新高考化学一轮复习知识清单+巩固练专题02 水的电离和溶液的酸碱性（2份，原卷版+解析版）

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01 水的电离
1．水的电离
(1) 水是极弱的电解质，其电离方程式为
H2O＋H2OH3O＋＋OH－，
通常可简写为__H2OH＋＋OH－__。
(2)水电离的特点
水的电离的四个特点−“难”−极难电离：在25℃时，纯水中cH+=cOH−=10−7ml·L−1−“逆”−是可逆过程 −“等”−电离出的H+和OH−浓度相等 −“吸”−是吸热过程
2．水的离子积常数
(1)表达式：KW＝__c(H＋)·c(OH－)__。
(2)常温下：KW＝__1×10－14__。纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝__10－7_ml·L－1__(pH＝7)。
(3)影响因素：只与__温度__有关，升高温度，KW__增大__。
(4)适用范围：KW不仅适用于纯水，也适用于稀的__电解质__水溶液。
(5)意义：KW揭示了在任何水溶液中均存在__H＋__和__OH－__，只要温度不变，KW不变。
3．水的电离平衡移动的影响因素
(1)温度：温度升高促进水电离，水的电离程度__增大__，KW__增大__，水的电离平衡__右移__。
(2)加入酸或碱，水的电离程度__减小__，可__抑制__水的电离(相当于“同离子效应”)。如在水中加入盐酸、氢氧化钠等，可使水的电离程度__变小__，但不影响KW的大小。
(3)加入可水解的盐(含弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐)，可__促进__水的电离(相当于“离子反应效应”)。如在水中加入醋酸钠、氯化铵、碳酸钠等，可使水的电离程度__增大__，但不影响KW的大小(即KW不变)。
(4)加入强酸的酸式盐(如NaHSO4)，相当于加入酸，__抑制__水的电离；加入弱酸的酸式盐，对水的电离是促进还是抑制，则要看弱酸酸式酸根离子的水解程度大还是电离程度大。
【跟踪训练】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)水的离子积即水的电离平衡常数。( × )
(2)在表达式KW＝c(H＋)·c(OH－)中c(H＋)、c(OH－)一定是水电离出的。( × )
(3)水的电离平衡移动符合勒夏特列原理。( √ )
(4)升高温度，水电离平衡右移，H＋浓度增大，呈酸性。( × )
(5)25 ℃时，加水稀释醋酸溶液，c(H＋)、c(OH－)都减小，KW减小。( × )
(6)25 ℃时NH4Cl溶液的KW小于100 ℃时NaCl溶液的KW。( √ )
(7)由水电离的c(H＋)＝1×10－14 ml·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCOeq \\al(－,3)能大量共存。( × )
(8)向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，KW不变。( × )
(9)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等。( × )
(10)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 ml·L－1，此时水呈酸性。( × )
(11)常温下，0.1 ml·L－1的盐酸与0.1 ml·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等。( √ )
(12)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等。( √ )
(13)某温度下，纯水中c(H＋)＝2.0×10－7 ml·L－1，则此时c(OH－)＝5×10－8 ml·L－1。( × )
(14)向0.1 ml·L－1的醋酸中逐滴滴加NaOH溶液，水的电离程度逐渐增大。( × )
(15)将水加热，KW增大，pH减小。( √ )
2.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－ 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硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变
C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．将水加热，KW增大，c(H＋)不变
【答案】B
【解析】 A项，加入稀氨水，NH3·H2O存在电离平衡：NH3·H2ONHeq \\al(＋,4)＋OH－，c(OH－)增大，使水的电离平衡逆向移动，错误；B项，加入NaHSO4，NaHSO4在水溶液中电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SOeq \\al(2－,4)，c(H＋)增大，使水的电离平衡逆向移动，由于温度不变，KW不变，正确；C项，CH3COOHCH3COO－ ＋H＋，使c(H＋)增大，使水的电离平衡逆向移动，错误；D项，升温，KW增大，c(H＋)增大，错误。
3．(1)某温度下纯水的c(H＋)＝2×10－7ml·L－1，则此时c(OH－)为__2×10－7_ml·L－1__；若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4 ml·L－1，则溶液中c(OH－)为__8×10－11_ml·L－1__，由水电离产生的c(H＋)为__8×10－11_ml·L－1__，此时温度__高于__(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
(2)甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，原因是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，原因为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？并说明原因。加入酸、碱、盐使水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)的值是否发生变化？
