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第21讲 电离平衡（讲）- 2024年高考化学大一轮复习【讲义+练习+专题】
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考纲和考试说明是备考的指南针，认真研究考纲和考试说明，可增强日常复习的针对性和方向性，避免盲目备考，按方抓药，弄清楚高考检测什么，检测的价值取向，高考的命题依据。
2.精练高考真题，明确方向
经过对近几年高考题的横、纵向分析，可以得出以下三点：一是主干知识考查“集中化”，二是基础知识新视角，推陈出新，三是能力考查“综合化”。
3.摸清问题所在，对症下药
要提高后期的备考质量，还要真正了解学生存在的问题，只有如此，复习备考才能更加科学有效。所以，必须加大信息反馈，深入总结学情，明确备考方向，对症开方下药，才能使学生的知识结构更加符合高考立体网络化要求，才能实现基础→能力→分数的转化。
4.切实回归基础，提高能力
复习训练的步骤包括强化基础，突破难点，规范作答，总结方法，通过这样的总结，学生印象深刻，应用更加灵活。
第21讲 电离平衡
【化学学科素养】
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，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学研究与创新意识：能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行哙验探究。
3.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。
【必备知识解读】
一、弱电解质的电离平衡
1.弱电解质
(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。
2.弱电解质的电离概念
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
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。
二、电离方程式的书写
【特别提醒】强酸的酸式盐在熔融状态和水溶液中，电离方程式是不同的。
（1）熔融状态时：NaHSO4 === Na+ + HSO4- ；
（2）溶于水时：NaHSO4 === Na+ + H+ + SO42-杨sir
三、电离平衡常数及其应用
1．概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用 K 表示（通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数）。杨sir化学，侵权必究
2.表达式
（1）一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝eq \f(c(A－)·c(H＋),c(HA))。
（2）一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝eq \f(c(B＋)·c(OH－),c(BOH))。
（3）多元弱酸、弱碱
3.特点
(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。
(3)多元弱酸的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。
【关键能力拓展】
1.外因对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。如：
以0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0的影响。
2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
3.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
4.电离度
（1）概念：弱电解质达电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。
(2)表示方法
α＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,溶液中原有弱电解质的总分子数)×100%
也可表示为α＝eq \f(弱电解质的某离子浓度,弱电解质的浓度)×100%
(3)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。
（4）意义：表示不同弱电解质在水溶液中的电离程度，在相等条件下可用电离度比较弱电解质的相对强弱。
【核心题型例解】
高频考点一 电离方程式
【例1】下列指定化学用语正确的是
A．NaHCO3的电离方程式：NaHCO3=Na++H++
B．HF的电离方程式：HF=H++F-
C．NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4=Na++H++
D．H2S的电离方程式：H2S⇌2H++S2-
【变式探究】下列说法正确的是
A．Na2CO3是强电解质，故Na2CO3的电离方程式为Na2CO3=Na＋CO
B．室温下，0.1 ml·L－1的BOH溶液的pH＝11，则BOH的电离方程式为BOHB＋＋OH－
C．25 ℃ NaA溶液的pH>7，则HA的电离方程式为HA=H＋＋A－
D．CaCO3的饱和水溶液导电性很弱，故CaCO3的电离方程式为CaCO3Ca2＋＋CO
高频考点二 弱电解质的电离平衡
【例2】（2022·全国乙卷）常温下，一元酸的。在某体系中，与A-离子不能穿过隔膜，未电离的可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中，当达到平衡时，下列叙述正确的是
A. 溶液Ⅰ中
B. 溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C. 溶液Ⅰ和Ⅱ中的不相等
D. 溶液Ⅰ和Ⅱ中的之比为
【归纳总结】外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。
因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，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，都会使平衡右移，但 c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小；加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使平衡右移，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。
【变式探究】要使0.1 ml·L－1的醋酸溶液中的值增大，可以采取的措施是
①加少量NaCl固体 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水 ⑤加少量醋酸钠固体
A．①②B．②③④C．③④⑤D．②④
