第八讲 水的电离 溶液的酸碱性.doc

暑假新高二预习第8讲　　水溶液
考点一 水的电离、溶液的酸碱性
一　水的电离
【基础梳理】
思考：1．水是一种极弱的电解质，能够微弱的电离产生H＋和OH－，其过程是可逆过程。请你据此写出水的电离方程式H2O≒H＋＋OH－，当水电离产生H＋和OH－的速率与H＋和OH－结合成水分子的速率 时，水的电离达到了 状态。
(1)水的电离平衡常数表达式是_______________________。
(2)推导并写出水的离子积常数的表达式Kw＝ 。
(3)常温下，水的离子积常数Kw＝ ，则纯水中[H＋]是 _mol·L－1；若某酸溶液中[H＋]＝1.0×10－4 mol·L－1，则溶液中[OH－]为 mol·L－1。
2．分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O≒H＋＋OH－的影响，并填写下表：
改变条件
电离平衡
溶液中[H＋]
溶液中[OH－]
溶液的酸碱性
Kw
升高温度

加入酸

加入碱

加入钠

归纳总结
1．水的离子积常数______________________
(1)Kw只与温度有关，温度升高，Kw 。
(2)常温时，Kw＝1.0×10－14 mol2·L－2，不仅适用于纯水，还适用于 。
(3)不同溶液中，[H＋]、[OH－]可能不同，但任何溶液中由水电离出的[H＋]与[OH－]总是 的。
2．外界条件对水的电离平衡的影响
(1)因水的电离是 过程，故温度升高，会 水的电离，[H＋]、[OH－]都 ，Kw ,水仍呈 。
(2)外加酸(或碱)，水中[H＋]或[OH－] ，会 水的电离，水的电离程度 ，Kw 。
【即时练习】
1．下列说法正确的是(　　)
A．水的电离方程式：H2O===H＋＋OH－ B．升高温度，水的电离程度增大
C．在NaOH溶液中没有H＋ D．在HCl溶液中没有OH－
2．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是(　　)
A．因为水的离子积的表达式是Kw＝[H＋][OH－]，所以Kw随溶液中[H＋]和[OH－]的变化而变化
B．水的离子积Kw与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量
C．水的离子积常数仅仅是温度的函数，随着温度的变化而变化
D．水的离子积常数Kw与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量
3．某温度下纯水中[H＋]＝2×10－7 mol·L－1，则此时[OH－]＝____________；该温度下向纯水中加盐酸使[H＋]＝5×10－6 mol·L－1，则此时[OH－]＝______________。
二　溶液的酸碱性与pH
【基础梳理】
思考：溶液的酸碱性是由溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小决定的。请填写下表：
溶液（25 ℃）
[H＋]
[OH－]
[H＋]与[OH－] 相对大小
溶液酸碱性
0.01mol/L的NaCl溶液

0.01mol/L的NaOH溶液

0.01mol/L的HCl溶液

1.溶液酸碱性的判断
(1)在任意温度下的溶液中：
[H＋]>[OH－]　溶液呈 [H＋]＝[OH－]　溶液呈
[H＋]<[OH－]　溶液呈
用[H＋]、[OH－]的相对大小来判断溶液酸碱性， 温度影响。
(2)在25 ℃的溶液中：
[H＋]>10-7mol/L　溶液呈 性，[H＋]越 ，[OH－]越 ，溶液的酸性越 。
[H＋]=10-7mol/L　溶液呈 ，[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7 mol·L－1。
[H＋]<10-7mol/L溶液呈 性，[H＋]越 ， [OH－]越 ，溶液的碱性越 。
2.溶液的pH
(1)定义____________________________________，其表达式是pH＝________
(2)pH与溶液酸碱性的关系

(3)pH的取值范围为0～14，即只适用于[H＋] 1 mol·L－1或[OH－] 1 mol·L－1的电解质溶液，当[H＋]或[OH－]>1 mol·L－1时，用 表示溶液的酸碱性。
3．溶液酸碱性的测定方法
(1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。
指示剂

