第一节　弱电解质的电离 （考点考法剖析）-【高考引领教学】高考化学一轮针对性复习方案（全国通用）

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第一节　弱电解质的电离
【必备知识要求】
1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(Ka、Kb)进行相关计算。
【关键能力及高考要求】
关键能力要求：理解辨析能力、分析推理能力、微观想象能力、探究创新能力。
高考要求：本节是高考的高频考点，在高考中考查主要有三个方面能力，一是强弱电解质的判断能力与比较能力；二是外界条件对电离平衡的影响，在不同的条件下，对电离平衡的应用能力；三是电离平衡常数的计算能力，它是高考新增热点，主要命题角度为电离平衡常数的计算及应用。本讲内容是电解质溶液理论的基础，以选择题为主。
【学科核心素养解析】
1.变化观念与平衡思想:认识弱电解质的电离有一定限度,是可以调控的。能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡,并运用电离平衡原理解决实际问题。
2.宏观辨识与微观探析：认识弱电解质的电离是部分电离，主要是以分子的形式存在，少部分电离出离子，从“宏微结合”的角度，认识强弱电解质的区别，以及电解质溶液导电的本质。以形成分析问题和解决问题的能力。
3.科学探究与创新意识:能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能从问题和假设出发，确定探究目的,设计探究方案,进行实验探究。
4.证据推理与模型认知:知道可以通过分析、推理等方法认识电离平衡的本质特征、建立模型,能运用模型解释电离平衡的移动,揭示现象的本质和规律。
必备知识点1 强、弱电解质与弱电解质的电离平衡
一．强、弱电解质
1.概念

2.与化合物类型的关系
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。
二．弱电解质：包括 弱酸 、 弱碱 、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、 水等。
1.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立

①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为。
②平衡的建立过程中，v(电离)v(结合)。
③当v(电离)v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
2.电离平衡的特征

3.影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质
（2）外因：外界条件对电离平衡的影响
电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，电离平衡会发生移动，平衡移动遵循勒夏特列原理。
①一般结论
外界条件
电离平衡移动方向
电离程度变化
温度
升高温度
向移动
增大
浓度
稀释溶液
向移动
增大
相同离子
加入与弱电解质
相同离子的强电解质
向移动
减小
加入能与电解质离子反应的物质
向移动
增大
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。
实例(稀溶液)
CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH>0
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
加入少量
冰醋酸
→
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
←
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
→
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
→
减小
减小
增强
不变
升高温度
→
增大
增大
增强
增大
加
CH3COONa(s)
←
减小
减小
增强
不变
4. 电离方程中的书写
(1)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3的电离方程式：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
(2)多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3的电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
(3)强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4的电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(4)弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3的电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
（5）氢氧化铝的两式电离：H++AlO2-+H2OAl（OH）3Al3++3OH-
（6）H3BO3的电离：H3BO3+H2OH4BO4-+H+
5.电解质溶液的导电能力与溶液中离子的关系
(1)电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数,自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多,导电能力越强。
(2)将冰醋酸和稀醋酸分别加水稀释,其导电能力随加水量的变化曲线如图:



