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(共52張PPT)
第26講　水的電離和溶液的pH
考點一
考點二
高考真題演練
隨堂過關訓練
考點一
考點一　水的電離與水的離子積
必備知識梳理·夯實學科基礎
1.水的電離
(1)水是極弱的電解質，其電離方程式為2H2O H3O＋＋OH－，可簡寫為H2O H＋＋OH－。
(2)25 ℃時，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。
2．水的離子積常數(shù)
c(H＋)·c(OH－)
1×10－14
增大
特別提醒
Kw＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水電離出來的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)，即不僅僅適用于純水，還適用于酸、堿、鹽的稀溶液。
3.水電離平衡的影響因素
項目 平衡 移動 溶液中 c(H＋) 溶液中 c(OH－) pH 溶液的 酸堿性 水的電
離程度
升高溫度 右移 增大 增大 減小 中性 增大
加入 酸堿 加酸 左移
加堿 左移
加 入 鹽 Na2CO3 右移
NH4Cl 右移
加入金屬Na 右移
項目 平衡移動 溶液中c(H＋) 溶液中c(OH－) pH 溶液的 酸堿性 水的電
離程度
升高溫度 右移 增大 增大 減小 中性 增大
加入 酸堿 加酸 左移 增大 減小 減小 酸性 減小
加堿 左移 減小 增大 增大 堿性 減小
加入鹽 Na2CO3 右移 減小 增大 增大 堿性 增大
NH4Cl 右移 增大 減小 減小 酸性 增大
加入金屬Na 右移 減小 增大 增大 堿性 增大
答案：
微點撥　
(1)給水加熱，水的電離程度增大，c(H＋)＞10－7 mol·L－1，pH<7，但水仍顯中性。
(2)酸、堿能抑制水的電離，故室溫下，酸、堿溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，而能水解的鹽溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)[或c(OH－)]>1×10－7 mol·L－1。
[易錯易混辨析]　(錯誤的說明錯因)
(1)在蒸餾水中滴加濃H2SO4，Kw不變(　　)
錯因：_________________________________________
(2)溫度一定時，在純水中通入少量SO2，水的電離平衡不移動，Kw不變(　　)
錯因：_________________________________________
(3)室溫下，0.1 mol·L－1的HCl溶液與0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的電離程度相等(　　)
錯因：_________________________________________
(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同(　　)
錯因：_________________________________________

×
濃硫酸滴入水中放熱，溶液溫度升高，Kw變大
×
二氧化硫與水反應生成的亞硫酸抑制水的電離
√
×
CH3COONH4溶液中的醋酸根離子和銨根離子均能水解，促進水的電離
[深度思考]　
如何計算水電離的c(H＋)或c(OH－)
(1)任何情況下水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)總是________的。
(2)當抑制水的電離時(如酸或堿溶液)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)較小的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：
溶液(25 ℃) c(H＋) /(mol·L－1) c(OH－) /(mol·L－1) c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)
0.01 mol·L－1 鹽酸 ________ ________ ________
0.1 mol·L－1 NaOH溶液 ________ ________ ________
相等
1.0×10－2
1.0×10－12
1.0×10－12
1.0×10－13
1.0×10－1
1.0×10－13
(3)當促進水的電離時(如鹽的水解)
在溶液中c(H＋)、c(OH－)較大的數(shù)值是水電離出來的。具體見下表：
溶液(25 ℃) c(H＋) /(mol·L－1) c(OH－) /(mol·L－1) c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)
pH＝5的 NH4Cl溶液 ____________ ____________ ____________
pH＝10的 Na2CO3溶液 ____________ ____________ ____________
1.0×10－5
1.0×10－9
