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第三章 第一节 电离平衡
题型01 强电解质与弱电解质
题型02 电解质的电离方程式
题型03 弱电解质在水溶液中的电离平衡
题型04 电离平衡的影响因素
题型05 电离平衡的应用
题型06 溶液导电能力的影响因素
题型07 电离平衡常数
题型08 电离度与电离平衡常数的计算
题型09 电离平衡常数的应用
题型10 电离平衡相关图像
题型01 强电解质与弱电解质
1. 强电解质与弱电解质的定义
强电解质：在水溶液中 电离的电解质；
弱电解质：在水溶液中 电离的电解质。
2. 强弱电解质的分类
强电解质包括： 、 、大多数盐。
强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HBr、HI、HClO4
强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2
大多数盐：NaCl、BaSO4等；
弱电解质有弱酸、弱碱、和 ，如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等。
【典例1】下列关于电解质的判断正确的是
A．易溶于水的电解质一定是强电解质，难溶于水的电解质一定是弱电解质
B．NaCl晶体不导电是由于NaCl晶体中的离子不能自由移动
C．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强
D．Na2O溶液在电流的作用下电离成Na+和O2-
【变式1-1】下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是
选项 A B C D
强电解质 Cu 盐酸
弱电解质 HF HClO
非电解质 蔗糖 酒精 氯水
A．A B．B C．C D．D
【变式1-2】下列判断正确的是
A．微溶于水，所以是弱电解质
B．强电解质溶液的导电能力可能比弱电解质溶液导电能力弱
C．溶于水后导电，所以是电解质
D．能导电，但它不是化合物，所以是非电解质
【变式1-3】下列关于电解质的说法正确的是
A．液态HCl不导电，所以HCl不是电解质
B．氨气的水溶液导电能力较弱，所以氨气是弱电解质
C．难溶于水，所以不是电解质
D．同种电解质的溶液，浓度越大导电能力不一定越强
题型02 电解质的电离方程式
强电解质的电离方程式
物质类别 电离方程式
强酸
强碱
盐 正盐
强酸酸式盐 水溶液中： 熔融状态下：
弱酸酸式盐
二、弱电解质的电离方程式
1．一元弱酸、弱碱的电离方程式一步写出
醋酸的电离方程式：
一水合氨的电离：
2. 多元弱酸的分步电离
H2CO3：
第一步电离：；第二步电离：
H2S：
第一步电离：； 第二步电离：
【典例2】下列物质在水溶液中的电离方程式书写正确的是
A． B．
C． D．
【变式2-1】下列电离方程式书写正确的是
A．硫酸氢钠熔融状态下可发生电离：
B．NaHCO3 = Na+ + H+ +CO
C．
D．H2SO3 2H+ + SO
【变式2-2】下列物质在水中的电离方程式书写正确的是
A． B．
C． D．
【变式2-3】下列物质在水溶液中的电离方程式书写正确的是
A．
B．
C．
D．
题型03 弱电解质在水溶液中的电离平衡
知识积累
弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又回结合成分子，因此，弱电解质的电离过程是可逆的。
1. 电离平衡状态
在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率 时，电离过程就达到了电离平衡状态；
2. 电离平衡状态的特征
①逆：弱电解质的电离是可逆过程
②等：V电离 V结合 0
③动：电离平衡是一种
④定：平衡时分子、离子的浓度
⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动
【典例3】下列对氨水中存在的电离平衡：NH3·H2O+OH-叙述正确的是
A．加水后，溶液中n(OH-)增大
B．加入少量浓盐酸，溶液中c(OH-)增大
C．加入少量浓氢氧化钠溶液，电离平衡正向移动
D．加入少量氯化铵固体，促进一水合氨的电离
【变式3-1】常温时，下列溶液中的是
A．溶液 B．的溶液
C．的草酸溶液 D．氨水
【变式3-2】下列有关“电离平衡”的叙述正确的是( )
A. 电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B. 电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C. 电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就会发生移动
D. 电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
【变式3-3】醋酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是( )
①1 mol/L的CH3COOH溶液中c(H＋)＝10-2 mol/L
②CH3COOH可以任意比与H2O互溶
③在相同条件下，同浓度的CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱
④10 mL 1 mol/L的CH3COOH溶液恰好与10 mL 1 mol/L的NaOH溶液完全反应
⑤同浓度同体积的CH3COOH溶液和HCl溶液与Fe反应时，CH3COOH溶液中放出H2的速率慢
⑥CH3COOH溶液中CH3COOH、CH3COO－、H＋同时存在
A. ①③⑤⑥ B. ②③④⑤
C. ①④⑤⑥ D. ③⑤⑥
题型04 电离平衡的影响因素
1. 决定性因素（内因）：电解质本身的结构和性质
通常情况下，电解质越弱，电离程度 ；
2. 电离平衡的影响因素：（勒夏特列原理）
①温度：弱电解质的电离过程一般是 热，升高温度，电离平衡向着 的方向移动。
②浓度：在一定温度下，对于同一弱电解质，溶液越稀，电离平衡向电离方向移动，弱电解质的电离程度就越大，即浓度越 ，电离程度越 ；浓度越 ，电离程度越 。
③同离子效应：在弱电解质溶液中，加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向 移动。
④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，
可使电离平衡向 的方向移动。
以为例： （电离为 过程）
改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH) 电离程度
升高温度
加HCl
加NaOH固体
加醋酸钠固体
加醋酸
加水
【典例4】在已达到电离平衡的的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的降低，应采取的措施是
A．加少量氯化钠溶液 B．加热
C．加少量的稀硫酸 D．加少量醋酸钠晶体
【变式4-1】已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是
A．液氨中能发生反应：
B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小
C．增加，电离平衡正向移动，增大
D．仅改变温度，可以使液氨中
【变式4-2】常温下，的溶液加水稀释时，下列表达式的数据变小的是
A． B． C． D．
【变式4-3】在相同温度时的醋酸溶液与醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是
A． B． C． D．中和时所需
题型05 电离平衡的应用
1. 电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系：如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电能力就很弱，溶液导电能力大小取决于离子浓度大小和离子带电荷多少。。
2. 电解质的强、弱与其溶解度无关：某些难溶(或微溶)于水的盐(如AgCl、BaSO4等)溶解度很小，但溶于水的部分却是完全电离的，它们仍属于强电解质。
3. 电解质强弱的判断方法：
（1）在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢。如将Zn粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，结果前者比后者反应快。
（2）一般情况下，强酸能制取较弱的酸；
【典例5】常温下的某一元酸HA，下列事实不能证明HA为弱酸的是
A．相同条件下，浓度均为0.1mol/L的HA溶液和盐酸，HA溶液的导电能力弱
B．0.1mol/L NaA溶液能使酚酞试液变红
C．往HA溶液中滴加同浓度的NaOH溶液，呈中性时，酸和碱溶液的体积关系：VNaOH < VHA
D．若测某HA溶液的pH=3，加蒸馏水稀释该溶液至体积变为100倍，测得pH=5
【变式5-1】下列事实能说明醋酸是弱电解质的是
①醋酸与水能以任意比互溶；②纯醋酸不能导电；③醋酸稀溶液中存在醋酸分子；④常温下醋酸的pH比盐酸的pH大；⑤醋酸能和碳酸钙反应放出；⑥相同条件下，醋酸的导电能力比盐酸弱；⑦大小相同的铁片与同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生速率慢。
A．②⑥⑦ B．③④⑥ C．③④⑥⑦ D．①②
【变式5-2】硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3＋H2OB(OH)4-＋H＋。已知常温下，Ka(H3BO3)＝5.4×10-10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10-5。下列说法错误的是( )
A. H3BO3为一元酸
B. 0.01 mol/L H3BO3溶液的pH≈6
C. 常温下，等浓度溶液的pH：CH3COOH>H3BO3
D. NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量清水冲洗，再涂上硼酸溶液
【变式5-3】弱酸溶液中粒子浓度大小比较
(1)HClO溶液中存在的电离平衡有：HClOH＋＋ClO-、H2OH＋＋OH-，溶液中的微粒有H2O、HClO、H＋、OH-、ClO-，由于HClO电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是 。
(2)碳酸的电离方程式是H2CO3HCO＋H＋、HCOH＋＋CO。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH-。
碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是 。
题型06 溶液导电能力的影响因素
电解质的电离程度与溶液的导电能力没有必然联系。
溶液的导电能力取决于单位体积内溶液中 以及 ，与电解质的强弱 。
单位体积内自由移动的离子数目越多、离子所带电荷数越多，导电能力 ；
【典例6】下列说法正确的是
A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强
B．中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸，中和盐酸所需氢氧化钠的物质的量多于醋酸
C．向0.01mol/L的醋酸中滴加2滴浓盐酸，一段时间后，醋酸的电离常数不变
D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸中的浓度相同
【变式6-1】常温下，等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液，下列说法正确的是
A．分别与适量且等量的锌粒反应，平均反应速率前者大
B．两溶液导电能力相同
C．分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应至中性，消耗的氢氧化钠的体积前者多
D．稀释10倍后，盐酸的pH比醋酸溶液的pH小
【变式6-2】下列说法正确的是
A．强电解质溶液的导电能力可能比弱电解质溶液的强
B．相同条件下，某一电解质的溶液，浓度越大，导电能力一定越强
C．将盐酸和亚硫酸溶液中溶质的浓度各稀释到原浓度的，两者的均减少到原来的
D．若氢氧化钠溶液中溶质的浓度是氨水中溶质浓度的2倍，则氢氧化钠溶液中的也是氨水中的2倍
【变式6-3】醋酸在自然界分布广泛，具有重要用途。
(1)室温下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示。
①A、B、C三点对应的溶液中，c(CH3COOH)最大的是 (填字母，下同)，最大的是 ，CH3COOH电离程度最大的是 。
②若使B点对应的溶液中，c(CH3COO-)增大、减小，可采用的方法是 。
a．加H2O b．加NaOH固体 c．加入浓硫酸 d．加Mg条
③C点溶液与B点溶液比较，下列说法正确的是 。
a．不变 b． 不变
(2)室温下，电离常数如下：
酸 HF CH3COOH HClO
电离常数(Ka) 6.3×10-4 1.75×10-5 4.0×10-8
①HF的电离方程式是 。
②三种弱酸酸性由强到弱的顺序是： 。
③结合电离常数判断，NaClO+HF=HClO+NaF进行的程度较大，其理由是 。
题型07 电离平衡常数
知识积累
1. 定义
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 ，与溶液中 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。
2. 表达式
ABA＋＋B－ K＝
例如：
（1）一元弱酸、弱碱
CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝
NH3·H2O NH＋OH－ Kb＝
（2）多元弱酸
H2CO3 H＋＋HCO Ka1＝ ；
HCOH＋＋CO Ka2＝ 。
多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第 步电离决定。
3. 意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越 ，酸(或碱)性越 。
4. 影响因素
（1）内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质 所决定。
（2）外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为 过程，所以电离平衡常数随温度升高而 。
【典例7】在25℃时，0.1mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、(H2CO3)=4.5×10-7和(H2CO3)=4.7×10-11，其中氢离子浓度最小的是
A．HCN B．HCOOH C．HNO2 D．H2CO3
【变式7-1】常温下三种弱酸的电离常数如表所示：
弱酸 HF HCN
电离常数
下列说法错误的是
A．HCN的电离常数表达式为
B．酸性强弱：
C．与结合的能力：
D．等pH的三种弱酸溶液的物质的量浓度：
【变式7-2】食醋是厨房常用的调味品，25℃时，的，醋酸溶液加水稀释后，下列说法正确的是
A．数目增多 B．增大 C．的电离程度减小 D．减小
【变式7-3】下表是醋酸电离常数与温度的关系。下列说法不正确的是
温度/℃ 0 30 50
1.65 1.75 1.63
A．醋酸在水中的电离方程式：
B．0.1mol/L醋酸中加水稀释，醋酸的电离程度均增加
C．醋酸溶液升温中可能涉及共价键和氢键断裂的过程
D．0~30℃电离总过程是放热的，30~50℃电离总过程是吸热的
题型08 电离度与电离平衡常数的计算
1. 电离度
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时， 的电解质分子数占 的百分比。
表示方法：α＝×100%，也可表示为α＝×100%。
衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越 ，弱电解质的电离程度越 。
2. ；电离平衡常数计算
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/mol·L－1 a 0 0
变化浓度/mol·L－1 x x x
平衡浓度/mol·L－1 a－x x x
则Ka＝ ＝ ≈
【典例8】常温下，0.12mol/L的氨水电离度仅1%，求氨水的电离平衡常数 (写出计算过程)。
【变式8-1】苯乙酸()在低浓度时具有甜蜂蜜味，是一种重要的香料成分。25℃时，有的溶液，回答下列问题：
(1)的电离平衡常数表达式为 ，溶液中 (的)。
(2)向该溶液中加入一定量的盐酸，溶液中的 (填“增大”“减小”或“不变”，下同)， ，电离常数 。
(3)25℃时，的，则与溶液 (填“能”或“不能”)反应。若能发生反应，反应的离子方程式，若不能反应，原因是 。
(4)能使溶液中的电离度增大且电离平衡常数保持不变的措施是_______(填标号)。
A．加水稀释 B．升高温度 C．加少量苯乙酸钠 D．加少量苯乙酸
【变式8-2】戊二酸(用表示)易溶于水，向溶液中加入NaOH固体，保持溶液为常温，忽略溶液体积的变化，过程中测得pX随溶液pH的变化如图所示。已知：[X为]。下列说法错误的是
A．曲线Ⅱ为随pH的变化曲线 B．开始时，戊二酸溶液的浓度
C．时， D．戊二酸的
【变式8-3】按要求填空。
(1)已知室温时，某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
①该溶液中pH= 。
②HA的电离平衡常数K= 。
(2)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HClO
电离平衡常数(25℃) ； ；
按要求回答下列问题：
①的酸性由强到弱的顺序为 。
②同浓度的、、、、、结合的能力由强到弱的顺序为 。
题型09 电离平衡常数的应用
1. 根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越 ；
2. 根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向；
Q>K，向 移动；
Q
Q=K，电离达到平衡状态；
3. 根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况；
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则 。
