主题11 第2讲 水的电离和溶液的酸碱性（Word教师用书）-【新高考方案】2025年高考化学一轮总复习（通用版）

第二讲　水的电离和溶液的酸碱性(基础落实课) |内|容|与|目|标|　 1．认识水的电离，了解水的离子积常数。 2．认识溶液的酸碱性及pH的方法，能进行溶液pH的简单计算。 3．能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。 逐点清(一)　水的电离 [再认再现·旧知新学] 1．认识水的电离及水的离子积常数 (1)水的电离 水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或简写为H2OH＋＋OH－。 (2)水的离子积常数 2．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响 项目 平衡移动 溶液中c(H＋) 溶液中c(OH－) pH 溶液的酸碱性 水的电离程度 升温 右移 增大 增大 减小 中性 增大 加酸 左移 增大 减小 减小 酸性 减小 加碱 左移 减小 增大 增大 碱性 减小 Na2CO3 右移 减小 增大 增大 碱性 增大 NH4Cl 右移 增大 减小 减小 酸性 增大 3．计算水电离产生的c(H＋)或c(OH－) 常温下，任何溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。 (1)中性溶液 水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－7 mol·L－1。 (2)酸的溶液——OH－全部来自水的电离 如：pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，则c(OH－)＝＝10－12 mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。 (3)碱的溶液——H＋全部来自水的电离 如：pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，则c(H＋)＝＝10－12 mol·L－1，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。 (4)水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离 如：pH＝5的NH4Cl溶液中，由水电离出的c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因部分OH－与部分NH结合使c(OH－)＝10－9 mol·L－1。 (5)水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离 如：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。因部分H＋与部分CO结合使c(H＋)＝10－12 mol·L－1。 [边练边学·实践提能] 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)加水稀释H2A溶液，水电离出的c(OH－)·c(H＋)保持不变(×) (2)任何水溶液的Kw＝1.0×10－14(×) (3)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(×) (4)25 ℃时CH3COONa溶液的Kw大于100 ℃时NaOH溶液的Kw(×) (5)水的电离平衡常数与水的离子积相等(×) 2．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋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 解析：选D　向水中通入NH3，c(OH－)增大，平衡逆向移动，A正确；向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，但温度不变，Kw不变，B正确；将水加热，水的电离平衡正向移动，Kw变大，C正确；升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，pH减小，D错误。 3．(2024·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 解析：选D　由于温度相同，所以ac曲线上的任意一点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，水的电离为吸热过程，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，c点可能为醋酸钠等强碱弱酸盐溶液，D项错误。 4．