2022届高三化学一轮复习化学反应原理07水的离子积常数相关计算含解析

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水的离子积常数相关计算
填空题（共21题）
1．常温下①在0.01mol/LHCl溶液中，c(OH-)=_______，c(H+)=_______，由水电离出的c(H+)=_______，由水电离出的c(OH-)=_______。
②在0.01mol/LNaOH溶液中，c(OH-)=_______，c(H+)=_______，由水电离出的c(H+)=_______，由水电离出的c(OH-)=_______。
③在0.01mol/LNaCl溶液中，c(OH-)=_______，c(H+)=_______，由水电离出的c(H+)=_______，由水电离出的c(OH-)=_______。
2．(1)25℃时，0.05 mol/L H2SO4溶液的c(H+)=____，pH=____，0.01 mol/L NaOH溶液的c(H+)=_____，pH=_____；
(2)水的电离平衡曲线如图所示。

若以A点表示25℃时水电离平衡时的离子的浓度，当温度升高至100 oC时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子积从_____增加到____，造成水的离子积增大的原因是____。
3．根据要求，回答下列问题：
(1)某温度下，纯水中的，则纯水中的___________，该温度时的水的离子积___________。保持温度不变，滴入稀盐酸使溶液中的，则溶液中的为___________。
(2)常温下，某NaOH溶液的，则该溶液中的氢氧根离子浓度___________。
(3)常温下，某溶液的，则该溶液中水电离出的氢离子浓度___________。
4．某温度下，纯水的c(H+)为2×10-7mol•L-1，则此时c(OH-)为___mol•L-1，若温度不变，滴入稀H2SO4使c(H+)=5×10-4mol•L-1，则由水电离出的c(OH-)为___mol•L-1，此时温度___(填“高于”、“低于”或“等于”)25℃。
5．某温度下，纯水中的c(H＋)=2×10-7mol·L-1，则此时c(OH-)为___；Kw为__若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)=5×10-4mol·L-1，则溶液中c(OH-)为___，由水电离产生的c(H＋)为___，此时温度__(填“高于”、“低于”或“等于”)25℃。
6．(1)现有25℃、pH=13的Ba(OH)2溶液与某浓度盐酸溶液按体积比(碱与酸之比)1：9混合后，所得溶液pH=11(假设混合溶液的体积等于混合前两溶液的体积和)，该盐酸溶液的pH=__。
(2)物质的量浓度相同的氨水溶液和盐酸溶液等体积混合后，溶液呈______(填“酸性”，“中性”或“碱性”)原因为 ___________(用离子方程式表示)
(3)已知水在25℃和95℃时的电离平衡曲线如图所示：

①95℃时，0.001mol/LNaOH溶液的pH=_____。
②25℃时，将pH=9的NaOH溶液与pH=3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______。
7．已知二元酸 H2A 在水中存在以下电离：，试回答下列问题：
(1)NaHA 溶液呈_______(填“酸”“碱”或“中”)性，理由是_______。
(2)某温度下，向 10mL 0.1mol/L NaHA 溶液中加入 0.1mol/L KOH 溶液 V mL 至中性， 此时溶液中以下关系一定正确的是_______(填写字母)。
A．溶液pH=7 B．水的离子C．V=10D．c(K＋) (3)水的离子积常数 Kw与温度T(℃)的关系如图所示：


①若T1=25 ℃，则 Kw1=_______；若 T2=100 ℃时，Kw2=10-12，则此时 0.05 mol·L-1的 Ba(OH)2溶液的 pH=_______。
②已知 25℃时，0.1L 0.1mol·L-1的 NaB 溶液的 pH=10，则 NaB 溶液中所存在的平衡有：_______(用离子方程式表达)。溶液中各离子的物质的量浓度由大到小的顺序_______。
③25℃时，将V1 L pH=11 的NaOH 溶液与V2 L pH=4 的硫酸溶液混合(假设混合后溶液体积V= V1+ V2)，若所得混合溶液 pH=9，则 V1： V2=_______。
8．任何物质的水溶液都存在水的电离平衡，其电离方程式可表示为H2OH+＋OH-。请回答下列有关问题：
(1)现欲使水的电离平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，可以选择的方法有_______。
A．加热至100℃ B．加入NaHSO4(s) C．加入CH3COONa(s) D．加入NH4Cl(s)
(2)在t℃时，测得0.01 mol/L的NaOH溶液的pH=11，则该温度下水的离子积为_______，此温度_______25 ℃(选填“大于”“小于”或“等于”)。
(3)在25℃时，将pH=a的NaOH溶液Va L与pH=b的HCl溶液Vb L混合，请填写下列空白：
①若所得溶液呈中性，且a=11，b=3，则Va∶Vb=_______。
②若所得混合溶液的pH=10，且a=12，b=2，则Va∶Vb=_______。
