考點32水的電離和溶液的PH

1．復(fù)習(xí)重點

1．通過對水的電離、離子積、pH定義等重要知識和方法遷移應(yīng)用的練習(xí)，提高認(rèn)知能力；

2．靈活解答水的電離平衡的相關(guān)問題；

3．掌握混合溶液pH計算的方法，并能運用數(shù)學(xué)工具解決一些有關(guān)pH計算的綜合問題

4．培養(yǎng)學(xué)習(xí)過程中探究、總結(jié)的習(xí)慣。

2．難點聚焦

（一）溶液的酸堿性及pH的值

   溶液呈的酸堿性何性，取決于溶液中[H+]、[OH―]的相對大�。簆H值的大小取決于溶液中的[H+]大小

pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw

溶液酸堿性

[H+]與[OH―]關(guān)系

任意濕度

室溫（mol/L）

pH值（室溫）

酸性

[H+]＞[OH―]

[H+]＞1×10―7

＜7

中性

[H+]=[OH―]

[H+]=[OH―]=1×10―7

=7

堿性

[H+]＜[OH―]

[H+]＞1×與10―7

＞7

（1）酸性越強，pH值越小，堿性越強，pH值越大，pH值減小一個單位，[H+]就增大到原來的10倍，pH值減小n個單位，[H+]的增大到原來的10n倍.

（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可為0，此時[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L時，pH＜0，故直接用[H+]表示.

（3）判斷溶液呈中性的依據(jù)為：[H0]= [OH―]或pH=pOH=pKw

只有當(dāng)室溫時，Kw=1×10―14

                  [H+]=[OH―]=10―7mol/L

溶液呈中性

pH=pOH=pKw=7

   分析  原因：H2O      H++OH－Q

   由于水的電離是吸熱的，濕度越高，電離程度越大，kw越大.

   中性：pH=pOH=pKw

Tㄊ→Kwㄊ→pH+pOHㄋ

Tㄋ→Kwㄋ→pH=pOHㄊ

    如：100℃，KW=1×10―12.. pKw=12.

中性時Ph=pKw=6＜7.

 圖示：不同濕度（T1＞T2）時溶液中[H+]與[OH―]，pH與pOH關(guān)系

 

 

 

 

 

 

 

                 

                  圖一                             圖二

 想一想：圖一與圖二有哪些不同？為何不同？

提示：（①形狀 ②T1、T2相對位置）

  ③簡平分錢劃分的兩個區(qū)域酸堿性不同。建議以[H+]、[OH―]=Kw，和pH+pOH=pKw兩個關(guān)系或考慮，并注意濕度不同時Kw的影響。）

  （4）溶液pH的測定方法：

  ①酸堿指示劑  ②pH試紙  ③pH計其中①只傳判定pH范圍

  ②pH試紙也只能確定在某個值左右（對照標(biāo)準(zhǔn)比色卡），無法精確到小數(shù)點后1倍。另外使用時不能預(yù)先潤濕試紙。否則相當(dāng)于又稀釋了待測液，測定結(jié)果誤差大。

  ③pH計測定較精確.

  （二）酸堿溶液的稀釋前后pH值的變化。

  由于強酸或強堿在水中完全電離，加水稀釋后不會有溶質(zhì)進一步電離，故僅僅是體積增大的因素導(dǎo)致酸溶液中的[H+]或堿溶液中的[OH―]減小.

