3-3 水的离子积和溶液的pH 同步作业 《化学（医药卫生类）》同步教学 高教版

主题三 溶液与水溶液中的离子反应 第三节 水的离子积和溶液的pH 同步作业 一、基础题（共60分） （一）选择题（每题3分，共30分） 1. 下列关于水的离子积常数（Kw）的说法，正确的是（ ） A. Kw只与温度有关，与溶液的酸碱性无关 B. 纯水中c(H⁺) = c(OH⁻) = 1×10⁻⁷mol/L，因此Kw = 1×10⁻¹⁴mol²/L² C. 酸性溶液中Kw增大，碱性溶液中Kw减小 D. 25℃时，任何水溶液的Kw都等于1×10⁻¹⁴mol²/L² 2. 下列溶液中，一定呈中性的是（ ） A. c(H⁺) = c(OH⁻)的溶液 B. pH = 7的溶液 C. 不含H⁺和OH⁻的溶液 D. 由强酸强碱中和生成的溶液 3. 25℃时，某溶液的pH = 3，则该溶液中c(OH⁻)为（ ） A. 1×10⁻³mol/L B. 1×10⁻¹¹mol/L C. 1×10⁻⁷mol/L D. 无法计算 4. 下列关于pH的说法，错误的是（ ） A. pH是用来表示溶液酸碱性强弱的物理量 B. pH = -lg c(H⁺)，c(H⁺)越大，pH越小 C. pH的取值范围通常在0~14之间 D. 中性溶液的pH = 7，因此pH = 7的溶液一定是中性溶液 5. 25℃时，将pH = 2的盐酸稀释100倍后，溶液的pH为（ ） A. 1 B. 3 C. 4 D. 12 6. 下列溶液中，酸性最强的是（ ） A. pH = 0的溶液 B. pH = 3的溶液 C. c(OH⁻) = 1×10⁻¹²mol/L的溶液 D. c(H⁺) = 1×10⁻⁴mol/L的溶液 7. 下列关于酸碱指示剂的说法，正确的是（ ） A. 石蕊试液在酸性溶液中呈蓝色，在碱性溶液中呈红色 B. 酚酞试液在酸性溶液中呈红色，在碱性溶液中呈无色 C. 甲基橙试液在pH < 3.1时呈红色，pH > 4.4时呈黄色 D. 酸碱指示剂的变色范围是一个固定的pH值 8. 25℃时，0.01mol/L的NaOH溶液的pH为（ ） A. 1 B. 2 C. 12 D. 13 9. 医药领域中，人体血液的pH正常范围是7.35~7.45，下列说法正确的是（ ） A. 血液呈弱酸性 B. 血液呈弱碱性 C. 血液中c(H⁺)的范围是1×10⁻⁷.³⁵~1×10⁻⁷.⁴⁵mol/L D. 血液中c(OH⁻) < c(H⁺) 10. 下列操作中，能使溶液pH增大的是（ ） A. 向稀盐酸中加入少量水 B. 向稀硫酸中加入少量NaOH固体 C. 向NaOH溶液中加入少量水 D. 向NaCl溶液中加入少量盐酸 （二）填空题（每空2分，共20分） 1. 水是极弱的电解质，其解离平衡方程式为______，25℃时，纯水中c(H⁺) = c(OH⁻) = ______mol/L，水的离子积常数Kw = ______mol²/L²。 2. 溶液的酸碱性取决于______和______的相对大小：当c(H⁺) ______ c(OH⁻)时，溶液呈酸性；当c(H⁺) ______ c(OH⁻)时，溶液呈中性；当c(H⁺) ______ c(OH⁻)时，溶液呈碱性。 3. pH的定义式为______，25℃时，中性溶液的pH = ______，酸性溶液的pH ______ 7，碱性溶液的pH ______ 7。 4. 25℃时，Kw与溶液中c(H⁺)、c(OH⁻)的关系为______，因此已知溶液的pH，可通过该关系式计算c(OH⁻)，公式为c(OH⁻) = ______。 