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2022届高三化学一轮高考复习常考题型：41水的电离及离子积常数
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这是一份2022届高三化学一轮高考复习常考题型：41水的电离及离子积常数，共17页。试卷主要包含了单选题，填空题等内容，欢迎下载使用。
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2022届高三化学一轮高考复习常考题型：41水的电离及离子积常数
一、单选题（共14题）
1．在某温度时，测得纯水中的c(H＋)=2.4×10-7mol·L-1，则c(OH-)为
A．2.4×10-7mol·L-1 B．0.1×10-7mol·L-1
C．mol·L-1 D．无法确定
2．最近《科学》杂志评出10大科技突破，其中“火星上找到水的影子”名列第一、下列关于水的说法中正确的是
A．水的电离过程需要通电
B．加入电解质一定会破坏水的电离平衡
C．的水一定呈中性
D．升高温度，纯水的值变小
3．下列说法正确的是
A．常温下，pH=1的稀硫酸中c(OH-)=10-13mol/L
B．常温下，pH=5的NH4Cl溶液、NH4HSO4溶液中，c(NH)后者大
C．常温下，向水中加少量醋酸铵固体，pH保持7不变，说明水的电离平衡没有移动
D．常温下，将0.1mol/L醋酸溶液稀释，的比值增大
4．25°C时，二元酸H2A的盐溶液中，下列说法正确的是
①NaHA溶液呈酸性，H2A肯定为弱酸：
②NaHA溶液呈中性，H2A肯定为弱酸：
③NaHA溶液呈碱性，H2A肯定为弱酸：
④NaHA溶液呈中性，该溶液中水的电离度α(H2O)=1.8×10-7%
A．只有①② B．只有②③ C．只有③④ D．②③④
5．室温时，下列溶液中有关物质的量浓度关系不正确的是
A．0.1mol·L-1Na2CO3溶液中水电离出来的c(OH-)大于0.1mol·L-1NaOH溶液中水电离出来的c(OH-)
B．CH3COONa溶液的pH=8，则c(Na+)-c(CH3COO-)=9.9×10-7mol·L-1
C．0.1mol·L-1NaHA溶液的pH=4，则有c(HA-)>c(H+)>c(H2A)>c(A2-)
D．纯水加热到100℃时，水的离子积变大、pH变小、呈中性
6．常温下，下列说法不正确的是
A．CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得pH=6，则溶液中:c(CH3COO-)-c(Na+)=9.9×10-7mol·L-1
B．已知HA的电离常数Ka＝1×10－8，等物质的量浓度的HA和NaA溶液等体积混合后溶液呈酸性
C．将a mol/L氨水与0.01 mol/L的盐酸等体积混合，溶液呈中性，则NH3·H2O的电离常数Kb为
D．已知：Ksp[Fe(OH)3]=2.79×10-39，该温度下反应Fe(OH)3+3H+Fe3++3H2O的平衡常数K=2.79×103
7．25℃时，水中存在电离平衡：2H2O⇌H3O++OH-∆H>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NH4Cl固体，抑制水的电离
C．向水中加入少量NaOH固体，促进水的电离
D．向水中加入少量NaHSO4固体，抑制水的电离，c(H+)增大，Kw不变
8．现有浓度为1mol/L的五种溶液：①H2SO4；②HCl；③CH3COOH ；④NaOH ；⑤NH4Cl，由水电离出的c(H+)大小关系正确的是
A．①=②>③>⑤>④ B．⑤>③>②>④>①
C．①>②>③>⑤>④ D．⑤ >③>②=④>①
9．下列有关说法正确的是
A．CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH＜0
B．将纯水加热至较高温度，水的离子积变大、pH变小、呈中性
C．N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH＜0，其他条件不变时升高温度，反应速率v(H2)和H2的平衡转化率均增大
D．水的离子积常数Kw随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热过程
10．在某温度下，水的离子积常数为1×10-12，该温度下等体积的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(①∶②∶③∶④)是
A．1∶10∶1010∶107 B．1∶5∶5×109∶5×106
C．1∶20∶1010∶107 D．1∶10∶102∶107
11．常温下，0.1 mol·L-1的某一元酸(HA)溶液中＝1×10﹣8，下列叙述错误的是
A．该一元酸溶液的pH＝3
B．该溶液中水电离出的c(H+)＝1×10-11mol•L-1
C．该溶液中水的离子积常数为1×1014(mol•L-1)2
D．用 pH＝13的NaOH 溶液 与 0.1 mol·L-1该一元酸(HA)溶液等体积混合，混合后溶液的pH＝7
12．下列有关叙述正确的是
A．常温下，等体积的的盐酸与的氢氧化钡溶液混合，所得溶液的pH=13(设混合后溶液总体积的变化忽略不计)
B．室温下，pH均为4的稀硫酸、溶液中，水的电离程度相同
C．25℃时，的HA溶液中，则该溶液中由水电离出的
D．在饱和AgCl、AgBr的混合溶液中加入少量溶液，增大
13．室温下向10mL0.1mol·L-1NaOH溶液中加入0.1mol·L-1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是
A．a点所示溶液中c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)
B．pH=7时，c(Na+)=0.05mol·L–1
C．a、b两点溶液中水电离出c(H+)浓度的比值为104
D．b点所示溶液中c(H+)+c(HA)=c(A-)+c(OH-)
14．下列说法中正确的是
A．常温时，用广泛pH试纸测得NaOH溶液的pH=12.3
B．将某浓度的KOH溶液和氨水各稀释1倍后，两溶液中的浓度均减少到原来的
C．溶液中的水解方程式
D．常温时，某溶液的pH=3，则由水电高出来的()可能为
二、填空题（共6题）
15．现有下列化合物①NaCl、②NaOH、③HCl、④NH4Cl、⑤CH3COONa、⑥CH3COOH、⑦NH3·H2O、⑧H2O，回答问题：
(1)NH4Cl 溶液显_______性，用离子方程式表示_______。
(2)常温下，pH=10 的 CH3COONa 溶液中，水电离出来的 c(OH- )为_______mol/L，在 pH=3 的CH3COOH 溶液中水电离出来的 c(H+ )为_______mol/L。
(3)已知水中存在如下平衡：H2O+H2O⇌H3O++OH- ΔH>0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液显酸性，选择的方法是_______。
A．向水中加入 NaHSO4 固体 B．向水中加入 Na2CO3 固体
C．加热至 100℃ D．向水中加入(NH4)2SO4 固体
(4) 常温下，将 pH=12 的 NaOH 和氨水分别加水稀释 100 倍后，稀释后 NaOH 的 pH_______10， 氨水的 pH_______10(填“>”“<”或“=”)
(5)等物质的量浓度的④NH4Cl、⑤CH3COONa、⑦NH3·H2O溶液中 浓度由大到小的顺序是____________(填序号)
16．已知水的电离平衡曲线如图示，试回答下列问题：
（1）图中A、B、C三点Kw的由小到大的顺序是_____________。
（2）若从A点到B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NH4Cl
