教材知識解讀·講透重點難點·方法能力構(gòu)建·同步分層測評第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第二節(jié)水的電離與溶液的pH第1課時水的電離溶液的酸堿性與pH教習(xí)目標1.認識水的電離存在電離平衡，了解水的電離平衡的影響因素，知道水的離子積常數(shù)，會分析水的電離平衡移動。2.通過分析、推理等方法知道溶液pH的概念、溶液酸堿性與pH的關(guān)系，建立溶液酸堿性判斷的思維模型。重點和難點重點:水的離子積、溶液的酸堿性與溶液pH的關(guān)系。難點:水的離子積與溶液pH的計算?！糁R點一水的電離1．水的電離（1）水是一種極弱的電解質(zhì)。（2）水的電離方程式為H2O＋H2O?H3O＋＋OH－，簡寫為H2OH＋＋OH－。（3）水的電離是吸熱過程。2．水的離子積（1）水的電離平衡常數(shù)水的電離平衡常數(shù)K電離＝eq\f(c（H＋）·c（OH－）,c（H2O）)。（2）水的離子積常數(shù)①含義：因為水的濃度可看作常數(shù)，溫度一定，K電離為常數(shù)，c(H2O)為常數(shù)，因此c(H＋)·c(OH－)為常數(shù)。②表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。③數(shù)據(jù)：室溫下，Kw＝1×10－14，100℃時，Kw＝1×10－12。④影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。⑤適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。⑥意義：Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。3．外界條件對水的電離平衡的影響分析下列條件的改變對水的電離平衡H2O?H＋＋OH－ΔH>0的影響，并填寫下表：改變條件平衡移動方向c(H＋)c(OH－)水的電離程度Kw升高溫度右移增大增大增大增大加入HCl(g)左移增大減小減小不變加入NaOH(s)左移減小增大減小不變加入金屬Na右移減小增大增大不變加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變易錯提醒易錯提醒1.25℃時，Kw＝1.0×10－14，不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。2.在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c水(H＋)與c水(OH－)一定相等。Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)均指整個溶液中所有H＋和OH－的總物質(zhì)的量濃度。3.Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大。4.室溫下，由水電離出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7mol·L－1時，可能是加酸或加堿抑制了水的電離。5.給水加熱，水的電離程度增大，c(H＋)＞10－7mol·L－1，pH<7，但水仍顯中性。即學(xué)即練1.25℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－，下列敘述正確的是()A．將純水加熱到95℃時，Kw變大，pH不變，水仍呈中性B．向純水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)增大，Kw變小C．向純水中加入少量碳酸鈉固體，影響水的電離平衡，c(H＋)減小，Kw不變D．向純水中加入醋酸鈉固體或鹽酸，均可抑制水的電離，Kw不變【答案】C【解析】本題考查水的電離平衡、水的離子積等知識。水的電離吸熱，將純水加熱，電離平衡正向移動，c(H＋)、c(OH－)均增大，但c(OH－)與c(H＋)仍然相等，故Kw變大，pH變小，水仍呈中性，A項錯誤；向純水中加入稀氨水，溶液中c(OH－)增大，水的電離平衡逆向移動，但溫度不變，Kw不變，B項錯誤；向純水中加入少量Na2CO3固體，溶液中c(H＋)減小，水的電離平衡正向移動，但Kw不變，C項正確；向純水中加入醋酸鈉時，促進水的電離，D項錯誤。2.關(guān)于水的說法，下列錯誤的是A．水的電離方程式2H2O?H3O++OH B．純水的pH可能為6C．25℃時水中通入少量HCl，KW減小 D．水的電離?H>0【答案】C【解析】A．水是弱電解質(zhì)，電離方程式為：2H2O?H3O++OH，故A正確；B．水的電離是吸熱反應(yīng)，溫度升高，水的離子積增大，如100℃時水的離子積常數(shù)為1012，純水的pH=6，故B正確；C．KW只受溫度影響，溫度不變，KW不變，故C錯誤；D．水的電離過程吸熱，?H>0，故D正確；故選C?！糁R點二溶液的酸堿性和pH1.