溶剂的自偶电离形式和平衡常数差异显著。 5.常见自偶电离 自偶电离不限于水，所有极性溶剂(或纯极性物质)在液态时均可能发生，以下是典型例子： (1)水的自偶电离(最基础的实例)水分子中 O 原子电负性强，O-H 键极性大，易发生质子转移： H2O+H2OH3O++OH-，通常简化为：H2OH++OH-。 其平衡常数称为离子积Kw =c(H＋)·c(OH－，25℃时Kw = 1×10－14，仅与温度有关(升温Kw增大)。 (2)液态氨的自偶电离氨分子(NH3)中 N 原子含孤对电子，可接受质子，发生自偶电离： NH3+NH3NH4++NH2-(氨基负离子)，其离子积KNH3 =c(NH4+)·c(NH2-)，25℃时约为1×10－33，电离程度远小于水。 (3)液态氟化氢(HF)的自偶电离HF 分子中 F 电负性极强，H 易质子化，自偶电离为： 2HFH2F+(一氟合二氢离子)+F-(氟离子) (4)乙醇(CH3CH2OH)的自偶电离作为极性有机溶剂，乙醇的自偶电离较弱：CH3CH2OH+CH3CH2OHCH3CH2OH2+(乙氧基鎓离子)+CH3CH2O-(乙氧基负离子) 6.自偶电离的重要应用 自偶电离是理解溶液性质(尤其是非水溶液)的核心基础，其应用贯穿化学理论与实际场景： (1)溶液酸碱性的本质依据(以水为核心)：水的自偶电离是溶液酸碱性定义的基础： ①中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)=1×10－7 mol/L(25℃)； ②酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)(酸电离出H＋，抑制水的自偶电离)； ③碱性溶液：c(H＋)<c(OH－)(碱电离出OH－，抑制水的自偶电离)。 ④pH 计算(pH =-lgc(H＋)也基于水的自偶电离平衡，是分析溶液酸碱性的核心工具。 (2)非水溶剂中酸碱理论的扩展(质子理论) 根据布朗斯特-劳里质子理论，“酸是质子给体，碱是质子受体”，而自偶电离产生的离子是判断非水溶剂中酸碱的关键： ①在液态氨中，NH4+是 “酸”(可给出质子)，NH2-是 “碱”(可接受质子)。例如，NH4Cl在液态氨中表现为酸(提供NH4+)，NaNH2表现为碱(提供NH2-)； ②在液态 HF 中，H2F+是酸，F-是碱，SbF5(强路易斯酸)可与F+结合，促进 HF 自偶电离，增强其酸性(如 “超酸” 体系的构建)。 (3)解释溶剂的导电性与离子反应 纯极性溶剂(如纯水、液态氨)的导电性极弱，因自偶电离产生的离子浓度低；但加入电解质后，离子浓度增大，导电性增强。例如： ①水的微弱导电性源于自偶电离的H＋和OH－； ②液态氨中溶解NH4Cl后，NH4+和Cl-浓度增加，导电性显著提升。 (4)工业与实验中的溶剂选择利用 不同溶剂的自偶电离特性调控反应环境： ①在有机合成中，乙醇的自偶电离可提供弱酸性(CH3CH2OH2+)或弱碱性(CH3CH2O-)环境，适用于酸碱催化反应； ②液态氨作为溶剂时，因自偶电离产生的NH2-是强亲核试剂，可促进某些亲核取代反应(如烷基卤的氨解)。 (5)理解电解质的溶解与电离 ①强电解质在极性溶剂中完全电离，本质是溶剂分子通过自偶电离提供的极性环境稳定离子(如Na+与H2O结合为水合离子)； ②弱电解质的电离平衡则与溶剂的自偶电离平衡相互影响(如弱酸在水中的电离受H+浓度抑制)。 考●向●破●译 考向1 考查电离常数概念及应用 例1(2026·陕西师大附中高三模拟预测)某科研团队在常温下模拟一种乙酰水杨酸(用HA表示，Ka=10-3.0)药物在人体吸收模式的示意图如下： 假设离子不会穿过组织薄膜，未电离的HA则可自由穿过该膜。当达到平衡时，下列说法错误的是( ) A．血浆中HA电离程度比胃中大 B．血浆中 C．在胃中 D． 【答案】B 【解析】A项，由可得，血浆pH=7.3、胃中pH=1.0，计算得血浆中该比值为104.3，胃中为10-2，故血浆中HA电离程度更大，A正确；B项，血浆中除HA和水电离出的离子外，还存在其他阳离子(如Na+)和其他阴离子，所给式子不符合电荷守恒，B错误；C项，胃中c(H＋)=10-1.0mol·L-1 ，代入，C正确；D项，HA可自由穿过膜，则平衡时血浆和胃中c(HA)相等，，，故二者比值为106.3，D正确；故选B。 解题妙招 电离常数的4大应用 判断弱酸(或弱碱)的相对强弱 电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如：常温下，CH3COOH的Ka＝1．