高考化学-电离平衡
草东没有派对
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2026-09-17 17:50:43
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学习·文化课
高考化学-电离平衡
请先食用高考化学-反应平衡。
一、前置理论
约定
把弱电解质在水溶液中电离出的阳离子、阴离子分别设为 A^+ 、B^- ，未电离的弱电解质分子设为 AB ，电离平衡常数用 K 表示，所有浓度均取平衡状态下的物质的量浓度，单位为 \text{mol·L}^{-1} 。
1. 弱电解质的电离平衡基础
弱电解质在水溶液中只能部分电离，电离过程是可逆过程，最终会建立动态平衡状态。以一元弱酸 HA 为例，其电离的通用形式为：
HA \rightleftharpoons H^+ + A^-
当电离达到平衡状态时，单位时间内，弱电解质分子电离成离子的速率，和离子重新结合成弱电解质分子的速率完全相等，此时溶液中未电离的弱电解质分子浓度、电离出的离子浓度都不再随时间发生变化。
注意 ：强电解质在水溶液中是完全电离的，不存在电离平衡状态。只有弱酸、弱碱、水这类弱电解质，才会建立电离平衡。
弱电解质的电离平衡常数可以定量描述其电离能力的强弱，对于一元弱酸 HA ，电离平衡常数 K_a 的表达式为：
K_a = \frac{[H^+] \cdot [A^-]}{[HA]}
这是我参考资料里的写法。当然，据说这么写在某些地方会扣分，所以你也可以选择这么写：
K_a = \frac{c(H^+) \cdot c(A^-)}{c(HA)}
反正这两玩意一个意思。BOH ，电离平衡常数 K_b 的表达式为：
K_b = \frac{[B^+] \cdot [OH^-]}{[BOH]}
或
K_b = \frac{c(B^+) \cdot c(OH^-)}{c(BOH)}
电离平衡常数 K 只和温度有关，和弱电解质的初始浓度完全无关。相同温度下，弱电解质的电离平衡常数越大，代表其电离能力越强，酸性（或碱性）就越强。
弱电解质的电离度 \alpha 定义为：已电离的弱电解质分子数，占初始投入的总弱电解质分子数的百分比：
\alpha = \frac{n_{已电离}}{n_{初始}} \times 100\%
对于同一弱电解质，在温度不变的情况下，溶液越稀，弱电解质的电离度就越大，这个规律被称为稀释定律。
2. 水的电离与水的离子积常数
水是一种极弱的电解质，它自身也会发生微弱的电离，电离过程是吸热过程，完整的水的电离方程式可以写成：
H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-
通常可以简写为：
H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-
在一定温度下，达到电离平衡时，水溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积是一个常数，这个常数被称为水的离子积常数 K_w ：
K_w = c(H^+) \cdot c(OH^-)
**注意**：水的离子积常数不仅适用于纯水，也适用于所有酸、碱、盐的稀水溶液。任何水溶液中，由水电离出的 $c(H^+)$ 和由水电离出的 $c(OH^-)$ 一定是相等的。
## 3. 盐类的水解平衡
盐类水解的本质是：盐电离出的弱酸根离子或者弱碱阳离子，和水电离出的 $H^+$ 或者 $OH^-$ 结合生成对应的弱电解质，打破了水原本的电离平衡，让水的电离平衡正向移动，最终使得盐溶液呈现出不同的酸碱性。
比如醋酸钠溶于水时，完全电离出的 $CH_3COO^-$ 会结合水电离出的 $H^+$，生成弱电解质醋酸，消耗了水电离的 $H^+$，让水的电离平衡正向移动，最终溶液中 $c(OH^-) > c(H^+)$，溶液呈碱性，对应的水解离子方程式为：
$$
CH_3COO^- + H_2O \rightleftharpoons CH_3COOH + OH^-
$$
再比如氯化铵溶于水时，电离出的 $NH_4^+$ 会结合水电离出的 $OH^-$，生成弱电解质一水合氨，消耗了水电离的 $OH^-$，同样促进水的电离，最终溶液中 $c(H^+) > c(OH^-)$，溶液呈酸性，对应的水解离子方程式为：
$$
NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3·H_2O + H^+
$$
盐的水解反应是中和反应的逆反应，因此水解过程是吸热过程。对于一元弱酸强碱盐，其水解平衡常数 $K_h$ 可以直接通过水的离子积和对应弱酸的电离常数推导得到：
$$
K_h = \frac{K_w}{K_a}
$$
同理，对于一元弱碱强酸盐，水解平衡常数满足关系：
$$
K_h = \frac{K_w}{K_b}
$$
由此可以直接得到规律：弱酸的酸性越弱，对应的弱酸根离子的水解能力就越强；弱碱的碱性越弱，对应的弱碱阳离子的水解能力就越强。
常见的盐类水解规律可以用口诀快速记忆：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
