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2025版高考化学一轮总复习第8章水溶液中的离子反应与平衡第27讲弱电解质的电离平衡课件
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这是一份2025版高考化学一轮总复习第8章水溶液中的离子反应与平衡第27讲弱电解质的电离平衡课件，共60页。PPT课件主要包含了结构与性质，离子浓度，未电离分子的浓度之比，2表达式，－42，真题演练等内容，欢迎下载使用。
考点1 电离平衡及影响因素
知识梳理1．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的含义在一定条件下，在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随着分子浓度的减小而逐渐________，同时离子结合成分子的速率随着离子浓度的增大而逐渐________。经过一段时间后，两者的速率________，达到电离平衡状态。
(2)电离平衡的建立及特征
①开始时，v(电离)________，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．影响电离平衡的因素(1)影响电离平衡的内因 影响电离平衡的决定性因素影响电离平衡的内因是弱电解质本身的______________，其他条件相同时，电解质越弱越难电离。
(2)影响电离平衡的外因
[微点归纳] (1)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。如CH3COOH溶液加水稀释时，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，但溶液中c(OH－)反而增大。(2)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大，如向CH3COOH溶液中加入冰醋酸，CH3COOH电离程度减小。
3．电解质溶液的导电能力电解质溶液的导电能力取决于溶液中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______、离子所带电荷数越______，导电能力越强。
自主小练1．易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。( )[提示] 增大电解质分子的浓度和加水稀释都会使电离平衡向右移动，前者电解质分子的浓度增大，但后者离子浓度减小。(3)向氨水中滴加酚酞变红色，说明NH3·H2O是弱电解质。( )[提示] 氨水使酚酞变红，说明溶液中含有OH－，不能说明NH3·H2O部分电离。(4)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。( )
(5)25 ℃时，向0.1 ml·L－1氨水中加水稀释，溶液中各离子的浓度均减小。( )(6)在醋酸溶液中，当c(CH3COO－)＝c(H＋)时，表示醋酸已达到电离平衡。( )[提示] 弱电解质达到电离平衡时，粒子浓度不再改变，并非相等。
[提示] 碳酸是二元弱酸，应分步电离。
(8)弱酸的电离程度越大，溶液的导电能力越强。( )[提示] 导电能力主要取决于溶液中离子总浓度，弱酸浓度一定的情况下，电离程度越大导电能力越强。(9)氨水的浓度越小，一水合氨的电离程度越大。( )[提示] 稀释促进电离。(10)Ca(OH)2微溶于水，因此它是弱电解质。( )[提示] 强弱电解质只取决于是否完全电离，与溶解度无关。(11)氨水中只存在NH3·H2O的电离平衡，不存在其他电离平衡。( )
(13)向0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小。( )
2．(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？[提示] 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)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]
(4)一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示。回答下列问题：
①a、b、c三点中，醋酸溶液中H＋浓度最小的点是______。②醋酸电离程度最大的点是______。③通过微热的方法可使c点溶液中c(CH3COO－)________(填“增大”或“减小”)。
[提示] ①溶液的导电能力正比于溶液中的氢离子的浓度，导电能力越小则氢离子浓度越小，故为a点。②“越稀越电离”，加入的水越多，醋酸电离程度越大，故选c点。③“越热越电离”，升温促进醋酸电离平衡正向移动，故微热可使c点溶液中c(CH3COO－)增大。
A．适当升高温度，平衡正向移动B．加入少量CaCO3粉末，平衡正向移动C．加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动
微考点1 外界条件对电离平衡的影响
【对点训练】 1．(2023·河北衡水高三检测)一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是( )
A．a、b、c三点溶液的pH：c
A．通入氯气，溶液中氢离子浓度增大B．通入过量H2S，反应后溶液pH减小C．加入氢氧化钠溶液，平衡向右移动，pH变小D．加入氯化钡溶液，平衡向右移动，会产生亚硫酸钡沉淀
A．当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定B．当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
微考点2 电离平衡移动的结果及分析
