高中化学考点45 溶液的酸碱性及pH-备战2022年高考化学考点一遍过

考点45 溶液的酸碱性及pH

一、溶液的酸碱性与pH

1．溶液的酸碱性(25 ℃时)

溶液的酸碱性c(H+)与c(OH－) 比较c(H+)大小pH

酸性溶液c(H+)>c(OH－) c(H+)>1×10－7mol·L－1<7

中性溶液c(H+)=c(OH－) c(H+)=1×10－7mol·L－1=7

碱性溶液c(H+)7 提醒：pH＝7或c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7或c(H＋)＝10－7 mol·L－1溶液呈中性，100 ℃时pH＝6或c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1呈中性。

2．溶液的pH

（1）定义：pH=−lg c(H+)。

（2）pH 与溶液的酸碱性的关系

①25 ℃，纯水的pH=7，溶液呈中性；pH<7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈碱性。

②pH表示溶液的酸碱性及其强弱：25 ℃时，pH(<7)越小，溶液的酸性越强；pH(>7)越大，溶液的碱性越强。

（3）pH的适用范围

常温下，当溶液的酸碱性用pH表示时，一般情况下，1×10−14 mol·L−1pH>0。pH=0的溶液中并非无H+，而是c(H+)=1 mol·L−1；pH=14的溶液中并非无OH−，而是c(OH−)=1 mol·L−1。

当c(H+)>1 mol·L−1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c(H+)或c(OH−)直接表示溶液的酸碱性更方便。

注意：（1）未指明温度时，pH=7不代表溶液呈中性，如100 ℃时，pH=6为中性溶液。

（2）溶液的酸碱性也可以用pOH表示：pOH=−lg c(OH−)。因为常温下，c(OH−)·c(H+)=10−14，若两边均取负对数得：pH+pOH=14。

3．pH的测定方法

（1）pH试纸法

pH试纸的使用方法：取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读出数值。

pH试纸的种类：常用的pH试纸有广泛pH试纸(pH范围为1~14或0~10，可识别的pH差值约为1)和精密pH试纸(pH范围较窄，可识别的pH差值为0.2或0.3)。

（2）pH计法

常用pH计来精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。

（3）常用酸碱指示剂及其变色范围

指示剂pH及变色范围

甲基橙

石蕊

酚酞

注意：

（1）pH试纸不能伸入待测液中。

（2）pH试纸不能事先润湿(润湿相当于将溶液稀释)。用pH试纸测定的是一个粗略结果。

（3）用广泛pH试纸测出溶液的pH是整数，而不会是3.1、5.2等小数。

二、溶液的酸碱性及pH的计算

1．溶液pH的计算

（1）类型方法

①单一溶液

溶液类型相关计算

强酸（H n A）设H n A的浓度为c mol/L，则c(H+)=nc mol/L，pH=−lg c(H+)=−lg nc

强碱［B(OH)n］

溶液设B(OH)n的浓度为c mol/L，则c(OH−)=nc mol/L，c(H+)=

14

W

1.010

(OH)

K

c nc

-

-

⨯

=

mol/L，pH=−lg c(H+)=14+lg nc

②混合溶液

溶液类型 相关计算

两种强酸混合

11122

12

2()()()()pH (H H H H )H c c V c V c V V c ++++

+

+⇒=⇒+⎫⎪

⎬⎪⎭

强酸：强酸：

两种强碱混合

11122

12

2w OH OH ()()()()()()

()OH OH H pH OH OH c K c V c V c c V V c c ----

+--

+=

⇒=

+⇒⇒⎫⎪⎬⎪⎭

强碱：强碱：

强酸强碱混合

恰好完全

反应

pH=7（25℃）

酸过量

c (H ＋

)=

1122

12

H OH ()()pH c V c V V V +--+⇒

碱过量

c (OH −)=

2211

12

w OH H H p ()H OH ()()()

K c V c V c V V c -++-

-=

⇒+⇒

（2）基本思路

2．酸碱混合的有关规律

（1）等体积的强酸（pH 1）与强碱（pH 2）混合(25 ℃) 若混合前pH 1+ pH 2>14，则混合后溶液呈碱性，pH 混>7； 若混合前pH 1+ pH 2=14，则混合后溶液呈中性，pH 混=7； 若混合前pH 1+ pH 2<14，则混合后溶液呈酸性，pH 混<7。

（2）强酸（pH 1）与强碱（pH 2）混合呈中性时，二者的体积关系(25 ℃)

若pH1+ pH2=14，则V酸=V碱；

若pH1+ pH2≠14，则

2

1

pH14

pH

OH10

H10

=

c

c

V

V

--

-

+

==

酸

碱

碱

酸

（）

（）

12

pH+pH14

10-。

（3）等体积的强酸（pH1）与弱碱（pH2）混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱碱过量，pH混>7。

（4）等体积的弱酸（pH1）与强碱（pH2）混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱酸过量，pH混<7。

注意事项

（1）一般情况下，若ΔpH（pH的差值）≥2的两种强酸溶液等体积混合，pH=pH小+0.3；若ΔpH≥2的两种强碱溶液等体积混合，pH=pH大−0.3(相当于把pH小的酸溶液或pH大的碱溶液稀释到了原来的2倍)。

（2）酸按酸，碱按碱，同强混合在之间；异强混合看过量。若是碱碱混合或者酸碱混合且碱过量，一定要先算c(OH−)，再算c(H＋)及pH，或先算c(OH−)，再算pOH、pH。

三、溶液稀释时pH的变化规律

1．常温下酸、碱的稀释规律

注：表中a+n<7，b−n>7。

2．酸、碱的无限稀释规律

常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。

注意：

（1）对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸（或强碱）溶液的pH 变化幅度大。这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中的H＋(或OH‒)的数目（水电离出的除外）不会增多，而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离平衡向右移动，溶液中H＋(或OH‒)的数目还会增多。将pH相同的强酸和弱酸稀释后pH仍相同，则弱酸中所加的水比强酸中的多（2）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱），稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸（或强碱）稀释后pH的变化幅度大。

考向一溶液酸碱性的判断

典例1室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是

A．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合

B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合

C．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合

D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合

【解析】A项，pH＝3的醋酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L －1，由于醋酸为弱酸，则醋酸过量，在室温下等体积混合后，pH＜7，正确；B项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，酸碱都是强电解质，在室温下等体积混合后，pH＝7，错误；C项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L －1，由于NH3·H2O为弱碱，则碱过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，错误；D项，pH＝3的硫酸中c(H ＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于NH3·H2O为弱碱，则碱过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，错误。

【答案】A

1．为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度(AG)的概念，AG=lg

()

()

O

H

H

c

c

+

-

，则下列叙述不正确的是

A．中性溶液的AG=0

B．酸性溶液的AG>0

C．常温下0.1 mol·L−1氢氧化钠溶液的AG=−12

D．常温下0.1 mol·L−1盐酸的AG=−12

溶液酸碱性判断时的易错提醒

（1）判断溶液酸碱性的依据是c(H+)与c(OH−)的相对大小，若c(H+)=c(OH−)，则溶液呈中性。

（2）pH=7或c (H +)=10−7mol·L −1的溶液不一定呈中性，因水的电离平衡与温度有关。常温时，pH=7呈中性；100 ℃时，pH=6呈中性。

（3）溶液中c (H +)越小，c (OH −)越大，溶液的酸性越弱，碱性越强；溶液中c (H +)越大，c (OH −)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱。

（4）室温下，已知酸和碱pH 之和的溶液等体积混合 ①两强混合

a ．若pH 之和等于14，则混合后溶液显中性，pH ＝7。

b ．若pH 之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。

c ．若pH 之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。 ②一强一弱混合——“谁弱显谁性”

pH 之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。

考向二 溶液pH 的计算

典例1 （1）已知T ℃，K w ＝1×

10－13，则T ℃________25 ℃(填“＞”“＜”或“＝”)。在T ℃时将pH ＝11的NaOH 溶液a L 与pH ＝1的硫酸b L 混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH ＝10，则a ∶b ＝________。

（2）25 ℃时，有pH ＝x 的盐酸和pH ＝y 的氢氧化钠溶液(x ≤6，y ≥8)，取a L 该盐酸与b L 该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，求：

①若x ＋y ＝14，则a /b ＝________(填数据)； ②若x ＋y ＝13，则a /b ＝________(填数据)；

③若x ＋y ＞14，则a /b ＝________________(填表达式)。

④该盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH(x 、y )的关系式为________________(填表达式)。 【解析】（1）水的离子积常数随温度升高而增大，故T ℃＞25 ℃；T ℃下，pH ＝11的氢氧化钠溶液，c (OH －

)为0.01 mol·L －1

；pH ＝1的硫酸溶液c (H ＋

)＝0.1 mol·L －1

，混合后所得溶液的pH ＝10，0.01×a －0.1×b

a ＋b

＝10－3，a ∶b ＝101∶9；

（2）pH ＝x 的盐酸和pH ＝y 的氢氧化钠溶液(x ≤6，y ≥8)，取a L 该盐酸与b L 该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，则有a ×

10－x

＝b ×10－14＋y

；a b ＝10－14＋x ＋y

，①x ＋y ＝14，则a b ＝1；②x ＋y ＝13，则a

b ＝0.1；③x

＋y ＞14，则a

b ＝10－14＋x ＋

y ；④盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH(x 、y )的关系式为x ＋y ＝14＋lg a b 。

