1、.弱電解質的電離、水的電離和溶液的酸堿性知識點總結及習題一、弱電解質的電離1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。混和物物質單質強電解質：強酸，強堿，大多數鹽。如 HCl 、NaOH、 NaCl、 BaSO4純凈物電解質弱電解質：弱酸，弱堿，極少數鹽，水 。如 HClO 、NH 3·H2O、Cu(OH) 2 、化合物H2O。如 SO3、CO 2、C6H 12O6、CCl 4、CH 2=CH 2非電解質：非金屬氧

2、化物，大部分有機物2、電解質與非電解質本質區別：電解質離子化合物或共價化合物非電解質共價化合物注意：電解質、非電解質都是化合物 SO2 、NH3 、CO2 等屬于非電解質強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水， 但溶于水的 BaSO 全部4電離，故 BaSO4 為強電解質）電解質的強弱與導電性、溶解性無關。3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質

3、溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱 電離。 D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積， 跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數， （一般用 Ka 表示酸， Kb 表示堿。 ）表示方法： ABA+B-Ki= A+ B - /AB11、影響因素：a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱

4、酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2 SO3 >H3PO4>HF>CH3COOH>H2 CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積： KW =cH+ · cOH-;.25時 , H+=OH- =10 -7 mol/L ; KW = H+·OH- =1*10 -14注意： KW 只與溫度有關，溫度一定，則KW 值一定KW 不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點： （ 1）可逆（ 2）吸熱（ 3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離KW 1*10 -1

5、4溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進水的電離KW 1*10 -144、溶液的酸堿性和pH：（ 1） pH=-lgcH+（2） pH 的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、 石蕊、酚酞。變色范圍：甲基橙3.14.4 （橙色）石蕊 5.08.0 （紫色）酚酞 8.210.0（淺紅色）pH 試紙 操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。注意：事先不能用水濕潤 PH 試紙；廣泛 pH 試紙只能讀取整數值或范圍三 、混合液的 pH 值計算方法公式1、強酸與強酸的混合： （先求 H+混：將兩種酸中的 H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它） H+混 =（ H+1V1+H+

6、2V2） / （ V1+V2）2、強堿與強堿的混合： （先求 OH- 混：將兩種酸中的OH-離子物質的量相加除以總體積，再求-(注意 :不能直接計算 H+混 )其它） OH 混（ OH 1V1+OH 2V2） / （ V1+V2）+-+-+有余，則用余下的H+3、強酸與強堿的混合： （先據 H + OH =H2O 計算余下的 H 或 OH， H數除以溶液總體積求 H+ 混；OH-有余，則用余下的 OH-數除以溶液總體積求OH-混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH 值的變化規律：1、強酸溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀=pH 原 + n（但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n 倍時，

7、pH 稀pH 原 +n（但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀= pH 原 n（但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀 pH 原 n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時pH 均是向7 靠近（即向中性靠近） ；任何溶液無限稀釋后pH 均接近 76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH 變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸（ pH1）強堿（ pH2）混和計算規律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性 pH=7pH1+pH215則溶液顯堿性 pH=pH2-0.3pH1+pH21

8、3則溶液顯酸性 pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V 酸： V 堿=1：1;. 14- （ pH1+pH2）pH1+pH214V 酸： V 堿 =1：10六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質： H+OH =H2O 即酸能提供的 H+和堿能提供的 OH-物質的量相等。2、中和滴定的操作過程 ：（1）儀滴定管的刻度，O 刻度在 上 ，往下刻度標數越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數點后一位 。（ 2）藥品：標準液；待測液；指示劑。

9、（ 3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標準液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調液面記數據 V(始 ) （4）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n 酸 c 酸 V 酸=n 堿 c 堿 V 堿進行分析式中： n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c酸或堿的物質的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c 堿 = nc VnV上述公式在求算濃度時很方便， 而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V 酸的變化， 因為在滴定過程中 c 酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小， 但體現的卻是V 酸

10、的增大，導致 c 酸偏高； V 堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則 c 堿降低了；對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時， c 堿的誤差與 V 酸的變化成正比，即當V 酸的實測值大于理論值時，c 堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。第 1 節弱電解質的電離課時訓練一、選擇題 （每題有1 個或 2 個正確選項）1. 下列物質容易導電的是（）A. 氯化鈉晶體B. 無水乙醇C. 硝酸鉀溶液D. 固態石墨;.2.下列物質的水溶液能導電，但屬于

