高中化學(xué)同步講義（選擇性必修一）第10講 3.1電離平衡（教師版）

第3課第1課時電離平衡

01目標(biāo)任務(wù)

課程標(biāo)準(zhǔn)學(xué)習(xí)目標(biāo)

1．從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度認(rèn)識1．能根據(jù)實驗現(xiàn)象辨識強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)，認(rèn)識弱電解質(zhì)

電解質(zhì)水溶液的組成、性質(zhì)和反應(yīng)。的電離特點及其溶液的組成等。

2．認(rèn)識弱電解質(zhì)在水溶液中存在的電離平2．能理解電離平衡的特點，運(yùn)用動態(tài)平衡的觀點分析濃度、

衡。溫度等條件變化對電離平衡的影響，利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行

3．了解電離平衡常數(shù)的含義。分析和計算。

02預(yù)習(xí)導(dǎo)學(xué)

自主梳理

一、強(qiáng)弱電解質(zhì)

1．電解質(zhì)和非電解質(zhì)

電解質(zhì)在水溶液里熔融狀態(tài)下的化合物

化

合

物

非電解質(zhì)在水溶液里熔融狀態(tài)下的化合物

2．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

概念

強(qiáng)在水溶液里的電解質(zhì)

電

解

物質(zhì)類別

質(zhì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)鹽

（1）

概念

弱在水溶液里的電解質(zhì)

電

解

物質(zhì)類別

質(zhì)弱酸、弱堿和水

（2）

二、弱電解質(zhì)的電離平衡

1．弱電解質(zhì)的電離平衡

在一定條件下(如溫度和濃度)，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率時，電離過程達(dá)

到電離平衡狀態(tài)。

1

2．弱電解質(zhì)電離平衡的建立

3．電解質(zhì)的電離方程式

(1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，用“”表示；弱電解質(zhì)部分電離，用“”表示。

(2)示例

①NH3·H2O：。

②H2SO3：，。

③Cu(OH)2：。

④NaHCO3：。

三、電離平衡常數(shù)

1．含義：電離平衡的平衡常數(shù)叫做電離常數(shù)，用K表示。

2．表示方法：對于

K＝。

3．K的意義：它能表示弱電解質(zhì)的電離能力。

(1)溫度一定時，K越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，K，弱電解質(zhì)的；

(2)多元弱酸每步電離都有電離常數(shù)，分別表示為等，這些常數(shù)間的關(guān)系為。

【答案】

一、1．或?qū)щ姾投疾粚?dǎo)電2．（1）完全電離（2）部分電離

二、1．相等3．(1)===

＋－＋－－＋2－

(2)①NH3·H2ONH4＋OH。②H2SO3H＋HSO3，HSO3H＋SO3。

2＋－＋－－＋2－

③Cu(OH)2Cu＋2OH。④NaHCO3===Na＋HCO3，HCO3H＋CO3。

＋－

＋－cA·cB

三2．ABA＋B。K＝。3．(1)越小，電離程度越?。?2)K1、K2、K3K1K2K3。

cAB

預(yù)習(xí)檢測??

1．下列說法中，可以證明醋酸是弱電解質(zhì)的是

A．醋酸溶液連接到一電路中，發(fā)現(xiàn)燈泡較暗

B．某溫度下，等濃度的醋酸溶液和鹽酸，醋酸溶液中水電離出的H+濃度較大

C．50mL0.1molL1的醋酸溶液恰好中和5mL1molL1的NaOH溶液

D．某溫度下，等濃度的醋酸鈉溶液和氫氧化鈉溶液中，氫氧化鈉溶液的pH較大

【答案】B

2

【解析】A．醋酸溶液連接到一電路中，發(fā)現(xiàn)燈泡較暗，沒有同濃度的強(qiáng)電解質(zhì)作對比，A項不能證明醋酸

是弱電解質(zhì)；

B．某溫度下，等濃度的醋酸溶液和鹽酸中，醋酸電離出的H+比鹽酸電離出的H+少，對水電離的抑制作用較

弱，因此水電離出的H+濃度較大，B項能證明醋酸是弱電解質(zhì)；

-1-1

C．50mL0.1mol.L的醋酸溶液含有CH3COOH物質(zhì)的量是0.05L×0.1mol/L=0.005mol，5mL1mol·L的NaOH溶

液含有NaOH物質(zhì)的量是0.005L×1mol/L=0.005mol，二者恰好中和，與醋酸是否完全電離無關(guān)，C項不能證

明醋酸是弱電解質(zhì)；

D．某溫度下，等濃度的醋酸鈉溶液和氫氧化鈉溶液中，不管醋酸鈉是否水解，其堿性都比氫氧化鈉溶液低，

故氫氧化鈉溶液的pH較大，不能證明醋酸鈉是否水解，D項不能證明醋酸是弱電解質(zhì)。

答案選B。

2．下列有關(guān)電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的分類正確的是

選項ABCD

電解質(zhì)CuCO2NaClNaOH

強(qiáng)電解質(zhì)HClBa(OH)2HClO4BaSO4

弱電解質(zhì)CH3COOHH2OCu(OH)2氨水

A．AB．BC．CD．D

【答案】C

【解析】電解質(zhì)是在在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物；強(qiáng)電解質(zhì)是在在水溶液中或熔融狀態(tài)下能