【答案】（1）＞ 101∶9 （2）①1 ②0.1 ③10x ＋y －14 ④x ＋y ＝14＋lg a

b

2．计算25 ℃时，下列溶液的pH 。 （1）0.005 mol·

L −1的H 2SO 4溶液； （2）0.005 mol·

L −1的Ba(OH)2溶液； （3）0.1 mol·

L −1的HA 溶液[K a (HA)=1×10−5]； （4）0.1 mol·

L −1的MOH 溶液(有1%的MOH 已电离)。 3．求室温下，下列溶液的pH(忽略混合后溶液体积的变化，已知lg 2=0.3，lg 5=0.7)。 （1）pH=1的盐酸与等体积蒸馏水混合； （2）pH=13的NaOH 溶液与等体积蒸馏水混合；

（3）pH=13的NaOH 溶液与pH=11的NaOH 溶液等体积混合； （4）pH=1的盐酸与pH=3的盐酸等体积混合； （5）pH=3的盐酸与pH=13的NaOH 溶液等体积混合； （6）pH=1的盐酸与pH=11的NaOH 溶液等体积混合。

溶液pH 计算的方法与类型

（1）计算方法

①酸按酸c (H +)：酸溶液→c (H +)→pH 。

②碱按碱c (OH −)：碱溶液→c (OH −)→c (H +)→pH 。

③同强相混0.3——即25 ℃时两强酸等体积混合，pH=pH 小+0.3；两强碱等体积混合，pH=pH 大−0.3。 ④异强相混看过量——强酸强碱混合先判断过量。

⑤无限稀释“7”为限——酸碱无限稀释，最终溶液都接近中性。 （2）混合溶液pH 的计算类型(混合后溶液体积变化忽略)

①两种强酸混合：直接求出c 混(H +)，再据此求pH 。c 混(H +)= 112

212

(H )(H )c V c V V V ++

++。

②两种强碱混合：先求出c 混(OH −)，再据K W 求出 c 混(H +)，最后求pH 。

c 混(OH −)= 112

212

(OH )(OH )c V c V V V --

++ ③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H +或OH −的浓度，最后求pH ，c 混(H +)或 c 混(OH −)=

(H )(OH )c V c V V V +--+酸碱碱

酸酸碱

。

1．常温下0.1mol·L −1醋酸溶液的pH=a ，下列能使溶液pH=（a+1）的措施是 A ．将溶液稀释到原体积的2倍 B ．加入适量的醋酸钠固体 C ．加入等体积0.2 mol·L −1盐酸 D ．加少量冰醋酸

2．将pH ＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液，pH 都升高了1，则加入的水与NaOH 溶液的体积比为 A ．9 B ．10 C ．11

D ．12

3．常温下，pH ＝a 和pH ＝b 的两种NaOH 溶液，已知b ＝a ＋2，则将两种溶液等体积混合后，所得溶液的pH 接近于 A ．a －lg 2 B ．b －lg 2 C ．a ＋lg 2

D ．b ＋lg 2

4．下图是对10mL 一定物质的量浓度的盐酸用一定物质的量浓度的NaOH 溶液滴定的图像，依据图像推出盐酸和NaOH 溶液的物质的量浓度是下表内各组中的

选项

A B C D

溶液

c(HCl)/mol·L－10.12 0.04 0.03 0.09

c(NaOH)/mol·L－0.04 0.12 0.09 0.03

5．室温下，有关pH计算结果一定正确的是

①强酸pH=a，加水稀释到10n倍，则pH=a+n

②弱酸pH=a，加水稀释到10n倍，则pH

③强碱pH=b，加水稀释到10n倍，则pH=b−n

④弱碱pH=b，加水稀释到10n倍，则pH>b−n(b−n>7)

A．①②B．②③C．③④D．②④

6．下列说法中正确的是

A．25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于100 ℃时NaCl溶液的K w

B．常温下，pH均为5的醋酸和硫酸铝两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度之比为1∶104

C．根据溶液的pH与酸碱性的关系，推出pH＝6.8的溶液一定显酸性

D．100 ℃时，将pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液显中性

7．常温下，关于溶液稀释的说法正确的是

A．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水稀释为2 L，pH＝13

B．pH＝3的醋酸溶液加水稀释100倍，pH＝5

C．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1

D．pH＝8的NaOH溶液加水稀释100倍，其pH＝6

8．在T℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸(T℃)，测得混合溶液的部分pH如下表所示：

序号NaOH溶液体积盐酸体积溶液pH

假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为

A．1B．4

C．5 D．6

9．已知在100 ℃时水的离子积K w＝1×10－12(本题涉及溶液的温度均为100 ℃)。下列说法中正确的是A．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝2

B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11

C．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性

D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝9的NaOH溶液100 mL

10．物质的量浓度相同的下列溶液：①醋酸钠②硫酸③氯化钠④硫酸氢钠⑤氯化铵⑥氢氧化钠，按pH由小到大的顺序排列的是

A．②④⑤③⑥①B．④②⑤③①⑥

C．②④⑤③①⑥D．⑥①③⑤④②

11．25 ℃时，0.1 mol·L－1的3种溶液：①盐酸、②氨水、③CH3COONa溶液。下列说法中，不正确的是A．3种溶液中pH最小的是①

B．3种溶液中水的电离程度最大的是③

C．①与②等体积混合后溶液显酸性

D．①与③等体积混合后：c(Na＋)>c(Cl－)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)

12．现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是

A．③④中分别加入适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大

B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c(H+)＞c(OH-)

C．V1 L④和V2 L②混合，若混合后溶液pH=7，则V1=V2

D．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH：①＞②＞③＞④

13．已知H 2A 为二元弱酸，室温下向100.0 mL 0.1 mol·L －

1H 2A 溶液中加入不同质量的NaOH 固体，pH 变化如下表(不考虑溶液体积变化)。下列分析正确的是

m (NaOH)/g

0 0.4 0.8 1.2 pH

3.8

8.3

12.0

13.2

A ．H 2A 第一步电离K 1的数量级为10－

8 B ．上述过程中水的电离程度一直增大

C ．m (NaOH)＝0.6 g 时，c (Na ＋

)>c (A 2－

)>c (HA －

)>c (OH －

)>c (H ＋

) D ．若溶液中加NaOH 至c (HA －)c (A 2

－)

＝100时，c (OH －)>100 c (H ＋

) 14．常温下，两种一元碱MOH 和ROH 的溶液分别加水稀释，溶液pH 的变化如图所示，下列叙述不正确

的是

A ．MOH 是一种弱碱

B ．在x 点，c (M +)=c (R +)

C ．稀释前，c (ROH)=10c (MOH)

D ．稀释前MOH 溶液和ROH 溶液中由水电离出的c (OH −) 前者是后者的 10倍 15．（1）体积相同，浓度均为0.2 mol·L

－1

的盐酸和CH 3COOH 溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH 分

别变成m 和n ，则m 与n 的关系为________。 （2）体积相同，浓度均为0.2 mol·L

－1

的盐酸和CH 3COOH 溶液，分别加水稀释m 倍、n 倍，溶液的pH

都变成3，则m 与n 的关系为________。

（3）体积相同，pH 均等于1的盐酸和CH 3COOH 溶液，分别加水稀释m 倍、n 倍，溶液的pH 都变成3，则m 与n 的关系为________。

（4）体积相同，pH 均等于13的氨水和NaOH 溶液，分别加水稀释100倍，溶液的pH 分别为m 和n ，则m 和n 的关系为________。

16．已知水在25℃和95℃时，其电离平衡曲线如图所示：

（1）95℃时，水的电离平衡曲线应为B ，请说明理由______。

25℃时，将pH=9的NaOH 溶液与pH=4的硫酸溶液混合，所得混合溶液的pH=7，则NaOH 溶液与硫酸溶液的体积比为______。

（2）95℃时，若100体积pH=a 的某强酸溶液与1体积pH=b 的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a 与b 之间应满足的关系是______。

（3）曲线A 所对应的温度下，pH=2的HCl 溶液和pH=11的某BOH 溶液中，若水的电离程度分别用α1、α2表示，则α1______α2(填“大于”、“小于”、“等于”或“无法确定”)。

（4）曲线B 对应温度下，将0.02mol/LBa(OH)2溶液与等物质的量浓度的NaHSO 4溶液等体积混合后，混合溶液的pH=________。

1．[2015海南]0.1 mol 下列气体分别与1 L 0.l mol·L −1的NaOH 溶液反应，形成的溶液pH 最小的是

A ．NO 2

B ．SO 2

C ．SO 3

D ．CO 2

2．[2015新课标Ⅰ]浓度均为0.10 mol/L 、体积均为V 0的MOH 和ROH 溶液，分别加水稀释至体积V ，pH

随0

lg V V 的变化如图所示，下列叙述错误．．

的是

A ．MOH 的碱性强于ROH 的碱性

B ．ROH 的电离程度：b 点大于a 点

C ．若两溶液无限稀释，则它们的c (OH －

)相等

D ．当0

lg V V =2时，若两溶液同时升高温度，则(M )

(R )c c ++增大

1．【答案】D

【解析】中性溶液，c (H +)=c (OH −)，故lg

()

()

O H H c c +-=lg 1=0，A 正确；酸性溶液，c (H +)>c (OH −)，故AG>0，

B 正确；0.1 mol·L −1

NaOH 溶液，AG=lg

()

()

O H H c c +-=lg 13

11010

--=−12，C 正确；0.1 mol·L −1 HCl 溶液，

AG=lg

()

()