9．Ⅰ.已知95 ℃时水的离子积KW=1×10-12，25 ℃时KW=1×10－14，回答下列问题：
(1)95 ℃时水的电离常数_______(填“＞”“=”或“＜”) 25 ℃时水的电离常数。
(2)95 ℃纯水中c(H＋)_______(填“＞”“=”或“＜”)c(OH－)。
(3)95 ℃时向纯水中加入NaOH，c(OH－)=1×10－1 mol·L-1，此时pH=_______。
Ⅱ.(25 ℃)，将20mL0.01 mol·L－1 KOH溶液与30mL0.005mol·L－1H2SO4溶液混合并加水至100ml，求混合液的pH值_______________(写计算过程)。
10．(1)工业废水中常含有Cu2+等重金属离子，直接排放会造成污染，目前在工业废水处理过程中，依据沉淀转化的原理，常用FeS等难溶物质作为沉淀剂除去这些离子。已知室温下Ksp(FeS)=6.3×10-18，Ksp(CuS)=1.3×10-36。请用离子方程式说明上述除杂的原理_。
(2)在t℃时，某NaOH稀溶液中，c(H+)=10-a mol/L，c(OH-)=10-b mol/L，已知a+b=12，则该温度下水的离子积常数Kw=_。在该温度下，将100 mL 0.1 mol/L的稀硫酸与10 mL 0.4 mol/L的NaOH溶液混合后，溶液的pH=__。
11．已知时， NaOH溶液的，的HA溶液中。请回答下列问题：
该温度下，水的离子积______，
的HA溶液中水电离出_______________。
在室温下，蒸馏水稀释 HA溶液时，下列呈减小趋势的是______。
A．水的电离程度 C．溶液中和的乘积 溶液中的值
室温下，取的盐酸和HA溶液各100mL，向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如图所示：

图中表示HA溶液pH变化曲线的是______填“A”或“B”。
设盐酸中加入Zn的质量为，HA溶液中加入Zn的质量为，则_____填“”“”或“”。
室温下，取的盐酸和HA溶液各100mL，分别滴加溶液至恰好完全反应，所需NaOH溶液的体积前者______后者填“”“”或“”
12．已知水的电离平衡曲线如图所示，试回答下列问题：

(1)图中五点的Kw间的关系是___________。
(2)若从A点到D点，可采用的措施是________。
a. 升温 b. 加入少量的盐酸 c. 加入少量的NaOH
(3)点E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________。
(4)点B对应的温度下，若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是___。
13．在不同温度下的水溶液中，c(H＋)和c(OH－)的关系如图所示：

(1)A点水的离子积为________，C点水的离子积为_______，对纯水由25℃升高温度至100℃时水的离子积______(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)100℃时，若向B点溶液中滴加硫酸，体系将由B点移向_____点(填C或D)，为什么_________。
(3)25℃时，0.001mol/L的盐酸溶液pH=_______；0.001mol/L的氢氧化钠溶液pH=_________；若将二者温度都升高至100℃，_________(填“盐酸”、“氢氧化钠”、“盐酸和氢氧化钠”)的pH会改变。
14．请回答下列问题：
（1）已知25℃时，HA的电离常数为2.5×10-4，则此温度下0.1mol·L-1，HA溶液中由水电离出的H+浓度为____mol·L-1。
（2）已知t℃时，Kw=1×10-13，则t℃___(填“>”“<”或“=”)25℃。在t℃时将pH=12的NaOH溶液V1L与pH=1的H2SO4溶液V2L混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH=3，则V1：V2=___。
（3）一定条件下在恒温恒容的密闭容器中按一定比例充入NO(g)和Cl2(g)，2NO(g)+Cl2(g) 2ClNO(g)，平衡时ClNO的体积分数的变化图像如图，则A、B、C三状态中，NO的转化率最大的是___点；当=1.5时，达到平衡状态ClNO的体积分数可能是D、E、F三点中的__点。

15．已知水在25 ℃和100 ℃时，电离平衡曲线如图所示：

（1）25 ℃时水的电离平衡曲线应为________（填“A”或“B”），请说明理由____________。
（2）下列措施能影响水的电离平衡，并使溶液中的c（H＋）＞c（OH－）的是_____（填序号）。
A 向纯水中投入少量Na2O2固体 B 将水加热至煮沸
C 向水中通入CO2 D 向水中加入NaCl
16．任何物质的水溶液都存在水的电离平衡。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
a
1×10-12
完成下列填空：
（1）25℃时，向100mL纯水中加入0.01mol的NH4Cl固体，___（选填“促进”或“抑制”）了水的电离平衡，所得溶液呈___性（选填“酸”、“碱”或“中”），原因是（用离子反应方程式表示）__。
（2）若25”、“<”或“=”），理由是___。
