1、2011年高考化學(xué)一輪精品講練析弱電解質(zhì)的電離 電離平衡考點(diǎn)解讀1 掌握電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。2 掌握弱電解質(zhì)的電離平衡以及濃度、溫度等對(duì)電離平衡的影響。3 了解電離平衡常數(shù)。4. 了解水的電離及離子積常數(shù)；5. 了解溶液pH的定義。了解測(cè)定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)算知識(shí)體系一、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別 強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義溶于水后幾乎完全電離的電解質(zhì)溶于水后只有部分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物某些具有弱極性鍵的共價(jià)化合物。電離程度幾乎100完全電離只有部分電離電離過(guò)程不可逆過(guò)程，無(wú)電離平衡可逆過(guò)程，存在電離平衡溶液中存在的微粒（水

2、分子不計(jì)）只有電離出的陰陽(yáng)離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰陽(yáng)離子，又有電解質(zhì)分子實(shí)例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）強(qiáng)酸：H2SO4、HCl、HClO4等強(qiáng)堿：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。弱堿：NH3·H2O、Cu（OH）2 Fe（OH）3等。電離方程式KNO3=K+NO3H2SO4=2 H+SO42NH3·H2ONH4+OH_H2SH+HS_ HS_H+S2-二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、弱電解質(zhì)的電離平衡指在一定條件下（溫度、濃度），弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)的狀態(tài)。弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn)是：(1)動(dòng)態(tài)平

3、衡：電離方程式中用“ ”，如：CH3COOH CH3COO+H+。(2)條件改變：平衡被打破。如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈紅色）加入固體CH3COONH4，即增大了c（CH3COO），平衡左移，c（ H+）變小，使紅色變淺。(3)弱電解質(zhì)在離子反應(yīng)中電離平衡發(fā)生移動(dòng)。將等質(zhì)量的鋅粉分別投入10mL0.1mol/L鹽酸和10mL0.1mol/L醋酸中，實(shí)驗(yàn)結(jié)果：鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸快。若鋅足量，則產(chǎn)生氫氣的體積相等。因?yàn)楫?dāng)濃度和體積相同時(shí)，鹽酸是強(qiáng)酸，c（H+）大，所以反應(yīng)速率快，但二者可電離出來(lái)的H+的物質(zhì)的量相等，僅僅是后者隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸的電離平衡不斷發(fā)生移動(dòng)。(4)從導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)可

4、知，弱電解質(zhì)少部分電離，大部分以分子形式存在，決定了它在離子方程式書寫中保留分子形式。如醋酸和燒堿溶液中和反應(yīng)的離子方程式應(yīng)寫成：CH3COOH+OH= CH3COO+H2O。(5)導(dǎo)電性強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱的關(guān)系：電解質(zhì)的強(qiáng)弱由物質(zhì)內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定，電解質(zhì)的強(qiáng)弱在一般情況下影響著溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱。導(dǎo)電性強(qiáng)弱是由溶液離子濃度大小決定的。如果某強(qiáng)電解質(zhì)溶液濃度很小，那么它的導(dǎo)電性可以很弱，而某弱電解質(zhì)雖然電離程度很小，但如果濃度較大時(shí)，該溶液的導(dǎo)電能力也可以較強(qiáng)。因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力也不一定弱。2、電離平衡常數(shù)(1)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中

5、電離所產(chǎn)生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(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用K表示（酸用 表示，堿用 表示）。(2)表示方法：   (3)K的意義：K值越大，表示該電解質(zhì)較易電離，所對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)。從 或 的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱，例如弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱： > > > > > > > (4)影響K值大小的因素：K值不隨濃度而變化，但隨溫度而變化。(5)多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來(lái)的離子濃度也越小，酸性主要由第一步電離決定。如 的電離：第一步電離： 第二步電離： 第三步

6、電離： 顯然： 。在磷酸溶液中，由 電離出來(lái)的離子有H+、H2PO4 、HPO4 2、PO4 3等離子，其離子濃度的大小關(guān)系為： 。三、水的電離與溶液的pH(一)水的電離(二)溶液的pH1、酸性溶液：按CCH+pH 2、堿性溶液：按CCOH-CH+pH 3、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液的稀釋后的溶液：對(duì)于酸溶液中的CH+，每稀釋10n倍，pH增大n個(gè)單位，但增大后不超過(guò)7，酸仍為酸！ 對(duì)于堿溶液中的COH-，每稀釋10 n倍，pH減少n個(gè)單位，但減少后不小于7，堿仍為堿！ pH值相同的強(qiáng)酸與弱酸（或強(qiáng)堿與弱堿），稀釋相同的倍數(shù)，pH變化為強(qiáng)酸變化大，弱酸變化小。 極稀溶液中的pH值的計(jì)算，應(yīng)考慮水的電離。

