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第二单元　溶液的酸碱性
第1讲　水的电离和溶液的pH
复习目标　1.了解水的电离、离子积常数(Kw)。2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
考点一　水的电离与水的离子积常数
1．水的电离
(1)水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为H2O??H＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2．水的离子积常数
3．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响
改变条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
HCl 逆 不变 减小 减小 增大
NaOH 逆 不变 减小 增大 减小
Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小
NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大
NaHSO4 逆 不变 减小 减小 增大
加热 正 增大 增大 增大 增大
1．水的电离平衡常数与水的离子积相等(　　)
2．25 ℃时CH3COONa溶液的Kw大于100 ℃时NaOH溶液的Kw(　　)
3．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(　　)
4．温度一定时，在纯水中通入少量SO2，水的电离平衡不移动，Kw不变(　　)
5．室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(　　)
答案　1.×　2.×　3.×　4.×　5.√
一、或的计算
1．室温下，计算下列溶液中水电离出的。
(1)0.01 mol·L－1的盐酸中，＝ 。
(2)pH＝4的亚硫酸溶液中，＝ 。
(3)pH＝10的KOH溶液中，＝ 。
(4)pH＝4的NH4Cl溶液中，＝ 。
(5)pH＝10的CH3COONa溶液中，＝ 。
答案　(1)1×10－12 mol·L－1　(2)1×10－10 mol·L－1　(3)1×10－10 mol·L－1　(4)1×10－4 mol·L－1
(5)1×10－4 mol·L－1
2．常温时，纯水中由水电离出的c(H＋)＝a mol·L－1，pH＝1的盐酸中由水电离出的c(H＋)＝b mol·L－1，0.1 mol·L－1的盐酸与0.1 mol·L－1的氨水等体积混合后，由水电离出的c(H＋)＝c mol·L－1，则a、b、c的关系正确的是(　　)
A．a>b＝c B．c>a>b
C．c>b>a D．b>c>a
答案　B
解析　盐酸抑制水的电离，所以ba，故B正确。
3．25 ℃时，在等体积的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，发生电离的水的物质的量之比是(　　)
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与Ba(OH)2抑制水的电离，Na2S与NH4NO3促进水的电离。25 ℃时，pH＝0的H2SO4溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝ mol·L－1＝10－14 mol·L－1；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝ mol·L－1＝10－13 mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中：c(H2O)电离＝c(OH－)＝10－4 mol·L－1；pH＝5的NH4NO3的溶液中：c(H2O)电离＝c(H＋)＝10－5mol·L－1。它们的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，故A正确。
溶液中或的计算及应用(以室温为例)
(1)酸、碱抑制水的电离，酸溶液中求c(OH－)，即＝＝c(OH－)，碱溶液中求c(H＋)，即＝＝c(H＋)。
(2)水解的盐促进水的电离，故等于显性离子的浓度。
(3)酸式盐溶液
酸式根以电离为主：＝＝c(OH－)。
酸式根以水解为主：＝＝c(OH－)。
二、水的电离曲线
4．水的电离平衡曲线如图所示，回答下列问题。
(1)图中A、B、C、D、E五点Kw间的关系： 。
(2)在水中加少量酸，可实现A点向 点移动。
(3)ABE形成的区域中的点都呈现 性。
(4)若在B点温度下，pH＝2的硫酸溶液中，＝ mol·L－1。
答案　(1)B＞C＞A＝E＝D　(2)D　(3)碱　(4)1×10－10
5．(2022·厦门模拟)25 ℃时，水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化关系如图所示，下列判断错误的是(　　)
A．ac曲线上的任意一点都有c(H＋)·c(OH－)＝10－14
B．bd线段上任意一点对应的溶液都呈中性
C．d点对应溶液的温度高于25 ℃，pH＜7
D．c点溶液不可能是盐溶液
答案　D
解析　ac曲线上的任意一点，由于温度相同，所以水的离子积常数相同，根据b点可知，c(H＋)
·c(OH－)＝10－14，A项正确；bd线段上任意一点都满足c(H＋)＝c(OH－)，溶液一定呈中性，B项正确；d点时，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1＞1×10－7 mol·L－1，溶液的pH＝6，水的电离为吸热反应，所以d点温度高于25 ℃，C项正确；在c点c(H＋)＝1×10－8 mol·L－1，c(OH－)
＝1×10－6 mol·L－1，溶液显碱性，而醋酸钠溶液显碱性，所以c点可能为醋酸钠溶液，D项错误。
