高考化学弱电解质电离平衡复习指导

高考化学弱电解质电离平衡复习指导弱电解质的电离平衡是高考化学“水溶液中的离子平衡”板块的核心内容，它串联起电解质分类、平衡移动原理等基础知识点，更是盐类水解、沉淀溶解平衡的学习基石。复习时需紧扣“平衡本质—影响因素—定量分析—实际应用”的逻辑链条，突破概念混淆与思维误区。一、核心概念：从“电离差异”到“平衡建立”（一）弱电解质的判定逻辑强电解质（如强酸、强碱、大部分盐）在水溶液中完全电离（电离方程式用“=”），弱电解质（弱酸、弱碱、水）仅部分电离（电离方程式用“⇌”）。判断时需结合实验证据：相同浓度下，弱电解质溶液导电能力更弱（离子浓度低）；稀释时，弱电解质的pH变化更平缓（电离平衡的“缓冲”作用）；与活泼金属反应，弱电解质的反应速率随时间下降更慢（持续电离补充离子）。例如，0.1mol/L的CH₃COOH与HCl，前者pH>1（H⁺未完全电离），后者pH=1（H⁺完全电离）。（二）电离平衡的动态特征弱电解质的电离是可逆过程，当“电离速率=结合速率”时，体系达到电离平衡。平衡状态具有“动、定、变”的特点：动态平衡：电离与结合始终进行，v(电离)=v(结合)≠0；定：平衡时各粒子浓度（或物质的量分数）保持稳定；变：温度、浓度等条件改变时，平衡会依勒夏特列原理移动。二、平衡移动：因素分析与“变”的规律（一）温度：升温促进电离（吸热过程）弱电解质电离多为吸热（极少数如HF电离放热），升温使平衡右移，电离程度增大。例如，加热CH₃COOH溶液，c(H⁺)、电离度α均增大，pH减小。（二）浓度：稀释促进电离（“越稀越电离”）稀释时，离子碰撞结合成分子的概率降低，平衡右移，电离程度α增大，但离子浓度变化需具体分析：若原溶液极稀，稀释后离子浓度可能减小（如10⁻⁵mol/L的CH₃COOH稀释10倍，c(H⁺)略降）；若原溶液较浓，稀释后离子浓度先增后减（需结合电离平衡常数计算）。（三）外加物质的影响1.同离子效应：加入含弱电解质离子的强电解质，平衡左移，电离程度减小。例如，CH₃COOH溶液中加CH₃COONa（强电解质），c(CH₃COO⁻)增大，平衡左移，α(CH₃COOH)减小，pH增大。2.反应消耗离子：加入能与H⁺/OH⁻反应的物质，平衡右移。例如，CH₃COOH中加Zn，Zn与H⁺反应使c(H⁺)减小，平衡右移，α增大。三、定量分析：电离平衡常数与应用（一）电离平衡常数（Kₐ/Kᵦ）的本质对于弱酸HA：HA⇌H⁺+A⁻，Kₐ=*c*(H⁺)·*c*(A⁻)/[*c*(HA)]（平衡时浓度）。K仅与温度有关，与浓度无关，可衡量弱电解质的相对强弱（K越大，酸性/碱性越强）。（二）K与电离程度（α）的关系α=已电离的弱电解质浓度/初始浓度×100%。相同条件下，K越大，α越大；但同一弱电解质，浓度越小，α越大（“越稀越电离”），而K不变。（三）多元弱酸的分步电离多元弱酸（如H₂CO₃、H₃PO₄）分步电离，Kₐ₁≫Kₐ₂≫Kₐ₃（第一步电离产生的H⁺抑制后续电离）。因此，酸性主要由第一步电离决定，溶液中*c*(H⁺)≈√(Kₐ₁·*c*)（浓度*c*不太小，且α<5%时，可近似计算）。四、图像与计算：突破“数形结合”难点（一）电离平衡图像的分析思路常见图像包括“pH-稀释倍数”曲线、“滴定曲线”、“粒子浓度-pH”分布曲线等。分析时需关注：横纵坐标的物理意义（如稀释倍数、pH、体积）；曲线的斜率、交点、突变点（如滴定终点的pH突变）；粒子浓度的变化趋势（如稀释时，弱电解质的离子浓度先增后减，强电解质则线性下降）。例如，pH相同的HCl与CH₃COOH稀释相同倍数，CH₃COOH的pH变化更小（因稀释促进电离，补充H⁺）。（二）电离平衡的计算技巧1.已知浓度与α，求pH：如0.1mol/L的CH₃COOH，α=1%，则*c*(H⁺)=0.1×1%=10⁻³mol/L，pH=3。2.已知pH与浓度，求Kₐ：如0.1mol/L的HA溶液pH=3，则*c*(H⁺)=10⁻³mol/L，*c*(A⁻)≈10⁻³mol/L，*c*(HA)≈0.1-10⁻³≈0.1mol/L，Kₐ≈(10⁻³)²/0.1=10⁻⁵。五、易错点与真题演练（一）典型误区警示1.混淆“电离程度”与“离子浓度”：稀释弱电解质时，电离程度α增大，但离子浓度不一定增大（需结合初始浓度判断）。2.忽略多元弱酸分步电离：认为H₂CO₃的*c*(CO₃²⁻)=Kₐ₂，实际*c*(CO₃²⁻)≈Kₐ₂（因Kₐ₁≫Kₐ₂，第一步电离的H⁺抑制第二步）。3.同离子效应的片面理解：如“加CH₃COONa会使CH₃COOH的电离完全抑制”，实际是平衡左移，α减小，但仍有部分电离。（二）真题深度解析（2023·全国卷）题目：常温下，用0.1000mol/LNaOH滴定20.00mL0.1000mol/L的HA溶液，滴定曲线如图。下列说法错误的是（）A.HA是弱酸B.滴定终点时，溶液中*c*(Na⁺)=*c*(A⁻)C.滴定至pH=7时，*V*(NaOH)<20mLD.滴定至*V*(NaOH)=10mL时，*c*(A⁻)+2*c*(OH⁻)=*c*(HA)+2*c*(H⁺)解析：选项A：若HA为强酸，滴定起点pH=1，但图中pH>1，故HA为弱酸，A正确。选项B：滴定终点为NaA溶液，A⁻水解使溶液呈碱性，*c*(OH⁻)>*c*(H⁺)，由电荷守恒*c*(Na⁺)+*c*(H⁺)=*c*(A⁻)+*c*(OH⁻)，得*c*(Na⁺)>*c*(A⁻)，B错误。选项C：若*V*=20mL，溶液为NaA（强碱弱酸盐），pH>7，故pH=7时*V*<20mL，C正确。选项D：*V*=10mL时，溶质为等物质的量的HA和NaA，由物料守恒*c*(HA)+*c*(A⁻)=2*c*(Na⁺)，电荷守恒*c*(Na⁺)+*c*(H⁺)=*c*(A⁻)+*c*(OH⁻)，联立得*c*(A⁻)+2*c*(OH⁻)=*c*(HA)+2*c*(H⁺)，D正确。复习建议1.构建“平衡观”：将电离平衡与化学平衡、勒夏特列原理联动，理解“变”的本质。2.强化“定量思维”：