第3章 第2节 第2课时 溶液的酸碱性与pH（Word教参）-【学霸笔记·同步精讲】2025-2026学年高中化学选择性必修第一册（人教版）

本讲义聚焦溶液的酸碱性与pH核心知识点，先通过对比纯水及加酸、加碱后c(H⁺)与c(OH⁻)的变化，明确酸碱性判断依据，再构建pH概念及计算体系，涵盖单一溶液、混合溶液（强酸强碱混合、酸碱混合）、稀释规律，最后对比一元强弱酸（碱）性质，形成从定性到定量再到深化理解的递进式学习支架。 该资料通过表格对比（如相同浓度/相同pH的强弱酸性质表）、归纳总结（混合溶液pH计算巧记规律）等设计，培养科学思维，结合镁条与盐酸、醋酸反应速率实验分析，提升科学探究与实践能力。工业废水处理实例渗透科学态度与责任，课中辅助教师系统授课，课后题组助力学生巩固知识、查漏补缺。

第2课时　溶液的酸碱性与pH 学习目标 1.掌握溶液的酸碱性与pH的关系及检测溶液pH的方法。 2.了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。 3.了解溶液稀释时pH的变化规律，会计算各类混合溶液的pH。 知识点一　溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性（常温下） （1）常温下，分析下表中c（H＋）和c（OH－） 比较常温时下列情况中c（H＋）和c（OH－）的值或变化趋势（填“增大”“减小”或“相等”）。 体系 纯水 向纯水中加入少 量盐酸 向纯水中加入少量氢氧化钠溶液 c（H＋） 1×10－7 mol·L－1 增大 减小 c（OH－） 1×10－7 mol·L－1 减小 增大 c（H＋）和 c（OH－） 的大小比较 相等 c（H＋）＞ c（OH－） c（H＋）＜ c（OH－） （2）溶液的酸碱性与c（H＋）、c（OH－）的关系 酸性溶液：c（H＋）　＞　c（OH－），c（H＋）＞10－7 mol·L－1； 中性溶液：c（H＋）　＝　c（OH－），c（H＋）＝10－7 mol·L－1； 碱性溶液：c（H＋）　＜　c（OH－），c（H＋）＜10－7 mol·L－1。 2.溶液的pH （1）概念与表达式 pH是c（H＋）的负对数，其表达式是pH＝　－lg c（H＋）　。 （2）常温下，溶液的酸碱性与c（H＋）、pH的关系如图所示： pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液。 （3）pH的适用范围 1.0×10－14 mol·L－1≤c（H＋）≤1.0 mol·L－1的溶液。 （4）溶液pH的测量 ①利用pH试纸测量 a.实验操作 取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。 b.pH试纸的分类 广泛pH试纸 精密pH试纸 ②用pH计测量 pH计，又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，测得的溶液pH可以是整数或者小数，其量程为 0～14。 ③酸碱指示剂法（只能测定溶液的pH范围） 酸碱指示剂是有机弱酸或弱碱，它们的颜色在一定的pH范围内发生变化，因此，可以用这些弱酸、弱碱来粗略测定溶液的pH范围，但不能准确测定出pH的具体值。 几种常用指示剂的变色范围和颜色变化如表所示： 指示剂 变色范围（pH） 遇酸的颜色 遇碱的颜色 甲基橙 3.14.4 红色 （pH＜3.1） 黄色 （pH＞4.4） 石蕊 5.08.0 红色 （pH＜5.0） 蓝色 （pH＞8.0） 酚酞 8.210.0 无色 （pH＜8.2） 红色 （pH＞10.0） 提醒：仿照pH＝－lg c（H＋）可得，pOH＝－lg c（OH－），又由常温下c（H＋）·c（OH－）＝Kw＝10－14可得，pH＋pOH＝－lg Kw＝14；pOH也可用于常温下溶液酸碱性的判断。 1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （1）任何温度下，如果c（H＋）不等于c（OH－），则溶液一定呈现酸性或碱性。（　√　） （2）升高温度水的电离程度增大，酸性增强。（　×　） （3）常温下，加入酚酞显无色的溶液一定显酸性。（　×　） （4）用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏小。（　×　） （5）用pH计测得某溶液的pH为7.45。（　√　） 2.强酸（碱）溶液的酸（碱）性不一定比弱酸（碱）溶液的强。下列关系一定正确的是（　　） A.当溶液中c（H＋）＞1×10－7 mol·L－1时，其pH＜7，溶液呈酸性 B.当溶液中c（H＋）＜1×10－7 mol·L－1时，其pH＞7，溶液呈碱性 C.当溶液中c（H＋）＝c（OH－）＞1×10－7 mol·L－1时，其pH＜7，溶液呈中性 D.