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2022届高考化学（人教版）一轮总复习学案：第21讲 弱电解质的电离平衡 Word版含解析
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这是一份2022届高考化学（人教版）一轮总复习学案：第21讲 弱电解质的电离平衡 Word版含解析，共28页。
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第八章 水溶液中的电离平衡
第21讲 弱电解质的电离平衡
高考备考导航
考试要求：1.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。2.认识电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。3.能用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。
名师点拨：本讲内容是高考基础考查点，主要涉及以下三方面的内容：一是强弱电解质的判断与比较；二是外界条件对电离平衡的影响，往往结合图像进行考查，同时考查溶液的pH变化及溶液的导电性；三是电离平衡常数，重点命题角度为电离平衡常数的计算及应用。预计今后高考会结合溶液的酸碱性、盐的水解、离子浓度、平衡移动原理的运用等对电离常数进行考查。
考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素
核心知识梳理
1．强、弱电解质
(1)定义与物质类别
电解质
(2)与化合物类别的关系
强电解质主要是大部分__离子__化合物及某些__共价__化合物，弱电解质主要是某些__共价__化合物。
(3)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。
①强电解质：如H2SO4：__H2SO4===2H＋＋SO__
②弱电解质
a．一元弱酸，如CH3COOH：__CH3COOHCH3COO－＋H＋__。
b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：__H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO__。
c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：
__Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－__。
③酸式盐
a．强酸的酸式盐
如NaHSO4在水溶液中：__NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO__；熔融时：NaHSO4===__Na＋＋HSO__。
b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：
__NaHCO3===Na＋＋HCO__、__HCOH＋＋CO__。
(4)弱电解质判断的注意事项
①酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。
②弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。
2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__温度__、__浓度__)下，弱电解质分子__电离成离子__的速率和__离子结合成弱电解质分子__的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。
平衡建立过程的v－t图像如图所示。
a．开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
b．平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
c．当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。
(2)电离平衡的特征
电离平衡也是一种动态平衡，遵循“逆、动、等、定、变”的特点。具体分析如下：
○逆 —__可逆__过程
|
○动 ○等
|
○定 —条件一定，平衡体系中分子与离子的浓度一定
|
○变 —条件改变，平衡__发生移动__
(3)影响电离平衡的因素：
因素
对电离平衡的影响
内因
弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小
外因
温度
由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离，电离平衡向右移动
浓度
电解质溶液浓度越小，电离程度越大
外加电解质
同离子效应
加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，抑制电离，电离程度减小
含有可与弱电解
质反应的离子
电解质电离程度增大，促进电离，电离平衡向右移动
下面以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。
改变条件
平衡移
动方向
c(CH3COOH)
n(H＋)
c(H＋)
c(CH3COO－)
电离
程度
导电
能力
电离平
衡常数
加水稀释
__右移__
__减小__
__增大__
__减小__
__减小__
__增大__
__减弱__
__不变__
加少量
冰醋酸
__右移__
__增大__
__增大__
__增大__
__增大__
__减小__
__增强__
__不变__
通入HCl
气体
__左移__
__增大__
__增大__
__增大__
__减小__
__减小__
__增强__
__不变__
加NaOH
固体
__右移__
__减小__
__减小__
__减小__
__增大__
__增大__
__增强__
__不变__
加
CH3COONa
固体
__左移__
__增大__
__减小__
__减小__
__增大__
__减小__
__增强__
__不变__
加入镁粉
__右移__
__减小__
__减小__
__减小__
__增大__
__增大__
__增强__
__不变__
升高温度
__右移__
__减小__
__增大__
__增大__
__增大__
__增大__
__增强__
__增大__
特别提醒
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。
(3)电离平衡右移，电离程度也不一定增大。如稀醋酸中加入冰醋酸。
基础小题自测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质。( × )
(2)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。( × )
(3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移。( √ )
(4)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子。( √ )
(5)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质。( × )
(6)碳酸的电离方程式为H2CO32H＋＋CO。( × )
(7)弱电解质加水稀释，导电粒子的数目减小。( × )
(8)弱电解质的导电能力一定小于强电解质。( × )
(9)熔融时是否导电是区别强电解质与弱电解质的标准。( × )
(10)除水的电离平衡外，醋酸溶液中存在电离平衡，而盐酸中不存在电离平衡。( √ )
(11)醋酸溶液中，CH3COOH达到电离平衡时，溶液中检测不出CH3COOH分子。( × )
(12)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小。( × )
(13)向稀氨水中加入盐酸，盐酸与NH3·H2O反应，使NH3·H2ONH＋OH－平衡左移。( × )
(14)氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡。( × )
(15)氨水中只存在NH3·H2O的电离平衡，不存在其他电离平衡。( × )
(16)由常温下0.1 mol·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可知溶液中存在BOHB＋＋OH－。( √ )
(17)一定条件下，CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡时，c(H＋)＝c(CH3COO－)。( × )
(18)向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小。( √ )
(19)用pH相同的氢氟酸和盐酸中和等体积等浓度的NaOH溶液，盐酸消耗的体积多。( √ )
(20)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．将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释，的值__增大__，的值__不变__，NH的浓度__减小__。
3．深度思考：
(1)举例说明电离平衡右移时，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大。
(2)稀释某一弱电解质溶液时，所有微粒浓度都会减小吗？
(3)分别画出冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸加水稀释时导电能力的变化图像。
[提示] (1)对于CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡后，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；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(H＋)都比原平衡时要小。
(2)对于弱电解质的电离平衡体系的相关微粒，其浓度都是减小的。但由于还存在H2O的电离平衡，对弱酸溶液稀释时，c(OH－)会增大；对弱碱溶液稀释时，c(H＋)会增大。
(3)
考点突破提升
微考点1 弱电解质的电离的特点
典例1 (1)(2021·山东滨州高三检测)常温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是( D )
A．0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH小于13
B．0.1 mol·L－1 NH4Cl的pH小于7
C．相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1 NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱
D．0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使无色酚酞试液变红色
[解析] 若NH3·H2O是强电解质，则0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH＝13，但事实是0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH小于13，所以可证明其是弱电解质，故A项正确，不符合题意；若NH3·H2O为强电解质，则其阳离子NH在溶液中不水解，则0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液显中性，pH＝7，但事实是0.1 mol·L－1 NH4Cl的pH小于7，所以可证明NH3·H2O为弱电解质，故B项正确，不符合题意；相同条件下，浓度相同的NaOH溶液和氨水，若NH3·H2O是强电解质，则二者的导电性应相同，但事实是氨水的导电能力弱，所以可证明NH3·H2O为弱电解质，故C项正确，不符合题意；不论是强碱还是弱碱，均能使无色酚酞试液变红色，故0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使无色酚酞试液变红色这一事实不能证明NH3·H2O为弱电解质，故D项错误，符合题意。
萃取精华：
弱电解质的判断方法
在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液做导电性对比实验。
浓度与pH的关系。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＞1，则可证明CH3COOH是弱电解质。
测定对应盐溶液的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则可证明CH3COOH是弱酸。
稀释前后溶液的pH与稀释倍数的关系。例如，将pH＝2的酸溶液稀释至原体积的1 000倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。
(2)(2021·山东潍坊高三检测)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是( B )
A．每升溶液中的H＋数目为0.02NA
B．c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)
C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小
D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
[解析] 本题考查了有关pH、NA的计算，电解质溶液中的电荷守恒，弱电解质电离平衡的影响因素等，难度较小。常温下，pH＝2的H3PO4溶液中c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，则1 L溶液中H＋的数目为0.01NA，A项错误；磷酸溶液中的阳离子有H＋，阴离子有H2PO、HPO、PO及OH－，根据电荷守恒可得c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)，B项正确；磷酸为弱电解质，加水稀释促进电离，但c(H＋)减小，pH增大，C项错误；磷酸的第一步电离方程式为H3PO4H2PO＋H＋，向磷酸溶液中加入NaH2PO4固体，根据同离子效应可知，磷酸电离平衡向逆向移动，溶液酸性减弱，D项错误。
〔对点集训1〕 (1)(2021·河北石家庄模拟)常温下，甲、乙两烧杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4。关于甲、乙两烧杯中溶液的描述正确的是( D )
A．溶液的体积10V甲＜V乙
B．水电离出的OH－浓度：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙
C．若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙
D．若分别与5 mL pH＝11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH：甲≤乙
(2)下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是( D )
A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C．0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
[解析] 氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以，符合强酸制备弱酸的特点，可说明亚硫酸的酸性比氢硫酸强，故A项不符合题意；氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸，可说明亚硫酸中自由移动的离子浓度大，即亚硫酸的电离程度大，则亚硫酸的酸性强，故B项不符合题意；0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1，可说明亚硫酸的电离程度大，酸性较强，故C项不符合题意；氢硫酸的还原性强于亚硫酸，不能用于比较酸性的强弱，故D项符合题意。
