3.2 第1课时 水的电离 溶液的pH(Word教参)-【学霸笔记·同步精讲】2026-2027学年高中化学选择性必修第一册（人教版）

本讲义聚焦水的电离平衡及影响因素、水的离子积常数、溶液酸碱性与pH关系、pH计算及酸碱稀释规律等核心知识点，从微观电离原理到宏观酸碱性判断，再到定量pH计算与应用，构建“概念-影响因素-计算-实践”的递进式学习支架。 该资料通过表格对比温度、酸碱对水电离的影响培养科学思维，结合“鉴别弱碱水与蒸馏水”等活动提升科学探究能力，联系人体血液酸碱平衡渗透科学态度。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1课时　水的电离　溶液的pH 1.了解水的电离平衡及外界条件对水的电离平衡的影响。知道水的离子积常数的表达式及其应用。 2.初步了解溶液的酸碱性与pH的关系，会用pH试纸和pH计等测定溶液的pH。 知识点一　水的电离　水的离子积 1.水的电离 （1）水是一种极弱的电解质，能发生电离。 （2）水的电离方程式为H2O＋H2O　H3O＋＋OH－　，简写为H2OH＋＋OH－。 2.水的离子积 3.影响水电离平衡的因素 （1）分析下列条件的改变对水的电离平衡（H2OH＋＋OH－　ΔH＞0）的影响，完成下表： 改变条件 平衡移 动方向 c（H＋） c（OH－） 水的电 离程度 Kw 升高温度 　右移　 　增大　 　增大　 　增大　 　增大　 加入HCl（g） 　左移　 　增大　 　减小　 　减小　 　不变　 加入NaOH（s） 　左移　 　减小　 　增大　 　减小　 　不变　 加入NaHSO4（s） 　左移　 　增大　 　减小　 　减小　 　不变　 （2）影响因素归纳 ①因水的电离是吸热过程，故温度升高，会　促进　水的电离，c（H＋）、c（OH－）都增大。 ②外加酸（或碱），水中c（H＋）[或c（OH－）]增大，会抑制水的电离，水的电离程度　减小　。 1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （1）升高温度，水的电离平衡右移，溶液中的c（H＋）和c（OH－）均增大，但Kw不变。（　×　） （2）任何稀水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c（H＋）和c（OH－）相等。（　√　） （3）向水中加入酸抑制水的电离，向水中加入碱促进水的电离。（　×　） （4）室温下，0.1 mol·L－1HCl溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液中水的电离程度相等。（　√　） 2.（2025·北京第十九中月考）水的电离达到平衡：H2O（l）H＋（aq）＋OH－（aq）　ΔH＞0，下列叙述正确的是（　　） A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低 B.向水中加入少量固体NaCl，c（H＋）不变，Kw不变 C.将水加热，平衡逆向移动，c（H＋）降低 D.将水加热，Kw增大，c（H＋）不变 解析：B　向水中加入稀氨水，c（OH－）增大，水的电离平衡逆向移动，A错误；水电离吸热，将水加热，水的电离平衡正向移动，c（H＋）增大，C错误；将水加热，Kw增大，c（H＋）增大，D错误。 3.如图表示25 ℃、70 ℃时纯水中c（H＋）和c（OH－）的关系。下列说法正确的是（　　） A.水的电离是放热的过程 B.水的电离度：α（25 ℃）＞α（70 ℃） C.在70 ℃时，纯水中c（H＋）＞c（OH－） D.纯水中的c（H＋）随温度的升高而增大 解析：D　升高温度促进水的电离，而升高温度平衡将向吸热反应方向移动，因此水的电离为吸热过程，A错误；升高温度促进水电离，所以α（25 ℃）＜α（70 ℃），B错误；升高温度后水中c（H＋）增大，但仍然存在c（H＋）＝c（OH－），C错误，D正确。 4.25 ℃时，下列四种溶液：①c（H＋）＝1 mol·L－1的醋酸；②0.1 mol·L－1的盐酸；③0.01 mol·L－1的NaOH溶液；④c（OH－）＝10－3 mol·L－1的氨水。由水电离出的氢离子浓度之比为（　　） A.1∶10∶100∶1 000 B.0∶1∶12∶11 C.14∶13∶12∶11 D.14∶13∶2∶3 解析：A　酸或碱均抑制水的电离，使其电离程度减小，电离产生的c（H＋）、c（OH－）减小，①c（H＋）＝1 mol·L－1的醋酸中，c水（H＋）＝1 mol·L－1；②0.1 mol·L－1的盐酸中c（H＋）＝0.1 mol·L－1，则c水（H＋）＝1 mol·L－1；③0.01 mol·L－1的NaOH溶液中c（OH－）＝1 mol·L－1，则c水（H＋）＝1 mol·L－1；④c（OH－）＝10－3 mol·L－1的氨水中c水（H＋）＝1 mol·L－1，故四种溶液中水电离产生的c（H＋）之比为1∶1∶1∶1＝1∶10∶100∶1 000。 