第36讲　电离平衡

第36讲电离平衡复习目标1.理解弱电解质在水溶液中的电离平衡，能用电离方程式进行表征。2.能根据勒夏特列原理分析外界条件对电离平衡的影响及结果。3.了解电离平衡常数的含义，掌握电离平衡常数的相关计算。

CONTENTS考点一弱电解质的电离平衡及影响因素考点二电离平衡常数及应用真题演练课时跟踪检测考点一弱电解质的电离平衡及影响因素

必备知识

1.

电离平衡含义在一定条件下（如浓度、温度等），当

⁠电离成离子的速

率和

的速率相等时，达到电离平衡状态。弱电解质分子

离子结合成分子

2.

电离平衡的建立与特征（1）开始时，v（电离）

，而v（结合）为

⁠。（2）平衡的建立过程中，v（电离）

v（结合）。（3）当v（电离）＝v（结合）时，电离过程达到平衡状态。最大

0

＞

3.

弱电解质电离平衡的影响因素（1）内因：弱电解质本身的性质——决定因素。（2）外因外界条件电离平衡移动方向电离程度

变化温度升高温度向

⁠移动

⁠浓度加水稀释向右移动

⁠同离子效应向

⁠移动

⁠加入能与之反应的物质向右移动增大右

增大增大左

减小

①加水稀释，上述平衡向

（填“左”或“右”，下同）移动，c（H

＋）

（填“增大”或“减小”，下同），溶液的导电能力

⁠

（填“增强”或“减弱”，下同）。②加入CH3COONa固体，上述平衡向

移动，c（H＋）

，溶

液的导电能力

⁠。右

减小

减

弱

左

减小

增强

④升高温度，上述平衡向

移动，c（H＋）

，溶液的导电能

力

⁠。③加入等浓度NaOH溶液，上述平衡向

移动，c（H＋）

⁠，

溶液的导电能力

⁠。右

减小

增强

右

增大

增强

（2）常温下，①100

mL

0.01

mol·L－1的CH3COOH溶液，②10

mL

0.1

mol·L－1的CH3COOH溶液。用“＞”“＝”或“＜”回答下列问题。c（CH3COO－）：①

②；CH3COOH的电离程度：①

②；与

相同浓度的NaOH溶液完全反应，消耗NaOH溶液的体积：①

②。＜

＞

＝

易错辨析

（3）向0.1

mol·L－1

HF溶液中加水稀释或加入少量NaF晶体时都会使溶

液中c（H＋）减小。

（

√

）（4）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。

（

√

）（5）等体积、等物质的量浓度的盐酸和CH3COOH溶液中和NaOH的能力

相同。

（

√

）（6）体积相同、pH相同的盐酸和CH3COOH溶液加水稀释到相同的pH，

加入的水一样多。

（

×

）××√√√×

关键能力

考向1弱电解质的电离平衡及影响因素

溶液导电能力

A.

加水后，溶液中n（OH－）增大B.

加入少量浓盐酸，电离平衡正向移动，溶液中c（OH－）增大C.

加入少量浓NaOH溶液，电离平衡正向移动√

2.

〔教材习题改编〕一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，

溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是（

）A.a、b、c三点溶液的pH：c＜a＜bB.a、b、c三点CH3COOH的电离程度：c＜a＜bC.

用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小D.a、b、c三点溶液用1

mol·L－1

NaOH溶液中和，消

耗NaOH溶液的体积：c＜a＜b√解析：

湿润pH试纸，相当于加水稀释，从题图来看，导电能力增强，

c（H＋）增大，pH减小。3.

某温度下，等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液

中的c（H＋）随溶液体积的变化如图所示。下列说法正确的是（

）A.