完全電離的電解質(zhì)；弱電解質(zhì)是在在水溶液中或熔融狀態(tài)下不能完全電離的電解質(zhì)。

A．Cu是單質(zhì)，不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)，故A錯誤；

B．CO2不能發(fā)生電離而導(dǎo)電，因此屬于非電解質(zhì)，故B錯誤；

C．氯化鈉為電解質(zhì)，HClO4為強(qiáng)電解質(zhì)，Cu(OH)2為弱電解質(zhì)，故C正確；

D．氨水為混合物，不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)，故D錯誤；

故選C。

3．下列物質(zhì)的電離方程式書寫正確的是

2++2

A．Ba(OH)2=Ba+(OH)2B．H2CO3?????2H+CO3

++2++2

C．NaHCO3=Na+H+CO3D．NaHSO4=Na+H+SO4

【答案】D

2+-

【解析】A．Ba(OH)2為強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離成鋇離子和氫氧根離子，電離方程式為Ba(OH)2=Ba+2OH，故A

錯誤；

++2

B．H2CO3為二元弱酸，電離方程式為:H2CO3?????H+HCO3、HCO3?????H+CO3，故B錯誤；

+

C．碳酸氫鈉為強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離為鈉離子和碳酸氫根離子，電離方程式為NaHCO3=Na+HCO3，故C錯

3

誤；

D．硫酸氫鈉為強(qiáng)電解質(zhì)，在水溶液中完全電離成鈉離子、氫離子和硫酸根離子，電離方程式為

++2

NaHSO4=Na+H+SO4，故D正確；

故選D。

4．下列實驗事實不能證明醋酸是弱電解質(zhì)的是

A．常溫下，測得0.1molL1醋酸溶液的pH約為3

B．常溫下，測得0.1mol?L1醋酸鈉溶液的pH約為8

BaOH

C．常溫下，pH1的醋酸?溶液和pH13的2溶液等體積混合，溶液呈酸性

D．相同pH的醋酸溶液和鹽酸分別與同樣顆粒大小的鋅反應(yīng)，產(chǎn)生H2的起始速率相等

【答案】D

【解析】A．常溫下，測得0.1mol/L醋酸溶液的pH=3，c(H+)=10-4mol/L<0.1mol/L，因此可證明醋酸在水溶

液中不完全電離，醋酸是弱酸，存在電離平衡，故A不符合題意；

B．常溫下，測得0.1molL1醋酸鈉溶液的pH約為8，溶液呈堿性，說明醋酸鈉是強(qiáng)堿弱酸鹽，醋酸是弱酸，

故B不符合題意；?

C．常溫下，pH1的醋酸溶液和pH13的BaOH2溶液等體積混合，說明pH1的醋酸溶液濃度大于pH13

的BaOH2溶液的濃度，說明醋酸是弱酸，故C不符合題意；

+

D．醋酸溶液和鹽酸pH相同，則溶液中c(H)相同，因此分別與同樣顆粒大小的鋅反應(yīng)時，產(chǎn)生H2的起始速

率相等，這不能證明醋酸是弱電解質(zhì)，故D符合題意；

故選D。

5．常溫下向0.1molL1HF溶液中加入少量水，下列各項增大的是

cH

①水的電離程度②③cHcF④cHcOH

cF

A．③④B．①②④C．①②D．僅有①

【答案】C

【解析】HF是弱酸，常溫下向0.1mol/LHF溶液中加入少量水，HF的電離平衡會正向移動，cH、cF、

c(HF)都會減小，溶液酸性減弱，加水稀釋時cH、cF減小程度一樣，但水的電離程度增大，所以①會

增大。加水稀釋時cH、cF減小程度一樣，但水的電離程度增大，氫離子濃度減小的慢，所以②會增

大。溫度不變，Ka不變，加水稀釋，c(HF)減小，所以③減小。④溫度不變，水的離子積不變。故①②增

大。故選C。

6．對比觀察下表數(shù)據(jù)，從中獲得的有關(guān)結(jié)論不正確的是

25℃幾種酸的Ka不同溫度下CH3COOH的Ka

4

HF6.3×10-40℃1.66×10-5

HClO4.0×10-810℃1.73×10-5

HCN6.2×10-1025℃1.75×10-5

A．表中的酸都是弱酸

B．25℃時，用水稀釋次氯酸溶液，酸性變?nèi)?，Ka變小

C．電離常數(shù)Ka與溫度有關(guān)，但Ka隨溫度的變化不大

D．推測常溫下不可發(fā)生反應(yīng)：NaClO+HCN=NaCN+HClO

【答案】B

【解析】A．由表中25℃幾種酸的Ka及CH3COOH的Ka值可知，表中的酸都不能完全電離，都是弱酸，故

A正確；

B．電離常數(shù)Ka與溫度有關(guān)，加水稀釋，Ka不變，故B錯誤；

C．由表中不同溫度下CH3COOH的Ka值可知，電離常數(shù)Ka與溫度有關(guān)，溫度升高，Ka增大，但Ka隨溫度

的變化不大，故C正確；

D．相同溫度下Ka越大，弱酸的酸性越強(qiáng)，Ka(HClO)>Ka(HCN)，酸性：HClO>HCN，則常溫下反應(yīng)：

NaClO+HCN=NaCN+HClO不能發(fā)生，故D正確；

故選B。

03探究提升

?環(huán)節(jié)一強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)

