3 第1节 电离平衡-【重难点手册】2026-2027学年高中化学选择性必修第一册（人教版）

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 重点和难点 课标要求 1.通过电解质溶液导电能力的实验探究，认识强电解质 重点：1.弱电解质的电离平衡。 和弱电解质。 2.电离平衡常数。 2.认识弱电解质的电离平衡，能运用电离平衡描述和解 难点：电解质和非电解质、强电解质和 释化学现象，发展变化观念与平衡思想学科核心素养。 弱电解质的判断。 3.建构电离平衡常数模型，并能运用模型解释弱电解质在水 溶液中发生的变化，发展证据推理与模型认知学科核心素养。 IIIIIIIIII 必备知识梳理 11I11IINI1111111110111111101111111111111011111111011111111111111111111111111111 基础梳理 知识点（①强电解质和弱电解质 敲黑板) 1.电解质和非电解质 电解质因电离而导电的条 定义 种类 本质区别 相同点 件是在水溶液中或熔融状态下， 如HCl、H2SO,等共价化合物 在水溶液中或熔融状态酸、碱、盐、部分金 只能在水溶液中电离而导电， 电解质下能够导电的化合物 属氧化物、少数有 水溶液或熔 满足其一即可◆敲黑板。 机化合物和水 NazO、CaO等活泼金属的氧化 融状态下能均为化 在水溶液中和熔融状态 否导电 合物 物只能在熔融状态下电离而导 非电 下都不能导电的化合物 多数有机化合物、 ◆辨易错过 电，NaCl、KzSO4等可溶性离子 解质 非金属氧化物 业二者均不可 化合物在水溶液中和熔融状态 下均能电离而导电，它们都是电 2.实验探究强电解质和弱电解质的性质 (1)实验操作：分别取等体积且浓度均为0.1mol·L1的盐 解质。 [注意]电离不需要通电； 酸、醋酸，测这两种酸的pH,并分别与等量的镁条反应。 电解质溶液的导电过程就是被 (2)实验记录 电解的过程，因此电解质溶液导 0.1mol·L1盐酸 0.1mol·L1醋酸 电是化学变化。 溶液的pH 1 3 与等量镁条反 反应不剧烈，产生气泡较慢 应的现象 反应剧烈，产生大量气泡 辨易错河 (3)实验结论：①等体积且浓度均为0.1mol·L1的盐酸和 (1)电解质溶液导电是由于 醋酸的pH有差别，与等量镁条反应的剧烈程度不同，说明这两种 电解质本身能电离出自由移动 溶液中H的浓度是不同的；②等体积、等浓度的盐酸和醋酸中 的离子，溶于水能导电的化合物 H的浓度不同，说明盐酸和醋酸的电离程度不同。 不一定是电解质，例如： 完全电离 部分电离 94 第三章水溶液中的离子反应与平衡通 3.强电解质与弱电解质的比较 C0、 H.CO S0、 +水H,SO、 强电解质 弱电解质 SO. H,SO.、 NH, NH2·H,O 溶于水后能全部电离 概念 溶于水后只能部分电离的电解质 自身不能 自身能电离 的电解质 电离出阴、 出自由移动 阳离子 的阴、阳离子 划分标准 全部电离 部分电离 非电解质 电解质 溶液中存在只有电离出的阴、阳 (2)电解质本身不一定导 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质 的微粒（水离子，不存在电解质 电，如NaCl晶体；能导电的物 分子 分子不计) 分子 质不一定是电解质，如石墨 ①强酸：如H2SO4、 NaCl溶液。 HCl等； ①弱酸：如CH COOH、HClO等； 化合物 ②强碱：如KOH、 ②弱碱：如NH·H2O、Cu(OH)2等； 类型 Ba(OH)2等； ③极少数的盐：如(CH3COO)2Pb等； ③绝大多数的盐：如④水 KNO3、BaSO4等 共同点 在水溶液中或熔融状态下能够产生自由移动的离子 诊考策画 例①现有以下物质：①硫酸铜晶体，②碳酸钙固体，③纯磷 强、弱电解质判断的注意事项 酸，④硫化氢，⑤三氧化硫，⑥金属镁，⑦石墨，⑧固态苛性钾， (1)电解质的强弱与溶液的 ⑨氨水，⑩熟石灰固体。 导电能力没有必然联系。强电 解质溶液的导电能力不一定强， (1)属于强电解质的是 (填序号，下同)。 弱电解质溶液的导电能力不一 (2)属于弱电解质的是 定弱。 (3)属于非电解质的是 (2)电解质的强弱与化学键 (4)既不是电解质，也不是非电解质的是 没有必然联系。一般强电解质 (5)能导电的是 含有离子键或强极性键，但含有 解析(1)强电解质是溶于水全部电离的电解质，故①②⑧⑩是强电解 强极性键的化合物不一定是强 质。(2)③④是溶于水部分电离的电解质，属于弱电解质。(3)⑤属于化合 电解质，如HF是弱电解质。 物，它的水溶液虽然能导电，但并不是它自身电离使溶液导电，所以三氧化 (3)电解质的强弱与溶解性 硫是非电解质。(4)⑥⑦都是单质，⑨是混合物，它们既不是电解质也不是 无关。有些难溶的物质如硫酸 非电解质。(5)⑥⑦中均有能够自由移动的电子，⑨中有自由移动的离子， 钡，虽然难溶，但溶于水的部分完 都能导电。 全电离，故硫酸钡是强电解质。 答案(1)①②⑧⑩。 (2)③④。 (3)⑤。(4)⑥⑦⑨。 (5)⑥⑦⑨. ◆诊考策。 易错点1电解质与导电相关概念的辨析 纠错练① ()误认为某物质不是电解质就是非电解质。电解质、非电解质均属 下列关于电解质的说法，正 播 于化合物，混合物（如稀盐酸）、单质（如铜）既不是电解质也不是非电 确的是 解质。 A.液态HC1不导电，所以 (2)误认为溶于水能导电的化合物都是电解质。