大单元四　第十二章　第51讲　弱电解质的电离平衡_05-化学-高考总复习_一轮复习_2025年_2025年大一轮复习讲义人教版化学_资料_1-资料_大一轮复习讲义学生专用_一轮复习讲义

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第51 讲　弱电解质的电离平衡
[复习目标]　1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。2.理解电离常数的含义，掌握电离常
数的应用并能进行相关计算。
考点一　弱电解质的电离平衡及影响因素
1．电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子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。
平衡建立过程如图所示：
2．外因对电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越____，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度______。
(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
____________________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________方
向移动。
1．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(　　)
1
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2．弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子(　　)
3．氨气溶于水，当NH3·H2O 电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O 电离处于平衡状态
(　　)
4．一元弱碱BOH 的电离方程式为BOH===B＋＋OH－(　　)
5．Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类相同(　　)
6．电离平衡向右移动，弱电解质分子的浓度一定减小(　　)
7．25 ℃时，0.1 mol·L－1的氨水加水稀释，各离子浓度均减小(　　)
一、外因对电离平衡移动结果的判断
1．以0.1 mol·L－1 CH3COOH 溶液为例，只改变一种条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)
＋H＋(aq)　ΔH＞0 的影响，完成下表：
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
加水稀释
加入少量冰醋酸
通入HCl(g)
加NaOH(s)
加CH3COONa(s)
升高温度
2.在两个密闭的锥形瓶中，0.05 g 形状相同的镁条(过量)分别与2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸
反应，测得容器内压强随时间的变化曲线如图。下列说法正确的是(　　)
A．①代表的是盐酸与镁条反应时容器内压强随时间的变化曲线
B．任意相同时间段内，盐酸与Mg 反应的化学反应速率均大于醋酸与Mg 反应的化学反应
速率
C．反应中醋酸的电离被促进，两种溶液最终产生的氢气总量基本相等
D．1 mol·L－1 NaOH 溶液完全中和上述两种酸溶液，盐酸消耗NaOH 溶液的体积更大
 一强一弱的比较
(1)相同浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析
项目
中和碱的能力
与足量Mg 反应
与足量Mg 反应过程中的速率
2
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酸
产生H2的量
一元强酸
相同
相同
开始时强酸的反应速率大，一
段时间后弱酸的反应速率大
一元弱酸
(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸与金属或碱反应特点分析
项目
酸
中和碱的能力
与足量Mg 反
应产生H2的量
与足量Mg 反应过程中的速率
一元强酸
小
少
开始时二者相同，一段时间后弱
酸的速率保持较大
一元弱酸
大
多
二、多角度证明弱电解质
3．能证明蚁酸(HCOOH)是弱酸的实验事实是(　　)
A．HCOOH 溶液与Zn 反应放出H2
B．0.1 mol·L－1 HCOOH 溶液可使紫色石蕊溶液变红
C．HCOOH 溶液与Na2CO3反应生成CO2
D．常温时0.1 mol·L－1 HCOOH 溶液的pH＝2.3
4．某同学拟用pH 计测定溶液pH 以探究某酸HR 是否为弱电解质。下列说法正确的是(　 
)
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR 溶液pH>2，则HR 是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1和0.1 mol·L－1 HR 溶液的pH 差值等于1，则HR 是弱酸
C．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR 溶液pH＝7，则HR 是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR 溶液pH＝a，将该溶液升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR
是弱酸
判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解。
考点二　电离平衡常数及应用
1．电离平衡常数表达式
3
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(1)一元弱酸或弱碱
一元弱酸HA
一元弱碱BOH
电离方程式
HAH＋＋A－
BOHB＋＋OH－
电离常数表达式
Ka＝
Kb＝
(2)多元弱酸(以H2CO3为例)
第一步电离
第二步电离
电离方程式
H2CO3H＋＋HCO
HCOH＋＋CO
电离常数表达式
Ka1＝
Ka2＝
电离常数关系
Ka1____Ka2(填“>”或“<”)
2.电离常数的影响因素
(1)内因：相同温度下，电解质越弱，其电离常数______，反之，电离常数______。
(2)外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K______。
3．电离常数的意义
(1)反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。
(2)多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3……，当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中
的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑____________。
1．同一弱电解质，浓度不同其电离常数一定不同(　　)
2．弱电解质的电离平衡右移，电离常数一定增大(　　)
3．某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(　　)
4．常温下，依据Ka1(H2CO3)>Ka2(H3PO4)，可知碳酸的酸性比磷酸强(　　)
一、弱电解质相对强弱的比较
1．(2022·湖北，12)根据酸碱质子理论，给出质子(H＋)的物质是酸，给出质子的能力越强，
酸性越强。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸
性强弱顺序正确的是(　　)
A．N2H>N2H4>NH
B．N2H>CH3COOH>NH
C．NH3>N2H4>CH3COO－
D．CH3COOH>N2H>NH
2．下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是(　　)
A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
4
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B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C．0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH 分别为4.5 和2.1
D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
3．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离平衡常
数(25 ℃)
Ka＝1.77×10－4
Ka1＝1.1×10－7
Ka2＝1.3×10－13
Ka1＝4.5×10－7
Ka2＝4.7×10－11
Ka＝
4.0×10－8
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____________________________
______________________________________________________________________________。
(2)相同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO、CO、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为
______________________________________________________________________________。
(3)运用上述电离常数及物质的特性判断下列化学方程式不正确的是________(填序号)。
①次氯酸与NaHCO3溶液的反应：HClO＋HCO===ClO－＋H2O＋CO2↑
②少量CO2通入NaClO 溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO＋2HClO
③少量CO2通入NaClO 溶液中：CO2＋H2O＋ClO－===HCO＋HClO
④硫化氢通入NaClO 溶液中：H2S＋ClO－===HS－＋HClO
⑤碳酸钠滴入足量甲酸溶液中：2HCOOH＋CO===2HCOO－＋CO2↑＋H2O
二、微粒浓度比值判断
4．常温下，将0.1 mol·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”)。
(1)________；
(2)________；
(3)________；
(4)________；
(5)________。
判断溶液中微粒浓度比值的三种方法
(1)将浓度之比转化为物质的量之比进行比较，这样分析起来可以忽略溶液体积的变化，只
需分析微粒数目的变化即可。
(2)“假设法”，如上述问题(3)，假设无限稀释，c(CH3COO－)趋近于0，c(H＋)趋于10－7mol·L
－1，故比值变小。
(3)“凑常数”，解题时将某些粒子的浓度比值乘以或除以某种粒子的浓度，转化为一个常
数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
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1．(2020·北京，11)室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是(　　)
A．该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B．加入少量CH3COONa 固体后，溶液的pH 降低
C．滴加NaOH 溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D．与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
2．(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA 的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－
不能穿过隔膜，未电离的HA 可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中c 总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是(　　)
A．溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
B．溶液Ⅱ中的HA 的电离度[]为
C．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c 总(HA)之比为10－4
3．[2020·天津，16(5)节选]已知25 ℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH＝12 时，
c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶______∶____________________。
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