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2025年高考化学精品教案第八章水溶液中的离子反应与平衡第1讲电离平衡
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这是一份2025年高考化学精品教案第八章水溶液中的离子反应与平衡第1讲电离平衡，共24页。
1.思维视角——宏观与微观结合、定性与定量结合[弱电解质（以CH3COOH为例）电离的量化视图]
2.认识思路
考点1 弱电解质的电离平衡及影响因素
1.强电解质与弱电解质[具体参见本书P015]
2.弱电解质的电离平衡
（1）电离平衡的定义
在一定条件（如一定温度、浓度）下，当[1] 弱电解质分子电离成离子 的速率和[2] 离子重新结合成弱电解质分子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫作电离平衡。
（2）影响电离平衡的因素
以CH3COOH⇌ H＋＋CH3COO－（NH3·H2O⇌OH－ ＋NH4＋）为例
①内因：弱电解质本身的性质是决定因素。
②
1.易错辨析。
（1）[浙江高考]测得0.1 ml·L－1的一元酸HA溶液pH＝3.0，则HA一定为弱电解质。（ √ ）
（2）相同温度下，弱电解质电离平衡常数越大，代表其电离能力越强。（ √ ）
（3）1 ml·L－1CH3COOH溶液，升高温度，CH3COOH的电离程度增大。（ √ ）
2.H2S溶液中存在电离平衡H2S⇌ H＋＋HS－、HS－⇌ H＋＋S2－。下列说法正确的是（ C ）
A.向H2S溶液中加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B.向H2S溶液中通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C.向H2S溶液中滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D.向H2S溶液中加入少量CuSO4固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小
命题点1 判断弱电解质及其相对强弱
1.[2021浙江]某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是（ B ）
A.25 ℃时，若测得0.01 ml·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B.25 ℃时，若测得0.01 ml·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C.25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸
D.25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸
解析 25 ℃时，0.01 ml·L－1NaR溶液pH＝7，即溶液呈中性，说明R－不水解，HR为强酸，A项错误；25 ℃时，0.01 ml·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，说明HR部分电离，溶液中存在电离平衡，即HR为弱酸，B项正确；无论HR溶液酸性强弱，当6＜a＜7时，将溶液稀释至体积为原来的10倍时，稀释后溶液的pH只能接近7，即 b－a＜1，故据此无法判断HR是弱酸，C项错误；若HR为强酸，则NaR溶液呈中性，升温能促进水的电离，水的离子积常数增大，溶液pH减小，即a＞b，故据此不能判断HR为弱酸，D项错误。
命题拓展
[变式拓展]某小组同学探究浓度对某酸HR电离程度的影响时，用pH计测定25 ℃时不同浓度的HR溶液的pH，其结果如下：
（1）根据表中数据，可以得出HR是弱电解质的结论，你认为得出此结论的依据是 0.010 0 ml·L－1 HR溶液的pH大于2（合理即可） 。
（2）简述用pH试纸测0.1 ml·L－1 HR溶液pH的方法： 取一小片pH试纸放在干燥洁净的表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，半分钟内与标准比色卡对照 。
2.[2021浙江]25 ℃时，下列说法正确的是（ D ）
A.NaHA溶液呈酸性，可以推测H2A为强酸
B.可溶性正盐BA溶液呈中性，可以推测BA为强酸强碱盐
ml·L－1、0.10 ml·L－1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，则α1＜α2
D.100 mL pH＝10.00的Na2CO3溶液中水电离出H＋的物质的量为1.0×10－5 ml
解析 NaHA溶液呈酸性，不能推出H2A为强酸，A错误；正盐CH3COONH4为弱酸弱碱盐，溶液呈中性，B错误；醋酸溶液浓度越小，电离度越大，即0.010 ml·L－1的CH3COOH 溶液的电离度大于0.10 ml·L－1的CH3COOH溶液的电离度，C错误；溶液pH＝10.00，则c（H＋）＝10－10 ml·L－1，c（OH－）＝10－4 ml·L－1，即水电离出的c水（H＋）＝10－4 ml·L－1，故水电离出的H＋的物质的量为0.1 L×10－4 ml·L－1＝1.0×10－5 ml，D正确。
技巧点拨
判断弱电解质相对强弱的方法——同一温度下，比较同级的Ka（Kb）的大小，电离常数大则相对强—测定同浓度酸（或碱）溶液的pH—测定同浓度酸（或碱）对应盐溶液的pH
命题点2 弱电解质的电离平衡及其影响因素
3.下列说法正确的是（ B ）
A.[浙江高考]2.0×10－7 ml·L－1的盐酸中c（H＋）＝2.0×10－7 ml·L－1
B.[浙江高考]将KCl溶液从常温加热至80 ℃，溶液的pH变小但仍保持中性
C.[全国Ⅲ高考改编]常温下，加水稀释H3PO4溶液，H3PO4电离度增大，溶液pH减小
D.[全国Ⅲ高考改编]常温下，向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
解析 极稀的溶液中，H2O电离出的H＋不能忽略，故c（H＋）大于2.0×10－7 ml·L－1，A项错误。水的电离是吸热的，升高温度促进水的电离，氢离子浓度和氢氧根离子浓度均增大，但氢离子浓度和氢氧根离子浓度仍相等，溶液呈中性，B项正确。加水稀释能促进H3PO4的电离，使其电离度增大，由于以增大溶液体积为主，溶液中c（H＋）减小，溶液pH增大，C项错误。向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固体，溶液中c（H2PO4－）增大，促使平衡H3PO4⇌H＋＋H2PO4－逆向移动，抑制H3PO4电离，溶液酸性减弱，D项错误。
命题拓展
[变式拓展]现有10 mL 0.1 ml·L－1氨水，加蒸馏水稀释到1 L后，下列变化中正确的是（ C ）
①NH3·H2O的电离程度增大
②c（NH3·H2O）增大
③n（NH4＋）增大
④c（OH－）增大
⑤溶液的导电性增强
⑥c（H＋）减小
⑦c（NH4＋）·c（OH－）c（NH3·H2O）减小
A.①②③⑤B.①③⑥
C.①③D.②④⑦
解析 NH3·H2O属于弱电解质，存在电离平衡NH3·H2O⇌NH4＋＋OH－，将氨水加蒸馏水稀释，平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，NH4＋和OH－的物质的量增大，但c（NH3·H2O）、c（OH－）均减小，则溶液的导电性减弱，c（H＋）增大，故①③正确，②④⑤⑥错误；Kb（NH3·H2O）＝c（NH4＋）·c（OH－）c（NH3·H2O），加水稀释时，温度不变，Kb（NH3·H2O）不变，⑦错误。
技巧点拨
命题点3 溶液的导电能力变化与粒子关系
4.在一定温度下，将冰醋酸加水稀释，溶液的导电能力随加水量变化的曲线如图所示。请回答下列问题：
（1）“O”点冰醋酸几乎不能导电的原因是 在冰醋酸中，CH3COOH主要以分子形式存在 。
（2）a、b、c三点对应的溶液中，c（H＋）由小到大的顺序为 c＜a＜b 。
（3）a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH的电离程度最大的是 c 。
（4）若使c点对应的溶液中c（CH3COO－）增大，下列措施可行的是 ABDE （填字母，下同）。
A.加热B.加KOH固体
C.加水D.加CH3COONa固体
E.加锌粒
（5）在稀释过程中，随着醋酸浓度的降低，下列各量增大的是 BD 。
A.c（H＋）B.n（H＋）
C.n（CH3COOH）D.c（H＋）c（CH3COOH）
解析 （1）在冰醋酸中，CH3COOH主要以分子形式存在，故“O”点冰醋酸几乎不能导电。（2）导电能力越强，c（H＋）、c（CH3COO－）越大，故a、b、c三点对应的溶液中，c（H＋）由小到大的顺序为c＜a＜b。（3）加水稀释促进CH3COOH的电离，故c点对应的溶液中CH3COOH的电离程度最大。（4）加热促进CH3COOH的电离，c（CH3COO－）增大，A项正确；加KOH固体后，OH－与H＋反应使CH3COOH的电离平衡右移，c（CH3COO－）增大，B项正确；加水稀释虽使CH3COOH的电离平衡右移，但c（CH3COO－）减小，C项错误；加CH3COONa固体虽使CH3COOH的电离平衡左移，但c（CH3COO－）增大，D项正确；加锌粒会消耗H＋，CH3COOH的电离平衡右移，c（CH3COO－）增大，E项正确。（5）在稀释过程中，CH3COOH的电离平衡右移，n（H＋）增大、n（CH3COOH）减小，但c（H＋）、c（CH3COOH）均减小，B项正确，A、C项错误；c（H＋）c（CH3COOH）＝c（H＋）·c（CH3COO－）c（CH3COOH）·c（CH3COO－）＝Kac（CH3COO－），因稀释过程中c（CH3COO－）减小，Ka为定值，故c（H＋）c（CH3COOH）增大，D项正确。
技巧点拨
溶液的导电能力
电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带的电荷数。自由移动离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则溶液导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图所示。
提醒：①OA段导电能力随加水量的增多而增强，原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。②AB段导电能力随加水量增多而减弱的原因是随着水的加入，溶液的体积增大，溶液中离子浓度减小。
命题拓展
[变式拓展]溶液的导电能力可用电导率来表示。下列溶液电导率最大的是（ C ）
A.0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液
B.0.1 ml·L－1 NaCl溶液
C.0.1 ml·L－1 MgSO4溶液
D.0.1 ml·L－1氨水
考点2 电离平衡常数及其应用
1.电离常数和电离度
2.弱电解质的电离方程式与电离平衡常数表达式
注意 （1）H3BO3（硼酸）属于一元弱酸，电离方程式为H3BO3＋H2O⇌H＋＋[B（OH）4]－。
（2）常见的弱碱还有CH3NH2、H2NCH2CH2NH2、NH2OH、N2H4等。
（3）多元弱酸的各级电离常数的大小关系一般是Ka1≫Ka2≫Ka3，故其酸性的相对强弱主要取决于第一步电离。电离常数表达式中各离子浓度是指平衡时溶液中的离子浓度，但不一定全部是由弱电解质电离出来的。
3.电离平衡常数的应用
（1）计算弱酸或弱碱溶液中H＋或OH－的浓度
示例1 ①常温下，0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）为[16] 1.3×10－3 ml·L－1 。（已知：CH3COOH的Ka＝1.7×10－5，1.7≈1.3）
②常温下，0.1 ml·L－1氨水中c（OH－）为[17] 1.3×10－3 ml·L－1 。（已知：NH3·H2O的Kb＝1.7×10－5，1.7≈1.3）
（2）计算弱酸或弱碱溶液中微粒浓度之比
示例2 ①常温下，pH＝5的CH3COOH溶液中，c（CH3COO－）c（CH3COOH）＝[18] 1.7 。（已知：CH3COOH的Ka＝1.7×10－5）
②常温下，pOH＝4.5的NH2OH溶液中，c（NH3OH＋）c（NH2OH）＝[19] 10－4.5 。（已知：NH2OH的电离方程式为NH2OH＋H2O⇌ NH3OH＋＋OH－，NH2OH的Kb＝1×10－9）
4.利用电离度计算溶液中c（H＋）
示例3 常温下，0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中，α（CH3COOH）＝1.3％，该溶液中c（H＋）为[20] 1.3×10－3 ml·L－1 。
注意 电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率。
1.易错辨析。
（1）电离平衡向电离方向移动，电离常数一定增大。（ ✕ ）