曲线Ⅰ表示稀释时醋酸溶液中c（H＋）的变化B.a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度C.b点溶液的导电能力比c点溶液的导电能力强√解析：

等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液稀释相同倍数时，盐酸

中c（H＋）变化较大，故曲线Ⅰ表示盐酸稀释时c（H＋）的变化，曲线Ⅱ表

示醋酸溶液稀释时c（H＋）的变化，A错误；醋酸是弱酸，盐酸是强酸，

等体积、等c（H＋）的盐酸和醋酸溶液中酸的浓度：醋酸＞盐酸，稀释相

同倍数时酸的浓度：醋酸＞盐酸，即a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度，

B错误；阴、阳离子所带电荷相同时，溶液导电能力与离子浓度成正比，

两溶液中c（H＋）：b＞c，则溶液导电能力：b＞c，C正确；

（1）电解质溶液的导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带的电

荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越

强。（2）电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度的大小有关，与电解质的

强弱无关。强电解质溶液的导电能力不一定强（如CaCO3溶液），弱电解

质溶液的导电能力不一定弱。考向2弱电解质的判断4.

能证明蚁酸（HCOOH）是弱酸的实验事实是（

）A.HCOOH溶液与Zn反应放出H2B.0.1

mol·L－1

HCOOH溶液可使紫色石蕊溶液变红C.HCOOH溶液与Na2CO3反应生成CO2D.

常温时0.1

mol·L－1

HCOOH溶液的pH＝2.3√解析：

A、B项，只能证明蚁酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错

误；C项，只能证明蚁酸的酸性比碳酸强，错误；D项，0.1

mol·L－1

HCOOH溶液的pH＝2.3，说明HCOOH未完全电离，正确。5.

某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法

正确的是（

）A.25

℃时，若测得0.01

mol·L－1NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸B.25

℃时，若测得0.01

mol·L－1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸C.25

℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0

mL，加蒸馏水稀释至

100.0

mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸D.25

℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0

mL，升温至50

℃，

测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸√解析：

由题意知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；可知溶液

中c（H＋）＜0.01

mol·L－1，所以HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，

取pH＝6的该溶液10.0

mL，加蒸馏水稀释至100.0

mL，测得此时溶液pH

＜7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至

50

℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。判断弱电解质（HA）的四个维度（1）利用弱电解质不能完全电离判断：常温下配制0.1

mol·L－1的HA溶

液，测其pH，若pH＞1，则证明HA是弱酸。（2）利用弱电解质形成的盐是否水解判断：常温下，测NaA溶液的pH，

若pH＞7，则说明A－发生水解，即HA为弱酸。（3）利用弱电解质加水稀释时溶液离子浓度的变化判断：常温下，将

1

mL

pH＝2的HA溶液加水稀释至100

mL，若溶液的pH＜4，则证明

HA为弱酸。（4）利用弱电解质溶液中电离平衡移动判断：常温下向0.1

mol·L－1的

HA溶液中滴入1～2滴石蕊试液，溶液呈红色，加入一定量的NaA固体，若

溶液红色变浅，说明HA的电离平衡逆向移动，则证明HA是弱酸。（注

意：不能用NaA的溶液代替NaA固体）考点二电离平衡常数及应用

必备知识

1.

电离平衡常数的概念在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生

成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，

这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K（弱酸用Ka，弱碱用

Kb）表示。2.

电离平衡常数的表达式（1）一元弱酸或弱碱一元弱酸（HA）一元弱碱（BOH）电离方程式电离常数表

达式

（2）多元弱酸（以H2CO3为例）第一步电离第二步电离电离方程式电离常数表达式Ka1

＝

⁠Ka2

＝

⁠电离常数关系Ka1

（填“＞”或“＜”）Ka2

＞

3.

电离平衡常数的意义（1）反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，弱电解质的电离能

力越强。（2）多元弱酸的各步电离平衡常数的大小关系是Ka1＞Ka2＞Ka3…，当

Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c（H＋）或比较多元弱酸酸性的相对强弱

时，通常只考虑第一步电离。4.

电离平衡常数的影响因素（1）内因：相同温度下，电解质越弱，其电离平衡常数

，反

之，电离平衡常数

⁠。（2）外因：电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K

⁠

⁠。越小

越大

增

大

〔鲁科选择性必修1〕电离度（1）概念：弱电解质在水中的电离达到平衡时，已电离的溶质的分子数

占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率。

【思考】（1）根据电离度的含义，电离度表示

⁠，

实质上是一种平衡转化率。（2）相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度（α）越

⁠。

相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度（α）越

⁠。

弱电解质在水中的电离程度

小

大

K≈cα2

易错辨析

（2）相同温度时电离常数越大，表示电解质的电离能力越强。

（

√

）（3）常温下向0.1

mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa晶体，

醋酸的电离常数减小。

（

×

）×√×

（5）电离常数大的酸溶液中c（H＋）一定比电离常数小的酸溶液中的c

（H＋）大。

（

×

）（6）在相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数（K）不

同。

（

×

）

×××√

关键能力

考向1电离常数及应用1.

