高中化学一轮复习讲义(解析版)：水的电离 溶液酸碱性

水的电离溶液酸碱性
【学习目标】
1.水的电离及平衡移动、水的离子积常数
2.溶液酸碱性判断及pH的计算方法
◆感知高考
1.[2019·全国卷Ⅲ，11] 设N A为阿伏加德罗常数值。

关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是( )
A．每升溶液中的H＋数目为0.02N A
B．c(H＋)＝c(H2PO－4)＋2c(HPO2－4)＋3c(PO3－4)＋c(OH－)
C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小
D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
【答案】 B
【解析】pH＝2的H3PO4溶液中c(H＋)＝10－2mol·L－1，每升溶液中所含N(H＋)＝0.01N A，A错误；由电荷守恒知，该H3PO4溶液中存在c(H＋)＝c(H2PO－4)＋2c(HPO2－4)＋3c(PO3－4)＋c(OH－)，B正确；加水稀释能促进H3PO4的电离，使其电离度增大，由于以增大溶液体积为主，导致溶液中c(H＋)减小，溶液pH增大，C错误；向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固体，溶液中c(H2PO－4)增大，促使平衡H3PO4H＋＋H2PO－4逆向移动，抑制H3PO4电离，溶液酸性减弱，D错误。

2.[2018·浙江11月选考，18]下列说法不正确
．．．的是
A. 测得0.1 mol·L－1的一元酸HA溶液pH＝3.0，则HA一定为弱电解质
B. 25℃时，将0.1 mol·L-1的NaOH溶液加水稀释100倍，所得溶液的pH＝11.0
C. 25℃时，将0.1 mol·L-1的HA溶液加水稀释至pH＝4.0，所得溶液c(OH－)＝1×10-10mol·L-1
D. 0.1 mol·L-1的HA溶液与0.1 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合，所得溶液pH一定等于7.0
【答案】D
【解析】A、若HA为强酸，0.1 mol·L-1的HA溶液pH为1.0，现测得溶液pH为3.0，则HA为弱酸，选项A正确；B、0.1mol/L的NaOH溶液加水稀释100倍后，c（OH-）＝1×10-11，pH值为11.0，选项B正确；
C、pH值为4.0的溶液中c（H+）＝1×10－4mol/L，在25℃时，水的离子积K W＝1×10-14，故c（OH-）＝1×10-10mol/L，选项C正确；
D、若HA为强酸，与NaOH等体积等浓度混合后，所得溶液pH为7.0，若HA为弱酸，与NaOH 等体积等浓度混合后，所得溶液pH大于7.0，选项D不正确。

答案选D。

◆核心知识
1. ①水的电离：水是极弱的电解质，水的电离方程式为简写为
②25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝；任何水溶液中，由水电离出的c(H＋)与c(OH －)都相等。

【答案】①H2O＋H2O H3O＋＋OH－ H2O H＋＋OH－② 1×10－7__mol·L－1；
2．水的离子积常数表达式：。

(1)室温下：K w＝。

(2)影响因素：只与有关，升高温度，K w。

(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的水溶液。

(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要不变，K w不变。

【答案】K w＝c(H＋)·c(OH－)。

(1) K w＝1×10－14。

(2)温度增大。

(3) 电解质。

(4)温度。

3．影响水电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度，K w。

(2)加入酸或碱，水的电离程度，K w。

(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度，K w。

【答案】（1）增大增大（2）减小不变（3）增大不变
【易混易错】
（1）填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化条件平衡移
动方向
K w水的电离程度c(OH－) c(H＋)
①HCl
②NaOH
可水解
的盐
③Na2CO3
④NH4Cl
温度
⑤升温
⑥降温
⑦其他：如加入Na
【答案】①逆不变减小减小增大;②逆不变减小增大减小 ;③正不变增大增大减小；
④正不变增大减小增大；⑤正增大增大增大增大;⑥逆减小减小减小减小;⑦正不变增大增大减小;
（2）在不同温度下，水溶液中c(H＋)与c(OH－)关系如图所示。