当溶液中c（H＋）＝c（OH－）＞1×10－7 mol·L－1时，其pH＜7，溶液呈酸性 解析：C　根据pH与7的关系判断溶液的酸碱性，必须是在25 ℃时，A、B错误；若c（H＋）和c（OH－）相等，无论其数值等于多少，溶液必定呈中性，C正确，D错误。 归纳总结 溶液酸碱性判断的依据 （1）任意温度下，依据c（H＋）与c（OH－）的相对大小，如c（H＋）＞c（OH－）为酸性。 （2）常温下，依据pH与7的相对大小，如常温下，pH＜7为酸性。 （3）常温下，依据c（H＋）与10－7 mol·L－1的相对大小，如常温下，c（H＋）＜10－7 mol·L－1，为碱性。 3.某同学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）该学生的操作是否正确？　不正确　（填“正确”或“不正确”）。如不正确，请分析是否一定有误差：　不一定有误差，当溶液为中性时则不产生误差　。 （2）若用此法分别测定c（H＋）相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是　盐酸的pH　，原因是　在稀释过程中醋酸继续电离产生H＋，使醋酸溶液中c（H＋）受到的影响比盐酸中的小，故误差较小　。 （3）不能用广泛pH试纸测定新制氯水的pH，因为新制氯水有　漂白性　，可以用　pH计　测定。 解析：用蒸馏水润湿pH试纸的操作是错误的，会使测定的溶液被稀释。 易错提醒 测量溶液pH时的两注意 （1）不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 （2）若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。 知识点二　pH的简单计算 （一）单一溶液和混合溶液 1.〔单一溶液〕常温下，pH的简单计算。 （1）0.05 mol·L－1硫酸溶液的pH＝　　。 提示：1　0.05 mol·L－1硫酸溶液中，c（H＋）＝2c（S）＝0.1 mol·L－1，则pH＝－lg c（H＋）＝1。 （2）0.01 mol·L－1 NaOH溶液的pH＝　　。 提示：12　0.01 mol·L－1氢氧化钠溶液中c（OH－）＝10－2 mol·L－1，则c（H＋）＝ mol·L－1＝10－12 mol·L－1，则溶液的pH＝－lg 10－12＝12。 2.〔同强混合〕（1）常温下，计算下列溶液的pH。 ①pH＝3和pH＝5的盐酸等体积混合，混合溶液的pH＝　　。 ②pH＝10和pH＝12的两种NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为　　。 提示：①3.3　混合溶液的c（H＋）＝ mol·L－1＝ mol·L－1≈×10－3 mol·L－1，则pH＝3＋lg 2≈3.3。 ②11.7　pH＝10和pH＝12的两种NaOH溶液等体积混合（设体积都为1 L），混合溶液的c（OH－）＝≈5×10－3 mol·L－1，c（H＋）＝2×10－12 mol·L－1，pH＝12－lg 2≈11.7。 （2）常温下，将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合（混合后体积变化忽略不计）。 ①混合后溶液的c（OH－）＝　　mol·L－1。 ②混合后溶液的pH是　　。 提示：①1.0×10－2　②12 3.〔异强混合〕常温下，将25 mL 12 mol·L－1的盐酸与100 mL 2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，再稀释至200 mL，该溶液的pH为（已知：lg 5＝0.7）（　　） A.0.3　　B.1.3　　C.0.7　　D.1.7 提示：A　由题意知，n（HCl）＝25×10－3 L×12 mol·L－1＝0.3 mol，n（NaOH）＝100×10－3 L×2 mol·L－1＝0.2 mol，则混合后溶液中剩余0.1 mol HCl，稀释至200 mL，c（H＋）＝＝0.5 mol·L－1，pH＝1－lg 5＝1－0.7＝0.3。 归纳总结 混合溶液pH的计算（常温下） 溶液类型 相关计算 两种强 酸混合 ⇒c（H＋）＝⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3 两种强 碱混合 ⇒c（OH－）＝⇒c（H＋）＝⇒pH 巧记：若pH之差≥2的两种强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3 溶液类型 相关计算 强酸与强碱混合 恰好完全反应呈中性 pH＝7 酸过量 c（H＋）＝⇒pH 碱过量 c（OH－）＝⇒c（H＋）＝⇒pH （二）酸碱溶液稀释 4.下列溶液被稀释后，计算所得溶液的pH（常温） 溶液稀释 pH pH＝3的稀盐酸加水稀释100倍 5 pH＝2的稀硫酸加水稀释100倍 4 pH＝11的NaOH溶液加水稀释10倍 10 pH＝12的Ba（OH）2溶液加水稀释10倍 11 pH＝5的稀盐酸加水稀释1 000倍 约为7，略小于7 pH＝9的NaOH溶液加水稀释1 000倍 约为7，略大于7 5.