第1講弱電解質(zhì)的電離

考點(diǎn)一弱電解質(zhì)的電離平衡

1．強(qiáng)、弱電解質(zhì)

(1)強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能全部電離的電解質(zhì)。包括以下幾種：

強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI（?？剂髲?qiáng)酸）

強(qiáng)堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2（常考四大強(qiáng)堿）

絕大多數(shù)鹽：NaCl、Na2CO3、CaCO3、AgCl等

金屬氧化物：Na2O、CaO等

(2)弱電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下部分電離的電解質(zhì)。包括以下幾種：

弱酸：CH3COOH、HClO、HF、HCN、HNO2、H2SO3、H2S、H2CO3、H2SiO3、H3PO4等

弱堿：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Zn(OH)2、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等

少數(shù)鹽：(CH3COO)2Pb、Hg2Cl2等

H2O

2．電離方程式的書(shū)寫(xiě)

(1)強(qiáng)電解質(zhì)

＋2-

如H2SO4的電離方程式為_(kāi)_H2SO4===2H＋SO4__。

(2)弱電解質(zhì)

①一元弱酸、弱堿一步完成

＋－

如NH3·H2O的電離方程式為_(kāi)_NH3·H2ONH4＋OH__；

－＋

CH3COOH的電離方程式為_(kāi)_CH3COOHCH3COO＋H__。

②多元弱酸分步電離，且第一步電離程度??遠(yuǎn)大于第二步。

＋??－－＋2-

如H2CO3的電離方程式為_(kāi)_H2CO3H＋HCO3__，__HCO3H＋CO3__。

③書(shū)寫(xiě)多元弱堿的電離方程式時(shí)，一步完成。

??3+－??

如Fe(OH)3的電離方程式為_(kāi)_Fe(OH)3Fe＋3OH__。

3+－

④兩性物質(zhì)雙向電離，如Al(OH)3的電離方程式為_(kāi)_Al(OH)3Al＋3OH

＋－??

__，__Al(OH)3＋H2OH＋[Al(OH)4]__。

(3)酸式鹽??

??

①?gòu)?qiáng)酸的酸式鹽，如NaHSO4

＋＋2-

在水溶液中的電離方程式為_(kāi)_NaHSO4===Na＋H＋SO4__；熔融狀態(tài)下的電

＋－

離方程式為_(kāi)_NaHSO4===Na＋HSO4__。

＋－

②弱酸的酸式鹽，如NaHCO3的電離方程式為_(kāi)_NaHCO3===Na＋HCO3__，

－＋2-

__HCO3H＋CO3__。

??

3．弱電解質(zhì)的電離平衡

(1)電離平衡的建立

在一定條件(如溫度、濃度等)下，當(dāng)__弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率__和__

離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率__相等時(shí)，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)

生變化，電離過(guò)程就達(dá)到電離平衡狀態(tài)。平衡建立過(guò)程如圖所示：

(2)電離平衡的特征

4．影響電離平衡的因素

(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)，通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。

(2)外因

①濃度：電解質(zhì)溶液的濃度越小，它的電離程度就越大(越稀越電離)；濃度越

大，電離程度越小。

a．同一弱電解質(zhì)，稀釋溶液時(shí)，電離平衡將向電離的方向移動(dòng)，電離程度增

大，但溶液中離子濃度不一定變大，如：弱酸HA溶液稀釋時(shí)，c(HA)、c(H＋)、

c(A－)均減小(參與平衡建立的微粒)，但c(OH－)會(huì)增大。

b．增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動(dòng)，但電解質(zhì)的電離

程度減小。

②溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過(guò)程，升高溫度使電離平衡向電離的方

向移動(dòng)，電離程度增大。

③同離子效應(yīng)——加入具有相同離子的物質(zhì)

加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)

分子的方向移動(dòng)，電離程度減小。

④化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時(shí)，電離平衡

向電離方向移動(dòng)。

-1－

以0.1mol·LCH3COOH溶液為例，填寫(xiě)外界條件對(duì)CH3COOHCH3COO

＋H＋ΔH＞0的影響。

??

平衡移電離導(dǎo)電

改變條件＋＋－

動(dòng)方向n(H)c(H)c(CH3COO)程度能力Ka

加水稀釋向右增大減小減小增大減弱

加少量

向右增大增大增大減小增強(qiáng)

冰醋酸

加濃鹽酸向左增大增大減小減小增強(qiáng)

加入不

向右減小減小增大增大增強(qiáng)

NaOH(s)變

加入

CH3COON向左減小減小增大減小增強(qiáng)

a(s)

加入鎂粉向右減小減小增大增大增強(qiáng)

升高溫度向右增大增大增大增大增強(qiáng)增大

易錯(cuò)易混

判斷下列說(shuō)法正誤(正確的畫(huà)“√”，錯(cuò)誤的畫(huà)“×”，并說(shuō)明錯(cuò)因)。

＋

(1)當(dāng)NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)時(shí)，c(NH3·H2O)＝c(NH4)。()

錯(cuò)因：

(2)強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物。()

錯(cuò)因：

(3)強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)。()

