第25讲　电离平衡及其常数 学案-2027届高三化学一轮复习

该高中化学高考复习学案系统覆盖电离平衡核心考点，从强/弱电解质概念、电离平衡建立与特征到电离常数计算及应用，构建递进式知识网络，通过课前预习问题链和知识梳理填空任务，引导学生自主回顾基础，形成系统化认知框架。 亮点在于诊断性自测与能力进阶设计，课前8道判断正误题和3道选择题助力学生自主诊断，能力突破中“弱电解质多维判断”“电离常数图像计算”等任务培养科学思维与科学探究素养，学后总结与高考真题演练支持学生自主提升，教师可依学情实施精准教学，实现个性化复习。

主题三　水溶液中的离子反应与平衡 第25讲　电离平衡及其常数 学习 目标 1.电解质的分类:了解强电解质与弱电解质的概念 2.电离与导电性:理解电解质在水中的电离及电解质溶液的导电性 3.弱电解质的电离平衡:理解其电离平衡,能利用电离平衡常数计算 知识 网络 【课前预习】 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强。 (　　) (2)稀醋酸加水稀释时,溶液中各离子的浓度都减小。 (　　) (3)电离平衡向右移动,弱电解质分子的浓度一定减小。 (　　) (4)Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类相同。 (　　) (5)室温下,0.1 mol·L-1一元碱BOH溶液的pH=10,溶液中存在BOHB++OH-。(　　) (6)弱电解质电离平衡右移,电离平衡常数一定增大。 (　　) (7)用电离平衡常数比较弱电解质的电离能力的相对强弱时必须温度相同。 (　　) (8)在1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,升高温度,电离度增大。 (　　) 答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)× (7)√　(8)√ 2.0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOHH++CH3COO-。下列说法错误的是 (　　) A.向溶液中加水稀释或加热溶液均可使CH3COO-的物质的量浓度增大 B.向溶液中加入少量CH3COONH4固体,保持溶液温度不变,c(CH3COO-)·c(H+)增大 C.向溶液中加入少量纯醋酸,平衡向右移动,醋酸的电离度减小 D.向溶液中加入一小块钠,恢复到原来的温度,溶液中减小 答案　A 解析　向溶液中加水稀释使CH3COO-的物质的量浓度减小,A项错误;向溶液中加入少量醋酸铵固体,醋酸的电离平衡逆向移动,CH3COOH浓度增大,保持溶液温度不变,Ka不变,故c(CH3COO-)·c(H+)=Ka·c(CH3COOH)增大,B项正确;“越稀越电离”,向溶液中加入少量纯醋酸,醋酸的浓度增大,平衡向右移动,但醋酸的电离程度减小,C项正确;向溶液中加入金属钠,c(H+)减小,恢复到原来的温度,Ka=不变,溶液中减小,D项正确。 3.已知25 ℃时,Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5。现有a、b两支试管,分别盛有10 mL 0.1 mol·L-1的氨水和盐酸,已知≈1.34。下列说法正确的是 (　　) A.a、b两试管中溶液的导电能力相同 B.a试管中OH-的浓度约为1.34×10-2.5 mol·L-1 C.将少量盐酸滴入a试管中,NH3·H2O的电离度增大 D.向a试管中加入10 mL水,NH3·H2O的电离平衡逆向移动 答案　C 解析　NH3·H2O为弱电解质,物质的量浓度相同时,a试管中溶液的导电能力更弱,A项错误;a试管中,c(OH-)≈=1.34×10-3 mol·L-1,B项错误;将少量盐酸滴入a试管中,盐酸电离出的H+和溶液中的OH-反应,使NH3·H2O的电离平衡正向移动,NH3·H2O的电离度增大,C项正确;加水稀释,电离平衡正向移动,D项错误。 考点1　弱电解质的电离平衡及影响因素 (3年62卷27考) 【知识梳理】 知识点1　电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等),当弱电解质分子①　　　　的速率和②　　　　的速率相等时,电离达到了平衡。电离平衡建立过程如下:  1.开始时,v(电离)③　　　　,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)④　　　v(结合)时,电离达到平衡状态。  知识点2　电离平衡的特征 知识点3　影响电离平衡的因素 弱电解质的电离可用平衡移动原理分析,以CH3COOHH++CH3COO-　ΔH>0为例: 改变条件 移动 方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) 电离 程度 浓度 加水 稀释 ⑤　　　　　　　　　  ⑥　　　　　　　　　  ⑦　　　　　　　　　  ⑧　　　  ⑨　　　　　　　　　  加冰 醋酸 ⑩　　　　　　　　　  同离子效应 通入 HCl(g) 加醋酸 钠固体 升高温度 答案　①电离产生离子　②离子结合成弱电解质分子　③最大　④=　⑤正向　⑥增大　⑦减小　⑧减小 ⑨增大　⑩正向　增大　增大　增大　减小 逆向　增大　增大　减小　减小　逆向 减小　减小　增大　减小　正向　增大 增大　增大　增大 【能力突破】 能力1　弱电解质的多维判断 1.