   弱酸或弱堿由于在水中不完全電離，加水稀釋同時，能促使其分子進一步電離，故導(dǎo)致相應(yīng)[H+]或[OH―]減小的幅度降低。

  例如  ①等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，氫氧化鈉和氨水分別加水稀釋。溶液的pH值變化，圖示如下：

  

 

 

 

 

 

 

 

   ②若把上述問題，換成等pH值，圖示又怎樣呢？

              

 

 

 

 

 

 

 

 

 

          強酸弱酸稀釋                        強、弱堿稀釋

          前后                   前后

pH=a   pH(HCl)=a+n＜7                pH=b   Ph(NaOH)=b－n＞7

pH(HAC)＜a+n＜7                       pH(NH3?H2C)＞b－n＞7

△pH(HCl)=n                           △pH(NaOH)=n

△pH(HAC)＜n                          △pH(NH3?H2O)＜n

△pH(HCl)＞△pH(HAC)                   △pH(NaOH)＞△pH(NH3?H2O)

  注意：

  ①酸無論怎樣稀釋，不可能成為堿性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且小于7.

②堿無論怎樣稀釋，不可能成為酸性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且大于7

③當(dāng)起始強酸、弱酸的pH相同，稀釋后為達(dá)仍相同，則稀釋倍數(shù)一定是弱酸大小強酸（強堿、弱堿類同）

（三）有關(guān)pH的計算

 1．溶液簡單混合（不發(fā)生反應(yīng)，忽略混合時體積變化）

                            強酸：pH=pH小+0.3

 若等體積混合，且△pH≥2   

                            強堿：pH=pH大－0.3

 若不等體積混合，物質(zhì)的量濃度    強酸[H+]總=

 分別為M1、M2體積分別為        強堿[OH―]總=

 V1、V2的一元強酸或強堿

注意：強酸直接由[H+]總求pH值

     強堿由[OH―]總求pOH，后再求pH值.

2．強酸和強堿混合（發(fā)生中和反應(yīng)，忽略體積變化）可能情況有三種：

①若酸和堿恰好中和. 即nH+=nOH―，pH=7.

②若酸過量，求出過量的[H+]，再求pH值.

③若堿過量，求出過量的[OH―]，求出pOH后求pH值.

特例：若強酸與強堿等體積混合

①若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7.

②若pH酸+pH堿＞14，則堿過量pH≈pH堿－0.3

③若pH酸+pH堿＜14，則酸過量pH≈pH酸+0.3

討論：

pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按體積比V1 ：V2混合.當(dāng)混合液分別呈中性、酸性、堿性時，且V1 ：V2=10n時，a+b分別為多少？

分析             ①呈中性：即pH=7.

                   nH+=nOH―

                    10―a?V1=10―（14－b）?V2

                    V1 ：V2=10―14+a+b

                               10n=10a+b－14

                     n=a+b－14

                     a+b=14+n

                  ②若呈酸性. 即pH＜7

                   nH+＞nOH―

                   10―a?V1＞10―（14－b）?V2

                    V1 ：V2＞10―14+a+b

                               10n＞10－14+ a+b

                       a+b＜14+n　

　　　　　　　　�、廴舫蕢A性，即pH＞7，同理可知

                      a+b＞14+n

 想一想：若V1 ：V2=1 ：10n=10―n，三種情況的結(jié)果又如何呢？

 3．關(guān)于酸、堿混合時的定性判斷（常溫）

 酸與堿混合時發(fā)生中和反應(yīng)，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的鹽能否水解及水解情況而定，另外酸堿的強弱不同，提供反應(yīng)物的量不同也影響著反應(yīng)后溶液的性質(zhì)。一般酸或堿過量化生成的鹽水解對溶液的酸堿性影響大。

 下面把常見的幾種情況分列出來.

 ①等物質(zhì)的量濃度的一元弱酸一元強堿溶液等體積混合溶液pH＞7（由生成的強堿弱酸鹽水解決定）

②等物質(zhì)的量濃度的一元強酸與一元弱堿溶液等體積混合后溶液pH＜7（由生成的強酸弱堿鹽水解決定）

③等物質(zhì)的量濃度的一元強酸與強堿溶液等體積混合后溶液pH=7（因生成強酸強堿鹽不水解）

想一想：若酸或堿之一是多元，情況又怎樣？

④當(dāng)pH=pOH的強酸與強堿溶液以等體積混合后pH=7（與酸、堿的幾元性無尖）

⑤當(dāng)pH=3的某一元酸溶液與pH=11的一元強堿以等體積混合后pH≤7。（考慮酸有強弱之分，若分弱酸，制反應(yīng)后酸過量）

⑥當(dāng)pH=3的某一元強酸pH=11的一元堿溶液的以等體積混合后pH≥7（同理⑤，弱堿過量）

⑦將pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶液以等體積混合后溶液pH=無法確定.