[解析] 若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，根据勒夏特列原理推知，c(H＋)减小，则体液的pH增大。
【对点训练】 1．(2023·河北保定高三检测)将0.1 ml·L－1的氨水加水稀释至0.01 ml·L－1，稀释过程中温度不变，下列叙述正确的是( )A．稀释后溶液中c(H＋)和c(OH－)均减小
C．稀释过程中氨水的电离平衡向左移动
B．加水稀释，平衡正向移动，溶液中c(H＋)增大
D．加入少量KH2PO2(s)，平衡逆向移动，溶液导电能力增强
判断弱电解质的三个角度角度1：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2：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
以冰醋酸稀释为例分析稀释过程中pH的变化(1)冰醋酸稀释过程中，pH先减小后增大，其中O→b为冰醋酸溶解并建立平衡过程，b→c为醋酸溶液稀释后平衡移动过程。
(2)强酸溶液稀释10倍，pH增大1；弱酸溶液稀释10倍，pH增大小于1，例如pH＝4的醋酸溶液稀释10倍，4
考点2 电离平衡常数及应用
知识梳理1．电离平衡常数(1)定义在—定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种_________的乘积，与溶液中_____________________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。
(3)意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质________电离，所对应粒子的酸性或碱性相对________。(4)特点
(5)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。
起始： c(HX) 0 0平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
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)。
②已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
起始： c(HX) 0 0平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
[微点归纳] 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(教材拓展)
注意：电离度(α)与电离平衡常数(Ka、Kb)之间的关系①一元弱酸(以CH3COOH为例)设常温下，浓度为c ml·L－1的醋酸的电离度为α
起始(ml·L－1) c 0 0转化(ml·L－1) c·α c·α c·α平衡(ml·L－1) c－cα≈c c·α c·α
②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb)
自主小练1．易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。(1)弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( )[提示] 电离平衡常数只与温度有关。
(3)相同温度下，若Ka(HX)>Ka(HY)，则酸性：HX>HY。( )(4)相同温度下，电离常数越大，溶液中c(H＋)一定越大。( )(5)25 ℃时，向0.1 ml·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小。( )(6)弱电解质的电离程度越大，电离常数越大。( )[提示] 电离常数受温度影响，电离程度受温度、浓度等影响，例如加水稀释后，电离程度增加，但电离常数不变。(7)电离常数越大，表示该电解质电离能力越强。( )[提示] 电离常数表示弱电解质电离程度的大小。
(8)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定大于电离常数小的溶液。( )[提示] 弱酸溶液中c(H＋)的大小与酸的浓度和电离常数有关。(9)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( )(10)当弱电解质的浓度增大时，电离程度增大。( )(11)对于1 ml·L－1的CH3COOH溶液，升高温度，电离程度增大。( )(12)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。( )
(13)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。( )(14)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。( )
(19)常温下向0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶体，醋酸的电离平衡常数减小。( )
2．部分弱酸的电离常数如下表：
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
(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______________________________________________________②将少量CO2气体通入NaClO溶液中________________________________________________③将少量CO2气体通入Na2S溶液中_________________________________________