（3）E对应的温度下，将pH＝13的NaOH溶液与pH=2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）B对应温度下，将pH=11的苛性钠溶液V1L与0.05 mol/L的稀硫酸V2L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＝_________________。
（5） A对应温度下，将V mL、0.1000 mol·L-1 氢氧化钠溶液逐滴加入到20.00mL、0.1000 mol·L-1醋酸溶液中充分反应。如果溶液pH=7，此时V的取值_______20.00（填“>”“<”或“＝”）。
17．请回答下列问题
（1）水的电离平衡曲线如图所示。
①Kw（T1℃）_____Kw（T2℃）（填“＞”、“＜”或“=”）。T2℃时1mol·L-1的NaOH溶液中，由水电离出的c（H+）=______mol·L-1。
②M区域任意一点均表示溶液呈__________（填“酸性”、“中性”或“碱性”）。
③25℃时，向纯水中加入少量NH4Cl固体，对水的电离平衡的影响是_____（填“促进”、“抑制”或“不影响”）。
（2）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知：25℃时，Ka（HClO）=4.6×10﹣9、Ka（CH3COOH）=1.8×10﹣5、Ka1（H2CO3）=4.3×10﹣7、Ka2（H2CO3）=5.6×10﹣11。
①25℃时，有等浓度的a．NaClO溶液 b．CH3COONa溶液 c．Na2CO3溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为_____；（填序号）
②写出向Na2CO3溶液中滴加少量醋酸溶液的离子方程式_________。
18．常温下，向1 L pH=10的 NaOH溶液中持续通入CO2。通入CO2的体积(V)与溶液中水电离产生的OH－离子浓度(c)的关系如图所示。
(1)c点溶液中离子浓度由大至小的关系是：________________________________________________。
(2)a点溶液中由水电离产生的c(H+)＝______________；b点溶液中c(H+)________1×10-7mol/L(填写“等于”、“大于”或“小于”)。
(3)能使0.1mol/L乙酸溶液的电离程度以及pH都增大的是___。(选填序号)
a．加水稀释 b．加入少量乙酸钠固体 c．通氯化氢 d．加入少量苛性钠固体
19．按要求填空
（1）水存在如下平衡：H2OH++OH-，保持温度不变向水中加入NaHSO4固体，水的电离平衡向___(填“左”或“右”)移动，，所得溶液显__性，Kw__(填“增大”“减小”或“不变”)。
（2）常温下，0.1mol·L-1CH3COONa溶液的pH为9，则由水电离出的c(H+)=___。
（3）若取pH、体积均相等的NaOH溶液和氨水分别加水稀释m倍、n倍后pH仍相等，则m___n(填“>”“<”或“=”)。
（4）已知HA和HB均为弱酸，且酸性HA>HB，则等浓度的NaA和NaB溶液中，PH大小关系为NaA___NaB(填“>”“<”或“=”)。
20．下表是不同温度下水的离子积的数据：
温度/℃
t1
25
t2
水的离子积（mol2·L－2）
a
1×10－14
1×10－12
回答以下问题：
（1）若a＜1×10－14，则t1_______25（填“＞”、“＜”或“＝”）。
（2）某温度下纯水中c(H+)＝2×10－7 mol·L－1，若温度不变，滴入稀盐酸使c(H+)＝5×10－6 mol·L－1，此溶液中水电离产生的c(H+)＝_______mol·L－1。
（3）25℃时，某K2SO4溶液中c(SO42－)＝5×10－4mol·L－1，取该溶液1mL加水稀释至10mL，则稀释后溶液中c(OH－)∶c(K+)＝ ________。
（4）在t2温度下：
①某溶液pH＝6，该溶液显______（填“酸性”、“碱性”或“中性”，下同）。
②将pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的H2SO4溶液等体积混合，该溶液显______。
参考答案
1．A
【详解】
纯水呈中性，氢离子浓度与氢氧根浓度相等，则纯水中c(H+)=c(OH-)=2.4×10-7 mol/L；答案为A。
【点睛】
特别注意，不能根据水的离子积进行相关计算。
2．D
【详解】
A．水的电离不需要通电，故A错误；
B．不是所有的电解质都能破环水的电离平衡，故B错误；
C．在100°C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，故C错误；
D．升高温度，纯水的电离度增大，c(H+)增大，值变小，故D正确；
故选D。
3．A
【详解】
A．常温下，pH=1的稀硫酸中c(H+)=10-1 mol/L，c(OH-)==mol/L=10-13mol/L，故A正确；
B．NH4HSO4溶液中HSO完全电离时产生H+使溶液呈酸性，NH4Cl溶液中NH水解使溶液呈酸性，因此等浓度的NH4Cl溶液、NH4HSO4溶液中后者酸性更强，pH更小；则pH=5的NH4Cl溶液、NH4HSO4溶液中后者的浓度更小，c(NH)后者小，故B错误；
C．常温下，向水中加少量醋酸铵固体，CHCOO-和NH的水解都会促进水的电离，故C错误；
D．弱电解质加水稀释的过程中，电离程度增大，但c(H+)浓度会减小，温度不变则电离常数K=不变，则的比值减小，故D错误；
故选A。
4．D
【详解】
①NaHA溶液呈酸性，H2A也可能是强酸，如NaHSO4对于的H2SO4，①错误；
②H2A为二元酸，所以NaHA溶液中一定存在HA-的电离，而该溶液显中性，所以还存在HA-的水解，说明H2A为弱酸，②正确；
③NaHA溶液呈碱性，则溶液中一定存在HA-的水解，说明H2A为弱酸，③正确；
④NaHA溶液呈中性，说明HA-的电离程度和HA-的水解程度相同，则水的电离既不受到抑制也不受到存进，与纯水中的电离度相同，为α(H2O)=×100%=1.8×10-7%，④正确；
综上所述②③④全对，故选D。
5．C
【详解】
A．碳酸钠的水解促进水的电离，NaOH的电离抑制水的电离，A正确；
B．溶液中存在电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，所以c(Na+)-c(CH3COO-)= c(OH-)-c(H+)，溶液pH=8，则c(OH-)=10-6mol/L，c(H+)=10-8mol/L，则c(Na+)-c(CH3COO-)=10-6mol/L-10-8mol/L=9.9×10-7mol·L-1，B正确；
C．NaHA溶液中存在HA-H++A2-、HA-+H2OH2A+OH-，溶液pH=4，说明电离程度大于水解程度，且水解和电离都是微弱的，所以c(HA-)＞c(H+)＞c(A2-)＞c(H2A)，C错误；
D．水的电离吸热，所以纯水加热到100℃时，水的电离平衡正向移动，离子积变大，氢离子浓度变大，pH变小，但氢离子和氢氧根浓度依然相等，呈中性，D正确；
综上所述答案为C。
6．B
【详解】
A．混合溶液显酸性，则c(H+)＞c(OH-)，溶液中电荷守恒为c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，则c(CH3COO-)-c(Na+)= c(H+)- c(OH-)=10-6mol/L-mol/L=9.9×10-7mol·L-1，故A正确；
B．某一元酸HA的电离常数Ka=10-8，NaA中水解平衡常数Kh===10-6>10-8，说明HA的电离程度小于于水解程度，等物质的量浓度的HA和NaA溶液等体积混合后溶液呈碱性，故B错误；
C．将amol/L的氨水与0.01mol/L的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，平衡时溶液中c(NH4+)=c(Cl-)=0.005mol/L，根据物料守恒得n(NH3H2O)=(0.5a-0.005)mol/L，根据电荷守恒得c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，溶液呈中性，NH3•H2O的电离常数Kb===，故C正确；
D．已知：Ksp[Fe(OH)3]==2.79×10-39，反应Fe(OH)3+3H+Fe3++3H2O的平衡常数K====2.79×103，故D正确；
故选B。
7．D
【分析】
水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，导致纯水中氢离子浓度增大，离子积常数增大，溶液的pH减小，酸、碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，但离子积常数只与温度有关，据此解答。
【详解】
A．水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，导致纯水中氢离子浓度增大，离子积常数增大，溶液pH减小，故A错误；
B．向水中加入NH4Cl固体，铵根离子水解导致水平衡正向移动，促进水的电离，故B错误；
C．向水中加入少量NaOH固体，NaOH电离出的氢氧根离子抑制水电离，则水的平衡逆向移动，故C错误；
D．向水中加入少量NaHSO4固体，NaHSO4电离出氢离子，c(H+)增大，抑制水的电离，温度不变，KW不变，故D正确；
本题答案D。
8．D
【详解】
酸或碱会抑制水的电离，能水解的盐会促进水的电离，则浓度为1mol/L的溶液①H2SO4；②HCl；③CH3COOH及④NaOH抑制水的电离，且酸性越大，抑制作用越强，即水的电离程度比较：③>②=④>①，⑤NH4Cl会促进水的电离，五种溶液中水的电离程度最大，综上所述，由水电离出的c(H+)大小关系正确的是⑤>③>②=④>①，故D正确。
答案选D。
9．B
【详解】
A．当ΔG=ΔH –TΔS＜0时，反应可以自发进行，碳酸钙分解的反应，是熵增的反应，但反应不能在室温下自发进行，说明该反应的ΔH＞0，故A不符合题意；
B．将纯水加热至较高温度，水的离子积常数Kw随着温度的升高而增大，c(H+)、c(OH-)增大，但浓度相等，pH变小、呈中性，故B符合题意；
C．N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH＜0，其他条件不变时升高温度，反应速率v(H2)加快，而平衡逆向移动，氢气的转化率降低，故C不符合题意；
D．水的离子积常数Kw=c(H+)×c(OH-)，说明升高温度，水的离子积常数Kw随着温度的升高而增大，c(H+)、c(OH-)增大，说明升高温度，平衡正向移动，则水的电离是吸热反应，故D不符合题意；
答案选B。
10．A
【详解】
水的离子积常数，因为各溶液体积相等，假设溶液为1L：
①pH=0的H2SO4溶液中，氢氧根完全来源于水的电离，所以电离的水的物质的量为10-12mol；
②0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液中，氢离子完全来源于水的电离，所以电离的水的物质的量为10-11mol；
③pH=10的Na2S溶液中，，氢氧根完全来源于水的电离，所以电离的水的物质的量为10-2mol；
④pH=5的NH4NO3溶液中，氢离子完全来源于水的电离，所以电离的水的物质的量为10-5mol；
所以四种溶液中发生电离的水的物质的量之比是，也就等于1∶10∶1010∶107，A正确；
故选A。
11．D
【详解】
A．溶液中=1×10-8，Kw=c(H+)•c(OH-)=1×10-14，联立解得c(H+)=0.001mol/L，pH＝3，故A正确；
B．溶液中=1×10-8，Kw=c(H+)•c(OH-)=1×10-14，两式中的氢离子浓度是溶液中酸电离出的，氢氧根离子浓度是水电离出的，联立解得c(H+)=0.001mol/L，确定为弱酸溶液，所以溶液中c(OH-)=10-11mol/L，即水电离出的氢离子浓度为10-11mol/L，故B正确；
C．常温下，该溶液中水的离子积常数为1×1014(mol•L-1)2，故C正确；
D．由B可知，该一元酸(HA)是弱酸，pH＝13的NaOH 溶液浓度为0.1mol/L，与 0.1 mol·L-1该一元酸(HA)溶液等体积混合，混合后溶液的pH>7，故D错误；
故选D。
12．A
【详解】
A．常温下，等体积的的盐酸与的氢氧化钡溶液混合，氢氧化钡过量，所得溶液的，则，即pH=13，故A项正确；
B．稀硫酸抑制水的电离，是强酸弱碱盐，水解，促进水的电离，故B项错误；
C．25℃时，的HA溶液中，，则该溶液中由水电离出的，故C项错误；
D．该混合溶液中，温度不变，溶度积常数不变，则其比值不变，故D项错误。
故选A。
13．C
【详解】
A．向10mL0.1mol·L-1NaOH溶液中加入0.1mol·L-1的一元酸HA，10ml时正好中和，a点时酸碱恰好中和，溶液pH=8.7，说明HA为弱酸，NaA溶液水解呈碱性，c(Na+)＞c(A-)＞c(OH-)＞c(HA)＞c(H+)，故A错误；
B．pH=7时，c(H+)=c(OH−)，由于HA为弱酸，则加入的一元酸HA体积大于10mL，c(Na+)＜0.05mol/L，故B错误；
C．a点A−水解，促进水的电离，水电离出的c(H+)= ，b点时HA过量，溶液呈酸性，HA抑制水的电离，水电离出的c(H+)= ，则a、b两点水电离出的c(H+)比值为为104，故C正确；
D．b点HA过量一倍，溶液中溶质为等浓度的NaA和HA，根据质子守恒得：2c(H+)+c(HA)=c(A-)+2c(OH-)，故D错误；
故答案为C。
14．D
【详解】
A． 常温时，用精密pH试纸测得NaOH溶液的pH=12.3，A错误；
B．KOH是强电解质、一水合氨是弱电解质，稀释1倍后，KOH溶液中的浓度减少到原来的，因氨水是弱电解质，在稀释过程中还要继续电离，故氨水中的浓度比原来的要大一些，B错误；
C． 溶液中的电离方程式：，C错误；
D． 常温时，某溶液的pH=3，,，溶液呈酸性，则有可能为酸溶液、水的电离被抑制，对应的由水电高出来的；也可能为强酸弱碱盐，水的电离被促进，则由水电离出来的H+物质的量浓度为：，D正确；
答案选D。
15．酸 +H2O⇌NH3·H2O+H+ 10-4 10-11 D = > ④>⑤>⑦
【详解】
(1)NH4Cl 是强酸弱碱盐，NH4Cl水解的离子方程式是+H2O⇌NH3·H2O+H+，所以溶液显酸性；
(2)常温下，pH=10 的 CH3COONa 溶液中，c(H+ )=10-10 mol/L、c(OH- )= 10-4 mol/L，CH3COONa水解促进水电离，所以水电离出来的 c(OH- ) =10-4 mol/L； pH=3 的CH3COOH 溶液中c(H+ )=10-3 mol/L、c(OH- )= 10-11 mol/L，CH3COOH电离抑制水电离，所以水电离出来的 c(H+ )=10-11 mol/L；
(3) A.向水中加入NaHSO4 固体，NaHSO4电离出氢离子，抑制水电离，故不选A；
B.向水中加入Na2CO3 固体，碳酸钠水解，促进水电离，溶液呈碱性，故不选B；
C.加热至 100℃ ，电离平衡正向移动，纯水呈中性，故不选C；
D.向水中加入(NH4)2SO4 固体，(NH4)2SO4水解，促进水电离，溶液呈酸性，故选D；
(4) 常温下，将 pH=12 的 NaOH 和氨水分别加水稀释 100 倍，氢氧化钠是强碱，稀释后 NaOH 的 pH=10， 一水合氨是弱碱，加水稀释，氨水的电离平衡正向移动，氨水的pH>10；
(5) NH3·H2O是弱电解质，NH4Cl、CH3COONH4是强电解质，CH3COO-水解促进水解，等物质的量浓度的NH4Cl、CH3COONH4、NH3·H2O溶液中 浓度由大到小的顺序是NH4Cl>CH3COONH4>NH3·H2O。
16．B>C>A a 1:10 9:11 <
【分析】
（1）水的离子积常数只与温度有关，温度越高，水的离子积常数越大；
（2）从A点到B点温度升高，Kw增大；
