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第39講　水的電離和溶液的pH
[課程標準]　1.認識水的電離，了解水的離子積常數。2.認識溶液的酸堿性及pH，掌握檢測溶液pH的方法。
考點一　水的電離與水的離子積常數
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1．水的電離
(1)水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
(2)25 ℃時，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1。任何水溶液中，由水電離出來的c(H＋)與c(OH－)都相等。
2．水的離子積常數
(1)水的離子積常數：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)影響因素：只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。
(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。
(4)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．影響水電離平衡的因素
(1)升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或堿，水的電離程度均減小，Kw不變。
(3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na2CO3)，水的電離程度增大，Kw不變。
[正誤辨析]
(1)溫度一定時，水的電離常數與水的離子積常數相等(　　)
(2)100 ℃的純水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此時水呈酸性(　　)
(3)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同(　　)
(4)室溫下，0.1 mol·L－1的HCl溶液與0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的電離程度相等(　　)
(5)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水電離出的c(H＋)和c(OH－)相等(　　)
答案：　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√
學生用書?第190頁
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1．一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是(　　)
A．升高溫度，可能引起由c向b的變化
B．該溫度下，水的離子積常數為1.0×10－13
C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化
D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化
C　[升溫促進水的電離，升溫后溶液不能由堿性變為中性，A項錯誤；根據c(H＋)和c(OH－)可求出Kw＝1.0×10－14，B項錯誤；加入FeCl3，Fe3＋水解溶液呈酸性，Kw不變，可引起由b向a的變化，C項正確；溫度不變，則Kw不變，稀釋后c(OH－)減小，c(H＋)增大，但仍在該曲線上，而c到d點，OH－濃度減小，H＋濃度不變，且Kw變化，故稀釋溶液不可能到達d點，D項錯誤。]
2．(1)25 ℃時，相同物質的量濃度的下列溶液中：
①NaCl　②NaOH　③H2SO4　④(NH4)2SO4，其中水的電離程度按由大到小的順序是 。
(2)物質的量濃度相同的NaOH溶液與鹽酸溶液中，水的電離程度 ；常溫下，pH＝5的NH4Cl溶液與pH＝9的CH3COONa溶液中，水的電離程度 。(均填“前者大”“后者大”或“相同”)
答案：　(1)④>①>②>③　(2)相同　相同
外界條件對水電離的影響
3．常溫下，計算下列溶液中水電離的c水(H＋)或c水(OH－)。
(1)pH＝2的H2SO4溶液：c水(H＋)＝ ，c水(OH－)＝ 。
(2)pH＝10的NaOH溶液：c水(H＋)＝ ，c水(OH－)＝ 。
(3)pH＝2的NH4Cl溶液：c水(H＋)＝ 。
(4)pH＝10的Na2CO3溶液：c水(OH－)＝ 。
答案：　(1)10－12 mol·L－1　10－12 mol·L－1
(2)10－10 mol·L－1　10－10 mol·L－1
(3)10－2 mol·L－1
(4)10－4 mol·L－1
25 ℃時，由水電離出的c水(H＋)或c水(OH－)的5種類型的計算方法
1．中性溶液：c水(H＋)＝c水(OH－)＝1.0×10－7 mol/L
2．酸的溶液：H＋來源于酸電離和水電離，而OH－只來源于水，故有c水(OH－)＝c水(H＋)＝c溶液(OH－)。
3．堿的溶液：OH－來源于堿電離和水電離，而H＋只來源于水，故有c水(H＋)＝c水(OH－)＝c溶液(H＋)。
4．水解呈酸性的鹽溶液：c水(H＋)＝c溶液(H＋)。
5．水解呈堿性的鹽溶液：c水(OH－)＝c溶液(OH－)。 　　
考點二　溶液的酸堿性與pH
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1．溶液的酸堿性
溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。
(1)酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，常溫下，pH＜7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常溫下，pH＝7。
(3)堿性溶液：c(H＋)7。
2．pH及其測量方法
(1)計算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)25 ℃時，pH與溶液中的c(H＋)的關系：
學生用書?第191頁
(3)適用范圍：25 ℃時，0～14。
(4)測量方法
①pH試紙法：用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH。
②pH計(也叫酸度計)測量法：可較精確測定溶液的pH。
[正誤辨析]
(1)任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性(　　)
(2)某溶液的c(H＋)>10－7mol·L－1，則該溶液呈酸性(　　)
(3)pH減小，溶液的酸性一定增強(　　)
(4)100 ℃時，Kw＝1.0×10－12，0.01 mol·L－1鹽酸的pH＝2，0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10(　　)
(5)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，一定會使結果偏低(　　)
(6)用廣泛pH試紙測得某溶液的pH為3.4(　　)
答案：　(1)√　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×
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一、溶液酸、堿性的判斷
1．常溫下，兩種溶液混合后酸堿性的判斷(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。
(1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合(　　)
(2)相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合(　　)
(3)相同濃度的NH3·H2O和HCl溶液等體積混合(　　)
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　)
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合(　　)
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　)
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　　)
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等體積混合(　　)
答案：　(1)中性　(2)堿性　(3)酸性　(4)中性 (5)酸性　(6)堿性　(7)酸性　(8)堿性
二、走出溶液稀釋時pH的判斷誤區
2．(1)1 mL pH＝5的鹽酸，加水稀釋到10 mL pH＝ ；加水稀釋到100 mL，pH 7。
(2)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c(SO)與c(H＋)的比值為 。
解析：　(2)稀釋前c(SO)＝ mol·L－1，稀釋后c(SO)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1；稀釋后c(H＋)接近10－7mol·L－1，所以 eq \f(c（SO）,c（H＋）) ＝＝。
答案：　(1)6　接近　(2)1∶10
稀釋酸、堿溶液時pH變化規律
酸(pH＝a) 堿(pH＝b)
弱酸 強酸 弱堿 強堿
稀釋10n倍 ＜a＋n a＋n ＞b－n b－n
無限稀釋 pH趨向于7
三、pH概念的拓展應用
3.某溫度下，水中c(H＋)與
c(OH－)的關系如圖所
示。pOH＝－lg c(OH－)。下列說法不正確的是(　　)
A．b點溫度高于25 ℃
B．在水中通入氨氣，由水電離出的c(H＋)減小
C．僅升高溫度，可從b點變為a點
D．b點所處溫度下，0.1 mol·L－1KOH溶液的pH＝13
D　[由題圖可知，b點對應的pOH＝pH＝6.5，則有c(H＋)＝c(OH－)＝10－6.5mol·L－1，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－6.5×10－6.5＝1×10－13>Kw(25 ℃)，故b點溫度高于25 ℃，A正確；在水中通入氨氣，c(OH－)增大，抑制了水的電離，則由水電離出的c(H＋)減小，B正確；升高溫度，水的電離平衡正向移動，c(H＋)、c(OH－)均增大，則pH、pOH均減小，且二者相等，故升高溫度，可從b點變為a點，C正確；b點對應的Kw＝1×10－13，0.1 mol·L－1KOH溶液中c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，則溶液的pH＝12，D錯誤。]
四、多角度計算溶液的pH
4．計算下列溶液的pH或濃度(常溫下，忽略溶液混合時體積的變化)：
(1)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，求該溶液的pH(已知CH3COOH的電離常數Ka＝1.8×10－5)。
(2)0.1 mol·L－1NH3·H2O溶液，求該溶液的pH(已知NH3·H2O的電離度α＝1%)。
(3)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合，求該溶液的pH。
(4)常溫下，將0.1 mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06 mol·L－1硫酸溶液等體積混合，求該溶液的pH。
(5)取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH等于12，求原溶液的濃度。
解析：　(1)　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋
　0.1 0 0
　c(H＋) c(H＋) c(H＋)
　0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
則Ka＝＝1.8×10－5，解得c(H＋)≈1.3×10－3mol·L－1，所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.3×10－3)≈2.9。
(2)　　　　　　　　NH3·H2OOH－　＋　NH
c(起始)/(mol·L－1)　 0.1 0 0
c(電離)/(mol·L－1) 0.1×1% 0.1×1% 0.1×1%
則c(OH－)＝0.1×1% mol·L－1＝10－3mol·L－1，c(H＋)＝10－11mol·L－1，所以pH＝11。
(3)c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lg＝2＋lg 2≈2.3。
(4)c(H＋)＝＝0.01 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝2.0。
(5)＝0.01 mol·L－1，解得c＝0.05 mol·L－1。
答案：　(1)2.9　(2)11　(3)2.3　(4)2.0 (5)0.05 mol·L－1
學生用書?第192頁
INCLUDEPICTURE "重點強化專欄15.TIF" INCLUDEPICTURE "E:\\2024《金版新學案》高三總復習 新教材 化學 人教版（雙選）B\\圖片\\1\\重點強化專欄15.TIF" \* MERGEFORMATINET
1．一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較
(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
比較項目酸　 c(H＋) pH 中和堿的能力 與活潑金屬反應產生H2的量 開始與金屬反應的速率
鹽酸 大 小 相同 相同 大
醋酸溶液 小 大 小
(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
比較項目酸　 c(H＋) c(酸) 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應產生H2的量 開始與金屬反應的速率
鹽酸 相同 小 小 少 相同
醋酸溶液 大 大 多
2.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多
(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸
加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大 加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多
應用1.室溫下，相同體積、相同濃度的鹽酸與醋酸溶液。
(1)分別加入足量且質量、顆粒大小均相同的鋅，在圖甲中畫出鹽酸和醋酸溶液中H2的體積隨時間變化曲線。
(2)加水稀釋，在圖乙中畫出鹽酸和醋酸溶液pH隨V(水)變化曲線。
答案：
應用2.室溫下，相同體積、相同pH的鹽酸和醋酸溶液。
(1)分別加入足量且質量、顆粒大小均相同的鋅，在圖丙中畫出鹽酸和醋酸溶液中H2的體積隨時間變化曲線。
(2)加水稀釋，在圖丁中畫出鹽酸和醋酸溶液pH隨V(水)變化曲線。
答案：
應用3.25 ℃，兩種一元堿MOH和ROH的溶液分別加水稀釋，溶液pH的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
學生用書?第193頁
A．MOH是一種弱堿
B．在x點：c(M＋)＝c(R＋)
C．稀釋前，c(MOH)＝10c(ROH)
D．稀釋前，MOH溶液和ROH溶液中由水電離出的c(OH－)：前者是后者的10倍
B　[由題圖可知，兩溶液分別稀釋100倍，MOH溶液的pH減小2，ROH溶液的pH減小1，則MOH是強堿，ROH是弱堿，A錯誤。x點兩溶液的pH相等，則兩溶液中c(H＋)、c(OH－)分別相等；據電荷守恒可得：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)、c(R＋)＋c(H＋)＝c(OH－)，從而推知x點時c(M＋)＝c(R＋)，B正確。MOH是強堿，起始溶液的pH＝13，則有c(MOH)＝0.1 mol·L－1；ROH是弱堿，部分電離，起始溶液的pH＝12，則有c(ROH)>0.01 mol·L－1，從而可知稀釋前，c(MOH)<10c(ROH)，C錯誤。稀釋前，MOH溶液的pH＝13，則由水電離出的c(OH－)＝1×10－13mol·L－1；ROH溶液的pH＝12，則由水電離出的c(OH－)＝1×10－12mol·L－1，故稀釋前MOH溶液和ROH溶液中由水電離出的c(OH－)：后者是前者的10倍，D錯誤。]
應用4.在一定溫度下，有a.鹽酸　b．硫酸　c．醋酸三種酸：
(1)當三種酸物質的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順序是 (用字母表示，下同)。
(2)同體積、同物質的量濃度的三種酸，中和NaOH的能力由大到小的順序是 。
(3)若三者c(H＋)相同時，物質的量濃度由大到小的順序是 。
(4)當三者c(H＋)相同且體積也相同時，分別放入足量的鋅，相同狀況下產生氣體的體積由大到小的順序是 。
(5)當三者c(H＋)相同且體積相同時，同時加入形狀、密度、質量完全相同的鋅，若產生相同體積的H2(相同狀況)，則開始時反應速率的大小關系為 ，反應所需時間的長短關系是 。
(6)將c(H＋)相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后，c(H＋)由大到小的順序是 。
解析：　解答本題要注意以下三點：(1)HCl、H2SO4都是強酸，但H2SO4是二元酸。
(2)CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全電離。(3)醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的電離平衡。
答案：　(1)b>a>c　(2)b>a＝c　(3)c>a>b(或c>a＝2b)　(4)c>a＝b　(5)a＝b＝c　a＝b>c　(6)c>a＝b
應用5.下列事實能說明HNO2是弱電解質的是(　　)
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 ℃時，0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1
A．①②③ B．②③④
C．①④ D．①②④
C　[25 ℃時，NaNO2溶液的pH大于7，說明NO發生了水解反應，則HNO2是弱電解質，①符合題意；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作比較，故不能判斷HNO2是否為弱電解質，②不符合題意；HNO2溶液不與Na2SO4溶液反應，只能說明HNO2的酸性比H2SO4弱，但不能說明HNO2一定是弱酸，即不能說明HNO2是弱電解質，③不符合題意；25 ℃時，0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2.1，則溶液中c(H＋)＝10－2.1mol·L－1<0.1 mol·L－1，說明HNO2部分電離，則HNO2是弱電解質，④符合題意。]
判斷弱電解質的三個角度
角度一：弱電解質的定義，即弱電解質不能完全電離。
角度二：弱電解質溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動。
角度三：弱酸(堿)形成的鹽類能水解。　　
真題演練　明確考向
1. (2022·湖北選擇考，12)根據酸堿質子理論，給出質子(H＋)的物質是酸，給出質子的能力越強，酸性越強。已知：N2H＋NH3===NH＋N2H4，N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－，下列酸性強弱順序正確的是(　　)
A．N2H＞N2H4＞NH
B．N2H＞CH3COOH＞NH
C．NH3＞N2H4＞CH3COO－
D．CH3COOH＞N2H＞NH
D　[根據復分解反應的規律，強酸能制得弱酸，根據酸堿質子理論，給出質子(H＋)的物質是酸，則反應N2H4＋CH3COOH===N2H＋CH3COO－中，酸性：CH3COOH＞N2H，反應N2H＋NH3===NH＋N2H4中，酸性：N2H＞NH，故酸性：CH3COOH＞N2H＞NH。]
