2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)水的電離和溶液的pH值教案新人教版

1、2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)水的電離和溶液的pH值教案 新人教版【考綱要求】從水的電離平衡去理解水的離子積和溶液pH值的含義，掌握溶液 pH值跟氫離子濃度和溶液酸堿性的關(guān)系。了解指示劑的變色范圍，學(xué)會(huì)用pH試紙測(cè)定溶液的pH值。3掌握酸堿的pH值計(jì)算以及氫離子濃度和 pH值的互算。4通過水的離子積和溶液酸堿性等內(nèi)容的教學(xué)，對(duì)學(xué)生進(jìn)行矛盾的對(duì)立統(tǒng)一、事物間的相互關(guān)系和相互制約等辨證唯物主義觀點(diǎn)的教育。一、水的離子積1 定義H2OH+OH-Q, KW=c(H+) c(OH-)2 .性質(zhì) 在稀溶液中，KW只受溫度影響，而與溶液的酸堿性和濃度大小無關(guān)。 在其它條件一定的情況下，溫度升高，KW增

2、大，反之則減小。二、溶液的pH定義 pH= -lg c(H+),廣泛pH的范圍為014。注意：當(dāng)溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25C時(shí))表5-1 pH與溶液的酸堿性pH溶液的酸堿性pH7溶液呈堿性，pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)改變?nèi)芤簆H的常用方法表5-2改變?nèi)芤簆H的方法pH變化采取的措施pH增大加堿對(duì)于酸性溶液可加水稀釋pH減小加酸對(duì)于堿性溶液可加水稀釋注意：酸性溶液無限加水稀釋，pH只能接近于7,且仍小于7;堿性溶液無限加水稀釋時(shí)，pH只能接近于7,且仍大于7。4 .有關(guān)pH的計(jì)算 酸溶液中，c(H+)酸c(H+冰 KW;堿溶液

3、中，c(OH-)堿c(OH-)水 KW。強(qiáng)堿、強(qiáng)堿溶液稀釋的計(jì)算強(qiáng)酸溶液，pH (稀釋)=pH (原來)+lg n(n為稀釋的倍數(shù))強(qiáng)堿溶液，pH (稀釋)=pH (原來)-lg n(n為稀釋的倍數(shù))強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合后溶液的pH計(jì)算表5-3強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合時(shí)pH的計(jì)算混合物質(zhì)兩種溶液pH關(guān)系混合后溶液pHA、B均為酸pHApHBpHA+0.3A、B均為堿pHApHBpHB-0.3A是酸、B是堿pHA+pHB=147pHA+pHB14（酸剩余）pHB-0.3注意：酸堿溶液的 pH之差必須2,否則誤差較大。* (4) pH、c、的關(guān)系一元弱酸溶液中，pH=-lg c(H+)

4、=-lg(c)一元弱堿溶液中，pOH=-lg c(OH-)=-lg(c), pH=14-POH 注意：*部分為新教材中不作要求的部分。水的電離和溶液的 pH基礎(chǔ)知識(shí)一、水的電離1、 水是一種的電解質(zhì)，它能微弱電離生成和，其電離方程式為，通常簡寫為。2、 在25C時(shí)，1 L水的物質(zhì)的量約為mol，其中，只有mol H2O電離。水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，其表達(dá)式為Kw=, Kw隨溫度升高而，因?yàn)樗碾婋x是的過程。例如：25C時(shí)，Kw為1X 10-14 , 100 C時(shí)約為1X 10-12水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他水溶液。 不論是純水還是稀溶液，只要不變，Kw就不變。二、 溶液的酸

5、堿性和 pH1、在酸、堿溶液中，水的電離平衡被破壞，但 H+與OH的濃度乘積仍是。當(dāng)加酸時(shí)，水的電離平衡，c (H+) c (OH);當(dāng)加堿時(shí)，道理也如此，只是 c (OH)c (H+)。所以說，溶液酸、堿性的實(shí)質(zhì)是溶液中的c (H+)和c(OH)的相對(duì)大小問題。2、利用c (H+)和 c(OH)的相對(duì)大小判斷溶液的酸堿性： TOC o 1-5 h z 若c (H+)v c(OH ),則溶液呈;若c (H+)= c(OH),則溶液呈;若c (H+) c(OH ),則溶液呈。3、溶液酸堿性的表示方法 一一pH定義：pH =。意義：pH大小能反映出溶液中 c (H+)的大小，能表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱

6、。常溫下，pH7溶液呈，pH越小，溶液酸性越;pH每減小1個(gè)單位，c(H+)。當(dāng)溶液的酸堿性用pH表示時(shí)，其c (H+)的大小范圍一般為mol/L c (H+) pH 0。三、關(guān)于pH的計(jì)算(填寫計(jì)算式)1、單一溶液的 pH強(qiáng)堿0H-濃度為c(OH-):2、混合溶液的 pH兩強(qiáng)酸H+濃度分別為c1(H+)、c2 (H+),體積分別為VI、V2 混合：規(guī)律:強(qiáng)酸等體積混合：若 pH差2時(shí)，用較小的pH值兩強(qiáng)堿0H-濃度分別為cl(OH-)、c2 (0H-)體積分別為 VI、V2 混合：規(guī)律:強(qiáng)堿等體積混合：若 pH差2時(shí)，用較大的pH值強(qiáng)酸與強(qiáng)堿強(qiáng)酸：c(H+)、V1 ;強(qiáng)堿：c(OH-)、V2

7、混合 若完全中和：若酸過量：若堿過量：四、pH 的測(cè)定方法： pH 試紙、酸堿指示劑、 pH 計(jì)等。 鞏固練習(xí)一、選擇題重水(D20)離子積為1.6X 10-5,可以由pH 一樣的定義來規(guī)定 pD=-lgc(D+),下列敘述正 確的是( )溶解 O.OImolDCI 的 D2O 溶液 1L,其 pD=2.0中性溶液的 pD=7.0含 0.2mol 的 NaOD 的 D2O 溶液 2L,其 pD=12.0向100mL 0.25mol/L的DCl重水溶液中，加入50mL 0.2mol/L的NaOD的重水溶液，其pD=1.02 .下列說法正確的是()pH10VbB.Vb=10VaC.Vb10Va9

8、.下列四種溶液中，由水電離生成的氫離子濃度之比：是()pH=0的鹽酸O.1mol/L的鹽酸0.01mol/L的NaOH溶液pH=11的NaOH溶液A. 1： 10： 100： 1000B.0： 1： 12： 11C.14： 13： 12： 11D.14： 13： 2： 3*10.同溫度下的兩種氨水 A和B, A溶液的濃度是c mol/L，電離度為1; B溶液中NH4+ 為c mol/L，電離度為2。則下列判斷正確的是()A溶液中的OH-是B溶液中OH-的1倍1c(H+)c(B+)c(A-)B.c(OH-)c(H+)c(A-)c(B+)C.c(H+)c(OH-)c(A-)c(H+)=c(OH-)

9、弱酸HY溶液的pH=3.0,將其與等體積水混合后的pH范圍是()A.3.03.3B.3.3 3.5C.3.54.0D.3.74.3在平衡體系： H2SH+HS，-A.可能增大，也可能減小C減小HS-H+S2中，當(dāng)減小溶液 B.增大D.無變化pH 時(shí)，則硫離子濃度會(huì)()二、非選擇題*15. 若純水中水的電離度為 1， pH=x 的鹽酸中水的電離度為 2， pH=y 的氨水中水的電離度為 3， 兩溶液等體積混合后溶液中水的電離度為4,若x+y=14 (其中xw 6, y 8),則1、2、3、4從小到大的順序是:*16.在25C時(shí)，O.1mol/L NaR的溶液中水的電離度為1，在O.1mol/L鹽

10、酸中水的電離度為 2, TOC o 1-5 h z 若 1 : 2=109，則 O.1mol/L NaR 溶液的 pH 為。17 .已知濃度均為 O.1mol/L的8種溶液：HN03 H2SO4 HCOOH Ba(0H)2 NaOHCH3COONaKClNH4CI其溶液pH由小到大的順序是 。*18.已知25C時(shí)幾種物質(zhì)的電離度(溶液濃度為0.1mol/L )如下表：(已知H2SO4第一步電離是完全的)H2SO4溶液的H2SO4-NaHSO4溶液中的HSO4- CH3COOHHCI10%29%1.33%100%(1 ) 25 C時(shí)，0.1mol/L上述幾種溶液中c(H+)由大到小的順序是(填序

11、號(hào)，下同) TOC o 1-5 h z 25C時(shí)，pH相同的上述幾種溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是25C時(shí)，將足量的鋅粉投入等體積，pH等于1的上述幾種溶液中，產(chǎn)生 H2的體積(同溫同壓下)由大到小的順序是 25C時(shí)，0.1mol/l H2SO4溶液中HSO4-的電離度小于 0.1mol/L NaHSO4溶液中HSO4-的電 離度的原因是 。配制99C時(shí)的溶液100mL(KW=1X 10-12使其中c(OH-)為10-9mol/L ,除純水外，需要用pH=1 的鹽酸溶液mLo甲、乙兩瓶氨水的濃度分別為1mol/L和0.1mol/L，則甲、乙兩瓶氨水中c(OH-)之比(填大于、等于或小于)

12、10 o請(qǐng)說明理由。取體積相同(0.025L)的兩份0.10mol/L NaOH溶液，把其中一份放在空氣中一段時(shí)間后, 溶液的pH (填增大、減小或不變)，其原因是 o*22.將0.05mol/L的鹽酸溶液和未知濃度的氫氧化鈉溶液以1 : 2的體積比混合，所得混合溶液的pH為12。用上述氫氧化鈉溶液滴定pH為3的某一元弱酸溶液 20mL，達(dá)到終點(diǎn)時(shí)消耗氫氧化鈉溶液12.5mL試求：(1)氫氧化鈉溶液的物質(zhì)的量濃度。(2)此一元弱酸的物質(zhì)的量濃度。(3) 一元弱酸的電離度。23. NaOH和Ba(OH)2混合溶液的pH=14,取該溶液100mL,持續(xù)通 CO2,當(dāng)CO2通入體積為0.56L時(shí)生成

13、沉淀最多。試通過計(jì)算(氣體體積均指標(biāo)態(tài)，設(shè)溶液體積不發(fā)生改變)回答：(1)NaOH和Ba(OH)2的物質(zhì)的量濃度各是多少？ (2)當(dāng)通入CO2總體積為2.24升時(shí)，溶液中各離子(除H+、OH-)物質(zhì)的量濃度各是多少？24.將磷酸溶液逐漸滴加到60mL的氫氧化鋇溶液中，其溶液的pH與所加磷酸的體積之間的關(guān)系如下圖所示(溶液的總體積看作原溶液體積與滴加入的溶液體積之和)。(2) pH為P時(shí)，溶液中c(OH-)。水的電離和溶液的 pH 基礎(chǔ)知識(shí)參考答案 一、水的電離1、水是一種 極弱 的電解質(zhì)，它能微弱電離生成 H3O+ 和 OH- ，其電離方程式為 H2O +H2O H3O+OH- ，通常簡寫為

14、H2OH+ + OH- 。2、在25C時(shí)，1 L純水的物質(zhì)的量約為 55.56 mol，其中，只有 1 X 10-7 mol H2O電離。水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，其表達(dá)式為Kw= c (H+)c(OH ) , Kw隨溫度升高而 增 大，因?yàn)樗碾婋x是 吸熱 的過程。例如：25 C時(shí)，Kw為1X 10-14 , 100 C時(shí)約為1X 10-12 水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他水溶液。不論是純水還是稀溶液，只要溫度不變， Kw 就不變。二、溶液的酸堿性和 pH1、在酸、堿溶液中，水的電離平衡被破壞，但 H+與OH的濃度乘積仍是常數(shù)。當(dāng)加酸時(shí)，水的電離平衡向左移動(dòng)，c (H+) c

15、(OH );當(dāng)加堿時(shí)，道理也如此，只是 c (OH) c (H+)。所以說，溶液酸、堿性的實(shí)質(zhì)是溶液中的c (H+和c(OH)的相對(duì)大小問題。2、利用c (H+)和 c(OH)的相對(duì)大小判斷溶液的酸堿性：若c (H+)v c(OH ),則溶液呈 堿性 ；若c (H+)= c(OH-)，則溶液呈中性若c (H+) c(OH ),則溶液呈 酸性。3、溶液酸堿性的表示方法 -pH(1)定義： pH=lgc(H+)。意義：pH大小能反映出溶液中 c (H+)的大小，能表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱。常溫下， pH7 溶液呈 酸性 ， pH 越小，溶液酸性越 強(qiáng) ； pH 每減小 1 個(gè)單位， c (H+)增大

16、10 倍。當(dāng)溶液的酸堿性用 pH表示時(shí)，其c (H+)的大小范圍一般為1 X 10-14 mol/L pH 0。三、關(guān)于pH的計(jì)算(填寫計(jì)算式)1 、單一溶液的 pH強(qiáng)堿OH-濃度為 c(OH-): c(H+)=Kw/ c(OH-), pH= lgc(H+) 2、混合溶液的 pH兩強(qiáng)酸H+濃度分別為c1(H+)、c2 (H+),體積分別為V1、V2 混合: c(H+)混 = c1(H+) V1+ c2 (H+) V2/( V1+V2) , pH = lgc(H+)混 規(guī)律:強(qiáng)酸等體積混合：若pH差2時(shí)，用較小的pH值 加0.3兩強(qiáng)堿OH-濃度分別為c1(OH-)、c2 (OH-)體積分別為 V

17、1、V2 混合：c(OH-)混=c1(OH-) V1+ c2 (OH-) V2/( V1+V2) , c(H+)混 =Kw/ c(OH-)混，pH= lgc(H+)混規(guī)律:強(qiáng)堿等體積混合：若pH差2時(shí)，用較大的pH值 減0.3強(qiáng)酸與強(qiáng)堿強(qiáng)酸：c(H+)、V1 ;強(qiáng)堿：c(OH-)、V2混合若完全中和：pH = 7若酸過量：c(H+)余=c(H+) V1-c (OH-) V2/( V1+V2), pH= lgc(H+)余若堿過量：c(OH-)余 = c(OH-) V2-c (H+) V1/( V1+V2), c(H+)=Kw/ c(OH-)余，pH = lgc(H+)四、pH 的測(cè)定方法： pH

18、 試紙、酸堿指示劑、 pH 計(jì)等。鞏固練習(xí)參考答案AD 2.B 3.A 4.C 5.D 6.B 7.D 8.D 9.A10.AC 11.D12.C 13.A14.A15.2=34116.10 17.18.(1)(2)(3)(4)在稀H2SO4溶液中，由 H2SO4電離H+,能抑制 HS04-的電離，促使 HSO4-H+SO42平衡向左 移動(dòng)，而在NaHSO4溶液中不存在上述的作用19.1甲瓶氨水的濃度是乙瓶氨水的10倍，故甲瓶氨水的電離度比乙瓶氨水的電離度小，所以甲、乙兩瓶氨水中OH-之比小于10減小，NaOH與空氣中的CO2反應(yīng)，造成NaOH濃度減少，故溶液的 pH減小。( 1)0.025m

19、ol/L(2)0.04mol/L(3)4% 23.(1)0.5mol/L,0.25mol/L(2)Na+為 0.5mol/L ,Ba2+為 0.25mol/L,HCO3-為 1mol/L 24.(1)0.3g(2)0.0375mol/L2019-2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)水的電離和溶液的pH值精品教案 新人教版【考綱要求】從水的電離平衡去理解水的離子積和溶液pH值的含義，掌握溶液 pH值跟氫離子濃度和溶液酸堿性的關(guān)系。了解指示劑的變色范圍，學(xué)會(huì)用pH試紙測(cè)定溶液的pH值。3掌握酸堿的pH值計(jì)算以及氫離子濃度和pH值的互算。4通過水的離子積和溶液酸堿性等內(nèi)容的教學(xué)，對(duì)學(xué)生進(jìn)行矛盾的對(duì)立統(tǒng)一、事物

20、間的相互 關(guān)系和相互制約等辨證唯物主義觀點(diǎn)的教育。一、水的離子積1 定義H2OH+OH-Q, KW=c(H+) c(OH-)性質(zhì)在稀溶液中，KW只受溫度影響，而與溶液的酸堿性和濃度大小無關(guān)。 在其它條件一定的情況下，溫度升高，KW增大，反之則減小。二、溶液的pH定義pH= -lg c(H+),廣泛pH的范圍為014。注意：當(dāng)溶液中c(H+)或 c(OH-)大于1mol時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性。pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25 C時(shí))表5-1 pH與溶液的酸堿性pH溶液的酸堿性pH73 .改變?nèi)芤簆H的常用方法 表5-2改變?nèi)芤簆H的方法溶液呈堿性，pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)pH變化采取的措施pH

21、增大加堿對(duì)于酸性溶液可加水稀釋pH減小加酸對(duì)于堿性溶液可加水稀釋注意：酸性溶液無限加水稀釋，pH只能接近于7,且仍小于7;堿性溶液無限加水稀釋時(shí)，pH只能接近于7,且仍大于7。4.有關(guān)pH的計(jì)算 酸溶液中，c(H+)酸c(H+)水 KW;堿溶液中，c(OH-)堿c(OH-)水 KW。強(qiáng)堿、強(qiáng)堿溶液稀釋的計(jì)算強(qiáng)酸溶液，pH (稀釋)=pH (原來)+lg n(n為稀釋的倍數(shù))強(qiáng)堿溶液，pH (稀釋)=pH (原來)-lg n(n為稀釋的倍數(shù))(3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合后溶液的pH計(jì)算混合物質(zhì)兩種溶液pH關(guān)系混合后溶液pHA、B均為酸pHApHBpHA+0.3A、B均為堿pHApHBpHB

22、-0.3A是酸、B是堿pHA+pHB=147pHA+pHB14（酸剩余）pHB-0.3表5-3強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液兩兩等體積混合時(shí)pH的計(jì)算注意：酸堿溶液的pH之差必須2,否則誤差較大。* (4) pH、c、的關(guān)系一元弱酸溶液中，pH=-lg c(H+)=-lg(c)一元弱堿溶液中，pOH=-lg c(OH-)=-lg(c), pH=14-POH注意：*部分為新教材中不作要求的部分。水的電離和溶液的 pH基礎(chǔ)知識(shí)一、水的電離1、 水是一種的電解質(zhì)，它能微弱電離生成和為，通常簡寫為2、 在25 C時(shí)，1 L水的物質(zhì)的量約為mol，其中，只有水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，其表達(dá)式為Kw=，其電離方程式

23、mol H2O 電離。,Kw隨溫度升高,因?yàn)樗碾婋x是的過程。例如：25C時(shí)，Kw為1X 10-14 , 100C時(shí)約為ix 10-12水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他水溶液。不論是純水還是稀溶液，只要 不變， Kw 就不變。二、溶液的酸堿性和 pH1、在酸、堿溶液中，水的電離平衡被破壞，但 H+與0H 的濃度乘積仍是。當(dāng)加酸時(shí)，水的電離平衡，c (H+) c (OH);當(dāng)加堿時(shí)，道理也如此，只是c (OH)c (H+)。所以說，溶液酸、堿性的實(shí)質(zhì)是溶液中的 c (H+)和c(OH)的相對(duì)大小問題。2、利用c (H+)和 c(OH)的相對(duì)大小判斷溶液的酸堿性： TOC o 1-5 h z

24、 若c (H+)v c(OH)，則溶液呈； 若c (H+)= c(OH-)，則溶液呈；若c (H+) c(OH)，則溶液呈。3、溶液酸堿性的表示方法 pH(1)定義：pH =。意義：pH大小能反映出溶液中 c (H+)的大小，能表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱。常溫下， pH7 溶液呈， pH 越小，溶液酸性越； pH 每減小 1 個(gè)單位， c(H+)。當(dāng)溶液的酸堿性用 pH表示時(shí)，其c (H+)的大小范圍一般為mol/L c (H+) pH 0。三、關(guān)于 pH 的計(jì)算 (填寫計(jì)算式 )1 、單一溶液的 pH強(qiáng)堿OH-濃度為c(OH-):2、混合溶液的 pH兩強(qiáng)酸H+濃度分別為c1(H+)、c2 (H+)

25、,體積分別為VI、V2 混合：規(guī)律:強(qiáng)酸等體積混合：若 pH差2時(shí)，用較小的pH值兩強(qiáng)堿OH-濃度分別為cl(OH-)、c2 (OH-),體積分別為 VI、V2 混合：規(guī)律:強(qiáng)堿等體積混合：若 pH差2時(shí)，用較大的pH值強(qiáng)酸與強(qiáng)堿強(qiáng)酸：c(H+)、V1 ;強(qiáng)堿：c(OH-)、V2混合若完全中和：若酸過量：若堿過量：四、pH 的測(cè)定方法： pH 試紙、酸堿指示劑、 pH 計(jì)等。鞏固練習(xí)一、選擇題重水(D2O)離子積為1.6X 10-5,可以由pH 一樣的定義來規(guī)定 pD=-lgc(D+),下列敘述 正確的是( )溶解 0.01molDCI 的 D2O溶液 1L,其 pD=2.0中性溶液的 pD=

26、7.0含 0.2mol 的 NaOD 的 D2O 溶液 2L,其 pD=12.0向100mL 0.25mol/L的DCl重水溶液中，加入50mL 0.2mol/L的NaOD的重水溶液，其pD=1.0下列說法正確的是()pH()A.5 x 10-13mol/LB.0.02mol/LC.1 x 10-7mol/LD.1 x 10-12mol/L 用 pH 試紙測(cè)定某無色溶液的pH 時(shí)，規(guī)范的操作是( )將pH試紙放入溶液中觀察其顏色變化，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較將溶液倒在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 用干燥的潔凈玻璃棒蘸取溶液，滴在pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較D.在試管內(nèi)放入少量溶液，煮沸，把pH試紙放在

27、管口，觀察顏色，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較5.有甲、乙兩種溶液，的關(guān)系是( )甲溶液的 pH 是乙溶液的兩倍，則甲溶液中c(H+)與乙溶液中c(H+)A.2 : 1B.100 : 1C.1 : 100D.無法確定6.水是一種極弱的電解質(zhì)，在室溫下平均每 值是( )n 個(gè)水分子只有一個(gè)分子發(fā)生電離，則 nA.1 x 10-14B.55.6 x 107C.107D.55.6*7.在 0.1mol/L 醋酸溶液中，要使醋酸的電離度和溶液的 離子濃度增大，可加入的試劑是()pH 都減小，同時(shí)又使醋酸根A.CH3COO Na濃溶液C.1mol/L 硫酸溶液1mol/L 氨水2mol/LCH3COOH 溶液等量的苛

28、性鈉溶液分別用 pH=2 和 pH=3 的醋酸溶液中和， 設(shè)消耗醋酸溶液的體積依 次為Va、Vb，則兩者的關(guān)系正確的是()A.Va10VbB.Vb=10VaC.Vb10Va下列四種溶液中，由水電離生成的氫離子濃度之比：是()pH=O的鹽酸0.1mol/L的鹽酸0.01mol/L的NaOH溶液pH=11的NaOH溶液A. 1： 10： 100： 1000B.0： 1： 12： 1114： 13： 12： 11D.14： 13： 2： 3 TOC o 1-5 h z *10.同溫度下的兩種氨水 A和B, A溶液的濃度是c mol/L ,電離度為1; B溶液中NH4+ 為c mol/L ,電離度為2

29、。則下列判斷正確的是()A溶液中的OH-是B溶液中OH-的1倍1c(H+)c(B+)c(A-)B.c(OH-)c(H+)c(A-)c(B+)C.c(H+)c(OH-)c(A-)c(H+)=c(OH-)13.弱酸HY溶液的pH=3.0,將其與等體積水混合后的pH范圍是()A.3.0 3.3B.3.3 3.5C.3.54.0D.3.74.314.在平衡體系： H2SH+HS-A.可能增大，也可能減小C減小HS-H+S2中，當(dāng)減小溶液 pH時(shí)，則硫離子濃度會(huì)()B.增大D.無變化二、非選擇題*15.若純水中水的電離度為 1, pH=x的鹽酸中水的電離度為 2 , pH=y的氨水中水的電離度為3，兩溶

30、液等體積混合后溶液中水的電離度為4,若x+y=14 (其中xw6, y8),則1、2、3、4從小到大的順序是：。*16.在25C時(shí)，O.1mol/L NaR的溶液中水的電離度為1,在O.1mol/L鹽酸中水的電離度為 2, TOC o 1-5 h z 若 1 : 2=109，貝U 0.1mol/L NaR 溶液的 pH 為。17.已知濃度均為 O.1mol/L的8種溶液：HNO3 H2SO4 HCOOH Ba(OH)2 NaOHCH3COONa KCl NH4CI其溶液 pH 由小到大的順序是*18.已知25C時(shí)幾種物質(zhì)的電離度(溶液濃度為0.1mol/L )如下表：(已知H2SO4第一步電離

31、是完全的)H2SO4溶液的H2SO4-NaHSO4溶液中的HSO4- CH3COOHHCI10%29%1.33%100%(1) 25 C時(shí)，0.1mol/L上述幾種溶液中c(H+)由大到小的順序是(填序號(hào)，下同) TOC o 1-5 h z 25C時(shí)，pH相同的上述幾種溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是 。 25C時(shí)，將足量的鋅粉投入等體積，pH等于1的上述幾種溶液中，產(chǎn)生H2的體積(同溫同壓下)由大到小的順序是 。25C時(shí)，0.1mol/l H2SO4 溶液中 HSO4的電離度小于 0.1mol/L NaHSO4 溶液中 HSO4的電離度的原因是。配制99C時(shí)的溶液 100mL(KW=1X

32、 10-12使其中c(OH-)為10-9mol/L，除純水外，需要用 pH=1的鹽酸溶液mLo甲、乙兩瓶氨水的濃度分別為 1mol/L和0.1mol/L,則甲、乙兩瓶氨水中c（OH-）之比（填大于、等于或小于）10。請(qǐng)說明理由。取體積相同（0.025L）的兩份0.10mol/L NaOH溶液，把其中一份放在空氣中一段時(shí)間后，溶液的pH （填增大、減小或不變），其原因是 。*22.將0.05mol/L的鹽酸溶液和未知濃度的氫氧化鈉溶液以 1 : 2的體積比混合，所得混合溶 液的pH為12。用上述氫氧化鈉溶液滴定 pH為3的某一元弱酸溶液 20mL,達(dá)到終點(diǎn)時(shí)消耗 氫氧化鈉溶液12.5mL。試求：

33、（1）氫氧化鈉溶液的物質(zhì)的量濃度。 （2）此一元弱酸的物質(zhì) 的量濃度。（3） 元弱酸的電離度。NaOH和Ba（OH）2混合溶液的pH=14,取該溶液100mL，持續(xù)通CO2,當(dāng)CO2通入體積為0.56L時(shí)生成沉淀最多。試通過計(jì)算（氣體體積均指標(biāo)態(tài)，設(shè)溶液體積不發(fā)生改變）回答：（1） NaOH和Ba（OH）2的物質(zhì)的量濃度各是多少？ （2）當(dāng)通入CO2總體積為2.24升時(shí)，溶液中各離子（除 H+、OH-）物質(zhì)的量濃度各是多少？ 將磷酸溶液逐漸滴加到60mL的氫氧化鋇溶液中，其溶液的pH與所加磷酸的體積之間的關(guān)系如下圖所示（溶液的總體積看作原溶液體積與滴加入的溶液體積之和）。叫2040 H3PO4

34、pH為P時(shí)，生成沉淀的質(zhì)量;pH為P時(shí)，溶液中c（OH-）。水的電離和溶液的 pH 基礎(chǔ)知識(shí)參考答案 一、水的電離1、水是一種 極弱 的電解質(zhì)， 它能微弱電離生成 H3O+ 和 OH- ，其電離方程式為 H2O +H2O H3O+OH- ，通常簡寫為 H2O H+ + OH- 。2、在25 C時(shí)，1 L純水的物質(zhì)的量約為55.56 mol，其中，只有 1X 10-7 mol H2O電離。水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，其表達(dá)式為Kw= c (H+) - c(OH) , Kw隨溫度升高而增大，因?yàn)樗碾婋x是 吸熱 的過程。例如：25 C時(shí)，Kw為1 X 10-14 , 100 C時(shí)約為 1 X 10-12水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他水溶液。不論是純水還是稀溶液，只 要 溫度 不變， Kw 就不變。二、溶液的酸堿性和 pH1、在酸、堿溶液中，水的電離平衡被破壞，但H+與OH 的濃度乘積仍是常數(shù)。當(dāng)加酸時(shí)，水的電離平衡向左移動(dòng)，c (H+) c (OH);當(dāng)加堿時(shí)，道理也如此，只是c(OH ) c (H+)。所以說，溶液酸、堿性的實(shí)質(zhì)是溶液中的c (H+)和c(OH)的相對(duì)大小問題。2、利用c (H+)和 c(OH)的相對(duì)大小判斷溶液的酸堿性：若c (H+)v c(OH)，則溶液呈堿性 ; 若c (H+)= c(OH)，則溶液呈中性 ;若c (H+) c(OH)，