【情境材料】

常溫下，取相同體積、濃度均為0.1mol·L－1的鹽酸和醋酸，比較它們pH的大小，試驗其導(dǎo)電能力，并分

別與等量鎂條反應(yīng)。觀察、比較并記錄現(xiàn)象如下表：

酸0.1mol·L－1鹽酸0.1mol·L－1醋酸

pH1>1

導(dǎo)電能力強(qiáng)弱

與鎂條反應(yīng)劇烈反應(yīng)，產(chǎn)生氣泡緩慢反應(yīng)，產(chǎn)生氣泡

【問題探究】

1．常溫下濃度均為0.1mol·L－1的鹽酸和醋酸溶液中，c(H＋)相同嗎？你能根據(jù)二者的pH判斷其電離程度嗎？

2．電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與什么有關(guān)？為什么同濃度的醋酸溶液的導(dǎo)電能力比鹽酸的弱？

3．等量的鎂與同等濃度的鹽酸和醋酸反應(yīng)的速率不相同，說明了兩種溶液中哪種離子的濃度不同？

5

4．通過以上實驗得出的實驗結(jié)論是什么？請判斷HCl、CH3COOH中哪種物質(zhì)是弱電解質(zhì)。

【答案】1．不相同，pH越大，c(H＋)越小，0.1mol·L－1鹽酸溶液中c(H＋)大。0.1mol·L－1鹽酸溶液的pH

＝1，則c(H＋)＝0.1mol·L－1，說明HCl完全電離；而0.1mol·L－1醋酸溶液的pH>1，則c(H＋)<0.1mol·L－1，

說明CH3COOH只有一部分發(fā)生了電離。

2．溶液的導(dǎo)電能力與溶液中的離子濃度大小有關(guān)，離子濃度越大，導(dǎo)電能力越強(qiáng)；同濃度的鹽酸和醋酸中，

鹽酸完全電離，離子濃度大，醋酸部分電離，離子濃度小，故同濃度的醋酸溶液的導(dǎo)電能力比鹽酸的弱。

3．等濃度的鹽酸和醋酸與Mg反應(yīng)的速率不同，說明了兩種溶液中c(H＋)不相同。

4．HCl和CH3COOH在水中的電離程度不同。HCl為強(qiáng)電解質(zhì)，CH3COOH為弱電解質(zhì)。

要點歸納

1．強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念

(1)強(qiáng)電解質(zhì)：在水中能夠全部電離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)。

(2)弱電解質(zhì)：在水中只有部分電離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。

2．電解質(zhì)的分類

(1)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性無關(guān)

某些鹽如BaSO4、CaCO3等，雖難溶于水卻是強(qiáng)電解質(zhì)；而如CH3COOH、NH3·H2O盡管易溶于水，卻

部分電離，是弱電解質(zhì)。

(2)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系

溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱由溶液中自由離子的濃度和離子所帶電荷的多少決定，很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能

力很弱，濃度較大的弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力可能較強(qiáng)，因此弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱。

(3)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵沒有必然聯(lián)系

一般強(qiáng)電解質(zhì)中含有離子鍵或強(qiáng)極性共價鍵，但含有強(qiáng)極性共價鍵的化合物不一定是強(qiáng)電解質(zhì)，如HF就

是弱電解質(zhì)。

6

典例精講

【例1】（2023秋·廣西玉林·高二統(tǒng)考期末）下列關(guān)于電解質(zhì)的說法正確的是

A．氯化鈉溶液能導(dǎo)電，所以NaCl溶液是電解質(zhì)

B．液態(tài)HCl不導(dǎo)電，所以HCl不是電解質(zhì)

C．BaSO4難溶于水，所以BaSO4是弱電解質(zhì)