2. [2022·湖南選擇考，16(2)] 一種脫除和利用水煤氣中CO2方法的示意圖如下：
某溫度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，則該溶液的pH＝ (該溫度下H2CO3的Kal＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)。
解析：　 某溫度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，由Ka2＝ eq \f(c（CO）·c（H＋）,c（HCO）) 可知，c(H＋)＝ eq \f(c（HCO）,c（CO）) ×Ka2＝2×5.0×10－11 mol·L－1＝1.0×10－10 mol·L－1，則該溶液的pH＝10。
答案：　10
課時精練(三十九)　水的電離和溶液的pH
(本欄目內容，在學生用書中以獨立形式分冊裝訂！)
1．已知：25 ℃時，Kw＝1.0×10－14；35 ℃時，Kw＝2.1×10－14。下列有關水的電離的敘述正確的是(　　)
A．c(H＋)隨溫度的升高而減小
B．水的電離屬于吸熱過程
C．向蒸餾水中加入NaOH溶液，Kw增大
D．35 ℃時，水中c(H＋)>c(OH－)
B　[水的離子積Kw＝c(H＋)·c(OH－)，升高溫度，Kw增大，說明升高溫度，水的電離程度增大，水電離產生的c(H＋)、c(OH－)均增大，A錯誤，B正確；Kw僅與溫度有關，向蒸餾水中加入NaOH溶液，c(OH－)增大，由于溫度不變，則Kw不變，C錯誤；任何溫度下水都呈中性，則35 ℃時，水中c(H＋)＝c(OH－)，D錯誤。]
2．下列溶液一定呈中性的是(　　)
A．pH＝7的溶液
B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液
C．由等物質的量的強酸、強堿反應得到的溶液
D．非電解質溶于水得到的溶液
B　[pH＝7的溶液不一定是在常溫下，故水的離子積不一定是Kw＝1×10－14，如100 ℃時，水的離子積常數是10－12，pH＝6時溶液呈中性，當pH＝7時溶液呈堿性，A錯誤；氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小是判斷溶液酸堿性的依據，所以c(H＋)＝c(OH－)的溶液一定呈中性，B正確；由等物質的量的強酸、強堿反應得到的溶液不一定呈中性，如等物質的量NaOH與H2SO4反應生成NaHSO4，溶液呈酸性，C錯誤；三氧化硫是非電解質，但它溶于水后生成硫酸，硫酸溶液呈酸性，D錯誤。]
3．常溫下，設1 L pH＝6的AlCl3溶液中由水電離出的H＋的物質的量為n1 mol；1 L pH＝6的鹽酸中由水電離出的H＋的物質的量為n2 mol，則為(　　)
A．0.01 B．1 C．10 D．100
D　[AlCl3溶液中Al3＋發生水解而使溶液呈酸性，AlCl3的水解促進了水的電離，由水電離產生的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，則有n1 mol＝1×10－6mol·L－1×1 L＝1×10－6mol。常溫下，pH＝6的鹽酸中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，而HCl電離抑制水的電離，由水電離產生的c(H＋)＝1×10－8mol·L－1，則有n2 mol＝1×10－8mol·L－1×1 L＝1×10－8mol，故有＝＝100。]
4．下列有關水電離情況的說法正確的是(　　)
A．25 ℃，pH＝12的燒堿溶液與pH＝12的純堿溶液，水的電離程度相同
B．其他條件不變，CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，c(OH－)/c(H＋)一定變小
C．其他條件不變，稀釋氫氧化鈉溶液，水的電離程度減小
D．其他條件不變，溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大
D　[酸或堿抑制水的電離，強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽、弱酸弱堿鹽促進水的電離，NaOH是強堿，抑制水的電離，Na2CO3是強堿弱酸鹽，促進水的電離，所以pH相同的兩溶液中水的電離程度不同，A項錯誤；CH3COOH為弱酸，其他條件不變，稀釋CH3COOH溶液，c(H＋)減小，由Kw可知，c(OH－)增大，所以c(OH－)/c(H＋)增大，B項錯誤；NaOH抑制水的電離，其他條件不變，稀釋氫氧化鈉溶液，其對水電離的抑制程度將降低，所以水的電離程度增大，C項錯誤；溫度升高，水的電離程度增大，c(OH－)和c(H＋)增大，所以Kw增大，D項正確。]
5．某溫度下，水的離子積常數Kw＝1×10－12。該溫度下，將pH＝4的H2SO4溶液與pH＝9的NaOH溶液混合并保持恒溫，欲使混合溶液的pH＝7，則稀硫酸與NaOH溶液的體積比為(　　)
A．1∶10 B．9∶1 C．1∶9 D．99∶21
B　[設稀硫酸的體積為a，NaOH溶液的體積為b，則10－3b－10－4a＝10－5(a＋b)，a∶b＝9∶1。]
6．在T ℃時，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol/L，c(OH－)＝10－b mol/L，已知a＋b＝12。向該溶液中逐滴加入pH＝c的鹽酸(T ℃)，測得混合溶液的部分pH如下表所示：
序號 NaOH溶液的體積/mL 鹽酸的體積/mL 溶液的pH
① 20.00 0.00 8
② 20.00 20.00 6
假設溶液混合前后的體積變化忽略不計，則c為(　　)
A．3 B．4 C．5 D．6
B　[據題意可知在該溫度下水的離子積常數是1×10－12，而不是1×10－14，通過①可知，此NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－4 mol/L。由②可知，加入20.00 mL鹽酸后溶液的pH＝6，此時恰好完全中和，則c(H＋)＝＝1×10－4 mol/L，則c＝4。]
7.已知：pH＝－lg c(H＋)，pOH＝－lg c(OH－)。常溫下，向某濃度的鹽酸中滴加NaOH溶液，所得溶液pOH和pH變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．鹽酸與NaOH溶液的濃度相等
B．B點和D點水的電離程度相同
C．將滴加NaOH溶液改為滴加氨水，該圖曲線不變
D．升高溫度，滴定過程中pOH＋pH>14
B　[由題圖可知，未滴加NaOH溶液時鹽酸的pH＝0，則c(H＋)＝1 mol·L－1，即c(HCl)＝1 mol·L－1，最終pH＝14，則c(OH－)＝1 mol·L－1，由于最終所得溶液是NaCl和NaOH的混合溶液，相當于對原NaOH溶液進行稀釋，故c(NaOH)>1 mol·L－1，A項錯誤；B點、D點水的電離均受到抑制，且由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 mol·L－1，B項正確；若將滴加NaOH溶液改為滴加氨水，由于NH3·H2O為弱堿，而飽和氨水的pH約為12，故最終所得溶液pH不可能為14，C項錯誤；升高溫度，水的離子積Kw增大，即c(H＋)·c(OH－)>10－14，pH＝－lg c(H＋)，pOH＝－lg c(OH－)，故pOH＋pH<14，D項錯誤。]
8．若用AG表示溶液的酸度，AG的定義為AG＝lg 。室溫下實驗室中用0.01 mol·L－1的氫氧化鈉溶液滴定20.00 mL 0.01 mol·L－1醋酸，滴定過程如圖所示，下列敘述正確的是(　　)
A．室溫下，醋酸的電離常數約為10－5
B．A點時加入氫氧化鈉溶液的體積為20.00 mL
C.若B點為40 mL，所得溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D.從A到B，水的電離程度逐漸變大
A　[A項，室溫下，醋酸的AG＝lg＝7，即＝107，而Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，兩式聯立解得c(H＋)＝10－3.5，而醋酸溶液中，c(CH3COO－)≈c(H＋)，故Ka＝＝10－5，故A正確；B項，A點的AG＝0，即＝1，c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性，而當加入NaOH溶液20 mL時，恰好中和，得CH3COONa溶液，溶液顯堿性，故B錯誤；C項，當B點加入40 mL NaOH溶液時，所得為等濃度的CH3COONa和NaOH混合溶液，加入酸的物質的量是堿物質的量的一半，根據元素質量守恒得c(Na＋)＝2c(CH3COO－)＋2c(CH3COOH)，故C錯誤；D項，A點溶質為CH3COONa和CH3COOH，B點溶質為CH3COONa和NaOH，NaOH與醋酸溶液恰好完全中和前，水的電離度增大，恰好中和后，水的電離度逐漸減小，所以從A到B，水的電離程度先增大后減小，故D錯誤。]
9．在常溫下，有關下列4種溶液的敘述中錯誤的是(　　)
編號 ① ② ③ ④
溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸 鹽酸
pH 11 11 3 3
A.將溶液①、④等體積混合，所得溶液中離子濃度的大小關系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B．分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH：①>②>④>③
C．在溶液①、②中分別加入適量的氯化銨晶體后，兩種溶液的pH均增大
D．將a L溶液④與b L溶液②混合后，若所得溶液的pH＝4，則a∶b＝11∶9
C　[A.常溫下，pH為11的氨水中氫氧根離子濃度與pH為3的鹽酸溶液中氫離子濃度相等，由于氨水中存在電離平衡，氨水的濃度大于鹽酸的濃度，氨水和鹽酸等體積混合時，氨水過量得到氨水和氯化銨的混合溶液，溶液呈堿性，則溶液中離子濃度的大小關系為c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)，故A正確；B.弱堿和弱酸溶液中存在電離平衡，pH相等的強堿和弱堿稀釋相同倍數時，弱堿溶液的pH變化小，同理弱酸的pH變化小，則pH為11的氨水和氫氧化鈉溶液稀釋相同倍數后，氨水的pH大于氫氧化鈉溶液，pH為3的醋酸和鹽酸溶液稀釋相同倍數后，醋酸的pH小于鹽酸，所以稀釋相同倍數后四種溶液pH的大小順序為①>②>④>③，故B正確；C.氨水中存在電離平衡，加入氯化銨固體后，溶液中銨根離子濃度增大，電離平衡向左移動，溶液中氫氧根離子濃度減小，pH減小，向氫氧化鈉溶液中加入氯化銨固體后，銨根離子與氫氧根離子反應生成一水合氨，溶液中氫氧根離子濃度減小，pH減小，故C錯誤；D.由a L pH＝3鹽酸與b L pH＝11的氫氧化鈉溶液混合后溶液pH＝4可得＝10－4 mol/L，解得a∶b＝11∶9，故D錯誤。]
10.常溫下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水溶液中滴加鹽酸，溶液中由水電離出的c水(H＋)隨加入鹽酸體積的變化如圖所示。則下列說法正確的是(　　)
A．b、d兩點為恰好完全反應點
B．c點溶液中，c(NH)＝c(Cl－)
C．a、b之間的任意一點：c(Cl－)＞c(NH)，c(H＋)＞c(OH－)
D．常溫下，0.1 mol·L－1氨水的電離常數K約為1×10－5
D　[向氨水中逐滴加入鹽酸，水的電離程度由小逐漸變大，后又逐漸減小；b點表示過量氨水的電離與NH的水解程度相互“抵消”；隨著NH的水解占優勢，c點NH的水解程度達到最大，也是恰好反應點；再繼續加入鹽酸，鹽酸過量抑制水的電離。根據以上分析可知，b點氨水過量，d點鹽酸過量，A項錯誤。c點溶質是NH4Cl，因NH水解，故c(NH)＜c(Cl－)，B項錯誤；a、b之間氨水電離占優勢，c(Cl－)＜c(NH)，c(H＋)＜c(OH－)，C項錯誤；a點，溶液中c(NH)≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1－0.001 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，則氨水的電離常數K＝ eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) ＝ mol·L－1＝10－5 mol·L－1，D項正確。]
11． 保持25 ℃溫度不變，分別稀釋pH＝11的Ba(OH)2溶液和氨水，溶液pH的變化如圖所示。已知：
Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5 mol·L－1。下列說法正確的是(　　)
A．曲線Ⅰ代表Ba(OH)2的稀釋曲線
B．保持25 ℃不變，取A、B兩點對應的溶液等體積混合后，pH＝9
C．由水電離產生的c(H＋): A點=B點
D．曲線Ⅰ上任意點對應的溶液中， eq \f(c（H＋）·c（NH）＋c2（NH）,c（NH3·H2O）) ＝1.8×10－5 mol·L－1
A　[A.Ba(OH)2溶液為強堿，氨水為弱堿，則稀釋相同的倍數，強堿的pH變化較大，弱堿的pH變化小，則曲線Ⅰ為氨水，曲線Ⅱ為Ba(OH)2，A項錯誤；B.溫度不變，由題圖可知A點和B點溶液的pH均為9，則兩溶液等體積混合后溶液的pH不變，B項正確；C.溫度相同時，A、B兩點的pH相同均為9，則由水電離產生的c(H＋): A點＝B點，C項錯誤；D.曲線Ⅰ為氨水，其電離方程式為NH3·H2ONH＋OH－，水的電離方程式為H2OH＋＋OH－，溶液中電荷守恒可得c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)，Kb(NH3·H2O)＝ eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) ＝ eq \f(c（NH）·[c（NH）＋c（H＋）],c（NH3·H2O）)
＝ eq \f(c2（NH）＋c（NH）·c（H＋）,c（NH3·H2O）) ＝1.8×10－5，D項正確。]
12．已知水的電離平衡曲線如圖所示。
試回答下列問題：
(1)圖中五點Kw間的關系為 。
(2)從A點到D點，可采取的措施為 。
a．升溫　b．加入少量的鹽酸　c．加入少量的NH4Cl固體
(3)若D點表示NH4Cl溶液，則由水電離產生的c(H＋)為 ；100 ℃時，若鹽酸中c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，則由水電離產生的c(H＋)為 。
解析：　(1)水的離子積常數Kw僅與溫度有關，溫度越高，Kw越大，故圖中五點的Kw間的關系式為B>C>A＝D＝E。(2)A點與D點的溫度相同，但D點的溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液顯酸性，故從A點到D點可采取的措施是向水中加入少量酸或水解顯酸性的鹽。(3)NH4Cl溶液中存在NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，溶液中的H＋就是由水電離出的H＋；鹽酸中由水電離產生的c(H＋)與溶液中的c(OH－)相同，100 ℃時，鹽酸中c(OH－)＝ mol·L－1＝2×10－9 mol·L－1。