O H H c c +-=lg 1

131010

--=12，D 不正确。 2．【答案】（1）2 （2）12 （3）3 （4）11

【解析】（1）c (H +)=0.005 mol·

L −1×2=0.01 mol·L −1，pH=2。 （2）c (OH −

)=0.005 mol·

L −1

×2=0.01 mol·L −1

，c (H +

)= 14

1100.01

-⨯ mol·L −1=1×10−12 mol·L −1，pH=12。 （3）设溶液中的c (H +)=x mol·L −1， 由HA

H ++A −

0.1−x x x

知

2

0.1x x

-=1×10−5，由于K a (HA)很小，则0.1−x ≈0.1，故x =1×10−3，即pH=3。 （4）c (OH −

)=0.1 mol·L −1

×1%=1×10−3

mol·L −1

，c (H +

)=14

3

110110

--⨯⨯ mol·L −1=1×10−11 mol·L −1，即pH=11。 3．【答案】（1）1.3 （2）12.7 （3）12.7 （4）1.3 （5）12.7 （6）1.3

【解析】（1）c (H +

)=

1

0.1mol L 2

-⋅=5×10−2 mol·L −1，pH=−lg(5×10−2)=1.3。 变式拓展

（2）c(OH−)=

1

0.1mol L

2

-

⋅

=5×10−2 mol·L−1，c(H+)=

14

2

110

510

-

-

⨯

⨯

mol·L−1=2×10−13 mol·L−1，pH=12.7。

（3）c(OH−)=

11

0.1mol L0.001mol L

2

--

⋅+⋅

≈5×10−2 mol·L−1，则c(H+)=

14

2

110

510

-

-

⨯

⨯

mol·L−1=2×10−13 mol·L−1，

即pH=12.7。

（4）c(H+)=

11

0.1mol L0.001mol L

2

--

⋅+⋅

≈5×10−2 mol·L−1，即pH=1.3。

（5）盐酸中：c(H+)=1×10−3 mol·L−1，NaOH溶液中：c(OH−)=0.1 mol·L−1，故两溶液等体积混合后，NaOH

过量，c(OH−)=

131

0.1mol L110mol L

V V

V V

---

⋅⨯-⨯⋅⨯

+

≈5×10−2 mol·L−1即pH=12.7。

（6）盐酸过量，c(H+)≈

1

0.1mol L

2

-

⋅

=5×10−2 mol·L−1，即pH=1.3。

1．【答案】B

【解析】常温下0.1mol•L−1醋酸溶液的pH=a，当此溶液变为pH=（a+1）时，pH升高了，溶液中的氢离子浓度变为原来的十分之一，c(H+)由10a-mol/L变为1

10a--mol/L。醋酸为弱酸，溶液中存在其电离平衡，可以加水稀释溶液使氢离子浓度减小，欲使溶液中的氢离子浓度变为原来的十分之一，稀释后溶液体积必须大于原来的十倍。也可以加入可溶性醋酸盐使电离平衡逆向移动而使氢离子浓度减小。

A．将溶液稀释到原体积的2倍，氢离子浓度肯定会大于原来的二分之一，所以A不正确；B．加入适量的醋酸钠固体，可行，因为增大了溶液中醋酸根离子的浓度，醋酸的电离平衡逆向移动，所以B 正确；C．因为盐酸是强酸，所以加入等体积0.2 mol•L−1盐酸后，c(H+)一定变大了，pH将减小；

D．加少量冰醋酸，增大了醋酸的浓度，酸性增强，pH减小，D不正确。本题选B。

点睛：首先要明确酸性溶液的pH变大时，表明溶液的酸性减弱了。pH增大1时，溶液中的氢离子溶液就会变为原来的十分之一。

2．【答案】C

【解析】将pH＝1的盐酸加适量水，pH升高了1，说明所加的水是原溶液的9倍；另1份加入与该盐酸

物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH升高了1，则10－1×1－10－1·x＝10－2·(1＋x)，解得x＝9

11，

则加入的水与NaOH溶液的体积比为9∶9

11＝11∶1。

【解析】两种溶液中c (OH －

)分别为10a －14

mol·L －

1、10b

－14

mol·L －

1，等体积混合后

c (OH －

)＝

10a

－14

mol·L －

1＋10b

－14

mol·L

－1

2

＝

101×10a

－14

2

mol·L －

1，

pOH ＝(14－a )－lg 101＋lg 2≈12－a ＋lg 2，pH ＝14－pOH ＝2＋a －lg 2＝b －lg 2。 4．【答案】D

【解析】结合图像可以知道，当NaOH 溶液的体积为20mL ，酸过量，pH=2，则c(H ＋

)=

10(HCl)-20(NaOH)

30

c c =0.01mol/L （1）；当NaOH 溶液的体积为30mL ，溶液呈中性，恰好反应，即

10c(HCl)=30c(NaOH)（2），由（1）（2）求计算得出c(HCl)=0.09mol/L 、c(NaOH)=0.03 mol/L 。故答案选D 。 5．【答案】D

【解析】若为强酸时，pH=a ，c (H +)=10−a mol·L −1，加水稀释到10n 倍，稀释后c (H +)=10−(a +n ) mol·L −1，则pH=n+a ，但这时稀释程度不大；当a+n >7时，应考虑水的电离，此时pH≈7。若为强碱时，pH=b ，则c (H +)=10−b mol·L −1，即c (OH −)=10−14+b mol·L −1，加水稀释到10n 倍后，c (OH −)=10−14+b −n mol·L −1，换算成c (H +)=10n −b mol·L −1，即pH=b −n 。同理，稀释到很稀时，应考虑水的电离，此时pH≈7。弱酸与弱碱稀释时除考虑稀释因素外，还要考虑弱酸与弱碱在稀释过程中电离平衡的移动。 6．【答案】B

【解析】水的离子积常数只与温度有关，温度越高，K w 越大，A 错误；醋酸中由水电离出的c (H ＋

)＝溶液中的 c (OH －

)＝10－

9 mol·L －

1，硫酸铝溶液中由水电离出的 c (H ＋

)＝溶液中的c (H ＋

)＝10－

5 mol·L －1，B 正确；C 选项中未指明温度，无法判断溶液pH 与酸碱性的关系，C 错误；100 ℃时K w ＝1×10－12

，所以

将pH ＝2的盐酸与pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合后，溶液显碱性，D 错误。 7．【答案】A

【解析】A 项，c (OH －)＝0.1×22 mol·L －1＝0.1 mol·L －1，c (H ＋)＝1×10－13 mol·L －

1，故pH ＝13，正确；B

项，稀释100倍，ΔpH<2，故3

)H 2O≈1×10－

8 mol·L －

1，错误；D 项，稀释100倍，碱性溶液的pH>7，错误。 8．【答案】B

【解析】据题意可知在该温度下水的离子积常数是1×10

－12

，而不是1×10

－14

。通过①可知，此NaOH 溶

液中c (OH －

)＝10－

4 mol·L －

1。由②可知，加入20 mL 盐酸后溶液的pH ＝6，此时恰好完全中和。则c (H ＋

)

＝-4-10.02L 10mol L 0.02L

⨯⋅＝1×10－4 mol·L －1，则c ＝4。

【解析】A项，0.005 mol·L－1的H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝0.01 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg0.01＝2。此计算与K w值无关，不要受K w＝1×10－12的干扰；B项，0.001 mol·L－1的NaOH溶液

中，c(OH－)＝0.001 mol·L－1，c(H＋)＝K w

c OH－＝1×10－12

1×10－3mol·L－1＝1×10－9 mol·L－1，pH＝－lg(1×10－9)

＝9；C项，0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性，pH＝6；D项，pH＝3的H2SO4溶液c(H＋)＝10－3 mol·L－1，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－3 mol·L－1，二者完全中和，溶液的体积相等。

10．【答案】C

【解析】①醋酸钠为强碱弱酸盐，水解呈碱性；②硫酸是二元强酸，溶液呈酸性，且氢离子浓度是其酸浓度的2倍；③氯化钠为强酸强碱盐，溶液呈中性；④硫酸氢钠为强酸强碱的酸式盐，溶液显酸性，且氢离子浓度等于酸浓度；⑤氯化铵为强酸弱碱盐，水解呈酸性，因水解比较微弱，氢离子浓度远小于盐的浓度；⑥氢氧化钠为一元强碱，溶液呈碱性，且氢氧根的浓度等于其碱的浓度。综上所述：pH由小到大的顺序为②④⑤③①⑥。

点睛：溶液中氢离子浓度越大，则其pH越小，根据溶液的酸碱性以及利用盐类的水解程度来确定溶液的pH大小。当物质的量浓度相同时，溶液的pH：多元强酸的pH<一元强酸的pH<强酸弱碱盐的pH<强酸强碱盐的pH<强碱弱酸盐的pH<一元强碱的pH<多元强碱的pH。

11．【答案】D

【解析】盐酸呈酸性，氨水和CH3COONa溶液呈碱性，则pH最小的是盐酸，A正确；盐酸和氨水抑制水的电离，CH3COONa因发生水解而促进水的电离，故水的电离程度最大的是CH3COONa，B正确；等浓度、等体积的盐酸和氨水混合，二者恰好完全反应生成NH4Cl，由于NH＋4发生水解而使溶液呈酸性，C正确；等浓度、等体积的盐酸和CH3COONa溶液混合，二者恰好完全反应生成CH3COOH 和NaCl，由于Na＋、Cl－均不发生水解，则有c(Na＋)＝c(Cl－)，D错误。