（2）电解质的电离度越大，电离常数就越大。（ ✕ ）
（3）常温下，Ka1（H2CO3）＞Ka2（H3PO4），可知碳酸的酸性比磷酸强。（ ✕ ）
（4）电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大。（ ✕ ）
2.[判断弱酸的相对强弱]已知：25 ℃时，Ka（HF）＝6.8×10－4、Ka（CH3COOH）＝1.7×10－5 、Ka（HCN）＝6.2×10－10。
（1）三种弱酸由强到弱的顺序是 HF＞CH3COOH＞HCN 。
（2）下列离子方程式错误的是 C （填标号）。
A.HF＋CN－ HCN＋F－
B.CH3COOH＋CN－ HCN＋CH3COO－
C.CH3COOH＋F－ HF＋CH3COO－
3.现有0.1 ml·L－1HCOOH溶液，则：
（1）温度升高时，该溶液的pH 减小 。
（2）向该溶液中加入少量HCOONa固体，电离平衡向 左 （填“左”或“右”）移动。
（3）常温下，向该溶液中加水稀释时，请填写下列表达式中数据的变化情况（填“变大”“变小”或“不变”）。
①c（HCOOH）c（H＋） 变小 ；
②c（HCOO－）c（HCOOH） 变大 ；
③c（HCOO－）c（H＋） 变小 ；
④c（HCOO－）·c（H＋）c（HCOOH） 不变 ；
⑤c（HCOO－）c（HCOOH）·c（OH－） 不变 。
4.[电离度与电离常数的关系]已知25 ℃时，某浓度为c的一元弱酸HA溶液的电离度为α，请计算该温度下HA的电离常数（Ka）。
HA ⇌ H＋ ＋ A－
起始浓度 c 0 0
转化浓度 cα cα cα
平衡浓度 c（1－α） cα cα
Ka＝（cα）2c（1－α）＝cα21－α，当α很小时，可认为1－α≈1，则Ka＝cα2。
命题点1 根据图像交点计算电离平衡常数
1.[全国Ⅱ高考]改变0.1 ml·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ（X）随pH的变化如图所示[已知δ（X）＝c（X）c（H2A）＋c（HA－）＋c（A2－）]。下列叙述错误的是（ D ）
A.pH＝1.2时，c（H2A）＝c（HA－）
B.lg [K2（H2A）]＝－4.2
C.pH＝2.7时，c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－）
D.pH＝4.2时，c（HA－）＝c（A2－）＝c（H＋）
解析
B项，K2（H2A）＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－），需要找c（HA－）＝c（A2－）的点，即pH＝4.2时，c（HA－）＝c（A2－），c（H＋）＝10－4.2 ml·L－1，则lg [K2（H2A）]＝lg c（H＋）＝－4.2，正确。
2.H2C2O4溶液中部分微粒的分布分数δ（X）（X＝H2C2O4、HC2O4－或C2O42－）与溶液pH的关系如图所示，下列说法正确的是（ D ）
A.向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝2.5：c（H2C2O4）＋c（C2O42－）＞c（HC2O4－）
B.Ka1（H2C2O4）＝10－2.5，Ka2（H2C2O4）＝10－4.2
C.常温下，向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7，则溶液中2c（C2O42－）＞c（Na＋）
D.在等浓度、等体积的H2C2O4溶液与NaOH溶液混合后的溶液中：c（OH－）＋c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（H2C2O4）
解析
B项，信息③中，c（H2C2O4）＝c（C2O42－），且此时pH＝2.5，联系平衡常数的表达式，可得Ka1（H2C2O4）·Ka2（H2C2O4）＝c（HC2O4－）·c（H＋）c（H2C2O4）×c（C2O42－）·c（H＋）c（HC2O4－）＝c2（H＋）＝（10－2.5）2＝10－5，则Ka1（H2C2O4）＝10－510－4.2＝10－0.8，错误。C项，若因思维定式寻找题图中pH＝7的对应溶液中粒子的浓度关系会得不出答案，常温下pH＝7时c（OH－）＝c（H＋），溶液中存在电荷守恒 c（OH－）＋c（HC2O4－）＋2c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（Na＋），故c（HC2O4－）＋2c（C2O42－）＝c（Na＋），则2c（C2O42－）＜c（Na＋），错误。D项， 混合溶液的溶质为NaHC2O4，溶液中存在质子守恒关系式c（OH－）＋c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（H2C2O4），正确。
技巧点拨
命题点2 电离平衡常数的应用
3.[2022全国乙]常温下，一元酸HA的Ka（HA）＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－离子不能穿过隔膜，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（ B ）
A. 溶液Ⅰ中c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－）
B.溶液Ⅱ中HA的电离度（c（A－）c总（HA））为1101
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
解析 pH＝7.0，溶液Ⅰ呈中性，c（H＋）＝c（OH－），若c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－），则c（A－）＝0，明显不符合实际情况，A项错误；溶液Ⅱ中，c（A－）c总（HA）＝c平衡（A－）c平衡（HA）＋c平衡（A－）＝1c平衡（HA）c平衡（A－）+1＝1c平衡（H＋）Ka（HA）+1＝10－310－1+10－3＝1101，B项正确；HA可以自由通过隔膜，溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）应相等，C项错误；溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）相等，由Ka（HA）＝c平衡（A－）×c平衡（H＋）c平衡（HA），可得cⅠ平衡（A－）×cⅠ平衡（H＋）＝cⅡ平衡（A－）×cⅡ平衡（H＋），则cⅠ平衡（A－）cⅡ平衡（A－）＝cⅡ平衡（H＋）cⅠ平衡（H＋）＝10－110－7＝106，溶液Ⅰ中，cⅠ平衡（A－）cⅠ平衡总（HA）＝10－310－7+10－3≈1，cⅠ平衡总（HA）＝cⅠ平衡（A－），同理溶液Ⅱ中，cⅡ平衡总（HA）＝101cⅡ平衡（A－），故cⅠ平衡总（HA）cⅡ平衡总（HA）＝cⅠ平衡（A－）101cⅡ平衡（A－）＝106101≈104，D项错误。
4.[电离程度与平衡常数之间的关系][2022浙江]已知25 ℃时二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列说法正确的是（ B ）
A.在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者
B.向0.1 ml·L－1的H2A溶液中通入HCl气体（忽略溶液体积的变化）至pH＝3，则H2A的电离度为0.013％
C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，则c（A2－）＞c（HA－）
D.取pH＝a的H2A溶液10 mL，加蒸馏水稀释至100 mL，则该溶液pH＝a＋1
解析 盐类的水解促进水的电离，Na2A比NaHA易水解，等浓度的溶液前者水的电离程度更大，A项错误；设 0.1 ml·L－1 H2A溶液在pH＝3时H2A的电离度是α，则Ka1＝c（HA－）·c（H＋）c（H2A）＝0.1α×10－30.1－0.1α＝1.3×10－7，解得α＝1.3×10－4，B项正确；溶液pH＝11时，c（H＋）＝10－11 ml·L－1，由Ka2＝c（A2－）·c（H＋）c（HA－）＝7.1×10－15，可得c（A2－）c（HA－）＝7.1×10－4＜1，c（A2－）＜c（HA－），C项错误；因为加水稀释促进H2A的电离，所以稀释10倍后溶液pH变化小于1，D项错误。
素养13 模型建构——基于电离平衡分析一元酸（碱）加水稀释图像
命题特点：一元酸与一元碱溶液稀释中的平衡考查。（1）坐标的意义；坐标和离子浓度关系（正比、反比、“c”“lg x”“pc”）。（2）关注“点”：起点pH→酸（碱）性强弱、计算Ka或Kb，终点pH取值范围→图像正误判断；特殊点的溶质成分及量的关系。（3）选项中等式或不等式关系：K与Kw的联系。
1.弱电解质（以HA为例）溶液稀释模型（pH－lgVV0图像）
横轴lgVV0表示稀释10n倍，纵轴表示酸（碱）溶液的pH。
2.弱电解质溶液稀释图像的结构化（以一元弱酸HA为例）
1.[一元酸溶液稀释][天津高考]某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是（ C ）
A.曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B.溶液中水的电离程度：b点＞c点
C.从c点到d点，溶液中c（HA）·c（OH－）c（A－）保持不变（其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子）
D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中 n（Na＋）相同
解析 根据HNO2和CH3COOH的电离常数，可知酸性：HNO2＞CH3COOH。相同pH、相同体积的两种酸溶液，稀释相同倍数时，酸性越弱其pH变化越小，故曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，A项错误；两种酸溶液中水的电离受到抑制，b点溶液pH小于c点溶液pH，则b点对应酸电离出的c（H＋）大，对水的电离抑制程度大，故水的电离程度：b点＜c点，B项错误；溶液中c（HA）·c（OH－）c（A－）＝c（HA）·c（OH－）·c（H＋）c（A－）·c（H＋）＝KwKa（HA），从c点到d点，HA的电离平衡正向移动，但Kw、Ka（HA）的值不变，故c（HA）·c（OH－）c（A－）不变，C项正确；相同体积a点的两溶液中，由于c（CH3COOH）＞c（HNO2），故n（CH3COOH）＞n（HNO2），因此与NaOH恰好中和后，溶液中n（Na＋）不同，D项错误。
2.[一元碱溶液稀释][全国Ⅰ高考]浓度均为0.10 ml·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lgVV0的变化如图所示。下列叙述错误的是（ D ）
A.MOH的碱性强于ROH的碱性
B.ROH的电离程度：b点大于a点
C.若两溶液无限稀释，则它们的c（OH－）相等
D.当lgVV0＝2时，若两溶液同时升高温度，则c（M＋）c（R＋）增大
解析
1.[2023浙江]甲酸（HCOOH）是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂（含固体活性成分R3N，R为烷基）因静电作用被吸附回收，其回收率（被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数）与废水初始pH关系如图（已知甲酸Ka＝1.8×10－4），下列说法不正确的是（ D ）
A.活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2O⇌R3NH＋＋OH－
B.pH＝5的废水中c（HCOO－）∶c（HCOOH）＝18
C.废水初始pH＜2.4，随pH下降，甲酸的电离被抑制，与R3NH＋作用的HCOO－数目减少
D.废水初始pH＞5，离子交换树脂活性成分主要以R3NH＋形态存在
解析 活性成分R3N中N能与水电离出的H＋形成配位键，因此在水中存在平衡：R3N＋H2O⇌R3NH＋＋OH－，A项正确；pH＝5的废水中，c（H＋）＝10－5 ml·L－1，根据甲酸Ka＝c（H＋）·c（HCOO－）c（HCOOH）＝1.8×10－4，得c（HCOO－）c（HCOOH）＝Kac（H＋）＝1.8×10－410－5＝18，B项正确；废水初始pH＜2.4，随pH下降，c（H＋）增大，电离平衡HCOOH⇌HCOO－＋H＋逆向移动，甲酸的电离被抑制，c（HCOO－）减小，与R3NH＋作用的HCOO－数目减少，C项正确；废水初始pH＞5时回收率小于10％，说明吸附在树脂上的甲酸根较少，活性成分主要以R3N形态存在，D项错误。
2.[2023山东改编]在含HgI2（s）的溶液中，一定c（I－）范围内，存在平衡关系：HgI2（s）⇌HgI2（aq）；HgI2（aq）⇌Hg2＋＋2I－；HgI2（aq）⇌HgI＋＋I－；HgI2（aq）＋I－⇌HgI3－；HgI2（aq）＋2I－⇌HgI42－，平衡常数依次为K0、K1、K2、K3、K4。已知lg c（Hg2＋）、lg c（HgI＋），lg c（HgI3－）、lg c（HgI42－）随lg c（I－）的变化关系如图所示，下列说法错误的是（ D ）