（3）t1℃时，测得纯水的c(H+)=2.4×10-7mol/L，则c(OH-)=__mol/L；该温度下某盐酸溶液的c(Cl-)=0.01mol/L，该溶液的c(OH-)=___mol/L。
（4）t2℃时，0.01mol/L的NaOH溶液的pH=___。
17．一定条件下，在水的电离平衡中，c平(H+)和c平(OH-)的关系如图所示：

（1）A点水的离子积为_____________，B点水的离子积为_____________，造成水的离子积变化的原因是_____________。
（2）100℃时，若盐酸中c平(H+)=5×10-4mol·L-1，则由水电离产生的c水(H+)=_________。
18．任何物质的水溶液都存在水的电离平衡，其电离方程式可表示为：H2O⇌H＋＋OH-。请回答下列有关问题：
(1)现欲使水的电离平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，可以选择的方法有_________。
A．加热至100℃ B．加入 NaHSO4(s) C．加入CH3COONa(s) D．加入NH4Cl(s)
(2)在t℃时，测得0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH＝11，则该温度下水的离子积为_____，此温度____25℃(选填“大于”“小于”或“等于”)，理由是________。
(3)在t℃时，将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的HCl溶液VbL混合，请填写下列空白：
①若所得溶液呈中性，且a＝11，b＝3，则Va:Vb＝__________。
②若所得溶液呈中性，且Va:Vb＝10:1，则a＋b＝__________。
③若所得混合溶液的pH＝10，且a＝12，b＝2，则 Va: Vb＝___________。
④若将pH＝12的NaOH溶液VaL与VbL水混合后所得溶液的pH＝10，则Va:Vb＝____。
19．（1）某温度（t℃）时，水的离子积为KW=1.0×10-13mol2•L-2，则该温度（填“大于”、“小于”或“等于”）______25℃，其理由是_____________．
（2）若将此温度下pH=11的苛性钠溶液a L与pH=1的稀硫酸b L混合（设混合后溶液体积的微小变化忽略不计）． 若所得混合液为中性，则a：b=______．
（3）FeCl3的水溶液呈______（填“酸”、“中”、“碱”）性，原因是__________（用离子方程式表示）
（4）把氯化铝溶液蒸干并灼烧，固体产物是______（填化学式）
20．室温下，用0.10 mol·L－1KOH溶液滴定10.00 mL 0.10 mol·L－1H2C2O4(二元弱酸)溶液所得滴定曲线如图(混合溶液的体积可看成混合前溶液的体积之和)。请回答下列问题：

（1）点①所示溶液中，Kw＝__________。
（2）点②所示溶液中的电荷守恒式为______________________________________。
（3）点③所示溶液中存在________种平衡。
（4）点④所示溶液中的物料守恒式为0.10 mol·L－1＝___________________________。
（5）点⑤所示溶液中各离子浓度的大小顺序为________________________________。
（6）上述5点所示溶液中，水的电离程度最大的是_______，最小的是________(用序号回答)。
21．(1)25℃下，纯水中c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，则此时c(OH－)＝______________，该温度下向纯水中加盐酸，使溶液中的c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，则此时溶液的pH＝_______________。若25℃下，向纯水中加入NaOH固体，使溶液的pH＝13，此时溶液中c(OH－)＝___________。 与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3 NH4+＋NH2－，请写出液氨的电离平衡常数表达式K =____________________________。
(2)同素异形体相互转化的反应热相当少而转化速率慢，有时还很不完全，测定时很 困难，现可依据盖斯定律进行计算。已知：
P4 (白磷，s) ＋ 5O2 (g) ＝ 2P2O5 (s)； △H1 ＝－283.2 kJ·mol－1 ①
4P (红磷，s) ＋ 5O2 (g) ＝ 2P2O5 (s)； △H2 ＝－184.0kJ·mol－1 ②
由热化学方程式看来，更稳定的磷的同素异形体是 ______(填“白磷”或“红磷”) ，试写出白磷转化成红磷的热化学方程式______________________________________。
参考答案
1．10-12 0.01 10-12 10-12 0.01 10-12 10-12 10-12 10-7 10-7 10-7 10-7
【详解】
①盐酸是一元强酸，盐酸的浓度为0.01mol/L，c(H+)=0.01mol/L，，盐酸中的氢氧根离子完全来源于水的电离，且水中电离出的氢离子和氢氧根离子浓度一定相等，所以该溶液中水电离的氢离子和氢氧根离子浓度相等，均为10-12mol/L；
②氢氧化钠是一元强碱，氢氧化钠的浓度为0.01mol/L，c(OH-)=0.01mol/L，，氢氧化钠中的氢离子完全来源于水的电离，且水中电离出的氢离子和氢氧根离子浓度一定相等，所以该溶液中水电离的氢离子和氢氧根离子浓度相等，均为10-12mol/L；
③在0.01mol/LNaCl溶液中，呈中性，氢离子和氢氧根离子全部来源于水的电离，并且氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，故。
2．0.1mol/L 1 1×10-12mol/L 12 1×10-14 1×10-12 温度升高，水的电离程度增大，Kw增大
【详解】
(1)0.05 mol/L H2SO4溶液的c(H+)=2c(H2SO4)=2×0.05 mol/L=0.1 mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg0.1=1，0.01 mol/L NaOH溶液的c(OH-)=c(NaOH)=0.01 mol/L，c(H+)==，pH=12，故答案为：0.1 mol/L；1；1×10-12mol/L；12；
(2)A点对应的水的离子积常数，B点对应的水的离子积常数，水的电离是吸热过程，温度升高水的电离平衡正向移动，电离程度增大，Kw增大，故答案为：1×10-14；1×10-12；温度升高，水的电离程度增大，Kw增大。
3．
【分析】
根据水的离子积常数进行计算溶液中的氢离子或氢氧根离子的浓度。
【详解】
(1)纯水显中性，水中只有氢离子和氢氧根离子，二者浓度相同，故c(OH-)=，Kw= c(H+)×c(OH-) =，保持温度不变，故Kw不变，当滴入盐酸后溶液中的，Kw= c(H+)×c(OH-) ，则溶液中的c(OH-)=。
(2) 常温下Kw= c(H+)×c(OH-) =，pH=10时，c(H+)=mol/L，则c(OH-)=mol/L。
(3) 常温下Kw= c(H+)×c(OH-) =，pH=2时，c(H+)=mol/L，则c(OH-)=mol/L，由于硫酸中的氢氧根离子全部来自于水，水电离出的氢离子和氢氧根离子浓度相等，故水电离出的氢离子浓度c(H+)水=mol/L。
【点睛】
注意水的离子积常数只与温度有关，常温下是定值，且适用于稀溶液。
4．2×10-7 8×10-11 高于
【详解】
某温度下，纯水的c(H+)为2×10-7mol•L-1，由于纯水显中性，氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，则此时c(OH-)为2×10-7mol•L-1，该温度下水的离子积常数是2×10-7×2×10-7＝4×10-14＞1×10-14，所以此时温度高于25℃。若温度不变，滴入稀H2SO4使c(H+)=5×10-4mol•L-1，则溶液中氢氧根离子浓度是，硫酸抑制水的电离，因此由水电离出的c(OH-)就是溶液中的氢氧根离子，为8×10-11mol•L-1。
5．2×10-7mol·L-1 4×10-14 8×10-11mol·L-1 8×10-11mol·L-1 高于
【详解】
在纯水中，c(H＋)= c(OH-)=2×10-7 mol·L-1；Kw= c(H＋) ·c(OH-)=2×10-7mol·L-1×2×10-7mol·L-1=4×10-14；温度不变，水的离子积常数不变，所以滴入稀盐酸后，溶液中c(OH－)==mol/L=8×10-11 mol·L-1；酸性溶液中水电离出的氢离子浓度等于溶液中氢氧根离子浓度，所以水电离出的氢离子浓度是8×10-11 mol·L-1；水的电离是吸热过程，升高温度促进水的电离，所以温度越高，水的离子积常数越大，该温度下水的离子积常数是4×10-14，大于25℃时水的离子积常数1×10-14，所以该温度高于25°C。
6．2 酸性 NH +H2O⇌NH3•H2O+H+ 9 100：1
【分析】
根据影响水的电离平衡因素及水的离子积常数计算解答；根据pH=-lg c(H+)及盐类水解原理分析溶液的酸碱性。
【详解】
(1) 设盐酸的物质的量浓度为：c(HCl)，碱与酸体积分别为1L、9L，则n(OH-)=0.1mol/L×1L=0.1mol，n(H+)=c(HCl)×9L，反应后剩余氢氧根离子的物质的量为：0.1mol-c(HCl)×9L；由混合后所得溶液pH=11，可知混合后c(H+)=10-11mol•L-1，则混合后c(OH-)=，即：，解得：c(HCl)=10-2mol•L-1，pH=-lg c(H+)，所以pH=2，故答案为：2；
(2) 物质的量浓度相同的氨水溶液和盐酸溶液等体积混合，恰好完全反应，此时溶质为氯化铵，铵根离子水解使溶液呈酸性，水解的离子方程式为：NH+H2O⇌NH3•H2O+H+，故答案为：酸性；NH+H2O⇌NH3•H2O+H+；
(3) 温度升高促进电离，则由图示知：25℃时KW=10-14，95℃时KW=10-12
①95℃时，0.001 mol/LNaOH溶液中氢氧根离子的浓度为0.001mol/L，所以溶液中氢离子的浓度为：，所以溶液的pH=9，故答案为：9；
②25℃时所得混合溶液的pH=7，溶液呈中性即酸碱恰好中和，即n(OH-)=n(H+)，则V(NaOH)×10-5 mol•L-1=V(H2SO4)×10-3 mol•L-1，得V(NaOH)：V(H2SO4)=100：1，故答案为：100：1。
7．酸 HA-只电离不水解 BD 11 ， 1：9
【详解】
(1) 根据题干的信息可知，H2A的第一步电离是完全进行的，第二步电离是可逆反应，则HA-只存在电离，不存在水解，NaHA溶液呈酸性；