錯(cuò)因：

答案：(1)×弱電解質(zhì)的電離程度很小，只有部分電離。

(2)×許多共價(jià)化合物如強(qiáng)酸、氯化鋁等都是強(qiáng)電解質(zhì)。

(3)×溶液的導(dǎo)電能力(電導(dǎo)率)與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無(wú)關(guān)，它取決于溶液中自由

移動(dòng)的離子濃度大小及離子所帶的電荷數(shù)目。

題組一強(qiáng)、弱電解質(zhì)及其電離

1．下列事實(shí)不能證明HNO2是弱電解質(zhì)的是()

①等物質(zhì)的量濃度、等體積的鹽酸、HNO2溶液和足量鋅反應(yīng)，根據(jù)產(chǎn)生氫氣

的多少

②用HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗

③中和等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液時(shí)，HNO2消耗的堿多

-1

④0.1mol·LHNO2溶液的pH＝2

⑤HNO2與CaCO3反應(yīng)放出CO2氣體

＋-1

⑥c(H)＝0.1mol·L的HNO2溶液稀釋1000倍，pH＜4

⑦HNO2溶液中存在HNO2分子和氫離子、亞硝酸根離子

A．①②⑤B．①②⑤⑥C．③④⑥⑦D．①③④

解析：A①等物質(zhì)的量濃度、等體積的鹽酸、HNO2溶液中酸的物質(zhì)的量相

同，和足量鋅反應(yīng)，產(chǎn)生氫氣一樣多，故無(wú)法判斷酸的強(qiáng)弱；②溶液的導(dǎo)電性與

離子的濃度及所帶電荷數(shù)有關(guān)，而與電解質(zhì)強(qiáng)弱無(wú)關(guān)，故不能證明HNO2是弱電

解質(zhì)；③HNO2中和堿消耗的堿多，說(shuō)明pH相等的HNO2溶液中HNO2部分電離，

故能證明HNO2是弱電解質(zhì)；④說(shuō)明HNO2溶液中HNO2部分電離，故能證明HNO2

是弱電解質(zhì)；⑤說(shuō)明HNO2酸性比碳酸強(qiáng)，但不能說(shuō)明HNO2是弱酸，故不能證

明HNO2是弱電解質(zhì)；⑥說(shuō)明亞硝酸不完全電離，為弱酸，故能證明HNO2是弱

電解質(zhì)；⑦說(shuō)明亞硝酸部分電離，能證明HNO2是弱電解質(zhì)。

2．(2024·沈陽(yáng)高二月考)現(xiàn)有①鹽酸、②醋酸兩種稀溶液，用序號(hào)回答下列問(wèn)

題。

(1)若兩種酸的物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L：

a．兩種溶液中的c(H＋)大小關(guān)系為_(kāi)_______。

b．取等體積上述兩種溶液，分別用同濃度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH

溶液體積大小關(guān)系為_(kāi)_______。

c．若取等質(zhì)量Zn分別跟這兩種溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗兩種

酸的體積大小關(guān)系為_(kāi)_______。

(2)若兩種溶液的c(H＋)均為0.1mol/L：

a．兩種酸的物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系為_(kāi)_______。

b．取等體積上述兩種溶液，分別用同濃度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH

溶液體積大小關(guān)系為_(kāi)_______。

c．若取等質(zhì)量Zn分別跟這兩種溶液反應(yīng)，使Zn恰好完全反應(yīng)時(shí)，消耗兩種

酸的體積大小關(guān)系為_(kāi)_______。

答案：(1)①＞②①＝②①＝②(2)①<②①<②①＞②

解析：(1)a.HCl為一元強(qiáng)酸，在溶液中均全部電離，CH3COOH為弱酸，在溶

液中部分電離；b.兩種酸的物質(zhì)的量相等，鹽酸和醋酸消耗的NaOH相等；c.等質(zhì)

量的Zn完全反應(yīng)，消耗的鹽酸和醋酸相等。

＋＋

(2)a.CH3COOH是弱酸，c(CH3COOH)c(H)，c(HCl)＝c(H)，所以②＞①；

b.等體積的兩種溶液中，n(CH3COOH)＞n(HCl)，②＞①；c.等質(zhì)量的Zn完全反應(yīng)，

消耗的n(H＋)相等，所以溶液中濃度大的消?耗的體積小，所以①＞②。

【題源】選擇性必修1第58頁(yè)

規(guī)律總結(jié)

判斷弱電解質(zhì)的三個(gè)思維角度

角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離。

(1)測(cè)定一定濃度的HA溶液的pH。

(2)與同濃度的鹽酸比較導(dǎo)電性。

(3)與同濃度的鹽酸比較與鋅反應(yīng)的快慢。

角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)。

(1)從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷。

(2)從升高溫度后pH的變化判斷。

(3)從等體積、等pH的HA溶液、鹽酸分別與過(guò)量的鋅反應(yīng)生成H2的量判斷。

角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解。如判斷CH3COOH為弱酸可用下面兩

個(gè)現(xiàn)象：

(1)配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞溶液?，F(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\

紅色。

(2)用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測(cè)其pH。現(xiàn)象：pH

＞7。

題組二弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素

＋－

3．稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2ONH4＋OH，若要使平衡向逆反

應(yīng)方向移動(dòng)，同時(shí)使c(OH－)增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是(不考慮氣體逸

??