A.线L表示lg c（HgI42－）的变化情况
B.随c（I－）增大，c[HgI2（aq）]不变
C.a＝lg K1K2
D.溶液中I元素与Hg元素的物质的量之比始终为2∶1
解析 依次将题给平衡编号为①、②、③、④、⑤，对于平衡②，K1＝c（Hg2+）·c2（I－）c（HgI2），则有c（Hg2＋）＝K1·c（HgI2）c2（I－），进而可得lg c（Hg2＋）＝－2lgc（I－）＋lg K1＋lg c（HgI2）；同理对于平衡③、④、⑤可得lg c（HgI＋）＝－lg c（I－）＋lg K2＋lg c（HgI2），lg c（HgI3－）＝lg c（I－）＋lg K3＋lg c（HgI2），lg c（HgI42－）＝2lg c（I－）＋lg K4＋lg c（HgI2）。结合以上四条曲线斜率可判断每条曲线所代表的含义，如下图：
由上述分析可知，曲线L表示lg c（HgI42－）的变化情况，A正确；K0＝c[HgI2（aq）]，温度不变，则c[HgI2（aq）]不变，B正确；已知HgI2（aq）⇌ Hg2＋＋2I－、HgI2（aq）⇌ HgI＋＋ I－的平衡常数分别为K1、K2，由第二个反应－第一个反应，可得Hg2＋＋I－⇌ HgI＋ K＝c（HgI＋）c（Hg2+）·c（I－）＝K2K1，M点c（HgI＋）＝c（Hg2＋），则c（I－）＝ K1K2，a＝lg c（I－）＝lg K1K2，C正确；加入I－使各平衡移动，故溶液中I元素与Hg元素的物质的量之比不是始终为2∶1，D错误。
3.[弱电解质的电离平衡][2020 北京]室温下，对于1 L 0.1 ml·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是（ C ）
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 ml
D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO32－＋2H＋ H2O＋CO2↑
解析 1 L 0.1 ml·L－1醋酸溶液中醋酸为0.1 ml，醋酸为弱酸，不能完全电离，因此CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，A项错误；加入少量CH3COONa固体后，c（CH3COO－）增大，CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋平衡逆向移动，c（H＋）减小，溶液的pH升高，B项错误；滴加NaOH溶液的过程中，根据物料守恒，知n（CH3COO－）＋n（CH3COOH）＝0.1 ml，C项正确；醋酸为弱酸，与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO32－＋2CH3COOH 2CH3COO－＋H2O＋CO2↑，D项错误。
4.[弱电解质的电离][浙江高考]25 ℃时，在“H2A－HA－－A2－”的水溶液体系中，H2A、HA－和A2－三者中各自所占的物质的量分数（α）随溶液pH变化的关系如图所示。
下列说法正确的是（ C ）
A.在含H2A、HA－和A2－的溶液中，加入少量NaOH固体，α（HA－）一定增大
B.将等物质的量的NaHA和Na2A混合物溶于水，所得的溶液中α（HA－）＝α（A2－）
C.NaHA溶液中，HA－的水解能力小于HA－的电离能力
D.在含H2A、HA－和A2－的溶液中，若c（H2A）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋），则α（H2A） 和α（HA－）一定相等
解析 由题图可知，当pH＞3时，加入NaOH固体，溶液pH增大，α（HA－）减小，A项错误；根据电离方程式：HA－⇌H＋＋A2－，可得K2＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－），在pH≈4.2处，c（HA－）＝c（A2－），故K2＝c（H＋）＝10－4.2，同理可知K1＝10－1.2，根据水解方程式：HA－＋H2O⇌H2A＋OH－，可得Kh（HA－）＝c（OH－）·c（H2A）c（HA－）＝c（H＋）·c（OH－）·c（H2A）c（H＋）·c（HA－）＝KwK1＝10－12.8，同理可得Kh（A2－）＝10－9.8，则K2＞Kh（A2－），即HA－的电离能力大于A2－的水解能力，K2＞Kh（HA－），即HA－的电离能力大于其水解能力，B项错误，C项正确；当溶液中除了H＋之外没有其他阳离子，且阴离子只有HA－、A2－、OH－时，根据电荷守恒：c（HA－）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋），根据题给等式c（H2A）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋）可知，c（H2A）＝c（HA－），则α（H2A）＝α（HA－），当溶液中除了H＋之外还含有其他阳离子，如Na＋，且阴离子只有HA－、A2－、OH－时，根据电荷守恒：c（HA－）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋）＋c（Na＋），根据题给等式c（H2A）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋）可知，c（H2A）＜c（HA－），则α（H2A）＜α（HA－），D项错误。
5.[水溶液中的离子平衡与微粒浓度比较][2020海南]某弱酸HA溶液中主要成分的分布分数随pH的变化如图所示。下列说法错误的是（ B ）
A.该酸－lg Ka ≈4.7
B.NaA的水解平衡常数Kh＝1Ka
C.当该溶液的pH＝7.0时，c（HA）＜c（A－ ）
D.某c（HA）∶c（A－）＝4∶1的缓冲溶液，pH≈4
解析 根据图像可知，当c（HA）＝c（A－）时，溶液pH≈4.7，则该酸的电离平衡常数Ka＝c（H＋）·c（A－）c（HA）＝c（H＋）≈10－4.7，即－lg Ka≈4.7，A项正确；NaA溶液中，A－的水解反应方程式为A－＋H2O⇌HA＋OH－，其水解平衡常数Kh＝c（HA）·c（OH－）c（A－）＝
c（HA）·c（OH－）·c（H＋）c（A－）·c（H＋）＝KwKa，B项错误；结合图像可知，当溶液的pH＝7.0时，c（HA）＜c（A－ ），C项正确；该缓冲溶液中存在Ka＝c（H＋）·c（A－）c（HA）≈10－4.7，故c（HA）∶c（A－）＝4∶1时，c（H＋）≈4×10－4.7 ml·L－1，该缓冲溶液的pH≈4.7－lg 4≈4，D项正确。
1.[2024河南南阳月考]醋酸的电离方程式为CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋。25 ℃时，Ka（CH3COOH）＝1.75×10－5。下列说法错误的是（ C ）
A.0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）约为1.3×10－3 ml·L－1
B.25 ℃时，等物质的量浓度的CH3COOH溶液与HA溶液[25 ℃时，Ka（HA）＝6.2×10－10]的pH：CH3COOH溶液＜HA溶液
C.25 ℃时，向0.01 ml·L－1醋酸溶液中加少量冰醋酸，Ka（CH3COOH）＜1.75×10－5
D.升高温度，醋酸溶液中c（H＋）增大，Ka变大
解析 CH3COOH的Ka＝c（CH3COO－）·c（H＋）c（CH3COOH），0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液中c（CH3COO－）≈c（H＋），c（CH3COOH）≈0.1 ml·L－1，则c（H＋）＝Ka·c（CH3COOH） ≈1.3×10－3 ml·L－1，A项正确；弱酸的Ka越大，酸性越强，25 ℃时，Ka（CH3COOH）＞Ka（HA），则等物质的量浓度的CH3COOH溶液与HA溶液，前者的pH小于后者，B项正确；电离平衡常数只和温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，C项错误；由于CH3COOH的电离过程是吸热的，所以升高温度电离平衡正向移动，c（H＋）增大，Ka变大，D项正确。
2.[强酸与弱酸的比较][浙江高考]相同温度下，关于盐酸和醋酸两种溶液的比较，下列说法正确的是（ A ）
A.pH相等的两溶液中：c（CH3COO－）＝c（Cl－）
B.分别中和pH相等、体积相等的两溶液，所需NaOH的物质的量相同
C.相同浓度的两溶液，分别与金属镁反应，反应速率相同
D.相同浓度的两溶液，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中（忽略溶液体积变化）：c（CH3COO－）＝c（Cl－）
解析 HCl为强电解质、CH3COOH为弱电解质，根据电荷守恒得：醋酸溶液中c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－），盐酸中c（H＋）＝c（OH－）＋c（Cl－），又因两溶液的pH相等，故c（CH3COO－）＝c（Cl－），A项正确。pH相等的两种溶液，溶质的酸性越弱，溶液的浓度越大，体积相同时所含溶质的物质的量就越多，CH3COOH的酸性小于HCl，所以分别中和pH相等、体积相等的两溶液时醋酸溶液所消耗的氢氧化钠更多，B项错误。溶液与金属镁反应，c（H＋）越大反应速率越快，相同浓度的两溶液，HCl完全电离而醋酸部分电离，故盐酸与金属镁的起始反应速率更快，C项错误。相同浓度（假设为c0）的CH3COOH溶液和盐酸，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中，分别有c（CH3COO－）＝c（Na＋），c（Cl－）＝c（Na＋），前者所得溶液中c（Na＋）＜c0，后者所得溶液中c（Na＋）＝c0，故二者分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中：c（CH3COO－）＜c（Cl－），D项错误。
3. [生活实际][2023湖北七市联考]谷氨酸钠是具有鲜味的物质，是味精的主要成分。谷氨酸（）的盐酸盐可以看作三元弱酸（简写为H3A＋），逐级电离常数为K1、K2、K3。已知常温下pK1＝2.19，pK2＝4.25，pK3＝9.67。下列说法不正确的是（ A ）
A.水溶液中K1对应基团可以看作—NH3＋，K2、K3对应基团分别可以看作α—COOH和γ—COOH
B.当谷氨酸所带净电荷为0（即H3A＋与HA－数目相等）时，溶液pH为3.22
C.2H2A⇌H3A＋＋HA－的平衡常数K＝10－2.06
D.常温下，A2－＋H2O⇌HA－＋OH－的平衡常数Kh的数量级为10－5
解析 根据谷氨酸的结构可知，三元弱酸H3A＋中存在—NH3＋，—NH3＋带正电使附近的—COOH中—OH的极性增强，易电离出氢离子，距离—NH3＋越近，极性越强，故谷氨酸的K1、K2、K3分别对应α—COOH、γ—COOH、—NH3＋，A错误；当谷氨酸所带净电荷为0（即H3A＋与HA－数目相等）时，K1K2＝c2（H＋），所以pH＝pK1＋pK22＝3.22，B正确；2H2A⇌H3A＋＋HA－的平衡常数可以表示为K＝c（H3A＋）·c（HA－）c2（H2A），分子、分母同时乘以c（H＋）得K＝K2K1＝10－4.2510－2.19＝10－2.06，C正确；常温下，A2－＋H2O⇌HA－＋OH－的平衡常数Kh＝KwK3＝10－1410－9.67＝10－4.33，故数量级为10－5，D正确。
4.[2023辽宁阜新模拟]相同温度下，三种酸在一定物质的量浓度下的电离度如表所示，下列说法正确的是（ B ）
A.HD是强酸
B.酸性：HB＜HA＜HD
C.在相同温度下，HA浓度越大其电离度越小，因而溶液酸性越弱
D.由表可知在相同温度下，HB浓度越小其电离平衡常数越大
解析 强酸在水溶液中完全电离，1 ml·L－1HD溶液的电离度为10％＜100％，故HD为弱酸，A项错误；浓度相同时，酸的电离度越大，其酸性越强，故酸性HA＜HD，由表中数据知，HB的电离度随浓度的增大而减小，其浓度为1 ml·L－1时，电离度小于0.1％，故酸性HB＜HA，B项正确；在相同温度下，HA浓度越大，其电离度越小，但浓度增大，其电离平衡正向移动，溶液中c（H＋）增大，酸性增强，C项错误；温度不变，弱酸的电离平衡常数不变，D项错误。
5.[2023湖南邵阳开学考]常温下，碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是（ A ）
A.向Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO32－＋SO2＋H2O 2HCO3－＋SO32－
B.常温下，相同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液，后者的酸性更强