12．【答案】D

【解析】A、醋酸、盐酸均呈酸性，醋酸钠呈碱性，两溶液加入醋酸钠后pH均增大，选项A正确；B、

③中醋酸浓度大于②中氢氧化钠的浓度，二者等体积混合，醋酸过量导致溶液呈酸性，则c(H+)＞

c(OH-)，选项B正确；C、盐酸为强酸，氢氧化钠为强碱，V1L④和V2L②混合，若混合后溶液pH=7，则V1=V2，选项C正确；D、加水稀释促进弱电解质一水合氨和醋酸电离，导致稀释后醋酸pH小于盐酸、氨水pH大于氢氧化钠，所以它们分别稀释10倍后，溶液的pH：①＞②＞④＞③，选项D不正确。答案选D。

【解析】初始时，0.1 mol·L－1H2A溶液的pH＝3.8，根据氢离子浓度的近似计算公式c(H＋)＝K al×c＝K al×0.1＝10－3.8 mol·L－1，所以K al＝10－6.6，其数量级为10－7，A错误。初始时，0.1 mol·L－1H2A溶液对于水的电离一定是抑制，随着H2A逐渐被中和，转化为盐，则变成对水的电离产生促进，最后氢氧化钠过量，再对水的电离产生抑制，B错误。加入的氢氧化钠为0.6 g(0.015 mol)时，溶液为浓度相等的Na2A和NaHA混合溶液，由表中数据得到此时溶液一定显碱性，因为A2－的水解能力强于HA－，且A2－水解得到HA－，所以c(A2－)

此时溶液中的c(HA－)

c(A2－)一定大于100。为了使溶液

c(HA－)

c(A2－)＝100，应该加入一些氢氧化钠，此时溶液的

pH一定高于8.3。考虑到溶液的pH＝8时，c(OH－)＝100 c(H＋)，所以pH>8时，一定有c(OH－)>100 c(H＋)，D正确。

14．【答案】C

【解析】本题考查了溶液的酸碱性与pH。由图可知，ROH开始的pH=13，稀释100倍pH=11，则ROH 为强碱，而MOH开始的pH=12，稀释100倍pH=11，则MOH为弱碱。MOH开始的pH=12，稀释100倍pH=11，则MOH为弱碱，故A正确，不选。由ROH R++OH−，MOH M++OH−可知，在x 点，c(OH−)相等，则c(M+)=c(R+)，故B正确，不选。稀释前，c(ROH)=0.1 mol/L，c(MOH)＞0.01 mol/L，则c(ROH)＜10c(MOH)，故C错，选C。稀释前，ROH开始的pH=13，由水电离出的c(OH−)=10−13 moL/L，MOH开始的pH=12，由水电离出的c(OH−)=10−12 moL/L，则稀释前MOH溶液和ROH溶液中由水电离出的c(OH−)前者是后者的10倍，故D正确，不选。

15．【答案】（1）mn（3）mn

【解析】（1）稀释10倍后两浓度均变为0.02 mol·L－1，盐酸中的c(H＋)>醋酸中的c(H＋)，故m

（2）若稀释相同倍数，盐酸的pH仍比醋酸的小，故盐酸稀释的倍数大，故m>n。

（3）稀释相同倍数，CH3COOH溶液的pH变化较小，故m

（4）稀释相同倍数，氨水的pH变化较小，故m>n。

16．【答案】（1）水的电离是吸热过程，温度高时，电离程度大，c(H+)、c(OH−)大10∶1 （2）a+b=12 （3）小于（4）10

【解析】本题考查水溶液中的电离和混合溶液pH的计算。（1）水的电离是吸热过程，温度高时，电离程度大，c(H+)、c(OH−)大，故水的电离平衡曲线应为B；25℃时，所得混合溶液的pH=7，即氢离子和氢氧根物质的量相等。设氢氧化钠的体积为V1 ，稀硫酸的体积为V2，有溶液中10−5V1=10−4V2，解得

V 1∶V 2=10∶1。

（2）95℃时，由图可知水的离子积为10−12，若100体积pH=a 的某强酸溶液与1体积pH=b 的某强碱溶液混合后溶液呈中性，即氢离子和氢氧根物质的量相等。同理可得a 与b 之间应满足a +b =12。 （3）曲线A 所对应的温度即25℃时，pH=2的HCl 溶液c (H +)=10−2 mol/L ，pH=11的某BOH 溶液c (OH −)=10−3 mol/L ，故前者水的电离程度小于后者。

（4）曲线B 对应温度即95℃时，0.02 mol/L Ba(OH)2溶液c (OH −)=4×10−2 mol/L ，等物质的量浓度的

NaHSO 4溶液c (H +)=2×10−2 mol/L ，等体积混合后c (OH −)=(4−2)×10−2 mol/L×12=1×10−2 mol/L ，故

pH=12−2=10。

1．【答案】C

【解析】A 、NO 2和NaOH 溶液发生反应：2NO 2+2NaOH

NaNO 3+NaNO 2+H 2O ，二者恰好反应得到

是NaNO 3和NaNO 2的混合溶液，该溶液中含有强碱弱酸盐，水溶液显碱性；B 、SO 2和NaOH 溶液发生反应：SO 2+NaOH

NaHSO 3，该物质是强碱弱酸盐，由于HSO 3−电离大于水解作用，所以溶液显酸

性；C 、SO 3和NaOH 溶液发生反应：SO 3+NaOH

NaHSO 4，该盐是强酸强碱的酸式盐，电离是溶液

显酸性，相当于一元强酸，酸性比NaHSO 3强；

D 、CO 2和NaOH 溶液发生反应：CO 2+NaOH NaHCO 3，

该物质是强碱弱酸盐，由于3HCO -

电离小于水解作用，所以溶液显减性。故溶液的酸性最强的是NaHSO 4，溶液的酸性越强，pH 越小，选C 。 2．【答案】D

【解析】A 、根据图像可知，0.1 mol/L MOH 溶液的pH=13，说明MOH 完全电离，为强电解质，而ROH 溶液的pH<13，说明ROH 为弱电解质，所以MOH 的碱性强于ROH 的碱性，正确；B 、ROH 为弱碱，溶液越稀越易电离，所以ROH 的电离程度：b 点大于a 点，正确；C 、两溶液无限稀释下去，最终的pH 均为7，所以它们的氢氧根离子浓度相等，正确；D 、当0

lg

V V

=2时，MOH 溶液的pH=11，ROH 溶液的pH=10，MOH 溶液中不存在电离平衡，升高温度，对c (M +)无影响；而ROH 溶液中存在电离平衡，升高温度，电离正向移动，则

c (R +)浓度增大。综上所述，升高温度时

(M )

(R )

c c ++比值减小，错误。 直通高考

高中化学考点45 溶液的酸碱性及pH-备战2022年高考化学考点一遍过

考点45 溶液的酸碱性及pH 一、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性(25 ℃时) 溶液的酸碱性c(H+)与c(OH－) 比较c(H+)大小pH 酸性溶液c(H+)>c(OH－) c(H+)>1×10－7mol·L－1<7 中性溶液c(H+)=c(OH－) c(H+)=1×10－7mol·L－1=7 碱性溶液c(H+)7 提醒：pH＝7或c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7或c(H＋)＝10－7 mol·L－1溶液呈中性，100 ℃时pH＝6或c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1呈中性。 2．溶液的pH （1）定义：pH=−lg c(H+)。 （2）pH 与溶液的酸碱性的关系 ①25 ℃，纯水的pH=7，溶液呈中性；pH<7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈碱性。 ②pH表示溶液的酸碱性及其强弱：25 ℃时，pH(<7)越小，溶液的酸性越强；pH(>7)越大，溶液的碱性越强。 （3）pH的适用范围 常温下，当溶液的酸碱性用pH表示时，一般情况下，1×10−14 mol·L−1pH>0。pH=0的溶液中并非无H+，而是c(H+)=1 mol·L−1；pH=14的溶液中并非无OH−，而是c(OH−)=1 mol·L−1。 当c(H+)>1 mol·L−1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c(H+)或c(OH−)直接表示溶液的酸碱性更方便。 注意：（1）未指明温度时，pH=7不代表溶液呈中性，如100 ℃时，pH=6为中性溶液。 （2）溶液的酸碱性也可以用pOH表示：pOH=−lg c(OH−)。因为常温下，c(OH−)·c(H+)=10−14，若两边均取负对数得：pH+pOH=14。

考点44 水的电离——备战2021年高考化学一轮复习考点一遍过(教师版含解析)

考点44 水的电离 一、水的电离 1．水的电离平衡 水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。 2．水的离子积常数 (1)概念：在一定温度下，c(H+)与c(OH?)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。 (2)表达式：水的离子积用K w表示。 实验测得，25 ℃时，1 L水中只有1.0×10?7 mol H2O电离。所以该温度时的纯水中c(H+)=c(OH?)=1.0×10?7 mol·L?1，K w=c(H+)·c(OH?)=1.0×10?14，室温下K w一般也取这个值。 (3)影响因素：K w只与温度有关。温度升高，K w增大。 注意事项 (1)水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。 (2)在室温时，任何物质的水溶液，K w=10?14。K w与溶液的酸碱性无关，只与温度有关。 (3)K w的重要应用在于溶液中c(H+)和c(OH?)的换算。 (4)外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出的c(H+)和c(OH?)总是相等的。 二、c(H＋)与c(OH－)的反比关系图像