特别提醒 ①Kw＝c（H＋）·c（OH－）中，c（H＋）、c（OH－）均指整个溶液中所有H＋和OH－的总物质的量浓度。25 ℃时，Kw＝1.0×1，不仅适用于纯水（或其他中性溶液），也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 ②酸溶液中，Kw＝[c酸（H＋）＋c水（H＋）]·c水（OH－），由于c酸（H＋）≫c水（H＋），则忽略c水（H＋）时可写成Kw＝c酸（H＋）·c水（OH－），从而可求得c水（H＋）＝c水（OH－）＝。 ③碱溶液中，Kw＝[c碱（OH－）＋c水（OH－）]·c水（H＋），由于c碱（OH－）≫c水（OH－），则忽略c水（OH－）时可写成Kw＝c碱（OH－）·c水（H＋），从而可求得c水（OH－）＝c水（H＋）＝。 ④纯水中，水电离出的c（H＋）与水电离出的c（OH－）一定相等，即c（H＋）＝c（OH－）＝。 知识点二　溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性 （1）分析常温时下列情况中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）常温下，溶液的酸碱性与c（H＋）、c（OH－）的关系（填“＞”“＜”或“＝”） 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）概念及意义 pH是c（H＋）的负对数，其表达式是pH＝　－lg c（H＋）　。pH越大，溶液的碱性　越强　；pH越小，溶液的酸性　越强　。 （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）适用范围：1.0×1 mol·L－1≤c（H＋）≤1.0 mol·L－1的溶液。 3.溶液酸碱性的测定方法 （1）利用pH试纸测定。 pH试纸类型 试纸应用 广泛pH试纸 其pH范围是　1～14　（最常用），可以识别的pH差约为1 精密pH试纸 可以判别0.2或0.3的pH差 专用pH试纸 用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸 使用pH试纸的正确操作为取一小块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。 （2）用pH计测量 pH计也叫　酸度计　，该仪器可精密测量溶液的pH，其量程为0～14。 4.溶液酸碱性与pH的应用 （1）人体各种体液都有一定的pH，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。 （2）环保领域，酸性或碱性废水的处理常利用中和反应。 （3）农业生产中，各种农作物的生长对土壤的pH范围有一定的要求。 （4）酸碱中和滴定中，溶液pH的变化是判断滴定终点的依据。 【教材挖掘】 　教材中介绍了血液的酸碱平衡，指出人体血液中存在平衡： CO2＋H2OH2CO3HC＋H＋，使血液pH保持在7.35～7.45之间，否则就会发生酸中毒或碱中毒。已知常温下H2CO3的pKa1＝6.1，pKa2＝10.3。则正常人体血液中　　（填“＞”“＜”或“＝”）1。 提示：由电离常数可知，溶液中＝，由题意可知，正常人体血液的pH大于7，则由pKa1＝6.1可知，溶液中＝＞1，溶液中碳酸氢根离子浓度大于碳酸分子浓度。 生活或化学实验中要用到溶液，部分溶液需要判断其酸碱性。溶液的pH就是描述溶液酸碱性的一个重要量化指标。 活动1　某品牌瓶装水宣称自己的水是弱碱水，pH为7.35～7.45。如何鉴别该品牌水和蒸馏水？可以用pH试纸测量该品牌水的pH吗？ 提示：可以通过蒸馏水和该品牌的水的pH来鉴别二者。蒸馏水应为中性或因为溶解了CO2而显弱酸性。pH试纸只能测量整数，所以应用pH计测量二者的pH。 活动2　室温时，试管里有1 mL 1.0×10－2 mol·L－1盐酸，回答下列问题。 （1）此溶液的pH是多少？此溶液中，由水电离出的c（H＋）是多少？ 提示：1.0×10－2 mol·L－1盐酸中c（H＋）＝1.0×10－2 mol·L－1，pH＝－lg c（H＋）＝2。则由水电离出的c（H＋）＝ mol·L－1＝1.0×10－12 mol·L－1。 （2）将此溶液加水稀释到100 mL，所得溶液的pH是多少？ 提示：将此溶液加水稀释到100 mL，根据稀释公式可知c（H＋）＝1.0×10－4mol·L－1，pH＝－lg c（H＋）＝4。 （3）将此溶液与9 mL 1.0×10－3 mol·L－1NaOH溶液混合，所得溶液的pH是多少（假设体积可以加和）？ 提示：将1 mL 1.0×10－2 mol·L－1盐酸与9 mL 1.0×10－3 mol·L－1 NaOH溶液混合，混合后c（H＋）＝＝1×10－4 mol·L－1，pH＝－lg c（H＋）＝4。 【探究归纳】 溶液pH的计算 　（1）单一溶液pH的计算。计算出溶液中c（H＋），然后根据pH＝－lg c（H＋）即求出pH。注意计算碱性溶液中c（H＋）要应用水的离子积，即c（H＋）＝。 （2）混合溶液pH的计算。 ①强酸溶液与强酸溶液混合 c混（H＋）＝，然后再求pH。 ②强碱溶液与强碱溶液混合 c混（OH－）＝， c（H＋）＝，再求pH。 ③强酸溶液与强碱溶液混合 酸过量：c混（H＋）＝，pH＝－lg c混（H＋）； 碱过量：c混（OH－）＝， c（H＋）＝，pH＝－lg c（H＋）。 若恰好完全反应，溶液则呈中性。 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）0.01 mol·L－1盐酸的pH＝2。（　√　） （3）用pH试纸测溶液的pH时，应将试纸用蒸馏水润湿。（　×　） （4）用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4。（　×　） （5）0.001 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝10。（　×　） 2.下列水溶液一定呈中性的是（　　） A.pH＝7的溶液 B.c（H＋）＝1.0×10－7 mol·L－1的溶液 C.c（H＋）＝c（OH－）＝1.0×10－6 mol·L－1的溶液 D.pH＝3的酸与pH＝11的碱等体积混合后的溶液 解析：C　Kw受温度的影响，升高温度，Kw增大，因此pH＝7不一定显中性，c（H＋）＝1.0×10－7 mol·L－1的溶液不一定显中性，A、B错误；判断溶液酸碱性的可靠依据是c（H＋）和c（OH－）的相对大小，c（H＋）＝c（OH－）的溶液显中性，C正确；该选项中的酸、碱不知道是强电解质还是弱电解质，不能判断混合后溶液的酸碱性，D错误。 3.常温下将pH＝1的硫酸平均分成两等份，一份加入适量水，另一份加入与该硫酸溶液物质的量浓度相同的氢氧化钠溶液，两者pH都增大了1。加入水和NaOH溶液的体积比为（　　） A.11∶1 B.10∶1 C.6∶1 D.5∶1 解析：C　pH＝1的硫酸溶液，假设体积为2 L，平均分成两等份，每份体积为1 L，加水体积为V1 L，加入的NaOH溶液体积为V2 L，pH＝2，溶液中的c（H＋）＝0.01 mol·L－1，则加水：＝0.01，加NaOH：＝0.01，所以＝。 4.已知在100 ℃的温度下（本题涉及的溶液其温度均为100 ℃），水的离子积Kw＝1.0×10－12，下列说法正确的是（　　） A.将pH＝5的H2SO4溶液稀释100倍，pH＝7 B.0.001 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝3 C.0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性 D.将pH＝8的Ba（OH）2溶液与pH＝5的稀盐酸混合，欲使混合溶液的pH＝7，则Ba（OH）2溶液与稀盐酸的体积比为2∶9 解析：D　在100 ℃的温度下，水的离子积Kw＝1.0×10－12，则中性溶液pH为6，将pH＝5的H2SO4溶液稀释100倍，pH无限接近于6，不会大于6，A错误；0.001 mol·L－1的H2SO4溶液，c（H＋）为0.002 mol·L－1，则溶液pH＝3－lg 2，B错误；0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，恰好完全反应，混合溶液显中性，C错误；将pH＝8的Ba（OH）2溶液与pH＝5的稀盐酸混合，欲使混合溶液的pH＝7，混合溶液中c混（OH－）＝＝＝＝10－5 mol·L－1，则Ba（OH）2溶液与稀盐酸的体积比为2∶9，D正确。 特别提醒 　　pH计算的思维流程——按“谁过量就先求谁”的原则，[即酸过量先求c（H＋），碱过量先求c（OH－）]进行计算。 知识点三　酸或碱溶液稀释后溶液酸碱性或pH的变化 1.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较（完成下面的填空，填“相同”“大”“小”“多”或“少”） 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　 　大　 　少　 　多　 　相同　 醋酸 　大　 （注：一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似） 2.