C.向NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO－＋CO2＋H2O 2HClO＋CO32－
D.向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3溶液和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
解析 相同温度下，酸的电离平衡常数越大，酸性越强，由电离平衡常数可知，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO3－＞HClO＞HCO3－。因为酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO3－，所以向Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO3－和SO32－，当SO2过量时，生成CO2和HSO3－，A项正确；由题意可知，常温下一级电离平衡常数：H2SO3＞H2CO3，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液的酸性强于H2CO3溶液的酸性，B项错误；酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3－，所以少量的CO2通入NaClO溶液中生成碳酸氢根离子和次氯酸，离子方程式为CO2＋H2O＋ClO－ HCO3－＋HClO，C项错误；向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中的HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，D项错误。
6.[2023湖南长郡中学二模改编]H2S是一种高毒性、高腐蚀性的气体污染物。最新研究表明，在多孔炭材料上搭载活性组分催化氧化脱硫效果明显优于传统的吸附法，其反应机理如图所示，此时H2S在水中的质量浓度为0.34 g/100 mL。下列有关说法错误的是（ D ）
A.活性炭（搭载活性组分）的作用为吸附剂和降低反应的活化能
B.H2S的一级电离常数为10－8
C.该反应的总反应方程式为2H2S＋O2 2S↓＋2H2O
D.温度越高，多孔炭材料催化氧化脱硫的效果越好
解析 由题给信息可知，多孔活性炭可作吸附剂，其搭载活性组分作反应的催化剂，降低反应的活化能，A项正确；H2S溶液的浓度为0.34 g34 g/ml0.1 L＝0.1 ml/L，由题图可知，溶液中c（H＋）＝c（HS－）＝10－4.5 ml/L，则H2S的一级电离常数Ka1＝c（H＋）·c（HS－）c（H2S）＝10－4.5×10－4.50.1＝10－8，B项正确；由题图可知，该反应的总反应方程式为2H2S＋O2 2S↓＋2H2O，C项正确；温度过高，H2S和O2在水中的溶解度降低，气体逸出会降低脱硫效果，且温度过高，催化剂的活性可能降低，D项错误。
7.[类比分析][2023重庆诊断]类比pH的定义，对于稀溶液可以定义pX＝－lg c（X）。常温下，某浓度的H2A溶液在不同pH时，测得其pX（H2A）、pX（HA－）、pX（A2－）的变化如图所示，下列说法正确的是（ B ）
A.曲线①表示pX（A2－）的变化情况
B.pH＝3.50时，c（HA－）＞c（A2－）
C.b点时，Ka1（H2A）的数量级为10－1，Ka2（H2A）的数量级为10－5
D.a点和c点时，c（H2A）·c（A2－）c2（HA－）不相等
解析 随着pH的增大，H＋的浓度逐渐减小，H2A的浓度逐渐减小，A2－的浓度逐渐增大，HA－的浓度先逐渐增大后逐渐减小，则pX（H2A）逐渐增大，pX（A2－）逐渐减小，pX（HA－）先逐渐减小后逐渐增大，曲线①、②、③分别表示pX（H2A）、pX（A2－）、pX（HA－）的变化情况，A项错误；pH＝3.50时，pX（A2－）＞pX（HA－），即c（HA－）＞c（A2－），B项正确；a点时，c（H2A）＝c（HA－），则Ka1（H2A）＝c（H＋）·c（HA－）c（H2A）＝c（H＋）＝10－0.8，c点时，c（A2－）＝c（HA－），则Ka2（H2A）＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－）＝c（H＋）＝10－5.3，电离常数与温度有关，与pH无关，故b点时，Ka1（H2A）的数量级为10－1，Ka2（H2A）的数量级为10－6，C项错误；c（H2A）·c（A2－）c2（HA－）＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－）× c（H2A）c（H＋）·c（HA－）＝Ka2（H2A）Ka1（H2A），故a点和c点时，c（H2A）·c（A2－）c2（HA－）相等，D项错误。
8.[2021湖北]常温下，已知H3PO3溶液中含磷物种的浓度之和为0.1 ml·L－1，溶液中各含磷物种的pc－pOH 关系如图所示。图中pc表示各含磷物种的浓度负对数（pc＝－lg c），pOH表示OH－的浓度负对数[pOH＝－lg c（OH－）]；x、y、z三点的坐标：x（7.3，1.3），y（10.0，3.6），z（12.6，1.3）。下列说法正确的是（ D ）
A.曲线①表示pc（H3PO3）随pOH的变化
B.H3PO3的结构简式为
C.pH＝4的溶液中：c（H2PO3－）＜0.1 ml·L－1－2c（HPO32－）
D.H3PO3＋HPO32－⇌2H2PO3－的平衡常数K＞1.0×105
解析 图像中含P物质只有3种，说明H3PO3为二元弱酸。随着c（OH－）逐渐增大，pOH减小，根据H3PO3＋OH－ H2PO3－＋H2O、H2PO3－＋OH－ HPO32－＋H2O，知c（H3PO3）逐渐减小，c（H2PO3－）先增大后减小，c（HPO32－）逐渐增大，pc＝－lg c，则pc（H3PO3）逐渐增大，pc（H2PO3－）先减小后增大，pc（HPO32－）逐渐减小，故曲线③表示pc（H3PO3）随pOH的变化，曲线②表示pc（H2PO3－）随pOH的变化，曲线①表示pc（HPO32－）随pOH的变化。根据x点知，c（HPO32－）＝c（H2PO3－），pOH＝7.3，则H3PO3的Ka2＝c（H＋）·c（HPO32－）c（H2PO3－）＝c（H＋）＝10－6.7，根据z点知，c（H2PO3－）＝c（H3PO3），pOH＝12.6，则H3PO3的Ka1＝c（H＋）·c（H2PO3－）c（H3PO3）＝c（H＋）＝10－1.4。曲线①表示pc（HPO32－）随pOH的变化，A项错误；H3PO3为二元弱酸，其结构简式为，B项错误；pH＝4即pOH＝10，由题图可知，此时，pc（HPO32－）＝pc（H3PO3），即c（H3PO3）＝c（HPO32－），而c（H3PO3）＋c（H2PO3－）＋c（HPO32－）＝0.1 ml·L－1，故c（H2PO3－）＝0.1 ml·L－1－2c（HPO32－），C项错误；由H3PO3⇌H2PO3－＋H＋减去H2PO3－⇌HPO32－＋H＋，可得H3PO3＋ HPO32－⇌2H2PO3－，则平衡常数K＝Ka1Ka2＝10－1.410－6.7＝105.3＞1.0×105，D项正确。
9.[有机＋电离平衡＋滴定][2023福建厦门一中模拟改编]百里酚蓝（记为H2A）是一种有机弱酸，其结构如图1所示，其电离平衡可表示为H2A（红色）⇌H＋＋HA－（黄色）、HA－（黄色）⇌H＋＋A2－（蓝色）。25 ℃时0.1 ml·L－1H2A溶液中，H2A、HA－、A2－的分布系数δ与pH的变化关系如图2所示。已知：δ（A2－）＝c（A2－）c（H2A）＋c（HA－）＋c（A2－）。下列说法不正确的是（ D ）
A.溶液由黄色变为蓝色的原因是酚羟基发生了变化
B.δ（HA－）＝c（H＋）Ka1c2（H＋）＋c（H＋）Ka1＋Ka1Ka2
C.pH＝7时c（HA－）∶c（A2－）＝101.8
D.用NaOH溶液滴定CH3COOH溶液，可用H2A作指示剂，溶液由红色变为黄色且半分钟内不恢复原色，即达到滴定终点
解析
百里酚蓝为二元弱酸，根据百里酚蓝的结构可知，其含有—OH（酚羟基）、—SO3H，其中—OH（酚羟基）比—SO3H难电离，所以第二步电离的是酚羟基中的H，即溶液由黄色变为蓝色的原因是酚羟基发生了变化，A正确；滴定终点为醋酸钠溶液，溶液显碱性，根据题给信息可知，此时溶液应该由黄色变为蓝色，D错误。课标要求
核心考点
五年考情
核心素养对接
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.认识弱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.了解水溶液中的离子反应与平衡在物质检测、化学反应规律研究、物质转化中的应用
弱电解质的电离平衡及影响因素
2023山东，T15；2023年1月浙江，T13；2021年6月浙江，T19；2021年1月浙江，T17；2020 北京，T11
证据推理与模型认知：建立微观粒子的电离平衡模型，能将溶液中的电离平衡与物质组成、微粒种类和数量关联起来；能结合化学平衡移动规律，概括电离平衡移动的影响因素；能基于电离平衡预测溶液中的微粒种类与数量关系；能基于平衡移动规律，推测电离平衡移动及其结果
电离平衡常数及其应用
2023湖北，T14；2023辽宁，T15；2022全国乙，T13；2022年1月浙江，T17；2020海南，T12；2019天津，T5
命题分析预测
1.高考对电离平衡考查主要集中在弱电解质的电离平衡、电离常数的计算等，主要以选择题的形式出现。有关电离平衡的考查常用图像等创设新情境，考查考生的观察、理解能力。
2.高考命题热点主要有影响弱电解质电离平衡的因素，通过图像分析强、弱电解质，电离常数和电离度，比较微粒浓度大小和pH计算等，有时会与水解相结合增加试题的难度。预计在2025年的高考中图像题出现的可能性仍然比较大
HR溶液浓度/（ml·L－1）
0.001 0
0.010 0
0.020 0
0.100 0
0.200 0
pH
3.88
3.38
3.23
2.88
2.73
电离常数（K）
电离度（α）
概念
在一定条件下，当弱电解质（如一元弱酸或一元弱碱）的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的[1] 各种离子浓度 的乘积，与溶液中[2] 未电离分子的浓度之比 是一个常数，该常数叫作电离平衡常数，简称电离常数
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，[3] 已电离的溶质的分子数 占[4] 原有溶质分子总数 （包括已电离的和未电离的）的百分率称为电离度。
表达式：α＝[5] 已电离的溶质分子数原有溶质分子总数×100％
注：[鲁科版教材]
影响因素
电离常数与[6] 温度 有关，因为电离过程通常是吸热过程，所以温度越高，电离常数越大
相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度越[7] 小 ；相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度越[8] 大
类型
电离方程式
电离常数表达式
一元
弱酸
HF⇌ H＋＋F－
HCOOH⇌ H＋＋HCOO－
CH3COOH⇌ H＋＋CH3COO－
HClO⇌ H＋＋ClO－
弱酸HA的Ka＝[9] c（H＋）·c（A－）c（HA）
二元
弱酸
H2SO3⇌ H＋＋HSO3－
HSO3－⇌ H＋＋SO32－
H2CO3⇌ H＋＋HCO3－
HCO3－⇌ H＋＋CO32－
弱酸H2A的Ka1＝[10] c（H＋）·c（HA－）c（H2A） ，Ka2＝[11] c（H＋）·c（A2－）c（HA－）
三元
弱酸
H3PO4⇌ H＋＋H2PO4－
H2PO4－⇌ H＋＋HPO42－
HPO42－⇌ H＋＋PO43－
弱酸H3A的Ka1＝[12] c（H＋）·c（H2A－）c（H3A） ，Ka2＝[13] c（H＋）·c（HA2－）c（H2A－） ，Ka3＝[14] c（H＋）·c（A3－）c（HA2－）
一元
弱碱
NH3·H2O⇌ NH4＋＋OH－
NH3·H2O的Kb＝[15] c（OH－）·c（NH4＋）c（NH3·H2O）
读图
结论
pH＝1.2对应的点
c（H2A）＝c（HA－），A项正确
pH＝2.7对应的点
c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－），C项正确
pH＝4.2对应的点
c（HA－）＝c（A2－）≈0.05 ml·L－1，而c（H＋）＝10－4.2 ml·L－1，D项错误
看图像横、纵轴
横轴表示稀释10n倍，纵轴表示碱溶液的pH
看图像起点
0.10 ml·L－1的MOH溶液和ROH溶液的pH分别为13和小于13，说明MOH是强碱，ROH是弱碱，A项正确
看图像变化
每稀释10倍，MOH溶液的pH变化1，ROH溶液的pH变化小于1，说明MOH是强碱，ROH是弱碱。若无限稀释，两条曲线最终交于一点，则说明两种碱溶液中c（OH－）相等，C项正确
看a、b两点
“越稀越电离”，加水稀释使电离平衡右移，电离程度增大，b点对应溶液的稀释程度大于a点，则b点对应溶液中ROH的电离程度大于a点，B项正确
