專題05 電離平衡 水的電離和溶液的pH（考點清單）（講+練）-2024-2025學年高二化學上學期期中考點大串講（人教版2019選擇性必修1）

專題05電離平衡水的電離和溶液的pH考點01弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素考點02電離平衡常數(shù)及應用考點03水的電離與水的離子積常數(shù)考點04溶液的酸堿性與pH考點05酸堿中和滴定▉考點01弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素1．強弱電解質(zhì)的比較強電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點在水溶液中都能電離，與溶解度無關不同點電離程度完全電離部分電離溶質(zhì)粒子存在形式離子只有電離出的陰陽離子既有電離出的陰陽離子分子無電解質(zhì)分子又有電解質(zhì)分子表示方法用“”表示KClK＋＋Cl－用“”表示NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH—結構特點離子化合物及具有強極性鍵的共價化合物某些具有弱極性鍵的共價化合物化合物類型絕大多數(shù)鹽：NaCl、KNO3、AgCl強酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2弱酸：HClO、HNO2弱堿：NH3·H2OCu(OH)2水：H2O少數(shù)鹽：HgCl2、PbAc22．電離方程式的書寫強電解質(zhì)完全電離用“＝”弱電解質(zhì)部分電離，用“”多元弱酸分步電離，以第一步電離為主(不可合并)如：H2SH＋＋HS－，HS－H＋＋S2－不能寫成：H2S2H＋＋S2－多元弱堿用一步電離表示如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－兩性氫氧化物雙向電離如：H＋＋AlO－＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－Al(OH)3兩性按兩種方法電離酸式電離：Al(OH)3AlO－＋H2O＋H＋堿式電離：Al(OH)3Al3＋＋3OH－酸式鹽的電離強酸的酸式鹽在熔化和溶解條件下的電離方程式不同NaHSO4溶于水：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO2－熔化：NaHSO4＝Na＋＋HSO－弱酸的酸式鹽弱酸的酸式鹽受熱易分解，一般沒有熔化狀態(tài)，在溶解中電離時強中有弱如NaHCO3強中有弱：NaHCO3＝Na＋＋HCO－、HCO－H＋＋CO2－。(NaHCO3熔化時只分解不電離)3．弱電解質(zhì)的電離平衡概念（1）電離平衡的建立在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質(zhì)分子電離產(chǎn)生離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。（2）電離平衡的建立與特征弱研究對象為弱電解質(zhì)等電離速率與離子結合成分子的速率相等動離子、分子的濃度保持一定動電離過程與離子結合成分子過程始終在進行變溫度、濃度等條件變化，平衡就被破壞，在新的條件下，建立新的平衡①開始時，v(電離)最大，而v(結合)為0。②平衡的建立過程中，v(電離)＞v(結合)。③當v(電離)＝v(結合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。4．影響電離平衡的因素電離平衡的移動符合勒夏特列原理。濃度溶液越稀，離子結合成分子機會越小，越有利于電離溫度電解質(zhì)電離要斷鍵，即電離是吸熱的，故升溫促進電離同離子效應即加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，則能抑制電離化學反應加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應的物質(zhì)時，則能促進電離以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq)ΔH＞0的影響。改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)導電能力加水稀釋向右增大減小減弱加入少量冰醋酸向右增大增大增強通入HCl(g)向左增大增大增強加NaOH(s)向右減小減小增強加CH3COONa(s)向左減小減小增強升高溫度向右增大增大增強▉考點02電離平衡常數(shù)及應用1．概念在一定條件下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度(冪次方)的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K(弱酸用Ka，弱堿用Kb)表示。2．表達式一元弱酸HA一元弱堿BOH電離方程式HAH＋＋A－BOHB＋＋OH－電離常數(shù)表達式Ka＝EQ\f(c(H+)·c(A—),c(HA))Kb＝EQ\f(c(B＋)·c(OH—),c(BOH))3.特點（1）電離平衡常數(shù)與溫度有關，與濃度無關，升高溫度，K增大。（2）電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強。（3）多元弱酸的各步電離常數(shù)的大小關系是K1?K2?K3……，故其酸性取決于第一步的電離。4．電離度（1）概念在一定條件下的弱電解質(zhì)達到電離平衡時，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)分子總數(shù)的百分比。（2）表示方法α＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù),溶液中原有弱電解質(zhì)的分子總數(shù))×100%，也可表示為α＝eq\f(弱電解質(zhì)的某離子濃度,弱電解質(zhì)的初始濃度)×100%。（3）影響因素①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越大?！練w納總結】強酸與弱酸的比較1．相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應時的起始反應速率一元強酸大強相同相同大一元弱酸小弱小2．相同體積、相同c(H＋)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目酸c(H＋)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的總量與同一金屬反應時的起始反應速率一元強酸相同相同小少相同一元弱酸大多▉考點03水的電離與水的離子積常數(shù)1．水的電離（1）水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或簡寫為H2OH＋＋OH－。（2）25℃時，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1；任何水溶液中，由水電離出的c(H＋)與c(OH－)都相等。（3）特點：eq\x(難)—極難電離，常溫下1L水只有1×10－7mol電離eq\x(逆)—是可逆過程eq\x(等)—電離出c(H＋)＝c(OH－)eq\x(吸)—是吸熱過程2．水的離子積常數(shù)3．填寫外界條件對水的電離平衡的具體影響改變條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)HCl逆不變減小減小增大NaOH逆不變減小增大減小Na2CO3正不變增大增大減小NH4Cl正不變增大減小增大NaHSO4逆不變減小減小增大加熱正增大增大增大增大▉考點04溶液的酸堿性與pH1．溶液呈酸堿性的本質(zhì)溶液的酸堿性取決于c(H＋)和c(OH－)的相對大小溶液的酸堿性本質(zhì)25℃c(H＋)與c(OH－)比較c(H＋)酸性溶液c(H＋)＞c(OH－)＞10－7mol·L－1中性溶液c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1堿性溶液c(H＋)＜c(OH－)＜10－7mol·L－12．溶液酸堿性的一種表示——pH（1）pH計算公式：pH＝－lg_c(H＋)。（2）溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關系意義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－13．溶液酸堿性的測定方法pH試紙測定操作使用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，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH類別廣泛pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)，可以識別的pH差約為1精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙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0～144．溶液酸堿性的另外一種表示——pOH①pOH＝－lgc(OH－)②常溫下：pH＋pOH＝145．酸堿稀釋時pH變化的規(guī)律稀釋前pH稀釋100倍后pH無限稀釋HCl2pH＝4pH接近7，小于7CH3COOH2pH＜4NaOH12pH＝10pH接近7，大于7NH3·H2O12pH＞106．水電離出的c(H＋)與c(OH—)的計算（1）對于酸溶液，通常溶液的c(H＋)等于酸電離的c(H＋)，水電離出的c(OH－)(水)＝c(H＋)(水)＝EQ\f(1.0×10－14,c(酸))。（2）對于堿溶液，通常溶液的c(OH－)等于堿電離的c(OH－)，水電離出的c(H＋)(水)＝c(OH－)(水)＝EQ\f(1.0×10－14,c(堿))。【歸納總結】（1）單一溶液的pH計算。①強酸溶液，如HnA，設物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。②強堿溶液，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＋lgnc。（2）混合溶液的計算(常溫下)。溶液類型相關計算兩種強酸混合eq\a\vs4\al(強酸：c1H＋強酸：c2H＋)?c(H＋)＝eq\f(c1H＋V1＋c2H＋V2,V1＋V2)?pH巧記：若pH之差≥2的兩種強酸等體積混合，pH＝pH?。?.3兩種強堿混合eq\a\vs4\al(強堿：c1OH－強堿：c2OH－)?c(OH－)＝eq\f(c1OH－V1＋c2OH－V2,V1＋V2)?c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)?pH巧記：若pH之差≥2的兩種強堿等體積混合，pH＝pH大－0.3酸堿混合恰好完全反應呈中性pH＝7酸過量c(H＋)＝eq\f(c1H＋V1－c2OH－V2,V1＋V2)?pH堿過量c(OH－)＝eq\f(c2OH－V2－c1H＋V1,V1＋V2)?c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)?pH▉考點05酸堿中和滴定 1．概念用已知濃度的酸(或堿)滴定未知濃度的堿(或酸)，根據(jù)中和反應的等量關系來測定堿(或酸)的濃度。2．原理c(待測)＝eq\f(c標準·V標準,V待測)。3．滴定操作（1）滴定管的使用方法①滴定管使用前應檢查是否漏水。②量取一定體積的下列液體時，哪些必須使用如下圖所示的滴定管盛裝？ce。a．氨水b．醋酸鈉溶液c．氯化銨溶液d．硫代硫酸鈉溶液e．高錳酸鉀溶液③潔凈的滴定管在加入酸、堿反應液之前，先用蒸餾水將滴定管洗滌干凈，然后用所要盛裝的溶液潤洗2～3次。④將反應液加入相應的滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3_mL處。⑤調(diào)節(jié)活塞或擠壓玻璃球，使滴定管尖嘴部分充滿反應液，并使液面處于“0”刻度，并記錄讀數(shù)。⑥滴定時的操作（2）關于錐形瓶的使用①錐形瓶用蒸餾水洗凈后，能否用待測液潤洗？否。②中和滴定實驗中，錐形瓶內(nèi)盛放什么物質(zhì)？待測液(或標準液)、指示劑。（3）關于滴定過程①測定NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度，若將滴有2滴酚酞的待測液置于錐形瓶中，滴定終點時，錐形瓶內(nèi)顏色變化為粉紅色變?yōu)闊o色。若將滴有2滴酚酞的標準液置于錐形瓶中，描述滴定終點現(xiàn)象：當?shù)稳胱詈蟀氲未郎y液時，溶液由無色變?yōu)榉奂t色，30_s內(nèi)不褪去。②待滴定管中液面穩(wěn)定后，記錄讀數(shù)。【歸納總結】中和滴定指示劑的選擇與顏色變化滴定種類選用的指示劑滴定終點顏色變化指示劑用量滴定終點判斷標準強酸滴定強堿甲基橙黃色→橙色2～3滴當指示劑剛好變色并在半分鐘內(nèi)不恢復原色，即認為達到滴定終點強堿滴定強酸酚酞無色→淺紅色強堿滴定弱酸酚酞無色→粉紅色強酸滴定弱堿甲基橙黃色→橙色弱堿滴定強酸紅色→橙色（4）數(shù)據(jù)處理按上述操作重復2～3次，先算出每一次待測液的濃度，再求濃度的平均值。4．酸堿中和滴定誤差分析(以NaOH標準溶液滴定一定體積的待測HCl為例)操作及讀數(shù)誤差分析儀器的洗滌或潤洗未用標準液潤洗滴定管偏高未用待測液潤洗移液管或所用的滴定管偏低用待測液潤洗錐形瓶偏高洗滌后錐形瓶未干燥無影響滴定時濺落液體標準液漏滴在錐形瓶外一滴偏高待測液濺出錐形瓶外一滴偏低將移液管下部的殘留液吹入錐形瓶偏高尖嘴處有氣泡滴前有氣泡，滴后無氣泡偏高讀數(shù)不正確滴前仰視，滴后平視偏低滴前平視，滴后仰視偏高滴前仰視，滴后俯視偏低到達終點后，滴定管尖嘴處懸一滴標準液偏高1．下列物質(zhì)屬于弱電解質(zhì)的是A．KOH B．H2SO4 C．H2O D．SO2【答案】C【解析】A．KOH是強堿，屬于強電解質(zhì)，故A不符合題意；B．H2SO4是強酸，屬于強電解質(zhì)，故B不符合題意；C．H2O屬于弱電解質(zhì)，故C符合題意；D．SO2是非金屬氧化物，屬于非電解質(zhì)，故D不符合題意。綜上所述，答案為C。2．下列溶液導電能力最強的是A．100mL0.1mol·L-1的醋酸溶液 B．100mL0.1mol·L-1的氯化鈉溶液C．100mL0.1mol·L-1的硫酸溶液 D．100mL0.1mol·L-1的鹽酸溶液【答案】C【解析】A．CH3COOHCH3COO-+H+，故100mL0.1mol·L-1的醋酸溶液中CH3COO-和H+，濃度均小于0.1mol/L；B．已知NaCl=Na++Cl-，則100mL0.1mol·L-1的氯化鈉溶液中Na+和Cl-的濃度等于0.1mol/L；C．已知H2SO4=2H++，則100mL0.1mol·L-1的硫酸溶液中H+的濃度為0.2mol/L，的濃度為0.2mol/L；D．已知HCl=H++Cl-，則100mL0.1mol·L-1的鹽酸溶液中H+和Cl-的濃度為0.1mol/L；綜上所述，故0.1mol/L的硫酸溶液中的導電能力最強；故答案為C。3．對室溫下pH相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關敘述正確的是A．加水稀釋相同的倍數(shù)后，兩溶液的pH：醋酸>鹽酸B．使溫度都升高20℃后，兩溶液的pH均減小C．加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大D．加足量的鋅充分反應后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣：鹽酸多【答案】C【解析】A．醋酸中存在電離平衡，鹽酸中不存在氯化氫的電離平衡，加水稀釋后，促進醋酸的電離，所以鹽酸的pH變化程度大，溶液的pH：鹽酸>醋酸，故A錯誤；B．鹽酸是強酸，不存在電離平衡，升高溫度不影響鹽酸的pH，pH不變，醋酸是弱酸，其水溶液中存在電離平衡，升高溫度，促進醋酸電離，導致醋酸溶液中氫離子濃度增大，所以醋酸的pH減小，故B錯誤；C．向鹽酸中加入醋酸鈉晶體，醋酸鈉和鹽酸反應生成醋酸，導致溶液的pH增大，向醋酸中加入醋酸鈉，能抑制醋酸電離，導致其溶液的pH增大，故C正確；D．pH相同、體積相同的醋酸和鹽酸，醋酸的物質(zhì)的量大于鹽酸，且二者都是一元酸，所以分別與足量的鋅反應，醋酸產(chǎn)生的氫氣比鹽酸多，故D錯誤；故選C。4．已知常溫下碳酸、亞硫酸、次氯酸的電離平衡常數(shù)如表：下列說法正確的是H2CO3H2SO3HClOK1=4.30×10-7K2=5.61×10-11K1=1.54×10-2K2=1.02×10-7K=2.95×10-8A．Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO+SO2+H2O=2HCO+SOB．相同條件下，同濃度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，后者更強C．NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+COD．向氯水中分別加入等濃度的NaHCO3和NaHSO3溶液，均可提高氯水中HClO的濃度【答案】A【分析】電離平衡常數(shù)可以表示酸性強弱，從電離平衡常數(shù)可以判斷出，酸性：H2SO3＞H2CO3＞HSO＞HClO＞HCO。【解析】A．Na2CO3溶液中通入少量SO2，生成HCO和SO，因為酸性：H2CO3＞HSO，所以不能生成H2CO3和SO，故A正確；B．酸性：H2SO3＞H2CO3，所以相同條件下，同濃度的H2SO3溶液和H2CO3溶液的酸性，前者更強，故B錯誤；C．NaClO溶液中通入少量CO2：由于酸性：HClO＞HCO，所以不能生成HClO和CO，應該生成HClO和HCO：ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO，故C錯誤；D．向氯水中加入NaHSO3溶液，NaHSO3能和氯水中HClO發(fā)生氧化還原反應而降低HClO的濃度，故D錯誤；故選A。5．已知室溫時，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是A．該溶液的pH=4B．升高溫度，溶液的pH變小C．由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的106倍D．此酸的電離常數(shù)約為1×10-5【答案】D【解析】A．0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，則c(H+)=0.1mol/L×0.1%=1×10-4mol/L，則該溶液的pH=4，A正確；B．HA是弱酸，在溶液中存在電離平衡，升高溫度，電離平衡正向移動，導致溶液中c(H+)增大，因此該溶液的pH會變小，B正確；C．0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，則c(H+)=0.1mol/L×0.1%=1×10-4mol/L，室溫下水的離子積常數(shù)Kw=10-14，所以溶液中水電離產(chǎn)生的c(H+)水=c(OH-)=，由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的倍數(shù)是：，即由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的106倍，C正確；D．