酸碱溶液稀释时pH的变化图像（不考虑温度的变化） （1）pH相等（常温）的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 （2）c（浓度）相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。 （3）酸碱溶液稀释时pH的变化 酸（pH＝a） 碱（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 pH趋向于7（常温下） 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某一元酸HA溶液的pH≈2，则可推知HA为弱酸。（　√　） 2.（2025·云南大理月考）室温下，相同体积、相同pH的氨水和NaOH溶液加水稀释时的pH变化曲线如图所示，下列判断正确的是（　　） A.上面曲线表示氨水稀释过程的pH变化 B.b点的Kw小于c点的 C.与同浓度的盐酸完全反应时，消耗盐酸体积：Va＝Vc D.a、b、c三点溶液的导电能力：a＝c＞b 解析：A　pH相同的强碱和弱碱，加水稀释相同倍数，强碱pH变化大，则上面曲线表示氨水稀释过程的pH变化，下面曲线表示NaOH溶液加水稀释过程的pH变化，A正确；Kw只与温度有关，b、c两点Kw相等，B错误；因为两份溶液的体积相同、pH相同，而一水合氨为弱电解质，只发生部分电离，所以NH3·H2O的总物质的量大于NaOH的总物质的量，稀释过程中溶质总物质的量不变，所以c点消耗盐酸多，C错误；离子浓度越大，导电能力越强，因此导电能力：b＞a＝c，D错误。 3.（2026·宁夏银川一中期中）常温下，pH＝10的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别加水稀释到100 mL，其pH与溶液体积（V）的关系如图所示，下列说法正确的是（　　） A.稀释前，两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等 B.完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：VY＞VX C.稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 D.X一定是强碱，Y一定是弱碱 解析：B　常温下，pH＝10的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别加水稀释到100 mL，相对较强的碱溶液的pH变化大，则相同浓度时，X的碱性较强，Y的碱性较弱，所以稀释前，pH相同时，两种碱的物质的量浓度不同，A不正确；Y的碱性弱，则pH相同的X和Y中，Y的物质的量浓度大于X，所以完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：VY＞VX，B正确；稀释后，X溶液的pH小于Y，则X溶液的碱性比Y溶液的碱性弱，C不正确；pH＝10的X稀释100倍后，所得溶液的pH＝a，而a不一定等于8，所以不能肯定X一定是强碱，但Y一定是弱碱，D不正确。 1.已知100 ℃时，水的离子积常数Kw＝10－12。下列对于水的电离平衡移动说法正确的是（　　） A.向水中加入硝酸，平衡正向移动 B.向水中加入醋酸钠，平衡逆向移动 C.向水中继续加水，平衡正向移动 D.对水进行降温，平衡逆向移动 解析：D　向水中加入硝酸，c（H＋）增大，平衡逆向移动，A错误；向水中加入醋酸钠，醋酸根离子结合了氢离子，c（H＋）减小，平衡正向移动，B错误；水的浓度视为常数，平衡不移动，C错误；水的电离为吸热反应，对水进行降温，平衡逆向移动，D正确。 2.（2026·吉林四平实验中学期中）下列关于酸性溶液的叙述正确的是（　　） A.pH＝6的溶液一定是酸性溶液 B.可能是盐的水溶液 C.酸性溶液可以使酚酞变红 D.溶液中不含OH－ 解析：B　pH＝6的溶液是否为酸性取决于温度，若温度高于25 ℃，pH＝6可能为中性，A错误；酸性溶液可能是盐的水溶液，例如NaHSO4溶液显酸性，B正确；酚酞在pH＞8.2时变红，而酸性溶液pH＜7，无法使酚酞变红，C错误；任何水溶液中均存在OH－，酸性溶液中OH－浓度低但并非不含，D错误。 3.（2026·北京第一零一中学期中）常温下，某水溶液中由水电离出的c（H＋）＝1×10－12 mol·L－1，该溶液可能是（　　） ①NaOH溶液　②乙醇溶液　③NaCl溶液　 ④HCl溶液 A.①④ B.②③ C.①② D.