提点:（1）.OA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。
（2）.AB段导电能力随加水量增多减弱的原因是随水的加入,溶液的体积增大,离子浓度减小,导电能力减弱。
【知识理解提点】
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,离子的浓度不一定增大,电离程度也不一定增大。
4.影响电解质溶液的导电能力的主要因素：电解质溶液的导电能力主要取决于离子的浓度、离子在电场中的运动速率以及离子所带的电荷数目。
(1)相同条件下溶液的离子浓度越大，其导电能力越强。
(2)相同离子浓度时，离子所带的电荷数越多，溶液的导电能力越强。
(3)温度越高，溶液的导电能力越强。
【惑点辨析】
判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
1.HCl为强电解质,故盐酸中不存在电离平衡。(　　)
2.H2SO4在其稀溶液和浓溶液中均能完全电离。(　　)
3.氨气溶于水,当NH3·H2O电离出的c(OH-)=c(NH4+)时,表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(　　)
4.电离平衡右移,弱电解质的电离程度一定增大。(　　)
5.稀释弱电解质溶液时,所有粒子浓度都一定会减小。(　　)
6.向0.1 mol·L-1 HF溶液中加水稀释或加入少量NaF晶体时,都会引起溶液中c(H+)减小。(　　)
7.常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4。(　　)
8.CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中c(CH3COOH)c(CH3COO-)的值减小。(　　)
答案:1.×　2.×　3.×　4.×　5.×　6.√　7.× 8.√
【夯基例析·跟踪演练】
【基础例析】弱电解质的电离特点
例1．（2022·四川南充市·高三一模）将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)
A．c(H＋) B．Ka(HF)
C. D.
【答案】　D
【解析】A项:HF为弱酸，存在电离平衡：HFH＋＋F－。根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；
B项：电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka不变，B错误；
C项：当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以减小，C错误；
D项：＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以增大，D正确。
【跟踪演练】
1. H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中 (　　)
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH值增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH值减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
【答案】　C
【解析】A项：　加水促进电离，但氢离子浓度减小，A错误；
B项：发生反应2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH值减小，错误；
C项：滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH值减小，C项正确；
D项：加入少量硫酸铜固体，发生反应H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋， H＋浓度增大，D项错误。
【基础例析】溶液导电性图像分析
例2.(2022·北京四十九中高三月考)在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。

下列分析不正确的是(　　)
A．代表滴加NaHSO4溶液的变化曲线
B．b点，溶液中大量存在的离子是Na＋、OH－
C．c点，两溶液中含有相同量的OH－
D．a、d两点对应的溶液均显中性
【答案】　C
【解析】试题所涉及的化学方程式为向Ba(OH)2溶液中滴入H2SO4溶液：Ba(OH)2H2SO4===BaSO4↓＋2H2O(反应ⅰ)；向Ba(OH)2溶液中滴入NaHSO4溶液：Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O(反应ⅱ)，NaOH＋NaHSO4===Na2SO4＋H2O(反应ⅲ)。
A项：由题图可知曲线①在a点溶液导电能力最低，说明此时溶液中离子浓度最小，当Ba(OH)2和H2SO4完全反应时生成BaSO4沉淀，此时溶液导电能力最低，故反应ⅰ符合，正确；
B项:曲线②中b点进行的反应是反应ⅱ，溶液中含有Ba(OH)2与NaHSO4反应生成的NaOH，正确；
C项:c点曲线①表示Ba(OH)2已经完全反应，并剩余H2SO4，溶液显酸性，c点曲线②表示NaOH与NaHSO4反应，且NaOH还有剩余，故溶液中含有反应ⅲ生成的Na2SO4和剩余的NaOH，溶液显碱性，所以c点两溶液中含有OH－的量不相同，错误；
D项:a点为Ba(OH)2和 H2SO4完全反应时生成BaSO4沉淀，溶液呈中性，d点溶液中溶质只有Na2SO4，溶液也呈中性，正确。
【跟踪演练】
2.（2022·湖北沙市中学模拟）电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　)