温度对电离的影响
升温能使电离平衡右移，ROH是弱碱，c（R＋）增大，而MOH是强碱，c（M＋）不变，则c（M＋）c（R＋）减小，D项错误
酸
HA
HB
HD
浓度/（ml·L－1）
1
0.1
0.5
0.9
1
电离度/％
0.3
0.3
0.15
0.1
10
H2CO3
H2SO3
HClO
Ka1＝4.5×10－7
Ka1＝1.4×10－2
Ka＝4.0×10－8
Ka2＝4.7×10－11
Ka2＝6.0×10－8
—
1.思维视角——宏观与微观结合、定性与定量结合[弱电解质（以CH3COOH为例）电离的量化视图]
2.认识思路
考点1 弱电解质的电离平衡及影响因素
1.强电解质与弱电解质[具体参见本书P015]
2.弱电解质的电离平衡
（1）电离平衡的定义
在一定条件（如一定温度、浓度）下，当[1] 弱电解质分子电离成离子 的速率和[2] 离子重新结合成弱电解质分子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫作电离平衡。
（2）影响电离平衡的因素
以CH3COOH⇌ H＋＋CH3COO－（NH3·H2O⇌OH－ ＋NH4＋）为例
①内因：弱电解质本身的性质是决定因素。
②
1.易错辨析。
（1）[浙江高考]测得0.1 ml·L－1的一元酸HA溶液pH＝3.0，则HA一定为弱电解质。（ √ ）
（2）相同温度下，弱电解质电离平衡常数越大，代表其电离能力越强。（ √ ）
（3）1 ml·L－1CH3COOH溶液，升高温度，CH3COOH的电离程度增大。（ √ ）
2.H2S溶液中存在电离平衡H2S⇌ H＋＋HS－、HS－⇌ H＋＋S2－。下列说法正确的是（ C ）
A.向H2S溶液中加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B.向H2S溶液中通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C.向H2S溶液中滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
D.向H2S溶液中加入少量CuSO4固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小
命题点1 判断弱电解质及其相对强弱
1.[2021浙江]某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是（ B ）
A.25 ℃时，若测得0.01 ml·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B.25 ℃时，若测得0.01 ml·L－1 HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C.25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸
D.25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸
解析 25 ℃时，0.01 ml·L－1NaR溶液pH＝7，即溶液呈中性，说明R－不水解，HR为强酸，A项错误；25 ℃时，0.01 ml·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，说明HR部分电离，溶液中存在电离平衡，即HR为弱酸，B项正确；无论HR溶液酸性强弱，当6＜a＜7时，将溶液稀释至体积为原来的10倍时，稀释后溶液的pH只能接近7，即 b－a＜1，故据此无法判断HR是弱酸，C项错误；若HR为强酸，则NaR溶液呈中性，升温能促进水的电离，水的离子积常数增大，溶液pH减小，即a＞b，故据此不能判断HR为弱酸，D项错误。
命题拓展
[变式拓展]某小组同学探究浓度对某酸HR电离程度的影响时，用pH计测定25 ℃时不同浓度的HR溶液的pH，其结果如下：
（1）根据表中数据，可以得出HR是弱电解质的结论，你认为得出此结论的依据是 0.010 0 ml·L－1 HR溶液的pH大于2（合理即可） 。
（2）简述用pH试纸测0.1 ml·L－1 HR溶液pH的方法： 取一小片pH试纸放在干燥洁净的表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，半分钟内与标准比色卡对照 。
2.[2021浙江]25 ℃时，下列说法正确的是（ D ）
A.NaHA溶液呈酸性，可以推测H2A为强酸
B.可溶性正盐BA溶液呈中性，可以推测BA为强酸强碱盐
ml·L－1、0.10 ml·L－1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2，则α1＜α2
D.100 mL pH＝10.00的Na2CO3溶液中水电离出H＋的物质的量为1.0×10－5 ml
解析 NaHA溶液呈酸性，不能推出H2A为强酸，A错误；正盐CH3COONH4为弱酸弱碱盐，溶液呈中性，B错误；醋酸溶液浓度越小，电离度越大，即0.010 ml·L－1的CH3COOH 溶液的电离度大于0.10 ml·L－1的CH3COOH溶液的电离度，C错误；溶液pH＝10.00，则c（H＋）＝10－10 ml·L－1，c（OH－）＝10－4 ml·L－1，即水电离出的c水（H＋）＝10－4 ml·L－1，故水电离出的H＋的物质的量为0.1 L×10－4 ml·L－1＝1.0×10－5 ml，D正确。
技巧点拨
判断弱电解质相对强弱的方法——同一温度下，比较同级的Ka（Kb）的大小，电离常数大则相对强—测定同浓度酸（或碱）溶液的pH—测定同浓度酸（或碱）对应盐溶液的pH
命题点2 弱电解质的电离平衡及其影响因素
3.下列说法正确的是（ B ）
A.[浙江高考]2.0×10－7 ml·L－1的盐酸中c（H＋）＝2.0×10－7 ml·L－1
B.[浙江高考]将KCl溶液从常温加热至80 ℃，溶液的pH变小但仍保持中性
C.[全国Ⅲ高考改编]常温下，加水稀释H3PO4溶液，H3PO4电离度增大，溶液pH减小
D.[全国Ⅲ高考改编]常温下，向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
解析 极稀的溶液中，H2O电离出的H＋不能忽略，故c（H＋）大于2.0×10－7 ml·L－1，A项错误。水的电离是吸热的，升高温度促进水的电离，氢离子浓度和氢氧根离子浓度均增大，但氢离子浓度和氢氧根离子浓度仍相等，溶液呈中性，B项正确。加水稀释能促进H3PO4的电离，使其电离度增大，由于以增大溶液体积为主，溶液中c（H＋）减小，溶液pH增大，C项错误。向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固体，溶液中c（H2PO4－）增大，促使平衡H3PO4⇌H＋＋H2PO4－逆向移动，抑制H3PO4电离，溶液酸性减弱，D项错误。
命题拓展
[变式拓展]现有10 mL 0.1 ml·L－1氨水，加蒸馏水稀释到1 L后，下列变化中正确的是（ C ）
①NH3·H2O的电离程度增大
②c（NH3·H2O）增大
③n（NH4＋）增大
④c（OH－）增大
⑤溶液的导电性增强
⑥c（H＋）减小
⑦c（NH4＋）·c（OH－）c（NH3·H2O）减小
A.①②③⑤B.①③⑥
C.①③D.②④⑦
解析 NH3·H2O属于弱电解质，存在电离平衡NH3·H2O⇌NH4＋＋OH－，将氨水加蒸馏水稀释，平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，NH4＋和OH－的物质的量增大，但c（NH3·H2O）、c（OH－）均减小，则溶液的导电性减弱，c（H＋）增大，故①③正确，②④⑤⑥错误；Kb（NH3·H2O）＝c（NH4＋）·c（OH－）c（NH3·H2O），加水稀释时，温度不变，Kb（NH3·H2O）不变，⑦错误。
技巧点拨
命题点3 溶液的导电能力变化与粒子关系
4.在一定温度下，将冰醋酸加水稀释，溶液的导电能力随加水量变化的曲线如图所示。请回答下列问题：
（1）“O”点冰醋酸几乎不能导电的原因是 在冰醋酸中，CH3COOH主要以分子形式存在 。
（2）a、b、c三点对应的溶液中，c（H＋）由小到大的顺序为 c＜a＜b 。
（3）a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH的电离程度最大的是 c 。
（4）若使c点对应的溶液中c（CH3COO－）增大，下列措施可行的是 ABDE （填字母，下同）。
A.加热B.加KOH固体
C.加水D.加CH3COONa固体
E.加锌粒
（5）在稀释过程中，随着醋酸浓度的降低，下列各量增大的是 BD 。
A.c（H＋）B.n（H＋）
C.n（CH3COOH）D.c（H＋）c（CH3COOH）
解析 （1）在冰醋酸中，CH3COOH主要以分子形式存在，故“O”点冰醋酸几乎不能导电。（2）导电能力越强，c（H＋）、c（CH3COO－）越大，故a、b、c三点对应的溶液中，c（H＋）由小到大的顺序为c＜a＜b。（3）加水稀释促进CH3COOH的电离，故c点对应的溶液中CH3COOH的电离程度最大。（4）加热促进CH3COOH的电离，c（CH3COO－）增大，A项正确；加KOH固体后，OH－与H＋反应使CH3COOH的电离平衡右移，c（CH3COO－）增大，B项正确；加水稀释虽使CH3COOH的电离平衡右移，但c（CH3COO－）减小，C项错误；加CH3COONa固体虽使CH3COOH的电离平衡左移，但c（CH3COO－）增大，D项正确；加锌粒会消耗H＋，CH3COOH的电离平衡右移，c（CH3COO－）增大，E项正确。（5）在稀释过程中，CH3COOH的电离平衡右移，n（H＋）增大、n（CH3COOH）减小，但c（H＋）、c（CH3COOH）均减小，B项正确，A、C项错误；c（H＋）c（CH3COOH）＝c（H＋）·c（CH3COO－）c（CH3COOH）·c（CH3COO－）＝Kac（CH3COO－），因稀释过程中c（CH3COO－）减小，Ka为定值，故c（H＋）c（CH3COOH）增大，D项正确。
技巧点拨
溶液的导电能力
电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子所带的电荷数。自由移动离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则溶液导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图所示。
提醒：①OA段导电能力随加水量的增多而增强，原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。②AB段导电能力随加水量增多而减弱的原因是随着水的加入，溶液的体积增大，溶液中离子浓度减小。
命题拓展
[变式拓展]溶液的导电能力可用电导率来表示。下列溶液电导率最大的是（ C ）
A.0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液
B.0.1 ml·L－1 NaCl溶液
C.0.1 ml·L－1 MgSO4溶液
D.0.1 ml·L－1氨水
考点2 电离平衡常数及其应用
1.电离常数和电离度
2.弱电解质的电离方程式与电离平衡常数表达式
注意 （1）H3BO3（硼酸）属于一元弱酸，电离方程式为H3BO3＋H2O⇌H＋＋[B（OH）4]－。
（2）常见的弱碱还有CH3NH2、H2NCH2CH2NH2、NH2OH、N2H4等。
（3）多元弱酸的各级电离常数的大小关系一般是Ka1≫Ka2≫Ka3，故其酸性的相对强弱主要取决于第一步电离。电离常数表达式中各离子浓度是指平衡时溶液中的离子浓度，但不一定全部是由弱电解质电离出来的。
3.电离平衡常数的应用
（1）计算弱酸或弱碱溶液中H＋或OH－的浓度
示例1 ①常温下，0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）为[16] 1.3×10－3 ml·L－1 。（已知：CH3COOH的Ka＝1.7×10－5，1.7≈1.3）
②常温下，0.1 ml·L－1氨水中c（OH－）为[17] 1.3×10－3 ml·L－1 。（已知：NH3·H2O的Kb＝1.7×10－5，1.7≈1.3）
（2）计算弱酸或弱碱溶液中微粒浓度之比
示例2 ①常温下，pH＝5的CH3COOH溶液中，c（CH3COO－）c（CH3COOH）＝[18] 1.7 。（已知：CH3COOH的Ka＝1.7×10－5）
②常温下，pOH＝4.5的NH2OH溶液中，c（NH3OH＋）c（NH2OH）＝[19] 10－4.5 。（已知：NH2OH的电离方程式为NH2OH＋H2O⇌ NH3OH＋＋OH－，NH2OH的Kb＝1×10－9）
4.利用电离度计算溶液中c（H＋）
示例3 常温下，0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中，α（CH3COOH）＝1.3％，该溶液中c（H＋）为[20] 1.3×10－3 ml·L－1 。
注意 电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率。
