文档文本内容
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第01 讲 电离平衡
目录
01
考情解码·命题预警
02 体系构建·思维可视...........................................................................................................................
03 核心突破·靶向攻坚...........................................................................................................................
考点一 弱电解质的电离平衡..............................................................................................................
知识点1 强电解质和弱电解质......................................................................................................
知识点2 弱电解质的电离平衡及影响因素..................................................................................
考向1 考查强弱电解质的判断与分析..........................................................................................
思维建模 判断强弱电解质的三个思维角度
考向2 考查弱电解质电离平衡的影响因素..................................................................................
思维建模 电离平衡移动过程中离子浓度变化的判断
考向3 考查电解质的电离与溶液的导电性..................................................................................
思维建模 电解质溶液导电能力的判断方法
考点二 电离平衡常数..........................................................................................................................
知识点1 电离平衡常数及应用......................................................................................................
知识点2 电离度..............................................................................................................................
考向1 考查电离常数与电解质的相对强弱...................................................................................
思维建模 电离常数与电解质的相对强弱
考向2 考查电离平衡常数的计算及应用......................................................................................
思维建模 判断溶液中微粒浓度比值的三种方法
04 真题溯源·考向感知............................................................................................................................
1
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考点要求
考察形式
2025 年
2024 年
2023 年
强弱电解质
选择题
非选择题
福建卷T1，3 分
弱电解质的电离
平衡及影响因素
选择题
非选择题
北京卷T18(3)
北京卷T12(B)
天津卷T11,3 分
电离平衡常数的
计算及其应用
选择题
非选择题
四川卷T15，3 分
安徽卷T14，3 分
天津卷T12,3 分
天津卷T10,3 分
福建卷T9，4 分
考情分析：
1．从命题题型和内容上看，高考化学中涉及反应原理的考查约占25%，内容包括电离平衡及常数、水
解平衡及常数等内容。通常情况下，电离平衡相关考点会在选择题中呈现，在非选择题中常结合其他知
识进行考查，且分值可能会更高。
2．从命题思路上看，水溶液中的离子平衡是高考选择题必考内容，主要涉及对电离平衡相关知识的考
查。
命题思路上常以图像等创设新情境，考查考生的观察、理解能力。题目具有一定的综合性，可能会与盐
类水解相结合增加试题难度。还会偏重考查粒子的浓度大小比较，以及溶液中的电荷守恒、物料守恒、
质子守恒等关系。
预计2026 年四川高考仍会以电解质溶液图像、化工流程等新情境为载体，考查强、弱电解质判断、电
离方程式书写和正误判断、电离常数的计算及应用、微粒浓度大小比较等知识，题型大概率还是以选择
题为主，难度保持适中。
复习目标：
1.从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。
2.认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的含义。
3.了解水溶液中的离子反应与平衡在物质检测、化学反应规律研究、物质转化中的应用
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考点一 弱电解质的电离平衡
知识点1 强电解质和弱电解质
1．强弱电解质的概念及类别
（1）概念：
①强电解质：在水溶液中能全部电离的电解质。包括强酸、强碱和大部分盐。
②弱电解质：在水溶液中只能部分电离的电解质。包括弱酸、弱碱、水和少部分盐。
（2）与化合物类别关系：强电解质主要是大部分的离子化合物及某些共价化合物（如HCl、H2SO4等）；
弱电解质主要是某些共价化合物。
分类
举例
强电解质
①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI 等
②强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等
③大多数盐：钠盐、钾盐、硝酸盐等
弱电解质
①弱酸：CH3COOH、H2CO3、HF、HCN、HClO、H2S 等；H3PO4、H2SO3
是中强酸，也属于弱电解质
②弱碱：NH3·H2O，多数不溶性的碱[如Fe(OH)3、Cu(OH)2等]、两性氢氧化
物[如Al(OH)3等]
③水：是极弱的电解质
2．强弱电解质的比较及判断
（1）强弱电解质比较
强电解质
弱电解质
电解质在溶液中
的存在形式
只有阴、阳离子
既有阴、阳离子，又有电解质分子
化合物类型
离子化合物、部分共价化合物
共价化合物
实例
①多数盐(包括难溶性盐)；
②强酸，如HCl、H2SO4等；
①弱酸，如CH3COOH、HClO 等；
②弱碱，如NH3·H2O 等；