【思考與討論】P64體系純水向純水加入少量鹽酸向純水加入少量氫氧化鈉溶液c(H＋)1×10－7mol/L增大減小c(OH－)1×10－7mol/L減小增大c(H＋)和c(OH－)的大小比較c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)>c(OH－)c(H＋)<c(OH－)2.溶液酸堿性的判斷溶液呈酸性、堿性還是中性，應(yīng)看c(H＋)和c(OH－)的相對大?。海ǔ叵拢ヽ(H＋)>1×10－7mol/L溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越強；c(H＋)＝1×10－7mol/L溶液呈中性；c(H＋)<1×10－7mol/L溶液呈堿性，且c(OH－)越大，堿性越強。易錯提醒易錯提醒1.溶液顯酸堿性的實質(zhì)是溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小。2.用pH判斷溶液酸堿性時，要注意溫度。不能認為pH等于7的溶液一定為中性，如100℃時，pH＝6為中性，pH<6才顯酸性，pH>6顯堿性，所以使用pH時需注明溫度，若未注明溫度，一般認為是常溫，就以pH＝7為中性。3.pH的計算公式pH＝－lgc(H＋)4．溶液酸堿性的測定方法（1）用酸堿指示劑測定酸堿指示劑一般是有機弱酸或弱堿，它們的顏色在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生變化，因此，可以用這些弱酸、弱堿來粗略測定溶液的pH范圍，不能準確測定出pH的具體值。幾種常用指示劑的變色范圍和顏色變化如表所示：指示劑變色范圍(pH)遇酸的顏色遇堿的顏色甲基橙3.1eq\o(→,\s\up7(橙色))4.4紅色(pH<3.1)黃色(pH>4.4)石蕊5.0eq\o(→,\s\up7(紫色))8.0紅色(pH<5.0)藍色(pH>8.0)酚酞8.2eq\o(→,\s\up7(粉紅色))10.0無色(pH<8.2)紅色(pH>10.0)（2）用pH試紙測定使用pH試紙的正確操作：取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH。pH試紙的種類①廣泛pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)，可以識別的pH差約為1。②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。（3）用pH計測量。pH計也叫酸度計，該儀器可精密測量溶液的pH。測得的溶液pH可以是整數(shù)或小數(shù)。5．pH的應(yīng)用pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)實驗中都有重要的應(yīng)用。溶液pH的控制常常是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。易錯提醒易錯提醒測溶液pH時需注意：1.不能用濕潤的玻璃棒蘸取待測液，也不能將pH試紙先用水潤濕，否則會將溶液稀釋，可能導(dǎo)致所測定的pH不準確，使酸性溶液的pH變大，堿性溶液的pH變小，但中性溶液不受影響。2.若某溶液具有漂白性，則不能用酸堿指示劑測定該溶液的酸堿性，也不能用pH試紙測定其pH。3.pH試紙不能測c(H＋)>1mol·L－1或c(OH－)>1mol·L－1的溶液的pH。即學(xué)即練1.下列說法正確的是A．酸或堿溶液稀釋時，溶液的pH均減小B．中性溶液的pH不一定等于7【答案】B【解析】A．酸溶液稀釋時溶液中氫離子濃度減小，氫氧根離子濃度增大，溶液pH增大，故A錯誤；B．100℃時水的離子積常數(shù)為KW=1012，此時中性溶液pH=6，故B正確；C．pH=lgc（H+）=0時溶液中c（H+）=1mol/L，故C錯誤；D．廣泛試紙測得溶液pH為整數(shù)，因此不可能用廣泛pH試紙測得pH=3.6，故D錯誤；故答案為：B。2.下列有關(guān)溶液的酸堿性與pH的說法錯誤的是()A．溶液pH越小，酸性越強，反之，堿性越強B．pH＜7的溶液可能呈酸性C．當溶液中的c(H＋)或c(OH－)較小時，用pH表示其酸堿度更為方便D．把pH試紙直接插入待測溶液中，測其pH【答案】D【解析】A項，因pH＝－lgc(H＋)，所以pH越小，c(H＋)越大，酸性越強；pH越大，c(H＋)越小，則c(OH－)越大，堿性越強，正確；B項，在常溫下，pH＜7的溶液呈酸性，正確；C項，當c(H＋)或c(OH－)小于1mol·L－1時，使用pH表示其酸堿度更為方便，正確；D項，用pH試紙測溶液pH時，不能把pH試紙直接插入溶液中，正確的做法為取一片pH試紙，放在潔凈的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測液點于試紙中央，然后與標準比色卡對照讀取數(shù)據(jù)，D項錯誤。◆知識點三溶液pH的計算1.單一溶液pH的計算（1）強酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。（2）強堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。2.