出)()

①NH4Cl固體②硫酸③NaOH固體④水⑤加熱⑥MgSO4固體

A．①②③⑤B．③C．③④⑥D(zhuǎn)．③⑤

解析：B①若在氨水中加入氯化銨固體，溶液中銨根離子濃度增大，電離平

衡逆向移動(dòng)，溶液中氫氧根離子濃度減小，不符合題意；②若在氨水中加入硫酸，

硫酸與氫氧根離子反應(yīng)，溶液中氫氧根離子濃度減小，電離平衡正向移動(dòng)，不符

合題意；③若在氨水中加入氫氧化鈉固體，溶液中氫氧根離子濃度增大，電離平

衡逆向移動(dòng)，符合題意；④若在氨水中加入水稀釋，溶液中氫氧根離子濃度減小，

電離平衡正向移動(dòng)，不符合題意；⑤一水合氨在溶液中的電離是吸熱過(guò)程，加熱

升高溫度，電離平衡正向移動(dòng)，溶液中氫氧根離子濃度增大，不符合題意；⑥加

入少量硫酸鎂固體，鎂離子與氫氧根離子反應(yīng)生成氫氧化鎂沉淀，溶液中氫氧根

離子濃度減小，電離平衡正向移動(dòng)，不符合題意。

【題源】選擇性必修1第59頁(yè)

規(guī)律總結(jié)

外界條件對(duì)電離平衡影響的四個(gè)不一定

稀醋酸加水稀釋時(shí)，溶＋－

因?yàn)闇囟炔蛔?，Kw＝c(H)·c(OH)是定值，稀醋酸

液中不一定所有的離

加水稀釋時(shí)，溶液中的c(H＋)減小，故c(OH－)增大

子濃度都減小

－＋

如對(duì)于CH3COOHCH3COO＋H，平衡后加入

電離平衡右移，電解質(zhì)

冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特

分子的濃度不一定減??

列原理，右移只能“減弱”而不能消除這種改變，

小

再次平衡時(shí)，c(CH3COOH)比原平衡時(shí)大

電離平衡右移，離子的如在CH3COOH溶液中加水稀釋或加少量NaOH固

濃度不一定增大體，都會(huì)引起平衡右移，但c(H＋)都比原平衡時(shí)小

電離平衡右移，電離程如增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡向右移動(dòng)，弱電

度也不一定增大解質(zhì)的電離程度反而減小

4．(2024·廣東深圳高二期末)某興趣小組圍繞乙酸的酸性開(kāi)展如下實(shí)驗(yàn)。

-1

利用0.1mol·LCH3COOH溶液探究濃度、溫度對(duì)CH3COOH電離平衡的影

響(忽略液體混合帶來(lái)的體積變化)。

(1)小組同學(xué)按下表進(jìn)行實(shí)驗(yàn)(已知：實(shí)驗(yàn)ⅰ中溶液濃度為實(shí)驗(yàn)ⅱ中所配溶液濃

度的10倍)。

V(CH3COOH)V(H2O)溫度

序號(hào)pH

/mL/mL/℃

ⅰ10.0025a1

ⅱ1.0V125a2

……………

①根據(jù)表中信息，補(bǔ)充數(shù)據(jù)V1＝______。

②證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的依據(jù)是：a1>1，或a2<__________(用含a1的

代數(shù)式表示)。

(2)一般情況下，升高溫度有利于弱酸的電離。該小組同學(xué)將0.1mol·L-1

CH3COOH溶液從15℃升溫至40℃，測(cè)定該過(guò)程中CH3COOH溶液的pH，并計(jì)

已電離的溶質(zhì)分子數(shù)

算出電離度(電離度＝×100%)，得到CH3COOH的電離度隨

原有溶質(zhì)分子總數(shù)

溫度變化的曲線如圖所示。

＋

對(duì)于以上電離度異常情況，小組同學(xué)查閱資料：乙酸溶液中存在H、CH3COO

－等與水結(jié)合成水合離子的平衡，且轉(zhuǎn)化為水合離子的過(guò)程為放熱過(guò)程。

－

①水合離子的形成使溶液中CH3COO的濃度________(填“增大”或“減

小”)，該過(guò)程________(填“促進(jìn)”或“抑制”)乙酸的電離。

②25～40℃，乙酸的電離度隨溫度升高而下降。結(jié)合平衡移動(dòng)原理，分析其

可能原因：____________________________________________________________。

(不考慮水的電離平衡產(chǎn)生的影響)。

(3)寫(xiě)出乙酸在生產(chǎn)或生活中的一種應(yīng)用：______________。

答案：(1)①9.0②a1＋1

＋－

(2)①減小促進(jìn)②乙酸溶液中存在H、CH3COO等與水結(jié)合成水合離子

＋－

的平衡，且轉(zhuǎn)化為水合離子的過(guò)程為放熱過(guò)程，溫度升高，H、CH3COO等與水

＋－

結(jié)合成水合離子的平衡逆向移動(dòng)，H、CH3COO濃度增大，抑制醋酸電離

(3)食用酸味劑

【題源】選擇性必修1第62頁(yè)“練習(xí)與應(yīng)用”第4題變式

規(guī)律總結(jié)

pH相同的一元酸、堿稀釋的圖像分析

稀釋相同

醋酸＜鹽酸氨水＞NaOH

的倍數(shù)pH

稀釋后pH相等，

醋酸＞鹽酸氨水＞NaOH

需要稀釋的倍數(shù)