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③强碱，如KOH、Ba(OH)2等
③水
（2）强弱电解质的判断方法
①从结构判断：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。
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。
②从在水中的电离程度判断。全部电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质。
得分速记
①电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。电解质溶液的导电能力与离子浓度和离子所带电荷数有
关。②强电解质溶液的导电能力不一定强。
③电解质的强弱与其溶解度无关。某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电
解质。有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb 等。
3．判断强、弱电解质的实验设计（以酸HA 为例）
实验方法
结论
①测0.01 mol·L－1 HA 溶液的pH
pH＝2，HA 为强酸
pH>2，HA 为弱酸
②测NaA 溶液的pH
pH＝7，HA 为强酸
pH>7，HA 为弱酸
③相同条件下，测相同浓度的HA 和HCl 溶
液的导电能力
若HA 溶液的导电能力比HCl 溶液的弱，则
HA 为弱酸
④测相同pH 的HA 溶液与盐酸稀释相同倍数
前后的pH 变化
若HA 溶液的pH 变化较小，则HA 为弱酸
⑤测等体积、等pH 的HA 溶液、盐酸分别与
足量锌反应产生H2的快慢及H2的量
若HA 溶液反应过程中产生H2较快且最终产
生H2的量较多，则HA 为弱酸
⑥测等体积、等pH 的HA 溶液和盐酸中和等
浓度碱所需碱的量
若HA 溶液耗碱量大，则HA 为弱酸
得分速记
①相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
酸
c(H＋)
pH
中和碱的能力
与活泼金属反应
产生H2的量
开始与金属反应的
速率
盐酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小
②相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
酸
c(H＋)
c(酸)
中和碱
的能力
与足量活泼金属
反应产生H2的量
开始与金属
反应的速率
盐酸
相同
小
小
少
相同
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醋酸溶液
大
大
多
知识点2 弱电解质的电离平衡及影响因素
1．电离平衡
（1）概念：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）建立过程：
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）特点：
①弱：存在于弱电解质的溶液里；
②等：分子电离成离子的速率等于离子结合成该分子的速率；
③定：达到平衡时，溶液里离子浓度和分子浓度都保持不变（不随时间变化，但不一定相等）；
④动：电离平衡属于动态平衡，即平衡时，分子电离速率等于离子结合成该分子的速率，都不等于 0；
⑤变：外界条件（如温度、浓度等）发生变化时，电离平衡发生移动，在新的条件下，重新建立新的平衡
（运用勒夏特列原理判断）。电离平衡移动只会“减弱”这种改变，但不能“抵消”这种改变；
⑥吸：电离过程一般是吸热的。
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：NH3·H2O
NH
＋
OH
－ ；
CH3COOH 的电离方程式：CH3COOH
CH3COO
－ ＋
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
H2CO3
H＋＋HCO，HCO
H＋＋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)3
Fe
3 ＋ ＋
3OH
－ 。
3．电离平衡的影响因素
（1）内因(主要因素)：影响电离平衡的内因是弱电解质本身的结构与性质，其他条件相同时，电解质越弱
越难发生电离。
（2）外因(次要因素)：以0.1 mol/L CH3COOH 溶液中CH3COOH 的电离为例，分析外界条件对电离平衡
CH3COOH⥫⥬CH3COO－＋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
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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
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大
得分速记
①弱电解质的稀溶液加水稀释时，弱电解质电离产生离子的浓度减小，并非溶液中所有离子的浓度都减小。
例如，0.1 mol/L CH3COOH 溶液加水稀释，c(CH3COO－)、c(H＋)减小，但因Kw不变，溶液中c(OH－)增大。
②改变条件，电离平衡向右移动，电解质分子的浓度不一定减小，弱电解质的电离程度不一定增大。例如，
向CH3COOH 溶液中加入冰醋酸，平衡向右移动，CH3COOH 分子的浓度增大，CH3COOH 的电离程度减小。
③改变条件，电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH 溶液中加水稀释或加少量NaOH 固
体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。
④电离过程吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度一定增大。
考向1 考查强弱电解质的判断与分析
例1 （2025·四川遂宁·模拟）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-1NaR 溶液的pH=7，则HR 是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1HR 溶液的pH>2 且pH<7，则HR 是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR 溶液的pH=a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH=b，b-
a<1，则HR 是弱酸
D．25 ℃时，测得NaR 溶液的pH=a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH=b，a>b，则HR 是弱酸
【答案】B
【解析】25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1NaR 溶液的pH=7，可知NaR 为强酸强碱盐，则HR 为强酸，A 项错
误；25 ℃时，若测得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
全电离，HR 为弱酸，B 项正确；假设HR 为强酸，取pH=6 的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0