7、4、強(qiáng)酸與強(qiáng)弱溶液混合的計(jì)算： 反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：H+OH-=H2O 三種情況：(1)恰好中和，pH=7 (2)若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。 (3)若余堿，先求中和后的COH-，再通過(guò)KW求出CH+，最后求pH。 5、已知酸和堿溶液的pH之和，判斷等體積混合后的溶液的p H (1)若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和大于14，則混合后顯堿性，pH大于7。 (2)若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和等于14，則混合后顯中性，pH等于7。 (3)若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和小于14，則混合后顯酸性，pH小于7。 (4)若酸與堿溶液的pH之和等于14，強(qiáng)、堿中有一強(qiáng)、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性。這是因?yàn)樗岷?/p>

8、堿已電離的H+ 和OH- 恰好中和，誰(shuí)弱誰(shuí)的H+ 或OH- 有儲(chǔ)備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來(lái)。 基礎(chǔ)過(guò)關(guān)第1課時(shí) 強(qiáng)弱電解質(zhì)教材在講述電解質(zhì)的有關(guān)概念時(shí)，跨度較大，必修1的第二章第二節(jié)講述了電解質(zhì)的概念，選修化學(xué)反應(yīng)原理第三章第一節(jié)、第二節(jié)講述了強(qiáng)、弱電解質(zhì)的有關(guān)概念。一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。非電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物。【注意】1電解質(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是化合物，所以單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。2化合物為電解質(zhì)，其本質(zhì)是自身能電離出離子，有些物質(zhì)溶于水時(shí)所得溶液也能導(dǎo)電，但這些物質(zhì)自身不電離，而是生成了一些電解質(zhì)，則這些

9、物質(zhì)不屬于電解質(zhì)。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。3常見(jiàn)電解質(zhì)的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。4溶劑化作用：電解質(zhì)溶于水后形成的離子或分子并不是單獨(dú)存在的，而是與水分子相互吸引、相互結(jié)合，以“水合離子”或“水合分子”的形態(tài)存在，這種溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑作用。二.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：在溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。則強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在電離平衡。弱電解質(zhì)：在溶液中只是部分電離的電解質(zhì)。則弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡。【注意】1強(qiáng)、弱電解質(zhì)的范圍：強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水2強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系：電解質(zhì)的強(qiáng)弱取決于電解質(zhì)在水溶液

10、中是否完全電離，與溶解度的大小無(wú)關(guān)。一些難溶的電解質(zhì)，但溶解的部分能全部電離，則仍屬?gòu)?qiáng)電解質(zhì)。如：BaSO4、BaCO3等。3強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系：溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱與溶液中的離子濃度大小有關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強(qiáng)，如很稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液，其離子濃度很小，導(dǎo)電性很弱。而弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定弱，如較濃的弱電解質(zhì)溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導(dǎo)電性可以較強(qiáng)。4強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系：強(qiáng)電解質(zhì)一般為離子化合物和一些含強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)一般為含弱極性鍵的化合物。5強(qiáng)、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導(dǎo)電性：離子型的強(qiáng)電解質(zhì)由離子構(gòu)成，在熔融態(tài)時(shí)產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，可以導(dǎo)電。

11、而共價(jià)型的強(qiáng)電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)由分子構(gòu)成，熔融態(tài)時(shí)仍以分子形式存在，所以不導(dǎo)電。三、弱電解質(zhì)的電離平衡：強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電離平衡。弱電解質(zhì)在溶液中電離時(shí)，不完全電離，存在電離平衡。當(dāng)弱電解質(zhì)的離子化速率和分子化速率相等時(shí)，則建立了電離平衡。其平衡特點(diǎn)與化學(xué)平衡相似。（動(dòng)、定、變）1電離方程式：書寫強(qiáng)電解質(zhì)的電離方程式時(shí)常用“=”，書寫弱電解質(zhì)的電離方程式時(shí)常用“”。2電離平衡常數(shù)：在一定條件下達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)稱為電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。【注意】（1）電離常數(shù)服從化學(xué)平衡常數(shù)的一般規(guī)律，只