酸、堿溶液稀釋相同倍數(shù)時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)

備注溶液比弱電解質(zhì)溶液的pH變化幅度大，

無(wú)限稀釋，pH無(wú)限接近中性

題組三電解質(zhì)溶液與導(dǎo)電性分析

5．(2025·武漢月考)用如圖裝置分別進(jìn)行導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)，使小燈泡明顯變暗的實(shí)

驗(yàn)操作是()

A.向CH3COOH溶液中加入適量NaOH固體

B．向SO2飽和溶液中滴加適量H2O2溶液

C．向AgNO3溶液中通入少量HCl氣體

D．向HI飽和溶液中通入少量O2

解析：D醋酸是弱電解質(zhì)，向CH3COOH溶液中加入適量NaOH固體生成

強(qiáng)電解質(zhì)溶液，自由離子濃度明顯增加、導(dǎo)電能力明顯增強(qiáng)，A不符合題意；SO2

飽和溶液中存在亞硫酸屬于弱電解質(zhì)，滴加適量H2O2溶液生成的硫酸溶液是強(qiáng)電

解質(zhì)溶液，自由離子濃度明顯增加、導(dǎo)電能力明顯增強(qiáng)，B不符合題意；通入少

量HCl氣體，發(fā)生反應(yīng)：AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3，離子所帶的電荷和濃

度不變，溶液導(dǎo)電能力不變，小燈泡亮度不變，C不符合題意；向HI中溶液通入

氧氣，發(fā)生反應(yīng)4HI＋O2===2H2O＋2I2，溶液中離子濃度減小，導(dǎo)電能力明顯減

弱，D符合題意。

【題源】選擇性必修1第58頁(yè)實(shí)驗(yàn)31

6．常溫下，將一定濃度的鹽酸和醋酸加水稀釋，溶液的導(dǎo)電能力隨溶液體積

變化的曲線如圖所示。下列說(shuō)法中正確的是()

A.曲線Ⅱ表示的是醋酸的變化曲線

B．a(chǎn)、b、c三點(diǎn)溶液的pH由大到小順序?yàn)閎>a>c

C．a(chǎn)點(diǎn)的Kw比b點(diǎn)的Kw大

D.a點(diǎn)水電離的c(H＋)小于c點(diǎn)水電離的c(H＋)

解析：B稀釋之前，兩種溶液導(dǎo)電能力相等，說(shuō)明離子濃度相等，由于醋酸

為弱電解質(zhì)，不能完全電離，則醋酸濃度大于鹽酸濃度，加水稀釋時(shí)，醋酸進(jìn)一

步電離，所以稀釋過(guò)程中，醋酸導(dǎo)電能力大于鹽酸，則Ⅰ為醋酸稀釋曲線，Ⅱ?yàn)?/p>

鹽酸稀釋曲線。由分析可知，Ⅰ為醋酸稀釋曲線，Ⅱ?yàn)辂}酸稀釋曲線，故A錯(cuò)誤；

導(dǎo)電能力越大，說(shuō)明離子濃度越大，酸性越強(qiáng)，則a、b、c三點(diǎn)溶液的pH大小順

序?yàn)閏＜a＜b，故B正確；相同溫度下，Kw相同，故C錯(cuò)誤；a點(diǎn)離子濃度小于c

點(diǎn)離子濃度，氫離子濃度越大，對(duì)水的電離抑制程度越大，則a點(diǎn)水電離的c(H＋)

大于c點(diǎn)水電離的c(H＋)，故D錯(cuò)誤。

【題源】選擇性必修1第62頁(yè)第4題

規(guī)律總結(jié)

電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性的影響因素

(1)電解質(zhì)導(dǎo)電的條件

電解質(zhì)的導(dǎo)電條件是在水溶液中或熔融狀態(tài)，共價(jià)化合物只能在水溶液中導(dǎo)

電，離子化合物在熔融狀態(tài)和水溶液中均可導(dǎo)電。

(2)導(dǎo)電性強(qiáng)弱

溶液濃度

離子濃度

電離程度

離子所帶電荷

考點(diǎn)二電離平衡常數(shù)

1．電離平衡常數(shù)概念

一定條件下，當(dāng)一元弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成

的各離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常

數(shù)。

2．電離平衡常數(shù)的表達(dá)式

＋－

＋－c(H)·c(A)

(1)對(duì)于一元弱酸HA：HAH＋A，電離常數(shù)Ka＝____。

c(HA)

＋－

??＋－c(B)·c(OH)

(2)對(duì)于一元弱堿BOH：BOHB＋OH，電離常數(shù)Kb＝____。

c(BOH)

(3)對(duì)于多元弱酸，以H2CO3為??例：

＋－

＋－c(H)·c（HCO3）

H2CO3H＋HCO3Ka1＝，

c(H2CO3)

＋（2-）

－??＋2-c(H)·cCO3

HCO3H＋CO3Ka2＝－。

c（HCO3）

??