（1）pH＝3的醋酸加水稀释到原来的10倍，溶液的pH范围：　3＜pH＜4　。 （2）pH＝12的氨水加水稀释到原来的10倍，溶液的pH范围：　11＜pH＜12　。 归纳总结 （1）酸碱溶液稀释时pH的变化（常温下） 酸溶液（pH＝a） 碱溶液（pH＝b） 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释 10n倍 pH＜a＋n pH＝a＋n pH＞b－n pH＝b－n 无限 稀释 此时考虑水的电离，pH只能接近7（略小于7） 此时考虑水的电离，pH只能接近7（略大于7） （2）强酸与弱酸、强碱与弱碱稀释时的pH变化图像如图中，常温条件下，a、b为pH相等的NaOH溶液和氨水，c、d为pH相等的盐酸和醋酸。 1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （1）0.005 mol·L－1的H2SO4溶液的pH＝2。（　√　） （2）0.001 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10。（　×　） （3）pH＝2的盐酸加水稀释到105倍，溶液的pH＝7。（　×　） （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＝8.3。（　×　） （5）0.015 mol·L－1的硫酸与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合（体积变化忽略不计）后溶液的pH是2。（　√　） 2.常温下，pH的简单计算。 （1）常温下，由水电离出的c（H＋）＝1×10－12 mol·L－1，则该溶液的pH可能为　2或12　。 （2）体积均为100 mL pH＝2的CH3COOH溶液与一元酸HX溶液，加水稀释过程中pH与溶液体积的变化关系如图所示，则HX的电离常数　大于　（填“大于”“小于”或“等于”）CH3COOH的电离常数。 （3）常温下，pH＝12的NaOH溶液与pH＝1的HCl溶液按一定比例混合，所得溶液pH＝2，则NaOH溶液与HCl溶液的体积比为　9∶2　。 解析：（1）如果该溶液呈酸性，c（H＋）＝1×10－2 mol·L－1，溶液的pH＝－lg 10－2＝2；如果该溶液呈碱性，c（OH－）＝0.01 mol·L－1，c（H＋）＝ mol·L－1＝1×10－12 mol·L－1，则溶液的pH＝－lg 10－12＝12。 （2）pH相等的酸，加水稀释促进弱酸电离，稀释相同的倍数，pH变化大的为较强的酸，变化小的为较弱的酸，所以HX的酸性强于醋酸，则HX的电离常数大于醋酸。 （3）pH＝12的NaOH溶液中，c（OH－）＝10－2 mol·L－1，pH＝1的HCl溶液中，c（H＋）＝0.1 mol·L－1；设NaOH溶液的体积为V碱，HCl溶液的体积为V酸，依据混合溶液的pH＝2知，H＋过量，则混合溶液中，c（H＋）＝＝0.01 mol·L－1，得V碱∶V酸＝9∶2。 知识点三　 一元弱酸（碱）与一元强酸（碱）的比较 1.相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较 项目 c（H＋） pH 中和碱 的能力 与活泼 金属产生 H2的量 开始与 金属反应 的速率 盐酸 大 小 相同 相同 大 醋酸 小 大 小 2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 项目 c（H＋） c（酸） 中和 碱的 能力 与活泼金 属产生 H2的量 开始与金 属反应的 速率 盐酸 相同 小 小 少 相同 醋酸 大 大 多 （注：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似） 3.镁条与等浓度、等体积的盐酸、醋酸的反应 向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示： 由上述图像分析两种反应的反应速率的变化情况 宏观辨识 微观探析 反应 初期 　盐酸的反应速率比醋酸大　 盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c（H＋）较大，因而反应速率较大 宏观辨识 微观探析 反应 过程中 　盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显　 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，反应速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸含H＋的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0 1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （1）等浓度的醋酸和盐酸与Zn反应时生成H2的速率：醋酸＞盐酸。