8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。 则酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO 判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱 电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。如：利用上面电离常数的数值可知等浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa 判断复分解反应能否发生 一般符合“强酸制弱酸”规律。如：利用上面中电离常数的数值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的离子方程式为CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑ 判断微粒浓度比值的变化 弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则变大 【变式1】【变载体】已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸化学式 HX HY H2CO3 电离平衡常数/mol·L－1 7.8×10－9 3.7×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 下列推断正确的是(　　) A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX＞HY B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3 C．结合H＋的能力：CO＞Y－＞X－＞HCO D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱 【答案】A 【解析】根据电离平衡常数可知酸性：H2CO3＞HX＞HCO＞HY，则结合H＋的能力：Y－＞CO＞X－＞HCO，故A正确、C、D错误；酸越弱，其对应的盐的水解能力越强，故相同条件下溶液的碱性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，故B错误。 【变式2】【新情境—环境保护】(2026·河北NT20名校联合体高三联考)天然气中含有的H2S会腐蚀管道设备，开采天然气后须及时除去H2S。在此过程中会产生大量含硫废水(其中硫元素的主要化合价是-2价)，对设备、环境等造成严重危害。已知：ⅰ．H2S有剧毒；常温下溶解度为1：2.6(体积)；ⅱ．碳酸的电离平衡常数：Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11 ；ⅲ．H2S、HS-、S2－在水溶液中的物质的量分数随pH的分布曲线如下图。 下列说法正确的是( ) A．用蒸馏水稀释0.1 mol/L的氢硫酸，不变 B．常温下，向H2S溶液中加入CuSO4溶液，S2－浓度减小，H2S的电离常数减小 C．当pH≈8时，含硫废水中H2S、HS-的浓度比是 D．用过量的Na2CO3溶液吸收天然气中H2S的离子方程式为：H2S+CO32-=HCO3-+HS-，该反应对应的化学平衡常数K≈2.13×103 【答案】D 【解析】A项，氢硫酸的二级电离为HS-S2－+H+ ，其电离平衡常数，变形可得。用蒸馏水稀释，平衡正向移动，但c(HS-)减小，而Ka2不变，故增大，A错误；B项，向H2S溶液中加入CuSO4溶液，生成CuS沉淀，S2-浓度减小，H2S的电离程度增加，但电离常数只与温度有关，不发生变化，B错误；C项，H2S的，pH=7时，c(HS-)=c(H2S)，此时理Ka1=c(H＋)=10-7；同理Ka2=10-12.9，当pH≈8时，含硫废水中H2S、HS-的浓度比等于，故，C错误；D项，由电离平衡常数可知酸性：H2CO3＞H2S＞HCO3-＞HS-，依据强酸制弱酸原理，过量的Na2CO3溶液吸收天然气中H2S的离子方程式是H2S+CO32-=HCO3-+HS-，该反应对应的化学平衡常数，D正确；故选D。 【变式3】【新考法—结合图象】(2026·陕西榆林临门一卷)常温下，将NaOH溶液分别滴入等浓度的三氯乙酸(CCl3COOH)和一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液中，两溶液中pH与微粒浓度比值的对数的变化关系如图所示。 下列叙述正确的是( ) A．曲线Ⅱ表示pH与的变化关系 B．曲线Ⅰ表示该酸的Ka=1.0×102.86 C．中和等体积等pH的两种酸时，一氯乙酸消耗溶液的体积更大 D．加水稀释一氯乙酸溶液时减小 【答案】C 【解析】弱酸电离平衡常数表达式为，变形得，当时，pH=pKa。三氯乙酸中氯原子吸电子效应更强，酸性强于一氯乙酸，故。A项，三氯乙酸酸性更强，pKa更小，对应时pH更小，故曲线II表示pH与的变化关系，A错误；B项，曲线I对应一氯乙酸，取点(0，2.86)，此时，Ka=c(H＋)=1.0×10-2.86，B错误； C项，酸性：，等pH时一氯乙酸的浓度更大，等体积下物质的量更大，中和消耗NaOH溶液的体积更大，C正确；D项，，Ka、Kw均只与温度有关，温度不变时比值不变，D错误；故选C。 考向2 考查电离常数的计算 例2(2026·四川成都三模)室温下，甘氨酸在水溶液中有四种型体，以下图中G+、、G0和G-表示。逐级电离出H+，一级电离同时产生了和，对应平衡常数；二级电离时和均可继续产生，对应平衡常数。下列说法错误的是( ) A．K1= Ka+Kb B．Kd=5.0×105mol·L-1 C．随pH增大而增大 D．K2的数量级为10-10 【答案】C 【解析】A项，G⁺一级电离包含两个平行反应：①G⁺+H⁺，其电离平衡常数为Ka=；②G⁺G⁰+H⁺，其电离平衡常数为Kb=。K1表达式为K1== Ka+Kb，A正确；B项，由G-+H⁺可知Kc=和G⁰G⁻+H⁺可知Kd=，且，可得，B正确；C项，，Ka、Kb为常数，其比值与溶液的pH无关，C错误；D项，由题干信息可知，二级电离时和G0均可继续产生G-，且Ka＞＞Kb，因此二级电离中c(G⁰)远小于c()，结合选项A分析可知：K2=Kc+Kd，K2≈，其数量级为10-10，D正确；故选C。 解题妙招 电离常数计算的思维建模 (1)已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数 　　 　HX　 H+　+　X- 起始： c(HX)　　 0　 　0 平衡： c(HX)-c(H+)　 c(H+) c(H+) 则K=。由于弱酸只有极少一部分电离，c(H+)的数值很小，因此可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)。则K=，代入数值求解即可。 (2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+) HX　　　H+　+　X- 起始： c(HX)　　 0　　　0 平衡： c(HX)-c(H+)　 c(H+) c(H+)　 则K=。由于K值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则c(H+)=，代入数值求解即可。 【变式1】【变考法】(2026·安徽滁州考前学情检测)常温下，某二元酸H2A、HA-、A2-溶液中H2A、HA-、A2-的分布分数[如]与溶液pH的关系如图所示。常温下，下列说法错误的是( ) A．曲线b代表HA-的分布分数曲线 B．H2A、HA-、A2-的二级电离常数为10-9.77 C．HA-+H2OH2A+OH- 的平衡常数为10-11.67 D．M、N两点溶液中均存在 【答案】D 【解析】A项，pH越小，微粒中H元素含量越高，故曲线a、b、c依次代表H2A、HA-、A2-的分布分数曲线，A正确；B项，N点处c(HA-)=c(A2-)，由N点坐标可知，H2A的，B正确；C项，M点处c(HA-)=c(H2A)，由M点坐标可知，H2A的，HA-水解反应的平衡常数，C正确；D项，HA-存在反应2HA-H2A+A2-，其平衡常数，故M、N两点溶液中均满足，D错误；故选D。 【变式2】【变情境—谷氨酸】(2026·河南郑州二模)谷氨酸(，简写为H2R)在强酸性溶液中氨基被质子化为 H3R+，此时谷氨酸可看作三元酸。调节pH可使溶液中的谷氨酸以电中性的两性离子形式存在，此时溶液的pH为该氨基酸的pI(等电点)，且等电点处谷氨酸的溶解度最低。在水溶液中存在如下平衡：H3R+H2RHR-R2-。分布系数 δ(N)与pH的变化关系如图所示(其中N代表 H3R+、H2R、HR-、R2-)。 已知：a、b、c三点的横坐标分别为2.2、4.3、9.7。市售味精谷氨酸单钠(NaHR)含量大于99.0%。下列说法错误的是( ) A．曲线Ⅰ对应的离子是H3R+ B．在等电点分离谷氨酸时，pH=3.25 C．谷氨酸质子化为H3R+的平衡常数为10-2.2 D．由谷氨酸制备谷氨酸单钠(NaHR)，pH要控制在6.0～7.0 【答案】C 【解析】根据三元酸(H3R+)的解离顺序：H3R+H2RHR-R2-，pH越大(碱性越强)，含H越多的粒子分布系数越小，所以H3R+、H2R、HR-、R2-对应的依次是曲线Ⅰ、曲线Ⅱ、曲线Ⅲ、曲线Ⅳ。A项，根据分析，pH越小，含H越多的粒子分布系数越大，曲线Ⅰ对应的是 H3R+，A正确；B项，电中性的两性离子是 H2R，交点a处 ，得 ；同理交点b处 ，得pKa2 =4.3。氨基酸等电点，对应 ，，得，则，B正确；C项，谷氨酸(H2R)质子化为 H3R+的反应为：H2R+H+H3R+，平衡常数 。已知解离平衡H3R+H2R+H+ 的 Ka1=10-2.2，因此 ，不是 10-2.2，C错误；D项，谷氨酸单钠为NaHR，需要溶液中 HR-占比最高，由图可知，控制pH在6.0～7.0时HR-占比很高，可以得到 NaHR，D正确；故选C。 【变式3】【新情境—水相与有机相】(2026·四川内江二模)弱酸H2A在水相和有机相中存在平衡：H2A(aq)H2A(环己烷)，平衡常数为Kd 。25℃时，向0.1mol·L-1 H2A环己烷溶液中加入等体积的水进行萃取，用NaOH(s)或HCl(g)调节水溶液pH。测得水溶液中c(H2A)、c(HA-)、c(A2-)、环己烷中H2A的浓度[]与水相萃取率随pH的变化关系如图。 已知：①H2A在环己烷中不电离；②忽略体积变化。下列说法错误的是( ) A．曲线ⅲ表示c(H2A)，曲线V表示c(A2-) B．水相中反应2HA-H2A+A2-的平衡常数K=103 C．Kd = 4 D．当pH =5时，体系中 【答案】B 【解析】A项，根据图像趋势，曲线ⅲ随pH升高而下降，对应未电离的c(H2A)，曲线V随pH升高而上升，对应完全电离产物c(A2-) ，A正确。B项，水相中反应 2HA-H2A+A2-的平衡常数为，由图可知，pH=3时c(H2A)=c(HA-)，故Ka1=10-3，pH=6时c(HA-)=c(A2-)，故Ka2=10-6，代入计算得K=10-3，故B错误； C项，分配平衡常数 ，在pH= 0时，萃取率α= 0.2，此时环己烷相浓度为0.08 mol/L，水相中未电离 H2A浓度约为 0.02 mol/L(考虑稀释与平衡)，计算得 Kd = 4，C正确。D项，在pH =5时，从图中读取各组分浓度近似值： c(HA) ≈0.04mol/L，c环己烷(H2A)≈0.03mol/L，c (H2A)≈0.01mol/L，c (A2-)≈0.005mol/L，满足 ，故D正确。 考点三 强酸(碱)和弱酸(碱)的比较 知●识●解●构 知识点1 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较 1．相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 比较项目 酸 c(H＋) pH 中和碱的能力 与活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率 盐酸 大 小 相同 相同 大 醋酸溶液 小 大 小 2．相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较 比较项目 酸 c(H＋) 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 盐酸 相同 小 小 少 相同 醋酸溶液 大 大 多 知识点2 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图象的比较 1．相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 2．相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 知识点3 pH与稀释倍数的线性关系 分析：(1)HY为强酸，HX为弱酸 (2)a、b两点的溶液中：c(X-)=c(Y-) (3)水的电离程度：d>c>a=b 分析：(1)MOH为强碱，ROH为弱碱 (2)起始时，c(ROH)>c(MOH) (3)水的电离程度：a>b 知识点4 判断HA为一元弱酸的常用方法 1．常温下，测量NaA溶液的pH，若pH＞7，则证明HA为一元弱酸。 2．取10-amol/L的HA溶液，测其pH>a，证明HA为弱酸。 3．测NaA的溶液中各离子的浓度若c(Na+)>c(A-)，证明HA为弱酸。 4．取amol/LHA溶液与amol/LnaOH溶液等体积混合，测其pH>7(常温)，证明HA为弱酸。 5．若已知两相同pH同体积的两瓶酸液，加等体积的进行稀释，测其pH，pH变化小的为更弱的酸。 6．若已知两相同pH同体积的两瓶酸液，加水稀释到相同的pH，加水多的为更弱的酸。 7．若已知pH=a的HA某酸溶液和pH=a的另一某HB酸溶液，在HA溶液中加少量固体NaA，在HB溶液中加少量固体NaB，若HA中pH不变，则HA为强酸，而HB中pH变化大，则HB为弱酸。 考●向●破●译 考向1 考查酸或碱溶液的起始浓度相同的稀释比较 例1常温下，将V0mL浓度均为0.1mol/L的三种一元酸HX、HY、HZ分别稀释至VmL。溶液的pH与的关系如图所示。下列有关说法正确的是( ) A．三种酸的酸性： B．常温下，HX的电离常数约为 C．等物质的量浓度的NaY、NaZ溶液中，水的电离程度： D．等物质的量浓度的HY与NaOH溶液按体积比2：1混合，混合溶液中 【答案】D 【解析】由图可知，0.1mol/LHZ溶液pH为1，则HZ为一元强酸，HY、HX溶液的pH大于1，所以两者为一元弱酸，由HY溶液中pH小于HX可知，HY的酸性强于HX，则三种酸的酸性强弱顺序为HX<HY<HZ；由图可知，0.1mol/LHX溶液pH为5.2，则HX的电离常数约为；稀释100倍后，HY溶液pH为3.4，则HY的电离常数约为。A．由分析可知，三种酸的酸性强弱顺序为HX<HY<HZ，故A错误；B．由分析可知，HX的电离常数约为10—9.4，故B错误；C．由分析可知，HY为一元弱酸、HZ为一元强酸，则NaZ在溶液中不水解，NaY在溶液中水解促进水的电离，所以等物质的量浓度的NaY、NaZ溶液中，NaY溶液中水的电离程度大于NaZ，故C错误；D．由题意可知，等物质的量浓度的HY与氢氧化钠溶液按体积比2：1混合得到等浓度的NaY和HY混合溶液，由分析可知，Y—的水解常数为Kh==＜Ka，说明HY的电离程度大于Y—在溶液中的水解程度，所以溶液中Y—离子浓度大于HY，故D正确；故选D。 解题妙招 相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸稀释的图象比较 (1)加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。 (2)加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多。 【变式1】【变考法】(2026·河北保定高三期中)分别取100 mL 0.1mol·L-1 的两种一元酸HX和HY的溶液，加入足量的镁粉，充分反应后，收集到H2的体积分别为VHX和VHY。下列说法错误的是( ) A．相同条件下，VHX=VHY B．若开始时v(HX)＞v(HY)，则HX一定是强酸 C．若开始时v(HX)＞v(HY)，则酸性HX>HY D．向反应后的溶液中加入足量氢氧化钠溶液，生成的沉淀质量相等 【答案】B 【解析】A项，两种一元酸浓度和体积相同，物质的量相等，足量Mg反应时，无论强弱酸，均被完全消耗，相同条件下产生的H2体积相等，故VHX=VHY，A正确；B项，初始反应速率快[ v(HX)＞v(HY)]仅说明HX的初始H+浓度更高，可能是强酸或解离度(电离程度)更高的弱酸(如HX的Ka大于HY)，无法直接断定HX为强酸，B错误；C项，初始速率快表明HX的H+浓度更高，等物质的量浓度的两种酸，酸性强弱由解离能力(电离程度)决定，因此HX的酸性强于HY(无论是否为强酸)，C正确；D项，两反应中H2体积相等，生成的Mg2+物质的量相同，加入足量NaOH后生成的Mg(OH)2沉淀质量相等，D正确；故选B。 【变式2】【新情境】0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液与0.1 mol·L－1的HCl溶液分别稀释相同的倍数，随着水的加入，溶液中c(H+)变化曲线正确的是( ) A． B． C． D． 【答案】C 【解析】由于HCl是强酸，CH3COOH是弱酸，浓度相同时，盐酸溶液中的c(H+)要比醋酸大，由于是相同倍数稀释，故盐酸中c(H+)始终比醋酸中大，对于醋酸而言，加水稀释，醋酸的电离程度增大，故曲线下降幅度平缓，若无限稀释，二者c(H+)会趋于相等，故选C。 【变式3】【新考法】已知：NH2OH、苯酚分别为一元弱碱和一元弱酸。25℃时，将10mL浓度均为0.1mol·L-1的NH2OH。苯酚两种溶液分别加水稀释的曲线如图所示，V是溶液体积(mL)。pOH=-lgc(OH-)。下列说法正确的是( ) A．曲线m为NH2OH溶液加水稀释的曲线 B．lgV=1时，水的电离程度：NH2OH>苯酚 C．同浓度同体积的NH2OH和苯酚混合后溶液显酸性 D．电离常数：Kb(NH2OH)>Ka(苯酚) 【答案】D 【解析】A项，pOH大于7为酸性溶液，所以曲线m为苯酚溶液加水稀释的曲线，A错误；B项，NH2OH、苯酚分别为一元弱碱和一元弱酸，二者均抑制水的电离，lgV=1时苯酚中氢离子浓度为10-5.5mol/L，羟胺中氢氧根离子浓度为10-4.5mol/L，故水的电离程度为苯酚>NH2OH，B错误；C项，结合B可知lgV=1即没有加水时羟胺的电离程度更大，同浓度同体积的NH2OH和苯酚混合后得到正盐，根据越弱越水解可知溶液显碱性，C错误；D项，结合B、C可知，Kb(NH2OH)>Ka(苯酚)，D正确；故选D。 考向2 考查酸或碱溶液的起始pH相同的稀释比较 例225 ℃时，分别稀释pH=11的Ba(OH)2溶液和氨水，溶液pH的变化如下图所示。 已知：Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5 mol·L-1. 下列说法错误的是( ) A．若35 ℃时分别稀释上述两种溶液，则图中Ⅰ、Ⅱ曲线将比原来靠近 B．保持25 ℃不变，取A、B两点对应的溶液等体积混合后，pH=9 C．由水电离产生的c(H＋)：A点=B点 D．曲线Ⅰ上任意点对应的溶液中，=1.8×10-5 mol·L-1 【答案】A 【解析】25℃时，Ba(OH)2溶液和氨水的pH相同，由于Ba(OH)2是强电解质，完全电离，而氨水中NH3·H2O是弱电解质，部分电离，稀释相同倍数时，由于稀释过程中氨水会继续电离出OH-，导致溶液中OH-的浓度大于Ba(OH)2溶液中的OH-浓度，即溶液的pH变化小于Ba(OH)2溶液，因此曲线Ⅰ代表氨水稀释时溶液pH随稀释倍数的变化，曲线Ⅱ代表Ba(OH)2溶液稀释时溶液pH随稀释倍数的变化。A．温度升高，促进一水合氨的电离，稀释相同倍数时，氨水的pH变化更小，则在35℃时分别稀释两种溶液，图中Ⅰ、Ⅱ曲线将比原来疏远，A错误；B．25℃时，A、B两点对应的溶液的pH均为9，保持25℃不变，则Kw不变，两者等体积混合后，溶液中H＋浓度不变，故pH仍不变，B正确；C．A点和B点溶液pH相同，则由水电离产生的H＋浓度：A点=B点，C正确；D．曲线Ⅰ上任意点对应的溶液中存在电荷守恒：c(OH-)=c(H+)+cNH4+)，则有=1.8×10-5mol·L-1，D正确；故选A。 解题妙招 相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸的图象比较 (1)加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。 (2)加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。 【变式1】【变载体】在25℃下，稀释CH3COOH和某酸HA的溶液，溶液pH变化的曲线如图所示，其中V1表示稀释前的体积，V2表示稀释后的体积，下列说法错误的是( ) A．，两种酸溶液pH相同时，c(HA)＜c(CH3COOH) B．a、b两点中，水的电离程度a小于b C．25℃时，等浓度的CH3COONa与NaA溶液中，c(A-)＜c(CH3COO-) D．曲线上a、b两点中，的比值一定相等 【答案】A 【解析】A项， m<4，两种酸都是弱酸，HA的酸性小于CH3COOH，故pH相同时， c(CH3COOH)＜c(HA)，A项错误；B项，a点pH小于b点pH，则a溶液中c(H＋)大，对水的电离抑制程度大，因此水的电离程度：a小于b，B项正确；C项，CH3COOH和HA都是弱酸，其中HA的酸性弱于CH3COOH，25℃时，等浓度的CH3COONa和NaA溶液中，c(A-)＜c(CH3COO-)，C项正确；D项， ，又，KW不变，故曲线上a、b两点 一定相等，D项正确；故选A。 【变式2】【新情境】常温下，将pH相同、体积均为V0的NaOH溶液和MOH(一元弱碱)溶液分别加水稀释至V，pH随的变化如图所示。下列说法正确的是( ) A．曲线Ⅰ表示NaOH溶液 B．未稀释前， C．a，c两点溶液的离子总浓度相同 D．加水稀释过程中，逐渐增大 【答案】C 【解析】A．由图知，稀释相同倍数时，曲线Ⅱ的变化量大于曲线Ⅰ，故曲线Ⅰ表示MOH(一元弱碱)，曲线Ⅱ表示NaOH溶液，A错误；B．未稀释前，pH相同、体积均为V0，故cNa＋)＝cM＋)，但由于MOH为一元弱碱，部分电离，故，B错误；C．a，c两点溶的pH相同，c(OH-)相同，在NaOH溶液中，由电荷守恒得c(OH-)=cNa＋)+cH＋)，在MOH溶液中，由电荷守恒得c(OH-)=cM＋)+cH＋)，故离子总浓度相同，C正确；D．加水稀释过程中，c(OH-)逐渐减小，逐渐增大，而由于温度不变，不变，故逐渐减小，D错误；故选C。 【变式3】【变载体】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．的电离度：a点< b点 C．当时，升高温度，减小 D．恰好中和均为2、体积均为V0的三种酸溶液，消耗的NaOH溶液一样多 【答案】D 【解析】常温下，pH =2的强酸加水稀释，c(H＋)减小pH增大，稀释后的强酸溶液pH =2+，pH =2的弱酸加水稀释时，弱酸电离平衡发生移动向电离产生离子的方向移动，使H+的物质的量增加，稀释后弱酸溶液c(H＋)大于稀释相同倍数后强酸溶液c(H＋)，弱酸溶液2<pH<2+，越弱的酸稀释后pH越小，所以结合图像可知是HA强酸，HB、HC是弱酸，酸性强弱为HA>HB>HC。A项，相同温度下，弱酸酸性相对越强其电离平衡常数Ka越大，由酸性强弱HB>HC可判断Ka(HB) > Ka(HC)，A项正确；B项，HC是弱酸，HCH++C-加水稀释电离平衡正向移动，电离程度增大，越稀电离度越大，稀释时，a点稀释倍数小b点稀释倍数大，b点浓度更稀，可以判断a点电离度 < b点，B项正确；C项，HA强酸，HC是弱酸，当时，升高温度HA溶液中c(A-)不变(忽略溶液体积变化)，HCH++C-电离平衡正向移动溶液中c(C-)增大，故减小，C项正确；D项，pH =2，c(H＋)=10-2 mol·L-1，强酸HA由于完全电离c(HA)=10-2 mol·L-1，弱酸HB电离，三段式分析： ，同样分析弱酸HC，，酸性强弱HB>HC，相同条件下HC电离度更小，所以c(HC)＞c(HB)，溶液浓度c(HC)＞c(HB)＞c(HA)，体积都为V0时，溶液中溶质物质的量n(HC)＞n(HB)＞n(HA)，中和反应消耗NaOH溶液不一样多，D项错误；故选D。 真题溯源·考向感知 ——溯源真题逻辑，感知高考考向 1．(2026·浙江1月卷，15，3分)已知：下，。Cu(OH)2(s)+2CH3COOH(aq)Cu2+(aq)+2CH3COO-(aq)+2H2O(l) K。过量Cu(OH)2与xmol·L-1CH3COOH充分反应至平衡，平衡时，不考虑反应前后溶液体积变化，下列说法正确的是( ) A．K=8×102 B．c(Cu2+)＞1.0×10-3mol·L-1 C．平衡时，溶液呈弱碱性 D．x＞1.0×10-3mol·L-1 【答案】D 【解析】A项，反应平衡常数 ，则，故A错误；B项，由平衡常数和条件 ，代入得 ，故B错误；C项，平衡时有，得氢氧根浓度为5.0×10-9mol·L-1，由得氢离子浓度为2.0×10-6mol·L-1，则pH ≈ 5.7，呈酸性，不是弱碱性，故C错误；D项，由反应计量关系：Cu(OH)2(s)+2CH3COOH(aq)Cu2+(aq)+2CH3COO-(aq)+2H2O(l)，生成 与 的关系为 ，则，平衡时，则，根据乙酸根物料守恒，初始乙酸浓度等于平衡时乙酸分子和乙酸根离子的浓度之和，则，故D正确；故选D。 2．(2025·浙江1月卷，15，3分)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。 3．(2025•广东卷，12，4分)CuCl微溶于水，但在Cl-浓度较高的溶液中因形成[CuCl2]-和[CuCl3]2-而溶解。将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含成[CuCl2]-和[CuCl3]2-的溶液，下列叙述正确的是( ) A．加水稀释，[CuCl3]2-浓度一定下降 B．向溶液中加入少量NaCl固体，[CuCl2]-浓度一定上升 C．H[CuCl2]的电离方程式为：H[CuCl2]=H++Cu++2Cl- D．体系中，c(H＋)+c(Cu+)=c(OH―)+c(Cl－)+c([CuCl2]-)+c([CuCl3]2-) 【答案】A 【解析】A项，加水稀释，溶液体积变大，[CuCl3]2-浓度一定下降，A正确；B项，加入NaCl会增加Cl-浓度，可能促使[CuCl2]-转化为[CuCl3]2-，[CuCl2]-浓度不一定上升，B错误；C项，H[CuCl2]应电离为H+和[CuCl2]-，而非分解为Cu+和Cl-，电离方程式错误，C错误；D项，电荷守恒未考虑[CuCl3]2-的电荷数，电荷守恒应为c(H＋)+c(Cu+)=c(OH―)+c(Cl－)+c([CuCl2]-)+2c([CuCl3]2-)，D错误；故选A。 4．(2025·江苏卷，12，3分)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所示。 已知：Ka(HSO4-)=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(SO42-)+c(OH―) B．NaHSO3溶液中：的平衡常数 C．(NH4)2C2O4溶液中： D．“提铜”和“沉镍”后的两份滤液中： 【答案】B 【解析】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，浸取液主要含有CuSO4、NiSO4，加入NaHSO3溶液提铜，滤液加入(NH4)2C2O4溶液沉镍得到NiC2O4。A项，若H2SO4两步均完全电离，则溶液中存在电荷守恒：c(H)=2c(SO42-)+c(OH―)，但根据题给信息Ka(HSO4-)=1.2×10-2知，在较浓的H2SO4溶液中H2SO4仅第一步电离完全，电离出大量的H+会抑制第二步电离，第二步电离不完全，溶液中存在HSO4-，因此电荷守恒应表示为c(H)=2c(SO42-)+c(HSO4-)+c(OH―)，A错误；B项，该反应的平衡常数，B正确；C项，NH4+得到1个OH-生成NH3·H2O，C2O42-得1个H+生成HC2O4-得2个H+生成H2C2O4，水电离出的H+与OH-浓度相等，即，则溶液中存在质子守恒，C错误；D项，考虑过程中溶液的少量损耗(吸附在沉淀表面被过滤除去)，，同时“沉镍”过程中加入了(NH4)2C2O4溶液，溶液体积增加，因此，D错误；故选B。 5．(2025·甘肃卷，13，3分)下列实验操作能够达到目的的是( ) 选项 实验操作 目的 A 测定0.01mol/L某酸溶液的pH是否为2 判断该酸是否为强酸 B 向稀Fe2(SO4)3溶液滴入几滴浓硫酸，观察溶液颜色变化 探究H+对Fe3+水解的影响 C 向AgNO3溶液先滴入几滴NaCl溶液，再滴入几滴NaI溶液，观察沉淀颜色变化 比较AgCl和AgI的Ksp大小 D 将氯气通入Na2S溶液，观察是否产生淡黄色沉淀 验证氯气的氧化性 【答案】D 【解析】A项，若该酸为一元酸，0.01mol/L某酸溶液的pH=2，可判断为强酸，但某些二元弱酸，在浓度0.01mol/L也可能达到pH=2，故无法判断该酸是否为强酸，A错误；B项，向稀Fe2(SO4)3溶液中加浓硫酸，虽增加H+浓度增大抑制Fe3+水解，但浓硫酸稀释时放热，未控制变量，无法单独验证H+的影响，B错误；C项，AgNO3溶液过量，溶液中剩余的Ag+会直接与I-生成AgI沉淀，无法证明AgCl转化为AgI，故不能比较Ksp，C错误；D项，Cl2与Na2S反应生成S淡黄色沉淀，证明Cl2将S2-氧化为S，验证了Cl2的氧化性，D正确；故选D。 6．(2025·全国新课标卷，7，6分)总浓度为的水溶液中存在平衡：HF H++F-、HF+-HF2-。溶液中c(HF)、c(HF2-)、c(F-)与关系如下图所示。下列叙述正确的是( ) A．M、N分别为c(HF)~ pH、c(HF2-)~ pH关系曲线 B． C．溶液中 D．pH=1的溶液中 【答案】B 【解析】A项，已知HF溶液中存在的平衡：HFH++F-，当溶液中pH增大时，c(H+)减小，该平衡正向移动，c(HF)减小，对应M曲线；c(HF2-)先增大后减小，所以M、N分别为：c(HF)~ pH、c(F-)~ pH关系曲线，A项错误；B项，根据平衡常数计算公式： ，取pH=4，c(F-)=0.0800mol/L，c(HF)=0.0110mol/L，c(H+)=10-4mol/L，代入可得，结合，取pH=4，c(HF2-)=0.0045mol/L，c(F-)=0.0800mol/L，c(HF)=0.0110mol/L，，B项正确；C项，根据总浓度c总(HF)的定义，溶液中HF的存在形式有HF、F-、HF2-三种，根据元素守恒，可知，C项错误；D项，已知：HF总浓度为，其pH＞1。在pH=1的溶液中，应该加入了其他酸，根据电荷守恒，可知，D项错误；故选B。 2 / 3 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $