第1节水溶液
第1课时 水的电离及电解质在水溶液中的存在形态
[课标要求]
1．理解水的电离过程以及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关计算。
2．知道强、弱电解质的区别，理解弱电解质电离平衡的含义。
3．能够书写常见弱电解质的电离方程式。
1．水的电离方程式为H2O??H＋＋OH－。
2．25 ℃时KW＝[H＋][OH－]＝1.0×10－14 mol2·L－2。
3．水的电离是吸热的可逆过程，升高温度，KW增大，水的离子积
只受温度的影响。
4．任何水溶液中均存在水的电离平衡。
5．强电解质溶于水时完全电离，以离子形式存在，弱电解质溶于
水时部分电离，在水溶液中主要以分子形式存在。
1．水的电离
(1)电离特点：微弱，可逆过程。
(2)电离方程式：H2O??H＋＋OH－。
2．水的离子积常数
(1)水的电离平衡常数表达式为K＝。
(2)水的离子积常数表达式为KW＝[H＋][OH－]。
(3)KW的影响因素：
①25 ℃时，KW＝1.0×10－14_mol2·L－2。
②水的电离是吸热的可逆过程，升高温度，KW增大。
③水的离子积常数只受温度的影响，与[H＋]、[OH－]的变化无关。
1．只有在纯水中，才能使用KW＝[H＋][OH－]吗？
提示：KW不仅适用于纯水，还适用于酸、碱及盐的稀溶液，且由水电离的[H＋]水＝
[OH－]水。
2．影响水的电离平衡的因素有哪些？
提示：温度、酸、碱及活泼金属。
1．纯水和其他物质稀的水溶液(如酸、碱、盐水溶液)中都存在KW＝[H＋][OH－]，常温下KW＝1.0×10－14(mol·L－1)2。
2．KW表达式中，[H＋]和[OH－]是指整个溶液中的[H＋]和[OH－]，并不仅仅指由水电离的。但是一般情况下有下列情况：
酸溶液中KW＝[H＋]酸[OH－]水(忽略水电离出的H＋的浓度)；
碱溶液中KW＝[H＋]水[OH－]碱(忽略水电离出的OH－的浓度)。
3．外界条件对水的电离平衡的影响。
影响因素
水的电离平衡移动H2O??H＋＋OH－
影响结果
方向
原因
KW
[H＋] 变化
[OH－] 变化
[H＋]与[OH－]的关系
温度
升温
右移
水的电离
过程吸热
增大
增大
增大
[H＋]＝[OH－]
降温
左移
减小
减小
减小
[H＋]＝[OH－]
外加
加酸
左移
增大[H＋]
不变
增大
减小
[H＋]>[OH－]
酸碱
加碱
左移
增大[OH－]
不变
减小
增大
[H＋]<[OH－]
外加活
泼金属
右移
金属消耗水电离出的H＋
不变
减小
增大
[H＋]<[OH－]
1．下列说法正确的是( )
A．水的离子积KW随温度的改变而变化
B．25 ℃时，只有在纯水中，才有KW＝1×10－14mol2·L－2
C．任何温度下，在酸、碱、盐稀水溶液中，都有KW＝1×10－14 mol2·L－2
D．NaCl溶液中既无OH－也无H＋
解析：选A 25 ℃时，任何物质稀溶液都有KW＝1.0×10－14(mol·L－1)2，B错；温度升高，KW增大，温度降低，KW减小，C错误；酸、碱、盐水溶液中都存在OH－和H＋，D错。
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，[OH－]降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，[H＋]增大，KW不变
C．向水中加入少量固体NaOH，平衡正向移动，[H＋]降低
D．将水加热，KW减小
解析：选B 加入氨水后溶液呈碱性，[OH－]增大，A错；硫酸氢钠在水溶液中完全电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，[H＋]增大，KW只与温度有关，不发生变化，B对；水溶液中加入碱后会抑制水的电离，平衡逆向移动，C错；升温后水的电离平衡正向移动，KW增大，D错。
1．强电解质和弱电解质
(1)强电解质：在稀的水溶液中完全电离的电解质称为强电解质，包括强酸、强碱和大多数盐类；强电解质在水溶液中全部以离子的形态存在。
(2)弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质称为弱电解质，其溶液中存在着电离平衡。如弱酸、弱碱和水是弱电解质。弱电解质在水溶液中主要以分子形态存在。
2．电解质电离方程式的书写
(1)强电解质，用符号“===”，如硫酸、氯化钠的电离方程式分别为H2SO4===2H＋＋SO 、NaCl===Na＋＋Cl－。
(2)弱电解质，用符号“??”，如醋酸、一水合氨的电离方程式分别为CH3COOH??CH3COO－＋H＋、
NH3·H2O??NH＋OH－。
3．溶剂化作用
溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂化作用。电解质溶于水后形成的离子或分子实际是以水合离子或水合分子的形态存在。
在四个烧杯中分别盛有等体积的0.5 mol·L－1的盐酸、氨水、CH3COOH溶液、NaCl溶液，按下图装置连接仪器，接通电源观察灯泡的亮度。
[问题思考]
1．上述实验现象是什么？结论是什么？
提示：盛有盐酸、NaCl溶液的烧杯灯泡较亮，盛有氨水、CH3COOH溶液的烧杯灯泡较暗；同浓度的盐酸、NaCl溶液比氨水、CH3COOH溶液导电能力强。
2．产生问题“1”中现象的原因是什么？
提示：在溶质浓度相同的情况下，溶液中离子浓度不同，灯泡较亮的溶液中的离子浓度大于灯泡较暗溶液中的离子浓度。
3．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强吗？
提示：不一定，与电解质溶液的浓度有关，很稀的强电解质溶液也可能比浓度较大的弱电解质溶液的导电能力弱。
4．CaCO3难溶于水，其水溶液的导电能力很弱，CaCO3是弱电解质，对吗？
提示：虽然CaCO3难溶于水，但其溶于水的部分在水中完全电离，故CaCO3是强电
解质。
1．强电解质与弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
概念
溶于水后能完全电离的电解质
溶于水后只有部分电离的电解质
化合物类型
离子化合物、
共价化合物
共价化合物
电离程度
完全电离
部分电离
溶液中存在
的微粒(水
分子不计)
只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子
既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
实例
盐(包括难溶性盐)；强酸：HNO3、
H2SO4等；
强碱：KOH、NaOH、
Ba(OH)2等
弱酸：H2CO3、
CH3COOH、HClO等；
弱碱：NH3·H2O、
Cu(OH)2、Fe(OH)3等水
2．对强、弱电解质的理解
(1)电解质的强弱与溶解性无关
某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质；而如CH3COOH、NH3·H2O尽管易溶于水，却部分电离，是弱电解质。
(2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系
溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
3．电离方程式的书写
类型
电离方程式的特点
典型例子
强电解质
完全电离，
电离方程式
写“===”
H2SO4===2H＋＋SO
NaOH===Na＋＋OH－
NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
弱电解质
一元弱酸或弱碱
不完全电离，
电离方程式
写“??”
CH3COOH??CH3COO－＋H＋NH3·H2O??NH＋OH－
多元弱酸
分步电离，以第一步为主，电离方
程式写“??”
H2CO3??H＋＋HCO(主)
HCO??H＋＋CO(次)
多元
弱碱
用一步电离表示，且电
离方程式写“??”
Cu(OH)2??Cu2＋＋2OH－
1．下列关于电解质的叙述中，正确的是( )
①碳酸钙在水中溶解度很小，所以碳酸钙是弱电解质
②碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质
③氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质
④水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质
A．①② B．②③
C．①③ D．②④
解析：选D 电解质的电离与其溶解性无关，某些难溶(或微溶)的盐，如BaSO4、CaCO3等，虽然其溶解度很小，但溶于水的部分完全电离，则属于强电解质；导电性取决于离子所带的电荷数及离子浓度，氨气溶于水生成的NH3·H2O发生微弱电离，NH3·H2O属于弱电解质，水属于弱电解质。
2．有下列电解质：①氯化铵 ②氢氧化钠 ③H2S
④碳酸氢钠 ⑤磷酸 ⑥硫酸
请用以上物质的序号，填写下列空白：
(1)属于强电解质的有____________________________________________；
(2)属于弱电解质的有____________________________________________________。
解析：强酸(H2SO4)、强碱(NaOH)、盐(NH4Cl、NaHCO3)属于强电解质；弱酸(H3PO4)属于弱电解质。
答案：(1)①②④⑥ (2)③⑤
[三级训练·节节过关]
1．下列物质中，属于弱电解质的是( )
A．氯化氢 B．氢氧化钠
C．一水合氨 D．酒精
解析：选C 氯化氢、NaOH为强电解质，酒精为非电解质，NH3·H2O为弱电解质。
2．下列说法正确的是( )
A．HCl溶液中无OH－
B．NaOH溶液中无H＋
C．NaCl溶液中既无OH－，也无H＋
D．常温下，任何物质的水溶液中都有H＋和OH－，且KW＝[H＋][OH－]＝1×10－14 mol2·
L－2
解析：选D 在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存。KW只与温度有关，一定温度下，KW为常数，即25 ℃(常温下)时KW＝1×10－14 mol2·L－2。
3．向蒸馏水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是( )
A．[H＋][OH－]乘积不变
B．[H＋]增大
C．[OH－]减小
D．水电离出的[H＋]增大
解析：选D 由H2O??H＋＋OH－，可知向蒸馏水中加入盐酸，[H＋]增大，电离平衡逆向移动，[OH－]减小，即H2O电离出的[H＋]减小，但溶液中[OH－][H＋]不变。
4．能够使H2O＋H2O??H3O＋＋OH－的平衡向右移动的措施是( )
A．升高水溶液的温度
B．加入少量H2SO4溶液
C．加入少量NaOH溶液
D．向水中放入冰块
解析：选A 水的电离是吸热过程，升高温度平衡右移，所以A正确、D错误；外加酸、碱都对水的电离起到抑制作用，B、C错误。
5．(1)写出下列物质的电离方程式。
①HClO：________________________________________________________________，
②H2CO3：__________________________________________________________________，
③NaHSO4溶液：__________________________________________________________，
④NaHSO3溶液：__________________________________________________________，
⑤熔融 NaHSO4：__________________________________________________________，
⑥NH3·H2O：______________________________________________________________。
(2)下列物质是强电解质的是________，是弱电解质的是________。
①CH3COOH ②AgCl ③盐酸 ④SO2 ⑤Al(OH)3 ⑥Cu ⑦HNO3 ⑧NH4HCO3
答案：(1)①HClO??H＋＋ClO－
②H2CO3??H＋＋HCO、HCO??H＋＋CO
③NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
④NaHSO3===Na＋＋HSO(HSO??H＋＋SO)
⑤NaHSO4===Na＋＋HSO
⑥NH3·H2O??NH＋OH－
(2)②⑦⑧ ①⑤
1．在25 ℃和80 ℃的纯水中，[H＋]的关系是( )
A．前者大 B．前者小
C．相等 D．不能肯定
解析：选B 水的电离是吸热过程，温度越高，KW越大，[H＋]越大。
2．下列说法正确的是( )
A．CO2的水溶液能导电，所以CO2是电解质
B．BaSO4不溶于水，其水溶液的导电能力极弱，所以BaSO4是弱电解质
C．液溴不导电，所以溴是非电解质
D．强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强
解析：选D A中是因CO2＋H2O??H2CO3，H2CO3电离出H＋和HCO，HCO又电离出H＋和CO，从而使溶液导电，而不是CO2自身电离，因此H2CO3是电解质，而CO2是非电解质，A错误；电解质强弱的划分是根据其电离的程度，而不是根据其溶解度的大小，BaSO4的溶解度很小，但溶于水的部分完全电离，所以BaSO4是强电解质，但其溶液导电能力差，B错误；电解质和非电解质都是化合物，液溴是单质，C错误；电解质溶液导电能力的强弱与溶液中自由移动的离子的浓度以及离子所带的电荷数多少有关，所以强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强，D正确。
3．下列物质的分类组合全部正确的是( )
选项
强电解质
弱电解质
非电解质
A
NaCl
HF
Cl2
B
NaHCO3
NH3·H2O
CCl4
C
Ba(OH)2
HCl
Cu
D
AgCl
H2S
HClO
解析：选B A、C选项中的Cl2、Cu是单质，既不是电解质也不是非电解质；D选项中的HClO并不是非电解质，而是弱电解质。
4．常温下，在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中，水的离子积常数是( )
A．1×10－14 mol2·L－2
B．1×10－13 mol2·L－2
C．1.32×10－14 mol2·L－2
D．1.32×10－15 mol2·L－2
解析：选A 水的离子积常数只与温度有关，25 ℃时，水的离子积常数是1×10－14mol2·
L－2。
5．下列电解质在水溶液中的电离方程式书写正确的是( )
A．NaHSO4===Na＋＋HSO
B．KHCO3===K＋＋HCO
C．CH3COOH===H＋＋CH3COO－
D．HNO3??H＋＋NO
解析：选B NaHSO4在水溶液中完全电离为Na＋、H＋和SO，A项错误；KHCO3为弱酸的酸式盐，溶于水完全电离为K＋和HCO，HCO只能微弱电离为H＋和CO，即KHCO3在溶液中主要以HCO形式存在，B项正确；CH3COOH为弱酸，应用“??”表示，C项错误；HNO3属于强电解质，完全电离，应用“===”表示，D项错误。
6．下列溶液中导电性最强的是( )
A．5 L 0.1 mol·L－1氨水
B．5 L 0.2 mol·L－1盐酸
C．0.1 L 0.1 mol·L－1CH3COOH溶液
D．0.1 L 0.1 mol·L－1NaOH溶液
解析：选B 溶液中离子浓度越大，溶液导电性越强。
7．下列说法中正确的是( )
A．水能微弱电离生成H＋，所以严格地说纯水呈微酸性
B．纯水中[H＋][OH－]＝KW，KW是一常数，不随任何条件改变
C．25 ℃时纯水中[H＋][OH－]＝10－14 mol2·L－2，稀酸和稀碱溶液中KW＝[H＋][OH－]≠
10－14 mol2·L－2
D．H2O??H＋＋OH－是一吸热过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，KW也随之增大
解析：选D 水电离出等量的H＋和OH－，水呈中性，A错误；水的离子积常数在一定温度是一个常数，随着温度的升高而增大，B错误；25 ℃时无论是纯水还是稀的酸碱溶液中都有[H＋][OH－]＝10－14 mol2·L－2，C错误。
8．近年来，“弱碱性水”这一说法很是流行。专家表示，弱碱性水其实是个别企业为了自身商业利益而进行的概念性炒作。能影响水的电离平衡，并使溶液中[H＋]>[OH－]的措施是( )
A．向纯水中投入一小块金属钠
B．将水加热煮沸
C．向水中通入SO2
D．向水中加入NaCl
解析：选C A、B、C均能影响水的电离平衡，但A中投入金属钠后会使[OH－]>[H＋]，B中仍然存在[H＋]＝[OH－]，C符合题目要求。
9．在某温度下的水溶液中，[H＋]＝10x mol·L－1，[OH－]＝10y mol·L－1，x与y的关系如图所示：
(1)该温度下，水的离子积为________。
(2)该温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液中[H＋]为________。
解析：选取图像中的一点x＝－5时y＝－10，故水的KW＝10－5·10－10＝10－15。
mol·L－1 NaOH溶液中[OH－]＝10－2 mol·L－1，故[H＋]＝＝ mol·L－1＝
10－13 mol·L－1。
答案：(1)10－15 mol2·L－2 (2)10－13 mol·L－1
10．某温度下纯水中的[H＋]＝2×10－7 mol·L－1，则此时[OH－]为______；若温度不变，滴入稀盐酸使[H＋]＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中[OH－]为______，由水电离产生的[H＋]为______，此时温度______(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
解析：纯水电离出的[H＋]＝[OH－]＝2×10－7mol·L－1，故KW＝4×10－14 mol2·L－2>1×10－14mol2·L－2故此时温度高于25 ℃。温度不变，滴入稀盐酸使[H＋]＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中[OH－]为＝8×10－11 mol·L－1＝[H＋]水。
答案：2×10－7mol·L－1 8×10－11 mol·L－1 8×10－11mol·L－1 高于
1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是( )
A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子
D．强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱
解析：选C A项错误，HCl、HNO3是共价化合物，但均是强电解质。B项错误，BaSO4、CaCO3等虽然难溶于水，但它们溶于水的部分完全电离，都是强电解质。C项正确，强电解质在水中完全电离为离子，不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中只能部分电离，溶液中还存在溶质分子。D项错误，电解质的强弱与溶液的导电能力强弱无必然关系。
2．下列电离方程式中正确的是( )
A．NaHCO3的水溶液：NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
B．熔融状态的NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
C．NaHSO4的水溶液：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
D．H2S的水溶液：H2S??2H＋＋S2－
解析：选C A项，H2CO3是弱酸，故NaHCO3在水溶液中的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO；B项，熔融状态下NaHSO4的电离方程式应为NaHSO4===Na＋＋HSO；C项，HSO在水中完全电离产生H＋和SO，C项正确；D项，H2S是二元弱酸，应分步电离。
3．水的电离方程式为H2O??H＋＋OH－，在25 ℃时水的离子积KW＝1.0×10－14mol2·
L－2，在35 ℃时水的离子积KW＝2.1×10－14mol2·L－2，则下列叙述正确的是( )
A．KW随着温度的升高而减小
B．35 ℃时，[H＋]>[OH－]
C．35 ℃时水的电离程度比25 ℃时的小
D．水的电离是吸热过程
解析：选D 35 ℃时水的离子积大于25 ℃时水的离子积，说明KW随着温度的升高而增大；无论温度高低，纯水中[H＋]等于[OH－]; 升高温度，水的电离程度增大，即水的电离是吸热过程。
4．关于水的离子积常数，下列说法不正确的是( )
A．蒸馏水中，[H＋]·[OH－]＝1×10－14 mol2·L－2
B．纯水中，25 ℃时，[H＋]·[OH－]＝1×10－14 mol2·L－2
C．25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中，
[H＋]·[OH－]＝1×10－14 mol2·L－2
D．KW值随温度升高而增大
解析：选A KW只与温度有关，升高温度，KW增大，25 ℃时，纯水和任何物质的水溶液中KW＝[H＋]·[OH－]＝1×10－14 mol2·L－2，A中未指明温度，关系式不一定成立。
5．水是一种极弱的弱电解质，在室温下，平均每n个水分子中只有1个水分子发生了电离，则n的值是( )
A．1.0×10－14 B．55.6×107
C．1.0×107 D．55.6
解析：选B 室温下，水的离子积常数KW＝[H＋]·[OH－]＝1.0×10－14 mol2·L－2，说明1 L水中有1.0×10－7mol H2O发生电离，1 L水的质量是1 000 g，其物质的量为1 000 g÷18 g·
mol－1＝55.6 mol，所以n∶1＝55.6 mol∶(1.0×10－7mol)，n＝55.6×107。
6．在约100 ℃的温度下，NaCl稀溶液中[H＋]为1×10－6 mol·L－1，下列说法正确的是( )
A．该溶液中[H＋]≠[OH－]
B．Na＋、Cl－促进了水的电离
C．该NaCl溶液中KW＝1.0×10－14 mol2·L－2
D．在100 ℃时水的电离平衡常数较大
解析：选D 在NaCl溶液中存在水的电离平衡：H2O??H＋＋OH－，升温，平衡向右移动，平衡常数增大，[H＋]、[OH－]变大，但[H＋]＝[OH－]，KW＝[H＋]·[OH－]＝1.0×10－6 mol·L－1×1.0×10－6 mol·L－1＝1.0×10－12 mol2·L－2。
7．把0.05 mol NaOH固体分别加入100 mL下列液体中，其中导电能力变化不大的是( )
A．水
B．0.5 mol·L－1盐酸
C．0.5 mol·L－1CH3COOH溶液
D．0.5 mol·L－1乙醇溶液
解析：选B A项，在水中加入NaOH，导电能力增强；B项，反应生成的NaCl溶液的浓度和盐酸的浓度相同，溶液的导电能力变化不大；C项，反应后溶质由弱电解质CH3COOH变成强电解质CH3COONa，溶液的导电能力增强；D项，在非电解质的溶液中加入电解质，溶液的导电能力增强。
8.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。右图是用KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是( )
解析：选D HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O弱电解质先与HCl反应，生成强电解质NH4Cl，但溶液体积不断增大，所以电导率下降。当HCl被中和完后，NH3·H2O继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加NH3·H2O弱电解质，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。
9．25 ℃时欲配制1 L某溶液，使水电离产生的[H＋]＝10－13 mol·L－1。
(1)若向水中加入5.0 mol·L－1的盐酸能达到要求，则加入盐酸的体积是________L。
(2)若向水中加入NaOH晶体能达到要求，则加入NaOH的质量是________g。
解析：[H＋]水＝10－13mol·L－1。若为酸溶液，溶液中的[OH－]＝[H＋]水＝10－13mol·L－1，由[H＋]＝＝＝10－1 mol·L－1，则1 L×10－1 mol·L－1＝V×5.0 mol·L－1，V＝0.02 L；若为碱溶液，溶液中的[H＋]＝[H＋]水＝10－13 mol·L－1，由[OH－]＝＝＝10－1 mol·L－1，则1 L×10－1 mol·L－1＝，m(NaOH)＝4 g。
答案：(1)0.02 (2)4
10．有同学为探究KW的影响因素，做了以下实验。
(1)查阅资料，不同温度下水的离子积常数。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90
100
KW/10－14
0.134
0.292
0.681
1.01
2.92
5.47
38.0
55.0
由此推出：随着温度的升高，KW的值________；水的电离程度________；水的电离平衡向________移动，水的电离过程是________过程。
(2)取三支烧杯A、B、C，分别加入适量水，再向B、C烧杯中分别加入适量盐酸和NaOH，并分析下表：
纯水
加少量盐酸
加少量NaOH
[H＋]
1.0×10－7 mol·L－1
增大
[OH－]
1.0×10－7 mol·L－1
增大
[H＋]和[OH－]大小比较
[H＋] ＝[OH－]
[H＋]______ [OH－]
[H＋]________ [OH－]
水的电离平衡移动方向
KW值
1.0×10－14
综上所述，可得出如下结论：
①温度、________、________均能影响水的电离平衡。
②KW只受________的影响，而与其他因素无关。
解析：水的电离是吸热的，在升高温度时，KW增大，在向水中加入酸或碱时，[H＋]或[OH－]增大，抑制水的电离，但溶液中只要温度不变，KW不变。
答案：(1)增大 增大 右 吸热
(2)减小 减小 ＞ ＜ 向左 向左 1.0×10－14
1．0×10－14 ①酸 碱 ②温度
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第2课时 溶液的酸碱性与pH
[课标要求]
1．了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
2．知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3．能够进行有关pH的简单计算。
1．在水溶液中，[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性；[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；
[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性。
2．室温下[H＋]＝10－7 mol·L－1，溶液呈中性；[H＋]>10－7 mol·L－1，溶液呈酸性；[H＋]<10－7 mol·L－1，溶液呈碱性。[H＋]越大，溶液酸性越强，[OH－]越大，溶液碱性越强。
3．溶液的pH＝－lg[H＋]。利用pH判断溶液酸碱性时要注意温度，室温下，pH＝7，溶液呈中性；pH<7，溶液呈酸性；pH>7，溶液呈碱性。
4．强酸或强碱稀释10n倍，pH变化n个单位；弱酸或弱碱稀释10n倍，pH变化小于n个单位；酸或碱无论怎样稀释，酸不会变为碱，碱也不会变为酸。
1．溶液的酸碱性
任何水溶液中都既有H＋也有OH－，溶液的酸碱性与它们的数值无关，由它们浓度的相对大小决定，溶液酸碱性的判断标准是[H＋]与[OH－]的相对大小。
2．溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系
(1)[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。
(2)[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性，且[H＋]越大，酸性越强。
(3)[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性，且[OH－]越大，碱性越强。
3．室温时溶液酸碱性的判断
(1)[H＋]＝1.0×10－7 mol·L－1，溶液呈中性。
(2)[H＋]>1.0×10－7 mol·L－1，溶液呈酸性。
(3)[H＋]<1.0×10－7mol·L－1，溶液呈碱性。
4．溶液的酸碱性与pH
(1)pH的定义式
pH＝－lg[H＋]。
(2)pH与[H＋]及溶液酸碱性的关系(室温下)
①图示：
②关系：
a．中性溶液：[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1，
pH＝7。
b．酸性溶液：[H＋]＞[OH－]，[H＋]＞1.0×10－7 mol·L－1，pH＜7，酸性越强，pH越小。
c．碱性溶液：[H＋]＜[OH－]，[H＋]＜1.0×10－7mol·L－1，pH＞7，碱性越强，pH越大。
(3)pH的测定方法
①粗略测定：酸碱指示剂，pH试纸。
②精确测定：酸度计。
[特别提醒]
(1)一定温度下的溶液中KW＝[H＋][OH－]是一定值，当[H＋]增大时，[OH－]减小，反之亦然，此增彼减。
(2)[H＋]＝10－7mol·L－1溶液不一定呈中性，只有在常温下，[H＋]＝10－7mol·L－1的溶液才呈中性，而在其他温度下不呈中性。
1．某溶液的pH＝6，则该溶液一定显酸性吗？同样，某溶液的pH＝7，则该溶液一定显中性吗？
提示：pH＝6的溶液不一定显酸性，如100 ℃时蒸馏水的pH＝6，但呈中性；pH＝7的溶液不一定显中性，如100 ℃时，pH＝7的溶液呈碱性。
2．pH试纸使用前能否用蒸馏水湿润？若用湿润的pH试纸测量溶液的pH对结果有何影响？
提示：使用pH试纸不能用蒸馏水湿润，湿润后相当于稀释了溶液。若是酸性溶液，则湿润后测得pH偏大；若为碱性溶液，则湿润后测得pH偏小；若为中性溶液，则无影响。
1．溶液酸碱性的判断依据
2．溶液酸碱性的测定方法
(1)酸碱指示剂法
该法只能测其酸碱性，即pH的大致范围，不能测出具体数值，常见的酸碱指示剂的颜色范围为：
(2)pH试纸法
①种类
a．广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)。
b．精密pH试纸：其pH范围较窄，可判别0.2或0.3的pH差值。
c．专用pH试纸：用于酸性、中性和碱性溶液的专用pH试纸。
②使用方法：把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比，即确定溶液的pH。
(3)pH计法
精确测定溶液的pH时使用pH计，测量时可以从pH计上直接读出溶液的pH。
1．正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)[H＋]＝10－6mol·L－1的溶液一定是酸性溶液( )
(2)水溶液中若[OH－]>[H＋]，一定是碱性溶液( )
(3)滴加紫色石蕊溶液后变红的溶液一定显酸性( )
(4)盐的水溶液中若[H＋]＝[OH－]，一定显中性( )
答案：(1)× (2)√ (3)√ (4)√
2．下列溶液一定显酸性的是( )
A．溶液中[OH－]>[H＋]
B．溶液中[H＋]>[OH－]
C．溶液中[H＋]＝10－6mol·L－1
D．非电解质溶于水得到的溶液
解析：选B 判断溶液酸碱性的关键看[H＋]和[OH－]的相对大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；[H＋]<10－7mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确定，就不能用来判断溶液的酸碱性。而D项中，如NH3溶于水得NH3·H2O，其溶液显碱性。
1．计算步骤
25 ℃(室温下)溶液pH计算的：
解题步骤图示如下：
2．单一溶液pH的计算
(1)强酸溶液，如HnA溶液，设溶质的物质的量浓度为
c mol·L－1，[H＋]＝nc mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝－lg nc。
(2)强碱溶液，如B(OH)n溶液，设溶质的物质的量浓度为c mol·L－1，[H＋]＝ mol·
L－1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lg nc。
3．混合溶液pH的计算
(1)两强酸混合后pH的计算
由[H＋]混＝先求出混合后的[H＋]混，再根据公式pH＝－lg[H＋]求pH。
(2)两强碱混合后pH的计算：
由[OH－]混＝先求出混合后的[OH－]混，再通过KW求出混合后的
[H＋]，最后求pH。
(3)强酸与强碱溶液混合后pH的计算：
强酸与强碱混合的实质是中和反应，即H＋＋OH－===H2O，中和后溶液的pH有以下三种情况：
①若恰好中和，pH＝7。
②若剩余酸，先求中和后的[H＋]，再求pH。
[H＋]混＝，
③若剩余碱，先求中和后的[OH－]，再通过KW求出[H＋]，[H＋]＝，最后求pH。
[OH－]混＝
4．溶液稀释时pH的变化
(1)对于强酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大1个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大不足1个单位。对于强碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小1个单位。对于弱碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小不足1个单位。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
(2)pH相同的强酸和弱酸稀释相同倍数后，强酸的pH变化大，弱酸的pH变化小；pH相同的强碱和弱碱稀释相同倍数后，强碱的pH变化大，弱碱的pH变化小。故利用pH变化大小可判断酸、碱的强弱。
1．下列溶液的pH一定等于2的是( )
A．0.01 mol·L－1硫酸500 mL
B．0.01 mol·L－1盐酸500 mL
C．0.01 mol·L－1醋酸1 L
D．pH＝1的酸溶液稀释10倍
解析：选B A中[H＋]＝2[H2SO4]＝0.02 mol·L－1，pH＝2－lg 2<2；B中[H＋]＝0.01 mol·
L－1，则pH＝2；C中CH3COOH部分电离，[H＋]<0.01 mol·L－1，则pH>2；D中若为强酸，稀释10倍pH增大1则pH＝2，但若为弱酸，每稀释10倍，pH增大不足1个单位，即其pH不一定为2。
2．常温下，将pH＝4和pH＝2的两种稀硫酸等体积混合后，下列结论正确的是( )
A．[H＋]＝1×10－3 mol·L－1
B．[OH－]＝1×10－12 mol·L－1
C．pH＝2.3
D．pH＝3
解析：选C 假设混合前酸溶液的体积均为1 L，[H＋]混＝ mol·L－1＝5.05×10－3 mol·L－1，pH混＝－lg(5.05×10－3)≈2.3，[OH－]混＝ mol·L－1≈2×10－12mol·L－1，只有C项正确。
3．室温下，将0.1 mol·L－1的盐酸和0.06 mol·L－1的Ba(OH)2溶液以等体积混合后，该混合溶液的pH是( )
A．1.7 B．12.3
C．12 D．2
解析：选C 酸碱反应时碱过量，则[OH－]＝＝0.01 mol·L－1，[H＋]＝＝10－12 mol·L－1，pH＝－lg [H＋]＝12。
[三级训练·节节过关]
1．下列说法正确的是( )
A．强碱的水溶液中不存在H＋
B．pH＝0的溶液是酸性最强的溶液
C．在温度不变时，水溶液中[H＋]和[OH－]不能同时增大
D．某温度下，纯水中[H＋]＝2×10－7mol·L－1，其呈酸性
解析：选C 任何物质的水溶液中都存在H2O的电离平衡，既有H＋也有OH－；pH＝0的溶液[H＋]＝1 mol·L－1，不是最强的酸性溶液；温度不变，KW不变，[H＋]和[OH－]不能同时增大；纯水中[H＋]＝[OH－]，呈中性。
2．下列溶液一定呈中性的是( )
A．pH＝7的溶液
B．[H＋]＝[OH－]的溶液
C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液
D．非电解质溶于水得到的溶液
解析：选B 溶液呈中性的根本标志是[H＋]＝[OH－]。当pH＝7时，只说明[H＋]＝1.0×
10－7mol·L－1，当温度升高时，中性溶液中的[H＋]>1.0×10－7mol·L－1，即pH<7，故A错误。等物质的量的强酸与强碱，由于它们所含的H＋和OH－的物质的量未知，因此无法判断它们混合后溶液的酸碱性，故C错误。非电解质只是它本身不能直接电离产生离子，当它溶于水时可能与水反应生成能电离的物质，使溶液显酸性或碱性，如SO2溶于水生成H2SO3，溶液显酸性；NH3溶于水生成NH3·H2O，溶液显碱性，故D错误。
3．常温下，pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比是( )
A．11∶1 B．9∶1
C．1∶11 D．1∶9
解析：选D 可根据溶液混合反应后剩余的OH－的浓度列式求解，以下标1表示酸，下标2表示碱，则混合前碱中[OH－]2＝0.1 mol·L－1，酸中[H＋]1＝0.01 mol·L－1，则[OH－]余＝1.0×10－3mol·L－1＝。解得V2∶V1＝1∶9。
4．常温下，下列关于溶液的稀释说法正确的是( )
A．将pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，溶液pH＝5
B．将pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的[H＋]＝1×10－4mol·
L－1
C．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13
D．将pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6
解析：选C A项，pH＝3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍后，3<溶液pH<5，错误。B项，pH＝4的H2SO4(aq)加水稀释100倍后，pH＝6，则[OH－]＝10－8mol·L－1，即[OH－]水＝[H＋]水＝10－8mol·L－1，错误；C项，1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L后，[OH－]＝0.1 mol·L－1则[H＋]＝10－13mol·L－1，故pH＝13，正确；D项中，NaOH溶液是碱溶液，无论怎样稀释，在常温下pH不可能为6，只能无限接近于7，可巧记为“酸为酸，碱为碱，无限稀释性不变”。
5．有100 mL pH＝12的NaOH溶液，欲使它的pH降为11。
(1)如果加入蒸馏水，应加入________mL。
(2)如果加入pH＝10的NaOH溶液，应加入________mL。
(3)如果加入0.008 mol·L－1的盐酸，应加入________mL。
解析：pH＝12的NaOH溶液中[OH－]＝10－2 mol·L－1，当pH＝11时，[OH－]＝10－3 mol·
L－1。
(1)若加入水，溶液体积应为1 000 mL，则加入水的体积为900 mL。
(2)设需加NaOH溶液的体积为x，
＝10－3 mol·L－1，x＝1 L＝1 000 mL。
(3)设需加盐酸的体积为y
＝10－3 mol·L－1，y＝0.1 L＝100 mL。
答案：(1)900 (2)1 000 (3)100
1．溶液的酸碱性取决于( )
A．溶液pH的大小
B．溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小
C．溶液中[H＋]
D．酸与碱是否恰好完全反应
解析：选B 溶液的酸碱性取决于[H＋]与[OH－]的相对大小，当[H＋]＞[OH－]时，溶液显酸性，当[H＋]＝[OH－]时，溶液显中性，当[H＋]＜[OH－]时，溶液显碱性。
2．313 K时，水的离子积KW＝2.9×10－14 mol2·L－2，则在313 K时，[H＋]＝10－7 mol·
L－1的溶液( )
A．呈酸性 B．呈中性
C．呈碱性 D．无法判断
解析：选C 由KW＝[H＋][OH－]可得：[OH－]＝＝ ＝2.9×10－7 mol·L－1，[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性。
3．下列溶液一定显酸性的是( )
A．溶液中[OH－]>[H＋]
B．滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液
C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1
D．pH>7的溶液
解析：选B 判断溶液酸碱性的关键看[H＋]和[OH－]的相对大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；而pH<7或[H＋]>10－7 mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确定，就不能用来判断溶液的酸碱性。而B项中可使紫色石蕊溶液变红的溶液一定显酸性。
4．25 ℃时的下列溶液中，碱性最强的是( )
A．pH＝11的溶液
B．[OH－]＝0.12 mol·L－1的溶液
C．1 L含有4 g NaOH的溶液
D．[H＋]＝1×10－10 mol·L－1的溶液
解析：选B 常温下，可以根据pH或[H＋]比较溶液的酸碱性，也可以根据[OH－]的大小来比较。在此为了计算方便，可求出A、C、D三个选项中溶液的[OH－]，依次为1×10－3 mol·L－1、0.1 mol·L－1、1×10－4 mol·L－1，然后再与B项溶液中的[OH－]相比，就会发现B项溶液中的[OH－]最大，碱性最强。
5．100 ℃时，水中的H＋的物质的量浓度为1×10－6mol·L－1，若把0.01 mol NaOH固体溶于100 ℃水中配成1 L溶液，则溶液的pH为( )
A．4 B．10
C．2 D．12
解析：选B 100 ℃时，水中[H＋]＝1×10－6mol·L－1，则[OH－]＝1×10－6 mol·L－1，可求知KW＝[H＋][OH－]＝1×10－12 mol2·L－2，当把0.01 mol NaOH固体溶于水配成1 L溶液时，[OH－]＝0.01 mol·L－1，[H＋]＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1，所以溶液pH＝10。
6．在100 ℃时，水的离子积等于1.0×10－12，若该温度下某溶液中的[H＋]＝1×10－7 mol·
L－1，则该溶液( )
A．呈碱性 B．呈酸性
C．呈中性 D．[H＋]＝[OH－]
解析：选A 100 ℃时，该溶液中[H＋]＝1×10－7 mol·L－1，[OH－]＝1×10－5 mol·L－1，[H＋]<[OH－]，该溶液呈碱性。
7．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，则原溶液的浓度为( )
A．0.01 mol·L－1 B．0.017 mol·L－1
C．0.05 mol·L－1 D．0.50 mol·L－1
解析：选C 设NaOH、HCl溶液的浓度均为c，以3∶2体积比相混合后溶液的[OH－]＝0.01 mol·L－1，故NaOH过量，反应后[OH－]＝(3c－2c)/5＝0.01 mol·L－1，解得c＝0.05 mol·
L－1。
8．将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH最接近于(lg 2＝0.3)( )
A．8.3 B．8.7
C．9.3 D．9.7
解析：选D 对于强碱溶液混合要首先求混合溶液中的[OH－]，再由KW求混合溶液中的[H＋]，最后求出pH。[OH－]混＝，本题中[OH－]1＝1.0×10－6 mol·
L－1，[OH－]2＝1.0×10－4 mol·L－1，V1＝V2，则[OH－]混＝(10－6＋10－4)mol·L－1＝5.05×10－5 mol·
L－1。
所以[H＋]混＝＝ mol·L－1≈2×10－10 mol·L－1，pH＝10－lg 2＝9.7。
9．某温度下纯水的pH＝6。请据此回答下列问题：
(1)pH＝7的溶液呈________(填“酸性”“中性”或“碱性”)。
(2)该温度下0.1 mol·L－1的盐酸的pH＝________。
(3)0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝________。
解析：(1)纯水中的[H＋]＝[OH－]，pH＝6，[H＋]＝[OH－]＝1×10－6 mol·L－1，KW＝1×
10－6 mol·L－1×1×10－6 mol·L－1＝1×10－12 mol2·L－2，pH＝7的溶液中[H＋]＝1×10－7mol·L－1，[OH－]＝＝1×10－5mol·L－1，[OH－]>[H＋]，溶液呈碱性。(2)0.1 mol·L－1的盐酸中，[H＋]＝0.1 mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝1。(3)0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中，[OH－]＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，[H＋]＝10－11mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝11。
答案：(1)碱性 (2)1 (3)11
10．(1)常温下0.01 mol·L－1 HCl溶液：
①由水电离出的[H＋]＝________。
②pH＝________。
③加水稀释100倍，pH＝________。
(2)常温下0.01 mol·L－1 NaOH溶液：
①pH＝________。
②加水稀释100倍，pH＝________。
解析：(1)①0.01 mol·L－1 HCl溶液中的OH－只来源于水的电离，且[OH－]水＝[H＋]水，H＋来源于水和HCl的电离，由于水的电离程度很小，计算时水电离的H＋可忽略，[H＋]＝0.01 mol·L－1，[OH－]＝[OH－]水＝[H＋]水＝＝10－12 mol·L－1。
②pH＝－lg10－2＝2。
③加水稀释100倍，[H＋]变为原来的，即[H＋]＝10－4 mol·L－1，pH＝4。
(2)①0.01 mol·L－1的NaOH溶液中的OH－来源于水和NaOH的电离，由于水的电离程度很小，计算时可忽略，即[OH－]＝10－2 mol·L－1，所以[H＋]＝＝1.0×10－12 mol·L－1，pH＝12；
②加水稀释100倍，[OH－]＝10－4 mol·L－1，所以[H＋]＝＝1.0×10－10 mol·L－1，pH＝10。
答案：(1)①1.0×10－12 mol·L－1 ②2 ③4
(2)①12 ②10
1．将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是( )
A．水的离子积变大、pH变小、呈酸性
B．水的离子积不变、pH不变、呈中性
C．水的离子积变小、pH变大、呈碱性
D．水的离子积变大、pH变小、呈中性
解析：选D 将纯水加热，平衡H2O??H＋＋OH－向右移动，[H＋]、[OH－]均变大，但仍然相等，所以KW变大、pH变小，仍然呈中性。
2．用pH试纸测定溶液pH的正确操作是( )
A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
C．将一小块试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照
D．将一小块试纸先用蒸馏水润湿，再在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照
解析：选A pH试纸在使用前不能用蒸馏水润湿，也不能直接放到待测液中去测定，故B、C、D项均错。
3．25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的[H＋]＝10－13 mol·L－1，下列有关该溶液的叙述正确的是( )
A．该溶液一定呈酸性
B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH可能约为1
D．该溶液的pH可能约为12
解析：选C 根据水的离子积常数，可知由水电离出的[H＋]水＝[OH－]水＝10－13 mol·L－1，这是由于在酸性或碱性溶液中，水的电离受到抑制。若溶液呈酸性，则溶液中OH－只来自水的电离，[H＋]水＝[OH－]水＝[OH－]总＝10－13 mol·L－1，由KW＝[H＋]总[OH－]总得[H＋]总＝10－14/
10－13＝10－1 mol·L－1，pH＝1；若溶液呈碱性，则溶液中H＋只来自水的电离，[H＋]总＝[H＋]水＝10－13 mol·L－1，pH＝13。
4．如下图表示水中[H＋]和[OH－]的关系，下列判断错误的是( )
A．两条曲线间任意点均有[H＋][OH－]＝KW
B．M区域内任意点均有[H＋]<[OH－]
C．图中T1
D．XZ线上任意点均有pH＝7
解析：选D 根据水的离子积定义可知，A项正确；XZ线上任意点都存在[H＋]＝[OH－]，所以M区域内任意点均有[H＋]<[OH－]，B项正确；因为图像显示T1时水的离子积小于T2时水的离子积，而水的电离程度随温度升高而增大，C项正确；XZ线上只有X点的pH＝7，D项错误。
5．pH＝1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法不正确的是( )
A．A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，A溶液的酸性比B溶液的弱
C．若a＝4，则A是强酸，B是弱酸
D．若1解析：选A pH相同的两种酸溶液稀释相同的倍数，B溶液的pH变化小，说明B溶液的酸性比A溶液的弱，则pH相同时，两种酸溶液的物质的量浓度是c(B)>c(A)，A项错误；稀释后，A溶液的pH大于B溶液的pH，故A溶液的[H＋]小于B溶液的[H＋]，A溶液的酸性较弱，B项正确；若是pH＝1的强酸溶液稀释1 000倍，则pH＝4，弱酸中因存在弱酸的电离平衡，加水稀释，电离平衡右移，故16．下列各项中，能表示人大量喝水时，胃液pH变化的图像是( )
解析：选A 由于胃液中含有盐酸，所以胃液应呈酸性，pH<7。大量喝水时，相当于将盐酸无限稀释，pH变大，但无论怎么稀释，胃液都不可能呈碱性，只是无限接近中性，故A项正确。
7．一定温度下，满足下列条件的溶液一定呈酸性的是( )
A．能与金属Al反应放出H2的溶液
B．加酚酞后显无色的溶液
C．pH＝6的某溶液
D．[H＋]>[OH－]的任意水溶液
解析：选D 能与金属Al反应放出H2的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，故A项错误；加酚酞后显无色的溶液，可能呈酸性、中性或弱碱性，故B项错误；未指明温度，pH＝6的溶液不一定呈酸性，故C项错误；[H＋]>[OH－]的任意水溶液一定呈酸性，故D项正确。
8．有一学生在实验室测某溶液的pH。实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。
(1)该学生的操作是________(填“正确的”或“错误的”)，其理由是________________________________________________________________________。
(2)若用此法分别测定[H＋]相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是________，其理由是________________________________________________________________________。
(3)用湿润的pH试纸测定下列溶液的pH，测定结果不变的是________。
A．HCl溶液 B．NaOH溶液
C．Na2SO4溶液 D．氨水
(4)能否用pH试纸测定新制氯水的pH？为什么？
(5)有两瓶pH＝2的酸溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸，现只有石蕊溶液、酚酞溶液、pH试纸和蒸馏水，简述如何用最简便的实验方法来判断哪瓶是强酸。
解析：(1)若用蒸馏水润湿试纸，则会导致溶液被稀释，有可能测得的pH出现误差。(2)若用此法测定[H＋]相等的盐酸和醋酸溶液的pH，在稀释过程中，醋酸继续电离产生氢离子，使得溶液中的氢离子的浓度比盐酸溶液中氢离子浓度大，则误差较小。
答案：(1)错误的 溶液被稀释可能出现误差 (2)盐酸 稀释相同倍数，盐酸的pH变化较大 (3)C (4)不能，因为新制的氯水中含有HClO，HClO会将试纸漂白。
(5)各取等体积酸溶液，用蒸馏水分别稀释1 000倍，然后用pH试纸分别测定，pH变化大的是强酸。
9．已知水在25 ℃和100 ℃时，其电离平衡曲线如图所示：
(1)100 ℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)，理由是________________________________________________________________________。
(2)25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积之比为________。
(3)100 ℃时，若100体积pH1＝a的某强酸溶液与1体积pH2＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，该强酸的pH与强碱的pH之间应满足的关系式为______________。
(4)曲线B对应温度下，pH＝2的某HA溶液和pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝5。原因是____________________________________________________。
解析：(1)当温度升高时，促进水的电离，水的离子积也增大，水中氢离子浓度、氢氧根离子浓度都增大，水的pH减小，但溶液仍呈中性。结合图像中A、B曲线变化情况及氢离子浓度、氢氧根离子浓度可以判断100 ℃时水的电离平衡曲线为B，理由为水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离程度增大，[H＋]、[OH－]均增大。(2)25 ℃时所得混合溶液的pH＝7，溶液呈中性，即酸碱恰好中和，即[H＋]＝[OH－]，V(NaOH)×10－5 mol·L－1＝V(H2SO4)×
10－4 mol·L－1，得V(NaOH)∶V(H2SO4)＝10∶1。(3)要注意100 ℃时，水的离子积为10－12 mol2·L－2，即[H＋][OH－]＝10－12 mol2·L－2。根据100 ℃时混合后溶液呈中性知，100×10－a＝1×10b－12，即10－a＋2＝10b－12，得以下关系：a＋b＝14或pH1＋pH2＝14。(4)在曲线B对应温度下，因pH1＋pH2＝2＋10＝12，可得酸、碱两溶液中[H＋]＝[OH－]，如果是强酸、强碱，两溶液等体积混合后溶液呈中性；现pH＝5，即等体积混合后溶液显酸性，说明酸过量，所以HA是弱酸。
答案：(1)B 水的电离是吸热过程，温度升高时，电离程度大，[H＋]、[OH－]都增大 (2)10∶1 (3)a＋b＝14或pH1＋pH2＝14 (4)HA为弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中还剩余较多的HA分子，可继续电离出H＋，使溶液pH＝5
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课时跟踪检测（十五） 溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性取决于( )
A．溶液pH的大小
B．溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小
C．溶液中[H＋]
D．酸与碱是否恰好完全反应
解析：选B 溶液的酸碱性取决于[H＋]与[OH－]的相对大小，当[H＋]＞[OH－]时，溶液显酸性，当[H＋]＝[OH－]时，溶液显中性，当[H＋]＜[OH－]时，溶液显碱性。
2．313 K时，水的离子积KW＝2.9×10－14 mol2·L－2，则在313 K时，[H＋]＝10－7 mol·L－1的溶液( )
A．呈酸性 B．呈中性
C．呈碱性 D．无法判断
解析：选C 由KW＝[H＋][OH－]可得：[OH－]＝＝ ＝2.9×10－7 mol·L－1，[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性。
3．下列溶液一定显酸性的是( )
A．溶液中[OH－]>[H＋]
B．滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液
C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1
D．pH>7的溶液
解析：选B 判断溶液酸碱性的关键看[H＋]和[OH－]的相对大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；而pH<7或[H＋]>10－7 mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确定，就不能用来判断溶液的酸碱性。而B项中可使紫色石蕊溶液变红的溶液一定显酸性。
4．25 ℃时的下列溶液中，碱性最强的是( )
A．pH＝11的溶液
B．[OH－]＝0.12 mol·L－1的溶液
C．1 L含有4 g NaOH的溶液
D．[H＋]＝1×10－10 mol·L－1的溶液
解析：选B 常温下，可以根据pH或[H＋]比较溶液的酸碱性，也可以根据[OH－]的大小来比较。在此为了计算方便，可求出A、C、D三个选项中溶液的[OH－]，依次为1×
10－3 mol·L－1、0.1 mol·L－1、1×10－4 mol·L－1，然后再与B项溶液中的[OH－]相比，就会发现B项溶液中的[OH－]最大，碱性最强。
5．100 ℃时，水中的H＋的物质的量浓度为1×10－6mol·L－1，若把0.01 mol NaOH固体溶于100 ℃水中配成1 L溶液，则溶液的pH为( )
A．4 B．10
C．2 D．12
解析：选B 100 ℃时，水中[H＋]＝1×10－6mol·L－1，则[OH－]＝1×10－6 mol·L－1，可求知KW＝[H＋][OH－]＝1×10－12 mol2·L－2，当把0.01 mol NaOH固体溶于水配成1 L溶液时，[OH－]＝0.01 mol·L－1，[H＋]＝ mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1，所以溶液pH＝10。
6．在100 ℃时，水的离子积等于1.0×10－12，若该温度下某溶液中的[H＋]＝1×10－7 mol·L－1，则该溶液( )
A．呈碱性 B．呈酸性
C．呈中性 D．[H＋]＝[OH－]
解析：选A 100 ℃时，该溶液中[H＋]＝1×10－7 mol·L－1，[OH－]＝1×10－5 mol·L－1，[H＋]<[OH－]，该溶液呈碱性。
7．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，则原溶液的浓度为( )
A．0.01 mol·L－1 B．0.017 mol·L－1
C．0.05 mol·L－1 D．0.50 mol·L－1
解析：选C 设NaOH、HCl溶液的浓度均为c，以3∶2体积比相混合后溶液的[OH－]＝0.01 mol·L－1，故NaOH过量，反应后[OH－]＝(3c－2c)/5＝0.01 mol·L－1，解得c＝0.05
mol·L－1。
8．将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH最接近于(lg 2＝0.3)( )
A．8.3 B．8.7
C．9.3 D．9.7
解析：选D 对于强碱溶液混合要首先求混合溶液中的[OH－]，再由KW求混合溶液中的[H＋]，最后求出pH。[OH－]混＝，本题中[OH－]1＝1.0×10－6
mol·L－1，[OH－]2＝1.0×10－4 mol·L－1，V1＝V2，则[OH－]混＝(10－6＋10－4)mol·L－1＝5.05×
10－5 mol·L－1。
所以[H＋]混＝＝ mol·L－1≈2×10－10 mol·L－1，pH＝10－lg 2＝9.7。
9．某温度下纯水的pH＝6。请据此回答下列问题：
(1)pH＝7的溶液呈________(填“酸性”“中性”或“碱性”)。
(2)该温度下0.1 mol·L－1的盐酸的pH＝________。
(3)0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝________。
解析：(1)纯水中的[H＋]＝[OH－]，pH＝6，[H＋]＝[OH－]＝1×10－6 mol·L－1，KW＝1×
10－6 mol·L－1×1×10－6 mol·L－1＝1×10－12 mol2·L－2，pH＝7的溶液中[H＋]＝1×10－7mol·
L－1，[OH－]＝＝1×10－5mol·L－1，[OH－]>[H＋]，溶液呈碱性。(2)0.1 mol·
L－1的盐酸中，[H＋]＝0.1 mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝1。(3)0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中，[OH－]＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，[H＋]＝10－11mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝11。
答案：(1)碱性 (2)1 (3)11
10．(1)常温下0.01 mol·L－1 HCl溶液：
①由水电离出的[H＋]＝________。
②pH＝________。
③加水稀释100倍，pH＝________。
(2)常温下0.01 mol·L－1 NaOH溶液：
①pH＝________。
②加水稀释100倍，pH＝________。
解析：(1)①0.01 mol·L－1 HCl溶液中的OH－只来源于水的电离，且[OH－]水＝[H＋]水，
H＋来源于水和HCl的电离，由于水的电离程度很小，计算时水电离的H＋可忽略，[H＋]＝0.01 mol·L－1，[OH－]＝[OH－]水＝[H＋]水＝＝10－12 mol·L－1。
②pH＝－lg10－2＝2。
③加水稀释100倍，[H＋]变为原来的，即[H＋]＝10－4 mol·L－1，pH＝4。
(2)①0.01 mol·L－1的NaOH溶液中的OH－来源于水和NaOH的电离，由于水的电离程度很小，计算时可忽略，即[OH－]＝10－2 mol·L－1，所以[H＋]＝＝1.0×
10－12 mol·L－1，pH＝12；
②加水稀释100倍，[OH－]＝10－4 mol·L－1，所以[H＋]＝＝1.0×
10－10 mol·L－1，pH＝10。
答案：(1)①1.0×10－12 mol·L－1 ②2 ③4
(2)①12 ②10
1．将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是( )
A．水的离子积变大、pH变小、呈酸性
B．水的离子积不变、pH不变、呈中性
C．水的离子积变小、pH变大、呈碱性
D．水的离子积变大、pH变小、呈中性
解析：选D 将纯水加热，平衡H2O??H＋＋OH－向右移动，[H＋]、[OH－]均变大，但仍然相等，所以KW变大、pH变小，仍然呈中性。
2．用pH试纸测定溶液pH的正确操作是( )
A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
C．将一小块试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照
D．将一小块试纸先用蒸馏水润湿，再在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照
解析：选A pH试纸在使用前不能用蒸馏水润湿，也不能直接放到待测液中去测定，故B、C、D项均错。
3．25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的[H＋]＝10－13 mol·L－1，下列有关该溶液的叙述正确的是( )
A．该溶液一定呈酸性
B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH可能约为1
D．该溶液的pH可能约为12
解析：选C 根据水的离子积常数，可知由水电离出的[H＋]水＝[OH－]水＝10－13 mol·L－1，这是由于在酸性或碱性溶液中，水的电离受到抑制。若溶液呈酸性，则溶液中OH－只来自水的电离，[H＋]水＝[OH－]水＝[OH－]总＝10－13 mol·L－1，由KW＝[H＋]总[OH－]总得[H＋]总＝10－14/10－13＝10－1 mol·L－1，pH＝1；若溶液呈碱性，则溶液中H＋只来自水的电离，[H＋]总＝
[H＋]水＝10－13 mol·L－1，pH＝13。
4．如下图表示水中[H＋]和[OH－]的关系，下列判断错误的是( )
A．两条曲线间任意点均有[H＋][OH－]＝KW
B．M区域内任意点均有[H＋]<[OH－]
C．图中T1D．XZ线上任意点均有pH＝7
解析：选D 根据水的离子积定义可知，A项正确；XZ线上任意点都存在[H＋]＝
[OH－]，所以M区域内任意点均有[H＋]<[OH－]，B项正确；因为图像显示T1时水的离子积小于T2时水的离子积，而水的电离程度随温度升高而增大，C项正确；XZ线上只有X点的pH＝7，D项错误。
5．pH＝1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法不正确的是( )
A．A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，A溶液的酸性比B溶液的弱
C．若a＝4，则A是强酸，B是弱酸
D．若1解析：选A pH相同的两种酸溶液稀释相同的倍数，B溶液的pH变化小，说明B溶液的酸性比A溶液的弱，则pH相同时，两种酸溶液的物质的量浓度是c(B)>c(A)，A项错误；稀释后，A溶液的pH大于B溶液的pH，故A溶液的[H＋]小于B溶液的[H＋]，A溶液的酸性较弱，B项正确；若是pH＝1的强酸溶液稀释1 000倍，则pH＝4，弱酸中因存在弱酸的电离平衡，加水稀释，电离平衡右移，故16．下列各项中，能表示人大量喝水时，胃液pH变化的图像是( )
解析：选A 由于胃液中含有盐酸，所以胃液应呈酸性，pH<7。大量喝水时，相当于将盐酸无限稀释，pH变大，但无论怎么稀释，胃液都不可能呈碱性，只是无限接近中性，故A项正确。
7．一定温度下，满足下列条件的溶液一定呈酸性的是( )
A．能与金属Al反应放出H2的溶液
B．加酚酞后显无色的溶液
C．pH＝6的某溶液
D．[H＋]>[OH－]的任意水溶液
解析：选D 能与金属Al反应放出H2的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，故A项错误；加酚酞后显无色的溶液，可能呈酸性、中性或弱碱性，故B项错误；未指明温度，pH＝6的溶液不一定呈酸性，故C项错误；[H＋]>[OH－]的任意水溶液一定呈酸性，故D项
正确。
8．有一学生在实验室测某溶液的pH。实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。
(1)该学生的操作是________(填“正确的”或“错误的”)，其理由是________________________________________________________________________。
(2)若用此法分别测定[H＋]相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是________，其理由是________________________________________________________________________。
(3)用湿润的pH试纸测定下列溶液的pH，测定结果不变的是________。
A．HCl溶液 B．NaOH溶液
C．Na2SO4溶液 D．氨水
(4)能否用pH试纸测定新制氯水的pH？为什么？
(5)有两瓶pH＝2的酸溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸，现只有石蕊溶液、酚酞溶液、pH试纸和蒸馏水，简述如何用最简便的实验方法来判断哪瓶是强酸。
解析：(1)若用蒸馏水润湿试纸，则会导致溶液被稀释，有可能测得的pH出现误差。(2)若用此法测定[H＋]相等的盐酸和醋酸溶液的pH，在稀释过程中，醋酸继续电离产生氢离子，使得溶液中的氢离子的浓度比盐酸溶液中氢离子浓度大，则误差较小。
答案：(1)错误的 溶液被稀释可能出现误差 (2)盐酸 稀释相同倍数，盐酸的pH变化较大 (3)C (4)不能，因为新制的氯水中含有HClO，HClO会将试纸漂白。
(5)各取等体积酸溶液，用蒸馏水分别稀释1 000倍，然后用pH试纸分别测定，pH变化大的是强酸。
9．已知水在25 ℃和100 ℃时，其电离平衡曲线如图所示：
(1)100 ℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)，理由是________________________________________________________________________。
(2)25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积之比为________。
(3)100 ℃时，若100体积pH1＝a的某强酸溶液与1体积pH2＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，该强酸的pH与强碱的pH之间应满足的关系式为______________。
(4)曲线B对应温度下，pH＝2的某HA溶液和pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，混合溶液的pH＝5。原因是____________________________________________________。
解析：(1)当温度升高时，促进水的电离，水的离子积也增大，水中氢离子浓度、氢氧根离子浓度都增大，水的pH减小，但溶液仍呈中性。结合图像中A、B曲线变化情况及氢离子浓度、氢氧根离子浓度可以判断100 ℃时水的电离平衡曲线为B，理由为水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离程度增大，[H＋]、[OH－]均增大。(2)25 ℃时所得混合溶液的pH＝7，溶液呈中性，即酸碱恰好中和，即[H＋]＝[OH－]，V(NaOH)×10－5 mol·L－1＝V(H2SO4)×10－4 mol·L－1，得V(NaOH)∶V(H2SO4)＝10∶1。(3)要注意100 ℃时，水的离子积为10－12 mol2·L－2，即[H＋][OH－]＝10－12 mol2·L－2。根据100 ℃时混合后溶液呈中性知，100×10－a＝1×10b－12，即10－a＋2＝10b－12，得以下关系：a＋b＝14或pH1＋pH2＝14。(4)在曲线B对应温度下，因pH1＋pH2＝2＋10＝12，可得酸、碱两溶液中[H＋]＝[OH－]，如果是强酸、强碱，两溶液等体积混合后溶液呈中性；现pH＝5，即等体积混合后溶液显酸性，说明酸过量，所以HA是弱酸。
答案：(1)B 水的电离是吸热过程，温度升高时，电离程度大，[H＋]、[OH－]都增大 (2)10∶1 (3)a＋b＝14或pH1＋pH2＝14 (4)HA为弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中还剩余较多的HA分子，可继续电离出H＋，使溶液pH＝5
课时跟踪检测（十四） 水的电离及电解质在水溶液中的存在形态
1．在25 ℃和80 ℃的纯水中，[H＋]的关系是( )
A．前者大 B．前者小
C．相等 D．不能肯定
解析：选B 水的电离是吸热过程，温度越高，KW越大，[H＋]越大。
2．下列说法正确的是( )
A．CO2的水溶液能导电，所以CO2是电解质
B．BaSO4不溶于水，其水溶液的导电能力极弱，所以BaSO4是弱电解质
C．液溴不导电，所以溴是非电解质
D．强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强
解析：选D A中是因CO2＋H2O??H2CO3，H2CO3电离出H＋和HCO，HCO又电离出H＋和CO，从而使溶液导电，而不是CO2自身电离，因此H2CO3是电解质，而CO2是非电解质，A错误；电解质强弱的划分是根据其电离的程度，而不是根据其溶解度的大小，BaSO4的溶解度很小，但溶于水的部分完全电离，所以BaSO4是强电解质，但其溶液导电能力差，B错误；电解质和非电解质都是化合物，液溴是单质，C错误；电解质溶液导电能力的强弱与溶液中自由移动的离子的浓度以及离子所带的电荷数多少有关，所以强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强，D正确。
3．下列物质的分类组合全部正确的是( )
选项
强电解质
弱电解质
非电解质
A
NaCl
HF
Cl2
B
NaHCO3
NH3·H2O
CCl4
C
Ba(OH)2
HCl
Cu
D
AgCl
H2S
HClO
解析：选B A、C选项中的Cl2、Cu是单质，既不是电解质也不是非电解质；D选项中的HClO并不是非电解质，而是弱电解质。
4．常温下，在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中，水的离子积常数是( )
A．1×10－14 mol2·L－2
B．1×10－13 mol2·L－2
C．1.32×10－14 mol2·L－2
D．1.32×10－15 mol2·L－2
解析：选A 水的离子积常数只与温度有关，25 ℃时，水的离子积常数是1×10－14
mol2·L－2。
5．下列电解质在水溶液中的电离方程式书写正确的是( )
A．NaHSO4===Na＋＋HSO
B．KHCO3===K＋＋HCO
C．CH3COOH===H＋＋CH3COO－
D．HNO3??H＋＋NO
解析：选B NaHSO4在水溶液中完全电离为Na＋、H＋和SO，A项错误；KHCO3为弱酸的酸式盐，溶于水完全电离为K＋和HCO，HCO只能微弱电离为H＋和CO，即KHCO3在溶液中主要以HCO形式存在，B项正确；CH3COOH为弱酸，应用“??”表示，C项错误；HNO3属于强电解质，完全电离，应用“===”表示，D项错误。
6．下列溶液中导电性最强的是( )
A．5 L 0.1 mol·L－1氨水
B．5 L 0.2 mol·L－1盐酸
C．0.1 L 0.1 mol·L－1CH3COOH溶液
D．0.1 L 0.1 mol·L－1NaOH溶液
解析：选B 溶液中离子浓度越大，溶液导电性越强。
7．下列说法中正确的是( )
A．水能微弱电离生成H＋，所以严格地说纯水呈微酸性
B．纯水中[H＋][OH－]＝KW，KW是一常数，不随任何条件改变
C．25 ℃时纯水中[H＋][OH－]＝10－14 mol2·L－2，稀酸和稀碱溶液中KW＝[H＋][OH－]≠
10－14 mol2·L－2
D．H2O??H＋＋OH－是一吸热过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，KW也随之增大
解析：选D 水电离出等量的H＋和OH－，水呈中性，A错误；水的离子积常数在一定温度是一个常数，随着温度的升高而增大，B错误；25 ℃时无论是纯水还是稀的酸碱溶液中都有[H＋][OH－]＝10－14 mol2·L－2，C错误。
8．近年来，“弱碱性水”这一说法很是流行。专家表示，弱碱性水其实是个别企业为了自身商业利益而进行的概念性炒作。能影响水的电离平衡，并使溶液中[H＋]>[OH－]的措施是( )
A．向纯水中投入一小块金属钠
B．将水加热煮沸
C．向水中通入SO2
D．向水中加入NaCl
解析：选C A、B、C均能影响水的电离平衡，但A中投入金属钠后会使[OH－]>[H＋]，B中仍然存在[H＋]＝[OH－]，C符合题目要求。
9．在某温度下的水溶液中，[H＋]＝10x mol·L－1，[OH－]＝10y mol·L－1，x与y的关系如图所示：
(1)该温度下，水的离子积为________。
(2)该温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液中[H＋]为________。
解析：选取图像中的一点x＝－5时y＝－10，故水的KW＝10－5·10－10＝10－15。
0．01 mol·L－1 NaOH溶液中[OH－]＝10－2 mol·L－1，故[H＋]＝＝ mol·L－1＝10－13 mol·L－1。
答案：(1)10－15 mol2·L－2 (2)10－13 mol·L－1
10．某温度下纯水中的[H＋]＝2×10－7 mol·L－1，则此时[OH－]为______；若温度不变，滴入稀盐酸使[H＋]＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中[OH－]为______，由水电离产生的[H＋]为______，此时温度______(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
解析：纯水电离出的[H＋]＝[OH－]＝2×10－7mol·L－1，故KW＝4×10－14 mol2·L－2>1×
10－14mol2·L－2故此时温度高于25 ℃。温度不变，滴入稀盐酸使[H＋]＝5×10－4 mol·L－1，则溶液中[OH－]为＝8×10－11 mol·L－1＝[H＋]水。
答案：2×10－7mol·L－1 8×10－11 mol·L－1 8×10－11mol·L－1 高于
1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是( )
A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子
D．强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱
解析：选C A项错误，HCl、HNO3是共价化合物，但均是强电解质。B项错误，BaSO4、CaCO3等虽然难溶于水，但它们溶于水的部分完全电离，都是强电解质。C项正确，强电解质在水中完全电离为离子，不存在溶质分子，而弱电解质在溶液中只能部分电离，溶液中还存在溶质分子。D项错误，电解质的强弱与溶液的导电能力强弱无必然关系。
2．下列电离方程式中正确的是( )
A．NaHCO3的水溶液：NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
B．熔融状态的NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
C．NaHSO4的水溶液：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
D．H2S的水溶液：H2S??2H＋＋S2－
解析：选C A项，H2CO3是弱酸，故NaHCO3在水溶液中的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO；B项，熔融状态下NaHSO4的电离方程式应为NaHSO4===Na＋＋HSO；C项，HSO在水中完全电离产生H＋和SO，C项正确；D项，H2S是二元弱酸，应分步电离。
3．水的电离方程式为H2O??H＋＋OH－，在25 ℃时水的离子积KW＝1.0×10－14
mol2·L－2，在35 ℃时水的离子积KW＝2.1×10－14mol2·L－2，则下列叙述正确的是( )
A．KW随着温度的升高而减小
B．35 ℃时，[H＋]>[OH－]
C．35 ℃时水的电离程度比25 ℃时的小
D．水的电离是吸热过程
解析：选D 35 ℃时水的离子积大于25 ℃时水的离子积，说明KW随着温度的升高而增大；无论温度高低，纯水中[H＋]等于[OH－]; 升高温度，水的电离程度增大，即水的电离是吸热过程。
4．关于水的离子积常数，下列说法不正确的是( )
A．蒸馏水中，[H＋]·[OH－]＝1×10－14 mol2·L－2
B．纯水中，25 ℃时，[H＋]·[OH－]＝1×10－14 mol2·L－2
C．25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中，
[H＋]·[OH－]＝1×10－14 mol2·L－2
D．KW值随温度升高而增大
解析：选A KW只与温度有关，升高温度，KW增大，25 ℃时，纯水和任何物质的水溶液中KW＝[H＋]·[OH－]＝1×10－14 mol2·L－2，A中未指明温度，关系式不一定成立。
5．水是一种极弱的弱电解质，在室温下，平均每n个水分子中只有1个水分子发生了电离，则n的值是( )
A．1.0×10－14 B．55.6×107
C．1.0×107 D．55.6
解析：选B 室温下，水的离子积常数KW＝[H＋]·[OH－]＝1.0×10－14 mol2·L－2，说明1 L水中有1.0×10－7mol H2O发生电离，1 L水的质量是1 000 g，其物质的量为1 000 g÷
18 g·mol－1＝55.6 mol，所以n∶1＝55.6 mol∶(1.0×10－7mol)，n＝55.6×107。
6．在约100 ℃的温度下，NaCl稀溶液中[H＋]为1×10－6 mol·L－1，下列说法正确的是( )
A．该溶液中[H＋]≠[OH－]
B．Na＋、Cl－促进了水的电离
C．该NaCl溶液中KW＝1.0×10－14 mol2·L－2
D．在100 ℃时水的电离平衡常数较大
解析：选D 在NaCl溶液中存在水的电离平衡：H2O??H＋＋OH－，升温，平衡向右移动，平衡常数增大，[H＋]、[OH－]变大，但[H＋]＝[OH－]，KW＝[H＋]·[OH－]＝1.0×10－6
mol·L－1×1.0×10－6 mol·L－1＝1.0×10－12 mol2·L－2。
7．把0.05 mol NaOH固体分别加入100 mL下列液体中，其中导电能力变化不大的是( )
A．水
B．0.5 mol·L－1盐酸
C．0.5 mol·L－1CH3COOH溶液
D．0.5 mol·L－1乙醇溶液
解析：选B A项，在水中加入NaOH，导电能力增强；B项，反应生成的NaCl溶液的浓度和盐酸的浓度相同，溶液的导电能力变化不大；C项，反应后溶质由弱电解质CH3COOH变成强电解质CH3COONa，溶液的导电能力增强；D项，在非电解质的溶液中加入电解质，溶液的导电能力增强。
8.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。右图是用KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是( )
解析：选D HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O弱电解质先与HCl反应，生成强电解质NH4Cl，但溶液体积不断增大，所以电导率下降。当HCl被中和完后，NH3·H2O继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加NH3·H2O弱电解质，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。
9．25 ℃时欲配制1 L某溶液，使水电离产生的[H＋]＝10－13 mol·L－1。
(1)若向水中加入5.0 mol·L－1的盐酸能达到要求，则加入盐酸的体积是________L。
(2)若向水中加入NaOH晶体能达到要求，则加入NaOH的质量是________g。
解析：[H＋]水＝10－13mol·L－1。若为酸溶液，溶液中的[OH－]＝[H＋]水＝10－13mol·L－1，由[H＋]＝＝＝10－1 mol·L－1，则1 L×10－1 mol·L－1＝V×5.0 mol·L－1，V＝0.02 L；若为碱溶液，溶液中的[H＋]＝[H＋]水＝10－13 mol·L－1，由[OH－]＝＝＝10－1 mol·L－1，则1 L×10－1 mol·L－1＝，m(NaOH)＝4 g。
答案：(1)0.02 (2)4
10．有同学为探究KW的影响因素，做了以下实验。
(1)查阅资料，不同温度下水的离子积常数。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90
100
KW/10－14
0.134
0.292
0.681
1.01
2.92
5.47
38.0
55.0
由此推出：随着温度的升高，KW的值________；水的电离程度________；水的电离平衡向________移动，水的电离过程是________过程。
(2)取三支烧杯A、B、C，分别加入适量水，再向B、C烧杯中分别加入适量盐酸和NaOH，并分析下表：
纯水
加少量盐酸
加少量NaOH
[H＋]
1.0×10－7 mol·L－1
增大
[OH－]
1.0×10－7 mol·L－1
增大
[H＋]和[OH－]大小比较
[H＋] ＝[OH－]
[H＋]______ [OH－]
[H＋]________ [OH－]
水的电离平衡移动方向
KW值
1.0×10－14
综上所述，可得出如下结论：
①温度、________、________均能影响水的电离平衡。
②KW只受________的影响，而与其他因素无关。
解析：水的电离是吸热的，在升高温度时，KW增大，在向水中加入酸或碱时，[H＋]或[OH－]增大，抑制水的电离，但溶液中只要温度不变，KW不变。
答案：(1)增大 增大 右 吸热
(2)减小 减小 ＞ ＜ 向左 向左 1.0×10－14
1．0×10－14 ①酸 碱 ②温度
