電離平衡（講義）-2025年高考化學一輪復習（新教材新高考）

第01講電離平衡

目錄

01考情透視目標導航........................................................

02知識導圖思維引航........................................................

03考點突破考法探究.........................................................

考點一弱電解質的電離平衡............................................................

知識點1弱電解質.....................................................................

知識點2弱電解質的電離平衡...........................................................

考向1強、弱電解質及判斷.............................................................

考向2弱電解質的電離平衡.............................................................

考點二電離平衡常數(shù)....................................................................

知識點1電離平衡常數(shù)...............................................................

知識點2電離度......................................................................

考向1電離平衡常數(shù)及其應用.........................................................

考向2電離平衡常數(shù)等有關計算........................................................

考點三強酸（堿）和弱酸（堿）稀釋圖像.....................................................

知識點1等體積、等濃度的鹽酸、醋酸.................................................

知識點2相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸.............................................

知識點3pH與稀釋倍數(shù)的線性關系....................................................

考向1酸或堿溶液的起始濃度相同......................................................

考向2酸或堿溶液的起始pH相同......................................................

04真題練習?命題洞見.........................................................

0

,考情透脅目標導航.

考點要求考題統(tǒng)計考情分析

2024?湖南卷13題，3分；2024?全國

新課標卷7題，3分；2024?河北卷

弱電解質的電離是中學化學基本理論中的重要組

強弱電解質比11題，3分；2023湖北卷12題，3

成部分，也是學習中比較難理解的內容，更是近幾年

較分；2022江蘇卷12題，3分；2021

高考命題的必考內容。高考命題熱點主要集中于影響

浙江1月選考17題，2分；2021浙

弱電解質電離平衡的因素，通過圖像分析強、弱電解

江6月選考19題，2分；

質，電離常數(shù)和電離度，比較微粒濃度大小和pH的計

2024?江蘇卷12題,3分;2023湖北

算等，命題有時會與水解相結合增加試題的難度。能

卷14題，3分；2023浙江6月選考

用動態(tài)平衡的觀點分析電離平衡，解決以圖像或者文

15題，3分；2022浙江1月選考17

電離平衡常數(shù)字的形式考查的平衡問題，根據溶液中離子濃度的大

題，2分；2022全國乙卷13題，6

應用小變化，推斷反應的原理和變化的強弱，提高證據推

分；2022湖北卷15題，3分；2022

理能力。

遼寧卷15題，3分；2021山東卷15

題，4分；

復習目標：

1.了解電解質的概念，了解強電解質和弱電解質的概念。

2.理解電解質在水中的電離以及電解質溶液的導電性。

3.理解弱電解質在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進行相關計算。

㈤2

廠

弱電解質(影響

電

離

電

研究對象-(

離

衡

平

弱

平

因

平衡建立-的

電

衡

素

解

平衡特征-)<

質

的「測同濃度溶液的pH

，

常

用

電

只與溫度有-利用元素周期律判斷

電

概念一解

關，溫度升離

強

質一測同濃度相應鹽溶液

表示方法-平

高，值增

K的

弱的

衡pH

大

影響因素-斷

判

〕測相同條件下相應

法

意義.方鹽溶液的導電性

、

測pH相同、稀釋

溫度一定時，K越大，電離

、程度越大，酸（堿）性越強，倍數(shù)相同溶液的pH

者占空德?考注埃交

考點一弱電解質的電離平衡

知識點1弱電解質

1.概念

金則以強電解質,包括強酸、強堿、大多數(shù)鹽等

電解質處幽

1部分電離

-----*弱電解質,包括弱酸、弱堿、水等

2.與化合物類型的關系

強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物；弱電解質主要是某些共價化合物。

【名師點晴】

1.電解質導電的條件

電解質的導電條件是在水溶液中或高溫熔融狀態(tài)，共價化合物只能在水溶液中導電，離子化合物在熔

融狀態(tài)和溶液中均可導電。

溶液濃度

離子濃度

2.導電性強弱.電離程度

〔離子所帶電荷

知識點2弱電解質的電離平衡

1.電離平衡的建立

在一定條件下（如溫度、壓強等），當弱電解質電離產生離子的速率和離子結合成分子的速率相等時,電

離過程達到了平衡。

3.外因對電離平衡的影響

1+

以0.1mol-LCH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3coOHCH3COO+HAH>0的影響。