(2) A．溶液呈中性，则溶液中c(H+)=c(OH-)，题中并未指明温度，所以溶液pH不一定是7，A错误；
B．溶液呈中性，则溶液中c(H+)=c(OH-)，KW=c(H+)∙c(OH-)=c2(OH-)，B正确；
C．V=10时，KOH溶液体积为10mL，则反应后溶液中的溶质为Na2A和K2A，则溶液呈弱碱性，与题干矛盾，若要使反应后的溶液呈中性，V应小于10，C错误；
D．经分析，V＜10，则n(KOH)＜n(NaHA)，则反应后溶液中，n(K+)＜n(Na+)，D正确；
故选BD；
(3) ①T1=25℃时，KW1=c(H+)∙c(OH-)=10-7mol∙L-1×10-7mol∙L-1=10-14；T2=100℃时，0.05mol∙L-1 Ba(OH)2溶液中，c(OH-)=0.1mol∙L-1，c(H+)===10-11mol∙L-1，则pH=11；
②0.1mol∙L-1 NaB溶液应呈碱性，则NaB是强碱弱酸盐，溶液中存在B-的水解平衡和H2O的电离平衡：，；在该溶液中，各离子的物质的量浓度由大到小的顺序为c(Na+)＞c(B-)＞c(OH-)＞c(H+)；
③25℃时，pH=11的NaOH溶液中，c(OH-)==10-3mol∙L-1，pH=4的硫酸溶液中，c(H+)=10-4mol∙L-1，两溶液混合后所得溶液pH=9，说明NaOH溶液过量，则该pH=9的溶液中，c(OH-)==10-5mol∙L-1，则有：，解得：V1:V2=1:9。
8．D 1×10-13 大于 1:1 101:99
【详解】
(1)A．水的电离是一个吸热过程，加热至100℃，水的电离平衡向右移动，但溶液仍呈中性，A不符合题意；
B．加入的NaHSO4(s)溶于水后发生完全电离，溶液呈酸性，将抑制水电离，使水的电离平衡向左移动，B不符合题意；
C．加入CH3COONa(s)溶于水后，电离产生的CH3COO-水解，促进水电离，但溶液呈碱性，C不符合题意；
D．加入NH4Cl(s)溶于水后，电离产生的水解，促进水电离，溶液呈酸性，D符合题意；
答案为：D；
(2)在t℃时，测得0.01 mol/L的NaOH溶液的pH=11，则c(H+)=10-11mol/L，c(OH-)=0.01mol/L，则该温度下水的离子积为KW=10-11×10-2=1×10-13，因为水的电离是一个吸热过程，水的离子积常数增大，则表明平衡正向移动，溶液的温度升高，此温度大于25 ℃。答案为：1×10-13；大于；
(3)在25℃时，KW=1×10-14；
①若所得溶液呈中性，且a=11，b=3，则10-3mol/L×Va L=10-3mol/L×Vb L，则Va∶Vb=1:1。
②若所得混合溶液的pH=10，且a=12，b=2，则，Va∶Vb=101:99。答案为：1:1；101:99。
9．> = 11 3
【详解】
(1)水的电离为吸热反应，温度越高水的电离程度越大，电离平衡常数越大，所以95℃时水的电离常数>25℃时水的电离常数，故答案为：>；
(2)由水的电离：,可知，任何温度下纯水中水电离出的c(H＋)等于c(OH－)，故答案为：=；
(3)95 ℃时水的离子积KW=1×10-12，c(OH-)=1×10-1mol·L-1，,pH=11，故答案为：11；
II.混合后溶液中的c(H＋)=， 混合液的pH=3，故答案为：3。
10．FeS+Cu2+=Fe2++CuS 10-12 11
【详解】
(1)由于Ksp(FeS)>Ksp(CuS)，所以在相同条件下CuS的溶解度更小，沉淀会向着生成CuS的方向进行，故离子方程式为FeS+Cu2+=Fe2++CuS；故答案为：FeS+Cu2+=Fe2++CuS；
(2)某NaOH稀溶液中，c(H+)=10-a mol/L，c(OH-)=10-b mol/L，已知a+b=12，则该温度下水的离子积常数Kw=c(H+)c(OH-)=10-a mol/L10-b=10-(a+b)= 10-12；在该温度下，将100mL0.1mol/L的稀硫酸与100 mL 0.4 mol/L的NaOH溶液混合后，c(OH-)==0.1 mol/L，c(H+)===10-11 mol/L，pH=-lg c(H+)=11，故答案为：10-12；11。
11．
【详解】
（1）0.01 mol/L NaOH：c(OH-)=c(NaOH)=0.01mol/L，由pH=11得c(H+)=10-11mol/L，Kw= c(OH-)·c(H+)=0.01mol/L×10-11mol/L=10-13 mol2/L2；
（2）0.1mol/L HA：根据① 和② 解得 c(H+)=10-2mol/L，c(OH-)=10-11mol/L，HA溶液中OH-一定是由水电离产生的，故由水电离出c水(OH-)= c(OH-)=10-11mol/L；
（3）根据以上分析，0.1mol/L HA中c(H+)=10-2mol/L，说明HA未完全电离，属于弱电解质，存在电离平衡，即 。
A．加水稀释，c(H+)下降，减弱了对水电离的抑制作用，故水的电离程度增大，A不符合题意；
B． ，加水稀释，促进HA电离，故n(HA)减少，n(A-)增多，故比值减小；或者依据电离平衡常数不变进行判断，，由于c(H+)减小，故增大，其倒数减小，B符合题意；
C．温度不变，水的离子积[ Kw= c(OH-)·c(H+) ]也不变，C不符合题意；
D．c(A-)、c(HA)浓度均减小，故两者乘积也减小，D符合题意；
故答案选BD；
（4）①随着反应的进行，弱电解质HA能继续电离出H+，可以补充因反应消耗的H+，故HA中c(H+)减小速度要比HCl中慢，即反应相同时间剩余c(H+)：HA > HCl，即pH：HA < HCl，所以曲线B代表HA；
②若m1=m2，则反应后溶液剩余c(H+)：HA>HCl，即pH：HA （5）由于两者可提供的H+是相等的，故消耗NaOH也是相等的。
12．B＞C＞A=E=D b 10:1 pH1+ pH2=14
【详解】
(1)水的离子积只受温度的影响，则E=A=D，升高温度，水的离子积增大，即B＞C＞A，因此水的离子积大小是：B＞C＞A=E=D；
(2)A点c(H＋)=c(OH－)，D点c(H＋)＞c(OH－)，说明溶液显酸性，故选b；
(3)点E对应的温度是25℃，此温度下pH=7，溶液显中性，即V(NaOH)×10－5=V(H2SO4)×10－4，则V(NaOH)：V(H2SO4)=10：1；
(4)B点对应的温度是100℃，水的离子积为10－12，溶液显中性，此时的pH=6，100×10-a=1×10(b－12)，解得a+b=14，即pH1＋pH2＝14。
13．1×10-14 1×10-12 增大 D 氢离子浓度增大，氢氧根浓度减小，但是温度不变，水的离子积不变 3 11 氢氧化钠
【分析】
本题主要根据水的离子积和温度、酸碱对水的电离平衡的影响，和pH计算，总体难度不大。
【详解】
(1)A点水中c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，则A点水的离子积为10-7×10-7=10-14，C点水中c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L，则C点水的离子积为10-6×10-6=10-12，升高温度，促进水的电离，水的离子积增大，故答案为：1×10-14；1×10-12；增大；
(2)100℃时，若向B点溶液中滴少量稀硫酸，溶液中c(H+)增大，c(OH-)减小，二者的乘积不变，所以若向B点溶液中滴少量稀硫酸，体系将由B点移D点，故答案为：D；氢离子浓度增大，氢氧根浓度减小，但是温度不变，水的离子积不变；
(3)25℃时，0.001mol/L的盐酸溶液pH=-lgc(H+)=3；25℃时，0.001mol/L的氢氧化钠溶液，溶液中氢离子的浓度为c(H+)=mol/L=10-11mol/L，则溶液的pH=11；升高温度，盐酸中氢离子浓度不变，氢氧化钠中氢氧根离子浓度不变，但是Kw增大，所以氢氧化钠溶液中c(H+)增大，即氢氧化钠溶液中pH减小，故答案为：3；11；氢氧化钠。
14．2×10-12 ＞ 99：101 A D
【详解】
(1)由HAH++A-可知，Ka==2.5×10-4，c(H+)≈c(A-)，c(HA)≈0.1mol/L，则c2(H+)=Ka×c(HA)，解得c(H+)=5×10-3mol/L，c(OH-)===2×10-12mol/L，因为H2OH++OH-，由水电离出的H+浓度等于OH-的浓度，即为2×10-12mol/L；答案为2×10-12。
(2)水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，则水的离子积常数增大，t℃时，Kw=1×10−13＞1×10−14，所以t℃＞25℃；t℃时pH=12的NaOH溶液中c(OH−)=0.1mol/L，在t℃时将pH=12的NaOH溶液V1L与pH=1的H2SO4的溶液V2L混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH=3，c(H+)=0.001mol/L，则有=0.001mol/L，解得V1：V2=99:101；答案为＞，99:101。
(3)增大其中一种反应物的含量，有利于提高另一反应物的转化率，而自身的转化率下降，根据图象，随着增大，φ(ClNO)增大，即增大了NO的含量，则其转化率减小，所以NO转化率最大的为A点，增大，φ(ClNO)增大，则当=1.5时，φ(ClNO)最有可能是D点；答案为A，D。
15．A 水的电离是吸热过程，温度低时，电离程度小，c（H＋）、c（OH－）小 C
【详解】
(1) 水的电离是吸热过程，当温度升高时，促进水的电离，水的离子积增大，水中c(H+)、c(OH-)都增大，结合图像中A、B曲线变化情况及c(H+ )、c(OH-)可以判断25℃时水的电离平衡曲线应为A，故答案为：A，水的电离是吸热过程，温度低时，电离程度小，c(H+)、c(OH-)小
(2) 影响水电离平衡的因素很多。
A．生成NaOH，使c(OH-)>c(H+)，故A错误；
B．可促进水的电离，但c(H+)=c(OH-)，故B错误；
C．可与水反应生成H2CO3,，抑制水的电离，但H2CO3H++HCO，使c(H+ )>c(OH- )，故C正确；
D．加入氯化钠对水的电离无影响，故D错误；
故选C。
16．促进 酸 NH+H2ONH3·H2O +OH- > 水的电离是吸热反应，升温，平衡正向移动，c(H+)和c(OH-)都增大，Kw=[H+]•[OH-]，Kw增大 2.4×10-7 5.76×10-12 10
【详解】
（1）向纯水中加入0.01mol的NH4Cl固体，铵根水解，要促进水的电离，铵根结合水电离出的氢氧根，导致溶液呈酸性，水解的离子方程式为：NH+H2ONH3·H2O +OH-；故答案为：促进；酸；NH+H2ONH3·H2O +OH-；
（2）水的电离是吸热反应，升温，平衡正向移动，水的离子积增大，由于25＜t1＜t2，所以a＞1×10-14，故答案为：＞；水的电离是吸热反应，升温，平衡正向移动，c(H+)和c(OH-)都增大，Kw= c(H+)×c(OH-)，Kw增大；
（3）纯水中，c(H+)= c(OH-)=2.4×10-7 mol•L-1，则该温度下的Kw= c(H+)．c(OH-)=（2.4×10-7 mol•L-1）2=5.76×10-14，该温度下某盐酸溶液的c(Cl-)=0.01mol/L，则溶液中c(H+)=0.01mol/L，c(OH-)==5.76×10-12 mol/L；故答案为：2.4×10-7；5.76×10-12；
（4）t2时，Kw=1×10-12，0.01mol/L的NaOH溶液的c(OH-)=0.01mol/L，c(H+)==1×10-10mol/L，pH==10；故答案为：10。
17．1×10-14mol2·L-2 1×10-12mol2·L-2 水的电离为吸热过程，温度升高，水的电离平衡正向移动，Kw增大 2×10-9mol·L-1
【详解】
(1)由A点的H+、OH-的浓度可得Kw=c平(H+)·c平(OH-)=1×10-14mol2·L-2，同理可知B点的Kw=c平(H+)·c平(OH-)=1×10-12mol2·L-2，水的离子积变大的原因是水的电离为吸热过程，温度升高，水的电离平衡正向移动，Kw增大；

(2)若盐酸中c平(H+)=5×10-4mol·L-1，则c水(H+)=c平(OH-)==2×10-9mol·L-1。
18．D 10-13 大于 在0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH＝11可知c(H+)=1×10-11mol·L-1，c(OH-)=10-2 mol·L-1，则Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13>10-14，说明t℃时水的离子积大于25℃时水的离子积，说明条件改变，促进了水的电离，根据平衡移动原理，t℃大于25℃ 1:10 12 1:9 1:99
【分析】
（1）使水的电离平衡向右移动的方法有升高温度、加入强酸弱碱盐或强碱弱酸盐等，如果溶液呈酸性，说明溶液中氢离子浓度大于氢氧根离子浓度；
（2）0.01mol/L的NaOH溶液的pH为11，则c（H+）=1×10-11mol/L，c（OH-）=0.01mol/L，根据Kw=c（H+）c（OH-）计算；依据25℃Kw=c(H+)c(OH-)=10-14判断t℃的大小；
(3) t℃时，pH＝a的NaOH溶液VaL，溶液中n(OH-)＝10a-13·Va，pH＝b的HCl溶液VbL，溶液中n(H＋)＝10-b·Vb。
【详解】
(1) A．加热至100℃，促进水的电离，溶液仍呈中性，故A错误；
B．向水中加入NaHSO4固体，电离出的氢离子抑制水的电离，故B错误；
C．向水中加CH3COONa，水解呈碱性，故C错误；
D．向水中加入NH4Cl固体，水解呈酸性，故D正确；
D正确，故答案为：D；
(2)由0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH＝11可知，溶液中c(H+)=1×10-11mol·L-1，c(OH-)=10-2 mol·L-1，则Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13>10-14，说明t℃时水的离子积大于25℃时水的离子积，说明条件改变，促进了水的电离，根据平衡移动原理可知，t℃大于25℃，故答案为：在0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH＝11可知c(H+)=1×10-11mol·L-1，c(OH-)=10-2 mol·L-1，则Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13>10-14，说明t℃时水的离子积大于25℃时水的离子积，说明条件改变，促进了水的电离，根据平衡移动原理，t℃大于25℃；
(3) t℃时，pH＝a的NaOH溶液VaL，溶液中n(OH-)＝10a-13·Va，pH＝b的HCl溶液VbL，溶液中n(H＋)＝10-b·Vb；
①由溶液呈中性可得10a-13Va＝10-bVb，解得Va:Vb=1013-(a+b)＝10:1，故答案为：10:1；
②由溶液呈中性可得由溶液呈中性可得10a-13Va＝10-bVb，若Va：Vb＝10：1，解得a＋b＝12，故答案为：12；
③若所得混合溶液的pH＝10，则溶液中c(OH-)＝ =10-3，由a＝12和b＝2可得Va:Vb＝1:9，故答案为：1:9；
④由pH＝12的NaOH溶液VaL与VbL水混合后所得溶液的pH＝10可得溶液中c(OH-)＝＝10-3，解得Va:Vb＝1:99，故答案为：1:99。
19．大于 水的电离过程吸热，该温度下的Kw比25℃时大，所以该温度大于25℃ 10：1 酸 Fe3++3H2O⇌Fe（OH）3+3H+ Al2O3
【分析】
(1) 水的电离为吸热反应，升高温度，平衡向电离的方向移动，则水的离子积增大；
(2)两溶液混合后为中性，根据n(H+)=n(OH-)计算；
(3) FeCl3为强酸弱碱盐，铁离子在溶液中发生水解生成氢氧化铁和氢离子；
(4)加热氯化铝溶液时，水解平衡向水解的方向移动，且生成的HCl易挥发，导致生成氢氧化铝，灼烧时生成氧化铝。
