資源簡介

(共75張PPT)
第52講
水的電離和溶液的pH
1.了解水的電離和水的離子積常數(Kw)。
2.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。
復
習
目
標
內
容
索
引
考點一　　水的電離與水的離子積常數
考點二　　溶液的酸堿性與pH
練真題　　明考向
課時精練
水的電離與水的離子積常數
>
<
考點一
1.水的電離和水的離子積常數
H2O　　H++OH-
c(H+)·c (OH-)
1×10－14
不變
增大
稀的電解質
2.填寫外界條件對水的電離平衡的具體影響
改變條件 平衡移動方向 Kw 水的電離程度 c(OH－) c(H＋)
HCl _____ _______ _______ _______ _______
NaOH _____ _______ _______ _______ _______
Na2CO3 _____ _______ _______ _______ _______
NH4Cl _____ _______ _______ _______ _______
NaHSO4 _____ _______ _______ _______ _______
加熱 _____ _______ _______ _______ _______
逆
逆
正
正
逆
正
不變
不變
不變
不變
不變
增大
減小
減小
增大
增大
減小
增大
減小
增大
增大
減小
減小
增大
增大
減小
減小
增大
增大
增大
3.計算溶液中水電離的H＋或OH－濃度
(1)任何溫度，任何水溶液，水電離的H＋和OH－濃度總相等。
(2)判斷方法
①當抑制水的電離時(如酸或堿溶液)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)較小的是水電離出來的。
②當促進水的電離時(如鹽的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)較大的是水電離出來的。
(3)應用體驗(室溫下)
①0.01 mol·L－1的鹽酸中，　 (H＋)＝___________________。
②pH＝4的亞硫酸溶液中，　 (H＋)＝__________________。
③pH＝10的KOH溶液中， 　 (OH－)＝__________________。
④pH＝4的NH4Cl溶液中，　 (H＋)＝__________________。
⑤pH＝10的CH3COONa溶液中，　 (OH－)＝_________________。
1×10－12 mol·L－1
1×10－10 mol·L－1　
1×10－10 mol·L－1
1×10－4 mol·L－1
1×10－4 mol·L－1
1.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(　　)
2.將水加熱，Kw和c(H＋)均增大(　　)
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.溫度一定時，在純水中通入少量SO2，水的電離平衡不移動，Kw不變(　　)
5.室溫下，0.1 mol·L－1的鹽酸與0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的電離程度相等(　　)
6.在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變(　　)
√
×
√
×
√
×
1.25 ℃時，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的變化關系如圖所示，下列判斷錯誤的是
A.ac曲線上的任意一點都有c(H＋)·c(OH－)＝10－14
B.bd線段上任意一點對應的溶液都呈中性
C.d點對應溶液的溫度高于25 ℃，pH＜7
D.c點溶液不可能是鹽溶液
水電離平衡曲線的理解
√
ac曲線上的任意一點，由于溫度相同，所以水的離子積常數相同，根據b點可知，c(H＋)·c(OH－)＝10－14，A項正確；
bd線段上任意一點都滿足c(H＋)＝c(OH－)，溶液一定呈中性，B項正確；
d點時，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1＞1×10－7 mol·L－1，溶液的pH＝6，水的電離為吸熱過程，所以d點溫度高于25 ℃，C項正確；
在c點c(H＋)＝1×10－8 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，溶液顯堿性，而醋酸鈉溶液顯堿性，所以c點可能為醋酸鈉溶液，D項錯誤。
2.水的電離平衡曲線如圖所示，回答下列問題。
(1)圖中A、B、C、D、E五點Kw間的關系：
__________________。
(2)在水中加少量酸，可實現A點向_____點移動。
(3)ABE形成的區域中的點都呈現_____性。
(4)若在B點溫度下，pH＝2的硫酸溶液中，cH2O(H＋)＝___________ mol·L－1。
B＞C＞A＝D＝E
D
堿
1×10－10
正確理解水的電離平衡曲線
(1)曲線上的任意點的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。
(2)曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。
(3)實現曲線上點之間的轉化需保持溫度相同，改變酸堿性；實現曲線上點與曲線外點之間的轉化一定改變溫度。
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溶液的酸堿性與pH
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考點二
1.溶液的酸堿性
溶液呈酸堿性的本質：溶液的酸堿性取決于c(H＋)和c(OH－)的相對大小。
溶液的酸堿性 c(H＋)與c(OH－)比較 常溫下溶液pH
酸性溶液 c(H＋) c(OH－) 7
中性溶液 c(H＋) c(OH－) 7
堿性溶液 c(H＋) c(OH－) 7
＞
＜
＝
＝
＜
＞
2.溶液的pH及測定方法
(1)關系：pH＝ 。
(2)范圍：0～14。
(3)測定方法：用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的 或 上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色后與 對照。
(4)溶液酸堿性的另外一種表示——pOH
①pOH＝ ；
②常溫下：pH＋pOH＝ 。
－lg c(H＋)
玻璃片
表面皿
標準比色卡
－lg c(OH－)
14
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.常溫下，溶液中　　　　的值越大，則酸性越強(　　)
3.pH＜7的溶液一定顯酸性(　　)
4.c(H＋)＝　　 mol·L－1的溶液一定顯中性(　　)
5.常溫下能使甲基橙顯黃色的溶液一定顯堿性(　　)
6.用pH試紙測得某氯水的pH為5(　　)
√
√
×
√
×
×
×
×
√
7.用廣泛pH試紙測得醋酸溶液的pH為3.4(　　)
8.用pH計測得某溶液的pH為7.45(　　)
9.用濕潤的pH試紙測定鹽酸和醋酸溶液的pH，醋酸溶液的誤差更大(　　)
一、酸(或堿)溶液稀釋pH變化規律
1.常溫下，下列關于溶液稀釋的說法正確的是
A.pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，pH＝5
B.pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1
C.將1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2 L，pH＝13
D.pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH＝6
√
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，3B項，pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，則溶液的pH＝6，由水電離產生的c(H＋)＝1×10－8 mol·L－1；
C項，1 L 0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液稀釋到2 L時，c(OH－)＝　　mol·L－1＝
0.1 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，pH＝13；
D項，NaOH溶液是強堿溶液，無論怎么稀釋，都不為酸性，pH在常溫下只能無限接近于7。
2.pH＝2的A、B兩種酸溶液各1 mL，分別加水稀釋到1 000 mL，其中pH與溶液體積V的關系如圖所示，下列說法正確的是
A.A、B兩種酸溶液的物質的量濃度一定相等
B.稀釋后，A酸溶液中c(H＋)比B酸溶液中c(H＋)大
C.a＝5時，A是強酸，B是弱酸
D.一定有關系：5>a>2
√
由圖像可以看出稀釋過程中兩種酸的pH的增大程度不同，說明兩種酸的強弱不同，故pH＝2的兩種酸的濃度一定不同，A項錯誤；
由圖像知，稀釋后A酸溶液的pH大于B酸溶液的pH，則A中c(H＋)小于B中c(H＋)，B項錯誤；
a＝5時，表明pH＝2的A酸溶液稀釋1 000倍，pH增加3，故A是強酸，pH＝2的B酸溶液稀釋1 000倍后，pH<5，說明B酸溶液中存在電離平衡，則B是弱酸，C項正確；
若A、B都是弱酸，稀釋1 000倍后，A、B兩溶液pH均要增大，而增加的值均小于3，存在關系：5>a>2，若A是強酸，則a＝5，D項錯誤。
√
根據圖知，　　 ＝0時，HX的pH＞1，說明HX部分電離，為弱酸，HY的pH＝1，說明HY完全電離，為強酸，A錯誤；
酸抑制水電離，酸中氫離子濃度越小，其抑制水電離的程度越小，根據圖知，b點溶液中氫離子濃度小于a點，則水電離程度：a＜b，所以由水電離出的c(H＋)·c(OH－)：a＜b，B正確；
酸的電離平衡常數只與溫度有關，所以相同溫度下，電離常數Ka(HX)：a＝b，C錯誤；
4.25 ℃，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，下列敘述不正確的是
A.MOH是一種弱堿
B.在x點，c(M＋)＝c(R＋)
C.稀釋前，c(ROH)＝10c(MOH)
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
√
A項，由圖像可知MOH溶液稀釋10倍時，pH變化量小于1，故MOH為弱堿；
B項，在x點，c(OH－)＝c(M＋)＋c(H＋)＝c(R＋)＋c(H＋)，x點時MOH和ROH溶液中c(H＋)相等，故c(M＋)＝c(R＋)；
C項，MOH為弱堿，由圖可知，ROH為強堿，則稀釋前c(ROH)＜10c(MOH)；
