資源簡介

中小學教育資源及組卷應用平臺
第01講 電離平衡
目錄
01 考情透視·目標導航
02 知識導圖·思維引航
03考點突破·考法探究
考點一 弱電解質的電離平衡
知識點1 弱電解質
知識點2 弱電解質的電離平衡
考向1 強、弱電解質及判斷
考向2 弱電解質的電離平衡
考點二 電離平衡常數
知識點1 電離平衡常數
知識點2 電離度
考向1 電離平衡常數及其應用
考向2 電離平衡常數等有關計算
考點三 強酸(堿)和弱酸(堿)稀釋圖像
知識點1 等體積、等濃度的鹽酸、醋酸
知識點2 相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸
知識點3 pH與稀釋倍數的線性關系
考向1 酸或堿溶液的起始濃度相同
考向2 酸或堿溶液的起始pH相同
04真題練習·命題洞見
考點要求 考題統計 考情分析
強弱電解質比較 2024·湖南卷13題，3分；2024·全國新課標卷7題，3分；2024·河北卷11題，3分；2023湖北卷12題，3分；2022江蘇卷12題，3分；2021浙江1月選考17題，2分；2021浙江6月選考19題，2分； 弱電解質的電離是中學化學基本理論中的重要組成部分，也是學習中比較難理解的內容，更是近幾年高考命題的必考內容。高考命題熱點主要集中于影響弱電解質電離平衡的因素，通過圖像分析強、弱電解質，電離常數和電離度，比較微粒濃度大小和pH的計算等，命題有時會與水解相結合增加試題的難度。能用動態平衡的觀點分析電離平衡，解決以圖像或者文字的形式考查的平衡問題，根據溶液中離子濃度的大小變化，推斷反應的原理和變化的強弱，提高證據推理能力。
電離平衡常數應用 2024·江蘇卷12題，3分；2023湖北卷14題，3分；2023浙江6月選考15題，3分；2022浙江1月選考17題，2分；2022全國乙卷13題，6分；2022湖北卷15題，3分；2022遼寧卷15題，3分；2021山東卷15題，4分；
復習目標： 1．了解電解質的概念，了解強電解質和弱電解質的概念。 2．理解電解質在水中的電離以及電解質溶液的導電性。 3．理解弱電解質在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數進行相關計算。
考點一 弱電解質的電離平衡
知識點1 弱電解質
1．概念
2．與化合物類型的關系
強電解質主要是大部分離子化合物及某些______化合物；弱電解質主要是某些_______化合物。
【名師點晴】
1．電解質導電的條件
電解質的導電條件是在水溶液中或高溫熔融狀態，共價化合物只能在水溶液中導電，離子化合物在熔融狀態和溶液中均可導電。
2．導電性強弱
知識點2 弱電解質的電離平衡
1．電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質電離產生離子的速率和離子結合成分子的速率______時，電離過程達到了平衡。
3．外因對電離平衡的影響
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH??CH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影響。
改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力 Ka
加水稀釋 向右 ______ ______ ______ ______
加入少量冰醋酸 向右 ______ ______ ______ ______
通入HCl(g) 向左 ______ ______ ______ ______
加NaOH(s) 向右 ______ ______ ______ ______
加CH3COONa(s) 向左 ______ ______ ______ ______
升高溫度 向右 ______ ______ ______ ______
【名師提醒】
1．濃度：在一定溫度下，同一弱電解質溶液，濃度越小，越易電離。
2．溫度：溫度越高，電離程度越大。
3．同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，可使電離平衡向結合成弱電解質分子的方向移動。
4．化學反應：加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使電離平衡向電離方向移動。
考向1 強、弱電解質及判斷
【例1】某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是(　　)。
A．25 ℃時，若測得0.01 mol·L-1NaR溶液的pH=7，則HR是弱酸
B．25 ℃時，若測得0.01 mol·L-1HR溶液的pH>2且pH<7，則HR是弱酸
C．25 ℃時，若測得HR溶液的pH=a，取該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL，測得pH=b，b-a<1，則HR是弱酸
D．25 ℃時，若測得NaR溶液的pH=a，取該溶液10.0 mL，升溫至50 ℃，測得pH=b，a>b，則HR是弱酸
【思維建?！?br/>強電解質和弱電解質的證明實驗(以證明某酸(HA)為弱酸為例)
實驗方法 結論
(1)測0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA為強酸；pH>2，HA為弱酸
(2)測NaA溶液的pH pH＝7，HA為強酸；pH>7，HA為弱酸
(3)相同條件下，測相同濃度的HA和HCl溶液的導電性 導電性相同，HA為強酸；導電性弱于鹽酸，HA為弱酸
(4)往同濃度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn?；駽aCO3固體 開始反應速率相同，HA為強酸；開始反應速率比鹽酸慢，HA為弱酸
(5)測相同pH的HA與HCl稀釋相同倍數前后的pH變化 pH變化倍數相同，HA為強酸；pH變化倍數小于鹽酸，HA為弱酸
【變式訓練】.鳥嘌呤(G)是一種有機弱堿，可與鹽酸反應生成鹽酸鹽(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性，下列敘述正確的是(　　)
A．0.001 mol·L-1 GHCl水溶液的pH=3
B．0.001 mol·L-1 GHCl水溶液加水稀釋，pH升高
C．GHCl在水中的電離方程式：GHCl=G+HCl
D．GHCl水溶液中：c(OH-)+c(Cl-)=c(GH+)+c(G)
考向2 弱電解質的電離平衡
【例2】(2024·天津市第二十中學高三第二次月考)25℃時，對于pH=2的CH3COOH溶液，下列判斷不正確的是( )
A．加水稀釋，電離平衡正向移動，溶液中所有離子濃度都減小
B．通入少量HCl氣體，電離平衡逆向移動，c(CH3COO-)減小，Ka不變
C．加入少量冰醋酸，電離平衡正向移動，c(H+)增大，電離度減小
D．升高溫度，電離平衡正向移動，c(H+)增大，pH減小
【名師提醒】
外界條件對電離平衡影響的四個不一定：
1．加水稀釋時，溶液中不是所有離子的濃度都減??；稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H+)減小，c(OH-)增大。
2．電離平衡右移，電離程度不一定增大，如增大弱電解質的濃度，使電離平衡向右移動，但電離程度減小。
3．電離平衡右移，電解質分子的濃度不一定減小，如對于CH3COOHCH3COO-+H+，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據勒夏特列原理，只能“減弱”而不能消除，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大。
4．電離平衡右移，離子的濃度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀釋或加少量NaOH固體，都會引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H+)都比原平衡時要小。
【變式訓練】25 ℃時，醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO-+ H+。下列說法正確的是(　　)。
A．向體系中加入少量CH3COONa固體，平衡向左移動，c(CH3COO-)減小
B．向體系中加水稀釋，平衡向右移動，溶液中所有離子的濃度都減小
C．加入少量NaOH固體(忽略溶解熱效應)，平衡向右移動，水的電離程度也隨之增大
D．升高體系溫度(忽略醋酸揮發)，溶液中H+數目增多，平衡一定向左移動
考點二 電離平衡常數
知識點1 電離平衡常數
1．表達式
(1)一元弱酸HA的電離常數：根據HAH＋＋A－，可表示為____________。
(2)一元弱堿BOH的電離常數：根據BOHB＋＋OH－，可表示為____________。
2．特點
(1)電離平衡常數與______有關，與濃度無關，升高溫度，K值______。
(2)電離平衡常數反映弱電解質的____________，K越大，表示弱電解質越易______，酸性或堿性______。
(3)多元弱酸的各級電離常數的大小關系是K1 K2 K3……，故其酸性取決于______電離。
3．電離平衡常數的應用
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數越______，酸性(或堿性)越______。