正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上的任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度相同，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
考点二　溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性　pH概念
(1)pH计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)溶液呈酸碱性的本质：溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小
溶液的酸碱性 c(H＋)与c(OH－)比较 常温下溶液pH
酸性溶液 c(H＋)＞c(OH－) ＜7
中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) ＝7
碱性溶液 c(H＋)＜c(OH－) ＞7
2.pH的测定
(1)酸碱指示剂法
该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂变色范围如下表：
指示剂 变色范围的pH
石蕊 ＜5.0 红色 5.0～8.0 紫色 >8.0 蓝色
甲基橙 ＜3.1 红色 3.1～4.4 橙色 >4.4 黄色
酚酞 ＜8.2 无色 8.2～10.0 浅红色 >10.0 红色
(2)pH试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照。
(3)pH计测定
3．计算25 ℃时下列溶液的pH
(1)0.005 mol·L－1的H2SO4溶液的pH＝ 。
(2)0.001 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝ 。
(3)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍，溶液的pH＝ 。
(4)将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH＝ 。
(5)0.015 mol·L－1的硫酸与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH＝ 。
答案　(1)2　(2)11　(3)5　(4)9.7　(5)2
解析　(1)c(H2SO4)＝0.005 mol·L－1，c(H＋)＝2×c(H2SO4)＝0.01 mol·L－1，pH＝2。(2)c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1＝10－11 mol·L－1，pH＝11。(3)pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍，所得溶液的pH＝2＋3＝5。(4)由pH＝8、pH＝10可得两溶液等体积混合后，c(OH－)＝ mol·L－1＝×10－6 mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1 ≈2.0×10－10 mol·L－1，pH≈9.7。(5)混合后c(H＋)＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1，则pH＝2。
溶液pH计算的一般思维模型
1．任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性(　　)
2．pH＜7的溶液一定显酸性(　　)
3．c(H＋)＝的溶液一定显中性(　　)
4．常温下能使甲基橙显黄色的溶液一定显碱性(　　)
5．用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(　　)
6．用pH试纸测得某氯水的pH为5(　　)
7．用湿润的pH试纸测定盐酸和醋酸溶液的pH，醋酸溶液的误差更大(　　)
答案　1.√　2.×　3.√　4.×　5.×　6.×　7.×
一、混合溶液酸碱性的判断
1．常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合(　　)
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合(　　)
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合(　　)
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合(　　)
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合(　　)
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等体积混合(　　)
答案　(1)中性　(2)碱性　(3)酸性　(4)中性　(5)酸性　(6)碱性　(7)酸性　(8)碱性
酸碱溶液混合后酸碱性的判断规律
(1)等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2)室温下c酸(H＋)＝c碱(OH－)，即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
(3)已知强酸和强碱的pH，等体积混合(25 ℃时)：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈碱性。
二、溶液稀释、混合的pH计算
2．常温下，关于溶液稀释的下列说法正确的是(　　)
A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5
B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1
C．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13
D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6
答案　C
解析　A项，pH＝3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍时，33．按要求计算下列各题(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)25 ℃时，pH＝3的硝酸和pH＝12的氢氧化钡溶液按照体积比为9∶1混合，混合溶液的pH＝ 。
(2)在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是 。
(3)将pH＝a的NaOH溶液Va L与pH＝b的稀盐酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，则＝ 。
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－1，二者以体积比9∶1混合，Ba(OH)2过量，溶液呈碱性，混合溶液中c(OH－)＝＝1×10－4 mol·L－1，则混合后c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1，故pH＝10。
(2)设氢氧化钡溶液的体积为V1 L，硫酸氢钠溶液的体积为V2 L，依题意知，n(Ba2＋)＝n(SO)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氢氧化钠的物质的量为n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝5×10－3V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。
(3)pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，pH＝b的稀盐酸中c(H＋)＝10－b mol·L－1，
根据中和反应H＋＋OH－===H2O，知c(OH－)·Va＝c(H＋)·Vb，＝＝＝1014－(a＋b)，a＋b＝13，则＝10。
4．取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2的体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为 。
答案　0.05 mol·L－1
解析　＝0.01 mol·L－1，c＝0.05 mol·L－1。
5．(1)将pH＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为 。
(2)T ℃时，纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1。T ℃，100 mL pH＝a的稀硫酸与10 mL pH＝b的NaOH溶液混合，溶液呈中性，则a、b的关系为 。
答案　(1)11∶1　(2)a＋b＝13
解析　(1)设每份盐酸的体积为V，加水pH变为2，则＝10－2，V水＝9V；加NaOH溶液后pH＝2，则＝10－2，VNaOH＝V。
则V水∶VNaOH＝9V∶V＝11∶1。
(2)Kw＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12,100×10－a＝10×10－12＋b，即102－a＝10－11＋b，则a＋b＝13。
1．(2021·浙江6月选考，19)某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是(　　)
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1 HR溶液pH>2且pH<7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a<1，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a>b，则HR是弱酸
答案　B
解析　25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1NaR溶液pH＝7，可知NaR为强酸强碱盐，则HR为强酸，A错误；25 ℃时，若测得0.01 mol·L－1HR溶液pH>2且pH<7，可知溶液中c(H＋)<0.01 mol·L－1，HR未完全电离，所以HR为弱酸，B正确；假设HR为强酸，取pH＝6的该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得此时溶液pH<7，C错误；假设HR为强酸，则NaR为强酸强碱盐，溶液呈中性，升温至50 ℃，促进水的电离，水的离子积常数增大，pH减小，D错误。
2．(2020·浙江7月选考，17)下列说法不正确的是(　　)
A．2.0×10－7 mol·L－1的盐酸中c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1
B．将KCl溶液从常温加热至80 ℃，溶液的pH变小但仍保持中性
C．常温下，NaCN溶液呈碱性，说明HCN是弱电解质
D．常温下，pH为3的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH增大
答案　A
解析　对于2.0×10－7 mol·L－1的盐酸中，水电离出的c(H＋)相对来说不是很小，不能忽略，故该盐酸中c(H＋)＞2.0×10－7 mol·L－1，A错误；升高温度，水的电离程度增大，Kw增大，水电离出的c(H＋)增大，则溶液的pH减小，由于KCl是强酸强碱盐，不水解，故其溶液仍呈中性，B正确；常温下，NaCN溶液呈碱性，说明CN－发生了水解，则HCN为弱电解质，C正确；常温下，pH为3的醋酸溶液中加入CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，醋酸的电离平衡逆向移动，c(H＋)减小，由于Kw不变，则溶液中c(OH－)增大，溶液pH增大，D正确。
