题组一 弱电解质的电离平衡
1．（2016·连云港一中检测）向0.1mol/L的CH3COOH溶液中加水或加入少量CH3COONa晶体时，下列有关叙述不正确的是（ ）
A．都能使溶液的pH增大
B．都能使溶液中c（H＋）·c（CH3COO－）增大
C．都能使溶液中
增大
D．溶液中c（H＋）·c（OH－）不变
解析：
选B。
CH3COOH在水溶液中存在电离平衡：
CH3COOH
CH3COO－＋H＋，加水促进电离，但是c（H＋）减小，pH增大；加CH3COONa晶体时，平衡左移，c（H＋）减小，pH增大，A选项正确。
加水时，除c（OH－）增大外，其他离子浓度都减小，c（H＋）·c（CH3COO－）减小；加醋酸钠时电离常数K不变，但c（CH3COOH）增大，故c（H＋）·c（CH3COO－）增大，B选项错误。
加水时，各组分浓度成比例减小，但由于加水促进电离，则n（CH3COO－）增大，n（CH3COOH）减小，
＝
增大；加CH3COONa晶体时，虽然平衡左移，但是c（CH3COO－）增大的幅度比c（CH3COOH）大，则
增大，C选项正确。
Kw＝c（H＋）·c（OH－），Kw只与温度有关，D选项正确。
2．0.1mol·L－1氨水10mL，加蒸馏水稀释到1L后，下列变化中正确的是（ ）
①电离程度增大 ②c（NH3·H2O）增大 ③NH
数目增多 ④c（OH－）增大 ⑤导电性增强 ⑥
增大
A．①②③ B．①③⑤
C．①③⑥D．②④⑥
解析：
选C。
氨水加水稀释，电离程度增大，则c（NH3·H2O）减小，NH
数目增多，①③对，②错；溶液中n（OH－）增大，但c（OH－）减小，④错；溶液稀释时c（NH
）、c（OH－）均减小，溶液导电性减弱，⑤错；根据K＝
，则
＝
，由于温度不变，K不变，而c（OH－）减小，则
增大，⑥对。
题组二 电离平衡定向移动分析
3．（2016·天津模拟）在CH3COOH溶液中存在如下平衡：
CH3COOH
H＋＋CH3COO－。
加入少量下列固体物质，能使平衡逆向移动的是（ ）
A．NaClB．CH3COONa
C．Na2CO3D．NaOH
解析：
选B。
必须加入与平衡有关的微粒才能影响平衡移动，A项不影响平衡；若加Na2CO3或NaOH，将与H＋反应使平衡正向移动；加入CH3COONa，c（CH3COO－）增大，平衡逆向移动。
4．（2016·北京海淀区模拟）稀氨水中存在着下列平衡：
NH3·H2O
NH
＋OH－，若要使平衡向逆方向移动，同时使c（OH－）增大，应加入适量的物质或采取的措施是（ ）
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水 ⑤加热
⑥加入少量MgSO4固体
A．①②③⑤B．③⑥
C．③D．③⑤
解析：
选C。
若在氨水中加入NH4Cl固体，c（NH
）增大，平衡向逆方向移动，c（OH－）减小，①不符合题意；硫酸中的H＋与OH－反应，使c（OH－）减小，平衡向正方向移动，②不符合题意；当在氨水中加入NaOH固体后，c（OH－）增大，平衡向逆方向移动，③符合题意；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向正方向移动，c（OH－）减小，④不符合题意；电离属吸热过程，加热平衡向正方向移动，c（OH－）增大，⑤不符合题意；加入MgSO4固体发生反应：
Mg2＋＋2OH－===Mg（OH）2↓，溶液中c（OH－）减小，平衡向正方向移动，⑥不符合题意。
（1）向冰醋酸中加水形成溶液一直到溶液被稀释的过程中，各种变化如下：
醋酸的电离程度一直增大，电离产生的H＋、CH3COO－数目一直增大，但c（CH3COO－）、c（H＋）先增大后减小，c（OH－）先减小后增大，c（CH3COOH）一直减小。
（2）稀释氨水时，虽然电离程度增大，n（OH－）增大，但由于溶液体积增大的倍数更多，导致c（OH－）减小，导电能力下降。
考点二 电离平衡常数[学生用书P178]
1．表达式
（1）对于一元弱酸HA：
HA
H＋＋A－，电离平衡常数K＝
。
（2）对于一元弱碱BOH：
BOH
B＋＋OH－，电离平衡常数K＝
。
2．特点
（1）电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K值增大。
（2）多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2≫K3≫…，故其酸性取决于第一步。
3．意义
K值越大，说明弱电解质越易电离，其酸（碱）性越强。
1．
（1）填写下表
弱电解质
电离方程式
电离常数
NH3·H2O
K＝1.7×10－5
CH3COOH
K＝1.7×10－5
HClO
K＝4.7×10－8
（2）CH3COOH酸性________HClO酸性（填“大于”“小于”或“等于”），判断的依据：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案：
（1）NH3·H2O
NH
＋OH－ CH3COOH
CH3COO－＋H＋ HClO
H＋＋ClO－
（2）大于 相同条件下，醋酸的电离常数大于次氯酸的电离常数
2．（教材改编）下列关于电离平衡常数（K）的说法中正确的是（ ）
A．电离平衡常数（K）越小，表示弱电解质电离能力越弱
B．电离平衡常数（K）与温度无关
C．相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数（K）不同
