2022年高考化学一轮复习讲义第8章第38讲　水的电离和溶液的pH (含解析)

这是一份2022年高考化学一轮复习讲义第8章第38讲　水的电离和溶液的pH (含解析)，共19页。试卷主要包含了了解水的电离、离子积常数，3，则正常人血液的pOH，7 B．小于6，0蓝色等内容，欢迎下载使用。

第38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，其电离过程吸热(填“吸热”或“放热”)。水的电离平衡常数的表达式为K＝。
(2)影响水的电离平衡的因素
①温度：温度升高，水的电离平衡向正方向移动，c(H＋)和c(OH－)均增大(填“增大”“减小”或“不变”)。
②加酸或碱会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。
③加能水解的盐，可与水电离出的H＋或OH－结合，使水的电离平衡正向移动。
2．水的离子积
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)影响因素：一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。25 ℃时，Kw＝1×10－14，100 ℃时，Kw＝1×10－12。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。

(1)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变(×)
错因：浓硫酸滴入水中放热，溶液温度升高，Kw变大。
(2)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(×)
错因：二氧化硫与水反应生成的亚硫酸抑制水的电离。
(3)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(√)
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(×)
错因：CH3COONH4溶液中的醋酸根离子和铵根离子均能水解，促进水的电离。




1．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响
　体系变化
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
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小

2．如何计算水电离的c(H＋)或c(OH－)
(1)任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
(2)当抑制水的电离时(如酸或碱溶液)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较小的数值是水电离出来的。具体见下表：
溶液(25 ℃)
c(H＋) /(mol·L－1)
c(OH－) /(mol·L－1)
c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)
0.01 mol·L－1
盐酸
1.0×10－2
1.0×10－12
1.0×10－12
0.1 mol·L－1
NaOH溶液
1.0×10－13
1.0×10－1
1.0×10－13

(3)当促进水的电离时(如盐的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)较大的数值是水电离出来的。具体见下表：
溶液(25 ℃)
c(H＋) /(mol·L－1)
c(OH－) /(mol·L－1)
c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)
pH＝5的
NH4Cl溶液
1.0×10－5
1.0×10－9
1.0×10－5
pH＝10的
Na2CO3溶液
1.0×10－10
1.0×10－4
1.0×10－4


理清溶液中的H＋或OH－的来源是正确计算水电离c(H＋)水或c(OH－)水的关键
(1)溶质为酸的溶液
H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离：c(H＋)水＝c(OH－)溶液＝
(2)溶质为碱的溶液
H＋全部来源于水的电离，OH－来源于碱的电离和水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)溶液＝。
(3)水解呈酸性的盐溶液
H＋或OH－全部来源于水的电离c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)溶液。
(4)水解呈碱性的盐溶液
H＋或OH－全部来源于水的电离：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)溶液。

题组一　影响水电离平衡的因素及结果判断
1．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　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，盐酸抑制水的电离，所以ba，故a、b、c的大小关系是c>a>b，B正确。
2．下图三条曲线表示不同温度下水的离子积常数，下列说法不正确的是(　　)

A．图中温度：T3>T2>T1
B．图中pH关系：pH(B)＝pH(D)＝pH(E)
C．图中五点Kw间的关系：E>D>A＝B＝C
D．C点可能是显酸性的盐溶液
答案　D
解析　水的电离吸热，升高温度促进电离，则水中c(H＋)、c(OH－)及离子积常数均增大，根据图知，离子积常数：T3>T2>T1，所以温度：T3>T2>T1，故A正确；水的离子积常数只与温度有关，温度越高，离子积常数越大，同一曲线是相同温度，根据图知，温度高低点顺序是BD>A＝B＝C，故C正确；C点时，Kw＝1×10－14，c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，溶液的pH＝8，显碱性，故D错误。
题组二　计算电解质溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)
3．(2020·长沙市雅礼中学检测)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。
4．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

