高中化學(xué)新教材同步選擇性必修第一冊 第3章 第二節(jié) 第1課時 水的電離 溶液的酸堿性與pH（同步講義）

第二節(jié)水的電離和溶液的pH第1課時水的電離溶液的酸堿性與pH[核心素養(yǎng)發(fā)展目標(biāo)]1.變化觀念與平衡思想：認(rèn)識水的電離存在電離平衡，了解水的電離平衡的影響因素，知道水的離子積常數(shù)，會分析水的電離平衡移動。2.證據(jù)推理與模型認(rèn)知：通過分析、推理等方法知道溶液pH的概念、溶液酸堿性與pH的關(guān)系，建立溶液酸堿性判斷的思維模型。一、水的電離1．水的電離(1)水是一種極弱的電解質(zhì)。(2)水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－，簡寫為H2OH＋＋OH－。(3)水的電離是吸熱過程。2．水的離子積3．外界條件對水的電離平衡的影響分析下列條件的改變對水的電離平衡H2OH＋＋OH－ΔH>0的影響，并填寫下表：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金屬Na右移減小增大增大不變加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變(1)升高溫度，若Kw增大到10－12，則純水電離出的c(H＋)＝10－6mol·L－1(√)(2)在純水中加入少量酸，水的電離平衡向逆向移動，Kw減小(×)(3)25℃時，若溶液中c(H＋)＝1.0×10－6mol·L－1，則溶液中c(OH－)＝1.0×10－8mol·L－1(√)(4)25℃時，水的離子積Kw＝1.0×10－14，35℃時水的離子積Kw＝2.1×10－14，則35℃時水中的c(H＋)＞c(OH－)(×)(5)25℃時，0.01mol·L－1的鹽酸中，由水電離出的c(OH－)＝1.0×10－12mol·L－1(√)1．常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10－11mol·L－1，該溶液可能是________。①二氧化硫的水溶液②氯化鈉水溶液③硝酸鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液答案①④解析某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10－11mol·L－1，說明溶液既可能呈酸性，也可能呈堿性。①SO2＋H2OH2SO3，H2SO3HSOeq\o\al(－,3)＋H＋，HSOeq\o\al(－,3)SOeq\o\al(2－,3)＋H＋，溶液呈酸性；④NaOHNa＋＋OH－，溶液呈堿性。2．某溫度下，純水的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，則此時純水的c(OH－)為________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則溶液中c(OH－)為________，此時溫度______(填“高于”“低于”或“等于”)25℃。答案2×10－7mol·L－18×10－11mol·L－1高于解析純水中的H＋的濃度一定等于OH－的濃度，因此某溫度下，純水的c(H＋)＝2×10－7mol·L－1，則此時純水的c(OH－)＝2×10－7mol·L－1。該溫度下的離子積常數(shù)是4×10－14，若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則溶液中c(OH－)＝eq\f(4×10－14,5×10－4)mol·L－1＝8×10－11mol·L－1。由于此時水的離子積常數(shù)大于10－14，水電離吸熱，所以此時溫度高于25℃。(1)25℃時，Kw＝1.0×10－14，不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。(2)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c水(H＋)與c水(OH－)一定相等。Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)均指整個溶液中所有H＋和OH－的總物質(zhì)的量濃度。(3)Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大。(4)室溫下，由水電離出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7mol·L－1時，可能是加酸或加堿抑制了水的電離。二、溶液的酸堿性與pH1．25℃時，分析下列溶液的氫離子和氫氧根離子濃度純水0.1mol·L－1NaOH溶液0.1mol·L－1鹽酸c(H＋)/mol·L－11×10－71×10－130.1c(OH－)/mol·L－11×10－70.11×10－13c(H＋)、c(OH－)的相對大小c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)<c(OH－)c(H＋)>c(OH－)溶液的酸堿性中性堿性酸性2.