## 4. 影响电离平衡的外界因素
### （1）温度的影响
弱电解质的电离过程是吸热过程，升高温度，会促进弱电解质的电离，电离平衡向电离的正方向移动，电离平衡常数 $K$ 的数值也会随之增大。对于水的电离，升高温度同样会促进水的电离，$K_w$ 增大，但此时水溶液中 $c(H^+)$ 和 $c(OH^-)$ 仍然相等，溶液依旧呈中性。
盐的水解过程同样是吸热过程，升高温度会大幅促进盐类的水解，比如加热醋酸钠溶液，会让醋酸根的水解程度显著增大，溶液的碱性增强。
### （2）浓度的影响
其他条件不变时，稀释弱电解质溶液，会让电离平衡向电离的正方向移动，弱电解质的电离度增大，电离出的离子总数增多。但由于溶液体积增大的影响占主导，最终溶液中离子的实际浓度仍然会减小。
对于盐的水解反应，稀释盐溶液时，盐的水解平衡同样向水解的正方向移动，盐的水解程度增大。
### （3）同离子效应
在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的强电解质，会增大该离子的浓度，让电离平衡向逆反应方向移动，抑制弱电解质的电离，这个现象被称为同离子效应。比如在醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液中 $Ac^-$ 浓度增大，会抑制醋酸的电离，让溶液中 $H^+$ 浓度减小。
### （4）外加酸碱的影响
向水溶液中加入酸，会直接增大溶液中 $H^+$ 的浓度，水的电离平衡逆向移动，抑制水的电离；向水溶液中加入碱，会直接增大溶液中 $OH^-$ 的浓度，同样会抑制水的电离。此时水的离子积常数 $K_w$ 保持不变，只是水电离出的 $H^+$ 和 $OH^-$ 的浓度都大幅减小。
## 5. 溶液的酸碱性与pH
溶液的酸碱性，完全由溶液中 $c(H^+)$ 和 $c(OH^-)$ 的相对大小决定：
- 当 $c(H^+) > c(OH^-)$ 时，溶液呈酸性
- 当 $c(H^+) = c(OH^-)$ 时，溶液呈中性
- 当 $c(H^+) < c(OH^-)$ 时，溶液呈碱性
常温25℃下，我们可以用pH来直观表示溶液的酸碱度，pH的定义为溶液中氢离子浓度的负对数：
$$
pH = -\lg c(H^+)
$$
常温下，中性溶液的pH=7，酸性溶液的pH<7，碱性溶液的pH>7。但要注意，温度改变时，中性溶液的pH不再等于7，比如100℃时 $K_w=1\times10^{-12}$，此时中性溶液的pH=6。
## 6.[沉淀溶解平衡](https://www.luogu.com.cn/article/c5q4fqqb)
- 本文是一篇优秀的学习-文化课板块文章，综合介绍了沉淀溶解平衡的内容，包括难溶电解质的溶解平衡与溶度积，离子积和溶度积，溶解平衡的移动，$K_{sp}$ 的运算以及题单题解。
关于沉淀溶解平衡内容请自行阅读，这里不多赘述。
# 二、题单题解
:::info[T1]
下列关于弱电解质电离平衡的描述，正确的是（ ）
A. 强电解质不存在电离平衡，弱电解质部分电离，存在电离平衡
B. 电离平衡达到状态时，弱电解质分子的电离完全停止
C. 同一弱电解质的电离平衡常数随溶液浓度增大而增大
D. 升高温度，弱电解质的电离平衡会逆向移动
:::
:::success[解析]
A选项：强电解质在水溶液中完全电离，不存在电离平衡，弱电解质只能部分电离，存在动态电离平衡，正确；
B选项：电离平衡是动态平衡，电离和结合的速率相等，并没有完全停止，错误；
C选项：电离平衡常数只和温度有关，和溶液浓度完全无关，错误；
D选项：弱电解质电离是吸热过程，升高温度会促进电离，平衡正向移动，错误。
答案选A。
:::
:::info[T2]
常温下，纯水中水电离出的 $c(H^+)$ 为 $1\times10^{-7}\ \text{mol·L}^{-1}$，此时水的离子积常数 $K_w$ 的数值为（ ）
A. $1\times10^{-7}
B. 1\times10^{-14} 1\times10^{-12}
:::success[解析]
常温25℃下，纯水中水电离出的 c(H^+)=c(OH^-)=1\times10^{-7}\ \text{mol·L}^{-1} ，代入水的离子积公式 K_w = c(H^+) \cdot c(OH^-) ，计算得到 K_w=1.0\times10^{-14} 。答案选B。
:::
:::info[T3]
在醋酸的电离平衡 CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+ 中，加入少量醋酸钠固体，重新达到平衡后，下列说法正确的是（ ）
A. 平衡正向移动，醋酸的电离度增大H^+ 浓度减小H^+ 浓度增大
:::success[解析]
加入醋酸钠固体，溶液中 CH_3COO^- 浓度大幅增大，根据同离子效应，电离平衡逆向移动，抑制醋酸的电离，醋酸的电离度减小，最终溶液中 H^+ 浓度减小。而电离平衡常数只和温度有关，温度不变，K_a 保持不变。答案选B。
:::
:::info[T4]
常温下，pH=3的盐酸溶液中，由水电离出的 c(H^+) 为（ ）