【变式探究】醋酸溶液中存在电离平衡：，下列叙述不正确的是
A．升高温度，醋酸的电离常数增大
B．的溶液加水稀释，溶液中导电粒子的数目增大
C．溶液中加少量的固体，平衡逆向移动
D．25℃时，欲使醋酸溶液的氢离子浓度、电离常数和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
高频考点三 溶液导电性图像分析
【例3】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−)
【方法技巧】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。
【变式探究】在一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示。下列说法错误的是
A．加水前导电能力约为零的原因是冰醋酸中几乎没有自由移动的离子
B．a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH电离程度最大的是c
C．a、b、c三点对应的溶液中，c(H+)由小到大的顺序是c＜a＜b
D．在b点加入浓硫酸，可使溶液中c(CH3COO-)增大、c(H+)增大
高频考点四 强、弱电解质的判断与比较
【例4】（2022·浙江卷）下列物质属于非电解质是（ ）
A.CH4B.KIC.NaOHD.CH3COOH
【变式探究】下列事实中一定能证明是弱电解质的是
①用溶液做导电实验，灯泡很暗
②溶液的
③等pH等体积的硫酸、溶液和足量锌反应，放出的氢气较多
④醋酸溶液恰好与溶液完全反应
⑤的溶液稀释至1000倍，
A．①②④⑤B．②③⑤C．①②③④⑤D．①②⑤
【方法技巧】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0.1 ml·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实验：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其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，pH>7。
【变式探究】下列物质中，属于强电解质的是
A．硫酸钠B．盐酸C．二氧化硫D．一水合氨
高频考点五 电离平衡常数及其应用
【例5】以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数：下列说法正确的是
A．可发生反应：H2S+2ClO-=S2-+2HClO
B．CH3COOH溶液与Na2S溶液不能反应生成NaHS
C．同物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH
D．Na2S、NaClO、CH3COONa中，结合质子能力最强的NaClO
【变式探究】已知氢氟酸、次氯酸、碳酸在25°C下的电离常数分别为：
根据上述数据，下列叙述不正确的是
A．等浓度的NaF、NaClO溶液的pH值大小：NaF < NaClO
B．少量的CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为：CO2 + H2O +2ClO- = + 2HClO
C．将浓度均为0.1 ml·L-1的上述三种酸溶液分别稀释10倍，pH变化最大的是HF
D．结合H+的能力，比更强
强电解质
弱电解质
定义
在水溶液中能完全电离的电解质
在水溶液中只能部分电离的电解质
电离过程
不可逆，无电离平衡
可逆，存在电离平衡
在溶液中的
存在形式
只有离子
既有离子，又有电解质分子
物质类别
及示例
①强酸，如HCl、H2SO4
②强碱，如KOH、Ba(OH)2
③大部分盐，如NaCl、BaSO4
①弱酸，如CH3COOH、HClO
②弱碱，如NH3·H2O、Mg(OH)2
③水
强电解质
强酸
完全电离，如HCl === H+ + Cl-
强碱
完全电离，如Ba(OH)2 === Ba2+ + 2OH-
盐
正盐
完全电离，如Na2CO3 === 2Na+ + CO32-
强酸的酸式盐
完全电离，如NaHSO4 === Na+ + H+ + SO42-
弱酸的酸式盐
第一步完全电离，第二步弱酸酸根部分电离，如
NaHCO3 === Na+ + HCO3-，HCO3- ⇌ H+ + CO32-
弱电解质
一元弱酸
部分电离，如CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+
一元弱碱
部分电离，如 NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH-
H2O
部分电离， H2O ⇌ H+ + OH-
多元弱酸
分步电离，必须分步写出，不可合并（以第一步电离为主）
如H2CO3 ⇌ H+ + HCO3-，HCO3- ⇌ H+ + CO32-
多元弱碱
分步电离，中学阶段要求一步写出。如Fe(OH)3 ⇌ Fe3+ + 3OH-
电离方程式
电离常数表达式
H2CO3
H2CO3 ⇌ H+ +HCO3-
HCO3- ⇌ H+ +CO32-
K1＝ c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3)
K2＝ c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-)
Cu(OH)2
Cu(OH)2 ⇌ Cu2+ + 2OH-
K＝c(Cu2+ )·c2(OH-)c[Cu(OH)2]
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
不变
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
不变
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大
比较项目
酸
c(H＋)
pH
中和碱的能力
与活泼金属反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
盐酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小
比较项目
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
盐酸
相同
小
小
少
相同
醋酸溶液
大
大
多
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
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
CH3COOH
H2S
HClO
K=1.8×10-5
K1=1.3×10-7；K2=7.1×10-15
K=4.69×10-11
HF
Ka=6.8×10-4 ml·L-1
HClO
Ka=2.9×10-8ml·L-1
H2CO3
Kal = 4.4×10-7ml·L—1 Ka2 = 4.7×10-11ml·L-1
考纲和考试说明是备考的指南针，认真研究考纲和考试说明，可增强日常复习的针对性和方向性，避免盲目备考，按方抓药，弄清楚高考检测什么，检测的价值取向，高考的命题依据。