已知在25 ℃和T ℃时，水的电离平衡曲线如图所示： (1)由图可知，则该温度T________(填“>”“＜”或“＝”)25 ℃。 (2)图中四点Kw间的大小关系：__________(用A、B、C、D表示)。 (3)在新制氯水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡________移动(填“向左”“向右”或“不”)。 答案：(1)>　(2)B>A＝C＝D或A＝C＝D<B (3)向右 5．某温度下，纯水中的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时c(OH－)＝__________。若温度不变，滴入稀H2SO4使c(H＋)＝5×10－6 mol·L－1，则c(OH－)＝____________，由水电离出的c(H＋)为________________________。 解析：纯水中，c(H＋)一定与c(OH－)相等，存在H2OH＋＋OH－，所以c(OH－)＝2× 10－7 mol·L－1。温度不变，Kw＝2×10－7×2×10－7＝4×10－14不变，当c(H＋)＝5× 10－6 mol·L－1时，c(OH－)＝ mol·L－1＝8×10－9 mol·L－1。由H2OH＋＋OH－知，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝8×10－9 mol·L－1。 答案：2×10－7 mol·L－1　8×10－9 mol·L－1　8×10－9 mol·L－1 逐点清(二)　溶液的酸碱性　pH的测量及计算 [再认再现·旧知新学] 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于c(H＋)与c(OH－)的相对大小 适用的 温度 25 ℃ 各种温度 项目 pH c(H＋)/ (mol·L－1) c(H＋)与c(OH－) 的相对大小 酸性 <7 >10－7 c(H＋)>c(OH－) 中性 ＝_7_ ＝10－7 c(H＋)＝c(OH－) 碱性 >_7_ <10－7 c(H＋)<c(OH－) 2．溶液的pH 定义式 pH＝－_lg_c(H＋_) 溶液的酸碱性与pH的关系 在室温下，存在以下关系： pH适用范围 pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)和c(OH－)都较小的稀溶液(＜1 mol·L－1) 3．pH的测定 (1)测定方法 用pH试纸 测定 使用方法 把一小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH 注意事项 pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差。广泛pH试纸只能测出整数值 用pH计测定 可精确测定溶液的pH (2)应用示例 有一学生在实验室测某溶液的pH，实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。 ①该学生的操作_________(填“正确”或“错误”)，其理由是_____________________ _________________________________________________________。 ②蒸馏水溶液显________(填“中”“酸”或“碱”)性。 ③只从下列试剂中选择实验所需的试剂，你能否区分0.1 mol·L－1硫酸溶液和0.01 mol·L－1硫酸溶液？________，简述操作过程：_________________________________ _________________________________________________________。 试剂：A.紫色石蕊溶液 B．酚酞溶液　C．甲基橙溶液　D．蒸馏水　E．氯化钡溶液　F．pH试纸 答案：①错误　该学生测得的pH是稀释后溶液的pH　②中　③能　用玻璃棒分别蘸取两种溶液滴在两张pH试纸上，其显示的颜色与标准比色卡对照，pH较大的是0.01 mol·L－1硫酸溶液 微点澄清训练 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)25 ℃时，某溶液中水电离出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1，则该溶液的pH一定为13(×) (2)t ℃时，某溶液pH＝6，则该溶液一定为酸性(×) (3)在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1×10－13 mol·L－1，该溶液一定呈碱性(×) (4)将纯水加热至较高温度，水的离子积常数变大，pH减小，呈酸性(×) (5)c(H＋)＝的溶液一定显中性(√) 2．水是最宝贵的资源之一。