3．電離平衡常數(shù)的意義

相同條件下，K越大，表示該弱電解質(zhì)__越易__電離，所對(duì)應(yīng)酸或堿的酸性

或堿性相對(duì)__越強(qiáng)__。

4．電離平衡常數(shù)的特點(diǎn)

(1)電離平衡常數(shù)只與__溫度__有關(guān)，升溫，電離平衡常數(shù)__增大__。

(2)多元弱酸是分步電離的，各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1K2……所以其酸

性主要取決于第一步電離。

?

5．電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。

例如，相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，則三種酸的強(qiáng)弱關(guān)系：

__HZ>HY>HX__。

酸HXHYHZ

電離平衡常數(shù)9×10-79×10-61×10-2

(2)定量判斷電離平衡移動(dòng)的方向、解釋移動(dòng)的原因。

-1＋

如0.1mol·LCH3COOH溶液加水稀釋，判斷平衡移動(dòng)的方向、溶液中c(H)

的變化情況

＋－

CH3COOHH＋CH3COO

＋－

原平衡：c(CH3COOH)c(H)c(CH3COO)

??＋－

假設(shè)稀釋：c(CH3COOH)c(H)c(CH3COO)

nnn

＋－

c(H)c(CH3COO)

·＋－

nnc(H)·c(CH3COO)Ka

至n倍后：Q＝＝＝<Ka(n>1)

c(CH3COOH)n·c(CH3COOH)n

n

所以電離平衡向電離方向移動(dòng)，移動(dòng)的結(jié)果使c(CH3COOH)減小，由于平衡

＋－

常數(shù)不變，故c(H)和c(CH3COO)都必然減小。

(3)判斷溶液微粒濃度比值的變化，利用溫度不變，電離常數(shù)不變來(lái)判斷。

－－＋

c(CH3COO)·c(H)

如把-1溶液加水稀釋，c(CH3COO)＝

0.1mol·LCH3COOH＋

c(CH3COOH)c(CH3COOH)·c(H)

－

Ka＋c(CH3COO)

＝＋，稀釋時(shí)，c(H)減小，Ka不變，則變大。

c(H)c(CH3COOH)

(4)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)鹽的水解程度越小，

鹽溶液的堿性(或酸性)越弱。

－

如CH3COOH的酸性比HClO的酸性強(qiáng)，則相同濃度時(shí)，CH3COO的水解程

度比ClO－小，后者的堿性強(qiáng)。

(5)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。

-10-7

如已知25℃時(shí)弱酸的電離平衡常數(shù)HCN：Ka＝4.9×10，H2S：Ka1＝4.4×10，

-15

Ka2＝4.7×10，則反應(yīng)Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能發(fā)生，原因是：根據(jù)電離

－

平衡常數(shù)的關(guān)系，電離氫離子的能力(酸性)：H2S>HCN>HS。

-7-11-10

又如H2CO3：Ka1＝4.2×10，Ka2＝5.6×10，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10，

向苯酚鈉(C6H5ONa)溶液中通入的CO2，不論是少量還是過(guò)量，其化學(xué)方程式均為

C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3。

(6)計(jì)算常溫下一定濃度的弱酸或弱堿溶液中的c(H＋)或c(OH－)。

-5-1

如已知25℃時(shí)某弱酸HX的電離常數(shù)Ka＝1.75×10，計(jì)算0.1mol·L的HX

溶液中H＋濃度是多少？

HXH＋＋X－

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)－c(X?－?)c(H＋)c(X－)[約等于c(H＋)]

c(H＋)·c(X－)c2(H＋)

則Ka＝≈，由于弱電解質(zhì)的電離程度很小，c(HX)

c(HX)－c(X－)c(HX)－c(H＋)

－c(H＋)≈c(HX)。

＋-5-1-3-1

c(H)≈Ka·c(HX)＝1.75×10×0.1mol·L≈1.32×10mol·L。

6．電離度

(1)概念

在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電

解質(zhì)分子總數(shù)的百分比。

(2)表示方法

已電離的弱電解質(zhì)的物質(zhì)的量濃度

α＝×100%

溶液中原有弱電解質(zhì)的總物質(zhì)的量濃度

已電離的弱電解質(zhì)的物質(zhì)的量

α＝×100%

溶液中原有弱電解質(zhì)的總物質(zhì)的量

已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)

α＝×100%

溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù)

(3)影響因素

①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(α)越__小__。

②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越__大__。

(4)電離度與電離平衡常數(shù)的關(guān)系

①一元弱酸(以CH3COOH為例)