微考点2 外因对电离平衡的影响
典例2 (1)(2021·经典习题汇编)下列关于醋酸溶液的说法正确的是( D )
A．升高温度，溶液中的CH3COOH分子浓度不变
B．室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强
C．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度
D．向醋酸溶液中加入少量氢氧化钠固体，能促进醋酸的电离
[解析] 升高温度可促进醋酸电离，即平衡正向移动，溶液中的CH3COOH分子浓度应减小，故A项错误；CH3COOH溶液中存在平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡右移，产生的离子数增加，但溶液的体积增大，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，导电能力减弱，故B项错误；稀醋酸中加入少量醋酸钠，醋酸钠易溶于水且完全电离，则溶液中c(CH3COO－)增大，根据平衡移动原理可知，平衡逆向移动，则醋酸电离程度减小，故C项错误；向醋酸溶液中加入少量氢氧化钠固体，其中氢氧根与醋酸电离出的氢离子结合生成水，消耗氢离子，使得醋酸的电离平衡正向移动，即促进醋酸的电离，故D项正确。
(2)(2021·福建厦门模拟)某二元酸(H2A)在水中的电离方程式为H2A===H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－(25 ℃时Ka＝1.0×10－2)，下列有关说法正确的是( D )
A．H2A是弱酸
B．稀释0.1 mol·L－1 H2A溶液，因电离平衡向右移动而导致c(H＋)增大
C．在0.1 mol·L－1 H2A溶液中，c(H＋)＝0.12 mol·L－1
D．若0.1 mol·L－1 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1，则0.1 mol·L－1 H2A中c(H＋)＜0.12 mol·L－1
[解析] 二元酸(H2A)在水中第一步电离为完全电离，则H2A酸性较强，不是弱酸，A错误；加水稀释电离平衡右移，但c(H＋)减小，B错误；二元酸(H2A)在水中的电离方程式为H2A===H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－(Ka＝1.0×10－2)，第一步完全电离，第二步部分电离，设电离的HA－为x mol·L－1，则有＝1.0×10－2，解得x＝0.008 4，所以在0.1 mol·L－1 H2A溶液中，c(H＋)＝0.1 mol·L－1＋0.008 4 mol·L－1＝0.108 4 mol·L－1，C错误；若0.1 mol·L－1 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1,0.1 mol·L－1 H2A溶液中存在H2A===H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－，第一步电离出的氢离子抑制第二步电离，所以c(H＋)＜0.12 mol·L－1，D正确。
萃取精华：
外界条件对电离平衡影响的四个不一定
加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。
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。
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。
电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。
〔对点集训2〕 (1)(2021·河北安平中学高三月考)常温下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是( C )
A．加入水时，平衡向右移动，CH3COOH电离常数增大
B．加入少量CH3COONa固体，平衡向右移动
C．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减小
D．加入少量pH＝5的硫酸溶液，溶液中c(H＋)增大
[解析] 加入水时，醋酸的电离平衡向右移动，但是CH3COOH的电离常数不会发生变化，A项错误；加入少量CH3COONa固体，由于c(CH3COO－)增大，电离平衡向左移动，B项错误；加入少量NaOH固体，由于c(OH－)增大，消耗酸电离产生的H＋，使醋酸的电离平衡向右移动，但是由于平衡移动的趋势是微弱的，总的来说c(H＋)减小，C项正确；加入少量pH＝5的硫酸溶液，由于二者的pH相同，所以溶液中c(H＋)不变，D项错误。
(2)(2021·山东济宁一中高三检测)下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，则下列叙述正确的是( C )
A．因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2
B．若V1＞V2，则说明HA为强酸，HB为弱酸
C．若实验①中，V＝V1，则混合液中c(Na＋)＝c(A－)
D．实验②的混合溶液，可能有pH＜7
[解析] pH均为2的一元酸HA、HB溶液中，两种溶液中H＋浓度相等，酸越弱则酸的浓度越大，与同体积同浓度的氢氧化钠反应时消耗的酸的体积越少，所以消耗体积多的酸性较强：若V1＞V2，则说明HA的酸性比HB的酸性强；若V1＝V2，则说明HA的酸性与HB的酸性相同。因为不知道两种酸的酸性强弱关系，所以不能判断V1与V2的相对大小，故A错误；由上分析可知，若V1＞V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法说明HA是强酸，故B错误；若实验①中，V＝V1，则HA的物质的量浓度也为0.01 mol·L－1，HA溶液pH＝2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故混合液中c(Na＋)＝c(A－)，故C正确；完全反应后实验②的混合溶液中溶质为强碱弱酸盐或强酸强碱盐，溶液的pH≥7，不可能有pH＜7，故D错误。
微考点3 电离平衡与溶液导电性综合判断
典例3 (2021·山东潍坊高三检测)一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释，稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示：
下列说法正确的是( C )
A．a、b、c三点溶液的pH：c＜a＜b
B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b
C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，恰好完全中和时消耗NaOH溶液体积：c＜a＜b
[解析] 由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b，A项错误；加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a，B项错误；用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稍微稀释a点溶液，由图可知，溶液导电能力会增强，c(H＋)增大，pH偏小，C项正确；a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，恰好完全中和时消耗的n(NaOH)相同，故消耗的V(NaOH溶液)：a＝b＝c，D项错误。
〔对点集训3〕 (1)(2021·海南高三检测)电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是( C )
A．①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1
B．溶液温度高低为①＞③＞②
C．③点溶液中有c(Cl－)＞c(CH3COO－)
D．③点后因离子数目减少使电导率略减小
[解析] 醋酸为弱电解质，①点溶液c(H＋)＜0.200 mol·L－1，故A项错误；酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，故B项错误；③点时恰好完全反应生成氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中：c(Cl－)＞c(CH3COO－)，故C项正确；③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，故D项错误。
(2)如图所示是在一定温度下向不同电解质溶液中加入新物质时其电流(I)随新物质加入量(m)的变化曲线。以下三个导电性实验中，与A图变化趋势一致的是__b__，与B图变化趋势一致的是__a__，与C图变化趋势一致的是__c__。
a．向Ba(OH)2溶液中逐滴加入等浓度的H2SO4至过量
b．向醋酸溶液中逐滴加入等浓度的氨水至过量
c．向盐酸中逐滴加入等浓度的NaOH溶液至过量
[解析] 电解质溶液导电性与离子浓度和离子所带电荷数有关，溶液中离子浓度越大，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强，Ba(OH)2溶液中，加入等浓度的H2SO4至过量，二者反应生成BaSO4沉淀和H2O，离子浓度先减小，当二者恰好完全反应时，溶液几乎不导电，继续加入等浓度的稀H2SO4，离子浓度增大，溶液导电性增强，所以B图符合；醋酸是弱电解质，离子浓度较小，导电性较弱，加入等浓度的氨水，二者反应生成强电解质醋酸铵，离子浓度增大，溶液导电性增强，二者恰好反应后继续滴加氨水，相当于稀释，离子浓度变小，导电性减弱，所以A图符合；向盐酸中加入等浓度的NaOH溶液，二者反应生成强电解质NaCl和弱电解质水，离子数目几乎不变，但溶液总体积增大，离子总浓度减少，溶液导电性减弱，二者完全反应后继续滴加NaOH溶液导电性缓慢增大，所以C图符合。
萃取精华：
从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡
从定性角度分析电离平衡：应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。
从定量角度分析电离平衡：当改变影响电离平衡的条件后，分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断，应借助化学平衡常数进行定量分析。
考点二 电离平衡常数与电离度
核心知识梳理
1．电离常数
(1)定义
在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之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。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。
(2)表达式
①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数
Ka＝____。
②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数
Kb＝____。
③对于多元弱酸，以H2CO3为例：
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝
HCOH＋＋CO Ka2＝
(3)特点
电离常数只与__温度__有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是__吸热__的，故温度升高时K__增大__。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
(4)意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质__越易__电离，所对应的酸性或碱性相对__越强__。
(5)①填写下表
弱电解质
电离方程式
电离常数
NH3·H2O
__NH3·H2ONH＋OH－__
Kb＝1.7×10－5
CH3COOH
__CH3COOHCH3COO－＋H＋__
Ka＝1.7×10－5
HClO
__HClOH＋＋ClO－__
Ka＝4.7×10－8
②CH3COOH酸性__大于__HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：__相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强，K(CH3COOH)＞K(HClO)__。
③磷酸是三元中强酸
A．磷酸的电离方程式是__H3PO4H＋＋H2PO，
H2POH＋＋HPO，HPOH＋＋PO__。
B．电离平衡常数表达式是：Ka1＝____，Ka2＝____，Ka3＝____。
C．比较大小：Ka1__＞__Ka2__＞__Ka3。
(6)电离平衡常数的4大应用
①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
④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，考题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0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
(7)有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
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(X－)
则：K＝＝
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，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(X－)
则K＝＝
由于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。
特别提醒
(1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。
(2)依据电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能判断电离平衡的移动方向。
(3)表达式中离子浓度是指达到平衡时的浓度，溶液中存在的离子浓度，不一定都是弱电解质自身电离的，可以对比水的离子积去掌握。
2．电离度
(1)定义
在一定条件下的弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%
(3)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)影响因素
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__。
基础小题自测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)在一定温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数一定相同。( √ )
(2)电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。( √ )
(3)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( × )
(4)当弱电解质的浓度增大时，电离程度增大。( × )
(5)对于1 mol·L－1的CH3COOH溶液，升高温度，电离程度增大。( √ )
(6)电离平衡向电离方向移动，电离常数一定增大。( × )
(7)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。( √ )
(8)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大。( × )
(9)向氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，先增大再减小。( × )
(10)温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。( × )
(11)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大。( × )
(12)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。( × )
(13)要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法。( √ )
(14)对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。( × )
(15)对于NH3·H2ONH＋OH－，K＝，表达式中的NH一定是氨水电离提供的。( × )
(16)多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1＜K2＜K3。( × )
(17)对于0.1 mol·L－1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH－)变小。( √ )
(18)室温下，向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中不变。( √ )
(19)常温下向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶体，醋酸的电离平衡常数减小。( × )
2．深度思考：
部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离常数
(25 ℃)
K＝1.77
×10－4
K1＝1.3×10－7
K2＝7.1×10－15
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
K＝3.0
×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__HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO__。
(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为__S2＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－__。
(3)按要求书写离子方程式：
①将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中
__2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑__
②将少量CO2气体通入NaClO溶液中
__ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO__
③将少量CO2气体通入Na2S溶液中
__CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO__
(4)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝__6.0×10－3__mol·L－1。将 SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的＝__0.62__。
(5)已知H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.31×10－7、Ka2＝5.61×10－11，它的Ka1、Ka2差别很大的原因是什么？
[提示] (5)第一级电离出的H＋对第二级的电离有抑制作用。
考点突破提升
微考点1 电离常数的理解与应用
典例1 (1)(2021·山东滨州高三检测)液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数为K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是( D )
A．c(A＋)随温度的升高而降低
B．35 ℃时，c(A＋)＞c(B－)
C．AB的电离程度：α(25 ℃)＞α(35 ℃)
D．AB的电离是吸热过程
[解析] 由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，故c(A＋)随温度的升高而增大，A错；由电离方程式可知，在任何温度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B错；由25 ℃和35 ℃时的平衡常数可知，温度越高，电离程度越大，C错；由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，因此AB的电离是吸热过程，D正确。
(2)(2021·河北衡水高三检测)常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。
温度(℃)
c(NH3·H2O)
(mol·L－1)
电离常数
电离度(%)
c(OH－)
(mol·L－1)
0
16.56
1.37×10－5
9.098
1.507×10－2
10
15.16
1.57×10－5
10.18
1.543×10－2
20
13.63
1.71×10－5
11.2
1.527×10－2
①温度升高，NH3·H2O的电离平衡向__右__(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是__a__(填字母)。
a．电离常数 b．电离度
c．c(OH－) d．c(NH3·H2O)
②表中c(OH－)基本不变的原因是__氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变__。
③常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是__AD__(填字母，下同)。
A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小
C．c(OH－)减小 D．c(NH)减小
④将氨水与盐酸等浓度等体积混合，下列做法能使c(NH)与c(Cl－)比值变大的是__AC__。
A．加入固体氯化铵 B．通入少量氯化氢
C．降低溶液温度 D．加入少量固体氢氧化钠
[解析] ①根据表中电离常数随温度的变化可以判断，NH3·H2O的电离吸收热量，所以升温，NH3·H2O的电离平衡向右移动。②氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变；③NH3·H2ONH＋OH－，加入NH4Cl固体，平衡左移，pH减小，电离度减小，c(OH－)减小，c(NH)增大，A、D错误。④氨水与盐酸等浓度等体积混合，正好生成NH4Cl溶液，NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入固体NH4Cl，NH水解程度减小，增大，A正确；降温，NH水解程度减小，增大，C项正确；B项，通入HCl，c(Cl－)增大的较c(NH)多，故减小；D项，加入NaOH固体，c(NH)减小，减小，故B、D项错误。
[易错警示] (1)电离常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。
(2)利用电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力之外，还能定量判断电离平衡的移动方向。
(3)在运用电离常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。
〔对点集训1〕 (1)(2021·福建莆田第一中学高三月考)已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表：
H2CO3
H2SO3
HClO
K1＝4.30×10－7
K1＝1.54×10－2
K＝2.95×10－8
K2＝5.61×10－11
K2＝1.02×10－7
下列说法正确的是( B )
A．相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更强
B．Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO
C．NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO
D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
[解析] 弱电解质的电离平衡常数越大，则电离程度越大，说明弱酸的酸性越强，或者弱碱的碱性越强。H2SO3的K1＝1.54×10－2，而H2CO3的K1＝4.30×10－7，所以同浓度时H2SO3的酸性强于H2CO3的，故A项错误；由于H2SO3的K2小于H2CO3的K1，但大于其K2，所以向Na2CO3溶液中通入少量SO2，考虑Na2CO3与酸的分步反应，所以反应的离子方程式为2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO，当SO2足量时，生成CO2和HSO，所以B项正确；已知HClO的K＝2.95×10－8大于H2CO3的K2，但小于其K1，所以NaClO溶液中通入少量CO2，反应的离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO，故C项错误；由于HClO的K＝2.95×10－8小于H2CO3的K1，但大于其K2，因此HClO不能与NaHCO3反应，但HCl是强酸，能与NaHCO3反应，使c(HCl)减小，促进化学平衡Cl2＋H2OHCl＋HClO正向移动，从而提高HClO的浓度；尽管HClO的K＝2.95×10－8小于H2SO3的K1＝1.54×10－2，也小于H2SO3的K2＝1.02×10－7，只是说明NaHSO3不能与HClO发生复分解反应，但HClO具有氧化性，NaHSO3具有还原性，二者能够发生氧化还原反应，所以加入NaHSO3溶液不能提高HClO的浓度，故D项错误。
(2)(2021·天津高三检测)部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2S
电离常
数(25 ℃)
Ka＝
1.8×10－4
Ka＝
4.9×10－10
Ka1＝1.3×10－7
Ka2＝7.1×10－15
下列有关说法不正确的是( A )
A．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN两溶液中所含阴离子数目相等
B．HCOO－、CN－、HS－在溶液中可以大量共存
C．NaHS溶液中加入适量KOH后：c(Na＋)＝c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)
D．恰好中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量前者小于后者
[解析] 根据电荷守恒，HCOONa溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)；NaCN溶液中：c(CN－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，因为两者是等浓度、等体积，因此c(Na＋)相等，根据两种酸的电离常数可知，HCN的酸性弱于HCOOH，因此CN－的水解程度大于HCOO－，NaCN溶液的碱性强于HCOONa溶液，NaCN溶液中c(H＋)小于HCOONa溶液中的c(H＋)，故HCOONa溶液中阴离子的数目大于NaCN溶液中阴离子的数目，A项错误；根据电离常数，可知酸性：HCOOH＞H2S＞HCN＞HS－，因此HCOO－、CN－、HS－在溶液中能够大量共存，B项正确；根据物料守恒，c(Na＋)＝c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)，C项正确；HCOOH的酸性强于HCN，等pH、等体积时，c(HCN)＞c(HCOOH)，故恰好中和时，HCOOH溶液消耗NaOH的量更小，D项正确。
微考点2 电离常数及电离度的定量计算
典例2 (1)(2021·山东潍坊高三检测)pH是溶液中c(H＋)的负对数，若定义pC是溶液中微粒物质的量浓度的负对数，则常温下，某浓度的草酸(H2C2O4)水溶液中pC(H2C2O4)，pC(HC2O)、pC(C2O)随着溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是( A )
A．曲线Ⅰ代表HC2O的浓度随着pH增大先变小后变大
B．草酸的电离常数Ka1＝1×10－1.3，Ka2＝1×10－4.3
C．pH＝4时，c(HC2O)＞c(C2O)＞c(H2C2O4)
D.＝10－3
[解析] 曲线Ⅰ代表HC2O的浓度随着pH增大先变大后变小，pC(HC2O)越大，HC2O的浓度越小，A项错误；当pH＝1.3时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，草酸的电离常数Ka1＝＝c(H＋)＝1×10－1.3，当pH＝4.3时，c(HC2O)＝c(C2O)，同理Ka2＝＝c(H＋)＝1×10－4.3，B项正确；pH＝4时，作垂线交三条曲线，得三个点，pC(HC2O)＜pC(C2O)＜pC(H2C2O4)，故c(HC2O)＞c(C2O)＞c(H2C2O4)，C项正确；＝＝＝＝10－3，D项正确。
(2)(2021·湖北随州模拟)①25 ℃时，Kb(NH3·H2O)＝2×10－5 mol·L－1，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为____mol·L－1。
②常温下，pH＝11的氨水溶液的浓度为a mol·L－1与pH＝3的盐酸等体积混合，当溶液中c(NH)＝c(Cl－)时，用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝____。
[解析] ①根据溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，n(NH)＝n(NO)＝a mol。设加入氨水的浓度为c mol·L－1，混合溶液的体积为V L，由Kb(NH3·H2O)＝＝＝2×10－5mol·L－1，得c＝。
②根据溶液的电中性原则，有关系式：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，则溶液显中性。HCl溶液的浓度为0.001 mol·L－1，等体积混合溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝×0.001 mol·L－1＝0.000 5 mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1(因为是25 ℃下且为中性)，故混合后溶液中c(NH3·H2O)＝×a mol·L－1－0.000 5 mol·L－1＝(0.5a－0.000 5)mol·L－1，NH3·H2O的电离常数Kb＝＝。
〔对点集训2〕 (1)(2021·山东济南高三检测)硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是强酸，下表是某温度下这三种酸在冰醋酸中的电离常数。下列说法正确的是( D )
酸
H2SO4
HNO3
HClO4
K1
6.3×10－9
4.2×10－10
1.6×10－5
A.在冰醋酸中，H2SO4的电离方程式为H2SO42H＋＋SO
B．在冰醋酸中，HNO3的酸性最强
C．在冰醋酸中，0.01 mol·L－1的HClO4溶液，其离子总浓度约为4×10－4 mol·L－1
D．高氯酸水溶液与氨水反应的离子方程式为H＋＋NH3·H2O===H2O＋NH
[解析] 在冰醋酸中，H2SO4分步电离，其第一步电离方程式为H2SO4H＋＋HSO，A项错误；根据在冰醋酸中的电离常数，三种酸的酸性强弱顺序为HClO4＞H2SO4＞HNO3，B项错误；设在冰醋酸中0.01 mol·L－1的HClO4溶液的H＋物质的量浓度为x mol·L－1，
HClO4H＋＋ClO
c(起始)/(mol·L－1) 0.01 0 0
c(变化)/(mol·L－1) x x x
c(平衡)/(mol·L－1) 0.01－x x x
则电离常数K＝≈＝1.6×10－5，x＝4×10－4，离子总浓度约为8×10－4 mol·L－1，C项错误；在水溶液中，HClO4是一元强酸，NH3·H2O是一元弱碱，D项正确。