5. 医药实验中，常用______或______测定溶液的pH；临床中，酸中毒患者的血液pH ______ 7.35，碱中毒患者的血液pH ______ 7.45。 6. 缓冲溶液能维持溶液pH稳定，其原理是通过______和______的解离平衡移动，消耗外界加入的少量酸或碱。 （三）判断题（每题1分，共10分） 1. 水的离子积常数Kw随温度升高而增大，随温度降低而减小。（ ） 2. 任何水溶液中都存在H⁺和OH⁻，且c(H⁺)·c(OH⁻) = Kw。（ ） 3. pH = 0的溶液中，c(H⁺) = 0mol/L，溶液呈中性。（ ） 4. 25℃时，pH = 13的NaOH溶液中，c(OH⁻) = 0.1mol/L。（ ） 5. 稀释酸性溶液，pH增大；稀释碱性溶液，pH减小。（ ） 6. 酸碱指示剂的变色范围越窄，指示的pH越精准。（ ） 7. 人体血液的pH维持在7.35~7.45之间，主要依赖于血液中的缓冲对。（ ） 8. 25℃时，pH = 5的溶液和pH = 9的溶液中，c(H⁺)与c(OH⁻)的乘积相等。（ ） 9. 向pH = 3的醋酸溶液中加入少量醋酸钠固体，溶液的pH会减小。（ ） 10. 医药制剂的pH需严格控制，避免因pH不当导致药物失效或刺激人体组织。（ ） 二、提升题（共40分） （一）简答题（每题10分，共20分） 1. 请简述水的离子积常数的本质与特点，并说明温度、溶液酸碱性对Kw的影响；结合实例说明如何根据pH计算溶液中的c(H⁺)和c(OH⁻)（25℃）。 2. 结合医药卫生专业，说明溶液pH调控在医药领域的应用（至少两点），并简要解释原理。 （二）综合分析题（每题10分，共20分） 1. 25℃时，针对不同溶液的pH计算与分析，请回答下列问题： （1）计算pH = 4的盐酸溶液中c(H⁺)和c(OH⁻)； （2）计算0.001mol/L的NaOH溶液的pH和c(H⁺)； （3）将pH = 2的硫酸溶液稀释1000倍后，溶液的pH为多少？此时溶液呈酸性、中性还是碱性？ （4）将pH = 11的NaOH溶液与pH = 3的盐酸溶液等体积混合，忽略体积变化，计算混合后溶液的pH（假设混合后温度仍为25℃）； （5）医药中，某药物溶液的pH需控制在5.0~6.0之间，现有pH = 4.0的该药物溶液，如何调节其pH至目标范围？请说明具体方法和原理。 2. 人体血液中存在H₂CO₃/NaHCO₃缓冲对，维持pH在7.35~7.45之间，25℃时，H₂CO₃的解离平衡为H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻，Kₐ = 4.3×10⁻⁷，请回答下列问题： （1）计算正常血液中c(H⁺)的范围（已知pH = 7.35时，lg c(H⁺) = -7.35；pH = 7.45时，lg c(H⁺) = -7.45）； （2）当人体剧烈运动后，肌肉产生的乳酸（HL）进入血液，乳酸电离出H⁺，使血液中c(H⁺)增大，此时缓冲对如何发挥作用？请用平衡移动原理解释； （3）若某酸中毒患者的血液pH = 7.2，c(HCO₃⁻) = 22mmol/L，计算该患者血液中c(H₂CO₃)的浓度（忽略浓度单位换算影响）； （4）临床治疗该酸中毒患者时，常静脉注射5%的NaHCO₃溶液，请结合解离平衡原理说明治疗机制； （5）若缓冲对中c(H₂CO₃) = 1.2mmol/L，c(HCO₃⁻) = 24mmol/L，计算该缓冲溶液的pH（lg 20 = 1.30，lg 4.3 = 0.63），并判断是否在正常血液pH范围内。 参考答案 一、基础题 （一）选择题 1. A 2. A 3. B 4. D 5. C 6. A 7. C 8. C 9. B 10. B （二）填空题 1. H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻；1×10⁻⁷；1×10⁻¹⁴ 2. c(H⁺)；c(OH⁻)；>；=；< 3. pH = -lg c(H⁺)；7；<；> 4. Kw = c(H⁺)·c(OH⁻)；Kw / c(H⁺)（或1×10⁻¹⁴ / c(H⁺)） 5. pH试纸；pH计；<；> 6. 弱酸（或弱碱）；其共轭碱（或共轭酸） （三）判断题 1. √ 2. √ 3. × 4. √ 5. √ 6. √ 7. √ 8. √ 9. × 10. √ 二、提升题 （一）简答题 1. 水的离子积常数的本质、特点及pH相关计算： ① 本质与特点：水的离子积常数（Kw）是水解离平衡的平衡常数，反映水的解离程度，本质是水溶液中H⁺浓度与OH⁻浓度的乘积（Kw = c(H⁺)·c(OH⁻)）。特点：Kw只与温度有关，与溶液酸碱性、浓度无关；25℃时，Kw = 1×10⁻¹⁴mol²/L²，温度升高，水的解离程度增大，Kw增大（如100℃时Kw = 1×10⁻¹²mol²/L²），温度降低，Kw减小；任何水溶液（酸性、中性、碱性）中，Kw均保持该温度下的定值； ② pH相关计算实例（25℃）： 已知pH = 3，计算c(H⁺)和c(OH⁻)：c(H⁺) = 10⁻ᵖᴴ = 10⁻³mol/L；c(OH⁻) = Kw / c(H⁺) = 1×10⁻¹⁴ / 1×10⁻³ = 1×10⁻¹¹mol/L； 已知0.01mol/L的HCl溶液（强酸完全解离），计算pH：c(H⁺) = 0.01mol/L = 1×10⁻²mol/L；pH = -lg(1×10⁻²) = 2。 2. 溶液pH调控在医药领域的应用： ① 药物制剂的稳定性调节：许多药物的稳定性与溶液pH密切相关，如青霉素类药物在酸性或碱性条件下易水解失效，需将制剂pH控制在5.0~7.0的中性范围。原理：药物的水解反应速率受H⁺或OH⁻浓度影响，通过调节pH至药物稳定的范围，可减慢水解速率，延长保质期； ② 临床酸碱失衡治疗：人体血液pH偏离正常范围（7.35~7.45）会引发酸中毒或碱中毒，需通过调节pH纠正。例如，酸中毒患者（pH < 7.35）静脉注射NaHCO₃溶液，NaHCO₃解离产生HCO₃⁻，与血液中多余的H⁺结合生成H₂CO₃，H₂CO₃分解为CO₂和H₂O，CO₂通过呼吸排出，降低c(H⁺)，使pH恢复正常；碱中毒患者（pH > 7.45）可静脉注射稀盐酸或氯化铵溶液，补充H⁺，降低pH。原理：利用酸碱中和反应或缓冲对平衡移动，调节血液中c(H⁺)与c(OH⁻)的比例，恢复酸碱平衡。 （二）综合分析题 1. 25℃时溶液pH计算与分析： （1）pH = 4的盐酸溶液：c(H⁺) = 10⁻⁴mol/L；c(OH⁻) = Kw / c(H⁺) = 1×10⁻¹⁴ / 1×10⁻⁴ = 1×10⁻¹⁰mol/L； （2）0.001mol/L的NaOH溶液：c(OH⁻) = 0.001mol/L = 1×10⁻³mol/L；c(H⁺) = Kw / c(OH⁻) = 1×10⁻¹⁴ / 1×10⁻³ = 1×10⁻¹¹mol/L；pH = -lg(1×10⁻¹¹) = 11； （3）pH = 