再想一想：⑤⑥⑦與酸、堿的幾元性有無關(guān)系？

 

 

3．例題精講

知識點一：水的電離

【例1】（1）與純水的電離相似，液氨中也存在著微弱的電離：2NH3  NH4++NH2-

據(jù)此判斷以下敘述中錯誤的是                                                                 （    ）

              A．液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒

B．一定溫度下液氨中C(NH4+)?C(NH2-)是一個常數(shù)

C．液氨的電離達(dá)到平衡時C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)

D．只要不加入其他物質(zhì)，液氨中C(NH4+) = C(NH2-)

        （2）完成下列反應(yīng)方程式

①在液氨中投入一小塊金屬鈉，放出氣體――――――――――――――――――――――――――――

②NaNH2溶于水的反應(yīng)――――――――――――――――――――――――――――――――――

③類似于“H++OH―=H2O”的反應(yīng)――――――――――――――――――――――――――――

解析：此題要求掌握水自偶的實質(zhì)(水分子電離產(chǎn)生的H+與H2O結(jié)合形成H3O+)以及水的電離平衡,并能遷移應(yīng)用于對于NH3電離的認(rèn)識：NH3分子電離產(chǎn)生H+和NH2―,H+與NH3結(jié)合生成NH4+，液氨電離產(chǎn)生等量的NH2―與NH4+，一定溫度下離子濃度乘積為一常數(shù)；NH4+類似于H+，NH2―類似于OH―。具備上述知識后，就可順利完成解題。

答案：（1）C

     （2）①2Na+2NH3=H2↑+2NaNH2

②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2―+H2O=OH―+NH3↑

③NH2―+NH4+ =2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl

知識點二：水的離子積

【例2】某溫度下純水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，則此時溶液中的C(OH-) = ___________。

若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，則此時溶液中的C(OH-) = ___________。

解析：由水電離產(chǎn)生的H+與OH-量始終相等，知純水中C(H+) = C(OH-)。根據(jù)純水中C(H+) 與C(OH-)可求出此溫度下水的Kw的值，由Kw的性質(zhì)（只與溫度有關(guān)，與離子濃度無關(guān)），若溫度不變，稀鹽酸中Kw仍為此值，利用此值可求出鹽酸中的C(OH-)。

 答案：純水中 C(OH-) = C(H+) = 2×10-7 mol/L

                             Kw = C(H+)?C(OH-) = 2×10-7×2×10-7 = 4×10-14

               稀鹽酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (4×10-14) / (5×10-6) = 8×10-9 mol/L

  【例3】 .難溶化合物的飽和溶液存在著溶解平衡，例如：
AgCl(s) Ag++Cl―,Ag2CrO4(s) 2Ag++CrO42―,在一定溫度下，難溶化合物飽和溶液離子濃度的乘積為一常數(shù)，這個常數(shù)用Ksp表示。
     已知：Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]=1.8×10-10
         Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO42-]=1.9×10-12
     現(xiàn)有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，試通過計算回答：
     (1)Cl-和CrO42-中哪種先沉淀?