下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是　　　　(填序号)。  ①常温下,NaNO2溶液的pH大于7 ②用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗 ③HNO2和NaCl不反应 ④常温下,0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1 ⑤常温下,pH=3的HNO2溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合,混合溶液pH小于7 ⑥常温下,pH=2的HNO2溶液稀释至100倍,溶液pH约为3.1 答案　①④⑤⑥ 解析　常温下,NaNO2溶液的pH大于7,说明NaNO2是强碱弱酸盐,则亚硝酸是弱电解质,①正确;用HNO2溶液做导电实验,灯泡很暗,可能是因为溶液中溶质的浓度太小,不能说明亚硝酸是弱电解质,②错误;HNO2和NaCl不反应,只能说明HNO2的酸性弱于HCl的,不能说明HNO2是弱电解质,③错误;常温下,0.1 mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.1,说明亚硝酸在溶液中部分电离,则亚硝酸是弱电解质,④正确;常温下,pH=3的HNO2溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合,溶液pH小于7,说明亚硝酸在溶液中部分电离,是弱电解质,⑤正确;常温下,pH=2的HNO2溶液稀释至100倍,溶液pH约为3.1,说明亚硝酸在溶液中部分电离,稀释100倍后其电离程度增大,则亚硝酸是弱电解质,⑥正确。 能力2　外界条件对电离平衡的影响 2.已知人体体液中存在平衡CO2+H2OH2CO3H++HC,以维持体液pH的相对稳定。下列说法不合理的是 (　　) A.当强酸性物质进入体液后,上述平衡向左移动,以维持体液pH的相对稳定 B.当强碱性物质进入体液后,上述平衡向右移动,以维持体液pH的相对稳定 C.若静脉滴注大量生理盐水,则体液的pH减小 D.进行呼吸活动时,如果CO2进入血液,会使体液的pH减小 答案　C 解析　若静脉滴注大量生理盐水,则血液被稀释,平衡虽然正向移动,但根据勒夏特列原理,c(H+)减小,体液的pH增大。 3.(链接苏教选择性必修1 P89 T5)保持温度不变,若在氨水中加入下表中的物质,一水合氨的电离平衡以及平衡时c(NH3·H2O)、c(OH-)如何变化?请填写表中内容。 加入的 物质 c(NH3·H2O) c(OH-) 电离平衡移动方向 H2O 　　　  　　　  　　　  NH4Cl(s) 　　　  　　　  　　　  NaOH(s) 　　　  　　　  　　　  浓盐酸 　　　  　　　  　　　  答案　减小　减小　正向　增大　减小　逆向　增大　增大　逆向　减小　减小　正向 能力3　一元强酸(强碱)和一元弱酸(弱碱)的 比较 4.在一定温度下,有下列三种酸: a.盐酸　　　b.硫酸　　　c.醋酸 (1)当三种酸的物质的量浓度相同时,c(H+)由大到小的顺序是　　　　(用字母表示,下同)。  (2)等体积、等物质的量浓度的三种酸,中和NaOH的能力由大到小的顺序是　　　　　。  (3)若三者c(H+)相同,物质的量浓度由大到小的顺序是　　　　　　。  (4)当三者c(H+)相同且体积也相同时,分别放入足量的锌,相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是　　　　　　。  (5)当三者c(H+)相同且体积相同时,同时分别加入形状、密度、质量完全相同的锌,则开始时反应速率的大小关系为　　　　　　,若产生相同体积的H2(相同状况),反应所需时间的长短关系是　　　　　　　　　。  (6)将c(H+)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后,c(H+)由大到小的顺序是　　　　。  (7)将c(H+)相同且体积也相同的三种酸,分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH=7,则消耗NaOH溶液的体积大小关系为　　　　　。  答案　(1)b>a>c　(2)b>a=c　(3)c>a>b　(4)c>a=b　(5)a=b=c　a=b>c　(6)c>a=b　(7)c>a=b 解析　解答本题要注意以下三点:①HCl、H2SO4都是强酸,但H2SO4是二元酸;②CH3COOH是弱酸,在水溶液中不能完全电离;③醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOHCH3COO-+H+。 