溶液的酸堿性與氫離子、氫氧根離子濃度的關(guān)系(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。(2)溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對大小。溶液的酸堿性eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸性溶液：cH＋>cOH－,中性溶液：cH＋＝cOH－,堿性溶液：cH＋<cOH－))3．溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關(guān)系計算公式pH＝－lg_c(H＋)意義pH越大，溶液的堿性越強；pH越小，溶液的酸性越強溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)pH＜7，為酸性溶液；pH＝7，為中性溶液；pH＞7，為堿性溶液適用范圍1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1特別提醒pH計算公式中c(H＋)：若強酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)若強堿溶液：c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝eq\f(Kw,n·c[BOHn])。4．溶液酸堿性的測定方法(1)利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當(dāng)試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，讀出pH。①廣泛pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)，可以識別的pH差約為1。②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。(2)用pH計測量。pH計也叫酸度計，該儀器可精密測量溶液的pH。其量程為0～14。5．pH的應(yīng)用pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)實驗中都有重要的應(yīng)用。溶液pH的控制常常是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。(1)在25℃時，某溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，則該溶液的pH一定是12(×)(2)pH＝0的酸，是酸性最強的酸(×)(3)升高溫度，純水的pH變?yōu)?，則此時純水顯酸性(×)(4)常溫下，加入酚酞顯無色的溶液一定顯酸性(×)(5)溶液中c(H＋)>c(OH－)時，溶液顯酸性(√)(6)一定溫度下，c(H＋)＝eq\r(Kw)的溶液一定呈中性(√)1．按照要求填空：常溫下，0.05mol·L－1的硫酸溶液的pH＝___________________________________________。常溫下，0.001mol·L－1的氫氧化鉀溶液的pH＝_______________________________________。常溫下，pH＝12的Ba(OH)2的濃度是________mol·L－1。答案1110.0052．某同學(xué)在實驗室測某溶液的pH。實驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進(jìn)行檢測。(1)該學(xué)生的操作是否正確？________(填“正確”或“不正確”)。如不正確，請分析是否一定有誤差：______________________________。(2)若用此法分別測定c(H＋)相等的鹽酸和醋酸溶液的pH，誤差較大的是________，原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(3)不能用廣泛pH試紙測定新制氯水的pH，因為新制氯水有__________，可以用______測定。答案(1)不正確不一定有誤差，當(dāng)溶液為中性時則不產(chǎn)生誤差(2)鹽酸的pH因為在稀釋過程中醋酸繼續(xù)電離產(chǎn)生H＋，使醋酸溶液中c(H＋)受到的影響比鹽酸中的小，故誤差較小(3)漂白性pH計解析用蒸餾水潤濕pH試紙的操作是錯誤的，會使測定的溶液被稀釋。測溶液pH時的三注意(1)不能用濕潤的玻璃棒蘸取待測液，也不能將pH試紙先用水潤濕，否則會將溶液稀釋，可能導(dǎo)致所測定的pH不準(zhǔn)確，使酸性溶液的pH變大，堿性溶液的pH變小，但中性溶液不受影響。(2)若某溶液具有漂白性，則不能用酸堿指示劑測定該溶液的酸堿性，也不能用pH試紙測定其pH。(3)pH試紙不能測c(H＋)>1mol·L－1或c(OH－)>1mol·L－1的溶液的pH。三、溶液的稀釋與pH1．酸堿溶液稀釋時pH的變化圖像(1)pH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖(2)c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強酸或強堿。2．酸堿溶液稀釋時pH的變化酸(pH＝a)堿(pH＝b)弱酸強酸弱堿強堿稀釋10n倍pH<a＋npH＝a＋npH>b－npH＝b－n無限稀釋pH趨向于71．濃度均為0.10mol·L－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lgeq\f(V,V0)的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是()A．MOH的堿性強于ROH的堿性B．ROH的電離程度：b點大于a點C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等D．當(dāng)lgeq\f(V,V0)＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則eq\f(cM＋,cR＋)增大答案D解析A項，0.10mol·L－1等體積的MOH和ROH溶液，前者pH＝13，后者pH小于13，說明前者是強堿，后者是弱堿，正確；B項，ROH是弱堿，加水稀釋，促進(jìn)電離，b點電離程度大于a點，正確；C項，兩堿溶液無限稀釋，溶液近似呈中性，c(OH－)相等，正確；D項，由MOH是強堿，在溶液中完全電離，所以c(M＋)不變，ROH是弱堿，升高溫度，促進(jìn)電離平衡ROHR＋＋OH－向右移動，c(R＋)增大，所以eq\f(cM＋,cR＋)減小，錯誤。2．(2019·鹽城調(diào)研)常溫下，按要求完成關(guān)于溶液稀釋的問題。(1)將1L0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水稀釋為2L，pH＝________。(2)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＋)＝________。(3)體積相同、pH均為3的鹽酸和醋酸，加入水稀釋至amL和bmL，測得稀釋后溶液的pH均為5，則a______(填“>”“<”或“＝”)b。(4)pH＝5的硫酸稀釋10000倍后，c(H＋)∶c(SOeq\o\al(2－,4))＝________。答案(1)13(2)1×10－8mol·L－1(3)<(4)200∶1解析(1)c(OH－)＝eq\f(1×0.1×2,2)mol·L－1＝0.1mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13mol·L－1，故pH＝13。(2)稀釋后c(H＋)＝10－6mol·L－1，c(OH－)＝10－8mol·L－1，c(H＋)水＝c(OH－)＝10－8mol·L－1。(3)若將鹽酸和醋酸同等程度地稀釋到體積都為amL，則鹽酸的c(H＋)比醋酸的c(H＋)小。若要稀釋到兩溶液的c(H＋)相等，則醋酸應(yīng)該繼續(xù)加水稀釋，則有b>a。(4)pH＝5的H2SO4中，c(H＋)＝10－5mol·L－1c(SOeq\o\al(2－,4))＝5×10－6mol·L－1稀釋后：c(H＋)≈10－7mol·L－1、c(SOeq\o\al(2－,4))＝eq\f(5×10－6,104)mol·L－1＝5×10－10mol·L－1。隨堂演練知識落實1．25℃時，水的電離達(dá)到平衡：H2OH＋＋OH－，下列敘述正確的是()A．將純水加熱到95℃時，Kw變大，pH不變，水仍呈中性B．向純水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)增大，Kw變小C．向純水中加入少量碳酸鈉固體，影響水的電離平衡，c(H＋)減小，Kw不變D．向純水中加入醋酸鈉固體或鹽酸，均可抑制水的電離，Kw不變答案C解析本題考查水的電離平衡、水的離子積等知識。水的電離吸熱，將純水加熱，電離平衡正向移動，c(H＋)、c(OH－)均增大，但c(OH－)與c(H＋)仍然相等，故Kw變大，pH變小，水仍呈中性，A項錯誤；向純水中加入稀氨水，溶液中c(OH－)增大，水的電離平衡逆向移動，但溫度不變，Kw不變，B項錯誤；向純水中加入少量Na2CO3固體，溶液中c(H＋)減小，水的電離平衡正向移動，但Kw不變，C項正確；向純水中加入醋酸鈉時，促進(jìn)水的電離，D項錯誤。2．下列有關(guān)溶液的酸堿性與pH的說法錯誤的是()A．溶液pH越小，酸性越強，反之，堿性越強B．pH＜7的溶液可能呈酸性C．當(dāng)溶液中的c(H＋)或c(OH－)較小時，用pH表示其酸堿度更為方便D．把pH試紙直接插入待測溶液中，測其pH答案D解析A項，因pH＝－lgc(H＋)，所以pH越小，c(H＋)越大，酸性越強；pH越大，c(H＋)越小，則c(OH－)越大，堿性越強，正確；B項，在常溫下，pH＜7的溶液呈酸性，正確；C項，當(dāng)c(H＋)或c(OH－)小于1mol·L－1時，使用pH表示其酸堿度更為方便，正確；D項，用pH試紙測溶液pH時，不能把pH試紙直接插入溶液中，正確的做法為取一片pH試紙，放在潔凈的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測液點于試紙中央，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照讀取數(shù)據(jù)，D項錯誤。3．在室溫下，下列敘述正確的是()A．將1mLpH＝3的一元酸溶液稀釋到10mL，若溶液的pH＜4，則此酸為弱酸B．將1mL1.0×10－5mol·L－1鹽酸稀釋到1000mL，得到pH＝8的鹽酸C．用pH＝1的鹽酸分別中和1mLpH＝13的NaOH溶液和氨水，NaOH消耗鹽酸的體積大D．pH＝2的鹽酸與pH＝1的硫酸比較，c(Cl－)＝c(SOeq\o\al(2－,4))答案A解析A項，假設(shè)該酸是強酸，稀釋10倍后，溶液的pH為4，實際上溶液的pH小于4，說明溶液中存在酸的電離平衡，所以該酸是弱酸；C項，pH相同的NaOH溶液和氨水，氨水的物質(zhì)的量濃度大于氫氧化鈉溶液，所以用pH＝1的鹽酸分別中和1mLpH＝13的NaOH溶液和氨水，氨水消耗鹽酸的體積大。4．常溫下，下列三種溶液中，由水電離出的氫離子濃度之比為()①1mol·L－1的鹽酸②0.1mol·L－1的鹽酸③0.01mol·L－1的NaOHA．1∶10∶100 B．0∶1∶12C．14∶13∶12 D．14∶13∶2答案A解析①1mol·L－1的鹽酸中由水電離出的氫離子濃度為eq\f(10－14,1)mol·L－1＝10－14mol·L－1，②0.1mol·L－1的鹽酸中由水電離出的氫離子濃度為eq\f(10－14,0.1)mol·L－1＝10－13mol·L－1，③0.01mol·L－1的NaOH中由水電離出的氫離子濃度為eq\f(10－14,0.01)mol·L－1＝10－12mol·L－1，由水電離出的氫離子濃度之比為10－14mol·L－1∶10－13mol·L－1∶10－12mol·L－1＝1∶10∶100，故選A。5．在水的電離平衡中，c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系如圖所示：(1)A點水的離子積為1×10－14，B點水的離子積為________。造成水的離子積變化的原因是________________________________________________________________________。(2)100℃時，若向溶液中滴加鹽酸，能否使體系處于B點位置？為什么？________________________________________________________________________。(3)100℃時，若鹽酸中c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則由水電離產(chǎn)生的c(H＋)是________________________________________________________________________。答案(1)1×10－12水的電離過程是吸熱的，升高溫度，水的電離程度增大，即水的離子積會增大(2)不會氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小，但是溫度不變，水的離子積不變(3)2×10－9mol·L－1解析(1)水的電離過程是吸熱的，B曲線相當(dāng)于A曲線在升高溫度，則水的電離程度增大，促進(jìn)電離，所以氫離子和氫氧根離子濃度增大，B曲線下，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－12，水的離子積增大。(2)向溶液中滴加鹽酸會對水的電離起到抑制作用，氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小，但是溫度不變，水的離子積不變，所以體系不會處于B點位置，會在該溫度曲線的基礎(chǔ)上向著下方移動。(3)根據(jù)溶液中Kw＝c(H＋)·c(OH－)，100℃時，若鹽酸中c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝eq\f(10－12,5×10－4)mol·L－1＝2×10－9mol·L－1。題組一外界條件對水的電離平衡的影響1．某溫度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液中c(H＋)＝1×10－3mol·L－1。下列對該溶液的敘述不正確的是()A．該溫度高于25℃B．由水電離出來的H＋的濃度為1×10－11mol·L－1C．加入NaHSO4晶體抑制水的電離D．取該溶液加水稀釋100倍，溶液中的c(OH－)增大答案B解析25℃時，純水中c(H＋)＝1×10－7mol·L－1，c(H＋)＝1×10－6mol·L－1說明水的電離得到促進(jìn)，故T＞25℃，A項正確；c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，水的離子積常數(shù)為1×10－12，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，當(dāng)c(H＋)＝1×10－3mol·L－1時，c(OH－)＝1×10－9mol·L－1，故由水電離出來的c(H＋)＝1×10－9mol·L－1，B項錯誤；NaHSO4電離生成氫離子，對水的電離起抑制作用，－)，所以c(OH－)增大，D項正確。2．水的電離過程為H2OH＋＋OH－，在25℃時，水的離子積Kw＝1.0×10－14；在35℃時，水的離子積Kw＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是()A．c(H＋)隨著溫度的升高而降低B．35℃時，c(H＋)>c(OH－)C．35℃時的水比25℃時的水電離程度小D．水的電離是吸熱過程答案D－1；35℃時，c(H＋)＝c(OH－)≈1.45×10－7mol·L－1。溫度升高，c(H＋)和c(OH－)都增大，且始終相等，水的電離程度也增大，因溫度升高平衡向正反應(yīng)方向移動，故水的電離為吸熱過程。3．25℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl、②NaOH、③H2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是()A．③＞②＞① B．②＞③＞①C．①＞②＞③ D．③＞①＞②答案C解析分析三種物質(zhì)可知②、③抑制水的電離，①不影響水的電離平衡，在②、③中H2SO4為二元強酸，產(chǎn)生的c(H＋)大于NaOH產(chǎn)生的c(OH－)，抑制程度更大，故順序為①＞②＞③。題組二對水的離子積常數(shù)的理解及應(yīng)用4．25℃時，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)的乘積為1×10－18，則下列說法正確的是()A．該溶液的pH一定為9B．該溶液的pH可能為5C．該溶液的pH可能為7D．不會有這樣的溶液答案B解析該溶液中水提供的c水(OH－)＝c水(H＋)＝1×10－9mol·L－1。顯然遠(yuǎn)比純水提供的c(H＋)和c(OH－)小得多，這說明水的電離受到了酸或堿的抑制。若為酸溶液，則酸提供的c(H＋)＝1×10－5mol·L－1，pH＝5；若為堿溶液，則堿提供的c(OH－)＝1×10－5mol·L－1，pH＝9。5．25℃時，在等體積的①0.5mol·L－1的H2SO4溶液；②0.05mol·L－1的Ba(OH)2溶液；③1mol·L－1的NaCl溶液；④純水中由水電離出的H＋的物質(zhì)的量之比是()A．1∶10∶107∶107B．107∶107∶1∶1C．107∶106∶2∶2D．107∶106∶(2×107)∶2答案A14mol·L－1；13mol·L－1；NaCl溶液和純水中由水電離出的c水(H＋)均為10－7mol·L－1。則等體積的上述四種溶液中由水電離出的n(H＋)(即發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量)之比為10－14∶10－13∶10－7∶10－7＝1∶10∶107∶107。6．室溫下，若溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝1×10－14mol·L－1，滿足此條件的溶液中一定可以大量共存的離子組是()A．Al3＋、Na＋、NOeq\o\al(－,3)、Cl－ B．K＋、Na＋、Cl－、NOeq\o\al(－,3)C．K＋、Na＋、Cl－、AlOeq\o\al(－,2) D．K＋、NHeq\o\al(＋,4)、SOeq\o\al(2－,4)、NOeq\o\al(－,3)答案B解析溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝1×10－14mol·L－1，溶液的pH為0或14，溶液呈酸性或堿性。A項，Al3＋與OH－不能大量共存；C項，AlOeq\o\al(－,2)與H＋不能大量共存；D項，NHeq\o\al(＋,4)與OH－不能大量共存。7．水的電離常數(shù)如圖兩條曲線所示，曲線中的點都符合c(H＋)·c(OH－)＝常數(shù)，下列說法錯誤的是()A．圖中溫度T1＞T2B．圖中五點Kw間的關(guān)系：B＞C＞A＝D＝EC．曲線a、b均代表純水的電離情況D．若處在B點時，將pH＝2的硫酸溶液與pH＝12的KOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性答案C解析由圖像可知，A點在T2時的曲線上，而B點在T1時的曲線上，因為A、B點溶液中的氫離子與氫氧根離子的濃度相等，所以是純水的電離，B點的電離程度大于A點，所以溫度T1＞T2，故A正確；由圖像可知，A、E、D都是T2時曲線上的點，Kw只與溫度有關(guān)，＋)－)－1，與pH＝12的KOH溶液中c(OH－)＝1mol·L－1，等體積混合后，溶液顯堿性，故D正確。題組三溶液的酸堿性的判斷與pH8．(2019·福建莆田第一中學(xué)高二期中)下列溶液一定呈中性的是()A．由非電解質(zhì)溶于水得到的溶液B．c(OH－)、c(H＋)均為5.0×10－7mol·L－1的溶液C．等物質(zhì)的量的強酸與強堿反應(yīng)得到的溶液D．將c(OH－)＝10－5mol·L－1的燒堿溶液稀釋到原來的100倍所得到的溶液答案B－7mol·L－1的溶液，c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液呈中性，B項正確；等物質(zhì)的量的硫酸與氫氧化鈉反應(yīng)得到的溶液呈酸性，C項錯誤；將c(OH－)＝10－5mol·L－1的燒堿溶液稀釋至原來的100倍所得到的溶液仍呈堿性，D項錯誤。9．用pH試紙測定溶液pH的正確操作是()A．將一小塊試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙中央，再與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照B．將一小塊試紙用蒸餾水潤濕后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙中央，再與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照C．將一小條試紙在待測液中蘸一下，取出后放在表面皿上，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照D．將一小條試紙先用蒸餾水潤濕后，在待測液中蘸一下，取出后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照答案A解析pH試紙的使用方法：把一小塊試紙放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待測液的玻璃棒點在試紙的中部，隨即(30s內(nèi))用標(biāo)準(zhǔn)比色卡與之對照，確定溶液的pH。pH試紙不能用水潤濕，若用水潤濕會使溶液變稀，可能使測定結(jié)果產(chǎn)生誤差。10．25℃的下列溶液中，堿性最強的是()A．pH＝11的溶液B．c(OH－)＝0.12mol·L－1的溶液C．含有4gNaOH的1L溶液D．c(H＋)＝1×10－10mol·L－1的溶液答案B－1；D項，c(OH－)＝10－4mol·L－1。題組四溶液稀釋pH的變化規(guī)律11．常溫下，關(guān)于溶液的稀釋下列說法正確的是()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；B項，pH＝4的H2SO4溶液稀釋100倍時，溶液中的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，溶液中的c水(OH－)＝eq\f(1×10－14,1×10－6)mol·L－1＝1×10－8mol·L－1，c水(H＋)＝c水(OH－)＝1×10－8mol·L－1；C項，－13mol·L－1，pH＝13；D項，NaOH是強堿溶液，無論怎么稀釋，pH在常溫下不可能成為6，只能無限接近于7。12．(2019·長沙高二質(zhì)檢)現(xiàn)有常溫時pH＝1的某強酸溶液10mL，下列操作能使溶液的pH變成2的是()A．加水稀釋成100mLB．加入10mL0.01mol·L－1的NaOH溶液C．加入10mL的水進(jìn)行稀釋D．加入10mL0.01mol·L－1的HCl溶液答案A解析pH＝1的強酸溶液變成pH＝2，即c(H＋)＝0.1mol·L－1變成c(H＋)＝0.01mol·L－1，所1＝0.045mol·L－1，pH≠2。13.pH＝2的a、b兩種酸溶液各1mL，分別加水稀釋到1000mL，其中pH與溶液體積V的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是()A．a(chǎn)、b兩酸溶液的物質(zhì)的量濃度一定相等B．稀釋后，a酸溶液的酸性比b酸溶液強C．x＝6時，a是強酸，b是弱酸D．若a、b都是弱酸，則2＜x＜5答案D解析讀圖可知，稀釋過程中，b酸的pH變化小，則b酸較a酸弱，兩者pH相等時，物質(zhì)的量濃度一定不同，A項錯誤；讀圖知稀釋后a溶液的pH大于b溶液的pH，則a中c(H＋)小于b中c(H＋)，a酸溶液的酸性比b酸溶液的酸性弱，B項錯誤；pH＝2的a酸溶液稀釋1000倍，pH不可能增加4，C項錯誤；若a、b都是弱酸，稀釋1000倍后，a、b兩溶液pH均要增大，且增加量均小于3，故2＜x＜5。14．(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(yīng)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(jìn)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℃。(