＋－

CH3COOHH＋CH3COO

起始c00

轉(zhuǎn)化c·α??c·αc·α

平衡c·(1－α)c·αc·α

(c·α)2c·α2

Ka＝＝

c·(1－α)1－α

2Ka

α很小，可認(rèn)為1－α≈1，則Ka＝c·α或α＝。(越稀越電離)

c

②一元弱堿(如NH3·H2O，電離常數(shù)為Kb)

2Kb

同理可得，則Kb＝c·α或α＝。

c

易錯(cuò)易混

判斷下列說(shuō)法正誤(正確的畫(huà)“√”，錯(cuò)誤的畫(huà)“×”，并說(shuō)明錯(cuò)因)。

2＋2-

c(H)·c（CO3）

(1)H2CO3的電離常數(shù)表達(dá)式：Ka＝。()

c(H2CO3)

錯(cuò)因：

(2)弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大。()

錯(cuò)因：

(3)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H＋)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H＋)大。

()

錯(cuò)因：

(4)某一弱電解質(zhì)，電離度越大，電離常數(shù)就越大。()

錯(cuò)因：

(5)相同溫度下，向1mol·L-1醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其電離度變小。

()

錯(cuò)因：

＋－

c（NH4）·c(OH)

(6)對(duì)于0.1mol/L氨水，加水稀釋后，溶液中變大。()

c(NH3·H2O)

錯(cuò)因：

答案：(1)×多元弱酸的電離常數(shù)要分步書(shū)寫(xiě)。

(2)×電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與平衡移動(dòng)的方向無(wú)關(guān)。

(3)×酸中c(H＋)既與酸的電離常數(shù)有關(guān)，還與酸的濃度有關(guān)。

(4)×相同溫度下，同一弱電解質(zhì)的電離常數(shù)相同，而溶液的濃度越小電離

度越大。

(5)√

＋－

c（NH4）·c(OH)

(6)×氨水中＝Kb，電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，加水稀釋后，

c(NH3·H2O)

電離常數(shù)不變。

題組一離子濃度比較

1．(2025·山東濰坊模擬)室溫下，用水稀釋0.1mol·L-1氨水，溶液中隨著水量

的增加而減小的是()

＋－

c（NH4）·c(OH)c(NH3·H2O)

A．B．－

c(NH3·H2O)c(OH)

C．c(H＋)D．c(H＋)和c(OH－)的乘積

＋－

解析：B由氨水的電離方程式NH3·H2ONH4＋OH可知，

＋－

c（NH4）·c(OH)

為平衡常數(shù)，只隨溫度變化，用水稀?釋?，溫度不變，比值不變，

c(NH3·H2O)

－

A錯(cuò)誤；加水稀釋，促進(jìn)一水合氨的電離，n(NH3·H2O)減小，n(OH)增大，二者

c(NH3·H2O)

在同一溶液中，體積相同，因此減小，B正確；加水稀釋促進(jìn)一水合

c(OH－)

氨電離，但一水合氨電離增大程度小于溶液體積增大程度，則c(OH－)減小，溫度

不變，水的離子積常數(shù)不變，c(H＋)增大，C、D錯(cuò)誤。

【題源】選擇性必修1第62頁(yè)第3題變式

規(guī)律總結(jié)

溶液中某些離子濃度比值變化的三種判斷方法

對(duì)弱電解質(zhì)平衡移動(dòng)過(guò)程中某些離子濃度比值的變化常用三種方法分析。第

一種：將濃度之比轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量之比進(jìn)行比較，這樣分析起來(lái)可以忽略溶液體

積的變化，只需分析微粒數(shù)目的變化即可。第二種：“湊常數(shù)”，解題時(shí)將某些

離子濃度的比值乘以或除以某種離子的濃度，轉(zhuǎn)化為一個(gè)常數(shù)與某種離子濃度的

乘積或相除的關(guān)系。第三種：“假設(shè)法”，假設(shè)無(wú)限稀釋，c(H＋)趨于10-7mol·L-1。

-3-7

2．已知H3AsO4的電離平衡常數(shù)分別為Ka1＝6.3×10、Ka2＝1.0×10、Ka3

-12

＝3.2×10。25℃時(shí)，向H3AsO4溶液中加入NaOH溶液至中性，此時(shí)溶液中

3-

c（AsO4）

＝__________。

c(H3AsO4)

答案：2.016

3-

c（AsO4）3＋＋

解析：Ka1×Ka2×Ka3＝×c(H)，25℃時(shí)，當(dāng)溶液呈中性時(shí)c(H)

c(H3AsO4)

3-

c（AsO4）

＝10-7mol·L-1，帶入表達(dá)式可得＝2.016。

c(H3AsO4)

題組二利用電離常數(shù)判斷反應(yīng)

3．(2024·昌平區(qū)期末)25℃時(shí)，三種酸的電離平衡常數(shù)如下：

化學(xué)式CH3COOHH2CO3HClO

-7

電離平Ka1＝4.5×10

＝×-5＝×-8

Ka1.810-11Ka4.010

衡常數(shù)Ka2＝4.7×10

下列反應(yīng)不能發(fā)生的是()