(2)當(dāng)CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀時，溶液中的Cl-離子濃度是多少? CrO42-與Cl-能否達(dá)到有效的分離?(設(shè)當(dāng)一種離子開始沉淀時，另一種離子濃度小于10-5mol/L時，則認(rèn)為可以達(dá)到有效分離)

解析：（1）當(dāng)溶液中某物質(zhì)離子濃度的乘積大于Ksp時，會形成沉淀。幾種離子共同沉淀某種離子時，根據(jù)各離子積計算出所需的離子濃度越小越容易沉淀。（2）由Ag2CrO4沉淀時所需Ag+濃度求出此時溶液中Cl―的濃度可判斷是否達(dá)到有效分離。

解答：（1）AgCl飽和所需 Ag+濃度[Ag+]1=1.8×10-7摩/升
        Ag2CrO4飽和所需Ag+濃度[Ag+]2==4.36×10-5摩/升
         [Ag+]1<[Ag+]2，Cl-先沉淀。
        （2） Ag2CrO4開始沉淀時[Cl-]==4.13×10-6<10-5，所以能有效地分離。

知識點三：水的電離平衡的移動

  【例4】 ：某溶液中由水電離出來的C(OH―)=10-12mol/L，則該溶液中的溶質(zhì)不可能是（   ）

A、HCl    B、NaOH    C、NH4Cl     D、H2SO4

解析：由水電離反應(yīng)式知：此溶液水電離產(chǎn)生的C(H+)=C(OH―) =10-12mol/L，若溶液中的H+全部來自水的電離，則此溶液顯堿性，是因溶有堿類物質(zhì)所致，若溶液中的H+不僅為水電離所產(chǎn)生，則此溶液顯酸性，為酸性物質(zhì)電離所致。NH4Cl不可能電離產(chǎn)生H+。

解答：C

下列兩題為上題的變式，分析一下變在何處？解題方法、思路與上題是否一樣？差異何在？

（1）室溫下，在純水中加入某物質(zhì)后，測得溶液中由水電離產(chǎn)生的C(H+)=10-12mol/L，則加入的物質(zhì)可能是（假設(shè)常溫下碳酸、氫硫酸的第一步電離度為0.1%）        （   ）

A、通入CO2    B、通入H2S    C、通入NH3    D、加入NaHSO4

（2）某溶液中水電離產(chǎn)生的C(H+)=10-3mol/L，,該溶液中溶質(zhì)可能是（   ）

  ①Al2(SO4)3 ②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4

A、①②  B、①③  C、②③  D、①④

【例5】能促進水的電離，并使溶液中C(H+)>C(OH―)的操作是       （    ）

（1）將水加熱煮沸 （2）向水中投入一小塊金屬鈉 （3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明礬晶體 （6）向水中加入NaHCO3固體 （7）向水中加NaHSO4固體

A、（1）（3）（6）（7）  B、（1）（3）（6）  C、（5）（7）   D、（5）

解析：本題主要考查外界條件對水的電離平衡的影響，請按如下思路完成本題的解：本題涉及到哪些條件對水的電離平衡的影響？各自對水的電離平衡如何影響？結(jié)果任何（C(H+)與C(OH―)相對大�。�？歸納酸、堿、鹽對水的電離平衡的影響。

解答： D

知識點四：pH的定義方法

【例6】、下列溶液，一定呈中性的是                    （    ）

A.由等體積、等物質(zhì)的量濃度的一元酸跟氫氧化鈉溶液混合后所形成的溶液

B.[H+]=1×10-7mol?L-1的溶液   

C.pH=14-pOH 的溶液 

D.pH=pOH 的溶液                                （2000年化學(xué)試測題）                   

解析：此題要求將教材中定義pH方法遷移應(yīng)用于表示pOH以及pH與pOH的關(guān)系，根據(jù)pH的定義方法，可定義pOH= ?lgC(OH?)，將室溫下水的離子積的表達(dá)式C(H+)×C(OH―)=10?14兩邊取負(fù)對數(shù)，?lgC(H+)?lgC(OH?)= ?lg10?14，整理得pH+pOH=14。應(yīng)用所得關(guān)系式分析可得答案。