CO2、SO2、NH3等 HC1不是电解质 溶于水形成的水溶液能导电，但它们属于非电解质。 B.NH3溶于水形成的溶液 95 重难点手册高中化学选择性必修1化学反应原理RJ。 能导电，所以NH3是电解质 (3)误认为电解质因通电而电离。 C电解质一定能导电，能 (4)误认为可溶的物质是强电解质，难溶的物质是弱电解质。 导电的物质一定属于电解质 (⑤)误认为弱酸及其对应的盐均为弱电解质，如CH,COONa为强电 D.某些难溶的物质也可能 解质。 是强电解质 (6)误认为强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能 E.导电能力强的溶液，其 力强。 溶质是强电解质 知识点②弱电解质的电离平衡/典比化学平衡的理解和分析 F.溶质为同一弱电解质的 溶液，当温度不同时，其导电能 1.电离平衡的本质 ◆敲黑板) 力也不相同 在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质分子电离产生离 子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到平衡。 敲黑板⊙ 2.电离平衡的建立与特征 弱电解质电离的特点 逆：可逆过程 (1)弱电解质的电离属于吸 电离 等 平衡状态 -V电离=V结合≠0 热过程。电解质在水中的电离 特征 动 一般分为两个过程：一是电解质 定：各组分浓度保持恒定不变 解离成离子的过程，二是离子与 t 变：条件改变，平衡发生移动 水分子的水合过程。解离过程 (1)开始时，0电离最大，而结合为0。 (断键)一定是吸热的，而水合过 程（成键）一定是放热的。弱电 (2)平衡的建立过程中，V电离>V结合 解质电离时，水合过程放出的热 (3)当℃电离=0结合时，电离过程达到平衡状态。 量一般小于解离过程吸收的热 3.影响电离平衡的因素 量，故通常表现为吸热。 (2)弱电解质分子、弱电解 (1)内因 质电离生成的离子在溶液中共 电解质本身的性质决定了其电离程度的大小。 存，完全不同于强电解质。 (2)外因勒夏特列原理也适用于电离平衡 (3)弱电解质在溶液中的电 ①温度：电离是吸热过程，升高温度，电离平衡正向移动。 离都是微弱的，一般来说，电离的 分子极少，绝大多数弱电解质以 ②浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。 若向饱和溶液中加入溶质，温度不变，溶液不变，不变，平衡不移动 分子形式存在，如0.1m0l·L ③电解质（同离子效应）：在弱电解质溶液中加入与弱电解质 CH,COOH溶液中，c(H+)大 约为1X10-3mol·L-1。 同离子效应是指向弱电解质溶液中加入与弱电解质含相同离子的强电解质，导致弱 电解质电离程废减小的现象 有相同离子的强电解质时，电离平衡逆向移动。 ④化学反应：加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应时， 可使电离平衡向电离的方向移动。 以CH3COOH的电离平衡CH COOH一CH COO-+ H+△H>0为例，外界条件对电离平衡的影响可归纳如下表： 96 第三章水溶液中的离子反应与平衡通 规律：加水稀释，平衡向微粒数目增多的方向移动，但℃减小 平衡移 CH,COOH电离常 条件 条件变化 c(H+) H+数目 动方向 的电离程度数K。 加水稀释 正向 减小 增多 增大 浓度 不变 加冰醋酸 正向 增大 增多 减小 温度 升高温度 正向 增大 增多 增大 增大 加NaOH(s) 正向 减小 减少 增大 电解质 通入HCI(g) 逆向 增大 增多 减小 加CH3 COONH4(s) 逆向 减小 减少 减小 不变 化学 加金属Mg、CaCO3 反应 NaHCO3等 正向 减小 减少 增大 ,诊考策 诊考策四 例2常温下，在0.1mol·L-1 CH COOH稀溶液中存在电 向冰醋酸中逐滴加入蒸馏 离平衡：CH COOH==H++CH3COO,关于该电离平衡，下列 水的过程中，溶液的导电能力与 叙述不正确的是()。 加水的体积的关系如图所示： A.适当升高温度，平衡正向移动 R个加水溶解，建立平衡过程 加水转释，平 B.加入少量CaCO3粉末，平衡正向移动 衡移动过程 a C.加入少量CH COONa固体，平衡逆向移动 D.滴加少量o.1mol·L1HC1溶液，溶液中s(CH,CO0） 加水的体积 c(CHCOOH) 在此过程中，影响溶液导电 增大 能力即影响溶液中离子总浓度 解析CH,COOH的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，电离程 的因素：一是CH,COOH的电 度增大，A正确；加入的CaCO3粉末与H反应放出CO2,溶液中c(H)减 离程度，二是溶液的体积。图中 小，平衡正向移动，B正确；加入少量CH COONa固体，溶液中c(CH,COO) b,点以前，CH,COOH电离程度 增大，平衡逆向移动，C正确；滴加少量0.1mol·L1HCl溶液，溶液中 的增大是主要影响因素，溶液中 c(H+)增大，平衡逆向移动，c(CH,COO)减小，c(CH,COOH)增大，故 离子的总浓度增大，导电能力增 c(CH,COO) 强；b点以后，溶液体积的增大是 c(CH,COOD减小，D错误。 主要影响因素，溶液中离子的总 答案D 浓度减小，导电能力减弱。 