【解析】(2)甲正确。温度不变，KW是常数，加入H2SO4后c(H＋)增大，c(H＋)·c(OH－)＞KW，平衡左移。加入酸、碱、盐使水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)不变，因为KW仅与温度有关，温度不变，则KW不变。
(3)KW＝c(H＋)·c(OH－)，其中H＋和OH－一定是由水电离出来吗？
【解析】不一定，如酸溶液中H＋由酸和水电离产生，碱溶液中OH－由碱和水电离产生，只要是水溶液必定有H＋和OH－，当溶液浓度不大时，总有KW＝c(H＋)·c(OH－)。
02 溶液的酸碱性与pH计算
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中__c(H＋)__和__c(OH－)__的相对大小。
将“＞”“＝”或“＜”填在下表空格中：
2.溶液的pH
(1)定义式：pH＝__－lg_c(H＋)__。
(2)广范pH的范围：0～14。
即只适用于c(H＋)≤1 ml·L－1或c(OH－)≤1 ml·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 ml·L－1时，不用pH表示溶液的酸碱性，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(3)测量：
①pH试纸法：把小片试纸放在__玻璃片__或__表面皿__上，用洁净干燥的__玻璃棒__，蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与__标准比色卡__对比，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
(4)溶液的酸碱性与pH的关系：
常温(25 ℃)下：
3．常用酸碱指示剂及其变色范围
4.溶液pH的计算
(1)单一溶液pH的计算
①强酸溶液，如HnA，设溶液物质的量浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝__nc_ml·L－1__，pH＝－lgc(H＋)＝__－lgnc__。
②强碱溶液，如B(OH)n，设溶液物质的量浓度为c ml·L－1，c(H＋)＝eq \f(10－14,nc) ml·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝__14＋lgnc__。
(2)两强酸混合后溶液pH的计算
由c(H＋)混＝eq \f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)，先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。
(3)两强碱混合后pH的计算
由c(OH－)混＝eq \f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)，先求出混合后的c(OH－)混，再通过KW求出c(H＋)混，最后求pH。
(4)强酸与强碱混合后pH的计算
强酸与强碱混合的实质是发生了中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后常温下溶液的pH有以下三种情况：
①若恰好中和，pH＝7。
②若酸剩余，先求中和后剩余的c(H＋)，再求pH。
③若碱剩余，先求中和后剩余的c(OH－)，再通过KW求出c(H＋)，最后求pH。
(5)溶液稀释后求pH
①对于强酸溶液，每稀释10倍，pH__增大1__；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大__不足1__。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
②对于强碱溶液，每稀释10倍，pH__减小1__；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小__不足1__，无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
【跟踪训练】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)常温下，pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液pH＞7。( × )
(2)25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7。( × )
(3)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性。( × )
(4)常温下pH为2的盐酸中由H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 ml·L－1。( √ )
(5)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。( √ )
(6)某溶液的c(H＋)＞10－7ml·L－1，则该溶液呈酸性。( × )
(7)常温常压时，pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合后，滴入石蕊溶液呈红色。( √ )
(8)常温下，某溶液能使甲基橙呈黄色，该溶液一定显碱性。( × )
(9)把pH＝2与pH＝12的酸、碱溶液等体积混合后，所得溶液的pH为7。( × )
(10)某溶液的pH＝7，该溶液一定显中性。( × )
(11)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4，用pH计测得某溶液的pH为7.45。( × )
(12)用湿润的pH试纸测溶液的pH，一定影响测量结果。( × )
2．(1)判断下列溶液的酸碱性：用“酸性”“碱性”“中性”或“不确定”填空
①pH＜7的溶液__不确定__。
②pH＝7的溶液__不确定__。
③c(H＋)＝c(OH－)的溶液__中性__。
④c(H＋)＝1×10－7 ml·L－1的溶液__不确定__。
⑤c(H＋)＞c(OH－)的溶液__酸性__。
⑥0.1 ml·L－1的NH4Cl溶液__酸性__。
⑦0.1 ml·L－1的NaHCO3溶液__碱性__。
⑧0.1 ml·L－1的NaHSO3溶液__酸性__。
(2)①pH＝7的溶液一定是中性溶液吗？
【解析】不一定。温度不同，水的离子积不同。如100 ℃时，pH＝6的溶液为中性溶液，pH＝7的溶液为碱性溶液。
②用pH试纸测pH时应注意什么问题？记录数据时又要注意什么？是否可用pH试纸测定氯水的pH?