解答：D

點評：pOH= ?lgC(OH?)、pH+pOH=14兩個關(guān)系式及其應(yīng)用均不在教學(xué)大綱和考綱范圍內(nèi)，我們不一定要掌握，但將教材中的知識、方法加以遷移應(yīng)用，進行探究發(fā)現(xiàn)是教學(xué)大綱和考綱提出的能力要求。此題作為全國高考化學(xué)測試題具有重要的指導(dǎo)意義，值得大家認(rèn)真去領(lǐng)悟，在隨后的2001年上海高考題以及2002年全國理科綜合高考題中又出現(xiàn)了類似的題目。

為更好地表示溶液的酸堿性，科學(xué) 家提出了酸度（AG）的概念，AG＝，則下列敘述正確的是

A  中性溶液的AG＝0

B  酸性溶液的AG＜0

C  常溫下0.lmol/L氫氧化鈉溶液的AG＝12

D  常溫下0.lmol/L鹽酸溶液的AG＝12( 2001年上海)

有人曾建議用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定義為AG＝lg（[H＋]/[OH－]）。下列表述正確的是

A  在25℃時，若溶液呈中性，則pH＝7，AG＝1

B  在25℃時，若溶液呈酸性，則pH＜7，AG＜0

C  在25℃時，若溶液呈堿性，則pH＞7，AG＞0

D  在25℃時，溶液的pH與AG的換算公式為AG＝2(7－pH)   (2002理科綜合)

知識點五：溶液pH的計算

【例7】室溫下將n體積pH=10和m體積pH=13兩種NaOH溶液混合得pH=12的NaOH溶液，則n：m=――――――――――――――

解析：此題是關(guān)于兩種不反應(yīng)的溶液混合后溶液pH值的計算，根據(jù)混合前后溶質(zhì)(NaOH)量守恒，列式求解

解答：pH=10  C(H+)=10-10mol/L  C(OH―) =10-4mol/L

      pH=13  C(H+)=10-13mol/L  C(OH―) =10-1mol/L

      pH=12  C(H+)=10-12mol/L  C(OH―) =10-2mol/L

      10-4?n + 10-1?m = (n+m) ×10-2

             n ：m = 100 ：11

規(guī)律：    有關(guān)混合溶液的pH計算，題設(shè)條件可千變?nèi)f化，正向、逆向思維，數(shù)字與字母交替出現(xiàn)，但基本題型只有兩種：（1）混合后不反應(yīng)，（2）混合后反應(yīng)。對于溶液的稀釋，可將水作為濃度為0的溶液，仍屬混合后不反應(yīng)一類，這一類混合溶液的pH應(yīng)介于兩種溶液的pH之間，因而酸、堿溶液無論加多少水稀釋，其最終pH均不可能等于純水的pH（即常溫不可能為7）。

          混合溶液pH的計算方法也很簡單，即設(shè)法求出混合溶液的C(H+)，若是溶液顯堿性，則必須先求出溶液的C(OH―)，然后再換算為C(H+)或按OH―量守恒列式求解。

【例8】25ºC，若10體積的某強堿溶液與1體積的某強酸溶液混合后，溶液呈中性，則混合之前，該堿的pH與強酸的pH之間該滿足的關(guān)系是_______________________

分析：由題意知，本題為酸、堿混合后完全中和，根據(jù)中和反應(yīng)的實質(zhì)可知，酸中n(H+)與堿中n(OH-)相等，故有C(H+)酸V酸 == C(OH-)堿V堿，由此關(guān)系列式可求得結(jié)果。

解答：設(shè)酸的pH為a，C(H+)酸=10-a，堿的pH為b，C(OH-)堿=10-14 / 10-b=10- (14 - b)

因為混合后溶液呈中性，所以C(H+)酸V酸 == C(OH-)堿V堿

    10-a ×V = 10 - (14 - b) ×10V = 10 - (13 - b) ×V       

10-a = 10 - (13 - b)