(4)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] 第一级电离出的H＋对第二级的电离有抑制作用。
1．(2024·河北衡水高三检测)由表格中的电离常数判断可以发生的反应是( )
微考点1 电离平衡常数的理解与应用
A．NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3B．2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2OC．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3D．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
2．(2023·山东青岛高三检测)25 ℃时，HNO2、HF、HCN三种酸的电离平衡常数分别为6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10中的一种。已知下列反应可以发生：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；②NaCN＋HF===HCN＋NaF；③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此判断，下列有关叙述不正确的是( )A．Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝6.2×10－10B．电离常数：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)C．反应HNO2＋NaF===NaNO2＋HF不能发生D．该温度下，0.1 ml·L－1 HF溶液中c(H＋)≈8×10－3 ml·L－1
[解析] 根据酸与盐发生复分解反应遵循“较强酸制取较弱酸”的规律，由反应①、②、③可得酸性：HNO2>HCN、HF>HCN、HF> HNO2，从而可得酸性：HF>HNO2>HCN，则电离平衡常数：Ka(HF)> Ka(HNO2)>Ka(HCN)。结合三个电离平衡常数的相对大小推知，Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝5.6×10－4，Ka(HCN)＝6.2×10－10，A错误；由前面分析可知，B正确；由于酸性：HF>HNO2，故HNO2和NaF不发生反应，C正确；结合电离常数表达式可得，c2(H＋)＝Ka(HF)·c(HF)＝6.3×10－4×0.1，解得c(H＋)≈8×10－3 ml·L－1，D正确。
【对点训练】 1．(2024·湖南雅礼中学检测)25 ℃时，三种弱酸的电离平衡常数如下表：
下列推断正确的是( )A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX>HYB．相同条件下溶液的碱性：NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
2．(2023·贵州六盘水期末)常温下Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kb(NH3·H2O)＝1.75×10－5。下列说法正确的是( )
B．一定浓度的CH3COOH溶液加水稀释，所有离子的浓度均减小C．等浓度的CH3COONa和NH4Cl溶液中阴离子浓度之和，前者小于后者
(2024·天津河东区模拟)25 ℃时，下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
微考点2 结合电离常数判断溶液中微粒浓度比值的变化
【对点训练】 1．(2024·湖南永州高三检测)下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
A．据表可得：弱电解质溶液的浓度越低，电离度越大，且K1>K2>K3＝0.01
C．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)逐渐减小D．在相同温度下，电离平衡常数：K5>K4>K3
2．(2023·山东潍坊高三检测)常温下，将0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
(3)假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于 10－7 ml·L－1，故与稀释前相比，比值变小。
电离平衡常数的四大应用
1．(2023·河北衡水中学模拟)25 ℃时，用0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 ml·L－1 NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的电离平衡常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化。下列关系式正确的是( )
微考点3 电离平衡常数的相关计算
A．给N2H4的水溶液中加水稀释，电离程度逐渐增大B．电离常数Ka1：A
A．M点溶液中c(A－)等于N点溶液中c(B－)B．HA的电离常数约为10－4C．浓度均为0.1 ml·L－1的NaA和HA混合溶液的pH<7D．M、P两点的溶液分别用等浓度的NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：P>M
