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第2课时　电离平衡常数　强酸与弱酸比较
[核心素养发展目标]　1.了解电离平衡常数的含义，能利用电离平衡常数进行相关计算。2.利用电离平衡常数相对大小关系建立判断弱电解质相对强弱和“强酸制弱酸”的思维模型。
一、电离平衡常数
1.电离平衡常数
概念 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
表示 方法 对于AB A++B-，Ka或Kb=(酸用Ka，碱用Kb)
影响 因素 ①同一温度下，不同弱电解质的电离常数取决于弱电解质的性质； ②对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离常数只与温度有关
2.多元弱酸的电离平衡常数
(1)多元弱酸每一步电离都有电离平衡常数，例如H2CO3电离常数表达式(25 ℃时)：
①H2CO3 H++HC
Ka1==4.5×10-7；
②HC H++C
Ka2==4.7×10-11。
(2)多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1>Ka2>Ka3……当Ka1 Ka2时，多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
(1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大(　　)
(2)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大(　　)
(3)H2CO3的电离常数表达式为Ka=(　　)
(4)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大(　　)
答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×
1.已知25 ℃时Ka(HCOOH)=1.8×10-4，0 ℃时，Ka(HCOOH)　　　　1.8×10-4(填“>”“<”或“=”)。
答案　<
2.如何从定量的角度判断醋酸溶液中加水稀释一倍后，电离平衡移动的方向？
答案　Ka=稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q==Ka，Q3.在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.20 mol·L-1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×1 mol·L-1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数Kb。
答案　NH3·H2O的电离方程式及有关粒子的浓度如下：
　　　　　　　　　　　NH3·H2O　 　N　+　OH-
起始/(mol·L-1)　　　　0.20　　　　　　0　　　　　0
变化/(mol·L-1)　　　　1.7×10-3　　　　1.7×10-3　　1.7×10-3
平衡/(mol·L-1)　　　　0.20-1.7×10-3　　1.7×10-3　　1.7×10-3
c(NH3·H2O)=(0.20-1.7×10-3)mol·L-1≈0.20 mol·L-1，Kb==≈1.4×10-5。
4.已知25 ℃时，CH3COOH的Ka=1.75×1计算0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液达到电离平衡时c(H+)的浓度。
答案　设浓度为0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液中醋酸电离达到平衡时 H+ 的浓度为x mol·L-1，则有
　　　　　　　　　　CH3COOH H++CH3COO-
初始/(mol·L-1)　　　　0.10　　　0　　　　　0
平衡/(mol·L-1)　　　　0.10-x　　　x　　　　x
当Ka数值很小时，x的数值很小，可作近似处理：
0.10-x≈0.10，所以Ka=则x==≈1.3×10-3，即c(H+)=1.3×10-3 mol·L-1。
有关电离平衡常数的计算模板
　　　　　HX　　 　　H+　+　X-
起始　　　c(HX)　　　　0　　　0
平衡　　　c(HX)-c(H+)　c(H+)　c(X-)
则K=≈。
当弱电解质电离程度很小时，c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则K=；c(H+)=。
二、电离平衡常数的应用
1.电离平衡常数K的意义
K的大小表征了弱电解质的相对强弱。
2.电离平衡常数的应用
(1)根据电离常数判断弱酸(碱)的强弱
相同温度下，弱酸的Ka越大，电离程度越大，酸性越强；弱碱的Kb越大，电离程度越大，碱性越强。
(2)根据强酸制弱酸比较电离常数
实验3-2
操作 向盛有2 mL 1 mol·L-1醋酸的试管中滴加1 mol·L-1 Na2CO3溶液
现象 试管中产生气泡
原理 离子方程式为C+2CH3COOH===2CH3COO-+CO2↑+H2O
结论 Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)(填“>”“<”或“=”)
1.(2026·云南普洱期中)已知电离常数Ka1(H2SO3)>Ka1(H2CO3)≈Ka2(H2SO3)>Ka2(H2CO3)，则溶液中不可以大量共存的离子组是(　　)
A.、 B.、
C.、 D.、
答案　C
解析　由Ka1(H2SO3)>Ka1(H2CO3)≈Ka2(H2SO3)>Ka2(H2CO3)可知，酸性：H2SO3>H2CO3≈>。由强酸制弱酸的原理可知，由于酸性：>则与能反应生成不能大量共存，C符合题意。
2.(2026·江西抚州期中联考)已知H2S是一种二元弱酸，常温下，Ka1(H2S)=1.6×10-7，Ka2(H2S)=1.3×10-13。回答下列问题：
(1)升高温度时，Ka1(H2S)将　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)；常温下，加水稀释H2S溶液的过程中，下列表达式的值会减小的是　　　　(填字母)。
A.c(H+) B.
C.-lg c(OH-)
(2)用电离方程式解释0.1 mol·L-1H2S溶液呈酸性的主要原因：　　　　，此溶液中c(H+)≈　　　　 mol·L-1(100.5≈3)。
(3)常温下，CH3COOH的Ka=1.8×10-5，向Na2S溶液中滴加少量醋酸溶液反应的离子方程式为　　　　。
答案　(1)增大　AC　(2)H2S H++HS-　1.2×10-4　(3)CH3COOH+S2-===HS-+CH3COO-
解析　(1)H2S的电离过程吸热，升高温度促进其电离，Ka1(H2S)会增大。=加水稀释过程中，c(HS-)减小增大，B项不符合题意；加水稀释过程中，c(H+)减小，c(OH-)增大，-lg c(OH-)减小，A、C项符合题意。(2)多元弱酸的电离以第一步为主，H2S溶液呈酸性的主要原因为H2S H++HS-；Ka1(H2S)==1.6×10-7，Ka1(H2S) Ka2(H2S)，c(HS-)≈c(H+)，弱电解质电离程度很微弱，c(H2S)≈0.1 mol·L-1，代入可得c(H+)≈1.2×10-4 mol·L-1。(3)由题可知Ka(CH3COOH)>Ka1(H2S)，所以向Na2S溶液中滴加少量醋酸溶液时，发生反应的离子方程式为CH3COOH+S2-===HS-+CH3COO-。
3.在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L-1氨水的过程中，随着水量的增加，请说明溶液中下列含量的变化：
(1)n(OH-)　　(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
(2　　　。
(3　　　　。
答案　(1)增大　(2)增大　(3)不变
解析　加水稀释，c(N减小=逐渐增大；电离平衡常数Kb=只与温度有关，所以加水稀释时不变。
三、强酸与弱酸的比较
1.实验探究强酸、弱酸与活泼金属反应的特点
向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L-1盐酸、2 mL 2 mol·L-1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示：
由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况
宏观辨识 微观探析
反应 初期 盐酸的反应速率比醋酸大 盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H+)较大，因而反应速率较大
反应 过程 中 盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一段时间内速率变化不明显
最终 二者产生氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。 两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0
2.一元强酸和一元弱酸的比较
(1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
酸 比较项目
c(H+) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸 大 强 相同 相同 大
一元弱酸 小 弱 小
(2)相同体积、相同c(H+)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
酸 比较项目
c(H+) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸 大 多
1.下列关于盐酸与醋酸的稀溶液的说法正确的是(　　)
A.相同物质的量浓度的两溶液中c(H+)相同
B.100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C.c(H+)=10-3 mol·L-1的两溶液稀释100倍，c(H+)均为10-5 mol·L-1
D.向两溶液中分别加入少量对应的钠盐固体，盐酸中c(H+)不变，醋酸中c(H+)增大
答案　B
解析　相同物质的量浓度的两溶液，CH3COOH部分电离，醋酸中c(H+)比盐酸中的小，故A错误；100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液中HCl和CH3COOH的物质的量相同，所以能中和等物质的量的氢氧化钠，故B正确；醋酸稀释过程中电离平衡正向移动，稀释后醋酸中c(H+)不等于10-5 mol·L-1，故C错误；醋酸中加入醋酸钠固体，由于c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡逆向移动，c(H+)减小，而盐酸中加入氯化钠固体，对溶液中c(H+)无影响，故D错误。
2.常温条件下，H2A(酸)：Ka1=4.3×10-7，Ka2=2.1×10-12 ； H2B(酸)：Ka1=1.0×10-7，Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中，用“>”“<”或“=”填空。
(1)H+的浓度：H2A　　　　　　　　H2B。
(2)酸根离子的浓度：c(A2-)　　　c(B2-)。
(3)酸分子的浓度：c(H2A)　　　　　c(H2B)。
(4)溶液的导电能力：H2A　　　　　H2B。
答案　(1)>　(2)>　(3)<　(4)>
3.在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白：
(1)a、b两支试管中的现象：
相同点是　　　　，
不同点是　　　　，
原因是　　　　。
(2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时V(a)　　　　　(填“>”“<”或“=”，下同)V(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)　　　　V(b)，原因是　　　　　　　。
(3)若a、b两支试管中分别加入c(H+)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)　　　　　(填“>”“<”或“=”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)　　　　　V(b)，原因是　　　　　　　　。
答案　(1)都产生无色气泡，锌粒逐渐溶解　a试管比b试管反应剧烈　HCl是强酸，CH3COOH是弱酸，盐酸中c(H+)大　(2)>　=　反应开始时，盐酸中c(H+)较大，但二者最终能电离出的H+的总物质的量相等　(3)=　<　开始时c(H+)相同，所以反应速率相等，CH3COOH是弱电解质，最终电离出的H+的总物质的量大
课时对点练
[分值：100分]
[1~8题，每小题7分]
题组一　电离常数的含义
1.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Ka1答案　A
解析　相同条件下K越大，弱电解质的电离程度越大，所以相同条件下，电离平衡常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，A正确；电离平衡常数(K)是温度的函数，随温度的变化而变化，不随浓度的变化而变化，B、C错误；多元弱酸分步电离，电离程度依次减小，所以多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1>Ka2>Ka3，D错误。
2.常温下，向氨水中加水稀释的过程中，NH3·H2O的电离平衡常数、电离度、溶液导电性的变化正确的是(　　)
A.增大、增大、减小 B.不变、增大、减小
C.不变、减小、减小 D.减小、减小、增大
答案　B
解析　向氨水中加水稀释的过程中，温度不变，则NH3·H2O的电离平衡常数不变；氨水越稀越电离，则电离度增大；溶液总体积增大，微粒浓度减小，故溶液导电性减小。
3.下列关于电离常数的说法正确的是(　　)
A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大
B.CH3COOH的电离常数表达式为Ka=
C.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
D.电离常数只与温度有关，与浓度无关
答案　D
解析　CH3COOH的电离常数表达式为Ka=B项错误；向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不变，C项错误。
题组二　电离常数的应用
4.常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　　)
酸 HCN CH3COOH H3PO2
电离常数 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2
A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2
B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生
C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸
D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生的H2最多
答案　B
解析　相同温度下，一元弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，根据表格中的信息可知酸性：H3PO2> CH3COOH>HCN，A错误；根据较强酸制较弱酸的规律，反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生，B正确；根据电离常数可判断三种酸均不能完全电离，均为弱酸，C错误；等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，酸的物质的量相等，与足量锌粉反应，生成等量的H2，D错误。
5.(2026·四川蓉城名校联盟期中联考)乳酸(用HA表示)是一种含有羟基的羧基化合物，化学式为C3H6O3。已知常温下，Ka(HA)=1.4×10-4；Ka1(H2S)=1.1×10-7，Ka2(H2S)=1.3×10-13。下列说法正确的是(　　)
A.HA酸性比H2S弱
B.0.01 mol·L-1乳酸溶液中c(H+)=0.01 mol·L-1
C.常温下向Na2S溶液中加入少量乳酸，发生的反应是HA+S2-===HS-+A-
D.向乳酸溶液中加入少量氢氧化钠溶液，其电离常数增大
答案　C
题组三　强酸和弱酸的比较
6.(2026·合肥期中联考)下列关于醋酸和盐酸的说法正确的是(　　)
A.盐酸和醋酸溶液中均存在HCl分子和CH3COOH分子
B.常温下，0.1 mol·L-1的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，则醋酸的电离常数Ka=10-4
C.等体积、等c(H+)的醋酸和盐酸与1 mol·L-1 NaOH溶液反应，盐酸消耗NaOH溶液的体积多
D.c(H+)=0.1 mol·L-1，体积均为10 mL的醋酸和盐酸，稀释10倍后c(H+)：盐酸<醋酸
答案　D
解析　HCl是强电解质，在水溶液中完全电离，不存在HCl分子，A错误；0.1 mol·L-1的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，则c(H+)=c(CH3COO-)=0.1 mol·L-1×1%=10-3 mol·L-1，c(CH3COOH)=0.1 mol·L-1×(1-1%)≈0.1 mol·L-1，因此电离常数Ka=≈10-5，B错误；醋酸是弱酸，故等体积、等c(H+)的醋酸和盐酸，醋酸的浓度大，与1 mol·L-1 NaOH溶液反应，醋酸消耗NaOH溶液的体积多，C错误；盐酸是强酸，醋酸是弱酸，醋酸稀释后电离程度增大，稀释10倍后c(H+)：盐酸<醋酸，D正确。
7.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka=1.8×10-5)和一氯乙酸(乙，Ka=1.4×10-3)在水中的电离程度和浓度关系的是(　　)
答案　B
解析　根据甲、乙的电离平衡常数可知，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度：乙酸<一氯乙酸，排除A、C选项；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项。
8.常温下，向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，用注射器向其中一个锥形瓶中注入2 mL 1 mol·L-1草酸溶液(H2C2O4的Ka1=5.6×10-2，Ka2=1.5×10-4)，向另一个锥形瓶中注入2 mL 2 mol·L-1醋酸溶液(CH3COOH的Ka=1.75×10-5)，分别测得两个锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示。下列说法正确的是(　　)
A.曲线②表示醋酸与镁条的反应
B.当反应停止时，醋酸产生的气体比草酸产生的气体多
C.反应结束，草酸所耗时间比醋酸所耗时间短
D.草酸的电离方程式为H2C2O4 2H++C2
答案　C
解析　该草酸溶液中c(H+)大于醋酸溶液；反应开始时草酸溶液中c(H+)较大，与镁反应较快，即曲线②表示草酸与镁条的反应，曲线①表示醋酸与镁条的反应，A错误；n(Mg)=≈0.002 1 mol，n(H2C2O4)=0.002 L×1 mol·L-1=0.002 mol，n(CH3COOH)=0.002 L×2 mol·L-1=0.004 mol，则镁过量，当两种酸完全反应时，产生的H2一样多，B错误；根据上述分析可知，草酸与镁反应速率比醋酸快，则反应结束时草酸所耗时间比醋酸所耗时间短，C正确；H2C2O4为二元弱酸，分步电离，其电离方程式为H2C2O4 H++HC2、HC2 H++C2D错误。
[9~11题，每小题8分]
9.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
由表格中的数据判断下列说法不正确的是(　　)
A.在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H++S
D.水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
答案　C
解析　由H2SO4在冰醋酸中的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能全部电离，故C错误。
10.常温下，几种弱酸的电离平衡常数如表所示。
酸 HClO H2CO3 H2SO3 HCN
Ka 4.0×10-8 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka1=1.4×10-2 Ka2=6.0×10-8 6.2×10-10
下列离子方程式正确的是(　　)
A.向“84”消毒液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O===C+2HClO
B.向漂粉精溶液中通入少量SO2：Ca2++2ClO-+SO2+H2O===CaSO3↓+2HClO
C.向KCN溶液中通入少量SO2：CN-+SO2+H2O===HCN+HS
D.向Na2SO3溶液中通入少量CO2：S+CO2+H2O===HC+HS
答案　D
解析　由电离常数可知，酸性：H2SO3>H2CO3>HS>HClO>HCN>HC。HClO的酸性弱于H2CO3，但强于HC由“强酸制弱酸”可知，反应的离子方程式为ClO-+CO2+H2O===HC+HClO，与CO2的量无关，A项错误；SO2具有还原性，与Ca(ClO)2发生氧化还原反应，B项错误；由“强酸制弱酸”可知，KCN溶液与少量SO2反应生成HCN和K2SO3，反应的离子方程式为2CN-+SO2+H2O===2HCN+SC项错误。
11.向一定浓度的NH3·H2O与NaOH的混合液中滴加稀醋酸溶液，溶液导电能力随加入CH3COOH溶液的体积变化如图所示，下列说法正确的是(　　)
A.ab段，溶液导电能力减弱是由于溶液离子数目基本不变，体积增大，离子浓度减小
B.bc段，发生反应的离子方程式为CH3COOH+OH-===CH3COO-+H2O
C.cd段，溶液导电能力下降是由于溶液中离子个数减少
D.d点以后，随着CH3COOH溶液的滴加，溶液导电能力可能增强
答案　A
解析　ab段是醋酸和NaOH反应，离子方程式为CH3COOH+OH-===CH3COO-+H2O，溶液中离子的总物质的量几乎不变，但溶液体积增大，离子浓度减小，故溶液导电能力减弱，A正确；bc段为醋酸和一水合氨反应，生成了强电解质醋酸铵，离子方程式：CH3COOH+NH3·H2O===CH3COO-+N+H2O，B错误；c点时，一水合氨和NaOH均已反应完，cd段加入醋酸溶液，醋酸为弱电解质，溶液中离子个数增加，但是溶液体积也增大，离子浓度减小，导电能力下降，C、D错误。
12.(8分)已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L-1的碱BOH的溶液中，c(OH-)=1×10-3 mol·L-1。
(1)写出BOH的电离方程式：　　　　　　　。
(2)BOH的电离平衡常数Kb=　　　　。
(3)某温度T ℃时，BOH的电离平衡常数为1×10-7，结合(2)的计算可知T　　　　25。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L-1，则溶液中c(B+)=　　　　mol·L-1。
答案　(1)BOH B++OH-　(2)1×10-5
(3)<　1×10-4
解析　(1)因c初始(BOH)=0.1 mol·L-1，c电离(BOH)=c(B+)≈c(OH-)=1×10-3 mol·L-1，则BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B++OH-。
(2)电离平衡时，c平衡(BOH)=0.1 mol·L-1-1×10-3 mol·L-1≈0.1 mol·L-1，则电离常数Kb=≈ =1×10-5。
(3)电离过程是吸热的，温度越高电离常数越大，T ℃时BOH的电离平衡常数为1×10-7<1×10-5，则T<25。电离常数Kb=≈=1×10-7，则c(B+)=1×10-4 mol·L-1。
13.(4分)已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)=1.75×10-5，Ka(HSCN)=0.13。在该温度下将20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L-1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的曲线如图。
(1)反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是　　　　　　　。
(2)写出HSCN与NaHCO3反应的离子方程式：　　　　。
答案　(1)Ka(CH3COOH)(2)HSCN+HC===SCN-+CO2↑+H2O
14.(8分)(2026·浙江9+1教学联盟期中联考) 已知磷能形成多种含氧酸，如次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)、磷酸(H3PO4)等，常温下相应电离常数如表：
酸 H3PO2 (一元酸) H3PO3 (二元酸) H3PO4 (三元酸)
电离 常数 Ka=5.9×10-2 Ka1=5.0×10-2 Ka2=2.1×10-7 Ka1=6.9×10-3 Ka2=6.2×10-8 Ka3=4.8×10-13
(1)将10 mL 0.5 mol·L-1 H3PO2溶液与20 mL 0.5 mol·L-1NaOH溶液混合，写出反应的化学方程式：　　　　　　　　　　　　　　。
(2)请判断下列离子反应能发生的是　　　　(填字母)。
A.H3PO4+H2===H2+H3PO3
B.H2+H2===H3PO4+
C.H3PO2+===H2+H2
D.+H3PO3===H2+
(3)常温下，0.1 mol·L-1 H3PO3溶液中c(H+)=　　　　mol·L-1
(4)已知磷酸的结构式为，P→O表示成键电子对全部由磷原子提供，含有三个“—OH”，可电离出三个H+，因而称之为三元酸，请写出亚磷酸(H3PO3)的结构式：　　　　。
答案　(1)H3PO2+NaOH===NaH2PO2+H2O　(2)CD　(3)0.05　(4)
解析　(1)H3PO2是一元酸，由题可知NaOH 过量，反应生成正盐和水，化学方程式为H3PO2+NaOH===NaH2PO2+H2O。(2)由电离常数可知酸性：H3PO2>H3PO3>H3PO4>H2P>H2>由强酸制弱酸原理可知，C、D正确。(3)设0.1 mol·L-1 H3PO3溶液中c(H+)=x mol·L-1，H3PO3以第一步电离为主：H3PO3 H++H2P Ka1===5.0×10-2，解得x=0.05，c(H+)=0.05 mol·L-1。(4)亚磷酸(H3PO3)是二元酸(含2个“—OH”)，结合磷酸结构可知，亚磷酸(H3PO3)的结构式为。(共71张PPT)
第三章 第一节
第2课时　电离平衡常数　强酸与弱酸比较
核心素养 发展目标
1.了解电离平衡常数的含义，能利用电离平衡常数进行相关计算。
2.利用电离平衡常数相对大小关系建立判断弱电解质相对强弱和“强酸制弱酸”的思维模型。
内容索引
课时对点练
一、电离平衡常数
二、电离平衡常数的应用
三、强酸与弱酸的比较
< 一 >
电离平衡常数
1.电离平衡常数
概念 溶液中弱电解质电离所生成的各种_______________，与溶液中_________________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
表示方法
对于AB A++B-，Ka或Kb=_________(酸用Ka，碱用Kb)
影响因素 ①同一温度下，不同弱电解质的电离常数取决于___________
_____；
②对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离常数只与_____有关
离子浓度的乘积
未电离分子的浓度
弱电解质的
性质
温度
2.多元弱酸的电离平衡常数
(1)多元弱酸每一步电离都有电离平衡常数，例如H2CO3电离常数表达式(25 ℃时)：
①H2CO3 H++HC　Ka1=_____________=4.5×10-7；
②HC H++C　Ka2=_____________=4.7×10-11。
(2)多元弱酸各步电离常数的大小比较：Ka1>Ka2>Ka3……当Ka1______Ka2时，多元弱酸的酸性主要由___________决定。

第一步电离
(1)改变条件，电离平衡正向移动，电离平衡常数一定增大
(2)同一弱电解质，浓度大的电离平衡常数大
(3)H2CO3的电离常数表达式为Ka=
(4)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大
×
×
×
×
1.已知25 ℃时Ka(HCOOH)=1.8×10-4，0 ℃时，Ka(HCOOH)　　　1.8×
10-4(填“>”“<”或“=”)。
2.如何从定量的角度判断醋酸溶液中加水稀释一倍后，电离平衡移动的方向？
<
答案　Ka=稀释一倍后，假设平衡不移动，则Q= =Ka，Q3.在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.20 mol·L-1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×1 mol·L-1，试计算该温度下NH3·H2O
的电离常数Kb。
答案　NH3·H2O的电离方程式及有关粒子的浓度如下：
　　　　　　　　　　NH3·H2O　 　N　+　OH-
起始/(mol·L-1)　　　　0.20　　　　　　0　　　　 0
变化/(mol·L-1)　　　　1.7×10-3　　　　1.7×10-3　1.7×10-3
平衡/(mol·L-1)　　　　0.20-1.7×10-3　　1.7×10-3　1.7×10-3
c(NH3·H2O)=(0.20-1.7×10-3)mol·L-1≈0.20 mol·L-1，Kb== ≈1.4×10-5。
4.已知25 ℃时，CH3COOH的Ka=1.75×1计算0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液达到电离平衡时c(H+)的浓度。
答案　设浓度为0.10 mol·L-1的CH3COOH溶液中醋酸电离达到平衡时 H+ 的浓度为x mol·L-1，则有
　　　　　　　　　　CH3COOH H++CH3COO-
初始/(mol·L-1)　　　　0.10　　　 0　　 0
平衡/(mol·L-1)　　　　0.10-x　　 　x　　 x
当Ka数值很小时，x的数值很小，可作近似处理：0.10-x≈0.10，所以Ka=则x==≈1.3×10-3，即c(H+)= 1.3×10-3 mol·L-1。
有关电离平衡常数的计算模板
　　　　　HX　　 　　H+　+　X-
起始　　　c(HX)　　　　 0　　 　0
平衡　　　c(HX)-c(H+)　 c(H+)　 c(X-)
则K=≈。
当弱电解质电离程度很小时，c(HX)-c(H+)≈c(HX)，则K=；c(H+)=。
归纳总结
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< 二 >
电离平衡常数的应用
1.电离平衡常数K的意义
K的大小表征了弱电解质的_________。
2.电离平衡常数的应用
(1)根据电离常数判断弱酸(碱)的强弱
相同温度下，弱酸的Ka越大，电离程度越____，酸性越____；弱碱的Kb越大，电离程度越____，碱性越____。
相对强弱
大
强
大
强
(2)根据强酸制弱酸比较电离常数
【实验3-2】
操作 向盛有2 mL 1 mol·L-1醋酸的试管中滴加1 mol·L-1 Na2CO3溶液
现象 _______________
原理 离子方程式为_________________________________________
结论 Ka(CH3COOH)____Ka1(H2CO3)(填“>”“<”或“=”)
试管中产生气泡
C+2CH3COOH===2CH3COO-+CO2↑+H2O
>
1.(2026·云南普洱期中)已知电离常数Ka1(H2SO3)>Ka1(H2CO3)≈Ka2(H2SO3) >Ka2(H2CO3)，则溶液中不可以大量共存的离子组是
A.、 B.、
C.、 D.、
√
由Ka1(H2SO3)>Ka1(H2CO3)≈Ka2(H2SO3)>Ka2(H2CO3)可知，酸性：H2SO3> H2CO3≈>。由强酸制弱酸的原理可知，由于酸性：> 则与能反应生成不能大量共存，C符合题意。
2.(2026·江西抚州期中联考)已知H2S是一种二元弱酸，常温下，Ka1(H2S) =1.6×10-7，Ka2(H2S)=1.3×10-13。回答下列问题：
(1)升高温度时，Ka1(H2S)将　　 　(填“增大”“减小”或“不变”)；常温下，加水稀释H2S溶液的过程中，下列表达式的值会减小的是
　 　(填字母)。
A.c(H+)　　　　B.　　　C.-lg c(OH-)
增大
AC
H2S的电离过程吸热，升高温度促进其电离，Ka1(H2S)会增大。=　加水稀释过程中，c(HS-)减小增大，B项不符合题意；
加水稀释过程中，c(H+)减小，c(OH-)增大，-lg c(OH-)减小，A、C项符合题意。
(2)用电离方程式解释0.1 mol·L-1H2S溶液呈酸性的主要原因：　　　　　 　，此溶液中c(H+)≈　　　 　 mol·L-1(100.5≈3)。
H2S H++HS-
1.2×10-4
多元弱酸的电离以第一步为主，H2S溶液呈酸性的主要原因为H2S H++HS-；Ka1(H2S)==1.6×10-7，Ka1(H2S) Ka2(H2S)，c(HS-) ≈c(H+)，弱电解质电离程度很微弱，c(H2S)≈0.1 mol·L-1，代入可得c(H+)≈1.2×10-4 mol·L-1。
(3)常温下，CH3COOH的Ka=1.8×10-5，向Na2S溶液中滴加少量醋酸溶液反应的离子方程式为　 　　　。
CH3COOH+S2-===HS-+CH3COO-
由题可知Ka(CH3COOH)>Ka1(H2S)，所以向Na2S溶液中滴加少量醋酸溶液时，发生反应的离子方程式为CH3COOH+S2-===HS-+CH3COO-。
3.在一定温度下，加水逐渐稀释1 mol·L-1氨水的过程中，随着水量的增加，请说明溶液中下列含量的变化：
(1)n(OH-)　　 (填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
(2　　 。
(3　　　。
增大
增大
不变
加水稀释，c(N减小=逐渐增大；电离平衡常数Kb=只与温度有关，所以加水稀释时不变。
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< 三 >
强酸与弱酸的比较
1.实验探究强酸、弱酸与活泼金属反应的特点
向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L-1盐酸、2 mL 2 mol·L-1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示：
由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况
宏观辨识 微观探析
反应 初期 盐酸的反应速率比醋酸____ 盐酸是强酸，_____电离，醋酸是弱酸，____电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H+) _____，因而反应速率_____
大
完全
部分
较大
较大
宏观辨识 微观探析
反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸____，盐酸的反应速率减小_____，醋酸的反应速率减小_______ 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡_________，消耗的氢离子能及时_________，所以一段时间内速率变化不明显
大
明显
不明显
正向移动
电离补充
宏观辨识 微观探析
最终 二者产生氢气的量基本______，速率几乎都变为____ 镁条稍微过量，两种酸的物质的量_____，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎_________，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎____，因而产生的H2的量几乎_____。
两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎____
____
相等
零
相同
消耗完全
相同
相同
都变
为0
2.一元强酸和一元弱酸的比较
(1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
酸 比较项目
c(H+) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸 ____ ____ _____ _____ ____
一元弱酸 ____ ____ ____
大
强
小
弱
相同
相同
大
小
(2)相同体积、相同c(H+)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较
酸 比较项目
c(H+) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强酸 _____ _____ ____ ____ _____
一元弱酸 ____ ____
相同
相同
小
大
少
多
相同
1.下列关于盐酸与醋酸的稀溶液的说法正确的是
A.相同物质的量浓度的两溶液中c(H+)相同
B.100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C.c(H+)=10-3 mol·L-1的两溶液稀释100倍，c(H+)均为10-5 mol·L-1
D.向两溶液中分别加入少量对应的钠盐固体，盐酸中c(H+)不变，醋酸
　中c(H+)增大
√
相同物质的量浓度的两溶液，CH3COOH部分电离，醋酸中c(H+)比盐酸中的小，故A错误；
100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液中HCl和CH3COOH的物质的量相同，所以能中和等物质的量的氢氧化钠，故B正确；
醋酸稀释过程中电离平衡正向移动，稀释后醋酸中c(H+)不等于10-5 mol·L-1，故C错误；
醋酸中加入醋酸钠固体，由于c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡逆向移动，c(H+)减小，而盐酸中加入氯化钠固体，对溶液中c(H+)无影响，故D错误。
2.常温条件下，H2A(酸)：Ka1=4.3×10-7，Ka2=2.1×10-12；H2B(酸)：Ka1=1.0×10-7，Ka2=6.3×10-13。在浓度相同的两种溶液中，用“>”“<”或“=”填空。
(1)H+的浓度：H2A　　H2B。
(2)酸根离子的浓度：c(A2-)　　c(B2-)。
(3)酸分子的浓度：c(H2A)　　c(H2B)。
(4)溶液的导电能力：H2A　　H2B。
>
>
<
>
3.在a、b两支试管中分别装入形态相同、质量相等的锌粒(锌足量)，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白：
(1)a、b两支试管中的现象：
相同点是　　 　　，
不同点是　　　 　，
原因是　 　　　。
都产生无色气泡，锌粒逐渐溶解
a试管比b试管反应剧烈
HCl是强酸，CH3COOH是弱酸，盐酸中c(H+)大
(2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时V(a)　　　(填“>”“<”或“=”，下同)V(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)　　V(b)，原因是____________________________________________________________
_________。
(3)若a、b两支试管中分别加入c(H+)相同、体积相同的稀盐酸和稀醋酸，则a、b两支试管中开始生成气体的速率v(a)　 　(填“>”“<”或“=”，下同)v(b)，反应完毕后生成气体的总体积V(a)　 　V(b)，原因是______
_______________________________________________________________________________。
>
=
反应开始时，盐酸中c(H+)较大，但二者最终能电离出的H+的总物质
的量相等
=
<
c(H+)相同，所以反应速率相等，CH3COOH是弱电解质，最终电离出的H+的总物质的量大
开始时
返回
< 四 >
课时对点练
题号 1 2 3 4 5 6 7 8
答案 A B D B C D B C
题号 9 10 11
答案 C D A
对一对
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
12.
(1)BOH B++OH-　(2)1×10-5　(3)<　1×10-4
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
13.
(1)Ka(CH3COOH)(2)HSCN+HC===SCN-+CO2↑+H2O
14.
(1)H3PO2+NaOH===NaH2PO2+H2O　(2)CD　(3)0.05　
(4)
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
题组一　电离常数的含义
1.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Ka1√
对点训练
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
相同条件下K越大，弱电解质的电离程度越大，所以相同条件下，电离平衡常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，A正确；
电离平衡常数(K)是温度的函数，随温度的变化而变化，不随浓度的变化而变化，B、C错误；
多元弱酸分步电离，电离程度依次减小，所以多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1>Ka2>Ka3，D错误。
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
2.常温下，向氨水中加水稀释的过程中，NH3·H2O的电离平衡常数、电离度、溶液导电性的变化正确的是
A.增大、增大、减小 B.不变、增大、减小
C.不变、减小、减小 D.减小、减小、增大
√
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
向氨水中加水稀释的过程中，温度不变，则NH3·H2O的电离平衡常数不变；氨水越稀越电离，则电离度增大；溶液总体积增大，微粒浓度减小，故溶液导电性减小。
3.下列关于电离常数的说法正确的是
A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大
B.CH3COOH的电离常数表达式为Ka=
C.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
D.电离常数只与温度有关，与浓度无关
√
CH3COOH的电离常数表达式为Ka=B项错误；
向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，虽然平衡向左移动，但温度不变，电离常数不变，C项错误。
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
题组二　电离常数的应用
4.常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
酸 HCN CH3COOH H3PO2
电离常数 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2
A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2
B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生
C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸
D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生
　的H2最多
√
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
相同温度下，一元弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，根据表格中的信息可知酸性：H3PO2> CH3COOH>HCN，A错误；
根据较强酸制较弱酸的规律，反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+ H2P能够发生，B正确；
根据电离常数可判断三种酸均不能完全电离，均为弱酸，C错误；
等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，酸的物质的量相等，与足量锌粉反应，生成等量的H2，D错误。
5.(2026·四川蓉城名校联盟期中联考)乳酸(用HA表示)是一种含有羟基的羧基化合物，化学式为C3H6O3。已知常温下，Ka(HA)=1.4×10-4；Ka1(H2S)
=1.1×10-7，Ka2(H2S)=1.3×10-13。下列说法正确的是
A.HA酸性比H2S弱
B.0.01 mol·L-1乳酸溶液中c(H+)=0.01 mol·L-1
C.常温下向Na2S溶液中加入少量乳酸，发生的反应是HA+S2-===HS-+A-
D.向乳酸溶液中加入少量氢氧化钠溶液，其电离常数增大
√
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
题组三　强酸和弱酸的比较
6.(2026·合肥期中联考)下列关于醋酸和盐酸的说法正确的是
A.盐酸和醋酸溶液中均存在HCl分子和CH3COOH分子
B.常温下，0.1 mol·L-1的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，则醋酸的电
　离常数Ka=10-4
C.等体积、等c(H+)的醋酸和盐酸与1 mol·L-1 NaOH溶液反应，盐酸消耗
　NaOH溶液的体积多
D.c(H+)=0.1 mol·L-1，体积均为10 mL的醋酸和盐酸，稀释10倍后c(H+)：
　盐酸<醋酸
√
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
HCl是强电解质，在水溶液中完全电离，不存在HCl分子，A错误；
0.1 mol·L-1的醋酸溶液中有1%的醋酸发生电离，则c(H+)=c(CH3COO-)=
0.1 mol·L-1×1%=10-3 mol·L-1，c(CH3COOH)=0.1 mol·L-1×(1-1%)≈
0.1 mol·L-1，因此电离常数Ka=≈10-5，B错误；
醋酸是弱酸，故等体积、等c(H+)的醋酸和盐酸，醋酸的浓度大，与
1 mol·L-1 NaOH溶液反应，醋酸消耗NaOH溶液的体积多，C错误；
盐酸是强酸，醋酸是弱酸，醋酸稀释后电离程度增大，稀释10倍后c(H+)：盐酸<醋酸，D正确。
7.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka=1.8×10-5)和一氯乙酸(乙，Ka=1.4 ×10-3)在水中的电离程度和浓度关系的是
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
√
根据甲、乙的电离平衡常数可知，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度：乙酸<一氯乙酸，排除A、C选项；
当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D选项。
8.常温下，向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，塞紧橡胶塞，用注射器向其中一个锥形瓶中注入2 mL 1 mol·L-1草酸溶液(H2C2O4的Ka1=5.6×10-2，Ka2=1.5×10-4)，向另一个锥形瓶中注入2 mL 2 mol·L-1醋酸溶液(CH3COOH
的Ka=1.75×10-5)，分别测得两个锥形瓶内气
体的压强随时间的变化如图所示。下列说法
正确的是
A.曲线②表示醋酸与镁条的反应
B.当反应停止时，醋酸产生的气体比草酸产生的气体多
C.反应结束，草酸所耗时间比醋酸所耗时间短
D.草酸的电离方程式为H2C2O4 2H++C2
√
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
该草酸溶液中c(H+)大于醋酸溶液；反应开始时草酸溶液中c(H+)较大，与镁反应较快，即曲线②表示草酸与镁条的反应，曲线①表示醋酸与镁条的反应，A错误；
n(Mg)=≈0.002 1 mol，n(H2C2O4)=0.002 L×1 mol·L-1=0.002 mol，n(CH3COOH)=0.002 L×2 mol·L-1=0.004 mol，则镁过量，当两种酸完全反应时，产生的H2一样多，B错误；
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
根据上述分析可知，草酸与镁反应速率比醋酸快，则反应结束时草酸所耗时间比醋酸所耗时间短，C正确；
H2C2O4为二元弱酸，分步电离，其电离方程式为H2C2O4 H++HC2、HC2 H++C2D错误。
9.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
由表格中的数据判断下列说法不正确的是
A.在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H++S
D.水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
√
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
9
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由H2SO4在冰醋酸中的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能全部电离，故C错误。
10.常温下，几种弱酸的电离平衡常数如表所示。
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酸 HClO H2CO3 H2SO3 HCN
Ka 4.0×10-8 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka1=1.4×10-2 Ka2=6.0×10-8 6.2×10-10
下列离子方程式正确的是
A.向“84”消毒液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O===C+2HClO
B.向漂粉精溶液中通入少量SO2：Ca2++2ClO-+SO2+H2O===CaSO3↓+2HClO
C.向KCN溶液中通入少量SO2：CN-+SO2+H2O===HCN+HS
D.向Na2SO3溶液中通入少量CO2：S+CO2+H2O===HC+HS
√
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由电离常数可知，酸性：H2SO3>H2CO3>HS>HClO>HCN>HC。HClO的酸性弱于H2CO3，但强于HC由“强酸制弱酸”可知，反应的离子方程式为ClO-+CO2+H2O===HC+HClO，与CO2的量无关，A项错误；
SO2具有还原性，与Ca(ClO)2发生氧化还原反应，B项错误；
由“强酸制弱酸”可知，KCN溶液与少量SO2反应生成HCN和K2SO3，反应的离子方程式为2CN-+SO2+H2O===2HCN+SC项错误。
11.向一定浓度的NH3·H2O与NaOH的混合液中滴加稀醋酸溶液，溶液导电能力随加入CH3COOH溶液的体积变化如图所示，下列说法正确的是
A.ab段，溶液导电能力减弱是由于溶液离子数目
　基本不变，体积增大，离子浓度减小
B.bc段，发生反应的离子方程式为CH3COOH+OH-
　===CH3COO-+H2O
C.cd段，溶液导电能力下降是由于溶液中离子个数减少
D.d点以后，随着CH3COOH溶液的滴加，溶液导电能力可能增强
√
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ab段是醋酸和NaOH反应，离子方程式为CH3COOH+OH-===CH3COO-+H2O，溶液中离子的总物质的量几乎不变，但溶液体积增大，离子浓度减小，故溶液导电能力减弱，A正确；
bc段为醋酸和一水合氨反应，生成了强电解质醋酸铵，离子方程式：CH3COOH+NH3·H2O===CH3COO-+N+H2O，B错误；
c点时，一水合氨和NaOH均已反应完，cd段加入醋酸溶液，醋酸为弱电解质，溶液中离子个数增加，但是溶液体积也增大，离子浓度减小，导电能力下降，C、D错误。
12.已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L-1的碱BOH的溶液中，c(OH-)=1× 10-3 mol·L-1。
(1)写出BOH的电离方程式：　　 　　　　　。
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BOH B++OH-
因c初始(BOH)=0.1 mol·L-1，c电离(BOH)=c(B+)≈c(OH-)=1×10-3 mol·L-1，则BOH不完全电离，故电离方程式为BOH B++OH-。
(2)BOH的电离平衡常数Kb=　　　　。
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1×10-5
电离平衡时，c平衡(BOH)=0.1 mol·L-1-1×10-3 mol·L-1≈0.1 mol·L-1，则电离常数Kb=≈ =1×10-5。
(3)某温度T ℃时，BOH的电离平衡常数为1×10-7，结合(2)的计算可知T
　 25。若该碱的起始浓度也为0.1 mol·L-1，则溶液中c(B+)=　　 　mol·L-1。
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<
1×10-4
电离过程是吸热的，温度越高电离常数越大，T ℃时BOH的电离平衡常数为1×10-7<1×10-5，则T<25。电离常数Kb=≈=1× 10-7，则c(B+)=1×10-4 mol·L-1。
13.已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)=1.75×10-5，Ka(HSCN)=0.13。在该温度下将20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L-1 HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的曲线如图。
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(1)反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是
______________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
Ka(CH3COOH)答案
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(2)写出HSCN与NaHCO3反应的离子方程式：
　　　 　。
HSCN+HC===SCN-+CO2↑+H2O
14.(2026·浙江9+1教学联盟期中联考) 已知磷能形成多种含氧酸，如次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)、磷酸(H3PO4)等，常温下相应电离常数如表：
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酸 H3PO2(一元酸) H3PO3(二元酸) H3PO4(三元酸)
电离常数 Ka=5.9×10-2 Ka1=5.0×10-2 Ka2=2.1×10-7 Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
(1)将10 mL 0.5 mol·L-1 H3PO2溶液与20 mL 0.5 mol·L-1NaOH溶液混合，写出反应的化学方程式：　　　　　　　　　　　 　　　。
H3PO2+NaOH===NaH2PO2+H2O
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H3PO2是一元酸，由题可知NaOH过量，反应生成正盐和水，化学方程式为H3PO2+NaOH===NaH2PO2+H2O。
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酸 H3PO2(一元酸) H3PO3(二元酸) H3PO4(三元酸)
电离常数 Ka=5.9×10-2 Ka1=5.0×10-2 Ka2=2.1×10-7 Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
(2)请判断下列离子反应能发生的是　　　(填字母)。
A.H3PO4+H2===H2+H3PO3
B.H2+H2===H3PO4+
C.H3PO2+===H2+H2
D.+H3PO3===H2+
CD
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由电离常数可知酸性：H3PO2>H3PO3>H3PO4>H2P>H2>由强酸制弱酸原理可知，C、D正确。
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酸 H3PO2(一元酸) H3PO3(二元酸) H3PO4(三元酸)
电离常数 Ka=5.9×10-2 Ka1=5.0×10-2 Ka2=2.1×10-7 Ka1=6.9×10-3
Ka2=6.2×10-8
Ka3=4.8×10-13
(3)常温下，0.1 mol·L-1 H3PO3溶液中c(H+)=　　　mol·L-1
0.05
设0.1 mol·L-1 H3PO3溶液中c(H+)=x mol·L-1，H3PO3以第一步电离为主：H3PO3 H++H2P Ka1===5.0×10-2，解得x=0.05，c(H+)=0.05 mol·L-1。
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(4)已知磷酸的结构式为　　　　　　　，P→O表示成键电子对全部由磷
原子提供，含有三个“—OH”，可电离出三个H+，因而称之为三元酸，
请写出亚磷酸(H3PO3)的结构式：　　　　 。
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亚磷酸(H3PO3)是二元酸(含2个“—OH”)，结合磷酸结构可知，亚磷
酸(H3PO3)的结构式为　　　　　　　。
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