[自主測評]1.易錯易混辨析(正確的畫“√”，錯誤的畫“×”)。(1)強電解質稀溶液中不存在溶質分子，弱電解質稀溶液中存
錯因：平衡時，NH3·H2O 電離出的 c(OH－)和 c(NH4 )
錯因：溫度一定時，氨水加水稀釋，n(OH－)增大、
(4)×不變。(5)×
錯因：電離常數只受溫度影響，溫度不變，電離常數錯因：H2CO3 屬于二元弱酸，不能一步完全電離。
3.一定溫度下，將一定質量的冰醋酸加水稀釋，稀釋過程中溶液的導電能力變化如圖所示。
A.a、b、c 三點溶液的 pH：c＜a＜bB.a、b、c 三點 CH3COOH 的電離程度：c＜a＜bC.用濕潤的 pH 試紙測量 a 處溶液的 pH，測量結果偏小
D.a、b、c 三點溶液用 1 ml·L
NaOH 溶液中和，恰好完全
中和時消耗 NaOH 溶液體積：c＜a＜b答案：C
考點一 弱電解質的電離平衡及影響因素1.弱電解質的電離平衡(1)電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質分子電離產生離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程達到平衡。
(2)電離平衡的建立與特征
①開始時，v(電離)_____，而 v(結合)為____。②平衡的建立過程中，v(電離)____v(結合)。③當 v(電離)______v(結合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。
2.影響電離平衡的因素
考點二 電離常數及應用1.概念
在一定條件下，弱電解質達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度(冪次方)的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數，用 K(弱酸用 Ka，弱堿用 Kb)表示。
(1)電離平衡常數與溫度有關，與濃度無關，升高溫度，K 增
(2)電離平衡常數反映弱電解質的相對強弱，K 越大，表示弱
電解質越易電離，酸性或堿性越強。
(3)多元弱酸的各步電離常數的大小關系是 K1 K2 K3……故
其酸性取決于第一步的電離。
在一定條件下的弱電解質達到電離平衡時，已經電離的電解
質分子數占原電解質分子總數的百分比。
①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(α)越______。②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(α)越______。
考向 1 弱電解質的電離平衡及影響因素1.(2022 年天津部分區(qū)期末聯考)從植物花汁中提取的一種有機物 HIn 可作酸堿指示劑，在水溶液中存在電離平衡：HIn(紅
A.升高溫度，平衡向正方向移動B.加入鹽酸后平衡向逆方向移動，溶液顯紅色C.加入 NaOH 溶液后平衡向正方向移動，溶液顯黃色D.加入 NaHSO4 溶液后平衡向正方向移動，溶液顯黃色
向移動，A正確；加入鹽酸增大了H＋濃度，抑制電離，平衡向逆
方向移動，溶液顯紅色，B正確；加入氫氧化鈉溶液，中和H＋，
H＋濃度降低，平衡向正方向移動，溶液顯黃色，C正確；加入
NaHSO4溶液增大了H＋濃度，抑制電離，平衡向逆方向移動，溶
解析：電離過程是吸熱的，升高溫度促進電離，平衡向正方
考向2 　 弱電解質的稀釋圖像及分析3.(2022 年德州期末)25 ℃時，pH＝2 的鹽酸和醋酸各 1 mL 分別加水稀釋，pH 隨溶液體積變化的曲線如圖所示。 下列說法不
A.曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程B.a 溶液的導電能力比 c 溶液的導電能力強C.a 溶液中和氫氧化鈉的能力強于 b 溶液
解析：pH＝2 的鹽酸加水稀釋至 1000 mL，溶液的 pH＝5；pH＝2的醋酸加水稀釋至 1 000 mL，CH3COOH 的電離平衡正向移動，溶液的pH＜5，故曲線Ⅰ代表鹽酸的稀釋過程，曲線Ⅱ代表醋酸的稀釋過程，A正確；鹽酸加水稀釋時，溶液中 c(Cl－)、c(H＋)減小，溶液的導電能力減弱，故 a 溶液的導電性比 c 溶液的導電性強，B 正確；pH＝2 的鹽酸和醋 酸 相 比 ， 則 有 c(CH3COOH) ＞ c(HCl) ， 體積相等的兩種溶液中n(CH3COOH)＞n(HCl)，與 NaOH 溶液發(fā)生中和反應時，CH3COOH 消耗NaOH 多，故 b 溶液中和 NaOH 的能力強于 a 溶液，C 錯誤；升高溫度，
變小，D 正確。
CH3COOH的電離平衡正向移動，c(CH3COO－)增大而c(Cl－)基本不變，
4.(2022年湖南長郡中學模擬)常溫下，分別取未知濃度的AOH和 BOH 兩種堿的稀溶液，加水稀釋至原體積的 n 倍。兩溶液稀釋倍數的對數值(lg n)與溶液的 pH 變化關系如圖所示。下列敘述正
A.水的電離程度：Z＞X＝YB.常溫下，Kb(BOH)＜Kb(AOH)C.中和等體積 X、Y 兩點溶液，后者消耗 HCl 的物質的量少D.物質的量濃度相同的 ACl 溶液和 BCl 溶液，前者陽離子濃度之和小于后者
　　解析：堿溶液中H＋全部由水電離產生，溶液的pH越大，c(H＋)越小，水的電離程度越小，故水的電離程度：X>Y>Z，A錯誤；由圖可知，稀釋相同倍數時，BOH溶液的pH變化大，說明BOH的堿性更強，則有Kb(BOH)>Kb(AOH)，B錯誤；AOH的堿性比BOH弱，但Y點pH大于X點，說明c(AOH)>c(BOH)，故等體積X、Y兩點溶液，Y消耗HCl比X消耗的多，C錯誤；ACl和BCl溶液中均存在電荷守恒：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，M代表A或B，兩溶液中c(Cl－)相等，則c(OH－)越大，陽離子濃度之和越大；由于AOH的堿性比BOH弱，則等濃度的兩種鹽溶液中A＋的水解程度大于B＋，ACl溶液的酸性更強，c(OH－)更小，因此BCl溶液中陽離子濃度之和更大，D正確。
[方法技巧] “三步法”突破弱電解質的稀釋圖像題
考向3 　電離常數的計算及應用
6.(2022 年北京石景山區(qū)期末)亞砷酸(H3AsO3)是三元弱酸，可以用于治療白血病，H3AsO3 水溶液中含砷物質的分布分數(平衡時某粒子的濃度占各粒子濃度之和的分數)與 pH 的關系如圖所示。
考向4 　判斷強、弱電解質的常用方法7.(2021 年浙江 6 月選考)某同學擬用 pH 計測定溶液 pH 以探究某
酸 HR 是否為弱電解質。下列說法正確的是(
A.25 ℃時，若測得 0.01 ml·L－1 NaR 溶液 pH＝7，則 HR 是弱酸
B.25 ℃時，若測得 0.01 ml·L
HR 溶液 pH＞2 且 pH＜7，則 HR
是弱酸C.25 ℃時，若測得 HR 溶液 pH＝a，取該溶液 10.0 mL，加蒸餾水稀釋至 100.0 mL，測得 pH＝b，b－a＜1，則 HR 是弱酸D.25 ℃時，若測得 NaR 溶液 pH＝a，取該溶液 10.0 mL，升溫至50 ℃，測得 pH＝b，a＞b，則 HR 是弱酸
HR 溶液 pH＞2 且 pH＜7，可知溶液中 c(H )＜0.01 ml·L－1，則
解析：25 ℃時，若測得0.01 ml·L
NaR溶液pH＝7，可知 NaR
為強酸強堿鹽，則 HR 為強酸，A 錯誤；25 ℃時，若測得 0.01 ml·
HR 未完全電離，HR 為弱酸，B 正確；假設 HR 為強酸，取 pH＝6的該溶液10.0 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL，測得此時溶液pH＜7，C 錯誤；假設 HR 為強酸，則 NaR 為強酸強堿鹽，溶液呈中性，升溫至 50 ℃，促進水的電離，水的離子積常數增大，pH 減小，D 錯誤。答案：B
8.(2021 年沈陽二中期末)下列事實能說明 HNO2 是弱電解質的
①25 ℃時，NaNO2 溶液的 pH 大于 7；②用 HNO2 溶液做導電性實驗，燈泡很暗；③HNO2 溶液不與 Na2SO4 溶液反應；④25 ℃
－1A.①②③C.①④
HNO2 溶液的 pH＝2.1B.②③④D.①②④
但不一定是弱酸，③錯誤；25 ℃時，0.1 ml·L
＝2.1，則溶液中 c(H＋)＝10
ml·L ，說明 HNO2 部分電離，故
水解反應，則 HNO2 是弱電解質，①正確；用 HNO2 溶液做導電性實驗，燈泡很暗，說明溶液中離子濃度較小，但由于未與等濃度鹽酸等比較，故不能判斷 HNO2 是否為弱電解質，②錯誤；HNO2溶液不與 Na2SO4 溶液反應，只能說明 HNO2 的酸性比 H2SO4 弱，
HNO2 溶液的 pH
HNO2 是弱電解質，④正確。答案：C
ml·L－1醋酸溶液的pH>1。
[方法突破] 判斷弱電解質的三個思維角度
(1)弱電解質的定義，即弱電解質部分電離。例如，25 ℃時0.1
(2)弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動。例如，pH＝1 的醋酸溶液加水稀釋 10 倍，所得溶液 1

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