[解析] 常温下，1 ml·L－1的HA溶液和1 ml·L－1的HB溶液pH分别为2和0，则HA是弱酸、HB是强酸，HB已完全电离。因为浓度和体积均相等，故两溶液中所含一元酸的物质的量相等。M点溶液和N点溶液的pH都等于3，由电荷守恒可知，M点溶液中c(A－)等于N点溶液中c(B－)，A正确；1 ml·L－1的HA溶液的pH为2，c(A－)＝c(H＋)＝0.01 ml·L－1，c(HA)≈1 ml·L－1，则HA的电离常数约为10－4，B正确；浓度均为0.1 ml·L－1的NaA和HA混合溶液中，c(HA)≈c(A－)，根据电离常数的表达式可知，c(H＋)＝Ka(HA)＝10－4 ml·L－1，则该溶液的pH<7，C正确；M、P两点的溶液所含一元酸的物质的量相等，故分别用等浓度的NaOH溶液中和时，消耗的NaOH溶液体积相等，D错误。
2．常温下，向a ml·L－1 CH3COONa溶液中加入等体积的 b ml·L－1盐酸使溶液呈中性，不考虑盐酸和醋酸的挥发，则CH3COOH的电离常数Ka＝______________(用含a和b的代数式表示)。
3．常温下，0.1 ml·L－1的H2A溶液中H2A、HA－、A2－在三者中所占的物质的量分数(分布分数)随pH变化的关系如图所示。
(1)H2A的电离方程式为________________________________，H2A的二级电离常数Ka2＝________。(2)已知25 ℃时HF的Ka＝10－3.45，将少量H2A的溶液加入足量NaF溶液中，发生反应的离子方程式为______________________________。
H2A＋F－===HF＋HA－
混合溶液中弱酸的电离常数的计算(1)书写酸与碱混合反应或酸与盐混合反应的化学方程式，确定生成弱酸(或剩余弱酸)的浓度；(2)根据电荷守恒、元素质量守恒，确定弱酸根离子的浓度；结合溶液的pH或其他信息确定c(H＋)；(3)代入弱酸的电离平衡常数表达式，求出弱酸的电离常数。
根据图像计算电离平衡常数的步骤(1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。(2)分析图像中横、纵坐标代表的含义，确定图中曲线代表的微粒种类。(3)选择曲线上的特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。
命 题 分 析(1)从考查题型和内容上看，高考命题以选择题和非选择题呈现，考查内容主要有以下两个方面：①以弱酸、弱碱为载体，考查溶液pH、电离平衡影响因素、离子浓度关系等。②以电解质溶液曲线为载体，考查电离常数的计算、离子浓度关系等。(2)从命题思路上看，侧重以电解质溶液图像、化工流程为载体，根据图像进行电离常数的计算、运用电离常数进行相关计算。
A．当pH＝l时，体系中c(H2L)>c{[FeL]＋}>c(OH－)>c(HL－)B．pH在9.5～10.5之间，含L的物种主要为L2－
D．当pH＝10时，参与配位的c(L2－)≈1.0×10－3 ml·L－1
2．(2023·浙江1月选考，13,3分)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( )
B．pH＝5的废水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18C．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
3．(2023·海南等级考)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( )
A．该酸－lgKa≈4.7
C．当该溶液的pH＝7.0时，c(HA)
考点1 电离平衡及影响因素
知识梳理1．弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的含义在一定条件下，在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随着分子浓度的减小而逐渐________，同时离子结合成分子的速率随着离子浓度的增大而逐渐________。经过一段时间后，两者的速率________，达到电离平衡状态。
(2)电离平衡的建立及特征
①开始时，v(电离)________，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．影响电离平衡的因素(1)影响电离平衡的内因 影响电离平衡的决定性因素影响电离平衡的内因是弱电解质本身的______________，其他条件相同时，电解质越弱越难电离。
(2)影响电离平衡的外因
[微点归纳] (1)一般情况下，加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。如CH3COOH溶液加水稀释时，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，但溶液中c(OH－)反而增大。(2)电离平衡向右移动，电离程度不一定增大，如向CH3COOH溶液中加入冰醋酸，CH3COOH电离程度减小。
3．电解质溶液的导电能力电解质溶液的导电能力取决于溶液中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______、离子所带电荷数越______，导电能力越强。
自主小练1．易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。
(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。( )[提示] 增大电解质分子的浓度和加水稀释都会使电离平衡向右移动，前者电解质分子的浓度增大，但后者离子浓度减小。(3)向氨水中滴加酚酞变红色，说明NH3·H2O是弱电解质。( )[提示] 氨水使酚酞变红，说明溶液中含有OH－，不能说明NH3·H2O部分电离。(4)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。( )
(5)25 ℃时，向0.1 ml·L－1氨水中加水稀释，溶液中各离子的浓度均减小。( )(6)在醋酸溶液中，当c(CH3COO－)＝c(H＋)时，表示醋酸已达到电离平衡。( )[提示] 弱电解质达到电离平衡时，粒子浓度不再改变，并非相等。