(2)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数K1＝__4.2×10－7__。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)
[解析] H2CO3H＋＋HCO
K1＝＝＝4.2×10－7。
萃取精华：
有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)
已知c(HX)始和c(H＋)，求电离常数
HX H＋ ＋ X－
起始/(mol·L－1): c(HX)始 0 0
平衡/(mol·L－1)：c(HX)始－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则：Ka＝＝。
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，则Ka＝，代入数据求解即可。
已知c(HX)始和电离常数，求c(H＋)
同理可得Ka＝≈，
则：c(H＋)＝，代入数值求解即可。
考点三 一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
核心知识梳理
1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较项目
酸
c(H＋)
pH
中和碱
的能力
与活泼金属
产生H2的量
开始与金属
反应的速率
一元强酸
__大__
__小__
__相同__
__相同__
__大__
一元弱酸
__小__
__大__
__小__
2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
比较项目
酸
c(H＋)
c(酸)
中和碱
的能力
与活泼金属
产生H2的量
开始与金属
反应的速率
一元强酸
__相同__
__小__
__小__
__少__
__相同__
一元弱酸
__大__
__大__
__多__
(注：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。)
3．强酸与弱酸、强碱与弱碱稀释时的pH变化图像
(1)图中，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图像，要深刻理解以下4点：
①对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不足n个单位，即pH＜y＋n；无论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
②对于pH＝x的强碱溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就减小n个单位，即pH＝x－n；对于pH＝x的弱碱溶液来说，体积每增大10n倍，pH减小不足n个单位，即pH＞x－n；无论怎样稀释，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
③加水稀释相同倍数后的pH大小；氨水＞NaOH溶液，盐酸＞醋酸。
④稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水＞NaOH溶液，醋酸＞盐酸。
(2)体积相同、浓度相同的盐酸与醋酸加水稀释图像如图。
若稀释相同倍数，二者浓度仍相同，仍然是盐酸的pH小，但差变小。
4．判断弱酸的三种方法
方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。
方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。
方法三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可做以下实验：
(1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞溶液，溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH＞7。
基础小题自测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)pH＝12的氨水溶液，稀释10倍后pH＝11。( × )
(2)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸＞盐酸。( × )
(3)中和等体积等pH的盐酸和醋酸所用的NaOH的物质的量：醋酸＞盐酸。( √ )
(4)升高温度，CH3COOH的电离程度增大。( √ )
(5)CH3COOH的中和热大于HCl的中和热。( × )
(6)用乙酸浸泡水壶中的水垢，可将其清除，说明乙酸的酸性小于碳酸的酸性。( × )
(7)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小。( × )
(8)向盐酸中加入氨水至中性，溶液中＞1。( × )
(9)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。( × )
(10)25 ℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液的pH＝7。( × )
(11)溶质物质的量相同的醋酸溶液和醋酸钠溶液中所含的CH3COO－量相同。( × )
(12)加水稀释两种pH相同的酸溶液，pH变化大的一定是强酸。( × )
(13)由1 mol·L－1醋酸溶液pH≈2，推知CH3COOH溶液存在CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋。( √ )
2．深度思考：
(1)在一定温度下，有a.盐酸b.硫酸c.醋酸三种酸：
①当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是__b＞a＞c__(用字母表示，下同)。
②同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是__b＞a＝c__。
③若三者c(H＋)相同时，中和NaOH的能力由大到小的顺序是__c＞a＝b__。
④当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为__a＝b＝c__，反应所需时间的长短关系是__a＝b＞c__。
⑤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__c＞a＝b__。
⑥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__c＞a＝b__。
(2)改变下列条件，请写出下列曲线哪条代表盐酸的变化曲线。
[提示] (2)①④⑤
考点突破提升
微考点1 强弱电解质的图像分析
典例1 (2021·山东济南高三检测)在体积都为1 L，pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则如图所示符合客观事实的是( C )
[解析] 因盐酸为强酸、醋酸为弱酸，故pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，c(HCl)＝0.01 mol·L－1，而c(CH3COOH)＞0.01 mol·L－1,1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)＞0.01 mol。A项，相同时间内pH变化较大的应为HCl，错误；B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH，错误；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的为HCl，错误。
〔对点集训1〕
(1)(2021·山东潍坊高三检测)pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则( C )
A．x为弱酸，Vx＜Vy B．x为强酸，Vx＞Vy
C．y为弱酸，Vx＜Vy D．y为强酸，Vx＞Vy
[解析] 由图知，将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHx＝1，ΔpHy＜1，所以x为强酸，y为弱酸。pH＝2时弱酸y的浓度大，滴加NaOH溶液至pH＝7时消耗NaOH溶液的体积y比x大。
(2)(2021·河北衡水检测)某温度下，相同体积、相同pH的氨水和氢氧化钠溶液加水稀释时的pH变化曲线如图所示，下列判断正确的是( D )
A．a点导电能力比b点强
B．b点的Kw值大于c点
C．与盐酸完全反应时，消耗盐酸体积Va＞Vc
D．a、c两点的c(H＋)相等
[解析] 选项A，根据图示可知，a点对应的曲线为NaOH溶液稀释曲线，b、c点对应的曲线为氨水的稀释曲线，a点溶液中离子浓度小于b点溶液中离子浓度，a点导电能力更弱；选项B，Kw值只与温度有关，b、c两点Kw值相等；选项C，NH3·H2O的物质的量大于NaOH，稀释过程中溶质总量不变，所以c点消耗盐酸多；选项D，a、c两点溶液pH相等，则c(H＋)相等。
微考点2 实验描述型强弱电解质的判断
典例2 (1)(2021·山东潍坊高三检测)下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是( A )
①常温下某CH3COONa溶液的pH＝8
②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗
③等pH、等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多
④常温下，pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的KOH溶液等体积混合，溶液呈酸性
⑤常温下，pH＝1的CH3COOH溶液稀释至100倍，pH＜3
⑥10 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH恰好与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应
A．②⑥ B．②⑤
C．①③⑤ D．②④⑤⑥
[解析] ①说明溶液水解呈碱性，应为强碱弱酸盐，可证明CH3COOH是弱电解质，正确；②只能说明溶液离子浓度较小，错误；③说明醋酸存在电离平衡，可证明CH3COOH是弱电解质，正确；④说明醋酸有剩余，即醋酸没有完全电离，可以证明CH3COOH是弱电解质，正确；⑤说明存在电离平衡，证明CH3COOH是弱电解质，正确；⑥只能说明一元酸碱恰好反应，不能说明醋酸是弱酸，错误。
(2)(2021·山东青岛高三检测)为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。
①甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法__正确__(填“正确”或“不正确”)，并说明理由：__若是强电解质，则0.010_mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010_mol·L－1，pH＝12__。
②乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b应满足什么关系？__a－2＜b＜a__。
③丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，溶液颜色变__浅__(填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质？__能__(填“能”或“否”)，并说明原因：__向0.010 mol·L－1氨水(滴有酚酞溶液)中加入氯化铵晶体后颜色变浅，有两种可能：一是氯化铵在水溶液中电离出的NH水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。这两种可能均可证明NH3·H2O是弱电解质__。
④请你根据所提供的试剂，再提出一个合理又简便的方案证明NH3·H2O是弱电解质：__取一张pH试纸，再用玻璃棒蘸取0.1_mol·L－1_NH4Cl溶液，滴在pH试纸上，显色后跟标准比色卡比较测出pH，pH＜7(方案合理即可)__。
[解析] ①若NH3·H2O是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，应为弱电解质。
②若NH3·H2O是强电解质，用蒸馏水稀释至1 000 mL，其pH＝a－2。因为NH3·H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足a－2＜b＜a。
③向0.010 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl晶体，有两种可能：一是氯化铵在水溶液中电离出的NH水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。这两种可能均会使溶液颜色变浅，可证明NH3·H2O是弱电解质。
④NH4Cl为强酸弱碱盐，只需检验NH4Cl溶液的pH，即可证明NH3·H2O是弱电解质，还是强电解质。
〔对点集训2〕 (1)(2021·经典习题选萃)根据下列实验现象或结果不能证明一元酸HR为弱酸的是( A )
A．向HR溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液变红色
B．常温时，NaR溶液的pH大于7
C．向HR溶液中加入少量NaR固体，溶解后溶液的pH变大
D．常温时，0.01 mol·L－1的HR溶液pH＝4
[解析] 向HR溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液变红色，说明HR是酸，但不能证明一元酸HR为弱酸，A项符合题意；室温时，NaR溶液的pH大于7，说明NaR为强碱弱酸盐，一元酸HR为弱酸，B项不符合题意；向HR溶液中加入少量NaR固体，溶解后溶液的pH变大，说明溶液中c(H＋)减小，HR的电离平衡逆向移动，从而证明一元酸HR为弱酸，C项不符合题意；常温时，0.01 mol·L－1的HR溶液pH＝4，说明HR部分电离，则HR为一元弱酸，D项不符合题意。
(2)(2021·江西鹰潭检测)按要求填空：
①将等质量的Zn粉分别投入a.10 mL 0.1 mol·L－1盐酸和b.10 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液中：
a．若Zn不足量，则Zn粉完全反应所需的时间：a__＜__b(填“＞”“＜”或“＝”)；
b．若Zn过量，产生H2的量：a__＝__b(填“＞”“＜”或“＝”)。
②将等质量Zn粉分别投入pH＝1、体积均为10 mL的a.盐酸和b.醋酸溶液中：
a．若Zn不足量，则Zn粉完全反应所需的时间：a__＞__b(填“＞”“＜”或“＝”)；
b．若Zn过量，产生H2的量：a__＜__b(填“＞”“＜”或“＝”)。
[解析] ①物质的量浓度相等的盐酸和醋酸溶液，醋酸溶液中氢离子浓度小于盐酸。a.若Zn不足量，酸有剩余，相同浓度的醋酸溶液和盐酸中，盐酸中氢离子浓度大于醋酸溶液，所以在盐酸中的反应速率大于醋酸溶液，则反应时间盐酸小于醋酸溶液。b.若Zn过量，产生H2的量与酸的物质的量成正比，醋酸和HCl都是一元酸，且两溶液的体积、浓度相等，则二者物质的量相等，所以生成氢气的物质的量相等。
②pH相等的醋酸溶液和盐酸，醋酸溶液浓度大于盐酸。a.若Zn不足量，酸过量，反应过程中，醋酸溶液中氢离子浓度大于盐酸，所以Zn在醋酸溶液中的反应速率大于在盐酸中，则反应时间醋酸溶液小于盐酸。b.若Zn过量，酸不足，产生H2的量与酸的物质的量成正比，pH相等、体积相等的醋酸溶液和盐酸，醋酸的物质的量大于HCl，所以醋酸溶液产生氢气的量大于盐酸。
萃取精华：
一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH变化图像
等pH的一元强碱和一元弱碱
等pH的一元强酸和一元弱酸
等浓度的一元强碱和一元弱碱
等浓度的一元强酸和一元弱酸
变化
图像
a、b
意义
a代表强酸或强碱；b代表弱酸或弱碱
图像
特点
稀释相同倍数时，强酸、强碱pH变化程度大；无限稀释都只能无限趋近于7，但酸要小于7，碱要大于7
本讲要点速记：
1．判断强弱电解质的核心依据
电解质在水溶液中的电离程度，若不完全电离则为弱电解质。
2．电离平衡的两个特征