1.0×10－5
1.0×10－10
1.0×10－4
題組強化訓練·形成關鍵能力
題組一　影響水電離平衡的因素及結果判斷
1．25 ℃時，水的電離達到平衡：H2O H＋＋OH－，下列敘述正確的是(　　)
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw不變
C．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H＋)降低
D．將水加熱，Kw增大，pH不變
答案：B
解析：A項，向水中加入稀氨水，NH3·H2O電離出和OH－，c(OH－)增大，平衡逆向移動，錯誤；B項，向水中加入少量固體NaHSO4，NaHSO4電離出Na＋、H＋和，c(H＋)增大，平衡逆向移動，溫度不變，Kw不變，正確；C項，向水中加入少量固體CH3COONa，CH3COONa電離出CH3COO－和Na＋，CH3COO－與H＋結合成弱酸CH3COOH，c(H＋)降低，平衡正向移動，錯誤；D項，水的電離是吸熱過程，將水加熱促進水的電離，Kw增大，pH減小，錯誤。
2．(雙選)一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是(　　)
A．升高溫度，可能引起由c向b的變化
B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－14
C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化
D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化
答案：BC
解析： A項，c點溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈堿性，升溫，溶液中c(OH－)不可能減小，錯誤。B項，由b點對應c(H＋)與c(OH－)可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14，正確。C項，F(xiàn)eCl3溶液水解顯酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定溫度下水的離子積是常數(shù)，故溶液中c(OH－)減小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化，正確。D項，c點溶液呈堿性，稀釋時c(OH－)減小，同時c(H＋)應增大，故稀釋溶液時不可能引起由c向d的轉化，錯誤。
題組二　溶液中由水電離出的c(OH－)或c(H＋)的求算
3．25 ℃時，在等體積的下列溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量之比是(　　)
①pH＝0的H2SO4溶液　②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液　③pH＝10的Na2S溶液　④pH＝5的NH4NO3溶液
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶5×109∶5×108
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
答案：A
解析：設溶液的體積為1 L，①中pH＝0的H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1，c(OH－)＝10－14 mol·L－1，電離的水的物質的量為10－14 mol；②中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝10－13 mol·L－1，電離的水的物質的量為10－13 mol；③中c(OH－)＝10－4 mol·L－1，電離的水的物質的量為10－4 mol；④中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，電離的水的物質的量為10－5 mol；故①②③④中電離的水的物質的量之比為10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。
4．T ℃時0.1 mol·L－1 NaOH溶液的pH＝12，則T ℃時pH＝10的Na2CO3溶液中c(H＋)H2O＝________ mol·L－1。
1×10－3
解析：T ℃時0.1 mol·L－1 NaOH溶液中c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－1 mol·L－1，Kw＝1×10－13。T ℃，pH＝10的Na2CO3溶液中c(H＋)H2O＝c(OH－)＝＝1×10－3mol·L－1。
考點二
考點二　溶液的酸堿性與pH
必備知識梳理·夯實學科基礎
1.溶液的酸堿性
溶液的酸堿性取決于c(H＋)與c(OH－)的相對大小，具體內(nèi)容見下表：
適用的溫度 25 ℃ 各種溫度
項目 pH c(H＋)/(mol·L－1) c(H＋)與
c(OH－)的相對大小
酸性 <____ >________ c(H＋)____c(OH－)