（　×　） （2）中和等体积、等pH的盐酸和醋酸所用的NaOH的物质的量：醋酸＝盐酸。（　×　） （3）加水稀释两种pH相同的酸溶液，pH变化大的一定是强酸。（　×　） （4）1 mol·L－1醋酸溶液pH≈2，推知CH3COOH溶液存在CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋。（　√　） 2.常温条件下，H2A（酸）：Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝2.1×10－12；H2B（酸）：Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝6.3×10－13。在浓度相同的两种溶液中，用“＞”“＜”或“＝”填空。 （1）H＋的浓度：H2A　＞　H2B。 （2）酸根离子的浓度：c（A2－）　＞　c（B2－）。 （3）酸分子的浓度：c（H2A）　＜　c（H2B）。 （4）溶液的导电能力：H2A　＞　H2B。 1.下列叙述正确的是（　　） A.无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14 B.c（H＋）＝1×10－7 mol·L－1的溶液一定是中性溶液 C.0.2 mol·L－1 CH3COOH溶液中的c（H＋）是0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中的c（H＋）的2倍 D.任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸碱性的强弱 解析：A　水的离子积常数Kw＝c（H＋）·c（OH－），常温下Kw＝1×10－14，A项正确；溶液中，酸性：c（H＋）＞c（OH－），碱性：c（H＋）＜c（OH－），中性：c（H＋）＝c（OH－），常温条件下，c（H＋）＞10－7 mol·L－1，为酸性，c（H＋）＜10－7 mol·L－1，为碱性，c（H＋）＝10－7 mol·L－1，为中性。但该项中没有说明条件，无法确定溶液酸碱性，B项错误；CH3COOH为弱电解质，不完全电离，且浓度越小电离程度越大，所以0.2 mol·L－1与0.1 mol·L－1 CH3COOH电离出的c（H＋）不存在2倍关系，C项错误；pH范围一般在0～14，表达的是c（H＋）≤1 mol·L－1，而c（H＋）较大时可直接用浓度表示，D项错误。 2.常温下，关于下列混合后溶液pH的说法正确的是（　　） A.pH＝10与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液的pH约为11 B.pH＝5的盐酸稀释1 000倍，溶液的pH＝8 C.pH＝2的H2SO4与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，混合液pH＝7 D.pH＝12的NH3·H2O与pH＝2的HCl溶液等体积混合，混合液pH＝7 解析：C　c混合（OH－）＝mol·L－1≈5.0×10－3mol·L－1，c混合（H＋）＝ mol·L－1＝2.0×10－12mol·L－1，pH＝－lg（2×10－12）＝12－lg 2.0≈11.7，A项错误；pH＝5的盐酸稀释1 000倍后溶液的pH＜7，B项错误；pH＝12的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O部分电离，c（NH3·H2O）＞0.01 mol·L－1，pH＝2的HCl溶液中，c（H＋）＝0.01 mol·L－1，二者等体积混合后NH3·H2O有剩余，溶液呈碱性，pH＞7，D项错误。 3.下列关于盐酸与醋酸的稀溶液的说法正确的是（　　） A.相同物质的量浓度的两溶液中c（H＋）不同 B.中和等体积、等pH的盐酸与醋酸溶液，盐酸消耗的氢氧化钠物质的量多 C.c（H＋）＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c（H＋）均为10－5 mol·L－1 D.向两溶液中分别加入少量对应的钠盐固体，盐酸中c（H＋）不变，醋酸中c（H＋）增大 解析：A　相同物质的量浓度的两溶液，CH3COOH部分电离，其溶液中c（H＋）比盐酸中的小，A正确；等体积、等pH的两溶液中，CH3COOH溶液的溶质物质的量多，所以中和的氢氧化钠的物质的量多，B错误；醋酸稀释过程中电离平衡正向移动，稀释后醋酸中c（H＋）不等于10－5 mol·L－1，C错误；醋酸中加入醋酸钠固体，由于c（CH3COO－）增大，CH3COOH的电离平衡逆向移动，c（H＋）减小，而盐酸中加入氯化钠固体，对溶液中c（H＋）无影响，D错误。 4.酸碱废水具有较强的腐蚀性，需经适当治理方可外排。