已知：常温下，Ka（HF）＝6.3×10－4、Ka（HCN）＝6.2×10－10。下

列说法正确的是（

）A.

同pH的HF溶液和HCN溶液，溶质的物质的量浓度：c（HF）＞c

（HCN）B.

同物质的量浓度的HF溶液和HCN溶液，溶液pH：HF＞HCN√

2.

（2025·山西晋城期末）乳酸是一种重要的化工原料，可用于制备聚乳

酸（PLA）生物可降解性塑料。已知常温下，乳酸的电离常数Ka＝

1.4×10－4。下列有关说法正确的是（

）A.

乳酸稀溶液加水稀释的过程中，溶液中c（OH－）减小B.

在乳酸稀溶液中滴加少量盐酸，乳酸的电离平衡逆向移动，c（H＋）

变小C.

恒温下，在乳酸稀溶液中滴加少量NaOH溶液，乳酸的电离常数Ka＞

1.4×10－4D.

常温下，体积为10

mL

pH＝3的醋酸溶液和乳酸溶液分别加水稀释至1

000

mL，若稀释后溶液的pH：醋酸＜乳酸，则电离常数：醋酸＜乳酸√解析：

乳酸为弱酸，加水稀释后c（H＋）降低，常温下，Kw值恒定，

故c（OH－）增大，A错误；乳酸为弱酸，在乳酸稀溶液中滴加少量盐

酸，c（H＋）增大，乳酸的电离平衡逆向移动，B错误；温度不变，电离

平衡常数不变，C错误；相同pH的酸溶液稀释相同倍数时，酸性弱的酸的

pH变化小，若稀释后溶液的pH：醋酸＜乳酸，则电离常数：醋酸＜乳酸，

D正确。3.

常温下，将0.1

mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达

式中的数据变化情况（填“变大”“变小”或“不变”）。

变小

不变

不变

电离常数的应用归纳比较举例判断弱酸（或弱碱）酸性（或碱性）的相对强弱Ka（HF）＞Ka（HClO），同浓度时的酸性：HF＞HClO判断酸与盐能否反应（强酸制弱酸）比较举例判断溶液中粒子

浓度比值的变化比较举例判断盐溶液的酸

性（或碱性）强

弱Ka（HF）＞Ka（CH3COOH）；盐所对应的酸越弱，盐

水解的程度越大，盐的碱性越强；同浓度时的碱性：

NaF＜CH3COONa判断酸式盐电离

程度和水解程度

的相对大小考向2电离常数的相关计算4.

〔单一溶液〕已知常温下，0.1

mol·L－1

NH3·H2O的pH＝11，则

NH3·H2O的电离常数Kb＝

⁠。

10－5

5.

〔混合溶液〕常温下，向a

mol·L－1

CH3COONa溶液中滴加等体积的b

mol·L－1盐酸使溶液呈中性（不考虑盐酸和醋酸的挥发），则醋酸的电离

常数Ka＝

（用含a和b的代数式表示）。

则常温下：（1）Ka1＝

⁠。

（2）Ka2＝

⁠。

10－1.2

10－4.2

1

000

真题演练1.

判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。（1）（2024·吉林高考）用柠檬酸去除水垢：柠檬酸酸性强于碳酸。

（

√

）

（3）（2023·天津高考）已知pKa＝－lg

Ka，则25

℃时pKa的大小：

CHF2COOH＜CH2FCOOH。

（

√

）（4）（2023·广东高考）1

mol·L－1的NaCl溶液导电性比同浓度醋酸强

的原因是NaCl溶液的pH比醋酸的高。

（

×

）√×√×2.