易错点2对电离平衡理解不透彻 用化学平衡理论分析、处理弱电解质的电离平衡问题时，考虑的主要 6纠错练2 播 影响因素有稀释、改变温度、加入与弱电解质含有相同分子或离子的 正误判断（正确的打“/”， 物质等。在分析这类问题时，易出现的错误主要有： 错误的打“X”)。 (1)忽略溶液体积的变化，误认为平衡正向移动，离子浓度一定增大。 (1)电离平衡向右移动，电 如CH COOH=CHCO0十H中，电离达到平衡后，将溶液加水 解质分子的浓度一定减小，离子 稀释会使平衡正向移动，但c(CH,COO)、c(H)都比原平衡时小。 浓度一定增大。 (2)忽略溶液浓度的变化，误认为平衡正向移动，弱电解质的电离程 97 重难点手册高中化学选择性必修1化学反应原理RJ 度一定增大。 (2)氨气溶于水，当NH·HO 如CH3COOH一CH COO十H,电离达到平衡后，加入冰醋 电离出的c(OH)=c(NH) 酸，平衡正向移动，但c(CH COOH)增大，CH3COOH的电离程度减小。 时，NH3·H2O电离处于平衡 状态。 () 知识点3电离平衡常数 (3)向氨水中滴加酚酞溶液 1.概念 本质是化学平衡常数 变红色，说明NH?·H2O是弱 电解质。 () 在一定条件下，对一元弱酸或一元弱碱来说，当弱电解质的电 (4)25℃时，0.1mol·L1 离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘 CH COOH加水稀释，溶液中 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 各离子浓度均减小。 () 电离平衡常数，简称电离常数，用K表示（酸用K。表示，碱用K (5)电离平衡正向移动，弱 表示)。 电解质的电离程度一定增大。 ◆辨易错列 2.表达式 辨易错可 酸或碱 电离方程式 电离常数表达式 在运用电离常数表达式进 一元弱酸 HA==H十A K,=cH)·c(A) 行计算时，表达式中各粒子的浓 HA c(HA) 度必须是平衡时的浓度。 一元弱碱 K.=c(B*)·c(OH) BOH BOH→B+OH c(BOH) 二元弱酸 H2A=H++HA, K=c(H)·c(HA-) c(H2A) 敲黑板⊙ H2A HA≌H++A2 K=c(H)·c(A-) 多元弱酸的电离常数 c(HA) 如H2SO3是二元弱酸，发 3.意义 ◆敲黑板) 生分步电离： 电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，温度相同时，K越 ①H2SO3→H++HSO3 ②HSO,→H++SO 大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 K。越大，酸性越强；K。越大，碱性越强 K。 c(H+)·c(HSO,) c(H2SO) 例如，在25℃时，K(HNO2)=5.6X10-4,K(CH COOH) K.-c(H*)·c(S0) =1.75×10-5,因而HNO2的酸性比CH COOH强。 c(HSO) 4.特点 [注意](1)两步电离常数 表达式不能合并书写，如将 (1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值 H2SO3的电离常数表达式写成 增大。 K.-(H)cS02是不正 (2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K>K,> c(H,SO3) K…当Ka>K时，其酸性取决于第一步电离。 确的。 分步进行，第一步定性 (2)每步电离常数表达式中 [原因]①平衡角度：上一步电离产生的H+抑制了下一步的 的c(H)是指溶液中电离产生 的H十的总浓度，而不是该步电 电离；②结构角度：电离产生的弱酸氢根离子带负电荷，增加了对 离产生的H+的浓度。 H+的吸引力，难以电离出H+(带正电荷)，带负电荷数越多的微 98 第三章水溶液中的离子反应与平衡通 粒电离出H+越难。【熟记]K.(CH.COOH)>K。(HCO)>K.(HCIO)> 5.应用 K.(OH)>K(H,C0,) (1)判断弱酸（或弱碱）酸性（或碱性）的相对强弱：同一温度 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。 (3)判断溶液中某些离子浓度的比值变化。 ◆诊考策 诊考策。 例3下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数： [问题]一定温度下，电离常 CH,COOH H2C03 HS H;PO 数大的酸溶液中的c(H十)一定 比电离常数小的酸溶液中的 K=6.9X10-3 K=4.5×10-7 K=1.1×10-7 c(H)大吗？ K.=1.75X10-5 K=1.3X10-18 K=6.2×10-8 K=4.7X10- [答案]不一定。一定温度 K=4.8×10-18 下，相同浓度的酸溶液中，电离 下列说法中不正确的是( )。 常数大的酸溶液中的c(H)比 A.碳酸的酸性强于氢硫酸 电离常数小的酸溶液中的 c(H十)大；一定温度下，浓度不 B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定 同的酸溶液中，电离常数大的酸 C.反应HS+CO=S2-+HCO3可以发生 溶液中的c(H+)可能比电离常 D.向弱酸溶液中加入少量稀盐酸，电离常数不变 数小的酸溶液中的c(H+)小。 解析因为碳酸的K大于氢硫酸的K,所以碳酸的酸性强于氢硫酸， A正确；多元弱酸的K。