mL，测得此时溶液pH<7，C 项错误；假设HR 为强酸，则NaR 为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50
℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH 减小，D 项错误。
思维建模 判断弱电解质的三个思维角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1 mol·L－1 的CH3COOH 溶液的pH>1。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1 的CH3COOH 加水稀释10 倍后，
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1＜pH＜2。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH 为弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向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：pH>7。
【变式训练1·变题型】（2025·四川乐山·阶段考）下列有关电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的分
类正确的是
选项
A
B
C
D
电解质
Cu
CO2
NaCl
NaOH
非电解质
SO2
乙醇
葡萄糖
NH3
强电解质
HCl
Ba(OH)2
HClO4
BaSO4
弱电解质
CH3COOH
H2O
Cu(OH)2
氨水
A．A
B．B
C．C
D．D
【答案】C
【解析】A．Cu 是单质，既不是电解质也不是非电解质，故A 错误；B．CO2是非电解质，分类错误，故
B 错误；C．NaCl 是电解质，葡萄糖是非电解质，HClO4是强电解质，Cu(OH)2是弱电解质，分类均正确，
故C 正确；D．“氨水”是混合物，不符合弱电解质的定义，故D 错误；答案选C。
【变式训练2·变考法】（2025·四川资阳·联考）下列事实能说明HX 是弱电解质的是
①HX 能与水以任意比互溶；②HX 溶液的导电能力比盐酸弱；③HX 溶液中存在HX 和X－；④常温下，
0.1 mol HX 溶液中c(H＋)＜0.1 mol/L；⑤HX 溶液能与CaCO3反应生成CO2；⑥相同条件下，HX 溶液与
锌粉反应比盐酸与锌粉反应缓慢
A．①②③④
B．②④⑤⑥
C．只有③④⑥
D．②③④⑥
【答案】C
【解析】水溶性是物理性质，与HX 是否为弱电解质无关，①错误；未指明温度、HX 溶液和盐酸的浓度
是否相同，不能根据导电能力判断HX 是否为弱电解质，②错误；HX 溶液中存在HX 分子，说明HX 未完
全电离，则HX 是弱电解质，③正确；常温下，0.1 mol HX 溶液中c(H＋)＜0.1 mol/L，则HX 未完全电离，
是弱电解质，④正确；HX 溶液能与CaCO3反应生成CO2，说明HX 的酸性强于H2CO3，但不能判断HX 是
否为弱电解质，⑤错误；相同条件下，HX 溶液与锌粉反应比盐酸与锌粉反应缓慢，说明HX 溶液中c(H＋)
小，HX 未完全电离，则HX 为弱电解质，⑥正确。
【变式训练3·变载体】室温下，下列事实不能说明NH3·H2O 为弱电解质的是
A．pH＝2 的HCl 溶液与pH＝12 的NH3·H2O 溶液等体积混合c(H＋)＜c(OH－)
B．0.1 mol·L－1 NH4Cl 溶液的pH 小于7
C．相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1 NaOH 溶液和氨水，氨水的导电能力弱
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D．0.1 mol·L－1 NH3·H2O 能使无色酚酞溶液变红色
【答案】D
【解析】pH＝2 的HCl 溶液与pH＝12 的NH3·H2O 溶液等体积混合，NH3·H2O 过量，溶液显碱性，所以
c(H＋)＜c(OH－)，说明NH3·H2O 为弱电解质，故A 不选；0.1 mol·L－1NH4Cl 的pH 小于7 显酸性，说明
NH4Cl 是强酸弱碱盐，则证明NH3·H2O 是弱电解质，故B 不选；相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1NaOH
溶液和氨水，氨水的导电能力弱，说明NH3·H2O 部分电离，为弱电解质，故C 不选；0.1 mol·L－1NH3·H2O
能使无色酚酞溶液变红色，说明NH3·H2O 显碱性，但不能证明NH3·H2O 是弱电解质。
考向2 考查弱电解质的电离平衡及影响因素
例2 （2025·四川巴中·联考）25 ℃时，醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH
CH3COO-+ H+。下列说
法正确的是
A．向体系中加入少量CH3COONa 固体，平衡向左移动，c(CH3COO-)减小
B．向体系中加水稀释，平衡向右移动，溶液中所有离子的浓度都减小
C．加入少量NaOH 固体(忽略溶解热效应)，平衡向右移动，水的电离程度也随之增大
D．升高体系温度(忽略醋酸挥发)，溶液中H+数目增多，平衡一定向左移动
【答案】C
【解析】向体系中加入少量CH3COONa 固体，c(CH3COO-)增大，平衡向左移动， A 项错误；向体系中加
水稀释，平衡向右移动，溶液中c(CH3COO-)、c(H+)减小，温度不变，Kw 不变，根据Kw=c(H+)·c(OH-)可
知，c(H+)减小，则c(OH-)增大， B 项错误；加入少量NaOH 固体(忽略溶解热效应)，c(OH-)增大，c(H+)减
小，平衡向右移动，溶液酸性减弱，水的电离程度也随之增大， C 项正确；升高体系温度(忽略醋酸挥
发)，CH3COOH 的电离程度增大，平衡向右移动，溶液中H+数目增多， D 项错误。
思维建模 弱电解质的电离平衡及其影响因素
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【变式训练1·变思维】（2025·四川资阳实验中学·月考）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
【答案】C
【解析】2 mL 2 mol·L－1的盐酸和醋酸，盐酸中c(H＋)大，与镁条反应的速率快，相同时间内产生的氢气多，
容器内压强大，反应先结束，故②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，故A 错误；
从图像可以看出，100 s 后，醋酸与镁的反应速率更大，此时盐酸与镁已接近反应结束，c(H＋)较小，反应
速率较小，故B 错误；由于盐酸和醋酸的浓度和体积均相同，则二者物质的量相同，故反应结束时，产生
的氢气总量基本相等，用1 mol·L－1 NaOH 溶液完全中和上述两种酸溶液时，盐酸与醋酸消耗NaOH 溶液
的体积相等，故C 正确、D 错误。
【变式训练2·变考法】（2025·四川攀枝花第三高级中学·二模）常温下，向20mL 0.1mol/L H2S 溶液中缓慢
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加入少量易溶于水的MSO4粉末(已知MSO4难溶，忽略溶液体积变化)，溶液中c(H+)与c(M2+)变化关系如图
所示。已知：Ka1(H2S)=1.0×10-9，Ka2(H2S)=1.0×10-13。下列说法错误的是
A. a 点溶液的pH 约为5
B. 从a 点到c 点，c(HS⁻)逐渐减小