v(电离)＝v(结合)≠0；分子、离子浓度保持不变。
3．影响电离平衡的三个因素
(1)升高温度：电离平衡右移。
(2)稀释：电离平衡右移。
(3)同离子效应：电离平衡左移。
4．电离平衡常数
电离常数表达式：K＝。
(1)影响因素：弱电解质的性质、温度。
(2)应用：判断弱电解质的强弱、盐类水解程度。
(3)计算。
①已知c(HX)和c(H＋)求K。
②已知K求c(H＋)。
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第八章 水溶液中的电离平衡
第21讲 弱电解质的电离平衡
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考试要求：1.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。2.认识电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。3.能用化学用语正确表示水溶液中的离子反应与平衡，能通过实验证明水溶液中存在的离子平衡，能举例说明离子反应与平衡在生产、生活中的应用。
名师点拨：本讲内容是高考基础考查点，主要涉及以下三方面的内容：一是强弱电解质的判断与比较；二是外界条件对电离平衡的影响，往往结合图像进行考查，同时考查溶液的pH变化及溶液的导电性；三是电离平衡常数，重点命题角度为电离平衡常数的计算及应用。预计今后高考会结合溶液的酸碱性、盐的水解、离子浓度、平衡移动原理的运用等对电离常数进行考查。
考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素
核心知识梳理
1．强、弱电解质
(1)定义与物质类别
电解质
(2)与化合物类别的关系
强电解质主要是大部分__离子__化合物及某些__共价__化合物，弱电解质主要是某些__共价__化合物。
(3)电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离，多元弱碱分步电离一步书写”。
①强电解质：如H2SO4：__H2SO4===2H＋＋SO__
②弱电解质
a．一元弱酸，如CH3COOH：__CH3COOHCH3COO－＋H＋__。
b．多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：__H2CO3H＋＋HCO HCOH＋＋CO__。
c．多元弱碱，分步电离，一步书写。如Fe(OH)3：
__Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－__。
③酸式盐
a．强酸的酸式盐
如NaHSO4在水溶液中：__NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO__；熔融时：NaHSO4===__Na＋＋HSO__。
b．弱酸的酸式盐：“强中有弱”，如NaHCO3：
__NaHCO3===Na＋＋HCO__、__HCOH＋＋CO__。
(4)弱电解质判断的注意事项
①酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系，前者看电离程度，后者看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。
②弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4===NH＋CH3COO－。
2．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
弱电解质的电离平衡是指在一定条件(__温度__、__浓度__)下，弱电解质分子__电离成离子__的速率和__离子结合成弱电解质分子__的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。
平衡建立过程的v－t图像如图所示。
a．开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
b．平衡建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
c．当v(电离)＝v(结合)时，电离达到平衡状态。
(2)电离平衡的特征
电离平衡也是一种动态平衡，遵循“逆、动、等、定、变”的特点。具体分析如下：
○逆 —__可逆__过程
|
○动 ○等
|
○定 —条件一定，平衡体系中分子与离子的浓度一定
|
○变 —条件改变，平衡__发生移动__
(3)影响电离平衡的因素：
因素
对电离平衡的影响
内因
弱电解质本身的性质决定弱电解质电离程度的大小
外因
温度
由于电离过程吸热，温度改变，平衡移动，升温，促进电离，电离平衡向右移动
浓度
电解质溶液浓度越小，电离程度越大
外加电解质
同离子效应
加入含弱电解质离子的强电解质，电离平衡逆向移动，抑制电离，电离程度减小
含有可与弱电解
质反应的离子
电解质电离程度增大，促进电离，电离平衡向右移动
下面以0.1 mol·L－1CH3COOH溶液为例(CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0)，用平衡移动原理分析外界条件对CH3COOH电离平衡的影响。
改变条件
平衡移
动方向
c(CH3COOH)
n(H＋)
c(H＋)
c(CH3COO－)
电离
程度
导电
能力
电离平
衡常数
加水稀释
__右移__
__减小__
__增大__
__减小__
__减小__
__增大__
__减弱__
__不变__
加少量
冰醋酸
__右移__
__增大__
__增大__
__增大__
__增大__
__减小__
__增强__
__不变__
通入HCl
气体
__左移__
__增大__
__增大__
__增大__
__减小__
__减小__
__增强__
__不变__
加NaOH
固体
__右移__
__减小__
__减小__
__减小__
__增大__
__增大__
__增强__
__不变__
加
CH3COONa
固体
__左移__
__增大__
__减小__
__减小__
__增大__
__减小__
__增强__
__不变__
加入镁粉
__右移__
__减小__
__减小__
__减小__
__增大__
__增大__
__增强__
__不变__
升高温度
__右移__
__减小__
__增大__
__增大__
__增大__
__增大__
__增强__
__增大__
特别提醒
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如c(OH－)是增大的。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。
(3)电离平衡右移，电离程度也不一定增大。如稀醋酸中加入冰醋酸。
基础小题自测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质。( × )
(2)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。( × )
(3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移。( √ )
(4)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子。( √ )
(5)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH是强电解质。( × )
(6)碳酸的电离方程式为H2CO32H＋＋CO。( × )
(7)弱电解质加水稀释，导电粒子的数目减小。( × )
(8)弱电解质的导电能力一定小于强电解质。( × )
(9)熔融时是否导电是区别强电解质与弱电解质的标准。( × )
(10)除水的电离平衡外，醋酸溶液中存在电离平衡，而盐酸中不存在电离平衡。( √ )
(11)醋酸溶液中，CH3COOH达到电离平衡时，溶液中检测不出CH3COOH分子。( × )
(12)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小。( × )
(13)向稀氨水中加入盐酸，盐酸与NH3·H2O反应，使NH3·H2ONH＋OH－平衡左移。( × )
(14)氨水中，当c(NH)＝c(OH－)时，表示氨水已达到电离平衡。( × )
(15)氨水中只存在NH3·H2O的电离平衡，不存在其他电离平衡。( × )
(16)由常温下0.1 mol·L－1一元碱BOH溶液的pH＝10，可知溶液中存在BOHB＋＋OH－。( √ )
(17)一定条件下，CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡时，c(H＋)＝c(CH3COO－)。( × )
(18)向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小。( √ )
(19)用pH相同的氢氟酸和盐酸中和等体积等浓度的NaOH溶液，盐酸消耗的体积多。( √ )
(20)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．将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释，的值__增大__，的值__不变__，NH的浓度__减小__。
3．深度思考：
(1)举例说明电离平衡右移时，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大。
(2)稀释某一弱电解质溶液时，所有微粒浓度都会减小吗？
(3)分别画出冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸加水稀释时导电能力的变化图像。
[提示] (1)对于CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡后，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；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(H＋)都比原平衡时要小。
(2)对于弱电解质的电离平衡体系的相关微粒，其浓度都是减小的。但由于还存在H2O的电离平衡，对弱酸溶液稀释时，c(OH－)会增大；对弱碱溶液稀释时，c(H＋)会增大。
(3)
考点突破提升
微考点1 弱电解质的电离的特点
典例1 (1)(2021·山东滨州高三检测)常温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是( D )
A．0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH小于13
B．0.1 mol·L－1 NH4Cl的pH小于7
C．相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1 NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱
D．0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使无色酚酞试液变红色
[解析] 若NH3·H2O是强电解质，则0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH＝13，但事实是0.1 mol·L－1 NH3·H2O的pH小于13，所以可证明其是弱电解质，故A项正确，不符合题意；若NH3·H2O为强电解质，则其阳离子NH在溶液中不水解，则0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液显中性，pH＝7，但事实是0.1 mol·L－1 NH4Cl的pH小于7，所以可证明NH3·H2O为弱电解质，故B项正确，不符合题意；相同条件下，浓度相同的NaOH溶液和氨水，若NH3·H2O是强电解质，则二者的导电性应相同，但事实是氨水的导电能力弱，所以可证明NH3·H2O为弱电解质，故C项正确，不符合题意；不论是强碱还是弱碱，均能使无色酚酞试液变红色，故0.1 mol·L－1 NH3·H2O能使无色酚酞试液变红色这一事实不能证明NH3·H2O为弱电解质，故D项错误，符合题意。
萃取精华：
弱电解质的判断方法
在相同浓度、相同温度下，与强电解质溶液做导电性对比实验。
浓度与pH的关系。如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＞1，则可证明CH3COOH是弱电解质。
测定对应盐溶液的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则可证明CH3COOH是弱酸。
稀释前后溶液的pH与稀释倍数的关系。例如，将pH＝2的酸溶液稀释至原体积的1 000倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH为5，则证明该酸为强酸。
(2)(2021·山东潍坊高三检测)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是( B )
A．每升溶液中的H＋数目为0.02NA
B．c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)
C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小
D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
[解析] 本题考查了有关pH、NA的计算，电解质溶液中的电荷守恒，弱电解质电离平衡的影响因素等，难度较小。常温下，pH＝2的H3PO4溶液中c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，则1 L溶液中H＋的数目为0.01NA，A项错误；磷酸溶液中的阳离子有H＋，阴离子有H2PO、HPO、PO及OH－，根据电荷守恒可得c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)，B项正确；磷酸为弱电解质，加水稀释促进电离，但c(H＋)减小，pH增大，C项错误；磷酸的第一步电离方程式为H3PO4H2PO＋H＋，向磷酸溶液中加入NaH2PO4固体，根据同离子效应可知，磷酸电离平衡向逆向移动，溶液酸性减弱，D项错误。
〔对点集训1〕 (1)(2021·河北石家庄模拟)常温下，甲、乙两烧杯均盛有5 mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4。关于甲、乙两烧杯中溶液的描述正确的是( D )
A．溶液的体积10V甲＜V乙
B．水电离出的OH－浓度：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙
C．若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙
D．若分别与5 mL pH＝11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH：甲≤乙
(2)下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是( D )
A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C．0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
[解析] 氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以，符合强酸制备弱酸的特点，可说明亚硫酸的酸性比氢硫酸强，故A项不符合题意；氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸，可说明亚硫酸中自由移动的离子浓度大，即亚硫酸的电离程度大，则亚硫酸的酸性强，故B项不符合题意；0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1，可说明亚硫酸的电离程度大，酸性较强，故C项不符合题意；氢硫酸的还原性强于亚硫酸，不能用于比较酸性的强弱，故D项符合题意。
微考点2 外因对电离平衡的影响
典例2 (1)(2021·经典习题汇编)下列关于醋酸溶液的说法正确的是( D )
A．升高温度，溶液中的CH3COOH分子浓度不变
