大单元四 第三单元 水溶液中的离子反应与平衡
第1 讲 弱电解质的电离平衡
【高考考向预测】
弱电解质的电离平衡考查电离平衡特征、电离方程式书写、强弱电解质辨析，分析浓度、
温度、同离子效应等对电离平衡、电离程度、离子浓度的影响，结合电离常数进行定量判断
与计算；近三年选择、原理大题频繁考查，考频极高；预测2027 年侧重强弱电解质对比实验
分析、电离常数综合计算，强化结合图像与稀释规律判断粒子浓度变化。
【双基自测●明考向】
1．常温下，向10 mL pH=3 的醋酸溶液中加水稀释后，溶液中 c(CH3COO
-)
c(CH3COOH)⋅c(OH
-)
不变。（ ）
2．对于CH3COOH⇌CH3COO-＋H＋，在一定温度下，加入盐酸平衡左移，电离平衡常数减小。（ ）
3．对于0.1 mol·L-1的氨水，加水稀释后，溶液中c(NH❑4
+)·c(OH-)变小 。（ ）
4．要增大某种弱电解质的电离平衡常数，只能采取升高温度的方法。（ ）
5．温度不变，向NH3·H2O 溶液中加入NH4Cl，平衡左移，电离平衡常数减小。（ ）
6．电离常数越大，表示该电解质电离能力越强。（ ）
7．（24-25 高三上·全国·课前预习）相同温度下，电离常数越大，溶液中c(H＋)一定越大。（ ）
8．相同温度下，若Ka(HX)>Ka(HY)，则酸性：HX>HY。（ ）
9．H2CO3的电离平衡数表达式：Ka=c(CO3
2−)⋅c
2(H
+)
c(H2CO3)
。（ ）
10．由常温下0.1 mol·L-1一元碱BOH 溶液的pH=10，可知溶液中存在BOH⇌B＋＋OH-。（ ）
【核心梳理●明考点】
考点一 弱电解质的电离平衡及影响因素
1.电离平衡含义
在一定条件下(如浓度、温度等),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,达到电离平衡状态。
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.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,浓度越小,越易电离。
(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。
【考点突破●明方向】
1.把1 L 0.1 mol·L-1醋酸溶液用蒸馏水稀释到10 L,下列叙述正确的是( )
A.c(CH3COOH)变为原来的1
10
B.c(H+)变为原来的1
10
C. c(C H 3COO
−)
c(C H 3COOH )的值增大
D.溶液的导电能力增大
2.已知硫化氢的水溶液为氢硫酸,它是一种二元弱酸。
(1)H2S 溶于水的电离方程式为
。
(2)向H2S 溶液中加入少量CuSO4 溶液时,电离平衡向 移动,c(H+) ,c(S2-)
。
(3)向H2S 溶液中加入NaOH 固体时,电离平衡向 移动,c(H+) ,c(S2-) 。
(4)若要增大H2S 溶液中c(S2-),最好加入 (答案合理即可)。
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“<”回答下列问题。
(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。
判断弱电解质的两种方法
(1)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 溶液加水稀释10
倍后,1<pH<2。
(2)弱电解质形成的盐能水解,如用玻璃棒蘸取一定浓度的CH3COONa 溶液滴在pH 试纸
上,pH>7,说明CH3COONa 为强碱弱酸盐,即CH3COOH 为弱酸。
考点二 电离平衡常数及其应用
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
HA
H++A-
BOH
B++OH-
电离常数表达式
Ka=c( H
+)·c( A
−)
c( HA )
Kb=c(B
+)·c(O H
−)
c(BOH )
3.电离常数的影响因素
(1)内因:相同温度下,电解质越弱,其电离常数越小,反之,电离常数越大。
(2)外因:电离平衡常数与温度有关,与浓度无关,升高温度,K 增大。
4.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K a1> K a2> K a3……,当K a1≫K a2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。
【考点突破●明方向】
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
HCN
CH3COOH
H3PO2
电离常数K
6.2×10-10
1.75×10-5
5.9×10-2
A.三种酸的强弱关系:HCN>CH3COOH>H3PO2
B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2PO2
−能够发生
C.由电离常数可以判断,H3PO2属于强酸,HCN 和CH3COOH 属于弱酸