【解析】pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；用pH试纸测pH读出的是整数；不能用pH试纸测氯水的pH。
③若已知某溶液中c(H＋)＞c(OH－)，该溶液是否一定为酸性？
【解析】只要c(H＋)＞c(OH－)，溶液一定呈酸性。
(3)使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果一定偏小吗？原因是什么？
【解析】不一定。先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
03 酸碱中和滴定
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知物质的量浓度的__酸(或碱)__来测定未知物质的量浓度的__碱(或酸)__的实验方法叫酸碱中和滴定。一元酸与一元碱滴定时，c待＝eq \f(c标×V标,V待)。
2．酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的__体积__。
(2)选取适当指示剂，准确判断__滴定终点__。
3．实验用品
(1)仪器：图(A)是__酸式__滴定管，图(B)是__碱式__滴定管，滴定管夹、铁架台、__锥形瓶__
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用
滴定管的使用方法
(4)指示剂的选择：变色要灵敏变色范围要小，变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
①强酸强碱相互滴定，可选用__酚酞__或__甲基橙__作指示剂。
②若反应生成呈酸性的强酸弱碱盐溶液，则一般选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙，变色范围是3.1～4.4)；若反应生成呈碱性的强碱弱酸盐溶液，则一般选用碱性变色范围的指示剂(酚酞，变色范围是8.2～10.0)。
③酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其颜色变化不明显，且变色范围过宽(5.0～8.0)。
④并不是所有的滴定都需使用指示剂，如用标准Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4溶液褪色且半分钟不恢复原来的颜色时即为滴定终点。
4．滴定操作
(1)实验前的准备工作：
eq \x(滴定管)eq \a\vs4\al(__检漏__→水洗→__润洗__→注液→,赶气泡→调液面→初始读数)
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eq \x(锥形瓶)eq \a\vs4\al(水洗→装待测液→加指示剂)
(2)滴定。
(3)滴定终点判断
等到滴入最后半滴标准液，溶液由红色变为无色，且在半分钟内__不恢复__原来的颜色，视为滴定终点，并记录标准液的体积。
(4)操作步骤
①仪器的洗涤：
滴定管(或移液管)：自来水→蒸馏水→__所装溶液润洗__。
锥形瓶：自来水→蒸馏水(不用所装溶液润洗)。
②装液调整液面：装液，使液面一般高于“__0__”刻度，驱除滴定管尖嘴处的气泡。
③读数：调整液面在“0”刻度或“0”刻度以下，读出初读数；滴定至终点，读出末读数，实际消耗标准液的体积为末读数－初读数。
5．数据处理
为减少实验误差，滴定时，要求重复实验__2～3__次，求出所用标准溶液体积的__平均值__，然后再计算待测液的物质的量浓度，如：根据c(NaOH)＝eq \f(cHCl×VHCl溶液,VNaOH溶液)计算。
6．滴定曲线
在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，滴入很少量(一滴，约0.04 mL)的碱(或酸)溶液就会引起pH的突变(如图所示)。
提示：酸碱恰好反应时溶液不一定呈中性。溶液的酸碱性取决于生成盐的性质。
7．误差分析
根据计算式c待＝eq \f(c标·V标,V待)：标准液滴定待测溶液时，c标、V待均为定值，c待的大小取决于V标的大小，所有操作导致消耗标准溶液多或读数大，则结果偏高；消耗标准溶液少或读数小，则结果偏低。
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的不正确操作及可能引起的后果有：
【跟踪训练】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)盛放待测液的锥形瓶一定要润洗，否则产生实验误差。( × )