③④ 解析：A　常温下，水的电离平衡浓度为c（H＋）＝1.0×10－7 mol·L－1，如果某溶液中由水电离出来的c（H＋）＝1×10－12 mol·L－1，说明水的电离被抑制，溶液可能呈酸性或碱性。②乙醇溶液和③NaCl溶液为中性溶液，①NaOH溶液和④HCl溶液分别为碱溶液和酸溶液。 4.（2026·湖北十堰八校联考）现有常温时pH＝1的某强酸溶液10 mL，下列操作（忽略混合后溶液的体积变化）能使溶液的pH变成2的是（　　） A.加入10 mL 0.08 mol·L－1的NaOH溶液 B.加入100 mL水进行稀释 C.加水稀释成1 L D.加入10 mL pH＝3的盐酸 解析：A　A项，原溶液中c（H＋）＝0.1 mol·L－1，加入10 mL 0.08 mol·L－1 NaOH溶液，酸过量，则混合溶液中c（H＋）＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1，pH＝2；B项，稀释后体积110 mL，c（H＋）≈0.009 09 mol·L－1，pH≈2.04；C项，稀释至1 L时c（H＋）＝＝0.001 mol·L－1，pH＝3；D项，混合后c（H＋）＝＝0.050 5 mol·L－1，pH≈1.3。 5.下表是不同温度下水的离子积。 T/K 298 T1 T2 水的离子积（Kw） 1×10－14 a 1×10－12 试回答以下问题： （1）若298＜T1＜T2，则a　＞　（填“＞”“＜”或“＝”）1×10－14，判断的理由是　水的电离为吸热过程，温度升高，水的电离程度变大，离子积常数增大　。 （2）298 K时，某Na2SO4溶液中c（S）＝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－）＝　1 000∶1（或103∶1）　。 解析：（1）升高温度，水的电离程度变大，Kw变大。 （2）c（S）＝5×10－4 mol·L－1，则c（Na＋）＝2c（S）＝1×10－3 mol·L－1，稀释到原溶液体积的10倍，则c（Na＋）＝1×10－4 mol·L－1。298 K时Na2SO4溶液中c（OH－）＝1×10－7 mol·L－1，稀释到原溶液体积的10倍后仍然为1×10－7 mol·L－1，则c（Na＋）∶c（OH－）＝103∶1。 6.（2026·大庆铁人中学月考）某温度下，纯水电离出的c（H＋）＝2×10－7 mol·L－1。 （1）该温度下0.1 mol·L－1 NaOH溶液中的水电离的c（H＋）＝　4×10－13 mol·L－1　。 （2）该温度下，pH＝13的NaOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，所得溶液pH值为　12.7　。（lg 2＝0.3） （3）该温度下，等物质的量浓度的NaOH溶液与盐酸按3∶2体积比混合（不考虑混合时的体积变化），所得溶液的pH为12，它们的浓度为　0.2 mol·L－1　。 解析：某温度下，已知纯水电离出的c（H＋）＝2×10－7 mol·L－1，则Kw＝（2×10－7）2＝4×10－14。（1）0.1 mol·L－1 NaOH溶液中H＋全部是由水电离出来的，溶液中c（OH－）＝0.1 mol·L－1，则水电离的c（H＋）＝＝ mol·L－1＝4×10－13 mol·L－1。 （2）该温度下，pH＝13的NaOH溶液中的c（OH－）＝0.4 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中的c（OH－）＝0.004 mol·L－1，若将两者以等体积混合，c（OH－）＝≈0.2 mol·L－1，c（H＋）＝2×10－13 mol·L－1，pH＝－lg c（H＋）＝13－lg 2＝12.7。 （3）物质的量浓度相等的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，NaOH有剩余，令二者的浓度为c mol·L－1，则反应后溶液中c（OH－）＝ mol·L－1＝ mol·L－1，根据混合后溶液的pH＝12，可知反应后溶液中c（OH－）＝＝ mol·L－1＝0.04 mol·L－1，即＝0.04，解得c＝0.2，则它们的浓度为0.2 mol·L－1。 题组一　水的电离 1.关于水的电离，下列错误的是（　　） A.水的电离方程式：2H2OH3O＋＋OH－ B.升高温度，纯水电离出的c（H＋）和c（OH－）浓度增加，但是二者仍然相等 C.25 ℃时水中通入少量HCl，Kw减小 D.水的电离ΔH＞0 解析：C　Kw只受温度影响，温度不变，Kw不变，C错误。 2.（2026·广东佛山期中）羟胺（NH2OH）在水溶液中的电离方程式为NH2OH＋H2ONH3OH＋＋OH－，常温下，向该溶液中加入NaOH固体，下列说法错误的是（　　） A.平衡常数K减小 B.c（OH－）增大 C.平衡向左移动 D.水的电离程度减小 解析：A　平衡常数只与温度有关，温度不变则平衡常数K不变，A错误；加入NaOH固体，溶液中OH－浓度增大，B正确；OH－浓度增大使平衡逆向移动，即平衡向左移动，C正确；OH－浓度增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，D正确。 3.（2026·北京顺义区一中期中）已知水的电离方程式：H2OH＋＋OH－。下列叙述正确的是（　　） A.升高温度，Kw增大，pH不变 B.向水中加入氨水，平衡向逆反应方向移动，c（OH－）降低 C.向水中加入少量硫酸，c（H＋）增大，Kw不变 D.向水中加入少量固体CH3COOH，平衡向逆反应方向移动，c（H＋）降低 解析：C　水的电离为吸热过程，升高温度，促进水的电离，c（H＋）和c（OH－）均增大，Kw增大，pH减小，A错误；向水中加入氨水，c（OH－）增大，平衡向逆反应方向移动，B错误；向水中加入少量硫酸，c（H＋）增大，水的电离平衡逆向移动，c（OH－）减小，但温度不变，则Kw不变，C正确；向水中加入少量固体CH3COOH，c（H＋）增大，平衡向逆反应方向移动，D错误。 题组二　溶液酸碱性 4.某温度时水的离子积常数为1×1，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。 5.25 ℃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－）＝1 mol·L－1。 6.（2026·河南新乡期中）下列有关溶液的酸碱性与pH的说法中，错误的是（　　） A.在温度不变时，稀溶液中c（H＋）和c（OH－）不能同时增大 B.pH＜7的溶液，可能呈酸性 C.某温度下，纯水中c（H＋）＝2×10－7 mol·L－1，其呈中性 D.将pH试纸直接伸入待测溶液中，测其pH 解析：D　温度不变时，Kw＝c（H＋）·c（OH－）恒定，因此两者不能同时增大，A正确；pH＜7的溶液是否呈酸性需结合温度判断，若在常温下，pH＜7为酸性，若温度升高，pH＜7仍可能为中性，但选项表述为“可能呈酸性”，存在合理情况，B正确；纯水中H＋和OH－浓度始终相等，无论数值如何，溶液均呈中性，C正确；pH试纸直接浸入待测液会污染溶液，正确操作应蘸取少量液体或用玻璃棒点涂，D错误。 题组三　pH的计算 7.（2026·湖南平高教育期中）25 ℃时，40 mL 0.2 mol·L－1 HNO3溶液和20 mL 0.1 mol·L－1 Ba（OH）2溶液混合（忽略溶液混合时温度和体积的变化），混合溶液的pH约为（　　） 已知：lg 2≈0.3、lg 3≈0.5。 A.0.8 B.1.2 C.12.8 D.13.2 解析：B　由题意可知，硝酸溶液与氢氧化钡溶液混合反应，HNO3过量，则混合溶液中的氢离子浓度为c（H＋）＝＝ mol·L－1，则溶液pH为1－lg 2＋lg 3≈1.2。 题组四　酸或碱溶液稀释 8.将NaOH（甲）、NH3·H2O（乙）等物质的量浓度的水溶液加水稀释，下图水电离出的c（H＋）与加入水的体积V的关系正确的是（　　） 解析：D　NaOH和NH3·H2O的电离均会抑制水的电离，所以随着加水稀释，溶液中的c（OH－）越来越小，则由水电离出的（H＋）＝越来越大，但NH3·H2O为弱电解质，物质的量浓度相同时电离出的氢氧根离子较少，对水的电离的抑制作用较弱，水电离出的氢离子浓度更大，D正确。 9.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。 10.常温下，关于H2OH＋＋OH－　ΔH＞0，Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝10－14，下列说法正确的是（　　） A.向纯水中通入HCl（g），由水电离的c（H＋）大于10－7 mol·L－1 B.若某溶液中，c（H＋）＝，则该溶液一定是中性的 C.100 ℃时，0.1 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝13 D.往纯水中加入NaCl固体，会抑制水的电离 解析：B　向纯水中通入HCl（g），抑制水的电离，则由水电离的c（H＋）小于10－7 mol·L－1，A错误；100 ℃时，Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝10－12，0.1 mol·L－1的NaOH溶液的c（H＋）＝＝ mol·L－1＝1×10－11 mol·L－1，则pH＝11，C错误；往纯水中加入NaCl固体，对水的电离没有影响，D错误。 