100 ℃水的离子积常数Kw＝1.0×10－12。 (1)已知水中存在如下平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－　ΔH>0，现欲使平衡向左移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是________(填字母)。 A．向水中加入NaHSO4 B．向水中加入NaCl C．加热水至100 ℃ D．在水中加入KOH (2)水蒸气和沸水的温度都是100 ℃，现欲测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显__________色，溶液呈__________(填“酸”“碱”或“中”)性；若用pH计测定，则pH____________(填“>”“＝”或“<”)7，溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性。 答案：(1)A　(2)黄　中　<　中 [边练边学·实践提能] 一、溶液酸碱性的判断 1．下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是(　 ) A．pH＝7的溶液呈中性 B．中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1 C．若水电离出的c(OH－)＝1.0×10－11 mol·L－1，则溶液可能呈酸性，也可能呈碱性 D．在100 ℃时，纯水的pH<7，因此显酸性 解析：选C　温度未知，不能根据pH＝7判断溶液呈中性，A错误；常温下中性溶液中c(H＋)＝ 1.0×10－7 mol·L－1，温度未知，中性溶液中不一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，B错误；由水电离出的c(OH－)＝1.0×10－11 mol·L－1的溶液中，水的电离受到了抑制，溶液可能显酸性，也可能显碱性，C正确；在100 ℃时，纯水呈中性，D错误。 2．已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是(　 ) ①a＝b　②混合溶液的pH＝7　③混合溶液中c(OH－)＝10－7 mol·L－1　④混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1　⑤混合溶液中，c(B＋)＝c(A－) A．②③　 B．④⑤　　C．①④　　D．②⑤ 解析：选B　因为酸、碱的强弱未知，不能依据a＝b判断，①错误；温度不能确定为25 ℃，溶液的pH＝7，c(OH－)＝10－7 mol·L－1不能判断溶液呈中性，②③错误；Kw＝ c(H＋)·c(OH－)，当c(H＋)＝c(OH－)＝ mol·L－1时，溶液一定呈中性，④正确；根据电荷守恒c(H＋)＋c(B＋)＝c(A－)＋c(OH－)，当c(B＋)＝c(A－)时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液一定呈中性，⑤正确。 二、溶液pH的计算 3．回答下列问题(常温条件下)。 (1)取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为______________________。 (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＝__________。 解析：(1)c(OH－)＝10－2 mol·L－1＝，c＝5×10－2 mol·L－1。(2)设氢氧化钡溶液体积为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]＝0.5×10－2V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，则V1∶V2＝1∶4。(3)10－14＋aVa＝10－bVb，＝＝1014－(a＋b)＝10。 答案：(1)0.05 mol·L－1　 (2)1∶4　 (3)10 思维建模|　 (1)两种强酸混合：直接求出c混(H＋)，再据此求pH。 c混(H＋)＝。 (2)两种强碱混合：先求出c混(OH－)，再根据Kw求出c混(H＋)，最后求pH。 c混(OH－)＝。 (3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度。 ①若酸过量：c混(H＋)＝ ②若碱过量：c混(OH－)＝ 最后根据pH＝－lg c(H＋)，求pH。 三、酸、碱的稀释问题 4．25 ℃时，pH＝a的两种碱溶液各10 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液 体积(V)的关系如图所示，下列说法不正确的是(　 ) A．若a＝11，则NOH为强碱 B．