(1)A、B线表示的温度A

高考化学学科常考复习考点资料整理

高考化学学科常考复习考点资料整理 高中化学知识点 一、物质结构理论 1.用原子半径、元素化合价周期性变化比较不同元素原子或离子半径大小 2.用同周期、同主族元素金属性和非金属性递变规律判断具体物质的酸碱性强弱或气态氢化物的稳定性或对应离子的氧化性和还原性的强弱。 3.运用周期表中元素“位--构--性”间的关系推导元素。 4.应用元素周期律、两性氧化物、两性氢氧化物进行相关计算或综合运用，对元素推断的框图题要给予足够的重视。 5.晶体结构理论 ⑴晶体的空间结构：对代表物质的晶体结构要仔细分析、理解。在高中阶段所涉及的晶体结构就源于课本的就几种，高考在出题时，以此为蓝本，考查与这些晶体结构相似的没有学过的其它晶体的结构。 ⑴晶体结构对其性质的影响：物质的熔、沸点高低规律比较。 ⑴晶体类型的判断及晶胞计算。 二、化学反应速率和化学平衡理论 化学反应速率和化学平衡是中学化学重要基本理论，也是化工生产技术的重要理论基础，是高考的热点和难点。考查主要集中在：掌握反应速率的表示方法和计算，理解外界条件(浓度、压强、温度、

催化剂等)对反应速率的影响。考点主要集中在同一反应用不同物质表示的速率关系，外界条件对反应速率的影响等。化学平衡的标志和建立途径，外界条件对化学平衡的影响。运用平衡移动原理判断平衡移动方向，及各物质的物理量的变化与物态的关系,等效平衡等。 1.可逆反应达到化学平衡状态的标志及化学平衡的移动 主要包括：可逆反应达到平衡时的特征，条件改变时平衡移动知识以及移动过程中某些物理量的变化情况，勒夏特列原理的应用。 三、电解质理论 电解质理论重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与的计算和酸碱中和滴定实验原理，水的离子积常数及溶液中水电离的氢离子浓度的有关计算和pH的计算，溶液酸碱性的判断，不同电解质溶液中水的电离程度大小的比较，盐类的水解原理及应用，离子共存、离子浓度大小比较，电解质理论与生物学科之间的渗透等。重要知识点有： 1.弱电解质的电离平衡及影响因素，水的电离和溶液的pH及计算。 2.盐类的水解及其应用，特别是离子浓度大小比较、离子共存问题。 四、电化学理论 电化学理论包括原电池理论和电解理论。原电池理论的主要内容：判断某装置是否是原电池并判断原电池的正负极、书写电极反应式及

备战高考化学一遍过考点20硫及其重要化合物(含解析)

考点20 硫及其重要化合物 一、硫单质 1．自然界中硫的存在 （1）游离态：硫单质俗称硫黄，主要存在于火山喷口附近或地壳的岩层里。 （2）化合态：主要以硫化物和硫酸盐的形式存在。 常见的含硫化合物 硫铁矿黄铜矿石膏芒硝 FeS2CuFeS2CaSO4·2H2O Na2SO4·10H2O 2．硫的物理性质 溶解性 颜色状态 水酒精CS2 淡黄色固体不溶微溶易溶 3．硫的化学性质 过关秘籍 （1）汞蒸气有毒，实验室里不慎洒落一些汞，可撒上硫粉进行处理。 （2）硫在过量、纯净的O2中燃烧的产物是SO2而不是SO3。 （3）硫在空气中燃烧发出淡蓝色火焰，在纯氧中燃烧发出蓝紫色火焰。 （4）硫与变价金属反应时，生成低价态金属硫化物，和变价金属与Cl2的反应情况不同，可对比记忆。

（5）黑火药的成分为“一硫二硝三木炭”：S+2KNO3+3C K2S+3CO2↑+N2↑。 二、硫的氧化物——二氧化硫和三氧化硫 1．二氧化硫 （1）物理性质 颜色状态气味密度溶解性 SO) 无色气体刺激性比空气大易溶于水(常温常压下1体积水可溶解40体积2 （2）化学性质 ①酸性氧化物的通性 a．与水反应：SO 2+H2O H2SO3 b．使指示剂变色：SO2能使紫色石蕊溶液变红 c．与碱反应：NaOH足量：SO2+2NaOH Na2SO3+H2O NaOH不足量：SO2+NaOH NaHSO3 d．与碱性氧化物反应：SO2+CaO CaSO3 ②氧化性：2H2S+SO23S↓+2H2O（产生淡黄色沉淀） ③还原性 a．与O2反应：2SO2+O22SO3 b．与X2（Cl2、Br2、I2）的水溶液反应：SO2+X2+2H2O2HX+H2SO4 c．可被酸性KMnO4溶液、K2Cr2O7溶液、H2O2、Fe3+等氧化。 ④漂白性： （3）检验 将气体通入品红溶液后，溶液褪色，加热后溶液又恢复到红色则可验证该气体是SO2。注意“加热” 是必不可少的步骤，因为氯气也能使品红溶液褪色，但加热后溶液不会重新变红色。 2．三氧化硫 （1）物理性质 常温常压下为无色、易挥发的液体，熔点为16.8 ℃，沸点为44.8 ℃。

浙江省备战2020年高考化学 一遍过考点17 氯、溴、碘及其化合物(含解析)

考点17 氯、溴、碘及其化合物 一、氯气 1．物理性质 当发生氯气泄漏时，人应向高处、逆风方向躲避。氯气的物理性质如下表： 2．化学性质 （1）与金属反应 （2）与非金属反应（氢气） ①点燃：H2+Cl2点燃2HCl。 现象：H2在Cl2中能安静地燃烧，产生苍白色火焰，瓶口有白雾。 ②光照：H2+Cl2 2HCl。 现象：发生爆炸，瓶口有白雾。 （3）与H2O反应 化学方程式：Cl2+H2O HCl+HClO。 （4）与碱液反应 ①与NaOH溶液反应：Cl2+2NaOH NaCl+NaClO+H2O（实验室制Cl2时尾气处理原理） ②与Ca(OH)2反应生成漂白粉 制取反应原理：2Cl2+2Ca(OH)2CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O 漂白粉的主要成分：CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分Ca(ClO)2。

漂白反应原理：Ca(ClO)2+CO2+H2O CaCO3↓+2HClO。 （5）与还原性物质反应 ①与KI反应：Cl2+2KI2KCl+I2。 ②与FeCl2反应：Cl2+2FeCl22FeCl3。 ③与SO2+H2O反应：Cl2+SO2+2H2O H2SO4+2HCl。 Cl 2与碱、水的歧化反应：Cl2+2NaOH NaCl+NaClO+H2O，1 mol Cl2与足量NaOH反应转移电子数为 NO ，酸N A；由于Cl2+H2O HCl+HClO，是可逆反应，1 mol Cl2溶于水转移电子数小于N A。ClO－类似于 3 性环境氧化性增强，但ClO－又不同于NO－3，其在任何环境都体现氧化性，如ClO－与I－、Fe2+无论酸性环境还是碱性环境均不能大量共存。 二、氯气的制法 1．氯气的实验室制法 （1）反应原理 MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O MnO2也可用KMnO4、K2Cr2O7等氧化剂代替，如：2KMnO4+16HCl(浓)2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O。 （2）实验装置 ①发生装置：用分液漏斗、圆底烧瓶等组装的固液加热型制气装置。 ②净化装置：饱和食盐水除去Cl2中的HCl气体，浓硫酸除去Cl2中的水蒸气。 ③收集装置：向上排空气法或排饱和食盐水法。 ④尾气处理：用 NaOH溶液吸收多余的Cl2，以防Cl2污染空气。 （3）验满方法 ①将湿润的淀粉?碘化钾试纸靠近收集Cl2的集气瓶瓶口，若观察到试纸立即变蓝，则证明已收集满。 ②将湿润的蓝色石蕊试纸靠近盛氯气的瓶口，若观察到试纸先变红后褪色，则证明已收集满。

高考化学一轮复习(第五辑)考点六十九 溶液的酸碱性与pH计算试题

回夺市安然阳光实验学校考点六十九溶液的酸碱性与pH计算 聚焦与凝萃 1．了解溶液的酸碱性和pH的关系； 2．掌握溶液pH的简单计算｡ 解读与打通 常规考点 一、溶液的酸碱性和pH的关系 1．pH的计算：pH= -lg c(H+) 2．酸碱性和pH的关系： 在室温下，中性溶液：c(H+)= c(OH-)=1.0×10-7 mol· L-1，pH=7 酸性溶液：c(H+)＞c(OH-)，c(H+)＞1.0×10-7mol·L-1，pH＜7 碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜1.0×10-7mol·L-1，pH＞7 3．pH的测定方法： ①酸碱指示剂：粗略地测溶液pH范围 ②pH试纸：精略地测定溶液酸碱性强弱（操作方法：用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的，变色后与比色卡对照，即可确定溶液的pH。） ③pH计：精确地测定溶液酸碱性强弱 4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算： ①酸混合：直接算c(H+)，再求pH。 ②碱混合：先算c(OH-)后转化为c(H+)，再求pH。 ③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求c(H+)，再求pH；若碱过量，先求c(OH-)，再转化为c(H+)，最后求pH。 隐性考点 一、溶液稀释后的pH计算： 1．强酸、强碱溶液的稀释后溶液的pH： （1）对于酸溶液中的c(H+)，每稀释10n倍，pH增大n个单位。 （2）对于碱溶液中的c(OH-)，每稀释10n倍，pH减少n个单位。 （3）pH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。 2．强酸与强弱溶液混合的计算：反应的实质：H++OH- = H2O （1）恰好中和，pH=7； （2）若余酸，先求中和后的c(H+)，再求pH； （3）若余碱，先求中和后的c(OH-)，再通过K w求出c(H+)，最后求pH。3．溶液无限稀释后pH的计算

考点25化学键——备战2022年高考化学一轮复习考点一遍过(教师版含解析)