【答案】D
解析：HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。
必备知识点2电离度　电离平衡常数(简称电离常数)
1．电离度
(1)概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的分数。
(2)表示方法
α＝×100%
也可表示为α＝×100%
(3)影响因素
温度的影响
升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；
降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小
浓度的影响
当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；
当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
2．电离常数
(1)概念：电离平衡的常数叫做电离常数。
(2)表达式
①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，电离常数Ka＝。
②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝。
(3)特点
多元弱酸各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3，故其酸性取决于第一步电离。
(4)影响因素
内因：弱电解质本身的性质
外因：电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。
(5)意义
―→―→
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：
H2C2O4＞H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。
3.电离常数的四大应用
①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，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计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。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。
稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。用来计算PH值。
4.电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。
【惑点辨析】
判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
1.HCl为强电解质,故盐酸中不存在电离平衡。(　　)
2.H2SO4在其稀溶液和浓溶液中均能完全电离。(　　)
3.氨气溶于水,当NH3·H2O电离出的c(OH-)=c(NH4+)时,表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(　　)
4.电离平衡右移,弱电解质的电离程度一定增大。(　　)
5.稀释弱电解质溶液时,所有粒子浓度都一定会减小。(　　)
6.向0.1 mol·L-1 HF溶液中加水稀释或加入少量NaF晶体时,都会引起溶液中c(H+)减小。(　　)
7.常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4。(　　)
8.CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中c(CH3COOH)c(CH3COO-)的值减小。(　　)
答案:1.×　2.×　3.×　4.×　5.×　6.√　7.× 8.√
【知识理解提点】
1.判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。注意，必须是相同温度。
2.判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，相同温度下，电离常数越大，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。尤其是二元酸的一级电离常数比一元弱酸的电离常数大，但是，二级电离常数比一元弱酸的电离常数小，这种情况下，只能生成酸式盐。
【夯基例析·跟踪演练】
【基础例析】电离常数的应用
例1．下表是几种常见弱酸的电离常数(25 ℃)
弱酸
电离方程式
电离常数K
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
1.26×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
HCOH＋＋CO
K1＝4.31×10－7
K2＝5.61×10－11
H2S
H2SH＋＋HS－
HS－H＋＋S2－
K1＝9.1×10－8
K2＝1.1×10－15
H3PO4
H3PO4H＋＋H2PO
H2POH＋＋HPO
HPOH＋＋PO
K1＝7.52×10－3
K2＝6.23×10－8
K3＝4.2×10－13

回答下列问题：
(1)K只与温度有关，当温度升高时，K值________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？________________________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最强的是________，最弱的是________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律是K1∶K2∶K3≈1∶105∶1010，产生此规律的原因是
________________________________________________________________________。
【答案】：(1)增大
(2)相同温度下K值越大，对应酸的酸性越强
(3)H3PO4　HS－
(4)上一级电离出的H＋对下一级电离有抑制作用
【跟踪演练】
1.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离平衡
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
3.0×10－8
按要求书写离子方程式：
(1)将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中
(2)将少量CO2气体通入NaClO溶液中
(3)将少量CO2气体通入到Na2S溶液中
【答案】（1）2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑。
（2）ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO。
（3）CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO。
【基础例析】电离常数的计算
例2.0.1 mol·L－1醋酸溶液中，存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－。经测定溶液中c(CH3COO－)为1.4×10－3mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数Ka＝ 。
【答案】　1.96×10－5
【解析】
　　　　 CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始(mol·L－1))0.1 0 0
平衡(mol·L－1) 0.1－1.4×10－3 1.4×10－3 1.4×10－3
K＝＝≈＝1.96×10－5。
【跟踪演练】
1.常温下，0.056mol/L的氨水，PH=11，则氨水的电离度为________,电离常数K=________.
【答案】1.8% ；1.8×10-5
【解析】PH=11的氨水,C(OH-)=10-3 mol·L－1
NH3.H2O NH4+ ＋ OH-
起始(mol·L－1))0.056 0 0
平衡(mol·L－1) 0.056－10－3 10－3 10－3
氨水的电离度=10−30.056×100%=1.8%
K=0.001×0.0010.056−0.001=1.8×10-5
2.(2022·漯河模拟改编)常温下，浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的HA和HB溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示，求该温度下HB的电离平衡常数约等于_______
【答案】1.11×10－5
【解析】　根据图像可知，lg=2时,PH=4,即稀释100倍时HB的浓度变为0.001 mol·L－1，而此时溶液中c(H＋)为10－4 mol·L－1，即发生电离的HB是10－4 mol·L－1，该温度下HB的电离平衡常数K＝＝≈1.11×10－5，
必备知识点3一元弱酸（碱）与一元强酸（碱）的比较
1.相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸

c(H+)
pH
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
由H2O电离出的c(H+)
一元
强酸
大
小
相同
相同
大
小
一元
弱酸
小
大
小
大
2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸

c(H+)
c(酸)
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
由H2O电离
出的c(H+)
一元
强酸
相同
小
弱
少
开始相同后较小
相同
一元
弱酸
大
强
多
开始相同后较大
注:一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
3.图像法理解一强一弱的稀释规律
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数,醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数,盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多
【知识理解提点】
1．H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差别很大的原因
(从电离平衡的角度解释)。
【答案】　第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用
2.判断弱电解质的三个思维角度
角度一:弱电解质的定义,即弱电解质不能完全电离,如测0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二:弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动,如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后,1 角度三:弱电解质形成的盐能水解,如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象:
(1) 配制某浓度的醋酸钠溶液,向其中加入几滴酚酞溶液。现象:溶液变为浅红色。
(2) 测量溶液的PH值，现象:PH>7
【惑点辨析】
判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
1.HCl为强电解质,故盐酸中不存在电离平衡。(　　)
2.H2SO4在其稀溶液和浓溶液中均能完全电离。(　　)
3.电离平衡右移,弱电解质的电离程度一定增大。(　　)
4.稀释弱电解质溶液时,所有粒子浓度都一定会减小。(　　)
5.向0.1 mol·L-1 HF溶液中加水稀释或加入少量NaF晶体时,都会引起溶液中c(H+)减小。(　　)
6.常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4。(　　)
7.CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中c(CH3COOH)c(CH3COO-)的值减小。(　　)
8.当弱电解质的浓度增大时,电离度增大。(　　)
9.弱电解质的电离平衡右移,电离平衡常数一定增大。(　　)
10.某一弱电解质,电离度越大,电离常数就越大。(　　)
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.相同温度下,向1 mol·L-1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸,其电离度变小。(　　)
【答案】1.×　2.× 3.×　4.×　5.√　6.× 7.√ 8.×　9.×　10.×　11.×　12.√
【夯基例析·跟踪演练】
【基础例析】强、弱电解质的判断与比较
例．25 ℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平衡常数
1.7×10－5
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
3.0×10－8
请回答下列问题：
(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 。
(2)同浓度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为 。
(3)体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数
(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的电离平衡常数；理由是
。
【答案】　(1)CH3COOH>H2CO3>HClO
(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－
(3)大于　稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大
【解析】　电离平衡常数越大，酸性越强，电离平衡常数越小，其对应酸根离子结合H＋能力越强。
(3)根据图像分析知，起始时两种溶液中c(H＋)相同，故c(较弱酸)＞c(较强酸)，稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c(H＋)一直大于较强酸的c(H＋)，稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大。
【跟踪演练】
1.(2022·浙江温州适应性测试)25 ℃时，关于0.01 mol·L－1 HCl和0.1 mol·L－1 CH3COOH两种溶液的比较，下列说法正确的是(　　)
A．稀释10倍后浓度变化：c(CH3COOH)＝10c(Cl－)
B．中和1 mol NaOH时消耗酸的体积：V(HCl)＝10V(CH3COOH)
C．上述两种溶液与足量的NaOH溶液反应，后者放热更多
D．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－)＝10c(Cl－)
【答案】B
【解析】A项：两种溶液稀释10倍后，Cl－浓度减小到原HCl溶液浓度的，但由于CH3COOH为弱酸，稀释促进CH3COOH的电离，故稀释后CH3COOH的浓度小于原CH3COOH溶液浓度的，即c(CH3COOH)＜10c(Cl－)，A项错误；
B项：中和1 mol NaOH需要HCl和醋酸的物质的量均为1 mol，由于HCl和CH3COOH溶液浓度比为1∶10，则消耗二者的体积比为10∶1，B项正确；
C项：由于没有给出两种酸溶液的体积，所以不能确定与足量的NaOH溶液反应后放出热量的多少，C项错误；
D项：由于醋酸为弱酸，所以当用NaOH中和醋酸时，若是完全中和，所得溶液呈碱性，如果得到中性溶液，则需要醋酸过量，即加入的NaOH固体的量要小于醋酸的量，则加入NaOH固体反应后呈中性的两溶液中分别有c(CH3COO－)＝c(Na＋)＜0.1 mol·L－1，c(Cl－)＝c(Na＋)＝0.01 mol·L－1，故c(CH3COO－)＜10c(Cl－)，D项错误。
2.(2022·北京东城区期末)对室温下pH相同、体积相同的氨水与氢氧化钠两种稀溶液,分别采取下列措施,有关叙述正确的是(　　)
A.温度均升高20 ℃,两溶液的pH均不变
B.加入适量氯化铵固体后,两溶液的pH均减小
C.加水稀释100倍后,氨水中c(OH-)比氢氧化钠溶液中的小
D.与足量的氯化铁溶液反应,产生的氢氧化铁沉淀一样多
【答案】B
解析:A项：升高温度,水的离子积KW变大,所以两溶液的pH一定改变,A错误;
B项：加入氯化铵之后,由于同离子效应,NH3·H2O的电离程度减小,c(OH-)降低,溶液pH减小,而NaOH溶液中,NH4+和OH-反应,使得c(OH-)减小,溶液pH也减小,B正确;
C项：向pH相同的两溶液中加水稀释100倍,NaOH溶液的pH的变化量为2,而氨水的pH的变化量小于2,则氨水中c(OH-)比氢氧化钠溶液中的大,C错误;
D项：体积相同、pH相同的两溶液中,n(OH-)相同,但是氨水中存在电离平衡,未电离的 NH3·H2O 可以再提供OH-,故这两种溶液和足量的FeCl3反应,氨水产生的Fe(OH)3更多,D错误。
必备知识点4自偶电离和弱酸的分布曲线
1.定义：液态状况下溶剂分子在溶剂中自发发生的电离称为自偶电离。
2.条件：只要是液态极性共价分子化合物就可发生自偶电离，在部分酸的浓水溶液（如浓硝酸）也可发生类似反应。分子的极性越强则自偶电离的程度越大。
3.实例
(1)极性共价化合物的自偶电离
HNO3+HNO3H2NO3++NO3-
BrF3+BrF3BrF4⁻+ BrF2⁺
NH3+NH3NH4++NH2-
CH3CH2OH+CH3CH2OHCH3CH2OH2++CH3CH2O-
H2O+H2OH3O++OH-
SOCl2SOCl++Cl⁻
N2O4NO++NO3-
3HFH2F++HF2-
3HClH2Cl++HCl2-
（2）非极性共价分子在溶液中时也偶有自偶电离
例如：2PCl5PCl6- + PCl4+
PBr5PBr4++ Br_
如：（2021年湖北省高考试题） 超酸是一类比纯硫酸更强的酸，在石油重整中用作高效催化剂。某实验小组对超酸HSbF6的制备及性质进行了探究。由三氯化锑(SbCl3)制备HSbF6的反应如下：SbCl3+Cl2SbCl5、SbCl5+6HF=HSbF6+5HCl。制备SbCl5的初始实验装置如图(毛细管连通大气，减压时可吸人极少量空气，防止液体暴沸；夹持、加热及搅拌装置略)：