回答下列问题：
①图中五点K w间的关系为。

②图中呈中性的点为，酸性的点为，碱性的点为。

③若从A点到D点，在温度不变的条件下，可采取的措施有。

④若处在B点时，将pH＝2的硫酸与pH＝10的KOH溶液等体积混合，所得溶液呈(填“碱”“中”或“酸”)性。

⑤若从D点变化到B点，可采取的措施有。

【答案】① B>C>A＝D＝E ② ACB E D
③加入NaOH、CH3COONa等④中⑤在缓慢升温的同时加入适量的酸使之呈中性
【易混易错辨析】判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等( )
(2)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K w不变( )
(3)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( )
(4)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等( )
(5)室温下，pH值相同的NaOH溶液与CH3COONa溶液，水的电离程度后者大( )
(6)常温下，pH＝5的NH4Cl溶液与pH＝9的CH3COONa溶液中，水的电离程度相同( )
【答案】(1)×(2)×(3)×(4)√(5)√(6)√
4. 溶液的酸碱性pH计算
（1）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。

【答案】(1) ① > < ②＝＝③ < >。

（2）常温下，两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。

①相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( )
②相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( )
③相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )
④pH＝2的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
⑤pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( )
⑥pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
⑦pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )
⑧pH＝2的H2SO4和pH＝12的氨水等体积混合( )
【答案】①中性②碱性③酸性④中性⑤酸性⑥碱性⑦酸性⑧碱性
5.常温下水电离产生c(H＋)和c(OH－)计算的4种类型
(1)中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1。

(2)溶质为酸的溶液：OH－离子全部来自水的电离，水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)。

(3)溶质为碱的溶液：H＋离子全部来自水的电离，水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)。

(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
①pH＝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，c(OH－)＝10－9mol·L －1，是因为部分OH－离子与部分NH＋
4结合；
②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－离子全部来自水的电离，由水电离出的c(OH－)＝10－2mol·L－1。

【答案】(1) 10－7mol·L－1。

(2)OH－＝。

(3)H＋
(4)①10－5mol·L－1， 10－9mol·L－1；②OH－ 10－2mol·L－1。

◆变式再现
1．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－)＝K w
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
【答案】 D
【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 －
)＝K w ，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T 2＞T 1，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。

2.常温下，向20 mL 0.1 mol·L －1
氨水中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c (H ＋
)随加入盐酸体积的变
化如图所示。

则下列说法正确的是( )
A ．b 、d 两点为恰好完全反应点
B ．c 点溶液中，c (NH ＋
4)＝c (Cl －
)
C ．a 、b 之间的任意一点：c (Cl －
)＞c (NH ＋
4)，c (H ＋
)＞c (OH －
) D ．常温下，0.1 mol·L －1
氨水的电离常数K 约为1×10－5
【答案】 D
【解析】 向氨水中逐滴加入盐酸，水的电离程度由小逐渐变大，后又逐渐减小；b 点表示过量氨水的电离与NH ＋
4的水解程度相互“抵消”；c 点NH ＋
4的水解程度达到最大，也是恰好反应点；再继续加入盐酸，盐酸过量抑制水的电离，A 项错误；c 点溶质是NH 4Cl ，因NH ＋
4水解，故c (NH ＋
4)＜c (Cl －
)，B 项错误；a 、b 之间氨水电离占优势，c (Cl －
)＜c (NH ＋
4)，c (H ＋
)＜c (OH －
)，C 项错误；a 点，溶液中c (NH ＋
4)≈c (OH －
)，c (NH 3·H 2O)
＝0.1 mol·L －1
－0.001 mol·L －1
≈0.1 mol·L －1
，则氨水的电离常数K ＝c NH ＋4
·c OH －c NH 3·H 2O ≈10－3×10－3
0.1
＝
10－5
，D 项正确。