3．(2019·天津，5)某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)
A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B．溶液中水的电离程度：b点>c点
C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)
D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
答案　C
解析　根据HNO2和CH3COOH的电离常数，可知酸性：HNO2>CH3COOH，相同pH的两种酸溶液，稀释相同倍数时，弱酸的pH变化较小，故曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，A项错误；两种酸溶液中水的电离受到抑制，b点溶液pH小于c点溶液pH，则b点对应酸电离出的c(H＋)大，对水的电离抑制程度大，故水的电离程度：b点c(HNO2)，故n(CH3COOH)>n(HNO2)，因此与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)不同，D项错误。
4．[2021·河北，16(2)]雨水中含有来自大气的CO2，溶于水中的CO2进一步和水反应，发生电离：
①CO2(g)CO2(aq)
②CO2(aq)＋H2O(l)H＋(aq)＋HCO(aq)
25 ℃时，反应②的平衡常数为K2。
溶液中CO2的浓度与其在空气中的分压成正比(分压＝总压×物质的量分数)，比例系数为y mol·L－1·kPa－1，当大气压强为p kPa，大气中CO2(g)的物质的量分数为x时，溶液中H＋浓度为 mol·L－1(写出表达式，考虑水的电离，忽略HCO的电离)。
答案　
解析　由题可知，①CO2(g)CO2(aq)，②CO2(aq)＋H2O(l)H＋(aq)＋HCO(aq)，K2＝，又因为p(CO2)＝p kPa·x，则c(CO2)＝y mol·L－1·kPa－1×p(CO2)＝p·x·y mol·L－1，在忽略HCO的电离时，c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)，所以可得c(H＋)＝mol·L－1。
课时精练
1．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－。下列叙述错误的是(　　)
A．向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大
B．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，Kw不变
C．将水加热平衡正向移动，Kw变大
D．升高温度，平衡正向移动，c(H＋)增大，pH不变
答案　D
解析　升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，pH减小，D项错误。
2．其他条件不变，升高温度，下列数据不一定增大的是(　　)
A．可逆反应的化学平衡常数K
B．电离常数K
C．水的离子积常数Kw
D．弱电解质的电离度α
答案　A
解析　A项，若正反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，化学平衡常数减小；若正反应为吸热反应，升高温度平衡向正反应方向移动，化学平衡常数增大。
3．已知液氨的性质与水相似。T ℃时，NH3＋NH3NH＋NH，NH的平衡浓度为1×10－15 mol·L－1，则下列说法正确的是(　　)
A．在此温度下液氨的离子积为1×10－17
B．在液氨中放入金属钠，可生成NaNH2
C．恒温下，在液氨中加入NH4Cl，可使液氨的离子积减小
D．降温，可使液氨电离平衡逆向移动，且c(NH)＜c(NH)
答案　B
解析　由电离方程式知，NH与NH的离子平衡浓度相等，都为1×10－15 mol·L－1，根据水的离子积得液氨的离子积K＝c(NH)·c(NH)＝1×10－30，A项错误；由水的离子积可以知道，其大小只与温度有关，与离子浓度无关，C项错误；因为电离是吸热反应，所以降温平衡逆向移动，c(NH)＝c(NH)都减小，D项错误。
4．室温下，下列说法正确的是(　　)
A．将pH均为a的氢氧化钠溶液和氨水分别加水稀释100倍，pH变为b和c，则a、b、c的大小关系是a>b>c
B．KNO3溶液和CH3COONH4溶液pH均为7，但两溶液中水的电离程度不相同
C．5.0×10－3 mol·L－1KHA溶液的pH＝3.75，该溶液中c(A2－)D．0.01 mol·L－1与0.001 mol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)之比为10∶1
答案　B
解析　稀释氨水时，促进一水合氨电离，溶液pH变化较小，所以a、b、c的大小关系是a>c>b，A错误；CH3COONH4溶液中的铵根离子与醋酸根离子均发生水解，促进水的电离，所以CH3COONH4溶液中水的电离程度大于KNO3溶液中水的电离程度，B正确；5.0×10－3mol·L－1 KHA溶液的pH＝3.75，显酸性，HA－的电离程度大于其水解程度，所以c(A2－)>c(H2A)，C错误；醋酸为弱酸，浓度越小，电离程度越大，故0.01 mol·L－1与0.001 mol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)之比小于10∶1，D错误。
5．(2022·温州模拟)常温下，下列有关说法不正确的是(　　)
A．pH＝11的氨水、NaOH溶液中，水电离产生的c(H＋)后者大
B．pH＝3的HCl溶液与pH＝11的氨水等体积混合，混合后溶液的pH大于7
C．pH＝3的盐酸、CH3COOH溶液中，c(Cl－)＝c(CH3COO－)
D．往10 mL pH＝3的盐酸中分别加入pH＝11的氨水、NaOH溶液至中性，消耗氨水的体积小
答案　A
解析　pH＝11的氨水、NaOH溶液中，c(OH－)都为1×10－3 mol·L－1，对水的电离抑制程度相同，相等，A项错误。
6．常温下，0.1 mol·L－1某一元酸(HA)溶液中＝1×10－8，下列叙述正确的是(　　)
A．该一元酸溶液的pH＝1
B．该溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－11 mol·L－1
C．该溶液中水的离子积常数为1×10－22
D．用0.1 mol·L－1的NaOH溶液V1 L与V2 L 0.1 mol·L－1该一元酸(HA)溶液混合，若混合溶液的pH＝7，则V1＞V2
答案　B
解析　将c(OH－)＝代入题中关系式，可得＝1×10－8，解得c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，所以该溶液的pH＝3，A项错误；由酸溶液中水的电离程度看c(OH－)，c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－11 mol·L－1，所以由水电离出的c(H＋)＝1×10－11 mol·L－1，B项正确；温度一定，水的离子积常数一定，常温下Kw＝1×10－14，C项错误；由于HA是一元弱酸，二者若等体积混合，生成NaA，溶液呈碱性，若pH＝7，应有V1＜V2，D项错误。
7．在T ℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸(T ℃)，测得混合溶液的部分pH如下表所示：
序号 NaOH溶液体积 盐酸体积 溶液pH
① 20.00 0.00 8
② 20.00 20.00 6
假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为(　　)
A．1 B．4 C．5 D．6
答案　B
解析　据题意可知在该温度下水的离子积常数是1×10－12。通过①可知，此NaOH溶液中c(OH－)＝10－4 mol·L－1。由②可知，加入20 mL盐酸后溶液的pH＝6，此时恰好完全中和，则c(H＋)＝＝1×10－4 mol·L－1，则c＝4。
8．25 ℃时，体积为Va、pH＝a的某一元强酸溶液与体积为Vb、pH＝b的某一元强碱溶液均匀混合后，溶液的pH＝7，已知b＝6a，Va＜Vb，下列有关a的说法正确的是(　　)
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，结合b＝6a得a＜2，综合知，＜a＜2，故选C项。
9．在不同温度下的水溶液中离子浓度曲线如图所示，下列说法不正确的是(　　)
A．向b点对应的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a点，此时c(Na＋)＝c(CH3COO－)
B．25 ℃时，加入CH3COONa可能引起由b向a的变化，升温可能引起由a向c的变化
C．T ℃时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH等体积混合后，溶液呈中性
D．b点对应的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I－
答案　D
解析　A项，因为a点溶液呈中性，根据电荷守恒可知c(Na＋)＝c(CH3COO－)，正确；B项，CH3COONa属于强碱弱酸盐，会发生水解，使得c(OH－)增大，可能引起由b向a的变化，升温溶液中的c(OH－)和c(H＋)同时同等程度地增大，所以可能引起由a向c的变化，正确；C项，由图像知T ℃时Kw＝10－12，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH等体积混合后，溶液呈中性，正确；D项，由图像知b点对应的溶液呈酸性，溶液中NO、I－在酸性条件下发生氧化还原反应，不能大量存在，错误。
10．如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是(　　)
A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)
C．温度：T1＜T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
答案　D
解析　温度越高，水的电离程度越大，电离出的c(H＋)与c(OH－)越大，所以T2＞T1，C项正确；XZ线上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
11．常温下，浓度均为c0，体积均为V0的MOH和ROH两种碱液分别加水稀释至体积为V，溶液pH随lg 的变化如图甲所示；当pH＝b时，两曲线出现交叉点x，如图乙所示。下列叙述正确的是(　　)
A．c0、V0均不能确定其数值大小
B．电离常数Kb(MOH)≈1.1×10－4
C．x点处两种溶液中水的电离程度相等
D．lg 相同时，将两种溶液同时升高相同的温度，则增大
答案　C
解析　根据图知，ROH加水稀释10倍，溶液的pH减小1，说明ROH完全电离，为强电解质，则MOH为弱电解质。常温下浓度为c0的ROH溶液的pH＝13，且ROH为强电解质，则c0＝0.1 mol·L－1，所以能确定初始浓度，A错误；lg ＝0时，MOH溶液的pH＝12，c0＝0.1 mol·L－1，电离常数Kb(MOH)＝＝≈1.1×10－3，B错误；x点两种溶液的pH相等，二者都是碱，都抑制水电离，所以二者抑制水的电离程度相等，C正确；升高温度促进MOH的电离，所以lg 相同时，升高温度c(R＋)不变，c(M＋)增大，则减小，D错误。
12．(1)某温度(t ℃)时，水的Kw＝1×10－12，则该温度 (填“>”“<”或“＝”)25 ℃，其理由是 。
(2)在题(1)温度下，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液呈 (填“酸性”“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的c(OH－)＝ mol·L－1。