A. 1\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} 1\times10^{-7}\ \text{mol·L}^{-1} 1\times10^{-11}\ \text{mol·L}^{-1} 1\times10^{-14}\ \text{mol·L}^{-1}
:::
:::success[解析]
pH=3的盐酸溶液中，溶液总 c(H^+)=1\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} ，根据常温下 K_w=1\times10^{-14} ，可以算出溶液中总 c(OH^-) = \frac{10^{-14}}{10^{-3}} = 1\times10^{-11}\ \text{mol·L}^{-1} 。盐酸中的 OH^- 完全来自水的电离，而水电离出的 c(H^+) 和水电离出的 c(OH^-) 一定相等，因此水电离出的 c(H^+)=1\times10^{-11}\ \text{mol·L}^{-1} 。答案选C。
:::
:::info[T5]
已知25℃时，醋酸的电离平衡常数 K_a=1.8\times10^{-5} ，则醋酸钠的水解平衡常数 K_h 约为（ ）
A. 1.8\times10^{-5} 5.6\times10^{-10} 1\times10^{-7} 1\times10^{-14}
:::
:::success[解析]
一元弱酸强碱盐的水解平衡常数满足公式 K_h = \frac{K_w}{K_a} ，常温下 K_w=1\times10^{-14} ，代入醋酸的电离常数计算：
K_h = \frac{1\times10^{-14}}{1.8\times10^{-5}} \approx 5.6\times10^{-10}
:::info[T6]
下列盐溶液中，由于盐的水解作用，溶液呈酸性的是（ ）
A. CH_3COONa 溶液NaCl 溶液NH_4Cl 溶液Na_2CO_3 溶液
:::
:::success[解析]
A选项：醋酸钠是强碱弱酸盐，醋酸根水解让溶液呈碱性，错误；
B选项：氯化钠是强酸强碱盐，不发生水解，溶液呈中性，错误；
C选项：氯化铵是强酸弱碱盐，铵根离子水解结合水电离的 OH^- ，促进水的电离，最终溶液呈酸性，正确；
D选项：碳酸钠是强碱弱酸盐，碳酸根水解程度很大，溶液呈强碱性，错误。
答案选C。
:::
:::info[T7]
下列操作中，能促进水的电离，且最终溶液呈碱性的是（ ）
A. 向水中加入少量NaOH固体
:::success[解析]
A选项：加入NaOH会增大溶液中 OH^- 浓度，直接抑制水的电离，错误；
B选项：通入HCl会增大溶液中 H^+ 浓度，抑制水的电离，错误；
C选项：加入醋酸钠固体，醋酸根离子水解结合水电离的 H^+ ，促进水的电离，最终溶液中 OH^- 浓度大于 H^+ 浓度，溶液呈碱性，正确；
D选项：加热纯水，促进水的电离，但水电离出的 H^+ 和 OH^- 浓度始终相等，溶液仍然呈中性，错误。
答案选C。
:::
:::info[T8]
常温下，某氨水溶液的pH=11，该溶液中由水电离出的 c(H^+) 为（ ）
A. 1\times10^{-11}\ \text{mol·L}^{-1} 1\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} 1\times10^{-7}\ \text{mol·L}^{-1} 1\times10^{-14}\ \text{mol·L}^{-1}
:::
:::success[解析]
pH=11的氨水溶液中，溶液总 c(H^+)=1\times10^{-11}\ \text{mol·L}^{-1} ，氨水中的 H^+ 完全来自水的电离，因此水电离出的 c(H^+)=1\times10^{-11}\ \text{mol·L}^{-1} 。这也说明pH=3的盐酸和pH=11的氨水，对水的电离的抑制程度是完全相等的。答案选A。
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:::info[T9]
已知25℃时，某一元弱酸HA的 K_a=1\times10^{-5} ，则其对应的强碱盐NaA的水溶液中，水解平衡常数 K_h 为 __ ；若常温下NaA溶液的浓度为0.1mol/L，其水解生成的 OH^- 浓度约为 __ mol/L。
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:::success[解析]
先代入水解平衡常数公式计算：
K_h = \frac{K_w}{K_a} = \frac{1\times10^{-14}}{1\times10^{-5}} = 1\times10^{-9}
对于水解程度很小的盐溶液，水解平衡时 [A^-] \approx c(NaA) = 0.1\ \text{mol·L}^{-1} ，且水解生成的 [HA] \approx [OH^-] ，代入水解平衡常数表达式：
K_h = \frac{[HA] \cdot [OH^-]}{[A^-]} \approx \frac{[OH^-]^2}{0.1} = 1\times10^{-9}
解得 [OH^-] = 1\times10^{-5}\ \text{mol·L}^{-1} 。