【典例9】常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10-5、1.8×10-4，以下关于0.1mol·L-1CH3COOH溶液、0.1mol·L-1HCOOH溶液的说法正确的是
A．c(H+)：CH3COOH>HCOOH
B．等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH>CH3COOH
C．HCOOH可能与NaOH发生反应：H++OH-=H2O
D．将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变
【变式9-1】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是
酸 HX HY HZ
电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2
A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ
B．反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生
C．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HZ产生的H2最多
D．1 mol/L HX溶液的电离常数大于0.1 mol/L HX溶液的电离常数
【变式9-2】常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是
A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中
C．在胃中， D．血液与胃中药量之比约为
【变式9-3】血液中存在酸碱平衡，从而维持血液的pH基本不变，可表示如下：
①；
②；
血红蛋白分子（Hb）也有调节酸碱平衡的作用，可表示为：
③。
已知碳酸的，。下列说法不正确的是
A．若血液pH为7.4，则血液中浓度比大
B．当血液pH降低时，会促进人体更快更多地排出
C．随pH增大，先增大后减小
D．高氧环境中，血红蛋白与结合形成，促使释放
题型10 电离平衡相关图像
弱酸、弱碱稀释pH变化图像
25℃时，相同pH值的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，稀释相同倍数时，HA的pH比HB的pH大，
酸性由强到弱的顺序为 ；
【典例10】某温度下，和的电离常数分别为和，将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其随加水体积的变化如图所示，下列叙述正确的是
A．曲线表示，曲线表示
B．酸的电离程度：；a点溶液中，
C．b点酸的总物质的量浓度小于c点酸的总物质的量浓度
D．c、d两点的溶液分别与恰好中和，溶液中不相同
【变式10-1】在体积均为1L，pH均等于2的盐酸和醋酸溶液中，分别投入0.12g镁粉充分反应后，下图中最符合反应事实的曲线是
A.B．C.D．
【变式10-2】HA为一元弱酸，其电离是吸热过程，平衡体系中各成分的分布分数为，(其中X为HA或)。常温条件下，与pH的关系如图所示，下列说法错误的是
A．为HA的分布曲线 B．
C．pH=5时，溶液中 D．若升高温度，a点向右移动
【变式10-3】某化学小组在一定温度下，将冰醋酸加水稀释，溶液的导电能力随加入水的体积V变化的曲线如图所示。
(1)O点导电能力几乎为0的原因是 。
(2)a、b、c三点对应的溶液中，电离程度最大的是 。
(3)a、b、c三点对应的溶液中，由大到小的顺序是 。
(4)若使b点对应的溶液中增大、减小，可采用的方法是 (填序号)。
①加入水 ②加入固体 ③加入浓硫酸 ④加入固体
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第一节 电离平衡
内容概览
01 竞赛技巧总结 核心策略精讲，高效解题通法提炼
02 技巧针对训练 专项能力突破，弱点题型强化攻坚
03 综合培优精练 高阶思维拓展，综合问题融合演练
04 竞赛真题精练 实战命题解密，赛场节奏模拟特训
竞赛技巧1 强电解质和弱电解质及其判断
1.强电解质和弱电解质
（1）概念
①强电解质：溶于水后能完全电离的电解质
②弱电解质：溶于水后只能部分电离的电解质
（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，如强酸(H2SO4、HNO3)、强碱(KOH、NaOH)和绝大多数盐，弱电解质主要是某些共价化合物，如弱酸(CH3COOH、HClO)、弱碱、水和极少数盐[(CH3COO)2Pb]。
（3）分类
2.强、弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
定义 在水溶液中完全电离的电解质 在水溶液中部分电离的电解质
化学键种类 离子键、强极性键 极性键
化合物类型 离子化合物，某些具有极性键的共价化合物 某些具有极性键的共价化合物
电离过程 不可逆，不存在电离平衡 可逆，存在电离平衡
电离程度 完全电离 部分电离
表示方法 用“===”表示 用“?”表示
示例 Na2SO4===2Na＋＋SO CH3COOHCH3COO－＋H＋
溶液中溶质微粒的种类 离子，无强电解质分子 离子和分子
4．强电解质与弱电解质的判断
（1）根据弱电解质的定义判断：弱电解质不能完全电离
①配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 mol·L-1),测其pH,若pH>1,则说明HA是弱酸,若pH=1,则说明HA是强酸。
②与同浓度盐酸比较导电性，更弱的为弱酸。
③与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢，更慢的为弱酸。
（2）根据弱电解质溶液中存在电离平衡判断：条件改变，平衡移动
①从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断，如①向HA溶液中加水稀释100倍后,溶液pH增大值小于2的是弱酸,pH增大值等于2的是强酸。
②从升高温度后pH的变化判断，变化大为弱酸。
③从等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断，量多的为弱酸。
④向HA溶液中加入NaA晶体,溶液pH增大的是弱酸,pH不变的是强酸。
（3）根据弱电解质形成的盐类能水解判断：如溶液变为浅红色可用下面两个现象判断CH3COOH为弱酸
①配制某浓度的醋酸钠溶液，向弱电解质形成的一其中加入几滴酚酞溶液。现象：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。现象：试纸显示pH>7
（4）从结构判断
①离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物(如强酸、强碱和大部分盐类)是强电解质。
②某些具有弱极性键的共价化合物(如弱酸、弱碱和水等)是弱电解质。
竞赛技巧2 弱电解质的电离平衡
1.弱电解质的电离概念
（1）电离平衡的定义：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。
（3）电离平衡的特征
①逆（可逆性）：电离平衡的前提是可逆过程。只有弱电解质的电离才存在平衡，因为弱电解质不能完全电离，其分子电离成离子的同时，离子会重新结合成分子，存在“电离”与“结合”的可逆过程（如：CH3COOH CH3COO-+H+）。强电解质（如强酸、强碱、大部分盐）的电离是完全的，不存在可逆性，因此无电离平衡。
②等（速率相等）：达到平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率（正反应速率，v ）与离子重新结合成分子的速率（逆反应速率，v ）相等，即v =v ≠0。此时，从宏观上看，离子浓度和分子浓度不再变化，但微观上电离和结合的过程仍在持续。
③动（动态平衡）：电离平衡是一种动态平衡，而非静止状态。即使达到平衡，弱电解质的电离（分子→离子）和离子的结合（离子→分子）仍在不断进行，只是两者的速率相等，宏观上表现为各物质的浓度不再改变。
④定（浓度恒定）：平衡状态下，溶液中弱电解质分子的浓度、电离出的各离子浓度保持恒定（不随时间变化）。但需注意：“恒定”不等于“相等”，分子浓度与离子浓度不一定相等（如CH3COOH电离平衡时，c(CH3COOH)远大于c(H+)和c(CH3COO-)）。
⑤变（条件改变，平衡移动）：电离平衡是相对的、有条件的平衡。当外界条件（如温度、浓度、加入同离子物质等）发生改变时，原有的平衡状态被破坏，v ≠v ，平衡会向减弱条件改变的方向移动，直至建立新的平衡。例如：升温会促进弱电解质电离（吸热过程），平衡向电离方向移动；向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体（增加CH3COO-浓度），平衡向结合方向移动（抑制电离）。
⑥电离过程是吸热的。
⑦弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。在弱电解质溶液中，由于存在电离平衡只有一部分分子发生电离，绝大多数以分子形式存在，离子和分子之间存在电离平衡，即分子、离子共存，决定了它在离子方程式书写中要写成分子形式。
2.弱电解质的电离方程式
（1）弱电解质的电离方程式的书写用“”表示。如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2ONH＋OH－、CH3COOH 的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋。
（2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
（4）弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，即“强中有弱”，如NaHCO3的电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
3．电离平衡的影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。
（2）外因
①温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程吸热，因此升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电离程度增大，但往往会使溶液中离子的浓度减小。
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，如下所示：
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，如向CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小，CH3COOH的电离平衡正向移动，电离程度增大。
（3）示例
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。
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
【易错提醒】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。弱电解质溶液稀释过程中并不是所有离子浓度都减小。
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。
竞赛技巧3 电离度、电离平衡常数
一、电离常数
1．电离常数的概念
在一定条件下，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。对于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(弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示)。
2．表达式
（1）一元弱酸、一元弱碱的电离常数
①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。例如：3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝；
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。例如：NH3·H2ONH＋OH－，Kb＝。
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离常数
①多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数，这些电离常数各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以区别。例如25 ℃时，H2CO3的电离分两步：
H2CO3H＋＋HCO，Ka1＝＝4.5×10－7，
HCOH＋＋CO，Ka2＝＝4.7×10－11。
显然，。说明多元弱酸的电离以第一步电离为主。
②一般多元弱酸或多元弱碱各步电离常数的大小为Ka1 Ka2，Kb1 Kb2，因此，多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)主要由第一步电离决定(八字诀：分步进行，一步定性)。
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。
4．K的意义：
（1）一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。
（2）相同温度下，等浓度的弱酸或弱碱的电离常数(对于多元弱酸或多元弱碱来说，只看其第一步电离的电离常数)越大，其酸性或碱性越强。
5．影响因素
①内因：弱电解质本身的性质。
②外因：温度越高，K值越大。
【易错提醒】（1）电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数都是定值。
（2）电离常数只与温度有关，而不受粒子浓度的影响。由于电解质的电离过程吸热，故电离常数随着温度的升高而增大。
（3）电离平衡常数表达式中离子浓度指达到平衡时溶液中存在的离子浓度，不一定是弱电解质自身电离的，可以对比水的离子积去掌握。
6．电离平衡常数的应用
（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。
（2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa可以发生。
（3）计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。
（4）判断溶液微粒浓度比值的变化
利用温度不变，电离常数不变来判断。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。
二、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数的百分比。
2.表示方法
α＝×100%，也可表示为α＝×100%。
3.意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
4.影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质。
（2）外因：
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。
5.电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。
竞赛技巧4 拉平效应与区分效应
在电解质（尤其是酸碱）的性质研究中，区分效应与拉平效应是描述溶剂对电解质电离强度影响的核心概念，本质上反映了溶剂与溶质之间质子转移（或电子转移）的能力差异。
一、核心定义与本质
1. 拉平效应（Leveling Effect）
（1）概念：当不同强度的电解质（如酸或碱）在某一溶剂中被 “拉平” 到相同强度，无法区分其固有强弱时，这种现象称为拉平效应。
（2）本质：溶剂的性质（如碱性或酸性）足够强，能与所有强度超过某一阈值的电解质发生完全反应，使它们的电离程度趋于一致，表现出相同的 “表观强度”。
2. 区分效应（Differentiating Effect）
（1）概念：当不同强度的电解质在某一溶剂中能表现出不同的电离程度，从而可区分其固有强弱时，这种现象称为区分效应。
（2）本质：溶剂的性质（如碱性或酸性）较弱，无法与所有电解质发生完全反应，因此不同强度的电解质电离程度存在差异，可通过实验（如导电性、滴定曲线）区分其强弱。
二、原理（溶剂的酸碱性是关键）
电解质（以酸碱为例）的强度本质是其给出或接受质子的能力（质子理论），但这种能力需通过溶剂体现：
1.对于酸（质子供体）：溶剂的碱性越强（接受质子能力越强），越容易与酸发生质子转移反应。若溶剂碱性足够强，所有比溶剂化质子（如 H3O+）更强的酸都会完全电离，表现为 “强度相同”（拉平）；若溶剂碱性较弱，只有更强的酸能部分电离，较弱的酸电离更少，从而区分强弱（区分）。
2.对于碱（质子受体）：溶剂的酸性越强（给出质子能力越强），越容易与碱发生质子转移反应。若溶剂酸性足够强，所有比溶剂化阴离子（如 OH-）更强的碱都会完全电离，表现为 “强度相同”（拉平）；若溶剂酸性较弱，则可区分不同碱的强弱（区分）。
三、典型实例分析
1. 酸的拉平与区分效应（以溶剂对强酸的影响为例）
（1）拉平效应（水为溶剂）：HCl、HNO3、H2SO4（第一步电离）、HClO4等都是常见强酸。在水中，水作为两性溶剂，其碱性（接受质子能力）足够强，可与这些强酸发生完全质子转移： HCl+ H2O=H3O++Cl- HNO3+H2O=H3O++NO3- ，所有强酸在水中均完全电离，最终都以 H3O+ （水合质子）的形式体现酸性，因此在水中无法区分它们的固有强弱（实际 HClO4酸性强于 H2SO4，但水中表现相同），这就是水对强酸的拉平效应。
（2）区分效应（冰醋酸为溶剂）：冰醋酸（CH3COOH）的碱性远弱于水（接受质子能力差）。当 HCl、HNO3、H2SO4溶于冰醋酸时，质子转移反应不完全，且电离程度不同：HCl+CH3COOHCH3COOH2++Cl-(电离程度较大)、HNO3+ CH3COOHCH3COOH2++NO3-(电离程度次之),通过测定它们在冰醋酸中的导电能力或滴定曲线，可发现酸性顺序为： HClO4>H2SO4>HCl>HNO3，这就是冰醋酸对强酸的区分效应。
2. 碱的拉平与区分效应（以溶剂对强碱的影响为例）