（3）E对应的温度下，Kw=10-14，将pH=13的NaOH溶液与pH=2的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则酸溶液中的n（H+）等于碱溶液中的n（OH-），据此计算；
（4）B对应温度下水的离子积为Kw=1×10-12，酸和碱混合，0.05mol/L的稀硫酸溶液中氢离子浓度为0.1mol/L，若所得混合液的pH=2，则酸过量，根据c（H+）= 计算，根据pH列式可计算体积比；
（5）①溶液的酸碱性是根据溶液中H+浓度与OH-浓度的相对大小判断的，只要溶液中c（H+）=c（OH-），溶液就呈中性，CH3COOH是弱电解质，电离程度不大，NaOH是强电解质，完全电离，反应生成的乙酸钠是强碱弱酸盐水解呈碱性，需溶液呈中性，需少加碱。
【详解】
(1)水的离子积常数只与温度有关，温度越高，水的离子积常数越大，同一曲线是相同温度，根据图知，温度高低点顺序是B>C>A，所以离子积常数大小顺序是B>C>A；
(2) 从A点到B点温度升高， Kw增大
a.升高温度，Kw变大，故a可采取；
b.加入盐酸，则溶液显酸性，但温度不变，Kw不变，故b不可采取；
c.加入氯化铵，水解显酸性，且Kw不变，故c不可采取；
故答案为：a；
(3)E对应的温度下，Kw=10−14，将pH=13的NaOH溶液与pH=2的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则酸溶液中的n(H+)等于碱溶液中的n(OH−)，故有：
10−1mol/L×V碱=10−2mol/L×V酸，解得：V碱：V酸=1：10；
(4)B对应温度下水的离子积为Kw=1×10−12，pH=11的苛性钠中氢氧根离子浓度为：c(OH−)= =0.1mol/L，0.05mol/L的稀硫酸溶液中氢离子浓度为0.1mol/L，pH=2的溶液中氢离子浓度为0.01mol/L，则混合液中满足：0.1mol/L×V2−0.1mol/L×V1=0.01mol/L×(V1+V2)，解得：V1:V2=9:11，
故答案为：9:11；
(5)①CH3COOH是弱电解质，电离程度不大，NaOH是强电解质，完全电离，反应生成的乙酸钠是强碱弱酸盐，水解呈碱性，需A对应温度下溶液pH=7（即溶液呈中性），需少加碱，所以常温下，将VmL、0.1000mol⋅L−1氢氧化钠溶液逐滴加入到20.00mL、0.1000mol⋅L−1醋酸溶液中，充分反应，V<20.00mL溶液呈中性。
17．< 10-13 碱性 促进 c＞a＞b CH3COOH+= CH3COO-+
【分析】
结合图像，根据Kw=c(H+)·c(OH-)判断T1℃、T2℃的Kw大小关系，并计算1mol/LNaOH溶液中水电离出H+的浓度；根据氢离子和氢氧根的浓度相对大小判断溶液酸碱性；根据电离、水解程度判断溶液酸碱性，以少量为标准写出向Na2CO3溶液中滴加少量醋酸溶液的离子方程式。
【详解】
(1)①温度越高，水的电离程度越大，水的离子积常数越大，根据图像，Kw(T1℃)＜Kw(T2℃)；Kw(T2℃)=10-13，T2℃时1mol·L-1的NaOH溶液中，c(OH-)=1mol/L，c(H+)=10-13mol/L，则由水电离出的c(H+)=1×10-13mol·L-1，故答案为：＜；1×10-13；
②M区域任意一点都存在c(H+)＜c(OH-)，表示溶液呈碱性，故答案为：碱性；
③25℃时，向纯水中加入少量NH4Cl固体，氯化铵水解，促进水的电离，故答案为：促进；
(2)①根据电离平衡常数，酸性：醋酸＞碳酸＞次氯酸＞碳酸氢根离子；25℃时，等浓度的NaClO溶液、CH3COONa溶液、Na2CO3溶液，三种溶液中碳酸钠的水解程度最大，pH最大，醋酸钠的水解程度最小，pH最小，pH由大到小的顺序为c＞a＞b，故答案为：c＞a＞b；
②向Na2CO3溶液中滴加少量醋酸溶液，以少量为标准，则生成物为碳酸氢钠和醋酸钠，反应的离子方程式为CH3COOH+= CH3COO-+，故答案为：CH3COOH+= CH3COO-+。
18．c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3—)＞c(H+) 1×10-10 mol/L 小于 ad
【分析】
二氧化碳通入氢氧化钠，溶液在ab段为氢氧化钠和碳酸钠的混合溶液，抑制水的电离，bc段，氢氧化钠不断被消耗；到达c点，溶液为碳酸钠溶液，cd段碳酸钠溶液不断转变为碳酸氢钠溶液。
【详解】
(1)c点为碳酸钠溶液，溶液显碱性，离子浓度由大至小的关系是：c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3—)＞c(H+)；
(2)a点为氢氧化钠溶液，由水电离产生的c(H+)＝溶液中的c(H+)=10-pH=1×10-10 mol/L；b点为氢氧化钠和碳酸钠的混合液，溶液显碱性，c(H+)小于1×10-7mol/L；
(3) a．加水稀释，平衡正向移动，电离程度增大，pH值增大；
b．加入少量乙酸钠固体，溶液中醋酸根浓度增大，电离平衡逆向移动，电离程度减小；
c．通氯化氢，溶液中氢离子浓度增大，电离平衡逆向移动，pH减小；
d．加入少量苛性钠固体，溶液中氢离子浓度减小，电离平衡正向移动，pH增大。
综上所述，能使0.1mol/L乙酸溶液的电离程度以及pH都增大的是AD。
19．左 酸 不变 1×10-5 < <
【分析】
（1）硫酸氢钠溶液中完全电离，电离方程式NaHSO4=Na＋+H＋+SO42－分析；
（2）能水解的盐溶液促进了水的电离，碱溶液中的氢离子是水电离的，CH3COONa溶液中的氢氧根离子是水电离的；
（3）稀释会促进若电解质的电离；
（4）酸性越弱，酸根离子对应的钠盐水解能力越强，pH越大。
【详解】
（1）硫酸氢钠存电离方程式为：NaHSO4=Na＋+H＋+SO42－，电离出H＋，使溶液显酸性，抑制水的电离，水的电离平衡向左移动，但温度不变，水的离子积常数不变；
故答案为：左；酸；不变；
（2）能水解的盐溶液促进了水的电离，碱溶液中的氢离子是水电离的，CH3COONa溶液中的氢氧根离子是水电离的，所以c（OH－）==1×10-5mol·L－1，水电离出氢离子与氢氧根离子的浓度相等，
故答案为：1×10-5 mol·L－1；
（3）稀释会促进弱电解质的电离，故若取pH、体积均相等的NaOH和氨水分别加水稀释m倍、n稀释后pH仍相等，则氨水稀释倍数大，
故答案为：＜；
（4）已知HA和HB均为弱酸，且酸性HA>HB，酸性越弱，酸根离子对应的钠盐水解能力越强，pH越大，则等浓度的NaA和NaB溶液中，PH大小关系为NaA
20．＜ 8×10－9 1∶1000 中性 碱性
【分析】
观察数据，根据温度对水的电离平衡的影响分析解答。
【详解】
（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，故答案为t1<25,；
（2）纯水中c（H+）=c（OH-）=2×10-7 mol•L-1，Kw=c（H+）．c（OH-）=2×10-7×2×10-7=4×10-14 ，温度不变，水的离子积常数不变，所以 (4×10-14)/(5×10-6)= 8×10－9mol/L，酸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8×10－9mol/L；
（3）25℃时，某K2SO4溶液中c（SO42-）=5×10-4 mol/L，则溶液中钾离子浓度是1×10-3 mol/L，如果稀释10倍，则钾离子浓度是1×10-4 mol/L，但硫酸钾溶液是显中性的，所以c（OH-）：c（K+）： =10-7：10-4=1：1000；
（4）①t2时水的离子积为1×10-12，Kw=c(H+)c(OH-)=1×10-12，且c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，故pH=6，故答案为中性；
②t2时水的离子积为1×10-12，pH＝11的NaOH溶液中，c（OH-）=0.1mol/L，pH＝3的H2SO4溶液中c（H+）=1×10-3mol/L，两者等体积混合，碱过量溶液呈碱性，故答案为碱性。
【点睛】
水属于弱电解质，水的离子积只受温度的影响。
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2022届高三化学一轮高考复习常考题型：41水的电离及离子积常数
一、单选题（共14题）
1．在某温度时，测得纯水中的c(H＋)=2.4×10-7mol·L-1，则c(OH-)为
A．2.4×10-7mol·L-1 B．0.1×10-7mol·L-1
C．mol·L-1 D．无法确定
2．最近《科学》杂志评出10大科技突破，其中“火星上找到水的影子”名列第一、下列关于水的说法中正确的是
A．水的电离过程需要通电
B．加入电解质一定会破坏水的电离平衡
C．的水一定呈中性
D．升高温度，纯水的值变小
3．下列说法正确的是
A．常温下，pH=1的稀硫酸中c(OH-)=10-13mol/L
B．常温下，pH=5的NH4Cl溶液、NH4HSO4溶液中，c(NH)后者大
C．常温下，向水中加少量醋酸铵固体，pH保持7不变，说明水的电离平衡没有移动
D．常温下，将0.1mol/L醋酸溶液稀释，的比值增大
4．25°C时，二元酸H2A的盐溶液中，下列说法正确的是
①NaHA溶液呈酸性，H2A肯定为弱酸：
②NaHA溶液呈中性，H2A肯定为弱酸：
③NaHA溶液呈碱性，H2A肯定为弱酸：
④NaHA溶液呈中性，该溶液中水的电离度α(H2O)=1.8×10-7%
A．只有①② B．只有②③ C．只有③④ D．②③④
5．室温时，下列溶液中有关物质的量浓度关系不正确的是
A．0.1mol·L-1Na2CO3溶液中水电离出来的c(OH-)大于0.1mol·L-1NaOH溶液中水电离出来的c(OH-)
B．CH3COONa溶液的pH=8，则c(Na+)-c(CH3COO-)=9.9×10-7mol·L-1
C．0.1mol·L-1NaHA溶液的pH=4，则有c(HA-)>c(H+)>c(H2A)>c(A2-)
D．纯水加热到100℃时，水的离子积变大、pH变小、呈中性
6．常温下，下列说法不正确的是
A．CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得pH=6，则溶液中:c(CH3COO-)-c(Na+)=9.9×10-7mol·L-1
B．已知HA的电离常数Ka＝1×10－8，等物质的量浓度的HA和NaA溶液等体积混合后溶液呈酸性
C．将a mol/L氨水与0.01 mol/L的盐酸等体积混合，溶液呈中性，则NH3·H2O的电离常数Kb为
D．已知：Ksp[Fe(OH)3]=2.79×10-39，该温度下反应Fe(OH)3+3H+Fe3++3H2O的平衡常数K=2.79×103
7．25℃时，水中存在电离平衡：2H2O⇌H3O++OH-∆H>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NH4Cl固体，抑制水的电离
C．向水中加入少量NaOH固体，促进水的电离
D．向水中加入少量NaHSO4固体，抑制水的电离，c(H+)增大，Kw不变
8．现有浓度为1mol/L的五种溶液：①H2SO4；②HCl；③CH3COOH ；④NaOH ；⑤NH4Cl，由水电离出的c(H+)大小关系正确的是
A．①=②>③>⑤>④ B．⑤>③>②>④>①
C．①>②>③>⑤>④ D．⑤ >③>②=④>①
9．下列有关说法正确的是
A．CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH＜0
B．将纯水加热至较高温度，水的离子积变大、pH变小、呈中性
C．N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH＜0，其他条件不变时升高温度，反应速率v(H2)和H2的平衡转化率均增大
D．水的离子积常数Kw随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热过程
10．在某温度下，水的离子积常数为1×10-12，该温度下等体积的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(①∶②∶③∶④)是
A．1∶10∶1010∶107 B．1∶5∶5×109∶5×106
C．1∶20∶1010∶107 D．1∶10∶102∶107
11．常温下，0.1 mol·L-1的某一元酸(HA)溶液中＝1×10﹣8，下列叙述错误的是
A．该一元酸溶液的pH＝3
B．该溶液中水电离出的c(H+)＝1×10-11mol•L-1
C．该溶液中水的离子积常数为1×1014(mol•L-1)2
D．用 pH＝13的NaOH 溶液 与 0.1 mol·L-1该一元酸(HA)溶液等体积混合，混合后溶液的pH＝7
12．下列有关叙述正确的是
A．常温下，等体积的的盐酸与的氢氧化钡溶液混合，所得溶液的pH=13(设混合后溶液总体积的变化忽略不计)
B．室温下，pH均为4的稀硫酸、溶液中，水的电离程度相同
C．25℃时，的HA溶液中，则该溶液中由水电离出的
D．在饱和AgCl、AgBr的混合溶液中加入少量溶液，增大
13．室温下向10mL0.1mol·L-1NaOH溶液中加入0.1mol·L-1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是
A．a点所示溶液中c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)
B．pH=7时，c(Na+)=0.05mol·L–1
C．a、b两点溶液中水电离出c(H+)浓度的比值为104
D．b点所示溶液中c(H+)+c(HA)=c(A-)+c(OH-)
14．下列说法中正确的是
A．常温时，用广泛pH试纸测得NaOH溶液的pH=12.3
B．将某浓度的KOH溶液和氨水各稀释1倍后，两溶液中的浓度均减少到原来的
C．溶液中的水解方程式
D．常温时，某溶液的pH=3，则由水电高出来的()可能为
二、填空题（共6题）
15．现有下列化合物①NaCl、②NaOH、③HCl、④NH4Cl、⑤CH3COONa、⑥CH3COOH、⑦NH3·H2O、⑧H2O，回答问题：
(1)NH4Cl 溶液显_______性，用离子方程式表示_______。
(2)常温下，pH=10 的 CH3COONa 溶液中，水电离出来的 c(OH- )为_______mol/L，在 pH=3 的CH3COOH 溶液中水电离出来的 c(H+ )为_______mol/L。
(3)已知水中存在如下平衡：H2O+H2O⇌H3O++OH- ΔH>0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液显酸性，选择的方法是_______。
A．向水中加入 NaHSO4 固体 B．向水中加入 Na2CO3 固体
C．加热至 100℃ D．向水中加入(NH4)2SO4 固体
(4) 常温下，将 pH=12 的 NaOH 和氨水分别加水稀释 100 倍后，稀释后 NaOH 的 pH_______10， 氨水的 pH_______10(填“>”“<”或“=”)
(5)等物质的量浓度的④NH4Cl、⑤CH3COONa、⑦NH3·H2O溶液中 浓度由大到小的顺序是____________(填序号)
16．已知水的电离平衡曲线如图示，试回答下列问题：
（1）图中A、B、C三点Kw的由小到大的顺序是_____________。
（2）若从A点到B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NH4Cl
（3）E对应的温度下，将pH＝13的NaOH溶液与pH=2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）B对应温度下，将pH=11的苛性钠溶液V1L与0.05 mol/L的稀硫酸V2L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＝_________________。
（5） A对应温度下，将V mL、0.1000 mol·L-1 氢氧化钠溶液逐滴加入到20.00mL、0.1000 mol·L-1醋酸溶液中充分反应。如果溶液pH=7，此时V的取值_______20.00（填“>”“<”或“＝”）。
17．请回答下列问题
（1）水的电离平衡曲线如图所示。
①Kw（T1℃）_____Kw（T2℃）（填“＞”、“＜”或“=”）。T2℃时1mol·L-1的NaOH溶液中，由水电离出的c（H+）=______mol·L-1。
②M区域任意一点均表示溶液呈__________（填“酸性”、“中性”或“碱性”）。
③25℃时，向纯水中加入少量NH4Cl固体，对水的电离平衡的影响是_____（填“促进”、“抑制”或“不影响”）。
（2）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知：25℃时，Ka（HClO）=4.6×10﹣9、Ka（CH3COOH）=1.8×10﹣5、Ka1（H2CO3）=4.3×10﹣7、Ka2（H2CO3）=5.6×10﹣11。
①25℃时，有等浓度的a．NaClO溶液 b．CH3COONa溶液 c．Na2CO3溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为_____；（填序号）
②写出向Na2CO3溶液中滴加少量醋酸溶液的离子方程式_________。
18．常温下，向1 L pH=10的 NaOH溶液中持续通入CO2。通入CO2的体积(V)与溶液中水电离产生的OH－离子浓度(c)的关系如图所示。
(1)c点溶液中离子浓度由大至小的关系是：________________________________________________。
(2)a点溶液中由水电离产生的c(H+)＝______________；b点溶液中c(H+)________1×10-7mol/L(填写“等于”、“大于”或“小于”)。
(3)能使0.1mol/L乙酸溶液的电离程度以及pH都增大的是___。(选填序号)
a．加水稀释 b．加入少量乙酸钠固体 c．通氯化氢 d．加入少量苛性钠固体
19．按要求填空
（1）水存在如下平衡：H2OH++OH-，保持温度不变向水中加入NaHSO4固体，水的电离平衡向___(填“左”或“右”)移动，，所得溶液显__性，Kw__(填“增大”“减小”或“不变”)。
（2）常温下，0.1mol·L-1CH3COONa溶液的pH为9，则由水电离出的c(H+)=___。
（3）若取pH、体积均相等的NaOH溶液和氨水分别加水稀释m倍、n倍后pH仍相等，则m___n(填“>”“<”或“=”)。
（4）已知HA和HB均为弱酸，且酸性HA>HB，则等浓度的NaA和NaB溶液中，PH大小关系为NaA___NaB(填“>”“<”或“=”)。
20．下表是不同温度下水的离子积的数据：
温度/℃
t1
25
t2
水的离子积（mol2·L－2）
a
1×10－14
1×10－12
回答以下问题：
（1）若a＜1×10－14，则t1_______25（填“＞”、“＜”或“＝”）。
（2）某温度下纯水中c(H+)＝2×10－7 mol·L－1，若温度不变，滴入稀盐酸使c(H+)＝5×10－6 mol·L－1，此溶液中水电离产生的c(H+)＝_______mol·L－1。
（3）25℃时，某K2SO4溶液中c(SO42－)＝5×10－4mol·L－1，取该溶液1mL加水稀释至10mL，则稀释后溶液中c(OH－)∶c(K+)＝ ________。
（4）在t2温度下：
①某溶液pH＝6，该溶液显______（填“酸性”、“碱性”或“中性”，下同）。
②将pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的H2SO4溶液等体积混合，该溶液显______。
参考答案
1．A
【详解】
纯水呈中性，氢离子浓度与氢氧根浓度相等，则纯水中c(H+)=c(OH-)=2.4×10-7 mol/L；答案为A。
【点睛】
特别注意，不能根据水的离子积进行相关计算。
2．D
【详解】
A．水的电离不需要通电，故A错误；
B．不是所有的电解质都能破环水的电离平衡，故B错误；
C．在100°C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，故C错误；
D．升高温度，纯水的电离度增大，c(H+)增大，值变小，故D正确；
故选D。
3．A
【详解】
A．常温下，pH=1的稀硫酸中c(H+)=10-1 mol/L，c(OH-)==mol/L=10-13mol/L，故A正确；
B．NH4HSO4溶液中HSO完全电离时产生H+使溶液呈酸性，NH4Cl溶液中NH水解使溶液呈酸性，因此等浓度的NH4Cl溶液、NH4HSO4溶液中后者酸性更强，pH更小；则pH=5的NH4Cl溶液、NH4HSO4溶液中后者的浓度更小，c(NH)后者小，故B错误；
C．常温下，向水中加少量醋酸铵固体，CHCOO-和NH的水解都会促进水的电离，故C错误；
D．弱电解质加水稀释的过程中，电离程度增大，但c(H+)浓度会减小，温度不变则电离常数K=不变，则的比值减小，故D错误；
故选A。
4．D
【详解】
①NaHA溶液呈酸性，H2A也可能是强酸，如NaHSO4对于的H2SO4，①错误；
②H2A为二元酸，所以NaHA溶液中一定存在HA-的电离，而该溶液显中性，所以还存在HA-的水解，说明H2A为弱酸，②正确；
③NaHA溶液呈碱性，则溶液中一定存在HA-的水解，说明H2A为弱酸，③正确；
④NaHA溶液呈中性，说明HA-的电离程度和HA-的水解程度相同，则水的电离既不受到抑制也不受到存进，与纯水中的电离度相同，为α(H2O)=×100%=1.8×10-7%，④正确；
综上所述②③④全对，故选D。
5．C
【详解】
A．碳酸钠的水解促进水的电离，NaOH的电离抑制水的电离，A正确；
B．溶液中存在电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，所以c(Na+)-c(CH3COO-)= c(OH-)-c(H+)，溶液pH=8，则c(OH-)=10-6mol/L，c(H+)=10-8mol/L，则c(Na+)-c(CH3COO-)=10-6mol/L-10-8mol/L=9.9×10-7mol·L-1，B正确；
C．NaHA溶液中存在HA-H++A2-、HA-+H2OH2A+OH-，溶液pH=4，说明电离程度大于水解程度，且水解和电离都是微弱的，所以c(HA-)＞c(H+)＞c(A2-)＞c(H2A)，C错误；
D．水的电离吸热，所以纯水加热到100℃时，水的电离平衡正向移动，离子积变大，氢离子浓度变大，pH变小，但氢离子和氢氧根浓度依然相等，呈中性，D正确；
综上所述答案为C。
6．B
【详解】
A．混合溶液显酸性，则c(H+)＞c(OH-)，溶液中电荷守恒为c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，则c(CH3COO-)-c(Na+)= c(H+)- c(OH-)=10-6mol/L-mol/L=9.9×10-7mol·L-1，故A正确；
B．某一元酸HA的电离常数Ka=10-8，NaA中水解平衡常数Kh===10-6>10-8，说明HA的电离程度小于于水解程度，等物质的量浓度的HA和NaA溶液等体积混合后溶液呈碱性，故B错误；
C．将amol/L的氨水与0.01mol/L的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，平衡时溶液中c(NH4+)=c(Cl-)=0.005mol/L，根据物料守恒得n(NH3H2O)=(0.5a-0.005)mol/L，根据电荷守恒得c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，溶液呈中性，NH3•H2O的电离常数Kb===，故C正确；