相关性质如表：
物质
熔点
沸点
性质
SbCl3
73.4℃
220.3℃
极易水解
SbCl5
3.5℃
140℃分解79℃/2.9kPa
极易水解
回答下列问题：
（5）为更好地理解超酸的强酸性，实验小组查阅相关资料了解到：弱酸在强酸性溶剂中表现出碱的性质，如冰醋酸与纯硫酸之间的化学反应方程式为CH3COOH+H2SO4=[CH3C(OH)2]+[HSO4]-。以此类推，H2SO4与HSbF6之间的化学反应方程式为___。
（6）实验小组在探究实验中发现蜡烛可以溶解于HSbF6中，同时放出氢气。已知烷烃分子中碳氢键的活性大小顺序为：甲基(—CH3)<亚甲基(—CH2—)<次甲基()。写出2—甲基丙烷与HSbF6反应的离子方程式___。
【答案】 （5）H2SO4+HSbF6=[H3SO4]+[SbF6]-
（6）CH3CH(CH3)CH3+HSbF6=(CH3)3C++SbF+H2↑
【解析】（5）H2SO4与超强酸HSbF6反应时，H2SO4表现出碱的性质，则化学方程式为H2SO4 +HSbF6= ；
（6）2-甲基丙烷的结构简式为CH3CH(CH3)CH3，根据题目信息知，CH3CH(CH3)CH3中上的氢参与反应，反应的离子方程式为CH3CH(CH3)CH3+HSbF6 = ++H2。
4.分布曲线图像
分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线。
一元弱酸(以CH3COOH为例)
二元弱酸(以草酸H2C2O4为例)


δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO－分布系数
δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2O分布系数、δ2为C2O分布系数
随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式
【高考应用】
高频考点1 溶液的导电性及变化
1.影响电解质溶液的导电能力的主要因素
电解质溶液的导电能力主要取决于离子的浓度、离子在电场中的运动速率以及离子所带的电荷数目。
(1)相同条件下溶液的离子浓度越大，其导电能力越强。
(2)相同离子浓度时，离子所带的电荷数越多，溶液的导电能力越强。
(3)温度越高，溶液的导电能力越强。
2.阳离子向阴极移动的同时，阴离子向阳极移动。所以，同种电解质电离出的带相同电荷的阴阳离子对，导电性是相同的。
3.导电性强弱的变化，要考虑：（1）原电解质是强电解质还是弱电解质，加入的电解质是强电解质还是弱电解质。
（2）发生的是什么化学反应，发生化学反应变化为强解质还是弱电解质。
（3）加入电解质后，体积发生变化，离子浓度变大还是变小。
【高考实例】
例1：（2019.全国高考）NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾（邻苯二甲酸H2A的Ka1＝1.1×10﹣3，Ka2＝3.9×10﹣6）溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。下列叙述错误的是（　　）

A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关
B．Na+与A2﹣的导电能力之和大于HA﹣的
C．b点的混合溶液pH＝7
D．c点的混合溶液中，c（Na+）＞c（K+）＞c（OH﹣）
【答案】C
【解析】：A项：溶液的导电能力取决于电荷浓度的大小，由图象可知a、b、c点的离子种类、浓度不同，可知混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关，故A正确；
B项：由图象可知b点钾离子浓度较小，b点导电能量较大，b点存在Na+与A2﹣，可知Na+与A2﹣的导电能力之和大于HA﹣的，故B正确；
C项：由题给数据可知H2A为二元弱酸，b点溶质为为Na2A、K2A，为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则pH＞7，故C错误；
D项：c点NaOH过量，则n（NaOH）＞n（KHA），溶液呈碱性，可知c（Na+）＞c（K+）＞c（OH﹣），故D正确。
故选：C。
【跟踪演练】
1. (2022·湖南怀化高三月考)室温下，有pH＝3的盐酸、硫酸、醋酸(假设CH3COOH的电离度为1%)三种相同体积的溶液。以下叙述错误的是(　　)
A．测定其导电性能相同
B．与足量的锌粉反应的起始速率相同
C．与足量的锌粉反应产生氢气的体积比为1∶1∶100
D．与同浓度氢氧化钠溶液反应，消耗氢氧化钠溶液的体积为1∶2∶100
【答案】D
【解析】A项：pH＝3的盐酸、硫酸、醋酸导电性能相同，正确；
B项：pH＝3的盐酸、硫酸、醋酸，锌与氢离子反应，氢离子浓度相同，起始速率相同，正确；
C项：CH3COOH的电离度为1%，pH＝3，c(H＋)＝10－3 mol/L，与足量的锌粉反应，CH3COOH均被消耗，c(CH3COOH)＝ mol/L＝10 －1 mol/L，盐酸的浓度与氢离子浓度相等，c(H＋)＝10－3 mol/L，H2SO4的浓度为 mol·L－1与足量的锌粉反应产生氢气的体积比为1∶1∶100，正确；
D项：消耗氢氧化钠溶液的体积为1∶1∶100，故D错误。
2.（2022·四川南充市·高三一模）电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。下图是利用手持技术数字化实验测量的溶液分别滴定溶液和溶液的滴定曲线。下列示意图中，能正确表示用溶液滴定和混合溶液的滴定曲线的是

A． B．
C． D．
【答案】A
【解析】根据溶液分别滴定溶液和溶液的滴定曲线可知，开始时，盐酸是强电解质，完全电离，导电率大，加入氢氧化钾后，氢氧化钾与盐酸反应生成水，溶液的体积增大，导致溶液中离子浓度减小，导电率下降，当盐酸被消耗完，再加入氢氧化钾，溶液中离子浓度增大，导电率增大；
开始时，醋酸是弱电解质，在溶液里部分电离，导电率小，醋酸与氢氧化钾反应，转化为强电解质，溶液中离子浓度增大，导电率增大；当醋酸被消耗完，继续加入氢氧化钾，溶液中离子浓度增大，导电率增强。
向醋酸和盐酸的混合溶液中滴加氢氧化钾，氢氧化钾先和盐酸反应，生成强电解质氯化钾，但溶液的体积不断增大，溶液被稀释，溶液中离子浓度减小，导电率下降，当盐酸全部被中和后，继续滴加氢氧化钾与弱电解质醋酸反应生成强电解质醋酸钾，溶液中离子浓度增大，导电率增大，当醋酸也反应完，继续加氢氧化钾，溶液的导电能力增大，符合导电率变化的为A，答案选A。
高频考点2 电离常数的计算
1.要计算电离常数，题目会提供相应的条件和信息，这些信息提供的方式有两种：
（1）通过图示提供
（2）文字叙述提供
2.一般提供如下条件：
（1）弱酸溶液中离子的分布曲线
（2）已知弱酸强碱混合或强酸弱碱混合呈中性，计算电离常数
（3）已知起始浓度和溶液的PH值
（4）已知起始浓度和分布曲线以及中和滴定曲线
【高考实例】识图计算电离常数
1.弱酸溶液中离子的分布曲线
例1:（2020年全国统一高考化学试卷（新课标Ⅱ））26T（2）次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ（X）＝，X为HClO或ClO﹣]与pH的关系如图（b）所示。HClO的电离常数Ka值为　　。
【答案】10﹣7.5
【解析 】（2）HClO的电离常数Ka＝，取ClO﹣与HClO相交的点，即pH＝7.5，c（ClO﹣）＝c（HClO）；Ka＝＝c（H+）＝10﹣7.5。
故答案为：10﹣7.5；
【考点演练】
1.氯在饮用水处理中常用作杀菌剂，且HClO的杀菌能力比ClO－强。25 ℃时氯气氯水体系中存在以下平衡关系：
Cl2(g)Cl2(aq)　　　　　　　　　　K1＝10－1.2
Cl2(aq)＋H2OHClO＋H＋＋Cl－ K2＝10－3.4
HClOH＋＋ClO－ Ka＝？
其中Cl2(aq)、HClO和ClO－分别在三者中所占分数(α)随pH变化的关系如图所示。

求Cl2(g)＋H2O2H＋＋ClO－＋Cl－　K＝_______
【答案】10-12。1
【解析】Cl2(g)＋H2O2H＋＋ClO－＋Cl－，K＝K1×K2×Ka，
先计算其中的Ka=CH+。CClO−CHClO ，由图可得，当C（HClO）=C（ClO-）时，PH=7.5，所以 Ka＝10－7.5，
再计算K＝K1×K2×Ka， K=10－12.1，
2.25 ℃时，2.0×10－3 mol·L－1氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略体积变化)，得到c(HF)、c(F－)与溶液pH的变化关系，如下图所示：

计算：25 ℃时，HF电离常数的数值Ka≈________，
【答案】：10－3.45(或3.5×10－4)
【解析】 Ka＝，当c(F－)＝c(HF)时，Ka＝c(H＋)，查图中的交点处即为c(F－)＝c(HF)，故所对应的pH=3.45，即c(H＋)=10－3.45，所以，Ka=c(H＋)=10－3.45
【高考实例】已知起始浓度和分布曲线以及中和滴定曲线
例2:（2020·全国高考试题）以酚酞为指示剂，用0.1000 mol·L−1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如图所示。[比如A2−的分布系数：δ(A2-)=c(A2-)c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)]

下列叙述正确的是
A．曲线①代表δ(H2A)，曲线②代表δ(HA-)
B．H2A溶液的浓度为0.2000 mol·L−1
C．HA−的电离常数Ka=1.0×10−2
D．滴定终点时，溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)
【答案】C
【解析】根据图像，曲线①代表的粒子的分布系数随着NaOH的滴入逐渐减小，曲线②代表的粒子的分布系数随着NaOH的滴入逐渐增大，粒子的分布系数只有1个交点；当加入40mLNaOH溶液时，溶液的pH在中性发生突变，且曲线②代表的粒子达到最大值接近1；没有加入NaOH时，pH约为1，说明H2A第一步完全电离，第二步部分电离，曲线①代表δ(HA-)，曲线②代表δ(A2-)，根据反应2NaOH+H2A=Na2A+2H2O，c(H2A)=0.1000mol/L×40mL2×20.00mL=0.1000mol/L，据此分析作答。
A项：根据分析，曲线①代表δ(HA-)，曲线②代表δ(A2-)，A错误；
B项：当加入40.00mLNaOH溶液时，溶液的pH发生突变，说明恰好完全反应，结合分析，根据反应2NaOH+H2A=Na2A+2H2O，c(H2A)= 0.1000mol/L×40mL2×20.00mL=0.1000mol/L，B错误；
C项：根据曲线当δ(HA-)=δ(A2-)时溶液的pH=2，则HA-的电离平衡常数Ka=c(A2-)⋅c(H+)c(HA-)=c(H+)=1×10-2，C正确；
D项：用酚酞作指示剂，酚酞变色的pH范围为8.2~10，终点时溶液呈碱性，c(OH-)＞c(H+)，溶液中的电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(HA-)+c(OH-)，则c(Na+)＞2c(A2-)+c(HA-)，D错误；答案选C。
【考点演练】
1.常温下,向1L0.01mol·L-一元酸HR溶液中逐渐通入氨气[常温下NH。·H,O电离平衡常数K=1.76×10-5,保持温度和溶液体积不变,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。则HR的电离常数为_______,0.01mol/L溶液的PH=_____.
【答案】10-6 4
【解析】PH=6时，C（H+）=10-6，由图可得lg=0
即=1，则Ka==10-6
HR H+ + R-
起始(mol·L－1))0.01 0 0
平衡(mol·L－1) 0.01－X X X
Ka== =10-6 0.01-x≈0.01,解得x=10-4,PH=4
2.25℃时,向NaHCO,溶液中滴入盐酸,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。
则25℃时,H2CO3的一级电离Ka1(H2CO3)=__________
【答案】1.0×10-6.4
【解析】当lg=1,即=10时，H2CO3的一级电离Ka1(H2CO3)==10×10-7.4=1.0×10-6.4
3.常温下，向a mol·L－1CH3COONa溶液中，滴加等体积的b mol·L－1的盐酸，使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka＝____________。
【答案】：
【解析】：由电荷守恒和物料守恒可得

所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)
CH3COOHCH3COO－　　　　＋　　　H＋
mol·L－1　mol·L－1　　10－7 mol·L－1
Ka＝)＝。
4.25 ℃时,用0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1的NaOH溶液,当滴加V mL CH3COOH溶液时,混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的电离常数为Ka,忽略混合时引起的溶液体积的变化,则电离常数,Ka=__________
【答案】2×10-70.1V-2
【解析】:混合溶液的pH=7,说明醋酸过量,c(CH3COOH)≈0.1(V-20)20+Vmol·L-1,
根据电荷守恒式:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)及c(H+)=c(OH-)可得,c(Na+)=c(CH3COO-)=0.1×2020+V mol·L-1,则 Ka=c(H+)×c(CH3COO-)c(CH3COOH)= 2×10-70.1V-2,
5..在25℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH)=c(Cl-)，用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=______。
【答案】
【解析】在25℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH)=c(Cl-)，根据电荷守恒c(NH)+c(H＋)＝c(OH－)+c(Cl-)可知c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L，根据氯离子守恒可知c(NH)=c(Cl-)=0.005mol/L，根据氮原子守恒可知溶液中c(NH3·H2O)=(0.5a－0.005)mol/L，则NH3·H2O的电离常数Kb=。