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高中化學
人教版　選擇性必修1
第二節　水的電離和溶液的pH
課時17　溶液的酸堿性與pH
第三章　水溶液中的離子反應與平衡
目
錄
Contents
關鍵能力
舉題說法
關鍵能力
一、能力打底　概念辨析
判斷下列說法的正誤(正確的畫“√”，錯誤的畫“×”)。
(1) pH＝7的溶液呈中性。(　　)
(2) c(H＋)＝c(OH－)的溶液一定呈中性。(　　)
(3) 在100 ℃時，純水的pH<7，因此顯酸性。(　　)
(4) 中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol/L。(　　)
(5) 使用pH試紙時應先將試紙濕潤，然后再測定溶液的pH。(　　)
[解析]　常溫下，pH＝7的溶液才是中性，(1)錯誤；100 ℃時，純水的pH<7，顯中性，(3)錯誤；常溫下，中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol/L，(4)錯誤；pH試紙測量溶液的pH時，不能將試紙濕潤，(5)錯誤。
×
√
×
×
×
二、 溶液的酸堿性
c(H＋)與c(OH－)的相對大小 c(H＋)/(mol/L)的范圍(25 ℃) pH(25 ℃)
中性溶液 c(OH－)______c(H＋) c(H＋)______1.0×10－7 pH______7
酸性溶液 c(OH－)______c(H＋) c(H＋)______1.0×10－7 pH______7
堿性溶液 c(OH－)______c(H＋) c(H＋)______1.0×10－7 pH______7
三、 pH及溶液pH的測量
1. pH的概念：c(H＋)的負對數，pH＝__________________。
2. 測量方法
(1)pH試紙法：___________________________________________________________ ____________________________________________________________________________。
[注意]　pH試紙使用前不能用__________潤濕，否則待測液因稀釋可能產生誤差。
(2)pH計測量法。精確測定溶液的pH時使用pH計，測量時可以從pH計上直接讀出溶液的pH。
＝
＝
＝
<
>
<
>
<
>
－lgc(H＋)
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，當試紙顏色變化穩定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH
蒸餾水
四、 pH計算
1. 單一溶液pH的計算
2. 強酸和強堿溶液pH的計算(室溫條件下)
強酸溶液，如HnA，設濃度為c mol/L，則c(H＋)＝________mol/L，pH＝__________________。
強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c mol/L，則c(OH－)＝________mol/L，c(H＋)＝______mol/L，pH＝______________________。
nc
－lg(nc)
nc
14＋lg(nc)
3. 計算混合溶液pH的基本思路
4. 酸、堿溶液稀釋后pH的變化規律
pH＝a的酸 pH＝b的堿 強酸 弱酸 強堿 弱堿
稀釋10n倍后pH pH＝a＋n a無限稀釋后pH 無限接近于7且pH<7 無限接近于7且pH>7 圖示 舉題說法
1
類型1　溶液酸堿性的判斷
　下列說法中正確的是(　　)
A.pH＝7的溶液一定顯中性
B. 常溫下由水電離的c(OH－)為1×10－8 mol/L的溶液一定顯酸性
C. c(H＋)＜c(OH－)的溶液一定顯堿性
D. c(OH－)＝1×10－6 mol/L的溶液一定顯堿性
[解析]　溶液的酸堿性取決于c(H＋)與c(OH－)的相對大小，利用pH或c(H＋)判斷時應注意溫度，C正確。
C
2
類型2　溶液pH的測定
　關于pH的測定，下列說法中正確的是(　　)
A.pH試紙在使用之前應用蒸餾水潤濕　　
B.用pH試紙測得某鹽酸的pH＝2.3
C.利用酸堿指示劑可以測溶液的pH　　　
D.pH計是精確測定溶液pH的儀器
[解析]　pH試紙在使用前不能用水潤濕，A錯誤；用pH試紙測出的pH是整數，B錯誤；酸堿指示劑只能判斷溶液的酸堿性，無法測溶液的pH，C錯誤；pH計可以精確測定溶液的pH，D正確。
D
3