D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1＜K2＜K3
解析：
选A。
电离平衡常数随温度的变化而变化，多元弱酸分步电离，电离平衡常数逐渐减小，K越小说明弱电解质的电离能力越弱。
名师点拨
（1）电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关，与其他条件无关。
（2）依据电离平衡常数除了可以比较弱电解质的电离能力外，还能判断电离平衡的移动方向。
（3）在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。
（2016·杭州七校联考）已知25℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是（ ）
酸
醋酸
次氯酸
碳酸
亚硫酸
电离平衡常数
K＝1.75×10－5
K＝2.98×10－8
K1＝4.30×10－7K2＝5.61×10－11
K1＝1.54×10－2K2＝1.02×10－7
A.25℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3
B．将0.1mol·L－1的醋酸不断加水稀释，所有离子浓度均减小
C．少量SO2通入Ca（ClO）2溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO
D．少量CO2通入NaClO溶液中反应的离子方程式为CO2＋H2O＋2ClO－===CO
＋2HClO
[解析] 根据表中数据可知，酸性：
亚硫酸＞醋酸＞碳酸＞亚硫酸氢根离子＞次氯酸＞碳酸氢根离子。
A项，相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液，对应酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大，溶液中氢氧根离子浓度越大，pH越大，水解程度：
CH3COO－＜SO
＜ClO－＜CO
，所以碱性最强的是Na2CO3，正确；B项，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的电离程度增大，但是溶液中氢离子浓度减小，由于Kw不变，所以氢氧根离子浓度增大，错误；C项，少量SO2通入Ca（ClO）2溶液中，反应生成的次氯酸能够氧化亚硫酸根离子，正确的离子方程式为Ca2＋＋2SO2＋2H2O＋2ClO－===CaSO4↓＋SO
＋4H＋＋2Cl－，错误；D项，少量CO2通入NaClO溶液中，反应生成次氯酸和碳酸氢根离子，反应的离子方程式为CO2＋H2O＋ClO－===HCO
＋HClO，错误。
[答案] A
例2中H2CO3的电离平衡常数K1、K2差别很大的原因（从电离平衡的角度解释）：
________________________________________________________________________。
答案：
第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用
利用电离平衡常数解题的思维模型
题组一 电离平衡常数的应用
1．运用电离平衡常数判断下列可以发生的反应是（ ）
酸
电离平衡常数（25℃）
碳酸
K1＝4.3×10－7K2＝5.6×10－11
次溴酸
K＝2.4×10－9
①HBrO＋Na2CO3===NaBrO＋NaHCO3
②2HBrO＋Na2CO3===2NaBrO＋H2O＋CO2↑
③HBrO＋NaHCO3===NaBrO＋H2O＋CO2↑
④NaBrO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HBrO
A．①③ B．②④
C．①④D．②③
解析：
选C。
根据复分解反应中较强酸制备较弱酸的原理，①中K（次溴酸）＝2.4×10－9＞K2（碳酸）＝5.6×10－11，能发生；④中K（次溴酸）＝2.4×10－9＜K1（碳酸）＝4.3×10－7，能发生；②和③都不能发生。
2．25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：
化学式
CH3COOH
H2CO3
HClO
电离平
衡常数
1.7×10－5
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
3.0×10－8
请回答下列问题：
（1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为
________________________________________________________________________。
（2）同浓度的CH3COO－、HCO
、CO
、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。
（3）物质的量浓度均为0.1mol·L－1的下列四种物质的溶液：
a.Na2CO3，b.NaClO，c.CH3COONa，d.NaHCO3，pH由大到小的顺序是__________________（填编号）。
（4）常温下0.1mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀释过程中，下列表达式的数据一定变小的是__________（填序号）。
A．c（H＋） B．c（H＋）/c（CH3COOH）
C．c（H＋）·c（OH－）D．c（OH－）/c（H＋）
E.
若该溶液升高温度，上述表达式的数据增大的是________。
答案：
（1）CH3COOH>H2CO3>HClO
（2）CO
>ClO－>HCO
>CH3COO－
（3）a>b>d>c
（4）A ABCE
题组二 电离平衡常数的简单计算
3．25℃时，2.0×10－3mol·L－1氢氟酸水溶液中，调节溶液pH（忽略体积变化），得到c（HF）、c（F－）与溶液pH的变化关系，如下图所示：
25℃时，HF电离平衡常数的数值K＝________。
解析：
K＝
，当c（F－）＝c（HF）时，K＝c（H＋），查图中的交点处即为c（F－）＝c（HF），故所对应的pH即为K的负对数，由图中数据可得K＝10－3.45或（3.5×10－4）。
答案：
10－3.45（或3.5×10－4）
4．在25℃下，将amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c（NH
）＝c（Cl－），则溶液显______性（填“酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K＝________________________________________________________________________。
解析：
所发生反应的化学方程式为NH3·H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O，由电荷守恒可知：
c（NH
）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），因为c（NH
）＝c（Cl－），所以c（OH－）＝c（H＋），故溶液显中性。
K＝
，c（NH
）＝c（Cl－）＝0.005mol·L－1，c（OH－）＝c（H＋）＝10－7mol·L－1。
c（NH3·H2O）＝
mol·L－1－c（NH
）＝（
－0.005）mol·L－1。
所以K＝
＝
。
答案：
中
（1）改变温度，电离平衡常数和化学平衡常数的变化不一定一致。
升高温度，电离平衡常数一定增大，因为弱电解质的电离都是吸热的；而升高温度，对于吸热的可逆反应来说，化学平衡常数增大，而对于放热的可逆反应来说，则减小。
（2）多元弱酸利用电离平衡常数比较酸性强弱时，只比较第一步电离的平衡常数即可。
（3）电离平衡常数的应用
①判断弱酸（或弱碱）的相对强弱。
电离平衡常数越大，酸性（或碱性）越强。
②判断盐溶液的碱性（或酸性）强弱。
酸（或碱）的电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性（或酸性）越弱。
③判断复分解反应能否发生。
一般符合“强酸制弱酸”规律。
④判断微粒浓度比值的变化
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离平衡常数不变，考题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
例如，0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀释：
＝
＝
，酸溶液加水稀释，c（H＋）减小，K值不变，则
增大。
考点三 强、弱电解质的比较与判断[学生用书P179]
一、强、弱电解质的比较
以一元强酸（HCl）与一元弱酸（CH3COOH）的比较为例。
等物质的量浓度
的盐酸（a）与醋
酸溶液（b）
等pH的盐酸（a）
与醋酸溶液（b）
pH或物质的量浓度
pH：
a物质的量浓
度：
a溶液的导电性
a>b
a＝b
水的电离程度
aa＝b
加水稀释等倍数pH的变化量
a>b
a>b
续 表
等物质的量浓度
的盐酸（a）与醋
酸溶液（b）
等pH的盐酸（a）
与醋酸溶液（b）
等体积溶液中和NaOH的量
a＝b
a分别加该酸的钠盐固体后pH
a：
不变
b：
变大
a：
不变
b：
变大
开始与金属反应的速率
a>b
相同
等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量
相同
a二、强、弱电解质的判断方法（以HA为例）
1．从是否完全电离的角度判断
方法1
测定一定浓度的HA溶液的pH
若测得0.1mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸
方法2
跟同浓度的盐酸比较导电性
若导电性和盐酸相同，则为强酸；若比盐酸弱，则为弱酸
方法3
跟同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢
若反应速率相同，则为强酸；若比盐酸慢，则为弱酸
2.从是否存在电离平衡的角度判断
（1）从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断
如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。
（2）从升高温度后pH的变化判断
若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。
因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c（H＋）增大。
而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。
3．从酸根离子是否能发生水解的角度判断
可直接测定NaA溶液的pH：
若pH＝7，则HA是强酸；若pH>7，则HA是弱酸。
1．（2016·沈阳高三模拟）将c（H＋）相同的盐酸和醋酸分别用蒸馏水稀释至原来体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的c（H＋）仍相同，则m和n的关系是（ ）
A．m>n B．mC．m＝nD．不能确定
解析：
选B。
因为醋酸是弱酸，加水促进电离，溶液中n（H＋）增大，而盐酸是强酸，在水中完全电离，加水后，溶液中n（H＋）不变，所以要使稀释后两溶液c（H＋）相同，就必须使m2．（2016·东北师大附中模拟）已知HCl为强酸，下列对比实验不能用于证明CH3COOH为弱酸的是（ ）
A．对比等浓度的两种酸溶液的pH
B．对比等浓度的两种酸溶液与相同大小镁条反应的初始速率
C．对比等浓度、等体积的两种酸溶液与等量NaOH溶液反应后放出的热量
D．对比等浓度、等体积的两种酸溶液与足量Zn反应生成H2的体积
解析：
选D。
对比等浓度的两种酸的pH，若醋酸pH比盐酸pH大，说明醋酸没有完全电离，可说明为弱酸，故A项不选；氢离子浓度越大，初始反应速率越大，可对比等浓度的两种酸溶液与相同大小镁条反应的初始速率判断酸性的强弱，故
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