11 电离平衡文档格式.docx
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C．任何电解质溶液中都存在电荷守恒和物料守恒，根据电荷守恒得c（HCOO—）+c（OH—）=c（Na+）+c（H+），混合溶液中溶质为等物质的量浓度的HCOOH和HCOONa；
D．二者混合后溶液中的溶质为等物质的量浓度的CH3COONa、CH3COOH和NaCl，混合溶液的pH＜7，说明醋酸电离程度大于醋酸钠水解程度。
故D正确。
锁定考点
一.影响电离平衡的因素
⑴浓度：
同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离的方向移动，但电解质的电离程度减小；
稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。
在醋酸的电离平衡CH3COOH
CH3COO-+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）变小，加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c（CH3COOH）、c（H+）、c（CH3COO-）增大，但电离程度变小。
⑵温度：
温度越高，电离程度越大
由于弱电解质的电离一般是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。
⑶同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
⑷化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。
二.以电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+为例，各种因素对电离平衡的影响可归纳为下表：
移动方向
c（H+）
n（H+）
c（OH-）
导电能力
电离程度
加水稀释
向右
减小
增多
减弱
增大
加冰醋酸
增强
升高温度
加NaOH（s）
减少
H2SO4（浓）
向左
加醋酸铵（s）
加金属Mg
加CaCO3（s）
三.电离方程式的书写
（1）强电解质用“＝”，弱电
解质用“
”
（2）多元弱酸分步电离，以第一步为主：
例如：
NaCl=Na++Cl－
NH3·
H2O
NH4++OH—
H3PO4
H++H2PO4—（为主）
（3）酸式盐：
强酸的酸式盐完全电离，一步写出，如NaHSO4＝Na++H++SO42一。
弱酸的酸式盐强中有弱酸根离子的要分步写出：
如NaHCO3＝Na++HCO3一；
HCO3
一
CO32一+H+
（4）Al（OH）3是中学涉及的一种重要的两性氢氧化物，存在酸式电离和碱式电离：
Al3++3OH-
Al（OH）3
AlO2-+H++H2O
【拓展提升】
电解质溶液的导电性和导电能力
⑴电解质不一定导电（如NaCl晶体、无水醋酸），导电物质不一定是电解质（如石墨），非电解质不
导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
⑵电解质溶液导电能力是由溶液中自由移动的离子浓度决定的，离子浓度大，导电能力强；
离子浓度小，导电能力弱。
离子浓度大小受电解质的强弱和溶液浓度大小的决定。
所以强电解质溶液导电能力不一定强，弱电解质溶液导电能力也不一定弱。
【名师点拨】
电解质的电离情况分类说明：
①NaCl、NaOH等盐、强碱类离子化合物在水溶液里或熔融状态下都能发生电离，都能导电。
② Na2O、MgO等活泼金属氧化物类离子化合物在熔融状态下能电离且能导电，或与水反应（Na2O），或不溶于水，因此不谈他们在水溶液中的电离。
③H2SO4，HCl，CH3COOH等酸类共价化合物在水溶液中能电离，能导电，但在熔融状态下不电离、不导电，在其纯溶液中只有分子，没有离子。
注意：
共价化合物在熔融状态下不发生电离。
④NaHCO3、NH4Cl等热稳定性差的盐类电解质受热易分解，因此只谈它们在水溶液中的电离。
⑤强酸的酸式盐在熔融状态下和水溶液里的电离程度是
不同的：
NaHSO4溶于水NaHSO4=Na++H++SO42－，NaHSO4熔融状态下NaHSO4=Na++HSO4－
四.电离平衡常数
1.一元弱酸：
CH3COOH
H＋＋CH3COO－
2.一元弱碱：
NH3·
（1）电离平衡常数是温度函数，温度不变K不变，不随浓度的改变而改变。
（2）K值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；
K值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；
即K值大小可判断弱电解质相对强弱。
（3）多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生H+，对二级、三级电离产生抑制作用。
如：
H3PO4
H＋＋H2PO
K1＝7.1×
10－3
H2PO
H＋＋HPO
K2＝6.3×
10－8
HPO
H＋＋PO
K3＝4.20×
10－13
① 电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．
② 多元弱酸溶液中的c（H＋）是各步电离产生的c（H＋）的总和，在每步的电离常数表达式中的c（H＋）是指溶液中H＋的总浓度而不是该步电离产生的c（H＋）．
③ 电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；
温度不同，K值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响．
④ 电离常数的意义
a表明弱电解质电离的难易程度．K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；
反之，电解质越难电离。
b比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO2的K＝4.6×
10－4，CH3COOH的K＝1.8×
10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强。
小题快练
1．（2018届辽宁葫芦岛市普通高中高三上学期期末）设NA为阿伏加德罗常数的数值，下列说法正确的是
A.1mol
苯乙烯中含碳碳双键数为4NA
B.盛有SO2的密闭容器中含有NA个氧原子，则SO2的物质的量为0.5mol
C.标准状况下，2.24LCl2溶于水，转移6.02×
1022个电子
D.1L0.1mol•L-1
的氨水中有0.1NA个NH4+
【答案】B
2．（2018届四川省绵阳市高三第二次诊断）室温下，浓度均为0.1mol/L.体积均为V0的NaX、NaY溶液分别加水稀释至体积V。
已知pOH=-lgc（OH-）,pOH与
的变化关系如图所示。
下列叙述正确的是
A.HX、HY都是弱酸，且Ka（HX）>
Ka（HY）
B.图中pOH随
变化始终满足直线关系
C.
=3时，NaX溶液中所含离子总数小于NaY溶液
D.分别向稀释前的两种溶液加盐酸至pH=7时，c（X-）=c（Y-）
【答案】A
【解析】A.NaX、NaY溶液pOH≠7，表明NaX、NaY发生水解，所以HX、HY都是弱酸，浓度均为0.1mol/L.的NaX、NaY溶液的pH分别为4和3，表明水解程度：
NaX<
NaY，所以Ka（HX）>
Ka（HY），故A正确；
B.当
很大时，图中pOH变化很小，所以图中pOH随
变化不会始终满足直线关系，故B错误；
C.溶液中电荷守恒：
c（X-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），c（OH-）+c（Y-）=c（Na+）+c（H+），
=3时，NaX溶液中pOH较大，c（OH-）较小，c（H+）较大，所含离子总数大于NaY溶液，故C错误；
D.分别向稀释前的两种溶液加盐酸至pH=7时，溶液中电荷守恒：
c（X-）+c（OH-）+c（Cl-）=c（Na+）+c（H+），c（OH-）+c（Y-）+c（Cl-）=c（Na+）+c（H+），将c（OH-）=c（H+）代入得，c（X-）+c（Cl-）=c（Na+），c（Y-）+c（Cl-）=c（Na+），由于NaX溶液中pOH较大，加入盐酸较少，c（Cl-）较小，所以c（X-）>
c（Y-），故D错误。
故选A。
3．（2018届天津市和平区高三上学期期末）常温下，下列有关电解质溶液的说法正确的是
A.向NH4Cl
溶液中加入NaOH
溶液至呈中性，溶液中c（Na+）=c（NH3·
H2O）
B.用少量水稀释0.1mol·
L-1氨水时;
溶液中
C.将Na2CO3溶液从20℃升温至30
℃，溶液中
D.pH=
5.5
的CH3COOH
与CH3COONa
混合溶液中c（Na+）>
c（CH3COO-）
【解析】A.向NH4Cl
溶液至呈中性，溶液中c（Na+）+c（NH4+）=c（Cl-），而由NH4Cl
的物料守恒可知，c（NH3·
H2O）+c（NH4+）=c（Cl-），两式联列可得：
c（Na+）=c（NH3·
H2O），A正确；
L-1氨水时，平衡正向移动，等体积溶液中，氢氧根的物质的量增大，而一水合氨的物质的量减小，所以，溶液中
增大，B错误；
℃，促进碳酸根离子的水解，平衡正向移动，水解平衡常数增大，由水解平衡常数表示式可知，溶液中
减小，C错误；
混合溶液，CH3COOH电离大于CH3COO-的水解，CH3COONa的物料守恒可知，c（CH3COO-）>
c（Na+），D错误。
答案选A。
4．（2018届辽宁师范大学附属中学高三上学期期末）巳知：
25℃时某些弱酸的电离平衡常数。
下面图像表示常温下稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时、溶液pH随加水量的变化，下列说法正确的是
HClO
H2CO3
Ka=1.8×
10-3
Ka=3.0×
10-8
Ka1=4.1×
10-7
Ka2=5.6×
10-11
A.相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度的大小关系是c（Na+）>
c（ClO-）>
c（CH3COO-）>
c（OH-）>
B.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为：
2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO32-
C.图像中a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度
D.图像中a、c两点处的溶液中
相等（HR代表CH3COOH或HClO）
【解析】A.酸性：
CH3COOH>
HClO，所以水解程度：
CH3COONa<
NaClO，因此，相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中各离子浓度的大小关系是c（Na+）>
c（H+），故A错误；
B.酸性：
H2CO3>
HClO>
HCO3-，所以向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为：
ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3-，故B错误；
C.图像中pH变化较快的酸的酸性较强，浓度较小，所以a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度，故C错误；
D.图像中a、c两点处的溶液中盐的水解常数相等，所以
相等，故D正确。
故选D。
5．（2018届北京市东城区高三第一学期期末）常温时，向20mL0.1mol/L的CH3COOH溶液中逐滴滴加0.1mol/L的NaOH溶液，滴入NaOH溶液的体积与溶液pH的变化如图所示。
下列说法正确的是
A.a点的pH=1
B.b点时，c（CH3COO—）=0.05mol/L
C.c点时，V（NaOH）=20mL
D.反应过程中
的值不断增大
【解析】A、CH3COOH为弱酸，部分电离，a点为0.1mol/L的CH3COOH溶液，c（H+）浓度小于0.1mol/L，则pH大于1，故A错误；
B、b点溶质为CH3COOH和CH3COONa，二者物质的量相等；
溶液体积由20mL扩大为30mL，根据物料守恒c（CH3COOH）+c（CH3COO－）=0.1mol/L×
；
CH3COOH的电离和CH3COO－的水解均是微弱的，则二者的浓度应均接近于
≈0.033mol/L，不会等于0.05mol/L，故B错误；
C、假设c点时，V（NaOH）=20mL，则CH3COOH与NaOH恰好完全反应生成CH3COONa，此时溶液显碱性，pH＞7，与图不符，故假设不成立，故C错误；
D、
，随着NaOH的加入，溶液的碱性逐渐增强，c（H+）逐渐减小，而温度不变，Ka不变，则
的值逐渐增大，故D正确。
6．（2018届北京市东城区高三第一学期期末）下列表述合理的是
A.苯与乙炔的实验式均是C2H2
B.H2O2的电子式是
C.溴乙烷的比例模型是
D.NH3﹒H2O的电离方程式是NH3﹒H2O==
+
【答案】C
7．（2018届北京市海淀区高三上学期期末）现有常温下体积均为10mL、pH=3的两种溶液：
①HCl溶液，②CH3COOH溶液。
下列说法中，正确的是
A.溶液中溶质的物质的量浓度：
①>
②
B.溶液中酸根的物质的量浓度：
①=②
C.加水稀释至1L，溶液的pH：
①<
D.分别加入等浓度NaOH溶液至中性，消耗NaOH的量：
【解
析】A.HCl是强电解质，在溶液中完全电离，CH3COOH是弱电解质，在溶液中部分电离，则pH相等的两种溶液中，溶质的物质的量浓度：
②>
①，故A错误；
B.两溶液的pH相等，说明两溶液中c（H＋）相等，由电离方程式HCl=H＋＋Cl－和CH3COOH
H＋＋CH3COO－可知，溶液中酸根离子的物质的量浓度：
①=②，故B正确；
C.加水稀释至1L，则两溶液均稀释100倍，因HCl是强电解质，在溶液中完全电离，稀释后HCl溶液的pH=5，CH3COOH是弱电解质，在溶液中部分电离，稀释后CH3COOH溶液的pH：
3＜pH＜5，所以两溶液的pH：
②<
①，故C错误；
D.根据A项分析可知，10mL、pH=3的两溶液中溶质的物质的量浓度：
①，则分别加入等浓度NaOH溶液至中性，消耗NaOH的量：
①＜②，故D错误；
答案选B。
8．（2018届广东省东莞市高三上学期期末教学质量检查）常温时，1mol·
L-1的HClO2和1mol·
L-1的HMnO4两种酸溶液，起始时的体积均为V0，分别向两溶液中加水进行稀释，所得曲线如图所示。
下列说法正确的是（）
A.当稀释至pH均为3时，溶液中c（ClO2-）>
c（MnO4-）
B.在0≤pH≤5时，HMnO4溶液满足：
pH=1g
C.常温下，浓度均为0.1mol·
L-1的NaClO2和NaMnO4溶液的pH：
NaMnO4>
NaClO2
D.稀释前分别用1mol·
L-1的NaOH溶液中和，消耗的NaOH溶液体积：
HMnO4＞HClO2
【解析】从图像可知，V/V0=1000时，1mol·
L-1的HMnO4稀释后的溶液pH=3，所以HMnO4为强酸，HClO2为弱酸；
同浓度的两种酸，当pH均为3时，根据物料守恒规律：
HMnO4溶液：
c（H+）=c（MnO4-）;
HClO2溶液：
c（H+）=c（ClO2-）+c（HClO2）；
根据上述等式看出溶液中c（ClO2-）<
c（MnO4-）；
A错误；
酸性：
HClO2<
HMnO4，同浓度的NaClO2水解显碱性，pH>
7，NaMnO4溶液不水解显中性；
C错误；
两种都为一元弱酸，同体积同浓度中和1mol·
L-1的NaOH溶液能力相同，D错误；
根据图像可知：
因为HMnO4为强酸，满足0≤pH≤5时，溶液的pH与溶液体积稀释的关系pH=1g
+1-1=1g
C正确；
正确答案选C。
9．（2018届福建省泉州市普通高中高三单科质量检查）已知某酸H2B在水溶液中存在下列关系：
H2B=H++HB-，HB-
H++B2-。
则下列关于酸式盐NaHB溶液的说法中正确的是
A.电离方程式：
NaHB=Na++H++B2-
B.NaHB溶液可能呈酸性或碱性
C.NaHB和NaOH溶液反应的离子方程式：
HB-+OH-=H2O+B2-
D.该溶液中：
c（Na+）=c（H2B）+c（HB-）+c（B2-）
【解析】A.HB-难电离，所以电离方程式：
NaHB=Na++HB-，故A错误；
B.HB-只电离，不水解，所以NaHB
溶液呈酸性，故B错误；
C.NaHB
和NaOH
溶液反应的离子方式：
HB-+OH-=
H2O+B2-，故C正确；
D.该溶液中不存在H2B，所以c（Na+）=c（HB-）+c（B2-），故D错误。
故选C。
10．（2018届天津市河西区上学期期末）常温下，Ka（CH3COOH）=2×
10-5，
Ka（HCOOH）=2×
10-4,Kb（NH3·
H2O）=2×
10-5，下列说法不正确的是
A.向0.1mol/LHCOOH溶液中加入少量水，溶液中c（H+）/c（HCOOH）增大
B.浓度均为0.1mol/L的HCOOH和NH4Cl溶液，由水电高出的c（OH-）前者小于后者
C.用0.1mol/L的NaOH溶液分别中和等体积等pH的HCOOH和CH3COOH溶液，消耗NaOH溶液的体积相等
D.0.05mol/L的CH3COOH溶液中pH=3
11．（2018届福建省三明市第一中学高三上学期第二次月考）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
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
=4时，三种溶液同时升高温度，
D.当lg
=5时，HA溶液的pH为7
【解析】A项，由图可知，HA稀释10倍pH增大1，则HA为强酸，HB、HC稀释10倍pH增大值小于1，则HB、HC为弱酸，HB、HC稀释同等倍数，pH的改变值：
HB
HC，酸性：
HC，常温下，Ka（HB）
Ka（HC），正确；
B项，对HC，b点稀释的倍数大于a点，加水稀释促进弱酸的电离，HC的电离度：
a点
b点，正确；
C项，HA为强酸，对HA溶液升高温度，c（A-）不变，对HC溶液升高温度促进HC电离，c（C-）增大，
减小，正确；
D项，HA溶液为酸溶液，无论如何稀释pH
7，错误；
答案选D。
12．（2018届福建省三明市第一中学高三上学期第二次月考）常温下用0.10mol·
L-1NaOH溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.10mol·
L-1CH3COOH（Ka=1.75×
10-5）溶液和HCN（Ka=4.9×
10-10）溶液所得滴定曲线如下图。
A.曲线I和曲线II分别代表的是CH3COOH和HCN
B.点①和点②所示溶液中：
C.点③和点⑤所示溶液中由水电离出的c（H+）：
⑤>
③
D.在点②和③之间（不包括端点）存在关系：
c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（OH-）
【解析】A项，CH3COOH的Ka大于HCN的Ka，物质的量浓度都是0.1mol/L的CH3COOH溶液的pH小于HCN，曲线I代表的是HCN，曲线II代表的是CH3COOH，错误；
B项，点①和点②表示加入10mLNaOH溶液，此时点①中的物料守恒为c（HCN）+c（CN-）=2c（Na+），点②中的物料守恒为c（CH3COOH）+c（CH3COO-）=2c（Na+），由于两溶液中c（Na+）相等，则c（HCN）+c（CN-）=c（CH3COOH）+c（CH3COO-），即c（CH3COO-）-c（CN-）=c（HCN）-c（CH3COOH），正确；
C项，点③溶液由CH3COONa和CH3COOH混合而成，点⑤溶液由NaCN和HCN混合而成，点③和点⑤溶液中的OH-全部来自水电离，点③和点⑤溶液的pH都等于7，点③和点⑤溶液中水的电离程度相等，错误；
D项，NaOH溶液滴定CH3COOH溶液的过程中，溶液中存在电荷守恒：
c（Na+）+c（H+）=c（C
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