專題02水的電離與溶液pH的計算1、認識水的電離平衡，掌握水的電離平衡的影響因素，知道水的離子積常數(shù)；2、認識溶液的酸堿性及pH，掌握檢測溶液pH的方法；3、能進行pH的簡單計算，并能計算各類混合溶液的pH。知識點一水的電離1．水是極弱的電解質(zhì)，其電離過程吸熱(填“吸熱”或“放熱”)。水的電離平衡常數(shù)的表達式為K＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)。2、外界條件對水的電離平衡的影響(1)溫度(升高溫度，促進水的電離)：水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向右移動，電離程度增大，c(H＋)和c(OH―)同時增大，KW增大，但由于c(H＋)和c(OH－)始終保持相等，故仍呈中性(2)加入酸、堿或強酸的酸式鹽(抑制水的電離)：向純水中加入酸或NaHSO4、堿，由于酸(堿)電離產(chǎn)生的H＋(OH―)，使溶液中c(H＋)或c(OH―)增大，使水的電離平衡左移，水的電離程度減小(3)含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽(促進水的電離)：在純水中加入含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽，由于它們能跟水電離出的H＋和OH―結(jié)合生成難電離物，使水的電離平衡右移，水的電離程度增大(4)加入活潑金屬(促進水的電離)：向純水中加入金屬鈉，由于活潑金屬能與水電離的H＋直接作用，產(chǎn)生氫氣，促進水的電離H2OH＋＋OH－ΔH>0改變條件平衡移動方向c(H＋)c(OH－)水的電離程度Kw升高溫度右移增大增大增大增大加入HCl(g)左移增大減小減小不變加入NaOH(s)左移減小增大減小不變加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變加入金屬Na右移減小增大增大不變知識點二水的離子積1．表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。2．影響因素：一定溫度時，Kw是個常數(shù)，Kw只與溫度有關(guān)，溫度越高，Kw越大。25℃時，Kw＝1×10－14，100℃時，Kw＝1×10－12。3．適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。不管是哪種溶液，由水電離出的c(H＋)與c(OH－)一定相等。3、水的離子積表達式的應用：在水溶液中，均存在水的電離平衡，因此在表達式中，c(H＋)、c(OH―)表示整個溶液總物質(zhì)的量濃度，KW＝c(H＋)溶液·c(OH－)溶液(1)純水中：KW＝c(H＋)水·c(OH－)水(2)酸溶液中：KW＝[c(H＋)酸＋c(H＋)水]·c(OH－)水，由于c(H＋)酸>>c(H＋)水，故忽略水電離出的H＋即：KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水電離出來的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：計算25℃，0.1mol/L的HCl中，c(H＋)酸＝0.1mol/L，c(H＋)水＝1013mol/L，c(OH－)水＝1013mol/L，由水電離出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1026mol/L(3)堿溶液中：KW＝c(H＋)水·[c(OH－)堿＋c(OH－)水]，由于c(OH－)堿>>c(OH－)水，故忽略水電離出的OH－即：KW＝c(H＋)水·c(OH－)堿，但由水電離出來的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：計算25℃，0.1mol/L的NaOH中，c(H＋)水＝1013mol/L，c(OH－)堿＝0.1mol/L，c(OH－)水＝1013mol/L，由水電離出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1026mol/L【思維建?！坑嬎闼婋xc(H＋)水或c(OH－)水技法1．溶質(zhì)為酸的溶液：H＋來源于酸的電離和水的電離，而OH－只來源于水的電離：c(H＋)水＝c(OH－)溶液＝eq\f(Kw,cH＋酸)2．溶質(zhì)為堿的溶液：H＋全部來源于水的電離，OH－來源于堿的電離和水的電離：c(OH－)水＝c(H＋)溶液＝eq\f(Kw,cOH－堿)。3．水解呈酸性的鹽溶液：H＋或OH－全部來源于水的電離c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)溶液。4．水解呈堿性的鹽溶液：H＋或OH－全部來源于水的電離：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)溶液。知識點三溶液的pH1．計算公式：pH＝－lgc(H＋)。2．溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(25℃)：3．pH的測定方法(1)pH試紙法①適用范圍：0～14。②測定操作：用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中央，變色后與標準比色卡對照。③常用的廣范pH試紙只能讀取1～14的整數(shù)。=4\*GB3④使用pH試紙測溶液pH時不能用蒸餾水潤濕=5\*GB3⑤pH試紙不能測漂白性的物質(zhì)的pH(如：氯水、次氯酸鹽、濃硝酸)，pH試紙不能測脫水性的物質(zhì)的pH(如：濃硫酸)(2)pH計測定：可精確測定溶液的pH，可讀取一位或兩位小數(shù)。4．常用酸堿指示劑及變色范圍指示劑變色范圍的pH石蕊＜5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍色甲基橙＜3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色酚酞＜8.2無色8.2～10.0淺紅色>10.0紅色【易錯提醒】1．pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常溫下pH＝7的溶液才呈中性，當在100℃時，水的離子積常數(shù)為1×10－12，此時pH＝6的溶液為中性溶液，pH>6時為堿性溶液，pH<6時為酸性溶液。2．使用pH試紙測溶液pH時，若先用蒸餾水潤濕，測量結(jié)果不一定偏小。若先用蒸餾水潤濕，相當于將待測液稀釋了，若待測液為堿性溶液，則所測結(jié)果偏?。蝗舸郎y液為酸性溶液，則所測結(jié)果偏大；若待測液為中性溶液，則所測結(jié)果沒有誤差。知識點四溶液pH的計算1．單一溶液pH的計算強酸溶液：如HnA，設濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。強堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。2．混合溶液pH的計算類型(1)兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝eq\f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)。速算規(guī)律：pH相差2個單位以上的強酸等體積混合，混合后的pH混pH?。?.3(2)兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再根據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝eq\f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)。速算規(guī)律：pH相差2個單位以上的強堿等體積混合，混合后的pH混=pH大－0.3(3)強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝eq\f(|cH＋酸V酸－cOH－堿V堿|,V酸＋V堿)?！舅季S建?！咳芤簆H計算的一般思維模型知識點五強酸(堿)和弱酸(堿)稀釋圖像1、等體積、等濃度的鹽酸、醋酸分析：加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大分析：加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多2、相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸分析：加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大分析：加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多3、pH與稀釋倍數(shù)的線性關(guān)系分析：(1)HY為強酸，HX為弱酸(2)a、b兩點的溶液中：c(X)=c(Y)(3)水的電離程度：d>c>a=b分析：(1)MOH為強堿，ROH為弱堿(2)起始時，c(ROH)>c(MOH)(3)水的電離程度：a>b【易錯提醒】誤區(qū)一：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。誤區(qū)二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為原來的10n倍稀釋后溶液pH酸強酸pH＝apH＝a＋n弱酸a＜pH＜a＋n堿強堿pH＝bpH＝b－n弱堿b－n＜pH＜b誤區(qū)三：不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律pH＝n(n＜7)的強酸和pH＝14－n的強堿溶液等體積混合，pH＝7；pH＝n(n＜7)的醋酸 和pH＝14－n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH＜7；pH＝n(n＜7)的鹽酸和pH ＝14－n的氨水溶液等體積混合，混合溶液pH＞7?！舅季S建?！肯嗤w積、相同濃度的鹽酸、醋酸1．加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大。2．