考点2　电离平衡常数及其应用 (3年62卷25考) 【知识梳理】 知识点1　电离平衡常数 1.电离平衡常数表达式 一元弱酸HA 一元弱碱BOH 电离 方程式 HAH++A- BOHB++OH- 电离平 衡常数 表达式 Ka= Kb= 注意 二元弱酸H2A的两步电离平衡常数表达式如下: Ka1= Ka2= 以第一步电离为主 2.电离平衡常数的特点 (1)电离平衡常数与温度有关,一般情况下,升高温度,K值增大,但是电离常数随温度变化不大,如CH3COOH在25 ℃时Ka=1.75×10-5,在0 ℃时Ka=1.65×10-5。 (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,其酸性或碱性越强。如25 ℃时,K(HNO2)=4.6×10-4,K(CH3COOH)=1.75×10-5,因此HNO2的酸性比CH3COOH强。 (3)对于多元弱酸或弱碱,每一步电离都有对应的电离平衡常数,通常用Ka1、Ka2……或Kb1、Kb2……表示,一般大小关系:Ka1>Ka2>……,Kb1>Kb2>……。 知识点2　电离度 1.概念:在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时,已经电离的弱电解质分子数占原弱电解质总分子数的百分数。 2.表达式:α=×100%或α=×100%。 【能力突破】 能力1　电离平衡常数及其应用 1.部分弱酸的电离平衡常数如表所示: 弱酸 HCOOH H2S 电离平衡常 数(25 ℃) Ka=1.77×10-4 Ka1=1.1×10-7 Ka2=1.3×10-13 弱酸 H2CO3 HClO 电离平衡常 数(25 ℃) Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka=4.0×10-8 按要求回答下列问题: (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为　　　　。  (2)相同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HC、C、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为　　　　　　　　。  (3)运用上述电离常数及物质的性质判断下列离子方程式不正确的是　　　　(填序号)。  ①次氯酸与NaHCO3溶液的反应:HClO+HCClO-+H2O+CO2↑ ②少量CO2通入NaClO溶液中:CO2+H2O+2ClO-C+2HClO ③少量CO2通入NaClO溶液中:CO2+H2O+ClO-HC+HClO ④硫化氢通入NaClO溶液中:H2S+ClO-HS-+HClO ⑤碳酸钠溶液滴入足量甲酸溶液中:2HCOOH+C2HCOO-+CO2↑+H2O 答案　(1)HCOOH>H2CO3>H2S>HClO (2)S2->C>ClO->HS->HC>HCOO- (3)①②④ 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值变化情况(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=,稀释过程中c(CH3COO-)减小,Ka不变,因此其比值变小。(2)将该式变为=,稀释过程中c(H+)减小,Ka不变,因此其比值变大。(5)将该式变为=,稀释过程中Ka、Kw均不变,故比值不变。 【学后总结】 (1)判断弱酸(或弱碱)酸性(或碱性)的相对强弱,如Ka(HF)>Ka(HClO);等浓度时的酸性HF>HClO。 (2)判断酸与盐能否反应(强酸制弱酸),如Ka1(H2CO3)>Ka(HClO);则Ca(ClO)2+CO2+H2OCaCO3↓+2HClO。 (3)判断溶液中粒子浓度比值的变化,常温下,向NH4Cl溶液中加水稀释时,的变化:分子分母同乘以c(OH-),可得,该比值只与温度有关,温度不变,则比值不变。 (4)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱,如Ka(HF)>Ka(CH3COOH);盐所对应的酸(或碱)越弱,盐水解的程度越大,盐的碱(或酸)性越强;等浓度时的碱性NaF<CH3COONa。 (5)判断酸式盐电离程度和水解程度的相对强弱,如常温下H2CO3的电离常数Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,由于Ka2=<=Kh(HC),HC的水解程度大于电离程度。 能力2　电离常数及电离度的相关计算 3.室温时,0.1 mol·L-1某一元酸HA溶液的电离度为0.1%,下列叙述错误的是(　　) A.该溶液的pH=4 B.升高温度,溶液的pH减小 C.