全国通用高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性学案
高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性
(3)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温 下，若由水电离出的 c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，该溶液可能显 酸性，也可能显碱性。
考点 2 溶液的酸碱性与 pH 的计算
1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H＋)和 c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈 酸 性，25 ℃时，pH < 7。 c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈 中 性，25 ℃时，pH ＝ 7。 c(H＋)<c(OH－)，溶液呈 碱 性，25 ℃时，pH > 7。
常温下水中加入酸、碱后水电离产生的 c(H＋)和 c(OH－) 的计算方法
任何水溶液中水电离产生的 c(H＋)和 c(OH－)总是相等 的。常温下，纯水中的 c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，而 酸、碱的介入能抑制水的电离，使得水电离出的 c(H＋)＝ c(OH－)<10－7 mol·L－1。
升高温度，Kw 增大 。
(3)适用范围：Kw 不仅适用于纯水，也适用于稀的 电解质 水溶液。
(4)Kw 揭示了在任何水溶液中均存在 H＋和 OH－，只要温 度不变，Kw 不变。
(1)任何情况下水电离产生的 c(H＋)和 c(OH－)总 是相等的。升高温度，水的电离程度增大，c(H＋)增大，pH 减小，但仍呈中性。
板块一 主干层级突破
考点 1 水的电离
1．电离方程式 水是一种极弱的电解质，电离方程式为 2H2O
H3O＋＋OH－ ，简写为 H2O H＋＋OH－ 。
高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡 第2讲 水的电离和溶液的酸碱性 新人教版
5．如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判 断错误的是( )
A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝Kw B．M区域内任意点均有c(H＋)<c(OH－) C．图中T1<T2 D．XZ线上任意点均有pH＝7
解析 由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH －)＝Kw，A项正确；由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H ＋)<c(OH－)，B项正确；温度越高，水的电离程度越大，电离出的c(H ＋)与c(OH－)越大，所以T2>T1，C项正确；XZ线上任意点都有c(H＋)＝ c(OH－)，只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时，才有pH＝7，D项错误。
__不__变____
__不__变____ __增__大____ __减__小____ __不__变____
水的电离 程度
__减__小____ __减__小____
___增__大___
__增__大____ __增__大____ ___减__小___
__增__大____
c(OH－)
__减__小____ __增__大____
解析 有关水的电离的题目只要牢记以下三点就能完全解决：①水 是一种极弱电解质；②水的离子积常数只与温度有关；③在任何情况中 由水电离产生的 H＋和 OH－的数目一定相等。水电离出等量的 H＋和 OH －，故水呈中性，A 项错；水的离子积常数是温度的函数，随着温度的 升高而增大，故 B 项错；25 ℃时无论是纯水还是稀酸和稀碱溶液中都有： c(H＋)·c(OH－)＝10－14，C 项错；H2O H＋＋OH－是一吸热反应，所以 温度升高，平衡向电离方向移动，Kw＝c(H＋)×c(OH－)，所以 Kw 增大。
2022高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡 第2节 水的电离和溶液的酸碱性课件
3．用食用白醋(醋酸浓度约为 1 mol/L)进行下列实验，能证明醋酸为弱 电解质的是( D )
A．白醋中滴入石蕊试液呈红色 B．白醋加入豆浆中有沉淀产生 C．蛋壳浸泡在白醋中有气体放出 D．pH 试纸显示醋酸的 pH 为 2～3
4．如图表示水中 c(H＋)和 c(OH－)的关系，下 列判断错误的是( D )
【解析】由 H2O H＋＋OH－知，水电离出的 H＋和水电离出的 OH－始 终是相同的，则在此溶液中有，c(H＋)水＝c(OH－)水＝1×10－9＜1×10－7，显然 水的电离平衡受到了抑制，故该溶液可能为酸溶液或碱溶液，pH 可能为 5 或 9，而不可能为 7，因此选 BC。
【答案】BC
03
课堂练习
复习课件
2022高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡 第2节 水的电离和溶液的酸碱性课件-2022高 考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性课件
第二节 水的电离和知溶识梳液理的酸碱性
01
知识梳理
1．水为弱电解质，电离方程式为：H2O H＋＋OH－；平衡常数为 Kw， 称为水的离子积常数，简称水的离子积，Kw 只受温度影响，适用于纯水和其 他稀溶液。25 ℃时，Kw＝1×10－14，纯水中 c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol/L。
7．室温下在一定体积某浓度的 Ba(NO3)2 溶液中逐滴加入 pH＝1 的稀硫 酸至溶液中的 Ba2＋恰好完全沉淀时，测定溶液 pH＝2，若忽略两溶液混合时
的体积变化，则稀硫酸的体积与 Ba(NO3)2 溶液的体积之比是( B )
A．1∶10
B．1∶9
C．10∶1
D．9∶1
[解析]Ba(NO3)2 溶液中逐滴加入 pH＝1 的 H2SO4 至溶液中的 Ba2＋恰好 完全沉淀时，根据 H2SO4＋Ba(NO3)2＝―→BaSO4↓＋2HNO3，设稀硫酸的 体积与 Ba(NO3)2 溶液的体积分别是 x、y，则生成硝酸的物质的量为 n(HNO3) ＝2n(H2SO4)＝0.05x×2＝0.1x mol，c(H＋)＝c(HNO3)＝x0＋.1xy ＝0.01 mol/L， 解得 x ∶y＝1 ∶9。
2021版高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡2水的电离和溶液的酸碱性课件新人教版
变小
偏低
变大
偏高
无法判断
增大
c(OH-) 增大 减小 增大 增大
减小
Kw 增大 不变 不变 不变
不变
2.Ka有关计算 (1)先确定温度,常温下Kw=1×10-14。 (2)再确定溶液中H+或OH-的来源。 ①酸抑制水的电离,OH-全部来自水的电离,水电离产生的c(H+)=c(OH-)。 如0.1 mol·L-1的盐酸中c(H+)= 0.1 mol·L-1,c(OH-)=10-13 mol·L-1, 由水电离出的c(H+)= c(OH-)=10-13 mol·L-1。
3.误差分析 依据原理c(标准)·V(标准)=c(待测)·V(待测),所以
c（标准）V（标准）
c(待测)= V（待测） ,因为c(标准)与V(待测)
已确定,所以只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化,即可分析出结果。
以标准液盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞为指示剂)为例,分析如下:
步骤 洗涤 取液
(3)混合型(多种溶液混合)
①酸酸混合:直接算 c(H+),再求pH 。
c (H+)混=
c1 H V1 c2 H V2 V1 V2
②碱碱混合:先算c(OH-)后转化为c(H+),再求pH
。c
(OH-)混= c1
OH
V1 c2 OH V1 V2
V2
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-),
考向二 溶液pH的计算 【考点精析】 1.定义法:pH=-lg c(H+),溶液的pH计算的核心是确定溶液中的c(H+)的大小。 具体地,酸性溶液必先确定溶液中的c(H+);碱性溶液必先确定c(OH-), 再由c(OH-)·c(H+)=Kw换算成c(H&一溶液pH的计算 ①强酸溶液 强酸溶液的pH计算方法是:根据酸的浓度先求出强酸溶液中的c(H+)然后对其取负 对数就可求得pH。 ②强碱溶液 强酸溶液的pH计算方法是:根据碱的浓度先求出强碱溶液中的c(OH-)然后利用该 温度下的Kw求出c(H+)然后求pH。
2025年高考化学总复习第八章水溶液中的离子反应与平衡第二节水的电离和溶液的pH
类型2 的相关计算
2.［链接人教版选择性必修1 P63~65］（双选）已知NaHSO4 在水中的电离方程式为NaHSO4
Na+ + H + + SO2−
4 。
某温度下，向 H + = 1 × 10−6 mol ⋅ L−1 的蒸馏水中加入NaHSO4 晶体，保持温度不变，测得溶液的
H + = 1 × 10−2 mol ⋅ L−1 。下列有关叙述错误的是(
BD
)
A.在该温度下，无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，均存在 H + ⋅ OH − = 1 × 10−12
B.该溶液中由水电离出来的H + 的浓度为1 × 10−2 mol ⋅ L−1
C.加入NaHSO4 晶体抑制了水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中 OH − 减小
【解析】相同温度下，无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，水的离子积都相同,该温度下，蒸馏水中
加入酸
不变
减小
增大
加入碱
左
减小
不变
增大
减小
右
增大
不变
增大
减小
右
增大
不变
减小
增大
升温
右
增大
增大
增大
增大
降温
左
减小
减小
减小
减小
右
增大
不变
增大
减小
加入可水解的盐
温度
教材素材变式
类型1 水的电离平衡曲线分析
1.［苏教版选择性必修1P89第3题变式］水的电离平衡曲线如图所示，下列说法错误的是( D )
2Na + 2NH3
全国版高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性课件
(1)任何情况下水电离产生的 c(H＋)和 c(OH－)总 是相等的。升高温度，水的电离程度增大，c(H＋)增大，pH 减小，但仍呈中性。
(2)水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。即 Kw＝c(H＋)·c(OH－)中的 c(H＋)、c(OH－)分别是溶液中 H＋、OH －的总浓度，不一定是水电离出的 c(H＋)和 c(OH－)。
cOH－1V1＋cOH－2V2
由 c(OH－)混＝
V1＋V2
先求出混合后的
c(OH－)混，再通过 Kw 求出混合后 c(H＋)，最后求 pH。
第二十二页，共108页。
③强酸与强碱混合后 pH 的计算 强 酸 与 强 碱 混 合 的 实 质 是 中 和 反 应 即 H ＋ ＋ OH － ===H2O，中和后溶液的 pH 有以下三种情况： 若恰好中和，pH＝7。 若剩余酸，先求中和后的 c(H＋)，再求 pH。 若剩余碱，先求中和后的 c(OH－)，再通过 Kw 求出 c(H＋)， 最后求 pH。
第十七页，共108页。
考点 2 溶液的酸碱性与 pH 的计算
1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H＋)和 c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈 酸 性，25 ℃时，pH < 7。 c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈 中 性，25 ℃时，pH ＝ 7。 c(H＋)<c(OH－)，溶液呈 碱 性，25 ℃时，pH > 7。
第三页，共108页。
板块一 主干层级(cénɡ jí)突破
第四页，共108页。
考点 1 水的电离 1．电离方程式 水是一种极弱的电解质，电离方程式为 2H2O
H3O＋＋OH－ ，简写为 H2O H＋＋OH－ 。
高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡 第2节 水的电离和溶液的酸碱性教案 新人教版
学习资料第二节水的电离和溶液的酸碱性考纲定位要点网络1。
了解水的电离，离子积常数。
2．了解溶液pH的定义及其测定方法，能进行pH的简单计算.3．掌握酸碱中和滴定实验及其应用。
水的电离与水的离子积知识梳理1．水的电离（1)水是极弱的电解质，其电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O H＋＋OH－。
(2）25 ℃时，纯水中c(H＋）＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋）与c(OH－)都相等。
2．水的离子积[辨易错］（1）任何水溶液中，水电离出的c(H＋）与c（OH－）一定相等。
（）（2)纯水中c（H＋）随温度升高而增大，水的酸性增强。
( )(3）酸溶液中水电离出的c(H＋)等于溶液中c(OH－）。
（) (4）K w与溶液的酸碱性无关，与温度有关。
（) ［答案](1）√（2）×(3)√(4）√3．外界条件对水的电离平衡的影响体系变化条件平衡移动方向K w水的电离程度c（OH－）c(H＋）外加酸碱酸逆不变减小减小增大碱逆不变减小增大减小外加可水解的盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl 正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小其他：如加入Na 正不变增大增大减小1．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大,平衡左移。
乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动,解释为加入H2SO4后,c(H ＋)增大，H＋与OH－中和，平衡右移。
你认为哪种说法正确?并说明原因。
[答案]甲正确，温度不变,K w是常数，加入H2SO4，c（H＋）增大，c（H＋）·c（OH－)>K w，平衡左移。
或加入酸，H＋与OH－反应生成H2O,水增多,实质仍是水的电离左移。
2．25 ℃时，pH＝4的醋酸溶液与NH4Cl溶液中c（H＋）H2O相等吗？为什么？[答案］不相等，醋酸电离出的H＋抑制水的电离，而NH4Cl电离出的NH错误!结合OH－,促进了水的电离.知识应用在不同温度下,水溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系如图所示。
高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡 第2节 水的电离和溶液的酸碱性学案
第2节水的电离和溶液的酸碱性考试说明1．了解水的电离、离子积常数。
2．了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
3．了解定量研究方法是化学发展为一门科学的重要标志。
命题规律本节内容是高考命题的重点与热点，主要考点有四个：一是影响水电离平衡的因素及K w的应用；二是溶液的酸碱性的判断及pH的计算；三是滴定原理的应用及定量研究的计算；四是结合滴定曲线判断滴定过程中离子浓度的比较及计算等。
考查形式有选择题也有填空题。
考点1 水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
(1)任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
升高温度，水的电离程度增大，c(H＋)增大，pH减小，但仍呈中性。
(2)水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。
即K w＝c(H＋)·c(OH－)中的c(H＋)、c(OH－)分别是溶液中H＋、OH－的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)和c(OH－)。
(3)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的c(H ＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
【基础辨析】判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)将纯水加热到100 ℃，水的电离程度增大，c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，pH＝6，此时纯水呈酸性。