D．同種電解質(zhì)的溶液，濃度大的可能比濃度小的導(dǎo)電性差

【答案】D

【解析】A．氯化鈉溶液是混合物，所以NaCl溶液不是電解質(zhì)，A錯誤；

B．液態(tài)HCl不導(dǎo)電，但溶于水能導(dǎo)電，所以HCl是電解質(zhì)，B錯誤；

C．BaSO4難溶于水，但溶于水中的BaSO4能夠完全電離，故其是強(qiáng)電解質(zhì)，C錯誤；

D．在相同條件下，離子濃度越大，離子所帶電荷數(shù)越多，導(dǎo)電能力越強(qiáng)，僅僅是電解質(zhì)溶液濃度大并不能

等同于離子濃度越大，離子所帶電荷數(shù)越多，如濃硫酸濃度很大，但電離出來的離子卻很少，導(dǎo)電能力弱，

D正確；

故答案為：D。

【例2】（2023春·四川內(nèi)江·高二四川省內(nèi)江市第六中學(xué)?？计谥校┏叵拢铝袑嶒炓欢茏C明HA為弱電

解質(zhì)的是

A．0.1mol/LNaA溶液的pH>7

B．0.1mol/LHA溶液中滴入石蕊試液呈紅色

C．蛋殼浸泡在0.1mol/LHA溶液中有氣體放出

D．HA溶液的導(dǎo)電性很弱

【答案】A

【解析】A．0.1mol/LNaA溶液的pH>7，說明NaA是強(qiáng)堿弱酸鹽，故A正確；

B．0.1mol/LHA溶液中滴入石蕊試液呈紅色，只能說明溶液呈酸性，不能說明HA是弱酸，故B錯誤；

C．蛋殼浸泡在0.1mol/LHA溶液中有氣體放出，只能說明HA酸性強(qiáng)于碳酸，不一定是弱酸，故C錯誤；

D．HA溶液的導(dǎo)電性很弱，只說明溶液中離子濃度小，不能判斷HA是否全部電離，故D錯誤；

故選A。

【例3】（2023春·四川綿陽·高二統(tǒng)考階段練習(xí)）對室溫下pH和體積均相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取

下列措施，有關(guān)敘述正確的是

A．溫度都升高20℃后，醋酸溶液的pH小于鹽酸

B．加入少量的醋酸鈉晶體后，只有醋酸的pH發(fā)生變化

C．加水稀釋10倍后，鹽酸的pH變化較小

D．加入足量的鎂條充分反應(yīng)后，兩溶液產(chǎn)生的氫氣一樣多

【答案】A

7

【解析】A．醋酸在溶液中的電離為吸熱過程，升高溫度，平衡右移，溶液中的氫離子濃度增大，pH減小，

而鹽酸是強(qiáng)酸，升高溫度，溶液中的氫離子濃度基本不變，則溫度都升高20℃后，醋酸溶液的pH小于鹽酸，

故A正確；

B．鹽酸中加入少量的醋酸鈉晶體后，鹽酸與醋酸鈉反應(yīng)生成醋酸和氯化鈉，溶液中氫離子濃度減小，溶液

pH增大，故B錯誤；

C．醋酸在溶液中存在電離平衡，分別加水稀釋10倍后，電離平衡右移，所以pH相同的醋酸溶液的pH變

化小于鹽酸，故C錯誤；

D．醋酸在溶液中存在電離平衡，pH相同的醋酸溶液的濃度大于鹽酸，中和能力強(qiáng)于鹽酸，與足量的鎂條

充分反應(yīng)后，醋酸溶液產(chǎn)生的氫氣大于鹽酸，故D錯誤；

故選A。

?環(huán)節(jié)二弱電解質(zhì)的電離平衡

【情境材料】

弱電解質(zhì)醋酸在水中部分電離，電離的示意圖如下。

在一定溫度下，上述醋酸加水稀釋，溶液的導(dǎo)電能力(I)隨加入水的體積(V)變化的曲線可用下圖表示。

【問題探究】

－＋－＋

1．醋酸溶于水，部分電離產(chǎn)生離子，表示為CH3COOH―→CH3COO＋H，溶液中的CH3COO和H相互

－＋

碰撞又會結(jié)合生成醋酸分子，該過程表示為CH3COO＋H―→CH3COOH。據(jù)此，你能寫出醋酸的電離方

程式嗎？

2．向醋酸水溶液中滴入幾滴紫色石蕊試液，溶液變紅，加熱后，溶液的顏色如何變化？其原因是什么？

3．依據(jù)醋酸加水稀釋的導(dǎo)電能力(I)—加水的體積(V)的圖像回答下列問題：

(1)O點導(dǎo)電能力為0的理由是什么？

＋

(2)a、b、c三點處，溶液中c(H)由小到大的順序是什么？CH3COOH電離程度最大的是哪一點？

(3)上述圖像能否說明醋酸為弱酸？

【答案】

8

－＋

1．醋酸的電離是可逆的，電離方程式為CH3COOHCH3COO＋H。

2．溶液的紅色加深；原因是醋酸的電離是吸熱的過程，升高溫度，電離平衡向右移動，c(H＋)增大，溶液紅

色加深。

3．(1)在O點處醋酸未電離，無離子存在。

(2)c<a<b。溶液的導(dǎo)電能力主要由離子濃度和離子所帶電荷數(shù)來決定，題目中的圖像說明醋酸加水稀釋過程

中，離子濃度隨著水的加入先逐漸增大到最大值又逐漸減小，故b點c(H＋)最大，c點最小，即：c<a<b；其

中CH3COOH電離程度最大的是c點。

(3)能。a～b階段，加水稀釋，醋酸溶液的c(H＋)有增大的趨勢，說明醋酸沒有完全電離，存在電離平衡且

沒有達(dá)到平衡狀態(tài)。

要點歸納

1．弱電解質(zhì)的電離平衡

在一定條件下(如溫度和濃度)，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程

達(dá)到電離平衡狀態(tài)。如圖所示：

2．影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素

(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定了弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡時電離程度的大小。

(2)外因

①溫度：一般情況下，由于弱電解質(zhì)的電離過程吸熱，因此升高溫度，電離平衡向電離方向移動，電離程

度增大。

②濃度：同一弱電解質(zhì)，增大溶液的濃度，電離平衡向電離方向移動，但電離程度減??；稀釋溶液時，電

離平衡向電離方向移動，且電離程度增大，但往往會使溶液中離子的濃度減小。

③相同離子：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡逆向移動，電離程度減小，如下所示：

④反應(yīng)離子：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，電離平衡向電離方向移動。

＋－＋

如向CH3COOH溶液中加入NaOH固體，因H與OH反應(yīng)生成H2O，使c(H)減小，CH3COOH的電離平

衡正向移動，電離程度增大。

9

3．電離方程式的書寫

類型電離方程式的特點典型例子

＋2－

H2SO4===2H＋SO4

完全電離，電離方程式

強(qiáng)電解質(zhì)NaOH===Na＋＋OH－

寫“===”