類型3　溶液pH的計算
　(2022·中華中學)常溫下，將pH＝2的鹽酸與pH＝13的Ba(OH)2溶液混合后，所得溶液的pH＝11，則鹽酸與Ba(OH)2溶液的體積比為(　　)
A.1∶11 B. 11∶1
C. 1∶9 D. 9∶1
D課時17　溶液的酸堿性與pH
1. 認識溶液的酸堿性與pH的關系，會計算溶液的pH。
2. 能正確測定溶液的pH，了解溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的應用。
一、能力打底　概念辨析
判斷下列說法的正誤(正確的畫“√”，錯誤的畫“×”)。
(1) pH＝7的溶液呈中性。(　×　)
(2) c(H＋)＝c(OH－)的溶液一定呈中性。(　√　)
(3) 在100 ℃時，純水的pH<7，因此顯酸性。(　×　)
(4) 中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol/L。(　×　)
(5) 使用pH試紙時應先將試紙濕潤，然后再測定溶液的pH。(　×　)
[解析]　常溫下，pH＝7的溶液才是中性，(1)錯誤；100 ℃時，純水的pH<7，顯中性，(3)錯誤；常溫下，中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol/L，(4)錯誤；pH試紙測量溶液的pH時，不能將試紙濕潤，(5)錯誤。
二、 溶液的酸堿性
c(H＋)與c(OH－)的相對大小 c(H＋)/(mol/L)的范圍(25 ℃) pH(25 ℃)
中性溶液 c(OH－)　＝　c(H＋) c(H＋)　＝　1.0×10－7 pH　＝　7
酸性溶液 c(OH－)　<　c(H＋) c(H＋)　>　1.0×10－7 pH　<　7
堿性溶液 c(OH－)　>　c(H＋) c(H＋)　<　1.0×10－7 pH　>　7
三、 pH及溶液pH的測量
1. pH的概念：c(H＋)的負對數，pH＝　－lgc(H＋)　。
2. 測量方法
(1) pH試紙法：　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，當試紙顏色變化穩定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH　。
[注意]　pH試紙使用前不能用　蒸餾水　潤濕，否則待測液因稀釋可能產生誤差。
(2) pH計測量法。精確測定溶液的pH時使用pH計，測量時可以從pH計上直接讀出溶液的pH。
四、 pH計算
1. 單一溶液pH的計算
酸：c(酸)c(H＋)―→pH；堿：c(堿)c(OH－)c(H＋)→pH。
2. 強酸和強堿溶液pH的計算(室溫條件下)
強酸溶液，如HnA，設濃度為c mol/L，則c(H＋)＝　nc　mol/L，pH＝　－lg(nc)　。
強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c mol/L，則c(OH－)＝　nc　mol/L，c(H＋)＝　　mol/L，pH＝　14＋lg(nc)　。
3. 計算混合溶液pH的基本思路
4. 酸、堿溶液稀釋后pH的變化規律
pH＝a的酸 pH＝b的堿
強酸 弱酸 強堿 弱堿
稀釋10n倍后pH pH＝a＋n a無限稀釋后pH 無限接近于7且pH<7 無限接近于7且pH>7
圖示
類型1　溶液酸堿性的判斷
　下列說法中正確的是(　C　)
A.pH＝7的溶液一定顯中性
B. 常溫下由水電離的c(OH－)為1×10－8 mol/L的溶液一定顯酸性
C. c(H＋)＜c(OH－)的溶液一定顯堿性
D. c(OH－)＝1×10－6 mol/L的溶液一定顯堿性
[解析]　溶液的酸堿性取決于c(H＋)與c(OH－)的相對大小，利用pH或c(H＋)判斷時應注意溫度，C正確。
類型2　溶液pH的測定
　關于pH的測定，下列說法中正確的是(　D　)
A．pH試紙在使用之前應用蒸餾水潤濕　　
B.用pH試紙測得某鹽酸的pH＝2.3
C．利用酸堿指示劑可以測溶液的pH　　　
D.pH計是精確測定溶液pH的儀器
[解析]　pH試紙在使用前不能用水潤濕，A錯誤；用pH試紙測出的pH是整數，B錯誤；酸堿指示劑只能判斷溶液的酸堿性，無法測溶液的pH，C錯誤；pH計可以精確測定溶液的pH，D正確。
類型3　溶液pH的計算
　(2022·中華中學)常溫下，將pH＝2的鹽酸與pH＝13的Ba(OH)2溶液混合后，所得溶液的pH＝11，則鹽酸與Ba(OH)2溶液的體積比為(　D　)
A.1∶11 B. 11∶1
C. 1∶9 D. 9∶1
[解析]　常溫下，pH＝13的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol/L，pH＝2的鹽酸中 c(H＋)＝0.01 mol/L，兩溶液混合后溶液pH＝11，此時 c(OH－)＝0.001 mol/L，設氫氧化鋇溶液的體積為y L、鹽酸的體積為x L，則0.001 mol/L＝ mol/L，解得x∶y＝9∶1，D正確。
1. 下列溶液一定呈酸性的是(　D　)
A．pH＝6.8的溶液
B. 常溫下，由水電離的c(OH－)＝1×10－13 mol/L的溶液
C. 加入酚酞，不顯紅色的溶液
D. 常溫下，溶液中的H＋濃度為5×10－7 mol/L
[解析]　如100 ℃的純水中pH＝6，呈中性，則pH＝6.8的溶液顯堿性，A錯誤；由水電離的c(OH－)＝1×10－13 mol/L的溶液可能為酸性，也可能為堿性，B錯誤；酚酞變色的pH范圍是8～10，不能使酚酞顯紅色的溶液pH小于8，常溫下，當7≤pH<8時，溶液不呈酸性，C錯誤；常溫下，c(OH－)＝ mol/L＝2×10－8 mol/L2. 下列有關實驗的描述正確的是(　C　)
A．用玻璃棒蘸取氫氧化鈉溶液點在濕潤的pH試紙上，測得溶液的pH＝10
B. 向等體積pH＝2的鹽酸和醋酸中分別加入等濃度NaOH溶液調節pH至4，所需的NaOH溶液的體積前者大于后者
C. 用pH計測量0.10 mol/L H3PO4的pH為3.12，說明H3PO4是弱電解質
D. 向pH＝2的鹽酸中加入少許NaCl固體，溶液的pH減小
[解析]　測定溶液的pH時，應使用干燥的pH試紙，若試紙濕潤，則相當于將溶液稀釋，測得的NaOH溶液的pH偏小，A錯誤；pH＝2的鹽酸和醋酸中，醋酸的物質的量濃度比鹽酸大，中和相同體積的pH＝2的鹽酸和醋酸，所需的等濃度NaOH溶液的體積前者小于后者，B錯誤；用pH計測量0.10 mol/L H3PO4的pH＝3.12，pH大于1，表明H3PO4發生部分電離，則H3PO4是弱電解質，C正確；向pH＝2的鹽酸中加入少許NaCl固體，對c(H＋)不產生影響，溶液的pH不變，D錯誤。
3. 用pH試紙測定某無色溶液的pH時，規范的操作是(　C　)
A.將溶液倒在pH試紙上，與標準比色卡比較
B.將pH試紙放入溶液中，觀察其顏色變化，與標準比色卡比較
C.用干燥潔凈的玻璃棒蘸取溶液，滴在pH試紙上，與標準比色卡比較
D.在試管內放入少量溶液，煮沸，把pH試紙放在管口，觀察顏色，與標準比色卡比較
4. 取濃度相同的NaOH溶液和鹽酸，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(　B　)
A.0.01 mol/L B. 0.05 mol/L
C. 0.017 mol/L D. 0.50 mol/L
[解析]　設NaOH溶液、鹽酸的濃度均為c，以3∶2體積比相混合后，溶液中c(OH－)＝0.01 mol/L，故NaOH過量，反應后c(OH－)＝＝0.01 mol/L，解得c＝0.05 mol/L。故選B。
1. 下列溶液一定顯酸性的是(　B　)
A.溶液中c(OH－)>c(H＋) B. 滴加紫色石蕊溶液后變紅色的溶液
C.溶液中c(H＋)＝10－6 mol/L D. pH>7的溶液
2. 如下圖所示，能表示人體大量喝水時，胃液的pH變化的圖像是(　A　)
3. 一些食物的近似pH如下表：
食物 蘋果 葡萄 牛奶 玉米粥
pH 2.9～3.3 3.5～4.5 6.3～6.6 6.8～8.0
人的胃液中含有鹽酸，對于胃酸過多的人，空腹時最宜食用的是(　D　)
A.蘋果 　 B. 葡萄
C. 牛奶 　 D. 玉米粥
4. (2022·淮陰中學)用pH試紙測定某無色溶液的pH，有關敘述正確的是(　C　)
A. 將pH試紙放入溶液中，觀察其顏色變化，并與標準比色卡對照
B. 用廣泛pH試紙測得該無色溶液的pH為2.3
C. 用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取溶液，點在pH試紙上，觀察其顏色變化，并與標準比色卡對照
D. 用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取溶液，點在濕潤的pH試紙上，測得的pH偏小
[解析]　用pH試紙測定溶液的pH時，不能將pH試紙放入溶液中，這樣會污染溶液，正確的操作方法為用干燥、潔凈的玻璃棒蘸取溶液，點在pH試紙上，觀察其顏色變化，并與標準比色卡對照，A錯誤，C正確；廣泛pH試紙測得的pH為整數，B錯誤；用濕潤的pH試紙測定，會稀釋待測液，使測得的酸溶液的pH偏大，堿溶液的pH偏小，中性溶液的pH不變，D錯誤。
5. (2022·金陵中學)常溫下，關于pH＝2的鹽酸，下列說法錯誤的是(　D　)
A. 溶液中c(H＋)＝1.0×10－2 mol/L
B. 加水稀釋100倍后，溶液的pH＝4
C. 此溶液中由水電離出的H＋和OH－的濃度均為1.0×10－12 mol/L
D. 加入等體積pH＝12的Ba(OH)2溶液，溶液呈堿性
[解析]　pH＝2，c(H＋)＝1.0×10－2 mol/L，稀釋100倍后，溶液中c(H＋)＝ mol/L＝1×10－4 mol/L，即pH＝4，A、B正確；鹽酸中c(OH－)＝＝ mol/L＝1×10－12 mol/L，水電離出的H＋和OH－的濃度均為1.0×10－12 mol/L，C正確；pH＝12的 Ba(OH)2 溶液中c(OH－)＝10－2 mol/L，等體積混合后，H＋ 和OH－恰好完全反應，溶液為中性， D錯誤。
6. 室溫下，相同條件下的四種溶液：①pH＝2的CH3COOH溶液；②pH＝2的H2SO4溶液；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液。下列說法中正確的是(　A　)
A.水電離的c(H＋)：①＝②＝③＝④
B.將②、④溶液混合后，pH＝7，消耗溶液的體積：②＜④
C.等體積的①、②、④溶液分別與足量鋁粉反應，生成H2的量：②最多
D.向10 mL上述四種溶液中各加入90 mL水后，溶液的pH：③＞④＞①＞②
[解析]　由于酸中的c(H＋)＝堿中的 c(OH－)，所以對水的抑制程度相同，即水電離的c(H＋)相同，A正確；由于酸中的c(H＋)＝堿中的c(OH－)，若混合后溶液的pH＝7，則體積②＝④，B錯誤；由于 CH3COOH 繼續電離，所以①生成H2的量最多，C錯誤；pH應為③＞④＞②＞①，D錯誤。
7.(2023·泰州模擬改編)已知NaHSO4在水中的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。某溫度下，向pH＝6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，溫度不變，測得溶液的pH為2。下列敘述錯誤的是(　C　)
A.該溶液的溫度高于25℃
B.該溶液中的c(OH－)＝1×10－10 mol/L
C.該溫度下加入等體積的pH＝12的NaOH溶液可使反應后的溶液恰好呈中性
D.等物質的量濃度的NaHSO4溶液與鹽酸的酸性相當
[解析]　25℃時水的pH＝7，而該溫度下水的pH＝6，說明水的電離程度較25℃時的大，故該溶液溫度高于25℃，A正確；pH＝6的水的離子積常數為1×10－12，溶液中c(H＋)＝1×10－2 mol/L，OH－來自水的電離，故溶液中的c(OH－)＝1×10－10 mol/L，B正確；該溫度下Kw＝1×10－12，則pH＝2的硫酸氫鈉溶液中c(H＋)＝0.01 mol/L，pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝ mol/L＝1 mol/L，二者等體積混合后堿過量，溶液顯堿性，C錯誤；由NaHSO4和HCl在水中的電離方程式可知，等物質的量濃度的NaHSO4溶液與鹽酸的酸性相當，D正確。
8. 某溫度下，相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如下圖所示。據圖判斷正確的是(　B　)
A.Ⅱ為鹽酸稀釋時的pH變化曲線
B.b點溶液的導電性比c點溶液的導電性強
C.a點Kw的數值比c點Kw的數值大
D.b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度
[解析]　根據電解質的電離平衡特點知，Ⅱ應為醋酸溶液稀釋時的pH變化曲線，A錯誤；溶液的導電性取決于離子濃度，b點的H＋濃度大，導電性強，B正確；Kw的大小取決于溫度，C錯誤；相同pH的鹽酸和醋酸溶液，醋酸溶液的濃度遠大于鹽酸的濃度，稀釋至相同的體積時，醋酸溶液(Ⅱ)的濃度仍大于鹽酸(Ⅰ)的濃度，D錯誤。
9. 常溫下，0.1 mol/L某一元酸(HA)溶液中＝1×10－8，相同物質的量濃度的某一元堿(BOH)溶液中＝1×1012，下列說法中正確的是(　C　)
A. pH＝a的HA溶液，稀釋10倍，其pH＝a＋1
B. pH＝1的HA溶液和pH＝13的BOH溶液等體積混合，pH＝7
C. HA溶液的pH＝3，BOH溶液的pH＝13
D. 相同體積、相同pH的HA溶液和鹽酸分別與足量的Zn反應，生成氫氣的物質的量相同
[解析]　常溫下，0.1 mol/L HA溶液中＝1×10－8、Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，解得c(H＋)＝10－3 mol/L，HA溶液的pH＝3；＝1×1012、Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，解得c(OH－)＝0.1 mol/L，BOH溶液的pH＝13，C正確；0.1 mol/L HA溶液的pH＝3，則HA為弱酸，弱酸稀釋時會繼續電離出H＋，則pH＝a的HA溶液，稀釋10倍后，pH的變化值小于1，即pH10. 下列關于常溫下相同體積、pH均為3的硫酸和醋酸溶液的說法中，正確的是(　B　)
A.分別加水稀釋100倍后，硫酸溶液的pH變化比醋酸溶液小
B.兩種溶液中，由水電離出的c(H＋)＝1×10－11 mol/L
C.與pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，都恰好中和
D.分別加入足量的Zn充分反應后，兩溶液中產生的氫氣的量一樣多
[解析]　硫酸是強電解質，完全電離，醋酸是弱電解質，加水稀釋后能繼續電離出H＋，分別加水稀釋100倍后，硫酸溶液的pH為5，醋酸溶液的pH小于5，所以硫酸溶液的pH變化比醋酸溶液大，A錯誤；pH均為3的醋酸和硫酸溶液，溶液中的c(H＋)＝1×10－3 mol/L，c(OH－)＝ mol/L＝1×10－11 mol/L，溶液中水電離出的 c(H＋)＝c(OH－)，故兩種溶液中，由水電離出的 c(H＋)＝1×10－11 mol/L，B正確；硫酸為強酸，pH＝3的硫酸與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合恰好中和，而醋酸為弱酸，pH＝3的醋酸與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合，醋酸過量，C錯誤；相同體積、相同pH的硫酸和醋酸溶液分別與足量的Zn反應，醋酸提供的H＋大于硫酸，醋酸與Zn反應產生的氫氣的量較多，D錯誤。
11. 25 ℃時，體積為Va、pH＝a的某一元強酸溶液與體積為Vb、pH＝b的某一元強堿溶液均勻混合后，溶液的pH＝7，已知b＝6a，VaA.a一定小于2 B. a一定大于2
C.a可能等于1 D. a一定等于2
[解析]　由b＝6a>7得a>；由混合后溶液的pH＝7得n(H＋)＝n(OH－)，即Va×10－a＝Vb×10b－14，得＝10a＋b－14；由于Va12. 室溫時，下列溶液混合后，pH大于7的是(　C　)
A.0.1 mol/L鹽酸和pH＝13的氫氧化鋇溶液等體積混合
B.0.1 mol/L NaHCO3溶液和pH＝1的鹽酸等體積混合
C.pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等體積混合
D.pH＝1的醋酸和0.1 mol/L氫氧化鈉溶液等體積混合
[解析]　0.1 mol/L鹽酸的pH＝1，與pH＝13的Ba(OH)2溶液等體積混合時，二者恰好完全反應，溶液呈中性，pH＝7，A錯誤；NaHCO3溶液與鹽酸等物質的量混合生成NaCl、H2O和CO2，H2O和CO2會生成碳酸，溶液的pH＜7，B錯誤；pH＝3的硫酸與pH＝11的氨水等體積混合后溶液呈堿性，pH＞7，C正確；0.1 mol/L NaOH溶液的pH＝13，pH＝1的醋酸和pH＝13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性，pH＜7，D錯誤。
13．(2023·宿遷模擬)在相同溫度時，100mL0.01 mol/L 醋酸與10mL0.1 mol/L醋酸相比較，下列數值中，前者大于后者的是(　A　)
A.溶液中H＋的物質的量 B. CH3COOH的電離常數
C.中和時所需NaOH的物質的量 D. 溶液中CH3COOH的物質的量
[解析]　醋酸是弱酸，存在電離平衡，濃度越小，電離程度越大，所以在相同溫度時，100mL0.01 mol/L醋酸與10mL0.1 mol/L醋酸中溶質的物質的量相等，但H＋的物質的量前者大于后者，A符合題意；電離平衡常數只與溫度有關，溫度相同，電離常數相同，B不符合題意；100mL0.01 mol/L醋酸與10mL0.1 mol/L 醋酸中含有溶質CH3COOH的物質的量相等，因此中和時所需NaOH的物質的量也相等，C、D不符合題意。
14. (2022·姜堰中學)常溫下，pH＝10的X、Y兩種堿溶液各1 mL，分別加水稀釋到 100 mL，其pH與溶液體積(V)的關系如右圖所示，下列有關說法正確的是(　D　)
A. 稀釋前，兩種堿溶液中溶質的物質的量濃度一定相等
B.稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強
C. 完全中和等體積的X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積VX＞VY
D. 若8[解析]　X、Y溶液的pH隨溶液體積變化的程度不同，則X、Y溶液的堿性強弱程度不同，因此稀釋前，兩種pH相等的堿溶液中溶質的物質的量濃度一定不相等，A錯誤；稀釋相同倍數后，X溶液的pH比Y溶液的小，即X溶液的堿性比Y溶液的堿性弱， B錯誤；X溶液的pH隨溶液稀釋變化快，所以X的堿性比Y強，起始時X、Y溶液的pH相等，則X溶液的溶質濃度小于Y溶液，完全中和等體積的X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積VX15．已知25 ℃時二元酸H2A的Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.1×10－15。下列說法正確的是(　B　)
A.在等濃度的H2A和NaHA溶液中，HA－的濃度相同
B.向0.1 mol/L H2A溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)至pH＝3，則H2A的電離度為0.013%
C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，則c(A2－)＞c(HA－)
D.取pH＝a的H2A溶液10 mL，加蒸餾水稀釋至100 mL，則該溶液pH＝a＋1
[解析]　在等濃度的H2A和NaHA溶液中，NaHA溶液中HA－的濃度遠大于H2A溶液中HA－的濃度，A錯誤；溶液中c(H＋)＝10－3mol/L，H2A電離程度較小，溶液中c(H2A)≈0.1 mol/L，Ka1＝＝1.3×10－7，c(HA－)＝1.3×10－5mol/L，c(HA－)≈c(H2A)電離，則H2A的電離度×100%＝1.3×10－4×100%＝0.013%，B正確；向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH＝11，＝7.1×10－15，則c(A2－)16. Ⅰ.現有常溫下的6份溶液：①0.01 mol/L CH3COOH溶液；②0.01 mol/L 鹽酸；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液；⑤0.01 mol/L CH3COOH 溶液與pH＝12的氨水等體積混合所得溶液；⑥0.01 mol/L鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合所得溶液。
(1)水的電離程度相同的是　②③④　(填序號)。
(2)若將②、③混合，所得溶液pH＝7，則消耗溶液的體積：②　＞　(填“>”“<”或“＝”，下同)③。
(3)將6份溶液同等稀釋10倍后，溶液的pH：①　＞　②，③　＞　④。
Ⅱ.在某溫度時，測得0.01 mol/L NaOH溶液的pH＝11。
(1)該溫度下水的離子積常數Kw＝　10－13　。
(2)在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液 V1 L 與pH＝b的硫酸V2 L混合。
①若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則V1∶V2＝　1∶10　。
②若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則 V1∶V2＝　10∶1　。
[解析]　Ⅰ.(1)酸和堿都會抑制水的電離，②③④對水的電離抑制程度相同。(2)因pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)>0.01 mol/L，故②與③混合時，欲使pH＝7，則需溶液體積：②>③。Ⅱ.(1)由題意知，溶液中 c(H＋)＝10－11 mol/L，c(OH－)＝0.01 mol/L，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。(2)①混合液為中性，則n(H＋)＝n(OH－)，c(H＋)·V2＝c(OH－)·V1,10－2·V2＝·V1，＝＝1∶10；②c(H＋)·V2＝c(OH－)·V1,10－b·V2＝·V1，＝＝1013－(a＋b)＝10，即V1∶V2＝10∶1。

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