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(共84张PPT)
第八章　水溶液中的离子平衡
第26讲　电离平衡
复习要点　1.了解强电解质和弱电解质的概念。2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。
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考点1　弱电解质的电离平衡
A　基础知识重点疑难
1. 电离平衡的建立与特征
最大　
0　
＞　
＝　
小　
越大　
结
合成弱电解质分子　
电离　
（5）弱电解质的电离是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例：
实例（稀溶液）
改变条件 平衡移
动方向 n（H＋） c（H＋） 导电能力 Ka
加水稀释① → 增大 减小② 减弱 不变
加入少量冰醋酸 → 增大 增大 增强 不变
增大
减弱
不变
增大
增大
增强
不变
实例（稀溶液）
改变条件 平衡移
动方向 n（H＋） c（H＋） 导电能力 Ka
通入HCl（g） ← 增大 增大 增强 不变
加NaOH（s）③ → 减小 减小 增强 不变
加入镁粉 → 减小 减小 增强 不变
升高温度 → 增大 增大 增强 增大
加入
CH3COONa（s） ← 减小 减小 增强 不变
增大
增大
增强
不变
减小
减小
增强
不变
减小
减小
增强
不变
增大
增大
增强
增大
减小
减小
增强
不变
笔记：①规律：加水稀释，平衡向微粒数目变多的方向移动；“减弱”含义：达到新平衡时浓度减小，注意Kw＝c（H＋） ·c（OH－）
②适用勒夏特列原理，注意“减弱”，加水稀释，平衡正移，但c（H＋）减小
A. 25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B. 25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C. 25 ℃时，若测得HR溶液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，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸
B
解析：25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，故A项错误。25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR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，故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，此时溶液pH＜7，即b－a＜1时可能为强酸，故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，故D项错误。
①等物质的量浓度、等体积的盐酸与CH3COOH溶液和足量锌反应，根据产生氢气的多少
②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗
③等c（H＋）、等体积的盐酸与CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多
④0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的c（H＋）＝1.0×10－2 mol·L－1
⑤CH3COONa和H3PO4反应，生成CH3COOH
①②
解析：①等物质的量浓度、等体积的盐酸与CH3COOH溶液中一元酸的物质的量相同，和足量锌反应，产生氢气一样多，故无法判断酸的强弱。②中未指明浓度，也没有参照物，不能说明问题。③说明电离前，n（CH3COOH）＞n（HCl），故CH3COOH的电离程度比盐酸小，是弱电解质。④中c（H＋）＜c（CH3COOH），说明CH3COOH部分电离，存在电离平衡，CH3COOH是弱电解质。⑤中的H3PO4为中强酸，H3PO4能与CH3COONa反应生成CH3COOH，酸性H3PO4＞CH3COOH，说明CH3COOH为弱电解质。
解题感悟
弱电解质的判断方法
（1）根据电离不完全
现有0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液和0.1 mol·L－1 HCl溶液：
①用pH试纸测定：pH＞1，可证明CH3COOH为弱电解质。
②做导电性实验：CH3COOH溶液导电性较弱，可证明CH3COOH为弱电解质。
③分别加入等量纯度、颗粒大小均相同的锌粒（或碳酸钙）：在CH3COOH溶液中刚开始反应速率较慢，可证明CH3COOH为弱电解质。
（2）根据存在电离平衡
现有CH3COOH溶液：
①稍微加热：测得其pH变小，可证明CH3COOH为弱电解质。
②加入CH3COONH4（s）：测得溶液pH变大，可证明CH3COOH为弱电解质。
③测定其和氢氧化钠反应的反应热：生成1 mol水反应热数值小于盐酸和氢氧化钠的中和热，可证明CH3COOH为弱电解质。
④将pH＝5的醋酸溶液稀释10倍：测得其pH＜6，说明CH3COOH为弱电解质。
（3）根据酸碱中和
等pH、等体积的CH3COOH溶液和HCl溶液
CH3COOH消耗的碱的量更多，可证明CH3COOH为弱电解质
（4）根据正盐溶液的酸碱性
CH3COONa溶液
pH＞7，则可证明CH3COOH为弱电解质


题组二　电离平衡的影响因素
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水
⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体
A. ①②③⑤ B. ③⑥ C. ③ D. ③⑤
C
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
D
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考点2　电离平衡常数
A　基础知识重点疑难
1. 电离平衡常数
（2）表达式
①一元弱酸和弱碱
一元弱酸HA 一元弱碱BOH
电离
方程式