混合溶液pH的計算（1）兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝eq\f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)。（2）兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝eq\f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)。（3）強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝eq\f(|cH＋酸V酸－cOH－堿V堿|,V酸＋V堿)。3.稀釋后溶液pH的變化規(guī)律（1）對于強酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH增大n個單位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。（2）對于強堿溶液(pH＝b)每稀釋10n倍，pH減小n個單位，即pH＝b－n(b－n>7)。（3）對于弱酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH的范圍是：a<pH<a＋na＋n<7)(即對于pH相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強酸pH變化的程度大)。（4）對于弱堿溶液(pH＝b)每稀釋10n倍，pH的范圍是：b－n<pH<b(b－n>7)(即對于pH相同的強堿和弱堿稀釋相同倍數(shù)，強堿pH變化的程度大)。4.25℃時，將強酸、強堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，pH酸＋pH堿＝14－lgeq\f(V堿,V酸)V酸∶V堿c(H＋)∶c(OH－)pH酸＋pH堿10:11∶10151∶11∶1141:1010∶113即學(xué)即練A．1 B．7 C．13 D．14【答案】C2.常溫下，下列說法不正確的是A．pH=11的氨水、NaOH溶液中，水電離產(chǎn)生的c(H+)相同B．pH=3的HCl溶液與pH=11的氨水等體積混合，混合后溶液的pH小于7D．往10mLpH=3的醋酸中加入pH=11的氨水至中性，消耗氨水體積約10mL【答案】B【解析】A．pH=11的氨水、NaOH溶液中，氫離子濃度相同，對水電離的抑制程度相同，水電離產(chǎn)生的c(H+)相同，A正確；B．pH=3的鹽酸中c(H+)=1×103mol/L，pH=11的氨水中c(OH)=1×10

3mol/L，由于氨水為弱堿，則氨水過量，在室溫下等體積混合后，pH＞7，B錯誤；C．兩溶液中氫離子濃度相等，根據(jù)水的離子積可知兩溶液中氫氧根離子濃度也相等，根據(jù)電荷守恒，則c(Cl)=c(CH3COO)，C正確；D．由于醋酸和一水合氨的電離程度幾乎相同，因此pH=3的醋酸和pH=11的氨水濃度幾乎相同，則往10mLpH=3的醋酸中加入pH=11的氨水至中性，消耗氨水體積約10mL，D正確。故選B。一、對水離子積常數(shù)的理解和應(yīng)用1.水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)，不僅適用于純水，也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。在任何酸、堿、鹽的稀溶液中，只要溫度一定，Kw就一定。2.在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。在Kw的表達式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中H＋、OH－總的物質(zhì)的量濃度而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。3.水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。4.水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動，c(H＋)和c(OH－)都增大，故Kw增大，但溶液仍呈中性；對于Kw，若未注明溫度，一般認為在常溫下，即25℃。實踐應(yīng)用1.25℃時，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)的乘積為1×10－18，則下列說法正確的是()A．該溶液的pH一定為9B．該溶液的pH可能為5C．該溶液的pH可能為7D．不會有這樣的溶液【答案】B【解析】該溶液中水提供的c水(OH－)＝c水(H＋)＝1×10－9mol·L－1。顯然遠比純水提供的c(H＋)和c(OH－)小得多，這說明水的電離受到了酸或堿的抑制。若為酸溶液，則酸提供的c(H＋)＝1×10－5mol·L－1，pH＝5；若為堿溶液，則堿提供的c(OH－)＝1×10－5mol·L－1，pH＝9。2.25℃時，在等體積的①0.5mol·L－1的H2SO4溶液；②0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液；③1mol·L－1的NaCl溶液；④純水中由水電離出的H＋的物質(zhì)的量之比是()A．