[提示] 碳酸是二元弱酸，应分步电离。
(8)弱酸的电离程度越大，溶液的导电能力越强。( )[提示] 导电能力主要取决于溶液中离子总浓度，弱酸浓度一定的情况下，电离程度越大导电能力越强。(9)氨水的浓度越小，一水合氨的电离程度越大。( )[提示] 稀释促进电离。(10)Ca(OH)2微溶于水，因此它是弱电解质。( )[提示] 强弱电解质只取决于是否完全电离，与溶解度无关。(11)氨水中只存在NH3·H2O的电离平衡，不存在其他电离平衡。( )
(13)向0.1 ml·L－1CH3COOH溶液中加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起溶液中c(H＋)减小。( )
2．(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？[提示] 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)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]
(4)一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力如图所示。回答下列问题：
①a、b、c三点中，醋酸溶液中H＋浓度最小的点是______。②醋酸电离程度最大的点是______。③通过微热的方法可使c点溶液中c(CH3COO－)________(填“增大”或“减小”)。
[提示] ①溶液的导电能力正比于溶液中的氢离子的浓度，导电能力越小则氢离子浓度越小，故为a点。②“越稀越电离”，加入的水越多，醋酸电离程度越大，故选c点。③“越热越电离”，升温促进醋酸电离平衡正向移动，故微热可使c点溶液中c(CH3COO－)增大。
A．适当升高温度，平衡正向移动B．加入少量CaCO3粉末，平衡正向移动C．加入少量CH3COONa固体，平衡逆向移动
微考点1 外界条件对电离平衡的影响
【对点训练】 1．(2023·河北衡水高三检测)一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是( )
A．a、b、c三点溶液的pH：c
A．通入氯气，溶液中氢离子浓度增大B．通入过量H2S，反应后溶液pH减小C．加入氢氧化钠溶液，平衡向右移动，pH变小D．加入氯化钡溶液，平衡向右移动，会产生亚硫酸钡沉淀
A．当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定B．当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定C．若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小D．进行呼吸活动时，如果CO2进入血液，会使体液的pH减小
微考点2 电离平衡移动的结果及分析
[解析] 若静脉滴注大量生理盐水，则血液被稀释，平衡虽然正向移动，根据勒夏特列原理推知，c(H＋)减小，则体液的pH增大。
【对点训练】 1．(2023·河北保定高三检测)将0.1 ml·L－1的氨水加水稀释至0.01 ml·L－1，稀释过程中温度不变，下列叙述正确的是( )A．稀释后溶液中c(H＋)和c(OH－)均减小
C．稀释过程中氨水的电离平衡向左移动
B．加水稀释，平衡正向移动，溶液中c(H＋)增大
D．加入少量KH2PO2(s)，平衡逆向移动，溶液导电能力增强
判断弱电解质的三个角度角度1：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2：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
以冰醋酸稀释为例分析稀释过程中pH的变化(1)冰醋酸稀释过程中，pH先减小后增大，其中O→b为冰醋酸溶解并建立平衡过程，b→c为醋酸溶液稀释后平衡移动过程。
(2)强酸溶液稀释10倍，pH增大1；弱酸溶液稀释10倍，pH增大小于1，例如pH＝4的醋酸溶液稀释10倍，4
考点2 电离平衡常数及应用
知识梳理1．电离平衡常数(1)定义在—定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种_________的乘积，与溶液中_____________________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。
(3)意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质________电离，所对应粒子的酸性或碱性相对________。(4)特点
(5)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。
起始： c(HX) 0 0平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
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)。
②已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
起始： c(HX) 0 0平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
[微点归纳] 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(教材拓展)
注意：电离度(α)与电离平衡常数(Ka、Kb)之间的关系①一元弱酸(以CH3COOH为例)设常温下，浓度为c ml·L－1的醋酸的电离度为α
起始(ml·L－1) c 0 0转化(ml·L－1) c·α c·α c·α平衡(ml·L－1) c－cα≈c c·α c·α