B．室温下，稀释0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，溶液的导电能力增强
C．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度
D．向醋酸溶液中加入少量氢氧化钠固体，能促进醋酸的电离
[解析] 升高温度可促进醋酸电离，即平衡正向移动，溶液中的CH3COOH分子浓度应减小，故A项错误；CH3COOH溶液中存在平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡右移，产生的离子数增加，但溶液的体积增大，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，导电能力减弱，故B项错误；稀醋酸中加入少量醋酸钠，醋酸钠易溶于水且完全电离，则溶液中c(CH3COO－)增大，根据平衡移动原理可知，平衡逆向移动，则醋酸电离程度减小，故C项错误；向醋酸溶液中加入少量氢氧化钠固体，其中氢氧根与醋酸电离出的氢离子结合生成水，消耗氢离子，使得醋酸的电离平衡正向移动，即促进醋酸的电离，故D项正确。
(2)(2021·福建厦门模拟)某二元酸(H2A)在水中的电离方程式为H2A===H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－(25 ℃时Ka＝1.0×10－2)，下列有关说法正确的是( D )
A．H2A是弱酸
B．稀释0.1 mol·L－1 H2A溶液，因电离平衡向右移动而导致c(H＋)增大
C．在0.1 mol·L－1 H2A溶液中，c(H＋)＝0.12 mol·L－1
D．若0.1 mol·L－1 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1，则0.1 mol·L－1 H2A中c(H＋)＜0.12 mol·L－1
[解析] 二元酸(H2A)在水中第一步电离为完全电离，则H2A酸性较强，不是弱酸，A错误；加水稀释电离平衡右移，但c(H＋)减小，B错误；二元酸(H2A)在水中的电离方程式为H2A===H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－(Ka＝1.0×10－2)，第一步完全电离，第二步部分电离，设电离的HA－为x mol·L－1，则有＝1.0×10－2，解得x＝0.008 4，所以在0.1 mol·L－1 H2A溶液中，c(H＋)＝0.1 mol·L－1＋0.008 4 mol·L－1＝0.108 4 mol·L－1，C错误；若0.1 mol·L－1 NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol·L－1,0.1 mol·L－1 H2A溶液中存在H2A===H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－，第一步电离出的氢离子抑制第二步电离，所以c(H＋)＜0.12 mol·L－1，D正确。
萃取精华：
外界条件对电离平衡影响的四个不一定
加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。
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。
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。
电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。
〔对点集训2〕 (1)(2021·河北安平中学高三月考)常温下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是( C )
A．加入水时，平衡向右移动，CH3COOH电离常数增大
B．加入少量CH3COONa固体，平衡向右移动
C．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减小
D．加入少量pH＝5的硫酸溶液，溶液中c(H＋)增大
[解析] 加入水时，醋酸的电离平衡向右移动，但是CH3COOH的电离常数不会发生变化，A项错误；加入少量CH3COONa固体，由于c(CH3COO－)增大，电离平衡向左移动，B项错误；加入少量NaOH固体，由于c(OH－)增大，消耗酸电离产生的H＋，使醋酸的电离平衡向右移动，但是由于平衡移动的趋势是微弱的，总的来说c(H＋)减小，C项正确；加入少量pH＝5的硫酸溶液，由于二者的pH相同，所以溶液中c(H＋)不变，D项错误。
(2)(2021·山东济宁一中高三检测)下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，则下列叙述正确的是( C )
A．因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2
B．若V1＞V2，则说明HA为强酸，HB为弱酸
C．若实验①中，V＝V1，则混合液中c(Na＋)＝c(A－)
D．实验②的混合溶液，可能有pH＜7
[解析] pH均为2的一元酸HA、HB溶液中，两种溶液中H＋浓度相等，酸越弱则酸的浓度越大，与同体积同浓度的氢氧化钠反应时消耗的酸的体积越少，所以消耗体积多的酸性较强：若V1＞V2，则说明HA的酸性比HB的酸性强；若V1＝V2，则说明HA的酸性与HB的酸性相同。因为不知道两种酸的酸性强弱关系，所以不能判断V1与V2的相对大小，故A错误；由上分析可知，若V1＞V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法说明HA是强酸，故B错误；若实验①中，V＝V1，则HA的物质的量浓度也为0.01 mol·L－1，HA溶液pH＝2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故混合液中c(Na＋)＝c(A－)，故C正确；完全反应后实验②的混合溶液中溶质为强碱弱酸盐或强酸强碱盐，溶液的pH≥7，不可能有pH＜7，故D错误。
微考点3 电离平衡与溶液导电性综合判断
典例3 (2021·山东潍坊高三检测)一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释，稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示：
下列说法正确的是( C )
A．a、b、c三点溶液的pH：c＜a＜b
B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜b
C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c三点溶液用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，恰好完全中和时消耗NaOH溶液体积：c＜a＜b
[解析] 由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b，A项错误；加水体积越大，越利于CH3COOH电离，故电离程度：c＞b＞a，B项错误；用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稍微稀释a点溶液，由图可知，溶液导电能力会增强，c(H＋)增大，pH偏小，C项正确；a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用1 mol·L－1 NaOH溶液中和，恰好完全中和时消耗的n(NaOH)相同，故消耗的V(NaOH溶液)：a＝b＝c，D项错误。
〔对点集训3〕 (1)(2021·海南高三检测)电导率可用于衡量电解质溶液导电能力的强弱。室温下，用0.100 mol·L－1氨水滴定10 mL浓度均为0.100 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，滴定过程中溶液电导率曲线如图所示。下列说法正确的是( C )
A．①溶液中c(H＋)为0.200 mol·L－1
B．溶液温度高低为①＞③＞②
C．③点溶液中有c(Cl－)＞c(CH3COO－)
D．③点后因离子数目减少使电导率略减小
[解析] 醋酸为弱电解质，①点溶液c(H＋)＜0.200 mol·L－1，故A项错误；酸碱中和反应放热，①点溶液温度较低，故B项错误；③点时恰好完全反应生成氯化铵和醋酸铵，其中CH3COO－发生微弱水解，则③点溶液中：c(Cl－)＞c(CH3COO－)，故C项正确；③点后，溶液体积变大，溶液中离子浓度减小导致电导率减小，故D项错误。
(2)如图所示是在一定温度下向不同电解质溶液中加入新物质时其电流(I)随新物质加入量(m)的变化曲线。以下三个导电性实验中，与A图变化趋势一致的是__b__，与B图变化趋势一致的是__a__，与C图变化趋势一致的是__c__。
a．向Ba(OH)2溶液中逐滴加入等浓度的H2SO4至过量
b．向醋酸溶液中逐滴加入等浓度的氨水至过量
c．向盐酸中逐滴加入等浓度的NaOH溶液至过量
[解析] 电解质溶液导电性与离子浓度和离子所带电荷数有关，溶液中离子浓度越大，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强，Ba(OH)2溶液中，加入等浓度的H2SO4至过量，二者反应生成BaSO4沉淀和H2O，离子浓度先减小，当二者恰好完全反应时，溶液几乎不导电，继续加入等浓度的稀H2SO4，离子浓度增大，溶液导电性增强，所以B图符合；醋酸是弱电解质，离子浓度较小，导电性较弱，加入等浓度的氨水，二者反应生成强电解质醋酸铵，离子浓度增大，溶液导电性增强，二者恰好反应后继续滴加氨水，相当于稀释，离子浓度变小，导电性减弱，所以A图符合；向盐酸中加入等浓度的NaOH溶液，二者反应生成强电解质NaCl和弱电解质水，离子数目几乎不变，但溶液总体积增大，离子总浓度减少，溶液导电性减弱，二者完全反应后继续滴加NaOH溶液导电性缓慢增大，所以C图符合。
萃取精华：
从“定性”和“定量”两个角度理解电离平衡
从定性角度分析电离平衡：应该深刻地理解勒夏特列原理——平衡向“减弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。
从定量角度分析电离平衡：当改变影响电离平衡的条件后，分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断，应借助化学平衡常数进行定量分析。
考点二 电离平衡常数与电离度
核心知识梳理
1．电离常数
(1)定义
在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度幂之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。用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。
(2)表达式
①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数
Ka＝____。
②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数
Kb＝____。
③对于多元弱酸，以H2CO3为例：
H2CO3H＋＋HCO Ka1＝
HCOH＋＋CO Ka2＝
(3)特点
电离常数只与__温度__有关，与电解质的浓度及酸、碱性无关，由于电离过程是__吸热__的，故温度升高时K__增大__。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
(4)意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质__越易__电离，所对应的酸性或碱性相对__越强__。
(5)①填写下表
弱电解质
电离方程式
电离常数
NH3·H2O
__NH3·H2ONH＋OH－__
Kb＝1.7×10－5
CH3COOH
__CH3COOHCH3COO－＋H＋__
Ka＝1.7×10－5
HClO
__HClOH＋＋ClO－__
Ka＝4.7×10－8
②CH3COOH酸性__大于__HClO酸性(填“大于”“小于”或“等于”)，判断的依据：__相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c(H＋)越大，酸性越强，K(CH3COOH)＞K(HClO)__。
③磷酸是三元中强酸
A．磷酸的电离方程式是__H3PO4H＋＋H2PO，
H2POH＋＋HPO，HPOH＋＋PO__。
B．电离平衡常数表达式是：Ka1＝____，Ka2＝____，Ka3＝____。
C．比较大小：Ka1__＞__Ka2__＞__Ka3。
(6)电离平衡常数的4大应用
①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
④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，考题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0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
(7)有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
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(X－)
则：K＝＝
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，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(X－)
则K＝＝
由于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。
特别提醒
(1)电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。
(2)依据电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能判断电离平衡的移动方向。
(3)表达式中离子浓度是指达到平衡时的浓度，溶液中存在的离子浓度，不一定都是弱电解质自身电离的，可以对比水的离子积去掌握。
2．电离度
(1)定义
在一定条件下的弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%
(3)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)影响因素
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__。
基础小题自测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)在一定温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数一定相同。( √ )
(2)电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。( √ )
(3)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( × )
(4)当弱电解质的浓度增大时，电离程度增大。( × )
(5)对于1 mol·L－1的CH3COOH溶液，升高温度，电离程度增大。( √ )
(6)电离平衡向电离方向移动，电离常数一定增大。( × )
(7)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。( √ )
(8)电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大。( × )
(9)向氨水中滴加相同浓度的CH3COOH溶液，先增大再减小。( × )
(10)温度不变，向NH3·H2O溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。( × )
(11)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H＋)大。( × )
(12)H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。( × )