加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多。題型01水的電離平衡圖像【典例】水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法正確的是(已知：T>25)()A．圖中A、B、D三點處Kw的大小關(guān)系：B>A>DB．25℃時，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中c(C．25℃時，保持溫度不變，在水中加入適量NH4Cl固體，體系可以從A點變化到C點D．A點所對應的溶液中，可同時大量存在Na+、Fe3+、Cl、SO【答案】B【解析】A、D兩點都處于25℃的條件下，Kw相等，B點溫度大于25℃，水的電離是吸熱過程，溫度越高，Kw越大，故題圖中A、B、D三點處Kw的大小關(guān)系為B>A=D，A錯誤；Kb(NH3·H2O)=c(NH4+)·c(OH-)c(NH3·H2O)，則c(NH4+)c(NH3·H2O)=Kb(NH3·H2O)c(OH-)，25℃時，Kb(NH3·H2【變式】不同溫度下水的離子積常數(shù)如圖所示，下列說法不正確的是()。A．圖中溫度：T3>T2>T1B．圖中pH關(guān)系：pH(B)=pH(D)=pH(E)C．圖中五點Kw間的關(guān)系：E>D>A=B=CD．C點可能是顯酸性的鹽溶液【答案】D【解析】水的電離吸熱，升高溫度促進電離，根據(jù)圖知，離子積常數(shù)：Kw(T3)>Kw(T2)>Kw(T1)，所以溫度：T3>T2>T1，A正確；根據(jù)圖知，B、D、E三點溶液中的氫離子濃度相等，則pH相等，B正確；溫度越高，水的離子積常數(shù)越大，Kw間的關(guān)系：E>D>A=B=C，C正確；C點時Kw=1×1014，c(OH)=1×106.5mol·L1，c(H+)=1×107.5mol·L1，溶液顯堿性，D錯誤?！舅季S建模】1．同一曲線上任意點的Kw都相同，即c(H+)·c(OH)相同、溫度相同，如Kw(A)=Kw(D)。2．曲線外任意點與曲線上任意點的Kw不同、溫度不同，如Kw(A)<Kw(C)<Kw(B)。3．實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變?nèi)芤旱乃釅A性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化必須改變溫度。題型02水電離的c(H+)或c(OH)的計算【典例】25℃時，在等體積的：①pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol·L1的Ba(OH)2溶液、③pH=10的Na2S溶液、④pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()。A．1∶10∶1010∶109B．1∶5∶(5×109)∶(5×108)C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109【答案】A【解析】①pH=0的H2SO4溶液中c(H+)=1mol·L1，c(OH)=1014mol·L1，H2SO4抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H+)=1014mol·L1；②0.05mol·L1的Ba(OH)2溶液中c(OH)=0.1mol·L1，c(H+)=1013mol·L1，Ba(OH)2抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H+)=1013mol·L1；③pH=10的Na2S溶液，Na2S水解促進H2O的電離，由H2O電離出的c(H+)=c(OH)=104mol·L1；④pH=5的NH4NO3溶液，NH4NO3水解促進H2O的電離，由H2O電離出的c(H+)=105mol·L1。4種溶液中發(fā)生電離的H2O的物質(zhì)的量之比等于H2O電離產(chǎn)生的H+的物質(zhì)的量之比，其比為1014∶1013∶104∶105=1∶10∶1010∶109?！咀兪健肯卤硎遣煌瑴囟认滤碾x子積數(shù)據(jù)：溫度/℃25t1t2水的離子積常數(shù)1×1014Kw1×1012回答下列問題：(1)若25<t1<t2，則Kw(填“>”、“<”或“=”)1×1014，理由是。

(2)在t1℃時，測得純水中的c(H+)=2.4×107mol·L1，則c(OH)=mol·L1。該溫度下，測得某H2SO4溶液中c(SO42-)=5×106mol·L1，該溶液中c(OH)=mol·L(3)25℃時，pH=10的NaOH溶液和Na2CO3溶液中，水電離出的c水(OH)分別為mol·L1和mol·L1。

【答案】(1)>水的電離是吸熱過程，升高溫度，平衡向電離方向移動，c(H+)增大，c(OH)增大，Kw=c(H+)·c(OH)，Kw增大(2)2.4×1075.76×109(3)1×10101×104【解析】(1)水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，電離吸熱，所以溫度升高，水的離子積增大。(2)水電離出的c(H+)和c(OH)相等，Kw=2.4×107×2.4×107=5.76×1014。該溫度下，某H2SO4溶液中c(H+)=1×105mol·L1，c(OH)=5.76×10-141×10-5mol·L1=5.76×109mol·L1。(3)pH=10說明c(H+)=1×1010mol·L1，水電離產(chǎn)生的c(H+)與c(OH)相等，所以pH=10的NaOH溶液中水電離出的c(OH)=1×1010mol·L1；pH=10的Na2CO題型03溶液pH的計算【典例】T℃時，水的離子積常數(shù)Kw=1013，該溫度下，V1mLpH=12的Ba(OH)2稀溶液與V2mLpH=2的稀硫酸充分反應(混合后的體積變化忽略不計)，恢復到T℃，測得混合溶液的pH=3，則V1：V2的值為()A．9∶101 B．99∶101 C．1∶100 D．1∶10【答案】A【變式】某溫度時水的離子積常數(shù)Kw=1013，在此溫度下將同濃度的NaOH溶液與稀硫酸按體積之比3∶1混合，若所得混合液pH=12，則原溶液的濃度為()A．0.40mol·L1B．0.20mol·L1C．0.04mol·L1 D．0.50mol·L1【答案】A【解析】某溫度時水的離子積常數(shù)Kw=1013，設NaOH溶液與稀硫酸的濃度為c，體積分別為3V和V，則NaOH溶液中c(OH)=c，硫酸中c(H+)=2c，所得混合液pH=12，即c(H+)=1012mol·L1，c(OH)=Kwc(H+)=10-1310-12mol·L1=0.1mol·L題型04酸堿溶液稀釋后酸堿性的判斷【典例】常溫下，關(guān)于溶液稀釋的下列說法正確的是()A．pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，pH＝5B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1C．將1L0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2L，pH＝13D．pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH＝6【答案】C【解析】A項，pH＝3的醋酸溶液在稀釋過程中電離平衡正向移動，稀釋100倍時，3<pH<5；pH＝13；D項，NaOH是強堿溶液，無論怎么稀釋，pH在常溫下不可能為6，只能無限接近于7?！咀兪健砍叵?，pH＝10的X、Y兩種堿溶液各1mL，分別加水稀釋到100mL，其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是()A．稀釋前，兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度一定相等B．稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強C．完全中和X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：VX>VYD．若8<a<10，則X、Y都是弱堿【答案】D【解析】由圖像可知，pH＝10的堿稀釋100倍，X的pH變化比Y的大，則Y一定是弱堿，X的堿性比Y強，Y的堿性弱，pH相同時，Y的濃度大，則稀釋前，兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度不相等，故A錯誤；稀釋后，Y中OH－濃度大，X溶液的堿性比Y溶液的堿性弱，故B錯誤；Y的堿性弱，pH相同時，Y的濃度大，等體積時Y的物質(zhì)的量大，則完全中和X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：VX<VY，故C錯誤；a＝8，則X為強堿，若8<a<10，則X、Y都是弱堿，故D正確。題型05強酸(堿)和弱酸(堿)稀釋圖像A．常溫下：Ka(HB)>Ka(HC)B．的電離度：a點<b點D．恰好中和均為2、體積均為V0的三種酸溶液，消耗的NaOH溶液一樣多【答案】D【變式】在25℃下，稀釋CH3COOH和某酸HA的溶液，溶液pH變化的曲線如圖所示，其中V1表示稀釋前的體積，V2表示稀釋后的體積，下列說法錯誤的是()B．a(chǎn)、b兩點中，水的電離程度a小于bC．25℃時，等濃度的CH3COONa與NaA溶液中，c(A)c(CH3COO)【答案】A【鞏固訓練】【答案】D2.常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入已知濃度的NaOH溶液，若pC表示溶液中溶質(zhì)微粒的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)，則所得溶液中pC(H2C2O4)，pC(HC2O4－)、pC(C2O42－)與溶液pH的變化關(guān)系如圖所示。已知：H2C2O4HC2O4－+H+Ka1；HC2O4－C2O42－+H+Ka2。則下列說法正確的是

A．當pH=3時，溶液中c(HC2O4－)<c(C2O42－)=c(H2C2O4)B．pH由3增大到5.3的過程中，水的電離程度逐漸減小C．常溫下，Ka2=10－5.3D．常下隨著pH的增大：c2(HC2O4－)/[c(H2C2O4)c(C2O42－)]的值先增大后減小【答案】C【解析】pC表示溶液中溶質(zhì)微粒的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)，所以C的物質(zhì)的量濃度越大，pC越小，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入已知濃度的NaOH溶液，即pH增大，c(H2C2O4)減小，pC(H2C2O4)越大，為曲線Ⅱ，同時c(C2O42)增大，pC(C2O42)越小，為曲線Ⅲ，那么曲線Ⅰ則表示pC(HC2O4－)。A.pC越小對應濃度越大，所以當pH=3時，溶液中c(HC2O4－)>c(C2O42－)=c(H2C2O4)，A項錯誤；B.pH=3時溶質(zhì)主要是NaHC2O4，向此時的溶液中加NaOH溶液，NaHC2O4和NaOH溶液之間會反應得到C2O42，C2O42的水解程度較大，對水的電離起到促進作用，B項錯誤；C.b點時，HC2O4和C2O42的濃度相同，Ka2=[H+]=105.3，C項正確；故答案選C?！敬鸢浮緽答案選B。4.下列敘述正確的是A．常溫下pH＝12的燒堿和pH＝2的某一元酸溶液等體積混合，混合液的pH＝7B．pH相同的氨水和燒堿溶液稀釋相同倍數(shù)時，氨水pH下降得少些C．同濃度鹽酸中和pH相同的氨水和燒堿溶液，所需鹽酸體積相同D．向一定量純水中通入少量HCl氣體后，值增大【答案】B【詳解】A．pH=12的燒堿與pH=2的某一元酸溶液等體積混合，混合液的pH不一定等于7，若該一元酸為弱酸，則混合液的pH就小于7，A錯誤；B．pH相同的氨水和燒堿溶液，氨水的濃度大于燒堿溶液，稀釋相同倍數(shù)時，燒堿pH下降得多，氨水pH下降得少，B正確；C．pH相同的氨水與燒堿溶液，氨水的濃度大于燒堿溶液，體積相同的情況下，中和氨水消耗的鹽酸更多，現(xiàn)選項中并未說明氨水和燒堿溶液的體積，無法判斷消耗鹽酸的體積哪個多，C錯誤；D．Kw值只與溫度有關(guān)，溫度不變的情況下，Kw不變，D錯誤；故答案選B。A．一定為強酸【答案】D故答案為：D。6.下列敘述正確的是【答案】DB．在滴有酚酞的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，根據(jù)酚酞的變色范圍可知，此時溶液的pH<8，B錯誤；D．常溫下，若1mLpH=1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后溶液的pH=7，則0.1mol/L×103L=c(OH)×0.1L，c(OH)=103mol/L，NaOH溶液的pH=11，D正確；故選D。A．、都是弱酸，且的酸性比的弱【答案】C故選C。8.（1）某溫度(t℃)時，水的Kw＝1×10－12，則該溫度____(填“>”“<”或“＝”)25℃，其理由是________________________________________________________________________。（2）該溫度下，c(H＋)＝1×10－7mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”“堿性”或“中性”)；若該溶液中只存在NaOH溶質(zhì)，則由H2O電離出來的c(OH－)＝________mol·L－1。（3）實驗室用Zn和稀硫酸制取H2，反應時溶液中水的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移動。在新制氯水中加入少量NaCl固體，水的電離平衡______移動。（4）25℃時，0.1mol·L－1的6種溶液，水電離出的c(H＋)由大到小的關(guān)系是___________________(填序號)。①鹽酸②H2SO4③CH3COOH(Ka＝1.7×10－5)④NH3·H2O(氨水)(Kb＝1.7×10－5)⑤NaOH⑥Ba(OH)2（5）25℃時，pH＝4的鹽酸中水的電離程度________(填“大于”“小于”或“等于”)pH＝10的Ba(OH)2溶液中水的電離程度。【答案】（1）>升溫促進水的電離，Kw增大（2）堿性1×10－7（3）向右向右（4）③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥（5）等于【解析】（1）升高溫度，Kw增大，由于Kw＝1×10－12>1×10－14，因此溫度大于25℃。（2）該溫度下，溶液中c(OH－)＝eq\f(1×10－12,1×10－7)mol·L－1＝1×10－5mol·L－1，因為c(OH－)>c(H＋)，所－1。（3）Zn與稀硫酸反應過程中，溶液中c(H＋)減小，水的電離平衡向右移動。新制氯水中加入少量NaCl固體，平衡Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO向左移動，溶液中c(H＋)減小，水的電離平衡向右移動。（4）25℃時，0.1mol·L－1的鹽酸中c(H＋)與0.1mol·L－1NaOH溶液中c(OH－)相等，故兩溶液中水的電離程度相等。同理0.1mol·L－1H2SO4和0.1mol·L－1Ba(OH)2溶液中水的電離程度相等；0.1mol·L－1CH3COOH和0.1mol·L－1氨水中水的電離程度相等，酸溶液中c(H＋)越大或堿溶液中c(OH－)越大，水電離出的c(H＋)就越小，故6種溶液中水電離出的c(H＋)由大到小的關(guān)系為③＝④＞①＝⑤＞②＝⑥。（5）pH＝4的鹽酸中，由水電離出的c(H＋)＝eq\f(10－14,10－4)mol·L－1＝10－10mol·L－1，pH＝10的Ba(OH)2溶液中，由水電離出的c(H＋)＝10－10mol·L－1(溶液中的H＋濃度)。9．按要求回答下列問題：①的電離常數(shù)為(用科學計數(shù)法保留一位小數(shù))(2)下表是常溫下某些弱酸的電離平衡常數(shù)。化學式①寫出次氯酸鈉溶液中通入少量的離子方程式。稀釋過程中，兩溶液的變化如圖所示。②X、Y、Z三點對應溶液中水的電離程度的大小關(guān)系是(用等式或不等式表示)?！敬鸢浮?1)2.2x103<H2A第一步電離的H+對第二步電離有抑制作用(2)ClO+CO2+H2O=HCO+HClOBD175(4)100（2）①向次氯酸鈉溶液中通入少量二氧化碳得到HCO和HClO，則離子方程式：ClO+H2O+CO2=HCO+HClO。②A．CH3COOH溶液加水稀釋過程，促進電離，c(H+)減小，故A不選；C．c(OH)·c(H+)=Kw，溫度不變則Kw不變，故C不選；故選BD；（3）①根據(jù)圖像可知，稀釋過程中，HA溶液的體積變化10n倍，溶液的pH變化n個單位，說明HA為強酸；而MOH溶液的體積變化10n倍，溶液的pH變化小于n個單位，說明MOH為弱堿。②HA為強酸，X點水電離出的氫離子濃度是109mol/L，Y點水電離出的氫離子濃度是1010mol/L，Z點水電離出的氫離子濃度是109mol/L，所以水的電離程度X=Z＞Y；10．回答下列問題。①常溫下，將丙溶液加水稀釋，下列數(shù)值變大的是(填字母)。③常溫下，取甲、乙各1mL分別稀釋至100mL，稀釋后，溶液的pH：甲乙(填“>”“<”或“=”)。(3)已知：在25℃，有關(guān)弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如下表：弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)②下列微粒在溶液中不能大量共存的是?！敬鸢浮?1)CD5.71(或5.72)>(3)10.2AD【詳解】（1）①氨水中存在NH3·H2ONH+OH，加水稀釋，促進一水合氨的電離B．加水稀釋c(OH)降低，根據(jù)Kw=c(OH)·c(H+)，c(H+)增大，因此加水稀釋，該比值減小，故B不符合題意；C．加水稀釋，促進電離，n(NH)增大，故C符合題意；答案為CD；③鹽酸為強酸，醋酸為弱酸，相同pH時，稀釋相同倍數(shù)，強酸溶液pH變化大，即稀釋后，溶液pH：甲＞乙；故答案為＞；（2）①Ba(OH)2、NaOH均為強堿，pH相同時，兩溶液中c(OH)相同，向等體積的兩種溶液滴加等濃度的鹽酸，兩種堿消耗鹽酸的量相等，即V1=V2，NH3·H2O為弱堿，相同pH時，c(NaOH)＜c(NH3·H2O)，向等體積的氨水和NaOH中滴加等濃度鹽酸，氨水消耗的鹽酸體積多，即V3＞V2，綜上所述，三者大小關(guān)系是V3＞V2=V1；故答案為V3＞V2=V1；②根據(jù)表中數(shù)據(jù)，判斷出電離H+能力強弱順序：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO；A．SO具有還原性，HClO具有強氧化性，兩者因發(fā)生氧化還原反應，不能大量共存，故A符合題意；B．電離H+能力強弱順序，ClO、HCO不發(fā)生反應，可以大量共存，故B不符合題意；C．電離H+能力強弱順序，HClO、HCO不發(fā)生反應，可以大量共存，故C不符合題意；D．電離H+能力強弱順序，HSO＞HCO，因此HSO與CO反應生成HCO和SO，不能大量共存，故D不符合題意；答案為AD?！緩娀柧殹俊敬鸢浮緾故選C。12.常溫下，將pH=2的兩種酸溶液HA、HB和pH=12的MOH溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其pH變化與溶液體積的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是A．HA是一元弱酸B．若b＋c=14，則MOH是強堿C．若c=9，則稀釋后三種溶液中水的電離程度：HB>MOH=HAD．若c>9，稀釋前MOH和HA混合，溶液顯堿性【答案】DD．若c＞9，則MOH是弱堿，將pH=2的HA溶液和pH=12的MOH溶液各1mL混合，則MOH溶液過量，溶液呈堿性，故D正確；答案選D。13.下列實驗均在室溫條件下完成，則【答案】D答案選D。14.下列敘述正確的是【答案】CB．常溫下，酸性溶液無限稀釋，無限接近于7，不可能大于7，故B錯誤；答案選C。15.常溫下，下列有關(guān)溶液pH的說法正確的是A．用廣泛pH試紙測得某無色溶液的pH為2.13【答案】C【詳解】A．廣泛pH試紙測得的pH為整數(shù)，A錯誤；故選C。B．將X點溶液與Z點溶液等體積混合，所得溶液呈堿性【答案】D【詳解】A．由圖可知，將X點HA溶液稀釋10倍（即lgn增大1），pH變化小于1，則