试回答下列问题：
(1)若25＜t1＜t2，则Kw (填“＞”“＜”或“＝”)1×10－14，做出此判断的理由是 。
(2)在t1 ℃时，测得纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7 mol·L－1，则c(OH－)为 。该温度下，测得某H2SO4溶液中c(SO)＝5×10－6 mol·L－1，该溶液中c(OH－)＝ mol·L－1。
答案　(1)＞　水的电离是吸热过程，升高温度，平衡向电离方向移动，c(H＋)增大，c(OH－)增大，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，Kw增大
(2)2.4×10－7 mol·L－1　5.76×10－9
解析　(1)水是弱电解质，存在电离平衡，电离吸热，所以温度升高，水的电离程度增大，离子积增大。(2)水电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相同，某温度下纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7 mol·L－1，则此时纯水中的c(OH－)＝2.4×10－7 mol·L－1，Kw＝2.4×10－7×2.4×10－7＝5.76×10－14。该温度下，某H2SO4溶液中c(SO)＝5×10－6 mol·L－1，则溶液中氢离子浓度是1×
10－5 mol·L－1，c(OH－)＝ mol·L－1＝5.76×10－9 mol·L－1。
考点二　溶液的酸碱性和pH

1．溶液的酸碱性
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
c(H＋)大小
pH
酸性溶液
c(H＋)>c(OH－)
c(H＋)>1.0×10－7mol·L－1
<7
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1
＝7
碱性溶液
c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7mol·L－1
>7

2．溶液的pH
(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(25 ℃)：

3．pH的测定方法
(1)pH试纸法
①适用范围：0～14。
②测定操作：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常用的广范pH试纸只能读取1～14的整数。
(2)pH计测定：可精确测定溶液的pH，可读取一位或两位小数。
4．常用酸碱指示剂及变色范围
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

5.溶液pH的计算
(1)单一溶液pH的计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。
强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。
(2)混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再根据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝
。
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，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。

(1)pH＝7的溶液一定呈中性(×)
错因：水的电离受温度的影响，因而溶液的pH也与温度有关。
(2)用pH试纸测溶液的pH时，应先用蒸馏水润湿试纸(×)
错因：用蒸馏水润湿试纸，相当于稀释待测液。
(3)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)
错因：广范pH试纸只能读取1～14的整数。
(4)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(√)

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。

题组一　酸碱混合溶液酸碱性的判断
1．现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是(　　)
序号
①
②
③
④
pH
11
11
3
3
溶液
氨水
氢氧化钠溶液
醋酸
盐酸