電離平衡常數(shù)是弱電解質(zhì)達到電離平衡時電離產(chǎn)生的離子濃度的乘積與未電離的電解質(zhì)分子濃度的比，則該反應的電離平衡常數(shù)Ka=，D錯誤；故合理選項是D。6．在CH3COOH溶液中滴入過量稀氨水，溶液的導電能力發(fā)生變化，其電流強度(I)隨氨水的加入體積(V)的變化曲線(如圖)是A．B．C．D．【答案】A【解析】醋酸是一元弱酸，在溶液中部分電離，溶液中離子濃度小，導電性弱，向溶液中加入稀氨水時，醋酸溶液與氨水反應生成醋酸銨，溶液中離子濃度增大，導電能力增強，當醋酸溶液恰好完全反應時，溶液中離子濃度最大，導電性最大，若繼續(xù)滴入氨水，溶液體積增大，一水合氨在溶液中部分電離，溶液的離子濃度減小，導電能力減弱，則圖A的曲線符合醋酸溶液中滴入過量稀氨水時，電流強度隨氨水的加入體積的變化，故選A。7．一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如圖所示，下列說法正確的是()A．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH：c<a<bB．a(chǎn)、b、c三點CH3COOH的電離程度：c＜a＜bC．用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結果偏小D．a(chǎn)、b、c三點溶液用1mol·L－1NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的體積：c＜a＜b【答案】C【解析】A項，由導電能力知c(H＋)：b＞a＞c，故pH：c＞a＞b；B項，加水越多，越利于CH3COOH電離，故電離程度：c＞b＞a；C項，用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，相當于稀釋a點溶液，c(H＋)增大，pH偏小；D項，a、b、c三點n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和時消耗n(NaOH)相同，即體積相同。8．已知下面三個數(shù)據(jù)：7.2×10?4、4.6×10?4、4.9×10?10分別是下列有關的三種酸的電離平衡常數(shù)，若已知下列反應可以發(fā)生：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2；NaNO2+HF=HNO2+NaF，由此可判斷下列敘述不正確的是A．相同濃度的三種酸中，c(H+)最小的是HFB．K(HF)=7.2×10?4C．HF和NaCN可以生成HCND．相同溫度下，K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)【答案】A【分析】根據(jù)NaCN+HNO2=HCN+NaNO2；NaNO2+HF=HNO2+NaF，說明三者酸的強弱為HF＞HNO2＞HCN，則三者的電離平衡常數(shù)分別為7.2×10?4、4.6×10?4、4.9×10?10。【解析】A．根據(jù)前面分析HCN酸最弱，當相同濃度的三種酸中，c(H+)最小的是HCN，故A錯誤；B．根據(jù)前面分析得到K(HF)=7.2×10?4，故B正確；C．三者酸的強弱為HF＞HNO2＞HCN，因此HF和NaCN可以生成HCN，故C正確；D．根據(jù)前面分析得到相同溫度下，K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，故D正確。綜上所述，答案為A。9．常溫下，①pH=3的硫酸溶液，②0.0001mol/L的醋酸，③溶液中的c(H+)=1×10-4mol/L，④=10-12，則此四種溶液的酸性由強到弱的順序為A．①③④② B．④①③② C．④③①② D．①③④②【答案】B【解析】氫離子濃度越大，酸性越強，常溫下，①pH=3的硫酸溶液中c(H+)=10-3mol/L，醋酸為弱酸不完全電離，所以②0.0001mol/L的醋酸溶液中c(H+)＜10-4mol/L，③溶液中的c(H+)=1×10-4mol/L，④溶液中=10-12，則c(H+)=10-2mol/L；綜上所述酸性由強到弱為④①③②，故答案為B。10．下列措施能影響水的電離平衡，并使溶液中的c(H+)＞c(OH-)的是A．向水中通入SO2B．將水加熱煮沸C．向水中加入NaClD．向水中加入少量Na2O【答案】A【分析】c(H＋)＞c(OH-)，溶液呈酸性，再根據(jù)影響水的電離的因素：溫度、同離子效應、所加物質(zhì)的酸堿性等具體分析水的電離平衡的移動。【解析】A．向水中通入SO2，生成酸，溶液中的c(H＋)＞c(OH-)，酸對水的電離起抑制作用，A符合題意；B．加熱時促進水的電離，但是氫離子和氫氧根濃度依然相等，溶液仍然呈中性，B不符合題意；C．NaCl在水中電離出鈉離子與氯離子，兩者都不能結合水電離的氫離子或氫氧根離子，不能使氫離子或氫氧根離子濃度變化，平衡不移動，不影響水的電離，溶液呈中性，C不符合題意；D．Na2O和水反應生成氫氧化鈉，氫離子濃度降低，使水的電離向右移動，堿性增強，c(H＋)＜c(OH-)，D不符合題意；答案選A。11．下列關于溶液的酸堿性，說法正確的是A．pH=7的溶液呈中性B．中性溶液中一定有：c(H+)=1.0×10-7mol·L-1C．在100°C時，純水的pH＜7，因此顯酸性D．在100°C時，c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性【答案】D【解析】A．25℃時，pH=7的溶液呈中性，溫度不是25℃下，pH=7的溶液不呈中性，A錯誤；B．中性溶液中一定有：c(H+)=c(OH-)，但c(H+)不一定等于1.0×10-7mol·L-1，B錯誤；C．純水中永遠有c(H+)=c(OH-)，因此在100°C時，純水的pH＜7，但仍然顯中性，C錯誤；D．任何溫度下，中性溶液中一定有：c(H+)=c(OH-)，則c(H+)=c(OH-)的溶液一定呈中性，D正確；故答案為：D。12．常溫下，pH=11的X、Y兩種堿溶液各1mL，分別稀釋至100mL，其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示，下列說法正確的是A．X、Y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．若9＜a＜11，則X、Y都是弱堿D．分別完全中和X、Y這兩種堿溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積V(X)＞V(Y)【答案】C【解析】根據(jù)圖象曲線變化及信息可知，兩種堿溶液具有相同的體積和pH，稀釋過程中pH變化越大，其堿性越強，當a=9時，說明X為強堿，若9＜a＜11，說明X、Y都屬于弱堿，以此解答該題。A．由圖可知，開始的pH相同，兩種堿溶液稀釋相同倍數(shù)后pH不同，則X、Y的堿性強弱一定不同，二者的物質(zhì)的量濃度一定不相等，故A錯誤；B．稀釋后X溶液的pH小于Y溶液，則稀釋后Y溶液堿性更強，故B錯誤；C．由圖可知，開始的pH相同，若9＜a＜11，則1mL的弱堿加水稀釋到100mL，溶液的pH變化小于2個單位，說明X、Y中都存在電離平衡，都屬于弱堿，故C正確；D．由圖象可知，100mL的X、Y溶液中n(OH-)關系為Y＞X，說明pH=11的X、Y兩種堿溶液，溶質(zhì)濃度Y大于X，完全中和X、Y兩溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積V(X)＜V(Y)，故D錯誤；故選：C。13．下列有關說法不正確的是A．的醋酸溶液與的鹽酸等體積混合，混合液的B．，的溶液，水電離出的C．任何溫度下，都可利用和濃度的相對大小來判斷溶液的酸堿性D．，用試紙測得某氯水的為5【答案】D【解析】A．的醋酸溶液與的鹽酸等體積混合，混合后氫離子濃度不變，故pH還是為3，A正確；B．的溶液，，，溶液中的氫離子是水電離出來的，水電離出來的氫離子濃度等于水電離出來的氫氧根離子的濃度，故水電離出的，B正確；C．任何溫度下，只要，溶液呈酸性；只要，溶液呈堿性；只要，溶液呈中性，C正確；D．氯水具有漂白性，無法用pH試紙測得氯水的pH，D錯誤；故選D。14．下列實驗操作正確的是A．用圖1裝置進行KMnO4溶液滴定未知濃度的FeSO4溶液實驗B．如圖2所示，記錄滴定終點讀數(shù)為19.90mLC．中和滴定時，選用圖3滴定管盛裝NaOH標準溶液D．為了減小誤差，可選用滴定管量取一定體積的溶液【答案】D【解析】A．KMnO4溶液具有強氧化性，會腐蝕堿式滴定管的橡膠管，應放于酸式滴定管中，并且在滴定時，滴定管的尖嘴不能插入錐形瓶中，A錯誤；B．滴定管“0”刻度在上方，從上至下依次增大，虛線處讀數(shù)為18.10mL，B錯誤；C．圖3為酸性滴定管，不能盛放堿NaOH溶液，C錯誤；D．滴定管的精確度為0.01mL，精確度高，可以量取一定體積的溶解，D正確；故合理選項是D。15．溫度為t℃時，某NaOH稀溶液中c(H+)=10-amol?L-1，c(OH-)=10-bmol?L-1；已知：a+b=13，請回答下列問題：（1）該溫度下水的離子積常數(shù)Kw=___________，t___________(填“＜”、“＞”或“=”)25。（2）該NaOH溶液中NaOH的物質(zhì)的量濃度為___________，該NaOH溶液中由水電離出的c(OH-)為___________。（3）回答下列有關醋酸的問題。在一定溫度下，向冰醋酸中加水稀釋，溶液導電能力變化情況如圖所示：①加水量為0時，導電能力也為0，請解釋原因：___________。②a、b、c三點醋酸電離程度由大到小的順序為___________；a、b、c三點對應的溶液中，pH最小的是___________；a、b、c三點對應的溶液中，水的電離程度最大的是___________?！敬鸢浮?/p>

10-13

＞

10-bmol/L

10-amol/L

O點時，冰醋酸中只有分子，無自由移動的離子，所以不導電

c＞b＞a

b

c【解析】（1）在t℃時，某NaOH稀溶液中，c(H+)=10-amol?L-1，c(OH-)=10-bmol?L-1，已知a+b=13，則該溫度下水的離子積常數(shù)Kw=c(H+)·c(OH-)=10-(a+b)=10-13，常溫下Kw=10-14，水的電離是吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大，t℃時的Kw大于常溫下的Kw，說明此時溫度大于25℃，故答案為：10-13；＞。（2）氫氧化鈉溶液中c(NaOH)=c(OH-)=10-bmol?L-1，氫氧化鈉和水均能電離出氫氧根離子，只有水電離出氫離子，水電離出的氫離子等于水電離出的氫氧根濃度等于10-amol?L-1，故答案為：10-bmol/L；10-amol/L。（3）①在醋酸是共價化合物，本身不存在離子，O點時，冰醋酸中只有分子，無自由移動的離子，所以不導電；②加水促進弱電解質(zhì)的電離，加水越多，醋酸的電離程度越大，所以醋酸電離程度由大到小的順序為：c＞b＞a；在b點時，溶液導電能力最強，離子濃度最大，此時氫離子濃度也最大，則該點溶液對應的pH最??；醋酸電離：，產(chǎn)生的氫離子抑制水的電離，氫離子濃度越大，對水電離的抑制程度越大，加水稀釋，溶液中的氫離子濃度減小，水的電離程度增大，c點加水最多，溶液中氫離子濃度最小，所以c點溶液水電離程度最大，所以答案為：c＞b＞a；b；c。16．常溫下，部分酸的電離平衡常數(shù)如下：化學式電離常數(shù)（1）相同的三種酸，則的濃度從大到小為___________。（2）的溶液中，的為_____，使此溶液中的電離程度增大且也增大的方法是_______。（3）中和等量的，消耗等的氫氟酸和硫酸的體積分別為，則a______b(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)。中和等濃度、等體積的氫氟酸和硫酸需要的物質(zhì)的量為，則___________。（4）向中通入少量的，發(fā)生的離子方程式為___________。（5）設計實驗證明氫氟酸比鹽酸的酸性弱___________?！敬鸢浮縞(HCN)>c(H2CO3)>c(HF)

2×10-6

升溫

小于

小于

CN-+CO2+H2O=HCN+HCO

測定等濃度的兩種酸的pH，氫氟酸的pH大或等濃度的兩種酸分別與Zn反應，初始氫氟酸冒氣泡慢18．（2022·寧夏·永寧縣永寧中學高二期末）計算題（1）某溶液中由水電離出的c(H+)=10-12mol·L-1，則該溶液的pH為_______。（2）某溫度下，純水中c(H+)=5.0×10-7mol·L-1，則該溫度下的KW=_______，若溫度不變，0.005mol·L-1的H2SO4溶液中，c(H+)=_______，由水電離出的c(H+)=_______。（3）將pH=1的鹽酸稀釋1000倍后，pH為_______。（4）將pH=1的CH3COOH溶液稀釋1000倍后，pH的范圍_______。（5）25℃時，將0.1mol·L-1NaOH溶液與0.06mol·L-1的H2SO4溶液等體積混合，(忽略混合后體積的變化)，求所得溶液的pH為_______。（6）將pH=5的H2SO4稀