11、非電解質的是（）A CH3COOHB Cl2C（NH4)2 CO3D SO23.下列說法正確的是（）A. 強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液的強B. 氨氣是弱電解質，銅是強電解質C. 氧化鈉是強電解質，醋酸是弱電解質D. 硫酸鈉是強電解質，硫酸鋇是弱電解質4. 下列物質，是強電解質的是（）A. 硫酸鋇B. 石墨C. 濃 H2SO4D. HI5. 下列說法中，正確的是（）A. 強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質強。B. 冰醋酸是弱電解質，液態時能導電。C. 鹽酸中加入固體 NaCl，因 Cl-濃度增大，所以溶液酸性減弱。D. 相同溫度下， 0.1 mol ?L-1 NH4Cl 溶液中

12、NH4+的濃度比 0.1 mol ?L-1 氨水中 NH4+的濃度大6. 用食用白醋（醋酸濃度約 1 mol?L-1 ）進行下列實驗，能證明醋酸為弱電解質的是（）A. 白醋中滴入石蕊試液呈紅色B. 白醋加入豆漿中有沉淀產生C. 蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出D. pH 試紙顯示白醋的pH 為 237. 下列說法中不正確的是（）A. 強酸、強堿、大多數鹽、部分金屬氧化物是強電解質，弱酸、弱堿都是弱電解質B. 電解質溶液導電性的強弱跟單位體積溶液里自由移動的離子多少有關C. 具有強極性共價鍵的化合物一定是強電解質D. 只有酸、堿和鹽才是電解質8. 下列有關“電離平衡”的敘述正確的是（）A. 電解質在溶

13、液里達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度相等B. 電離平衡時，由于分子和離子的濃度不斷發生變化，所以說電離平衡是靜態平衡;.C. 電離平衡是相對有、暫時的、外界條件改變時，平衡就會發生移動D. 電解質達到電離平衡后，各種離子的濃度相等9. 已知 0.1 mol?L-1的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOH-+CH3COO+H 要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（）A.加少量燒堿溶液B. 升高溫度C. 加少量冰醋酸D. 加水10.下列離子方程式錯誤的是（）A. NaHS 溶于水 : NaHS=Na+HS-HS-+H2OH3 O+S2-+3+-B. Al(OH)

14、3 電離 : H2O+AlO2 +H =Al(OH)3=Al +3OHC. （ NH4） 2SO4 溶于水：（ NH4）2SO4+2-2NH4 +SO4D. HF 溶于水： HF+H2OH3 O+F-11. 把 0.05 mol NaOH 固體分別加入下列 100mL 溶液中，溶液的導電能力變化不大的是（ BD ）A. 自來水B. 0.5 mol?L-1 鹽酸C. 0.5mol?L-1 醋酸D. 0.5 mol?L-1 氯化銨溶液12. 已知下面三個數據： 7.2×10-4 、 2.6× 10-4、 4.9× 10-10 分別是三種酸的電離平衡常數，若已知這三種酸

15、可發生如下反應：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2NaNO2+HF=HCN+NaFNaNO2+HF=HNO2+NaF由此可判斷下列敘述中正確的是（）A. HF 的電離常數是B. HNO2 的電離常數是C. HCN的電離常數是D. HNO2 的電離常數是二、填空題13. 下列電解質中，NaCl； NaOH； NH3·H2 O； CH3 COOH； BaSO4； AgCl；Na2O； K2O； H2O，_ 是強電解質；_是弱電解質14. 有濃度為 0.1 mol?L-1 的鹽酸、硫酸、醋酸三種溶液，試回答：;.（ 1）三種溶液中c(H+) 依次為 a mol?L-1 ， b mol?

16、L-1 ， c mol?L-1，其大小順序為_。（ 2）等體積的以上三種酸分別與過量的NaOH 溶液反應，生成的鹽的物質的量依次為n 1 mol ，n2 mol ， n3 mol ，它們的大小關系為 _（ 3）中和一定量 NaOH 溶液生成正鹽時，需上述三種酸的體積依次是V1L、 V2L、 V3L，其大小關系為 _（ 4）與鋅反應時產生氫 ( 氣 ) 的速率分別為 v1、 v2、 v3，其大小關系為 _15. 25時，有 0.01 mol?L-1 的醋酸溶液，試回答下列問題：（1）寫出醋酸的電離平衡常數表達式（2）達平衡時，溶液中氫離子濃度是多少?（25時，醋酸的電離平衡常數為1. 75

17、15; 10 -5）（3）當向該溶液中加入一定量的鹽酸時，溶液中的+-c(H )、 c (CH3COO)、 c (CH3COOH) 是否又生變化 ? 電離常數是否發生變化?為什么 ?w.w.w.jkzyw.c.o.m參考答案1.CD2.D3.C 4.AD5. AD6. D 7. CD 8. C 9. BD 10. 11. BC12. A13. 1（ 2）n 1=n 2 =n3（3） V1=2V2=V3 （ 4） v2>v1>v314. （ 1） a= b> c215. （ 1）K= c(CH 3 COO ) c(H ) c(CH 3 COOH )（ 2） 4.18×

18、 10 -4 mol?L-1（3）c(H+)增大c (CH3COO-)減小c (CH3COOH)增大電離常數不變， 因為電離常數只受溫度影響，溫度不變，電離常數不變水的電離和溶液的酸堿性同步練習（一）典型例題【例 1】常溫下，純水中存在電離平衡：H O+-H +OH，請填空：2改變條件水的電離平衡移動Kwc(H+) 總c(OH- ) 總水電離出的 c(H+)升溫到 100;.通氯化氫10-2 mol/L加氫氧化鈉固體10-4mol/L加氯化鈉固體10-7mol/L【分析】 溫度不變時，無論溶液是酸性、中性還是堿性， 溶液中的氫離子濃度和氫氧根離子濃度的乘積都相同。常溫下，此值為10-14 。在

19、任何溶液中， 水電離產生的氫離子濃度和水電離產生的氫氧根離子濃度始終相同，即為1:1 。【答案】改變條件水的電離平衡Kw+-水電離出的 c+c(H ) 總c(OH ) 總(H )移動方向升溫到 100正向增大增大增大增大通氯化氫逆向不變10-12mol/L10-12mol/L加氫氧化鈉固體逆向不變10-10mol/L10-10mol/L加氯化鈉固體不動不變10-7mol/L10-7 mol/L【例 2】室溫下，在pH=12 的某溶液中，由水電離生成的）c(OH ) 為（A.1.0 × 10 7 mol · 1B.1.0 × 106 mol · 1C.1.

20、0 × 10 2 mol· 1D.1.0 × 10 12 mol · 1【分析】 本題以水的離子積為知識依托，考查學生對不同條件下水電離程度的認識，同時考查了思維的嚴密性。錯解分析：pH=12的溶液，可能是堿溶液，也可能是鹽溶液。忽略了強堿弱酸鹽的水解，就會漏選D。解題思路：先分析 pH=12 的溶液中 c(H ) 、 c(OH) 的大小。由 c(H)=10 pH得：c(H)=1.0 × 10 12 mol · L1c(OH )=1.0 × 10 2 mol · L 1再考慮溶液中的溶質：可能是堿，也可能是強堿弱酸

21、鹽。最后進行討論：(1) 若溶質為堿， 12mol ·1若溶質為強堿則溶液中的 H 都是水電離生成的：c 水 (OH )= c水 (H )=1.0 × 10(2)都是水電離生成的：c×10 2mol·1弱酸鹽，則溶液中的 OH水 (OH )=1.0。【答案】 CD【例 3】室溫下，把 1mL0.1mol/L的 H2SO4 加水稀釋成2L 溶液，在此溶液中由水電離產生的 H+，其濃度接近于（）A. 1×10-4mol/LB. 1 × 10-8mol/LC. 1×10-11mol/LD. 1× 10-10mol/L【分

22、析】 溫度不變時， 水溶液中氫離子的濃度和氫氧根離子的濃度乘積是一個常數。在酸溶液中氫氧根離子完全由水電離產生，而氫離子則由酸和水共同電離產生。當酸的濃度不是極小的情況下， 由酸電離產生的氫離子總是遠大于由水電離產生的( 常常忽略水電離的部分 ) ，而水電離產生的氫離子和氫氧根離子始終一樣多。所以，酸溶液中的水電離的氫離子的求算通常采用求算氫氧根離子。稀釋后 c(H+)= （ 1× 10-3 L× 0.1mol/L ） /2L = 1×10-4 mol/L;.c(OH- ) = 1 × 10-14 /1 ×10-4 = 1 × 10-

23、10 mol/L【答案】 D【例 4】將 pH 為 5 的硫酸溶液稀釋 500 倍，稀釋后溶液中c (SO42）： c (H+) 約為（）A、 1：1B、1：2C、 1：10D、 10：1【分析】 根據定量計算，稀釋后c(H+)=2 × 10-8 mol· L-1 ，c(SO42- )=10 -8mol·L-1 ，有同學受到思維定勢，很快得到答案為B。其實，題中設置了酸性溶液稀釋后，氫離子濃度的最小值不-7-1-7-1小于 1× 10 mol· L 。所以，此題稀釋后氫離子濃度只能近似為1× 10 mol · L。【答案】

24、C【例 5】弱酸 H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.3.5 4.0D.3.7 4.3【分析】 虛擬 HY為強酸，則將其與等體積水混合后c(H)= 1 × 10 3 mol· L12pH=3lg2=3.3，事實上 HY為弱酸，隨著水的加入，還會有部分H 電離出來，故c(H) 1 × 103 mol· L 1 即 pH 3.3 。2【答案】 A【例 6】將體積均為 10 mL、 pH 均為 3 的鹽酸和醋酸，加入水稀釋至a mL 和 b mL，測得稀釋后溶液的 pH 均為 5，則稀釋后溶液

25、的體積（）A. a=b=100 mLB. a=b=1000 mLC. a bD.a b【分析】 鹽酸是強電解質， 完全電離。 在加水稀釋過程中鹽酸電離出的H+離子的物質的量不會增加。溶液中c(H+) 與溶液體積成反比，故加水稀釋時，c(H+) 會隨著水的加入而變小。醋酸是弱電解質， 發生部分電離。 在加水稀釋過程中未電離的醋酸分子發生電離，從而使溶液中+c+) 與溶液體積同樣成反比，這就使得此溶液中+(H+)H 離子的物質的量增加，而(H(H)受到cn的增加和溶液體積V增加的雙重影響。 很明顯，若將鹽酸和醋酸同等程度的稀釋到體積都為a，則鹽酸的 c(H+ ) 比醋酸的 c(H+) 小。若要稀釋

26、到兩溶液的c(H+ ) 相等，則醋酸應該繼續稀釋，則有 b a【答案】 C【例7】 99mL0.1mol/L 的鹽酸和 101mL0.05mol/L 氫氧化鋇溶液混合后，溶液的c(H+) 為（）（不考慮混合時的體積變化）。A. 0.5×（ 10-8 +10-10 ）mol/LB.（ 10-8 +10-10 ） mol/LC.（1×10 -14 - 5×10-5 ）mol/LD.1×10 -11 mol/L【分析】 把 101mL的 Ba(OH)2 分差成 99mL和 2mL，其中 99mLBa(OH)2 溶液和 99mL鹽酸溶液恰好完全反應， 這樣就相當

27、于將 2mL0.05mol/L 的 Ba(OH)2 加水稀釋至 200mL，先求溶液中的 OH- ，然后再化成 H + ，故應選D。答案D;.【例 8】將 pH=8的 NaOH溶液與 pH=10 的 NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH 值最接近于（）。A. 8.3B. 8.C. 9D. 9.7 解析 同種溶質的酸或堿溶液混合后溶液的pH 值約為大的 pH 減去 0.3 （兩溶液的 pH 值必須相差 2 以上）。答案 D【例 9】室溫下 xL pH=a 的鹽酸溶液和yL pH=b 的電離度為 的氨水恰好完全中和，則 x/ y的值為（）A.1B. 10-14- a- b / C. 10a +b-

28、14 / D.10a- b/ +)=10- a-1，鹽酸的物質的量- a-132【分析】 c(HCl)= c(Hmol·L=10 × x mol· L， c(NH · H O)·-b-14-132b-14-1。根據題意：=c(OH )=10mol ·L，NH· H O物質的量為 10÷ × y mol · L- ab-1410 · x=10÷ × y，得【答案】 C【例 10】若在室溫下a b/ 。x/ y=10 + -14pH=a 的氨水與pH=b 的鹽酸等體積混

29、合，恰好完全反應，則該氨水的電離度可表示為（）A.10a+b-12%B. 10a+b-14 %C. 1012-a - b%D. 1014- a- b %【分析】 設氨水和鹽酸各取1L。氨水電離出的c(OH- )=10 -14 ÷ 10- a mol · L-1 =10a-14 mol· L-1即氨水電離出的-a-14mol ，而 NH3·H2O的物質的量 =鹽酸的物質的量 =10- bmol·L-1OH的物質的量為 10×1L=10-b；所以氨水的電離度為a bmol10 + -12 %。【答案】 A【例 11】用 0.01mol/L

30、HSO 滴定 0.01mol/LNaOH 溶液，中和后加水至 100mL。若滴定時終24點判斷有誤差：多加了1 滴 H2SO4；少加了 1滴 H2SO4( 設 1 滴為 0.05mL) 。則和 c(H+)之比為（）A. 10 B. 50C. 5× 103D. 104【分析】 多加 1 滴 H2SO4，則酸過量，相當于將這1 滴硫酸由 0.05mL 稀釋至 100mL。少加1 滴 H2SO4，相當 NaOH溶液過量2 滴，即將這部分NaOH溶液稀釋至 100mL。現計算如下：多加 1 滴硫酸時， c(H+)= 0.050.012 =10-5 (mol/L)，100少加 1 滴硫酸時，

31、c(OH- ) 0.050.012 =10-5 (mol/L)，100+)=K W10 14-9(mol/L)，故二者比值為4c(H10 5=1010 。c(OH)【答案】 D【例 12】有、三瓶體積相等，濃度都是1mol·L-1 的鹽酸溶液，將加熱蒸發至體積一半；向中加入少量的CHCOONa固體（加入后仍顯酸性） ；不作任何改變，以酚酞作3指示劑，用 NaOH溶液滴定上述三種溶液，所耗NaOH溶液的體積為（）;.A. =>B.>>C.=>D.=【分析】 本題著重考查酸堿中和、溶液的酸堿性判斷及抽象思維能力。對加熱蒸發，由于HCl 的揮發性比水大，故蒸發后溶質

32、可以認為沒有，消耗的NaOH溶液的體積最少。在中加入 CH3COONa固體，發生反應： HCl+CH3COONa=CH3COOH+NaCl，當以酚酞作指示劑時， HCl、CH3COOH被 NaOH中和：HCl+NaOH=NaCl+H2O，CH3COOH+NaOH=3COONa+H2O，此過程中被中和的 H+物質的量與相同。若改用甲基橙作指示劑，因為甲基橙的變色范圍（pH）為 3.14.4 ，此時，部分CH3COOH不能被 NaOH完全中和，三種溶液所消耗的NaOH溶液體積為 >>。【答案】 C【例13】以標準的鹽酸溶液滴定未知的氫氧化鈉為例，判斷以下操作所引起的誤差（填“偏大”、“

33、偏小”或“無影響” ）讀數：滴定前俯視或滴定后仰視；（）未用標準液潤洗滴定管；（）用待測液潤洗錐形瓶；（）滴定前滴定管尖嘴有氣泡，滴定后尖嘴氣泡消失；（）不小心將標準液滴在錐形瓶的外面；（）指示劑用量過多。（）【分析】 本題主要考查學生的實驗操作規范及誤差分析能力。（ 1）滴定前俯視或滴定后仰視會導致標準液讀數偏大，造成滴定結果偏高。（ 1）未用標準液潤洗滴定管，會使標準液濃度降低，造成滴定結果偏高。 （ 3）用待測液潤洗錐形瓶，會使標準液用去更多，造成滴定結果偏高。（ 4）氣泡不排除， 結束后往往氣泡會消失，所用標準液讀數增大，造成測定結果偏高。 （ 5）不小心將標準液滴在錐形瓶的外面，導致

34、標準液讀數偏大，造成滴定結果偏高。（ 6）指示劑本身就是一種弱電解質，指示劑用量過多會導致標準液耗去偏多，造成測定結果偏高。（二）基礎練習一、選擇題1下列溶液肯定是酸性的是（）+B加酚酞顯無色的溶液A含 H的溶液C pH<7的溶液D OH- <H + 的溶液2將 pH 試紙用蒸餾水濕潤后，去測定某溶液的pH，該溶液的 pH 將會A. 偏高B.偏低 C.不變 D. 上述三種情況均有可能3 pH 相同的氨水、氫氧化鈉和氫氧化鋇溶液，分別用蒸餾水稀釋到原來的X倍、Y倍、Z倍，稀釋后三種溶液的pH 同，則 X、 Y、 Z 的關系是A.XY ZB.XYZ C.X Y ZD.X YZ4 pH

35、2 的溶液，其H 濃度為 0.01mol/L ，下列四種情況的溶液：25的溶液、 100的;.溶液、強酸溶液、弱酸溶液，與上述符合的有A. B.C.D.5有甲、 乙兩種溶液， 甲溶液的pH 是乙溶液的兩倍，則甲溶液中H 與乙溶液中 H 的關系A.2 1B.1001C.1100D.無法確定6有兩瓶 pH值都等于2 的酸溶液，一瓶是強酸，另一瓶是弱酸，可用來鑒別它們的一組試劑是A. 石蕊試液和水B.pH試紙和水C. 酚酞試液和水D.酚酞試液和苛性鈉溶液7一元堿 A 與 0.01mol/L的一元強酸等體積混合后所得溶液的pH 為 7。以下說法中正確的是（）若 A為強堿，其溶液的物質的量濃度等于0.0

36、1mol/L若 A為弱堿，其溶液的物質的量濃度大于0.01mol/L反應前， A 溶液中 c(OH)- 一定是 0.01mol/L 反應后，混合溶液中陰離子的濃度大于陽離子的濃度ABC D8下列敘述正確的是（）A pH=3和 pH=4 的鹽酸各10mL混合，所得溶液的pH=3.5B 溶液中 H + 越大， pH 值也越大，溶液的酸性就越強C 液氯雖然不導電，但溶解于水后導電情況良好，因此，液氯也是強電解質D 當溫度不變時，在純水中加入強堿溶液不會影響水的離子積常數9在室溫下，某溶液中由水電離出的13 1H 濃度為 1.0 × 10mol·L ，則此溶液中一定不可能大量存在的

37、離子組是 ()A.Fe3-、 ClB.Ca2-、 Cl、 NO3、Na、 HCO3、K+2 2-D.Cl2-C.NH4 、 Fe、 SO4、 NO3、 SO4、 K、 Na10為更好地表示溶液的酸堿性，科學家提出了酸度(AG) 的概念， AG=lgc( H )，則下列敘c(OH)述正確的是 ()A. 中性溶液的 AG=0B. 酸性溶液 AG 0C. 常溫下 0.1 mol· L1 氫氧化鈉溶液的AG=12D. 常溫下 0.1 mol· L1 鹽酸溶液的 AG=1211在 25時，分別用pH=9、 pH=10 的兩種氨水中和同濃度、同體積的鹽酸，消耗氨水的體積分別為 V1 和

38、 V2，則 V1 和 V2 的關系是 ( )A. V =10VB.V 10VC.V10VD.V10V121212212在 25 時向 V mL pH= a 的鹽酸中，滴加pH=b 的 NaOH(aq)10V mL 時，溶液中 Cl 的物質的量恰好等于Na 的物質的量，則a+b 的值是;.A.13B.14C.15D. 不能確定13在一定溫度下，相同pH 的硫酸和硫酸鋁溶液中水電離出來的c(H) 分別是 1.0 × 10a 1 b 1KW為( )mol·L和 1.0 ×10mol·L ，此溫度下，水的離子積常數A.1.0 ×10 14B.1.0 2a、C.1.0 ×10 (7 a)D.1.0× 10( ab)× 1014有 0.006%醋酸溶液，其電離度為10%，假設溶液的密度為1g/mL，則下列結論正確的是 3 10 9A.H 10 mol/LB.OHmol/LC.pH4D.溶液中由水電離的H 10 10mol/L15水是一種極弱的電解質，在室溫下