治理酸碱废水一般原则是高浓度酸碱废水，应优先考虑回收利用，可采用浓缩的方法回收酸碱；低浓度的酸碱废水，如酸洗槽的清洗水、碱洗槽的漂洗水，应进行中和处理。 （1）常温下，酸性废水甲的pH是4，酸性废水乙的pH是5，则甲与乙的c（OH－）之比为　1∶10　。 （2）在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH为11。 ①该温度下水的离子积常数Kw＝　10－13　。 ②在此温度下，已知碱性废水与酸性废水完全电离，将pH＝a的碱性废水VaL与pH＝b的酸性废水Vb L混合。 若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝　1∶10　；若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝　10∶1　。 解析：（1）常温下，水的离子积常数Kw＝10－14，甲的pH是4，c（H＋）＝10－4 mol·L－1，则c（OH－）＝10－10 mol·L－1；乙的pH是5，c（H＋）＝10－5 mol·L－1，则c（OH－）＝10－9 mol·L－1。所以甲与乙的c（OH－）之比为10－10 mol·L－1∶10－9 mol·L－1＝1∶10。（2）①由题意知，溶液中c（H＋）＝10－11 mol·L－1，c（OH－）＝0.01 mol·L－1，故Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝10－13。②根据H＋＋OH－H2O反应，c（H＋）·V酸＝c（OH－）·V碱，10－2·Vb＝·Va，则Va∶Vb＝1∶10；若所得混合液为中性，且a＋b＝12，＝＝1013－a－b＝10，则Va∶Vb＝10∶1。 题组一　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，因此呈酸性 解析：C　在100 ℃时，纯水的pH＝6，呈中性，该温度下pH＝7时溶液呈碱性，温度未知，不能根据pH大小判断溶液酸碱性，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c（OH－）＝1.0×10－11mol·L－1的溶液中，水的电离受到了抑制，溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，C正确；在100 ℃时，纯水的pH＝6，呈中性，D错误。 2.某温度时水的离子积常数为1×10－12，若该温度下某溶液中c（H＋）＝1×10－7 mol·L－1，则该溶液（　　） A.呈碱性 B.呈酸性 C.呈中性 D.c（OH－）＝10c（H＋） 解析：A　溶液中c（OH－）＝ mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1，c（OH－）＞c（H＋），溶液呈碱性。 3.25 ℃的下列溶液中，碱性最强的是（　　） A.pH＝11的溶液 B.c（OH－）＝0.12 mol·L－1的溶液 C.含有4 g NaOH的1 L溶液 D.c（H＋）＝1×10－10 mol·L－1的溶液 解析：B　A项，c（OH－）＝10－3 mol·L－1；B项，c（OH－）＝0.12 mol·L－1；C项，c（OH－）＝0.1 mol·L－1；D项，c（OH－）＝10－4 mol·L－1。 题组二　溶液的酸碱性与pH 4.（2025·长治高二期中）下列有关溶液的酸碱性与pH的说法正确的是（　　） A.T ℃下，c（H＋）＞的溶液一定呈酸性 B.某温度下，纯水的pH小于7，则此时纯水显微弱酸性 C.常温下，向某溶液中加入甲基橙试剂，溶液变黄，该溶液为碱性溶液 D.常温下，pH＝2的盐酸与pH＝12的Ba（OH）2溶液等体积混合，溶液显碱性 解析：A　由c（H＋）·c（OH－）＝Kw，则当c（H＋）＞可计算得到c（H＋）＞c（OH－），所以溶液一定呈酸性，A正确；纯水中c（H＋）＝c（OH－），始终呈中性，B错误；加入甲基橙试剂，溶液变黄，溶液的pH大于4.4，也可以呈酸性、中性或碱性，C错误；常温下，pH＝2的盐酸与pH＝12的Ba（OH）2溶液等体积混合，两溶液中H＋和OH－恰好完全中和，溶液呈中性，D错误。 5.（2025·西宁高二期中）下列说法中正确的是（　　） A.pH＝1的盐酸溶液中氢离子浓度是pH＝2的盐酸溶液中的2倍 B.将1 mL 1×10－6 mol·L－1盐酸稀释到1 000 mL，所得溶液的pH为9 C.c（H＋）＜c（OH－）的溶液一定显碱性 D.强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强 解析：C　pH＝1的盐酸中，c（H＋）＝0.1 mol·L－1，pH＝2的盐酸中，c（H＋）＝0.01 mol·L－1，所以pH＝1的盐酸中c（H＋）是pH＝2的盐酸中c（H＋）的10倍，A错误；盐酸稀释不可能变成碱性，将1 mL 1×10－6 mol·L－1盐酸稀释至1 000 mL，溶液的pH接近7，但始终小于7，B错误；c（H＋） ＜c（OH－）的溶液一定显碱性，C正确；强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的强，如很稀的盐酸导电性比很浓的醋酸弱，D错误。 