D.相同温度下,1 mol·L-1 HCN 溶液的电离常数大于0.1 mol·L-1HCN 溶液的电离常数
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)
c(C H 3COOH )
c( H
+)
;
(2) c(C H 3COO
−)
c(C H 3COOH ) ;
(3)c(C H 3COO
−)
c( H
+)
;
(4)c(C H 3COO
−)·c( H
+)
c(C H 3COOH )
;
(5)
c(C H 3COO
−)
c(C H 3COOH )·c(O H
−) 。
3.已知25 ℃时,测得浓度为0.1 mol·L-1的碱BOH 的溶液中,c(OH-)=1×10-3 mol·L-1。
(1)写出BOH 的电离方程式:
。
(2)BOH 的电离平衡常数Kb=
。
(3)某温度T ℃时,BOH 的电离平衡常数为1×10-7,结合(2)的计算可知T 25。若该碱的
起始浓度也为0.1 mol·L-1,则溶液中c(B+)= mol·L-1。
加水稀释粒子浓度比值变化分析
(1)同一溶液、浓度比等于物质的量比。如HF 溶液: c( H
+)
c( HF ) = n( H
+)
n( HF )。(由浓度比较变成物质的
量比较)
(2) 将浓度比换算成含有某一常数的式子, 然后分析。如HF 溶液:
c( H
+)
c( HF ) = c( H
+)·c( F
−)
c( HF )·c( F
−)
=
K a
c( F
−)。(由两变量转变为一变量)
考点三 电离度与电离常数的关系及计算
1.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分子数的百
分比。
(2)表达式
α=
已电离的弱电解质分子数
溶液中原有弱电解质的总分子数×100%或
α=
弱电解质的某离子浓度
溶液中原有弱电解质的浓度×100%
(3)影响因素
温度
的影响
升高温度,电离平衡向右移动,电离度增大;
降低温度,电离平衡向左移动,电离度减小
浓度
的影响
当弱电解质溶液浓度增大时,电离度减小;
当弱电解质溶液浓度减小时,电离度增大
2.电离度与电离常数的关系——Ka=c·α2
【考点突破●明方向】
1.已知室温时,0.1 mol·L-1某一元酸HA 在水中有0.1%发生电离,下列叙述错误的是( )
A.该溶液的pH=4
B.升高温度,溶液的pH 增大
C.此酸的电离平衡常数为1×10-7
D.HA 电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍
2.25 ℃时,0.01 mol·L-1的HA 溶液中HA 的电离度为0.1%,则25 ℃时,c(H+)和Ka(HA)分别为多
少?写出解题步骤
。
3.电离度可表示电解质的相对强弱,电离度α=已电离的弱电解质的浓度
弱电解质的起始浓度
×100%。已知25 ℃时
几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1 mol·L-1)如表所示:
编号
物质(微粒)
电离度α
A
硫酸(第一步完全电离):第二步HSO4
−SO4
2−+H+
10%
B
硫酸氢钠溶液:HSO4
−SO4
2−+H+
29%
C
醋酸:CH3COOH
CH3COO-+H+
1.33%
(1)25
℃
时
,0.1
mol·L-1
硫
酸
中
HS
O4
−的电离度小于相同温度下0.1 mol·L-1
H S
硫酸氢钠溶液中O4
−的电离度,其原因是
。
(2)醋酸的电离平衡常数Ka的表达式是 ,则物质的量浓度为c mol·L-1的醋酸的电离平
衡常数Ka与电离度α 的关系为Ka= (用含c、α 的代数式表示)。
【真题再现●明考向】
1．（2026·浙江·高考真题）下列有关NH4Cl的说法中，不正确的是
A．NH4Cl是弱电解质
B．水溶液呈酸性
C．实验室用于制NH3
D．HCl 和NH3反应制NH4Cl
2．（2025·天津·高考真题）苹果酸是二元弱酸，以H2A 表示，常用于制造药物、糖果等。25℃时，溶液中
H2A、HA-和A2-的分布系数δ(x)随溶液pH 变化如图。
例如：A2-的分布系数δ (A
2−)=
c(A
2−)
c(H2A)+c(HA
−)+c(A
2−)
该温度下，下列说法错误的是
A．曲线①是H2A 的分布系数曲线
B．H2A 的K a1=10
−3.46
C．反应H2A+ A
2−⇌2HA
−的平衡常数K =10
−1.59
D．pH=6 时，溶液中粒子浓度的大小关系为c(A
2−)>c(HA
−)>c(H2 A)
3．（2025·四川·高考真题）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)0.10 mol⋅L
−1的H2A溶液中，各物种的lg[c/(mol⋅L
−1))与pH的关系；
(
)
ⅱ含MA(s)的0.10 mol⋅L
−1Na2A溶液中，lg[c(M
2+)/(mol⋅L
−1))与pH的关系。
下列说法正确的是
A．曲线④表示lg[c(M
2+)/(mol⋅L
−1))与pH的关系
B．(
)
ⅰ中pH =2.00时，c(A
2−)
c(H2A)
=10
−1.46
C．pKsp(MA)=5.60
D．(
)
ⅱ中增加MA(s)，平衡后溶液中H2A、HA
−、A
2−浓度之和增大
4．（2025·广东·高考真题）CuCl 微溶于水，但在Cl
−浓度较高的溶液中因形成[CuCl2)
−和[CuCl3)
2−而溶
解。将适量CuCl 完全溶于盐酸，得到含[CuCl2)
−和[CuCl3)
2−的溶液，下列叙述正确的是
A．加水稀释，[CuCl3)
2−浓度一定下降
B．向溶液中加入少量NaCl 固体，[CuCl2)
−浓度一定上升
C．H[CuCl2)的电离方程式为：H[CuCl2)= H
++Cu
++2Cl
−
D．体系中，c(Cu
+)+c(H
+)=c(Cl
−)+c([CuCl2)
−)+c([CuCl3)
2−)+c(OH
−)
5．（2024·浙江·高考真题）下列离子方程式正确的是
A．用CuSO4溶液除H2S气体：Cu
2++S
2-=CuS↓
B．H2SO3溶液中滴加Ba(NO3)2溶液：H2SO3+Ba
2+= BaSO3↓+2H
+
C．NaHCO3溶液中通入少量Cl2：2HCO3
-+Cl2=2CO2+Cl
-+ClO
-+H2O
D．用FeCl3溶液刻蚀覆铜板制作印刷电路板：2Fe
3++Cu=2Fe
2++Cu
2+
6．（2024·河北·高考真题）在水溶液中，CN
-可与多种金属离子形成配离子。X、Y、Z 三种金属离子分别与
CN
-形成配离子达平衡时，lgc(金属离子)
c (配离子)
与-lgc(CN
-)的关系如图。
下列说法正确的是
A．99%的X、Y 转化为配离子时，两溶液中CN
-的平衡浓度：X>Y
B．向Q 点X、Z 的混合液中加少量可溶性Y 盐，达平衡时c(X)
c(X 配离子) >c(Z)
c(Z配离子)
C．由Y 和Z 分别制备等物质的量的配离子时，消耗CN
-的物质的量：Y<Z
D．若相关离子的浓度关系如P 点所示，Y 配离子的解离速率小于生成速率
7.(2024·新课标卷)常温下CH2ClCOOH 和CHCl2COOH 的两种溶液中,分布系数δ 与pH 的变化
关系如图所示。[比如:δ(CH2ClCOO-)=
c(C H 2ClCOO
−)
c(C H 2ClCOOH )+c(C H 2ClCOO
−)]
下列叙述正确的是( )
A.曲线M 表示δ(CHCl2COO-)-pH 的变化关系
B.若酸的初始浓度为0.10 mol·L-1,则a 点对应的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-)
C.CH2ClCOOH 的电离常数Ka=10-1.3
D.pH=2.08 时,
α
电离度(C H 2ClCOOH )
α
电离度(CHC l2COOH ) = 0.15
0.85
8.(2023·浙江1 月选考)甲酸(HCOOH)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R3N,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pH 关系如图(已知甲酸Ka=1.8×10-4),下列说法不正确的是(
)
A.活性成分R3N 在水中存在平衡:R3N+H2O
R3NH++OH-
B.pH=5 的废水中c(HCOO-)∶c(HCOOH)=18
C.废水初始pH<2.4,随pH 下降,甲酸的电离被抑制,与R3NH+作用的HCOO-数目减少
D.废水初始pH>5,离子交换树脂活性成分主要以R3NH+形态存在
【限时训练】
（60 分钟）
基础落实
选择题只有1 个选项符合题意
1.下列事实一定能说明亚硝酸(HNO2)是弱电解质的是( )
A.NaNO2溶液呈碱性
B.向HNO2溶液中滴加紫色石蕊试液,溶液呈红色
C.用HNO2溶液做导电性实验,灯泡很暗
D.10 mL 0.1 mol·L-1 HNO2溶液恰好与10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH 溶液完全反应
2.液态化合物AB 会发生微弱的自身电离,电离方程式为AB
A++B-,在不同温度下其平衡常
数K(25 ℃)=1.0×10-14,K(35 ℃)=2.1×10-14。则下列叙述正确的是( )
A.c(A+)随温度的升高而降低
B.35 ℃时,c(A+)>c(B-)
C.AB 的电离程度:α(25 ℃)>α(35 ℃)
D.AB 的电离是吸热过程
3.下列曲线中,可以描述乙酸(甲,Ka=1.8×10-5)和一氯乙酸(乙,Ka=1.4×10-3)在水中的电离度与浓度
关系的是( )
4. 已知0.1 mol·L-1 的醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOH
CH3COO-+H+, 要使溶液中
c( H
+)
c(C H 3COOH )值增大,可以采取的措施是( )
A.加少量烧碱固体
B.升高温度
C.加少量冰醋酸
D.加CH3COONa 固体
5.已知:在25 ℃时,次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表:
弱电解质
电离平衡常数(Ka)
HClO
Ka=4.7×10-8
H2CO3
K a1=4.2×10-7
K a2=5.6×10-11
H2SO3