＋＋2－

NaHSO4===Na＋H＋SO4

一元弱－＋

不完全電離，電離方程CH3COOHCH3COO＋H

酸或弱

式寫“”·＋＋－

堿NH3H2ONH4OH

弱

分步電離，以第一步為＋－

H2CO3H＋HCO(主)

電多元弱3

主，電離方程式寫

解酸－＋＋2－次

“”HCO3HCO3()

質(zhì)

不寫分步電離，一步寫

多元弱

成，電離方程式寫2＋－

Cu(OH)2Cu＋2OH

堿

“”

(1)弱電解質(zhì)的電離是吸熱的過程。

(2)在弱電解質(zhì)溶液中，弱電解質(zhì)分子、離子在溶液中共存，完全不同于強(qiáng)電解質(zhì)。

(3)弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的，一般來說，電離的分子極少，絕大多數(shù)弱電解質(zhì)以分子形式存在，

－1＋－3－1

如0.1mol·LCH3COOH溶液中，c(H)大約為1×10mol·L。

(4)弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡后，加水稀釋，電離程度增大，但電解質(zhì)分子、電解質(zhì)電離出的離子(包括H＋或

OH－)的濃度減小。判斷離子濃度比值變化時，只考慮物質(zhì)的量的比值即可。

(5)酸式鹽：強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，一步完成。

＋＋2－＋－

如：NaHSO4===Na＋H＋SO4(水溶液)，NaHSO4===Na＋HSO4(熔融狀態(tài))。

弱酸的酸式鹽強(qiáng)中有弱，分步完成。

如：＋－－＋2－

NaHCO3===Na＋HCO3，HCO3H＋CO3。

典例精講

【例4】（2023春·上海浦東新·高二華師大二附中?？计谥校┠硿囟认拢琀CN和HF的電離常數(shù)分別為4.01010

和5.6104。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正

確的是

10

A．曲線Ⅰ代表HF溶液

B．a(chǎn)點溶液中，cF<cCN

cHA

C．從c點到d點，溶液中減小(其中HA、分別代表相應(yīng)的酸和酸根離子)

cAA

D．相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中nNa+相同

【答案】C

【解析】酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強(qiáng)，根據(jù)電離平衡常數(shù)知，酸性：HF＞HCN，加水稀釋相同倍

數(shù)時，酸性越強(qiáng)，溶液的pH變化越大，曲線Ⅰ代表HCN溶液，曲線Ⅱ代表HF溶液。

A．根據(jù)分析可知，曲線Ⅱ代表HF溶液，A錯誤；

B．a(chǎn)點兩溶液的pH相同，則氫離子濃度和氫氧根濃度相同，根據(jù)電荷守恒，

c(H+)=c(OH-)+c(F-)=c(OH-)+c(CN-)，c(F-)=c(CN-)，B錯誤；

+

cH+cA-cHAcHcHA

+

C．K=，則=，從c點到d點，溫度不變，Ka不變，而c(H)逐漸減小，因此

a-cA-

cHAcAKa

逐漸減小，C正確；

D．體積和pH均相同的HF和HCN溶液，c(HCN)＞c(HF)，分別滴加同濃度的NaOH溶液至恰好中和，HCN

消耗的氫氧化鈉溶液體積多HF消耗的NaOH少，溶液中nNa不相同，D錯誤；

故選C。

【例5】（2022秋·浙江杭州·高二浙江省杭州第二中學(xué)?？计谥校┈F(xiàn)有①CH3COOH、②HCl、③H2SO4三

種溶液，下列說法不．正．確．的是

A．pH相同時，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是①>②>③

B．物質(zhì)的量濃度相同時，其pH由大到小的順序是①>②>③

C．中和等量的燒堿溶液，需等物質(zhì)的量濃度的①②③三種酸溶液的體積比為2：2：1

D．用相同大小的鐵片與少量pH相同的三種溶液制取氫氣，收集相同體積的氣體所需時間①>②=③

【答案】D

【解析】A．當(dāng)它們pH相同時，溶液中氫離子濃度相同，假設(shè)提供1mol/L的氫離子，需要醋酸濃度應(yīng)大于

1mol/L；需要②溶液濃度為1mol/L；、需要③H2SO4溶液濃度為0.5mol/L；其物質(zhì)的量濃度由大到小排列的

是①＞②＞③，A正確；

B．當(dāng)它們的物質(zhì)的量濃度相同時，假設(shè)濃度都是1mol/L；①CH3COOH溶液電離出氫離子濃度小于1mol/L、

11

②HCl電離出氫離子濃度為1mol/L、③H2SO4，電離出的氫離子濃度為2mol/L；pH由大到小排列的是①＞

②＞③，B正確；

C．中和等量的燒堿溶液，假設(shè)氫氧化鈉物質(zhì)的量為1mol，需要①醋酸1mol，需要②HCl1mol；需要

③H2SO40.5mol；需同濃度的三種酸溶液的體積比為2∶2∶1，C正確；

D．pH相同的①、②、③三溶液，開始的H+濃度相同，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸繼續(xù)電離出H+，反應(yīng)速率