两种碱的物质的量浓度肯定不等 C．均稀释100倍以后，MOH溶液中水的电离程度大于NOH溶液 D．若两者均为弱碱，则a<11，且NOH碱性强于MOH 解析：选C　若a＝11，pH＝11的强碱稀释100倍，pH会减小2，变为9，由图可知，NOH在稀释100倍后pH变为了9，则NOH为强碱，A正确；由图可知，碱性越弱，稀释后pH变化越小，MOH碱性比NOH更弱，起始时两者pH相等，则两种碱的物质的量浓度一定不相等，B正确；均稀释100倍以后，MOH溶液pH大于NOH溶液，MOH溶液碱性更强，对水电离的抑制作用更强，则均稀释100倍以后，MOH溶液中水的电离程度小于NOH溶液，C错误；强碱稀释100倍后得到的溶液pH＝9，稀释前溶液pH＝11，若两者均为弱碱，稀释后得到的溶液pH＝9，稀释前溶液pH＜11，则a<11，碱性越弱，稀释后pH变化越小，则NOH碱性强于MOH，D正确。 5．有pH＝2的X、Y、Z三种酸的溶液各1 mL，分别向其中加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的变化关系如图所示，下列说法正确的是(　 ) A．X的酸性强于Y B．X、Y、Z均为弱酸 C．稀释前的浓度大小为c(Y)<c(X) D．稀释后的浓度关系：c(Y)＝c(X) 解析：选A　pH＝2的X、Y的溶液各1 mL，加水稀释到1 000 mL，都稀释1 000倍，X的pH变化大，则X的酸性强于Y，A正确；pH＝2的X溶液1 mL，加水稀释到1 000 mL，稀释1 000倍，pH由2变为5，则X为强酸，而Y、Z溶液的pH＜5，所以Y、Z为弱酸，B不正确；X为强酸、Y为弱酸，X、Y的pH都为2，则稀释前的浓度大小为c(Y)>c(X)，稀释后的浓度关系：c(Y)＞c(X)，C、D不正确。 归纳拓展　 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较 (1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 (2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 考教衔接——由教材导向看命题趋向 |教|材|导|向| (人教版选1P67“科学·技术·社会”栏目) 血液的酸碱平衡 为了维持正常的生理活动，人体各种体液的pH都要保持在一定的范围。例如，血液的正常pH范围是7.35～7.45。血浆中H2CO3/HCO缓冲体系对稳定体系的酸碱度发挥着重要作用。H2CO3/HCO的缓冲作用可用下列平衡表示： H＋(aq)＋HCO(aq)H2CO3(aq)CO2(g)＋H2O(l) 启示：学科知识对接STSE问题，体现新高考日益强化的应用性考法。 |发|掘|训|练|　 1．[原创命题]判断下列说法正确的是__________。 A．当体系中增加少量强酸或强碱时，由于H2CO3/HCO浓度较大且可以调节，可防止体系的pH出现较大幅度的变化 B．该体系中一定存在CO C．当大量酸进入到缓冲体系时，体系中将变小 D．若某温度下H2CO3的一级电离常数Ka1＝1.0×10－6，则当血液中c(HCO)∶c(H2CO3)＝10∶1时，人体可能已经发生酸中毒 解析：由平衡知，当少量酸进入人体血液时，平衡正向移动，放出CO2；当少量碱进入人体血液时，平衡逆向移动，HCO通过肾脏调节，血液pH变化不大，A正确；碳酸氢根离子会电离出少量的碳酸根离子，B正确；当大量酸进入到缓冲体系时，平衡正向移动，c(HCO)减小，Ka1＝，＝比值增大，C错误；当血液中c(HCO)∶c(H2CO3)＝10∶1时，Ka1＝＝10c(H＋)＝1.0×10－6，c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，此时pH＝7，不在正常范围内，人体可能已经发生酸中毒，D正确。 答案：ABD 2．[原创命题]人体血液里的pH随c(HCO)∶c(H2CO3)变化关系如下表所示。 c(HCO)∶c(H2CO3) 1.0 17.8 22.4 pH 6.10 7.35 7.45 (1)正常人体血液中，HCO的水解程度______(填“大于”“小于”或“等于”，下同)电离程度。pH＝7.00的血液中，c(HCO)________(填“大于”“小于”或“等于”)c(H2CO3)。 (2)若人体血液的pH＝7.4[c(H＋)＝4.0×10－8 mol·L－1]时，HCO和H2CO3浓度比值约为20∶1，则该条件下H2CO3的Ka1＝________。 解析：(1)人体血液pH保持在7.35～7.45之间，这说明HCO的水解程度大于电离程度。由表中得到：c(H2CO3)＝c(HCO)时溶液pH＝6.10，为使溶液pH＝7，应该多加入一些碳酸氢根，所以pH＝7.00的血液中c(H2CO3)＜c(HCO)。(2)该条件下H2CO3的Ka1＝＝20×4.0×10－8＝8.0×10－7。 