变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊

酚酞

甲基橙

(2)利用pH试纸测定，使用的正确操作为
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________
(3)利用pH计测定，仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
思考：室温下，某溶液中由水电离产生的[H＋]＝10－12 mol·L－1，则由水电离产生的[OH－]是 ，该溶液的pH可能是 。
[即时练习]
4．下列溶液一定显酸性的是(　　)
A．溶液中[OH－]>[H＋] B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液
C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1 D．pH<7的溶液
5．下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是(　　)
A．pH＝7的溶液呈中性 B．中性溶液中一定有[H＋]＝1.0×10－7 mol·L－1
C．[OH－]＝[H＋]的溶液呈中性 D．在100 ℃时，纯水的pH<7，因此显酸性
【考点训练】
1．如果25 ℃时，Kw＝1.0×10－14 mol2·L－2，某温度下Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2。这说明(　　)
A．某温度下的电离常数较大 B．前者的[H＋]较后者大
C．水的电离过程是一个放热过程 D．Kw和K电离无直接关系
2．水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在25 ℃时，水的离子积Kw(25 ℃)＝1×10－14 mol2·L－2；在35 ℃时，水的离子积Kw(35 ℃)＝2.1×10－14 mol2·L－2，则下列叙述正确的是(　　)
A．[H＋]随着温度的升高而降低 B．35 ℃时，[H＋]<[OH－]
C．35 ℃时的水比25 ℃时的水电离程度小 D．水的电离是吸热的
3．25 ℃时，在0.01 mol·L－1的硫酸溶液中，水电离出的H＋浓度是(　　)
A．5×10－13 mol·L－1 B．0.02 mol·L－1 C．1×10－7 mol·L－1 D．1×10－12 mol·L－1
4．能影响水的电离平衡，并使溶液中的[H＋]>[OH－]的操作是(　　)
A．向水中投入一小块金属钠 B．将水加热煮沸
C．向水中通入二氧化碳气体 D．向水中加食盐晶体
5．向纯水中加入少量NaHSO4，在温度不变时，溶液中(　　)
A．[H＋]/[OH－]增大 B．[H＋]减小
C．水中[H＋]与[OH－]的乘积增大 D．[OH－]增大
6．下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是(　　)
A．熔融时不导电 B．不是离子化合物，而是共价化合物
C． 水溶液的导电能力很差 D．溶液中已电离的离子和未电离的分子共存
7．下列说法正确的是(　　)
A．HR溶液的导电性较弱，HR属于弱酸
B．某化合物溶于水能导电，则该化合物为电解质
C．根据电解质在其水溶液中能否完全电离，将电解质分为强电解质和弱电解质
D．食盐是电解质，食盐的水溶液也是电解质
8．下列说法正确的是(　　)
A．强酸的水溶液中不存在OH－
B．pH＝0的溶液是酸性最强的溶液
C．在温度不变时，水溶液中[H＋]和[OH－]不能同时增大
D．某温度下，纯水中[H＋]＝2×10－7 mol·L－1，其呈酸性
9．在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1.0×10－13 mol·L－1，下列有关该溶液的叙述正确的是(　　)
A．该溶液可能呈酸性 B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH一定是1 D．该溶液的pH不可能为13
10．25 ℃的下列溶液中，碱性最强的是(　　)
A．pH＝11的溶液 B．[OH－]＝0.12 mol·L－1
C．1 L含有4 g NaOH的溶液 D．[H＋]＝1×10－10 mol·L－1的溶液
11．有一学生在实验室测某溶液的pH。实验时，他先用蒸馏水润湿pH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测。
(1)该学生的操作是__________(填“正确的”或“不正确的”)，其理由是_____________________________________________________________________。
(2)如不正确，请分析是否一定有误差。
答：___________
(3)若用此法分别测定[H＋]相等的盐酸和醋酸溶液的pH，误差较大的是__________，原因是____________________________________________________________。
12．(1)某温度(t ℃)时，水的Kw＝1×10－12 mol2·L－2，则该温度(填“>”、“<”或“＝”)______25 ℃，其理由是_________________________________。
(2)该温度下，[H＋]＝1×10－7 mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”、“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的[OH－]＝________mol·L－1。
13．在水的电离平衡中，[H＋]和[OH－]的关系如图所示：