（1）拉平效应（液态 NH3为溶剂）：液态 NH3是酸性较弱但碱性较强的溶剂。对于 NaOH、KOH、Ba (OH)2等强碱，在液态 NH3中，NH3作为酸给出质子的能力较弱，但作为碱接受质子的能力强，强碱会与 NH3发生完全反应：NaOH+NH3=Na++NH2-+H2O,所有强碱在液态 NH3中均完全电离，以 NH2- （氨合阴离子）的形式体现碱性，因此无法区分它们的强弱，这是液态 NH3对强碱的拉平效应。
（2）区分效应（水为溶剂）：水的酸性强于液态 NH3（给出质子能力更强）。对于不同强度的碱（如 NH3 H2O、NaOH、CH3COO-），在水中的电离程度差异明显：NaOH 完全电离（强碱性），NH3 H2O 部分电离（弱碱性），CH3COO-水解显弱碱性（碱性更弱）。通过 pH 测定或滴定实验可区分其碱性强弱： NaOH> NH3·H2O> CH3COO-，这是水对不同碱的区分效应。
四、应用与意义
1.酸碱滴定的溶剂选择：对于强度接近的弱酸（如 HAc、HCN），在水中因酸性较弱且差异小，难以准确滴定；若选用碱性更强的溶剂（如乙二胺），可增强其酸性并拉平差异，实现准确滴定。反之，区分强酸需用弱碱性溶剂（如冰醋酸）。
2.解释溶剂对电解质强度的影响：同一种酸（如 HCl）在水中是强酸，在乙醇中因乙醇碱性弱于水，电离不完全，表现为中强酸，体现了溶剂性质对电解质强度的调控作用。
3.非水溶剂化学的基础：在有机合成或工业中，非水溶剂（如 DMF、 DMSO）的选择需考虑其区分或拉平效应，以控制反应中酸碱的活性。
竞赛技巧1 强电解质和弱电解质及其判断
1．（2016高二·广东·竞赛）取pH=11的X、Y两种碱溶液各10 mL，将其分别稀释至1000 mL，稀释过程中其pH与溶液体积(V)的关系如图所示。下列说法中，正确的是
A．稀释前，X、Y两种碱溶液的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，X溶液中c(OH- )比Y溶液中c(OH-)大
C．若a>9，则X、Y都是弱碱
D．用同浓度盐酸中和X、Y两溶液，完全中和时消耗的盐酸体积Vx> Vy
【答案】C
【分析】因为稀释100倍以后，二者变化曲线不一样，所以两种碱有相对强弱，pH变化慢的为弱碱，即碱性X>Y，pH=11的X、Y两种碱溶液，碱溶液的起始浓度c(Y)>c(X)，据此进行分析。
【解析】A．结合以上分析可知，稀释前，X、Y两种碱溶液的物质的量浓度一定不相等，故A错误；B．稀释后，pH(Y)> pH(X)，所以X溶液中c(OH- )比Y溶液中c(OH-)小，故B错误；C．当a=9时，X为强碱，若9c(X)，当溶液的体积相同时，用同浓度盐酸中和X、Y两溶液，完全中和时消耗的盐酸体积Vx< Vy，故D错误；故选C。
2．（2020高二上·甘肃武威·竞赛）从下列现象可以判断某一元酸是强酸的是
A．加热该酸至沸腾也不分解
B．该酸可以与石灰石反应放出CO2
C．该酸可以把Al(OH)3沉淀溶解
D．该酸浓度为0.1 mol·L-1时的pH为1
【答案】D
【解析】A、物质的稳定性与酸的强弱无关，故A不符合题意；B、石灰石的成分是碳酸钙，该酸可以与石灰石反应放出CO2，说明该酸的酸性强于碳酸，不能说明该酸为是否为强酸，故B不符合题意；C、该酸可以把Al(OH)3沉淀溶解，不能说明该酸完全电离，故C不符合题意；D、该酸的pH=1，该溶液中c(H＋)=0.1mol·L－1，等于该酸的浓度，该酸是完全电离，即该酸为一元强酸，故D符合题意；答案为D。
竞赛技巧2 弱电解质的电离平衡
3.（2013·天津·预赛）将0.1mol L-1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起的变化是
A．溶液的pH增大 B．CH3COOH的电离度变大
C．溶液中c(OH-)减小 D．溶液的导电能力减弱
【答案】A
【解析】A．CH3COOH溶液中存在CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀释时，平衡虽然正向移动，当溶液中H+浓度减小，溶液的pH增大，但加入CH3COONa晶体时，平衡逆向移动，溶液中的H+浓度减小，溶液的pH增大，A符合题意；B．CH3COOH溶液中存在CH3COOHCH3COO-+H+，加水稀释时，平衡虽然正向移动，CH3COOH的电离度变大，加入CH3COONa晶体，平衡逆向移动，CH3COOH的电离度变小，B不合题意；C．由A项分析可知，两种措施均能使溶液的pH增大，则溶液中c(OH-)增大，C不合题意；D．溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子浓度和离子所带的电荷有关，加水稀释时，平衡虽然正向移动，当溶液中CH3COO-、H+浓度均减小，溶液的导电能力减弱，而加入醋酸钠晶体后，溶液中的CH3COO-浓度增大，还有Na+、H+均可导电，则溶液的导电能力增强，D不合题意；故答案为：A。
4.（19-20高二上·甘肃古浪·竞赛）将0.l mol·L-1醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是
A．溶液中c（H+）和c（OH-）都减小 B．溶液中c（H+）增大
C．溶液的pH增大 D．醋酸电离平衡向左移动
【答案】C
【解析】A.因醋酸溶液中加水稀释，溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，水的离子积不变，则氢氧根浓度增大，A错误；B.因醋酸溶液中溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，B错误；C.醋酸是弱电解质，加水稀释平衡正向移动，由于溶液的体积增大，电离产生的氢离子的浓度减小，pH=-c（H+），pH增大，C正确；D. 醋酸是弱电解质，加水稀释平衡向右移动，D错误；答案为C
竞赛技巧3 电离度、电离平衡常数
5.（2020·浙江·竞赛）已知常温下各形态的分布分数随pH变化如图所示，下列说法正确的是
A．的
B．m点对应的溶液中水电离出的为
C．n点对应的溶液中，离子浓度的大小关系为：
D．将含和的溶液等体积混合，溶液
【答案】C
【解析】A．是多元弱酸，二级电离为，根据图像，当时，溶液的pH为，此时，的，故A错误；B．点溶液中，此时溶液，呈碱性，均是由水电离出来的，所以由水电离出的，故B错误；C．点溶液中，溶液，则，则n点对应溶液中，离子浓度关系：，故C正确；D．将含和的溶液等体积混合，由于存在电离和水解，即， ，则Ka3==10-11.5，Kh2==10-7，Ka3< Kh2，的水解大于电离， 只存在水解，即+H2O+OH-，Kh1===10-2.5，两种离子水解程度不一样，则，此时溶液，故D错误；答案为C。
6.（2022高二上·安徽阜阳·竞赛）物理化学家为了定量描述电解质电解程度，引入了电离度的概念，表达式如下：
I.电离度越大，电解质电离程度越彻底，其电离平衡常数 (填“越大”，“越小”或“不变”)
II.电离度的测定有三种方法：半中和法，pH法和电导率法，其中电导率法最为精确与常用。
由于电导率大小同时受三个物理量的制约，为了统一起见，引入概念“摩尔电导率”，记为。其物理意义为在两个距离单位间距的极板之间填充含有1 mol该物质的溶液时的电导。
①与的关系是 (用含的代数式表达，可引入其他物理量，例如体积，体积的物质的量浓度等)
②已知：
a.弱电解质电离程度与溶液浓稀有关，在极稀溶液中可以看为完全电离。在此时的摩尔电导率也叫极限摩尔电导率，记为。
b.相同条件下，摩尔电导率和极限摩尔电导率仅与电解质溶液内的自由离子数呈正比。(忽略水的电离)
则电离度的表达式为 (用题目II中所给物理量的表达式进行表达，其中与的外界测定环境相同，仅溶液浓度与极板面积不同)
【答案】I.不变 II.① ②
【解析】I.电离平衡常数与温度有关，温度不变时，电离度越大，电解质电离程度越彻底，但其电离平衡常数不变；II. ①为在两个距离单位间距的极板之间填充含有1 mol该物质的溶液时的电导G，G与的关系是G=，物质的量n=cV（体积为，该体积溶液的物质的量浓度为），所以与的关系是。
②由于Λm与Λm′都与电解质电离出的自由离子数目成正比（因为忽略了水的电离，所有离子均来源于电解质），则可以写成：Λm=k×N 、Λm′=k×N′，其中k为比例系数，N为弱电解质正常情况下电离出的离子数，N′为弱电解质无限稀释情况下电离出的离子数（相当于完全电离时电离出的离子数），而由于其测定条件相同，在相同条件下仅与溶液内自由离子数成正比，因此k值相同。而电解质分子数=，记一个电解质分子电离出的离子个数为Nm，可以得到=，综上。
竞赛技巧4 拉平效应与区分效应
7.（2023高二上·江苏·竞赛）许多无水体系有着与水溶液相似的性质，无水硫酸便是其中一例。
已知无水硫酸中存在如下三个平衡：
下列说法不正确的是
A．无水硫酸中
B．的酸性可能强于
C．无水硫酸粘稠的原因之一是分子间存在氢键
D．已知，得出结论：硝酸酸性强于硫酸
【答案】D
【解析】 A．比较平衡常数可知，K1大于K2，故无水硫酸中的浓度大于水合氢离子的浓度，A正确；B．氟磺酸中的氟原子电负性最大，拉电子效应明显，增强了羟基氢的活性，因此氟磺酸的酸性可能强于硫酸，B正确；C．无水硫酸分子间存在分子间氢键，增强了分子间作用力，液体流动时摩擦力变大，增大了液体的粘稠性，故C正确；D．反应中硫酸给出氢离子，无法得出硝酸酸性强于硫酸，故D错误；故答案为：D。
8.已知溶剂分子结合的能力会影响酸给出的能力，某温度下部分酸在冰醋酸中的如下表所示，下列说法错误的是
分子式 HCl
4.87 7.24(一级) 8.9 9.4
A．在冰醋酸中的电离方程式：
B．在冰醋酸中酸性：
C．结合的能力：
D．相同温度下醋酸在液氨中的大于其在水中的
【答案】D
【解析】A．由表格数据可知，高氯酸在冰醋酸中部分电离出高氯酸根离子和CH3COOH离子，电离方程式为，故A正确；B．由表格数据可知，四种酸在冰醋酸中的电离常数的大小顺序为，则在冰醋酸中酸性的大小顺序为，故B正确；C．由表格数据可知，在水中完全电离的四种强酸在冰醋酸中均不能完全电离，说明水分子结合氢离子的能力强于醋酸，故C正确；D．相同温度下醋酸在液氨中的电离程度大于在水中的电离程度，所以在液氨中的小于其在水中的，故D错误；故选D。
1．（23-24高二上·河南·期中）溶液的酸碱性强弱常常通过溶液的pH大小来比较。已知：
①。
②电解质的电离度。
③25℃时HF的。
下列说法正确的是
A．25℃时，氢氟酸中HF的电离度约为8%
B．25℃时，分别测定某氢氟酸、盐酸的pH，二者pH相等，可以证明HF为强电解质
C．25℃时，向等体积等浓度的氢氟酸和盐酸中分别加入足量的锌粉充分反应，氢氟酸中产生的氢气体积更多
D．25℃时，向的氢氟酸中加入等体积的盐酸，HF的电离度减小
【答案】A
【解析】A．0.1 mol L 1氢氟酸中，则，HF的电离度，A正确；B．某氢氟酸、盐酸的起始浓度未知，不能根据某氢氟酸、盐酸的pH相等来判断HF是否为强电解质，应该分别测定相同浓度氢氟酸和盐酸的pH值，若不相等，则证明HF为弱酸，B错误；C．氢氟酸和盐酸均为一元酸，等体积等浓度的氢氟酸和盐酸的物质的量相等，分别与足量的锌粉充分反应时生成氢气的体积相等，C错误；D．25 °C时0.001 mol L 1的盐酸的pH为3，与pH=3的氢氟酸等体积混合时溶液的pH仍为3，即氢氟酸的电离度不变，D错误；故选A。
2．（23-24高二上·湖北恩施·期中）是制造塑料稳定剂的原料。常温下，向溶液中滴加等浓度的KOH溶液，混合溶液中所有含磷微粒的物质的量分数与溶液的关系如图所示。下列说法中正确的是
A．是三元弱酸
B．曲线Ⅲ代表
C．的平衡常数
D．当时，溶液中
【答案】C
【分析】曲线I代表的变化曲线，曲线II代表的变化曲线，曲线Ⅲ代表的变化曲线。
【解析】A．图中只有3种含磷微粒，所以是二元弱酸，A错误；B．曲线Ⅲ代表的变化曲线，B错误；C．a点时c（）=c（），Ka2=c(H+)=10-6.6，b点时c（）=c（），Ka1=c(H+)=10-1.4，，所以，C正确；D．由图可知当时，溶液中不相等，D错误；故选C。
3．（23-24高二上·安徽池州·期中）已知某二元酸在水中的电离方程式为：、 。在时，则下列关于该二元酸的说法中正确的是
A．是弱电解质
B．稀释溶液后pH值增大，是因为平衡逆向移动
C．在的溶液中，
D．若溶液中，则的中
【答案】D
【解析】A．第一步完全电离，故是强电解质，错误；B．稀释溶液后，虽然第二步电离正向移动，但体积增大，氢离子浓度减小，pH值增大，错误；C．在的溶液中，设第二步电离的HA-为xmol/L，有，解得x<0.01，，错误；D．若溶液中，则的中第一步电离的氢离子抑制第二步电离，故，正确；答案选D。
4．（24-25高二上·黑龙江哈尔滨·期中）常温时，向溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中[X表示或]随pH变化如图，已知，Ⅰ线和Ⅱ线交点横坐标为6.6，下列说法错误的是
A．Ⅰ线代表
B．Ⅰ线和Ⅱ线交点的纵坐标为
C．
D．Ⅱ线和横轴交点坐标为
【答案】B
【分析】向溶液中滴加NaOH溶液，随着pH增大，增大减小， 增大， 减小增大，lg减小，故Ⅰ线代表，Ⅱ线代表lg，据此分析
【解析】A．由分析可知，Ⅰ线代表，A正确；B．Ⅰ线和Ⅱ线交点横坐标为6.6可得，已知，由，故Ⅰ线和Ⅱ线交点的纵坐标为，B错误；C．Ⅰ线和Ⅱ线交点横坐标为6.6可得，，，C正确；D．Ⅰ线和Ⅱ线交点横坐标为6.6可得，横轴交点说明=1，则，，pH=8.7，故Ⅱ线与横轴交点坐标为（8.7，0），D正确；故选B。
5．（24-25高二上·江苏苏州·期中）常温下，Ka(CH3COOH)=1.76×10-5，下列相关说法不正确的是
A．常温下，醋酸溶液中：c(H+)·c(OH-)=1×10-14
B．将pH=2的盐酸和醋酸各1mL分别稀释至100mL，所得醋酸的pH略小
C．向10mL0.1mol/L醋酸溶液不断加水稀释，不断增大
D．向10mL0.1mol/L醋酸溶液中滴加5滴饱和碳酸钠溶液，逐渐增大
【答案】D
【解析】A．常温下，醋酸溶液中，水的离子积常数固定不变，c(H+)·c(OH-)=1×10-14，故A正确；B．将pH=2的盐酸和醋酸各1mL分别稀释至100mL，醋酸为弱酸，稀释会促进电离，氢离子物质的量会增加，所得醋酸的pH略小，故B正确；C．向10mL0.1mol/L醋酸溶液不断加水稀释，温度不变醋酸的电离常数不变，醋酸根离子浓度减小，所以不断增大，故C正确；D．向10mL0.1mol/L醋酸溶液中滴加5滴饱和碳酸钠溶液，氢离子减小，温度不变醋酸的电离常数不变，增大，逐渐减小，故D错误；答案选D。
6．（24-25高二上·湖南·月考）高氯酸()、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，酸性在水溶液中差别不大。某温度下，高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸四种酸在醋酸中的电离常数如下表所示：
物质 HCl
已知：。依据表格中数据，下列说法错误的是
A．若的醋酸溶液中，则溶液中
B．在醋酸中硫酸的电离方程式为
C．水对这四种酸的强弱区分能力弱于醋酸对这四种酸的强弱区分能力
D．向的醋酸溶液中加入适量醋酸，的电离平衡正向移动
【答案】B
【解析】A．在冰醋酸中高氯酸存在电离平衡，设高氯酸电离出的，由知，，解得，A正确；B．根据电离平衡常数知，在冰醋酸中硫酸存在电离平衡，硫酸不能完全电离，其电离方程式为，B错误；C．根据电离平衡常数知，这几种酸在醋酸中都不完全电离，且电离程度不同，而这四种酸在水中都完全电离，所以水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱，C正确；D．加入适量醋酸，醋酸的浓度增大，会使的电离平衡正向移动，D正确；故选B。
7．（24-25高二上·黑龙江齐齐哈尔·期中）已知时，生活中常见的醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下表所示：
物质 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸
电离平衡常数
下列说法正确的是
A．酸性强弱：
B．加水稀释亚硫酸溶液，溶液中所有离子浓度均减小
C．同浓度结合由强到弱的顺序：
D．将足量醋酸滴入溶液中，发生反应的离子方程式：
【答案】C
【分析】电离常数越大，弱电解质电离程度越大。K越大，弱酸的电离程度越大，酸性越强，。
【解析】A．酸电离平衡常数越大，酸性越强，酸性强弱：，A错误；B．加水稀释亚硫酸溶液，电离平衡正向进行，溶液中氢离子、亚硫酸氢根离子、亚硫酸根离子浓度均减小，氢氧根离子浓度增大，B错误；C．根据酸越弱，酸根离子结合氢离子能力越强，酸性，可知结合氢离子能力：，C正确；D．利用强酸制弱酸，将足量醋酸滴入碳酸钠溶液中发生反应生成醋酸钠、二氧化碳、水，对应的离子方程式：，D错误；故答案为：C。
8．（24-25高二上·黑龙江·期中）已知：N2H4＋H＋N2H的K=8.7×107；Kw=1.0×10-14，联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似，N2H＋NH3=NH＋N2H4。下列说法正确的是
A．联氨的第一步电离方程式N2H4＋H2ON2H＋OH-，其平衡常数值为8.7×10-7
B．联氨与足量稀硫酸反应形成酸式盐的化学式为N2H6HSO4
C．给出质子(H+)的能力：N2H>N2H4>NH
D．联氨与过量醋酸反应的离子方程式为：N2H4＋CH3COOH=N2H＋CH3COO-
【答案】A
【解析】A．根据反应，其平衡常数表达式为：，联氨的第一步电离方程式，其平衡常数表达式为：，将的平衡常数表达式变形为：，则其平衡常数计算式为：，A正确；B．联氨为二元弱碱，在水中的电离与氨相似，所以与足量稀硫酸反应形成酸式盐的化学式应为，B错误；C．它们给出质子的能力与结合H+能力相反，不能结合质子，即，C错误；D．联氨为二元弱碱，在水中的电离与氨相似，联氨与过量醋酸反应的离子方程式为：，D错误；答案选A。
9．（24-25高二上·广东·期中）已知：常温下，，，，。下列说法错误的是
A．常温下，等浓度的溶液的酸性：
B．少量通入NaF溶液中的反应为
C．等浓度的NaClO溶液和NaF溶液的溶液小于NaClO溶液
D．少量通入NaClO溶液中，发生反应
【答案】D
【分析】根据提供的电离平衡常数，等浓度时他们的酸性大小为：，据此分析回答。
【解析】A．根据电离平衡常数的大小关系可知，在相同浓度时，酸性与电离平衡常数成正比，则等浓度的溶液的酸性：，A正确；B．根据电离常数，同浓度时HF的酸性大于的酸性，所以在有HF存在时，不能存在，只能存在，则将少量通入NaF溶液中的反应为：，B正确；C．根据电离常数，等浓度时HF的酸性大于HClO的酸性，则的水解强于的水解，碱性更强，所以等浓度的NaClO溶液和NaF溶液的溶液小于NaClO溶液，C正确；D．HClO有强氧化性，能将氧化，发生的反应为：，D错误；故答案为：D。
10．（24-25高二上·山东青岛·期中）常温下，将pH=2的两种酸溶液HA、HB和pH=12的MOH溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH变化与溶液体积的关系如图所示。下列说法正确的是