(×)(2)向纯水中加入少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，K w不变。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第二节水的电离和溶液的酸碱性考纲定位全国卷5年考情1.了解水的电离，离子积常数。
2.了解溶液pH的定义及其测定方法。
能进行pH的简单计算。
3.掌握酸碱中和滴定实验及其应用。
2017年：Ⅰ卷T13；Ⅱ卷T12、T26(4)；Ⅲ卷T9(A、C)2016年：Ⅱ卷T12；Ⅲ卷T13(C)2015年：Ⅱ卷T28(3)2014年：Ⅰ卷T12(B、C)；Ⅱ卷T11、T28(2)2013年：Ⅱ卷T13(对应学生用书第152页)[考纲知识整合]1．水的电离(1)电离方程式：H2O H＋＋OH－或2H2O H3O＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1，任何水溶液中由水电离出来的c(H＋)＝c(OH－)。
2．水的离子积常数(1)表达式：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
25 ℃时，K w＝10－14,100 ℃时，K w＝10－12。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：适用于纯水、酸、碱、盐的稀溶液。
(4)意义：K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
提醒：在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。
在K w的表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
3．外界条件对水的电离平衡的影响体系变化条件平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋)外加酸碱酸逆不变减小减小增大碱逆不变减小增大减小外加可水解的盐Na2CO3正不变增大增大减小NH4Cl 正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小其他：如加入Na 正不变增大增大减小提醒：25 ℃，pH＝3的盐酸、NH4Cl溶液中，水电离出的c(H＋)H2O分别为1×10－11 mol/L、1×10－3 mol/L。
[应用体验]正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)纯水中c(H＋)随温度升高而增大，酸性增强。
( )(2)酸、碱性溶液中水电离出的c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O一定比纯水中的小。
( )(3)向水中加入酸式盐，溶液呈酸性，是因为促进了水的电离。
( )(4)25 ℃时，0.10 mol·L－1NaHCO3溶液加水稀释后，c(H＋)与c(OH－)的乘积变大。
( )(5)已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中水的电离程度始终增大。
( ) (6)pH相同的两溶液中，水电离出的c(H＋)不一定相同。
( )【提示】(1)×(2)×(3)×(4)×(5)×(6)√[高考命题点突破]命题点1 水的电离和K w的应用与计算1．25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl②NaOH ③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是( )A．④>③>②>①B．②>③>①>④C．④>①>②>③D．③>②>①>④C[②、③为碱、酸抑制水电离；④中NH＋4水解促进水电离；①NaCl不影响水电离。
] 2．(2015·广东高考)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。
下列说法正确的是( )A．升高温度，可能引起由c向b的变化B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化C[A．由图可知a、b、c三点对应的平衡常数不变，故a、b、c为等温线，升温，不能由c向b变化。
B．由b点对应c(H＋)与c(OH－)可知，K w＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。
C．FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH－)减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化。
D．c点溶液呈碱性，稀释时c(OH－)减小，同时c(H＋)应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的变化。
] 3．(2018·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
某温度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的c(H＋)＝1×10－2mol·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1×10－10mol·L－1C．加入NaHSO4晶体抑制水的电离D．取该溶液加水稀释100倍，溶液中的水电离出的c(H＋)减小D[A项，K w＝1×10－6×1×10－6＝1×10－12，温度高于25 ℃；B、C项，NaHSO4电离出的H＋抑制H2O电离，c(H＋)H2O＝c(OH－)＝1×10－10 mol/L；D项，加H2O稀释，c(H＋)减小，H＋对H2O电离的抑制减小，c(H＋)H2O增大。