A.③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－)
C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①＞②＞④＞③
D．V1 L ④与V2 L ①混合，若混合后溶液pH＝7，则V1＜V2
答案　D
解析　从平衡移动角度分析，CH3COONa电离出的CH3COO－与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH，会使醋酸中平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，所以pH均增大，A项正确；假设均是强酸强碱，则物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性，c(H＋)>c(OH－)，B项正确；分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，但稀释氨水使平衡NH3·H2ONH＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀释后pH＜4，C项正确；假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，则V1＝V2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D项错误。
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，3 ＝ mol·L－1＝1×10－8 mol·L－1，c(H＋)水＝c(OH－)水＝1×10－8 mol·L－1；C项，1 L 0.1 mol·L－1
Ba(OH)2溶液稀释到2 L时，c(OH－)＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，pH＝13；D项，NaOH是强碱溶液，无论怎么稀释，pH在常温下不可能为6，只能无限接近于7。
3．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．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强
C．完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：VX>VY
D．若8 答案　D
解析　由图像可知，pH＝10的碱稀释100倍，X的pH变化比Y的大，则Y一定是弱碱，X的碱性比Y强，Y的碱性弱，pH相同时，Y的浓度大，则稀释前，两种碱溶液中溶质的物质的量浓度不相等，故A错误；稀释后，Y中OH－浓度大，X溶液的碱性比Y溶液的碱性弱，故B错误；Y的碱性弱，pH相同时，Y的浓度大，等体积时Y的物质的量大，则完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：VX
(1)常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于或小于7，只能接近7。
(2)常温下，酸或碱溶液稀释过程的变化规律
溶液
稀释前溶液pH
加水稀释到体积为原来的10n倍
稀释后溶液pH
酸
强酸
pH＝a
pH＝a＋n
弱酸
a 碱
强碱
pH＝b
pH＝b－n
弱碱
b－n
注：表中a＋n＜7，b－n＞7。
题组二　有关pH的简单计算
4．25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H＋)和c(OH－)的乘积为1×10－18，下列说法正确的是(　　)
A．该溶液的pH一定是9
B．该溶液的pH可能是5
C．该溶液中水的离子积为1×10－18
D．不会有这样的溶液
答案　B
5．按要求计算下列溶液的pH(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。
(2)0.1 mol·L－1的氨水(NH3·H2O的电离度α＝1%，电离度＝×100%)。
(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合。
(4)常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合。
(5)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。
答案　(1)2.9　(2)11　(3)2.3　(4)2　(5)10
解析　(1)CH3COOH　　CH3COO－ ＋ H＋
c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0
c(电离) c(H＋) c(H＋) c(H＋)
c(平衡) 0.1－c(H＋)   c(H＋) c(H＋)
则Ka＝＝1.8×10－5
解得c(H＋)≈1.3×10－3 mol·L－1，
所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.3×10－3)≈2.9。
(2)　 　　NH3·H2O　 　 OH－ 　 ＋　 NH
c(初始) 0.1 mol·L－1 0 0
c(电离) 0.1×1%mol·L－1 0.1×1%mol·L－1 0.1×1%mol·L－1
则c(OH－)＝0.1×1% mol·L－1＝10－3mol·L－1
c(H＋)＝10－11 mol·L－1，所以pH＝11。
(3)c(H＋)＝ mol·L－1
pH＝－lg＝2＋lg2≈2.3。
(4)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1,0.06 mol·L－1的硫酸溶液中c(H＋)＝0.06 mol·L－1
×2＝0.12 mol·L－1，二者等体积混合后溶液呈酸性，混合溶液中c(H＋)＝
＝0.01 mol·L－1，则pH＝－lg 0.01＝2。
(5)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＝－lg 10－10＝10。
6．根据要求解答下列问题(常温条件下)：
(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO)与c(H＋)的比值为 。
(2)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 。
(3)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 。
(4)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)　(2)0.05 mol·L－1　(3)1∶4　(4)10
解析　(1)稀释前c(SO)＝ mol·L－1，稀释后c(SO)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，c(H＋)稀释后接近10－7 mol·L－1，所以≈＝。
(2)＝0.01 mol·L－1，c＝0.05 mol·L－1。
(3)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。
(4)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。

溶液pH计算的一般思维模型


1．(2012·新课标全国卷，11)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(　　)
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
答案　C
解析　判断溶液呈中性的依据是c(H＋)＝c(OH－)。A项中，a＝b，酸碱恰好完全反应生成正盐和水，由于酸碱强弱未知，不能确定溶液的酸碱性；B项中未说明温度为25 ℃，故混合溶液的pH＝7时不一定呈中性；C项混合溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝Kw，因为c(H＋)＝ mol·L－1，则c(OH－)＝ mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性；D项中c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，只能说明溶液中电荷守恒，无法判断溶液的酸碱性。
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．(2015·广东理综，11)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图所示，下列说法正确的是(　　)