(1)A点水的离子积为1×10－14 mol2·L－2，B点水的离子积为____________________。造成水的离子积变化的原因是____________________________________________。
(2)100 ℃时，若向溶液中滴加盐酸，能否使体系处于B点位置？为什么？
(3)100 ℃时，若盐酸中[H＋]＝5×10－4 mol·L－1，则由水电离产生的[H＋]是多少？
14．已知室温时，0.1 mol·L－1的某一元酸HA在水中有 0.1% 发生电离，回答下列各问题：
(1)该溶液的pH＝________。
(2)HA的电离平衡常数K＝________。
(3)升高温度时，K将________(填“增大”、“减小”或“不变”)，pH将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(4)由HA电离出的[H＋]约为水电离出的[H＋]的______倍。
15．中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。在25 ℃时，若溶液的pH＝7，试纸不变色；若pH<7，试纸变红色；若pH>7，试纸变蓝色。而要精确测定溶液的pH，需用pH计。pH计主要通过测定溶液中H＋浓度来测定溶液的pH。
(1)已知水中存在如下平衡：
H2O＋H2O≒H3O＋＋OH－　ΔH>0
现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是________(填字母)。
A．向水中加入NaHSO4 B．向水中加入Cu(NO3)2
C．加热水至100 ℃(其中[H＋]＝1×10－6 mol·L－1) D．在水中加入(NH4)2SO4
(2)现欲测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显__________色，溶液呈__________(填“酸”、“碱”或“中”)性；若用pH计测定，则pH________7(填“>”、“<”或“＝”)，溶液呈________(填“酸”、“碱”或“中”)性。
考点二 弱电解质的电离平衡
一　弱电解质的电离平衡
【基础梳理】
1.电解质在水溶液中的存在形态
思考：分别试验等体积等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量镁条的反应，并测定两种酸溶液的pH。填写下表：

1 mol·L－1 HCl
1 mol·L－1 CH3COOH
实验操作
与镁反应
现象

结论
Mg与盐酸反应速率 ，表明盐酸中[H＋]较
溶液[H+]

实验总结论

[归纳总结]
强电解质与弱电解质
(1)分类依据
根据电解质在水溶液中 ，可把电解质分为强电解质和弱电解质。
(2)强电解质：在稀的水溶液中 的电解质。强电解质在水溶液中全部以_______________形态存在。常见的强电解质有 。
(3)弱电解质：在水溶液中 的电解质。弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡，溶液中存在弱电解质的分子及其电离产生的离子。常见的弱电解质有 。
[即时练习]
1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是(　　)
A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C．强电解质熔化时都完全电离，弱电解质在水溶液中部分电离
D．强电解质不一定能导电，弱电解质溶液的导电能力不一定比强电解质弱
2．现有如下各化合物：①酒精　②氯化铵　③氢氧化钡　④氨水　⑤H2SO4　⑥铜　⑦H3PO4　⑧二氧化碳
请用物质序号填空：
(1)属于电解质的有______________。(2)属于非电解质的有______________。
(3)属于强电解质的有__________。(4)属于弱电解质的有__________。
3．一元强酸与一元弱酸的比较
相同物质的量浓度相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较

[H＋]
pH
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
与金属反应的起始速率
HCl

HAc

相同pH、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较

[H＋]
c
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
与金属反应的起始速率
HCl

HAc

2．电离平衡的建立和移动
思考：
1.弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。醋酸是一种常见的弱电解质，它的电离方程式是 ，在醋酸溶液中含有的溶质粒子有
______________________。
2．画出醋酸溶于水后电离平衡建立的速率-时间曲线

3．(1)分析醋酸电离过程中，溶液中各粒子浓度的变化，填写下表：
粒子浓度
[H＋]
[CH3COO－]
[CH3COOH]
醋酸初溶于水

达到电离平衡前

达到电离平衡时

(2)若将等体积、等浓度的CH3COONa溶液、盐酸混合，其过程中[H＋]变化：混合初最_______，然后______，达平衡时_________；[CH3COO－]变化是
_____________；[CH3COOH]变化是______________________________________。
4．分析下列条件的改变对醋酸电离平衡CH3COOH≒CH3COO－＋H＋ 的影响，并填写下表：
条件改变
[H＋]
[CH3COO－]
Q
K
平衡移动方向
电离度
升高温度

加H2O

加盐酸

加少量NaOH固体

加少量CH3COONa固体

[归纳总结]
1．电离平衡状态
在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子 速率和
_______________________速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。
2．电离平衡的特征
电解质的电离平衡是一种 态平衡，平衡时其电离过程并没有 ，只是溶液中各分子和离子的浓度都 。外界条件发生变化，电离平衡
。
3．影响电离平衡的因素
(1)温度：由于弱电解质的电离过程一般 ，升温，电离平衡向 方向移动，电离平衡常数__________；降温，电离平衡向 方向移动,电离平衡常数__________。
(2)浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就 。
(3)其他因素：加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向 方向移动。例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa会_________CH3COOH的电离。
4．弱电解质的电离方程式的书写
(1)弱电解质的电离方程式的书写用“____________”表示。
如NH3·H2O的电离方程式是_________________________。
(2)多元弱酸是________电离的，电离程度逐步__________，可分步书写电离方程式。如H2CO3的电离方程式是__________________________________________
(3)多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是___________________________________
[即时练习]
1．下列说法正确的是(　　)
A．根据溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
B．根据溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等即可证明CH3COOH达到电离平衡状态
C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH和OH－的浓度相等
D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减弱
2．在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是(　　)
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1 mol·L－1HCl溶液，溶液中[H＋]减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
3．下列电离方程式中，正确的是(　　)
A．H2S≒2H＋＋S2－ B．NaHCO3≒Na＋＋H＋＋CO
C．NaCl===Na＋＋Cl－ D．CH3COOH===CH3COO－＋H＋
4．下列有关弱电解质电离平衡的叙述正确的是(　　)
A．达到电离平衡时，分子浓度和离子浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就可能发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
5．一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的(　　)
①NaOH(固体) ②H2O ③HCl ④CH3COONa(固体)
A．①② B．②③ C．③④ D．②④
二　电离平衡常数
【基础梳理】

1．表达式：电离平衡与化学平衡类似，请你根据化学平衡常数的表达式，推断写出弱电解质AB≒A＋＋B－的电离平衡常数(简称电离常数)的表达式_____________
一元弱酸的电离常数用_______表示，一元弱碱的电离常数用__________表示。CH3COOH的电离常数的表达式是_______________，NH3·H2O的电离常数的表达式是______________________。
2．表示意义：根据电离常数的表达式分析判断，电离常数K值越大，表示该弱电解质越 电离，所对应的弱酸的酸性相对 (或弱碱的碱性相对 )。
注意：
(1)电离常数与浓度无关，只与 有关。由于电离是 的，所以电离平衡常数随着温度的升高而 。
(2)多元弱酸分步电离，每一步电离都有各自的电离平衡常数。各级电离常数的大小关系是_________________，所以其酸性主要决定于_____________________。
[即时练习]
6．下列说法正确的是(　　)
A．电离平衡常数受溶液浓度的影响
B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．电离常数大的酸溶液中[H＋]一定比电离常数小的酸溶液中的[H＋]大
D．H2CO3的电离常数表达式：K＝
7．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：
弱酸
HCN

HF
CH3COOH
HNO2
电离常数

(mol·L－1)
6.2×10－10
6.8×10－4
1.75×10－5
6.4×10－6
则0.1 mol·L－1的下列溶液中，pH最小的是(　　)
A．HCN B．HF C．CH3COOH D．HNO2
8．在25 ℃时，相同浓度的HF、CH3COOH和HCN(氢氰酸)溶液，它们的电离平衡常数分别是7.2×10－4 mol·L－1、1.8×10－5 mol·L－1、4.9×10－10 mol·L－1，其中，氢离子的浓度最大的是__________，未电离的溶质分子浓度最大的是__________
9．分析下列条件的改变对电离平衡NH3·H2ONH＋OH－的影响。填写下表：
条件改变
[OH－]
[NH]
Q
K
平衡移动方向
α
升温

加H2O

加盐酸

加入少量NaOH固体

加入少量NH4Cl固体

【考点训练】
1．将1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表明已达到电离平衡状态的是(　　)
A．醋酸的浓度达到1 mol·L－1 B．H＋的浓度达到0.5 mol·L－1
C．醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5 mol·L－1
D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分子的速率相等
2．在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡状态的标志是(　　)
A．溶液显电中性 B．溶液中无醋酸分子
C．氢离子浓度恒定不变 D．溶液中CH3COOH和CH3COO－共存
3．将0.1 mol·L－1醋酸溶液加水稀释，下列说法中正确的是(　　)
A．溶液中[H＋]和[OH－]都减小 B．溶液中[H＋]增大
C．醋酸电离平衡向左移动 D．溶液的pH增大
4．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa晶体时，会引起(　　)
A．溶液的pH增大 B．溶液中的[H＋]增大
C．溶液的导电能力减弱 D．溶液中的[OH－]减小
5．在25 ℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随着溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　)
A. B. C. D．[OH－]
6．欲使醋酸溶液中的CH3COO－浓度增大，电离平衡向右移动，且不放出气体，可向醋酸溶液中加入少量固体(　　)
A．NaOH B．NaHCO3 C．CH3COOK D．Mg
7．在醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使电离平衡右移且[H＋]增大，应采取的措施是(　　)
A．加入NaOH(s) B．加入盐酸 C．加蒸馏水 D．升高温度
8．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中[H＋]/[CH3COOH]值增大，可以采取的措施是(　　)
①加少量烧碱固体　②升高温度　③加少量冰醋酸　④加水
A．①② B．②③ C．③④ D．②④
9．已知25 ℃时，醋酸溶液中各微粒存在下述关系：K＝＝1.75×10－5 mol·L－1 下列有关说法可能成立的是(　　)
A．25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝8×10－5 mol·L－1
B．25 ℃条件下，向该溶液中加入一定量的盐酸时，K＝2×10－4 mol·L－1
C．标准状况下，醋酸溶液中K＝1.75×10－5 mol·L－1
D．升高到一定温度，K＝7.2×10－5 mol·L－1
10．已知下面三个数据：7.2×10－4 mol·L－1、4.6×10－4 mol·L－1、4.9×10－10 mol·L－1分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2　NaCN＋HF===HCN＋NaF　NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述中不正确的是(　　)
A．K(HF)＝7.2×10－4 mol·L－1
B．K(HNO2)＝4.9×10－10 mol·L－1
C．根据两个反应即可得出一元弱酸的酸性强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．K(HCN)lO、HClOH＋＋ClO－，达到平衡后：
(1)要使HClO的浓度增大，可加入下列哪种物质(填代号)______。
A．SO2　　B．NaHCO3　　C．HCl　　D．NaOH
(2)由此说明在实验室里可用排饱和食盐水收集Cl2的理由是
________________________________________________________________。
13.一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力曲线如右图所示，请回答。
(1)“O”点为什么不导电：____________________________。
(2)a、b、c三点的氢离子浓度由小到大的顺序为___________。
(3)a、b、c三点中，醋酸的电离程度最大的一点是__________。
(4)若使c点溶液中的[CH3COO－]提高，在如下措施中，可选择________(填序号，下同)。
A．加热 B．加很稀的NaOH溶液 C．加固体KOH D．加水 E．加固体CH3COONa F．加Zn粒
(5)在稀释过程中，随着醋酸浓度的降低，下列始终保持增大趋势的量是________。
A．[H＋] B．H＋个数 C．CH3COOH分子数 D.
14．根据NH3·H2O的电离方程式，结合变化量填写下表：

H2O
NH4Cl(s)
NaOHs)
HCl(g)
(1)Kb

(2)n(OH－)

(3)[OH－]

(4)[NH]