A．HA是一元弱酸
B．若b＋c=14，则MOH是强碱
C．若c=9，则稀释后三种溶液中水的电离程度：HB>MOH=HA
D．若c>9，稀释前MOH和HA混合，溶液显碱性
【答案】D
【解析】A．由图可知，pH=2的两种酸溶液HA，HB各1mL，分别加水稀释到1000mL后溶液HA的pH=5，=3，所以HA为强酸，故A错误；B．若b+c=14，则b=14-c，在pH=c的MOH溶液中c(OH-)=10c-14mol/L=10-bmol/L，已知b＜5，则稀释1000倍后，c(OH-)＞10-5mol/L，<3，所以MOH是弱碱，故B错误；C．pH=5的HA溶液中c(H+)水= c(OH-)水==10-9mol/L，所以水电离的氢离子浓度c(H+)水=10-9mol/L，pH=b的HB溶液中c(H+)水= c(OH-)水=mol/L=10-（14-b）mol/L，b＜5，所以10-（14-b）mol/L＜10-9mol/L，pH=9的MOH溶液中，c(H+)水=1×10-9 mol/L，所以稀释后溶液中水电离的氢离子浓度顺序为：MOH=HA＞HB，故C错误；D．若c＞9，则MOH是弱碱，将pH=2的HA溶液和pH=12的MOH溶液各1mL混合，则MOH溶液过量，溶液呈碱性，故D正确；答案选D。
11．（24-25高二上·安徽六安·期中）常温下，pH均为2、体积均为的HA、HB、HC溶液，分别加水稀释至体积为V，溶液pH随的变化关系如图所示，下列叙述正确的是
A．a点水的电离程度大于c点
B．中和a点和b点HC，消耗等浓度氢氧化钠溶液的体积相同
C．当时，HA溶液的pH为8
D．当时，三种溶液同时升高温度，变大
【答案】B
【分析】酸性越强，稀释过程中氢离子浓度变化越大，结合图可知，酸性HA>HB>HC，HA稀释10则pH增加1则HA为强酸完全电离；
【解析】A．酸电离出氢离子，抑制水的电离，a点的pH小于c点，a点水的电离程度小于c点，A错误；B．加水稀释过程中HC的物质的量没变，中和a点和b点HC，消耗等浓度氢氧化钠溶液的体积相同，B正确；C．HA为强酸，当时，即稀释106倍，HA溶液的pH接近7，C错误；D．，由分析可知：HA>HB>HC、HA为强酸完全电离，三种溶液同时升高温度，对HC电离的促进作用更大，不变、变大，则减小，D错误；故选B。
12．（24-25高二上·重庆·期末）常温时，1mol/L的HA和1mol/L的HB两种酸溶液，起始时的体积均为V0，分别将两溶液加水稀释，稀释后溶液体积为V，所得曲线如图所示。下列说法正确的是
A．两者均为弱酸，且酸性强弱为：HB>HA
B．将=1的溶液加水稀释至=3时，减小
C．M点水的电离程度大于N
D．在0≤pH≤7时，HB溶液满足：
【答案】B
【分析】根据常温时，1mol/L的HA和1mol/L的HB两种酸溶液，未稀释时HA的、HB的可以得出HA为弱酸，存在电离平衡，HB为强酸，全电离，据此分析解答。
【解析】A．根据分析，HA为弱酸，HB为强酸，A错误；B．将=1的溶液加水稀释至=3时，HB为强酸，不变，HA为弱酸，还在继续电离增加，增大，由于体积相同，所以得到减小，B正确；C．M点和N点的相等，相等且都是酸电离的，对水的电离抑制相同，水的电离程度相同，C错误；D．HB为强酸，完全电离，在pH较小时，稀释多少倍，溶液中就是原来的多少分之一，但当时，由水电离的已经影响到酸电离出的，此时无法再使用稀释比的关系，将不再符合，D错误；故答案为：B。
13．（24-25高二上·浙江宁波·期中）相同温度下，关于盐酸和醋酸两种溶液，下列说法正确的是
A．相同物质的量浓度的两溶液，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中(忽略溶液体积变化)：
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．pH相等的两溶液中：
D．10mL 0.1的溶液中加入0.1的NaOH溶液，溶液中水的电离程度与纯水相同，V(NaOH)可能小于或大于10mL
【答案】D
【解析】A．物质的量浓度相同的两溶液，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液，溶液中分别存在电荷守恒，会有、，盐酸酸性大于醋酸，则反应得到中性溶液，盐酸需要氢氧化钠更多，所以，A错误；B．醋酸为弱酸、盐酸为强酸，pH相等、体积相等的两溶液，醋酸溶液浓度更大，则中和pH相等、体积相等的两溶液，醋酸所需NaOH的物质的量更大，B错误；C．结合A分析，A选项中溶液显中性，则pH相等，而两溶液中醋酸根离子、氯离子浓度不相等，C错误；D．酸和碱都会抑制水的电离，醋酸和醋酸钠恰好反应生成醋酸钠，醋酸钠水解会促进水的电离，此时水的电离程度最大，则当溶液中水的电离程度与纯水相同，V(NaOH)可能小于或大于10mL，D正确；故选D。
14．（24-25高二上·浙江·期中）钠碱法吸收二氧化硫是一种常用的烟气脱硫方法，25℃时，将烟气中通入0.10溶液(通入所引起的溶液体积变化和挥发可忽略)，溶液中含硫物种的浓度，溶液中含硫物种的物质的量浓度随的关系曲线如下图所示。
回答下列问题：
（1）完全转化为时，写出溶液中的所有阴离子 。
（2）0.10溶液加水稀释过程中，下列表达式的数据变小的是_______(填序号)。
A． B． C． D．
（3）往纯水中加少量固体，水的电离平衡 (填向左移动、向右移动或不移动)。
（4）若，则 (填>、<或=，下同)；当溶液时， 。
（5）的 ，当溶液时， 。
【答案】（1）、、OH-
（2）C
（3）向左移动
（4）< >
（5） 10-8.9
【解析】（1）溶液中发生水解生成，所有阴离子有：、、OH-。
（2）溶液存在电离平衡：、；A．加水稀释过程中，溶液中c(H+)减小，是定值，增大，A不选；B．加水稀释过程中，是定值，B不选；C．加水稀释过程中，溶液中c(H+)减小，c(OH-)增大，减小，C选；D．加水稀释过程中，溶液中c(H+)减小，、是定值，增大，D不选；故选C。
（3）由图可知，当pH=1.9时，，，当pH=7.2时，，，固体溶于水，的水解常数Kh=<，说明的电离程度大于其水解常数，电离出H+抑制水的电离，水的电离平衡向左移动。
（4）将烟气中通入0.10溶液，若，此时得到NaHSO3溶液，由（3）可知的水解常数Kh=<，说明的电离程度大于其水解常数，则<，当溶液时，、，溶液中存在电荷守恒：，则>。
（5）由图可知，当pH=1.9时，，，当pH=7.2时，，，当溶液时，c(H+)=10-9mol/L，=10-8.9。
15．（24-25高二上·四川资阳·期中）25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示，请回答下列问题。
化学式
电离平衡常数 ， ，
（1）上述等浓度的四种溶液，导电能力最强的是 ，用蒸馏水稀释的醋酸，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是 (填序号)。
a． b． c．
（2）25℃时，的水解平衡常数 ，溶液显 性。
（3）常温下，向氨水中加入稀硫酸至恰好中和，所得溶液的 7(填“>”“=”或“<”)，用离子方程式表示其原因： 。
（4）相同温度下，等的①溶液、②溶液、③溶液，三种溶液的物质的量浓度由大到小排序为 (用序号作答)；少量通入溶液的离子反应方程式 。
【答案】（1） b
（2） 酸
（3）<
（4）①>③>②
【解析】（1）上述等浓度的四种溶液，酸的电离常数越大，在水中的电离程度越大，电离产生的H+浓度越大，导电能力越强，导电能力最强的是H2SO3，故答案为：；在醋酸溶液中存在电离平衡： ：a．加水稀释促进CH3COOH的电离，溶液中H+物质的量增大、CH3COOH物质的量减小，则减小，故a不符合题意；b．加水稀释促进CH3COOH的电离，溶液中CH3COO-物质的量增大、CH3COOH物质的量减小，则增大，故b符合题意；c．稀释过程中，酸性减弱，c(H+)减小，温度不变，水的离子积常数不变，则c(OH-)增大，所以减小，故c不符合题意；故答案为：b；
（2）25℃时，NaHSO3的水解反应为：，NaHSO3的水解平衡常数（3）若向氨水中加入稀硫酸，使氨水恰好被中和，反应生成硫酸铵，硫酸铵是强酸弱碱盐，铵根离子水解，溶液呈酸性，所得溶液的pH＜7，故答案为：<；；
（4）弱酸的酸性越弱，其酸根离子越易水解，酸性：Ka(CH3COOH)＞Ka2(H2SO3)＞Ka2(H2CO3)，所以等pH的CH3COONa溶液、Na2CO3溶液和Na2SO3溶液，三种溶液的物质的量浓度c(CH3COONa)、c(Na2CO3)、c(Na2SO3)由大到小排序c(CH3COONa)＞c(Na2SO3)＞c(Na2CO3)；根据强酸制取弱酸的原理，少量通入溶液反应时生成NaHCO3和NaHSO3，离子方程式为：，故答案为：①>③>②；。
1．（2011高二·广西·竞赛）对于pH值相同的氨水和氢氧化钠稀溶液，下列说法中正确的是
A．中和等体积的这两种溶液，消耗盐酸的物质的量相等
B．在同等程度稀释时，氨水的pH下降较慢
C．氨水中氨的物质的量浓度等于氢氧化钠溶液中氢氧化钠的物质的量浓度
D．氨水中铵根离子的物质的量的浓度不等于氢氧化钠溶液中钠离子的物质的量的浓度
【答案】B
【解析】A．pH相同、体积相同的氨水与氢氧化钠两种稀溶液，一水合氨的物质的量大于氢氧化钠，与等体积的盐酸反应，恰好中和时所消耗的盐酸的物质的量浓度，一水合氨需要的多，故A错误；B．加水稀释促进一水合氨电离，则稀释后氨水的pH大于氢氧化钠，pH下降较慢，故B正确；C．由于氨水是弱电解质，部分电离出氢氧根，若两者pH相等，需要氨的物质的量浓度更大，故C错误；D．室温下，氨水与氢氧化钠两种稀溶液pH相同，说明溶液中氢氧根离子浓度相同，氨水中的c(NH)与NaOH溶液中的c(Na+)相同，故D正确；故选：B。
2．（2004高中·河南·预赛）将浓度为0.1mol·L-1的CH3COOH溶液稀释10倍，下列粒子浓度减小最多的是
A．CH3COO- B．OH- C．CH3COOH D．H+
【答案】C
【解析】醋酸是弱电解质，存在电离平衡，稀释促进电离，则将浓度为0.1mol·L-1的CH3COOH溶液稀释10倍，CH3COOH浓度比CH3COO-和H+浓度减小的大；而稀释过程中H+浓度减小，OH-增大；综上所述，浓度减小最多的是CH3COOH，C符合题意；答案选C。
3．（2016高二·浙江·竞赛）已知HClO的Ka=2.98 ×10-8，CH3COOH的Ka=1.75 ×10-5，下列有关说法正确的是
A．在pH=2的醋酸溶液中加入少量0.01 mol·L-1的稀盐酸，溶液的pH会变小
B．等浓度等体积的CH3COONa和NaClO溶液，前者所含离子总数比后者大
C．100 mL pH=2的新制氯水中：n(OH- )+ n(ClO- ) + n(HClO)=0.001 mol
D．将Cl2通入NaOH溶液中，若溶液呈中性，则溶液中存在6种微粒
【答案】B
【解析】A．pH=2的醋酸溶液c(H+)=0.01 mol·L-1，向其中加入少量0.01 mol·L-1的稀盐酸[c(H+)=0.01 mol·L-1]，c(H+)不变，pH不变，A错误；B．两种溶液中存在电荷守恒n(OH-) + n(CH3COO-) =n(H+) + n(Na+)和n(OH-) + n(ClO-) =n(H+) + n(Na+)，HClO的Ka 4．（22-23高二下·安徽·联赛）甲酸是重要的化工原料。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，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)与废水初始关系如图(已知甲酸)，下列说法不正确的是
A．活性成分在水中存在平衡：
B．的废水中
C．废水初始，随下降，甲酸的电离被抑制，与作用的数目减少
D．废水初始，离子交换树脂活性成分主要以形态存在
【答案】D
【解析】A．由图可知，溶液呈碱性，溶液中存在如下平衡，故A正确；B．由电离常数公式可知，溶液中=，当溶液pH为5时，溶液中==18，故B正确；C．由图可知，溶液pH为2.4时，废水中的甲酸及其盐回收率最高，当溶液中pH小于2.4时，随溶液pH下降，溶液中氢离子浓度增大，甲酸的电离被抑制，溶液中甲酸根个离子浓度减小，与作用的数目减小，故C正确；D．由图可知，溶液呈碱性，溶液中存在如下平衡，当废水初始pH大于5时，平衡向左移动，离子交换树脂活性成分主要以R3N形态存在，故D错误；故选D。
5．（23-24高二下·广东肇庆·竞赛）下表列出25℃时不同羧酸的(即)。根据表中的数据推测，结论正确的是
羧酸
pKa 4.76 2.59 2.87 2.90
A．酸性强弱：
B．对键合电子的吸引能力强弱：FC．25℃时的pKa大小：
D．25℃时0.1mol/L溶液的碱性强弱：
【答案】C
【解析】A．根据电负性F＞Cl＞Br＞I，CH2FCOOH、CH2ClCOOH、CH2BrCOOH的酸性逐渐减弱，则酸性CH2ICOOH＜CH2BrCOOH，A错误；B．电负性越大，对键合电子的吸引能力越强，电负性：F>Cl>Br，对键合电子的吸引能力强弱：F>Cl>Br，B错误；C．F是吸电子基团，F原子个数越多，吸电子能力越强，使得羧基中O—H键极性增强，更易电离，酸性增强，则25℃时的pKa大小：CHF2COOH6．（2021高三·浙江·竞赛）氢氟酸是一弱酸，同其它弱酸一样， 浓度越大，电离度越小，酸度越大：但浓度大于5mol·L-1时，则变成强酸。这点不同于一般弱酸，原因是
A．浓度越大，F-与HF的缔合作用越大
B．HF的浓度变化对HF的Ka有影响，而一般弱酸无此性质
C．HF的稳定性比F-离子强
D．以上三者都是
【答案】A
【解析】A．HF电离产生氟离子和氢离子，而氟离子会与HF进一步缔合变为H2F-，故浓度越大，氟离子与HF的缔合作用越大，A符合题意；B．HF的浓度不可能影响HF的电离平衡常数Ka，电离平衡常数只与温度有关，B不符合题意；C． 氟离子半径小电荷低，是较为稳定的离子，而HF2-连接两个吸电子的氟离子，不那么稳定，C不符合题意；D．由上述分析可知D错误，D不符合题意；故选A。
7．（23-24高中·江西赣州·选拔赛）已知电离常数：Ka(HCN)=5×10-10，H2CO3：Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11，下列离子方程式书写正确的是
A．向KCN(aq)中通入少量的CO2气体：CO2+H2O+2CN-=2HCN+CO
B．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2+H2O+Ca2++2ClO-=CaSO3↓+2HClO
C．氢氧化铁沉淀溶解于过量氢碘酸溶液中：2Fe(OH)3+6H++2I-=2Fe2++6H2O+I2
D．向Ba(OH)2溶液中加入少量的NaHCO3溶液：2HCO+Ba2++2OH-=BaCO3↓+CO+2H2O
【答案】C
【解析】A．由电离常数可知酸性H2CO3＞HCN＞HCO，则反应的离子方程式为CN﹣+H2O+CO2=HCN+HCO，故A错误；B．将少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中，二者发生氧化还原反应，正确的离子方程式为：Ca2++3ClO﹣+H2O+SO2═CaSO4↓+2HClO+Cl﹣，故B错误；C．Fe(OH)3溶于HI，后生成的Fe3+能将I﹣氧化为I2，自身被还原为Fe2+，离子方程式为2Fe(OH)3+6H++2I﹣=2Fe2++I2+6H2O，故C正确；D．Ba(OH)2溶液中加入少量NaHCO3溶液，HCO完全转化成BaCO3沉淀，正确的离子方程式为：HCO+Ba2++OH﹣＝BaCO3↓+H2O，故D错误；故选C。
8．（2023高三·福建·竞赛）当溶解在水中时，建立如下平衡：平衡常数是。如果溶液的pH值是6.0，那么与的浓度之比是
A． B．6.0 C．0.38 D．13.4
【答案】C
【解析】该反应的平衡常数K=c（H+）c（HCO）/c（CO2）=3.8×10-7，pH值等于6.0说明氢离子的浓度为10-6mol/L，则碳酸氢根和二氧化碳的浓度之比等于K/c（H+）=0.38，故C正确，本题选C。
9．（2012高二·广东·竞赛）I.已知在25℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数分别为：醋酸：K=1.75×10-5；碳酸：K1=4.30×10-7 K2=5.61×10-11；亚硫酸：K1=1.54×10-2 K2=1.02×10-7。
（1）写出碳酸的第一级电离平衡常数表达式：K1= 。
（2）在相同条件下，试比较H2CO3、HCO和HSO的酸性强弱： > > 。
（3）若保持温度不变，在醋酸溶液中加入少量盐酸，下列量会变小的是 (填序号)。
A．c(CH3COO-) B．c(H+) C．醋酸电离平衡常数 D．醋酸的电离程度
【答案】（1）
（2）H2CO3>HSO>HCO
（3）AD
【解析】（1）碳酸的第一级电离反应为：H2CO3H++HCO3-。根据电离平衡常数定义（产物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值），其第一级电离平衡常数表达式为： K1=。
（2）酸性强弱由电离平衡常数（K）决定，；K值越大，酸性越强。
H2CO3；的酸性对应其第一级电离常数：；K1(H2CO3)=4.30×10-7；。
HSO3-的酸性对应亚硫酸的第二级电离常数：；K2(H2SO3)=1.02×10-7；。
HCO3-的酸性对应碳酸的第二级电离常数：；K2(H2CO3)=5.61×10-11；。
比较K值大小：4.30×10-7>1.02×10-7>；5.61×10-11，故酸性强弱顺序为：H2CO3；>HSO3-；>HCO3-；
（3）醋酸存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+。加入盐酸（强电解质，完全电离出H+）后：A.c(H+)增大，平衡逆向移动，CH3COO-浓度减小，变小；B.盐酸电离出的H+使总c(H+)增大，变大；C.K仅与温度有关，温度不变则；K不变，不变；D.盐酸电离出的H+使总c(H+)增大，平衡逆向移动，电离的醋酸分子比例降低，电离程度变小；故答案为：AD
10．（23-24高二上·湖南邵阳·竞赛）已知某温度下有如下三个反应：
①则该温度下HF、HCN和三种弱酸的电离常数由大到小的顺序是
②已知：乙二酸(，可简写为)，俗称草酸；25℃ ，，25℃，请写出少量草酸()与NaF溶液反应的化学方程式： 。
【答案】① ②