4．求算下列常温下溶液中由H 2O 电离的c (H ＋
)和c (OH －
)。

(1)pH ＝2的H 2SO 4溶液c (H ＋
)＝ ，c (OH －)＝ 。

(2)pH ＝10的NaOH 溶液c (H ＋
)＝ ，c (OH －
)＝ 。

(3)pH ＝2的NH 4Cl 溶液c (H ＋)＝ 。

(4)pH ＝10的Na 2CO 3溶液c (OH －)＝ 。

【答案】(1)10－12mol·L－110－12mol·L－1
(2)10－10 mol·L－110－10mol·L－1(3)10－2mol·L－1(4)10－4mol·L－1
【解析】(1)pH＝2的H2SO4溶液中，H＋来源有两个：H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。

应先求算c(OH－)，即为水电离的c(H＋)或c(OH－)。

(2)pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。

应先求出c(H＋)，即为水电离的c(OH－)或c(H＋)，c(OH－)＝10－4mol·L－1，c(H＋)＝10－10mol·L－1，则水电离的c(H＋)＝c(OH－)＝10－10mol·L－1。

(3)、(4)水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其c(H＋)，水解显碱性的盐应计算其c(OH－)。

pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离产生的c(H＋)＝10－2mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的c(OH－)＝10－4mol·L－1。

5．常温下，水溶液M中存在的离子有Na＋、A2－、HA－、H＋、OH－，存在的分子有H2O、H2A。

根据题意回答下列问题：
(1)写出酸H2A的电离方程式：_________________________________。

(2)若溶液M由10 mL 2 mol·L－1 NaHA溶液与10 mL 2 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合而成，则溶液M 的pH________7(填“<”“>”或“＝”)，溶液中离子浓度由大到小的顺序为________________。

(3)若溶液M有下列三种情况：①0.01 mol·L－1H2A溶液；②0.01 mol·L－1NaHA溶液；③0.02 mol·L －1盐酸与0.04 mol·L－1 NaHA溶液的等体积混合液，则三种情况的溶液中H
2A分子浓度最大的为________；pH由大到小的顺序为________。

(4)若溶液M由pH＝3的H2A溶液V1mL与pH＝11的NaOH溶液V2mL混合反应而得，混合溶液c（H＋）
c（OH－）＝104，V1与V2的大小关
系为________(填“V1大于V2”“V1小于V2”“相等”或“均有可能”)。

【答案】(1)H2A H＋＋HA－、HA－H＋＋A2－
(2)> c(Na＋)>c(A2－)>c(OH－)>c(HA－)>c(H＋)
(3)③②>③>①
4)均有可能
【解析】(1)水溶液M中存在的分子有H2A，存在离子HA－、A2－，则H2A为弱酸。

(2)等物质的量浓度的NaHA和NaOH溶液等体积混合生成Na2A，A2－水解使溶液显碱性，pH>7，离子水解以第一步为主：A2－＋H2O HA－＋OH－，则离子浓度大小关系为c(Na＋)>c(A2－)>c(OH－)>c(HA－)>c(H＋)。

(3)①中弱酸H2A电离，②中HA－水解生成H2A分子，③中溶质为浓度均为0.01 mol·L－1的NaCl、NaHA、H2A，HA－的存在抑制H2A的电离，则三种溶液中H2A分子浓度最大的为③，最小的为②；溶液②pH大于溶液③，溶液①和溶液③相比溶液①的酸性强，则溶液①pH最小，所以pH由大到小的顺序为②>③>①。

(4)常温下，混合溶液c（H＋）
c（OH－）
＝104，则c(H＋)＝10－5mol·L－1，混合溶液显酸性，则酸过量，H2A为弱酸，pH＝3的H2A溶液与pH＝11的NaOH溶液中c(H2A)>c(NaOH)，则二者体积关系不确定，酸溶液体积大于、小于或与碱溶液体积相等都可能使酸过量。