D項，稀釋前MOH溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－12 mol·L－1，ROH溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－13 mol·L－1，故c(OH－)前者是后者的10倍。
常溫下，酸或堿溶液稀釋pH變化規律
(1)酸或堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近7，但不能越過7。
(2)強酸溶液每稀釋10倍，pH上升1個單位，強堿溶液每稀釋10倍，pH下降一個單位。
(3)弱酸或弱堿溶液稀釋10倍，pH變化小于1個單位。
(4)稀釋過程中pH變化曲線斜率較大者為較強的酸(或堿)。
二、酸、堿溶液混合后酸堿性的判斷
5.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(　　　)
中性
堿性
酸性
中性
酸性
(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(　　　)
堿性
酸性
堿性
酸、堿溶液混合后酸堿性的判斷規律
(1)等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。
(2)室溫下c酸(H＋)＝c堿(OH－)，即pH之和等于14時，一強一弱等體積混合——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。
(3)已知強酸和強堿的pH，等體積混合(25 ℃時)：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈堿性。
三、中和反應pH的計算
6.按要求計算下列各題(常溫下，忽略溶液混合時體積的變化)：
(1)25 ℃時，pH＝3的硝酸和pH＝12的氫氧化鋇溶液按照體積比為9∶1混合，混合溶液的pH＝____。
10
(2)在一定體積pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀時，溶液pH＝11。若反應后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是_______。
1∶4
(3)將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的稀鹽酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，則　 ＝____。
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練真題 明考向
1.下列判斷正確的是
A.將濃度均為0.1 mol·L－1的C6H5ONa和NaOH溶液加熱，兩種溶液的pH均變大
　(2022·浙江6月選考，17B)
B.隨溫度升高，純水中c(H＋)>c(OH－)(2019·北京，12A)
C.pH>7的溶液一定呈堿性(2020·浙江1月選考，17A改編)
D.相同溫度下，pH相等的鹽酸、CH3COOH溶液中，c(OH－)相等(2020·浙江1月選考，
　17C)
√
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2
3
1
2
3
A錯誤，NaOH是強堿，完全電離，加熱c(OH－)變化不大，但Kw增大，c(H＋)＝
　　　 增大，故pH減小；
B錯誤，無論是否升溫，純水均為中性，c(H＋)＝c(OH－)；C錯誤，
降低溫度時，水的電離程度減小，純水pH>7，為中性溶液；D正確，
pH相同說明c(H＋)相同，相同溫度下Kw相同，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，故c(OH－)也相同。
2.(2015·廣東，11)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
√
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由圖可知，a、b、c三點對應的水的離子積常數不變，該曲線上的點溫度相等，升高溫度，不能引起由c向b的變化，故A項錯誤；
b點c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，故Kw＝1.0×10－14，故B項錯誤；
FeCl3為強酸弱堿鹽，Fe3＋結合水電離出的OH－，促進水的電離平衡右移，c(H＋)增大，c(OH－)減小，可能引起由b向a的變化，故C項正確；
由c點到d點，水的離子積常數減小，但溫度不變，Kw不變，則稀釋溶液不能引起由c向d的變化，故D項錯誤。
3.(2019·天津，5)某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是
A.曲線Ⅰ代表HNO2溶液
B.溶液中水的電離程度：b點>c點
C.從c點到d點，溶液中　 　　　　　保持不變
　(其中HA、A－分別代表相應的酸和酸根離子)
D.相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
√
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2
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根據HNO2和CH3COOH的電離常數，可知酸性：HNO2>
CH3COOH，相同pH的兩種酸溶液，稀釋相同倍數時，弱酸的pH變化較小，故曲線Ⅰ代表CH3COOH溶液，A項錯誤；
兩種酸溶液中水的電離受到抑制，b點溶液pH小于c點溶液pH，則b點對應酸電離出的c(H＋)大，對水的電離抑制程度大，故水的電離程度：b點1
2
3
相同體積a點的兩溶液中，由于c(CH3COOH)>c(HNO2)，故n(CH3COOH)>n(HNO2)，因此與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)不同，D項錯誤。
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課時精練
1.下列有關溶液的酸堿性與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的溶液可能呈堿性
C.當溶液中的c(H＋)或c(OH－)較小時，用pH表示其酸堿性更為方便
D.把pH試紙直接插入待測溶液中，測其pH
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當c(H＋)或c(OH－)小于1 mol·L－1時，使用pH表示其酸堿性更為方便，C正確；
把pH試紙直接插入待測溶液中會污染待測液，D錯誤。
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2.工農業生產和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，生活和健康也與溶液的酸堿性有密切關系。pH是表示溶液酸堿度的一種方法。下列說法不正確的是
A.可以用pH試紙測量溶液的pH，也可以用pH計來測量
B.測量和調控溶液的pH對工農業生產、科學研究都具有重要意義
C.pH試紙可測量任何溶液的pH
D.酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化
　在一定pH范圍內發生
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3.某溫度下，向c(H＋)＝1.0×10－6 mol·L－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的c(H＋)＝1.0×10－2 mol·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1.0×10－10 mol·L－1
C.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－)減小
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該溫度下蒸餾水中的c(H＋)大于25 ℃時純水中的c(H＋)，水的電離為吸熱過程，A項正確；
此溫度下Kw＝1.0×10－12，故該NaHSO4溶液中c(OH－)＝　　　　 mol·L－1＝1.0×10－10 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中的c(OH－)相等，B項正確；
NaHSO4電離出的H＋抑制了水的電離，C項正確；
加水稀釋時，溶液中c(H＋)減小，而Kw不變，故c(OH－)增大，D項錯誤。
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4.某溫度下，測得0.01 mol·L－1 NaOH溶液的pH＝10，則下列說法正確的是
A.該溶液溫度為25 ℃
B.與等體積的pH＝4的鹽酸剛好中和
C.該溫度下蒸餾水pH＝6
D.該溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1
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該溶液c(H＋)＝10－10 mol·L－1，氫氧化鈉是一元強堿，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，Kw＝0.01×10－10＝10－12>10－14，因而溶液溫度高于25 ℃，A、D錯誤；
鹽酸中n(H＋)＝V×10－4mol，NaOH溶液中n(OH－)＝V×10－2 mol，顯然氫氧化鈉過量，B錯誤；
該溫度下Kw＝10－12，則蒸餾水的pH＝6，C正確。
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5.25 ℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發生電離的水的物質的量之比是
A.1∶10∶1010∶109
B.1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C.1∶20∶1010∶109
D.1∶10∶104∶109
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H2SO4與Ba(OH)2抑制水的電離，Na2S與NH4NO3促進水的電離。25 ℃時，①pH
＝0的H2SO4溶液中：c電離(H2O)＝c(OH－)＝ 　　 mol·L－1＝10－14 mol·L－1；同理
可計算其余溶液中電離的水的濃度依次為②為10－13 mol·L－1，③為10－4 mol·L－1，④為10－5 mol·L－1，同溫同體積時，物質的量之比等于濃度之比，則物質的量之比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正確。
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A.在此溫度下液氨的離子積為1×10－17
B.在液氨中放入金屬鈉，可生成NaNH2
C.恒溫下，在液氨中加入NH4Cl，可使液氨的離子積減小
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離子積只與溫度有關，與離子濃度無關，C項錯誤；
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7.溶液混合后體積變化忽略不計，則下列敘述正確的是
A.95 ℃純水的pH＜7，說明加熱可導致水呈酸性
B.室溫下，pH＝3的醋酸溶液，稀釋10倍后pH＝4
C.室溫下，pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH＝7
D.0.2 mol·L－1的鹽酸與等體積水混合后pH＝1
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A項錯誤，水的電離吸熱，加熱促進電離，c(H＋)>10－7 mol·L－1，但仍呈中性；
B項錯誤，稀釋促進醋酸的電離，pH＝3的醋酸溶液，稀釋10倍后pH：3＜pH＜4；
C項錯誤，pH＝3的醋酸溶液中醋酸的濃度遠大于10－3 mol·L－1，而pH＝11的氫氧化鈉溶液中氫氧化鈉的濃度為10－3 mol·L－1，所以二者等體積混合后醋酸過量，溶液顯酸性；
D項正確，溶液體積擴大一倍，溶液中氫離子濃度變為0.1 mol·L－1。
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8.已知溫度T時水的離子積常數為Kw，該溫度下，將濃度為a mol·L－1的一元酸HA與b mol·L－1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據是
A.a＝b
B.混合溶液的pH＝7
C.混合溶液中，c(H＋)＝　　 mol·L－1
D.混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
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14
A項中，a＝b，酸堿恰好完全反應生成正鹽和水，由于酸堿強弱未知，不能確定溶液的酸堿性；
B項中未說明溫度為25 ℃，故混合溶液的pH＝7時不一定呈中性；
C項混合溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝Kw，因為c(H＋)＝　　 mol·L－1，則c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性；
D項中c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，只能說明溶液中電荷守恒，無法判斷溶液的酸堿性。
15
9.如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是
A.兩條曲線間任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B.M區域內(邊界除外)任意點均有c(H＋)＜c(OH－)
C.溫度：T1＜T2
D.XZ線段上任意點均有pH＝7
√
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溫度越高，水的電離程度越大，電離出的c(H＋)與c(OH－)越大，所以T2＞T1，C項正確；
XZ線段上任意點都有c(H＋)＝c(OH－)，只有當c(H＋)＝10－7 mol·L－1時，才有pH＝7，D項錯誤。
15
10.25 ℃時，體積為Va、pH＝a的某一元強酸溶液與體積為Vb、pH＝b的某一元強堿溶液均勻混合后，溶液的pH＝7，已知b＝6a，Va＜Vb，下列有關a的說法正確的是
A.a可能等于1 B.a一定大于2
C.a一定小于2 D.a一定等于2
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11.(2023·成都市石室中學模擬)T ℃時，水的離子積常數Kw＝10－13，該溫度下，V1 mL pH＝12的Ba(OH)2稀溶液與V2 mL pH＝2的稀硫酸充分反應(混合后的體積變化忽略不計)，恢復到T ℃，測得混合溶液的pH＝3，則V1∶V2的值為
A.9∶101 B.99∶101
C.1∶100 D.1∶10
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T ℃時，水的離子積常數Kw＝10－13，該溫度下，V1 mL pH＝12的Ba(OH)2稀溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1，則c(OH－)＝10－1 mol·L－1；V2 mL pH＝2的稀硫酸中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，二者反應后恢復到T ℃，測得混合溶液的pH＝3，c(H＋)
＝10－3 mol·L－1，說明酸過量，則c(H＋)＝　　　　　　　 mol·L－1＝10－3 mol·
L－1，解得V1∶V2＝9∶101。
15
12.在不同溫度下的水溶液中離子濃度曲線如圖所示，下列說法不正確的是
A.向b點對應的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a點，
　此時c(Na＋)＝c(CH3COO－)
B.25 ℃時，加入CH3COONa可能引起由b向a的變
　化，升溫可能引起由a向c的變化
C.T ℃時，將pH＝2的硫酸與pH＝10的KOH等體
　積混合后，溶液呈中性
D.b點對應的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、　　、I－
√
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A項，因為a點溶液呈中性，根據電荷守恒可知c(Na＋)＝c(CH3COO－)，正確；
B項，CH3COONa屬于強堿弱酸鹽，會發生水解，使得c(OH－)增大，可能引起由b向a的變化，升溫
溶液中的c(OH－)和c(H＋)同時同等程度地增大，所以可能引起由a向c的變化，正確；
C項，由圖像知T ℃時Kw＝10－12，將pH＝2的硫酸與pH＝10的KOH等體積混合后，溶液呈中性，正確；
D項，由圖像知b點對應的溶液呈酸性，溶液中　　、I－在酸性條件下發生氧化還原反應，不能大量存在，錯誤。
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根據圖知，ROH加水稀釋10倍，溶液的pH減小1，說明ROH完全電離，為強電解質，則MOH為弱電解質。常溫下濃度為c0的ROH溶液的pH＝13，且ROH為強電解質，則c0＝0.1 mol·L－1，A錯誤；
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x點兩種溶液的pH相等，所以二者抑制水的電離程度相等，C正確；
15
14.已知水在25 ℃和100 ℃時，其電離平衡曲線如圖所示。假設溶液混合后體積變化忽略不計，回答下列問題：
(1)25 ℃時，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為________。
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10∶1
25 ℃時，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－5 mol·L－1；
pH＝4的H2SO4溶液，c(H＋)＝10－4 mol·L－1；
若所得混合溶液的pH＝7，則c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)。
故NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。
15
(2)100 ℃時，若100體積pH＝a的某強酸溶液與1體積pH＝b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則a與b之間應滿足的關系是____________。
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a＋b＝14
100 ℃時，水的離子積常數Kw＝1×10－12。100體積pH＝a的某強酸溶液中n(H＋)
＝100×10－a mol＝102－a mol,1體積pH＝b的某強堿溶液中n(OH－)＝　　　mol
＝10b－12 mol。混合后溶液呈中性，102－a mol＝10b－12 mol,2－a＝b－12，所以a＋b＝14。
15
(3)曲線A所對應的溫度下，pH＝2的鹽酸和pH＝11的某BOH溶液中，若水的電離程度分別用α1、α2表示，則α1_______α2(填“大于”“小于”“等于”或“無法確定”)。
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小于
曲線A所對應的溫度是25 ℃，pH＝2的鹽酸中c水(H＋)＝10－12 mol·L－1；pH＝11的某BOH溶液中c水(H＋)＝10－11 mol·L－1；水電離產生的H＋的濃度越大，水的電離程度就越大，則α1<α2。
15
(4)曲線B對應的溫度下，將0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液與等物質的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝_____。
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15.(1)水在高溫高壓狀態下呈現許多特殊的性質。當溫度、壓強分別超過臨界溫度(374.2 ℃)、臨界壓強(22.1 MPa)時的水稱為超臨界水。
①與常溫常壓下的水相比，高溫高壓液態水的離子積會顯著增大。解釋其原因：_________________________________________________________________。
②如果水的離子積Kw從1.0×10－14增大到1.0×10－10，則相應的電離度是原來的_______倍。
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水的電離為吸熱過程，升高溫度有利于電離(壓強對電離平衡影響不大)
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(2)已知H2O2是一種二元弱酸，常溫下，Ka1＝1.0×10－12、Ka2＝1.05×10－25，則H2O2的電離方程式為______________________________________，則該溫度下1 mol·L－1的H2O2溶液的pH近似為____(不考慮H2O2的第二步電離和水的電離)。
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151．下列有關溶液的酸堿性與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的溶液可能呈堿性
C．當溶液中的c(H＋)或c(OH－)較小時，用pH表示其酸堿性更為方便
D．把pH試紙直接插入待測溶液中，測其pH
2．工農業生產和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，生活和健康也與溶液的酸堿性有密切關系。pH是表示溶液酸堿度的一種方法。下列說法不正確的是(　　)
A．可以用pH試紙測量溶液的pH，也可以用pH計來測量
B．測量和調控溶液的pH對工農業生產、科學研究都具有重要意義
C．pH試紙可測量任何溶液的pH
D．酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化在一定pH范圍內發生
3．某溫度下，向c(H＋)＝1.0×10－6 mol·L－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的c(H＋)＝1.0×10－2 mol·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1.0×10－10 mol·L－1
C．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－)減小
4．某溫度下，測得0.01 mol·L－1 NaOH溶液的pH＝10，則下列說法正確的是(　　)
A．該溶液溫度為25 ℃
B．與等體積的pH＝4的鹽酸剛好中和
C．該溫度下蒸餾水pH＝6
D．該溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1
5．25 ℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發生電離的水的物質的量之比是(　　)
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
6．已知液氨的性質與水相似。T ℃時，NH3＋NH3??NH＋NH，NH的平衡濃度為1×
10－15 mol·L－1，則下列說法正確的是(　　)
A．在此溫度下液氨的離子積為1×10－17
B．在液氨中放入金屬鈉，可生成NaNH2
C．恒溫下，在液氨中加入NH4Cl，可使液氨的離子積減小
D．降溫，可使液氨電離平衡逆向移動，且c(NH)＜c(NH)
7．溶液混合后體積變化忽略不計，則下列敘述正確的是(　　)
A．95 ℃純水的pH＜7，說明加熱可導致水呈酸性
B．室溫下，pH＝3的醋酸溶液，稀釋10倍后pH＝4
C．室溫下，pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH＝7
D．0.2 mol·L－1的鹽酸與等體積水混合后pH＝1
8．已知溫度T時水的離子積常數為Kw，該溫度下，將濃度為a mol·L－1的一元酸HA與b mol·L－1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據是(　　)
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
9．如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是(　　)
A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M區域內(邊界除外)任意點均有c(H＋)＜c(OH－)
C．溫度：T1＜T2
D．XZ線段上任意點均有pH＝7
10．25 ℃時，體積為Va、pH＝a的某一元強酸溶液與體積為Vb、pH＝b的某一元強堿溶液均勻混合后，溶液的pH＝7，已知b＝6a，Va＜Vb，下列有關a的說法正確的是(　　)
A．a可能等于1 B．a一定大于2
C．a一定小于2 D．a一定等于2
11．(2023·成都市石室中學模擬)T ℃時，水的離子積常數Kw＝10－13，該溫度下，V1 mL pH＝12的Ba(OH)2稀溶液與V2 mL pH＝2的稀硫酸充分反應(混合后的體積變化忽略不計)，恢復到T ℃，測得混合溶液的pH＝3，則V1∶V2的值為(　　)
A．9∶101 B．99∶101
C．1∶100 D．1∶10
12．在不同溫度下的水溶液中離子濃度曲線如圖所示，下列說法不正確的是(　　)
A．向b點對應的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a點，此時c(Na＋)＝c(CH3COO－)
B．25 ℃時，加入CH3COONa可能引起由b向a的變化，升溫可能引起由a向c的變化
C．T ℃時，將pH＝2的硫酸與pH＝10的KOH等體積混合后，溶液呈中性
D．b點對應的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I－
13．常溫下，濃度均為c0、體積均為V0的MOH和ROH兩種堿液分別加水稀釋至體積為V，溶液pH隨lg的變化如圖甲所示；當pH＝b時，兩曲線出現交叉點x，如圖乙所示。下列敘述正確的是(　　)
A．c0、V0均不能確定其數值大小
B．電離常數Kb(MOH)≈1.1×10－4
C．x點處兩種溶液中水的電離程度相等
D．lg相同時，將兩種溶液同時升高相同的溫度，則增大
14．已知水在25 ℃和100 ℃時，其電離平衡曲線如圖所示。假設溶液混合后體積變化忽略不計，回答下列問題：
(1)25 ℃時，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為__________。
(2)100 ℃時，若100體積pH＝a的某強酸溶液與1體積pH＝b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則a與b之間應滿足的關系是__________。
(3)曲線A所對應的溫度下，pH＝2的鹽酸和pH＝11的某BOH溶液中，若水的電離程度分別用α1、α2表示，則α1__________α2(填“大于”“小于”“等于”或“無法確定”)。
(4)曲線B對應的溫度下，將0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液與等物質的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝________。
15．(1)水在高溫高壓狀態下呈現許多特殊的性質。當溫度、壓強分別超過臨界溫度(374.2 ℃)、臨界壓強(22.1 MPa)時的水稱為超臨界水。
①與常溫常壓下的水相比，高溫高壓液態水的離子積會顯著增大。解釋其原因：______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________。
②如果水的離子積Kw從1.0×10－14增大到1.0×10－10，則相應的電離度是原來的______倍。
(2)已知H2O2是一種二元弱酸，常溫下，Ka1＝1.0×10－12、Ka2＝1.05×10－25，則H2O2的電離方程式為______________________________________________________________________，
則該溫度下1 mol·L－1的H2O2溶液的pH近似為____________(不考慮H2O2的第二步電離和水的電離)。
1．D　2.C
3．D　[該溫度下蒸餾水中的c(H＋)大于25 ℃時純水中的c(H＋)，水的電離為吸熱過程，A項正確；此溫度下Kw＝1.0×10－12，故該NaHSO4溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝1.0×10－10 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中的c(OH－)相等，B項正確；NaHSO4電離出的H＋抑制了水的電離，C項正確；加水稀釋時，溶液中c(H＋)減小，而Kw不變，故c(OH－)增大，D項錯誤。]
4．C　[該溶液c(H＋)＝10－10 mol·L－1，氫氧化鈉是一元強堿，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，Kw＝0.01×10－10＝10－12>10－14，因而溶液溫度高于25 ℃，A、D錯誤；鹽酸中n(H＋)＝V×10－4mol，NaOH溶液中n(OH－)＝V×10－2 mol，顯然氫氧化鈉過量，B錯誤；該溫度下Kw＝10－12，則蒸餾水的pH＝6，C正確。]
5．A　[H2SO4與Ba(OH)2抑制水的電離，Na2S與NH4NO3促進水的電離。25 ℃時，①pH＝0的H2SO4溶液中：c電離(H2O)＝c(OH－)＝ mol·L－1＝10－14 mol·L－1；同理可計算其余溶液中電離的水的濃度依次為②為10－13 mol·L－1，③為10－4 mol·L－1，④為10－5 mol·L－1，同溫同體積時，物質的量之比等于濃度之比，則物質的量之比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正確。]
6．B　7.D
8．C　[A項中，a＝b，酸堿恰好完全反應生成正鹽和水，由于酸堿強弱未知，不能確定溶液的酸堿性；B項中未說明溫度為25 ℃，故混合溶液的pH＝7時不一定呈中性；C項混合溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝Kw，因為c(H＋)＝ mol·L－1，則c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性；D項中c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，只能說明溶液中電荷守恒，無法判斷溶液的酸堿性。]
9．D
10．C　[由b＝6a＞7得a＞，由混合溶液的pH＝7得n(H＋)＝n(OH－)，即Va×10－a＝Vb×10b－14，得＝10a＋b－14；由于Va＜Vb，即10a＋b－14＜1，得a＋b－14＜0，結合b＝6a得a＜2，綜合知，＜a＜2，故選C項。]
11．A　[T ℃時，水的離子積常數Kw＝10－13，該溫度下，V1 mL pH＝12的Ba(OH)2稀溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1，則c(OH－)＝10－1 mol·L－1；V2 mL pH＝2的稀硫酸中c(H＋)＝10－2 mol·
L－1，二者反應后恢復到T ℃，測得混合溶液的pH＝3，c(H＋)＝10－3 mol·L－1，說明酸過量，則c(H＋)＝ mol·L－1＝10－3 mol·L－1，解得V1∶V2＝9∶101。]
12．D
13．C　[根據圖知，ROH加水稀釋10倍，溶液的pH減小1，說明ROH完全電離，為強電解質，則MOH為弱電解質。常溫下濃度為c0的ROH溶液的pH＝13，且ROH為強電解質，則c0＝0.1 mol·L－1，A錯誤；lg＝0時，MOH溶液的pH＝12，c0＝0.1 mol·L－1，電離常數Kb(MOH)＝＝≈1.1×10－3，B錯誤；x點兩種溶液的pH相等，所以二者抑制水的電離程度相等，C正確；升高溫度促進MOH的電離，所以lg相同時，升高溫度c(R＋)不變，c(M＋)增大，則減小，D錯誤。]
14．(1)10∶1　(2)a＋b＝14　(3)小于　(4)10
解析　(1)25 ℃時，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－5 mol·L－1；pH＝4的H2SO4溶液，c(H＋)＝10－4 mol·L－1；若所得混合溶液的pH＝7，則c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)。故NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。
(2)100 ℃時，水的離子積常數Kw＝1×10－12。100體積pH＝a的某強酸溶液中n(H＋)＝100×10－a mol＝102－a mol，1體積pH＝b的某強堿溶液中n(OH－)＝ mol＝10b－12 mol。混合后溶液呈中性，102－a mol＝10b－12 mol,2－a＝b－12，所以a＋b＝14。
(3)曲線A所對應的溫度是25 ℃，pH＝2的鹽酸中c水(H＋)＝10－12 mol·L－1；pH＝11的某BOH溶液中c水(H＋)＝10－11 mol·L－1；水電離產生的H＋的濃度越大，水的電離程度就越大，則α1<α2。
(4)混合溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1。由于該溫度下水的離子積常數Kw＝10－12，所以c(H＋)＝10－10 mol·L－1，所得混合溶液的pH＝10。
15．(1)①水的電離為吸熱過程，升高溫度有利于電離(壓強對電離平衡影響不大)　②100　(2)H2O2??H＋＋HO、HO??H＋＋O　6第52講　水的電離和溶液的pH
[復習目標]　1.了解水的電離和水的離子積常數(Kw)。2.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。
考點一　水的電離與水的離子積常數
1．水的電離和水的離子積常數
2．填寫外界條件對水的電離平衡的具體影響
改變條件 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
Na2CO3 正 不變 增大 增大 減小
NH4Cl 正 不變 增大 減小 增大
NaHSO4 逆 不變 減小 減小 增大
加熱 正 增大 增大 增大 增大
3.計算溶液中水電離的H＋或OH－濃度
(1)任何溫度，任何水溶液，水電離的H＋和OH－濃度總相等。
(2)判斷方法
①當抑制水的電離時(如酸或堿溶液)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)較小的是水電離出來的。
②當促進水的電離時(如鹽的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)較大的是水電離出來的。
(3)應用體驗(室溫下)
①0.01 mol·L－1的鹽酸中，(H＋)＝______________________________________。
②pH＝4的亞硫酸溶液中，(H＋)＝_____________________________________。
③pH＝10的KOH溶液中，(OH－)＝___________________________________。
④pH＝4的NH4Cl溶液中，(H＋)＝____________________________________。
⑤pH＝10的CH3COONa溶液中，(OH－)＝_____________________________。
答案　①1×10－12 mol·L－1
②1×10－10 mol·L－1　③1×10－10 mol·L－1
④1×10－4 mol·L－1　⑤1×10－4 mol·L－1
1．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(　　)
2．將水加熱，Kw和c(H＋)均增大(　　)
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．溫度一定時，在純水中通入少量SO2，水的電離平衡不移動，Kw不變(　　)
5．室溫下，0.1 mol·L－1的鹽酸與0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的電離程度相等(　　)
6．在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變(　　)
答案　1.√　2.√　3.×　4.×　5.√　6.×
水電離平衡曲線的理解
1.25 ℃時，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的變化關系如圖所示，下列判斷錯誤的是(　　)
A．ac曲線上的任意一點都有c(H＋)·c(OH－)＝10－14
B．bd線段上任意一點對應的溶液都呈中性
C．d點對應溶液的溫度高于25 ℃，pH＜7
D．c點溶液不可能是鹽溶液
答案　D
解析　ac曲線上的任意一點，由于溫度相同，所以水的離子積常數相同，根據b點可知，c(H＋)·c(OH－)＝10－14，A項正確；bd線段上任意一點都滿足c(H＋)＝c(OH－)，溶液一定呈中性，B項正確；d點時，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1＞1×10－7 mol·L－1，溶液的pH＝6，水的電離為吸熱過程，所以d點溫度高于25 ℃，C項正確；在c點c(H＋)＝1×10－8 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，溶液顯堿性，而醋酸鈉溶液顯堿性，所以c點可能為醋酸鈉溶液，D項錯誤。
2．水的電離平衡曲線如圖所示，回答下列問題。
(1)圖中A、B、C、D、E五點Kw間的關系：_________________________________。
(2)在水中加少量酸，可實現A點向____________點移動。
(3)ABE形成的區域中的點都呈現__________性。
(4)若在B點溫度下，pH＝2的硫酸溶液中，cH2O(H＋)＝________ mol·L－1。
答案　(1)B＞C＞A＝D＝E　(2)D　(3)堿
(4)1×10－10
正確理解水的電離平衡曲線
(1)曲線上的任意點的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。
(2)曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。
(3)實現曲線上點之間的轉化需保持溫度相同，改變酸堿性；實現曲線上點與曲線外點之間的轉化一定改變溫度。
考點二　溶液的酸堿性與pH
1．溶液的酸堿性
溶液呈酸堿性的本質：溶液的酸堿性取決于c(H＋)和c(OH－)的相對大小。
溶液的酸堿性 c(H＋)與c(OH－)比較 常溫下溶液pH
酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) ＜7
中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) ＝7
堿性溶液 c(H＋)＜c(OH－) ＞7
2.溶液的pH及測定方法
(1)關系：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)范圍：0～14。
(3)測定方法：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。
(4)溶液酸堿性的另外一種表示——pOH
①pOH＝－lg_c(OH－)；
②常溫下：pH＋pOH＝14。
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．常溫下，溶液中的值越大，則酸性越強(　　)
3．pH＜7的溶液一定顯酸性(　　)
4．c(H＋)＝ mol·L－1的溶液一定顯中性(　　)
5．常溫下能使甲基橙顯黃色的溶液一定顯堿性(　　)
6．用pH試紙測得某氯水的pH為5(　　)
7．用廣泛pH試紙測得醋酸溶液的pH為3.4(　　)
8．用pH計測得某溶液的pH為7.45(　　)
9．用濕潤的pH試紙測定鹽酸和醋酸溶液的pH，醋酸溶液的誤差更大(　　)
答案　1.√　2.√　3.×　4.√　5.×　6.×　7．×　8.√　9.×
一、酸(或堿)溶液稀釋pH變化規律
1．常溫下，下列關于溶液稀釋的說法正確的是(　　)
A．pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，pH＝5
B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1
C．將1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2 L，pH＝13
D．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，32．pH＝2的A、B兩種酸溶液各1 mL，分別加水稀釋到1 000 mL，其中pH與溶液體積V的關系如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A．A、B兩種酸溶液的物質的量濃度一定相等
B．稀釋后，A酸溶液中c(H＋)比B酸溶液中c(H＋)大
C．a＝5時，A是強酸，B是弱酸
D．一定有關系：5>a>2
答案　C
解析　由圖像可以看出稀釋過程中兩種酸的pH的增大程度不同，說明兩種酸的強弱不同，故pH＝2的兩種酸的濃度一定不同，A項錯誤；由圖像知，稀釋后A酸溶液的pH大于B酸溶液的pH，則A中c(H＋)小于B中c(H＋)，B項錯誤；a＝5時，表明pH＝2的A酸溶液稀釋1 000倍，pH增加3，故A是強酸，pH＝2的B酸溶液稀釋1 000倍后，pH<5，說明B酸溶液中存在電離平衡，則B是弱酸，C項正確；若A、B都是弱酸，稀釋1 000倍后，A、B兩溶液pH均要增大，而增加的值均小于3，存在關系：5>a>2，若A是強酸，則a＝5，D項錯誤。
3．(2023·日照模擬)濃度均為0.1 mol·L－1、體積均為V0的HX、HY溶液，分別加水稀釋至體積為V，pH隨lg的變化關系如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱
B．常溫下，由水電離出的c(H＋)·c(OH－)：a＜b
C．相同溫度下，電離常數Ka(HX)：a＞b
D．lg ＝3，若同時微熱兩種溶液(不考慮HX、HY和H2O的揮發)，則減小
答案　B
解析　根據圖知，lg ＝0時，HX的pH＞1，說明HX部分電離，為弱酸，HY的pH＝1，說明HY完全電離，為強酸，A錯誤；酸抑制水電離，酸中氫離子濃度越小，其抑制水電離的程度越小，根據圖知，b點溶液中氫離子濃度小于a點，則水電離程度：a＜b，所以由水電離出的c(H＋)·c(OH－)：a＜b，B正確；酸的電離平衡常數只與溫度有關，所以相同溫度下，電離常數Ka(HX)：a＝b，C錯誤；lg ＝3，若同時微熱兩種溶液，n(X－)增大，n(Y－)不變，二者溶液體積相等，所以＝＝增大，D錯誤。
4．25 ℃，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，下列敘述不正確的是(　　)
A．MOH是一種弱堿
B．在x點，c(M＋)＝c(R＋)
C．稀釋前，c(ROH)＝10c(MOH)
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
答案　C
解析　A項，由圖像可知MOH溶液稀釋10倍時，pH變化量小于1，故MOH為弱堿；B項，在x點，c(OH－)＝c(M＋)＋c(H＋)＝c(R＋)＋c(H＋)，x點時MOH和ROH溶液中c(H＋)相等，故c(M＋)＝c(R＋)；C項，MOH為弱堿，由圖可知，ROH為強堿，則稀釋前c(ROH)＜10c(MOH)；D項，稀釋前MOH溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－12 mol·L－1，ROH溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－13 mol·L－1，故c(OH－)前者是后者的10倍。
常溫下，酸或堿溶液稀釋pH變化規律
(1)酸或堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近7，但不能越過7。
(2)強酸溶液每稀釋10倍，pH上升1個單位，強堿溶液每稀釋10倍，pH下降一個單位。
(3)弱酸或弱堿溶液稀釋10倍，pH變化小于1個單位。
(4)稀釋過程中pH變化曲線斜率較大者為較強的酸(或堿)。
二、酸、堿溶液混合后酸堿性的判斷
5．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
酸、堿溶液混合后酸堿性的判斷規律
(1)等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。
(2)室溫下c酸(H＋)＝c堿(OH－)，即pH之和等于14時，一強一弱等體積混合——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。
(3)已知強酸和強堿的pH，等體積混合(25 ℃時)：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈堿性。
三、中和反應pH的計算
6．按要求計算下列各題(常溫下，忽略溶液混合時體積的變化)：
(1)25 ℃時，pH＝3的硝酸和pH＝12的氫氧化鋇溶液按照體積比為9∶1混合，混合溶液的pH＝________。
(2)在一定體積pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀時，溶液pH＝11。若反應后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是__________。
(3)將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的稀鹽酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，則＝__________。
答案　(1)10　(2)1∶4　(3)10
解析　(1)pH＝3的硝酸溶液中c(H＋)＝10－3 mol·L－1，pH＝12的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝10－2 mol·L－1，二者以體積比9∶1混合，Ba(OH)2過量，溶液呈堿性，混合溶液中c(OH－)＝＝1×10－4 mol·L－1，則混合后c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1，故pH＝10。
(2)設氫氧化鋇溶液的體積為V1 L，硫酸氫鈉溶液的體積為V2 L，依題意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氫氧化鈉的物質的量為n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝5×10－3V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，則V1∶V2＝1∶4。
(3)pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，pH＝b的稀鹽酸中c(H＋)＝10－b mol·L－1，根據中和反應H＋＋OH－===H2O，知c(OH－)·Va＝c(H＋)·Vb，＝＝＝1014－(a＋b)，a＋b＝13，則＝10。
1．下列判斷正確的是(　　)
A．將濃度均為0.1 mol·L－1的C6H5ONa和NaOH溶液加熱，兩種溶液的pH均變大(2022·浙江6月選考，17B)
B．隨溫度升高，純水中c(H＋)>c(OH－)(2019·北京，12A)
C．pH>7的溶液一定呈堿性(2020·浙江1月選考，17A改編)
D．相同溫度下，pH相等的鹽酸、CH3COOH溶液中，c(OH－)相等(2020·浙江1月選考，17C)
答案　D
解析　A錯誤，NaOH是強堿，完全電離，加熱c(OH－)變化不大，但Kw增大，c(H＋)＝增大，故pH減小；B錯誤，無論是否升溫，純水均為中性，c(H＋)＝c(OH－)；C錯誤，降低溫度時，水的電離程度減小，純水pH>7，為中性溶液；D正確，pH相同說明c(H＋)相同，相同溫度下Kw相同，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，故c(OH－)也相同。
2．(2015·廣東，11)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
答案　C
解析　由圖可知，a、b、c三點對應的水的離子積常數不變，該曲線上的點溫度相等，升高溫度，不能引起由c向b的變化，故A項錯誤；b點c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，故Kw＝1.0×10－14，故B項錯誤；FeCl3為強酸弱堿鹽，Fe3＋結合水電離出的OH－，促進水的電離平衡右移，c(H＋)增大，c(OH－)減小，可能引起由b向a的變化，故C項正確；由c點到d點，水的離子積常數減小，但溫度不變，Kw不變，則稀釋溶液不能引起由c向d的變化，故D項錯誤。
3.(2019·天津，5)某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
A．曲線Ⅰ代表HNO2溶液
B．溶液中水的電離程度：b點>c點
C．從c點到d點，溶液中保持不變(其中HA、A－分別代表相應的酸和酸根離子)
D．相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
答案　C
解析　根據HNO2和CH3COOH的電離常數，可知酸性：HNO2>CH3COOH，相同pH的兩種酸溶液，稀釋相同倍數時，弱酸的pH變化較小，故曲線Ⅰ代表CH3COOH溶液，A項錯誤；兩種酸溶液中水的電離受到抑制，b點溶液pH小于c點溶液pH，則b點對應酸電離出的c(H＋)大，對水的電離抑制程度大，故水的電離程度：b點c(HNO2)，故n(CH3COOH)>n(HNO2)，因此與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)不同，D項錯誤。
課時精練
1．下列有關溶液的酸堿性與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的溶液可能呈堿性
C．當溶液中的c(H＋)或c(OH－)較小時，用pH表示其酸堿性更為方便
D．把pH試紙直接插入待測溶液中，測其pH
答案　D
解析　當c(H＋)或c(OH－)小于1 mol·L－1時，使用pH表示其酸堿性更為方便，C正確；把pH試紙直接插入待測溶液中會污染待測液，D錯誤。
2．工農業生產和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，生活和健康也與溶液的酸堿性有密切關系。pH是表示溶液酸堿度的一種方法。下列說法不正確的是(　　)
A．可以用pH試紙測量溶液的pH，也可以用pH計來測量
B．測量和調控溶液的pH對工農業生產、科學研究都具有重要意義
C．pH試紙可測量任何溶液的pH
D．酸堿指示劑是一些有機弱酸或弱堿，在溶液中存在電離平衡，指示劑的顏色變化在一定pH范圍內發生
答案　C
3．某溫度下，向c(H＋)＝1.0×10－6 mol·L－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液的c(H＋)＝1.0×10－2 mol·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1.0×10－10 mol·L－1
C．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－)減小
答案　D
解析　該溫度下蒸餾水中的c(H＋)大于25 ℃時純水中的c(H＋)，水的電離為吸熱過程，A項正確；此溫度下Kw＝1.0×10－12，故該NaHSO4溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝1.0×10－10 mol·L－1，由水電離出的c(H＋)與溶液中的c(OH－)相等，B項正確；NaHSO4電離出的H＋抑制了水的電離，C項正確；加水稀釋時，溶液中c(H＋)減小，而Kw不變，故c(OH－)增大，D項錯誤。
4．某溫度下，測得0.01 mol·L－1 NaOH溶液的pH＝10，則下列說法正確的是(　　)
A．該溶液溫度為25 ℃
B．與等體積的pH＝4的鹽酸剛好中和
C．該溫度下蒸餾水pH＝6
D．該溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1
答案　C
解析　該溶液c(H＋)＝10－10 mol·L－1，氫氧化鈉是一元強堿，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，Kw＝0.01×10－10＝10－12>10－14，因而溶液溫度高于25 ℃，A、D錯誤；鹽酸中n(H＋)＝V×10－4mol，NaOH溶液中n(OH－)＝V×10－2 mol，顯然氫氧化鈉過量，B錯誤；該溫度下Kw＝10－12，則蒸餾水的pH＝6，C正確。
5．25 ℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，發生電離的水的物質的量之比是(　　)
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
答案　A
解析　H2SO4與Ba(OH)2抑制水的電離，Na2S與NH4NO3促進水的電離。25 ℃時，①pH＝0的H2SO4溶液中：c電離(H2O)＝c(OH－)＝ mol·L－1＝10－14 mol·L－1；同理可計算其余溶液中電離的水的濃度依次為②為10－13 mol·L－1，③為10－4 mol·L－1，④為10－5 mol·L－1，同溫同體積時，物質的量之比等于濃度之比，則物質的量之比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正確。
6．已知液氨的性質與水相似。T ℃時，NH3＋NH3??NH＋NH，NH的平衡濃度為1×10－15 mol·L－1，則下列說法正確的是(　　)
A．在此溫度下液氨的離子積為1×10－17
B．在液氨中放入金屬鈉，可生成NaNH2
C．恒溫下，在液氨中加入NH4Cl，可使液氨的離子積減小
D．降溫，可使液氨電離平衡逆向移動，且c(NH)＜c(NH)
答案　B
解析　由電離方程式知，NH與NH的平衡濃度相等，都為1×10－15 mol·L－1，根據水的離子積表達式得液氨的離子積為c(NH)·c(NH)＝1×10－30，A項錯誤；離子積只與溫度有關，與離子濃度無關，C項錯誤；因為電離吸熱，所以降溫平衡逆向移動，c(NH)、c(NH)都減小但相等，D項錯誤。
7．溶液混合后體積變化忽略不計，則下列敘述正確的是(　　)
A．95 ℃純水的pH＜7，說明加熱可導致水呈酸性
B．室溫下，pH＝3的醋酸溶液，稀釋10倍后pH＝4
C．室溫下，pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH＝7
D．0.2 mol·L－1的鹽酸與等體積水混合后pH＝1
答案　D
解析　A項錯誤，水的電離吸熱，加熱促進電離，c(H＋)>10－7 mol·L－1，但仍呈中性；B項錯誤，稀釋促進醋酸的電離，pH＝3的醋酸溶液，稀釋10倍后pH：3＜pH＜4；C項錯誤，pH＝3的醋酸溶液中醋酸的濃度遠大于10－3 mol·L－1，而pH＝11的氫氧化鈉溶液中氫氧化鈉的濃度為10－3 mol·L－1，所以二者等體積混合后醋酸過量，溶液顯酸性；D項正確，溶液體積擴大一倍，溶液中氫離子濃度變為0.1 mol·L－1。
8．已知溫度T時水的離子積常數為Kw，該溫度下，將濃度為a mol·L－1的一元酸HA與b mol·L－1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據是(　　)
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
答案　C
解析　A項中，a＝b，酸堿恰好完全反應生成正鹽和水，由于酸堿強弱未知，不能確定溶液的酸堿性；B項中未說明溫度為25 ℃，故混合溶液的pH＝7時不一定呈中性；C項混合溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝Kw，因為c(H＋)＝ mol·L－1，則c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性；D項中c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，只能說明溶液中電荷守恒，無法判斷溶液的酸堿性。
9．如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是(　　)
A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M區域內(邊界除外)任意點均有c(H＋)＜c(OH－)
C．溫度：T1＜T2
D．XZ線段上任意點均有pH＝7
答案　D
解析　溫度越高，水的電離程度越大，電離出的c(H＋)與c(OH－)越大，所以T2＞T1，C項正確；XZ線段上任意點都有c(H＋)＝c(OH－)，只有當c(H＋)＝10－7 mol·L－1時，才有pH＝7，D項錯誤。
10．25 ℃時，體積為Va、pH＝a的某一元強酸溶液與體積為Vb、pH＝b的某一元強堿溶液均勻混合后，溶液的pH＝7，已知b＝6a，Va＜Vb，下列有關a的說法正確的是(　　)
A．a可能等于1 B．a一定大于2
C．a一定小于2 D．a一定等于2
答案　C
解析　由b＝6a＞7得a＞，由混合溶液的pH＝7得n(H＋)＝n(OH－)，即Va×10－a＝Vb×10b－14，得＝10a＋b－14；由于Va＜Vb，即10a＋b－14＜1，得a＋b－14＜0，結合b＝6a得a＜2，綜合知，＜a＜2，故選C項。
11．(2023·成都市石室中學模擬)T ℃時，水的離子積常數Kw＝10－13，該溫度下，V1 mL pH＝12的Ba(OH)2稀溶液與V2 mL pH＝2的稀硫酸充分反應(混合后的體積變化忽略不計)，恢復到T ℃，測得混合溶液的pH＝3，則V1∶V2的值為(　　)
A．9∶101 B．99∶101
C．1∶100 D．1∶10
答案　A
解析　T ℃時，水的離子積常數Kw＝10－13，該溫度下，V1 mL pH＝12的Ba(OH)2稀溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1，則c(OH－)＝10－1 mol·L－1；V2 mL pH＝2的稀硫酸中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，二者反應后恢復到T ℃，測得混合溶液的pH＝3，c(H＋)＝10－3 mol·L－1，說明酸過量，則c(H＋)＝ mol·L－1＝10－3 mol·L－1，解得V1∶V2＝9∶101。
12．在不同溫度下的水溶液中離子濃度曲線如圖所示，下列說法不正確的是(　　)
A．向b點對應的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a點，此時c(Na＋)＝c(CH3COO－)
B．25 ℃時，加入CH3COONa可能引起由b向a的變化，升溫可能引起由a向c的變化
C．T ℃時，將pH＝2的硫酸與pH＝10的KOH等體積混合后，溶液呈中性
D．b點對應的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I－
答案　D
解析　A項，因為a點溶液呈中性，根據電荷守恒可知c(Na＋)＝c(CH3COO－)，正確；B項，CH3COONa屬于強堿弱酸鹽，會發生水解，使得c(OH－)增大，可能引起由b向a的變化，升溫溶液中的c(OH－)和c(H＋)同時同等程度地增大，所以可能引起由a向c的變化，正確；C項，由圖像知T ℃時Kw＝10－12，將pH＝2的硫酸與pH＝10的KOH等體積混合后，溶液呈中性，正確；D項，由圖像知b點對應的溶液呈酸性，溶液中NO、I－在酸性條件下發生氧化還原反應，不能大量存在，錯誤。
13．常溫下，濃度均為c0、體積均為V0的MOH和ROH兩種堿液分別加水稀釋至體積為V，溶液pH隨lg 的變化如圖甲所示；當pH＝b時，兩曲線出現交叉點x，如圖乙所示。下列敘述正確的是(　　)
A．c0、V0均不能確定其數值大小
B．電離常數Kb(MOH)≈1.1×10－4
C．x點處兩種溶液中水的電離程度相等
D．lg 相同時，將兩種溶液同時升高相同的溫度，則增大
答案　C
解析　根據圖知，ROH加水稀釋10倍，溶液的pH減小1，說明ROH完全電離，為強電解質，則MOH為弱電解質。常溫下濃度為c0的ROH溶液的pH＝13，且ROH為強電解質，則c0＝0.1 mol·L－1，A錯誤；lg ＝0時，MOH溶液的pH＝12，c0＝0.1 mol·L－1，電離常數Kb(MOH)＝＝≈1.1×10－3，B錯誤；x點兩種溶液的pH相等，所以二者抑制水的電離程度相等，C正確；升高溫度促進MOH的電離，所以lg 相同時，升高溫度c(R＋)不變，c(M＋)增大，則減小，D錯誤。
14．已知水在25 ℃和100 ℃時，其電離平衡曲線如圖所示。假設溶液混合后體積變化忽略不計，回答下列問題：
(1)25 ℃時，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為__________。
(2)100 ℃時，若100體積pH＝a的某強酸溶液與1體積pH＝b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則a與b之間應滿足的關系是__________。
(3)曲線A所對應的溫度下，pH＝2的鹽酸和pH＝11的某BOH溶液中，若水的電離程度分別用α1、α2表示，則α1__________α2(填“大于”“小于”“等于”或“無法確定”)。
(4)曲線B對應的溫度下，將0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液與等物質的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝________。
答案　(1)10∶1　(2)a＋b＝14　(3)小于　(4)10
解析　(1)25 ℃時，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－5 mol·L－1；pH＝4的H2SO4溶液，c(H＋)＝10－4 mol·L－1；若所得混合溶液的pH＝7，則c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)。故NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。
(2)100 ℃時，水的離子積常數Kw＝1×10－12。100體積pH＝a的某強酸溶液中n(H＋)＝100×10－a mol＝102－a mol,1體積pH＝b的某強堿溶液中n(OH－)＝ mol＝10b－12 mol。混合后溶液呈中性，102－a mol＝10b－12 mol,2－a＝b－12，所以a＋b＝14。
(3)曲線A所對應的溫度是25 ℃，pH＝2的鹽酸中c水(H＋)＝10－12 mol·L－1；pH＝11的某BOH溶液中c水(H＋)＝10－11 mol·L－1；水電離產生的H＋的濃度越大，水的電離程度就越大，則α1<α2。
(4)混合溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1。由于該溫度下水的離子積常數Kw＝10－12，所以c(H＋)＝10－10 mol·L－1，所得混合溶液的pH＝10。
15．(1)水在高溫高壓狀態下呈現許多特殊的性質。當溫度、壓強分別超過臨界溫度(374.2 ℃)、臨界壓強(22.1 MPa)時的水稱為超臨界水。
①與常溫常壓下的水相比，高溫高壓液態水的離子積會顯著增大。解釋其原因：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②如果水的離子積Kw從1.0×10－14增大到1.0×10－10，則相應的電離度是原來的__________倍。
(2)已知H2O2是一種二元弱酸，常溫下，Ka1＝1.0×10－12、Ka2＝1.05×10－25，則H2O2的電離方程式為_______________________________________________________________，
則該溫度下1 mol·L－1的H2O2溶液的pH近似為____________(不考慮H2O2的第二步電離和水的電離)。
答案　(1)①水的電離為吸熱過程，升高溫度有利于電離(壓強對電離平衡影響不大)　②100　(2)H2O2??H＋＋HO、HO??H＋＋O　6
解析　(2)Ka1 Ka2，以第一步電離為主，則Ka1＝≈＝1.0×10－12，c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，因而pH近似為6。第52講　水的電離和溶液的pH
[復習目標]　1.了解水的電離和水的離子積常數(Kw)。2.了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。
考點一　水的電離與水的離子積常數
1．水的電離和水的離子積常數
2．填寫外界條件對水的電離平衡的具體影響
改變條件 平衡移動方向 Kw 水的電離程度 c(OH－) c(H＋)
HCl
NaOH
Na2CO3
NH4Cl
NaHSO4
加熱
3.計算溶液中水電離的H＋或OH－濃度
(1)任何溫度，任何水溶液，水電離的H＋和OH－濃度總相等。
(2)判斷方法
①當抑制水的電離時(如酸或堿溶液)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)較小的是水電離出來的。
②當促進水的電離時(如鹽的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)較大的是水電離出來的。
(3)應用體驗(室溫下)
①0.01 mol·L－1的鹽酸中，(H＋)＝_______________________________________。
②pH＝4的亞硫酸溶液中，(H＋)＝______________________________________。
③pH＝10的KOH溶液中，(OH－)＝____________________________________。
④pH＝4的NH4Cl溶液中，(H＋)＝_____________________________________。
⑤pH＝10的CH3COONa溶液中，(OH－)＝________________。
1．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(　　)
2．將水加熱，Kw和c(H＋) 均增大(　　)
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．溫度一定時，在純水中通入少量SO2，水的電離平衡不移動，Kw不變(　　)
5．室溫下，0.1 mol·L－1的鹽酸與0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的電離程度相等(　　)
6．在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變(　　)
水電離平衡曲線的理解
1.25 ℃時，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的變化關系如圖所示，下列判斷錯誤的是(　　)
A．ac曲線上的任意一點都有c(H＋)·c(OH－)＝10－14
B．bd線段上任意一點對應的溶液都呈中性
C．d點對應溶液的溫度高于25 ℃，pH＜7
D．c點溶液不可能是鹽溶液
2．水的電離平衡曲線如圖所示，回答下列問題。
(1)圖中A、B、C、D、E五點Kw間的關系：________________。
(2)在水中加少量酸，可實現A點向______點移動。
(3)ABE形成的區域中的點都呈現________性。
(4)若在B點溫度下，pH＝2的硫酸溶液中，cH2O(H＋)＝________ mol·L－1。
正確理解水的電離平衡曲線
(1)曲線上的任意點的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。
(2)曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。
(3)實現曲線上點之間的轉化需保持溫度相同，改變酸堿性；實現曲線上點與曲線外點之間的轉化一定改變溫度。
考點二　溶液的酸堿性與pH
1．溶液的酸堿性
溶液呈酸堿性的本質：溶液的酸堿性取決于c(H＋)和c(OH－)的相對大小。
溶液的酸堿性 c(H＋)與c(OH－)比較 常溫下溶液pH
酸性溶液 c(H＋)____c(OH－) ____7
中性溶液 c(H＋)____c(OH－) ____7
堿性溶液 c(H＋)____c(OH－) ____7
2.溶液的pH及測定方法
(1)關系：pH＝________。
(2)范圍：0～14。
(3)測定方法：用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的________或________上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色后與______________對照。
(4)溶液酸堿性的另外一種表示——pOH
①pOH＝____________；
②常溫下：pH＋pOH＝____。
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．常溫下，溶液中的值越大，則酸性越強(　　)
3．pH＜7的溶液一定顯酸性(　　)
4．c(H＋)＝ mol·L－1的溶液一定顯中性(　　)
5．常溫下能使甲基橙顯黃色的溶液一定顯堿性(　　)
6．用pH試紙測得某氯水的pH為5(　　)
7．用廣泛pH試紙測得醋酸溶液的pH為3.4(　　)
8．用pH計測得某溶液的pH為7.45(　　)
9．用濕潤的pH試紙測定鹽酸和醋酸溶液的pH，醋酸溶液的誤差更大(　　)
一、酸(或堿)溶液稀釋pH變化規律
1．常溫下，下列關于溶液稀釋的說法正確的是(　　)
A．pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，pH＝5
B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1
C．將1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2 L，pH＝13
D．pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH＝6
2．pH＝2的A、B兩種酸溶液各1 mL，分別加水稀釋到1 000 mL，其中pH與溶液體積V的關系如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A．A、B兩種酸溶液的物質的量濃度一定相等
B．稀釋后，A酸溶液中c(H＋)比B酸溶液中c(H＋)大
C．a＝5時，A是強酸，B是弱酸
D．一定有關系：5>a>2
3．(2023·日照模擬)濃度均為0.1 mol·L－1、體積均為V0的HX、HY溶液，分別加水稀釋至體積為V，pH隨lg 的變化關系如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱
B．常溫下，由水電離出的c(H＋)·c(OH－)：a＜b
C．相同溫度下，電離常數Ka(HX)：a＞b
D．lg ＝3，若同時微熱兩種溶液(不考慮HX、HY和H2O的揮發)，則減小
4．25 ℃，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，下列敘述不正確的是(　　)
A．MOH是一種弱堿
B．在x點，c(M＋)＝c(R＋)
C．稀釋前，c(ROH)＝10c(MOH)
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
常溫下，酸或堿溶液稀釋pH變化規律
(1)酸或堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近7，但不能越過7。
(2)強酸溶液每稀釋10倍，pH上升1個單位，強堿溶液每稀釋10倍，pH下降一個單位。
(3)弱酸或弱堿溶液稀釋10倍，pH變化小于1個單位。
(4)稀釋過程中pH變化曲線斜率較大者為較強的酸(或堿)。
二、酸、堿溶液混合后酸堿性的判斷
5．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(　　)
酸、堿溶液混合后酸堿性的判斷規律
(1)等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。
(2)室溫下c酸(H＋)＝c堿(OH－)，即pH之和等于14時，一強一弱等體積混合——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。
(3)已知強酸和強堿的pH，等體積混合(25 ℃時)：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈堿性。
三、中和反應pH的計算
6．按要求計算下列各題(常溫下，忽略溶液混合時體積的變化)：
(1)25 ℃時，pH＝3的硝酸和pH＝12的氫氧化鋇溶液按照體積比為9∶1混合，混合溶液的pH＝________。
(2)在一定體積pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀時，溶液pH＝11。若反應后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是__________。
(3)將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的稀鹽酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，則＝__________。
1．下列判斷正確的是(　　)
A．將濃度均為0.1 mol·L－1的C6H5ONa和NaOH溶液加熱，兩種溶液的pH均變大(2022·浙江6月選考，17B)
B．隨溫度升高，純水中c(H＋)>c(OH－)(2019·北京，12A)
C．pH>7的溶液一定呈堿性(2020·浙江1月選考，17A改編)
D．相同溫度下，pH相等的鹽酸、CH3COOH溶液中，c(OH－)相等(2020·浙江1月選考，17C)
2．(2015·廣東，11)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
3.(2019·天津，5)某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
A．曲線 Ⅰ 代表HNO2溶液
B．溶液中水的電離程度：b點>c點
C．從c點到d點，溶液中保持不變(其中HA、A－分別代表相應的酸和酸根離子)
D．相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同

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