2-－

A.CO3＋CH3COOH===CH3COO＋CO2↑＋H2O

－－

B．ClO＋CH3COOH===CH3COO＋HClO

2-－－

C．CO3＋HClO===HCO3＋ClO

－2-

D．2ClO＋CO2＋H2O===CO3＋2HClO

解析：D根據(jù)表格中的數(shù)據(jù)，得出酸性強(qiáng)弱順序?yàn)?/p>

－

CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3。因?yàn)榇姿岬乃嵝詮?qiáng)于碳酸，因此醋酸能與碳酸

鹽反應(yīng)制取碳酸，該反應(yīng)能夠發(fā)生，A不符合題意；因?yàn)榇姿岬乃嵝詮?qiáng)于次氯酸，

因此醋酸能與次氯酸鹽反應(yīng)制取次氯酸，該反應(yīng)能夠發(fā)生，B不符合題意；因?yàn)?/p>

次氯酸的酸性強(qiáng)于碳酸氫根，因此次氯酸能與碳酸鹽反應(yīng)制取碳酸氫鹽，該反應(yīng)

能夠發(fā)生，C不符合題意；因?yàn)榇温人岬乃嵝詮?qiáng)于碳酸氫根弱于碳酸，因此碳酸

與次氯酸鹽反應(yīng)生成次氯酸和碳酸氫根，不能生成碳酸根，該反應(yīng)不能發(fā)生，D

符合題意。

【題源】選擇性必修1第61頁(yè)實(shí)驗(yàn)32

-2-7

4．已知亞磷酸(H3PO3)為二元弱酸，常溫下Ka1＝1.6×10，Ka2＝7×10。

(1)Na2HPO3屬于________(填“正鹽”或“酸式鹽”)。

-5

(2)已知常溫下Ka(CH3COOH)＝1.8×10，寫(xiě)出亞磷酸溶液與足量醋酸鈉溶液

反應(yīng)的離子方程式：______________________________________________。

－－

答案：(1)正鹽(2)H3PO3＋CH3COO===H2PO3＋CH3COOH

解析：(1)亞磷酸(H3PO3)為二元弱酸，則Na2HPO3屬于正鹽。

-7-5-2－－

(2)因?yàn)槌叵?×10＜1.8×10＜1.6×10，則H2PO3與CH3COO不能發(fā)

生反應(yīng)，所以亞磷酸溶液與足量醋酸鈉溶液反應(yīng)的離子方程式為H3PO3＋CH3COO

－－

===H2PO3＋CH3COOH。

題組三有關(guān)電離常數(shù)的計(jì)算

5．已知室溫時(shí)，0.1mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘

述錯(cuò)誤的是()

A．升高溫度，溶液的pH增大

B．室溫時(shí)，此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7

C．該溶液的pH＝4

D．升高溫度，電離平衡常數(shù)增大

解析：A室溫時(shí)，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，則HA

是弱酸，溶液中c(H＋)＝0.1mol/L×0.1%＝1×10-4mol/L。HA的電離是吸熱反應(yīng)，

升溫促進(jìn)電離，pH減小，A錯(cuò)誤；電離后c(H＋)、c(A－)均為1×10-4mol·L-1，電

離平衡常數(shù)約為1×10-7，B正確；電離后c(H＋)為1×10-4mol·L-1，pH＝4，C正

確；升溫促進(jìn)電離，電離平衡常數(shù)增大，D正確。

【題源】選擇性必修1第60頁(yè)例題變式

6．(2024·貴州高二模擬)在劇烈運(yùn)動(dòng)中，因缺氧肌肉會(huì)產(chǎn)生乳酸(HL)，而血液

中，乳酸和碳酸氫鹽發(fā)生中和反應(yīng)。試通過(guò)如下計(jì)算來(lái)說(shuō)明此過(guò)程。

-4-7

已知乳酸(HL)是一元酸，Ka＝1.4×10。碳酸的電離平衡常數(shù)為Ka1＝4.5×10，

-11

Ka2＝4.7×10。

(1)0.0560mol·L-1HL的pH為_(kāi)_____。(lg2≈0.30，lg7≈0.85)

(2)計(jì)算乳酸和碳酸氫鹽反應(yīng)的平衡常數(shù)的數(shù)值，寫(xiě)出計(jì)算過(guò)程。

答案：(1)2.55

－

c(H2CO3)×c(L)

＋－＋－，＝

(2)HLHCO3===H2CO3LK－

c(HL)×c（HCO3）

－＋-4

c(H2CO3)×c(L)×c(H)Ka(HL)1.4×10

＝＝＝＝311

－＋-7

c(HL)×c（HCO3）×c(H)Ka1(H2CO3)4.5×10

解析：(1)0.0560mol·L-1HL溶液中c(H＋)和c(L－)可認(rèn)為相等，可設(shè)為x，溶

x×x

液中HL的濃度約是0.056mol/L，則根據(jù)電離平衡常數(shù)可知＝1.4×10-4，解

0.056

得x＝2.8×10-3mol/L，所以溶液的pH為－lg2.8×10-3＝2.55。

－－

(2)乳酸和碳酸氫鹽反應(yīng)的方程式為HL＋HCO3===H2CO3＋L，反應(yīng)平衡常

－－＋

c(H2CO3)×c(L)c(H2CO3)×c(L)×c(H)