改變條件平衡移動方向?(H+)c(H+)導電能力Ka

加水稀釋向右增大減小減弱不變

加入少量冰醋酸向右增大增大增強

通入HCl(g)向左增大增大增強不變

加NaOH(s)向右減小減小增強不變

加CH3coONa(s)向左減小減小增強不變

升高溫度向右增大增大增強增大

【名師提醒】

1.濃度：在一定溫度下，同一弱電解質溶液，濃度越小，越易電離。

2.溫度：溫度越高，電離程度越大。

3.同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，可使電離平衡向結合成弱電解質分子的方

向移動。

4.化學反應：加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使電離平衡向電離方向移動。

（考向洞察/

考向1強、弱電解質及判斷

【例1】某同學擬用pH計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是（）o

A.25。（3時,若測得0.01mol-L」NaR溶液的pH=7,則HR是弱酸

B.25。（3時，若測得0.01mol-L-iHR溶液的pH>2且pH<7,則HR是弱酸

C.25。（2時，若測得HR溶液的pH=a,取該溶液10.0mL,加蒸儲水稀釋至100.0mL,測得pH=Z）,b-a<l,

則HR是弱酸

D.25。（2時，若測得NaR溶液的pH=a,取該溶液10.0mL,升溫至50。（3,測得pH=6,a>b,則HR

是弱酸

【答案】B

【解析】25。（3時，若測得0.01molLNaR溶液的pH=7,可知NaR為強酸強堿鹽，則HR為強酸，A

項錯誤；25°C時，若測得O.Olmori/HR的溶液pH>2且pH<7,可知溶液中c（H+）<0.01moll」，所以HR

未完全電離，HR為弱酸，B項正確；假設HR為強酸，取pH=6的該溶液10.0mL,加蒸儲水稀釋至100.0mL,

測得此時溶液pH<7,C項錯誤：假設HR為強酸，則NaR為強酸強堿鹽，溶液呈中性，升溫至50。。促

進水的電離，水的離子積常數(shù)增大，pH減小，D項錯誤。

【思維建?！?/p>

強電解質和弱電解質的證明實驗（以證明某酸（HA）為弱酸為例）

實驗方法結論

⑴測0.01mol-L-1HA溶液的pHpH=2,HA為強酸；pH>2,HA為弱酸

（2）測NaA溶液的pHpH=7,HA為強酸；pH>7,HA為弱酸

（3）相同條件下，測相同濃度的HA和HC1溶導電性相同，HA為強酸；導電性弱于鹽酸，

液的導電性HA為弱酸

(4)往同濃度的HA和HC1溶液中投入大小相開始反應速率相同，HA為強酸；開始反應速

率比鹽酸慢，為弱酸

同的Zn粒或CaCO3固體HA

(5)測相同pH的HA與HC1稀釋相同倍數(shù)前pH變化倍數(shù)相同，HA為強酸；pH變化倍數(shù)

后的pH變化小于鹽酸，HA為弱酸

【變式訓練】.鳥喋吟(G)是一種有機弱堿，可與鹽酸反應生成鹽酸鹽(用GHC1表示)。已知GHC1水溶

液呈酸性，下列敘述正確的是()

A.0.001molL1GHC1水溶液的pH=3

B.0.001moll」GHC1水溶液加水稀釋，pH升高

C.GHC1在水中的電離方程式：GHC1=G+HC1

D.GHC1水溶液中：c(OH-)+c(Cl-)=c(GH+)+c(G)

【答案】B

【解析】GHC1為強酸弱堿鹽，電離出的GH+會發(fā)生水解，離子的水解較為微弱，因此0.001mol-L-1GHC1

水溶液的pH>3,A項錯誤；稀釋GHC1溶液時，GH+的水解程度增大，根據勒夏特列原理可知，溶液中c(H+)