电离常数表达式
各种离子浓度的乘积　
分子浓度　
②多元弱酸（以H2CO3为例）
第一步电离 第二步电离
电离方程式
电离常数表达式
电离常数关系 Ka1 　＞　Ka2
＞　
（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值增大。
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。
笔记：（2024北京）依据一元弱酸的Ka，可推断它们同温度同浓度稀溶液的pH大小（√）
（4）电离平衡常数五大应用
①判断酸（碱）性强弱：电离常数越大，酸性（碱性）越强。
②判断盐溶液的酸（碱）性强弱：电离常数越大，对应盐的水解程度越弱①，盐溶液的酸（碱）性越弱，如Ka（CH3COOH）＞Ka（HCN），则水解程度CN－＞CH3COO－，相同浓度下溶液碱性NaCN＞CH3COONa。
③判断酸式盐、酸（碱）与盐混合溶液的酸碱性。如NaHSO3溶液，Ka2（H2SO3）＞ . ②，则NaHSO3溶液显酸性；再如等浓度的HCN和NaCN溶液，Ka（HCN）＜Kh（CN.－），则混合溶液显碱性。
④判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸③”规律。
笔记：①盐类水解规律：越弱越水解，谁强显谁性
2. 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
α①＝ ×100％，
笔记：①相当于化学平衡中的平衡转化率，受平衡移动影响

小　
大　
3. 电离度、电离常数的计算
（1）电离常数（Ka）与电离度（α）①的关系（以一元弱酸HA为例）
笔记：①（2022浙江1月）已知25 ℃时二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15，向0.1 mol ·L－1的H2A溶液中通入HCl气体（忽略溶液体积的变化）至pH＝3，则H2A的电离度为 　　。 （提示：0.013％）
（2）根据中和滴定图像和弱碱的电离常数计算弱碱的浓度
25 ℃时，用0.01 mol·L－1盐酸滴定10 mL a mol·L－1氨水，盐酸的体积与溶液pH的关系如图所示。
（3）分布系数图像中K的计算
①一元弱酸（以CH3COOH为例）
①
交点：c（CH3COO－）＝c（CH3COOH），故Ka＝c（H＋）＝10－4.76。
②二元弱酸（以草酸H2C2O4为例）
②
笔记：①关注曲线交点计算K
②（1）利用H2C2O4电离与pH关系分析曲线代表的微粒
4. 学会解题
D
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
解析：
笔记：①Cl的电负性大于H的电负性，则—CHCl2的极性大于—CH2Cl的极性，导致CHCl2COOH的酸性大于CH2ClCOOH的酸性，则CHCl2COOH溶液中的δ（CHCl2COO－）大于CH2ClCOOH溶液中的δ（CH2ClCOO－），则曲线M表示δ（CH2ClCOO－）～pH的变化关系，A项错误
②由于CH2ClCOOH与CHCl2COOH均为弱酸，当初始浓度为0.10 mol·L－1时，pH＞1，而a点溶液的pH＝1，故需外加酸使pH减小，题给关系式中缺少外加酸中阴离子的浓度，B项错误
④pH＝2.08时，δ（CHCl2COO－）＝0.85，δ（CH2ClCOO－）＝0.15，则CH2ClCOOH与CHCl2COOH的电离度之比为0.15∶0.85，D项正确
B　题组集训提升能力
题组一　电离平衡常数、电离度的理解及其应用
a.电离平衡常数、电离度的理解
酸 HX HY HZ
浓度/（mol·L－1） 0.12 0.2 1 1 1
电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
电离常数 K1 K2 K3 K4 K5
A. 在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液的浓度越小，电离度越大，且K1＞K2＞K3
C. 表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c（X－）逐渐减小
D. 在相同温度下，电离常数：K5＞K4＞K3
答案：D
B
c.判断复分解反应能否发生
3. 部分弱酸的电离平衡常数如表：
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：
HCOOH＞H2CO3＞
H2S＞HClO
①②④　
解题感悟
电离平衡常数的“三个要点”
（1）影响因素：只与温度有关，不受浓度、酸碱性的影响。
（2）特点：多元弱酸逐级电离，则相应的电离平衡常数：Ka1 Ka2 ……
（3）应用：相同条件下，电离平衡常数越大，电离程度越大，溶液酸（碱）性越强，对应盐的水解程度越小，盐溶液的碱（酸）性越弱。
10　
4.2×10－7　
C
题组三　电离平衡常数、电离度图像类计算
A. 线Ⅱ表示CH3COOH的变化情况
B. CH3COOH的电离平衡常数Ka＝10－n
D. pH＝10时，c（Ag＋）＋c（CH3COOAg）＝0.08 mol·L－1
7. （2024·广东化学）在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重要科学价值。一定温度下，某研究组通过分光光度法测定了两种一元弱酸HX（X为A或B）在某非水溶剂中的Ka。
a.选择合适的指示剂HIn，Ka（HIn）＝3.6×10－20；其钾盐为KIn。
已知：该溶剂本身不电离，钾盐在该溶剂中完全电离。
（1）计算Ka（HA） 　 　 。（写出计算过程，结果
保留两位有效数字）
（2）在该溶剂中，Ka（HB） 　 　 Ka（HA）；Ka（H
B） 　 　 （填“＞”“＜”或“＝”）Ka（HIn）。
4.0×10－21
＞
＞
解题感悟
“凑常数”法解决电离平衡常数相关计算问题
（1）利用电离平衡常数计算粒子浓度的值（或比值）
充分利用电离平衡常数、水的离子积等表达式进行变形整理，将某些粒子的浓度比值乘或除以某种粒子的浓度，将会转化为常数，计算更简洁方便。
（2）利用图像计算电离平衡常数
关注图像的交点，表明曲线各自对应的粒子浓度相等，可以代入电离平衡常数表达式中，进而简化计算。
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限时跟踪检测