C. b 点溶液中，c(S2-)：c(H2S)=1：1020
D. c 点溶液中，c(S2-)+c(HS⁻)+c(H2S)=0.1mol/L
【答案】D
【解析】随着MSO4粉末的加入, MSO4与H2S 发生反应MSO4+H2S＝MS↓+H2SO4，据此进行分析。A．a 点
溶液为0.1mol/L H2S 溶液，H2S 以第一步电离为主，结合题目Ka1(H2S)=1.0×10-9进行计算，设0.1mol/L 的
H2S 溶液中氢离子浓度为x ，所以c(HS-)≈c(H+)=x, c(H2S)=1-x,
，解得x≈1.0×10-5
mol/L，所以pH 约为5，A 正确；B．随着MSO4粉末的加入发生反应MSO4+H2S＝MS↓+H2SO4，随着反应
进行，氢离子浓度逐渐增大，会抑制H2S 的电离，c(HS⁻)逐渐减小，B 正确；C．b 点溶液中，氢离子浓度
为0.1mol/L，进行计算
，C
正确；D．由物料守恒可知，c 点除了溶液中含硫元素外，沉淀MS 中也含硫元素，c(S2-)+c(HS⁻)
+c(H2S)<0.1mol/L，D 错误； 故选D。
【变式训练3·变载体】（2025 学年·四川宜宾叙州区·一模）下列说法正确的是
A．常温下，pH 为1 的0.1 mol/L HA 溶液与0.1 mol/L NaOH 溶液恰好完全反应时，溶液中一定存在：
c(Na+)=c(A－)>c(OH－)=c(H+)
B．相同浓度的CH3COONa 和NaClO 溶液混合后，溶液中各离子浓度的大小关系为：
c(Na+)>c(ClO-)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
C．PH＝1 NaHSO4溶液中c (H+)＝2 c (SO4
2-)+ c (OH-)
D．常温下，pH=7 的CH3COONa 和CH3COOH 混合溶液中：c(Na+)= c (CH3COOH)> c (CH3COO－)> c (H+) =
c (OH－)
【答案】A
【解析】A. 常温下，pH 为1 的0.1 mol/L HA 溶液中，c(H+)=0.1 mol/L，则HA 为强酸溶液，与0.1 mol/L
NaOH 溶液恰好完全反应时，溶液中溶质为强电解质NaA，c(Na+)=c(A－)，溶液呈中性，c(OH－)和 c(H+)来
自于水且c(OH－)=c(H+) ，故A 正确；B. 相同浓度时酸性：CH3COOH>HClO，即CH3COOH 电离程度大
于HClO，即c(CH3COO-)> c(ClO-)；相同浓度的CH3COONa 和NaClO 溶液混合后，水解程度：
CH3COONa<NaClO，溶液中c(CH3COO-)> c(ClO-)，故B 错误；C. pH＝1 NaHSO4溶液中含有Na+、SO4
2-、
H+、OH-，电荷守恒式c(Na+)+c (H+)＝2c (SO4
2-)+c (OH-)，故C 错误；D. pH=7，溶液呈中性，c (H+) = c
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(OH－)，CH3COONa 和CH3COOH 混合溶液，c (CH3COO－) = c(Na+)，溶液中各离子浓度的大小关系为：c
(CH3COO－)= c(Na+)> c (CH3COOH) >c (H+) = c (OH－)，故D 错误。答案选A。
考向3 考查电解质的电离及溶液的导电性
例3 一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的
是
A．a、b、c 三点溶液的pH：b＞a＞c
B．a、b、c 三点CH3COOH 的电离程度：c＜a＜b
C.用湿润的pH 试纸测量a 处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c 三点溶液用1 mol/L NaOH 溶液中和，消耗NaOH 溶液体积：c＜a＜b
【答案】C
【解析】相同温度时，溶液中离子浓度越大，导电能力越强，由导电能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a
＞b，A 错误；加水稀释，促进CH3COOH 的电离，故电离程度：c＞b＞a，B 错误；用湿润的pH 试纸测量
a 处溶液的pH，相当于稀释a 点溶液，由图可知，a→b 的过程中c(H＋)增大，故测得的pH 偏小，C 正确；
a、b、c 三点溶液中n(CH3COOH)相同，用NaOH 溶液中和时消耗n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b
＝c，D 错误。
思维建模 电解质溶液导电能力的判断方法
（1）电解质溶液的导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、
离子所带电荷数越多，导电能力越强。
（2）电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度的大小有关，与电解质的强弱无关。强电解质溶液的导电
能力不一定强(如CaCO3溶液)，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
【变式训练1·变载体】（2025 高三上·北京·阶段练习）室温下，
时刻向两个盛有
蒸馏水的烧杯中
分别加入①lgCaCO3、②
蔗糖，搅拌，最终分别得到悬浊液和澄清溶液，溶解过程中分散系的导电能力
变化如图。
下列分析不正确的是
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A．该实验可证明蔗糖不是电解质
B．该实验可证明碳酸钙是强电解质
C．当①中导电能力不变时，CaCO3(s)
Ca2+(aq)+CO(aq)达到平衡
D．
时刻，①中再加入lgCaCO3，导电能力不变
【答案】B
【解析】A．由图可知，蔗糖溶解过程中分散系的导电能力基本不变，说明蔗糖为非电解质，故A 正确；
B．由图可知，随着CaCO3固体的溶解，溶液中阴阳离子的浓度不断增大，溶液的导电性不断增强，达到
饱和溶液时导电性不变，说明CaCO3是电解质，但无法证明CaCO3是否完全电离，即不能判断CaCO3是强
电解质，故B 错误；C．CaCO3是难溶性电解质，存在溶解平衡为CaCO3(s)
Ca2+(aq)+CO(aq)，当①中
导电能力不变时，溶液中阴阳离子浓度不变，即达到平衡状态，故C 正确；D．t2时刻CaCO3溶解达到饱
和状态，再加入1gCaCO3时，CaCO3不溶解，溶液中阴阳离子浓度不变，则溶液的导电能力不变，故D 正
确；选B。
【变式训练2·变载体】（2025 四川宜宾中学·月考）常温下，将一定浓度的
溶液和氨水加水稀释，
溶液的导电能力随溶液体积的变化曲线如图所示。下列说法正确的是
A．两溶液稀释前的浓度相同
B．B．曲线I 是氢氧化钠溶液，曲线Ⅱ是氨水
C．a、b、c 三点溶液的
由大到小的顺序为
D．氨水稀释过程中，
不断增大
【答案】D
【解析】A．稀释之前，两种溶液导电能力相等，说明离子浓度相等，由于一水合氨为弱电解质，不能完
全电离，则氨水浓度大于NaOH 浓度，故A 错误；B．加水稀释促进一水合氨的电离，所以氨水中离子浓
度大于NaOH，则稀释后导电能力强的为氨水，所以曲线Ⅱ表示的是NaOH 溶液的导电性与溶液体积的变
化关系，故B 错误；C．导电能力越强，说明离子浓度越大，碱性越强，
越大，则a、b、c 三点溶
液的
大小顺序为c>a>b，故C 错误；D．氨水稀释过程中，
不变，而
减
小，所以
不断增大，故D 正确；答案选D。
【变式训练3·变思维】（2025 四川·联考）实验目的：测定HCl 和CH3COOH 混合溶液中的