D．已知：Ksp[Fe(OH)3]==2.79×10-39，反应Fe(OH)3+3H+Fe3++3H2O的平衡常数K====2.79×103，故D正确；
故选B。
7．D
【分析】
水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，导致纯水中氢离子浓度增大，离子积常数增大，溶液的pH减小，酸、碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，但离子积常数只与温度有关，据此解答。
【详解】
A．水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，导致纯水中氢离子浓度增大，离子积常数增大，溶液pH减小，故A错误；
B．向水中加入NH4Cl固体，铵根离子水解导致水平衡正向移动，促进水的电离，故B错误；
C．向水中加入少量NaOH固体，NaOH电离出的氢氧根离子抑制水电离，则水的平衡逆向移动，故C错误；
D．向水中加入少量NaHSO4固体，NaHSO4电离出氢离子，c(H+)增大，抑制水的电离，温度不变，KW不变，故D正确；
本题答案D。
8．D
【详解】
酸或碱会抑制水的电离，能水解的盐会促进水的电离，则浓度为1mol/L的溶液①H2SO4；②HCl；③CH3COOH及④NaOH抑制水的电离，且酸性越大，抑制作用越强，即水的电离程度比较：③>②=④>①，⑤NH4Cl会促进水的电离，五种溶液中水的电离程度最大，综上所述，由水电离出的c(H+)大小关系正确的是⑤>③>②=④>①，故D正确。
答案选D。
9．B
【详解】
A．当ΔG=ΔH –TΔS＜0时，反应可以自发进行，碳酸钙分解的反应，是熵增的反应，但反应不能在室温下自发进行，说明该反应的ΔH＞0，故A不符合题意；
B．将纯水加热至较高温度，水的离子积常数Kw随着温度的升高而增大，c(H+)、c(OH-)增大，但浓度相等，pH变小、呈中性，故B符合题意；
C．N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH＜0，其他条件不变时升高温度，反应速率v(H2)加快，而平衡逆向移动，氢气的转化率降低，故C不符合题意；
D．水的离子积常数Kw=c(H+)×c(OH-)，说明升高温度，水的离子积常数Kw随着温度的升高而增大，c(H+)、c(OH-)增大，说明升高温度，平衡正向移动，则水的电离是吸热反应，故D不符合题意；
答案选B。
10．A
【详解】
水的离子积常数，因为各溶液体积相等，假设溶液为1L：
①pH=0的H2SO4溶液中，氢氧根完全来源于水的电离，所以电离的水的物质的量为10-12mol；
②0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液中，氢离子完全来源于水的电离，所以电离的水的物质的量为10-11mol；
③pH=10的Na2S溶液中，，氢氧根完全来源于水的电离，所以电离的水的物质的量为10-2mol；
④pH=5的NH4NO3溶液中，氢离子完全来源于水的电离，所以电离的水的物质的量为10-5mol；
所以四种溶液中发生电离的水的物质的量之比是，也就等于1∶10∶1010∶107，A正确；
故选A。
11．D
【详解】
A．溶液中=1×10-8，Kw=c(H+)•c(OH-)=1×10-14，联立解得c(H+)=0.001mol/L，pH＝3，故A正确；
B．溶液中=1×10-8，Kw=c(H+)•c(OH-)=1×10-14，两式中的氢离子浓度是溶液中酸电离出的，氢氧根离子浓度是水电离出的，联立解得c(H+)=0.001mol/L，确定为弱酸溶液，所以溶液中c(OH-)=10-11mol/L，即水电离出的氢离子浓度为10-11mol/L，故B正确；
C．常温下，该溶液中水的离子积常数为1×1014(mol•L-1)2，故C正确；
D．由B可知，该一元酸(HA)是弱酸，pH＝13的NaOH 溶液浓度为0.1mol/L，与 0.1 mol·L-1该一元酸(HA)溶液等体积混合，混合后溶液的pH>7，故D错误；
故选D。
12．A
【详解】
A．常温下，等体积的的盐酸与的氢氧化钡溶液混合，氢氧化钡过量，所得溶液的，则，即pH=13，故A项正确；
B．稀硫酸抑制水的电离，是强酸弱碱盐，水解，促进水的电离，故B项错误；
C．25℃时，的HA溶液中，，则该溶液中由水电离出的，故C项错误；
D．该混合溶液中，温度不变，溶度积常数不变，则其比值不变，故D项错误。
故选A。
13．C
【详解】
A．向10mL0.1mol·L-1NaOH溶液中加入0.1mol·L-1的一元酸HA，10ml时正好中和，a点时酸碱恰好中和，溶液pH=8.7，说明HA为弱酸，NaA溶液水解呈碱性，c(Na+)＞c(A-)＞c(OH-)＞c(HA)＞c(H+)，故A错误；
B．pH=7时，c(H+)=c(OH−)，由于HA为弱酸，则加入的一元酸HA体积大于10mL，c(Na+)＜0.05mol/L，故B错误；
C．a点A−水解，促进水的电离，水电离出的c(H+)= ，b点时HA过量，溶液呈酸性，HA抑制水的电离，水电离出的c(H+)= ，则a、b两点水电离出的c(H+)比值为为104，故C正确；
D．b点HA过量一倍，溶液中溶质为等浓度的NaA和HA，根据质子守恒得：2c(H+)+c(HA)=c(A-)+2c(OH-)，故D错误；
故答案为C。
14．D
【详解】
A． 常温时，用精密pH试纸测得NaOH溶液的pH=12.3，A错误；
B．KOH是强电解质、一水合氨是弱电解质，稀释1倍后，KOH溶液中的浓度减少到原来的，因氨水是弱电解质，在稀释过程中还要继续电离，故氨水中的浓度比原来的要大一些，B错误；
C． 溶液中的电离方程式：，C错误；
D． 常温时，某溶液的pH=3，,，溶液呈酸性，则有可能为酸溶液、水的电离被抑制，对应的由水电高出来的；也可能为强酸弱碱盐，水的电离被促进，则由水电离出来的H+物质的量浓度为：，D正确；
答案选D。
15．酸 +H2O⇌NH3·H2O+H+ 10-4 10-11 D = > ④>⑤>⑦
【详解】
(1)NH4Cl 是强酸弱碱盐，NH4Cl水解的离子方程式是+H2O⇌NH3·H2O+H+，所以溶液显酸性；
(2)常温下，pH=10 的 CH3COONa 溶液中，c(H+ )=10-10 mol/L、c(OH- )= 10-4 mol/L，CH3COONa水解促进水电离，所以水电离出来的 c(OH- ) =10-4 mol/L； pH=3 的CH3COOH 溶液中c(H+ )=10-3 mol/L、c(OH- )= 10-11 mol/L，CH3COOH电离抑制水电离，所以水电离出来的 c(H+ )=10-11 mol/L；
(3) A.向水中加入NaHSO4 固体，NaHSO4电离出氢离子，抑制水电离，故不选A；
B.向水中加入Na2CO3 固体，碳酸钠水解，促进水电离，溶液呈碱性，故不选B；
C.加热至 100℃ ，电离平衡正向移动，纯水呈中性，故不选C；
D.向水中加入(NH4)2SO4 固体，(NH4)2SO4水解，促进水电离，溶液呈酸性，故选D；
(4) 常温下，将 pH=12 的 NaOH 和氨水分别加水稀释 100 倍，氢氧化钠是强碱，稀释后 NaOH 的 pH=10， 一水合氨是弱碱，加水稀释，氨水的电离平衡正向移动，氨水的pH>10；
(5) NH3·H2O是弱电解质，NH4Cl、CH3COONH4是强电解质，CH3COO-水解促进水解，等物质的量浓度的NH4Cl、CH3COONH4、NH3·H2O溶液中 浓度由大到小的顺序是NH4Cl>CH3COONH4>NH3·H2O。
16．B>C>A a 1:10 9:11 <
【分析】
（1）水的离子积常数只与温度有关，温度越高，水的离子积常数越大；
（2）从A点到B点温度升高，Kw增大；
（3）E对应的温度下，Kw=10-14，将pH=13的NaOH溶液与pH=2的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则酸溶液中的n（H+）等于碱溶液中的n（OH-），据此计算；