②一元弱碱(如NH3·H2O，电离常数为Kb)
自主小练1．易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。(1)弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( )[提示] 电离平衡常数只与温度有关。
(3)相同温度下，若Ka(HX)>Ka(HY)，则酸性：HX>HY。( )(4)相同温度下，电离常数越大，溶液中c(H＋)一定越大。( )(5)25 ℃时，向0.1 ml·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小。( )(6)弱电解质的电离程度越大，电离常数越大。( )[提示] 电离常数受温度影响，电离程度受温度、浓度等影响，例如加水稀释后，电离程度增加，但电离常数不变。(7)电离常数越大，表示该电解质电离能力越强。( )[提示] 电离常数表示弱电解质电离程度的大小。
(8)电离常数大的酸溶液中的c(H＋)一定大于电离常数小的溶液。( )[提示] 弱酸溶液中c(H＋)的大小与酸的浓度和电离常数有关。(9)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( )(10)当弱电解质的浓度增大时，电离程度增大。( )(11)对于1 ml·L－1的CH3COOH溶液，升高温度，电离程度增大。( )(12)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱。( )
(13)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。( )(14)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。( )
(19)常温下向0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液加入少量CH3COONa晶体，醋酸的电离平衡常数减小。( )
2．部分弱酸的电离常数如下表：
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
(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______________________________________________________②将少量CO2气体通入NaClO溶液中________________________________________________③将少量CO2气体通入Na2S溶液中_________________________________________
(4)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] 第一级电离出的H＋对第二级的电离有抑制作用。
1．(2024·河北衡水高三检测)由表格中的电离常数判断可以发生的反应是( )
微考点1 电离平衡常数的理解与应用
A．NaClO＋NaHCO3===HClO＋Na2CO3B．2HClO＋Na2CO3===2NaClO＋CO2↑＋H2OC．2NaClO＋CO2＋H2O===2HClO＋Na2CO3D．NaClO＋CO2＋H2O===HClO＋NaHCO3
2．(2023·山东青岛高三检测)25 ℃时，HNO2、HF、HCN三种酸的电离平衡常数分别为6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10中的一种。已知下列反应可以发生：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；②NaCN＋HF===HCN＋NaF；③NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此判断，下列有关叙述不正确的是( )A．Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝6.2×10－10B．电离常数：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)C．反应HNO2＋NaF===NaNO2＋HF不能发生D．该温度下，0.1 ml·L－1 HF溶液中c(H＋)≈8×10－3 ml·L－1
[解析] 根据酸与盐发生复分解反应遵循“较强酸制取较弱酸”的规律，由反应①、②、③可得酸性：HNO2>HCN、HF>HCN、HF> HNO2，从而可得酸性：HF>HNO2>HCN，则电离平衡常数：Ka(HF)> Ka(HNO2)>Ka(HCN)。结合三个电离平衡常数的相对大小推知，Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝5.6×10－4，Ka(HCN)＝6.2×10－10，A错误；由前面分析可知，B正确；由于酸性：HF>HNO2，故HNO2和NaF不发生反应，C正确；结合电离常数表达式可得，c2(H＋)＝Ka(HF)·c(HF)＝6.3×10－4×0.1，解得c(H＋)≈8×10－3 ml·L－1，D正确。
【对点训练】 1．(2024·湖南雅礼中学检测)25 ℃时，三种弱酸的电离平衡常数如下表：
下列推断正确的是( )A．HX、HY两种弱酸的酸性：HX>HYB．相同条件下溶液的碱性：NaX>Na2CO3>NaY>NaHCO3
D．HX和HY酸性相同，都比H2CO3弱
2．(2023·贵州六盘水期末)常温下Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kb(NH3·H2O)＝1.75×10－5。下列说法正确的是( )
B．一定浓度的CH3COOH溶液加水稀释，所有离子的浓度均减小C．等浓度的CH3COONa和NH4Cl溶液中阴离子浓度之和，前者小于后者