(2)25 ℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液到pH＝7，V(醋酸)＜V(NaOH)。( × )
(3)用碱式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液。( × )
(4)若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视，则测定值偏大。( × )
(5)pH计不能用于酸碱中和滴定终点的判断。( × )
(6)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( × )
(7)滴定管盛标准液时，其液面一定要调在“0”刻度。( × )
(8)滴定管在加入反应液之前一定要用所要盛装的反应液润洗2～3遍。( √ )
(9)滴定管和锥形瓶都应该用待装的溶液润洗2～3次。( × )
(10)酸碱中和滴定实验要重复进行2～3次，求算标准溶液体积的平均值。( √ )
(11)用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的氨水时应选择酚酞作指示剂。( × )
(12)用标准浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，滴定时，部分酸液滴在锥形瓶外，所测结果偏高。( √ )
(13)滴定管的读数为24.6 mL。( × )
(14)滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小。( × )
(15)滴定接近终点时，滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁。( √ )
(16)用0.100 0 ml·L－1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，可选用甲基橙或酚酞作指示剂。( × )
2．下列有关滴定操作的顺序正确的是( )
①检查滴定管是否漏水 ②用蒸馏水洗涤玻璃仪器 ③用标准溶液润洗盛标准溶液的滴定管，用待测液润洗盛待测液的滴定管 ④装标准溶液和待测液并调整液面和记录初始读数 ⑤取一定体积的待测液于锥形瓶中并加入指示剂 ⑥滴定操作
A．①③②④⑤⑥ B．①②③④⑤⑥
C．②③①④⑤⑥D．④⑤①②③⑥
【答案】B
【解析】滴定操作顺序为：查漏→洗涤→润洗→注液→调液→滴定。
3．下列实验操作不会引起误差的是( )
A．酸碱中和滴定时，用待测液润洗锥形瓶
B．酸碱中和滴定时，用冲洗干净的滴定管盛装标准溶液
C．用NaOH标准溶液测定未知浓度的盐酸时，选用酚酞作指示剂，实验时不小心多加了几滴
D．用标准盐酸测定未知浓度的NaOH溶液，实验结束时，酸式滴定管尖嘴部分有气泡，开始实验时无气泡
【答案】C
【解析】A项，锥形瓶一定不要用待测溶液润洗，否则会使待测溶液的量偏大，消耗标准溶液的体积偏大，从而使所测溶液浓度偏大；B项，冲洗干净的滴定管无论是盛装标准溶液还是待测溶液，都必须用待装溶液润洗2～3次，否则会使标准溶液或待测溶液的浓度变小影响结果；用NaOH溶液滴定未知浓度盐酸时，选用酚酞作指示剂，多加几滴，对实验结果无影响；D项，实验开始时酸式滴定管中无气泡，实验结束时有气泡，会导致所读取的V(HCl)偏小，依据V(HCl)·c(HCl)＝V(NaOH)·c(NaOH)，所测得的c(NaOH)偏小。
01 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的相关计算(25 ℃)
任何水溶液中水电离产生的c(H＋)和(OH－)总是相等的。
1．中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 ml·L－1。
2．溶质为酸的溶液：OH－全部来自水的电离。
c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水
c(H＋)溶液＝c(H＋)酸＋c(H＋)水
例：pH＝2的盐酸中，
溶液中c(OH－)＝eq \f(KW,10－2) ml·L－1＝10－12 ml·L－1，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 ml·L－1
3．溶质为碱的溶液：H＋全部来自水的电离。
c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水
c(OH－)溶液＝c(OH－)碱＋c(OH－)水
例：pH＝12的NaOH溶液中，
溶液中c(H＋)＝10－12 ml·L－1，由水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 ml·L－1
4．盐溶液
①水解呈酸性的盐溶液
c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水
c(OH－)溶液＜c(OH－)水
例：pH＝5的NH4Cl溶液中，H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5 ml·L－1，因为部分OH－与部分NHeq \\al(＋,4)结合，溶液中c(OH－)＝10－9 ml·L－1＜10－5 ml·L－1
②水解呈碱性的盐溶液
c(OH－)溶液＝c(OH－)水＝c(H＋)水
c(H＋)溶液＜c(H＋)水
例：pH＝12的Na2CO3溶液中，OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2 ml·L－1，因为部分H＋与部分COeq \\al(2－,3)结合，溶液中c(H＋)＝10－12 ml·L－1＜10－2 ml·L－1
③中性盐溶液
c(H＋)溶液＝c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)溶液
【跟踪训练】
1．在25 ℃时某溶液中由水电离出的氢离子浓度为1×10－12 ml·L－1，下列说法正确的是( )
A．HCOeq \\al(－,3)离子在该溶液中一定不能大量共存
B．该溶液的pH一定是12
C．向该溶液中加入铝片后，一定能生成氢气
D．若该溶液的溶质只有一种，它一定是酸或碱
【答案】A
【解析】 水电离出的c(H＋)＝1×10－12 ml·L－1，水的电离受到抑制，该溶液可能为酸或碱或强酸酸式盐的溶液，当溶液为碱性时，HCOeq \\al(－,3)＋OH－===COeq \\al(2－,3)＋H2O，当溶液显酸性时，H＋＋HCOeq \\al(－,3)===H2O＋CO2↑，所以HCOeq \\al(－,3)在该溶液中一定不能大量共存，故A项正确；当该溶液为pH＝2的盐酸时，水电离出的c(H＋)也为1×10－12 ml·L－1，故B项错误；溶液可能是pH＝2的HNO3这样的强氧化性酸的溶液，加入铝片后，不能生成氢气，故C项错误；溶液可能是pH＝2的NaHSO4这样的盐的溶液，故D项错误。
2．①pH＝0的盐酸 ②0.5 ml·L－1盐酸 ③0.1 ml·L－1的NH4Cl溶液 ④0.1 ml·L－1的NaOH溶液 ⑤0.5 ml·L－1的NH4Cl溶液，常温下以上溶液中水电离的c(H＋)由大到小的顺序是( )
A．⑤③④②①B．①②③⑤④
C．①②③④⑤D．⑤③④①②
【答案】A
【解析】 ①pH＝0的盐酸c(H＋)酸＝1 ml·L－1，抑制水的电离，水电离出的氢离子浓度等于水电离出的氢氧根离子浓度，由水的离子积计算：c(H＋)酸·c(OH－)水＝10－14，c(H＋)水＝c(OH－)水＝10－14 ml·L－1。②0.5 ml·L－1盐酸溶液中c(H＋)酸＝0.5 ml·L－1，抑制水的电离，所以根据水的离子积计算：c(H＋)酸·c(OH－)水＝10－14，c(H＋)水＝c(OH－)水＝2×10－14 ml·L－1。③0.1 ml·L－1的NH4Cl溶液中，NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋，促进水的电离，水电离出的氢离子浓度增大。④0.1 ml·L－1的NaOH溶液中c(OH－)碱＝0.1 ml·L－1，根据水的离子积计算：c(H＋)水·c(OH－)碱＝10－14，c(H＋)水＝c(OH－)水＝10－13 ml·L－1。⑤0.5 ml·L－1的NH4Cl溶液中，NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋，促进水的电离，水电离出的氢离子浓度增大。③⑤比较，③0.1 ml·L－1 NH4Cl溶液相当于加水稀释⑤0.5 ml·L－1的NH4Cl，加水稀释促进水解，n(H＋)增大，由于溶液体积增大，且水解是微弱的，所以溶液中由水电离出的氢离子浓度③＜⑤。酸、碱溶液均会抑制水的电离，能水解的盐促进水的电离，综上所述：溶液中水电离的c(H＋)由大到小的顺序是⑤③④②①，故A项正确。
3．我国科学家在一颗距离地球100光年的行星上发现了不可思议的“水世界”，引起了全球科学界的轰动。下列有关说法正确的是