兩邊取負(fù)對數(shù)：-lg10-a = -lg10 - (13 - b)，a=13-b      a+b=13

即酸的pH與堿的pH之和為13

點評：上面解法盡管可順利地得出本題的解，但題中的酸堿體積比可以任意變換，則每一變換都得重新求解，這就啟發(fā)我們能否找出酸、堿pH與兩者體積比之間的關(guān)系呢？同時若混合后不顯中性其關(guān)系又會怎樣呢？

將上面的解改為：

C(H+)酸V酸 == C(OH-)堿V堿

10-a ×V酸 = 10 - (14 - b) ×V堿

10-a?10-b=10-14?（V堿 / V酸）

兩邊取負(fù)對數(shù)得：a+b=14?lg（V堿 / V酸）

若混合后溶液顯酸性――――――――――――――――――――――――：

若混合后溶液顯堿性―――――――――――――――――――――――――：

同學(xué)們在學(xué)習(xí)中要善于總結(jié)、積累，把自己積累的經(jīng)驗、成果用于指導(dǎo)自己的學(xué)習(xí)。例如掌握了上述關(guān)系后，解下列題目就很輕松。

在20℃時，有PH值為x（x£6）的鹽酸和PH值為y（y³8）的NaOH溶液，取Vx升該鹽酸同該NaOH溶液中和，需Vy升NaOH溶液
     （1）若x+y=14時，則=       
     （2）若x+y=13時，則=        
     （3）若x+y>14時，則=          （表達(dá)式），且Vx    Vy（填<、>或=）
 

4．實戰(zhàn)演練

一 選擇題 

1.水是一種極弱的電解質(zhì),在室溫下平均每n個水分子只有一個水分子能電離，則n是                                                  （   ）

A.1×10-4    B. 55.6×107            C. 1×107                D. 6.02×1021

2．將1mol?L-1H2SO4溶液100mL與質(zhì)量分?jǐn)?shù)為10%的NaOH溶液50g混合均勻后，滴入甲基橙指示劑，此時溶液的顏色是                                           （    ）

A．淺紫色     B．黃色      C．紅色    D．無色

3.pH定義為pH=-lg｛c(H＋)｝，pOH定義為pOH=-lg｛c(OH-)｝，Kw表示25℃時水的離子積常數(shù)，則弱酸性溶液中的c(H＋)可表示為                                    (     )

A、Kw/pOH   mol/L         B、10pOH-14  mol/L      

C、10 14-pOH   mol/L         D、10-pOH   mol/L

4．能使水的電離平衡正向移動，而且所得溶液呈酸性的是                    （     ）

A．將水加熱到100℃時，水的pH=6       B．向水中滴加少量稀硫酸

C．向水中滴加少量NaHCO3            D．向水中加入少量明礬晶體

5. 常溫下某溶液中水電離出的C(H+) = 1×10-13 mol/L，則下列說法中正確的是   （     ）

A．該溶液一定呈酸性                                 B．該溶液一定呈堿性

C．該溶液中一定有C(OH-) = 0.1mol/L     D．該溶液的pH值為1或13

6．25℃時，在水電離出的C(H+)=1×10-5摩/升的溶液中，一定能大量共存的是     (     )
        A.Al3+、NH4+、SO42-、Cl-        B. Mg2+、K+、SO42-、HCO3-
        C.K+、Na+、Cl-、SO42-             D.Ba2+、Cl-、Na+、PO43-

7.有①、②、③三瓶體積相等，濃度都是1mol/L的HCl溶液，將①加熱蒸發(fā)至體積減小一半，在②中加入CH3COONa固體(加入后溶液仍呈酸性)，③不作改變，然后以酚 酞作指示劑，用溶液滴定上述三種溶液，消耗的NaOH溶液的體積是                 (     )