（4）B对应温度下水的离子积为Kw=1×10-12，酸和碱混合，0.05mol/L的稀硫酸溶液中氢离子浓度为0.1mol/L，若所得混合液的pH=2，则酸过量，根据c（H+）= 计算，根据pH列式可计算体积比；
（5）①溶液的酸碱性是根据溶液中H+浓度与OH-浓度的相对大小判断的，只要溶液中c（H+）=c（OH-），溶液就呈中性，CH3COOH是弱电解质，电离程度不大，NaOH是强电解质，完全电离，反应生成的乙酸钠是强碱弱酸盐水解呈碱性，需溶液呈中性，需少加碱。
【详解】
(1)水的离子积常数只与温度有关，温度越高，水的离子积常数越大，同一曲线是相同温度，根据图知，温度高低点顺序是B>C>A，所以离子积常数大小顺序是B>C>A；
(2) 从A点到B点温度升高， Kw增大
a.升高温度，Kw变大，故a可采取；
b.加入盐酸，则溶液显酸性，但温度不变，Kw不变，故b不可采取；
c.加入氯化铵，水解显酸性，且Kw不变，故c不可采取；
故答案为：a；
(3)E对应的温度下，Kw=10−14，将pH=13的NaOH溶液与pH=2的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则酸溶液中的n(H+)等于碱溶液中的n(OH−)，故有：
10−1mol/L×V碱=10−2mol/L×V酸，解得：V碱：V酸=1：10；
(4)B对应温度下水的离子积为Kw=1×10−12，pH=11的苛性钠中氢氧根离子浓度为：c(OH−)= =0.1mol/L，0.05mol/L的稀硫酸溶液中氢离子浓度为0.1mol/L，pH=2的溶液中氢离子浓度为0.01mol/L，则混合液中满足：0.1mol/L×V2−0.1mol/L×V1=0.01mol/L×(V1+V2)，解得：V1:V2=9:11，
故答案为：9:11；
(5)①CH3COOH是弱电解质，电离程度不大，NaOH是强电解质，完全电离，反应生成的乙酸钠是强碱弱酸盐，水解呈碱性，需A对应温度下溶液pH=7（即溶液呈中性），需少加碱，所以常温下，将VmL、0.1000mol⋅L−1氢氧化钠溶液逐滴加入到20.00mL、0.1000mol⋅L−1醋酸溶液中，充分反应，V<20.00mL溶液呈中性。
17．< 10-13 碱性 促进 c＞a＞b CH3COOH+= CH3COO-+
【分析】
结合图像，根据Kw=c(H+)·c(OH-)判断T1℃、T2℃的Kw大小关系，并计算1mol/LNaOH溶液中水电离出H+的浓度；根据氢离子和氢氧根的浓度相对大小判断溶液酸碱性；根据电离、水解程度判断溶液酸碱性，以少量为标准写出向Na2CO3溶液中滴加少量醋酸溶液的离子方程式。
【详解】
(1)①温度越高，水的电离程度越大，水的离子积常数越大，根据图像，Kw(T1℃)＜Kw(T2℃)；Kw(T2℃)=10-13，T2℃时1mol·L-1的NaOH溶液中，c(OH-)=1mol/L，c(H+)=10-13mol/L，则由水电离出的c(H+)=1×10-13mol·L-1，故答案为：＜；1×10-13；
②M区域任意一点都存在c(H+)＜c(OH-)，表示溶液呈碱性，故答案为：碱性；
③25℃时，向纯水中加入少量NH4Cl固体，氯化铵水解，促进水的电离，故答案为：促进；
(2)①根据电离平衡常数，酸性：醋酸＞碳酸＞次氯酸＞碳酸氢根离子；25℃时，等浓度的NaClO溶液、CH3COONa溶液、Na2CO3溶液，三种溶液中碳酸钠的水解程度最大，pH最大，醋酸钠的水解程度最小，pH最小，pH由大到小的顺序为c＞a＞b，故答案为：c＞a＞b；
②向Na2CO3溶液中滴加少量醋酸溶液，以少量为标准，则生成物为碳酸氢钠和醋酸钠，反应的离子方程式为CH3COOH+= CH3COO-+，故答案为：CH3COOH+= CH3COO-+。
18．c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3—)＞c(H+) 1×10-10 mol/L 小于 ad
【分析】
二氧化碳通入氢氧化钠，溶液在ab段为氢氧化钠和碳酸钠的混合溶液，抑制水的电离，bc段，氢氧化钠不断被消耗；到达c点，溶液为碳酸钠溶液，cd段碳酸钠溶液不断转变为碳酸氢钠溶液。
【详解】
(1)c点为碳酸钠溶液，溶液显碱性，离子浓度由大至小的关系是：c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3—)＞c(H+)；
(2)a点为氢氧化钠溶液，由水电离产生的c(H+)＝溶液中的c(H+)=10-pH=1×10-10 mol/L；b点为氢氧化钠和碳酸钠的混合液，溶液显碱性，c(H+)小于1×10-7mol/L；
(3) a．加水稀释，平衡正向移动，电离程度增大，pH值增大；
b．加入少量乙酸钠固体，溶液中醋酸根浓度增大，电离平衡逆向移动，电离程度减小；
c．通氯化氢，溶液中氢离子浓度增大，电离平衡逆向移动，pH减小；
d．加入少量苛性钠固体，溶液中氢离子浓度减小，电离平衡正向移动，pH增大。
综上所述，能使0.1mol/L乙酸溶液的电离程度以及pH都增大的是AD。
19．左 酸 不变 1×10-5 < <
【分析】
（1）硫酸氢钠溶液中完全电离，电离方程式NaHSO4=Na＋+H＋+SO42－分析；
（2）能水解的盐溶液促进了水的电离，碱溶液中的氢离子是水电离的，CH3COONa溶液中的氢氧根离子是水电离的；
（3）稀释会促进若电解质的电离；
（4）酸性越弱，酸根离子对应的钠盐水解能力越强，pH越大。
【详解】
（1）硫酸氢钠存电离方程式为：NaHSO4=Na＋+H＋+SO42－，电离出H＋，使溶液显酸性，抑制水的电离，水的电离平衡向左移动，但温度不变，水的离子积常数不变；
故答案为：左；酸；不变；
（2）能水解的盐溶液促进了水的电离，碱溶液中的氢离子是水电离的，CH3COONa溶液中的氢氧根离子是水电离的，所以c（OH－）==1×10-5mol·L－1，水电离出氢离子与氢氧根离子的浓度相等，
故答案为：1×10-5 mol·L－1；
（3）稀释会促进弱电解质的电离，故若取pH、体积均相等的NaOH和氨水分别加水稀释m倍、n稀释后pH仍相等，则氨水稀释倍数大，
故答案为：＜；
（4）已知HA和HB均为弱酸，且酸性HA>HB，酸性越弱，酸根离子对应的钠盐水解能力越强，pH越大，则等浓度的NaA和NaB溶液中，PH大小关系为NaA
20．＜ 8×10－9 1∶1000 中性 碱性
【分析】
观察数据，根据温度对水的电离平衡的影响分析解答。
【详解】
（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，故答案为t1<25,；
（2）纯水中c（H+）=c（OH-）=2×10-7 mol•L-1，Kw=c（H+）．c（OH-）=2×10-7×2×10-7=4×10-14 ，温度不变，水的离子积常数不变，所以 (4×10-14)/(5×10-6)= 8×10－9mol/L，酸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8×10－9mol/L；
（3）25℃时，某K2SO4溶液中c（SO42-）=5×10-4 mol/L，则溶液中钾离子浓度是1×10-3 mol/L，如果稀释10倍，则钾离子浓度是1×10-4 mol/L，但硫酸钾溶液是显中性的，所以c（OH-）：c（K+）： =10-7：10-4=1：1000；
（4）①t2时水的离子积为1×10-12，Kw=c(H+)c(OH-)=1×10-12，且c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，故pH=6，故答案为中性；
②t2时水的离子积为1×10-12，pH＝11的NaOH溶液中，c（OH-）=0.1mol/L，pH＝3的H2SO4溶液中c（H+）=1×10-3mol/L，两者等体积混合，碱过量溶液呈碱性，故答案为碱性。
【点睛】
水属于弱电解质，水的离子积只受温度的影响。
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