通常远远大于K,所以其酸性主要由第一步电离 决定，B正确；因为HS的电离常数小于HCO?的电离常数，故该反应不能 发生，C错误；电离常数只与温度有关，向弱酸溶液中加入少量稀盐酸，电离 常数不变，D正确。 答案C 重难拓展 重难点①电离方程式的书写方法 记方法过 (1)强电解质完全电离，书写电离方程式时用“一”。◆配方法® 判断电离方程式书写是否 如Ba(NO3)2-Ba2++2NO3。 正确需“三看”：一看“一”或 “一一”的使用是否正确；二看电 (2)弱电解质部分电离，书写电离方程式时用“、一” 解质的电离是否正确，如多元弱 ①一元弱酸、弱碱一步电离。 酸、多元强酸以及酸式盐在水溶 如CH3COOH=CH COO+H+;NH3·H2O→NH 液中或在熔融状态下的电离；三 +OH。 看离子符号与化学计量数是否 ②多元弱酸分步电离，且第一步电离程度通常远远大于第二步； 正确。 必须分步写出电离方程式，不可合并书写（以第一步电离为主）。 如H2CO3一H++HCO3,HCO3=H+十CO?。 ③多元弱碱分步电离，一步写出。如Fe(OH)3一Fe3+十 3OH。 99 重难点手册高中化学选择性必修1化学反应原理R。 (3)酸式盐的电离方程式的书写。 敲黑板⊙ ①强酸的酸式盐在水溶液中完全电离。 敲黑板) (1)强酸的酸式盐在水溶液 如NaHSO4-Na++Ht+SO?。 中完全电离，断裂离子键和共价 ②弱酸的酸式盐“强中有弱”，即酸式酸根离子在水溶液中不 键，而在熔融状态下，只断裂离 能完全电离。 子键，不断裂共价键。例如： NaHSO4(熔融)—一Na+ 如NaHCO3-Na++HCO3,HCO3=H++CO。 HSO4。 例①下列电解质的电离方程式书写正确的是( )。 (2)两性氢氧化物可发生酸 A.NaHCO3的水溶液：NaHCO3—Na++H++CO 式电离和碱式电离。例如： B.熔融状态的NaHSO4:NaHSO4(熔融)一Na++HSO4 Al (OH)3 H2O C.HClO的水溶液：HCIO-H++ClO [AI(OH):]+H+(酸式电离)， D.H2S的水溶液：H2S=2H+S21 A1(OH)3=A1++ 解析HCO3是二元弱酸的酸式酸根离子，不能完全电离，故NaHCO3 30H(碱式电离)。 的电离方程式为NaHCO3一Na++HCO3,A错误；HClO属于弱酸，只 能部分电离，故HC1O的电离方程式为HCIO一H++C1O,C错误；H2S 属于二元弱酸，应分步电离，电离方程式为H2S一H+十HS、HS一 H+十S2-,D错误。 答案B 重难点(2 一元强酸和一元弱酸的比较 敲黑板) 1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸与一元弱酸的比较 分析盐酸和醋酸与金属或 碱溶液的反应，关键是要认识到 与足量Zm开始与Zn与足量Zm 与足量Zn反 中和碱 弱酸溶液中c(H+)的动态变化 c(H) pH 反应产生 的能力 反应的 反应所需 应过程中的 H2的量 速率 的时间 反应速率 特点，理解当二者的c、V相同 时，醋酸中的c(H+)小，但二者 -元强酸 大 小 快 短 下降得快 相同 相同 大 慢 长 能电离出来的n(H+)落是相等 元弱酸 小 下降得慢 的；当它们的pH、V相同时，醋 2.相同体积、相同pH的一元强酸与一元弱酸的比较 酸的物质的量浓度要比盐酸大 与足量Zn 与足量Zn 得多，醋酸能提供的H十的物质 溶液的物质中和碱 c(H+) 反应产生 开始与Zm 反应过程中 的量浓度 的能力 H2的量 反应的速率 的量比盐酸能提供的大得多。 的反应速率 元强酸 小 小 少 下降得快 相同 相同 拓考点⑧ 元弱酸 大 大 多 下降得慢 “强酸制弱酸”的反应规律 ◆敲黑板 强酸和弱酸是一组相对概 例②将c(H+)相同、体积相等的盐酸和醋酸溶液分别置于 念，常常依据酸的电离平衡常数 甲、乙两只烧杯中，向两烧杯中同时加入质量不等的锌粒，反应结 的大小(HC、H2SO4等实际意 束后得到等量的氢气。下列说法正确的是()。 义上的强酸，可将电离平衡常数 视为无穷大)来作判断。相同条 A.乙烧杯中放入锌的质量比甲烧杯中放入锌的质量大 件下，强酸的电离平衡常数较 B.两烧杯中参加反应的锌的质量：甲烧杯<乙烧杯◆拓考点。 100 第三章水溶液中的离子反应与平衡通 C.乙烧杯中平均反应速率快 大，在溶液中能电离出较多的 D.反应开始后乙烧杯中的c(H)始终比甲烧杯中的c(H)小 H,弱酸则相反，或者说弱酸根 离子结合H的能力更强，由于 解析c(H十)相同、体积相等的盐酸和酷酸溶液分别与足量的锌反应 离子反应总是向着离子浓度减 时，由于n(CH COOH)>n(HCI),所以消耗锌的质量：醋酸>盐酸，故产生 小的方向进行，因此强酸能够制 等量的氢气时醋酸溶液中加入的锌粒质量较小，盐酸中加入的锌粒质量较 取弱酸，即“一种较强的酸”十 大，A错误；生成等量的氢气时消耗的锌的质量相等，B错误；在反应刚开始 “一种较弱酸的盐”—“一种较 时，由于两种溶液的氢离子浓度相等，所以反应速率相等，随着反应的进行， 强酸的盐”十“一种较弱的酸”， 醋酸会不断电离出氢离子，使得醋酸溶液中的氢离子浓度保持在一个相对 例如，三种一元酸HX、HY、HZ 的电离平衡常数：K(HX)> 较高的水平，而盐酸由于已经完全电离，其氢离子浓度会随着反应的进行而 K,(HY)>K,(HZ),即酸性： 逐渐降低，所以乙烧杯中平均反应速率快，C正确；结合C项分析知，反应开 HXC>HY>HZ,则可发生如下 始后，醋酸溶液中的H浓度始终大于盐酸中的H浓度，D错误。 反应： 答案C HX+NaY-HY+NaX; 培优突破 HX+NaZ-HZ+NaX; HY+NaZ-HZ+NaY. 突破点1 电离度 1.电离度(a) ,敲黑板。 敲黑板) (1)定义：弱电解质在水中达到电离平衡状态时，已电离的电 影响电离度的主要因素 解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分 (1)浓度：弱电解质溶液的浓 度越大（小），电离度越小（大）。 数，称为电离度。用已电离的弱电解质的物质的量（或物质的量浓度）代替 (2)温度：升高（降低）温度， (2)表达式：a= 已电离的电解质分子数 电离度增大（减小）。 原有电解质分子总数 ×100%。 用弱电解质的起始物质的量（或物质的量浓度）代替 (3)意义：反映弱电解质的电离程度。温度和浓度相同时，二 元弱酸的α越大，则酸性越强（即K。越大）。◆辨易错 辨易错 2.电离常数K,与电离度α的关系（以一元弱酸HA为例） 电离度反映弱电解质的电 HA H++A 离程度，电离平衡常数反映弱电 起始浓度/(mol·L1) C酸 0 0 解质的强弱。用电离度比较几 种弱电解质的相对强弱时，需注 转化浓度/(mol·L1)c酸·a C酸·QC酸·a 意所给的条件（即浓度和温度）。 平衡浓度/(mol·L1)c酸(1一a) C酸·QC酸·Q 在温度和浓度相同时，电离度的 (c酸·a)2c酸·a2 大小可以反映弱电解质的相对 则K。 c酸(1一a)1-a 强弱。 因为a一般都很小，故1一a≈1，即可近似得到Ka=c酸·a2, a= ,可推出c(H*)=C酸·a=√K。·C酸 WC酸 同样地，对于一元弱碱来说，c(OH)=c碱·a=√Kb·c碱。 101 重难点手册高中化学选择性必修1化学反应原理R」 例①已知在室温时，0.1mol·L1某一元酸HA在水中有 记方法回 0.1%发生电离，回答下列问题。 (1)可类比化学平衡中的转 (1)该溶液的c(H+)= 化率来理解弱电解质的电离度。 (2)HA的电离平衡常数K= (2)与计算化学平衡常数类 似，计算电离常数的思路是由题 (3)升高温度时，K将 (填“增大”“减小”或“不变”， 给信息计算各粒子的平衡浓度， 下同)，pH将 再代入表达式中计算电离常数。 解析(1)HA电离出的c()=0.1×0.1%mol·L1=1×10-4mol·L1。 已知电离常数可计算粒子的浓 (2)HA的电离平衡常数K=cH):cCA）≈1X10X1XI0=1X 度，通常要进行1一α≈1的近似 c(HA) 0.1 处理。 10?。(3)HA的电离过程是吸热的，升高温度时，c(H)、c(A)均增大， 所以K增大，而pH减小。 答案(1)1×104mol·L-1。(2)1×107。 (3)增大；减小。◆记方法@ 1111111111ii1ii111141111ii 关键能力提升 题型(1】 强电解质和弱电解质的判断 答案B 例①下列事实能证明MOH是弱碱的有 名师支招 强、弱电解质的判断方法 )。 (1)依据电离程度判断：在水溶液中完全电离 ①0.1mol·L1MOH溶液可以使酚酞 的电解质为强电解质，部分电离的电解质为弱电解质。 试液变红 (2)依据存在微粒判断：在水溶液中存在水合 ②常温下，0.1mol·L1MOH溶液中 离子，无溶质分子的电解质为强电解质；在水溶液 c(OH)<0.1mol·L1 中存在水合离子、溶质分子的电解质为弱电解质。 ③相同温度下，0.1mol·L1MOH溶液 (3)依据物质类别判断：强酸、强碱、绝大多数 的导电能力比0.1mol·L1NaOH溶液的弱 盐为强电解质；弱酸、弱碱、水、极少数盐[如 ④相同体积的0.1mol·L1MOH溶液 (CH,COO)2Pb]为弱电解质。 与0.1mol·L1盐酸恰好完全反应 (4)依据实验现象判断：如相同体积、相同物质 A.①② B.②③ 的量浓度的盐酸和醋酸溶液与形状、大小相同的足 C.②④ D.③④ 量Z如反应，前者的初始反应速率较大 解析①0.1mol·L1MOH溶液可以使酚酞试 跟踪练①(2026·浙江温州卫城中学月 液变红，说明MOH是碱，不能说明MOH部分电离， 考)下列事实能证明HCN是弱酸的是( )。 则不能证明MOH是弱碱；②常温下，0.1mol·L1 A.用一定浓度的HCN溶液做导电实验， MOH溶液中c(OH)<0.1mol·L1,说明MOH 灯泡较暗 部分电离，为弱碱；③相同温度下，0.1mol·L1 B.10mL1mol·L-1的NaOH溶液恰好 MOH溶液的导电能力比0.1mol·L1NaOH溶液 的弱，NaOH是强碱，则MOH部分电离，为弱碱；④相同 与10mL1mol·L-1的HCN溶液完全反应 体积的0.1mol·L1MOH溶液与0.1mol·L1盐酸 C.常温下，HCN溶液中c(H+)约为2× 恰好完全反应，说明MOH是一元碱，不能说明MOH 10-5mol·L-1 部分电离，则不能证明MOH是弱碱。②③符合题意。 D.镁粉与稀硫酸反应，加入少量NaCN固 102 第三章水溶液中的离子反应与平衡通 体可以降低反应速率 (4)醋酸溶液中存在电离平衡：CH COOH= 题型②弱电解质的电离平衡及其影响 CH COO十H中，加水稀释能促进醋酸电离，但 因素 c(CH;COO)减小，①错误；加入NaOH固体，氢氧化 例②[深挖教材·教材P62T4]在一定温 钠和氢离子反应，促进醋酸电离，所以c(CH COO)增 度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化 大，c(H)减小，②正确；加入浓硫酸，c(H十)增大，抑 如图所示，回答下列问题。 