A、①=③>②    B、③>②>①   C、①=②=③   D、①<②=③

8．NH4Cl溶于重水(D2O)生成一水合氨和水合離子的化學(xué)式為                  （     ）

A、NH3?D2O和HD2O+      B、NH3?HDO和D3O+

C、NH2D?D2O和DH2O+     D、NH2D?HDO和D3O+

 9.室溫時，pH=10的氨水和Na2CO3溶液中，水電離產(chǎn)生的C(H+)前者與后者之比 （     ）

A．1∶1   B．10¯10∶10¯4     C．10¯4∶10¯10    D10¯10∶10¯7

10.25℃，向VmLpH = a的NaOH溶液中滴加pH = b的鹽酸10VmL時，溶液中Cl―的物質(zhì)的量恰好等于加入Na+的物質(zhì)的量，則此時（a+b）的值為                      (     ）

A、13   B、14    C、15    D、無法判斷

11．在醫(yī)院中，為酸中毒病人輸液不應(yīng)采用                                   （     ）

A  0.9％氯化鈉溶液        B  0.9％氯化銨溶液

C 1.25％碳酸氫鈉溶液     D 5％葡萄糖溶液       

12.若室溫時PH=a的氨水與PH=b的鹽酸等體積混和，恰好完全反應(yīng)，則該氨水的電離度可表示為                                                          (     ) A.10(a+b-12)%            B.10(a+b-14)%          C.10(12-a-b)%           D.10(14-a-b)%

13.把40毫升Ba(OH)2溶液加入到120毫升鹽酸中，所得的溶液的PH值為2。如果混和前Ba(OH)2和鹽酸兩種溶液PH值之和為14，則鹽酸的物質(zhì)的量濃度接近于          (     )

    A.0.015摩/升      B.0.02摩/升      C.0.03摩/升      D.0.04摩/升

14．已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4 =Na+ +H+ + SO42―。某溫度下，向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測得溶液pH為2，對于該溶液，下列敘述不正確的是                                                              （     ）

A、該溫度高于25℃

B、水電離出來的c (H+)=1.0×10-10 mol/L

C、c (H+)= c (OH―)+C(SO42―)

D、該溫度下加入等體積pH值為12的NaOH溶液可使反應(yīng)后的溶液恰好呈中性

15．能表示人體大量喝水時，胃液的pH變化的是                          （    ）

 pH                 pH               pH                 pH  

 

7                  7                 7                   7  

 

                   

    0         V(H2O)  0          V(H2O)  0        V(H2O)    0         V(H2O)

         A                    B                 C                D

16．4體積pH=9的Ca(OH)2溶液跟1體積pH=13的NaOH溶液混合后，溶液中氫離子濃度為                                                                        （    ）

A．5×10-13mol/L                 B．2×10-12mol/L

C．1/5（4×10-9 + 1×10-13）mol/L D．1/5（4×10-5 + 1×10-1）mol/L

17.a、b、c、d四種溶液PH值都小于7，已知四種溶液中[H+]和[OH-]之和由大到小的順序是b>a>d>c，則這四種溶液PH值由大到小的順序是                             (    )
A.c>d>a>b       B.b>a>d>c       C.a>b>c>d       D.無法確定

18. 有下列四種溶液：(1)HCl (2)AlCl3(3)NaOH (4)Na2CO3，此四種溶液中水的電離度分別為a1、a2、a3、a4已知a1=a3，a2=a4且=106，則四種溶液的PH值不可能是  （    ）                                                                                                                                                              

A、5  5  10  10                  B、4  4  10  10

 C、3  5  11  9                  D、5  3  9  11

19．NaH是―種離子化合物，它跟水反應(yīng)的方程式為：NaH＋H2O→NaOH＋H2↑，它也能跟液氨、乙醇等發(fā)生類似的反應(yīng)，并都產(chǎn)生氫氣。下列有關(guān)NaH的敘述錯誤的是  （    ）

A  跟水反應(yīng)時，水作氧化劑         B  NaH中H－半徑比Li＋半徑小

C  跟液氨反應(yīng)時，有NaNH2生成    D  跟乙醇反應(yīng)時，NaH被氧化

20、常溫下某溶液，水電離出的c (OH-)=1.0×10-4 mol/L,該溶液中溶質(zhì)可能是      (    )

①Al2(SO4)3 ②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4

A、①②  B、①③  C、②③  D、①④

 

二 填空題

21．測得某溶液的pH = 6.5，且氫離子與氫氧根離子物質(zhì)的量相等，此溶液呈_____性。測定溫度______室溫（填高于、低于或等于），其理由是                              。 將此溫度下pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的H2SO4溶液bL混合。

（1）若所得混合液為中性，則a┱b             。

（2）若所得混合液的pH=2，則a┱b             。

22、水的電離平衡曲線如圖所示。

(1)      若以A點表示25℃時水的電離平衡的離子

濃度，當(dāng)溫度升高到100℃時，水的電離平衡狀

態(tài)移動到B點，則此時水的離子積

從________變化到_________。

(2)      將pH=8的Ba(OH)2溶液與pH=5的稀鹽酸混

合，并保持100℃的恒溫，致使混合溶液

的pH=7，則Ba(OH)2和鹽酸的體積比為__________________。

(3)      已知AnBm的離子積為[c(Am+)]n[c(Bn-)]m，若某溫度下Ca(OH)2的溶解度為0.74g，設(shè)飽和溶液的密度為1g/mL，其離子積約為______________。

三 計算題

23、某溫度下的溶液中c (H+)=1.0×10x mol/L，c (OH-)=1.0×10y mol/L。x與y的關(guān)系如右圖所示；

(1)求該溫度下，中性溶液的pH。                                                                                                      

                                            

(2)求該溫度下0.01mol/LnaOH溶液的PH  

                          

                                        

（3）該溫度下，pH=a的醋酸溶液與pH=b的NaOH溶液等體積混合，恰好完全反應(yīng)， 

求此醋酸溶液中醋酸的電離度。           

 

 

 

24．（7分）向50ml0.018mol/L的AgNO3溶液中加入50ml0.02mol/L的鹽酸，生成了沉淀。如果溶液中C(Ag+)和C(Cl―)的乘積是一個常數(shù)，C(Ag+)? C(Cl―)=1.0×10―10，當(dāng)溶液中C(Ag+)? C(Cl―)>常數(shù)，則有沉淀產(chǎn)生，反之沉淀溶解，求

（1）沉淀生成后溶液中C(Ag+)是多少？

 

 

 

（2）如果向沉淀生成后的溶液中再加入50mL0.001mol/L的鹽酸，是否產(chǎn)生沉淀，為什么？

 

 

 

 

 

 

 

 

答案

1 B  2 C  3 B  4D  5 D  6 AC  7  D  8 B  9  B  10  C  11 B  12 A  13 B   14 D    

15       D 16 A  17 A  18 A  19 B  20  B

21 中， 高于 。 水的離解反應(yīng)：H2O=H+ +OH- 吸熱反應(yīng)，升溫有利于水的離解，使Kw

增大  （1）10┱1   （2）9┱2  

  22 (1) 10-14  10-12   (2)  2 ：9  (3) 4×10-3

23（1） 7.5  （2）13  （3）1017－a－b%  

24．解：⑴由Ag++Cl―=AgCl

可知沉淀后C(Cl-)=（0.02―0.018）50/（50+50）=0.001mol/L

所以C(Ag+)=1×10-10/0.001=1×10―7mol/L

⑵再加入50mL鹽酸后 C(Ag+)=1×10-7×100/（100+50）=2/3×10-7mol/L

C(Cl-)=0.001mol/L

C(Ag+)×C(Cl-)=2/3×10-7х10-3=2/3•10-14<1×10-12

所以不產(chǎn)生沉淀

 


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