A. 0.1 mol·L－1的氨水中c（OH－）＜0.1 mol·L－1
C. 相同条件下，浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱
D. 0.1 mol·L－1的氨水能使无色酚酞溶液变红
D
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A. 常温下，0.001 mol·L－1 二甲胺溶液的pH＝11
B. 往二甲胺溶液中加入NaOH固体会抑制二甲胺的电离
A
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A. 25 ℃时，等浓度的NaA和NaB两溶液，水的电离程度前者小于后者
B. 25 ℃时，pH相等的NaA和NaB两溶液，c（A－）·c（HB）＞c（B－）·c（HA）
C. 25 ℃时，等物质的量浓度的HA和HB两溶液加水稀释10倍后，电离度α（HA）＜α（HB）
D. 25 ℃时，c（A－）和c（B－）相等的两种酸溶液pH相等，混合后pH不变
C
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5. （2025·凉山检测）弱酸、弱碱的电离都比较弱，已知25 ℃时部分弱酸的电离平衡常数（Ka）如表：
化学式 CH3COOH H2CO3 H2SO3
Ka 1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝1.5×10－2
Ka2＝1.0×10－7
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B. 25 ℃时，0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液的pH约等于10（忽略二级水解和H2O的电离）
C. 25 ℃时，向0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中通入HCl气体至pH＝7（溶液体积变化忽略不计）：c（Na＋）＞c（Cl－）＞c（CH3COOH）
答案：B
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选项 实验操作 结论
A 加热醋酸水溶液（忽略溶质的挥发） 溶液的导电能力、HAc的电离程度均增大
B 常温下测得NH4Ac水溶液pH＝7.0 NH4Ac溶于水不发生水解
C 加入NaOH溶液与醋酸溶液恰好中和 中和后：c（Na＋）＝c（Ac－）＋c（HAc）
D 常温下，HAc溶液与NaOH溶液混合，测得溶液pH为4.76 反应后：c（Ac－）＝c（HAc）
B
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B. 滴入NaOH溶液至中性：c（Na＋）＝c（HX－）＋c（X2－）
D. V[NaOH（aq）]＝25 mL时，混合溶液呈碱性
C
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A. H3PO3的结构简式为
B. a点水电离出的c（OH－）＝1×10－7.4 mol·L－1
D. b点时加入NaOH溶液的体积为50 mL
D
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A. 该温度下的Kw＝1×10－14
B. 该温度下Ka1（H2CrO4）的数量级为10－1
D
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B. 乙二胺的电离平衡常数Kb2＝10－7.8
C. M点对应溶液的pH＝8.8
D. P3对应的溶液中c（H＋）＝c（RH＋）＋c（R）＋c（OH－）
C
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11. 已知：
酸 H2C2O4 HF H2CO3 H3BO3
电离平衡常数 Ka1＝5.9×10－2
Ka2＝6.4×10－5 未知 Ka1＝4.2×10－7
Ka2＝5.6×10－11 Ka＝5.8×10－10
（1）为了证明HF是弱酸，甲、乙、丙三名同学分别设计以下实验进行探究。
红色变浅　
小于6　
1.1×10－3　
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（2）25 ℃时，调节2.0×10－3 mol·L－1氢氟酸水溶液的pH（忽略体积变化），得到c（HF）、c（F－）与溶液pH的变化关系如图所示。请结合图中信息回答下列问题：

1∶1　
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－3.4　
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12. （2025·泰安模拟）溶液的酸碱性是影响物质性质的重要因素。
＜　
＞　
＜　
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（2）常温下某些弱酸和NH3·H2O的电离常数如表：
化学式 CH3COOH HSCN HCN HClO
电离常数 1.8×10－5 1.3×10－1 4.9×10－10 3.0×10－8
化学式 H2CO3 NH3·H2O
电离常数 Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11 1.75×10－5
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AB　
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②25 ℃时，将20 mL 1 mol·L－1CH3COOH溶液和20 mL 1 mol·L－1HSCN溶液分别与20 mL 1 mol·L－1NaHCO3溶液混合，在图中画出产生的CO2气体体积（V）随时间（t）的变化关系，并注明对应酸的化学式。
碱性　
1.3×10－3　
第12题答案　
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