快，而鹽酸和硫酸不再電離，H+濃度不變，反應(yīng)速率不變，故收集相同體積的氣體所需時間①<②=③，D

錯誤。

故選D。

?環(huán)節(jié)三電離平衡常數(shù)

【情境材料】

1．實驗?zāi)康模罕容^CH3COOH與H2CO3的酸性強(qiáng)弱及電離常數(shù)的大小。

－1－1

2．實驗操作：如圖所示，向盛有2mL1mol·L醋酸的試管中滴加1mol·LNa2CO3溶液。

3．實驗現(xiàn)象：有氣泡產(chǎn)生。

【問題探究】

1．寫出實驗中所涉及化學(xué)反應(yīng)的離子方程式。

2．盛放醋酸溶液的試管中有大量氣泡產(chǎn)生，試比較CH3COOH和碳酸酸性的相對強(qiáng)弱及其電離常數(shù)的大小

關(guān)系。

3．向飽和H3BO3溶液中滴加Na2CO3溶液無明顯現(xiàn)象，試比較H3BO3和H2CO3酸性的相對強(qiáng)弱，及其電離

常數(shù)的大小關(guān)系。

4．通過上述實驗，你得出的實驗結(jié)論是什么？

【答案】

2－－

1．2CH3COOH＋CO3===CO2↑＋H2O＋2CH3COO。

2．CH3COOH的酸性強(qiáng)于H2CO3；電離常數(shù)Ka(CH3COOH)>Ka(H2CO3)。

3．H3BO3的酸性弱于H2CO3；電離常數(shù)Ka(H2CO3)>Ka(H3BO3)。

4．酸性越強(qiáng)，電離常數(shù)越大，即Ka(CH3COOH)>Ka(H2CO3)>Ka(H3BO3)。

要點歸納

1．電離常數(shù)的概念

在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對于一元弱酸

或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是

一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示(弱酸用Ka表示，弱堿用Kb表示)。

12

2．表達(dá)式

(1)一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)

－＋

例如：CH3COOHCH3COO＋H，

－＋

c（CH3COO）·c（H）

Ka＝；

c（CH3COOH）

＋－

NH3·H2ONH4＋OH，

＋－

c（NH4）·c（OH）

Kb＝。

c（NH3·H2O）

(2)多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)

①多元弱酸或多元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù)，這些電離常數(shù)各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2

等加以區(qū)別。例如25℃時，H2CO3的電離分兩步：

＋－

＋－c（H）·c（HCO）－

＋，＝3＝×7，

H2CO3HHCO3Ka14.510

c（H2CO3）

＋2－

－＋－c（H）·c（CO）－

＋2，＝3＝×11。

HCO3HCO3Ka2－4.710

c（HCO3）

②一般多元弱酸或多元弱堿各步電離常數(shù)的大小為Ka1Ka2，Kb1Kb2，因此，多元弱酸(或弱堿)的酸性(或

堿性)主要由第一步電離決定(八字訣：分步進(jìn)行，一步?定性)。?

3．電離常數(shù)的影響因素

內(nèi)因（決定因素）——弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)

影響因素

外因——溫度（隨溫度升高而增大）

電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，而不受粒子濃度的影響。由于電解質(zhì)的電離過程吸熱，故電離常數(shù)隨著溫度的升

高而增大。

4．電離常數(shù)的意義

(1)一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。

(2)相同溫度下，等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(shù)(對于多元弱酸或多元弱堿來說，只看其第一步電離的電離

常數(shù))越大，其酸性或堿性越強(qiáng)。

.+.

(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱：相同溫度下同類型弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)隨電離常數(shù)的增大而增強(qiáng)。

(2)判斷反應(yīng)能否進(jìn)行：如用弱酸可以制備酸性更弱的酸。如相同溫度下，三種酸的電離常數(shù)如表所示：

酸HXHYHZ

電離常數(shù)9×10－79×10－61×10－2

酸性：HX<HY<HZ。反應(yīng)HY＋X－===HX＋Y－或HZ＋Y－===HY＋Z－能夠發(fā)生，而反應(yīng)HY＋Z－===HZ＋Y

－不能發(fā)生。

13

(1)電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)都是定值。

(2)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)只受溫度變化的影響。升高溫度，電離常數(shù)增大。

(3)利用電離常數(shù)可判斷某些復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”的規(guī)律，如：已知Ka(CH3COOH)

－5－8

＝1.75×10，Ka(HClO)＝4.0×10，則NaClO能與CH3COOH發(fā)生反應(yīng)。

典例精講

【例6】（2022春·廣東廣州·高二統(tǒng)考期末）分子結(jié)構(gòu)修飾是指保持分子的基本結(jié)構(gòu)不變，僅改變分子結(jié)構(gòu)