（2025·广东高考12题）CuCl微溶于水，但在Cl－浓度较高的溶液中因

形成[CuCl2]－和[CuCl3]2－而溶解。将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含

[CuCl2]－和[CuCl3]2－的溶液，下列叙述正确的是（

）A.

加水稀释，[CuCl3]2－浓度一定下降B.

向溶液中加入少量NaCl固体，[CuCl2]－浓度一定上升D.

体系中，c（Cu＋）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（[CuCl2]－）＋c

（[CuCl3]2－）＋c（OH－）√

3.

（2024·贵州高考12题）硼砂[Na2B4O5（OH）4·8H2O]水溶液常用于

pH计的校准。硼砂水解生成等物质的量的B（OH）3（硼酸）和Na[B

（OH）4]（硼酸钠）。已知：①25

℃时，硼酸显酸性的原理

A.

硼砂稀溶液中c（Na＋）＝c[B（OH）3]B.

硼酸水溶液中的H＋主要来自水的电离C.25

℃时，0.01

mol·L－1硼酸水溶液的pH≈6.38D.

等浓度等体积的B（OH）3和Na[B（OH）4]溶液混合后，溶液显酸性下列说法正确的是（

）√

课时跟踪检测

A.0.1

mol·L－1

HCN溶液的pH＜1B.

增大HCN溶液浓度，其电离程度减小C.

升高HCN溶液温度，平衡逆向移动D.

加入少量NaOH溶液，会使Ka增大1234567891011√解析：

氢氰酸（HCN）是一种弱酸，在水溶液中部分电离，因此

0.1

mol·L－1HCN溶液中c（H＋）＜0.1

mol·L－1，pH＞1，A错

误；氢氰酸为弱电解质，增大HCN溶液浓度，其电离程度减小，B正

确；弱电解质的电离是吸热过程，升高温度，平衡正向移动，C错误；

加入少量NaOH溶液，电离平衡正向移动，但溶液的温度不变，电离平

衡常数不变，D错误。12345678910112.

下列事实一定能说明亚硝酸（HNO2）是弱电解质的是（

）A.NaNO2溶液呈碱性B.

向HNO2溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液呈红色C.

用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗D.10

mL

0.1

mol·L－1

HNO2溶液恰好与10

mL

0.1

mol·L－1

NaOH溶液

完全反应√1234567891011解析：

滴加紫色石蕊溶液，溶液呈红色只能说明HNO2为酸，不能说明

HNO2为弱电解质，B错误；用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗，只能

说明溶液中离子浓度很小，不能说明HNO2为弱电解质，C错误；10

mL

0.1

mol·L－1

HNO2溶液恰好与10

mL

0.1

mol·L－1

NaOH溶液完全反应，

只能说明HNO2为一元酸，不能说明HNO2为弱电解质，D错误。12345678910113.

下列酸碱溶液恰好完全中和，如图所示，下列有关叙述正确的是（

）A.

因为两种酸溶液的pH相等，故V1一定等于V2B.

若V1＞V2，则证明HA为强酸，HB为弱酸C.

若实验①中，V＝V1，则混合溶液中c（Na＋）＝c（A－）D.

实验②的混合溶液，pH一定等于7√1234567891011解析：

因为不知道两种酸的酸性强弱关系，所以不能判断V1与V2的相

对大小，A错误；若V1＞V2，说明HA的酸性比HB的酸性强，但无法证明

HA是强酸，B错误；若实验①中，V＝V1，则HA的物质的量浓度也为

0.01

mol·L－1，HA溶液的pH＝2，则HA为强酸，反应后溶液显中性，故

混合溶液中c（Na＋）＝c（A－），C正确；恰好完全中和后实验②的混合

溶液中溶质为强碱弱酸盐或强酸强碱盐，溶液的pH≥7，D错误。12345678910114.

（2025·湖南邵阳期中）某温度下，重水（D2O）的离子积Kw＝

1.6×10－15，可以用pH一样的定义来规定pD＝－lg

c（D＋）。下列说法正

确的是（

）A.

重水是极弱的电解质，将金属Na加入重水中，重水的电离程度不受影响B.

该温度下，纯重水的pD＝8－2lg

2C.