數(shù)的為＝＝＝Ka(HL)＝

K－－＋

c(HL)×c（HCO3）c(HL)×c（HCO3）×c(H)Ka1(H2CO3)

1.4×10-4

＝311。

4.5×10-7

題組四弱電解質(zhì)的圖像分析

7．常溫下，將濃度均為0.01mol/L的鹽酸和醋酸分別加水稀釋，溶液的pH

已電離的溶質(zhì)分子數(shù)

隨溶液體積變化的曲線如圖所示[已知：電離度＝×100%，

原有溶質(zhì)分子總數(shù)

-5

Ka(CH3COOH)≈1.6×10，lg2≈0.30]，下列說(shuō)法正確的是()

b

A．≈2.3

a

B．Ⅰ為稀釋醋酸時(shí)的pH變化曲線

C．0.01mol/L醋酸中，醋酸的電離度約為4%

D．在0.01mol/L鹽酸中，所含陰離子的總物質(zhì)的量等于0.01mol

解析：C鹽酸為強(qiáng)酸，在溶液中完全電離，醋酸為弱酸，在溶液中部分電離，

等濃度的鹽酸溶液pH小于醋酸，由圖可知，未加水稀釋時(shí)，pH：b>a，則Ⅰ為稀

釋鹽酸時(shí)的pH變化曲線、Ⅱ?yàn)橄♂尨姿釙r(shí)的pH變化曲線。0.01mol/L鹽酸溶液

中氫離子濃度為0.01mol/L，則a為2，0.01mol/L醋酸溶液的氫離子濃度為

-5-4b3.4

cKa≈0.01mol/L×1.6×10＝4×10mol/L，則b為3.4，所以＝＝1.7，故

a2

A錯(cuò)誤；由分析可知，Ⅰ為稀釋鹽酸時(shí)的pH變化曲線，故B錯(cuò)誤；醋酸的電離

4×10-4mol/L

度約為×100%＝4%，故C正確；缺少溶液的體積，無(wú)法計(jì)算0.01

0.01mol/L

mol/L鹽酸中氯化氫和陰離子的物質(zhì)的量，故D錯(cuò)誤。

－-1

8．25℃時(shí)，某混合溶液中c(CH3COOH)＋c(CH3COO)＝0.1mol·L，lg

－＋－

c(CH3COOH)、lgc(CH3COO)、lgc(H)和lgc(OH)隨pH變化的關(guān)系如下圖所示。

Ka為CH3COOH的電離常數(shù)，下列說(shuō)法正確的是()

－

A．O點(diǎn)時(shí)，c(CH3COOH)＝c(CH3COO)

B．N點(diǎn)時(shí)，pH＝lgKa

0.1c(H＋)

該體系中，＝-1

C.c(CH3COOH)＋mol·L

Ka＋c(H)

－

D．pH由7到14的變化過(guò)程中，CH3COO的水解程度始終增大

－

解析：C隨著溶液堿性的增強(qiáng)，c(CH3COOH)減小，c(CH3COO)增大，故

－

MN所在曲線表示lgc(CH3COO)，NP所在曲線表示lgc(CH3COOH)，MO所在

曲線表示lgc(H＋)，OP所在曲線表示lgc(OH－)。O點(diǎn)時(shí)，c(H＋)＝c(OH－)，N點(diǎn)

－

時(shí)，c(CH3COOH)＝c(CH3COO)，A項(xiàng)錯(cuò)誤；N點(diǎn)時(shí)，lgc(CH3COOH)與lgc(CH3COO

－＋

)相等，故c(H)＝Ka，pH＝－lgKa，B項(xiàng)錯(cuò)誤；由CH3COOH的電離平衡常數(shù)推

＋－

c(H)·c(CH3COO)＋0.1－c(CH3COOH)

導(dǎo)可知Ka＝＝c(H)·，故c(CH3COOH)＝

c(CH3COOH)c(CH3COOH)

＋

0.1c(H)-1－

＋mol·L，C項(xiàng)正確；溶液pH增大，堿性增強(qiáng)，CH3COO的水解程度

Ka＋c(H)

減小，D項(xiàng)錯(cuò)誤。

方法指導(dǎo)

分布系數(shù)圖像

分布系數(shù)圖像常以pH、分布系數(shù)(δ)為橫、縱坐標(biāo)，結(jié)合滴定實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)繪制出

關(guān)系曲線，這里分布系數(shù)(δ)代表組分的平衡濃度占總濃度的比值。

一元弱酸(HA)二元弱酸(H2A)

－－2-

δ0代表HA，δ1代表Aδ0代表H2A，δ1代表HA，δ2代表A

(1)電離常數(shù)的計(jì)算：找交點(diǎn)(微粒濃度相等點(diǎn))