中性 ＝____ ＝________ c(H＋)____c(OH－)
堿性 >____ <________ c(H＋)____c(OH－)
7
10－7
>
7
10－7
＝
7
10－7
<
2.溶液的pH
(1)表達式：pH＝__________。
(2)使用范圍：pH的取值范圍為0～14，即只適用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的電解質溶液，當c(H＋)≥1 mol·L－1或c(OH－)≥1 mol·L－1時，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸堿性。
(3)pH的意義：pH表示溶液酸堿性的強弱。在相同溫度下，pH越小，溶液酸性________；pH越大，溶液堿性________。
(4)溶液的酸堿性與pH的關系
－lg c(H＋)
越強
越強
3．pH的測定
(1)pH試紙測定
①使用方法：取一小片試紙放在潔凈的________或________上，用________蘸取待測液點在試紙的中央，變色穩(wěn)定后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH。
②注意事項：pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能會產(chǎn)生誤差；用廣范pH試紙讀出的pH只能是________。
(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)。
玻璃片
表面皿
玻璃棒
整數(shù)
4．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c mol·L－1，c(H＋)＝______mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝________。
強堿溶液(25 ℃)：如B(OH)n，設濃度為c mol·L－1，c(H＋)＝
___________ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝____________。
nc
－lg (nc)
14＋lg (nc)
(2)混合溶液pH的計算類型(混合前后溶液體積變化忽略不計)
①兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝。
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＝。
③強酸、強堿混合：先判斷哪種物質過量，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＝。
[易錯易混辨析]　(錯誤的說明錯因)
(1)酸性溶液中只有H＋沒有OH－(　　)
錯因：____________________________________
(2)pH＝7的溶液一定呈中性(　　)
錯因：____________________________________
(3)用pH試紙測溶液的pH時，應先用蒸餾水潤濕試紙(　　)
錯因：____________________________________
(4)用濕潤的pH試紙測溶液的pH一定有誤差(　　)
錯因：____________________________________
(5)用廣范pH試紙測得某溶液的pH為3.4(　　)
錯因：____________________________________
(6)任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性(　　)
錯因：____________________________________
×
水溶液中同時存在H＋和OH－
×
水的電離受溫度的影響，因而溶液的pH也與溫度有關
×
用蒸餾水潤濕試紙，相當于稀釋待測液
×
pH試紙使用時不能濕潤，但用濕潤的pH測定中性溶液的pH不產(chǎn)生誤差
×
廣范pH試紙只能讀取1～14的整數(shù)
√
[深度思考]　
常溫下，兩種溶液混合后酸堿性的判斷(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。
(1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合( 　　)
(2)相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合(　 　)
(3)相同濃度的NH3·H2O和HCl溶液等體積混合(　 　)
(4)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　 　)
(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合(　 　)
(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(　 　)
(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合( 　　)