6．下表是不同温度下水的离子积数据：
温度(℃)25 t1t2
水的离子积常数1×10－14K w1×10－12
(1)若25<t1<t2，则K w______(填“>”“<”或“＝”)1×10－14，做出此判断的理由是_____________。

(2)在t1℃时，测得纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7mol·L－1，则c(OH－)为________。

该温度下，测得某H2SO4溶液中c(SO2－4)＝5×10－6mol·L－1，该溶液中c(OH－)＝________ m ol·L－1。

(3)在t2℃时：
①0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液的pH＝________。

②若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是________。

【答案】 (1)> 水的电离是吸热过程，升高温度，平衡向正反应方向移动，c(H＋)增大，c(OH－)增大，K w＝c(H＋)·c(OH－)，K w增大
(2)2.4×10－7mol·L－1 5.76×10－9mol·L－1
(3)①10
②pH1＋pH2＝13
【解析】(1)水是弱电解质，存在电离平衡，电离吸热。

所以温度升高，水的电离程度增大，离子积增
大。

(2)水电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相同，某温度下纯水中的c (H ＋
)＝2.4×10－7
mol·L －1
，则此时纯水中的c (OH －
)＝2.4×10－7
mol·L －1
，K w ＝2.4×10－7
×2.4×10－7
＝5.76×10
－14。

该温度下，某H 2SO 4
溶液中c (SO 2－
4
)＝5×10－6
mol·L －1
，则溶液中c (H ＋
)＝1×10－5
mol·L －1
，c (OH －
)＝5.76×10
－14
10－5
mol·L
－1
＝5.76×10－9
mol·L －1。

(3)t 2温度下水的离子积常数是1×10
－12。

①0.01 mol·L －1
的氢氧化钠溶液中c (H ＋
)＝1×10
－12
0.01
mol·L
－1
＝10
－10
mol·L －1
，则pH ＝10。

②设强酸的pH ＝a ，强碱的pH ＝b ，在t 2 ℃时，若10体积的某强酸溶液与
1体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，即n (H ＋
)＝n (OH －
)，则10×10－a
＝1×10
b －12
，10
1－a
＝10
b －12
，即1－
a ＝
b －12，则a ＋b ＝13，即pH 1＋pH 2＝13。

◆深度理解
1．pH ＝5的H 2SO 4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c (SO 2－
4)与c (H ＋
)的比值为 。

【答案】
1
10
【解析】稀释前c (SO 2－
4
)＝10－5
2 mol·L －1，稀释后c (SO 2－4)＝10－5
2×500
mol·L －1＝10－8 mol·L －1，c (H ＋
)接
近10－7
mol·L －1
，所以c SO 2－4c H ＋＝10－8 mol·L －1
10－7 mol·L －1＝
1
10。

2．(2019·杭州模拟)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
∶10
9
B ．1∶5∶(5×109)∶(5×108
) C ．1∶20∶1010
∶10
9
D ．1∶10∶104
∶109
【答案】 A
【解析】 H 2SO 4与Ba(OH)2抑制水的电离，Na 2S 与NH 4NO 3促进水的电离。

25 ℃时，pH ＝0的H 2SO 4溶液中：c (H 2O)电离＝c (OH －
)＝10－14
10
0 mol·L －1＝10－14 mol·L －1；0.05 mol·L －1
的Ba(OH)2溶液中：c (H 2O)电离＝c (H
＋
)＝10－14
0.1
mol·L －1＝10－13 mol·L －1；pH ＝10的Na 2S 溶液中：c (H 2O)电离＝c (OH －)＝10－4 mol·L －1；pH ＝5的
NH 4NO 3的溶液中：c (H 2O)电离＝c (H ＋
)＝10－5
mol·L －1。

它们的物质的量之比为10－14
∶10
－13
∶10－4∶10－5
＝
1∶10∶1010
∶109
，故A 正确。

3．类比是重要的学习方法，类比pH 的定义可定义pOH 和p K w 。

在某弱酸HX 及其盐NaX 的混合溶液中(HX 和NaX 的含量不确定)，c (H ＋
)和c (OH －
)存在如图所示的关系，则下列说法不正确的是( )
A ．图中温度T 2>25 ℃
B ．若此混合溶液呈酸性且c (HX)＝c (NaX)，则HX 电离能力大于NaX 的水解能力
C ．位于AB 线段上任意点的溶液均有pH ＝pOH ＝p K w
2
D ．图中D 点处溶液中离子浓度：c (Na ＋
)>c (X －
) 【答案】 D
【解析】 根据图像中A 点知T 1时K w ＝c (H ＋
)·c (OH －
)＝10－7
×10－7
＝10－14
，T 1为25 ℃，由图像中B
点知T 2时K w ＝10－6
×10－6
＝10
－12
，水的电离是吸热过程，温度升高K w 增大，则T 2>25 ℃，A 项正确；弱酸HX
和NaX 的混合液中既存在HX 的电离平衡(HX H ＋
＋X －
)又存在NaX 的水解平衡(X －
＋H 2O
HX ＋OH －
)，若
此混合溶液呈酸性且c (HX)＝c (NaX)，则HX 电离能力大于NaX 的水解能力，B 项正确；位于AB 线段上任意点的溶液中c (H ＋)＝c (OH －)，则pH ＝pOH ，K w ＝c (H ＋)·c (OH －
)，p K w ＝pH ＋pOH ，pH ＝pOH ＝p K w 2，C 项正确；
HX 和NaX 的混合液中的电荷守恒为c (Na ＋
)＋c (H ＋
)＝c (X －
)＋c (OH －
)，D 点处c (H ＋
)>c (OH －
)，则c (Na ＋
)<c (X －
)，D 项错误。

4．常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L －1
HA 溶液中滴入0.1 mol·L －1
NaOH 溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c 水(H ＋
)]与所加NaOH 溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是( )
A ．常温下，K a (HA)约为10－5
B ．M 、P 两点溶液对应的pH ＝7
C ．b ＝20.00
D ．M 点后溶液中均存在c (Na ＋
)＞c (A －
) 【答案】 B
【解析】0.1 mol·L －1
HA 溶液中，－lg c 水(H ＋
)＝11，c 水(H ＋
)＝c 水(OH －
)＝10－11
mol·L －1
，根据常温
下水的离子积求出溶液中c (H ＋
)＝
K w
c 水(OH －
)
＝10－3 mol·L －1
，HA
H ＋＋A －，c (H ＋)＝c (A －
)＝10－3
m ol·L －1
，
K a (HA)＝c (H ＋)·c (A －)c (HA)＝10－60.1
＝10－5，A 项正确；N 点水电离出的H ＋
浓度最大，说明HA 与NaOH 恰好完全反
应生成NaA ，P 点溶质为NaOH 和NaA ，溶液显碱性，即P 点pH 不等于7，B 项错误；当加入b mL NaOH 溶液时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA ，说明HA 和NaOH 恰好完全反应，b ＝20.00，C 项正确；M 点溶液pH ＝7，根据溶液呈电中性，存在c (Na ＋
)＝c (A －
)，M 点后，c (Na ＋
)＞c (A －
)，D 项正确。

5．(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 ＝ (填数值)；
②若x ＋y ＝13，则a b ＝ (填数值)；
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)。

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

6．化学上常用AG 表示溶液中的酸碱度，AG ＝lg c H ＋c OH
－。

25 ℃时，用0.100 mol·L －1
的NaOH 溶液滴定20.0 mL 0.100 mol·L －1
某酸(HA)溶液，AG 与所加NaOH 溶液的体积(V )关系如图所示，下列说法正确的是( )
A ．
B 点溶液中存在2c (H ＋
)－2c (OH －
)＝c (A －
)－c (HA) B ．C 点时，加入NaOH 溶液的体积大于20.00 mL C ．滴定过程中应该选择甲基橙作指示剂
D ．25 ℃时，该酸HA 的电离平衡常数K a ＝1.0×10－5.5
【答案】 A
【解析】 由图可知，B 点为等浓度的HA 和NaA 混合溶液，溶液显酸性，溶液中存在电荷守恒关系c (H
＋
)＋c (Na ＋)＝c (OH －)＋c (A －)和物料守恒关系2c (Na ＋)＝c (HA)＋c (A －)，将两式合并可得2c (H ＋)－2c (OH －
)
＝c (A －
)－c (HA)，故A 项正确；由图可知，C 点时c (H ＋
)＝c (OH －
)，溶液显中性，为HA 和NaA 混合溶液，HA 未完全反应，则加入NaOH 溶液的体积小于20.00 mL ，故B 项错误；强碱滴弱酸时，因反应生成强碱弱
酸盐，酸碱完全反应时溶液显碱性，应选择酚酞作指示剂，故C 项错误；由图可知，A 点lg c (H ＋)
c (OH －)
＝8.5，
由K w ＝1.0×10－14
可得c 2(H ＋)＝1.0×10
－5.5
，c (H ＋)＝ 1.0×10
－
5.5
，HA 的电离常数K a ＝c (H ＋)·c (A －)
c (HA)
＝
1.0×10
－5.5
× 1.0×10
－5.5
0.1－ 1.0×10
－5.5
≈1×10
－4.5
，故D 项错误
◆真题回访
1．[2019·天津]某温度下，2HNO 和3CH COOH 的电离常数分别为4
5.010-⨯和5
1.710-⨯。

将pH 和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH 随加水体积的变化如图所示。

下列叙述正确的是
A ．曲线Ⅰ代表2HNO 溶液
B ．溶液中水的电离程度：b 点＞c 点
C ．从c 点到d 点，溶液中
()()()
HA OH A
c c c --
⋅保持不变（其中HA 、A -
分别代表相应的酸和酸根离子）
D ．相同体积a 点的两溶液分别与NaOH 恰好中和后，溶液中()
Na n +相同 【答案】C
【解析】A 、由图可知，稀释相同的倍数，Ⅱ的变化大，则Ⅱ的酸性比I 的酸性强，Ⅱ代表HNO 2，I 代表CH 3COOH ，故A 错误；
B 、酸抑制水电离，b 点pH 小，酸性强，对水电离抑制程度大，故B 错误；
C 、Ⅱ代表HNO 2，c(HNO 2)c(OH -)/c(NO 2-)=c(H +)·c(HNO 2)c(OH -)/[c(H +)·c(NO 2-)]=k w /k(HNO 2)，k w 为水的离子积常数，k(HNO 2)为HNO 2的电离常数，这些常数只与温度有关，温度不变，则不变，故C 正确；
D 、体积和pH 均相同的HNO 2和CH 3COOH 溶液，c （CH 3COOH ）＞c （HNO 2），分别滴加同浓度的NaOH 溶液至恰好中和，CH 3COOH 消耗的氢氧化钠溶液体积多，HNO 2消耗的NaOH 少，故D 错误；
故选C 。

2. [2019·北京理综，12]实验测得0.5 mol·L －1
CH 3COONa 溶液、0.5 mol·L －1
CuSO 4溶液以及H 2O 的pH 随温度变化的曲线如图所示。

下列说法正确的是( )
A.随温度升高，纯水中c(H＋)＞c(OH－)
B.随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH－)减小
C.随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是K w改变与水解平衡移动共同作用的结果
D.随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO－、Cu2＋水解平衡移动方向不同
【答案】C
【解析】任何温度时，纯水中H＋浓度与OH－浓度始终相等，A项错误；随温度升高，CH3COONa水解程度增大，溶液中c(OH－)增大，且温度升高，水的电离程度增大，c(OH－)也增大，B项错误；温度升高，水的电离程度增大，c(H＋)增大，又CuSO4水解使溶液显酸性，温度升高，水解平衡正向移动，故c(H＋)增大，C项正确；温度升高，能使电离平衡和水解平衡均向正反应方向移动，而CH3COONa溶液随温度升高pH降低的原因是水的电离程度增大得多，而CuSO4溶液随温度升高pH降低的原因是Cu2＋水解程度增大得多，D项错误。

3.[2017·浙江11月选考，18] 下列说法不正确的是( )
A．pH＜7的溶液不一定呈酸性
B．在相同温度下，物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液，c(OH－)相等
C．在相同温度下，pH相等的盐酸、CH3COOH溶液，c(Cl－)＝c(CH3COO－)
D．氨水和盐酸反应后的溶液，若c(Cl－)＝c(NH＋4)，则溶液呈中性
【答案】 B
【解析】25℃时，pH＜7的溶液呈酸性，但温度未知，所以pH＜7的溶液不一定呈酸性，故A正确；在相同温度下，一水合氨部分电离，NaOH完全电离，物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液，NaOH溶液中c(OH －)更大，故B错误；在相同温度下，盐酸、CH
c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)，
3COOH溶液中分别存在电荷守恒：
c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)，又因为pH相等，所以c(Cl－)＝c(CH3COO－)，故C正确；氨水和盐酸反应后的溶液中存在c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH＋4)＋c(H＋)，若c(Cl－)＝c(NH＋4)，则c(OH－)＝c(H＋)，溶液呈中性，故D
正确。

4. [2018·浙江11月选考，18]下列说法不正确．．．
的是 A. 测得0.1 mol·L －1
的一元酸HA 溶液pH ＝3.0，则HA 一定为弱电解质 B. 25℃时，将0.1 mol·L -1的NaOH 溶液加水稀释100倍，所得溶液的pH ＝11.0
C. 25℃时，将0.1 mol·L -1的HA 溶液加水稀释至pH ＝4.0，所得溶液c(OH －)＝1×10-10 mol·L -1
D. 0.1 mol·L -1的HA 溶液与0.1 mol·L -1的NaOH 溶液等体积混合，所得溶液pH 一定等于7.0 【答案】D
【解析】A 、若HA 为强酸，0.1 mol·L -1
的HA 溶液pH 为1.0，现测得溶液pH 为3.0，则HA 为弱酸，选项A 正确；B 、0.1mol/L 的NaOH 溶液加水稀释100倍后，c （OH -）＝1×10-11
，pH 值为11.0，选项B 正确；C 、pH 值为4.0的溶液中c （H +）＝1×10－4mol/L ，在25℃时，水的离子积K W ＝1×10-14，故c （OH -）＝1×10-10mol/L ，选项C 正确；D 、若HA 为强酸，与NaOH 等体积等浓度混合后，所得溶液pH 为7.0，若HA 为弱酸，与NaOH 等体积等浓度混合后，所得溶液pH 大于7.0，选项D 不正确。

答案选D 。

5.[2017·天津] H 2S 和SO 2会对环境和人体健康带来极大的危害，工业上采取多种方法减少这些有害气体的排放，回答下列方法中的问题。

方法2：用氨水除去SO 2
（5）已知25℃，NH 3·H 2O 的K b =1.8×10−5
，H 2SO 3的K a1=1.3×10−2
，K a2=6.2×10−8。

若氨水的浓度为2.0 mol·L −1
，溶液中的c (OH −)=_________________ mol·L −1。

将SO 2通入该氨水中，当c (OH −)降至1.0×10−7
mol·L −1时，溶液中的c (23SO -)/c (3HSO -
)=___________________。

【答案】（5）6.0×10−3
0.62。