A．温度升高，水的电离平衡正向移动，增大，酸性增强
B．向水中加入固体后(溶液温度不变)，水的电离程度减小
C．室温下，的盐酸溶液中，
D．由水电离出的时，溶液一定呈中性
【答案】B
【解析】A．水的电离为吸热过程，升温平衡正向移动，但仍为中性，A错误；
B．电离出的抑制了水的电离，B正确；
C．室温下，的盐酸溶液中，C错误；
D．酸、碱性溶液中，由水电离出的与都相等，D错误；
故选B。
4．常温下，下列有关电解质溶液的说法正确的是
A．的溶液中，由水电离出来的
B．为9的溶液中：
C．与盐酸等体积混合（）：
D．室温下，浓度相同的①②③④溶液⑤，大小顺序为：①>②>③>④>⑤
【答案】D
【解析】A．的溶液中，由水电离出来的，A错误；
B．NaHB 溶液pH 为9，说明HB-水解程度大于电离程度，则溶液中：，B错误；
C．两溶液混合后，得到的物质的量浓度相同的氯化钾、乙酸和乙酸钾的混合液，，说明乙酸的电离程度大于乙酸根水解程度，钾离子，氯离子不水解，乙酸的电离程度很小，所以，C错误；
D．由组成可知 中最大，为弱碱，最小，中氢离子抑制铵根的水解，大于，中铝离子水解抑制铵根的水解，故大于但小于，故大小顺序为：①>②>③>④>⑤，D正确；
故选D；
02 外界条件对水的电离平衡的影响
H2OH＋＋OH－ ΔH＞0
【跟踪训练】
1．下列操作可以使水的离子积常数增大的是
A．通入少量氨气B．加入少量稀HClC．加热D．加入少量醋酸钠固体
【答案】C
【解析】水的离子积常数Kw是温度函数，只与温度有关，温度改变，水的离子积常数改变，与外加酸、碱、盐以及稀释无关，水的电离是吸热过程，升高温度，水的离子积常数Kw增大；
故选C。
2．下列说法错误的是
A．水的电离吸热，故升高温度，平衡向电离方向移动，增大
B．在任何温度下，纯水都显中性
C．在时，纯水中的大于
D．时，纯水中，稀酸和稀碱溶液中，
【答案】D
【解析】A．水的电离吸热，故升高温度，平衡向电离方向移动，氢离子、氢氧根离子浓度变大，增大，A正确；
B．在任何温度下，纯水中氢离子、氢氧根离子浓度相等，都显中性，B正确；
C．在时，纯水电离程度大于室温，故大于，C正确；
D．25℃时，无论是纯水中还是稀酸和稀碱溶液中，都有，D错误；
故选D。
3．不同温度下，水溶液中H+ 和OH- 的浓度变化曲线如图所示。下列说法错误的是
A．T>25℃
B．A点和B点溶液均呈中性
C．25℃时，加入FeCl3固体，增大
D．25℃时，通入HCl气体，可使溶液由A点变到D点
【答案】C
【解析】A．水的电离为吸热反应，温度越高，电离程度增大，所以T>25℃，故A正确；
B．A点和B点的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，溶液均呈中性，故B正确；
C．温度不变，加入FeCl3固体，不变，故C错误；
D．25℃时，通入HCl气体，溶液中氢离子浓度增大，水的电离受抑制，可使溶液由A点变到D点，故D正确；
故答案选C。
4．室温时纯水中存在电离平衡：H2O⇌H++ OH－。下列叙述正确的是
A．升高温度，水的电离程度增大，c(H+)增大，pH＜7，溶液显酸性
B．向水中加入少量氨水，平衡逆向移动，抑制水的电离，c(OH－)降低
C．向水中加入少量硫酸，c(H+)增大，由水电离出的 c(H+)＞1×10-7 ml/L
D．向水中加入少量 NH4Cl 固体，结合水电离出的 OH－，由水电离出的c(H+)＞1×10-7 ml/L
【答案】D
【解析】A． 升高温度，水的电离程度增大，c(H+)增大，pH＜7，但溶液中c(H+)仍然等于c(OH－)，溶液显中性，故A错误；
B． 向水中加入少量氨水，由于c(OH－)增大导致平衡逆向移动，抑制水的电离，移动的结果只能减弱这种变化，故c(OH－)增大，故B错误；
C． 向水中加入少量硫酸，c(H+)增大导致平衡逆向移动，抑制水的电离，故由水电离出的 c(H+)＜1×10-7 ml/L，故C错误；
D． 向水中加入少量 NH4Cl 固体，结合水电离出的OH－，导致平衡正向移动，促进水的电离，故由水电离出的c(H+)＞1×10-7 ml/L，故D正确；
故答案为：D。
03 混合溶液酸碱性的判断规律
（1）等浓度、等体积一元酸与一元碱混合的溶液。
（2）常温下，已知pH之和等于14的酸和碱的溶液等体积混合。
①两强混合：
a．若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。
b．若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。
c．若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。
②一强一弱混合——“谁弱显谁性”。
pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱的溶液等体积混合呈碱性；一元强碱和一元弱酸的溶液等体积混合呈酸性。
（3）常温下，强酸、强碱恰好完全中和，溶液体积与pH的关系：
Va L pH＝a的盐酸与Vb L pH＝b的NaOH溶液混合，二者恰好完全反应，溶液呈中性。
则10－a·Va＝10b－14Vb，eq \f(Va,Vb)＝eq \f(10b－14,10－a)＝10(a＋b)－14，
【跟踪训练】
1．科学家经过研究后发现，把水加热加压到 374℃、22.lMPa以上时具有很多特性， 如其中含有的氢离子浓度远远大于10-7ml/L,还具有很强的溶解有机物的能力。由此可知，处于这种状态下的水
A．显中性， pH一定等于 7B．表现出非极性溶剂的特性
C．显酸性，pH 一定小于 7D．表现出极性溶剂的特性
【答案】B
【解析】把水加热加压到 374℃、22.lMPa以上为超临界水，超临界水仍然是水，显中性，但温度高于常温，水电离程度增大，pH 值应小于7，A、C错误；有机物大多数是非极性分子，根据相似相溶原理，可知超临界水表现出非极性溶剂的特性，B正确，D错误；故答案为：B。
2．常温下，0.1 ml·L-1硫酸和0.2 ml·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合，混合溶液的pH等于
A．13B．11C．7D．1
【答案】A
【解析】，硫酸的物质的量：，提供 的 H⁺。氢氧化钡的物质的量：，提供 的 OH⁻，完全中和 需要 的 OH⁻，剩余 OH⁻ 的物质的量为：，混合后溶液总体积为 ，因此 OH⁻ 的浓度为：，；故选A。
3．25℃时，在一定体积pH=2的NaHSO4溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的Ba(OH)2溶液，当溶液中的硫酸根恰好完全沉淀时，溶液的pH=11，若反应后溶液的体积等于反应的两溶液的体积之和，则NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液的体积比为
A．1：9B．9：1C．1：2D．1：4
【答案】A
【解析】pH=2的NaHSO4溶液中c(H+)=10-2ml/L，设溶液体积为x，得到氢离子物质的量为x×10-2ml；两者按物质的量之比为1：1反应，则反应的氢氧化钡的物质的量为x×10-2ml，氢氧根离子的物质的量为：2x×10-2ml；设氢氧化钡溶液体积为y，依据反应Ba(OH)2+NaHSO4=BaSO4↓+H2O+NaOH，混合后溶液pH=11，计算得到溶液中氢氧根离子浓度为10-3ml/L；所以得到：；得到x：y=1：9；
答案选A。
4．常温下，某强酸溶液pH=a，强碱溶液pH=b，已知a+b=12，酸碱溶液混合pH=7，则酸溶液体积Va和碱溶液体积Vb的正确关系为（ ）
A．Va=102VbB．Vb=102VaC．Va=2VbD．Vb=2Va
【答案】B
【解析】常温下，强酸溶液pH=a，c(H+)=10-aml/L，强碱溶液pH=b，溶液中氢氧根离子浓度c(OH-)==10-14+bml/L；酸碱溶液混合pH=7，则氢氧根离子物质的量等于氢离子物质的量，得到计算式为：c(H+)×Va=c(OH-)×Vb，===10-14+a+b，已知a+b=12，得到=10-2，即100Va=Vb，故选B。
5．强酸溶液A与强碱溶液B，在常温下其pH之和为15，当它们按一定体积比混合时，溶液的pH恰好为7，则A与B的体积比为
A．1 : 1B．2 : 1C．1 : 10D．10 : 1
【答案】D
【解析】常温下Kw=1×10-14，pH之和为15，设酸的pH为x、体积为VA，碱的pH为15-x、体积为VB，一定体积比混合时，溶液的pH恰好为7，则n（H+）=n（OH-），所以VA×10-x=VB×1015-x-14，解得VA∶VB=1015-x-14+x=10∶1；
答案选D。
04 巧抓“四点”，突破酸碱中和滴定曲线中的粒子浓度关系
(1)抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。
(2)抓“恰好”反应点，生成的溶质是什么？判断溶液的酸碱性。
(3)抓溶液的“中性”点，生成什么溶质，哪种物质过量或不足。
(4)抓反应的“过量”点，溶液中的溶质是什么？判断哪种物质过量。
