2024届高考化学一轮复习练习第八章水溶液中的离子反应与平衡第39讲水的电离和溶液的pH

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考点一 水的电离与水的离子积常数
1．水的电离
(1)水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7ml·L－1。任何水溶液中，由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2．水的离子积常数
(1)水的离子积常数：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
(4)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．影响水电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度均减小，Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
[正误辨析]
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等( )
(2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 ml·L－1，此时水呈酸性( )
(3)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( )
(4)室温下，0.1 ml·L－1的HCl溶液与0.1 ml·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等( )
(5)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( )
答案： (1)× (2)× (3)× (4)√ (5)√
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1．一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。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
C [升温促进水的电离，升温后溶液不能由碱性变为中性，A项错误；根据c(H＋)和c(OH－)可求出Kw＝1.0×10－14，B项错误；加入FeCl3，Fe3＋水解溶液呈酸性，Kw不变，可引起由b向a的变化，C项正确；温度不变，则Kw不变，稀释后c(OH－)减小，c(H＋)增大，但仍在该曲线上，而c到d点，OH－浓度减小，H＋浓度不变，且Kw变化，故稀释溶液不可能到达d点，D项错误。]
2．(1)25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：
①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小的顺序是 。
(2)物质的量浓度相同的NaOH溶液与盐酸溶液中，水的电离程度 ；常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液中，水的电离程度 。(均填“前者大”“后者大”或“相同”)
答案： (1)④>①>②>③ (2)相同 相同
eq \a\vs4\al(反思归纳)
外界条件对水电离的影响
3．常温下，计算下列溶液中水电离的c水(H＋)或c水(OH－)。
(1)pH＝2的H2SO4溶液：c水(H＋)＝ ，c水(OH－)＝ 。
(2)pH＝10的NaOH溶液：c水(H＋)＝ ，c水(OH－)＝ 。
(3)pH＝2的NH4Cl溶液：c水(H＋)＝ 。
(4)pH＝10的Na2CO3溶液：c水(OH－)＝ 。
答案： (1)10－12 ml·L－1 10－12 ml·L－1
(2)10－10 ml·L－1 10－10 ml·L－1
(3)10－2 ml·L－1
(4)10－4 ml·L－1
eq \a\vs4\al(反思归纳)
25 ℃时，由水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)的5种类型的计算方法
1．中性溶液：c水(H＋)＝c水(OH－)＝1.0×10－7 ml/L
2．酸的溶液：H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水，故有c水(OH－)＝c水(H＋)＝c溶液(OH－)。
3．碱的溶液：OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水，故有c水(H＋)＝c水(OH－)＝c溶液(H＋)。
4．水解呈酸性的盐溶液：c水(H＋)＝c溶液(H＋)。
5．水解呈碱性的盐溶液：c水(OH－)＝c溶液(OH－)。
考点二 溶液的酸碱性与pH
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。
(1)酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，常温下，pH＜7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)7。
2．pH及其测量方法
(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)25 ℃时，pH与溶液中的c(H＋)的关系：
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(3)适用范围：25 ℃时，0～14。
(4)测量方法
①pH试纸法：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，即可确定溶液的pH。
②pH计(也叫酸度计)测量法：可较精确测定溶液的pH。
[正误辨析]