1∶10∶107∶107B．107∶107∶1∶1C．107∶106∶2∶2D．107∶106∶(2×107)∶2【答案】A14mol·L－1；13mol·L－1；NaCl溶液和純水中由水電離出的c水(H＋)均為10－7mol·L－1。則等體積的上述四種溶液中由水電離出的n(H＋)(即發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量)之比為10－14∶10－13∶10－7∶10－7＝1∶10∶107∶107。二、水電離平衡的圖像分析如圖所示：1.橫縱坐標的關(guān)系橫縱坐標為反比例函數(shù)關(guān)系，c(H＋)·c(OH－)＝Kw。2.溫度和溶液酸堿性的關(guān)系（1）T1、T2對應(yīng)線為等溫線，每條線上各點對應(yīng)的離子積相等；升高溫度，水的電離程度增大，水的離子積增大，則T2＞T1。（2）ab線為中性溶液線，ab線上c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，ab線上方c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性，ab線下方c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性。3.變化關(guān)系（1）同一等溫線上點的變化，離子積常數(shù)不變，即c(H＋)·c(OH－)不變，c(H＋)和c(OH－)之間為反比例關(guān)系，可以通過加入酸、堿、鹽，如a→d，可以加入HCl等酸或加入AlCl3等強酸弱堿鹽。（2）不同等溫線上點的變化，離子積常數(shù)改變，即溫度發(fā)生了改變。若在ab線上，只能通過改變溫度，例如a→b，通過升高溫度即可實現(xiàn)；若不在ab線上，應(yīng)先改變溫度，再加入酸、堿、鹽，例如a→e，應(yīng)先升高溫度，再加入NaOH等堿或CH3COONa等強堿弱酸鹽。實踐應(yīng)用1.水的電離常數(shù)如圖兩條曲線所示，曲線中的點都符合c(H＋)·c(OH－)＝常數(shù)，下列說法錯誤的是()A．圖中溫度T1＞T2B．圖中五點Kw間的關(guān)系：B＞C＞A＝D＝EC．曲線a、b均代表純水的電離情況D．若處在B點時，將pH＝2的硫酸溶液與pH＝12的KOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性【答案】C【解析】由圖像可知，A點在T2時的曲線上，而B點在T1時的曲線上，因為A、B點溶液中的氫離子與氫氧根離子的濃度相等，所以是純水的電離，B點的電離程度大于A點，所以溫度T1＞T2，故A正確；由圖像可知，A、E、D都是T2時曲線上的點，Kw只與溫度有關(guān)，＋)－)－1，與pH＝12的KOH溶液中c(OH－)＝1mol·L－1，等體積混合后，溶液顯堿性，故D正確。2.在不同溫度下的水溶液中離子濃度曲線如圖所示，下列說法一定正確的是A．在c點溶液中加NH4Cl固體，可實現(xiàn)c點向d點移動B．a(chǎn)點和c點均為純水C．b點由水電離出的c(H+)水=1×108mol·L1D．25℃時，若a點為將1LpH=m的稀硝酸與10LpH=n的KOH混合后所得的溶液，可推出m+n=13【答案】D考點一影響水電離平衡的因素【例1】水的電離過程為H2O?H＋＋OH－，在25℃時，水的離子積Kw＝1.0×10－14；在35℃時，水的離子積Kw＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是()A．c(H＋)隨著溫度的升高而降低B．35℃時，c(H＋)>c(OH－)C．35℃時的水比25℃時的水電離程度小D．水的電離是吸熱過程【答案】D－1；35℃時，c(H＋)＝c(OH－)≈1.45×10－7mol·L－1。溫度升高，c(H＋)和c(OH－)都增大，且始終相等，水的電離程度也增大，因溫度升高平衡向正反應(yīng)方向移動，故水的電離為吸熱過程。解題要點解題要點影響水電離平衡的因素體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)HCl逆不變減小減小增大NaOH逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變增大增大減小NH4Cl正不變增大減小增大溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小其他：如加入Na正不變增大增大減小D．將水加熱，增大，pH減小【答案】D【變式12】25℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl、②NaOH、③H2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是()A．③＞②＞① B．②＞③＞①C．①＞②＞③ D．③＞①＞②【答案】C【解析】分析三種物質(zhì)可知②、③抑制水的電離，①不影響水的電離平衡，在②、③中H2SO4為二元強酸，產(chǎn)生的c(H＋)大于NaOH產(chǎn)生的c(OH－)，抑制程度更大，故順序為①＞②＞③。考點二酸、堿溶液稀釋的圖像分析【例2】pH＝2的a、b兩種酸溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其中pH與溶液體積V的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是()A．a(chǎn)、b兩酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等B．稀釋后，a酸溶液的酸性比b酸溶液強C．x＝6時，a是強酸，b是弱酸D．若a、b都是弱酸，則2＜x＜5【答案】D【解析】讀圖可知，稀釋過程中，b酸的pH變化小，則b酸較a酸弱，兩者pH相等時，物質(zhì)的量濃度一定不同，A項錯誤；讀圖知稀釋后a溶液的pH大于b溶液的pH，則a中c(H＋)小于b中c(H＋)，a酸溶液的酸性比b酸溶液的酸性弱，B項錯誤；pH＝2的a酸溶液稀釋1000倍，pH不可能增加4，C項錯誤；若a、b都是弱酸，稀釋1000倍后，a、b兩溶液pH均要增大，且增加量均小于3，故2＜x＜5。解題要點解題要點1.物質(zhì)的量濃度相同的一元強酸溶液和一元弱酸溶液,弱酸溶液的pH大。稀釋相同的倍數(shù)后,仍是弱酸溶液的pH大;稀釋至相同的pH,強酸溶液中加的水多。2.物質(zhì)的量濃度相同的一元強堿溶液和一元弱堿溶液強堿溶液的pH大。稀釋相同的倍數(shù),仍是強堿溶液的pH大稀釋至相同的pH,強堿溶液中加的水多。3.將pH相同的一元強酸溶液和一元弱酸溶液稀釋同樣的倍數(shù),弱酸溶液的pH變化小,強酸溶液的pH變化大:將pH相同的一元強酸溶液和一元弱酸溶液稀釋后仍相同,則弱酸溶液中所加的水比強酸溶液中的多。4.將pH相同的一元強堿溶液和一元弱堿溶液稀釋同樣的倍數(shù),強堿溶液的pH變化大,弱堿溶液pH變化小;將pH相同的一元強堿溶液和一元弱堿溶液稀釋至相同的H則弱堿溶液中所加的水比強堿溶液中的多。5.無論稀釋多大倍數(shù),酸性溶液都不能變成堿性溶液,堿性溶液也不能變成酸性溶液,即溶液的pH向7靠攏,但不能達到7(25℃)。【變式21】常溫下，pH=11的X、Y兩種堿溶液各1mL，分別稀釋至100mL，其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是A．X、Y兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度一定相等B．稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強C．若9＜a＜11，則X、Y都是弱堿D．分別完全中和X、Y這兩種堿溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積V(X)＞V(Y)【答案】C【解析】根據(jù)圖象曲線變化及信息可知，兩種堿溶液具有相同的體積和pH，稀釋過程中pH變化越大，其堿性越強，當a=9時，說明X為強堿，若9＜a＜11，說明X、Y都屬于弱堿，以此解答該題。A．由圖可知，開始的pH相同，兩種堿溶液稀釋相同倍數(shù)后pH不同，則X、Y的堿性強弱一定不同，二者的物質(zhì)的量濃度一定不相等，故A錯誤；B．稀釋后X溶液的pH小于Y溶液，則稀釋后Y溶液堿性更強，故B錯誤；C．由圖可知，開始的pH相同，若9＜a＜11，則1mL的弱堿加水稀釋到100mL，溶液的pH變化小于2個單位，說明X、Y中都存在電離平衡，都屬于弱堿，故C正確；D．由圖象可知，100mL的X、Y溶液中n(OH)關(guān)系為Y＞X，說明pH=11的X、Y兩種堿溶液，溶質(zhì)濃度Y大于X，完全中和X、Y兩溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積V(X)＜V(Y)，故D錯誤；故選：C?；A(chǔ)達標1.某溫度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液中c(H＋)＝1×10－3mol·L－1。下列對該溶液的敘述不正確的是()A．該溫度高于25℃B．由水電離出來的H＋的濃度為1×10－11mol·L－1C．加入NaHSO4晶體抑制水的電離D．取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(OH－)增大【答案】B【解析】25℃時，純水中c(H＋)＝1×10－7mol·L－1，c(H＋)＝1×10－6mol·L－1說明水的電離得到促進，故T＞25℃，A項正確；c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，水的離子積常數(shù)為1×10－12，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，當c(H＋)＝1×10－3mol·L－1時，c(OH－)＝1×10－9mol·L－1，故由水電離出來的c(H＋)＝1×10－9mol·L－1，B項錯誤；NaHSO4電離生成氫離子，對水的電離起抑制作用，－)，所以c(OH－)增大，D項正確。2.室溫下，若溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝1×10－14mol·L－1，滿足此條件的溶液中一定可以大量共存的離子組是()A．Al3＋、Na＋、NOeq\o\al(－,3)、Cl－ B．K＋、Na＋、Cl－、NOeq\o\al(－,3)C．K＋、Na＋、Cl－、AlOeq\o\al(－,2) D．K＋、NHeq\o\al(＋,4)、SOeq\o\al(2－,4)、NOeq\o\al(－,3)【答案】B【解析】溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝1×10－14mol·L－1，溶液的pH為0或14，溶液呈酸性或堿性。A項，Al3＋與OH－不能大量共存；C項，AlOeq\o\al(－,2)與H＋不能大量共存；D項，NHeq\o\al(＋,4)與OH－不能大量共存。3.25℃在等體積的①pH=0的H2SO4溶液，②0.05mol·L1的Ba(OH)2溶液，③pH=10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×109C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109【答案】A【解析】①中pH=0的H2SO4中c(H＋)=1.0mol·L－1，c(OH－)=1.0×10－14mol·L－1，水電離程度為1.0×10－14mol·L－1；②中c(OH－)=0.1mol·L－1，c(H＋)=1.0×10－13mol·L－1，水電離程度為1.0×10－13mol·L－1；③中c(OH－)=1.0×10－4mol·L－1，水的電離程度為1.0×10－4mol·L－1；④中c(H＋)=1.0×10－5mol·L－1，水的電離程度為1.0×10－5mol·L－1；故①②③④中水的電離程度之比為：1.0×10－14mol·L－1：1.0×10－13mol·L－1：1.0×10－4mol·L－1：1.0×10－5mol·L－1=1:10:1010:109；答案選A。4.用pH試紙測定溶液pH的正確操作是()A．將一小塊試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙中央，再與標準比色卡對照B．將一小塊試紙用蒸餾水潤濕后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙中央，再與標準比色卡對照C．將一小條試紙在待測液中蘸一下，取出后放在表面皿上，與標準比色卡對照D．將一小條試紙先用蒸餾水潤濕后，在待測液中蘸一下，取出后與標準比色卡對照【答案】A【解析】pH試紙的使用方法：把一小塊試紙放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待測液的玻璃棒點在試紙的中部，隨即(30s內(nèi))用標準比色卡與之對照，確定溶液的pH。pH試紙不能用水潤濕，若用水潤濕會使溶液變稀，可能使測定結(jié)果產(chǎn)生誤差。5.下列溶液一定呈中性的是()A．由非電解質(zhì)溶于水得到的溶液B．c(OH－)、c(H＋)均為5.0×10－7mol·L－1的溶液C．等物質(zhì)的量的強酸與強堿反應(yīng)得到的溶液D．將c(OH－)＝10－5mol·L－1的燒堿溶液稀釋到原來的100倍所得到的溶液【答案】B－7mol·L－1的溶液，c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液呈中性，B項正確；等物質(zhì)的量的硫酸與氫氧化鈉反應(yīng)得到的溶液呈酸性，C項錯誤；將c(OH－)＝10－5mol·L－1的燒堿溶液稀釋至原來的100倍所得到的溶液仍呈堿性，D項錯誤。【答案】D7.25℃的下列溶液中，堿性最強的是()A．pH＝11的溶液B．c(OH－)＝0.12mol·L－1的溶液C．含有4gNaOH的1L溶液D．c(H＋)＝1×10－10mol·L－1的溶液【答案】B－1；D項，c(OH－)＝10－4mol·L－1。A．純水加熱，增大，pH減小【答案】B9.現(xiàn)有常溫時pH＝1的某強酸溶液10mL，下列操作能使溶液的pH變成2的是()A．加水稀釋成100mLB．加入10mL0.01mol·L－1的NaOH溶液C．加入10mL的水進行稀釋D．加入10mL0.01mol·L－1的HCl溶液【答案】A【解析】pH＝1的強酸溶液變成pH＝2，即c(H＋)＝0.1mol·L－1變成c(H＋)＝0.01mol·L－1，所1＝0.045mol·L－1，pH≠2。10.下列說法正確的是A．pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，pH＝5B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1C．將1L0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2L，pH＝13D．pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH＝6【答案】C【解析】A項，pH＝3的醋酸溶液在稀釋過程中電離平衡正向移動，稀釋100倍時，3<pH<5；B項，pH＝4的H2SO4溶液稀釋100倍時，溶液中的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，溶液中的c水(OH－)＝eq\f(1×10－14,1×10－6)mol·L－1＝1×10－8mol·L－1，c水(H＋)＝c水(OH－)＝1×10－8mol·L－1；C項，－13mol·L－1，pH＝13；D項，NaOH是強堿溶液，無論怎么稀釋，pH在常溫下不可能成為6，只能無限接近于7。11.下列說法不正確的是A．pH>7的溶液不一定呈堿性【答案】CA．1 B．7 C．13 D．14【答案】C13.常溫下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定0.1mol/L鹽酸，達到滴定終點時不慎多滴了半滴NaOH溶液(假設(shè)1滴溶液的體積約為0.04mL)，繼續(xù)加水稀釋至50mL，所得溶液的pH約為(

)已知①lg2=0.3；②不考慮溶液混合時體積和溫度的變化。A．8.4 B．9.0 C．9.6 D．11.6【答案】C14.（1）某溫度(t℃)時，水的Kw＝1×10－12，則該溫度____(填“>”“<”或“＝”)25℃，其理由是________________________________________________________________________。（2）該溫度下，c(H＋)＝1×10－7mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”“堿性”或“中性”)；若該溶液中只存在NaOH溶質(zhì)，則由H2O電離出來的c(OH－)＝________mol·L－1。（3）實驗室用Zn和稀硫酸制取H2，反應(yīng)時溶液中水的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移動。在新制氯水中加入少量NaCl固體，水的電離平衡______移動。（4）25℃時，0.1mol·L－1的6種溶液，水電離出的c(H＋)由大到小的關(guān)系是___________________(填序號)。①鹽酸②H2SO4③CH3COOH(Ka＝1.7×10－5)④NH3·H2O(氨水)(Kb＝1.7×10－5)⑤NaOH⑥Ba(OH)2（5）25℃時，pH＝4的鹽酸中水的電離程度________(填“大于”“小于”或“等于”)pH＝10的Ba(OH)2溶液中水的電離程度?！敬鸢浮浚?）>升溫促進水的電離，Kw增大（2）堿性1×10－7（3）向右向右（4）③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥（5）等于【解析】（1）升高溫度，Kw增大，由于Kw＝1×10－12>1×10－14，因此溫度大于25℃。（2）該溫度下，溶液中c(OH－)＝eq\f(1×10－12,1×10－7)mol·L－1＝1×10－5mol·L－1，因為c(OH－)>c(H＋)，所－1。（3）Zn與稀硫酸反應(yīng)過程中，溶液中c(H＋)減小，水的電離平衡向右移動。新制氯水中加入少量NaCl固體，平衡Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO向左移動，溶液中c(H＋)減小，水的電離平衡向右移動。（4）25℃時，0.1mol·L－1的鹽酸中c(H＋)與0.1mol·L－1NaOH溶液中c(OH－)相等，故兩溶液中水的電離程度相等。同理0.1mol·L－1H2SO4和0.1mol·L－1Ba(OH)2溶液中水的電離程度相等；0.1mol·L－1CH3COOH和0.1mol·L－1氨水中水的電離程度相等，酸溶液中c(H＋)越大或堿溶液中c(OH－)越大，水電離出的c(H＋)就越小，故6種溶液中水電離出的c(H＋)由大到小的關(guān)系為③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥。（5）pH＝4的鹽酸中，由水電離出的c(H＋)＝eq\f(10－14,10－4)mol·L－1＝10－10mol·L－1，pH＝10的Ba(OH)2溶液中，由水電離出的c(H＋)＝10－10mol·L－1(溶液中的H＋濃度)。15.下表是不同溫度下水的離子積數(shù)據(jù)：溫度/℃25t1t2水的離子積Kw1×10－14a1×10－12試回答以下問題：（1）若25＜t1＜t2，則a________(填“＞”“＜”或“＝”)1×10－14。（2）25℃時，某Na2SO4溶液中c(SOeq\o\al(2－,4))＝5×10－4mol·L－1，取該溶液1mL加水稀釋至10mL，則稀釋后溶液中c(Na＋)∶c(OH－)＝________。（3）在t2℃，pH＝10的NaOH溶液中，水電離產(chǎn)生的OH－濃度為________________。（4）在t2℃時由水電離出的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1。若該溫度下，某溶液的pH＝7，則該溶液________(填字母)。a．呈中性 b．呈堿性c．呈酸性 d．c(OH－)＝100c(H＋)【答案】（1）＞（2）1000∶1（3）1×10－10mol·L－1（4）bd【解析】（1）升溫，Kw變大。（2）＝·L－1，則c(Na＋)∶c(OH－)＝103∶1。（3）在t2℃時，pH＝10的NaOH溶液中c(H＋)＝1×10－10mol·L－1，NaOH溶液中，H＋來自水的電離，水電離出H＋的同時也電離出等量的OH－。（4）在t2℃時，水電離的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，則此時水電離的c(OH－)＝1×10－6mol·L－1，即t2℃時Kw＝(1×10－6)×(1×10－6)＝10－12。某溶液的pH＝7，c(H＋)＝1×10－7mol·L－1，該溶液中c(OH－)＝1×10－5mol·L－1＞c(H＋)，溶液呈堿性；此時eq\f(cOH－,cH＋)＝eq\f(1×10－5mol·L－1,1×10－7mol·L－1)＝100，即c(OH－)＝100c(H＋)。綜合應(yīng)用A．①③④② B．④①③② C．④③①② D．③①④②【答案】B【解析】氫離子濃度越大，酸性越強，常溫下，①pH=3的硫酸溶液中c(H+)=103mol/L；②醋酸為弱酸，不完全電離，所以0.0001mol/L的醋酸溶液中c(H+)＜104mol/L；③溶液中的c(H+)=1×104mol/L；綜上所述酸性由強到弱為④①③②，故答案為B。①鹽酸

②HF溶液

③NaOH溶液

④氨水17.下列說法不正確的是A．溶液pH：③>④>②>①B．水電離出的濃度：①=③<②<④【答案】C【解析】A．鹽酸為強酸、HF為弱酸，NaOH是強堿，NH3·H2O是弱堿，因此等濃度的鹽酸、HF溶液、NaOH溶液、氨水pH由大小為NaOH溶液、氨水、HF溶液、鹽酸，故A正確；故答案為：C。A．將溶液①、④等體積混合，所得溶液顯堿性B．分別取1mL稀釋至10mL，四種溶液的pH：②>①>④>③C．向溶液③、④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后，兩種溶液的pH均增大【答案】B【分析】由于強電解質(zhì)完全電離，弱電解質(zhì)部分電離，則常溫下pH相同的①②溶液濃度①＞②，③④溶液濃度③＞④，②④溶液濃度②=④，據(jù)此分析：【答案】（1）3或9（2）a+b=14（3）1∶10（4）12（5）小于【解析】（1）100℃時，溶液中由水電離產(chǎn)生的氫離子濃度為1×10?9mol/L的溶液可能是氫離子濃度為10?3mol/L的酸溶液，也可能是氫離子濃度1×10?9mol/L的堿溶液，所以溶液的pH為3或9，故答案為：3或9；（2）設(shè)1體積為1L，由100℃時，100體積pH為a的某強酸溶液與1體積pH為b的某強堿溶液混合后溶液呈中性可得：10?amol/L×100L=10?12+bmol/L×1L，解得a+b=14，故答案為：a+b=14；（5）由題意可知，HA為一元弱酸，若常溫下，pH為3的弱酸HA溶液與pH為11的氫氧化鈉溶液等體積混合時，因促進HA電離，溶液將呈酸性，則V1LpH為3的HA溶液與V2LpH為11的氫氧化鈉溶液混合后溶液pH為7，溶液呈中性，說明氫氧化鈉溶液的體積V2大于HA溶液的體積V1，故答案為：小于。a..c.d..拓展培優(yōu)21.常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入已知濃度的NaOH溶液，若pC表示溶液中溶質(zhì)微粒的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)，則所得溶液中pC(H2C2O4)，pC(HC2O4－)、pC(C2O42－)與溶液pH的變化關(guān)系如圖所示。已知：H2C2O4HC2O4－+H+Ka1；HC2O4－C2O42－+H+Ka2。則下列說法正確的是

A．當pH=3時，溶液中c(HC2O4－)<c(C2O42－)=c(H2C2O4)B．pH由3增大到5.3的過程中，水的電離程度逐漸減小C．常溫下，Ka2=10－5.3D．常下隨著pH的增大：c2(HC2O4－)/[c(H2C2O4)c(C2O42－)]的值先增大后減小【答案】C【解析】pC表示溶液中溶質(zhì)微粒的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)，所以C的物質(zhì)的量濃度越大，pC越小，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入已知濃度的NaOH溶液，即pH增大，c(H2C2O4)減小，pC(H2C2O4)越大，為曲線Ⅱ，同時c(C2O42)增大，pC(C2O42)越小，為曲線Ⅲ，那么曲線Ⅰ則表示pC(HC2O4－)。A.pC越小對應(yīng)濃度越大，所以當pH=3時，溶液中c(HC2O4－)>c(C2O42－)=c(H2C2O4)，A項錯誤；B.pH=3時溶質(zhì)主要是NaHC2O4，向此時的溶液中加NaOH溶液，NaHC2O4和NaOH溶液之間會反應(yīng)得到C2O42，C2O42的水解程度