2的硫酸溶液稀释1000倍：稀释前c(H⁺) = 1×10⁻²mol/L；稀释后c(H⁺) = 1×10⁻² / 1000 = 1×10⁻⁵mol/L；pH = -lg(1×10⁻⁵) = 5；溶液呈酸性（pH < 7）； （4）pH = 11的NaOH溶液与pH = 3的盐酸等体积混合：① pH = 11的NaOH溶液：c(OH⁻) = 1×10⁻³mol/L；② pH = 3的盐酸溶液：c(H⁺) = 1×10⁻³mol/L；③ 等体积混合后，H⁺与OH⁻完全中和（n(H⁺) = n(OH⁻)），混合溶液呈中性；pH = 7； （5）pH = 4.0的药物溶液调节至5.0~6.0：① 方法：向溶液中缓慢加入少量弱碱性物质（如NaHCO₃溶液、醋酸钠溶液），边加边搅拌，同时用pH计监测pH，直至达到目标范围；② 原理：弱碱性物质解离产生OH⁻或能结合H⁺的离子（如HCO₃⁻），与溶液中多余的H⁺结合，使c(H⁺)减小，pH增大；选用弱碱性物质可避免pH调节过度，且不会引入过多杂质影响药物稳定性。 2. 血液中H₂CO₃/NaHCO₃缓冲对相关分析： （1）正常血液中c(H⁺)的范围：① pH = 7.35时，c(H⁺) = 10⁻⁷.³⁵ ≈ 4.5×10⁻⁸mol/L；② pH = 7.45时，c(H⁺) = 10⁻⁷.⁴⁵ ≈ 3.5×10⁻⁸mol/L；因此c(H⁺)范围为3.5×10⁻⁸~4.5×10⁻⁸mol/L； （2）乳酸进入血液后的缓冲作用：乳酸电离出H⁺，使血液中c(H⁺)增大，根据勒夏特列原理，H₂CO₃的解离平衡（H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻）向左移动，H⁺与HCO₃⁻结合生成H₂CO₃，H₂CO₃分解为CO₂和H₂O，CO₂通过呼吸排出体外，从而降低c(H⁺)，维持pH稳定； （3）酸中毒患者血液中c(H₂CO₃)的计算：根据H₂CO₃的解离常数表达式Kₐ = c(H⁺)·c(HCO₃⁻) / c(H₂CO₃)，变形得c(H₂CO₃) = c(H⁺)·c(HCO₃⁻) / Kₐ；① c(H⁺) = 10⁻⁷.² ≈ 6.3×10⁻⁸mol/L；② c(HCO₃⁻) = 22mmol/L = 0.022mol/L；③ 代入数据：c(H₂CO₃) = (6.3×10⁻⁸ × 0.022) / 4.3×10⁻⁷ ≈ 3.3×10⁻³mol/L = 3.3mmol/L； （4）NaHCO₃治疗酸中毒的机制：静脉注射NaHCO₃溶液后，NaHCO₃完全解离产生HCO₃⁻，使血液中HCO₃⁻浓度增大，根据勒夏特列原理，H₂CO₃的解离平衡向左移动，HCO₃⁻与血液中多余的H⁺结合生成H₂CO₃，H₂CO₃分解为CO₂和H₂O，CO₂通过呼吸排出，降低血液中c(H⁺)，使pH恢复至正常范围； （5）缓冲溶液pH计算与判断：① 根据亨德森-哈塞尔巴尔赫方程pH = pKₐ + lg[c(共轭碱)/c(弱酸)]；② pKₐ = -lg Kₐ = -lg(4.3×10⁻⁷) ≈ 6.37；③ c(共轭碱) = c(HCO₃⁻) = 24mmol/L，c(弱酸) = c(H₂CO₃) = 1.2mmol/L；④ pH = 6.37 + lg(24/1.2) = 6.37 + lg20 = 6.37 + 1.30 = 7.67；⑤ 正常血液pH范围为7.35~7.45，7.67 > 7.45，不在正常范围内，该缓冲溶液呈碱性，可能引发碱中毒。 学科网（北京）股份有限公司 $