(1)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( )
(2)某溶液的c(H＋)>10－7ml·L－1，则该溶液呈酸性( )
(3)pH减小，溶液的酸性一定增强( )
(4)100 ℃时，Kw＝1.0×10－12，0.01 ml·L－1盐酸的pH＝2，0.01 ml·L－1的NaOH溶液的pH＝10( )
(5)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低( )
(6)用广泛pH试纸测得某溶液的pH为3.4( )
答案： (1)√ (2)× (3)× (4)√ (5)× (6)×
一、溶液酸、碱性的判断
1．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
二、走出溶液稀释时pH的判断误区
2．(1)1 mL pH＝5的盐酸，加水稀释到10 mL pH＝ ；加水稀释到100 mL，pH 7。
(2)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) )与c(H＋)的比值为 。
解析： (2)稀释前c(SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) )＝ eq \f(10－5,2) ml·L－1，稀释后c(SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) )＝ eq \f(10－5,2×500) ml·L－1＝10－8 ml·L－1；稀释后c(H＋)接近10－7ml·L－1，所以 eq \f(c（SO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(4)) ）,c（H＋）) ＝ eq \f(10－8 ml·L－1,10－7 ml·L－1) ＝ eq \f(1,10) 。
答案： (1)6 接近 (2)1∶10
eq \a\vs4\al(反思归纳)
稀释酸、碱溶液时pH变化规律
三、pH概念的拓展应用
3.某温度下，水中c(H＋)与
c(OH－)的关系如图所
示。pOH＝－lg c(OH－)。下列说法不正确的是( )
A．b点温度高于25 ℃
B．在水中通入氨气，由水电离出的c(H＋)减小
C．仅升高温度，可从b点变为a点
D．b点所处温度下，0.1 ml·L－1KOH溶液的pH＝13
D [由题图可知，b点对应的pOH＝pH＝6.5，则有c(H＋)＝c(OH－)＝10－6.5ml·L－1，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－6.5×10－6.5＝1×10－13>Kw(25 ℃)，故b点温度高于25 ℃，A正确；在水中通入氨气，c(OH－)增大，抑制了水的电离，则由水电离出的c(H＋)减小，B正确；升高温度，水的电离平衡正向移动，c(H＋)、c(OH－)均增大，则pH、pOH均减小，且二者相等，故升高温度，可从b点变为a点，C正确；b点对应的Kw＝1×10－13，0.1 ml·L－1KOH溶液中c(H＋)＝1×10－12ml·L－1，则溶液的pH＝12，D错误。]
四、多角度计算溶液的pH
4．计算下列溶液的pH或浓度(常温下，忽略溶液混合时体积的变化)：
(1)0.1 ml·L－1的CH3COOH溶液，求该溶液的pH(已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5)。
(2)0.1 ml·L－1NH3·H2O溶液，求该溶液的pH(已知NH3·H2O的电离度α＝1%)。
(3)pH＝2的盐酸与等体积的水混合，求该溶液的pH。
(4)常温下，将0.1 ml·L－1氢氧化钠溶液与0.06 ml·L－1硫酸溶液等体积混合，求该溶液的pH。
(5)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，求原溶液的浓度。
解析： (1) CH3COOHCH3COO－＋H＋
eq \a\vs4\al(c（起始）/（ml·L－1）) 0.1 0 0
eq \a\vs4\al(c（电离）/（ml·L－1）) c(H＋) c(H＋) c(H＋)
eq \a\vs4\al(c（平衡）/（ml·L－1）) 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋)
则Ka＝ eq \f(c2（H＋）,0.1－c（H＋）) ＝1.8×10－5，解得c(H＋)≈1.3×10－3ml·L－1，所以pH＝－lg c(H＋)＝－lg (1.3×10－3)≈2.9。
(2) NH3·H2OOH－ ＋ NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4))
c(起始)/(ml·L－1) 0.1 0 0
c(电离)/(ml·L－1) 0.1×1% 0.1×1% 0.1×1%
则c(OH－)＝0.1×1% ml·L－1＝10－3ml·L－1，c(H＋)＝10－11ml·L－1，所以pH＝11。
(3)c(H＋)＝ eq \f(10－2,2) ml·L－1，pH＝－lg eq \f(10－2,2) ＝2＋lg 2≈2.3。
(4)c(H＋)＝ eq \f(0.06 ml·L－1×2－0.1 ml·L－1,2) ＝0.01 ml·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝2.0。
(5) eq \f(3c－2c,5) ＝0.01 ml·L－1，解得c＝0.05 ml·L－1。
答案： (1)2.9 (2)11 (3)2.3 (4)2.0 (5)0.05 ml·L－1
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1．一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
2.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