6.（教材改编题）下列说法中正确的是（　　） A.在100 ℃时，pH约为6的纯水呈酸性 B.将1 mL 1×10－6 mol·L－1盐酸稀释至1 000 mL，所得溶液的pH为9 C.在常温下，当水电离出的c（H＋）为1×10－13 mol·L－1时，此溶液的pH可能为1或13 D.将pH＝2的盐酸和醋酸各1 mL分别稀释至100 mL，所得溶液的pH，醋酸大于盐酸 解析：C　在100 ℃时，纯水电离产生的c（H＋）＝1×10－6 mol·L－1，所以pH约为6，但由于纯水中c（H＋）＝c（OH－），纯水仍为中性，A错误；将1 mL 1×10－6 mol·L－1盐酸稀释1 000 mL，HCl电离产生的c（H＋）＝1×10－9 mol·L－1，此时溶液中水电离产生的H＋不能忽略，溶液仍然显酸性，溶液的pH小于7，B错误；常温下，水电离出的c（H＋）为1×10－13 mol·L－1＜1×10－7 mol·L－1，水电离受到了抑制作用，可能是加入了酸，也可能是加入了碱，若加入酸，此溶液的pH为1；若加入碱，则该溶液的pH为13，C正确；pH＝2的盐酸，c（H＋）＝10－2 mol·L－1，将1 mL该盐酸稀释至100 mL，此时溶液中c（H＋）＝10－4 mol·L－1，溶液pH＝4；醋酸是弱酸，在溶液中存在电离平衡，pH＝2时，c（CH3COOH）＞c（H＋）＝10－2 mol·L－1，当将该溶液1 mL稀释至100 mL，若醋酸电离平衡不移动，此时溶液中c（H＋）＝10－4 mol·L－1，因稀释时醋酸的电离平衡正向移动，导致溶液中c（H＋）＞10－4 mol·L－1，使溶液的pH＜4，所得醋酸的pH略小，D错误。 题组三　pH的简单计算 7.（2025·邢台高二期中）25 ℃时，在一定体积pH＝2的NaHSO4溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的Ba（OH）2溶液，当溶液中的硫酸根离子恰好完全沉淀时，溶液的pH＝11，若反应后溶液的体积等于反应的两溶液的体积之和，则NaHSO4溶液与Ba（OH）2溶液的体积比为（　　） A.1∶9 B.9∶1 C.1∶2 D.1∶4 解析：A　pH＝2的NaHSO4溶液中，c（H＋）＝10－2mol·L－1，设溶液体积为x L，得到H＋的物质的量为x×10－2mol；两者按物质的量之比为1∶1反应，则反应的Ba（OH）2的物质的量为x×10－2mol，OH－的物质的量为2x×10－2mol；设Ba（OH）2溶液的体积为y L，依据反应Ba（OH）2＋NaHSO4BaSO4↓＋H2O＋NaOH，混合后溶液pH＝11，计算得到溶液中，c（OH－）＝10－3 mol·L－1；所以得到，＝10－3；得到x∶y＝1∶9。 8.25 ℃，将pH＝9的Ba（OH）2溶液和pH＝12的KOH溶液按4∶1体积比混合，则混合液中的c（H＋）为（　　） A. mol·L－1 B.（10－12＋8×10－9）× mol·L－1 C. mol·L－1 D.10－14× mol·L－1 解析：A　25 ℃，pH＝9的Ba（OH）2溶液c（OH－）＝1×10－5 mol·L－1，pH＝12的KOH溶液c（OH－）＝1×10－2 mol·L－1，将pH＝9的Ba（OH）2溶液和pH＝12的KOH溶液按4∶1体积比混合，混合后溶液呈碱性，c（OH－）＝ mol·L－1＝ mol·L－1，则混合液中的c（H＋）＝ mol·L－1＝ mol·L－1。 题组四　一元弱酸（碱）与一元强酸（碱）的比较 9.将体积均为10 mL、pH均为3的盐酸和醋酸加水稀释至a mL和b mL，测得稀释后溶液的pH均为5，稀释后溶液的体积（　　） A.a＝b＝100 B.a＝b＝1 000 C.a＜b D.a＞b 解析：C　若a＝b，稀释后的CH3COOH溶液pH＜5，若使稀释后CH3COOH溶液pH＝5，就必须继续加水稀释，即a＜b。 10.常温下，有100 mL pH＝2的两种一元酸x和y，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。下列说法正确的是（　　） A.x为弱酸，y为强酸 B.随着稀释的进行，y的电离程度减小 C.稀释前x、y的物质的量浓度相等 D.稀释后的x、y分别与足量的锌反应，y放出的氢气多 解析：D　100 mL溶液加水稀释至1 000 mL时，x的pH由2升高到3，说明x为强酸，而稀释后y的pH小于3，说明y为弱酸，结合弱电解质的平衡移动的特点解答该题。由以上分析可知x为强酸，y为弱酸，A错误；y为弱酸，加水稀释促进电离，电离程度增大，B错误；稀释前pH相等，但y为弱酸，y的物质的量浓度应大于x，C错误；等体积、等pH的x、y两种酸溶液中，y的物质的量大，与足量锌反应时，y放出的氢气多，D正确。 