(5)平衡移动方向

15．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)。
酸
电离方程式
电离平衡常数K(mol·L－1)
CH3COOH
CH3COOHCH3COO－＋H＋
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
HCOH＋＋CO
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
H2S
H2SH＋＋HS－
HS－H＋＋S2－
K1＝1.3×10－7
K2＝7.1×10－15
H3PO4
H3PO4H＋＋H2PO
H2POH＋＋HPO
HPOH＋＋PO
K1＝7.1×10－3
K2＝6.3×10－8
K3＝4.20×10－13
回答下列问题：
(1)当温度升高时，K值________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？__________________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最强的是____________，最弱的是____________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着一定的规律，此规律是____________，产生此规律的原因是_____________________________________________。
考点二 溶液pH的计算
一、酸碱溶液
(1)强酸溶液：
①常温下，1.0×10－4 mol·L－1盐酸溶液的pH为 ；
②常温下，5.0×10－3 mol·L－1硫酸溶液的pH为 。
(2)强碱溶液：
①常温下，将0.4 g NaOH固体溶于水得到1 L溶液，该溶液的pH为 ；
②常温下，b mol·L－1强碱B(OH)n溶液的pH为14＋lg(nb)。
（3）弱酸弱碱
某酸HA的Ka=1×10－5，求该溶液的pH？

二　酸、碱溶液稀释后的pH变化规律
1．计算下列酸溶液稀释后的pH
(1)pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为 ；若加水稀释10n倍，其pH为 。
(2)若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH 。
(3)pH＝2的醋酸(一元弱酸)溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是 。
2．计算下列碱溶液稀释后的pH
(1)pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为 ；若加水稀释10n倍，其pH为 。
(2)pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是 ；若无限稀释时，其pH 。
三、酸、碱溶液混合后pH计算方法
1．室温下pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的[H＋]为 ，pH为 ；若等体积混合后，溶液的pH为 。
2．室温下将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的[OH－]为 ，[H＋]为 ，pH为 。
3．室温下pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为 ；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为 ；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为 。
[归纳总结]
酸、碱溶液混合后pH计算方法
(1)强酸与强酸混合
[H＋]混＝，然后再求pH。
(2)强碱与强碱混合
先计算[OH－]混＝
再求[H＋]混＝，最后求pH。
(3)强酸与强碱混合
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。
②酸过量：
先求[H＋]余＝，再求pH。
③碱过量：
先求[OH－]余＝，
再求[H＋]＝，然后求pH。

[即时练习]
1．常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是(　　)
A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5
B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的[H＋]＝1×10－6 mol·L－1
C．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13
D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6
2．常温下，将0.1 mol·L－1HCl溶液和0.06 mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合后，则该溶液的pH是(　　)
A．1.7 B．12.3 C．12 D．1
3．常温下，pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比是(　　)
A．11∶1 B．9∶1 C．1∶11 D．1∶9
4．将100 mL 0.001 mol·L－1的盐酸和50 mL pH＝3的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH为(设混合后溶液体积的变化忽略不计)(　　)
A．4.5 B．2.7 C．3.3 D．3
5．现有常温时pH＝1的某强酸溶液10 mL，下列操作能使溶液的pH变成2的是(　　)
A．加水稀释成100 mL
B．加入10 mL的水进行稀释
C．加入10 mL 0.01 mol·L－1的NaOH溶液
D．加入10 mL 0.01 mol·L－1的HCl溶液
6．室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是(　　)
A．0.1 mol·L－1的盐酸和0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液
B．0.1 mol·L－1的盐酸和0.05 mol·L－1的氢氧化钡溶液
C．pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液
D．pH＝4的盐酸和pH＝10的氨水
7．下列叙述正确的是(　　)
A．100 ℃纯水的pH＝6，所以水在100 ℃时呈酸性
B．pH＝3的盐酸溶液，稀释至10倍后pH>4
C．0.2 mol·L－1的醋酸，与等体积水混合后pH＝1
D．pH＝3的盐酸溶液与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝7
8.在某温度下的水溶液中，[H＋]＝10x mol·L－1，[OH－]＝10y mol·L－1，x与y的关系如图所示。
(1)该温度下，水的离子积为____________。
(2)该温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液的pH为________。
【考点训练】
1．温度为25 ℃时，将0.23 g钠投入到100 g水中充分反应，假设反应后