答案：　(1)B>C>A＝D＝E　(2)bc　
(3)10－6 mol·L－1　2×10－9 mol·L－1
13．如表是不同溫度下水的離子積常數：
溫度/℃ 25 t1 t2
水的離子積常數 1×10－14 Kw 1×10－12
試回答以下問題：
(1)若25 ℃”“<”或“＝”)，判斷的理由是 。
(2)25 ℃下，將pH＝13的氫氧化鈉溶液V1 L與pH＝1的稀鹽酸V2 L混合[設混合后溶液的體積為(V1＋V2)L]，所得混合溶液的pH＝2，則V1∶V2＝ 。
(3)將等體積等物質的量濃度的醋酸和氫氧化鈉溶液混合后，溶液呈 (填“酸性”“中性”或“堿性”)，溶液中c(Na＋) c(CH3COO－)(填“>”“<”或“＝”)。
(4)25 ℃時，pH＝3的醋酸和pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后溶液呈 (填“酸性”“中性”或“堿性”)，溶液中c(Na＋) c(CH3COO－)(填“>”“<”或“＝”)。
解析：　(1)水的電離是吸熱過程，升高溫度，能促進水的電離，使Kw增大，故Kw>1×10－14。
(2)混合溶液的pH＝2，說明酸過量，且混合溶液中c(H＋)＝0.01 mol·L－1。pH＝13的氫氧化鈉溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，pH＝1的稀鹽酸中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，則混合溶液中c(H＋)＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1，解得：V1∶V2＝9∶11。
(3)將等體積等物質的量濃度的醋酸和氫氧化鈉溶液混合后，二者恰好完全反應生成醋酸鈉和水，由于醋酸鈉是強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，即c(OH－)>c(H＋)，根據電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，故c(Na＋)>c(CH3COO－)。
(4)pH＝3的醋酸和pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合，由于醋酸是弱酸，在反應過程中會繼續電離出H＋，故溶液呈酸性，即c(H＋)>c(OH－)，根據電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，故c(Na＋)答案：　(1)>　因為水的電離是吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，水的離子積常數也增大　(2)9∶11　(3)堿性　>　(4)酸性　<
14．(1)體積相同，濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋10倍，溶液的pH分別變成m和n，則m與n的關系為 。
(2)體積相同，濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關系為 。
(3)體積相同，pH均等于1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關系為 。
(4)體積相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成9，則m與n的關系為 。
解析：　(1)HCl是強電解質，在水溶液中完全電離，醋酸是弱電解質，部分電離，加水稀釋促進醋酸電離，但是醋酸不能完全電離，所以體積相同，濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋10倍，溶液c(H＋)：鹽酸＞醋酸，二者溶液的pH分別變成m和n，則m＜n；
(2)濃度相同的鹽酸和醋酸溶液中c(H＋)：鹽酸＞醋酸，加水稀釋促進醋酸電離，體積相同，濃度均為0.2 mol·L－1的鹽酸和CH3COOH溶液，如果稀釋相同的倍數，則稀釋后溶液中c(H＋)：鹽酸＞醋酸，稀釋后溶液的pH：鹽酸＜醋酸，要使稀釋后溶液的pH相等，則稀釋后溶液中c(H＋)相等，則稀釋倍數：鹽酸＞醋酸，即m＞n；
(3)pH相同的鹽酸和醋酸，濃度：鹽酸＜醋酸，加水稀釋促進醋酸電離，體積相同，pH均等于1的鹽酸和CH3COOH溶液，如果稀釋相同的倍數，稀釋后溶液中c(H＋)：鹽酸＜醋酸，溶液的pH：鹽酸＞醋酸，所以要使稀釋后pH相等，則稀釋倍數：鹽酸＜醋酸：即m＜n；
(4)pH＝13的氨水和NaOH溶液，濃度：氨水＞NaOH，加水稀釋促進氨水電離，體積相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，如果稀釋相同的倍數，則稀釋后c(OH－)：氨水＞NaOH，溶液的pH：氨水＞NaOH，要使稀釋后pH相等，則稀釋倍數：氨水＞NaOH，所以m＞n。
答案：　(1)mn　(3)mn
學生用書?第194頁

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