【详解】
(1) 水的电离为吸热反应，升高温度，平衡向电离的方向移动，则水的离子积增大，25℃时，KW=1.0×10-14mol2•L-2，小于某温度（t℃）时水的离子积， 则t℃大于25℃；
(2) 此温度下水的离子积为KW=1.0×10-13mol2•L-2，pH=11的苛性钠溶液的浓度为0.01mol/L，pH=1的稀硫酸的氢离子浓度为0.1mol/L，两溶液混合后为中性，则n(H+)=n(OH-) ，a：b=10：1；
(3) FeCl3为强酸弱碱盐，铁离子在溶液中发生水解生成氢氧化铁和氢离子，离子方程式为Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3+3H+，导致溶液中的氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，则其水溶液呈酸性；
(4) 氯化铝为强酸弱碱盐，溶液中铝离子水解生成氢氧化铝，加热其溶液时，平衡向水解的方向移动，且生成的HCl易挥发，导致生成氢氧化铝的量增多，灼烧时生成氧化铝。
20．1.0×10－14 c(K＋)＋c(H＋)＝c(HC2O4-)＋2c(C2O42-)＋c(OH－) 3 c(K＋)＋c(H2C2O4)＋c(HC2O4-)＋c(C2O42-) c(K＋)＞c(C2O42-)＞c(OH－)＞c(HC2O4-)＞c(H＋) ⑤ ①
【分析】
(1)根据水的离子积只受温度影响，温度不变，水的离子积不变分析；
(2)根据溶液中存在的离子写出电荷守恒式；
(3)根据点③时两溶液恰好完全反应生成了KHC2O4分析；
(4)根据点④所示的溶液的体积25mL计算出溶液中各组分的浓度；
(5)根据点⑤所示的溶液中，溶质只有K2C2O4分析各离子浓度的大小；
(6)根据H2C2O4的存在会抑制水的电离，而K2C2O4的存在会促进水的电离判断。
【详解】
(1)在任何的溶液中均存在水的离子积常数，室温下水的离子积为：KW=1×10-14，故答案为：1×10-14；
(2)溶液中所有阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数，即c(H+)+c(K+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+2c(C2O42-)，故答案为：c(H+)+c(K+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+2c(C2O42-)；
(3)点③时两溶液恰好完全反应生成了KHC2O4，因此存在KHC2O4的电离平衡和水解平衡，还有水的电离平衡，总共存在3种平衡，故答案为：3；
(4)点④所示的溶液的体积25mL，根据物料守恒：c(HC2O4-)+c(H2C2O4)+c(C2O42-)=0.10mol/L×=0.04mol/L；c(K+)=0.10mol/L×=0.06mol/L，所以0.10mol•L-1=c(HC2O4-)+c(H2C2O4)+c(C2O42-)+c(K+)，故答案为：c(HC2O4-)+c(H2C2O4)+c(C2O42-)+c(K+)；
(5)点⑤所示的溶液中，溶质只有K2C2O4，水解后溶液显示碱性，离子浓度大小关系为：c(K+)＞c(C2O42-)＞c(OH-)＞c(HC2O4-)＞c(H+)，故答案为：c(K+)＞c(C2O42-)＞c(OH-)＞c(HC2O4-)＞c(H+)；
(6)H2C2O4的存在会抑制水的电离，而K2C2O4的存在会促进水的电离，所以水的电离程度最大的是K2C2O4浓度最大的⑤，水的电离程度最小的是H2C2O4的浓度增大的①，故答案为：⑤；①。
【点睛】
明确混合溶液中溶质成分及其性质是解本题关键，注意(4)中物料守恒的灵活运用，(4)为解答易错点。
21．1×10－7 mol·L－1 3 1×10－1mol·L－1或0.1mol·L－1 K = 红磷 P4 (白磷，s)＝4P (红磷，s) △H1 ＝－99.2 kJ·mol－1
【详解】
(1)25℃下，纯水中c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，则此时c(OH－)＝c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1;
该温度下向纯水中加盐酸，使溶液中的c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，则此时溶液的pH＝-lgc(H＋)＝=-lg10－3=3；
若25℃下，向纯水中加入NaOH固体，使溶液的pH＝13，此时溶液中c(OH－)＝0.1mol·L－1。
与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3 NH4+＋NH2－，根据电离平衡常数的定义，液氨的电离平衡常数表达式K =。
(2)依据盖斯定律进行计算。已知：
P4 (白磷，s) ＋ 5O2 (g) ＝ 2P2O5 (s)； △H1 ＝－283.2 kJ·mol－1 ①
4P (红磷，s) ＋ 5O2 (g) ＝ 2P2O5 (s)； △H2 ＝－184.0kJ·mol－1 ②
①-②得：P4 (白磷，s)=4P (红磷，s)△H=－283.2 kJ·mol－1 +184.0kJ·mol－1=-99.2kJ·mol－1，由热化学方程式看来，更稳定的磷的同素异形体是红磷。