。
13
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实验过程：取
混合溶液，滴入2 滴酚酞溶液，用
标准溶液进行滴定，测得溶液导电能
力的变化曲线如图。
数据处理：
。
下列说法不正确的是
A．
过程中，CH3COOH 的电离程度逐渐变大
B．
过程中发生反应：
C．c 点存在：
D．当加入
溶液时，混合溶液恰好由无色变为粉红色
【答案】D
【解析】NaOH 溶液和HCl、CH3COOH 混酸反应时，先与强酸反应，然后再与弱酸反应；ab 段NaOH 溶
液和HCl 反应生成NaCl 和水，CH3COOH 未发生反应，b 点溶液的溶质为NaCl 和CH3COOH；bc 段NaOH
溶液与CH3COOH 反应，c 点溶液溶质成分为NaCl、CH3COONa；c 点后NaOH 过量，溶质成分为NaCl、
CH3COONa 和NaOH，据此解答；A．a→b 过程中，NaOH 与HCl 反应，溶液中HCl 减少，c(H+)减小，根
据CH3COOH 的电离方程式： CH3COOH
CH3COO-+H+，c(H+)减小，对醋酸的电离的抑制减弱，
CH3COOH 的电离程度逐渐增大，A 正确；B．根据分析，b→c 过程中NaOH 溶液与CH3COOH 反应，离子
方程式为
，B 正确；C．根据分析，c 点溶液的溶质为NaCl 和
CH3COONa，电荷守恒：
，物料守恒：
，两式相减可得
，C 正确；D．
当加入y1mLNaOH 溶液时，HCl 完全反应，CH3COOH 未反应，溶液呈酸性，应呈无色，D 错误； 故选
D。
考点二 电离平衡常数
知识点1 电离平衡常数及应用
1．电离平衡常数
（1）概念：对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中
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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。
（2）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电离平衡常数能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。
③多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3……故其酸性取决于第一步电离。
（3）表示方法：
①一元弱酸：一元弱酸HA 的电离常数：根据HA
H＋＋A－，可表示为Ka＝。
②一元弱碱BOH 的电离常数：根据BOH
B＋＋OH－，可表示为Kb＝。
③多元弱酸：多元弱酸的电离分步进行，各步电离常数依次用Ka1、Ka2等表示。例如，二元弱酸H2X 的电
离：
第一步电离：H2X
HX－＋H＋ Ka1＝。
第二步电离：HX－
X2－＋H＋ Ka2＝。
（4）意义：
①反映弱电解质的相对强弱。相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越易电离，其酸性或碱性相对越
强。
例如，在25 ℃时，Ka(HNO2)＝4.6×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2 的酸性比CH3COOH 的
强。
②多元弱酸的各步电离常数的大小关系是Ka1> K a2> K a3>……当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)时，通
常只考虑第一步电离。
2．电离平衡常数的应用
（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱。电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强，对应酸根离子（或阳离子）
结合H＋（或OH-）的能力越弱。如：已知Ka(HF)＞Ka(HClO)，则同条件时的酸性：HF＞HClO
（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)的强弱。电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越
弱。如：已知K(HF)＞K(CH3COOH)，则同浓度时，溶液的碱性：NaF＜CH3COONa。
（3）判断复分解反应能否发生。一般符合“强酸制弱酸”规律。如：已知Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)；则反应
HClO＋CO3
2－＝HCO3－＋ClO－可以发生。
（4）判断微粒浓度比值的变化。弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓
度会发生相应的变化，但电离常数不变。考题中经常利用电离常数来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，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
3．电离平衡常数的计算(以弱酸HX 为例)
（1）已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。
HX
H＋ ＋ X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
则：K＝＝
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)。
则K＝，代入数值求解即可。
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（2）已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
HX
H＋ ＋ X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
则K＝＝
由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。
知识点3 电离度
1．概念及表示方法
（1）含义：在一定条件下，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分子总数的
百分比称为电离度，用α 表示。
（2）表示方法：α＝×100%，或α＝×100%。
2．影响因素
（1）浓度：相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。
（2）温度：相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
得分速记
①电离度（α）是已电离的弱电解质分子数与初始分子数的比值，受浓度、温度等影响；电离平衡常数
（K）是平衡时离子浓度幂之积与未电离分子浓度的比值，只与温度有关，与浓度无关。
②电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电
离方向移动，但醋酸的电离程度减小。
③弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。
④由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈碱性。
⑤电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。电离程度不一定增大。如稀醋