【解析】①强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，相同温度下，弱酸的酸性越强，其电离平衡常数越大，根据方程式NaCN+HNO2=HCN+NaNO2知，酸性：HNO2＞HCN；根据NaCN+HF=HCN+NaF知，酸性：HF＞HCN；根据NaNO2+HF=HNO2+NaF知，酸性：HF＞HNO2，所以这三种酸的酸性强弱顺序是：HF＞HNO2＞HCN，则该温度下HF、HCN和三种弱酸的电离常数由大到小的顺序是，故答案为：；②已知：乙二酸(，可简写为)，俗称草酸；25℃ ，，25℃，根据电离平衡常数可知酸性：H2C2O4＞HF＞HC2O，结合复分解反应的规律可知少量草酸(H2C2O4)与NaF溶液反应产生草酸氢钠和HF，少量草酸()与NaF溶液反应的化学方程式：。故答案为：；
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第一节 电离平衡
内容概览
01 竞赛技巧总结 核心策略精讲，高效解题通法提炼
02 技巧针对训练 专项能力突破，弱点题型强化攻坚
03 综合培优精练 高阶思维拓展，综合问题融合演练
04 竞赛真题精练 实战命题解密，赛场节奏模拟特训
竞赛技巧1 强电解质和弱电解质及其判断
1.强电解质和弱电解质
（1）概念
①强电解质：溶于水后能完全电离的电解质
②弱电解质：溶于水后只能部分电离的电解质
（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，如强酸(H2SO4、HNO3)、强碱(KOH、NaOH)和绝大多数盐，弱电解质主要是某些共价化合物，如弱酸(CH3COOH、HClO)、弱碱、水和极少数盐[(CH3COO)2Pb]。
（3）分类
2.强、弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
定义 在水溶液中完全电离的电解质 在水溶液中部分电离的电解质
化学键种类 离子键、强极性键 极性键
化合物类型 离子化合物，某些具有极性键的共价化合物 某些具有极性键的共价化合物
电离过程 不可逆，不存在电离平衡 可逆，存在电离平衡
电离程度 完全电离 部分电离
表示方法 用“===”表示 用“?”表示
示例 Na2SO4===2Na＋＋SO CH3COOHCH3COO－＋H＋
溶液中溶质微粒的种类 离子，无强电解质分子 离子和分子
4．强电解质与弱电解质的判断
（1）根据弱电解质的定义判断：弱电解质不能完全电离
①配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 mol·L-1),测其pH,若pH>1,则说明HA是弱酸,若pH=1,则说明HA是强酸。
②与同浓度盐酸比较导电性，更弱的为弱酸。
③与同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢，更慢的为弱酸。
（2）根据弱电解质溶液中存在电离平衡判断：条件改变，平衡移动
①从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断，如①向HA溶液中加水稀释100倍后,溶液pH增大值小于2的是弱酸,pH增大值等于2的是强酸。
②从升高温度后pH的变化判断，变化大为弱酸。
③从等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与过量的锌反应生成H2的量判断，量多的为弱酸。
④向HA溶液中加入NaA晶体,溶液pH增大的是弱酸,pH不变的是强酸。
（3）根据弱电解质形成的盐类能水解判断：如溶液变为浅红色可用下面两个现象判断CH3COOH为弱酸
①配制某浓度的醋酸钠溶液，向弱电解质形成的一其中加入几滴酚酞溶液。现象：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。现象：试纸显示pH>7
（4）从结构判断
①离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物(如强酸、强碱和大部分盐类)是强电解质。
②某些具有弱极性键的共价化合物(如弱酸、弱碱和水等)是弱电解质。
竞赛技巧2 弱电解质的电离平衡
1.弱电解质的电离概念
（1）电离平衡的定义：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。
（3）电离平衡的特征
①逆（可逆性）：电离平衡的前提是可逆过程。只有弱电解质的电离才存在平衡，因为弱电解质不能完全电离，其分子电离成离子的同时，离子会重新结合成分子，存在“电离”与“结合”的可逆过程（如：CH3COOH CH3COO-+H+）。强电解质（如强酸、强碱、大部分盐）的电离是完全的，不存在可逆性，因此无电离平衡。
②等（速率相等）：达到平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率（正反应速率，v ）与离子重新结合成分子的速率（逆反应速率，v ）相等，即v =v ≠0。此时，从宏观上看，离子浓度和分子浓度不再变化，但微观上电离和结合的过程仍在持续。
③动（动态平衡）：电离平衡是一种动态平衡，而非静止状态。即使达到平衡，弱电解质的电离（分子→离子）和离子的结合（离子→分子）仍在不断进行，只是两者的速率相等，宏观上表现为各物质的浓度不再改变。
④定（浓度恒定）：平衡状态下，溶液中弱电解质分子的浓度、电离出的各离子浓度保持恒定（不随时间变化）。但需注意：“恒定”不等于“相等”，分子浓度与离子浓度不一定相等（如CH3COOH电离平衡时，c(CH3COOH)远大于c(H+)和c(CH3COO-)）。
⑤变（条件改变，平衡移动）：电离平衡是相对的、有条件的平衡。当外界条件（如温度、浓度、加入同离子物质等）发生改变时，原有的平衡状态被破坏，v ≠v ，平衡会向减弱条件改变的方向移动，直至建立新的平衡。例如：升温会促进弱电解质电离（吸热过程），平衡向电离方向移动；向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体（增加CH3COO-浓度），平衡向结合方向移动（抑制电离）。
⑥电离过程是吸热的。
⑦弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。在弱电解质溶液中，由于存在电离平衡只有一部分分子发生电离，绝大多数以分子形式存在，离子和分子之间存在电离平衡，即分子、离子共存，决定了它在离子方程式书写中要写成分子形式。
2.弱电解质的电离方程式
（1）弱电解质的电离方程式的书写用“”表示。如NH3·H2O的电离方程式是NH3·H2ONH＋OH－、CH3COOH 的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋。
（2）多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
（3）多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
（4）弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，即“强中有弱”，如NaHCO3的电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
3．电离平衡的影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质，决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。
（2）外因
①温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程吸热，因此升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电离程度增大，但往往会使溶液中离子的浓度减小。
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，如下所示：
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，如向CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小，CH3COOH的电离平衡正向移动，电离程度增大。
（3）示例
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。
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
【易错提醒】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。弱电解质溶液稀释过程中并不是所有离子浓度都减小。
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。
竞赛技巧3 电离度、电离平衡常数
一、电离常数
1．电离常数的概念
在一定条件下，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。对于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(弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示)。
2．表达式
（1）一元弱酸、一元弱碱的电离常数
①一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝。例如：3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝；
②一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝。例如：NH3·H2ONH＋OH－，Kb＝。
（2）多元弱酸、多元弱碱的电离常数
①多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数，这些电离常数各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以区别。例如25 ℃时，H2CO3的电离分两步：
H2CO3H＋＋HCO，Ka1＝＝4.5×10－7，
HCOH＋＋CO，Ka2＝＝4.7×10－11。
显然，。说明多元弱酸的电离以第一步电离为主。
②一般多元弱酸或多元弱碱各步电离常数的大小为Ka1 Ka2，Kb1 Kb2，因此，多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)主要由第一步电离决定(八字诀：分步进行，一步定性)。
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。
4．K的意义：
（1）一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。
（2）相同温度下，等浓度的弱酸或弱碱的电离常数(对于多元弱酸或多元弱碱来说，只看其第一步电离的电离常数)越大，其酸性或碱性越强。
5．影响因素
①内因：弱电解质本身的性质。
②外因：温度越高，K值越大。
【易错提醒】（1）电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数都是定值。
（2）电离常数只与温度有关，而不受粒子浓度的影响。由于电解质的电离过程吸热，故电离常数随着温度的升高而增大。
（3）电离平衡常数表达式中离子浓度指达到平衡时溶液中存在的离子浓度，不一定是弱电解质自身电离的，可以对比水的离子积去掌握。
6．电离平衡常数的应用
（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。
（2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa可以发生。
（3）计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。
（4）判断溶液微粒浓度比值的变化
利用温度不变，电离常数不变来判断。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka不变，则变大。
二、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数的百分比。
2.表示方法
α＝×100%，也可表示为α＝×100%。
3.意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
4.影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质。
（2）外因：
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。
5.电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。
竞赛技巧4 拉平效应与区分效应
在电解质（尤其是酸碱）的性质研究中，区分效应与拉平效应是描述溶剂对电解质电离强度影响的核心概念，本质上反映了溶剂与溶质之间质子转移（或电子转移）的能力差异。
一、核心定义与本质
1. 拉平效应（Leveling Effect）
（1）概念：当不同强度的电解质（如酸或碱）在某一溶剂中被 “拉平” 到相同强度，无法区分其固有强弱时，这种现象称为拉平效应。
（2）本质：溶剂的性质（如碱性或酸性）足够强，能与所有强度超过某一阈值的电解质发生完全反应，使它们的电离程度趋于一致，表现出相同的 “表观强度”。
2. 区分效应（Differentiating Effect）
（1）概念：当不同强度的电解质在某一溶剂中能表现出不同的电离程度，从而可区分其固有强弱时，这种现象称为区分效应。
（2）本质：溶剂的性质（如碱性或酸性）较弱，无法与所有电解质发生完全反应，因此不同强度的电解质电离程度存在差异，可通过实验（如导电性、滴定曲线）区分其强弱。
二、原理（溶剂的酸碱性是关键）
电解质（以酸碱为例）的强度本质是其给出或接受质子的能力（质子理论），但这种能力需通过溶剂体现：
1.对于酸（质子供体）：溶剂的碱性越强（接受质子能力越强），越容易与酸发生质子转移反应。若溶剂碱性足够强，所有比溶剂化质子（如 H3O+）更强的酸都会完全电离，表现为 “强度相同”（拉平）；若溶剂碱性较弱，只有更强的酸能部分电离，较弱的酸电离更少，从而区分强弱（区分）。
2.对于碱（质子受体）：溶剂的酸性越强（给出质子能力越强），越容易与碱发生质子转移反应。若溶剂酸性足够强，所有比溶剂化阴离子（如 OH-）更强的碱都会完全电离，表现为 “强度相同”（拉平）；若溶剂酸性较弱，则可区分不同碱的强弱（区分）。
三、典型实例分析
1. 酸的拉平与区分效应（以溶剂对强酸的影响为例）
（1）拉平效应（水为溶剂）：HCl、HNO3、H2SO4（第一步电离）、HClO4等都是常见强酸。在水中，水作为两性溶剂，其碱性（接受质子能力）足够强，可与这些强酸发生完全质子转移： HCl+ H2O=H3O++Cl- HNO3+H2O=H3O++NO3- ，所有强酸在水中均完全电离，最终都以 H3O+ （水合质子）的形式体现酸性，因此在水中无法区分它们的固有强弱（实际 HClO4酸性强于 H2SO4，但水中表现相同），这就是水对强酸的拉平效应。
（2）区分效应（冰醋酸为溶剂）：冰醋酸（CH3COOH）的碱性远弱于水（接受质子能力差）。当 HCl、HNO3、H2SO4溶于冰醋酸时，质子转移反应不完全，且电离程度不同：HCl+CH3COOHCH3COOH2++Cl-(电离程度较大)、HNO3+ CH3COOHCH3COOH2++NO3-(电离程度次之),通过测定它们在冰醋酸中的导电能力或滴定曲线，可发现酸性顺序为： HClO4>H2SO4>HCl>HNO3，这就是冰醋酸对强酸的区分效应。
2. 碱的拉平与区分效应（以溶剂对强碱的影响为例）
（1）拉平效应（液态 NH3为溶剂）：液态 NH3是酸性较弱但碱性较强的溶剂。对于 NaOH、KOH、Ba (OH)2等强碱，在液态 NH3中，NH3作为酸给出质子的能力较弱，但作为碱接受质子的能力强，强碱会与 NH3发生完全反应：NaOH+NH3=Na++NH2-+H2O,所有强碱在液态 NH3中均完全电离，以 NH2- （氨合阴离子）的形式体现碱性，因此无法区分它们的强弱，这是液态 NH3对强碱的拉平效应。
（2）区分效应（水为溶剂）：水的酸性强于液态 NH3（给出质子能力更强）。对于不同强度的碱（如 NH3 H2O、NaOH、CH3COO-），在水中的电离程度差异明显：NaOH 完全电离（强碱性），NH3 H2O 部分电离（弱碱性），CH3COO-水解显弱碱性（碱性更弱）。通过 pH 测定或滴定实验可区分其碱性强弱： NaOH> NH3·H2O> CH3COO-，这是水对不同碱的区分效应。
四、应用与意义
1.酸碱滴定的溶剂选择：对于强度接近的弱酸（如 HAc、HCN），在水中因酸性较弱且差异小，难以准确滴定；若选用碱性更强的溶剂（如乙二胺），可增强其酸性并拉平差异，实现准确滴定。反之，区分强酸需用弱碱性溶剂（如冰醋酸）。
2.解释溶剂对电解质强度的影响：同一种酸（如 HCl）在水中是强酸，在乙醇中因乙醇碱性弱于水，电离不完全，表现为中强酸，体现了溶剂性质对电解质强度的调控作用。
3.非水溶剂化学的基础：在有机合成或工业中，非水溶剂（如 DMF、 DMSO）的选择需考虑其区分或拉平效应，以控制反应中酸碱的活性。
竞赛技巧1 强电解质和弱电解质及其判断
1．（2016高二·广东·竞赛）取pH=11的X、Y两种碱溶液各10 mL，将其分别稀释至1000 mL，稀释过程中其pH与溶液体积(V)的关系如图所示。下列说法中，正确的是
A．稀释前，X、Y两种碱溶液的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，X溶液中c(OH- )比Y溶液中c(OH-)大
C．若a>9，则X、Y都是弱碱
D．用同浓度盐酸中和X、Y两溶液，完全中和时消耗的盐酸体积Vx> Vy
2．（2020高二上·甘肃武威·竞赛）从下列现象可以判断某一元酸是强酸的是
A．加热该酸至沸腾也不分解
B．该酸可以与石灰石反应放出CO2
C．该酸可以把Al(OH)3沉淀溶解
D．该酸浓度为0.1 mol·L-1时的pH为1
竞赛技巧2 弱电解质的电离平衡
3.（2013·天津·预赛）将0.1mol L-1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起的变化是
A．溶液的pH增大 B．CH3COOH的电离度变大
C．溶液中c(OH-)减小 D．溶液的导电能力减弱
4.（19-20高二上·甘肃古浪·竞赛）将0.l mol·L-1醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是
A．溶液中c（H+）和c（OH-）都减小 B．溶液中c（H+）增大
C．溶液的pH增大 D．醋酸电离平衡向左移动
竞赛技巧3 电离度、电离平衡常数
5.（2020·浙江·竞赛）已知常温下各形态的分布分数随pH变化如图所示，下列说法正确的是
A．的
B．m点对应的溶液中水电离出的为
C．n点对应的溶液中，离子浓度的大小关系为：
D．将含和的溶液等体积混合，溶液
6.（2022高二上·安徽阜阳·竞赛）物理化学家为了定量描述电解质电解程度，引入了电离度的概念，表达式如下：
I.电离度越大，电解质电离程度越彻底，其电离平衡常数 (填“越大”，“越小”或“不变”)
II.电离度的测定有三种方法：半中和法，pH法和电导率法，其中电导率法最为精确与常用。
由于电导率大小同时受三个物理量的制约，为了统一起见，引入概念“摩尔电导率”，记为。其物理意义为在两个距离单位间距的极板之间填充含有1 mol该物质的溶液时的电导。
①与的关系是 (用含的代数式表达，可引入其他物理量，例如体积，体积的物质的量浓度等)
②已知：
a.弱电解质电离程度与溶液浓稀有关，在极稀溶液中可以看为完全电离。在此时的摩尔电导率也叫极限摩尔电导率，记为。
b.相同条件下，摩尔电导率和极限摩尔电导率仅与电解质溶液内的自由离子数呈正比。(忽略水的电离)
则电离度的表达式为 (用题目II中所给物理量的表达式进行表达，其中与的外界测定环境相同，仅溶液浓度与极板面积不同)
竞赛技巧4 拉平效应与区分效应
7.（2023高二上·江苏·竞赛）许多无水体系有着与水溶液相似的性质，无水硫酸便是其中一例。
已知无水硫酸中存在如下三个平衡：
下列说法不正确的是
A．无水硫酸中
B．的酸性可能强于
C．无水硫酸粘稠的原因之一是分子间存在氢键
D．已知，得出结论：硝酸酸性强于硫酸
8.已知溶剂分子结合的能力会影响酸给出的能力，某温度下部分酸在冰醋酸中的如下表所示，下列说法错误的是
分子式 HCl
4.87 7.24(一级) 8.9 9.4
A．在冰醋酸中的电离方程式：
B．在冰醋酸中酸性：
C．结合的能力：
D．相同温度下醋酸在液氨中的大于其在水中的
1．（23-24高二上·河南·期中）溶液的酸碱性强弱常常通过溶液的pH大小来比较。已知：
①。
②电解质的电离度。
③25℃时HF的。
下列说法正确的是
A．25℃时，氢氟酸中HF的电离度约为8%
B．25℃时，分别测定某氢氟酸、盐酸的pH，二者pH相等，可以证明HF为强电解质
C．25℃时，向等体积等浓度的氢氟酸和盐酸中分别加入足量的锌粉充分反应，氢氟酸中产生的氢气体积更多
D．25℃时，向的氢氟酸中加入等体积的盐酸，HF的电离度减小
2．（23-24高二上·湖北恩施·期中）是制造塑料稳定剂的原料。常温下，向溶液中滴加等浓度的KOH溶液，混合溶液中所有含磷微粒的物质的量分数与溶液的关系如图所示。下列说法中正确的是
A．是三元弱酸
B．曲线Ⅲ代表
C．的平衡常数
D．当时，溶液中
3．（23-24高二上·安徽池州·期中）已知某二元酸在水中的电离方程式为：、 。在时，则下列关于该二元酸的说法中正确的是
A．是弱电解质
B．稀释溶液后pH值增大，是因为平衡逆向移动
C．在的溶液中，
D．若溶液中，则的中
4．（24-25高二上·黑龙江哈尔滨·期中）常温时，向溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中[X表示或]随pH变化如图，已知，Ⅰ线和Ⅱ线交点横坐标为6.6，下列说法错误的是
A．Ⅰ线代表
B．Ⅰ线和Ⅱ线交点的纵坐标为
C．
D．Ⅱ线和横轴交点坐标为
5．（24-25高二上·江苏苏州·期中）常温下，Ka(CH3COOH)=1.76×10-5，下列相关说法不正确的是
A．常温下，醋酸溶液中：c(H+)·c(OH-)=1×10-14
B．将pH=2的盐酸和醋酸各1mL分别稀释至100mL，所得醋酸的pH略小
C．向10mL0.1mol/L醋酸溶液不断加水稀释，不断增大
D．向10mL0.1mol/L醋酸溶液中滴加5滴饱和碳酸钠溶液，逐渐增大
6．（24-25高二上·湖南·月考）高氯酸()、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，酸性在水溶液中差别不大。某温度下，高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸四种酸在醋酸中的电离常数如下表所示：
物质 HCl
已知：。依据表格中数据，下列说法错误的是
A．若的醋酸溶液中，则溶液中
B．在醋酸中硫酸的电离方程式为
C．水对这四种酸的强弱区分能力弱于醋酸对这四种酸的强弱区分能力
D．向的醋酸溶液中加入适量醋酸，的电离平衡正向移动
7．（24-25高二上·黑龙江齐齐哈尔·期中）已知时，生活中常见的醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下表所示：
物质 醋酸 次氯酸 碳酸 亚硫酸
电离平衡常数
下列说法正确的是
A．酸性强弱：
B．加水稀释亚硫酸溶液，溶液中所有离子浓度均减小
C．同浓度结合由强到弱的顺序：
D．将足量醋酸滴入溶液中，发生反应的离子方程式：
8．（24-25高二上·黑龙江·期中）已知：N2H4＋H＋N2H的K=8.7×107；Kw=1.0×10-14，联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似，N2H＋NH3=NH＋N2H4。下列说法正确的是
A．联氨的第一步电离方程式N2H4＋H2ON2H＋OH-，其平衡常数值为8.7×10-7
B．联氨与足量稀硫酸反应形成酸式盐的化学式为N2H6HSO4
C．给出质子(H+)的能力：N2H>N2H4>NH
D．联氨与过量醋酸反应的离子方程式为：N2H4＋CH3COOH=N2H＋CH3COO-
9．（24-25高二上·广东·期中）已知：常温下，，，，。下列说法错误的是
A．常温下，等浓度的溶液的酸性：
B．少量通入NaF溶液中的反应为
C．等浓度的NaClO溶液和NaF溶液的溶液小于NaClO溶液
D．少量通入NaClO溶液中，发生反应
10．（24-25高二上·山东青岛·期中）常温下，将pH=2的两种酸溶液HA、HB和pH=12的MOH溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH变化与溶液体积的关系如图所示。下列说法正确的是
A．HA是一元弱酸
B．若b＋c=14，则MOH是强碱
C．若c=9，则稀释后三种溶液中水的电离程度：HB>MOH=HA
D．若c>9，稀释前MOH和HA混合，溶液显碱性
11．（24-25高二上·安徽六安·期中）常温下，pH均为2、体积均为的HA、HB、HC溶液，分别加水稀释至体积为V，溶液pH随的变化关系如图所示，下列叙述正确的是
A．a点水的电离程度大于c点
B．中和a点和b点HC，消耗等浓度氢氧化钠溶液的体积相同
C．当时，HA溶液的pH为8
D．当时，三种溶液同时升高温度，变大
12．（24-25高二上·重庆·期末）常温时，1mol/L的HA和1mol/L的HB两种酸溶液，起始时的体积均为V0，分别将两溶液加水稀释，稀释后溶液体积为V，所得曲线如图所示。下列说法正确的是
A．两者均为弱酸，且酸性强弱为：HB>HA
B．将=1的溶液加水稀释至=3时，减小
C．M点水的电离程度大于N
D．在0≤pH≤7时，HB溶液满足：
13．（24-25高二上·浙江宁波·期中）相同温度下，关于盐酸和醋酸两种溶液，下列说法正确的是
A．相同物质的量浓度的两溶液，分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中(忽略溶液体积变化)：
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．pH相等的两溶液中：
D．10mL 0.1的溶液中加入0.1的NaOH溶液，溶液中水的电离程度与纯水相同，V(NaOH)可能小于或大于10mL
14．（24-25高二上·浙江·期中）钠碱法吸收二氧化硫是一种常用的烟气脱硫方法，25℃时，将烟气中通入0.10溶液(通入所引起的溶液体积变化和挥发可忽略)，溶液中含硫物种的浓度，溶液中含硫物种的物质的量浓度随的关系曲线如下图所示。
回答下列问题：
（1）完全转化为时，写出溶液中的所有阴离子 。
（2）0.10溶液加水稀释过程中，下列表达式的数据变小的是_______(填序号)。
A． B． C． D．
（3）往纯水中加少量固体，水的电离平衡 (填向左移动、向右移动或不移动)。
（4）若，则 (填>、<或=，下同)；当溶液时， 。
（5）的 ，当溶液时， 。
15．（24-25高二上·四川资阳·期中）25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示，请回答下列问题。
化学式
电离平衡常数 ， ，
（1）上述等浓度的四种溶液，导电能力最强的是 ，用蒸馏水稀释的醋酸，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是 (填序号)。
a． b． c．
（2）25℃时，的水解平衡常数 ，溶液显 性。
（3）常温下，向氨水中加入稀硫酸至恰好中和，所得溶液的 7(填“>”“=”或“<”)，用离子方程式表示其原因： 。
（4）相同温度下，等的①溶液、②溶液、③溶液，三种溶液的物质的量浓度由大到小排序为 (用序号作答)；少量通入溶液的离子反应方程式 。
1．（2011高二·广西·竞赛）对于pH值相同的氨水和氢氧化钠稀溶液，下列说法中正确的是
A．中和等体积的这两种溶液，消耗盐酸的物质的量相等
B．在同等程度稀释时，氨水的pH下降较慢
C．氨水中氨的物质的量浓度等于氢氧化钠溶液中氢氧化钠的物质的量浓度
D．氨水中铵根离子的物质的量的浓度不等于氢氧化钠溶液中钠离子的物质的量的浓度
2．（2004高中·河南·预赛）将浓度为0.1mol·L-1的CH3COOH溶液稀释10倍，下列粒子浓度减小最多的是
A．CH3COO- B．OH- C．CH3COOH D．H+
3．（2016高二·浙江·竞赛）已知HClO的Ka=2.98 ×10-8，CH3COOH的Ka=1.75 ×10-5，下列有关说法正确的是
A．在pH=2的醋酸溶液中加入少量0.01 mol·L-1的稀盐酸，溶液的pH会变小
B．等浓度等体积的CH3COONa和NaClO溶液，前者所含离子总数比后者大
C．100 mL pH=2的新制氯水中：n(OH- )+ n(ClO- ) + n(HClO)=0.001 mol
D．将Cl2通入NaOH溶液中，若溶液呈中性，则溶液中存在6种微粒
4．（22-23高二下·安徽·联赛）甲酸是重要的化工原料。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，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)与废水初始关系如图(已知甲酸)，下列说法不正确的是
A．活性成分在水中存在平衡：
B．的废水中
C．废水初始，随下降，甲酸的电离被抑制，与作用的数目减少
D．废水初始，离子交换树脂活性成分主要以形态存在
5．（23-24高二下·广东肇庆·竞赛）下表列出25℃时不同羧酸的(即)。根据表中的数据推测，结论正确的是
羧酸
pKa 4.76 2.59 2.87 2.90
A．酸性强弱：
B．对键合电子的吸引能力强弱：FC．25℃时的pKa大小：
D．25℃时0.1mol/L溶液的碱性强弱：
6．（2021高三·浙江·竞赛）氢氟酸是一弱酸，同其它弱酸一样， 浓度越大，电离度越小，酸度越大：但浓度大于5mol·L-1时，则变成强酸。这点不同于一般弱酸，原因是
A．浓度越大，F-与HF的缔合作用越大
B．HF的浓度变化对HF的Ka有影响，而一般弱酸无此性质
C．HF的稳定性比F-离子强
D．以上三者都是
7．（23-24高中·江西赣州·选拔赛）已知电离常数：Ka(HCN)=5×10-10，H2CO3：Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11，下列离子方程式书写正确的是
A．向KCN(aq)中通入少量的CO2气体：CO2+H2O+2CN-=2HCN+CO
B．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2+H2O+Ca2++2ClO-=CaSO3↓+2HClO
C．氢氧化铁沉淀溶解于过量氢碘酸溶液中：2Fe(OH)3+6H++2I-=2Fe2++6H2O+I2
D．向Ba(OH)2溶液中加入少量的NaHCO3溶液：2HCO+Ba2++2OH-=BaCO3↓+CO+2H2O
8．（2023高三·福建·竞赛）当溶解在水中时，建立如下平衡：平衡常数是。如果溶液的pH值是6.0，那么与的浓度之比是
A． B．6.0 C．0.38 D．13.4
9．（2012高二·广东·竞赛）I.已知在25℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数分别为：醋酸：K=1.75×10-5；碳酸：K1=4.30×10-7 K2=5.61×10-11；亚硫酸：K1=1.54×10-2 K2=1.02×10-7。
（1）写出碳酸的第一级电离平衡常数表达式：K1= 。
（2）在相同条件下，试比较H2CO3、HCO和HSO的酸性强弱： > > 。
（3）若保持温度不变，在醋酸溶液中加入少量盐酸，下列量会变小的是 (填序号)。
A．c(CH3COO-) B．c(H+) C．醋酸电离平衡常数 D．醋酸的电离程度
10．（23-24高二上·湖南邵阳·竞赛）已知某温度下有如下三个反应：
①则该温度下HF、HCN和三种弱酸的电离常数由大到小的顺序是
②已知：乙二酸(，可简写为)，俗称草酸；25℃ ，，25℃，请写出少量草酸()与NaF溶液反应的化学方程式： 。
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第一节 电离平衡
题型01 强电解质与弱电解质
题型02 电解质的电离方程式
题型03 弱电解质在水溶液中的电离平衡
题型04 电离平衡的影响因素
题型05 电离平衡的应用
题型06 溶液导电能力的影响因素
题型07 电离平衡常数
题型08 电离度与电离平衡常数的计算
题型09 电离平衡常数的应用
题型10 电离平衡相关图像
题型01 强电解质与弱电解质
1. 强电解质与弱电解质的定义
强电解质：在水溶液中 全部 电离的电解质；
弱电解质：在水溶液中 部分 电离的电解质。
2. 强弱电解质的分类
强电解质包括： 强酸 、 强碱 、大多数盐。
强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HBr、HI、HClO4
强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2
大多数盐：NaCl、BaSO4等；
弱电解质有弱酸、弱碱、和 水 ，如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等。
【典例1】下列关于电解质的判断正确的是
A．易溶于水的电解质一定是强电解质，难溶于水的电解质一定是弱电解质
B．NaCl晶体不导电是由于NaCl晶体中的离子不能自由移动
C．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强
D．Na2O溶液在电流的作用下电离成Na+和O2-
【答案】B
【详解】
A．易溶于水的电解质不一定是强电解质（如醋酸），难溶于水的电解质也可能是强电解质（如），故A错误；
B．晶体中的离子在晶格中固定，无法自由移动，因此不导电，故B正确；
C．导电能力取决于离子浓度及电荷量，强电解质溶液若浓度低，导电性可能弱于浓的弱电解质溶液，故C错误；
D．溶于水生成，电离为和，电离过程自发进行，无需电流驱动，故D错误；
故答案为：B。
【变式1-1】下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是
选项 A B C D
强电解质 Cu 盐酸
弱电解质 HF HClO
非电解质 蔗糖 酒精 氯水
A．A B．B C．C D．D
【答案】B
【详解】
A．Cu属于单质，既不是电解质也不是非电解质，A错误；
B．各物质分类正确，B正确；
C．氯水为混合物，既不是电解质也不是非电解质，C错误；
D．盐酸属于混合物，既不是电解质也不是非电解质，为弱电解质，D错误；
故选B。
【变式1-2】下列判断正确的是
A．微溶于水，所以是弱电解质
B．强电解质溶液的导电能力可能比弱电解质溶液导电能力弱
C．溶于水后导电，所以是电解质
D．能导电，但它不是化合物，所以是非电解质
【答案】B
【详解】A．氢氧化钙微溶于水，但溶于水的氢氧化钙在溶液中完全电离出钙离子和氢氧根离子，属于强电解质，故A错误；
B．溶液的导电能力强弱与离子浓度的大小有关，浓度较小的强电解质溶液中离子浓度可能小于浓度较大弱电解质溶液中离子浓度，导电能力弱于弱电解质溶液，故B正确；
C．三氧化硫自身不能电离出自由移动的离子，属于非电解质，故C错误；
D．铜是金属单质，单质既不是电解质也不是非电解质，故D错误；
故选B。
【变式1-3】下列关于电解质的说法正确的是
A．液态HCl不导电，所以HCl不是电解质
B．氨气的水溶液导电能力较弱，所以氨气是弱电解质
C．难溶于水，所以不是电解质
D．同种电解质的溶液，浓度越大导电能力不一定越强
【答案】D
【详解】A．液态HCl不导电，但溶于水能导电，所以HCl是电解质，故A错误；
B．氨气溶于水形成氨水，氨水导电能力较弱，所以氨水是弱电解质，故B错误；
C．BaSO4难溶于水，导电性差，但熔融状态下能完全电离生成钡离子和硫酸根离子，是电解质，故C错误；
D．在相同条件下，离子浓度越大，离子所带电荷数越多，导电能力越强，仅仅是电解质溶液浓度大并不能等同于离子浓度越大，离子所带电荷数越多，如浓硫酸浓度很大，但电离出来的离子却很少，导电能力弱，故D正确；
故选D。
题型02 电解质的电离方程式
强电解质的电离方程式
物质类别 电离方程式
强酸 HCl = H+ + Cl-
强碱 Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-
盐 正盐 Na2CO3 = 2Na+ + CO32
强酸酸式盐 水溶液中：NaHSO4= Na++H++SO42- 熔融状态下：NaHSO4(熔融)= Na++HSO4-
弱酸酸式盐 NaHCO3 = Na+ +HCO3- HCO3- H+ + CO32-
二、弱电解质的电离方程式
1．一元弱酸、弱碱的电离方程式一步写出
醋酸的电离方程式：
一水合氨的电离：
2. 多元弱酸的分步电离
H2CO3：
第一步电离：；第二步电离：
H2S：
第一步电离：； 第二步电离：
【典例2】下列物质在水溶液中的电离方程式书写正确的是
A． B．
C． D．
【答案】B
【详解】A．亚磷酸是弱酸，不能完全电离，主要的电离方程式为，A错误；
B．是强电解质，能完全电离出钙离子和氢氧根，B正确；
C．甲酸为弱酸，不完全电离，电离方程式为，C错误；
D．在水溶液中完全电离出Na+、H+、，电离方程式为，D错误；
故答案选B。
【变式2-1】下列电离方程式书写正确的是
A．硫酸氢钠熔融状态下可发生电离：
B．NaHCO3 = Na+ + H+ +CO
C．
D．H2SO3 2H+ + SO
【答案】A
【详解】A．硫酸氢钠熔融状态下可发生电离：，A正确；
B．NaHCO3的电离方程式为NaHCO3 = Na+ + ，B错误；
C．醋酸铵在是强电解质，在水中电离：，C错误；
D．H2SO3分为两步电离，电离方程式为H2SO3 H+ + ； H++，D错误；
故选A。
【变式2-2】下列物质在水中的电离方程式书写正确的是
A． B．
C． D．
【答案】A
【详解】A．H2S是二元弱酸，第一步电离出H+和HS-离子，H+也可以写成H3O+,因此电离方程式为：，A正确；
B．一水合氨是弱碱，电离方程式为：，B错误；
C．碳酸氢钠在水中电离出钠离子和碳酸氢根离子，，C错误；
D．H2SO3是二元弱酸，电离要分步，以第一步为主：，D错误；
答案选A。
【变式2-3】下列物质在水溶液中的电离方程式书写正确的是
A．
B．
C．
D．
【答案】D
【详解】A．磷酸为弱电解质，分步电离，以第一步电离为主：，A错误；
B．硫酸为强电解质，完全电离：，B错误；
C．亚硫酸为弱电解质，故亚硫酸氢根不可拆：，C错误；
D．醋酸为弱电解质，部分电离产生氢离子和醋酸根，电离方程式正确，D正确；
故选D。
题型03 弱电解质在水溶液中的电离平衡
知识积累
弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又回结合成分子，因此，弱电解质的电离过程是可逆的。
1. 电离平衡状态
在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率 相等 时，电离过程就达到了电离平衡状态；
2. 电离平衡状态的特征
①逆：弱电解质的电离是可逆过程
②等：V电离 = V结合 ≠ 0
③动：电离平衡是一种 动态平衡
④定：平衡时分子、离子的浓度 不再变化
⑤变：条件改变时，电离平衡发生移动
【典例3】下列对氨水中存在的电离平衡：NH3·H2O+OH-叙述正确的是
A．加水后，溶液中n(OH-)增大
B．加入少量浓盐酸，溶液中c(OH-)增大
C．加入少量浓氢氧化钠溶液，电离平衡正向移动
D．加入少量氯化铵固体，促进一水合氨的电离
【答案】A
【详解】A．加水稀释促进电离，溶液电离出的的物质的量n()增加，故A正确；
B．加入浓盐酸，与反应，导致c()减小，故B错误；
C．加入浓NaOH会增大浓度，使平衡逆向移动，故C错误；
D．加入使浓度增大，抑制的电离，故D错误；
故选A。
【变式3-1】常温时，下列溶液中的是
A．溶液 B．的溶液
C．的草酸溶液 D．氨水
【答案】C
【详解】A．由可知，溶液中电离出的，A不符合题意；
B．的溶液中，B不符合题意；
C．的草酸溶液中，C符合题意；
D．是弱碱，氨水呈碱性，浓度不可能为，D不符合题意；
故答案选C。
【变式3-2】下列有关“电离平衡”的叙述正确的是( )
A. 电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B. 电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C. 电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就会发生移动
D. 电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
【答案】C
【详解】A．电解质在溶液里达到电离平衡时，各微粒浓度不再改变，但不一定相等，A错误；
B．电离平衡是一种动态平衡，B错误；
C．电离平衡是相对的，当外界条件改变，平衡会被打破，逐步建立新的平衡，C正确；
D．达到电离平衡后，各离子的浓度保持不变，但不一定相等，D错误；
故答案选C。
【变式3-3】醋酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是( )
①1 mol/L的CH3COOH溶液中c(H＋)＝10-2 mol/L
②CH3COOH可以任意比与H2O互溶
③在相同条件下，同浓度的CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱
④10 mL 1 mol/L的CH3COOH溶液恰好与10 mL 1 mol/L的NaOH溶液完全反应
⑤同浓度同体积的CH3COOH溶液和HCl溶液与Fe反应时，CH3COOH溶液中放出H2的速率慢
⑥CH3COOH溶液中CH3COOH、CH3COO－、H＋同时存在
A. ①③⑤⑥ B. ②③④⑤
C. ①④⑤⑥ D. ③⑤⑥
【答案】C
【详解】
【分析】
醋酸是弱电解质，在水溶液中发生部分电离，溶液中存在CH3COOH、CH3COO－、H＋，故1 mol/L的CH3COOH溶液中c(H＋)<1mol/L，比同浓度的盐酸中离子浓度小，导电能力弱，与活泼金属反应放出氢气的速率慢，
①③⑤⑥正确；
故答案选A。
题型04 电离平衡的影响因素
1. 决定性因素（内因）：电解质本身的结构和性质
通常情况下，电解质越弱，电离程度 越小 ；
2. 电离平衡的影响因素：（勒夏特列原理）
①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热，升高温度，电离平衡向着电离的方向移动。
②浓度：在一定温度下，对于同一弱电解质，溶液越稀，电离平衡向电离方向移动，弱电解质的电离程度就越大，即浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大。
③同离子效应：在弱电解质溶液中，加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆反应方向 移动。
④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向 电离 的方向移动。
以为例： （电离为 吸热 过程）
改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH) 电离程度
升高温度 正向移动 增大 增大 减小 增大
加HCl 逆向移动 增大 减小 增大 减小
加NaOH固体 正向移动 减小 增大 减小 增大
加醋酸钠固体 逆向移动 减小 增大 增大 减小
加醋酸 正向移动 增大 增大 增大 减小
加水 正向移动 减小 减小 减小 增大
【典例4】在已达到电离平衡的的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的降低，应采取的措施是
A．加少量氯化钠溶液 B．加热
C．加少量的稀硫酸 D．加少量醋酸钠晶体
【答案】B
【详解】A．加氯化钠溶液会稀释溶液，虽然促进电离，但H+浓度降低，pH升高，故A不符合题意；
B．因为弱酸的电离吸热，所以加热使醋酸的电离平衡向右移动，H+浓度增大，pH降低，故B符合题意；
C．加稀硫酸，H+浓度增大，醋酸的电离平衡向左移动，抑制电离，但H+浓度增大使pH降低，故C不符合题意；
D．加醋酸钠晶体增加CH3COO 浓度，平衡向左移动，抑制电离，H+浓度降低，pH升高，故D不符合题意；
故答案选B。
【变式4-1】已知液氨中存在与水相似的电离平衡：。下，液氨中的平衡浓度为。下列说法正确的是
A．液氨中能发生反应：
B．向液氨中加入氯化铵，电离平衡逆向移动，减小
C．增加，电离平衡正向移动，增大
D．仅改变温度，可以使液氨中
【答案】A
【详解】A．KNH2提供，NH4Cl提供，两者在液氨中反应生成KCl和NH3，符合酸碱中和规律，反应式正确，A正确；
B．加入NH4Cl会增加浓度，根据勒夏特列原理，平衡逆向移动，但总浓度仍会因外加而增大，而非减小，B错误；
C．液氨为溶剂，其浓度视为常数，增加NH3的量不会改变其浓度，因此电离平衡不移动，c()不变，C错误；
D．电离反应中和的浓度始终相等(1:1生成)，仅改变温度无法使两者浓度不等，D错误；
故答案为：A。
【变式4-2】常温下，的溶液加水稀释时，下列表达式的数据变小的是
A． B． C． D．
【答案】C
【详解】A．稀释时，NH3·H2O电离程度增加，n(OH-)增大，A错误；
B．根据电离常数Kb=，可得，稀释时减小，Kb不变，因此比值增大，B错误；
C．Kb=，加水稀释促进NH3·H2O电离，所以n()减小，n(OH-)增大，增大，减小，C正确；
D．为水的离子积Kw，常温下为定值，D错误；
故选C。
【变式4-3】在相同温度时的醋酸溶液与醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是
A． B． C． D．中和时所需
【答案】A
【分析】在相同温度时，100mL 0.01mol L-1的醋酸溶液与10mL0.1mol L-1的醋酸溶液中溶质都为0.001mol，醋酸为弱电解质，浓度不同，电离程度不同，浓度越大，电离程度越小，以此解答该题。
【详解】A．0.01mol L-1的醋酸电离程度大，则溶液中大，故A选；
B．0.01mol L-1的醋酸电离程度大，则溶液中的物质的量小，故B不选；
C．在相同温度下，的醋酸溶液浓度更低，小，故C不选；
D．由于溶质n(CH3COOH)都为0.001mol，中和时所需NaOH的量应相同，故D错误；
故选A。
题型05 电离平衡的应用
1. 电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系：如果某强电解质溶液浓度很小，那么它的导电能力就很弱，溶液导电能力大小取决于离子浓度大小和离子带电荷多少。。
2. 电解质的强、弱与其溶解度无关：某些难溶(或微溶)于水的盐(如AgCl、BaSO4等)溶解度很小，但溶于水的部分却是完全电离的，它们仍属于强电解质。
3. 电解质强弱的判断方法：
（1）在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢。如将Zn粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，结果前者比后者反应快。
（2）一般情况下，强酸能制取较弱的酸；
【典例5】常温下的某一元酸HA，下列事实不能证明HA为弱酸的是
A．相同条件下，浓度均为0.1mol/L的HA溶液和盐酸，HA溶液的导电能力弱
B．0.1mol/L NaA溶液能使酚酞试液变红
C．往HA溶液中滴加同浓度的NaOH溶液，呈中性时，酸和碱溶液的体积关系：VNaOH < VHA
D．若测某HA溶液的pH=3，加蒸馏水稀释该溶液至体积变为100倍，测得pH=5
【答案】D
【详解】A．相同条件下，浓度均为0.1mol/L的HA溶液和盐酸，HA溶液的导电能力弱，说明HA溶液中自由移动的离子浓度较小，即HA只发生部分电离，能证明HA为弱酸，A不符合题意；
B．NaA溶液能使酚酞试液变红，即NaA溶液呈碱性，说明NaA为强碱弱酸盐，能证明HA为弱酸，B不符合题意；
C．往HA溶液中滴加同浓度的NaOH溶液，呈中性时，氢氧化钠溶液体积小于HA溶液，说明中性溶液为HA和NaA的混合溶液，即NaA为强碱弱酸盐，能证明HA为弱酸，C不符合题意；
D．HA溶液的pH=3，加蒸馏水稀释该溶液至体积变为100倍，测得pH=5，即加蒸馏水稀释100倍，pH增加2个单位，说明HA为强酸，在溶液中完全电离，不能证明HA为弱酸，D符合题意；
故选D。
【变式5-1】下列事实能说明醋酸是弱电解质的是
①醋酸与水能以任意比互溶；②纯醋酸不能导电；③醋酸稀溶液中存在醋酸分子；④常温下醋酸的pH比盐酸的pH大；⑤醋酸能和碳酸钙反应放出；⑥相同条件下，醋酸的导电能力比盐酸弱；⑦大小相同的铁片与同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生速率慢。
A．②⑥⑦ B．③④⑥ C．③④⑥⑦ D．①②
【答案】C
【详解】①醋酸与水能以任意比互溶与醋酸电离程度没有关系；
②纯醋酸不能导电不能说明醋酸的电离程度；
③醋酸稀溶液中存在醋酸分子，说明醋酸未完全电离，是弱电解质；
④常温下醋酸的pH比盐酸的pH大，说明醋酸溶液中c(H+)小于盐酸，说明醋酸的电离程度小于盐酸，是弱电解质；
⑤醋酸能和碳酸钙反应放出，只能说明醋酸酸性强于碳酸，不能说明醋酸是弱电解质；
⑥相同条件下，醋酸的导电能力比盐酸弱，醋酸溶液中离子浓度小于盐酸，说明醋酸的电离程度小于盐酸，说明醋酸是弱电解质；
⑦大小相同的铁片与同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生速率慢，说明醋酸的酸性弱于盐酸，说明醋酸是弱电解质；
故选C。
【变式5-2】硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3＋H2OB(OH)4-＋H＋。已知常温下，Ka(H3BO3)＝5.4×10-10、Ka(CH3COOH)＝1.75×10-5。下列说法错误的是( )
A. H3BO3为一元酸
B. 0.01 mol/L H3BO3溶液的pH≈6
C. 常温下，等浓度溶液的pH：CH3COOH>H3BO3
D. NaOH溶液溅到皮肤时，可用大量清水冲洗，再涂上硼酸溶液
【答案】C
【详解】A．根据题意知H3BO3只存在一步电离，产生一个H＋，所以为一元酸，A正确；
B．设0.01 mol/L H3BO3溶液中c(H＋)＝x，则c[B(OH)]也可近似认为等于x，则有Ka(H3BO3)＝＝5.4×10-10，解得x≈2.3×10-6 mol/L，所以pH≈6，B正确；
C．Ka(H3BO3)D．NaOH溶液溅到皮肤上，用水冲洗后涂上酸性较弱的硼酸溶液，可中和残留的碱，D正确。
故答案为C。
【变式5-3】弱酸溶液中粒子浓度大小比较
(1)HClO溶液中存在的电离平衡有：HClOH＋＋ClO-、H2OH＋＋OH-，溶液中的微粒有H2O、HClO、H＋、OH-、ClO-，由于HClO电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是 。
(2)碳酸的电离方程式是H2CO3HCO＋H＋、HCOH＋＋CO。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH-。
碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是 。
【答案】(1)c(HClO)>c(H＋)>c(ClO-)>c(OH-)
(2)c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH-)
【详解】（1）根据的电离方程式：和的电离方程式：，溶液中的微粒有、、、、，除外，同时结合和的电离程度很小，则剩余的最多；来源于的电离和的电离，则比多；因电离程度，则得到的；最后可得到溶液中微粒浓度由大到小的顺序为：。
（2）为二元弱酸，分步电离方程式为：、和的电离方程式：，溶液中的微粒有、、、、、，除外，同时结合、和的电离程度很小可知，剩余的最多；来源于、和的电离，则第二多；因电离程度，则有；最后可得到溶液中微粒浓度由大到小的顺序为：。
题型06 溶液导电能力的影响因素
电解质的电离程度与溶液的导电能力没有必然联系。
溶液的导电能力取决于单位体积内溶液中 自由移动离子的数目 以及 离子所带的电荷数 ，与电解质的强弱 无关 。
单位体积内自由移动的离子数目越多、离子所带电荷数越多，导电能力 越强 ；
【典例6】下列说法正确的是
A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强
B．中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸，中和盐酸所需氢氧化钠的物质的量多于醋酸
C．向0.01mol/L的醋酸中滴加2滴浓盐酸，一段时间后，醋酸的电离常数不变
D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸中的浓度相同
【答案】C
【详解】A．溶液导电能力取决于溶液中离子的浓度和离子所带电荷数，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强，如果强电解质溶液的浓度很小，导电能力也会很弱，A错误；
B．等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，溶质物质的量相同，与氢氧化钠中和时需要氢氧化钠物质的量相同，B错误；
C．向0.01mol/L的醋酸中滴加2滴浓盐酸，醋酸电离平衡逆向移动，但是电离常数只受温度影响，醋酸的电离常数不变，C正确；
D．磷酸钠是强电解质，磷酸是弱电解质，而盐类水解和弱电解质电离都是少量的，因此同浓度磷酸钠溶液中的的浓度远大于磷酸溶液，D错误；
故选C。
【变式6-1】常温下，等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液，下列说法正确的是
A．分别与适量且等量的锌粒反应，平均反应速率前者大
B．两溶液导电能力相同
C．分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应至中性，消耗的氢氧化钠的体积前者多
D．稀释10倍后，盐酸的pH比醋酸溶液的pH小
【答案】B
【详解】A．等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液，醋酸存在电离平衡，醋酸溶质浓度大于盐酸，随反应进行此时又电离出氢离子，分别与适量且等量的锌粒反应，平均反应速率后者大，A错误；
B．常温下，等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液中离子浓度相同，导电能力相同，B正确；
C．分别与等浓度的氢氧化钠溶液反应至中性，醋酸浓度大于盐酸，消耗的氢氧化钠溶液的体积后者多，C错误；
D．稀释10倍后，醋酸又电离出氢离子，盐酸的pH比醋酸溶液的pH大，D错误；
故选B。
【变式6-2】下列说法正确的是
A．强电解质溶液的导电能力可能比弱电解质溶液的强
B．相同条件下，某一电解质的溶液，浓度越大，导电能力一定越强
C．将盐酸和亚硫酸溶液中溶质的浓度各稀释到原浓度的，两者的均减少到原来的
D．若氢氧化钠溶液中溶质的浓度是氨水中溶质浓度的2倍，则氢氧化钠溶液中的也是氨水中的2倍
【答案】A
【详解】A．电解质溶液的导电能力主要取决于溶液中自由离子的浓度和种类，因此强电解质溶液的导电能力可能比弱电解质溶液的强，A正确；
B．相同条件下，某一电解质的溶液，浓度越大，导电能力不一定越强，如98%的浓硫酸与10%的稀硫酸，B错误；
C．HCl是强酸，盐酸中HCl完全电离。H2SO3是弱酸，在水溶液中部分电离，存在电离平衡：。若将盐酸和亚硫酸溶液中溶质的浓度各稀释到原浓度的，仅有盐酸中的减少到原来的，C错误；
D．氢氧化钠是强碱，在水溶液中能完全电离。而是弱碱，在水溶液中部分电离。若氢氧化钠溶液中溶质的浓度是氨水中溶质浓度的2倍，氢氧化钠溶液中的不是氨水中的2倍，D错误；
故选A。
【变式6-3】醋酸在自然界分布广泛，具有重要用途。
(1)室温下，冰醋酸稀释过程中溶液的导电能力变化如图所示。
①A、B、C三点对应的溶液中，c(CH3COOH)最大的是 (填字母，下同)，最大的是 ，CH3COOH电离程度最大的是 。
②若使B点对应的溶液中，c(CH3COO-)增大、减小，可采用的方法是 。
a．加H2O b．加NaOH固体 c．加入浓硫酸 d．加Mg条