(3)实验室用Zn和稀硫酸反应制取H2，反应时溶液中水的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”，下同)移动。在新制氯水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡 移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L－1下列6种溶液，水电离出的c(H＋)由大到小的关系是 (填序号)。
①盐酸　②H2SO4　③CH3COOH(Ka＝1.7×10－5)　④NH3·H2O(氨水)(Kb＝1.7×10－5)　⑤NaOH　⑥Ba(OH)2
(5)25 ℃时，pH＝4的盐酸中水的电离程度 (填“大于”“小于”或“等于”)pH＝10的Ba(OH)2溶液中水的电离程度。
(6)下列曲线中，可以描述0.1 mol·L－1乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和0.1 mol·L－1氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)的水溶液中，水电离出的c(H＋)与加入水体积V的关系是 (填字母)。
答案　(1)>　升温促进水的电离，Kw增大　(2)碱性　1×10－7　(3)向右　向右　(4)③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥　(5)等于　(6)c
解析　(2)在题(1)温度下，溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1，因为c(OH－)>c(H＋)，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的c(OH－)等于溶液中的c(H＋)，即为1×10－7 mol·L－1。
(3)Zn与稀硫酸反应过程中，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动；新制氯水中加入少量NaCl固体，平衡Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO向左移动，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L－1的盐酸中c(H＋)与0.1 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)相等，故两溶液中水的电离程度相等。同理，0.1 mol·L－1 H2SO4和0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中水的电离程度相等；0.1 mol·L－1 CH3COOH和0.1 mol·L－1氨水中水的电离程度相等，酸溶液中c(H＋)越大或碱溶液中c(OH－)越大，水电离出的c(H＋)就越小，故6种溶液中水电离出的c(H＋)由大到小的关系为③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥。
(5)pH＝4的盐酸中，由水电离出的c(H＋)＝ mol·L－1＝10－10 mol·L－1，pH＝10的Ba(OH)2溶液中，由水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1(溶液中的H＋浓度)。
(6)乙酸的Ka小于氯乙酸的Ka，所以0.1 mol·L－1乙酸溶液中的c(H＋)小于0.1 mol·L－1氯乙酸溶液中的c(H＋)，故水的电离程度0.1 mol·L－1乙酸溶液的大，加水稀释，两种酸溶液中的c(H＋)均减小，水的电离程度均增大，故选c。
13．已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示：
(1)25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与硫酸溶液的体积比为 。
(2)95 ℃时，若100体积pH＝a的某强酸溶液与1体积pH＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是 。
(3)曲线A所对应的温度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1 α2(填“大于”“小于”“等于”或“无法确定”)。
(4)曲线B对应的温度下，将0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO4溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝ 。
答案　(1)10∶1　(2)a＋b＝14　(3)小于　(4)10
解析　(1)25 ℃时，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，则c(OH－)·V(NaOH)＝c(H＋)·V(H2SO4)。故NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为V(NaOH)∶V(H2SO4)＝c(H＋)∶c(OH－)＝10∶1。
(2)95 ℃时，水的离子积常数Kw＝10－12。100体积pH＝a的某强酸溶液中n(H＋)＝100×10－a mol＝102－a mol,1体积pH＝b的某强碱溶液中n(OH－)＝＝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)曲线A所对应的温度是25 ℃，pH＝2的HCl溶液，c水(H＋)＝10－12 mol·L－1；pH＝11的某BOH溶液中，c水(H＋)＝10－11 mol·L－1；水电离产生的H＋的浓度越大，水的电离程度就越大，则α1<α2。
(4)混合溶液中c(OH－)＝＝0.01 mol·L－1。由于该温度下水的离子积常数Kw＝10－12，所以c(H＋)＝10－10 mol·L－1，所得混合液的pH＝10。

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