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第39讲　电离平衡
第九章　水溶液中的离子平衡
复习要点　1.理解弱电解质的电离平衡及影响因素。2.理解电离平衡常数及进行相关 计算。
考点1
考点 　弱电解质的电离平衡
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 → 　增大　 　减小　 　减弱　 　不变　
加入少量冰醋酸 → 　增大　 　增大　 　增强　 　不变　
通入HCl（g） ← 　增大　 　增大　 　增强　 　不变　
加NaOH（s） → 　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　
减小　
减弱　
不变　
增大　
增大　
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　
【教材再现】
减小　
增大　
增大　
题组一　弱电解质的实验判断方法
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，不能说明醋酸为弱电解质。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。
④水 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体
A. ①②③⑤ B. ③⑥
C. ③ D. ③⑤
题组二　电离平衡的影响因素
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体
C
A. 1 L该溶液中H＋数目为0.03NA
B. 加水稀释使H3PO4电离度增大，溶液pH升高
D. 加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
B
解题感悟
弱电解质的判断方法
（1）根据电离程度
现有0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液和0.1 mol·L－1 HCl溶液：
①常温下，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。
③将pH＝5的醋酸溶液稀释10倍：测得其5＜pH＜6，说明CH3COOH为弱电解质。
（3）根据酸碱中和
（4）根据正盐溶液的酸碱性
考点2
考点 　电离平衡常数
1. 电离平衡常数
各种离
子浓度的乘积　
分子浓度　
（2）表达式
电离方程式 电离常数表达式
一元弱酸HA Ka＝ 　
一元弱碱BOH Kb＝ 　
多元弱酸的电离常数
（H2CO3为例） Ka1＝ 　
Ka2＝ 　
【细节联想】
（3）特点
①电离平衡常数只与温度有关，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。
＞　
（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，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。
④判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
【教材再现】
（人教选1 P62 T6改编）已知25 ℃时，CH3COOH的Ka＝1.75×10－5。
（1）当向醋酸中加入一定量的盐酸时，CH3COOH的电离常数是否发生变化？ 为什么？
（提示：（1）不变。电离常数只与温度有关，温度不变，Ka不变。
小　
大　
题组一　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
D
2. （2022·全国乙卷）常温下，一元酸HA的Ka（HA）＝1.0×10－3。在某体系中，H ＋与A－离子不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜（如图所示）。
B
A. 溶液Ⅰ中c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－）
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
B
4. 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＝1.1×10－7Ka2
＝1.3×10－13 Ka1＝4.5×10－7Ka2
＝4.7×10－11 Ka＝ 4.0×10－8
按要求回答下列问题：
HCOOH＞H2CO3＞
H2S＞HClO　
①②④　
考点3
考点 　电离度、电离常数的计算
1. 电离常数（Ka）与电离度（α）的关系（以一元弱酸HA为例）
起始：c酸 0 0
转化：c酸·α c酸·α c酸·α
平衡：c酸·（1－α） c酸·α c酸·α
2. 根据图像计算电离常数
（1）电离常数计算的思维方法
书写电离常数的表达式
　
题干图像信息：选择曲线上特殊点（有确定的纵、横坐标数值）结合电荷守恒、元素 守恒、确定各微粒浓度、代入表达式计算。
（2）图像计算电离常数的类型
①中和滴定曲线计算电离常数
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。
②分布系数图像中K的计算（交点法求Ka或Kb）
a.一元弱酸（以CH3COOH为例）
交点：c（CH3COO－）＝c（CH3COOH），故Ka＝c（H＋）＝10－4.76。
b.二元弱酸（以草酸H2C2O4为例）
故Ka1＝c（H＋）＝10－1.2。
10　
4.2×10－7　
题组二　电离平衡常数、电离度图像类计算
C. 图中a点对应的pH＝4.2
D. 当pH＝6.4时，体系中c（HL2－）
＞c（[CuL2]4－）＞c（[CuL]－）
＞c（L3－）
C
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
限时跟踪检测
限时跟踪检测（三十九）　电离平衡
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
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
A
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
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
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
pKa＝－lg Ka 4.87 7.24（一级） 8.9 9.4
B. 在冰醋酸中酸性：HClO4＞H2SO4＞HCl＞HNO3
C. 结合H＋的能力：H2O＞CH3COOH
D. 相同温度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa
D
A. 溶液Ⅰ中BOH的电离程度比溶液Ⅱ中大
C. 撤去隔膜使溶液Ⅰ和溶液Ⅱ充分混合，所得溶液的pH约为12.7
D. 向溶液Ⅰ中加入一定量NaOH固体，重新平衡后，溶液Ⅱ的pH也将增大
C
A. 水的电离程度：a＞b＞c
B. x＝2.25
C. 计算可得，室温下，醋酸的电离平衡常数Ka＝1×10－5
B
A. pH＝2的溶液中，c（H2A）＋c（HA－）＋c（A2－）＝0.1 mol·L－1
B. 曲线b表示δ（HA－）随溶液pH的变化
C. 25 ℃下，pH＝4时，c（A2－）＞10c（H2A）
D. 25 ℃下，pH＝4.4时，δ（HA－）＝δ（A2－）＜0.5
C
A. 曲线1代表δ（A3－），曲线4代表δ（H3A）
B. 25 ℃时，Ka1＝10－1.1
D. NaH2A溶液、Na2HA溶液都显酸性
C
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　
（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　
10－3.4　

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