(8)pH＝2的H2SO4和pH＝12的NH3·H2O等體積混合(　 　)
中性
堿性
酸性
中性
酸性
堿性
酸性
堿性
微點撥　酸堿溶液混合后酸堿性的判斷規(guī)律
(1)等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。
(2)室溫下c酸(H＋)＝c堿(OH－)，即pH之和等于14時，一強一弱等體積混合——“誰弱誰過量，誰弱顯誰性”。
(3)已知強酸和強堿的pH，等體積混合(25 ℃時)：
①pH之和等于14，呈中性；②pH之和小于14，呈酸性；③pH之和大于14，呈堿性。
題組強化訓練·形成關鍵能力
題組一　酸、堿混合溶液酸堿性的判斷
1．在室溫下，等體積的酸和堿的溶液混合后，pH一定小于7的是(　　)
A．pH＝3的HNO3和pH＝11的KOH溶液
B．pH＝3的鹽酸和pH＝11的氨水
C．pH＝3的醋酸和pH＝11的Ba(OH)2溶液
D．pH＝3的硫酸和pH＝11的NaOH溶液
答案：C
解析：A項，pH＝3的HNO3和pH＝11的KOH溶液，c(H＋)＝c(OH－)＝10－3 mol·L－1，等體積混合恰好反應生成硝酸鉀，溶液為中性，錯誤；B項，pH＝3的鹽酸和pH＝11的氨水，c(H＋)＝10－3 mol·L－1，氨水濃度大于10－3 mol·L－1，等體積混合時堿過量，溶液pH大于7，錯誤；C項，pH＝3的醋酸，醋酸的濃度大于10－3mol·L－1，pH＝11的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝10－3 mol·L－1，等體積混合時酸過量，pH一定小于7，正確；D項，pH＝3的硫酸和pH＝11的NaOH溶液，c(H＋)＝c(OH－)＝10－3　mol·L－1，等體積混合恰好反應生成硫酸鈉，溶液為中性，錯誤。
2．現(xiàn)有室溫下四種溶液，有關敘述不正確的是(　　)
A.③④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大
B．②③兩溶液等體積混合，所得溶液中c(H＋)＞c(OH－)
C．分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH：①＞②＞④＞③
D．V1 L ④與V2 L ①混合，若混合后溶液pH＝7，則V1＜V2
序號 ① ② ③ ④
pH 11 11 3 3
溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸 鹽酸
答案：D
解析：從平衡移動角度分析，CH3COONa電離出的CH3COO－與鹽酸中的H＋結合生成CH3COOH，會使醋酸中平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋左移，兩溶液中H＋濃度均減小，所以pH均增大，A項正確；假設均是強酸強堿，則物質的量濃度相同，等體積混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其濃度遠遠大于②，即混合后醋酸過量，溶液顯酸性，c(H＋)>c(OH－)，B項正確；分別加水稀釋10倍，假設平衡不移動，那么①②溶液的pH均為10，但稀釋氨水使平衡＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀釋后pH＜4，C項正確；假設均是強酸強堿，混合后溶液呈中性，則V1＝V2，但①氨水是弱堿，其濃度遠遠大于④鹽酸，所以需要的①氨水少，即V1>V2，D項錯誤。
題組二　pH的簡單計算
3．將pH＝1的鹽酸平均分成兩份，一份加入適量水，另一份加入與該鹽酸物質的量濃度相同的適量NaOH溶液，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比值為(　　)
A．9 B．10
C．11 D．12
答案：C
解析：將pH＝1的鹽酸加適量水，pH升高了1，說明所加的水是原溶液的9倍；另一份加入與該鹽酸物質的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH升高了1，則10－1×1－10－1·x＝10－2·(1＋x)，解得x＝，則加入的水與NaOH溶液的體積比為9∶＝11∶1。
4．根據(jù)要求解答下列問題(常溫條件下)：
(1)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后)與c(H＋)的比值為__________。
(2)取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH等于12，則原溶液的濃度為__________。
(3)在一定體積pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀時，溶液pH＝11。若反應后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則溶液與NaHSO4溶液的體積比是________。
(4)將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的稀鹽酸Vb L混合，若所得溶液呈中性，且a＋b＝13，則＝______。