考点25化学键——备战2022年高考化学一轮复习考点 一遍过（教师版含解析） 考点25 化学键 1．化学键(1)定义：相邻原子间强烈的相互作用。 (2)分类 2．离子键(1)概念：阴、阳离子之间的相互作用。 (2)成键粒子：离子。 (3)成键实质：静电作用。 (4)形成条件：通常是活泼金属元素与活泼非金属元素的原子相结合。 (5)表示方法： ①用电子式表示物质 ②用电子式表示离子化合物的形成过程 3．共价键(1)概念：原子间通过共用电子对形成的相互作用。 (2)成键粒子：原子。 (3)成键实质：共用电子对。 (4)形成条件：通常是非金属元素的原子相结合。 (5)分类：

形成原子种类电子对偏向情况非极性共价键同种元素的原子不偏向成 键原子的任何一方极性共价键不同种元素的原子偏向吸引电子能力强的一 方(6)表示方法： ①用电子式表示物质 ②用结构式表示物质 ③用电子式表示共价化合物的形成过程 4．离子键和共价键的比较键型离子键共价键非极性键极性键特点阴、阳离子间的相互作用共用电子对不发生偏移共用电子对偏向吸引电子能力 强的原子一方成键粒子阴、阳离子原子成键条件活泼金属元素和活泼非金 属元素同种元素的原子不同种元素的原子存在离子化合物非金属单质、某 些化合物共价化合物、某些离子化合物5．化学键与物质的类别除稀有气 体内部无化学键外，其他物质内部都存在化学键。化学键与物质的类别之 间的关系可概括为： (1)只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化 合物，如SiO2、HCl、CH4等。 (2)只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如 Cl2、P4、金刚石等。 (3)既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如 H2O2、C2H4等。 (4)只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成 的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl 等。

高考化学 小题精练 溶液酸碱性 pH相关计算试题

冠夺市安全阳光实验学校专题37 溶液酸碱性 pH相关计算 （满分42分时间20分钟） 1．下列溶液一定呈中性的是 A．c(H+)=1×10－7mol/L的溶液 B．非电解质溶于水得到的溶液C．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液 D．c2(H+) = K w 【答案】D 考点：考查溶液酸碱性的判断 【名师点睛】注意不能根据溶液的PH值判断溶液的酸碱性，要根据氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小判断溶液的酸碱性。 2．若往20 mL 0.01 mol·L－1HNO2(弱酸)溶液中逐滴加入一定浓度的烧碱溶液， 测得混合溶液的温度变化如下图所示，下列有关说法不正确 ．．．的是 A．HNO2的电离平衡常数：c点>b点 B．b点混合溶液显酸性：c(Na＋)>c(NO2－)>c(H＋)>c(OH－) C．c点混合溶液中：c(OH－)>c(HNO2) D．d点混合溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(NO2－)>c(H＋) 【答案】B 【解析】 试题分析：A、HNO2的电离是吸热过程，温度越高电离平衡常数越大，而c高于b，所以电离平衡常数：c点＞b点，故A正确；B、b点得到HNO2，和NaNO2混合溶液显酸性，说明电离大于水解，所以离子浓度大小为：c（NO2-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-），故B错误；C、a→c温度升高说明两者恰好完全中和，点两者恰好完全反应，而c→d温度降低，所水解为主，所以c点得到NaNO2溶液是强碱弱酸盐，水解溶液呈碱性，所以c（OH-）＞c（HNO2），故C正确；D、d 点混合溶液中当c（NaOH）较大时，得到NaOH和NaNO2混合溶液，所以离子的浓度为：c（Na+）＞c（OH-）＞c（NO2-）＞c（H+），故D正确；故选B。 考点：考查了离子浓度大小的比较的相关知识。 3．常温下，将pH=3的盐酸与pH=9的Ba(OH)2溶液混合，若要得到pH=7的溶液，混合时盐酸与Ba(OH)2溶液的体积比为 A．1∶60 B．3∶1 C．100∶1 D．1∶100 【答案】D 考点：本题考查PH计算。 4．常温下，将0.20mol/LH2X溶液与0. 20mol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液pH=3.6，继续滴加NaOH溶液至pH=4.0时，溶液中部分粒子浓度(Na+、H2X、HX-、X2-)如下图所示。下列说法错误的是（） A．图中a代表Na+,d代表H2X分子 B．H2X为二元弱酸，HX-的电离程度大子水解程度 C．混合溶液pH= 3.6时：c(H+)+c(H2X)=c(x2-)+c(OH-) D．继续滴加NaOH溶液至pH= 7.0时：c(Na+) >c(HX-)+2c(X2-) 【答案】D 【解析】 试题分析：A、图中a的浓度大于0.1mol/L，代表Na+，d的浓度小于0.01mol/L，代表H2X分子，故A正确；B、两者等体积恰好完全反应生成NaHX，溶液呈酸性，说明H2X为二元弱酸，HX-的电离程度大于水解程度，故B正确；C、根据电荷守

高中化学最困难考点系列考点7酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算新人教版选修4(2021年整理)

高中化学最困难考点系列考点7 酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算新人教版选修4 编辑整理： 尊敬的读者朋友们： 这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（高中化学最困难考点系列考点7 酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算新人教版选修4）的内容能够给您的工作和学习带来便利。同时也真诚的希望收到您的建议和反馈，这将是我们进步的源泉，前进的动力。 本文可编辑可修改，如果觉得对您有帮助请收藏以便随时查阅，最后祝您生活愉快业绩进步，以下为高中化学最困难考点系列考点7 酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算新人教版选修4的全部内容。

考点7 酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算 【考点定位】本考点考查酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算，提升对弱酸、弱碱的电离平衡的理解，重点是pH的计算方法，特别注意温度对水的离子积的影响。 【精确解读】 1．单一溶液的pH计算： (1)强酸溶液的pH计算：由c(H+）直接求出pH，c(H+)=-lg[H+］． （2）强碱溶液的pH计算：由c（OH—）结合离子积常数K w求出c(H+)再求pH． 2．稀释溶液的pH计算: （1）强酸稀释：强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位．例如：pH=2的盐酸，稀释100倍后，pH=4． （2）弱酸稀释：弱酸溶液每稀释10倍,pH增大不到一个单位．例如:pH=2的醋酸，稀释100倍后，2＜pH＜4． 注意： ①当酸提供的c（H+）较小时,不能忽略水电离的c（H+）． ②无限稀释酸,pH只能无限接近7，不能大于7；无限稀释碱,pH只能无限接近7，不能小于7．（3）强碱稀释：强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位．例如:pH=10的NaOH溶液，稀释100倍后，pH=8． （4）弱碱稀释:弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位．例如：pH=10的NH3•H2O溶液，稀释100倍后，8＜pH＜10． 注意： ①先求c(OH-）,再结合离子积常数K w求出c（H+)，进而求出pH． ②当碱提供的c（OH-)较小时，不能忽略水电离的c（OH—）． ③无限稀释酸，pH只能无限接近7，不能大于7;无限稀释碱，pH只能无限接近7,不能小于7．稀释规律总结：分别加水稀释m倍时,溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m，强酸中c(H+）变为原来的1/m，但弱酸中c（H+)的减小小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸； 3．混合溶液的pH计算： （1）两种强酸溶液混和,先求c(H+）,再求pH． （2)两种强碱溶液混和，先求c（OH-），再求c(H+)，最后求pH值． (3）强酸和强碱混和，先确定过量离子的浓度:

安徽省绩溪县衡文学校2022届高考化学一轮复习考点48水的电离和溶液的酸碱性学案

考点导学48 水的电离和溶液的酸碱性知识点一水的电离 (一)水的电离平衡 1．水的电离 (1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H23O＋＋OH－，可简写为H2＋＋OH－。 (2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。 [点拨]任何情况下，水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。 2．水的离子积常数 [点拨]K W＝c(H＋)·c(OH－)中的H＋和OH－不一定都是由水电离出来的，而是指溶液中的c(H＋)和c(OH－)。 3．水电离平衡的影响因素 (1)温度：温度升高，水的电离；温度降低，水的电离。 (2)酸、碱：水的电离。 (3)能水解的盐：水的电离。 (4)实例(填写下表)： (二)水电离出的c水(H＋)或c水(OH－)的计算

1．当抑制水的电离时(如酸或碱溶液) 在溶液中c (H ＋ )、c (OH － )较小的数值是水电离出来的。如下表： 2．当促进水的电离时(如盐的水解) 在溶液中c (H ＋ )、c (OH － )较大的数值是水电离出来的。如下表： 【探题源·规律】 [示例] 25 ℃时，在等体积的①pH ＝0的H 2SO 4溶液、②0.05 mol·L －1 的Ba(OH)2溶液、③pH ＝10的Na 2S 溶液、④pH ＝5的NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是.( ) A ．1∶10∶1010∶109 B ．1∶5∶(5×109)∶(5×108) C ．1∶20∶1010∶109 D ．1∶10∶104∶109 室温下，水电离的c (H ＋ )或c (OH － )的计算方法 (1)中性溶液c (OH －)＝c (H ＋)＝10－7 mol·L －1 (2)酸溶液⎩⎪⎨⎪⎧ c (H ＋)＝c 酸(H ＋)＋c 水(H ＋) c (OH －)＝c 水(OH －)＝c 水(H ＋) 酸溶液中，H ＋来源于酸的电离和水的电离，而OH －只来源于水的电离。 (3)碱溶液⎩ ⎪⎨⎪⎧ c (OH －)＝c 碱(OH －)＋c 水(OH －) c (H ＋)＝c 水(H ＋)＝c 水(OH －) 碱溶液中，OH －来源于碱的电离和水的电离，而H ＋只来源于水的电离。