2.精练高考真题，明确方向
经过对近几年高考题的横、纵向分析，可以得出以下三点：一是主干知识考查“集中化”，二是基础知识新视角，推陈出新，三是能力考查“综合化”。
3.摸清问题所在，对症下药
要提高后期的备考质量，还要真正了解学生存在的问题，只有如此，复习备考才能更加科学有效。所以，必须加大信息反馈，深入总结学情，明确备考方向，对症开方下药，才能使学生的知识结构更加符合高考立体网络化要求，才能实现基础→能力→分数的转化。
4.切实回归基础，提高能力
复习训练的步骤包括强化基础，突破难点，规范作答，总结方法，通过这样的总结，学生印象深刻，应用更加灵活。
第21讲 电离平衡
【化学学科素养】
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，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学研究与创新意识：能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行哙验探究。
3.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。
【必备知识解读】
一、弱电解质的电离平衡
1.弱电解质
(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。
2.弱电解质的电离概念
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的建立与特征
①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
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。
二、电离方程式的书写
【特别提醒】强酸的酸式盐在熔融状态和水溶液中，电离方程式是不同的。
（1）熔融状态时：NaHSO4 === Na+ + HSO4- ；
（2）溶于水时：NaHSO4 === Na+ + H+ + SO42-杨sir
三、电离平衡常数及其应用
1．概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用 K 表示（通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数）。杨sir化学，侵权必究
2.表达式
（1）一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝eq \f(c(A－)·c(H＋),c(HA))。
（2）一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝eq \f(c(B＋)·c(OH－),c(BOH))。
（3）多元弱酸、弱碱
3.特点
(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
例如，在25 ℃时，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH强。
(3)多元弱酸的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。
【关键能力拓展】
1.外因对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。如：
以0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋ ΔH＞0的影响。
2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
3.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
4.电离度
（1）概念：弱电解质达电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。
(2)表示方法
α＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,溶液中原有弱电解质的总分子数)×100%
也可表示为α＝eq \f(弱电解质的某离子浓度,弱电解质的浓度)×100%
(3)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。
（4）意义：表示不同弱电解质在水溶液中的电离程度，在相等条件下可用电离度比较弱电解质的相对强弱。
【核心题型例解】
高频考点一 电离方程式
【例1】下列指定化学用语正确的是
A．NaHCO3的电离方程式：NaHCO3=Na++H++
B．HF的电离方程式：HF=H++F-
C．NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4=Na++H++
D．H2S的电离方程式：H2S⇌2H++S2-
【变式探究】下列说法正确的是
A．Na2CO3是强电解质，故Na2CO3的电离方程式为Na2CO3=Na＋CO
B．室温下，0.1 ml·L－1的BOH溶液的pH＝11，则BOH的电离方程式为BOHB＋＋OH－
C．25 ℃ NaA溶液的pH>7，则HA的电离方程式为HA=H＋＋A－
D．CaCO3的饱和水溶液导电性很弱，故CaCO3的电离方程式为CaCO3Ca2＋＋CO
高频考点二 弱电解质的电离平衡
【例2】（2022·全国乙卷）常温下，一元酸的。在某体系中，与A-离子不能穿过隔膜，未电离的可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中，当达到平衡时，下列叙述正确的是
A. 溶液Ⅰ中
B. 溶液Ⅱ中的HA的电离度为
C. 溶液Ⅰ和Ⅱ中的不相等
D. 溶液Ⅰ和Ⅱ中的之比为
【归纳总结】外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”
(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。
因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，故c(OH－)增大。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，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，都会使平衡右移，但 c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小；加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使平衡右移，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。
【变式探究】要使0.1 ml·L－1的醋酸溶液中的值增大，可以采取的措施是
①加少量NaCl固体 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水 ⑤加少量醋酸钠固体