(13)要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法。( √ )
(14)对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。( × )
(15)对于NH3·H2ONH＋OH－，K＝，表达式中的NH一定是氨水电离提供的。( × )
(16)多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1＜K2＜K3。( × )
(17)对于0.1 mol·L－1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH)·c(OH－)变小。( √ )
(18)室温下，向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中不变。( √ )
(19)常温下向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶体，醋酸的电离平衡常数减小。( × )
2．深度思考：
部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离常数
(25 ℃)
K＝1.77
×10－4
K1＝1.3×10－7
K2＝7.1×10－15
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
K＝3.0
×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__HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO__。
(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为__S2＞CO＞ClO－＞HS－＞HCO＞HCOO－__。
(3)按要求书写离子方程式：
①将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中
__2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑__
②将少量CO2气体通入NaClO溶液中
__ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO__
③将少量CO2气体通入Na2S溶液中
__CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO__
(4)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝__6.0×10－3__mol·L－1。将 SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的＝__0.62__。
(5)已知H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.31×10－7、Ka2＝5.61×10－11，它的Ka1、Ka2差别很大的原因是什么？
[提示] (5)第一级电离出的H＋对第二级的电离有抑制作用。
考点突破提升
微考点1 电离常数的理解与应用
典例1 (1)(2021·山东滨州高三检测)液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为ABA＋＋B－，在不同温度下其平衡常数为K(25 ℃)＝1.0×10－14，K(35 ℃)＝2.1×10－14。则下列叙述正确的是( D )
A．c(A＋)随温度的升高而降低
B．35 ℃时，c(A＋)＞c(B－)
C．AB的电离程度：α(25 ℃)＞α(35 ℃)
D．AB的电离是吸热过程
[解析] 由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，故c(A＋)随温度的升高而增大，A错；由电离方程式可知，在任何温度下，都存在c(A＋)＝c(B－)，B错；由25 ℃和35 ℃时的平衡常数可知，温度越高，电离程度越大，C错；由于K(25 ℃)＜K(35 ℃)，因此AB的电离是吸热过程，D正确。
(2)(2021·河北衡水高三检测)常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。
温度(℃)
c(NH3·H2O)
(mol·L－1)
电离常数
电离度(%)
c(OH－)
(mol·L－1)
0
16.56
1.37×10－5
9.098
1.507×10－2
10
15.16
1.57×10－5
10.18
1.543×10－2
20
13.63
1.71×10－5
11.2
1.527×10－2
①温度升高，NH3·H2O的电离平衡向__右__(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是__a__(填字母)。
a．电离常数 b．电离度
c．c(OH－) d．c(NH3·H2O)
②表中c(OH－)基本不变的原因是__氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变__。
③常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是__AD__(填字母，下同)。
A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小
C．c(OH－)减小 D．c(NH)减小
④将氨水与盐酸等浓度等体积混合，下列做法能使c(NH)与c(Cl－)比值变大的是__AC__。
A．加入固体氯化铵 B．通入少量氯化氢
C．降低溶液温度 D．加入少量固体氢氧化钠
[解析] ①根据表中电离常数随温度的变化可以判断，NH3·H2O的电离吸收热量，所以升温，NH3·H2O的电离平衡向右移动。②氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变；③NH3·H2ONH＋OH－，加入NH4Cl固体，平衡左移，pH减小，电离度减小，c(OH－)减小，c(NH)增大，A、D错误。④氨水与盐酸等浓度等体积混合，正好生成NH4Cl溶液，NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入固体NH4Cl，NH水解程度减小，增大，A正确；降温，NH水解程度减小，增大，C项正确；B项，通入HCl，c(Cl－)增大的较c(NH)多，故减小；D项，加入NaOH固体，c(NH)减小，减小，故B、D项错误。
[易错警示] (1)电离常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。
(2)利用电离常数除了可以比较弱电解质的电离能力之外，还能定量判断电离平衡的移动方向。
(3)在运用电离常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。
〔对点集训1〕 (1)(2021·福建莆田第一中学高三月考)已知常温下碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表：
H2CO3
H2SO3
HClO
K1＝4.30×10－7
K1＝1.54×10－2
K＝2.95×10－8
K2＝5.61×10－11
K2＝1.02×10－7
下列说法正确的是( B )
A．相同条件下，同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更强
B．Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO
C．NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO
D．向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
[解析] 弱电解质的电离平衡常数越大，则电离程度越大，说明弱酸的酸性越强，或者弱碱的碱性越强。H2SO3的K1＝1.54×10－2，而H2CO3的K1＝4.30×10－7，所以同浓度时H2SO3的酸性强于H2CO3的，故A项错误；由于H2SO3的K2小于H2CO3的K1，但大于其K2，所以向Na2CO3溶液中通入少量SO2，考虑Na2CO3与酸的分步反应，所以反应的离子方程式为2CO＋SO2＋H2O===2HCO＋SO，当SO2足量时，生成CO2和HSO，所以B项正确；已知HClO的K＝2.95×10－8大于H2CO3的K2，但小于其K1，所以NaClO溶液中通入少量CO2，反应的离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO，故C项错误；由于HClO的K＝2.95×10－8小于H2CO3的K1，但大于其K2，因此HClO不能与NaHCO3反应，但HCl是强酸，能与NaHCO3反应，使c(HCl)减小，促进化学平衡Cl2＋H2OHCl＋HClO正向移动，从而提高HClO的浓度；尽管HClO的K＝2.95×10－8小于H2SO3的K1＝1.54×10－2，也小于H2SO3的K2＝1.02×10－7，只是说明NaHSO3不能与HClO发生复分解反应，但HClO具有氧化性，NaHSO3具有还原性，二者能够发生氧化还原反应，所以加入NaHSO3溶液不能提高HClO的浓度，故D项错误。
(2)(2021·天津高三检测)部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2S
电离常
数(25 ℃)
Ka＝
1.8×10－4
Ka＝
4.9×10－10
Ka1＝1.3×10－7
Ka2＝7.1×10－15
下列有关说法不正确的是( A )
A．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN两溶液中所含阴离子数目相等
B．HCOO－、CN－、HS－在溶液中可以大量共存
C．NaHS溶液中加入适量KOH后：c(Na＋)＝c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)
D．恰好中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量前者小于后者
[解析] 根据电荷守恒，HCOONa溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)；NaCN溶液中：c(CN－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，因为两者是等浓度、等体积，因此c(Na＋)相等，根据两种酸的电离常数可知，HCN的酸性弱于HCOOH，因此CN－的水解程度大于HCOO－，NaCN溶液的碱性强于HCOONa溶液，NaCN溶液中c(H＋)小于HCOONa溶液中的c(H＋)，故HCOONa溶液中阴离子的数目大于NaCN溶液中阴离子的数目，A项错误；根据电离常数，可知酸性：HCOOH＞H2S＞HCN＞HS－，因此HCOO－、CN－、HS－在溶液中能够大量共存，B项正确；根据物料守恒，c(Na＋)＝c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)，C项正确；HCOOH的酸性强于HCN，等pH、等体积时，c(HCN)＞c(HCOOH)，故恰好中和时，HCOOH溶液消耗NaOH的量更小，D项正确。
微考点2 电离常数及电离度的定量计算
典例2 (1)(2021·山东潍坊高三检测)pH是溶液中c(H＋)的负对数，若定义pC是溶液中微粒物质的量浓度的负对数，则常温下，某浓度的草酸(H2C2O4)水溶液中pC(H2C2O4)，pC(HC2O)、pC(C2O)随着溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是( A )
A．曲线Ⅰ代表HC2O的浓度随着pH增大先变小后变大
B．草酸的电离常数Ka1＝1×10－1.3，Ka2＝1×10－4.3
C．pH＝4时，c(HC2O)＞c(C2O)＞c(H2C2O4)
D.＝10－3
[解析] 曲线Ⅰ代表HC2O的浓度随着pH增大先变大后变小，pC(HC2O)越大，HC2O的浓度越小，A项错误；当pH＝1.3时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，草酸的电离常数Ka1＝＝c(H＋)＝1×10－1.3，当pH＝4.3时，c(HC2O)＝c(C2O)，同理Ka2＝＝c(H＋)＝1×10－4.3，B项正确；pH＝4时，作垂线交三条曲线，得三个点，pC(HC2O)＜pC(C2O)＜pC(H2C2O4)，故c(HC2O)＞c(C2O)＞c(H2C2O4)，C项正确；＝＝＝＝10－3，D项正确。
(2)(2021·湖北随州模拟)①25 ℃时，Kb(NH3·H2O)＝2×10－5 mol·L－1，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为____mol·L－1。
②常温下，pH＝11的氨水溶液的浓度为a mol·L－1与pH＝3的盐酸等体积混合，当溶液中c(NH)＝c(Cl－)时，用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝____。
[解析] ①根据溶液呈中性可知c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，n(NH)＝n(NO)＝a mol。设加入氨水的浓度为c mol·L－1，混合溶液的体积为V L，由Kb(NH3·H2O)＝＝＝2×10－5mol·L－1，得c＝。
②根据溶液的电中性原则，有关系式：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，则溶液显中性。HCl溶液的浓度为0.001 mol·L－1，等体积混合溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝×0.001 mol·L－1＝0.000 5 mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1(因为是25 ℃下且为中性)，故混合后溶液中c(NH3·H2O)＝×a mol·L－1－0.000 5 mol·L－1＝(0.5a－0.000 5)mol·L－1，NH3·H2O的电离常数Kb＝＝。
〔对点集训2〕 (1)(2021·山东济南高三检测)硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是强酸，下表是某温度下这三种酸在冰醋酸中的电离常数。下列说法正确的是( D )
酸
H2SO4
HNO3
HClO4
K1
6.3×10－9
4.2×10－10
1.6×10－5
A.在冰醋酸中，H2SO4的电离方程式为H2SO42H＋＋SO
B．在冰醋酸中，HNO3的酸性最强
C．在冰醋酸中，0.01 mol·L－1的HClO4溶液，其离子总浓度约为4×10－4 mol·L－1
D．高氯酸水溶液与氨水反应的离子方程式为H＋＋NH3·H2O===H2O＋NH
[解析] 在冰醋酸中，H2SO4分步电离，其第一步电离方程式为H2SO4H＋＋HSO，A项错误；根据在冰醋酸中的电离常数，三种酸的酸性强弱顺序为HClO4＞H2SO4＞HNO3，B项错误；设在冰醋酸中0.01 mol·L－1的HClO4溶液的H＋物质的量浓度为x mol·L－1，
HClO4H＋＋ClO
c(起始)/(mol·L－1) 0.01 0 0
c(变化)/(mol·L－1) x x x
c(平衡)/(mol·L－1) 0.01－x x x
则电离常数K＝≈＝1.6×10－5，x＝4×10－4，离子总浓度约为8×10－4 mol·L－1，C项错误；在水溶液中，HClO4是一元强酸，NH3·H2O是一元弱碱，D项正确。
(2)碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。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。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数K1＝__4.2×10－7__。(已知：10－5.60＝2.5×10－6)
[解析] H2CO3H＋＋HCO
K1＝＝＝4.2×10－7。
萃取精华：
有关电离常数计算的两种类型(以弱酸HX为例)
已知c(HX)始和c(H＋)，求电离常数
HX H＋ ＋ X－
起始/(mol·L－1): c(HX)始 0 0
平衡/(mol·L－1)：c(HX)始－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则：Ka＝＝。
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)始－c(H＋)≈c(HX)始，则Ka＝，代入数据求解即可。
已知c(HX)始和电离常数，求c(H＋)
同理可得Ka＝≈，
则：c(H＋)＝，代入数值求解即可。
考点三 一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)的比较
核心知识梳理
1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
比较项目
酸
c(H＋)
pH
中和碱
的能力
与活泼金属
产生H2的量
开始与金属
反应的速率
一元强酸
__大__
__小__
__相同__
__相同__
__大__
一元弱酸
__小__
__大__
__小__
2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
比较项目
酸
c(H＋)
c(酸)
中和碱
的能力
与活泼金属
产生H2的量
开始与金属
反应的速率
一元强酸
__相同__
__小__
__小__
__少__
__相同__
一元弱酸
__大__
__大__
__多__
(注：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。)
3．强酸与弱酸、强碱与弱碱稀释时的pH变化图像
(1)图中，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。对于该图像，要深刻理解以下4点：
①对于pH＝y的强酸溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就增大n个单位，即pH＝y＋n；对于pH＝y的弱酸溶液来说，体积每增大10n倍，pH增大不足n个单位，即pH＜y＋n；无论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
②对于pH＝x的强碱溶液稀释时，体积每增大10n倍，pH就减小n个单位，即pH＝x－n；对于pH＝x的弱碱溶液来说，体积每增大10n倍，pH减小不足n个单位，即pH＞x－n；无论怎样稀释，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
③加水稀释相同倍数后的pH大小；氨水＞NaOH溶液，盐酸＞醋酸。
④稀释后的pH仍然相等，则加水量的多少：氨水＞NaOH溶液，醋酸＞盐酸。
(2)体积相同、浓度相同的盐酸与醋酸加水稀释图像如图。
若稀释相同倍数，二者浓度仍相同，仍然是盐酸的pH小，但差变小。
4．判断弱酸的三种方法
方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。
方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。
方法三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可做以下实验：
(1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞溶液，溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH＞7。
基础小题自测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)pH＝12的氨水溶液，稀释10倍后pH＝11。( × )
(2)等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸＞盐酸。( × )
(3)中和等体积等pH的盐酸和醋酸所用的NaOH的物质的量：醋酸＞盐酸。( √ )
(4)升高温度，CH3COOH的电离程度增大。( √ )
(5)CH3COOH的中和热大于HCl的中和热。( × )
(6)用乙酸浸泡水壶中的水垢，可将其清除，说明乙酸的酸性小于碳酸的酸性。( × )
(7)向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小。( × )
(8)向盐酸中加入氨水至中性，溶液中＞1。( × )
(9)稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度。( × )
(10)25 ℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液的pH＝7。( × )
(11)溶质物质的量相同的醋酸溶液和醋酸钠溶液中所含的CH3COO－量相同。( × )
(12)加水稀释两种pH相同的酸溶液，pH变化大的一定是强酸。( × )
(13)由1 mol·L－1醋酸溶液pH≈2，推知CH3COOH溶液存在CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋。( √ )
2．深度思考：
(1)在一定温度下，有a.盐酸b.硫酸c.醋酸三种酸：
①当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是__b＞a＞c__(用字母表示，下同)。
②同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是__b＞a＝c__。
③若三者c(H＋)相同时，中和NaOH的能力由大到小的顺序是__c＞a＝b__。
④当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为__a＝b＝c__，反应所需时间的长短关系是__a＝b＞c__。
⑤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__c＞a＝b__。
⑥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__c＞a＝b__。
(2)改变下列条件，请写出下列曲线哪条代表盐酸的变化曲线。
[提示] (2)①④⑤
考点突破提升
微考点1 强弱电解质的图像分析
典例1 (2021·山东济南高三检测)在体积都为1 L，pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，投入0.65 g锌粒，则如图所示符合客观事实的是( C )
[解析] 因盐酸为强酸、醋酸为弱酸，故pH都等于2的盐酸和醋酸溶液中，c(HCl)＝0.01 mol·L－1，而c(CH3COOH)＞0.01 mol·L－1,1 L溶液中n(HCl)＝0.01 mol，n(CH3COOH)＞0.01 mol。A项，相同时间内pH变化较大的应为HCl，错误；B项，产生H2的速率大的应为CH3COOH，错误；D项，相同时间内c(H＋)变化较大的为HCl，错误。
〔对点集训1〕
(1)(2021·山东潍坊高三检测)pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则( C )
A．x为弱酸，Vx＜Vy B．x为强酸，Vx＞Vy
C．y为弱酸，Vx＜Vy D．y为强酸，Vx＞Vy
[解析] 由图知，将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHx＝1，ΔpHy＜1，所以x为强酸，y为弱酸。pH＝2时弱酸y的浓度大，滴加NaOH溶液至pH＝7时消耗NaOH溶液的体积y比x大。
(2)(2021·河北衡水检测)某温度下，相同体积、相同pH的氨水和氢氧化钠溶液加水稀释时的pH变化曲线如图所示，下列判断正确的是( D )
A．a点导电能力比b点强
B．b点的Kw值大于c点
C．与盐酸完全反应时，消耗盐酸体积Va＞Vc
D．a、c两点的c(H＋)相等
[解析] 选项A，根据图示可知，a点对应的曲线为NaOH溶液稀释曲线，b、c点对应的曲线为氨水的稀释曲线，a点溶液中离子浓度小于b点溶液中离子浓度，a点导电能力更弱；选项B，Kw值只与温度有关，b、c两点Kw值相等；选项C，NH3·H2O的物质的量大于NaOH，稀释过程中溶质总量不变，所以c点消耗盐酸多；选项D，a、c两点溶液pH相等，则c(H＋)相等。
微考点2 实验描述型强弱电解质的判断
典例2 (1)(2021·山东潍坊高三检测)下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是( A )
①常温下某CH3COONa溶液的pH＝8
②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗
③等pH、等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多
④常温下，pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的KOH溶液等体积混合，溶液呈酸性
⑤常温下，pH＝1的CH3COOH溶液稀释至100倍，pH＜3
⑥10 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH恰好与10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应
A．②⑥ B．②⑤
C．①③⑤ D．②④⑤⑥
[解析] ①说明溶液水解呈碱性，应为强碱弱酸盐，可证明CH3COOH是弱电解质，正确；②只能说明溶液离子浓度较小，错误；③说明醋酸存在电离平衡，可证明CH3COOH是弱电解质，正确；④说明醋酸有剩余，即醋酸没有完全电离，可以证明CH3COOH是弱电解质，正确；⑤说明存在电离平衡，证明CH3COOH是弱电解质，正确；⑥只能说明一元酸碱恰好反应，不能说明醋酸是弱酸，错误。
(2)(2021·山东青岛高三检测)为了证明一水合氨(NH3·H2O)是弱电解质，甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验：0.010 mol·L－1氨水、0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。
①甲用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，你认为这一方法__正确__(填“正确”或“不正确”)，并说明理由：__若是强电解质，则0.010_mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010_mol·L－1，pH＝12__。
②乙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，用pH试纸测其pH＝a，然后用蒸馏水稀释至1 000 mL，再用pH试纸测其pH＝b，若要确认NH3·H2O是弱电解质，则a、b应满足什么关系？__a－2＜b＜a__。
③丙取出10 mL 0.010 mol·L－1氨水，滴入2滴酚酞溶液，显粉红色，再加入少量NH4Cl晶体，溶液颜色变__浅__(填“深”或“浅”)。你认为这一方法能否证明NH3·H2O是弱电解质？__能__(填“能”或“否”)，并说明原因：__向0.010 mol·L－1氨水(滴有酚酞溶液)中加入氯化铵晶体后颜色变浅，有两种可能：一是氯化铵在水溶液中电离出的NH水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。这两种可能均可证明NH3·H2O是弱电解质__。
④请你根据所提供的试剂，再提出一个合理又简便的方案证明NH3·H2O是弱电解质：__取一张pH试纸，再用玻璃棒蘸取0.1_mol·L－1_NH4Cl溶液，滴在pH试纸上，显色后跟标准比色卡比较测出pH，pH＜7(方案合理即可)__。
[解析] ①若NH3·H2O是强电解质，则0.010 mol·L－1氨水中c(OH－)应为0.010 mol·L－1，pH＝12。用pH试纸测出0.010 mol·L－1氨水的pH为10，说明NH3·H2O没有完全电离，应为弱电解质。
②若NH3·H2O是强电解质，用蒸馏水稀释至1 000 mL，其pH＝a－2。因为NH3·H2O是弱电解质，不能完全电离，a、b应满足a－2＜b＜a。
③向0.010 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl晶体，有两种可能：一是氯化铵在水溶液中电离出的NH水解使溶液显酸性，加入氨水中使其pH降低；二是NH使NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH＋OH－逆向移动，从而使溶液的pH降低。这两种可能均会使溶液颜色变浅，可证明NH3·H2O是弱电解质。
④NH4Cl为强酸弱碱盐，只需检验NH4Cl溶液的pH，即可证明NH3·H2O是弱电解质，还是强电解质。
〔对点集训2〕 (1)(2021·经典习题选萃)根据下列实验现象或结果不能证明一元酸HR为弱酸的是( A )
A．向HR溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液变红色
B．常温时，NaR溶液的pH大于7
C．向HR溶液中加入少量NaR固体，溶解后溶液的pH变大
D．常温时，0.01 mol·L－1的HR溶液pH＝4
[解析] 向HR溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液变红色，说明HR是酸，但不能证明一元酸HR为弱酸，A项符合题意；室温时，NaR溶液的pH大于7，说明NaR为强碱弱酸盐，一元酸HR为弱酸，B项不符合题意；向HR溶液中加入少量NaR固体，溶解后溶液的pH变大，说明溶液中c(H＋)减小，HR的电离平衡逆向移动，从而证明一元酸HR为弱酸，C项不符合题意；常温时，0.01 mol·L－1的HR溶液pH＝4，说明HR部分电离，则HR为一元弱酸，D项不符合题意。
(2)(2021·江西鹰潭检测)按要求填空：
①将等质量的Zn粉分别投入a.10 mL 0.1 mol·L－1盐酸和b.10 mL 0.1 mol·L－1醋酸溶液中：
a．若Zn不足量，则Zn粉完全反应所需的时间：a__＜__b(填“＞”“＜”或“＝”)；
b．若Zn过量，产生H2的量：a__＝__b(填“＞”“＜”或“＝”)。
②将等质量Zn粉分别投入pH＝1、体积均为10 mL的a.盐酸和b.醋酸溶液中：
a．若Zn不足量，则Zn粉完全反应所需的时间：a__＞__b(填“＞”“＜”或“＝”)；
b．若Zn过量，产生H2的量：a__＜__b(填“＞”“＜”或“＝”)。
[解析] ①物质的量浓度相等的盐酸和醋酸溶液，醋酸溶液中氢离子浓度小于盐酸。a.若Zn不足量，酸有剩余，相同浓度的醋酸溶液和盐酸中，盐酸中氢离子浓度大于醋酸溶液，所以在盐酸中的反应速率大于醋酸溶液，则反应时间盐酸小于醋酸溶液。b.若Zn过量，产生H2的量与酸的物质的量成正比，醋酸和HCl都是一元酸，且两溶液的体积、浓度相等，则二者物质的量相等，所以生成氢气的物质的量相等。
②pH相等的醋酸溶液和盐酸，醋酸溶液浓度大于盐酸。a.若Zn不足量，酸过量，反应过程中，醋酸溶液中氢离子浓度大于盐酸，所以Zn在醋酸溶液中的反应速率大于在盐酸中，则反应时间醋酸溶液小于盐酸。b.若Zn过量，酸不足，产生H2的量与酸的物质的量成正比，pH相等、体积相等的醋酸溶液和盐酸，醋酸的物质的量大于HCl，所以醋酸溶液产生氢气的量大于盐酸。
萃取精华：
一元强酸(碱)和一元弱酸(碱)稀释时的pH变化图像
等pH的一元强碱和一元弱碱
等pH的一元强酸和一元弱酸
等浓度的一元强碱和一元弱碱
等浓度的一元强酸和一元弱酸
变化
图像
a、b
意义
a代表强酸或强碱；b代表弱酸或弱碱
图像
特点
稀释相同倍数时，强酸、强碱pH变化程度大；无限稀释都只能无限趋近于7，但酸要小于7，碱要大于7
本讲要点速记：
1．判断强弱电解质的核心依据
电解质在水溶液中的电离程度，若不完全电离则为弱电解质。
2．电离平衡的两个特征
v(电离)＝v(结合)≠0；分子、离子浓度保持不变。
3．影响电离平衡的三个因素
(1)升高温度：电离平衡右移。
(2)稀释：电离平衡右移。
(3)同离子效应：电离平衡左移。
4．电离平衡常数
电离常数表达式：K＝。
(1)影响因素：弱电解质的性质、温度。
(2)应用：判断弱电解质的强弱、盐类水解程度。
(3)计算。
①已知c(HX)和c(H＋)求K。
②已知K求c(H＋)。
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