③C点溶液与B点溶液比较，下列说法正确的是 。
a．不变 b． 不变
(2)室温下，电离常数如下：
酸 HF CH3COOH HClO
电离常数(Ka) 6.3×10-4 1.75×10-5 4.0×10-8
①HF的电离方程式是 。
②三种弱酸酸性由强到弱的顺序是： 。
③结合电离常数判断，NaClO+HF=HClO+NaF进行的程度较大，其理由是 。
【答案】(1) A B C bd a
(2) HF>CH3COOH>HClO 经计算该反应的K≈1.6×104接近于105，说明该反应正反应进行的程度较大
【详解】（1）①加水量越多c(CH3COOH)越小，c(CH3COOH)最大的是A；醋酸是弱电解质，随着醋酸的稀释，醋酸电离程度越大，根据导电能力图可知，导电能力强的点是氢离子浓度大的点，氢离子浓度最大的是B；醋酸是弱电解质，随着醋酸的稀释，醋酸电离程度越大，根据图片知，醋酸电离程度最大的是C点；
②a．加H2O则c(CH3COO－)、c(H+)都减小；
b．加NaOH固体中和氢离子则醋酸电离平衡正向移动，c(CH3COO－)增大、c(H+)减小；
c．加入浓硫酸，醋酸电离平衡逆向移动，则c(CH3COO－)减小、c(H+)增大；
d．加Mg条消耗氢离子则醋酸电离平衡正向移动，c(CH3COO－)增大、c(H+)减小；
故选bd；
③a．=，温度不变，不变；
b． ，C点更小，则C点的 更大；
故选a；
（2）①HF是弱酸，电离方程式是HFH+ + F－；
②电离平衡常数越大，酸性越强，则三种弱酸酸性由强到弱的顺序是：HF>CH3COOH>HClO；
③该反应NaClO + HF = HClO + NaF的平衡常数为：，可知该反应进行的程度较大。
题型07 电离平衡常数
知识积累
1. 定义
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。
2. 表达式
ABA＋＋B－ K＝
例如：
（1）一元弱酸、弱碱
CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝
NH3·H2O NH＋OH－
Kb＝
（2）多元弱酸
H2CO3 H＋＋HCO Ka1＝ ；
HCOH＋＋CO Ka2＝ 。
多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1 Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第 一 步电离决定。
3. 意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
4. 影响因素
（1）内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质本身的性质所决定。
（2）外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。
【典例7】在25℃时，0.1mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，电离平衡常数分别为5.6×10-4、1.8×10-4、6.2×10-10、(H2CO3)=4.5×10-7和(H2CO3)=4.7×10-11，其中氢离子浓度最小的是
A．HCN B．HCOOH C．HNO2 D．H2CO3
【答案】A
【详解】酸的电离常数越大，说明该酸在溶液中的电离程度越大，酸性越强，溶液中氢离子浓度越大，反之，溶液中氢离子浓度越小；由电离常数的大小可知，酸性由强到弱的顺序是：，故最小的是溶液。
答案选A。
【变式7-1】常温下三种弱酸的电离常数如表所示：
弱酸 HF HCN
电离常数
下列说法错误的是
A．HCN的电离常数表达式为
B．酸性强弱：
C．与结合的能力：
D．等pH的三种弱酸溶液的物质的量浓度：
【答案】C
【详解】A．平衡常数等于生成物浓度系数次方之积与反应物浓度系数次方之积的比；HCN的电离常数表达式为，A正确；
B．由K值可知，酸性强弱：，B正确；
C．酸性越弱，对应酸根离子结合氢离子能力越大，故与结合的能力：，C错误；
D．酸性越弱，电离出氢离子能力越弱，故等pH的三种弱酸溶液的物质的量浓度：，D正确；
故选C。
【变式7-2】食醋是厨房常用的调味品，25℃时，的，醋酸溶液加水稀释后，下列说法正确的是
A．数目增多 B．增大 C．的电离程度减小 D．减小
【答案】A
【详解】A．加水稀释促进CH3COOH的电离，故醋酸溶液加水稀释后，数目增多，A正确；
B．Ka只与温度有关，故稀释时，Ka不变，B错误；
C．稀释促进弱电解质的电离，故醋酸溶液加水稀释后，CH3COOH的电离程度增大，C错误；
D．醋酸的电离平衡常数，稀释时氢离子浓度减小，电离常数不变，则增大，D错误；
故答案为D。
【变式7-3】下表是醋酸电离常数与温度的关系。下列说法不正确的是
温度/℃ 0 30 50
1.65 1.75 1.63
A．醋酸在水中的电离方程式：
B．0.1mol/L醋酸中加水稀释，醋酸的电离程度均增加
C．醋酸溶液升温中可能涉及共价键和氢键断裂的过程
D．0~30℃电离总过程是放热的，30~50℃电离总过程是吸热的
【答案】D
【详解】A．醋酸电离平衡常数随温度升高而增大，可知其存在电离平衡，为弱酸，电离方程式为：，故A正确；
B．醋酸稀释过程促进醋酸的电离，故B正确；
C．醋酸溶液升温促进醋酸电离，电离的过程中共价键断裂，同时升温破坏分子间的氢键的过程，故C正确；
D．电离过程始终为吸热过程，故D错误；
故选：D。
题型08 电离度与电离平衡常数的计算
1. 电离度
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 原电解质总数 的百分比。
表示方法：α＝×100%，也可表示为α＝×100%。
衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越 大 ，弱电解质的电离程度越 大 。
2. ；电离平衡常数计算
例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始浓度/mol·L－1 a 0 0
变化浓度/mol·L－1 x x x
平衡浓度/mol·L－1 a－x x x
则Ka＝ ＝ ≈
【典例8】常温下，0.12mol/L的氨水电离度仅1%，求氨水的电离平衡常数 (写出计算过程)。
【答案】1.2×10-5
【详解】NH3·H2O+OH-，c(OH-)=c()=0.12mol/L×1%=1.2×10-3mol/L，c(NH3·H2O)=0.12mol/L-1.2×10-3mol/L≈0.12mol/L，Kb===1.2×10-5。
【变式8-1】苯乙酸()在低浓度时具有甜蜂蜜味，是一种重要的香料成分。25℃时，有的溶液，回答下列问题：
(1)的电离平衡常数表达式为 ，溶液中 (的)。
(2)向该溶液中加入一定量的盐酸，溶液中的 (填“增大”“减小”或“不变”，下同)， ，电离常数 。
(3)25℃时，的，则与溶液 (填“能”或“不能”)反应。若能发生反应，反应的离子方程式，若不能反应，原因是 。
(4)能使溶液中的电离度增大且电离平衡常数保持不变的措施是_______(填标号)。
A．加水稀释 B．升高温度 C．加少量苯乙酸钠 D．加少量苯乙酸
【答案】(1)
(2) 增大 减小 不变
(3) 能
(4)A
【详解】（1）的电离方程式：，其电离平衡常数表达式：；的溶液中设为，，，解得：；
（2）向该溶液中加入一定量的盐酸，盐酸完全电离，导致溶液中增大；平衡逆向移动，减小；温度不变，电离平衡常数不变；
（3）的，的，说明酸性更强，根据强酸制弱酸反应原理，与溶液能发生反应：；
（4）A．根据“越稀越电离”可知，加水稀释，的电离度增大，温度不变，电离平衡常数不变，A正确；
B．升高温度，电离平衡正向移动，电离平衡常数增大，B错误；
C．加少量苯乙酸钠，导致电离平衡逆向移动，电离程度减小，C错误；
D．加少量苯乙酸，苯乙酸浓度增大，电离程度减小，温度不变，电离平衡常数不变，D错误；
答案选A。
【变式8-2】戊二酸(用表示)易溶于水，向溶液中加入NaOH固体，保持溶液为常温，忽略溶液体积的变化，过程中测得pX随溶液pH的变化如图所示。已知：[X为]。下列说法错误的是
A．曲线Ⅱ为随pH的变化曲线 B．开始时，戊二酸溶液的浓度
C．时， D．戊二酸的
【答案】D
【详解】A．向戊二酸溶液中加入NaOH过程中，pH增大，减小，则增大，故曲线Ⅲ为随pH的变化曲线，曲线Ⅰ、Ⅱ分别为、随pH的变化曲线，A正确；
B．时，，即，此时，，即，因此，由元素守恒可知，开始时戊二酸溶液的浓度，B正确；
C．时，，即，此时，，即:，C正确；
D．P点，即，，，Q点时，，则，D错误；
故选D。
【变式8-3】按要求填空。
(1)已知室温时，某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
①该溶液中pH= 。
②HA的电离平衡常数K= 。
(2)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HClO
电离平衡常数(25℃) ； ；
按要求回答下列问题：
①的酸性由强到弱的顺序为 。
②同浓度的、、、、、结合的能力由强到弱的顺序为 。
【答案】(1) 4 1×10-7
(2)
【详解】（1）根据三段式计算：，①=1×10-4，pH=4；
②；
（2）①根据平衡常数的大小，判断酸性强弱，对于二元弱酸，根据一级电离常数判断酸性强弱。电离常数：，所以酸性强弱：；
②酸性越弱，酸根离子结合能力越强。根据电离常数的大小，可以判断酸性的强弱：，所以酸根离子结合的能力的强弱：；
题型09 电离平衡常数的应用
1. 根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越 强 ；
2. 根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向；
Q>K，向 逆向 移动；
QQ=K，电离达到平衡状态；
3. 根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况；
如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则 增大 。
【典例9】常温下，CH3COOH、HCOOH(甲酸)的电离平衡常数分别为1.8×10-5、1.8×10-4，以下关于0.1mol·L-1CH3COOH溶液、0.1mol·L-1HCOOH溶液的说法正确的是
A．c(H+)：CH3COOH>HCOOH
B．等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH>CH3COOH
C．HCOOH可能与NaOH发生反应：H++OH-=H2O
D．将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，保持不变
【答案】D
【详解】
A．甲酸的电离常数较大，酸性更强，故相同浓度的溶液中c(H+)：CH3COOH＜HCOOH，A错误；
B．等体积等浓度的两溶液含CH3COOH、HCOOH(甲酸)的物质的量相等，过量Mg反应后产生H2体积相等，B错误；
C．HCOOH为弱酸，与NaOH反应的离子方程式应为HCOOH+OH =HCOO +H2O，C错误；
D．，稀释时Ka不变，故比值保持不变，D正确；
故选D。
【变式9-1】相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是
酸 HX HY HZ
电离常数Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2
A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ
B．反应HZ+Y-=HY+Z-能够发生
C．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HZ产生的H2最多
D．1 mol/L HX溶液的电离常数大于0.1 mol/L HX溶液的电离常数
【答案】B
【详解】
A．相同温度下，酸的电离常数越大，则酸的电离程度越大，酸的酸性越强，根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HZ>HY>HX，A错误；
B．由A知，HZ的酸性大于HY，根据强酸制取弱酸知，HZ+Y-=HY+Z-能发生，B正确；
C．同pH值同体积的三种酸与足量镁条反应，HX产生的H2最多，C错误；
D．相同温度下，同一物质的电离平衡常数不变，D错误；
故选B。
【变式9-2】常温下，药物乙酰水杨酸(用HA表示，，且含A粒子为药物有效部分)在胃内吸收模式如图(只有HA可自由穿过胃粘膜进入血液)，若不考虑溶液体积的变化，下列说法错误的是
A．酸性强的食物有利于药物吸收 B．HA在血液中电离度小于胃中
C．在胃中， D．血液与胃中药量之比约为
【答案】B
【详解】A．HA的电离方程式为HAH++A-，酸性增强，平衡逆向移动，有利于药物吸收，A正确；
B．HA的电离方程式为HAH++A-，血液中pH=7.4，呈弱碱性，促进HA电离，胃中pH=1.0，呈酸性，抑制HA的电离，血液中HA的电离程度比胃中大，B错误；
C．，胃中pH=1.0，c(H+)=1×10-1.0mol/L，则血液中，C正确；
D．胃中HA初始浓度为c0，血液中HA浓度由胃中扩散平衡决定。血液中HA几乎全部电离，[HA]血液 ≈平衡分配，HA在胃和血液中的分子浓度相同（自由穿透），但血液中总药量（HA + A ）远高于胃中。 ，D正确；
故选B。
【变式9-3】血液中存在酸碱平衡，从而维持血液的pH基本不变，可表示如下：
①；
②；
血红蛋白分子（Hb）也有调节酸碱平衡的作用，可表示为：
③。
已知碳酸的，。下列说法不正确的是
A．若血液pH为7.4，则血液中浓度比大
B．当血液pH降低时，会促进人体更快更多地排出
C．随pH增大，先增大后减小
D．高氧环境中，血红蛋白与结合形成，促使释放
【答案】C
【详解】A．由题知Ka1==4.5×10-7，当pH=7.4时，c(H+)=1×10-7.4，则c()/c(H2CO3)=4.5×100.4>1，说明浓度更大，A正确；
B．pH降低（酸性增强）时，H+增加会通过反应①和②促进CO2生成，身体通过加快呼吸排出CO2以缓解酸中毒，B正确；
C．Ka1=，Ka2=，故原式可化简为Ka1/Ka2 ≈ 9574，为常数，与pH无关，因此比值不随pH变化，C错误；
D．高氧环境中，反应③向右移动，HbO2生成并释放H+，D正确；
故选C。
题型10 电离平衡相关图像
弱酸、弱碱稀释pH变化图像
25℃时，相同pH值的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，稀释相同倍数时，HA的pH比HB的pH大，
酸性由强到弱的顺序为 HA > HB ；
【典例10】某温度下，和的电离常数分别为和，将和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其随加水体积的变化如图所示，下列叙述正确的是
A．曲线表示，曲线表示
B．酸的电离程度：；a点溶液中，
C．b点酸的总物质的量浓度小于c点酸的总物质的量浓度
D．c、d两点的溶液分别与恰好中和，溶液中不相同
【答案】B
【分析】酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，根据电离平衡常数知，酸性：HNO2>CH3COOH，加水稀释相同倍数时，酸性越强，溶液的pH变化越大，曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，曲线Ⅱ代表HNO2溶液。
【详解】
A．由上述分析可知，曲线Ⅰ表示CH3COOH，曲线Ⅱ表示HNO2，故A错误；
B．其他条件相同时，酸的浓度越小其电离程度越大，则酸的电离程度：cC．酸性：HNO2>CH3COOH，pH相同时c(CH3COOH)>c(HNO2)，则pH和体积均相同的两种酸溶液中n(CH3COOH)>n(HNO2)，稀释稀释相同倍数时仍然存在c(CH3COOH)>c(HNO2)，即b点酸的总物质的量浓度大于c点酸的总物质的量浓度，故C错误；
D．c点和d点的两溶液中n(CH3COOH)相等，两溶液分别与NaOH恰好中和后溶液中n(Na+)相同，故D错误；
故答案为B。
【变式10-1】在体积均为1L，pH均等于2的盐酸和醋酸溶液中，分别投入0.12g镁粉充分反应后，下图中最符合反应事实的曲线是
A.B．C.D．
【答案】C
【详解】镁最多失去电子的物质的量为×2＝0.01mol，pH均等于2的盐酸和醋酸中，在反应过程中，CH3COOH进一步电离，CH3COOH的pH小于HCl的pH，生成氢气的速率，v(CH3COOH)＞v(HCl)，由于Mg是定量的，HCl完全反应，而CH3COOH过量，且CH3COOH与Mg反应速率快；
故选C。
【变式10-2】HA为一元弱酸，其电离是吸热过程，平衡体系中各成分的分布分数为，(其中X为HA或)。常温条件下，与pH的关系如图所示，下列说法错误的是
A．为HA的分布曲线 B．
C．pH=5时，溶液中 D．若升高温度，a点向右移动
【答案】D
【分析】图像的横坐标是溶液的pH，pH增大，酸性减弱，使平衡正向移动，此时增大，减小，a点时，，pH=4.76，即，，据此回答。
【详解】
A．根据分析可知，所以是HA的曲线，是的曲线 ，A正确；
B．根据分析可知，，B正确；
C．由图像知，pH=5时，偏高，即更大，C正确；
D．a点时，，，温度升高，增大，即增大，pH减小，a点向左移动，D错误；
故选D。
【变式10-3】某化学小组在一定温度下，将冰醋酸加水稀释，溶液的导电能力随加入水的体积V变化的曲线如图所示。
(1)O点导电能力几乎为0的原因是 。
(2)a、b、c三点对应的溶液中，电离程度最大的是 。
(3)a、b、c三点对应的溶液中，由大到小的顺序是 。
(4)若使b点对应的溶液中增大、减小，可采用的方法是 (填序号)。
①加入水 ②加入固体 ③加入浓硫酸 ④加入固体
【答案】（1）无自由移动的离子 （2）C （3）BAC （4）②④
【详解】
（1）溶液的导电性与离子浓度有关，离子浓度越大，导电性越强，冰醋酸中没有自由移动的离子，所以冰醋酸不导电；
（2）溶液越稀，越促进醋酸电离，CH3COOH的电离程度最大的是C；
（3）导电能力越强，离子浓度越大，氢离子浓度越大，pH越小，则A、B、C三点氢离子浓度由大到小的顺序为BAC；
（4）①加入水稀释能促进醋酸电离，但醋酸根离子浓度减小，错误；
②加入固体氢氧化钠和氢离子反应促进醋酸电离，所以醋酸根离子浓度增大，氢离子浓度小，正确；
③加入浓硫酸，氢离子浓度增加，抑制醋酸电离出的醋酸根离子，所以醋酸根离子浓度减小，错误；
④加入固体，与反应，促进醋酸电离，所以醋酸根离子浓度增大，氢离子浓度小，正确；
故选②④。
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