(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱：電離常數越______，對應的鹽水解程度越______，酸性(或堿性)越______。
(3)判斷復分解反應能否發生：一般符合“強酸制弱酸”規律。
(4)判斷微粒濃度或濃度比值的變化：利用溫度不變電離常數就不變來判斷溶液中微粒濃度或者比值的變化情況，有時候還會結合Kw一起進行判斷，如：0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加水稀釋，==，加水稀釋，c(H+)______，Ka值______，則______。
【名師提醒】
1．電離平衡常數表達式中離子濃度指達到平衡時溶液中存在的離子濃度，不一定是弱電解質自身電離的，可以對比水的離子積去掌握。
2．電離度與溫度和濃度均有關，電離平衡常數只與溫度有關。
知識點2　電離度
1．概念
在一定條件下的弱電解質達到______平衡時，已經電離的電解質分子數占_______________的百分比。
2．表示方法
α＝×100%
也可表示為α＝×100%
3．影響因素
(1)相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越______。
(2)相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越______。
4．電離度與平衡常數的關系
電離平衡常數與電離度(α)的關系(以一元弱酸為例)
HA　　H＋　?。　－
起始： c酸 0 0
轉化： c酸·α c酸·α c酸·α
平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α
Ka＝＝，α很小，可認為1－α≈1，則Ka＝______或α＝。
【思維建?！?br/>電離常數的4大應用
判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱 電離常數越大，酸性(或堿性)越強。如：常溫下，CH3COOH的Ka＝1．8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。 則酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO
判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱 電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。如：利用上面電離常數的數值可知等濃度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的順序為Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa
判斷復分解反應能否發生 一般符合“強酸制弱酸”規律。如：利用上面中電離常數的數值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的離子方程式為CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑
判斷微粒濃度比值的變化 弱電解質加水稀釋時，能促進弱電解質的電離，溶液中離子和分子的濃度會發生相應的變化，但電離常數不變，題目中經常利用電離常數來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀釋，＝＝稀釋時，c(H＋)減小，Ka值不變，則變大
考向1 電離平衡常數及其應用
【例1】(2024·河北省高三大數據應用調研聯合測評)已知電離常數：Ka(HCN)=5.8×10-10，Ka(HF)=6.9×10-4，Ka1(H2CO3)=4.2×10-7，Ka2(H2 CO3))=4.7×10-11，下列離子方程式書寫正確的是( )
A．向NaHCO3溶液中滴加HCN：HCO3-+HCN=CN-+CO2+H2O
B．向Na2CO3溶液中通入過量HF：CO32-+HF=F-+ HCO3-
C．向NaHCO3和NaCN混合溶液中通入少量HF：
D．向NaCN溶液中通入少量CO2：2CN- + CO2+H2O=2HCN+CO32-
【易錯警示】
(1)判斷強酸制弱酸的離子方程式正誤時，若產物的物質之間還能發生反應，該離子方程式一定錯誤。
(2)強酸制弱酸原理只適用于復分解反應型離子反應。
【變式訓練】(2024·湖北省第九屆高三三模)已知溶劑分子結合H+的能力會影響酸給出H+的能力，某溫度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示，下列說法錯誤的是( )
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
4.87 7.24(一級) 8.9 9.4
A．HClO4在冰醋酸中的電離方程式：HClO4+CH3COOHClO4-+CH3COOH2+
B．在冰醋酸中酸性：HClO4＞H2SO4＞HCl＞HNO3
C．結合H+的能力：H2O＞CH3COOH
D．相同溫度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa
考向2 電離平衡常數等有關計算
【例2】按要求回答下列問題。
(1)已知室溫下HA的電離平衡常數Ka=1.0×10-5，則100mL0.lmol·L-1HA溶液中，HA的電離度為 。
(2)已知次氯酸(HClO)的電離平衡常數為Ka=4.0×10-8，向20mL0.1mol L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸，再加水稀釋至40mL，此時測得c(H+)=0.05mol L-1，則溶液中c(ClO-)= mol L-1。
(3)聯氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯氨第一步電離反應的平衡常數值為 (已知：N2H4+H+N2H5+的；)。聯氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式為 。
(4)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的濃度為2.0mol·L-1，則溶液中的c(OH-)= mol·L-1。HSO的電離常數表達式K= 。將SO2通入該氨水中，當溶液中c(H+)為1.0×10-7mol·L-1時，溶液中的= 。
【思維建模】
(1)已知c(HX)和c(H+)，求電離平衡常數
　　　HX　 H+　+　X-
起始：c(HX)　　 0　　0
平衡：c(HX)-c(H+)　 c(H+) c(H+)
則K=。由于弱酸只有極少一部分電離，c(H+)的數值很小，因此可做近似處理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)。則K=，代入數值求解即可。
(2)已知c(HX)和電離平衡常數，求c(H+)
HX　　　H+　+　X-
起始：　 c(HX)　　 0　　　0
平衡： c(HX)-c(H+)　 c(H+) c(H+)　
則K=。由于K值很小，c(H+)的數值很小，可做近似處理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，則c(H+)=，代入數值求解即可。
【變式訓練】(1)碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH=5.60，c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HC+H+的電離常數K1=　　　　(已知：10-5.60=2.5×10-6)。
(2)已知室溫時，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，此酸的電離常數約為　　　　　　。
(3)在25 ℃下，將a mol·L-1的氨水與0.01 mol·L-1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(N)=c(Cl-)，則溶液顯　　　(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數式表示NH3·H2O的電離常數Kb=　　　　。
(4)常溫下，將a mol·L-1的醋酸與b mol·L-1Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應后，溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-)，則該混合溶液中醋酸的電離常數Ka=　　　(用含a和b的代數式表示)。
(5)25 ℃時，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水，溶液呈中性，則所滴加氨水的濃度為　　　　　　mol·L-1。[已知Kb(NH3·H2O)=2×10-5]
考點三 強酸(堿)和弱酸(堿)稀釋圖像
知識點1 等體積、等濃度的鹽酸、醋酸
分析：加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH______ 分析：加水稀釋到相同的pH，______加入的水多
　 知識點2 相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸
分析：加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH______ 分析：加水稀釋到相同的pH，______加入的水多
　知識點3 pH與稀釋倍數的線性關系
分析：(1)HY為______酸，HX為______酸 (2)a、b兩點的溶液中：c(X-)______c(Y-) (3)水的電離程度：______ 分析：(1)MOH為______堿，ROH為______堿 (2)起始時，c(ROH) ______c(MOH) (3)水的電離程度：______
【名師總結s】
以一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較為例
(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
　　比較項目 酸　　 c(H＋) pH 中和堿的能力 與活潑金屬反應產生H2的量 開始與金屬反應的速率
鹽酸 大 小 相同 相同 大
醋酸溶液 小 大 小
(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
比較 項目 酸　　 c(H＋) c(酸) 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的量 開始與金屬反應的速率
鹽酸 相同 小 小 少 　相同
醋酸溶液 大 大 多
考向1 酸或堿溶液的起始濃度相同
【例1】 (2024·浙江省部分學校高三選考模擬)在25℃下，稀釋CH3COOH和某酸HA的溶液，溶液pH變化的曲線如圖所示，其中V1表示稀釋前的體積，V2表示稀釋后的體積，下列說法錯誤的是( )
A．，兩種酸溶液pH相同時，c(HA)＜c(CH3COOH)
B．a、b兩點中，水的電離程度a小于b
C．25℃時，等濃度的CH3COONa與NaA溶液中，c(A-)＜c(CH3COO-)
D．曲線上a、b兩點中，的比值一定相等
【思維建?！?br/>相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
1．加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大。
2．加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多。
【變式訓練】濃度均為0.10 mol·L-1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積為V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)。
A．MOH的堿性強于ROH的堿性
B．ROH的電離程度：b點大于a點
C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH-)相等
D．當lg=2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大
考向2 酸或堿溶液的起始pH相同
【例2】(2024·河南鄭州高三河南省實驗中學校考期中)常溫下，pH均為2、體積均為的溶液，分別加水稀釋至體積為，溶液隨的變化關系如圖所示，下列敘述錯誤的是( )
A．常溫下：Ka(HB) > Ka(HC)
B．的電離度：a點 < b點
C．當時，升高溫度，減小
D．恰好中和均為2、體積均為V0的三種酸溶液，消耗的NaOH溶液一樣多
【思維建模】
相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸
1．加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大。
2．加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多。
【變式訓練】(2024·陜西省商洛市高三模擬)常溫下，將pH相同、體積均為V0的NaOH溶液和MOH (一元弱堿)溶液分別加水稀釋至隨的變化如圖所示。下列說法正確的是( )
A．曲線Ⅰ表示NaOH溶液
B．未稀釋前，c(Na＋)= c(M＋)＞c(MOH)
C．a，c兩點溶液的離子總濃度相同
D．加水稀釋過程中，逐漸增大
1．(2024·湖南卷，13，3分)常溫下Ka(HCOOH)=1.8×10-4，向20mL0.10mol·L-1NaOH溶液中緩慢滴入相同濃度的HCOOH溶液，混合溶液中某兩種離子的濃度隨加入HCOOH溶液體積的變化關系如圖所示，下列說法錯誤的是( )
A． 水的電離程度：M＜N
B． M點：cNa＋＋cH＋＝2cOH－
C． 當V(HCOOH)=10mL時，cOH－＝cH＋＋cHCOO-＋2cHCOOH
D． N點：cNa＋＞cHCOO-＞c(OH―)＞c(H＋)＞cHCOOH
2．(2024·全國新課標卷，7，3分)常溫下ClCH2COOH和Cl2CHCOOH的兩種溶液中，分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。[比如：]
下列敘述正確的是
A．曲線M表示的變化關系
B．若酸的初始濃度為，則a點對應的溶液中有
C．的電離常數
D．時，
3．(2024·河北卷，11，3分)在水溶液中，CN-可與多種金屬離子形成配離子。X、Y、Z三種金屬離子分別與CN-形成配離子達平衡時，與的關系如圖。
下列說法正確的是( )
A．的X、Y轉化為配離子時，兩溶液中CN-的平衡濃度：X＞Y
B．向Q點X、Z的混合液中加少量可溶性Y鹽，達平衡時
C．由Y和Z分別制備等物質的量的配離子時，消耗CN-的物質的量：Y＜Z
D．若相關離子的濃度關系如P點所示，Y配離子的解離速率小于生成速率
4．(2023 湖北省選擇性考試，14)H2L為某鄰苯二酚類配體，其，。常溫下構建Fe(Ⅲ)- H2L溶液體系，其中，。體系中含Fe物種的組分分布系數δ與pH的關系如圖所示，分布系數，已知，。下列說法正確的是( )
A．當pH=1時，體系中c(H2L)>c([FeL]+) >c(OH-)>c(HL-)
B．pH在9.5~10.5之間，含L的物種主要為L2-
C．L2-+[FeL]+[FeL2]-的平衡常數的lgK約為14
D．當pH=10時，參與配位的c(L2-)≈1.0×10-3 mol·L-1
5．(2022 湖北省選擇性考試，12)根據酸堿質子理論，給出質子(H+)的物質是酸，給出質子的能力越強，酸性越強。已知：N2H5++NH3=NH4++N2H4，N2H4+CH3COOH=N2H5++CH3COO-，下列酸性強弱順序正確的是( )
A．N2H5+＞N2H4＞NH4+ B．N2H5+＞CH3COOH＞NH4+
C．NH3＞N2H4＞CH3COO- D．CH3COOH＞N2H5+＞NH4+
3．(2022 全國乙卷)常溫下，一元酸的Ka(HA)=1.0×10-3。在某體系中，與A-離子不能穿過隔膜，未電離的可自由穿過該膜(如圖所示)。
設溶液中c總(HA)=c(HA)+c(A-)，當達到平衡時，下列敘述正確的是( )
A．溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)＋c(A-)
B．溶液Ⅱ中的HA的電離度為
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10-4
6．(2022·浙江省1月選考，17)已知25℃時二元酸H2A的Ka1=1.3×10-7，Ka2=7.1×10-15。下列說法正確的是( )
A．在等濃度的Na2A、NaHA溶液中，水的電離程度前者小于后者
B．向0.1mol·L-1的H2A溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)至pH=3，則H2A的電離度為0.013%
C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11，則c(A2-)＞c(HA-)
D．取pH=a的H2A溶液10mL，加蒸餾水稀釋至100mL，則該溶液pH=a+1
5．(2022 湖北省選擇性考試，15)下圖是亞砷酸As(OH)3和酒石酸混合體系中部分物種的圖(濃度：總為，總T為)。下列說法錯誤的是( )
A．As(OH)3的為-9.1
B．[As(OH)2T]-的酸性比As(OH)3的強
C．時，As(OH)3的濃度比[As(OH)2T]-的高
D．時，溶液中濃度最高的物種為As(OH)3
7．(2021 山東卷，15)賴氨酸[H3N+(CH2)4CH(NH2)COO-，用HR表示]是人體必需氨基酸，其鹽酸鹽(H3RCl2)在水溶液中存在如下平衡：H3R2+H2R+HRR-。向一定濃度的H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，溶液中H3R2+、H2R+、HR和R-的分布系數δ(x)隨pH變化如圖所示。已知δ(x)=，下列表述正確的是( )
A．>
B．M點，c(Cl-) +c(OH-)+c(R-)=2c(H2R+)+c(Na+)+c(H+)
C．O點，pH=
D．P點，c(Na+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
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第01講 電離平衡
目錄
01 考情透視·目標導航
02 知識導圖·思維引航
03考點突破·考法探究
考點一 弱電解質的電離平衡
知識點1 弱電解質
知識點2 弱電解質的電離平衡
考向1 強、弱電解質及判斷
考向2 弱電解質的電離平衡
考點二 電離平衡常數