该温度下，1

L含0.02

mol

DCl的重水溶液，其pD＝2D.

该温度下，在100

mL

0.2

mol·L－1的DCl重水溶液中，加入100

mL

0.4

mol·L－1NaOD的重水溶液，充分反应后溶液的pD＝13（忽略溶液体

积的变化）√1234567891011

12345678910115.

常温下，CH3COOH、HCOOH（甲酸）的电离常数分别为1.7×10－5、

1.8×10－4，以下关于0.1

mol·L－1

CH3COOH溶液、0.1

mol·L－1

HCOOH溶液的说法正确的是（

）A.

c（H＋）：CH3COOH＞HCOOHB.

等体积的两溶液中，分别加入过量的镁，产生氢气的体积：HCOOH＞

CH3COOHD.

将CH3COOH溶液稀释100倍过程中，其电离常数保持不变√1234567891011

1234567891011

A.

加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大B.

通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大C.

滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小D.

加入少量硫酸铜固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小√1234567891011

12345678910117.

以下是常温下几种弱酸的电离平衡常数：CH3COOHH2SHClOKa＝1.8×10－5Ka1＝1.3×10－7Ka2＝7.1×10－15Ka＝4.69×10－11下列说法正确的是（

）B.CH3COOH溶液与Na2S溶液不能反应生成NaHSC.

等物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是

CH3COOHD.Na2S、NaClO、CH3COONa中，结合质子能力最强的是NaClO√1234567891011解析：

次氯酸根离子具有强氧化性，与H2S反应时发生的是氧化还原反

应，H2S被氧化成硫单质，A错误；根据电离平衡常数可知酸性强弱为

CH3COOH＞H2S，所以当少量醋酸与Na2S溶液反应时会生成NaHS，B错

误；根据电离平衡常数可知酸性强弱为CH3COOH＞H2S＞HClO＞HS－，

所以等物质的量浓度的H2S、HClO、CH3COOH溶液，酸性最强的是

CH3COOH，酸越弱则对应的酸根离子结合质子的能力越强，结合质子能

力：CH3COO－＜HS－＜ClO－＜S2－，结合质子能力最强的是Na2S，C正

确，D错误。1234567891011

A.

水的电离程度：溶液A＜溶液BB.

溶液A中：c总（NH3·H2O）＝101c（NH3·H2O）C.

向溶液A中通入一定量NH3，重新平衡后，溶液B的pH保持不变D.

撤去隔膜使溶液A与溶液B充分混合，所得溶液的pH约为10.7√1234567891011

1234567891011

12345678910119.

（2025·湖北武汉模拟）已知溶剂分子结合H＋的能力会影响酸给出H＋

的能力，某温度下部分酸在冰醋酸中的pKa如表所示，下列说法错误的是

（

）分子式HClO4H2SO4HClHNO3pKa＝－lg

Ka4.877.24（一级）8.99.4B.

在冰醋酸中酸性：HClO4＞H2SO4＞HCl＞HNO3C.

结合H＋的能力：H2O＞CH3COOHD.

相同温度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa√1234567891011

1234567891011

（1）向溶液中加入适量NaA固体，以上平衡将向

（填“正”或

“逆”）反应方向移动，理由是

⁠

⁠。（2）若向溶液中加入适量NaCl溶液，以上平衡将向

（填“正”或

“逆”）反应方向移动，溶液中c（A－）将

（填“增大”“减

小”或“不变”，下同），溶液中c（OH－）将

⁠。逆

c（A－）增大，平衡向c（A－）减小的

方向移动，即逆向移动正

减小

增大

1234567891011（3）HA溶液中主要成分的分布分数随pH的变化如图所示。HA的电离常数Ka＝

⁠。10－4.7

1234567891011

中

123456789101111.

磷能形成次磷酸（H3PO2）、亚磷酸（H3PO3）等多种含氧酸。（1）次磷酸（H3PO2）是一种精细化工产品，已知10

mL

1

mol·L－

1H3PO2溶液与20

mL

1

mol·L－1NaOH溶液充分反应后生成NaH2PO2，回答

下列问题：①NaH2PO2属于

（填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”）。正盐

③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：

⁠