2022年高考化学热点题型和提分秘籍 专题8.2 溶液的酸碱性与pH计算(解析版)

【高频考点解读】 1.了解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的因素。 2.了解溶液的酸碱性与pH的关系。 3.能进行pH的简洁计算。 4.了解测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。 【热点题型】 题型一水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算 例1．求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。 (1)pH＝2的H2SO4溶液 c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。 (2)pH＝10的NaOH溶液 c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。 (3)pH＝2的NH4Cl溶液 c(H＋)＝__________。 (4)pH＝10的Na2CO3溶液 c(OH－)＝__________。 答案(1)10－12mol·L－110－12mol·L－1 (2)10－10mol·L－110－10mol·L－1(3)10－2mol·L－1 (4)10－4mol·L－1 【提分秘籍】理清溶液中H＋或OH－的来源 1．常温下，中性溶液 c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1 2．溶质为酸的溶液 (1)来源 OH－全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。 (2)实例 如计算pH＝2的盐酸溶液中水电离出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝(K w/10－2) mol·L－1＝10－12mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。 3．溶质为碱的溶液 (1)来源 H＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。 (2)实例 如计算pH＝12的NaOH溶液中水电离出的c(OH－)，方法是知道溶液中的c(H＋)＝10－12mol·L－1，即水电离出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。 4．水解呈酸性或碱性的盐溶液 (1)pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的c(H＋)＝10－5mol·L－1，由于部分OH－与部分NH＋4结合，溶液中c(OH－)＝10－9mol·L－1。 (2)pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2mol·L－1。 【举一反三】 下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比(①∶②∶③∶④)是( ) ①pH＝0的盐酸②0.1mol·L－1的盐酸 ③0.01mol·L－1的NaOH溶液④pH＝11的NaOH溶液 A．1∶10∶100∶1000B．0∶1∶12∶11 C．14∶13∶12∶11D．14∶13∶2∶3 答案 A 题型二溶液的酸碱性 例2．(1)体积相同，浓度均为0.2mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为________。 (2)体积相同，浓度均为0.2mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为________________。 (3)体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m

考点31 溶液酸碱度的表示法——pH-备战2021年中考化学考点一遍过

考点31 溶液酸碱度的表示法——pH 一、溶液的酸碱性与pH关系 1．pH与溶液酸碱度的关系 （1）pH<7，溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强。 （2）pH=7，溶液呈中性。 （3）pH>7，溶液呈碱性，pH越大，溶液碱性越强。 2．酸溶液与酸性溶液、碱溶液与碱性溶液的关系 （1）酸溶液一定呈酸性，即pH<7；但酸性溶液（即pH<7)不一定是酸溶液，如NaHSO4、NH4Cl 的水溶液pH<7，但它们不是酸溶液而是盐溶液。 （2）碱溶液一定呈碱性，即pH>7；但碱性溶液（即pH>7)不一定是碱溶液，如Na2CO3等某些盐的溶液也呈碱性。 二、pH试纸测定溶液酸碱度的注意事项 1．试纸不能直接深入溶液，以免污染溶液。 2．测定溶液的pH时，试纸不能润湿 测定溶液的pH时，试纸不可事先用蒸馏水润湿。因为润湿试纸相当于稀释被检验的溶液，这将导致测量不准确，若该溶液为酸性溶液，则pH偏高，若该溶液为碱性溶液，则pH偏低。 3．pH试纸的读数 用pH试纸只能粗略地测定溶液的酸碱度，测得的pH是整数而不能是小数。 三、溶液的稀释与溶液pH的关系 H+的浓度越大，溶液的酸性越强，pH越小；OH-的浓度越大，溶液的碱性越强，pH越大。溶液中H+或OH-的浓度改变，则pH会相应改变。 1．酸性溶液稀释曲线 酸性溶液的pH小于7，向其中加水稀释，溶液中溶质质量分数减小，酸性减弱，溶液的pH增大，但不会增大到7（酸性溶液加水还是酸性，不会变成中性，所以pH不会增大到7）。

2．碱性溶液稀释曲线 碱性溶液的pH大于7，向其中加水稀释，溶液中溶质质量分数减小，碱性减弱，溶液的pH减小，但不会减小到7（碱性溶液加水还是碱性，不会变成中性，所以pH不会减小到7）。 四、酸碱滴定曲线 1．向碱溶液中加入过量的酸 （1）A点，溶液显碱性，酸不足，溶质为未反应的碱和反应生成的盐。 （2）B点，溶液显中性，酸、碱恰好完全中和，溶质为反应生成的盐。 （3）C点，溶液显酸性，酸过量，溶质为过量的酸和反应生成的盐。 2．向酸溶液中加入过量的碱 （1）A点，溶液显酸性，碱不足，溶质为未反应的酸和反应生成的盐。 （2）B点，溶液显中性，酸、碱恰好完全中和，溶质为反应生成的盐。

2021届高考化学精选考点突破：溶液的酸碱性及pH (解析版)

溶液的酸碱性及pH 1．在T ℃时，某NaOH 稀溶液中c (H ＋)＝10－a mol ·L －1，c (OH －)＝10－b mol ·L － 1 ，已知a ＋b ＝12。向该溶液中逐滴加入pH ＝c 的盐酸(T ℃)，测得混合溶液 的部分pH 如下表所示： 假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c 为 A ．1 B ．4 C ．5 D ．6 【答案】B 【解析】据题意可知在该温度下水的离子积常数是1×10－12，而不是1×10－14。通过①可知，此NaOH 溶液中c (OH －)＝10－4 mol ·L －1。由②可知，加入20 mL 盐酸后溶液的pH ＝6，此时恰好完全中和。则c (H ＋ )＝ -4-1 0.02L 10mol L 0.02L ⨯⋅＝1×10－ 4 mol ·L －1，则c ＝4。 2．已知在100 ℃时水的离子积K w ＝1×10－12(本题涉及溶液的温度均为100 ℃)。下列说法中正确的是 A ．0.005 mol ·L －1的H 2SO 4溶液，pH ＝2 B ．0.001 mol ·L －1的NaOH 溶液，pH ＝11 C ．0.005 mol ·L －1的H 2SO 4溶液与0.01 mol ·L －1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液的pH 为6，溶液显酸性

D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝9的NaOH溶液100 mL 【答案】A 【解析】A项，0.005 mol·L－1的H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝0.01 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg0.01＝2。此计算与K w值无关，不要受K w＝1×10－12的干扰；B项，0.001 mol·L－1的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001 mol·L －1，c(H＋)＝ K w c OH －＝ 1×10－12 1×10－3 mol·L－1＝1×10－9 mol·L－1，pH＝－lg(1× 10－9)＝9；C项，0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性，pH＝6；D项，pH＝3的H2SO4溶液c(H＋)＝10－3mol·L －1，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－3mol·L－1，二者完全中和，溶液的体积相等。 3．某温度下，水的离子积约为1×10－12，将V a L pH＝2的硫酸溶液与V b L pH ＝11的NaOH溶液混合，若混合溶液的pH＝10，体积是(V a＋V b) L，则V a∶V b为 ( ) A．2∶11 B．2∶9 C．11∶2 D．9∶2 【答案】D 【解析】水的离子积常数K w=10-12，即PH=6时，溶液呈中性，pH=2的硫酸溶液中氢离子浓度═10-2mol/L，pH=11的氢氧化钠溶液中氢氧根离子浓度 = 12 11 10 10 - - mol/L=0.1mol/L，混合溶液的pH=10，溶液呈碱性，说明氢氧化钠过量； 混合溶液中氢氧根离子浓度= 12 10 10 10 - - mol/L=0.01mol/L，混合溶液中氢氧根离子浓度 = ()() ()() n V V n OH H -+ - + 酸碱 = 0.10.01 b a b a V V V V ⨯-⨯ + =0.01mol/L，则V a：V b=9：2，故答案为D。 4．现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是

中考化学试题分类汇编考点 溶液的酸碱性与pH的关系

考点７4 溶液的酸碱性与pH的关系 1。(201９年山东潍坊市,题号１０,分值２)人体内几种液体的正常pH范围如下: 下列说法错误的是( ) A。血浆显碱性B、胃液和胆汁显酸性 Ｃ、胰液比血浆的碱性强Ｄ、胃酸过多的人应少饮碳酸饮料 【答案】B 【解析】本题考查的是溶液的酸碱性与pＨ的关系,碱性溶液的ｐH大于7且ｐＨ越高溶液的碱性越强,酸性溶液的pH小于７且溶液的pH越小溶液的酸性越强、 A、血浆的ｐH〉7,故血浆显碱性,故Ａ说法正确; Ｂ、胆汁的ｐH〉7,故胆汁显碱性,故B说法错误; C。胰液的pＨ比血浆的pＨ高,故胰液的碱性比血浆强,故C说法正确; D。胃酸显酸性,碳酸饮料也显酸性,故胃酸过多的人应该少喝碳酸饮料,故D说法正确。 2。(2０１9年广西省贵港市,题号8,分值３)一些食物pH的近似值范围如下:橘子汁３、0~4。0;泡菜3、２~3。６;牛奶6、3~6、６;鸡蛋清７、6～８、0、下列说法中,不正确的是( ) A。鸡蛋清显碱性 B、胃酸过多的人应少吃泡菜 C、橘子汁能使紫色石蕊溶液变红 D、牛奶比橘子汁的酸性强 【答案】D 【解析】本题考查的溶液的酸碱性与ｐH的关系及指示剂的性质,依照溶液的ｐＨ能够判断溶液的酸碱性,依照溶液的酸碱性能够判断指示剂的颜色变化情况。 A。碱性溶液的pH＞7,故A说法正确; B、泡菜的pH为3、２～3、6,故泡菜显酸性,胃酸的成分是盐酸,故胃酸过多的人少吃泡菜,故B说法正确;