1.易错辨析。
（1）电离平衡向电离方向移动，电离常数一定增大。（ ✕ ）
（2）电解质的电离度越大，电离常数就越大。（ ✕ ）
（3）常温下，Ka1（H2CO3）＞Ka2（H3PO4），可知碳酸的酸性比磷酸强。（ ✕ ）
（4）电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大。（ ✕ ）
2.[判断弱酸的相对强弱]已知：25 ℃时，Ka（HF）＝6.8×10－4、Ka（CH3COOH）＝1.7×10－5 、Ka（HCN）＝6.2×10－10。
（1）三种弱酸由强到弱的顺序是 HF＞CH3COOH＞HCN 。
（2）下列离子方程式错误的是 C （填标号）。
A.HF＋CN－ HCN＋F－
B.CH3COOH＋CN－ HCN＋CH3COO－
C.CH3COOH＋F－ HF＋CH3COO－
3.现有0.1 ml·L－1HCOOH溶液，则：
（1）温度升高时，该溶液的pH 减小 。
（2）向该溶液中加入少量HCOONa固体，电离平衡向 左 （填“左”或“右”）移动。
（3）常温下，向该溶液中加水稀释时，请填写下列表达式中数据的变化情况（填“变大”“变小”或“不变”）。
①c（HCOOH）c（H＋） 变小 ；
②c（HCOO－）c（HCOOH） 变大 ；
③c（HCOO－）c（H＋） 变小 ；
④c（HCOO－）·c（H＋）c（HCOOH） 不变 ；
⑤c（HCOO－）c（HCOOH）·c（OH－） 不变 。
4.[电离度与电离常数的关系]已知25 ℃时，某浓度为c的一元弱酸HA溶液的电离度为α，请计算该温度下HA的电离常数（Ka）。
HA ⇌ H＋ ＋ A－
起始浓度 c 0 0
转化浓度 cα cα cα
平衡浓度 c（1－α） cα cα
Ka＝（cα）2c（1－α）＝cα21－α，当α很小时，可认为1－α≈1，则Ka＝cα2。
命题点1 根据图像交点计算电离平衡常数
1.[全国Ⅱ高考]改变0.1 ml·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ（X）随pH的变化如图所示[已知δ（X）＝c（X）c（H2A）＋c（HA－）＋c（A2－）]。下列叙述错误的是（ D ）
A.pH＝1.2时，c（H2A）＝c（HA－）
B.lg [K2（H2A）]＝－4.2
C.pH＝2.7时，c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－）
D.pH＝4.2时，c（HA－）＝c（A2－）＝c（H＋）
解析
B项，K2（H2A）＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－），需要找c（HA－）＝c（A2－）的点，即pH＝4.2时，c（HA－）＝c（A2－），c（H＋）＝10－4.2 ml·L－1，则lg [K2（H2A）]＝lg c（H＋）＝－4.2，正确。
2.H2C2O4溶液中部分微粒的分布分数δ（X）（X＝H2C2O4、HC2O4－或C2O42－）与溶液pH的关系如图所示，下列说法正确的是（ D ）
A.向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝2.5：c（H2C2O4）＋c（C2O42－）＞c（HC2O4－）
B.Ka1（H2C2O4）＝10－2.5，Ka2（H2C2O4）＝10－4.2
C.常温下，向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7，则溶液中2c（C2O42－）＞c（Na＋）
D.在等浓度、等体积的H2C2O4溶液与NaOH溶液混合后的溶液中：c（OH－）＋c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（H2C2O4）
解析
B项，信息③中，c（H2C2O4）＝c（C2O42－），且此时pH＝2.5，联系平衡常数的表达式，可得Ka1（H2C2O4）·Ka2（H2C2O4）＝c（HC2O4－）·c（H＋）c（H2C2O4）×c（C2O42－）·c（H＋）c（HC2O4－）＝c2（H＋）＝（10－2.5）2＝10－5，则Ka1（H2C2O4）＝10－510－4.2＝10－0.8，错误。C项，若因思维定式寻找题图中pH＝7的对应溶液中粒子的浓度关系会得不出答案，常温下pH＝7时c（OH－）＝c（H＋），溶液中存在电荷守恒 c（OH－）＋c（HC2O4－）＋2c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（Na＋），故c（HC2O4－）＋2c（C2O42－）＝c（Na＋），则2c（C2O42－）＜c（Na＋），错误。D项， 混合溶液的溶质为NaHC2O4，溶液中存在质子守恒关系式c（OH－）＋c（C2O42－）＝c（H＋）＋c（H2C2O4），正确。
技巧点拨
命题点2 电离平衡常数的应用
3.[2022全国乙]常温下，一元酸HA的Ka（HA）＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－离子不能穿过隔膜，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（ B ）
A. 溶液Ⅰ中c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－）
B.溶液Ⅱ中HA的电离度（c（A－）c总（HA））为1101
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
解析 pH＝7.0，溶液Ⅰ呈中性，c（H＋）＝c（OH－），若c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－），则c（A－）＝0，明显不符合实际情况，A项错误；溶液Ⅱ中，c（A－）c总（HA）＝c平衡（A－）c平衡（HA）＋c平衡（A－）＝1c平衡（HA）c平衡（A－）+1＝1c平衡（H＋）Ka（HA）+1＝10－310－1+10－3＝1101，B项正确；HA可以自由通过隔膜，溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）应相等，C项错误；溶液Ⅰ、Ⅱ中c（HA）相等，由Ka（HA）＝c平衡（A－）×c平衡（H＋）c平衡（HA），可得cⅠ平衡（A－）×cⅠ平衡（H＋）＝cⅡ平衡（A－）×cⅡ平衡（H＋），则cⅠ平衡（A－）cⅡ平衡（A－）＝cⅡ平衡（H＋）cⅠ平衡（H＋）＝10－110－7＝106，溶液Ⅰ中，cⅠ平衡（A－）cⅠ平衡总（HA）＝10－310－7+10－3≈1，cⅠ平衡总（HA）＝cⅠ平衡（A－），同理溶液Ⅱ中，cⅡ平衡总（HA）＝101cⅡ平衡（A－），故cⅠ平衡总（HA）cⅡ平衡总（HA）＝cⅠ平衡（A－）101cⅡ平衡（A－）＝106101≈104，D项错误。
4.[电离程度与平衡常数之间的关系][2022浙江]已知25 ℃时二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列说法正确的是（ B ）
A.在等浓度的Na2A、NaHA溶液中，水的电离程度前者小于后者
B.向0.1 ml·L－1的H2A溶液中通入HCl气体（忽略溶液体积的变化）至pH＝3，则H2A的电离度为0.013％
C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，则c（A2－）＞c（HA－）
D.取pH＝a的H2A溶液10 mL，加蒸馏水稀释至100 mL，则该溶液pH＝a＋1
解析 盐类的水解促进水的电离，Na2A比NaHA易水解，等浓度的溶液前者水的电离程度更大，A项错误；设 0.1 ml·L－1 H2A溶液在pH＝3时H2A的电离度是α，则Ka1＝c（HA－）·c（H＋）c（H2A）＝0.1α×10－30.1－0.1α＝1.3×10－7，解得α＝1.3×10－4，B项正确；溶液pH＝11时，c（H＋）＝10－11 ml·L－1，由Ka2＝c（A2－）·c（H＋）c（HA－）＝7.1×10－15，可得c（A2－）c（HA－）＝7.1×10－4＜1，c（A2－）＜c（HA－），C项错误；因为加水稀释促进H2A的电离，所以稀释10倍后溶液pH变化小于1，D项错误。
素养13 模型建构——基于电离平衡分析一元酸（碱）加水稀释图像
命题特点：一元酸与一元碱溶液稀释中的平衡考查。（1）坐标的意义；坐标和离子浓度关系（正比、反比、“c”“lg x”“pc”）。（2）关注“点”：起点pH→酸（碱）性强弱、计算Ka或Kb，终点pH取值范围→图像正误判断；特殊点的溶质成分及量的关系。（3）选项中等式或不等式关系：K与Kw的联系。
1.弱电解质（以HA为例）溶液稀释模型（pH－lgVV0图像）
横轴lgVV0表示稀释10n倍，纵轴表示酸（碱）溶液的pH。
2.弱电解质溶液稀释图像的结构化（以一元弱酸HA为例）
1.[一元酸溶液稀释][天津高考]某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是（ C ）
A.曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B.溶液中水的电离程度：b点＞c点
C.从c点到d点，溶液中c（HA）·c（OH－）c（A－）保持不变（其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子）
D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中 n（Na＋）相同
解析 根据HNO2和CH3COOH的电离常数，可知酸性：HNO2＞CH3COOH。相同pH、相同体积的两种酸溶液，稀释相同倍数时，酸性越弱其pH变化越小，故曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，A项错误；两种酸溶液中水的电离受到抑制，b点溶液pH小于c点溶液pH，则b点对应酸电离出的c（H＋）大，对水的电离抑制程度大，故水的电离程度：b点＜c点，B项错误；溶液中c（HA）·c（OH－）c（A－）＝c（HA）·c（OH－）·c（H＋）c（A－）·c（H＋）＝KwKa（HA），从c点到d点，HA的电离平衡正向移动，但Kw、Ka（HA）的值不变，故c（HA）·c（OH－）c（A－）不变，C项正确；相同体积a点的两溶液中，由于c（CH3COOH）＞c（HNO2），故n（CH3COOH）＞n（HNO2），因此与NaOH恰好中和后，溶液中n（Na＋）不同，D项错误。
2.[一元碱溶液稀释][全国Ⅰ高考]浓度均为0.10 ml·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lgVV0的变化如图所示。下列叙述错误的是（ D ）
A.MOH的碱性强于ROH的碱性
B.ROH的电离程度：b点大于a点
C.若两溶液无限稀释，则它们的c（OH－）相等
D.当lgVV0＝2时，若两溶液同时升高温度，则c（M＋）c（R＋）增大
解析
1.[2023浙江]甲酸（HCOOH）是重要的化工原料。工业废水中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂（含固体活性成分R3N，R为烷基）因静电作用被吸附回收，其回收率（被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数）与废水初始pH关系如图（已知甲酸Ka＝1.8×10－4），下列说法不正确的是（ D ）
A.活性成分R3N在水中存在平衡：R3N＋H2O⇌R3NH＋＋OH－
B.pH＝5的废水中c（HCOO－）∶c（HCOOH）＝18
C.废水初始pH＜2.4，随pH下降，甲酸的电离被抑制，与R3NH＋作用的HCOO－数目减少
D.废水初始pH＞5，离子交换树脂活性成分主要以R3NH＋形态存在
解析 活性成分R3N中N能与水电离出的H＋形成配位键，因此在水中存在平衡：R3N＋H2O⇌R3NH＋＋OH－，A项正确；pH＝5的废水中，c（H＋）＝10－5 ml·L－1，根据甲酸Ka＝c（H＋）·c（HCOO－）c（HCOOH）＝1.8×10－4，得c（HCOO－）c（HCOOH）＝Kac（H＋）＝1.8×10－410－5＝18，B项正确；废水初始pH＜2.4，随pH下降，c（H＋）增大，电离平衡HCOOH⇌HCOO－＋H＋逆向移动，甲酸的电离被抑制，c（HCOO－）减小，与R3NH＋作用的HCOO－数目减少，C项正确；废水初始pH＞5时回收率小于10％，说明吸附在树脂上的甲酸根较少，活性成分主要以R3N形态存在，D项错误。
2.[2023山东改编]在含HgI2（s）的溶液中，一定c（I－）范围内，存在平衡关系：HgI2（s）⇌HgI2（aq）；HgI2（aq）⇌Hg2＋＋2I－；HgI2（aq）⇌HgI＋＋I－；HgI2（aq）＋I－⇌HgI3－；HgI2（aq）＋2I－⇌HgI42－，平衡常数依次为K0、K1、K2、K3、K4。已知lg c（Hg2＋）、lg c（HgI＋），lg c（HgI3－）、lg c（HgI42－）随lg c（I－）的变化关系如图所示，下列说法错误的是（ D ）
A.线L表示lg c（HgI42－）的变化情况
B.随c（I－）增大，c[HgI2（aq）]不变
C.a＝lg K1K2
D.溶液中I元素与Hg元素的物质的量之比始终为2∶1
解析 依次将题给平衡编号为①、②、③、④、⑤，对于平衡②，K1＝c（Hg2+）·c2（I－）c（HgI2），则有c（Hg2＋）＝K1·c（HgI2）c2（I－），进而可得lg c（Hg2＋）＝－2lgc（I－）＋lg K1＋lg c（HgI2）；同理对于平衡③、④、⑤可得lg c（HgI＋）＝－lg c（I－）＋lg K2＋lg c（HgI2），lg c（HgI3－）＝lg c（I－）＋lg K3＋lg c（HgI2），lg c（HgI42－）＝2lg c（I－）＋lg K4＋lg c（HgI2）。结合以上四条曲线斜率可判断每条曲线所代表的含义，如下图：
由上述分析可知，曲线L表示lg c（HgI42－）的变化情况，A正确；K0＝c[HgI2（aq）]，温度不变，则c[HgI2（aq）]不变，B正确；已知HgI2（aq）⇌ Hg2＋＋2I－、HgI2（aq）⇌ HgI＋＋ I－的平衡常数分别为K1、K2，由第二个反应－第一个反应，可得Hg2＋＋I－⇌ HgI＋ K＝c（HgI＋）c（Hg2+）·c（I－）＝K2K1，M点c（HgI＋）＝c（Hg2＋），则c（I－）＝ K1K2，a＝lg c（I－）＝lg K1K2，C正确；加入I－使各平衡移动，故溶液中I元素与Hg元素的物质的量之比不是始终为2∶1，D错误。
3.[弱电解质的电离平衡][2020 北京]室温下，对于1 L 0.1 ml·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是（ C ）
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 ml
D.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO32－＋2H＋ H2O＋CO2↑
解析 1 L 0.1 ml·L－1醋酸溶液中醋酸为0.1 ml，醋酸为弱酸，不能完全电离，因此CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，A项错误；加入少量CH3COONa固体后，c（CH3COO－）增大，CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋平衡逆向移动，c（H＋）减小，溶液的pH升高，B项错误；滴加NaOH溶液的过程中，根据物料守恒，知n（CH3COO－）＋n（CH3COOH）＝0.1 ml，C项正确；醋酸为弱酸，与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO32－＋2CH3COOH 2CH3COO－＋H2O＋CO2↑，D项错误。
4.[弱电解质的电离][浙江高考]25 ℃时，在“H2A－HA－－A2－”的水溶液体系中，H2A、HA－和A2－三者中各自所占的物质的量分数（α）随溶液pH变化的关系如图所示。
下列说法正确的是（ C ）
A.在含H2A、HA－和A2－的溶液中，加入少量NaOH固体，α（HA－）一定增大
B.将等物质的量的NaHA和Na2A混合物溶于水，所得的溶液中α（HA－）＝α（A2－）
C.NaHA溶液中，HA－的水解能力小于HA－的电离能力
D.在含H2A、HA－和A2－的溶液中，若c（H2A）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋），则α（H2A） 和α（HA－）一定相等
解析 由题图可知，当pH＞3时，加入NaOH固体，溶液pH增大，α（HA－）减小，A项错误；根据电离方程式：HA－⇌H＋＋A2－，可得K2＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－），在pH≈4.2处，c（HA－）＝c（A2－），故K2＝c（H＋）＝10－4.2，同理可知K1＝10－1.2，根据水解方程式：HA－＋H2O⇌H2A＋OH－，可得Kh（HA－）＝c（OH－）·c（H2A）c（HA－）＝c（H＋）·c（OH－）·c（H2A）c（H＋）·c（HA－）＝KwK1＝10－12.8，同理可得Kh（A2－）＝10－9.8，则K2＞Kh（A2－），即HA－的电离能力大于A2－的水解能力，K2＞Kh（HA－），即HA－的电离能力大于其水解能力，B项错误，C项正确；当溶液中除了H＋之外没有其他阳离子，且阴离子只有HA－、A2－、OH－时，根据电荷守恒：c（HA－）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋），根据题给等式c（H2A）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋）可知，c（H2A）＝c（HA－），则α（H2A）＝α（HA－），当溶液中除了H＋之外还含有其他阳离子，如Na＋，且阴离子只有HA－、A2－、OH－时，根据电荷守恒：c（HA－）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋）＋c（Na＋），根据题给等式c（H2A）＋2c（A2－）＋c（OH－）＝c（H＋）可知，c（H2A）＜c（HA－），则α（H2A）＜α（HA－），D项错误。
5.[水溶液中的离子平衡与微粒浓度比较][2020海南]某弱酸HA溶液中主要成分的分布分数随pH的变化如图所示。下列说法错误的是（ B ）
A.该酸－lg Ka ≈4.7
B.NaA的水解平衡常数Kh＝1Ka
C.当该溶液的pH＝7.0时，c（HA）＜c（A－ ）
D.某c（HA）∶c（A－）＝4∶1的缓冲溶液，pH≈4
解析 根据图像可知，当c（HA）＝c（A－）时，溶液pH≈4.7，则该酸的电离平衡常数Ka＝c（H＋）·c（A－）c（HA）＝c（H＋）≈10－4.7，即－lg Ka≈4.7，A项正确；NaA溶液中，A－的水解反应方程式为A－＋H2O⇌HA＋OH－，其水解平衡常数Kh＝c（HA）·c（OH－）c（A－）＝
c（HA）·c（OH－）·c（H＋）c（A－）·c（H＋）＝KwKa，B项错误；结合图像可知，当溶液的pH＝7.0时，c（HA）＜c（A－ ），C项正确；该缓冲溶液中存在Ka＝c（H＋）·c（A－）c（HA）≈10－4.7，故c（HA）∶c（A－）＝4∶1时，c（H＋）≈4×10－4.7 ml·L－1，该缓冲溶液的pH≈4.7－lg 4≈4，D项正确。
1.[2024河南南阳月考]醋酸的电离方程式为CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋。25 ℃时，Ka（CH3COOH）＝1.75×10－5。下列说法错误的是（ C ）
A.0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中c（H＋）约为1.3×10－3 ml·L－1
B.25 ℃时，等物质的量浓度的CH3COOH溶液与HA溶液[25 ℃时，Ka（HA）＝6.2×10－10]的pH：CH3COOH溶液＜HA溶液
C.25 ℃时，向0.01 ml·L－1醋酸溶液中加少量冰醋酸，Ka（CH3COOH）＜1.75×10－5
D.升高温度，醋酸溶液中c（H＋）增大，Ka变大
解析 CH3COOH的Ka＝c（CH3COO－）·c（H＋）c（CH3COOH），0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液中c（CH3COO－）≈c（H＋），c（CH3COOH）≈0.1 ml·L－1，则c（H＋）＝Ka·c（CH3COOH） ≈1.3×10－3 ml·L－1，A项正确；弱酸的Ka越大，酸性越强，25 ℃时，Ka（CH3COOH）＞Ka（HA），则等物质的量浓度的CH3COOH溶液与HA溶液，前者的pH小于后者，B项正确；电离平衡常数只和温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，C项错误；由于CH3COOH的电离过程是吸热的，所以升高温度电离平衡正向移动，c（H＋）增大，Ka变大，D项正确。
2.[强酸与弱酸的比较][浙江高考]相同温度下，关于盐酸和醋酸两种溶液的比较，下列说法正确的是（ A ）
A.pH相等的两溶液中：c（CH3COO－）＝c（Cl－）
B.分别中和pH相等、体积相等的两溶液，所需NaOH的物质的量相同
C.相同浓度的两溶液，分别与金属镁反应，反应速率相同
D.相同浓度的两溶液，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中（忽略溶液体积变化）：c（CH3COO－）＝c（Cl－）
解析 HCl为强电解质、CH3COOH为弱电解质，根据电荷守恒得：醋酸溶液中c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－），盐酸中c（H＋）＝c（OH－）＋c（Cl－），又因两溶液的pH相等，故c（CH3COO－）＝c（Cl－），A项正确。pH相等的两种溶液，溶质的酸性越弱，溶液的浓度越大，体积相同时所含溶质的物质的量就越多，CH3COOH的酸性小于HCl，所以分别中和pH相等、体积相等的两溶液时醋酸溶液所消耗的氢氧化钠更多，B项错误。溶液与金属镁反应，c（H＋）越大反应速率越快，相同浓度的两溶液，HCl完全电离而醋酸部分电离，故盐酸与金属镁的起始反应速率更快，C项错误。相同浓度（假设为c0）的CH3COOH溶液和盐酸，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中，分别有c（CH3COO－）＝c（Na＋），c（Cl－）＝c（Na＋），前者所得溶液中c（Na＋）＜c0，后者所得溶液中c（Na＋）＝c0，故二者分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中：c（CH3COO－）＜c（Cl－），D项错误。
3. [生活实际][2023湖北七市联考]谷氨酸钠是具有鲜味的物质，是味精的主要成分。谷氨酸（）的盐酸盐可以看作三元弱酸（简写为H3A＋），逐级电离常数为K1、K2、K3。已知常温下pK1＝2.19，pK2＝4.25，pK3＝9.67。下列说法不正确的是（ A ）
A.水溶液中K1对应基团可以看作—NH3＋，K2、K3对应基团分别可以看作α—COOH和γ—COOH
B.当谷氨酸所带净电荷为0（即H3A＋与HA－数目相等）时，溶液pH为3.22
C.2H2A⇌H3A＋＋HA－的平衡常数K＝10－2.06
D.常温下，A2－＋H2O⇌HA－＋OH－的平衡常数Kh的数量级为10－5
解析 根据谷氨酸的结构可知，三元弱酸H3A＋中存在—NH3＋，—NH3＋带正电使附近的—COOH中—OH的极性增强，易电离出氢离子，距离—NH3＋越近，极性越强，故谷氨酸的K1、K2、K3分别对应α—COOH、γ—COOH、—NH3＋，A错误；当谷氨酸所带净电荷为0（即H3A＋与HA－数目相等）时，K1K2＝c2（H＋），所以pH＝pK1＋pK22＝3.22，B正确；2H2A⇌H3A＋＋HA－的平衡常数可以表示为K＝c（H3A＋）·c（HA－）c2（H2A），分子、分母同时乘以c（H＋）得K＝K2K1＝10－4.2510－2.19＝10－2.06，C正确；常温下，A2－＋H2O⇌HA－＋OH－的平衡常数Kh＝KwK3＝10－1410－9.67＝10－4.33，故数量级为10－5，D正确。
4.[2023辽宁阜新模拟]相同温度下，三种酸在一定物质的量浓度下的电离度如表所示，下列说法正确的是（ B ）
A.HD是强酸
B.酸性：HB＜HA＜HD
C.在相同温度下，HA浓度越大其电离度越小，因而溶液酸性越弱
D.由表可知在相同温度下，HB浓度越小其电离平衡常数越大
解析 强酸在水溶液中完全电离，1 ml·L－1HD溶液的电离度为10％＜100％，故HD为弱酸，A项错误；浓度相同时，酸的电离度越大，其酸性越强，故酸性HA＜HD，由表中数据知，HB的电离度随浓度的增大而减小，其浓度为1 ml·L－1时，电离度小于0.1％，故酸性HB＜HA，B项正确；在相同温度下，HA浓度越大，其电离度越小，但浓度增大，其电离平衡正向移动，溶液中c（H＋）增大，酸性增强，C项错误；温度不变，弱酸的电离平衡常数不变，D项错误。
5.[2023湖南邵阳开学考]常温下，碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如表所示。下列说法正确的是（ A ）
A.向Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO32－＋SO2＋H2O 2HCO3－＋SO32－
B.常温下，相同浓度的H2SO3溶液和H2CO3溶液，后者的酸性更强
C.向NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO－＋CO2＋H2O 2HClO＋CO32－
D.向氯水中分别加入等浓度的NaHCO3溶液和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的浓度
解析 相同温度下，酸的电离平衡常数越大，酸性越强，由电离平衡常数可知，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO3－＞HClO＞HCO3－。因为酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO3－，所以向Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO3－和SO32－，当SO2过量时，生成CO2和HSO3－，A项正确；由题意可知，常温下一级电离平衡常数：H2SO3＞H2CO3，所以相同条件下，同浓度的H2SO3溶液的酸性强于H2CO3溶液的酸性，B项错误；酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3－，所以少量的CO2通入NaClO溶液中生成碳酸氢根离子和次氯酸，离子方程式为CO2＋H2O＋ClO－ HCO3－＋HClO，C项错误；向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中的HClO发生氧化还原反应而降低HClO的浓度，D项错误。
6.[2023湖南长郡中学二模改编]H2S是一种高毒性、高腐蚀性的气体污染物。最新研究表明，在多孔炭材料上搭载活性组分催化氧化脱硫效果明显优于传统的吸附法，其反应机理如图所示，此时H2S在水中的质量浓度为0.34 g/100 mL。下列有关说法错误的是（ D ）
A.活性炭（搭载活性组分）的作用为吸附剂和降低反应的活化能
B.H2S的一级电离常数为10－8
C.该反应的总反应方程式为2H2S＋O2 2S↓＋2H2O
D.温度越高，多孔炭材料催化氧化脱硫的效果越好
解析 由题给信息可知，多孔活性炭可作吸附剂，其搭载活性组分作反应的催化剂，降低反应的活化能，A项正确；H2S溶液的浓度为0.34 g34 g/ml0.1 L＝0.1 ml/L，由题图可知，溶液中c（H＋）＝c（HS－）＝10－4.5 ml/L，则H2S的一级电离常数Ka1＝c（H＋）·c（HS－）c（H2S）＝10－4.5×10－4.50.1＝10－8，B项正确；由题图可知，该反应的总反应方程式为2H2S＋O2 2S↓＋2H2O，C项正确；温度过高，H2S和O2在水中的溶解度降低，气体逸出会降低脱硫效果，且温度过高，催化剂的活性可能降低，D项错误。
7.[类比分析][2023重庆诊断]类比pH的定义，对于稀溶液可以定义pX＝－lg c（X）。常温下，某浓度的H2A溶液在不同pH时，测得其pX（H2A）、pX（HA－）、pX（A2－）的变化如图所示，下列说法正确的是（ B ）
A.曲线①表示pX（A2－）的变化情况
B.pH＝3.50时，c（HA－）＞c（A2－）
C.b点时，Ka1（H2A）的数量级为10－1，Ka2（H2A）的数量级为10－5
D.a点和c点时，c（H2A）·c（A2－）c2（HA－）不相等
解析 随着pH的增大，H＋的浓度逐渐减小，H2A的浓度逐渐减小，A2－的浓度逐渐增大，HA－的浓度先逐渐增大后逐渐减小，则pX（H2A）逐渐增大，pX（A2－）逐渐减小，pX（HA－）先逐渐减小后逐渐增大，曲线①、②、③分别表示pX（H2A）、pX（A2－）、pX（HA－）的变化情况，A项错误；pH＝3.50时，pX（A2－）＞pX（HA－），即c（HA－）＞c（A2－），B项正确；a点时，c（H2A）＝c（HA－），则Ka1（H2A）＝c（H＋）·c（HA－）c（H2A）＝c（H＋）＝10－0.8，c点时，c（A2－）＝c（HA－），则Ka2（H2A）＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－）＝c（H＋）＝10－5.3，电离常数与温度有关，与pH无关，故b点时，Ka1（H2A）的数量级为10－1，Ka2（H2A）的数量级为10－6，C项错误；c（H2A）·c（A2－）c2（HA－）＝c（H＋）·c（A2－）c（HA－）× c（H2A）c（H＋）·c（HA－）＝Ka2（H2A）Ka1（H2A），故a点和c点时，c（H2A）·c（A2－）c2（HA－）相等，D项错误。
8.[2021湖北]常温下，已知H3PO3溶液中含磷物种的浓度之和为0.1 ml·L－1，溶液中各含磷物种的pc－pOH 关系如图所示。图中pc表示各含磷物种的浓度负对数（pc＝－lg c），pOH表示OH－的浓度负对数[pOH＝－lg c（OH－）]；x、y、z三点的坐标：x（7.3，1.3），y（10.0，3.6），z（12.6，1.3）。下列说法正确的是（ D ）
A.曲线①表示pc（H3PO3）随pOH的变化
B.H3PO3的结构简式为
C.pH＝4的溶液中：c（H2PO3－）＜0.1 ml·L－1－2c（HPO32－）
D.H3PO3＋HPO32－⇌2H2PO3－的平衡常数K＞1.0×105
解析 图像中含P物质只有3种，说明H3PO3为二元弱酸。随着c（OH－）逐渐增大，pOH减小，根据H3PO3＋OH－ H2PO3－＋H2O、H2PO3－＋OH－ HPO32－＋H2O，知c（H3PO3）逐渐减小，c（H2PO3－）先增大后减小，c（HPO32－）逐渐增大，pc＝－lg c，则pc（H3PO3）逐渐增大，pc（H2PO3－）先减小后增大，pc（HPO32－）逐渐减小，故曲线③表示pc（H3PO3）随pOH的变化，曲线②表示pc（H2PO3－）随pOH的变化，曲线①表示pc（HPO32－）随pOH的变化。根据x点知，c（HPO32－）＝c（H2PO3－），pOH＝7.3，则H3PO3的Ka2＝c（H＋）·c（HPO32－）c（H2PO3－）＝c（H＋）＝10－6.7，根据z点知，c（H2PO3－）＝c（H3PO3），pOH＝12.6，则H3PO3的Ka1＝c（H＋）·c（H2PO3－）c（H3PO3）＝c（H＋）＝10－1.4。曲线①表示pc（HPO32－）随pOH的变化，A项错误；H3PO3为二元弱酸，其结构简式为，B项错误；pH＝4即pOH＝10，由题图可知，此时，pc（HPO32－）＝pc（H3PO3），即c（H3PO3）＝c（HPO32－），而c（H3PO3）＋c（H2PO3－）＋c（HPO32－）＝0.1 ml·L－1，故c（H2PO3－）＝0.1 ml·L－1－2c（HPO32－），C项错误；由H3PO3⇌H2PO3－＋H＋减去H2PO3－⇌HPO32－＋H＋，可得H3PO3＋ HPO32－⇌2H2PO3－，则平衡常数K＝Ka1Ka2＝10－1.410－6.7＝105.3＞1.0×105，D项正确。
9.[有机＋电离平衡＋滴定][2023福建厦门一中模拟改编]百里酚蓝（记为H2A）是一种有机弱酸，其结构如图1所示，其电离平衡可表示为H2A（红色）⇌H＋＋HA－（黄色）、HA－（黄色）⇌H＋＋A2－（蓝色）。25 ℃时0.1 ml·L－1H2A溶液中，H2A、HA－、A2－的分布系数δ与pH的变化关系如图2所示。已知：δ（A2－）＝c（A2－）c（H2A）＋c（HA－）＋c（A2－）。下列说法不正确的是（ D ）
A.溶液由黄色变为蓝色的原因是酚羟基发生了变化
B.δ（HA－）＝c（H＋）Ka1c2（H＋）＋c（H＋）Ka1＋Ka1Ka2
C.pH＝7时c（HA－）∶c（A2－）＝101.8
D.用NaOH溶液滴定CH3COOH溶液，可用H2A作指示剂，溶液由红色变为黄色且半分钟内不恢复原色，即达到滴定终点
解析
百里酚蓝为二元弱酸，根据百里酚蓝的结构可知，其含有—OH（酚羟基）、—SO3H，其中—OH（酚羟基）比—SO3H难电离，所以第二步电离的是酚羟基中的H，即溶液由黄色变为蓝色的原因是酚羟基发生了变化，A正确；滴定终点为醋酸钠溶液，溶液显碱性，根据题给信息可知，此时溶液应该由黄色变为蓝色，D错误。课标要求
核心考点
五年考情
核心素养对接
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.认识弱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.了解水溶液中的离子反应与平衡在物质检测、化学反应规律研究、物质转化中的应用
弱电解质的电离平衡及影响因素
2023山东，T15；2023年1月浙江，T13；2021年6月浙江，T19；2021年1月浙江，T17；2020 北京，T11
证据推理与模型认知：建立微观粒子的电离平衡模型，能将溶液中的电离平衡与物质组成、微粒种类和数量关联起来；能结合化学平衡移动规律，概括电离平衡移动的影响因素；能基于电离平衡预测溶液中的微粒种类与数量关系；能基于平衡移动规律，推测电离平衡移动及其结果
电离平衡常数及其应用
2023湖北，T14；2023辽宁，T15；2022全国乙，T13；2022年1月浙江，T17；2020海南，T12；2019天津，T5
命题分析预测
1.高考对电离平衡考查主要集中在弱电解质的电离平衡、电离常数的计算等，主要以选择题的形式出现。有关电离平衡的考查常用图像等创设新情境，考查考生的观察、理解能力。
2.高考命题热点主要有影响弱电解质电离平衡的因素，通过图像分析强、弱电解质，电离常数和电离度，比较微粒浓度大小和pH计算等，有时会与水解相结合增加试题的难度。预计在2025年的高考中图像题出现的可能性仍然比较大
HR溶液浓度/（ml·L－1）
0.001 0
0.010 0
0.020 0
0.100 0
0.200 0
pH
3.88
3.38
3.23
2.88
2.73
电离常数（K）
电离度（α）
概念
在一定条件下，当弱电解质（如一元弱酸或一元弱碱）的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的[1] 各种离子浓度 的乘积，与溶液中[2] 未电离分子的浓度之比 是一个常数，该常数叫作电离平衡常数，简称电离常数
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，[3] 已电离的溶质的分子数 占[4] 原有溶质分子总数 （包括已电离的和未电离的）的百分率称为电离度。
表达式：α＝[5] 已电离的溶质分子数原有溶质分子总数×100％
注：[鲁科版教材]
影响因素
电离常数与[6] 温度 有关，因为电离过程通常是吸热过程，所以温度越高，电离常数越大
相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度越[7] 小 ；相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度越[8] 大
类型
电离方程式
电离常数表达式
一元
弱酸
HF⇌ H＋＋F－
HCOOH⇌ H＋＋HCOO－
CH3COOH⇌ H＋＋CH3COO－
HClO⇌ H＋＋ClO－
弱酸HA的Ka＝[9] c（H＋）·c（A－）c（HA）
二元
弱酸
H2SO3⇌ H＋＋HSO3－
HSO3－⇌ H＋＋SO32－
H2CO3⇌ H＋＋HCO3－
HCO3－⇌ H＋＋CO32－
弱酸H2A的Ka1＝[10] c（H＋）·c（HA－）c（H2A） ，Ka2＝[11] c（H＋）·c（A2－）c（HA－）
三元
弱酸
H3PO4⇌ H＋＋H2PO4－
H2PO4－⇌ H＋＋HPO42－
HPO42－⇌ H＋＋PO43－
弱酸H3A的Ka1＝[12] c（H＋）·c（H2A－）c（H3A） ，Ka2＝[13] c（H＋）·c（HA2－）c（H2A－） ，Ka3＝[14] c（H＋）·c（A3－）c（HA2－）
一元
弱碱
NH3·H2O⇌ NH4＋＋OH－
NH3·H2O的Kb＝[15] c（OH－）·c（NH4＋）c（NH3·H2O）
读图
结论
pH＝1.2对应的点
c（H2A）＝c（HA－），A项正确
pH＝2.7对应的点
c（HA－）＞c（H2A）＝c（A2－），C项正确
pH＝4.2对应的点
c（HA－）＝c（A2－）≈0.05 ml·L－1，而c（H＋）＝10－4.2 ml·L－1，D项错误
看图像横、纵轴
横轴表示稀释10n倍，纵轴表示碱溶液的pH
看图像起点
0.10 ml·L－1的MOH溶液和ROH溶液的pH分别为13和小于13，说明MOH是强碱，ROH是弱碱，A项正确
看图像变化
每稀释10倍，MOH溶液的pH变化1，ROH溶液的pH变化小于1，说明MOH是强碱，ROH是弱碱。若无限稀释，两条曲线最终交于一点，则说明两种碱溶液中c（OH－）相等，C项正确
看a、b两点
“越稀越电离”，加水稀释使电离平衡右移，电离程度增大，b点对应溶液的稀释程度大于a点，则b点对应溶液中ROH的电离程度大于a点，B项正确
温度对电离的影响
升温能使电离平衡右移，ROH是弱碱，c（R＋）增大，而MOH是强碱，c（M＋）不变，则c（M＋）c（R＋）减小，D项错误
酸
HA
HB
HD
浓度/（ml·L－1）
1
0.1
0.5
0.9
1
电离度/％
0.3
0.3
0.15
0.1
10
H2CO3
H2SO3
HClO
Ka1＝4.5×10－7
Ka1＝1.4×10－2
Ka＝4.0×10－8
Ka2＝4.7×10－11
Ka2＝6.0×10－8
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