0.05 mol·L－1
1∶4
10
解析：(1)稀釋前)＝ mol·L－1，稀釋后)＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，c(H＋)稀釋后接近10－7 mol·L－1，所以≈＝。(2)＝0.01 mol·L－1，c＝0.05 mol·L－1。(3)設氫氧化鋇溶液的體積為V1 L，硫酸氫鈉溶液的體積為V2 L，依題意知，n(Ba2＋)＝)，由Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O知，生成的氫氧化鈉的物質的量為n(NaOH)＝n[Ba(OH)2]＝5×10－3V1 mol，＝1×10－3 mol·L－1，則V1∶V2＝1∶4。(4)pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝10a－14 mol·L－1，pH＝b的稀鹽酸中c(H＋)＝10－b mol·L－1，根據(jù)中和反應H＋＋OH－===H2O，知c(OH－)·Va＝c(H＋)·Vb，＝＝＝1014－(a＋b)，a＋b＝13，則＝10。
[思維建模]　溶液pH計算的一般思維模型
高考真題演練
1．判斷正誤。
[2020·浙江6月]25 ℃時，若測得HR溶液pH＝a，取該溶液10.00 mL，加蒸餾水稀釋至100.0 mL，測得pH＝b，b－a＜1，則HR為弱酸(　　)
×
解析：無論HR是強酸還是弱酸，當6＜a＜7時，稀釋10倍后溶液的pH始終小于7，即b—a＜1。
2．[2020·浙江7月]下列說法不正確的是(　　)
A.2.0×10－7 mol·L－1的鹽酸中c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1
B.將KCl溶液從常溫加熱至80 ℃，溶液的pH變小但仍保持中性
C.常溫下，NaCN溶液呈堿性，說明HCN是弱電解質
D.常溫下，pH為3的醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，溶液pH增大
答案：A
解析：本題考查電離平衡知識，考查的化學核心素養(yǎng)是變化觀念與平衡思想。極稀的溶液中，H2O電離出的H＋不能忽略，故c(H＋)大于2×10－7mol·L－1，A項錯誤；水的電離是吸熱的，升高溫度促進水的電離，氫離子濃度和氫氧根離子濃度均增大，pH減小，但氫離子濃度和氫氧根離子濃度仍相等，溶液呈中性，B項正確；常溫下，NaCN溶液呈堿性，說明NaCN是強堿弱酸鹽，HCN是弱酸，C項正確；醋酸溶液中加入醋酸鈉，醋酸根離子濃度增大，醋酸的電離平衡逆向移動，氫離子濃度減小，pH增大，D項正確。
3．[2019·天津卷]某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
A.曲線Ⅰ代表HNO2溶液
B.溶液中水的電離程度：b點＞c點
C.從c點到d點，溶液中保持不變(其中HA、A－分別代表相應的酸和酸根離子)
D.相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同
答案：C
解析：酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強，由電離常數(shù)可知，HNO2的酸性大于CH3COOH，pH相同的一元酸分別稀釋相同的位數(shù)，pH變化較大的酸酸性較強，所以曲線Ⅱ表示HNO2溶液，曲線Ⅰ表示CH3COOH溶液，故A錯誤；氫離子抑制水的電離，氫離子濃度越大，水的電離程度越小，c(H＋)：b>c，則水電離程度：b4．[2019·浙江4月，節(jié)選]水在高溫高壓狀態(tài)下呈現(xiàn)許多特殊的性質。當溫度、壓強分別超過臨界溫度(374.2 ℃)、臨界壓強(22.1 MPa)時的水稱為超臨界水。
①與常溫常壓的水相比，高溫高壓液態(tài)水的離子積會顯著增大。解釋其原因____________________________________________________。
②如果水的離子積Kw從1.0×10－14增大到1.0×10－10，則相應的電離度是原來的________倍。
水的電離為吸熱過程，升高溫度有利于電離(壓強對電離平衡影響不大)
100
隨堂過關訓練
1．25 ℃時，水中存在電離平衡：H2O H＋＋OH－　ΔH>0。下列敘述正確的是(　　)
A.將水加熱，Kw增大，pH不變
B.向水中加入少量NaHSO4固體，c(H＋)增大，Kw不變
C.向水中加入少量NaOH固體，平衡逆向移動，c(OH－)減小
D.向水中加入少量NH4Cl固體，平衡正向移動，c(OH－)增大
答案：B
解析：加熱促進水的電離，Kw增大，pH減小，但水仍呈中性，A項錯誤；加入NaOH固體，c(OH－)增大，C項錯誤；加入NH4Cl固體水解促進水的電離，但c(OH－)減小，D項錯誤。
2．已知：pOH＝－lg c(OH－)，在常溫下溶液中的pH＋pOH＝14，又已知正常人(人的體溫高于室溫)的血液pH＝7.3，則正常人血液的pOH(　　)
A.大于6.7 B．小于6.7
C.等于6.7 D．無法判斷
答案：B
解析：升高溫度，促進水電離，則水的離子積常數(shù)大于10－14，pH＋pOH<14。
3．已知在100 ℃下，水的離子積Kw＝1×10－12，下列說法正確的是(　　)
A.0.05 mol·L－1的H2SO4溶液pH＝1
B.0.001 mol·L－1的NaOH溶液pH＝11
C.0.005 mol·L－1的H2SO4溶液與的NaOH溶液等體積混合，混合后溶液pH為6，溶液顯酸性
D.完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11的NaOH溶液50 mL
答案：A
解析：A項，c(H＋)＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg 0.1＝1，正確；B項，c(OH－)＝10－3 mol·L－1，則100 ℃時，c(H＋)＝＝mol·L－1＝10－9 mol·L－1，pH＝9，錯誤；C項，c(H＋)＝2×0.005 mol·L－1＝0.01 mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，等體積混合后溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1，pH＝6，錯誤；D項，所需NaOH溶液的體積V＝ mL＝0.5 mL，錯誤。
4．如圖表示1 mol·L－1醋酸溶液的pH隨溫度變化的曲線(假設加熱過程中醋酸不揮發(fā))。下列說法錯誤的是(　　)
A.10 ℃升溫到25 ℃時，斷鍵吸熱和分子間氫鍵斷裂吸熱導致醋酸電離程度增加
B.30 ℃后升溫，形成水合離子的過程放熱導致醋酸的電離程度減小
C.23 ℃時，保持溫度不變向1 mol·L－1醋酸溶液中加入少量pH＝2.65的鹽酸，pH不變
D.33 ℃時，醋酸電離平衡常數(shù)的數(shù)量級為10－5
答案：D
解析：電解質溶于水包含自身電離吸熱過程和形成水合離子放熱過程，由圖可知10 ℃升溫到25 ℃時，電解質電離吸熱和分子間氫鍵斷裂吸熱占主導，升溫促進電離，pH減小，A正確；30 ℃后升溫，形成水合離子的過程放熱占主導，導致醋酸的電離程度減小，pH增大，B正確；23 ℃時，溶液pH＝2.65，保持溫度不變加入少量pH＝2.65的鹽酸，可看成等效平衡，pH不變，C正確；33 ℃時，pH＝2.7，K＝≈10－5.4，電離平衡常數(shù)數(shù)量級為10－6，D錯誤。
5．現(xiàn)有常溫下pH＝2的鹽酸(甲)和pH＝2的醋酸溶液(乙)，請根據(jù)下列操作回答問題：
(1)常溫下0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀釋過程，下列表達式的數(shù)值一定變小的是________(填字母)。
A.c(H＋) 　B． C.c(H＋)·c(OH－) 　D．
(2)取10 mL的乙溶液，加入等體積的水，醋酸的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動；另取10 mL的乙溶液，加入少量無水醋酸鈉固體(假設加入固體前后，溶液體積保持不變)，待固體溶解后，溶液中的值將________(填“增大”“減小”或“無法確定”)。
A
向右
減小
解析：(1)CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－，加水稀釋過程中，平衡正向移動，但溶液中c(H＋) 、c(CH3COO－)均減小，A符合題意。CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka＝，則有＝，加水稀釋時，c(CH3COO－)減小，但Ka不變，則增大，B不符合題意。由于溫度不變，則 c(H＋)·c(OH－)＝Kw不變，C不符合題意。加水稀釋時，溶液中c(H＋)減小，由于c(H＋)·c(OH－)＝Kw不變，則c(OH－)增大，故增大，D不符合題意。(2)醋酸溶液中加入等體積的水，醋酸的電離平衡向右移動，電離程度增大；醋酸溶液中加入少量無水醋酸鈉固體，c(CH3COO－)增大，電離平衡逆向移動，根據(jù)CH3COOH的電離平衡常數(shù)Ka＝推知，＝，由于溫度不變，Ka不變，c(CH3COO－)增大，則溶液中的值減小。
(3)相同條件下，取等體積的甲、乙兩溶液，分別加水稀釋100倍，所得溶液的pH大小關系為pH(甲)________pH(乙)(填“>”“<”或“＝”)。
(4)取等體積的甲、乙兩溶液，分別用等濃度的NaOH稀溶液中和，則消耗的NaOH溶液的體積大小關系為V(甲)________V(乙)(填“>”“<”或“＝”)。
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解析：(3)常溫下，pH＝2的鹽酸(甲)和pH＝2的醋酸溶液(乙)，取等體積的甲、乙兩溶液，分別加水稀釋100倍，醋酸的電離平衡正向移動，pH變化小，則所得溶液的pH：pH(甲)>pH(乙)。(4)pH均為2的鹽酸和醋酸溶液相比，其濃度：c(HCl)n(HCl)，分別用等濃度的NaOH稀溶液中和，醋酸溶液消耗NaOH溶液的體積大于鹽酸。

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