11.（教材改编题）用pH试纸测定某无色溶液的pH时，规范的操作是（　　） A.将pH试纸放入溶液中观察其颜色变化，跟标准比色卡比较 B.将溶液倒在pH试纸上，观察颜色变化，跟标准比色卡比较 C.用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴到pH试纸上，试纸变色后跟标准比色卡比较 D.在试管内放入少量溶液，煮沸，把pH试纸放在试管口，观察颜色变化，跟标准比色卡比较 解析：C　pH试纸用于粗略测定溶液的pH，具体操作为取一小片pH试纸，放在干燥、洁净的表面皿或玻璃片上，用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴到pH试纸上，试纸变色稳定后与标准比色卡比较。 12.常温下，相同条件下的四种溶液：①pH＝2的乙酸溶液；②pH＝2的盐酸溶液；③pH＝12的氨水；④pH＝12的烧碱溶液。下列说法错误的是（　　） A.水电离的c（H＋）：①＝②＝③＝④ B.分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：③＞④＞②＞① C.V1 L④与V2 L①溶液混合后，若混合后溶液pH＝7，则V1＞V2 D.②、③两溶液等体积混合，所得溶液中：c（H＋）＞c（OH－） 解析：D　①、②的氢离子浓度相同，③、④的氢氧根离子的浓度相同，相同条件下，水的离子积常数是定值，无论酸还是碱都抑制水的电离，所以这四种溶液中由水电离的c（H＋）：①＝②＝③＝④，A正确；根据稀释规律，强酸强碱每稀释10倍，pH向7靠近1个单位，弱酸弱碱每稀释10倍，pH向7靠近小于1个单位可知，分别加水稀释10倍，四种溶液的pH分别为大于2小于3，等于3，大于11小于12，等于11，故pH的值大小为③＞④＞②＞①，B正确；V1 L pH＝12的NaOH中c（NaOH）＝10－2mol·L－1；V2 L pH＝2的CH3COOH的溶液c（CH3COOH）＞10－2 mol·L－1，混合后，溶液的pH＝7，则需要加入的NaOH溶液的体积大于乙酸溶液的体积，则V1＞V2，C正确；pH＝2的盐酸，pH＝12的氨水，一水合氨浓度大于盐酸，两者等体积混合，溶液中含有过量的一水合氨，使溶液呈碱性，故所得溶液中：c（H＋）＜c（OH－），D错误。 13.常温下，将pH＝2的两种酸溶液HA、HB和pH＝12的MOH溶液各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH变化与溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是（　　） A.HA的酸性强于HB，且HA是强酸 B.等体积、等pH的HA溶液和HB溶液稀释到1 000 mL，分别加入等浓度NaOH溶液至中性，HB溶液消耗的NaOH体积多 C.若c＝9，则稀释后三种溶液中水的电离程度：MOH＞HA＞HB D.若c＞9，MOH和HA等体积混合，溶液呈碱性 解析：C　由图可知，pH＝2的两种酸溶液HA、HB各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL后，HA溶液的pH＝5，增大3个单位，所以HA为强酸，HB溶液的pH增大小于3个单位，HA的酸性强于HB，A正确；HA为强酸，HB为弱酸，等体积、等pH的HA和HB溶液中，HB的物质的量大于HA的物质的量，所以HB消耗NaOH的体积多，B正确；pH＝5的HA溶液中c水（H＋）＝c水（OH－）＝＝10－9 mol·L－1，所以水电离出c水（H＋）＝10－9 mol·L－1，pH＝b的HB溶液中c水（H＋）＝c水（OH－）＝ mol·L－1＝10－（14－b），b＜5，所以10－（14－b） mol·L－1＜10－9mol·L－1，pH＝9的MOH溶液中c水（H＋）＝1×10－9 mol·L－1，所以稀释后溶液中水电离的氢离子浓度顺序为MOH＝HA＞HB，C错误；若c＞9，则MOH是弱碱，将pH＝2的HA溶液和pH＝12的MOH溶液等体积混合，则MOH溶液过量，溶液呈碱性，D正确。 14.（2025·西宁高二期中）已知：25 ℃时，Kw＝1×10－14。完成下列问题。 （1）t ℃时，水的离子积Kw＝1×10－12，则t ℃　＞　（填“＞”“＜”或“＝”）25 ℃。 （2）常温下将pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的HCl溶液等体积混合，混合后溶液的pH＝　7　。 （3）常温下，将pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍，溶液的pH＝　5　。 （4）等pH的醋酸溶液和盐酸，物质的量浓度更大的是　醋酸　。 （5）常温下，某溶液由水电离出的氢离子浓度为1.0×10－13 mol·L－1，则该溶液的pH为　1或13　。 （6）某温度下，纯水中的c（H＋）＝2.0×10－7 mol·L－1，则此时纯水中的c（OH－）为　2.0×10－7　mol·L－1；若温度不变，滴入稀盐酸使c（H＋）＝5.0×10－6 mol·L－1，则c（OH－）为　8.0×10－9　mol·L－1。 解析：（1）水的电离是吸热过程，升温促进电离，Kw增大。25 ℃时，水的离子积Kw＝1×10－14，若t ℃时，水的离子积Kw＝1×10－12，则t ℃大于25 ℃。 （2）常温下将pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的HCl溶液等体积混合，两溶液恰好反应生成氯化钠和水，则混合后溶液的pH＝7。 （3）强酸溶液加水稀释10n倍，溶液pH由a变为a＋n，故常温下，将pH＝2的盐酸加水稀释到1 000倍，溶液的pH＝5。 （4）醋酸是一元弱酸，盐酸是一元强酸，等pH的醋酸溶液和盐酸，物质的量浓度更大的是醋酸。 （5）常温下，某溶液由水电离出的氢离子浓度为1.0×10－13 mol·L－1，若为酸溶液，此时水电离出的氢氧根离子浓度等于水电离出的氢离子浓度，为1.0×10－13 mol·L－1，根据溶液中水的离子积c（H＋）·c水（OH－）＝1.0×10－14，得到溶液中c（H＋）＝1.0×10－1 mol·L－1，此时pH＝1；若溶液为碱溶液，此时水电离出的氢离子浓度为1.0×10－13 mol·L－1，根据溶液中水的离子积c水（H＋）·c（OH－）＝1.0×10－14，得到溶液中c（OH－）＝1.0×10－1 mol·L－1，此时pH＝13。 （6）纯水中，c水（H＋）＝c水（OH－），某温度下，纯水中的c（H＋）＝2.0×10－7 mol·L－1，则此时纯水中的c（OH－）为2.0×10－7mol·L－1；若温度不变，Kw不变，此时Kw＝c水（H＋）·c水（OH－）＝4.0×10－14。则稀盐酸中，c（H＋）＝5.0×10－6 mol·L－1，则c（OH－）为＝mol·L－1＝8.0×10－9mol·L－1。 15.下表是不同温度下水的离子积数据： 温度/℃ 25 t1 t2 水的离子积常数 1×10－14 Kw 1×10－12 （1）若25 ℃＜t1 ℃＜t2 ℃，则Kw　＞　（填“＞”“＜”或“＝”）1×10－14，理由是　水电离是吸热过程，温度升高，促进电离，Kw大于10－14　　。 （2）在t1 ℃时，测得纯水中的c（H＋）＝2.4×10－7 mol·L－1，则c（OH－）＝　2.4×10－7　mol·L－1，该温度下，将1 L pH＝2的盐酸稀释至10 L，pH＝　3　。 （3）25 ℃时pH＝5的硫酸溶液稀释1 000倍，则稀释后的溶液中c（H＋）与c（S）之比约为　20∶1　。 （4）某温度时，某水溶液中的c（H＋）＝10y mol·L－1，c（OH－）＝10x mol·L－1，x和y的关系如图所示。 该温度下，将pH＝a的Ba（OH）2溶液V1 L与10－bmol·L－1的NaHSO4溶液V2 L混合（忽略体积变化）。 ①若所得混合溶液呈中性，且a＝12，b＝3，则V1∶V2＝　1∶1　。 ②若a＝13，b＝3，混合后溶液pH＝12，则V1∶V2＝　2∶9　。 解析：（1）水电离是吸热过程，升高温度促进水的电离，水电离程度增大，Kw增大，25 ℃时Kw＝1×10－14，25 ℃＜t1 ℃，Kw＞10－14。 （2）纯水显中性，c（H＋）＝c（OH－），在t1 ℃时，测得纯水中的c（H＋）＝2.4×10－7 mol·L－1，则c（OH－）＝2.4×10－7 mol·L－1；该温度下，1 L pH＝2的盐酸，c（H＋）＝10－2 mol·L－1，稀释至10 L，体积增大10倍，c（H＋）为原来的十分之一，为10－3 mol·L－1，pH＝3。 （3）25 ℃时pH＝5的硫酸溶液中c（H＋）＝1×10－5 mol·L－1，S浓度为0.5×10－5 mol·L－1，稀释1 000倍后，c（H＋）近似等于10－7 mol·L－1，S浓度为0.5×10－8 mol·L－1，则稀释后的溶液中c（H＋）与c（S）之比约为20∶1。 （4）①由图可知，此温度下Kw＝10－15，pH＝a的Ba（OH）2溶液V1 L与10－b mol·L－1的NaHSO4溶液V2 L若混合溶液呈中性，则n（H＋）＝n（OH－），a＝12时，c（OH－）＝10－3 mol·L－1，b＝3时，c（H＋）＝10－3 mol·L－1，10－3 mol·L－1×V1＝10－3 mol·L－1×V2，V1∶V2＝1∶1；②a＝13时，c（OH－）＝10－2 mol·L－1，b＝3，c（H＋）＝10－3 mol·L－1，混合溶液的pH＝12，则c（OH－）＝10－3 mol·L－1，碱过量，则c（OH－）＝＝10－3 mol·L－1，V1∶V2＝2∶9。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $