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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．电离平衡的特征
3．外因对电离平衡的影响
(1)以0.1 mol·L－1 CH3COOH 溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋
H＋(aq) ΔH＞0 的影响。
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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)分别画出冰醋酸加水稀释过程中溶液的电导率和pH 随加水体积变化的曲线。
1．弱电解质溶液中至少存在两种共价化合物分子( )
2．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( )
3．一元弱碱BOH 的电离方程式为BOH===B＋＋OH－( )
1．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
2．H2S 水溶液中存在电离平衡：H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S 溶液中 (
)
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH 增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH 减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
3．常温下，①100 mL 0.01 mol·L－1的CH3COOH 溶液，②10 mL 0.1 mol·L－1的CH3COOH
溶液。用“＞”“＝”或“＜”填写下列问题。
(1)c(CH3COO－)：①________②。
(2)电离程度：①________②。
(3)在上述两种溶液中加入足量锌片。开始时的反应速率：①________②，反应结束生成相
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同状况下H2的体积：①________②。
(4)与同浓度的NaOH 溶液完全反应消耗NaOH 溶液的体积：①________②。
考点二 电离平衡常数及应用
1．概念
在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度(幂次方)的
乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电
离常数，用K(弱酸用Ka，弱碱用Kb)表示。
2．表达式
一元弱酸HA
一元弱碱BOH
电离方程式
HAH＋＋A－
BOHB＋＋OH－
电离常数表达式
Ka＝
Kb＝
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 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。
(3)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，通常只考虑第一步电离。
4．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分子总数
的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%，也可表示为α＝×100%。
(3)影响因素
①相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越____。
②相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越____。
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( )
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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(H3PO3)，可知碳酸的酸性比磷酸强( )
一、利用电离常数判断弱电解质(酸碱性)的相对强弱
1．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、判断微粒浓度比值的大小
2．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
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数与某种粒子浓度的乘积或相除的关系。
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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