此酸的电离常数约为1×10-7 D.由水电离出的c(H+)约为由HA电离出的c(H+)的 106倍 答案　D 解析　由HA电离出的c(H+)=10-4 mol·L-1,该溶液的pH=4,A项正确;升高温度,HA的电离度增大,c(H+)增大,溶液的pH减小,B项正确;此酸的电离常数≈=1×10-7,C项正确;由HA电离出的c(H+)=10-4 mol·L-1,由水电离出的c(H+)=10-10 mol·L-1,则由HA电离出的c(H+)是由水电离出的c(H+)的106倍,D项错误。 4.(1)25 ℃时,将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1 的盐酸等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化),反应完全时溶液中c(N)=c(Cl-),则溶液呈　　　　(填“酸”“碱”或“中”)性;用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=　　　　。  (2)常温下,将a mol·L-1醋酸溶液与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-),则醋酸的电离常数Ka=　　　　(忽略混合后溶液体积的变化,用含a和b的代数式表示)。  答案　(1)中　　(2) 解析　(1)氨水与盐酸等体积混合,电荷守恒关系式为c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(N)=c(Cl-),故c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。 　NH3·H2O　　　　　　　N　　 +　　　　　OH- - mol·L-1　　 mol·L-1　　10-7 mol·L-1 Kb==。 (2)根据电荷守恒可知,2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-),由于c(CH3COO-)=2c(Ba2+)=b mol·L-1,所以c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。 CH3COOH　　　　　 CH3COO- +　　　　　H+ -bmol·L-1　　　b mol·L-1　　10-7 mol·L-1 Ka==。 【学后总结】 1.一元弱酸(HA)、一元弱碱(如NH3·H2O)中电离度(α)与c(H+)、c(OH-)的关系 设一定温度下,c mol·L-1醋酸溶液中醋酸的电离度为αa。 　　　　 　　　　　CH3COOH　　　CH3COO-+　　　H+ 起始/(mol·L-1)　　　 　c　　　 0　　0 变化/(mol·L-1)　　　　cαa　　　cαa　　cαa 平衡/(mol·L-1)　　　　c-cαa≈c　　　cαa　　cαa 则c(H+)=cαa mol·L-1 Ka≈=c 同理,对于一元弱碱(如NH3·H2O),c(OH-)=cαb mol·L-1。 2.有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例) 　　 　　　　HX　　　　　　　H+　+　　　　X- 起始:　　c(HX)　　0　　0 平衡:　　c(HX)-c(H+)　　c(H+)　　c(X-) 则Ka== (1)已知c(HX)和c(H+),求电离平衡常数。 弱酸只有极少一部分电离,c(H+)的数值很小,可近似处理:c(HX)-c(H+)≈c(HX),则Ka≈,代入数值求解即可。 (2)已知c(HX)和电离平衡常数,求c(H+)。 c(H+)的数值很小,可近似处理:c(HX)-c(H+)≈c(HX),则c(H+)≈,代入数值求解即可。 能力3　利用图像节点或交点计算电离常数 5.已知草酸为二元弱酸:H2C2O4HC2+H+　Ka1,HC2C2+H+　Ka2,常温下,向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液,所得溶液中H2C2O4、HC2、C2三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。 则常温下: (1)Ka1=　　　　;Ka2=　　　　。  (2)pH=2.7时,溶液中=　　　　　　　　。  答案　(1)10-1.2　10-4.2　(2)1 000 解析　(1)由图像可知pH=1.2时,c(HC2)=c(H2C2O4),则Ka1=10-1.2;pH=4.2时,c(HC2)=c(C2),则Ka2=10-4.2。 (2)由电离常数表达式可知,===1 000。 6.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)表示pH与lg 变化关系的曲线是　　　　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。  (3)根据图像计算亚磷酸的Ka1=　　　　。  答案　(1)H3PO3H2P+H+　H2PHP+H+ (2)Ⅰ　(3)10-1.4 解析　(2)Ka1=,Ka2=,且Ka1>Ka2,由图像可知,在lg或lg为0时,曲线Ⅱ对应的c(H+)较大,为H3PO3的第一步电离,曲线Ⅰ对应的c(H+)较小,为H3PO3的第二步电离。(3)选用曲线Ⅱ中的点B计算Ka1,Ka1==10×10-2.4=10-1.4。 【思维流程】 分析图像特殊点:c(HA)=c(A-)pH或c(H+)Ka=10-pH=c(H+) 【高考联接】 1.(2020·北京卷)室温下,对于1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液。下列判断正确的是 (　　) A.该溶液中CH3COO-的粒子数为6.02×1022 B.加入少量CH3COONa固体后,溶液的pH降低 C.滴加NaOH溶液过程中,n(CH3COO-)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol D.醋酸与Na2CO3溶液反应的离子方程式为C+2H+H2O+CO2↑ 答案　C 解析　醋酸属于弱酸,在溶液中部分电离,则溶液中CH3COO-的粒子数小于6.02×1022,A项错误;加入少量CH3COONa固体,抑制醋酸的电离,溶液的pH升高,B项错误;溶液中始终存在元素守恒n(CH3COO-)+n(CH3COOH)=0.1 mol,C项正确;醋酸是弱电解质,在离子方程式中不能拆成离子,D项错误。 2.(2022·全国乙卷)常温下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中,H+与A-不能穿过隔膜,未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A-),当达到平衡时,下列叙述正确的是 (　　) A.溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)+c(A-) B.溶液Ⅱ中的HA的电离度为 C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等 D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4 答案　B 解析　常温下溶液Ⅰ的pH=7.0,则溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1,c(H+)<c(OH-)+c(A-),A项错误;常温下溶液Ⅱ的pH=1.0,溶液中c(H+)=0.1 mol·L-1,Ka==1.0×10-3,c总(HA)=c(HA)+c(A-),则=1.0×10-3,解得=,B项正确;根据题意,未电离的HA可自由穿过隔膜,故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等,C项错误;常温下溶液Ⅰ的pH=7.0,溶液Ⅰ中c(H+)=1×10-7 mol·L-1,Ka==1.0×10-3,c总(HA)=c(HA)+c(A-),=1.0×10-3,溶液Ⅰ中c总(HA)=(104+1)c(HA),溶液Ⅱ的pH=1.0,溶液Ⅱ中c(H+)=0.1 mol·L-1,Ka==1.0×10-3,c总(HA)=c(HA)+c(A-),=1.0×10-3,溶液Ⅱ中c总(HA)=1.01c(HA),由于未电离的HA可自由穿过隔膜,故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等,溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)之比为[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]=(104+1)∶1.01≈104,D项错误。 【拓新视角】 (情境创新题)常温下,药物乙酰水杨酸(用HA表示,Ka=1.0×10-3,且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图所示(①只有HA可自由穿过胃黏膜进入血液,②胃中pH=1.0,H+浓度为0.1 mol·L-1)。若不考虑溶液体积的变化,下列说法错误的是 (　　) A.酸性强的食物有利于药物吸收 B.HA在血液中的电离度小于胃中的 C.在胃中,=10-2 D.HA属于弱电解质 答案　B 解析　HA的电离方程式为HAH++A-,酸性增强,平衡逆向移动,有利于药物吸收,A项正确;血液的pH=7.4,呈弱碱性,促进HA的电离,胃中pH=1.0,呈酸性,抑制HA的电离,血液中HA的电离程度比胃中大,B项错误;,Ka=×c(H+)=1.0×10-3,胃中pH=1.0,c(H+)=0.1 mol·L-1,则胃中=10-2,C项正确;HA为弱酸,属于弱电解质,D项正确。 1 学科网（北京）股份有限公司 $