12、受溫度影響，與溶液的濃度無(wú)關(guān)。溫度一定時(shí)，弱電解質(zhì)具有確定的電離常數(shù)值。（2）電離常數(shù)越大，達(dá)到平衡時(shí)弱電解質(zhì)電離出的離子越多，電解質(zhì)電離程度越大。（3）多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步電離都有各自的電離常數(shù)，每一步電離程度各不相同，差異較大，且逐級(jí)減小，故以第一步電離為主，氫離子主要由第一步電離產(chǎn)生。3電離度：弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，已電離的溶質(zhì)的分子數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)的百分率，稱為電離度。常用表示：=4影響電離平衡的因素：內(nèi)因：弱電解質(zhì)的電離程度大小主要由電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定。外因：（1）溫度：電離過(guò)程熱效應(yīng)小，溫度變化不大時(shí)可不考慮其影響。電離過(guò)程焓值增加（吸熱），升高溫

13、度，電離程度增大。（2）濃度：溶液越稀，離子相互碰撞結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)越小，弱電解質(zhì)的電離程度就越大。因此，稀釋溶液會(huì)促使弱電解質(zhì)的電離平衡向電離的方向移動(dòng)。典型例題【例1】下列物質(zhì)的水溶液都能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是 A、CH3COOH B、Cl2 C、NH4HCO3 D、SO2【解析】注意氯氣為單質(zhì)，所以既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。答案為D。【例2】下列說(shuō)法下列正確的是A、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)的水溶液中存在溶質(zhì)分子和離子B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液導(dǎo)電性強(qiáng)于弱電解質(zhì)的水溶液C、強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價(jià)化合物D、強(qiáng)電解質(zhì)易溶于水，弱電解質(zhì)難溶于水【解析】強(qiáng)電解質(zhì)溶

14、于水后，全部電離，不存在溶質(zhì)分子，而弱電解質(zhì)溶于水后，只部分電離，存在電離平衡，水溶液中存在溶質(zhì)分子和離子，故A正確。溶液的導(dǎo)電性是由溶液中的離子濃度大小及離子所帶的電荷所決定的，若強(qiáng)電解質(zhì)溶液是稀溶液，則溶液中離子濃度很小，導(dǎo)電性就很弱，故B不正確。強(qiáng)電解質(zhì)部分是離子化合物，部分是共價(jià)化合物，如H2SO4是強(qiáng)酸，也是強(qiáng)電解質(zhì)，但屬于共價(jià)化合物，故C不正確。強(qiáng)電解質(zhì)與溶解性大小無(wú)關(guān)，如BaSO4難溶于水，但屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而NH3·H2O易溶于水，但屬于弱電解質(zhì)。答案為A【例3】已知HClO是比H2CO3還弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2+H2OHCl+HClO，HClO H+ClO

15、 ，達(dá)平衡后，要使HClO濃度增加，可加入A、H2S B、CaCO3 C、HCl D、NaOH 【解析】對(duì)于A選項(xiàng)，由于H2S與HClO能發(fā)生氧化還原反應(yīng)，因而會(huì)使次氯酸的濃度減小。CaCO3能與HCl反應(yīng)而使Cl2+H2OHCl+HClO的平衡正移，使HClO的濃度增加，同時(shí)還要注意，因HClO是比H2CO3還弱的酸，所以CaCO3不能與HClO H+ClO 電離的H+結(jié)合，因此不會(huì)使次氯酸的濃度因平衡正移而減小。故應(yīng)選B。對(duì)于D，NaOH與H+中和，因而可使兩個(gè)都正向移動(dòng)，結(jié)果會(huì)使HClO濃度減小。基礎(chǔ)過(guò)關(guān)第2課時(shí) 水的電離和溶液的 pH1. 水的電離及離子積常數(shù)水的電離平衡：水是極弱的電

16、解質(zhì)，能發(fā)生自電離：H2O2+H2O2 H3O+HO2 簡(jiǎn)寫為 H2O H+OH （正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)）其電離平衡常數(shù)：Ka = 水的離子積常數(shù)：Kw=H+OH-250C 時(shí)Kw =1.0×10-14 mol2·L-2 ，水的離子積與溫度有關(guān)，溫度升高Kw增大。如1000C 時(shí)Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .無(wú)論是純水還是酸、堿,鹽等電解質(zhì)的稀溶液，水的離子積為該溫度下的Kw。2. 影響水的電離平衡的因素酸和堿:酸或堿的加入都會(huì)電離出 H+或OH-,均使水的電離逆向移動(dòng),從而抑制水的電離。溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進(jìn)水的電離，

17、 H+與OH-同時(shí)同等程度的增加，pH變小，但 H+與OH-始終相等，故仍呈中性。能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來(lái)的 H+直接作用，使 H+減少，因而促進(jìn)了水的電離平衡正向移動(dòng)。3.溶液的酸堿性和pH的關(guān)系 pH的計(jì)算： pH=-lgH+酸堿性和pH的關(guān)系：在室溫下，中性溶液：H+=OH=1.0×10-7 mol· L-1, pH =7酸性溶液： H+OH , H+1.0×10-7 mol·L-1, pH 7堿性溶液： H+OH , H+1.0×10

18、-7 mol·L-1, pH 7pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑:粗略地測(cè)溶液pH范圍pH試紙:精略地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱pH計(jì): 精確地測(cè)定溶液酸堿性強(qiáng)弱4酸混合、堿混合、酸堿混合的溶液pH計(jì)算：酸混合：直接算 H+，再求pH 。堿混合：先算 OH-后轉(zhuǎn)化為 H+，再求pH 。酸堿混合：要先看誰(shuí)過(guò)量，若酸過(guò)量，求 H+，再求pH；若堿過(guò)量，先求 OH-，再轉(zhuǎn)化為 H+，最后求pH 。H+混 = OH混 = 典型例題【例1】（2010全國(guó)卷1）下列敘述正確的是A在醋酸溶液的，將此溶液稀釋1倍后，溶液的，則B在滴有酚酞溶液的氨水里，加入至溶液恰好無(wú)色，則此時(shí)溶液的C鹽酸的，鹽酸的D若1mL的鹽

19、酸與100mL溶液混合后，溶液的則溶液的【解析】A若是稀醋酸溶液稀釋則C(H+)減小，pH增大，ba，故A錯(cuò)誤；B酚酞的變色范圍是pH= 8.010.0（無(wú)色紅色），現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在78之間，故B錯(cuò)誤；C常溫下酸的pH不可能大于7，只能無(wú)限的接近7；D正確，直接代入計(jì)算可得是正確，也可用更一般的式子：設(shè)強(qiáng)酸pH=a，體積為V1；強(qiáng)堿的pH=b，體積為V2,則有10-aV1=10-(14-b)V2，現(xiàn)在V1/V2=10-2,又知a=1,所以b=11【答案】D【命題意圖】考查弱電解質(zhì)的稀釋，強(qiáng)酸的無(wú)限稀釋，指示劑的變色范圍，強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合pH的計(jì)算等基本概念【點(diǎn)評(píng)】本題在

20、第一輪復(fù)習(xí)至第三輪復(fù)習(xí)無(wú)時(shí)不在強(qiáng)調(diào)的基本問(wèn)題考查就是第二冊(cè)第三章的問(wèn)題，這次居然沒(méi)有考離子濃度大小比較，而考這些，很簡(jiǎn)單，大家都喜歡！【例2】（2010天津卷，4）下列液體均處于25，有關(guān)敘述正確的是A某物質(zhì)的溶液pH < 7，則該物質(zhì)一定是酸或強(qiáng)酸弱堿鹽 BpH 4.5的番茄汁中c(H+)是pH 6.5的牛奶中c(H+)的100倍CAgCl在同濃度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同DpH 5.6的CH3COOH與CH3COONa混合溶液中，c(Na+) > c(CH3COO)解析：某些強(qiáng)酸的酸式鹽pH7，如NaHSO4，故A錯(cuò)；pH=4.5，c(H+)=10-4.5 mol

21、·L-1，pH=6.5，其c(H+)=10-6.5 mol·L-1，故B正確；同濃度的CaCl2溶液的c(Cl-)是NaCl的兩倍，它們對(duì)AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故C錯(cuò)；混合溶液顯酸性，則c(H+)>c(OH-)，根據(jù)電荷守恒，c(CH3COO-)>c(Na+)，故D錯(cuò)。答案：B命題立意：綜合考查了電解質(zhì)溶液中的有關(guān)知識(shí)，包括鹽類的水解、溶液的pH與c(H+)的關(guān)系、沉淀溶解平衡的移動(dòng)和溶液中離子濃度大小的比較。弱電解質(zhì)的電離 電離平衡單元測(cè)試一、選擇題（每小題只有1個(gè)正確答案）1.下列說(shuō)法正確的是A. 純水的pH值一定等于7B. H+大于10-7m