A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
答案　C
解析　升高温度，水的电离平衡右移，c(H＋)和c(OH－)均增大，Kw随之增大，而c和b对应的Kw相等，A项不正确；由图中数据可计算出该温度下水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，B项不正确；加入FeCl3后，Fe3＋水解促进了水的电离，c(H＋)增大，c(OH－)减小，但Kw不变，可引起由b向a的变化，C项正确。
4．[2019·浙江4月选考，30(3)①②]水在高温高压状态下呈现许多特殊的性质。当温度、压强分别超过临界温度(374.2 ℃)、临界压强(22.1 MPa)时的水称为超临界水。
①与常温常压的水相比，高温高压液态水的离子积会显著增大。解释其原因 。
②如果水的离子积Kw从1.0×10－14增大到1.0×10－10，则相应的电离度是原来的 倍。
答案　①水的电离为吸热过程，升高温度有利于电离(压强对电离平衡影响不大)
②100



1．25 ℃时，水中存在电离平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0。下列叙述正确的是(　　)
A．将水加热，Kw增大，pH不变
B．向水中加入少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，Kw不变
C．向水中加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)减小
D．向水中加入少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)增大
答案　B
解析　加热促进水的电离，Kw增大，pH减小，但水仍呈中性，A项错误；加入NaOH固体，c(OH－)增大，C项错误；加入NH4Cl固体，NH水解促进水的电离，但c(OH－)减小，D项错误。
2．(2020·唐山一模)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；B项，电离是吸热过程，升温能够促进电离，电离常数K增大；C项，水的电离是吸热过程，升高温度电离程度增大，水的离子积一定增大；D项，电离是吸热过程，升温促进弱电解质的电离，电离度增大。
3．已知：pOH＝－lgc(OH－)，在常温下溶液中的pH＋pOH＝14，又已知正常人(人的体温高于室温)的血液pH＝7.3，则正常人血液的pOH(　　)
A．大于6.7 B．小于6.7
C．等于6.7 D．无法判断
答案　B
解析　升高温度，促进水电离，则水的离子积常数大于10－14，pH＋pOH<14。
4．已知在100 ℃下，水的离子积Kw＝1×10－12，下列说法正确的是(　　)
A．0.05 mol·L－1的H2SO4溶液pH＝1
B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液pH＝11
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，混合后溶液pH为6，溶液显酸性
D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11的NaOH溶液50 mL
答案　A
解析　A项，c(H＋)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg 0.1＝1，正确；B项，c(OH－)＝10－3 mol·L－1，则100 ℃时，c(H＋)＝＝mol·L－1＝10－9 mol·L－1，pH＝9，错误；C项，c(H＋)＝2×0.005 mol·L－1＝0.01 mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，等体积混合后溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1，pH＝6，错误；D项，所需NaOH溶液的体积V＝ mL＝0.5 mL，错误。
5．(2019·成都质检)常温下，下列溶液的pH最大的是(　　)
A．0.02 mol·L－1氨水与水等体积混合后的溶液
B．pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后的溶液
C．0.02 mol·L－1盐酸与0.02 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
D．0.01 mol·L－1盐酸与0.03 mol·L－1氨水等体积混合后的溶液
答案　A
解析　D项混合后得到0.01 mol·L－1氨水和0.005 mol·L－1 NH4Cl的混合溶液，相当于往A项溶液中加入NH4Cl，因而D的pH比A的小。
6．(2020·浙江十校联盟联考)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．5.0×10－3mol·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，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。
7．常温下，0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝a＋1的措施是(　　)
A．将溶液稀释到原体积的10倍
B．加入适量的醋酸钠固体
C．加入等体积的0.2 mol·L－1盐酸
D．提高溶液的温度
答案　B
解析　醋酸是弱酸，电离方程式是CH3COOHH＋＋CH3COO－，故稀释10倍，pH≠a＋1，A项错误；加入适量的醋酸钠固体，抑制醋酸的电离，使其pH增大，可以使其pH由a变成a＋1，B项正确；加入等体积的0.2 mol·L－1盐酸，虽然抑制了醋酸的电离，但增大了c(H＋)，溶液的pH减小，C项错误；提高溶液的温度，促进了醋酸的电离，c(H＋)增大，溶液的pH减小，D项错误。
8．常温下，下列叙述不正确的是(　　)
A．c(H＋)＞c(OH－)的溶液一定显酸性
B．pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合后溶液呈酸性
C．pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，稀释后c(SO)与c(H＋)之比约为1∶10
D．中和10 mL 0.1 mol·L－1醋酸与100 mL 0.01 mol·L－1醋酸所需NaOH的物质的量不同
答案　D