]4．写出25 ℃时下列溶液中水电离出的c(H＋)H2O。
(1)pH＝0的H2SO4溶液中________；(2)pH＝10的Na2S溶液中________；(3)0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液中________；(4)pH＝4的(NH4)2SO4溶液中________。
【答案】(1)1×10－14 mol/L (2)1×10－4 mol/L (3)1×10－13 mol/L(4)1×10－4 mol/L[题后归纳](1)理解水的电离平衡曲线①曲线上的任意点的K w都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同；②曲线外的任意点与曲线上任意点的K w不同，温度不同；③实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
(2)c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O的计算①酸溶液：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(OH－)②碱溶液：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(H＋)③水解呈酸性的盐溶液：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(H＋)④水解呈碱性的盐溶液：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(OH－)命题点2 酸碱反应过程中c(H＋)H2O或c(OH－)H2O的变化5．(2018·厦门模拟)常温下，向20 mL某浓度的硫酸溶液中滴入0.1 mol·L－1氨水，溶液中水电离的氢离子浓度随加入氨水的体积变化如图。
下列分析正确的是( )A．V＝40B．c点所示溶液中：c(H＋)－c(OH－)＝2c(NH3·H2O)C．NH3·H2O的电离常数K＝10－4D．d点所示溶液中：c(NH＋4)＝2c(SO2－4)D[A项，c点水的电离程度最大，说明此时c(NH＋4)最大，对水的电离促进程度最大，氨水与硫酸恰好完全反应生成(NH4)2SO4，氨水体积为0时，水电离出c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，水电离出c(OH－)＝1×10－13mol·L－1，溶液中的c(H＋)＝0.1 mol·L－1，c(H2SO4)＝0.05 mol·L－1，消耗氨水的体积也是20 mL，即V＝20，错误；B项，c点所示溶液是(NH4)2SO4溶液，由质子守恒得：c(H＋)－c(OH－)＝c(NH3·H2O)，错误；C项，根据题意，无法判断NH3·H2O的电离常数的大小，错误；D项，根据电荷守恒：c(H＋)＋c(NH＋4)＝2c(SO2－4)＋c(OH－)，而溶液呈中性c(OH－)＝c(H＋)，所以c(NH＋4)＝2c(SO2－4)，正确。
]考点2| 溶液的酸碱性与pH(对应学生用书第153页)[考纲知识整合]1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
(1)酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，常温下，pH＜7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)，常温下，pH＞7。
2．pH(1)定义式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(室温下)①由图示关系知，pH 越小，溶液的酸性越强。
②pH 一般表示c (H ＋)≤1 mol/L 的酸溶液或c (OH －)≤1 mol/L 的碱溶液。
3．pH 的测定方法 (1)pH 试纸法pH 试纸的使用方法：把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥的玻璃棒蘸取待测液点在pH 试纸中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH 。
但应注意： ①pH 试纸不能伸入待测液中。
②pH 试纸不能事先润湿。
③用广泛pH 试纸测出溶液的pH 是1～14的整数，读数不会出现小数。
(2)pH 计法常用pH 计精确测量溶液的pH ，读数时应保留两位小数。
4．溶液pH 的一般计算 (1)总体原则①若溶液为酸性，先求c (H ＋)⇨再求pH ＝－lg c (H ＋)。
②若溶液为碱性，先求c (OH －)⇨再求c (H ＋)＝K W /c (OH －)⇨最后求pH 。
(2)单一类的计算方法①浓度为c 的强酸(H n A)：由c (H ＋)＝nc 可求pH 。
②浓度为c 的强碱[B(OH)n ]：由c (OH －)＝nc 可推c (H ＋)＝10－14nc⇨再求pH 。
(3)混合类的计算方法 ①同性混合：a ．若为酸的溶液混合，则先求c (H ＋)混＝[c (H ＋)1V 1＋c (H ＋)2V 2]/(V 1＋V 2)⇨再求pH 。
b ．若为碱的溶液混合，则先求c (OH －)混＝[c (OH －)1V 1＋c (OH －)2V 2]/(V 1＋V 2)⇨再求c (H ＋)＝K W /c (OH －)混⇨最后求pH 。
②异性混合：a ．若酸过量，则先求c (H ＋)过＝[c (H ＋)酸V 酸－c (OH －)碱V 碱]/(V 酸＋V 碱)⇨再求pH 。
b ．若碱过量，则先求c (OH －)过＝[c (OH －)碱V 碱－c (H ＋)酸V 酸]/(V 酸＋V 碱)⇨再求c (H ＋)＝K W /c (OH －)过⇨最后求pH 。