22、ol/L的溶液一定是酸性溶液C. pH=2的溶液中H+是pH=1的溶液的兩倍D. H+=2×10-7mol/L的溶液可能是中性溶液2. 有甲乙兩種溶液，甲溶液的pH是乙溶液的兩倍，則甲溶液中的H+與乙溶液中的H+的關(guān)系是A. 21 B. 1001 C. 1100 D. 無(wú)法確定3.25時(shí)，在0.01mol/L的稀硫酸中，水電離出的H+是A. 5×10-13mol/L B. 002mol/L C. 1×10-7mol/L D. 1×10-12mol/L4.已達(dá)電離平衡的01mol/L的醋酸溶液中，為提高醋酸的電離程度，同時(shí)使溶液的pH值降低，應(yīng)采取的措施是

23、 A. 加一定量水 B.加熱 C. 加入鹽酸 D. 加入冰醋酸5. pH=13的強(qiáng)堿溶液與pH=2的強(qiáng)酸溶液混合，所得混合液的pH=11，則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸的體積比是 A. 11:1 B. 9:1 C. 1:9 D. 1:116. 01mol/L 某酸HA溶液的pH=3，將溶液稀釋100倍后，溶液的pH值可能為A. 1 B. 4 C. 5 D. 87用惰性電極在U型管中電解硝酸鉀溶液，一定時(shí)間后在兩極滴加甲基橙試液，則兩極的顏色是 ABCD陰極橙色黃色紅色紅色陽(yáng)極橙色紅色紅色橙色8. pH相同的醋酸溶液和鹽酸，分別用蒸餾水稀釋至原體積的m倍和n倍，稀釋后兩溶液的pH仍相同，則m和n的關(guān)系是 A. m

24、 = n B. m n C. mn D. 無(wú)法判斷二、選擇題（每小題有12個(gè)正確答案）9. 某溶液在250C時(shí)由水電離產(chǎn)生的H+濃度為1.0×10-12 mol· L-1，下列說(shuō)法正確的是 A. 該溶液的pH可能為2 B. 向該溶液中加入鋁片一定有氫氣產(chǎn)生 C. 若該溶液中的溶質(zhì)只有一種,它一定是酸或堿 D. HCO3- 、HS-、HPO42-等離子在該溶液中不能大量共存10.常溫時(shí)，pH=2.7的一元弱酸溶液加水稀釋，若溶液體積擴(kuò)大10倍,則溶液中的變化是A. H+增大 B. H+、OH都減小 C. OH增大 D. H+×OH不變11. 等體積混和0.10 mo

25、l/L鹽酸和0.06 mol/L Ba(OH)2溶液后,溶液的pH值等于A. 2.0 B. 12.3 C. 1.7 D. 12.012. 若將pH=2的酸溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混和。混和液中的pH值為A. 等于7 B. 大于等于7 C. 小于等于7 D. 無(wú)法判斷13. 室溫下,在pH=12的某溶液中,由水電離出來(lái)的c(H+)為A. 1.0×10-2 mol· L-1 B. 1.0×10-6 mol· L-1C. 1.0×10-7 mol· L-1 D. 1.0×10-12 mol· L-114. 下

26、列敘述中，正確的是 A. 中和10ml 0.1 mol·L-1醋酸與中和100ml 0.01 mol·L-1醋酸所需同種堿溶液的量不同 B. 體積相等、pH相等鹽酸和硫酸溶液中，H+離子的物質(zhì)的量相等C. 等體積pH=3的酸溶液與pH=11的堿溶液相混合后，混合溶液的pH一定等于7 D. 250C時(shí)，將0.1 mol·L-1 NaOH溶液與pH=1的稀硫酸等體積混合，混合后溶液pH=715. 常溫下,將pH=5的硫酸溶液稀釋500倍,稀釋后溶液中c(SO42-)與c(H+)的比值約為 A. 1:1 B. 1:2 C. 1:10 D. 10:1三、填空題16. 某溫度下，純水中的 H+ = 2.0×