答案：(1)大于　大于　(2)8.0×10－7 3．[变式升维训练]常温下，不同pH下磷酸盐中含磷的各物种的分布系数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的百分比)与pH的关系如图所示(图中三个交点处的分布系数均为0.5，且对应的pH分别为2.12、7.20和12.36)。 (1)H3PO4第二步电离方程式H2POHPO＋H＋的电离常数为Ka2，则pKa2＝__________(pKa2＝－lg Ka2)。 (2)人体血液中存在NaH2PO4­Na2HPO4的混合液。 ①以酚酞为指示剂(变色范围pH 8.0～10.0)，将NaOH溶液逐滴加入到H3PO4溶液中，当溶液由无色变为浅红色时停止滴加，此时主要反应的离子方程式为______________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 ②Na2HPO4溶液显碱性，向其中加入足量的CaCl2溶液，生成Ca3(PO4)2沉淀，且溶液显酸性，该反应的平衡常数为_______。 解析：(1)H3PO4第二步电离方程式H2POHPO＋H＋的电离常数为Ka2＝，当c(HPO)＝c(H2PO)时，对应pH＝7.20，即Ka2＝＝c(H＋)＝10－7.20 mol·L－1，则pKa2＝－lg Ka2＝7.20；(2)①由图可知，pH由8至10，H2PO在减少，HPO在增加，pH＝10时，溶液中主要存在的是HPO，则发生的反应为OH－＋H2PO===HPO＋H2O；②Na2HPO4与CaCl2反应生成Ca3(PO4)2的离子方程式为Ⅰ.2HPO＋ 3Ca2＋===Ca3(PO4)2 ＋2H＋　K1； Ⅱ.HPOPO＋H＋K2＝Ka3＝10－12.36； Ⅲ.Ca3(PO4)23Ca2＋＋2POK3＝Ksp[Ca3(PO4)2]＝10－29； 由Ⅰ＝2×Ⅱ－Ⅲ知，K1＝＝＝＝104.28。 答案：(1)7.20 (2)①OH－＋H2PO===HPO＋H2O　②104.28 [课时跟踪检测] 　　　　　　　　　　　　　　　　A级——强基训练 1．下列溶液一定显酸性的是(　 ) A．c(H＋)>c(OH－)的溶液 B．含H＋的溶液 C．pH<7的溶液 D．加酚酞显无色的溶液 解析：选A　A项，c(H＋)>c(OH－)的溶液，则一定是酸性溶液；B项，酸、碱、盐溶液中都含H＋和OH－，含H＋的溶液不一定显酸性；C项，温度未知，pH<7的溶液不一定为酸性溶液；D项，加酚酞显无色的溶液，说明pH＜8.2，但不一定是酸性溶液。 2．关于水的说法，下列错误的是(　 ) A．水的电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－ B．纯水的pH可能为6 C．25 ℃时水中通入少量HCl，恢复至25 ℃，Kw减小 D．水的电离过程ΔH>0 解析：选C　水是弱电解质，电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－，A正确；水的电离是吸热过程，温度升高，水的离子积增大，纯水的pH可能为6，B正确；Kw只受温度影响，温度不变，Kw不变，C错误；水的电离过程吸热，ΔH>0，D正确。 3．关于H2OH＋＋OH－　Kw＝c(H＋)c(OH－)，下列说法正确的是(　 ) A．向纯水中通入HCl(g)，水的电离被抑制，Kw减小 B．纯水中c(H＋)为10－7 mol·L－1 C．若某溶液中，c(H＋)＝，则该溶液一定是中性的 D．100 ℃时，0.1 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝13 解析：选C　向纯水中通入HCl(g)，溶液中氢离子浓度变大，水的电离被抑制，但是Kw不变，A错误；B项，没有确定的温度，不能确定纯水中氢离子浓度；若某溶液中，c(H＋)＝，则该溶液氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，溶液一定是中性的，故C正确；100 ℃时，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中氢氧根离子浓度为0.1 mol·L－1，由于Kw不是10－14，故氢离子浓度不是10－13 mol·L－1，pH不是13，D错误。 4．25 ℃时，下列溶液的pH＝12的是(　 ) A．0.002 mol·L－1HCl溶液 B．0.005 mol·L－1 Ba(OH)2溶液 C．0.001 mol·L－1KOH溶液 D．