解析　B项，pH＝3的弱酸溶液与pH＝11的强碱溶液等体积混合，弱酸浓度大，有大量酸剩余，反应后溶液显酸性，正确；C项，pH＝5的硫酸溶液稀释到原来的500倍，则溶液接近于中性，c(H＋)≈10－7 mol·L－1，c(SO)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，则c(SO)∶
c(H＋)≈1∶10，正确；D项，两份醋酸的物质的量相同，则所需NaOH的物质的量相同，错误。
9．(2019·安徽阜阳三中调研)25 ℃时，重水(D2O)的离子积为1.6×10－15，也可用pH一样的定义来规定其酸碱度：pD＝－lg c(D＋)，下列有关pD的叙述，正确的是(　　)
①中性D2O的pD＝7　②在1 L D2O中，溶解0.01 mol NaOD，其pD＝12　③1 L 0.01 mol·L－1的DCl的重水溶液，pD＝2　④在100 mL 0.25 mol·L－1 DCl的重水溶液中，加入50 mL 0.2 mol·L－1 NaOD的重水溶液，反应后溶液的pD＝1
A．①② B．③④
C．①③④ D．①②③④
答案　B
解析　由于重水的离子积常数为1.6×10－15，因此重水中c(D＋)＝4×10－8 mol·L－1，对应的pD≈7.4，故①错误；在0.01 mol·L－1 NaOD的重水溶液中，c(OD－)＝0.01 mol·L－1，根据重水离子积常数，可推知c(D＋)＝1.6×10－13 mol·L－1，pD不等于12，故②错误；在0.01 mol·L－1 DCl的重水溶液中，c(D＋)＝0.01 mol·L－1，因此pD＝2，故③正确；根据中和反应量的关系，100 mL 0.25 mol·L－1 DCl的重水溶液和50 mL 0.2 mol·L－1 NaOD的重水溶液中和后溶液中过量的DCl的浓度为0.1 mol·L－1，因此对应溶液的pD＝1，故④正确。
10．甲、乙、丙、丁四位同学通过计算得出室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离出的c(OH－)分别为甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1；丙：1.0×10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。其中你认为可能正确的数据是(　　)
A．甲、乙 B．乙、丙
C．丙、丁 D．乙、丁
答案　C
解析　如果该溶液是一种强碱(如NaOH)溶液，则该溶液的OH－首先来自碱(NaOH)的电离，水的电离被抑制，c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，H＋都来自水的电离，水电离出相同物质的量的OH－，所以丁正确；如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液呈碱性是由于盐中弱酸根的水解，水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH－，使溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液中的OH－由水电离所得，所以丙也正确。
11．在一定条件下，相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中由水电离出来的c(H＋)分别是1.0×10－a mol·L－1和1.0×10－b mol·L－1，在此温度下，则下列说法正确的是(　　)
A．a B．a＝b
C．水的离子积为1.0×10－(7＋a)
D．水的离子积为1.0×10－(b＋a)
答案　D
解析　加酸抑制水的电离，加易水解的盐促进水的电离，则a>b，A和B选项错误；由题意可知，两种溶液的pH＝b，即硫酸溶液中c(H＋)是1.0×10－b mol·L－1，而水电离产生的c(H＋)等于水电离产生的c(OH－)，所以硫酸溶液中c(OH－)是1.0×10－amol·L－1，Kw＝1.0×10－(b＋a)，D选项正确。
12．(2019·浙江高三月考)25 ℃时，甲、乙两烧杯分别盛有5 mL pH＝1的盐酸和硫酸，下列描述中不正确的是(　　)
A．物质的量浓度：c甲＝2c乙
B．水电离出的OH－浓度：c(OH－)甲＝c(OH－)乙
C．若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲＝乙
D．将甲、乙烧杯中溶液混合后(不考虑体积变化)，所得溶液的pH＞1
答案　D
解析　盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，其pH相等说明氢离子浓度相等。盐酸和硫酸溶液中氢离子浓度相等时，盐酸浓度为硫酸浓度的2倍，即c甲＝2c乙，故A正确；pH相等说明氢离子浓度相等，则氢氧根离子浓度也相等，故B正确；若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，都生成不能水解的强酸强碱盐，即所得溶液的pH都为7，故C正确；甲、乙烧杯中溶液混合时，若不考虑体积变化，氢离子浓度不变，故D错误。
13．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，溶液显中性
D．b点对应的溶液中大量存在：K＋、Ba2＋、NO、I－
答案　D
解析　A项，向b点对应的醋酸溶液中滴加NaOH溶液至a点，因为a点溶液呈中性，根据电荷守恒规律，所以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，溶液显中性，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，因此K＋、Ba2＋、NO、I－不能大量存在，错误。
14．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线上任意点均有pH＝7
答案　D
解析　由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw，A项正确；由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)，B项正确；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。
15．25 ℃时，用0.10 mol·L－1的氨水滴定10.00 mL 0.05 mol·L－1H2A溶液，加入氨水的体积(V)与溶液中lg的关系如图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法不正确的是(　　)