酸中加入冰醋酸。
考向1 考查电离常数与电解质的相对强弱
例1 （2025·四川射洪中学·月考）常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示：
化学式
HF
H2S
HClO
电离平衡常数
、
已知：
。
下列说法正确的是
A．酸性强弱顺序是
B．物质的量浓度均为
的NaF 溶液和NaClO 溶液，pH 大小：
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C．常温下，物质的量浓度为
的HClO 溶液的pH 约为4.7
D．
溶液和NaClO 溶液反应的离子方程式为
【答案】C
【解析】A．酸性强弱由K 值决定，K 越大，酸性越强。因此实际顺序为：HF>H2S>HClO，A 错误；B．
酸性越弱（K 越小），其盐的水解能力越强，溶液碱性越强（pH 越大）。HF 的K 大于HClO 的，因此
ClO−的水解能力比F−强，NaClO 溶液的pH 更大，B 错误；C．弱酸pH 的计算公式：
pH=1/2(pKa−lgc)=1/2[7.4-(-2)]=4.7，C 正确；D．ClO−的强氧化性会进一步氧化HS−或H2S，题目给出的方
程式未体现氧化还原过程，D 错误；故选C。
思维建模 电离常数与电解质的相对强弱
（1）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。例如，
Ka(CH3COOH)>Ka(HClO)，则酸性：CH3COOH ＞HClO。
（2）比较酸根结合质子(H＋)的能力：相同条件下，酸的酸性越弱，对应酸根结合质子(H＋)的能力越强；
同样，碱的碱性越弱，对应弱碱阳离子结合OH－的能力越强。例如，电离平衡常数：HNO2＞CH3COOH＞
HCN，则酸根结合质子(H＋)的能力：CN－＞CH3COO－＞NO。
【变式训练1·变载体】已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸化学式
HX
HY
H2CO3
电离平衡常数
7.8×10－9
3.7×10－15
K1＝4.4×10－7 、K2＝4.7×10－11
下列推断正确的是
A．HX、HY 两种弱酸的酸性：HX＞HY
B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3
C．向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式：HY＋CO===HCO＋Y－
D．HX 和HY 酸性相同，都比H2CO3弱
【答案】A
【解析】根据电离平衡常数可知酸性：H2CO3＞HX＞HCO＞HY，故A 正确，C、D 错误；酸越弱，其对应
的盐的水解能力越强，故相同条件下溶液的碱性：NaY＞Na2CO3＞NaX＞NaHCO3，故B 错误。
【变式训练3·变思维】（2025·天津九十五中月考）已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸化学式
HX
HY
H2CO3
电离平衡常数
7.8×10－5
3.7×10－9
Ka1＝4.4×10－7 Ka2＝4.7×10－11
下列推断正确的是
A．pH 相同的HX、HY 两种弱酸，其物质的量浓度：HX＞HY
B．相同条件下溶液的碱性：NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3
C．向Na2CO3溶液中加入足量HY，反应的离子方程式：HY＋CO＝HCO＋Y－
D．H2CO3的电离常数表达式：Ka1＝
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【答案】C
【解析】A 项，由HX、HY 两种弱酸的电离常数可知HX 的电离能力大于HY，则同pH 时其物质的量浓
度：HX＜HY，错误；B 项，由表中电离常数可知，电离能力HX＞H2CO3＞HY＞HCO3－，同条件下溶液
的碱性为NaX＜NaHCO3＜NaY＜Na2CO3，错误；C 项，因电离能力HY＞HCO3－，反应HY＋CO＝HCO
＋Y－能发生，正确；D 项，H2CO3的电离常数表达式：Ka1＝，错误。
【变式训练3·变题型】（2025 高三下·北京海淀·阶段练习）常温下，几种弱电解质的电离平衡常数如表所
示。向
的盐酸中逐滴滴加
的氨水，溶液
变化曲线如图所示。下列说法正确
的是
弱电解质
电离平衡常数(K)
A．曲线上
、、、
四个点，水的电离程度依次增大
B．
点时，
C．
溶液中，
D．向足量的
溶液中滴加几滴饱和醋酸钠溶液，反应的离子方程式为：
【答案】B
【解析】A．由题可知，c 点是完全中和点，故c 点水的电离程度最大，故A 错误；B．已知d 点溶液为
NH4Cl 和NH3•H2O 的混合溶液，且NH4Cl：NH3•H2O=2:1，NH4Cl 的质子守恒为：①c(OH-)
+c(NH3•H2O)=c(H+)，NH3•H2O 的质子守恒为：②c(OH-)=c(H+)+c(NH)，故NH4Cl：NH3•H2O=2:1 的混合溶
液的质子守恒为：①×2+②，即为：3c(OH-)+2c(NH3·H2O) =c(NH)+3c(H+)，变式即为：
3c(OH-)-3c(H+)=c(NH)-2c(NH3·H2O)，故B 正确；C．因为CH3COOH 和NH3•H2O 的电离常数相同，故
CH3COO-和NH 的水解能力相同，故CH3COONH4溶液呈中性，故常温下c(OH-)=c(H+)=1×10-7mol/L，故C
错误D．
，所以向足量的NaHSO3溶液中滴加几滴饱和醋酸钠溶液不会生成醋
酸，故D 错误；答案选B。
考向2 考查电离平衡常数的计算及应用
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例2（2024-2025 学年·达州市一模）25℃时某二元酸H2X 的K a1=10
−1.2，K a2=10
−4.8。下列说法正确的是
A．将pH=1 的H2X 溶液加水稀释100 倍pH 等于3
B．向H2X 溶液中加入NaOH溶液至pH=8，则c(X
2−)>c(HX
−)
C．等浓度NaHX 和Na2X 的混合液对水的电离有促进作用
D．在0.1mol/L 的Na2X 溶液中，2c(OH
−)=c(H
+)+c(HX
−)+2c(H2X)
【答案】B
【解析】NaHX 溶液中HX-的电离和水解平衡常数分别为：K a2=10
−4.8、K w
K a1
= 10
−14
10
−1.2 =10
−12.8，HX-的电
离程度大于水解程度，Na2X溶液中X-的水解平衡常数为：K w
K a2
= 10
−14
10
−4.8 =10
−9.2。A．H2X 为弱酸，将
pH =1的H2X 溶液加水稀释100 倍pH 小于3，A 错误；B．根据分析，等浓度NaHX和Na2X的混合液中以
HX-的电离为主，溶液呈酸性，当向H2X 溶液中加入NaOH 溶液至pH=8，溶液中Na2X 浓度大于NaHX，
故c(X
2−)>c(HX
−)，B 正确；C．根据分析，等浓度NaHX 和Na2X 的混合液中以HX-的电离为主，对水的
电离有抑制作用，C 错误；D．在0.1mol/L 的Na2X 溶液中存在质子守恒：
c(OH
−)=c(H
+)+c(HX
−)+2c(H2X)，D 错误；故选B。
思维建模 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。
【变式训练1·变载体】25 ℃时，三种酸的电离平衡常数分别为6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10。已知
下列反应可以发生：①NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；②NaCN＋HF===HCN＋NaF；③NaNO2＋
HF===HNO2＋NaF。由此判断，下列叙述不正确的是
A．Ka(HF)＝6.3×10－4，Ka(HNO2)＝6.2×10－10
B．电离常数：Ka(HF)> Ka(HNO2)>Ka(HCN)
C．反应HNO2＋NaF===NaNO2＋HF 不能发生
D．该温度下，0.1 mol/L HF 溶液中c(H＋)≈8×10－3 mol/L
【答案】A
【解析】根据酸与盐发生复分解反应遵循“较强酸制取较弱酸”的规律，由反应①、②、③可得酸性：
HNO2>HCN 、HF>HCN 、HF>HNO2 ，从而可得酸性：HF>HNO2>HCN ，则电离平衡常数：
Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)，B 正确；结合三个电离平衡常数的相对大小推知，Ka(HF)＝6.3×10 －4，
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Ka(HNO2)＝5.6×10－4，Ka(HCN)＝6.2×10－10，A 错误；由于酸性：HF>HNO2，故HNO2和NaF 不发生反应，
C 正确；结合电离常数表达式可得：c2(H＋)＝Ka(HF)·c(HF)＝6.3×10－4×0.1，解得c(H＋)≈8×10－3 mol/L，D
正确。
【变式训练2·变考法】常温下，联氨(N2H4)在水溶液中分步发生电离：①N2H4＋H2O
N2H＋OH－
Ka1；②N2H＋H2O
N2H＋OH－ Ka2。该溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随pOH[pOH＝－lg c(OH－)]
变化的关系如图所示。下列叙述错误的是
A．给N2H4的水溶液中加水稀释，电离程度逐渐增大
B．电离常数Ka1：A<B＝D<C
C．据图中A 点可求：Ka1＝10－6
D．图D 点溶液的c(OH－)＝10－10.5 mol·L－1
【答案】 B
【解析】给N2H4的水溶液中加水稀释，电离平衡正向移动，故电离程度逐渐增大，A 正确；电离常数只与
温度有关，与溶液的酸碱性无关，故电离常数Ka1：A＝B＝D＝C，B 错误；题图中A 点δ(N2H4)＝δ(N2H)，
pOH＝6，此时c(N2H4)＝c(N2H)、c(OH－)＝10－6 mol·L－1，则N2H4的电离常数Ka1＝＝c(OH－)＝10－6，C 正
确；同理，据题图中C 点计算电离常数Ka2＝＝c(OH－)＝10－15，题图中D 点溶液中δ(N2H4)＝δ(N2H)，则有
Ka1·Ka2＝10－6×10－15＝c2(OH－)，解得c(OH－)＝10－10.5 mol·L－1，D 正确。
【变式训练3·变题型】按要求回答下列问题。
（1）已知室温下HA 的电离平衡常数Ka=1.0×10-5，则100mL0.lmol·L-1HA 溶液中，HA 的电离度为
。
（2）已知次氯酸(HClO)的电离平衡常数为Ka=4.0×10-8，向20mL0.1mol•L-1的HClO 溶液中滴加少量硫酸，
再加水稀释至40mL，此时测得c(H+)=0.05mol•L-1，则溶液中c(ClO-)= mol•L-1。
（3）联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为 (已
知：N2H4+H+
N2H5
+的
；
)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为
。
（4）已知25℃，NH3·H2O 的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的浓度为
2.0mol·L-1，则溶液中的c(OH-)= mol·L-1。HSO 的电离常数表达式K= 。将SO2通
入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，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
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【解析】(1)由HA 的电离常数可知，0.lmol·L-1HA 溶液中氢离子浓度为
=
=10—
3mol/L，则HA 的电离度为
×100%=1%；(2)次氯酸(HClO)的电离平衡常数为Ka=
=4.0×10-
8，向20mL0.1mol•L-1的HClO 溶液中滴加少量硫酸，再加水稀释至40mL，则c(HClO)=0.05mol/L，此时测
得c(H+)=0.05mol•L-1，依据电离平衡常数公式可知，c(ClO-)=4.0×10-8mol/L；(3)联氨为二元弱碱，在水中的
电离方式与氨相似，则联氨第一步电离的方程式为N2H4+H2O
N2H5
++OH-，再根据已知：N2H4+H+
N2H5
+的
及
，故联氨第一步电离平衡常数为
；联氨为二元弱碱，酸碱发生中和反应生成盐，则联氨与硫酸形成
酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2；(4)由氨水的电离常数可知，2.0mol·L-1氨水中氢氧根离子浓度为
=
=6×10—3mol/L；HSO3
-的电离常数表达式K=
；将SO2通
入该氨水中，当溶液中c(H+)为1.0×10-7mol·L-1时，溶液中的
=
=
=0.62。
1．（2025·四川卷）H2A 是一种二元酸，MA 是一种难溶盐。图中曲线分别表示室温下：
(i)0.10mol/L 的H2A 溶液中，各物种的
与pH 的关系；
(ⅱ)含MA(s)的0.10mol/LNa2A 溶液中，
与pH 的关系。
下列说法正确的是
A. 曲线④表示
与
关系
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B. (ⅰ)中
时，
C.
D. (ⅱ)中增加MA(s)，平衡后溶液中H2A、HA-、A2-浓度之和增大
【答案】B
【解析】H2A 是一种二元酸，随着pH 增大，c(H2A)逐渐减小，c(HA-)先增大后减小，c(A2-)逐渐增大；含
MA(s)的0.10mol/LNa2A 溶液中，随着pH 增大，
逆移，，c(A2-)逐渐增大，导致
逆移，c(M2+)逐渐减小，但由于平衡移动的程度不大，因此c(M2+)变化不
大；据此可得曲线①表示
与pH 的关系，曲线②表示
与
pH 的关系，曲线③表示
与pH 的关系，曲线④表示
与
pH 的关系；A．根据分析，曲线④表示
与pH 的关系，A 错误；B．由曲线可
得，
， (ⅰ) 中
pH=2.00 时，
，B 正确；C．
，由图可知，
pH=2.73
时
，
c(A2-)=10-2.49mol/L
，
c(M2+)=10-4.30mol/L
，
则
，因此
，C 错误；D．(ⅱ)中增加
MA(s)，
平衡不移动，，c(A2-)不变，则c(H2A)、c(HA-)均不变，因此平衡后
溶液中H2A、HA-、A2-浓度之和不变，D 错误；故选B。
2．（2025·安徽·高考真题）H2A 是二元弱酸，M2+不发生水解。25℃时，向足量的难溶盐MA 粉末中加入
稀盐酸，平衡时溶液中
与
的关系如下图所示。
已知25℃时，
。下列说法正确的是
A．25℃时，MA 的溶度积常数
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B．pH=1.6 时，溶液中
C．pH=4.5 时，溶液中
D．pH=6.8 时，溶液中
【答案】A
【解析】MA 存在沉淀溶解平衡：
，向足量的难溶盐MA 粉末中加入稀盐
酸，发生反应
，继续加盐酸发生反应
，由，
可知，当
时，pH=1.6，
，则c(A2-)=c(HA-)时，pH=6.8，
，当c(A2-)=c(H2A)时，pH=4.2，则可将图像转化为
进行分析；
A．溶液中存在物料守恒：
，当pH=6.8 时，
，
很低，可忽略不计，则
，
，
，则
，A 正确；B．根据物料守恒：
，c(M2+)>c(HA-)，由图像可知，pH=1.6 时，c(HA-)>c(A2-)成立，由电荷
守恒：
，结合物料守恒，约掉c(HA-)得到
，由图像可知，
且
，则c(M2+)<c(Cl-)，故离子浓度顺序：
，B 错误；C．由图像可知，pH=4.5
时，溶液中
，C 错误；D．pH=6.8 时，c(A2-)=c(HA-)，根据电荷守恒关系：
，将物料守恒代入，约掉c(M2+)得到
，化简得到
，D 错误；故选A。
3．（2024·安徽·高考真题）环境保护工程师研究利用Na2S、FeS 和H2S 处理水样中的Cd2+。已知
时，
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H2S 饱和溶液浓度约为0.10mol/L，
，
，
，
。下列说法错误的是
A．Na2S 溶液中：
B．0.01mol/LNa2S 溶液中：
C．向
的溶液中加入FeS，可使
D．向
的溶液中通入
气体至饱和，所得溶液中：
【答案】B
【解析】A．Na2S 溶液中只有5 种离子，分别是H+、Na+、OH-、HS-、S2-，溶液是电中性的，存在电荷守
恒，可表示为
，A 正确；B．0.01mol/LNa2S 溶液中，S2-水解使溶
液呈碱性，其水解常数为
，根据硫元素守恒可知
c(HS-)<0.01mol/L，所以
，则
，B 不正确； C．Ksp(FeS）远远大于
Ksp(CdS），向（Cd2+）=0.01mol/L 从的溶液中加入FeS 时，可以发生沉淀的转化FeS(s)+Cd2+(aq)
CdS(s)+Fe2+(aq)，该反应的平衡常数为
，因此该反应可以完全进
行，当溶液中Cd2+完全沉淀时，溶液中c(Fe2+)约为0.01mol/L，此时溶液中c(Cd2+)=
mol/L=10-10.9mol/L
＜10-8mol/L，C 正确；D．
的平衡常数
，该反应可以完全进行，因此，当向（Cd2+）
=0.01mol/L 的溶液中通入H2S 气体至饱和，Cd2+可以完全沉淀，所得溶液中
，D 正确；综
上所述，本题选B。
4．（天津卷2024，T12）甲胺(CH3NH2)水溶液中存在以下平衡：CH3NH2+H2OCH3NH+OH-。已知：
25℃时，CH3NH2的Kb=4.2×10-4，NH3·H2O 的Kb=1.8×10-5。下列说法错误的是
A．CH3NH2的
B．CH3NH2溶液中存在
C．25℃时，0.1mol/L NH4Cl 溶液与0.1mol/L CH3NH3Cl 溶液相比，NH4Cl 溶液中的c(H+)小
C．0.01mol/L CH3NH2溶液与相同浓度的CH3NH3Cl 溶液以任意比例混合，混合液中存在
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【答案】C
【解析】A．由(CH3NH2)的水解方程式可知，CH3NH2 的
，A 正确；B．由
(CH3NH2)的电离方程式及电荷守恒可知，CH3NH2溶液中存在
，B 正确；
C．由CH3NH2的
，NH3·H2O 的
，碱性CH3NH2>NH3·H2O，由越弱越水解可
得，25℃时，0.1mol/LNH4Cl 溶液与0.1mol/LCH3NH3Cl 溶液相比，NH4Cl 溶液中的c(H+)大，C 错误；D．
0.01mol/LCH3NH2 溶液与相同浓度的CH3NH3Cl 溶液以任意比例混合，由物料守恒得，混合液中存在
，D 正确；故选C。
5．（2025·北京·高考真题）利用工业废气中的H2S 制备焦亚硫酸钠(Na2S2O5)的一种流程示意图如下。
已知：
物质
H2CO3
H2SO3
、
（1）制SO2
已知：
由H2S 制SO2的热化学方程式为 。
（2）制Na2S2O5
I．在多级串联反应釜中，Na2CO3悬浊液与持续通入的SO2进行如下反应：
第一步：2Na2CO3+SO2+H2O
Na2SO3+2NaHCO3
第二步：2NaHCO3+SO2
NaHSO3+CO2，Na2SO3+SO2+H2O
2NaHSO3
Ⅱ．当反应釜中溶液
达到3.8~4.1 时，形成的
悬浊液转化为
固体。
①Ⅱ中生成Na2S2O5的化学方程式是 。
②配碱槽中，母液和过量Na2CO3配制反应液，发生反应的化学方程式是 。
③多次循环后，母液中逐渐增多的杂质离子是 ，需除去。
④尾气吸收器中，吸收的气体有 。
（3）理论研究Na2SO3、NaHCO3与SO2的反应。一定温度时，在
浓度均为
的Na2SO3和
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NaHCO3的混合溶液中，随
的增加，SO 和
平衡转化率的变化如图。
①0~amol，与SO2优先反应的离子是 。
②a~bmol，HCO 平衡转化率上升而SO 平衡转化率下降，结合方程式解释原因： 。
【答案】（1）
（2）
SO CO2、SO2
（3）SO a~bmol 时，产生的二氧化碳逸出，使反应正向进行，HCO 平衡转化率上升，亚硫酸氢根浓度
增大，抑制了的亚硫酸根和二氧化硫的反应，所以HCO 平衡转化率上升而SO 平衡转化率下降
【解析】硫化氢通入燃烧炉中燃烧，生成了二氧化硫，还有少量氮气，氧气等，二氧化硫与碳酸钠在反应
釜中反应，产生的废气用氢氧化钠吸收，出料液离心分离得到产品，母液中含有亚硫酸氢钠，返回配碱槽
中循环使用。
（1）已知：
反应Ⅰ：
反应Ⅱ：
将Ⅰ×2+Ⅱ×2 得：
，
所以由H2S 制SO2的热化学方程式为
；
（2）① 当反应釜中溶液pH 达到3.8~4.1 时，形成的NaHSO3悬浊液转化为Na2S2O3固体，根据元素守
恒，还有水生成，化学方程式：
；
②根据多级串联反应釜中的化学方程式可知，除了生成的焦亚硫酸钠外，母液中有亚硫酸氢钠剩余，又因
为
＞
，亚硫酸氢钠与过量Na2CO3发生反应的化学方程式为：
；
③在燃烧炉中反应冷却后的气体中混有氧气，氧气能氧化亚硫酸钠或亚硫酸氢钠，生成硫酸钠，所以多次
循环后，母液中逐渐增多的杂质离子是SO，需除去；
④碳酸氢钠与二氧化硫发生的化学方程式为
，生成了二氧化碳，二氧化碳
用氢氧化钠吸收，转化成碳酸钠，可到多级串联反应釜中循环使用，所以尾气吸收器中吸收的气体有
CO2，在多级串联反应釜中持续通入的SO2，则尾气吸收器中吸收的气体还有SO2；
故答案为：
；
；SO；CO2、SO2；
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（3）① 由图可知，①0~amol 时，碳酸氢根平衡转化率较低，而亚硫酸根的平衡转化率较高，所以SO 与
SO2优先反应；②一定温度时，在1L 浓度均为1mol/L 的Na2SO3和NaHCO3的混合溶液中，发生的反应
为：
，
，a~bmol 时，产生的二氧化碳逸出，使反应
正向进行，HCO 平衡转化率上升，亚硫酸氢根浓度增大，抑制了的亚硫酸根和二氧化硫的反应，所以
HCO 平衡转化率上升而SO 平衡转化率下降。
故答案为：SO；a~bmol 时，产生的二氧化碳逸出，使反应正向进行，HCO 平衡转化率上升，亚硫酸氢根
浓度增大，抑制了的亚硫酸根和二氧化硫的反应，所以HCO 平衡转化率上升而SO 平衡转化率下降。
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