(2024·天津河东区模拟)25 ℃时，下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
微考点2 结合电离常数判断溶液中微粒浓度比值的变化
【对点训练】 1．(2024·湖南永州高三检测)下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
A．据表可得：弱电解质溶液的浓度越低，电离度越大，且K1>K2>K3＝0.01
C．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)逐渐减小D．在相同温度下，电离平衡常数：K5>K4>K3
2．(2023·山东潍坊高三检测)常温下，将0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
(3)假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于 10－7 ml·L－1，故与稀释前相比，比值变小。
电离平衡常数的四大应用
1．(2023·河北衡水中学模拟)25 ℃时，用0.1 ml·L－1 CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 ml·L－1 NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的电离平衡常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化。下列关系式正确的是( )
微考点3 电离平衡常数的相关计算
A．给N2H4的水溶液中加水稀释，电离程度逐渐增大B．电离常数Ka1：A
A．M点溶液中c(A－)等于N点溶液中c(B－)B．HA的电离常数约为10－4C．浓度均为0.1 ml·L－1的NaA和HA混合溶液的pH<7D．M、P两点的溶液分别用等浓度的NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：P>M
[解析] 常温下，1 ml·L－1的HA溶液和1 ml·L－1的HB溶液pH分别为2和0，则HA是弱酸、HB是强酸，HB已完全电离。因为浓度和体积均相等，故两溶液中所含一元酸的物质的量相等。M点溶液和N点溶液的pH都等于3，由电荷守恒可知，M点溶液中c(A－)等于N点溶液中c(B－)，A正确；1 ml·L－1的HA溶液的pH为2，c(A－)＝c(H＋)＝0.01 ml·L－1，c(HA)≈1 ml·L－1，则HA的电离常数约为10－4，B正确；浓度均为0.1 ml·L－1的NaA和HA混合溶液中，c(HA)≈c(A－)，根据电离常数的表达式可知，c(H＋)＝Ka(HA)＝10－4 ml·L－1，则该溶液的pH<7，C正确；M、P两点的溶液所含一元酸的物质的量相等，故分别用等浓度的NaOH溶液中和时，消耗的NaOH溶液体积相等，D错误。
2．常温下，向a ml·L－1 CH3COONa溶液中加入等体积的 b ml·L－1盐酸使溶液呈中性，不考虑盐酸和醋酸的挥发，则CH3COOH的电离常数Ka＝______________(用含a和b的代数式表示)。
3．常温下，0.1 ml·L－1的H2A溶液中H2A、HA－、A2－在三者中所占的物质的量分数(分布分数)随pH变化的关系如图所示。
(1)H2A的电离方程式为________________________________，H2A的二级电离常数Ka2＝________。(2)已知25 ℃时HF的Ka＝10－3.45，将少量H2A的溶液加入足量NaF溶液中，发生反应的离子方程式为______________________________。
H2A＋F－===HF＋HA－
混合溶液中弱酸的电离常数的计算(1)书写酸与碱混合反应或酸与盐混合反应的化学方程式，确定生成弱酸(或剩余弱酸)的浓度；(2)根据电荷守恒、元素质量守恒，确定弱酸根离子的浓度；结合溶液的pH或其他信息确定c(H＋)；(3)代入弱酸的电离平衡常数表达式，求出弱酸的电离常数。
根据图像计算电离平衡常数的步骤(1)根据电离方程式，写出电离平衡常数表达式。(2)分析图像中横、纵坐标代表的含义，确定图中曲线代表的微粒种类。(3)选择曲线上的特殊点(能准确读出纵、横坐标的数值)，确定各微粒的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。
命 题 分 析(1)从考查题型和内容上看，高考命题以选择题和非选择题呈现，考查内容主要有以下两个方面：①以弱酸、弱碱为载体，考查溶液pH、电离平衡影响因素、离子浓度关系等。②以电解质溶液曲线为载体，考查电离常数的计算、离子浓度关系等。(2)从命题思路上看，侧重以电解质溶液图像、化工流程为载体，根据图像进行电离常数的计算、运用电离常数进行相关计算。
A．当pH＝l时，体系中c(H2L)>c{[FeL]＋}>c(OH－)>c(HL－)B．pH在9.5～10.5之间，含L的物种主要为L2－
D．当pH＝10时，参与配位的c(L2－)≈1.0×10－3 ml·L－1
2．(2023·浙江1月选考，13,3分)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( )
B．pH＝5的废水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18C．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
3．(2023·海南等级考)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( )
A．该酸－lgKa≈4.7
C．当该溶液的pH＝7.0时，c(HA)
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