減小，溶液pH升高，B項正確；GHC1為強酸弱堿鹽，在水中的電離方程式為GHC1=GH++C1-,C項錯誤;

根據電荷守恒可知，GHC1溶液中存在c(OH-)+c(C「尸c(H+)+c(GH+),D項錯誤。

考向2弱電解質的電離平衡

【例2】(2024?天津市第二十中學高三第二次月考)25。(2時，對于pH=2的CH3coOH溶液，下列判斷不

正確的是()

A.加水稀釋，電離平衡正向移動，溶液中所有離子濃度都減小

B.通入少量HC1氣體，電離平衡逆向移動，c(CH3coO)減小，Ka不變

C.加入少量冰醋酸，電離平衡正向移動，c(H+)增大，電離度減小

D.升高溫度，電離平衡正向移動，c(H+)增大，pH減小

【答案】A

【解析】A項，醋酸中存在如下電離CH3coOHCH3coO-+H+,向體系中加水稀釋，醋酸的電離

程度增大，電離平衡向右移動，溶液中醋酸根離子、氫離子的濃度都減小，但水的離子積不變，溶液中氫

氧根離子濃度增大，故A錯誤；B項，通入少量HC1導致溶液中c(H+)增大，抑制醋酸電離，電離平衡逆向

移動，c(CH3coO-)減小，溫度不變，則Ka不變，故B正確；C項，加入少量冰醋酸，電離平衡正向移動，

c(H+)增大，但CH3co0H的濃度增大，其電離程度減小，故C正確；D項，升高溫度促進醋酸電離，則平

衡正向移動，溶液中c(H+)增大，pH減小，故D正確；故選A。

【名師提醒】

外界條件對電離平衡影響的四個不一定：

1.加水稀釋時，溶液中不是所有離子的濃度都減??；稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H+)減小，c(OH)

增大。

2.電離平衡右移，電離程度不一定增大，如增大弱電解質的濃度，使電離平衡向右移動，但電離程度

減小。

3.電離平衡右移，電解質分子的濃度不一定減小，如對于CH3co0H-CH3coeT+H+,平衡后，加入

冰醋酸,c(CH3co0H)增大，平衡右移,根據勒夏特列原理，只能“減弱”而不能消除,再次平衡時，c(CH3coOH)

比原平衡時大。

4.電離平衡右移，離子的濃度不一定增大，如在CH3co0H溶液中加水稀釋或加少量NaOH固體，都

會引起平衡右移，但c(CH3coOH)、c(H+)都比原平衡時要小。

【變式訓練】25。(2時，醋酸溶液中存在電離平衡：CH3co0H-CH3co0-+H+。下列說法正確的是

()。

A.向體系中加入少量CH3coONa固體，平衡向左移動，c(CH3coO)減小

B.向體系中加水稀釋，平衡向右移動，溶液中所有離子的濃度都減小

C.加入少量NaOH固體(忽略溶解熱效應)，平衡向右移動，水的電離程度也隨之增大

D.升高體系溫度(忽略醋酸揮發(fā))，溶液中H+數(shù)目增多，平衡一定向左移動

【答案】C

【解析】向體系中加入少量CH3coONa固體，c(CH3coCT)增大，平衡向左移動，A項錯誤；向體系

中加水稀釋，平衡向右移動，溶液中c(CH3coO-)、c(H+)減小，溫度不變，Kw不變，根據Kw=c(H+)-c(OH-)

可知，c(H+)減小，則c(OH-)增大，B項錯誤；加入少量NaOH固體(忽略溶解熱效應)，c(OH)增大，c(H+)

減小，平衡向右移動，溶液酸性減弱，水的電離程度也隨之增大，C項正確；升高體系溫度(忽略醋酸揮發(fā)),

CH3co0H的電離程度增大，平衡向右移動，溶液中H+數(shù)目增多，D項錯誤。

考點二電離平衡常數(shù)

知識JJ

知識點1電離平衡常數(shù)

1.表達式

(1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據HA=^H++A，可表示為Ka=dA)c(H+)。

c(HA)

(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據BOH=^B++OH,可表示為Kb=《B+)aOH)

c(BOH)

2.特點

(1)電離平衡常數(shù)與溫度有關，與濃度無關，升高溫度，K值增大。

(2)電離平衡常數(shù)反映弱電解質的相對強弱，K越大，表示弱電解質越易電離,酸性或堿性越強。

(3)多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關系是K?K2?K3……，故其酸性取決于第一步電離。

3.電離平衡常數(shù)的應用

(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。

(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱：電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，酸性(或堿性)越弱。

(3)判斷復分解反應能否發(fā)生：一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。

(4)判斷微粒濃度或濃度比值的變化：利用溫度不變電離常數(shù)就不變來判斷溶液中微粒濃度或者比值的

變化情況，有時候還會結合心一起進行判斷，如：0.1moll」CH3co0H溶液中加水稀釋，

C(CHCOO-)_C(CH3COQ-)C(H+)_K

3S，加水稀釋，c(H+)減小,K.值不變,則$久力)增大。

++

C(CH3C00H)C(CH3C00H)C(H)C(H)

【名師提醒】

1.電離平衡常數(shù)表達式中離子濃度指達到平衡時溶液中存在的離子濃度，不一定是弱電解質自身電離

的，可以對比水的離子積去掌握。

2.電離度與溫度和濃度均有關，電離平衡常數(shù)只與溫度有關。

知識點2電離度

1.概念

在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時,已經電離的電解質分子數(shù)占原電解質分子總數(shù)的百分比。

2.表示方法

己電離的弱電解質分子數(shù),?_n/

xIOOTO

溶液中原有弱電解質的總分子數(shù)

弱電解質的某離子濃度

也可表示為a=xlOO%

弱電解質的初始濃度

3.影響因素

(1)相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(㈤越小。

(2)相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(a)越大。

4.電離度與平衡常數(shù)的關系

電離平衡常數(shù)與電離度(㈤的關系(以一元弱酸為例)

HA---IT+A

起始：c酸00

轉化:c酸c酸C酸,Q

c酸c酸

平衡：cs-(l—a)

Ka=㈤.a,a很小，可認為1—aM,則乂=穌咫或a=1三。

c酸.(l—a)l-ac酸

【思維建?！?/p>

電離常數(shù)的4大應用

電離常數(shù)越大，酸性（或堿性）越強。如：常溫下，CH3co0H的Ka=l.8x10

判斷弱酸（或弱

r,H2c。3的Kal=4.3x10-7、Ka2=5.6xl0—u。

堿）的相對強弱

則酸性：CH3COOH>H2CO3>HCOr

電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，堿性（或酸性）越弱。如：利用上

判斷鹽溶液的酸

面電離常數(shù)的數(shù)值可知等濃度的CH3coONa、NaHCCh、Na2cO3溶液的

性（或堿性）強弱

pH由大到小的順序為Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa

一般符合“強酸制弱酸''規(guī)律。如：利用上面中電離常數(shù)的數(shù)值可知，向

判斷復分解反應

Na2cCh溶液中加入足量CH3co0H的離子方程式為COF+

能否發(fā)生

2cH3co0H=2CH3co+H20+CO2T

弱電解質加水稀釋時，能促進弱電解質的電離，溶液中離子和分子的濃

度會發(fā)生相應的變化，但電離常數(shù)不變，題目中經常利用電離常數(shù)來判

判斷微粒濃度比斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1molL-1CH3COOH溶液加

+

值的變化?琴漢c（CH3coeT）c（CH3coeT）c（H）Ka共配底

水稀釋，一—稀釋時，

c（CHsCOOH）c（CH3COOH）-c（才）C（H+）

c（H+）減小，Ka值不變，則,（CH3c00）變大

c（CH3COOH）

考向洞察

考向1電離平衡常數(shù)及其應用

【例1】（2024?江蘇卷，12）室溫下，通過下列實驗探究SO2的性質。已知Kai（H2s03尸1.3x10-2,

8

Ka2（H2SO3）=6.2xl0-o

實驗1：將SO2氣體通入水中，測得溶液pH=3o

實驗2：將SO2氣體通入O.lmolLNaOH溶液中，當溶液pH=4時停止通氣。

實驗3：將S02氣體通入O.lmolL1酸性KMnCU溶液中，當溶液恰好褪色時停止通氣。

下列說法正確的是（）

2+

A.實驗1所得溶液中：c（SO3-）+C（HSO3-）>c（H）

2

B.實驗2所得溶液中：C（SO3-）>C（HSO3-）

C.實驗2所得溶液經蒸干、灼燒制得NaHSCh固體

22+

D.實驗3所得溶液中：c（SO4-）>c（Mn）

【答案】D

【解析】實驗1得到H2s03溶液，實驗2溶液的pH為4,實驗2為NaHSCh溶液，實驗3中SCh和酸

22++

性KMnC>4溶液反應的離子方程式為：5SO2+2MnO4-+2H2O=5SO4'+2Mn+4HoA項，實驗1得至UH2s。3

2+2+

溶液，其質子守恒關系式為：2C（SO3-）+C（HS03-）+C（0H-）=C（H）,貝!]c（SO3-）+c（HS03-）<c（H）,A錯誤；

B項，實驗2為pH為4,依據K%=1°=），貝！]6.2x1Of=二個羋）,溶液,則Jsc^-k/HSCh-），

C（HSO3）C（HSO3）

B錯誤；C項,NaHSO3溶液蒸干、灼燒制得NaHSO4固體,C錯誤;D項,實驗3依據發(fā)生的反應：5SO2+2MnO4-

22++

+2H2O=5SO4-+2Mn+4H,則恰好完全反應后c（SO42-）>c（Mn2+）,D正確；故選D。

【易錯警示】

（1）判斷強酸制弱酸的離子方程式正誤時，若產物的物質之間還能發(fā)生反應，該離子方程式一定錯誤。

（2）強酸制弱酸原理只適用于復分解反應型離子反應。

【變式訓練】（2024?湖北省第九屆高三三模）已知溶劑分子結合H+的能力會影響酸給出H+的能力，某溫

度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示，下列說法錯誤的是（）

分子式HC1O4H2SO4HC1HNO3

pK「lgKa4.877.24（一級）8.99.4

+

A.HC1O4在冰醋酸中的電離方程式：HCIO4+CH3COOHC1O4-+CH3COOH2

B.在冰醋酸中酸性：HC1O4>H2SO4>HC1>HNO3

C.結合H+的能力：H2O>CH3COOH

D.相同溫度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa

【答案】D

【解析】A項，由表格數(shù)據可知，高氯酸在冰醋酸中部分電離出高氯酸根離子和CH3coOH2+離子，電

離方程式為HCIO4+CH3coOHClOi+CH3coOH2+,A正確；B項，由表格數(shù)據可知，四種酸在冰醋

酸中的電離常數(shù)的大小順序為HC1O4>H2SO4>HC1>HNO3,則在冰醋酸中酸性的大小順序為HC1O4>

H2SO4>HC1>HNO3,B正確；C項，由表格數(shù)據可知，在水中完全電離的四種強酸在冰醋酸中均不能完全

電離，說明水分子結合氫離子的能力強于醋酸，C正確；D項，相同溫度下醋酸在液氨中的電離程度大于在

水中的電離程度，所以在液氨中的pKa小于其在水中的pKa,D錯誤；故選D。

考向2電離平衡常數(shù)等有關計算

【例2】按要求回答下列問題。

(1)已知室溫下HA的電離平衡常數(shù)K“=1.0xl0-5,則loOmLO.lmolLiHA溶液中，HA的電離度

為=

(2)已知次氯酸(HC1O)的電離平衡常數(shù)為Ka=4.0xl0-8,向20mL0.1mol4」的HC10溶液中滴加少量硫酸,

再加水稀釋至40mL,此時測得c(H+尸0.05mol?LL則溶液中cfClOmoPLqo

(3)聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應的平衡常數(shù)值為(已

14

知：N2H4+H+=^N2H5+的K=8.7xl(f；KW=1.0X10-)O聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式

為o

(4)已知25℃,NH3-H2。的KE.8X10-5,H2sCh的&/=1.3><10-2,乂2=6.2><10-8。若氨水的濃度為2.0?10卜1/,

則溶液中的“OH-)=molLlHSO］的電離常數(shù)表達式K=。將SCh通入該氨水中，

當溶液中c(H+)為l.OxlO^mol-L1時，溶液中的乜)、=____________。

C(HSO3)

【答案】(1)1%(2)4610-8(3)8.7x10-7N2H6(HSC)4)2(4)6X10-30,62

【解析】(1)由HA的電離常數(shù)可知，0.1mol-L」HA溶液中氫離子濃度為

J&C(HA)=Jixl()5x0.1=10—3mol/L,則HA的電離度為告*100%=1%；(2)次氯酸(HC1O)的電離平衡常

數(shù)為Ka="H)"C1°)=4.0x10-8,向20mLO.lmoM/1的HC1O溶液中滴加少量硫酸，再加水稀釋至40mL,

c(HC10)

則c(HC10尸0.05mol/L,此時測得c(H+尸0.05mol?L-i,依據電離平衡常數(shù)公式可知，c(C10)=4.0xlOsmol/L；

(3)聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似，則聯(lián)氨第一步電離的方程式為

N2H4+H2ON2H5++OH-,再根據已知：N2H4+H+=^N2H5+的K=8.7xl(r及Kw=1.0xl()T4,故聯(lián)氨第

一步電離平衡常數(shù)為

c(NM).c(OH)C(N2H；).C(OH)C”)c(NR；)

M++

c(N2HJc(N2H4).c(H)C(N2H4)-C(H),)()

7147

=/Cw-/C=8.7xl0xl.0xl0-=8.7xl0-；聯(lián)氨為二元弱堿，酸堿發(fā)生中和反應生成鹽，則聯(lián)氨與硫酸形成

酸式鹽的化學式為N2H6(HSO4)2；(4)由氨水的電離常數(shù)可知，2.0mol-L-i氨水中氫氧根離子濃度為

yjc(NH,-H2O)Kb=J1.8x1O=*2,0=6x10—3moi/L；HSO3-的電離常數(shù)表達式K=迎焉”;將SO2通入

該氨水中，當溶液中c(H+)為l.Oxio-oi.L-i時，溶液中的萼臬衛(wèi)2?町=0.62。

C(HSO3)C(H)io-

【思維建?！?/p>

(1)已知c(HX)和c(H+),求電離平衡常數(shù)

HXH++X-

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)

則K=q黑色。由于弱酸只有極少一部分電離，c(H+)的數(shù)值很小，因此可做近似處理:c(HX)-c(H+戶c(HX)。

則K-黑，代入數(shù)值求解即可。

C(HX)

(2)已知c(HX)和電離平衡常數(shù)，求c(H+)

HX=----H++X-

起始：c(HX)00

平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)

則長=盛鬻不由于K值很小，c(H+)的數(shù)值很小，可做近似處理:c(HX)-c(H+戶c(HX),則c(H+尸,Kc(HX),

代入數(shù)值求解即可。

【變式訓練】(1)碳氫化合物完全燃燒生成CO2和H20。常溫常壓下，空氣中的C02溶于水，達到平衡

時，溶液的pH=5.60,c(H2co3)=1.5x10-5moi.L-io若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離，則

H2cCh-HC03+H+的電離常數(shù)Ki=(已知：1()660=2.5x10-6)。

(2)已知室溫時，O.lmolLi某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，此酸的電離常數(shù)約為。

(3)在25℃T,將amol-L1的氨水與0.01mol-L-1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH，)=c(Cr),

則溶液顯______(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數(shù)式表示NH3E2O的電離常數(shù)&==

(4)常溫下，將amol-L」的醋酸與bmol-L」Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應后，溶液中存在

2+

2c(Ba)=c(CH3COO),則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)&=______(用含。和6的代數(shù)式表示)。

⑸25。(3時，向含amolNH4NO3的溶液中滴加6L氨水，溶液呈中性，則所滴加氨水的濃度為

molL'o[已知長(1\歸3-1120尸2乂10-5]

【答案】(1)4.2x10〃⑵wo一7⑶中焉(4嗜⑸就

【解析】(1)由H2CO3H++HCO3得黑，」°：；：黑。2x10-7。

(2)由電離常數(shù)表達式算出(噎，匕"I。一7。

(3)氨水與鹽酸等體積混合，電荷守恒關系式為c(NH^)+c(H+尸c(Cl-)+c(OH),因c(NH青尸c(C『)，故有

c(H+)=c(OH),溶液顯中性。

NHrHzONH|+OH-

濃度/(molL?羅＞0.01

2

亍0.01*1r。c-7109c

Kb=

a0.01a-0.01

2+

(4)根據電荷守恒2c(Ba2+)+c(H+尸c(OH)+c(CH3coO)，由于c(CH3COO)=2c(Ba)=Z?moll/，所以

c(H+尸c(OH)溶液呈中性。

CH3COOHCH3coO+H+

濃度/(molU)gbb

10'7b2b10-7

Ka=

|-ba-2b

(5)根據溶液呈中性可知c(OH-)=c(H+)=1x10-7mol-L-1,"(NHO="(NOg)=amol。設加入的氨水的濃度為c

c(NH力C(0H-)，1O-7

mol.L-1,混合溶液的體積為ML,由感2=2x10-5,得c—。

C(NH3H2O)手

考點三強酸(堿)和弱酸(堿)稀釋圖像

知識點1等體積、等濃度的鹽酸、醋酸

pH

7

^z^^^CHsCOOHc-----

1歷還嗨COOH

0O―文K(zk)

分析：加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大分析：加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多

知識點2相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸

分析：加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大分析：加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多

知識點3pH與稀釋倍數(shù)的線性關系

分析：(1)HY為強酸，HX為弱酸分析：(l)MOH為強堿，ROH為弱堿

(2)a、b兩點的溶液中：c(X-)zc(Y-)⑵起始時，c(ROH)>c(MOH)

(3)水的電離程度：d>c>a=b(3)水的電離程度：a>b

【名師總結s】

以一元強酸(HC1)與一元弱酸(CH3coOH)的比較為例

(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

匕較項目中和堿的能與活潑金屬反應產開始與金屬反

c(H+)PH

酸力生H2的量應的速率

鹽酸大小大

相同相同

醋酸溶液小大小

(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較

比較

中和堿的

\^項目與足量活潑金屬反開始與金屬反

c(H+)C(酸)

應的速率

能力應產生H2的量

酸

鹽酸小小少

相同相同

醋酸溶液大大多

考向1酸或堿溶液的起始濃度相同

[例1](2024?浙江省部分學校高三選考模擬)在25。(2下，稀釋CH3COOH和某酸HA的溶液，溶液pH

變化的曲線如圖所示，其中V1表示稀釋前的體積，V2表示稀釋后的體積，下列說法錯誤的是()

A.m<4,兩種酸溶液pH相同時，C(HA)<C(CH3COOH)

B.a、b兩點中，水的電離程度a小于b

C.25。<2時，等濃度的CH3coONa與NaA溶液中，c(A)<c(CH3co0-)

c(CH,COO)

D.曲線上a、b兩點中，g、人、的比值一定相等

C(CH3COOH)-C(OH)

【答案】A

【解析】A項，m<4,兩種酸都是弱酸，HA的酸性小于CH3co0H,故pH相同時，c(CH3COOH)

<c(HA),A項錯誤；B項，a點pH小于b點pH,則a溶液中c(H+)大，對水的電離抑制程度大，因此水的

電離程度：a小于b,B項正確；C項，CH3co0H和HA者B是弱酸，其中HA的酸性弱于CH3co0H,25℃

c|CH.COO'I

時，等濃度的CH3coONa和NaA溶液中，c(A-)<c(CH3co0-)，C項正確；D項,