A．①②B．②③④C．③④⑤D．②④
【变式探究】醋酸溶液中存在电离平衡：，下列叙述不正确的是
A．升高温度，醋酸的电离常数增大
B．的溶液加水稀释，溶液中导电粒子的数目增大
C．溶液中加少量的固体，平衡逆向移动
D．25℃时，欲使醋酸溶液的氢离子浓度、电离常数和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
高频考点三 溶液导电性图像分析
【例3】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−)
【方法技巧】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。
【变式探究】在一定温度下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示。下列说法错误的是
A．加水前导电能力约为零的原因是冰醋酸中几乎没有自由移动的离子
B．a、b、c三点对应的溶液中，CH3COOH电离程度最大的是c
C．a、b、c三点对应的溶液中，c(H+)由小到大的顺序是c＜a＜b
D．在b点加入浓硫酸，可使溶液中c(CH3COO-)增大、c(H+)增大
高频考点四 强、弱电解质的判断与比较
【例4】（2022·浙江卷）下列物质属于非电解质是（ ）
A.CH4B.KIC.NaOHD.CH3COOH
【变式探究】下列事实中一定能证明是弱电解质的是
①用溶液做导电实验，灯泡很暗
②溶液的
③等pH等体积的硫酸、溶液和足量锌反应，放出的氢气较多
④醋酸溶液恰好与溶液完全反应
⑤的溶液稀释至1000倍，
A．①②④⑤B．②③⑤C．①②③④⑤D．①②⑤
【方法技巧】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0.1 ml·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
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其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，pH>7。
【变式探究】下列物质中，属于强电解质的是
A．硫酸钠B．盐酸C．二氧化硫D．一水合氨
高频考点五 电离平衡常数及其应用
【例5】以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数：下列说法正确的是
A．可发生反应：H2S+2ClO-=S2-+2HClO
B．CH3COOH溶液与Na2S溶液不能反应生成NaHS
C．同物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是CH3COOH
D．Na2S、NaClO、CH3COONa中，结合质子能力最强的NaClO
【变式探究】已知氢氟酸、次氯酸、碳酸在25°C下的电离常数分别为：
根据上述数据，下列叙述不正确的是
A．等浓度的NaF、NaClO溶液的pH值大小：NaF < NaClO
B．少量的CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为：CO2 + H2O +2ClO- = + 2HClO
C．将浓度均为0.1 ml·L-1的上述三种酸溶液分别稀释10倍，pH变化最大的是HF
D．结合H+的能力，比更强
强电解质
弱电解质
定义
在水溶液中能完全电离的电解质
在水溶液中只能部分电离的电解质
电离过程
不可逆，无电离平衡
可逆，存在电离平衡
在溶液中的
存在形式
只有离子
既有离子，又有电解质分子
物质类别
及示例
①强酸，如HCl、H2SO4
②强碱，如KOH、Ba(OH)2
③大部分盐，如NaCl、BaSO4
①弱酸，如CH3COOH、HClO
②弱碱，如NH3·H2O、Mg(OH)2
③水
强电解质
强酸
完全电离，如HCl === H+ + Cl-
强碱
完全电离，如Ba(OH)2 === Ba2+ + 2OH-
盐
正盐
完全电离，如Na2CO3 === 2Na+ + CO32-
强酸的酸式盐
完全电离，如NaHSO4 === Na+ + H+ + SO42-
弱酸的酸式盐
第一步完全电离，第二步弱酸酸根部分电离，如
NaHCO3 === Na+ + HCO3-，HCO3- ⇌ H+ + CO32-
弱电解质
一元弱酸
部分电离，如CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+
一元弱碱
部分电离，如 NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH-
H2O
部分电离， H2O ⇌ H+ + OH-
多元弱酸
分步电离，必须分步写出，不可合并（以第一步电离为主）
如H2CO3 ⇌ H+ + HCO3-，HCO3- ⇌ H+ + CO32-
多元弱碱
分步电离，中学阶段要求一步写出。如Fe(OH)3 ⇌ Fe3+ + 3OH-
电离方程式
电离常数表达式
H2CO3
H2CO3 ⇌ H+ +HCO3-
HCO3- ⇌ H+ +CO32-
K1＝ c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3)
K2＝ c(H+)·c(CO32-)c(HCO3-)
Cu(OH)2
Cu(OH)2 ⇌ Cu2+ + 2OH-
K＝c(Cu2+ )·c2(OH-)c[Cu(OH)2]
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
加水稀释
向右
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
不变
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
不变
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大
比较项目
酸
c(H＋)
pH
中和碱的能力
与活泼金属反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
盐酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小
比较项目
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
盐酸
相同
小
小
少
相同
醋酸溶液
大
大
多
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
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
CH3COOH
H2S
HClO
K=1.8×10-5
K1=1.3×10-7；K2=7.1×10-15
K=4.69×10-11
HF
Ka=6.8×10-4 ml·L-1
HClO
Ka=2.9×10-8ml·L-1
H2CO3
Kal = 4.4×10-7ml·L—1 Ka2 = 4.7×10-11ml·L-1
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