知識點1 電離平衡常數
知識點2 電離度
考向1 電離平衡常數及其應用
考向2 電離平衡常數等有關計算
考點三 強酸(堿)和弱酸(堿)稀釋圖像
知識點1 等體積、等濃度的鹽酸、醋酸
知識點2 相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸
知識點3 pH與稀釋倍數的線性關系
考向1 酸或堿溶液的起始濃度相同
考向2 酸或堿溶液的起始pH相同
04真題練習·命題洞見
考點要求 考題統計 考情分析
強弱電解質比較 2024·湖南卷13題，3分；2024·全國新課標卷7題，3分；2024·河北卷11題，3分；2023湖北卷12題，3分；2022江蘇卷12題，3分；2021浙江1月選考17題，2分；2021浙江6月選考19題，2分； 弱電解質的電離是中學化學基本理論中的重要組成部分，也是學習中比較難理解的內容，更是近幾年高考命題的必考內容。高考命題熱點主要集中于影響弱電解質電離平衡的因素，通過圖像分析強、弱電解質，電離常數和電離度，比較微粒濃度大小和pH的計算等，命題有時會與水解相結合增加試題的難度。能用動態平衡的觀點分析電離平衡，解決以圖像或者文字的形式考查的平衡問題，根據溶液中離子濃度的大小變化，推斷反應的原理和變化的強弱，提高證據推理能力。
電離平衡常數應用 2024·江蘇卷12題，3分；2023湖北卷14題，3分；2023浙江6月選考15題，3分；2022浙江1月選考17題，2分；2022全國乙卷13題，6分；2022湖北卷15題，3分；2022遼寧卷15題，3分；2021山東卷15題，4分；
復習目標： 1．了解電解質的概念，了解強電解質和弱電解質的概念。 2．理解電解質在水中的電離以及電解質溶液的導電性。 3．理解弱電解質在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數進行相關計算。
考點一 弱電解質的電離平衡
知識點1 弱電解質
1．概念
2．與化合物類型的關系
強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物；弱電解質主要是某些共價化合物。
【名師點晴】
1．電解質導電的條件
電解質的導電條件是在水溶液中或高溫熔融狀態，共價化合物只能在水溶液中導電，離子化合物在熔融狀態和溶液中均可導電。
2．導電性強弱
知識點2 弱電解質的電離平衡
1．電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質電離產生離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。
3．外因對電離平衡的影響
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH??CH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影響。
改變條件 平衡移動方向 n(H＋) c(H＋) 導電能力 Ka
加水稀釋 向右 增大 減小 減弱 不變
加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增強 不變
通入HCl(g) 向左 增大 增大 增強 不變
加NaOH(s) 向右 減小 減小 增強 不變
加CH3COONa(s) 向左 減小 減小 增強 不變
升高溫度 向右 增大 增大 增強 增大
【名師提醒】
1．濃度：在一定溫度下，同一弱電解質溶液，濃度越小，越易電離。
2．溫度：溫度越高，電離程度越大。
3．同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，可使電離平衡向結合成弱電解質分子的方向移動。
4．化學反應：加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使電離平衡向電離方向移動。
考向1 強、弱電解質及判斷
【例1】某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是(　　)。
A．25 ℃時，若測得0.01 mol·L-1NaR溶液的pH=7，則HR是弱酸
B．25 ℃時，若測得0.01 mol·L-1HR溶液的pH>2且pH<7，則HR是弱酸
C．25 ℃時，若測得HR溶液的pH=a，取該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL，測得pH=b，b-a<1，則HR是弱酸
D．25 ℃時，若測得NaR溶液的pH=a，取該溶液10.0 mL，升溫至50 ℃，測得pH=b，a>b，則HR是弱酸
【答案】B
【解析】25 ℃時，若測得0.01 mol·L-1NaR溶液的pH=7，可知NaR為強酸強堿鹽，則HR為強酸，A項錯誤；25 ℃時，若測得0.01 mol·L-1HR的溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H+)<0.01 mol·L-1，所以HR未完全電離，HR為弱酸，B項正確；假設HR為強酸，取pH=6的該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL，測得此時溶液pH<7，C項錯誤；假設HR為強酸，則NaR為強酸強堿鹽，溶液呈中性，升溫至50 ℃，促進水的電離，水的離子積常數增大，pH減小，D項錯誤。
【思維建?！?br/>強電解質和弱電解質的證明實驗(以證明某酸(HA)為弱酸為例)
實驗方法 結論
(1)測0.01 mol·L－1 HA溶液的pH pH＝2，HA為強酸；pH>2，HA為弱酸
(2)測NaA溶液的pH pH＝7，HA為強酸；pH>7，HA為弱酸
(3)相同條件下，測相同濃度的HA和HCl溶液的導電性 導電性相同，HA為強酸；導電性弱于鹽酸，HA為弱酸
(4)往同濃度的HA和HCl溶液中投入大小相同的Zn?；駽aCO3固體 開始反應速率相同，HA為強酸；開始反應速率比鹽酸慢，HA為弱酸
(5)測相同pH的HA與HCl稀釋相同倍數前后的pH變化 pH變化倍數相同，HA為強酸；pH變化倍數小于鹽酸，HA為弱酸
【變式訓練】.鳥嘌呤(G)是一種有機弱堿，可與鹽酸反應生成鹽酸鹽(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性，下列敘述正確的是(　　)
A．0.001 mol·L-1 GHCl水溶液的pH=3
B．0.001 mol·L-1 GHCl水溶液加水稀釋，pH升高
C．GHCl在水中的電離方程式：GHCl=G+HCl
D．GHCl水溶液中：c(OH-)+c(Cl-)=c(GH+)+c(G)
【答案】B
【解析】GHCl為強酸弱堿鹽，電離出的GH+會發生水解，離子的水解較為微弱，因此0.001 mol·L-1 GHCl水溶液的pH>3，A項錯誤；稀釋GHCl溶液時，GH+的水解程度增大，根據勒夏特列原理可知，溶液中c(H+)減小，溶液pH升高，B項正確；GHCl為強酸弱堿鹽，在水中的電離方程式為GHCl=GH++Cl-，C項錯誤；根據電荷守恒可知，GHCl溶液中存在c(OH-)+c(Cl-)=c(H+)+c(GH+)，D項錯誤。
考向2 弱電解質的電離平衡
【例2】(2024·天津市第二十中學高三第二次月考)25℃時，對于pH=2的CH3COOH溶液，下列判斷不正確的是( )
A．加水稀釋，電離平衡正向移動，溶液中所有離子濃度都減小
B．通入少量HCl氣體，電離平衡逆向移動，c(CH3COO-)減小，Ka不變
C．加入少量冰醋酸，電離平衡正向移動，c(H+)增大，電離度減小
D．升高溫度，電離平衡正向移動，c(H+)增大，pH減小
【答案】A
【解析】A項，醋酸中存在如下電離CH3COOHCH3COO-+H+，向體系中加水稀釋，醋酸的電離程度增大，電離平衡向右移動，溶液中醋酸根離子、氫離子的濃度都減小，但水的離子積不變，溶液中氫氧根離子濃度增大，故A錯誤；B項，通入少量HCl導致溶液中c(H+)增大，抑制醋酸電離，電離平衡逆向移動，c(CH3COO-)減小，溫度不變，則Ka不變，故B正確；C項，加入少量冰醋酸，電離平衡正向移動，c(H+)增大，但CH3COOH的濃度增大，其電離程度減小，故C正確；D項，升高溫度促進醋酸電離，則平衡正向移動，溶液中c(H+)增大，pH減小，故D正確；故選A。
【名師提醒】
外界條件對電離平衡影響的四個不一定：
1．加水稀釋時，溶液中不是所有離子的濃度都減??；稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H+)減小，c(OH-)增大。
2．電離平衡右移，電離程度不一定增大，如增大弱電解質的濃度，使電離平衡向右移動，但電離程度減小。
3．電離平衡右移，電解質分子的濃度不一定減小，如對于CH3COOHCH3COO-+H+，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根據勒夏特列原理，只能“減弱”而不能消除，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大。
4．電離平衡右移，離子的濃度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀釋或加少量NaOH固體，都會引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H+)都比原平衡時要小。
【變式訓練】25 ℃時，醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO-+ H+。下列說法正確的是(　　)。
A．向體系中加入少量CH3COONa固體，平衡向左移動，c(CH3COO-)減小
B．向體系中加水稀釋，平衡向右移動，溶液中所有離子的濃度都減小
C．加入少量NaOH固體(忽略溶解熱效應)，平衡向右移動，水的電離程度也隨之增大
D．升高體系溫度(忽略醋酸揮發)，溶液中H+數目增多，平衡一定向左移動
【答案】C
【解析】向體系中加入少量CH3COONa固體，c(CH3COO-)增大，平衡向左移動， A項錯誤；向體系中加水稀釋，平衡向右移動，溶液中c(CH3COO-)、c(H+)減小，溫度不變，Kw不變，根據Kw=c(H+)·c(OH-)可知，c(H+)減小，則c(OH-)增大， B項錯誤；加入少量NaOH固體(忽略溶解熱效應)，c(OH-)增大，c(H+)減小，平衡向右移動，溶液酸性減弱，水的電離程度也隨之增大， C項正確；升高體系溫度(忽略醋酸揮發)，CH3COOH的電離程度增大，平衡向右移動，溶液中H+數目增多， D項錯誤。
考點二 電離平衡常數
知識點1 電離平衡常數
1．表達式
(1)一元弱酸HA的電離常數：根據HAH＋＋A－，可表示為Ka＝。
(2)一元弱堿BOH的電離常數：根據BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝。
2．特點
(1)電離平衡常數與溫度有關，與濃度無關，升高溫度，K值增大。
(2)電離平衡常數反映弱電解質的相對強弱，K越大，表示弱電解質越易電離，酸性或堿性越強。
(3)多元弱酸的各級電離常數的大小關系是K1 K2 K3……，故其酸性取決于第一步電離。
3．電離平衡常數的應用
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數越大，酸性(或堿性)越強。
(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱：電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。
(3)判斷復分解反應能否發生：一般符合“強酸制弱酸”規律。
(4)判斷微粒濃度或濃度比值的變化：利用溫度不變電離常數就不變來判斷溶液中微粒濃度或者比值的變化情況，有時候還會結合Kw一起進行判斷，如：0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加水稀釋，==，加水稀釋，c(H+)減小，Ka值不變，則增大。
【名師提醒】
1．電離平衡常數表達式中離子濃度指達到平衡時溶液中存在的離子濃度，不一定是弱電解質自身電離的，可以對比水的離子積去掌握。
2．電離度與溫度和濃度均有關，電離平衡常數只與溫度有關。
知識點2　電離度
1．概念
在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解質分子數占原電解質分子總數的百分比。
2．表示方法
α＝×100%
也可表示為α＝×100%
3．影響因素
(1)相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越小。
(2)相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越大。
4．電離度與平衡常數的關系
電離平衡常數與電離度(α)的關系(以一元弱酸為例)
HA　　H＋　?。　－
起始： c酸 0 0
轉化： c酸·α c酸·α c酸·α
平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α
Ka＝＝，α很小，可認為1－α≈1，則Ka＝c酸·α2或α＝。
【思維建模】
電離常數的4大應用
判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱 電離常數越大，酸性(或堿性)越強。如：常溫下，CH3COOH的Ka＝1．8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.3×10－7、Ka2＝5.6×10－11。 則酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO
判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱 電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。如：利用上面電離常數的數值可知等濃度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3溶液的pH由大到小的順序為Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa
判斷復分解反應能否發生 一般符合“強酸制弱酸”規律。如：利用上面中電離常數的數值可知，向Na2CO3溶液中加入足量CH3COOH的離子方程式為CO＋2CH3COOH===2CH3COO－＋H2O＋CO2↑
判斷微粒濃度比值的變化 弱電解質加水稀釋時，能促進弱電解質的電離，溶液中離子和分子的濃度會發生相應的變化，但電離常數不變，題目中經常利用電離常數來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀釋，＝＝稀釋時，c(H＋)減小，Ka值不變，則變大
考向1 電離平衡常數及其應用
【例1】(2024·江蘇卷，12)室溫下，通過下列實驗探究SO2的性質。已知Ka1(H2SO3)=1.3×10-2，Ka2(H2SO3)=6.2×10-8.。
實驗1：將SO2氣體通入水中，測得溶液pH=3。
實驗2：將SO2氣體通入0.1mol·L-1NaOH溶液中，當溶液pH=4時停止通氣。
實驗3：將SO2氣體通入0.1mol·L-1酸性KMnO4溶液中，當溶液恰好褪色時停止通氣。
下列說法正確的是( )
A．實驗1所得溶液中：cSO32-＋cHSO3-＞c(H＋)
B．實驗2所得溶液中：cSO32-＞cHSO3-
C．實驗2所得溶液經蒸干、灼燒制得NaHSO3固體
D．實驗3所得溶液中：cSO42-＞cMn2+
【答案】D
【解析】實驗1得到H2SO3溶液，實驗2溶液的pH為4，實驗2為NaHSO3溶液，實驗3中SO2和酸性KMnO4溶液反應的離子方程式為：5SO2+2MnO4- +2H2O= 5SO42-+2Mn2++4H+。A項， 實驗1得到H2SO3溶液，其質子守恒關系式為：2cSO32-＋cHSO3-+ cOH-=c(H＋)，則 cSO32-＋cHSO3-＜c(H＋)，A錯誤；B項，實驗2為pH為4，依據，則=，溶液，則cSO32-＜cHSO3-，B錯誤；C項，NaHSO3溶液蒸干、灼燒制得NaHSO4固體，C錯誤；D項，實驗3依據發生的反應：5SO2+2MnO4- +2H2O= 5SO42-+2Mn2++4H+，則恰好完全反應后cSO42-＞cMn2+，D正確；故選D。
【易錯警示】
(1)判斷強酸制弱酸的離子方程式正誤時，若產物的物質之間還能發生反應，該離子方程式一定錯誤。
(2)強酸制弱酸原理只適用于復分解反應型離子反應。
【變式訓練】(2024·湖北省第九屆高三三模)已知溶劑分子結合H+的能力會影響酸給出H+的能力，某溫度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示，下列說法錯誤的是( )
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
4.87 7.24(一級) 8.9 9.4
A．HClO4在冰醋酸中的電離方程式：HClO4+CH3COOHClO4-+CH3COOH2+
B．在冰醋酸中酸性：HClO4＞H2SO4＞HCl＞HNO3
C．結合H+的能力：H2O＞CH3COOH
D．相同溫度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa
【答案】D
【解析】A項，由表格數據可知，高氯酸在冰醋酸中部分電離出高氯酸根離子和CH3COOH2+離子，電離方程式為HClO4+CH3COOHClO4-+CH3COOH2+，A正確；B項，由表格數據可知，四種酸在冰醋酸中的電離常數的大小順序為HClO4＞H2SO4＞HCl＞HNO3，則在冰醋酸中酸性的大小順序為HClO4＞H2SO4＞HCl＞HNO3，B正確；C項，由表格數據可知，在水中完全電離的四種強酸在冰醋酸中均不能完全電離，說明水分子結合氫離子的能力強于醋酸，C正確；D項，相同溫度下醋酸在液氨中的電離程度大于在水中的電離程度，所以在液氨中的pKa小于其在水中的pKa，D錯誤；故選D。
考向2 電離平衡常數等有關計算
【例2】按要求回答下列問題。
(1)已知室溫下HA的電離平衡常數Ka=1.0×10-5，則100mL0.lmol·L-1HA溶液中，HA的電離度為 。
(2)已知次氯酸(HClO)的電離平衡常數為Ka=4.0×10-8，向20mL0.1mol L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸，再加水稀釋至40mL，此時測得c(H+)=0.05mol L-1，則溶液中c(ClO-)= mol L-1。
(3)聯氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯氨第一步電離反應的平衡常數值為 (已知：N2H4+H+N2H5+的；)。聯氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式為 。
(4)已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的濃度為2.0mol·L-1，則溶液中的c(OH-)= mol·L-1。HSO的電離常數表達式K= 。將SO2通入該氨水中，當溶液中c(H+)為1.0×10-7mol·L-1時，溶液中的= 。
【答案】(1)1% (2)4.0×10-8 (3) 8.7×10-7 N2H6(HSO4)2 (4)6×10—3 0.62
【解析】(1)由HA的電離常數可知，0.lmol·L-1HA溶液中氫離子濃度為==10—3mol/L，則HA的電離度為×100%=1%；(2)次氯酸(HClO)的電離平衡常數為Ka= =4.0×10-8，向20mL0.1mol L-1的HClO溶液中滴加少量硫酸，再加水稀釋至40mL，則c(HClO)=0.05mol/L，此時測得c(H+)=0.05mol L-1，依據電離平衡常數公式可知，c(ClO-)=4.0×10-8mol/L；(3)聯氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似，則聯氨第一步電離的方程式為N2H4+H2ON2H5++OH-，再根據已知：N2H4+H+N2H5+的及，故聯氨第一步電離平衡常數為；聯氨為二元弱堿，酸堿發生中和反應生成鹽，則聯氨與硫酸形成酸式鹽的化學式為N2H6(HSO4)2；(4)由氨水的電離常數可知，2.0mol·L-1氨水中氫氧根離子濃度為==6×10—3mol/L；HSO3-的電離常數表達式K=；將SO2通入該氨水中，當溶液中c(H+)為1.0×10-7mol·L-1時，溶液中的===0.62。
【思維建模】
(1)已知c(HX)和c(H+)，求電離平衡常數
　　　HX　 H+　+　X-
起始：c(HX)　　 0　　0
平衡：c(HX)-c(H+)　 c(H+) c(H+)
則K=。由于弱酸只有極少一部分電離，c(H+)的數值很小，因此可做近似處理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)。則K=，代入數值求解即可。
(2)已知c(HX)和電離平衡常數，求c(H+)
HX　　　H+　+　X-
起始：　 c(HX)　　 0　　　0
平衡： c(HX)-c(H+)　 c(H+) c(H+)　
則K=。由于K值很小，c(H+)的數值很小，可做近似處理：c(HX)-c(H+)≈c(HX)，則c(H+)=，代入數值求解即可。
【變式訓練】(1)碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達到平衡時，溶液的pH=5.60，c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則H2CO3HC+H+的電離常數K1=　　　　(已知：10-5.60=2.5×10-6)。
(2)已知室溫時，0.1 mol·L-1某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，此酸的電離常數約為　　　　　　。
(3)在25 ℃下，將a mol·L-1的氨水與0.01 mol·L-1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(N)=c(Cl-)，則溶液顯　　　(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數式表示NH3·H2O的電離常數Kb=　　　　。
(4)常溫下，將a mol·L-1的醋酸與b mol·L-1Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應后，溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3COO-)，則該混合溶液中醋酸的電離常數Ka=　　　(用含a和b的代數式表示)。
(5)25 ℃時，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水，溶液呈中性，則所滴加氨水的濃度為　　　　　　mol·L-1。[已知Kb(NH3·H2O)=2×10-5]
【答案】(1)4.2×10-7　(2)1×10-7 (3)中　　(4)　(5)
【解析】(1)由H2CO3H++HC得K1==≈4.2×10-7。
(2)由電離常數表達式算出Ka=≈1×10-7。
(3)氨水與鹽酸等體積混合，電荷守恒關系式為c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，因c(N)=c(Cl-)，故有c(H+)=c(OH-)，溶液顯中性。
　　　　　　　NH3·H2O　　N　+　OH-
濃度/(mol·L-1)　-　　 　　　　10-7
Kb==。
(4)根據電荷守恒2c(Ba2+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，由于c(CH3COO-)=2c(Ba2+)=b mol·L-1，所以c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性。
　　　　　　　CH3COOHCH3COO-+H+
濃度/(mol·L-1)　-b　　　 　b　　　　10-7
Ka==。
(5)根據溶液呈中性可知c(OH-)=c(H+)=1×10-7 mol·L-1，n(N)=n(N)=a mol。設加入的氨水的濃度為c mol·L-1，混合溶液的體積為V L，由Kb===2×10-5，得c=。
考點三 強酸(堿)和弱酸(堿)稀釋圖像
知識點1 等體積、等濃度的鹽酸、醋酸
分析：加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大 分析：加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多
　 知識點2 相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸
分析：加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大 分析：加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多
　知識點3 pH與稀釋倍數的線性關系
分析：(1)HY為強酸，HX為弱酸 (2)a、b兩點的溶液中：c(X-)=c(Y-) (3)水的電離程度：d>c>a=b 分析：(1)MOH為強堿，ROH為弱堿 (2)起始時，c(ROH)>c(MOH) (3)水的電離程度：a>b
【名師總結s】
以一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較為例
(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
　　比較項目 酸　　 c(H＋) pH 中和堿的能力 與活潑金屬反應產生H2的量 開始與金屬反應的速率
鹽酸 大 小 相同 相同 大
醋酸溶液 小 大 小
(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
比較 項目 酸　　 c(H＋) c(酸) 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的量 開始與金屬反應的速率
鹽酸 相同 小 小 少 　相同
醋酸溶液 大 大 多
考向1 酸或堿溶液的起始濃度相同
【例1】 (2024·浙江省部分學校高三選考模擬)在25℃下，稀釋CH3COOH和某酸HA的溶液，溶液pH變化的曲線如圖所示，其中V1表示稀釋前的體積，V2表示稀釋后的體積，下列說法錯誤的是( )
A．，兩種酸溶液pH相同時，c(HA)＜c(CH3COOH)
B．a、b兩點中，水的電離程度a小于b
C．25℃時，等濃度的CH3COONa與NaA溶液中，c(A-)＜c(CH3COO-)
D．曲線上a、b兩點中，的比值一定相等
【答案】A
【解析】A項， m<4，兩種酸都是弱酸，HA的酸性小于CH3COOH，故pH相同時， c(CH3COOH)＜c(HA)，A項錯誤；B項，a點pH小于b點pH，則a溶液中c(H＋)大，對水的電離抑制程度大，因此水的電離程度：a小于b，B項正確；C項，CH3COOH和HA都是弱酸，其中HA的酸性弱于CH3COOH，25℃時，等濃度的CH3COONa和NaA溶液中，c(A-)＜c(CH3COO-)，C項正確；D項， ，又，KW不變，故曲線上a、b兩點 一定相等，D項正確；故選A。
【思維建模】
相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
1．加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大。
2．加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多。
【變式訓練】濃度均為0.10 mol·L-1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積為V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)。
A．MOH的堿性強于ROH的堿性
B．ROH的電離程度：b點大于a點
C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH-)相等
D．當lg=2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大
【答案】D
【解析】由圖像可知，濃度為0.10 mol·L-1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH完全電離，則MOH為強堿，而ROH溶液的pH<13，說明ROH沒有完全電離，ROH為弱堿。MOH的堿性強于ROH的堿性，A項正確；曲線的橫坐標lg越大，表示加水稀釋程度越大，由曲線可以看出b點的稀釋程度大于a點的，弱堿ROH存在電離平衡：ROHR++OH-，溶液越稀，弱電解質的電離程度越大，故ROH的電離程度：b點大于a點，B項正確；若兩溶液無限稀釋，則溶液的pH無限接近7，故兩溶液的c(OH-)相等，C項正確；當 lg=2時，V=100V0，即溶液稀釋100倍，由于MOH完全電離，升高溫度，c(M+)不變，ROH存在電離平衡：ROHR++OH-，升高溫度促進電離平衡向電離方向移動，則c(R+)增大，故減小，D項錯誤。
考向2 酸或堿溶液的起始pH相同
【例2】(2024·河南鄭州高三河南省實驗中學?？计谥?常溫下，pH均為2、體積均為V0的HA、HB、HC溶液，分別加水稀釋至體積為V，溶液隨的變化關系如圖所示，下列敘述錯誤的是( )
A．常溫下：Ka(HB) > Ka(HC)
B．的電離度：a點 < b點
C．當時，升高溫度，減小
D．恰好中和均為2、體積均為V0的三種酸溶液，消耗的NaOH溶液一樣多
【答案】D
【解析】常溫下，pH =2的強酸加水稀釋，c(H＋)減小pH增大，稀釋后的強酸溶液pH =2+，pH =2的弱酸加水稀釋時，弱酸電離平衡發生移動向電離產生離子的方向移動，使H+的物質的量增加，稀釋后弱酸溶液c(H＋)大于稀釋相同倍數后強酸溶液c(H＋)，弱酸溶液2<<2+，越弱的酸稀釋后pH越小，所以結合圖像可知是HA強酸，HB、HC是弱酸，酸性強弱為HA>HB>HC。A項，相同溫度下，弱酸酸性相對越強其電離平衡常數Ka越大，由酸性強弱HB>HC可判斷Ka(HB) > Ka(HC)，A項正確；B項，HC是弱酸，HCH++C-加水稀釋電離平衡正向移動，電離程度增大，越稀電離度越大，稀釋時，a點稀釋倍數小b點稀釋倍數大，b點濃度更稀，可以判斷a點電離度 < b點，B項正確；C項，HA強酸，HC是弱酸，當時，升高溫度HA溶液中c(A-)不變(忽略溶液體積變化)，HCH++C-電離平衡正向移動溶液中c(C-)增大，故減小，C項正確；D項，pH =2，c(H＋)=10-2 mol·L-1，強酸HA由于完全電離c(HA)=10-2 mol·L-1，弱酸HB電離，三段式分析：
，同樣分析弱酸HC，，酸性強弱HB>HC，相同條件下HC電離度更小，所以c(HC)＞c(HB)，溶液濃度c(HC)＞c(HB)＞c(HA)，體積都為V0時，溶液中溶質物質的量，中和反應消耗NaOH溶液不一樣多，D項錯誤；故選D。
【思維建?！?br/>相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸
1．加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大。
2．加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多。
【變式訓練】(2024·陜西省商洛市高三模擬)常溫下，將pH相同、體積均為V0的NaOH溶液和MOH (一元弱堿)溶液分別加水稀釋至隨的變化如圖所示。下列說法正確的是( )
A．曲線Ⅰ表示NaOH溶液
B．未稀釋前，c(Na＋)= c(M＋)＞c(MOH)
C．a，c兩點溶液的離子總濃度相同
D．加水稀釋過程中，逐漸增大
【答案】C
【解析】A項，由圖知，稀釋相同倍數時，曲線Ⅱ的變化量大于曲線曲線Ⅰ，故曲線Ⅰ表示MOH (一元弱堿)，曲線Ⅱ表示NaOH溶液，A錯誤；B項，未稀釋前，pH相同、體積均為V0，故c(Na＋)= c(M＋)，但由于MOH為一元弱堿，部分電離，故c(Na＋)= c(M＋) ＜c(MOH)，B錯誤；C項，a，c兩點溶的pH相同，c(OH―)相同，在NaOH溶液中，由電荷守恒得c(OH―)=c(Na＋)+c(H＋)，在MOH溶液中，由電荷守恒得c(OH―)=c(M＋)+c(H＋)，故離子總濃度相同，C正確；D項，加水稀釋過程中，c(OH―)逐漸減小，逐漸增大，而由于溫度不變，不變，故逐漸減小，D錯誤； 故選C。
1．(2024·湖南卷，13，3分)常溫下Ka(HCOOH)=1.8×10-4，向20mL0.10mol·L-1NaOH溶液中緩慢滴入相同濃度的HCOOH溶液，混合溶液中某兩種離子的濃度隨加入HCOOH溶液體積的變化關系如圖所示，下列說法錯誤的是( )
A． 水的電離程度：M＜N
B． M點：cNa＋＋cH＋＝2cOH－
C． 當V(HCOOH)=10mL時，cOH－＝cH＋＋cHCOO-＋2cHCOOH
D． N點：cNa＋＞cHCOO-＞c(OH―)＞c(H＋)＞cHCOOH
【答案】D
【解析】結合起點和終點，向20mL0.10mol·L-1NaOH溶液中滴入相同濃度的HCOOH溶液，發生濃度改變的微粒是OH-和HCOO-，當V(HCOOH)=0mL，溶液中存在的微粒是OH-，可知隨著甲酸的加入，OH-被消耗，逐漸下降，即經過M點在下降的曲線表示的是OH-濃度的改變，經過M點、N點的在上升的曲線表示的是HCOO-濃度的改變。A項，M點時，V(HCOOH)=10mL，溶液中的溶質為cHCOOH：cHCOO-=1：1，仍剩余有未反應的甲酸，對水的電離是抑制的，N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa，此時僅存在HCOONa的水解，此時水的電離程度最大，故A正確；B項，M點時，V(HCOOH)=10mL，溶液中的溶質為cHCOOH：cHCOO-=1：1，根據電荷守恒有cNa＋＋cH＋＝cOH－＋cHCOO-，M點為交點可知cOH－=cHCOO-，聯合可得cNa＋＋cH＋＝2cOH－，故B正確；C項，當V(HCOOH)=10mL時，溶液中的溶質為cHCOOH：cHCOONa=1：1，根據電荷守恒有cNa＋＋cH＋＝cOH－＋cHCOO-，根據物料守恒cNa＋=2cHCOOH+2cHCOO-，聯合可得cOH－＝cH＋＋cHCOO-＋2cHCOOH，故C正確；D項，N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa，甲酸根發生水解，因此cNa＋＞cHCOOH及c(OH―)＞c(H＋)觀察圖中N點可知，，根據，可知cHCOOH＞cH＋，故D錯誤；故選D。
2．(2024·全國新課標卷，7，3分)常溫下ClCH2COOH和Cl2CHCOOH的兩種溶液中，分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。[比如：]
下列敘述正確的是
A．曲線M表示的變化關系
B．若酸的初始濃度為，則a點對應的溶液中有
C．的電離常數
D．時，
【答案】D
【解析】隨著pH的增大，ClCH2COOH、Cl2CHCOOH濃度減小，ClCH2COO-、Cl2CHCOO-濃度增大，—Cl為吸電子基團，Cl2CHCOOH的酸性強于ClCH2COOH，即)，δ(酸分子)=δ(酸根離子)=0.5時的pH分別約為1.3、2.8，則兩種酸的電離常數分別為，?！緼項，曲線M表示的變化關系，A錯誤；B項，根據，初始，若溶液中溶質只有，則，但a點對應的，說明此時溶液中加入了酸性更強的酸，根據電荷守恒，，B錯誤；C項，CH2ClCOOH的電離常數Ka=10-2.8，C錯誤；D項，電離度，，則=，，時，，，D正確；故選D。
3．(2024·河北卷，11，3分)在水溶液中，CN-可與多種金屬離子形成配離子。X、Y、Z三種金屬離子分別與CN-形成配離子達平衡時，與的關系如圖。
下列說法正確的是( )
A．的X、Y轉化為配離子時，兩溶液中CN-的平衡濃度：X＞Y
B．向Q點X、Z的混合液中加少量可溶性Y鹽，達平衡時
C．由Y和Z分別制備等物質的量的配離子時，消耗CN-的物質的量：Y＜Z
D．若相關離子的濃度關系如P點所示，Y配離子的解離速率小于生成速率
【答案】B
【解析】A項，99%的X、Y轉化為配離子時，溶液中，則，根據圖像可知，縱坐標約為-2時，溶液中，則溶液中CN-的平衡濃度：X＜Y，A錯誤；B項，Q點時，即，加入少量可溶性Y鹽后，會消耗CN-形成Y配離子，使得溶液中c(CN-)減小(沿橫坐標軸向右移動)，與曲線在Q點相交后，隨著繼續增大，X對應曲線位于Z對應曲線上方，即，則，B正確；C項，設金屬離子形成配離子的離子方程式為金屬離子配離子，則平衡常數，，即，故X、Y、Z三種金屬離子形成配離子時結合的CN-越多，對應曲線斜率越大，由題圖知，曲線斜率：Y＞Z，則由Y、Z制備等物質的量的配離子時，消耗CN-的物質的量：Z＜Y，C錯誤；D項，由P點狀態移動到形成Y配離子的反應的平衡狀態時，不變，增大，即c(Y)增大、c(Y配離子)減小，則P點狀態Y配離子的解離速率>生成速率，D錯誤；故選B。
4．(2023 湖北省選擇性考試，14)H2L為某鄰苯二酚類配體，其，。常溫下構建Fe(Ⅲ)- H2L溶液體系，其中，。體系中含Fe物種的組分分布系數δ與pH的關系如圖所示，分布系數，已知，。下列說法正確的是( )
A．當pH=1時，體系中c(H2L)>c([FeL]+) >c(OH-)>c(HL-)
B．pH在9.5~10.5之間，含L的物種主要為L2-
C．L2-+[FeL]+[FeL2]-的平衡常數的lgK約為14
D．當pH=10時，參與配位的c(L2-)≈1.0×10-3 mol·L-1
【答案】C
【解析】從圖給的分布分數圖可以看出，在兩曲線的交點橫坐標值加和取平均值即為某型體含量最大時的pH。A項，從圖中可以看出Fe(Ⅲ)主要與L2-進行絡合，但在pH=1時，富含L的型體主要為H2L，此時電離出的HL-較少，根據H2L的一級電離常數可以簡單計算pH=1時溶液中c(HL-)≈10-9.46，但pH=1時c(OH-)=10-13，因此這四種離子的濃度大小為c(H2L)>c([FeL]+)>c(HL-)>c(OH-)，A錯誤；B項，根據圖示的分布分數圖可以推導出，H2L在pH≈9.9時HL-的含量最大，而H2L和L2-的含量最少，因此當pH在9.5~10.5之間時，含L的物種主要為HL-，B錯誤；C項，該反應的平衡常數K=，當[FeL2]-與[FeL]+分布分數相等時，可以將K簡化為K=，此時體系的pH=4，在pH=4時可以計算溶液中c(L2-)=5.0×10-14.86，則該絡合反應的平衡常數K≈10-14.16，即lg K≈14，C正確；D項，根據圖像，pH=10時溶液中主要的型體為[FeL3]3-和[FeL2(OH)]2-，其分布分數均為0.5，因此可以得到c([FeL3]3-)=c([FeL2(OH)]2-)=1×10-4mol·L-1，此時形成[FeL3]3-消耗了3×10-4mol·L-1的L2-，形成[FeL2(OH)]2-消耗了2×10-4mol·L-1的L2-，共消耗了5×10-4mol·L-1的L2-，即參與配位的c(L2-)≈5×10-4，D錯誤；故選C。
5．(2022 湖北省選擇性考試，12)根據酸堿質子理論，給出質子(H+)的物質是酸，給出質子的能力越強，酸性越強。已知：N2H5++NH3=NH4++N2H4，N2H4+CH3COOH=N2H5++CH3COO-，下列酸性強弱順序正確的是( )
A．N2H5+＞N2H4＞NH4+ B．N2H5+＞CH3COOH＞NH4+
C．NH3＞N2H4＞CH3COO- D．CH3COOH＞N2H5+＞NH4+
【答案】D
【解析】根據復分解反應的規律，強酸能制得弱酸，根據酸堿質子理論，給出質子(H+)的物質是酸，則反應N2H4+CH3COOH=N2H5++CH3COO-中，酸性：CH3COOH＞N2H5+，反應N2H5++NH3=NH4++N2H4中，酸性：N2H5+＞NH4+，故酸性：CH3COOH＞N2H5+＞NH4+，故選D。
6．(2022 全國乙卷)常溫下，一元酸的Ka(HA)=1.0×10-3。在某體系中，與A-離子不能穿過隔膜，未電離的可自由穿過該膜(如圖所示)。
設溶液中c總(HA)=c(HA)+c(A-)，當達到平衡時，下列敘述正確的是( )
A．溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)＋c(A-)
B．溶液Ⅱ中的HA的電離度為
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10-4
【答案】B
【解析】A項，常溫下溶液I的pH=7.0，則溶液I中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L，c(H+)＜c(OH-)＋c(A-)，A錯誤；B項，常溫下溶液II的pH=1.0，溶液中c(H+)=0.1mol/L，Ka==1.0×10-3，c總(HA)=c(HA)+c(A-)，則=1.0×10-3，解得=，B正確；C項，根據題意，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，C錯誤；D項，常溫下溶液I的pH=7.0，溶液I中c(H+)=1×10-7mol/L，Ka==1.0×10-3，c總(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液I中c總(HA)=(104+1)c(HA)，溶液II的pH=1.0，溶液II中c(H+)=0.1mol/L，Ka==1.0×10-3，c總(HA)=c(HA)+c(A-)，=1.0×10-3，溶液II中c總(HA)=1.01c(HA)，未電離的HA可自由穿過隔膜，故溶液I和II中的c(HA)相等，溶液I和II中c總(HA)之比為[(104+1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]=(104+1)∶1.01≈104，D錯誤；故選B。
7．(2022·浙江省1月選考，17)已知25℃時二元酸H2A的Ka1=1.3×10-7，Ka2=7.1×10-15。下列說法正確的是( )
A．在等濃度的Na2A、NaHA溶液中，水的電離程度前者小于后者
B．向0.1mol·L-1的H2A溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)至pH=3，則H2A的電離度為0.013%
C．向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11，則c(A2-)＞c(HA-)
D．取pH=a的H2A溶液10mL，加蒸餾水稀釋至100mL，則該溶液pH=a+1
【答案】B
【解析】A項，在等濃度的Na2A、NaHA溶液中，A2-的水解程度大于HA-，水的電離程度前者大于后者，故A錯誤；B項，向0.1mol·L-1的H2A溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)至pH=3，，則H2A的電離度 0.013%，故B正確；C項，向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11，，則c(A2-)8．(2022 湖北省選擇性考試，15)下圖是亞砷酸As(OH)3和酒石酸混合體系中部分物種的圖(濃度：總為，總T為)。下列說法錯誤的是( )
A．As(OH)3的為-9.1
B．[As(OH)2T]-的酸性比As(OH)3的強
C．時，As(OH)3的濃度比[As(OH)2T]-的高
D．時，溶液中濃度最高的物種為As(OH)3
【答案】D
【解析】由圖分析，左側縱坐標濃度的數量級為10-3mol/L，右坐標濃度的數量級為10-6mol/L，橫坐標為pH，隨著pH的增大，先變大，然后再減小，同時變大，兩者濃度均為右坐標，說明變化的程度很小，當pH=4.6時，=，Ka=10-4.6。pH繼續增大，則減小，同時增大，當pH=9.1時，=，，二者用左坐標表示，濃度比較大，說明變化的幅度比較大，但混合溶液中存在著酒石酸，電離常數遠大于亞砷酸，且總T濃度也大于總As。A項，，，當pH=9.1時，=，，為-9.1，A正確；B項，[As(OH)2T]- [As(OH)T]2-+H+，當pH=4.6時，=，Ka=10-4.6，而由A選項計算得H3AsO3的，即Ka > Ka1，所以[As(OH)2T]-的酸性比As(OH)3的強，B正確；C項，由圖可知As(OH)3的濃度為左坐標，濃度的數量級為10-3mol/L，[As(OH)2T]-的濃度為右坐標，濃度的數量級為10-6mol/L，所以pH=3.0時，As(OH)3的濃度比[As(OH)2T]-的高，C正確；D項，由可知條件，酒石酸，As(OH)3的為-9.1，即酒石酸的第一部電離常數遠大于亞砷酸的第一步電離常數，所以酒石酸的酸性遠強于As(OH)3，另外總As的濃度也小于總T的濃度，所以當pH=7.0時，溶液中濃度最高的物種不是As(OH)3，D錯誤；故選D。
9．(2021 山東卷，15)賴氨酸[H3N+(CH2)4CH(NH2)COO-，用HR表示]是人體必需氨基酸，其鹽酸鹽(H3RCl2)在水溶液中存在如下平衡：H3R2+H2R+HRR-。向一定濃度的H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，溶液中H3R2+、H2R+、HR和R-的分布系數δ(x)隨pH變化如圖所示。已知δ(x)=，下列表述正確的是( )
A．>
B．M點，c(Cl-) +c(OH-)+c(R-)=2c(H2R+)+c(Na+)+c(H+)
C．O點，pH=
D．P點，c(Na+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
【答案】CD
【解析】向H3RCl2溶液中滴加NaOH溶液，依次發生離子反應：H3R2++OH-=H2R++H2O、H2R++OH-=HR+H2O、HR+OH-=R-+H2O，溶液中H3R2+逐漸減小，H2R+和HR先增大后減小，R-逐漸增大。，，，M點c(H3R2+)=c(H2R+)，由此可知K1=102.2，N點c(HR)=c(H2R+)，則K2=10-9.1，P點c(HR)=c(R-)，則K3=10-10.8。A項，，，因此，故A錯誤；B項，M點存在電荷守恒：c(Cl-) +c(OH-)+c(R-)=2c(H3R2+)+c(H2R+)+c(Na+)+c(H+)，此時c(H3R2+)=c(H2R+)，因此c(Cl-) +c(OH-)+c(R-)=3c(H2R+)+c(Na+)+c(H+)，故B錯誤；C項，O點c(H2R+)=c(R-)，因此，即，因此，溶液，故C正確；D項，P點溶質為NaCl、HR、NaR，此時溶液呈堿性，因此c(OH-)>c(H+)，溶質濃度大于水解和電離所產生微粒濃度，因此c(Na+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)，故D正確；故選CD。
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