A．A点溶液的pH等于1
B．由图中数据可知，H2A为弱酸
C．B点水电离出的H＋浓度为1.0×10－6 mol·L－1
D．C点溶液中c(NH)>c(A2－)>c(OH－)>c(H＋)
答案　B
解析　A点：根据c(H＋)·c(OH－)＝Kw＝1×10－14，lg＝12，计算得c(H＋)＝10－1mol·L－1，则pH＝1,0.05 mol·L－1H2A完全电离，H2A为强酸，故A正确、B错误；B点酸碱恰好完全中和生成盐(NH4)2A，lg＝2，计算得c(H＋)＝10－6mol·L－1，则水电离出的H＋浓度为1.0×10－6mol·L－1，故C正确；C点为(NH4)2A与NH3·H2O的混合溶液，根据lg＝－4，计算得c(H＋)＝10－9mol·L－1，则pH＝9，呈碱性，考虑氨水的电离平衡，则溶液中c(NH)>c(A2－)
>c(OH－)>c(H＋)，故D正确。
16．某温度下的水溶液中，c(H＋)＝10－x mol·L－1，c(OH－)＝10－y mol·L－1。x与y的关系如图所示：

(1)该温度下水的离子积为 (填具体数值)；该温度 (填“高于”“低于”或“等于”)常温。
(2)该温度下0.01 mol·L－1 NaOH溶液的pH为 。
(3)除了用pH外，科学家还建议用酸度(AG)来表示溶液的酸碱性：AG＝lg。则该温度下，0.01 mol·L－1盐酸的酸度AG＝ 。
答案　(1)10－12　高于　(2)10　(3)8
解析　(1)根据图像可知x＝4时，y＝8，所以该温度下水的离子积常数是10－4×10－8 ＝10－12
>10－14，所以温度高于常温。
(2)0.01 mol·L－1 NaOH溶液中OH－的浓度是0.01 mol·L－1，所以氢离子的浓度为mol·L－1＝10－10 mol·L－1，因此pH＝10。
(3)0.01 mol·L－1盐酸中氢离子浓度是0.01 mol·L－1，所以OH－的浓度是10－10mol·L－1。因此该温度下，0.01 mol·L－1盐酸的酸度AG＝lg＝8。