中的某些基團(tuán)而得到的新分子。分子結(jié)構(gòu)被修飾后，分子的性質(zhì)發(fā)生了改變。已知部分羧酸的分子組成和

結(jié)構(gòu)、電離常數(shù)如表。下列說法正確的是

羧酸CH3CH2COOHCH3COOHCH2ClCOOHCF3COOH

電離常數(shù)(25℃)abcd

A．a(chǎn)＞b＞c＞dB．b＞a＞c＞dC．c＞b＞a＞dD．d＞c＞b＞a

【答案】D

【解析】這幾種酸中，烴基基團(tuán)越大，其酸性越弱，所以酸性：a＜b；烴基上鹵原子為吸電子基團(tuán)，吸電

子基團(tuán)越多、越強(qiáng)，其酸性越強(qiáng)，吸電子能力：F＞Cl,甲基為供電子基團(tuán)，所以酸性：d＞c＞b＞a,酸的酸性

越強(qiáng)，其電離平衡常數(shù)越大，所以電離平衡常數(shù)：d＞c＞b＞a,故選：D。

【例7】（2022秋·廣東廣州·高二廣東華僑中學(xué)校考期中）已知25℃時有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸化學(xué)式CH3COOHHCNH2CO3

-5-10-7-11

電離平衡常1.75×106.2×10K1=4.5×10K2=4.7×10

下列有關(guān)說法正確的是

+

A．等物質(zhì)的量濃度的各溶液中c(H)大小關(guān)系為CH3COOH溶液<H2CO3溶液<HCN溶液

B．醋酸溶液加水稀釋，其電離程度先增大后減小

C．NaCN溶液中通入少量CO2發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)為NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3

c(CN-)

D．稀釋HCN溶液過程中，減小

c(HCN)

【答案】C

【解析】A．電離平衡常數(shù)越大，電離程度越強(qiáng)，酸性越強(qiáng)，所以酸性CH3COOH＞H2CO3＞HCN，則物質(zhì)的

+

量濃度相同的弱酸電離的c(H)：CH3COOH溶液>H2CO3溶液>HCN溶液，故A錯誤；

B．弱電解質(zhì)的濃度越小電離程度越大，即加水稀釋，電離程度一直增大，故B錯誤；

C．根據(jù)電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系可知酸性H2CO3＞HCN＞HCO3，所以NaCN中通入少量CO2生成碳酸氫鈉

和HCN，化學(xué)方程式為NaCN+CO2+H2O＝HCN+NaHCO3，故C正確；

14

--

cCNKaHCNcCN

D．=，加水稀釋酸性減弱，氫離子濃度減小，電離平衡常數(shù)不變，所以增大，故

cHCNcH+cHCN

D錯誤；

綜上所述答案為C。

04課堂總結(jié)

05強(qiáng)化訓(xùn)練探究

提升

一、單選題

1．（2023秋·湖北十堰·高二統(tǒng)考期末）下列事實中，能說明MOH是弱堿的是

A．MOH溶液的導(dǎo)電能力比NaOH溶液弱

B．0.1molL1MOH溶液可以使酚酞溶液變紅

1

C．常溫下，0.1molL1MOH溶液中cOH0.1molL

D．等體積的0.1molL1MOH溶液與0.1molL1鹽酸恰好完全反應(yīng)

【答案】C

【解析】A．溶液的導(dǎo)電能力與離子濃度有關(guān)，未指明相同的濃度，無法依據(jù)MOH溶液的導(dǎo)電能力弱來說

明MOH是弱堿，A不選；

B．0.1molL1MOH溶液可以使酚酞溶液變紅說明溶液為堿性，不確定堿性強(qiáng)弱，無法說明MOH是弱堿，

B不選；

1

C．常溫下，0.1molL1MOH溶液中cOH0.1molL，即MOH不能完全電離，說明MOH是弱堿，C

選；

D．等體積的0.1molL1MOH溶液與0.1molL1鹽酸恰好完全反應(yīng)是由于一元酸與一元堿的物質(zhì)的量相等，

不能說明MOH是弱堿，D不選；

15

故選：C。

2．（2022秋·北京豐臺·高二統(tǒng)考期末）在常溫下，有關(guān)下列4種溶液的敘述不．正．確．的是

編號①②③④

溶液醋酸鹽酸氨水氫氧化鈉溶液

pH331111

A．4種溶液中由水電離出的cH均為11011molL1

B．等體積的溶液①和②分別與足量鋅充分反應(yīng)，溶液①產(chǎn)生氫氣更多

C．將溶液②、③等體積混合，所得溶液中：cClcNH4cHcOH

D．將amL溶液②與bmL溶液④混合后，若所得溶液的pH4，則a:b11:9

【答案】C

【解析】A．酸溶液中氫氧根離子來自水的電離，堿溶液中氫離子來自水的電離，由pH可知四種溶液中水

電離的cH均為11011molL1，故A正確；

B．等pH值得強(qiáng)酸和弱酸，弱酸因不完全電離，因此弱酸濃度大于強(qiáng)酸，等體積時，醋酸的物質(zhì)的量大于

鹽酸，與足量鋅反應(yīng)生成的氫氣醋酸多，故B正確；

C．氨水是弱堿不完全電離，pH=11的氨水與pH=3的鹽酸等體積混合后，氨水過量有剩余，混合后溶液呈

堿性，則cNH4cClcOHcH，故C錯誤；

D．將amL溶液②與bmL溶液④混合后，若所得溶液的pH4，則混合后

3333

1.010a10L-1.010b10L

cH=1.0104，a:b11:9，故D正確；

a103Lb103L

故選：C。

3．（2022秋·北京順義·高二牛欄山一中?？计谥校┈F(xiàn)有常溫下體積均為10mL、pH=3的兩種溶液：①鹽酸

溶液②醋酸溶液，下列說法中，不正確的是

A．加水稀釋至1L，溶液的pH：①＜②

B．溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度：①＜②

C．溶液中酸根離子的物質(zhì)的量濃度：①=②

D．分別加入等濃度NaOH溶液至中性，消耗NaOH的量：①＜②

【答案】A

【解析】A．鹽酸為強(qiáng)酸、醋酸為弱酸，pH=3的兩種溶液稀釋相同的倍數(shù)，醋酸會繼續(xù)電離出更多的氫離

子，導(dǎo)致酸性強(qiáng)于鹽酸，故①>②，故A錯誤；

B．pH=3的兩種溶液，醋酸的濃度要遠(yuǎn)大于鹽酸，故B正確；

+--+--

C．根據(jù)電荷守恒，鹽酸中c(H)=c(OH)+c(Cl)，醋酸中c(H)=c(OH)+c(CH3COO)，由于pH相同，則鹽酸中

16

+-+---

c(H)、c(OH)與醋酸中c(H)、c(OH)相同，故c(Cl)=c(CH3COO)，故C正確；

D．醋酸的濃度要遠(yuǎn)大于鹽酸，分別加入等濃度NaOH溶液至中性，消耗NaOH的量：①＜②，故D正確；

故選A。

4．（2022秋·湖南·高二校聯(lián)考階段練習(xí)）下列事實能證明HA是弱酸的是

①0.1molL1HA溶液中通入HCl，c(A))減小

1

②常溫下，0.1molL1HA溶液中cH0.1molL

③0.1molL1HA溶液可以使石蕊溶液變紅

11

④相同溫度下，0.1molLHA溶液的導(dǎo)電能力比0.1molLH2SO4溶液弱

A．①②B．①③C．②④D．③④

【答案】A

【解析】①若HA是弱酸，通入HCl會使溶液中的氫離子濃度增大，電離平衡左移，溶液中A—離子濃度減

小，則0.1mol/LHA溶液中通入HCl，A—兩者濃度減小說明HA是弱酸，故正確；

②若HA是弱酸，在溶液中部分電離，0.1mol/LHA溶液中氫離子濃度小于0.1mol/L，則0.1mol/LHA溶液

中氫離子濃度小于0.1mol/L說明HA是弱酸，故正確；

③0.1mol/LHA溶液使石蕊溶液變紅只能說明溶液顯酸性，不能證明HA是弱酸，故錯誤；

④硫酸是二元強(qiáng)酸，即使HA是一元強(qiáng)酸，在相同溫度下，0.1mol/LHA溶液中的離子濃度也小于0.1mol/L

稀硫酸，導(dǎo)電性弱于0.1mol/L稀硫酸，所以0.1mol/LHA溶液導(dǎo)電性弱于0.1mol/L稀硫酸不能證明HA是

弱酸，故錯誤；

①②正確，故選A。

5．（2022秋·貴州）有關(guān)電離平衡的理解不正確的是

A．弱電解質(zhì)的溶液中存在電離平衡，強(qiáng)電解質(zhì)的溶液中一定不存在電離平衡

B．電離平衡狀態(tài)下溶液中各粒子的物質(zhì)的量濃度和質(zhì)量分?jǐn)?shù)均保持不變

C．電離平衡是動態(tài)平衡。

D．改變條件時，電離平衡會發(fā)生移動，在新的條件下建立新的平衡

【答案】A

???

【解析】A．弱電解質(zhì)的溶液中存在電離平衡，如醋酸溶液中，存在電離平衡：CH3COOH???HCH3COO、

H2OHOH，同樣地，在強(qiáng)電解質(zhì)溶液中，如碳酸氫鈉屬于強(qiáng)電解質(zhì)，在其溶液中存在電離平衡：

2

HCO3HCO3、H2OHOH，故A錯誤；

B．電離平衡與化學(xué)平衡狀態(tài)類似，在一定條件下，達(dá)到電離平衡時，溶液中各粒子的物質(zhì)的量濃度和質(zhì)量

分?jǐn)?shù)均保持不變，故B正確；

C．電離平衡與化學(xué)平衡一樣符合平衡的相關(guān)特征，屬于動態(tài)平衡，故C正確；

D．與化學(xué)平衡類似，改變條件，電離平衡會發(fā)生移動，在新的條件下建立新的平衡，故D正確；

故選A。

17

6．（2022秋·山西晉中）下列各組物質(zhì)，按強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、非電解質(zhì)的順序排列的是

A．NaOH、NaCl、SO2溶液B．BaSO4、SO3、CuSO4晶體

C．NaCl、H2S、CO2D．SO3、AgCl、NH3·H2O

【答案】C

【解析】A．NaCl屬于強(qiáng)電解質(zhì)，SO2溶液是混合物，不是化合物，不屬于電解質(zhì)，A不