C。橘子汁的pＨ为3。0~4。0,故橘子汁显酸性,能够使紫色石蕊溶液变红,故C说法正确; D、酸性溶液的pH＜７,溶液的pＨ越小则溶液酸性越强,故橘子汁比牛奶的酸性强,故Ｄ说法错误。 3、(2019·金昌)生活中常见的下列物质,其中酸性最强的是( ) A、苹果汁(ｐＨ约为3)Ｂ。牛奶(pH约为６。5) C、纯净水(pＨ约为7) D、肥皂水(ｐH约为10) 【答案】Ａ ４、(2019年湖南省株州市,题号6,分值2)下列物质呈酸性的是 A、柠檬水 B、肥皂水 C、石灰水 D、浓氨水 【答案】A 【解析】此题主要考查常见物质溶液的酸碱性判断;酸性是指溶于水后pH〈７的溶液。 A、柠檬水显酸性,故正确; B、肥皂水显碱性,故错误; C、石灰水是氢氧化钙溶液,显碱性,故错误; D、浓氨水是碱的溶液,显碱性,故错误; 5。(2019·大连)下列食物中,胃酸过多的人空腹时最宜食用的是 ( ) Ａ、苹果汁Array B、葡萄汁 C、牛奶 D、玉米粥【答案】Ｄ ６、(2019·攀枝花)攀枝花市某地的土壤呈弱碱性、下列农作物中,适宜在该地种植的是 【答案】D

2024届高考一轮复习化学教案(人教版)：水的电离和溶液的pH

第52讲 水的电离和溶液的pH [复习目标] 1.了解水的电离、离子积常数(K w )。2.了解溶液pH 的含义及其测定方法，能进行pH 的简单计算。 考点一 水的电离与水的离子积常数 1．水的电离和水的离子积常数 2．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响 改变条件 平衡移动方向 K w 水的电离程度 c (OH － ) c (H ＋ ) HCl 逆 不变 减小 减小 增大 NaOH 逆 不变 减小 增大 减小 Na 2CO 3 正 不变 增大 增大 减小 NaHSO 4 逆 不变 减小 减小 增大 加热 正 增大 增大 增大 增大 3.计算2H O c (H ＋ )或2H O c (OH － ) (1)室温下，0.01 mol·L －1 的盐酸中，2H O c (H ＋)＝______________________________。 (2)室温下，pH ＝4的亚硫酸溶液中，2H O c (H ＋ )＝_____________________________。 (3)室温下，pH ＝10的KOH 溶液中，2H O c (OH － )＝___________________________。 (4)室温下，pH ＝4的NH 4Cl 溶液中，2H O c (H ＋ )＝_____________________________。 (5)室温下，pH ＝10的CH 3COONa 溶液中，2H O c (OH － )＝____________。 答案 (1)1×10－12 mol·L － 1 (2)1×10 －10 mol·L － 1

(3)1×10 －10 mol·L －1 (4)1×10－4 mol·L － 1 (5)1×10－ 4 mol·L － 1 溶液中2H O c (H ＋ )或2H O c (OH － )的计算及应用(以室温为例) (1)酸、碱抑制水的电离，酸溶液中求c (OH －)，即2H O c (H ＋)＝2H O c (OH －)＝c (OH －)，碱溶液中求c (H ＋)，即2H O c (OH －)＝2H O c (H ＋)＝c (H ＋)。 (2)水解的盐促进水的电离，故2H O c (H ＋)等于显性离子的浓度。 (3)酸式盐溶液 酸式酸根以电离为主：2H O c (H ＋)＝2H O c (OH －)＝c (OH －)。 酸式酸根以水解为主：2H O c (H ＋)＝2H O c (OH －)＝c (OH －)。 1．任何水溶液中均存在H ＋和OH －，且水电离出的c (H ＋)和c (OH －)相等( ) 2. 将水加热，K w 和c (H ＋) 均增大( ) 3．NaCl 溶液和CH 3COONH 4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( ) 4．温度一定时，在纯水中通入少量SO 2，水的电离平衡不移动，K w 不变( ) 答案 1.√ 2.√ 3.× 4.× 1．某温度下，向c (H ＋ )＝1.0×10－ 6 mol·L －1 的蒸馏水中加入NaHSO 4晶体，保持温度不变， 测得溶液的c (H ＋ )＝1.0×10－ 2 mol·L － 1。下列对该溶液的叙述不正确的是( ) A ．该温度高于25 ℃ B ．由水电离出来的H ＋ 的浓度为1.0×10－10 mol·L － 1 C ．加入NaHSO 4晶体抑制水的电离 D ．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的c (OH － )减小 答案 D 解析 该温度下蒸馏水中的c (H ＋)大于25 ℃时纯水中的c (H ＋)，水的电离为吸热过程，A 项正确；此温度下K w ＝1.0×10－12，故该NaHSO 4溶液中c (OH －)＝1.0×10－12 1.0×10－2 mol·L －1＝1.0× 10－10 mol·L －1，由水电离出的c (H ＋)与溶液中的c (OH －)相等，B 项正确；NaHSO 4电离出的H

高中总复习优化设计 化学 第一轮 考点规范练23 水的电离和溶液的酸碱性 含答案

考点规范练23 水的电离和溶液的酸碱性 (时间:45分钟 满分:100分) 一、选择题(本题共10小题,每小题5分,共50分。每小题只有一个选项符合题目要求) 1.关于35 ℃的0.1 mol·L -1NaOH 溶液,以下表述错误的是( )。 A.K W >1×10-14 B.水电离的c (H +)>1×10-13 mol·L -1 C.pH>13 -)=c (H +)+c (Na +) ℃时K W =1×10-14,K W 随温度的升高而增大,故A 项正确;由于K W >1×10-14,c (OH -)=0.1mol·L -,水电离的c (H +)>1×10-13mol·L -1,故B 项正确;因为c (H +)>1×10-13mol·L -1,所以pH<13,故C 项错误;根据电荷守恒可知D 项正确。 2.常温下,已知0.1 mol·L -1一元酸HA 溶液中c (OH -)c (H +)=1×10-8。下列叙述错误的是( )。 A.HA 为弱酸 B.pH=3的HA 与pH=11的NaOH 溶液等体积混合后溶液显酸性 C.0.1 mol·L -1 HA 溶液与0.1 mol·L -1NaOH 溶液等体积混合后所得溶液显中性 ,pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈中性,则该温度下K W =1×10-13 ,c (OH -)·c (H +)=K W =1.0×10-14,c (OH -)c (H +)=1×10-12,解得c (H +)=1.0×10-3mol·L -1,HA 为弱酸,A 项正的盐酸与pH=11的NaOH 溶液等体积混合后溶液显中性,pH=3的弱酸HA 溶液的浓度大于pH=3的盐酸,故HA 过量,与pH=11的NaOH 溶液等体积混合后溶液显酸性,B 项正确;0.1mol·L -1HA 溶液与0.1mol·L -1NaOH 溶液等体积混合后恰好中和,生成弱酸强碱盐,所得溶液显碱性,C 项错误;pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈中性,pH=11的NaOH 溶液中c (OH -)=1×10-2mol·L -1,c (H +)=1×10-11mol·L -1,则K W =c (H +)·c (OH -)=1×10-13,D 项正确。 3.准确移取20.00 mL 某待测HCl 溶液放入锥形瓶中,用0.100 0 mol·L -1NaOH 溶液滴定,下列说法正确的是( )。 A.滴定管用蒸馏水洗涤后,装入NaOH 溶液进行滴定 B.随着NaOH 溶液滴入,锥形瓶中溶液pH 变大 C.用酚酞作指示剂,当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 ,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则测定结果偏小 NaOH 溶液润洗后,再装入NaOH 溶液进行滴定,A 项错误;锥形瓶中盛,随着NaOH 溶液的加入,盐酸不断被中和至中性,所以pH 由小变大,B 项正确;滴定终点应该是溶液由无色变为红色,再等待半分钟不恢复原色,这时才能停止滴定,C 项错误;悬滴没有进入锥形瓶中,但是在读数时,却被认为参加反应了,所以测定的HCl 的浓度偏大,D 项错误。 4.室温下,下列有关溶液pH 的说法正确的是( )。 A.将pH=11的氢氧化钠溶液加水稀释100倍,溶液中c (H +)=1×10-13 mol·L -1 B.将pH=9的氢氧化钠溶液和pH=13的氢氧化钡溶液等体积混合,所得混合溶液的pH=11 C.将pH=1的硫酸和pH=5的盐酸等体积混合,所得混合溶液的pH=1.3 的氢氧化钡溶液和pH=1的盐酸等体积混合,由于氢氧化钡过量,所得溶液的pH>7 ,将pH=11的氢氧化钠溶液加水稀释100倍,溶液中氢氧根离子浓度由1×10-3mol·L -1变-5mol·L -1,故c (H +)=1×10-9mol·L -1,A 项错误;氢氧化钠和氢氧化钡都是强电解质,所以两种溶液等体积混合时,氢氧根离子浓度等于二者氢氧根离子浓度之和的一半,即混合溶液中氢氧根离子浓度=1 2(10-5+10-1)mol·L -1≈0.05mol·L -1,所以氢离子浓度为2×10-13mol·L -1,则溶液的pH=-lg(2×10-13)=12.7,B 项错误;氯化氢和硫酸都是强电解质,两种溶液等体积混合时,c (H +)等于二者氢离子浓度之和的一半,