应用1.室温下，相同体积、相同浓度的盐酸与醋酸溶液。
(1)分别加入足量且质量、颗粒大小均相同的锌，在图甲中画出盐酸和醋酸溶液中H2的体积随时间变化曲线。
(2)加水稀释，在图乙中画出盐酸和醋酸溶液pH随V(水)变化曲线。
答案：
应用2.室温下，相同体积、相同pH的盐酸和醋酸溶液。
(1)分别加入足量且质量、颗粒大小均相同的锌，在图丙中画出盐酸和醋酸溶液中H2的体积随时间变化曲线。
(2)加水稀释，在图丁中画出盐酸和醋酸溶液pH随V(水)变化曲线。
答案：
应用3.25 ℃，两种一元碱MOH和ROH的溶液分别加水稀释，溶液pH的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
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A．MOH是一种弱碱
B．在x点：c(M＋)＝c(R＋)
C．稀释前，c(MOH)＝10c(ROH)
D．稀释前，MOH溶液和ROH溶液中由水电离出的c(OH－)：前者是后者的10倍
B [由题图可知，两溶液分别稀释100倍，MOH溶液的pH减小2，ROH溶液的pH减小1，则MOH是强碱，ROH是弱碱，A错误。x点两溶液的pH相等，则两溶液中c(H＋)、c(OH－)分别相等；据电荷守恒可得：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)、c(R＋)＋c(H＋)＝c(OH－)，从而推知x点时c(M＋)＝c(R＋)，B正确。MOH是强碱，起始溶液的pH＝13，则有c(MOH)＝0.1 ml·L－1；ROH是弱碱，部分电离，起始溶液的pH＝12，则有c(ROH)>0.01 ml·L－1，从而可知稀释前，c(MOH)a>c (2)b>a＝c (3)c>a>b(或c>a＝2b) (4)c>a＝b (5)a＝b＝c a＝b>c (6)c>a＝b
应用5.下列事实能说明HNO2是弱电解质的是( )
①25 ℃时，NaNO2溶液的pH大于7
②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗
③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应
④25 ℃时，0.1 ml·L－1HNO2溶液的pH＝2.1
A．①②③ B．②③④
C．①④ D．①②④
C [25 ℃时，NaNO2溶液的pH大于7，说明NO eq \\al(\s\up1(－),\s\d1(2)) 发生了水解反应，则HNO2是弱电解质，①符合题意；用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度较小，但由于未与等浓度盐酸等作比较，故不能判断HNO2是否为弱电解质，②不符合题意；HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应，只能说明HNO2的酸性比H2SO4弱，但不能说明HNO2一定是弱酸，即不能说明HNO2是弱电解质，③不符合题意；25 ℃时，0.1 ml·L－1HNO2溶液的pH＝2.1，则溶液中c(H＋)＝10－2.1ml·L－1c(OH－)
B [水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)，升高温度，Kw增大，说明升高温度，水的电离程度增大，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)均增大，A错误，B正确；Kw仅与温度有关，向蒸馏水中加入NaOH溶液，c(OH－)增大，由于温度不变，则Kw不变，C错误；任何温度下水都呈中性，则35 ℃时，水中c(H＋)＝c(OH－)，D错误。]
2．下列溶液一定呈中性的是( )
A．pH＝7的溶液
B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液
C．由等物质的量的强酸、强碱反应得到的溶液
D．非电解质溶于水得到的溶液
B [pH＝7的溶液不一定是在常温下，故水的离子积不一定是Kw＝1×10－14，如100 ℃时，水的离子积常数是10－12，pH＝6时溶液呈中性，当pH＝7时溶液呈碱性，A错误；氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小是判断溶液酸碱性的依据，所以c(H＋)＝c(OH－)的溶液一定呈中性，B正确；由等物质的量的强酸、强碱反应得到的溶液不一定呈中性，如等物质的量NaOH与H2SO4反应生成NaHSO4，溶液呈酸性，C错误；三氧化硫是非电解质，但它溶于水后生成硫酸，硫酸溶液呈酸性，D错误。]
3．常温下，设1 L pH＝6的AlCl3溶液中由水电离出的H＋的物质的量为n1 ml；1 L pH＝6的盐酸中由水电离出的H＋的物质的量为n2 ml，则 eq \f(n1,n2) 为( )
A．0.01 B．1 C．10 D．100
D [AlCl3溶液中Al3＋发生水解而使溶液呈酸性，AlCl3的水解促进了水的电离，由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6ml·L－1，则有n1 ml＝1×10－6ml·L－1×1 L＝1×10－6ml。常温下，pH＝6的盐酸中c(H＋)＝1×10－6ml·L－1，而HCl电离抑制水的电离，由水电离产生的c(H＋)＝1×10－8ml·L－1，则有n2 ml＝1×10－8ml·L－1×1 L＝1×10－8ml，故有 eq \f(n1,n2) ＝ eq \f(1×10－6ml,1×10－8ml) ＝100。]
4．下列有关水电离情况的说法正确的是( )
A．25 ℃，pH＝12的烧碱溶液与pH＝12的纯碱溶液，水的电离程度相同
B．其他条件不变，CH3COOH溶液在加水稀释过程中，c(OH－)/c(H＋)一定变小
C．其他条件不变，稀释氢氧化钠溶液，水的电离程度减小
D．其他条件不变，温度升高，水的电离程度增大，Kw增大