制醋酸电离，c(CH3COO)减小，③错误；加入Na2CO3 固体，CO号与H反应，促进醋酸电离，c(CH COO) 增大，c(H)减小，④正确。 答案(1)冰醋酸中无自由移动的离子。 (2)C<A<B。(3)C。(4)②④。 名师支招 加水量 从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡 (1)加水前导电能力约为0的原因是 (1)从定性角度分析电离平衡：应该深刻地理 解勒夏特列原理—一平衡向“减弱”这种改变的方 (2)A、B、C三点对应的溶液中，c(H+)由 向移动，移动结果一般不能“抵消”或“超越”这种 小到大的顺序是 改变。 (3)A、B、C三点对应的溶液中，CH COOH (2)从定量角度分析电离平衡：当改变影响电 电离程度最大的是 离平衡的条件后分析两种微粒浓度之比的变化时， (4)若使B点对应的溶液中c(CH COO) 若通过平衡移动的方向不能作出判断，则可借助电 增大、c(H)减小，可采用的方法是 离常数进行定量分析。 (填序号)。 跟踪练2(2026·四 ①加入H2O ②加入NaOH固体 川广元万达中学月考)电 ③加入浓硫酸 ④加入Na2CO3固体 导率是衡量电解质溶液导 深挖教材 电能力强弱的物理量。常 本题完美再现了弱电解质的溶解与稀释过程， V(H,O) 温下，将相同体积的盐酸 在此基础上讨论加入物质对电离平衡移动的影响， 和氨水分别加水稀释，溶液的电导率随加入水 其分析关键如下：图中B点以前，CH COOH电离 的体积V(H2O)变化的曲线如图所示，下列说 程度的增大是主要影响因素，溶液中离子总浓度增 法正确的是( )。 大，导电能力增强；B点以后，溶液体积的增大是主 A.曲线I表示盐酸加水稀释过程中溶液 要影响因素，溶液中离子总浓度减小，导电能力 电导率的变化 减弱。 B.a、b、c三点溶液的pH:a>b>c 解析(1)溶液的导电能力与溶液中自由移动的 C.稀释前两种溶液的浓度：盐酸>氨水 离子浓度有关，离子浓度越大，导电能力越强，冰酷酸 D.将a、b两点溶液混合，所得溶液中溶质 中没有自由移动的离子，所以冰醋酸不导电。 (2)溶液导电能力越强，离子浓度越大，即氢离子 为NH4CI 浓度越大，则氢离子浓度由小到大的顺序为C<A<B。 题型3电离平衡常数的计算与应用 (3)加水稀释，促进CH COOH的电离，则 例③回答下列问题。 CH,COOH电离程度最大的是C点。 (1)(2023·山东等级考)T1温度下， 103 重难点手册高中化学选择性必修1化学反应原理RJ HCOOH的电离平衡常数为Ka,当HCOOH 液的物质的量浓度，可根据公式c(H+)=√/K。·c 平衡浓度为xmol·L1时，H+浓度为 或c(OH)=√K。·c计算其电离出的H中或 mol·L1。 OH的浓度。 (2)25℃时，在2.0×10-3mol·L1的 ②已知电离平衡时弱酸或弱碱的物质的量浓 HF水溶液中，调节溶液的pH(忽略调节时溶 度和溶液中的离子浓度，可根据公式K。 液体积的变化)，测得平衡体系中c(F-)、 c(HF)与溶液pH的关系如图所示。 cH)6A)或K。=c(B)c0H)计算电 c(HA) c(BOH) 离平衡常数。 」2.0×10 HF 图1.6x10 1.6×103 (2)依据电离平衡常数比较酸（或碱）性的强弱 1.2×10 相同温度下，电离平衡常数越大，对应弱电解 8.0×10 质的电离能力越强。相同温度下，K。较大的弱酸 4.0×10 4.0×10 可以与K。较小的弱酸的盐反应，即较强酸可以制 0 2 3 4 5 6 pH 取较弱酸。 则25℃时，HF的电离平衡常数K.(HF) 跟踪练③25℃时，三种酸的电离平衡常 (列式求值)。 数分别为6.3×10-4、5.6×10-4、6.2×10-10。 解析(1)T1温度下，HCOOH溶液存在电离平衡： 已知下列反应可以发生：①NaCN十HNO2 HCOOH-HCOO+H,K= c(HCOO)·c(H) c(HCOOH HCN+NaNO2;NaCN+HF -HCN c(HCOO)=c(H),故c(H)=√Kmol·L1。 +NaF;③NaNO2+HF-HNO2+NaF。由 (2)K,H=-cH)·cF)_10X10X1.6X10 此判断，下列叙述中不正确的是()。 cHF) 40X104 A.Ka(HF)=6.3×10-4,K.(HNO2)= =4.0×10-4。 答案(1)√Kx。 6.2×10-10 (2)cH):cF)=1.0X104X1.6X103 B.电离常数：Ka(HF)>Ka(HINO2)> c(HF) 4.0×10-4 K (HCN) 4.0×104。 C.反应HNO2+NaF-NaNO2+HF 名师支招 不能发生 解有关电离平衡常数的计算与应用类题目的思路 (1)有关电离平衡常数的计算 D.该温度下，0.1mol·L1HF溶液中 ①已知某弱酸或弱碱的电离平衡常数及稀溶 c(H+)≈8X10-3mol·L-1 核心素养聚焦 1111101101001113111111111011011111110101110101111011011111111110111101111111111 考向(1 弱电解质的电离平衡及影响 (1)(2024·北京等级考)依据一元弱酸的 因素 Ka,可推断它们同温度同浓度稀溶液的pH 例①（高考组合题）判断正误（正确的打 大小。 () “/”,错误的打“X”)。 (2)(2024·天津选择考)甲胺(CH3NH2) 104 第三章水溶液中的离子反应与平衡通 水溶液中存在以下平衡：CH3NH2十H2O 分数)与废水初始pH关系如图（已知甲酸K。 CH3NHg+OH。CH3NH2的Kb =1.8×10-4),下列说法不正确的是( )。 c(CH3NH)·c(OH) 701 ( c(CHaNH2) 6 50 (3)(2024·淅江6月选考)NaHCO3溶液 中通人少量C2,离子方程式：2HCO3+C2 30 2 2CO2+CI+C1O+H2O. ( 10 (4)(2023·天津选择考)磷酸第二步电 22.43 4.5678 废水初始pH 离平衡的平衡常数表达式为K= A.活性成分RN在水中存在平衡：RN c(H2PO) c(H+)·c(HPO?) +H,ORNHT+OH B.pH=5的废水中c(HCOO): 考查内容 核心素养 难度 c(HC0OH)=18:1 弱电解质的电离平衡 变化观念与平衡思想 中等 C.废水初始pH<2.4,随pH下降，甲酸 解析(1)根据c(H)≈√Kac可知，一元弱酸的 的电离被抑制，与R3NH+作用的HCOO一数 K。越大，同温度同浓度的稀溶液中c(H)越大，则 目减少 pH越小，正确。 D.废水初始pH>5,离子交换树脂活性成 (2)由甲胺(CH3NH2)的电离方程式可知， 分主要以R3NH的形态存在 CHNH,的K=c(CH,NH时)·c(OH) 正确。 考查内容 核心素养 难度 c(CH NH2) 电离常数的计算 证据推理与模型认知 中等 (3)电离平衡常数：K(H2CO3)>K.(HC1O)> K(H2CO3),C2与水反应生成的HClO与NaHCO 解析R3N中R为烷基，N原子上含有一个孤电 不反应，正确的离子方程式为Cl2十HCO5—C1-十 子对，可以结合水中的氢离子，则其在水中存在平衡： HCIO+CO2,错误。 RN+H2ORNH十OH,A正确；由电离平衡 (4)磷酸第二步电离方程式为H2POA一 的平衡常数表达式可知，溶液中cHCO0)。K。 c(HCOOH)C(H)' HPO+H,电离平衡的平衡常数表达式为K= 当溶液pH为5时，溶液中c(H)=105mol·L-1, c()·c(HPO）,错误。 c(HC00)1.8×10-4 c(H2PO) c(HC0OH而)-1.0×10=18，B正确；当溶液中p 答案(1)√。(2)√/。(3)×。(4)×。 小于2.4时，随溶液pH下降，溶液中氢离子浓度增 考向（②电离常数的计算与应用 大，甲酸的电离被抑制，溶液中甲酸根离子浓度减小， 例☑(2023·浙江1月选考)甲酸 与RNH发生静电作用的离子数目减小，C正确； R3N溶液中存在平衡：RN+H2O一R3NH+ (HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的 OH,当废水初始pH大于5时，氢氧根离子浓度较 甲酸及其盐，通过离子交换树脂（含固体活性 大，平衡向左移动，离子交换树脂活性成分主要以 成分RN,R为烷基)因静电作用被吸附回收， R3N的形态存在，D错误。 其回收率（被吸附在树脂上甲酸根的物质的量 答案D 105重难点手册高中化学选择性必修1化学反应原理 (0.1-x)·(0.1-=2.25,解得x=0.06,则平 x·x 衡时二氧化碳的浓度为0.04mol·L1,B正确；由 题给数据及化学方程式可知，②中反应达到平衡 时，各组分的浓度不可能相同，C错误；①中平衡时 氢气的浓度为0.04mol·L1,则H2的转化率为 60%,D错误。] [跟踪练2]1.2。[体系达平衡时，CaCO3的物质 的量为0.2mol,CaO的物质的量为0.8mol,CH 的物质的量为0.4mol,C0的物质的量为1.3mol, 根据碳元素守恒可算出CO2的物质的量为0.1mol, 根据氧元素守恒可算出H2O(g)的物质的量为0.1mol, 根据氢元素守恒可算出H2的物质的量为1.1mol, 由于反应Ⅲ各物质的化学计量数均为1，反应前后 气体分子数不变，因此可用各组分平衡时的物质的 量代替平衡分压计算平衡常数（当反应前后气体分 子数不变时，用平衡浓度表示的平衡常数K。等于 用平衡分压表示的平衡常数K。,等于用平衡时的物 、质的量分数表示的平衡常数K),K。三：X0 ≈1.2。] 第三课时影响化学平衡的因素 【必备知识梳理】 [纠错练1]D[在温度不变的情况下，均增加反应 物的物质的量，容器容积不变，相当于增大压强，对 于反应302(g)→203(g),平衡正向移动，所以a1 增大；对于反应N2O,(g)一2NO2(g),平衡逆向 移动，所以α2减小。平衡时反应物和生成物的浓 度都比原平衡的大，故c1、c2均增大。] 【关键能力提升】 [跟踪练1]C[平衡常数只与温度有关，温度不变， 平衡常数不变，A错误；催化剂只能改变反应速率， 对反应限度没有影响，B错误：恒容条件下，充入一 定量的H2O(g),反应物的浓度增大，平衡正向移 动，C正确；恒容条件下，充入某一反应物，则该物 质的平衡转化率降低，D错误。] 218 RJe 第三节化学反应的方向 【必备知识梳理】 [纠错练1]C [纠错练2](1)×。(2)×。(3)×。(4)√。 (5)√. 【关键能力提升】 [跟踪练1]B[H2还原SiCL4制单质硅为吸热反 应，△H>0,该反应为气态物质的物质的量增大的 反应，△S>0,A错误；B、C两项中反应均为熵减反 应，且在一定温度下均能自发进行，故根据△H一 T△S<0可知，这两个反应均属于放热反应，B正 确，C错误；D项中反应为熵减的放热反应，故△H< 0,△S<0,D错误。 第四节 化学反应的调控 【必备知识梳理】 [纠错练1]D 【关键能力提升】 [跟踪练1]A[高温高压、催化剂是合成氨的条 件，硫酸工业不需要高压，A错误；为提高SO2的转 化率，不是通入的空气越多越好，通入空气过多，会 导致体系温度下降，需要更多的能量，为提高SO2 的转化率，可通入稍过量的空气，B正确；升高温度 可加快反应速率，合成氨反应为放热反应，升高温 度平衡逆向移动，且催化剂的活性与温度有关，则 反应温度选择400~500℃是该反应催化剂的催化 活性、反应速率、反应限度等角度综合考虑的结果， C正确；工业合成氨，迅速冷却、液化氨气，是为了 使化学平衡向生成氨气的方向移动，D正确。] 第三章水溶液中的离子反应与平衡 第一节电离平衡 【必备知识梳理】 [纠错练1]DF。 [纠错练2](1)×。(2)×。(3)×。(4)×。 (5)×。 【关键能力提升】 [跟踪练1]D[用一定浓度的HCN溶液做导电实 验，灯泡较暗能说明溶液导电性较弱，但不能说明 HCN是弱酸，A错误；10mL1mol·L1的 NaOH溶液恰好与l0mL1mol·L1的HCN溶 液完全反应，无法说明HCN为弱酸，B错误；常温 同浓度、同体积的盐酸也有此性质 下，HCN溶液中c(H)约为2×10-5mol·L1, 未指明HCN溶液的浓度，无法证明HCN是弱酸， C错误；镁粉与稀硫酸反应，加入少量NaCN固体 可以降低反应速率，说明氢离子浓度因生成HCN 分子而减小，则可证明HCN是弱酸，D正确。] [跟踪练2]B[对选项的分析如图所示。] 稀释前两种溶液的电导華相同，则两种溶液中的离子浓度相同 HCI是强电解质，完全电离，NH,·H,O是弱电解质，不能完全电 离，则稀释前两种溶液的浓度：盐酸<氨水，C错溪 盐酸显酸性，氯水明 加水稀释时，NH·H,O 进一步电离，故氨水的电 显碱性，电导率越 导率变化较小，曲线1为 大，说明溶液中离 子浓度越大，则pH: 意水的稀释曲线，曲线Ⅱ 为盐酸的稀释曲线，A错误 a>b>c,正确 V(H,O) 将a、b两，点溶液混合，由于意水的浓度大于盐酸的浓度，及应 后意水过量，溶液中的溶质为NH,CI和NH·H,O,D错误 [跟踪练3]A[根据酸与盐发生复分解反应遵循 “较强酸制取较弱酸”的规律，由①②③可得酸性： HNO2>HCN、HF>HCN、HF>HNO2,从而可得 酸性：HF>HNO2>HCN,则电离平衡常数： K.(HF)>Ka(HNO2)>K.(HCN)。结合三个电 离平衡常数的相对大小推知，K。(HF)=6.3×104, K.(HNO2)=5.6×10-4,K。(HCN)=6.2× 10-10,A错误，B正确；由于酸性：HF>HNO2,故 HNO2和NaF不发生反应，C正确；结合电离常数 表达式可得：c2(H+)=K。·c(HF)=6.3×10-4× 0.1(mol·L1)2,解得c(H+)≈8×10-3mol·L1, D正确。] 第二节水的电离和溶液的pH 第一课时水的电离溶液的酸碱性与pH 【必备知识梳理】 [纠错练1](1)×。(2)×。(3)×。(4)×。 (5)×。 [纠错练2]B[25℃时，溶液中由水电离产生的 c(H+)·c(OH)=1×10-18<1×1014,说明该 ,纠错练与跟踪练参考答案与提示 溶液中的溶质抑制了水的电离，则该溶液可能是酸 溶液或碱溶液。①若为酸溶液，由水电离产生的 c(H)水=c(OH)水=√1X108mol·L-1=1X 109mol·L1,溶液中的c()=1X104 1X10-9mol·L1 =1×105mol·L1,故溶液的pH=5;②若为碱 溶液，溶液中的H十全部由水电离产生，故溶液中的 c(Ht)=√1×10smol·L1=1×109mol·L1, 溶液的pH=9。] [纠错练3](1)C。(2)D。 [(1)设原硫酸溶液的体积为2L,分成两等份后，每 份的体积为1L。加水稀释时，设加入水的体积为 xL,稀释前后溶液中H+的物质的量不变，则有 1L×0.1mol·L-1=(1+x)L×0.01mol·L-1, 解得x=9;加入与该硫酸溶液物质的量浓度相同的 NaOH溶液时，设加入NaOH溶液的体积为yL, 则1L×0.1mol·L-1-yL×0.05mol·L-1= 0.01m0lL1×1十)L,解得y=多.则加人 水和NaOH溶液的体积之比为6：1，C正确。 (2)加水稀释促进弱电解质的电离，pH=2的三种 酸的溶液稀释1000倍后，如果该酸是强酸，则稀释 后溶液的pH=5,如果是弱酸，则稀释后溶液的 pH<5,根据题图可知，稀释1000倍后，X溶液的 pH=5,Y和Z溶液的pH小于5，所以X是强酸，Y 和Z属于弱酸，A正确；pH相等时，弱酸的浓度大 于强酸的浓度，所以Y和Z的浓度大于X的浓度， 根据题图可知，刚开始稀释时，Z的pH减小、Y的 pH增大，说明Z是浓溶液、Y是稀溶液，则稀释前 的浓度：c(Z)>c(Y)>c(X),B正确，D错误；强电 解质X完全电离，Y和Z部分电离，弱电解质溶液 的浓度越大其电离程度越小，所以稀释前电离程 度：X>Y>Z,C正确。] 【关键能力提升】 [跟踪练1]D。[由题图可知，当x=一5时，y= -10,故Km=10-5×10-10=10-15.0.01mol·L1 NaOH溶液中c(OH)=l0mol·L1,故c(H)= 219