0.01 mol·L－1HF溶液 解析：选B　A项，已知HCl是强酸，HCl===H＋＋Cl－，故0.002 mol·L－1HCl溶液中H＋浓度为0.002 mol·L－1，故pH＝－lg c(H＋)＝－lg 0.002＝3－lg 2；B项，已知Ba(OH)2是强碱，Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－，故0.005 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中OH－浓度为0.005 mol·L－1×2＝0.01 mol·L－1，则c(H＋)＝＝10－12 mol·L－1，故pH＝－lg c(H＋)＝－lg 10－12＝12；C项，已知KOH是强碱，KOH===K＋＋OH－，故0.001 mol·L－1 KOH溶液中OH－浓度为0.001 mol·L－1，则c(H＋)＝＝10－11 mol·L－1，故pH＝－lg c(H＋)＝－lg 10－11＝11；D项，已知HF是弱酸，虽然无法计算0.01 mol·L－1HF溶液的pH，但可以判断其pH＜7。 5．下列叙述正确的是(　 ) A．95 ℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性 B．常温下，pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合后pH＝7 C．常温下，pH＝4的番茄汁中c(H＋)是pH＝6的牛奶中c(H＋)的100倍 D．常温下，pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6 解析：选C　水的电离过程吸热，升温到95 ℃时电离程度增大，使c(H＋)＞10－7 mol· L－1，溶液的pH＜7，但水电离出的c(H＋)＝c(OH－)，则水仍呈中性，A错误；常温下，pH＝2的盐酸中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，pH＝12的氨水中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，故等体积混合时，HCl与已经电离的NH3·H2O恰好反应，但大部分NH3·H2O未电离，反应后NH3·H2O大量剩余，溶液显碱性，即pH>7，B错误；常温下，pH＝4的番茄汁中c(H＋)＝10－4 mol·L－1，pH＝6的牛奶中c(H＋)＝10－6 mol·L－1，则pH＝4的番茄汁中c(H＋)是pH＝6的牛奶中c(H＋)的100倍，C正确；NaOH溶液是碱溶液，无论怎么稀释，pH在常温下不可能成为6，只能无限接近于7，D错误。 6．下列关于溶液酸碱性说法不正确的是(　 ) A．某温度下，Kw＝1×10－12，则pH＝7，溶液呈碱性 B．25 ℃， 1 L pH＝5的氯化铵溶液，c(H＋)＝10－5 mol·L－1，由水电离出的n(OH－)＝ 10－5 mol C．某温度下，Va L 0.01 mol·L－1 pH＝11的NaOH溶液，与Vb L pH＝1的H2SO4溶液混合呈中性，则Va∶Vb＝1∶1 D．100 ℃时纯水的pH＝6，呈中性 解析：选C　某温度下，Kw＝1×10－12，则纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝ ＝1× 10－6 mol·L－1，此时水的pH为6，溶液pH为7说明该溶液呈碱性，A正确；氯化铵为强酸弱碱盐，溶液呈酸性，由于铵根离子可以结合水电离出的OH－，水电离出的H＋和OH－浓度相同，则pH＝5的氯化铵溶液，c(H＋)＝10－5 mol·L－1，由水电离出的n(OH－)＝10－5 mol，B正确；要使混合溶液呈中性，则NaOH和H2SO4恰好完全反应生成Na2SO4和H2O，则存在碱中n(OH－)等于酸中n(H＋)，所以0.01Va＝0.1Vb，Va∶Vb＝10∶1，C错误；100 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，D正确。 7．现有室温下浓度均为1×10－3 mol·L－1的几种溶液：①盐酸、②硫酸、③醋酸、④氨水、⑤NaOH溶液。回答下列问题： (1)上述5种溶液中，水电离出的c(H＋)最小的是________。 (2)向相同体积的①、②、③溶液中分别加入相同的且足量的锌粒，反应的初始速率由快到慢的顺序为______________，最终产生H2总量的关系为________________________。 (3)若将等体积的④、⑤溶液加热至相同温度后，溶液的pH大小关系为④________⑤。 (4)在25 ℃ 时，某Na2SO4溶液中c(SO) ＝ 5×10－4 mol·L－1，取该溶液1 mL加水稀释至10 mL，则稀释后溶液中c(Na＋)∶c(OH－) ＝____________。 (5)t ℃时，水的离子积为1×10－12，将pH＝11的NaOH溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸 V2 L混合(假设混合后溶液的体积为原两溶液的体积之和)，所得混合溶液的pH＝2，则V1∶V2 ＝ ________。 解析：(1)酸碱对水的电离起抑制作用，氢离子和氢氧根离子浓度越大对水的电离抑制程度越大，5种溶液中硫酸是二元强酸，氢离子浓度最大，所以对水的抑制程度最大，所以水电离出的c(H＋)最小。(2)向相同体积相同浓度的①盐酸、②硫酸、③醋酸溶液中分别加入相同且足量的锌粒，浓度均为1×10－3 mol·L－1溶质物质的量相同，溶液中氢离子浓度为②>①>③，则产生氢气的速率快慢为②>①>③；生成氢气的量与酸能够提供氢离子的物质的量有关，三种溶液中：②中生成氢气的量最大，①、③生成的氢气相等，所以生成氢气总量关系为②>①＝③。(3)氨水中的溶质是弱碱存在电离平衡，溶液pH⑤>④；溶液加热至相同温度后，④溶液电离促进，氢氧根离子浓度增大，但不能完全电离；⑤溶液中离子积增大，氢氧根离子浓度不变；氢氧根离子浓度⑤>④，则pH④<⑤。(4)25 ℃时，某Na2SO4溶液中c(SO)＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中钠离子浓度是1×10－3 mol·L－1，稀释10倍，则钠离子浓度是1×10－4 mol·L－1。但硫酸钠溶液是显中性的，所以c(Na＋)∶c(OH－)＝10－4∶10－7＝1 000∶1。 (5)t ℃下水的离子积常数是1×10－12，所以在该温度下，pH＝11的NaOH溶液中OH－的浓度是0.1 mol·L－1，硫酸中氢离子的浓度也是0.1 mol·L－1，所得混合溶液的pH＝2，说明稀硫酸过量，所以有＝0.01，解得V1∶V2＝9∶11。 答案：(1)②　(2)②①③　②>①＝③　(3) < (4)1 000∶1　(5)9∶11 B级——对标高考 8．(2024年1月·贵州高考适应性演练)在25 ℃时，对10.0 mL浓度均为0.1 mol·L－1盐酸和醋酸的混合溶液进行如下操作。下列说法正确的是(　 ) A．加入少量CH3COONa固体，溶液中将减小 B．加入10.0 mL相同浓度的NaOH溶液，所得溶液pH>7 C．加入15.0 mL NaOH溶液，若所得溶液pH<7，则水电离的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1 D．加入20.0 mL相同浓度的NaOH溶液，若忽略混合时的体积变化，此时溶液中：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)＝c(Na＋)＝0.05 mol·L－1 解析：选C　向盐酸和醋酸的混合溶液中加入少量CH3COONa固体，则c(CH3COO－)变大，平衡逆向移动，pH变大，c(H＋)变小，故＝变大，A错误；加入10.0 mL相同浓度的NaOH溶液，溶液中为氯化钠和醋酸混合物，显酸性，所得溶液pH<7，B错误；加入15.0 mL NaOH溶液，若所得溶液pH<7，说明溶液显酸性，即酸有剩余，酸对水的电离抑制，故水电离的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，C正确；加入20.0 mL相同浓度的NaOH溶液，根据物料守恒c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)＝c(Na＋)＝0.1 mol·L－1×≈0.067 mol·L－1，D错误。 9．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(边界除外)任意点均有c(H＋)＜c(OH－) C．温度：T1＜T2 D．XZ线段上任意点均有pH＝7 解析：选D　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线段上任意点都有c(H＋)＝c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。 10．已知常温时HClO的Ka＝3.0×10－8，HF的Ka＝3.5×10－4，现将pH和体积都相同的次氯酸和氢氟酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是(　 ) A．曲线Ⅱ为氢氟酸稀释时pH变化曲线 B．取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗氢氟酸的体积较小 C．b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度小 D．从b点到d点，溶液中保持不变(HR代表HClO或HF) 解析：选D　A项，酸性越强，加水稀释时溶液pH变化越大，HF酸性强于HClO，加水稀释时HF的pH变化大，所以曲线Ⅰ代表HF稀释时pH变化曲线，错误；B项，pH相同的两种酸，越弱的酸其浓度越大，HClO酸性弱于HF，所以中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HClO的体积较小，错误；C项，b点比c点pH大，c(H＋)小，H＋对水电离的抑制作用小，水的电离程度大，错误；D项，溶液中＝＝，平衡常数只随温度的改变而改变，所以从b点到d点，溶液中保持不变，正确。 