K a1=1.54×10-2
K a2=1.02×10-7
下列微粒在溶液中不能大量共存的是( )
A.SO3
2−、HC O3
−B.ClO−、HC O3
−
C.HSO3
−、C O3
2−D . HClO、HC O3
−
6.常温下。向0.01 mol·L-1的醋酸溶液中加入醋酸铵固体(其水溶液pH=7),溶液的pH 随加入醋
酸铵固体质量的变化曲线如图所示。下列分析正确的是( )
A.a 点:pH=2
B.b 点:c(CH3COO-)>c(NH 4
+)
C.c 点:pH 可能大于7
D.a 点到c 点,溶液pH 增大是因为醋酸铵水解显碱性
7.硼酸(H3BO3)的电离方程式为H3BO3+H2O
B(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-1 H3BO3溶液的pH≈6
C.常温下,等浓度溶液的pH:CH3COONa>NaB(OH)4
D.NaOH 溶液溅到皮肤时,可用大量水冲洗,再涂上硼酸溶液
8.常温下,次氯酸电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)=
c( X )
c( HClO)+c(ClO
−),X 为HClO 或
ClO-]与pH 的关系如图所示。下列有关说法正确的是( )
A.次氯酸的电离方程式为HClO===H++ClO-
B.曲线a、b 依次表示δ(ClO-)、δ(HClO)的变化
C.次氯酸电离常数Ka的数量级为10-7
D.向次氯酸溶液中加NaOH 溶液,
δ( HClO)
δ(ClO
−) 将减小
9.已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸,常温下,向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度
的KOH 溶液,混合溶液的pH 与离子浓度的关系如图所示。
(1)写出亚磷酸的电离方程式:
、
。
(2)图中表示pH 与lg
c( HPO3
2−)
c( H 2 PO3
−)的变化关系的是 (填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(3)根据图像计算亚磷酸的K a1= 。
能力提升
10.常温下,pH 均为2、体积均为V0的HA、HB、HC 溶液,分别加水稀释至体积为V,溶液pH 随
lg V
V 0的变化关系如图所示,下列叙述错误的是 ( )
A.常温下:Ka(HB)>Ka(HC)
B.HC 的电离度:a 点<b 点
C.当lg V
V 0=4 时,三种溶液同时升高温度,c( A
−)
c(C
−)减小
D.当lg V
V 0=5 时,HA 溶液的pH 为7
11.下列关于电解质的说法正确的是( )
A.向0.1 mol·L-1 CH3COOH 溶液中加入少量水,溶液中
c( H
+)
c(C H 3COOH )减小
B.室温下向10 mL 0.1 mol·L-1的氨水中加水稀释后,溶液中c(O H
−)·c( N H 4
+)
c( N H 3· H 2O)
不变
C.等体积、等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液混合:
c( HC O3
−)
c( H 2C O3) < c(C O3
2−)
c( HC O3
−)
D.将浓度为0.1 mol·L-1 HF 溶液加水不断稀释过程中,电离平衡常数Ka(HF)保持不变,c( F
−)
c( H
+)始
终增大
12.25 ℃时,用0.1 mol·L-1的CH3COOH 溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1的NaOH 溶液,当滴加V mL
CH3COOH 溶液时,混合溶液的pH=7。已知CH3COOH 的电离常数为Ka,忽略混合时引起的溶
液体积的变化,下列关系式正确的是( )
A.Ka= 2×10
−7
0.1V −2
B.V = 2×10
−7
0.1 K a−2
C.Ka=2×10
−7
V +20
D. K a= 2×10
−8
V
13.常压下,取不同浓度、不同温度的氨水测定,得到下表实验数据。
温度/℃
0
10
20
c(NH3·H2O)/(mol·L-1)
16.56
15.16
13.63
电离常数
1.37×10-5
1.57×10-5
1.71×10-5
电离度/%
9.098
10.18
11.2
c(OH-)/(mol·L-1)
1.507×10-2
1.543×10-2
1.527×10-2
(1)温度升高,NH3·H2O 的电离平衡向 (填“左”或“右”)移动,能支持该结论的表中数
据是 (填字母)。
a.电离常数
b.电离度
c.c(OH-)
d.c(NH3·H2O)
(2)表中c(OH-)基本不变的原因是
。
(3)常温下,在氨水中加入一定量的氯化铵晶体(溶液体积变化可忽略),下列说法错误的是
(填字母,下同)。
A.溶液的pH 增大
B.氨水的电离度减小
C.c(OH-)减小
D.c(NH 4
+)减小
(4)下列做法能使氨水中的c(NH 4
+)与c(OH-)比值变大的是 。
A.加入固体氯化铵
B.通入少量氯化氢
C.加入少量固体氢氧化钠