实例分析：向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液，溶液pH与加入NaOH溶液的关系如图所示：
(注：a点为反应一半点，b点呈中性，c点恰好完全反应，d点NaOH过量一倍)
分析：
a点，溶质为CH3COONa、CH3COOH
离子浓度关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
b点，溶质为CH3COONa、CH3COOH
离子浓度关系：c(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)
c点，溶质为CH3COONa
离子浓度关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
d点，溶质为CH3COONa、NaOH
离子浓度关系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)
（5）图解量器的读数方法
①平视读数(如图1)：用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即凹液面定视线，视线定读数)。
②俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
③仰视读数(如图3)：读数时，视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，滴定管刻度标法与量筒不同，仰视滴定管读数偏大。
【跟踪训练】
1．用已知浓度的标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列说法正确的是
A．达到滴定终点时，与恰好完全反应，
B．当接近滴定终点时，极少量的酸会引起溶液的pH突变
C．石蕊溶液可作为本实验的指示剂
D．若以甲基橙为指示剂，滴定终点的现象是溶液由橙色变为黄色
【答案】B
【解析】A．达到滴定终点时，作指示剂恰好变色的点，若用酚酞作指示剂pH>7，若用甲基橙作指示剂pH7，A错误；
B．原溶液为NaOH溶液，pH>7，B错误;
C．当向其中逐滴加入盐酸时，pH会减小，当接近中和反应终点时，pH突变，而后pH不断减小并趋于不变,C正确；
D．滴定过程中，当接近中和反应终点时，会产生pH突跃，D错误；
答案为：C。
4．室温下，用0.1ml•L-1的盐酸滴定•L-1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如下，下列判断不正确的是
A．a点时，溶液呈碱性，溶液中
B．b点时溶液的pH=7
C．当时，
D．c点时溶液中约为0.03ml•L-1
【答案】B
【解析】A．根据电荷守恒可知，c(B+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，a点时，pH＞7，故溶液呈碱性，即c(H+)＜c(OH-)，溶液中，A正确；
B．由曲线图可知，0.1ml•L-1的某碱BOH溶液的pH小于12，说明BOH是弱碱，b点是BOH与HCl恰好完全反应，由B+水解呈酸性，故溶液的pH小于7，B错误；
C．由B项分析可知，当时，溶液呈酸性，故当时，即c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，则，C正确；
D．c点时溶液中为≈0.03ml•L-1，D正确；
故答案为：B。
01 水的电离易错“七”点
(1)水的离子积常数KW＝c(H＋)·c(OH－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。
(2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－存在，只是相对含量不同而已。
(3)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。在KW的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
(4)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增大，故KW增大，但溶液仍呈中性；对于KW，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。
(5)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用,因此,在常温下,若由水电离出的[H+]