11．在常温下，有关下列4种溶液的叙述中错误的是(　 ) 编号 ① ② ③ ④ 溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸 盐酸 pH 11 11 3 3 A．在溶液①、②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两种溶液的pH均减小 B．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①>②>④>③ C．将溶液①、④等体积混合，所得溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(OH－)>c(H＋) D．将a L溶液④与b L溶液②混合后，若所得溶液的pH＝4，则a∶b＝11∶9 解析：选C　氯化铵溶于水后电离出铵根可以抑制氨水的电离使氢氧根浓度减小，铵根还可以结合NaOH溶液中的氢氧根使其氢氧根浓度减小，则溶液①、②中加入氯化铵晶体后，溶液的pH都会减小，A正确；一水合氨稀释过程中还有继续电离出氢氧根，所以稀释10倍其pH的变化小于1，则稀释后pH：①>②；同理醋酸稀释10倍其pH的变化也小于1，则pH：③<④，四种溶液的pH：①>②>④>③，B正确；一水合氨为弱碱，所以pH＝11的氨水浓度远大于10－3 mol·L－1，而HCl为强酸，pH＝3的盐酸浓度为10－3 mol·L－1，二者等体积混合碱过量，所以c(NH)>c(Cl－)，C错误；pH＝11的NaOH溶液和pH＝3的盐酸浓度均为10－3 mol·L－1，混合后pH＝4，所以酸过量，则 ＝10－4 mol，解得a∶b＝11∶9，D正确。 12．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＝________。 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)温度越高，水的离子积常数越大，水中c(H＋)越大，则曲线B代表95 ℃时水的电离平衡曲线；95 ℃时，水的离子积常数Kw＝10－12，混合后溶液呈中性，c(OH－)·V(NaOH)＝ c(H＋)·V(H2SO4)，1×10b－12mol·L－1＝100×10－a mol·L－1，则a＋b＝14。(3)曲线A所对应的温度是25 ℃，pH＝2的HCl溶液，c水(H＋)＝c水(OH－)＝c(OH－)＝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)设溶液的体积均为1 L，则混合溶液中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。 答案：(1)10∶1　(2)a＋b＝14　(3)小于　(4)10 13．溶剂在液态下能自发发生电离，产生溶剂阳离子与溶剂阴离子的现象，称为自耦电离，如液态水的自耦电离方程式为 2H2OH3O＋＋OH－。在冰醋酸、液氨等许多物质中都存在类似的自耦电离。 (1)高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。表中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 试写出冰醋酸自耦电离的方程式： ____________________________________________；将纯硝酸和纯硫酸混合，可以得到硝基正离子NO，请写出该反应的方程式：__________________________________________。 (2)如果将溶剂换成液氨，________ (填“能”或“不能”)区别以上四种酸酸性的强弱，试写出液氨中NH4Cl与NaNH2反应的离子方程式____________________________________。 解析：(1)根据水的自耦电离原理，冰醋酸自耦电离的方程式为2CH3COOHCH3COOH＋CH3COO－；在冰醋酸中，硫酸的电离常数大于硝酸的电离常数，硫酸酸性强于硝酸，提供H＋，阴离子为HSO，所以将纯硝酸和纯硫酸混合，可以得到硝基正离子NO，该反应的方程式为HNO3＋H2SO4NO＋HSO＋H2O；(2)液氨发生自耦电离：2NH3NH＋NH，NH结合H＋生成NH3，不能区分四种酸酸性的强弱，类比水溶液中，H＋＋OH－===H2O，液氨中NH4Cl与NaNH2反应的离子方程式为NH＋NH===2NH3。 答案：(1)2CH3COOHCH3COOH＋CH3COO－　HNO3＋H2SO4NO＋HSO＋H2O (2)不能　NH＋NH===2NH3 学科网（北京）股份有限公司 $$