D [酸或碱抑制水的电离，强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐促进水的电离，NaOH是强碱，抑制水的电离，Na2CO3是强碱弱酸盐，促进水的电离，所以pH相同的两溶液中水的电离程度不同，A项错误；CH3COOH为弱酸，其他条件不变，稀释CH3COOH溶液，c(H＋)减小，由Kw可知，c(OH－)增大，所以c(OH－)/c(H＋)增大，B项错误；NaOH抑制水的电离，其他条件不变，稀释氢氧化钠溶液，其对水电离的抑制程度将降低，所以水的电离程度增大，C项错误；温度升高，水的电离程度增大，c(OH－)和c(H＋)增大，所以Kw增大，D项正确。]
5．某温度下，水的离子积常数Kw＝1×10－12。该温度下，将pH＝4的H2SO4溶液与pH＝9的NaOH溶液混合并保持恒温，欲使混合溶液的pH＝7，则稀硫酸与NaOH溶液的体积比为( )
A．1∶10 B．9∶1 C．1∶9 D．99∶21
B [设稀硫酸的体积为a，NaOH溶液的体积为b，则10－3b－10－4a＝10－5(a＋b)，a∶b＝9∶1。]
6．在T ℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a ml/L，c(OH－)＝10－b ml/L，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸(T ℃)，测得混合溶液的部分pH如下表所示：
假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为( )
A．3 B．4 C．5 D．6
B [据题意可知在该温度下水的离子积常数是1×10－12，而不是1×10－14，通过①可知，此NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－4 ml/L。由②可知，加入20.00 mL盐酸后溶液的pH＝6，此时恰好完全中和，则c(H＋)＝ eq \f(0.020 0 L×1×10－4 ml/L,0.020 0 L) ＝1×10－4 ml/L，则c＝4。]
7.已知：pH＝－lg c(H＋)，pOH＝－lg c(OH－)。常温下，向某浓度的盐酸中滴加NaOH溶液，所得溶液pOH和pH变化如图所示。下列说法正确的是( )
A．盐酸与NaOH溶液的浓度相等
B．B点和D点水的电离程度相同
C．将滴加NaOH溶液改为滴加氨水，该图曲线不变
D．升高温度，滴定过程中pOH＋pH>14
B [由题图可知，未滴加NaOH溶液时盐酸的pH＝0，则c(H＋)＝1 ml·L－1，即c(HCl)＝1 ml·L－1，最终pH＝14，则c(OH－)＝1 ml·L－1，由于最终所得溶液是NaCl和NaOH的混合溶液，相当于对原NaOH溶液进行稀释，故c(NaOH)>1 ml·L－1，A项错误；B点、D点水的电离均受到抑制，且由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10 ml·L－1，B项正确；若将滴加NaOH溶液改为滴加氨水，由于NH3·H2O为弱碱，而饱和氨水的pH约为12，故最终所得溶液pH不可能为14，C项错误；升高温度，水的离子积Kw增大，即c(H＋)·c(OH－)>10－14，pH＝－lg c(H＋)，pOH＝－lg c(OH－)，故pOH＋pH②>④>③
C．在溶液①、②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两种溶液的pH均增大
D．将a L溶液④与b L溶液②混合后，若所得溶液的pH＝4，则a∶b＝11∶9
C [A.常温下，pH为11的氨水中氢氧根离子浓度与pH为3的盐酸溶液中氢离子浓度相等，由于氨水中存在电离平衡，氨水的浓度大于盐酸的浓度，氨水和盐酸等体积混合时，氨水过量得到氨水和氯化铵的混合溶液，溶液呈碱性，则溶液中离子浓度的大小关系为c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)，故A正确；B.弱碱和弱酸溶液中存在电离平衡，pH相等的强碱和弱碱稀释相同倍数时，弱碱溶液的pH变化小，同理弱酸的pH变化小，则pH为11的氨水和氢氧化钠溶液稀释相同倍数后，氨水的pH大于氢氧化钠溶液，pH为3的醋酸和盐酸溶液稀释相同倍数后，醋酸的pH小于盐酸，所以稀释相同倍数后四种溶液pH的大小顺序为①>②>④>③，故B正确；C.氨水中存在电离平衡，加入氯化铵固体后，溶液中铵根离子浓度增大，电离平衡向左移动，溶液中氢氧根离子浓度减小，pH减小，向氢氧化钠溶液中加入氯化铵固体后，铵根离子与氢氧根离子反应生成一水合氨，溶液中氢氧根离子浓度减小，pH减小，故C错误；D.由a L pH＝3盐酸与b L pH＝11的氢氧化钠溶液混合后溶液pH＝4可得 eq \f(10－3 ml/L×a L－10－3 ml/L×b L,（a＋b） L) ＝10－4 ml/L，解得a∶b＝11∶9，故D错误。]
10.常温下，向20 mL 0.1 ml·L－1氨水溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c水(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法正确的是( )
A．b、d两点为恰好完全反应点
B．c点溶液中，c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )＝c(Cl－)
C．a、b之间的任意一点：c(Cl－)＞c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )，c(H＋)＞c(OH－)
D．常温下，0.1 ml·L－1氨水的电离常数K约为1×10－5
D [向氨水中逐滴加入盐酸，水的电离程度由小逐渐变大，后又逐渐减小；b点表示过量氨水的电离与NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) 的水解程度相互“抵消”；随着NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) 的水解占优势，c点NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) 的水解程度达到最大，也是恰好反应点；再继续加入盐酸，盐酸过量抑制水的电离。根据以上分析可知，b点氨水过量，d点盐酸过量，A项错误。c点溶质是NH4Cl，因NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) 水解，故c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )＜c(Cl－)，B项错误；a、b之间氨水电离占优势，c(Cl－)＜c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )，c(H＋)＜c(OH－)，C项错误；a点，溶液中c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1 ml·L－1－0.001 ml·L－1≈0.1 ml·L－1，则氨水的电离常数K＝ eq \f(c（NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) ＝ eq \f(10－3×10－3,0.1) ml·L－1＝10－5 ml·L－1，D项正确。]
11． 保持25 ℃温度不变，分别稀释pH＝11的Ba(OH)2溶液和氨水，溶液pH的变化如图所示。已知：
Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5 ml·L－1。下列说法正确的是( )
A．曲线Ⅰ代表Ba(OH)2的稀释曲线
B．保持25 ℃不变，取A、B两点对应的溶液等体积混合后，pH＝9
C．由水电离产生的c(H＋): A点=B点
D．曲线Ⅰ上任意点对应的溶液中， eq \f(c（H＋）·c（NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ）＋c2（NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ）,c（NH3·H2O）) ＝1.8×10－5 ml·L－1
A [A.Ba(OH)2溶液为强碱，氨水为弱碱，则稀释相同的倍数，强碱的pH变化较大，弱碱的pH变化小，则曲线Ⅰ为氨水，曲线Ⅱ为Ba(OH)2，A项错误；B.温度不变，由题图可知A点和B点溶液的pH均为9，则两溶液等体积混合后溶液的pH不变，B项正确；C.温度相同时，A、B两点的pH相同均为9，则由水电离产生的c(H＋): A点＝B点，C项错误；D.曲线Ⅰ为氨水，其电离方程式为NH3·H2ONH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋OH－，水的电离方程式为H2OH＋＋OH－，溶液中电荷守恒可得c(NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) )＋c(H＋)＝c(OH－)，Kb(NH3·H2O)＝ eq \f(c（NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) ＝ eq \f(c（NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ）·[c（NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ）＋c（H＋）],c（NH3·H2O）)
＝ eq \f(c2（NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ）＋c（NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ）·c（H＋）,c（NH3·H2O）) ＝1.8×10－5，D项正确。]
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Kw间的关系为 。
(2)从A点到D点，可采取的措施为 。
a．升温 b．加入少量的盐酸 c．加入少量的NH4Cl固体
(3)若D点表示NH4Cl溶液，则由水电离产生的c(H＋)为 ；100 ℃时，若盐酸中c(H＋)＝5×10－4 ml·L－1，则由水电离产生的c(H＋)为 。
解析： (1)水的离子积常数Kw仅与温度有关，温度越高，Kw越大，故图中五点的Kw间的关系式为B>C>A＝D＝E。(2)A点与D点的温度相同，但D点的溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液显酸性，故从A点到D点可采取的措施是向水中加入少量酸或水解显酸性的盐。(3)NH4Cl溶液中存在NH eq \\al(\s\up1(＋),\s\d1(4)) ＋H2ONH3·H2O＋H＋，溶液中的H＋就是由水电离出的H＋；盐酸中由水电离产生的c(H＋)与溶液中的c(OH－)相同，100 ℃时，盐酸中c(OH－)＝ eq \f(10－12,5×10－4) ml·L－1＝2×10－9 ml·L－1。
答案： (1)B>C>A＝D＝E (2)bc
(3)10－6 ml·L－1 2×10－9 ml·L－1
13．如表是不同温度下水的离子积常数：
试回答以下问题：
(1)若25 ℃c(H＋)，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，故c(Na＋)>c(CH3COO－)。
(4)pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合，由于醋酸是弱酸，在反应过程中会继续电离出H＋，故溶液呈酸性，即c(H＋)>c(OH－)，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，故c(Na＋) 因为水的电离是吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，水的离子积常数也增大 (2)9∶11 (3)碱性 > (4)酸性