11.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.图中T1＜T2 D.XZ线上任意点呈中性 解析：B　只要是水溶液中，都存在c（H＋）·c（OH－）＝Kw，A正确；XZ连线的斜率是1，存在c（H＋）＝c（OH－），故XZ线上任意一点都呈中性，在XZ连线的上方，c（H＋）＜c（OH－），在XZ连线的下方，c（H＋）＞c（OH－），B错误，D正确；水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，则Kw逐渐增大，Z点Kw大于X点，所以T1＜T2，C正确。 12.将pH均为3，体积均为V0的HA和HB溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示，下列叙述正确的是（　　） A.HA为弱酸，且酸性：HA＞HB B.若将pH均为3，体积均为V0的HA和HB溶液，分别加水稀释m、n倍得到溶液的pH相同，则m＞n C.若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，消耗NaOH的体积：HA＞HB D.水的电离程度：b＝c＞a 解析：D　pH＝3的HA稀释100倍后，lg＝2，pH＝5，说明HA为强酸，而HB溶液的pH＜5，说明HB为弱酸，A错误；HA稀释100倍和HB稀释10 000倍后两溶液的pH相同（均为5），所以m＜n，B错误；同体积、同pH的强酸HA、弱酸HB的物质的量浓度：c（HB）＞c（HA），则HB消耗的同浓度的NaOH的体积更多，C错误；在两种酸溶液中，H2O的电离都受到抑制，c（H＋）越大（即pH越小），酸的电离对水的电离抑制程度就越大，水的电离程度就越小，故水的电离程度：b＝c＞a，D正确。 13.（2026·河北双滦实验中学期中）已知水的电离平衡曲线如图所示，试回答下列问题： （1）图中五点Kw间的关系为　B＞C＞A＝D＝E　。 （2）若从A点到D点，可采用的措施是　b　（填字母）。 a.升高温度 b.加入少量的盐酸 c.加入少量NaOH（s） （3）C点对应的温度下，测得纯水中的c（H＋）＝2.4×10－7 mol·L－1，则c（OH－）为　2.4×10－7 mol·L－1　。该温度下，测得某H2SO4溶液中c（）＝5×10－6 mol·L－1，该溶液中c（OH－）＝　5.76×10－9　 mol·L－1。 （4）E点对应的温度下，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为　10∶1　。 （5）B点对应温度下，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2 L混合（设混合后溶液的体积等于原两溶液体积之和），所得混合溶液的pH＝2，则V1∶V2＝　9∶11　。 解析：（1）温度越高水的电离程度越大，Kw越大。温度：A＝D＝E＜C＜B，则图中五点Kw间的关系为B＞C＞A＝D＝E。 （2）A点和D点的温度相同，但D点的c（H＋）比A点大，升高温度不能实现从A点到D点的转化，a不符合题意；加入少量的盐酸，可增大溶液中的c（H＋），而溶液的温度不变，所以可实现从A点到D点的转化，b符合题意；加入少量NaOH（s），增大溶液中的c（OH－），不能实现从A点到D点的转化，c不符合题意。 （3）C点对应的温度下，纯水中的c（H＋）＝c（OH－）为2.4×10－7 mol·L－1。该温度下，测得某H2SO4溶液中c（）＝5×10－6 mol·L－1，则由H2SO4电离产生的c（H＋）＝2×5×10－6 mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1，水的离子积常数Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝（2.4×10－7）2＝5.76×10－14，该溶液中c（OH－）＝＝ mol·L－1＝5.76×10－9 mol·L－1。 （4）E点对应的温度下，Kw＝1×10－14，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，溶液呈中性，则V（NaOH）×10－5＝V（H2SO4）×10－4，V（NaOH）∶V（H2SO4）＝10－4∶10－5＝10∶1。 （5）B点对应温度下，Kw＝1×10－12，所得混合溶液的pH＝2，则稀硫酸过量，即＝10－2，V1∶V2＝9∶11。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $