水的电离和PH
水的电离与PH值
水的电离和溶液的pH，有关pH的计算及判断教学重点：1、水的电离与水的离子积；2、溶液的酸碱性和pH；3、关于pH的简单计算。
重点讲解一、水的电离和水的离子积1、水的电离：水是极弱电解质，发生微弱电离，电离过程是吸热过程。
2、在纯水或水溶液中：（1）水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-) 一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高Kw越大，25℃时，Kw=1×10-14；100℃时，c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12。
（２）Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
（3）任何水溶液中，水所电离而生成的c(H+)=c(OH-)3、影响水的电离平衡的因素（1）温度：温度升高，水的电离程度增大，水的电离平衡向电离方向移动，离子浓度增大。
（2）浓度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
在水中加入酸或碱，抑制水的电离，25℃，使水电离出的c(H+)<10-7mol/L，c(OH-)<10-7mol/L。
(3)其他因素：如向水中加入活泼的金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。
二、溶液的酸、碱性常温下：中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L酸性溶液：c(H+)溶液>c(OH-)溶液以0.1mol/L HCl为例，由于酸电离出H+能使平衡向左移动，即抑制了水的电离，溶液中H+由两部分组成，一部分为酸提供，另一部分为H2O提供，水电离提供的c(H+)远小于酸提供的c(H+)，故可忽略，溶液中H+全部看作酸提供，故c(H+)溶液=0.1mol/L，但溶液中OH-全部为H2O电离产生，c(OH-)溶液=c(OH-)水，水电离产生c(H+)和c(OH-)始终相等，因此有c(OH-)溶液=c(OH-)水=c(H+)水==1×10-13mol/L。
水的电离和pH值的计算
水的电离和pH值的计算水是生命的基本物质，也是化学反应中最常见的溶剂。
在水中，发生着水的电离反应，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一过程可以通过pH值来进行量化。
本文将探讨水的电离和pH值的计算方法。
一、水的电离反应水的电离反应可以用如下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-在纯净水中，水分子会偶尔发生这样的反应，一部分水分子会分解成氢离子和氢氧根离子。
这表明水是一个弱电解质。
二、pH值的定义pH值是用来表示溶液酸碱性的度量指标。
它的定义是负对数函数，通过测量氢离子的浓度来判断溶液的酸碱性。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
三、pH值的计算1. 对于酸性溶液如果溶液为酸性，那么pH值一定小于7。
在酸性溶液中，氢离子的浓度高于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-3 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-3) = 3因此，这个溶液的pH值为3，属于酸性溶液。
2. 对于碱性溶液如果溶液为碱性，那么pH值一定大于7。
在碱性溶液中，氢离子的浓度低于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-10 mol/L，那么pH 值的计算公式为：pH = -log(10^-10) = 10因此，这个溶液的pH值为10，属于碱性溶液。
3. 对于中性溶液如果溶液为中性，那么pH值等于7。
在中性溶液中，氢离子的浓度等于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-7 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-7) = 7因此，这个溶液的pH值为7，属于中性溶液。
四、pH值的应用pH值不仅可以用来表征溶液的酸碱性，还可以用来控制化学反应的进行。
许多化学实验和工业生产过程中，都需要在特定的pH值下进行反应。
例如，酶是生物体内的一种特殊催化剂，在特定的pH值下才能发挥最佳催化作用。
水的电离和PH
第二节 水的电离和PH一.水的电离1. 水是一种极弱电解质，电离方程式可表示为：：H 2O H ＋＋OH －。
水的电离常数：K 电离＝c ＋c－c2。
K w 不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
水的离子积常数：K w ＝c (H ＋)·c (OH －)，25 ℃时，K w ＝1.0×10－14。
温度升高，水的离子积常数增大。
水的离子积常数K w ，只受温度的影响，温度升高，K w 增大。
2. 影响水的电离平衡的因素水的电离平衡：H 2O H ＋＋OH －ΔH ＞0影响因素 移动方向 c (H ＋) c (OH －) K w 升温 向右移动 增大 增大 增大 加酸 向左移动 增大 减小 不变 加碱向左移动减小增大不变例1：判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)升高温度，水的电离平衡右移，溶液中的c (H ＋)和c (OH －)均增大，但K W 不变( ) (2) 35 ℃时，水的离子积K W ＝2.1×10－14，则35 ℃时水电离程度大于25℃时水电离程度( )(3)升高温度，水电离出的c(H ＋)不变，水的离子积常数仍为1×10－14( )(4) 25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中，c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14( √ )(5) 蒸馏水中，c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14( × )答案：(1)× (2) √ （3）× 即时练习：1. 下列措施能使K w 增大的是( D )A ．温度不变向水中加入NaOH 溶液B ．温度不变向水中加入稀H 2SO 4C ．温度不变向水中加入NaCl 固体D ．加热升温2. 在常温下，纯水中存在电离平衡H 2O H＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c(H ＋)增大，应采取的措施是(B)A．加入NaHSO4B．加热C．加入NaHCO3D．加入CH3COOH 3. 25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是( )A．向水中加入稀NaOH溶液，平衡逆向移动，c(OH－)降低B．向水中滴加浓盐酸至c(H＋)＝0.01 mol/L，则溶液中c(OH－)＝1×10－12 mol/LC．降温，使平衡右移，c(H＋)增大，溶液呈酸性D．将水加热，K w增大，c(H＋)不变答案 B4. 向蒸馏水中滴入少量盐酸后,下列说法中错误的是( D )A.c(H+)·c(OH-)不变B.pH减小了C.c(OH-)降低了D.水电离出的c(H+)增加了二．由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)计算水电离的c(H＋)=c(OH－)根据K w计算酸中的c(OH－)，c(OH－)为水电离的：c(OH－)=Kw/ c(H＋)根据K w计算碱中的c(H＋)，c(H＋)为水电离的: c(H＋) =Kw/ c(OH－)例2：求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。
水的电离和溶液的ph知识点总结
水的电离和溶液的ph知识点总结水的电离和溶液的pH水的电离是指在水中发生的自发的电离过程，即水分子自身发生解离产生氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-)的过程。
水的电离常数（Kw）是描述水的电离程度的一个重要物理量。
水的电离常数等于氢离子浓度（[H+])和氢氧根离子浓度（[OH-])的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
在纯净水中，[H+]和[OH-]的浓度相等，因此Kw=[H+]^2。
在25℃下，水的电离常数的值为1×10^-14。
由此可知，当[H+]浓度增加时，[OH-]浓度减小；当[OH-]浓度增加时，[H+]浓度减小。
这表明，水中[H+]和[OH-]的浓度总是相互关联的。
溶液的pH是描述溶液酸碱性强弱的一个指标。
pH的定义是负以10为底的[ H+]的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱；pH值为7表示溶液是中性的。
水的pH值是7，表示水是中性的，即[H+]的浓度等于[OH-]的浓度。
当[H+]的浓度大于[OH-]的浓度时，溶液呈酸性；当[OH-]的浓度大于[H+]的浓度时，溶液呈碱性。
pH值的范围是从0到14，其中pH值小于7的溶液称为酸性溶液，pH值大于7的溶液称为碱性溶液。
溶液的pH值可以通过测定[H+]的浓度来确定。
常用的测定pH值的方法有酸碱指示剂法、玻璃电极法和pH计。
酸碱指示剂法是利用酸碱指示剂对溶液的颜色变化进行判断的方法。
酸碱指示剂是一种能够随着溶液酸碱性的变化而改变颜色的物质。
常用的酸碱指示剂有酚酞、溴蓝等。
通过观察溶液的颜色变化，可以确定溶液的pH值大致在哪个范围内。
玻璃电极法是利用玻璃电极对溶液的电势进行测量的方法。
玻璃电极是一种特殊的电极，它对[H+]的浓度非常敏感。
通过测量玻璃电极的电势，可以计算出溶液的pH值。
pH计是一种专门用于测定溶液pH值的仪器。
pH计通过测量溶液中的电位差来确定溶液的pH值。
pH计的测量结果准确可靠，广泛应用于实验室和工业生产中。
水的电离和溶液的pH(第一课时)
水的电离和溶液的pH（第一课时）水的电离和溶液的pH是化学中十分重要的基础概念。
本文将在“接地气”的写作风格下，对水的电离和溶液的pH进行科普，增加一些语气词和情绪词，让化学学习更加生动有趣！
一、水的电离
水是一种极其重要的物质，它的化学性质对许多化学反应和地球环境有着重要影响。
水分子在互相碰撞时，会有一些分子间的反应，使其中一部分水分子转化为氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），此过程即称为水的电离。
水的电离反应可以表示为：H2O = H+ + OH-，其中H+离子称为酸性离子，OH-离子称为碱性离子。
二、酸碱中和
酸和碱是化学中重要的概念。
当酸性溶液和碱性溶液混合时，会发生中和反应，生成的溶液称为酸碱中和溶液。
如何确定溶液的酸碱性呢？这时就需要用到溶液的pH值。
pH值是刻画溶液酸碱性质的重要参数，它表示溶液中氢离子浓度的负对数，即pH = -log[H+]。
当溶液中[H+]浓度为1×10^-7mol/L时，它的pH为7，称为中性溶液。
当溶液中[H+]浓度高于1×10^-7mol/L时，pH小于7，称为酸性溶
液，如橙汁；当[H+]浓度低于1×10^-7mol/L时，pH大于7，称为碱性
溶液，如肥皂水。
三、结论
水的电离和溶液的pH一直是化学学习中不可或缺的基础知识。
通
过本文的科普，我们可以了解到水的电离反应和酸碱中和的基本概念，并学会了如何确定溶液的酸碱性质。
相信我们在接下来的学习中，将
更加轻松深入地了解更多化学知识。
水的电离及溶液的pH
水的电离及溶液的pH1、水的电离⑴电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -；ΔH >025℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L⑵影响水的电离平衡的因素①温度：温度越高电离程度越大c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。
纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。
②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。
③加入易水解的盐由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。
温度不变时，K W 不变。
练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H 2O H ++OH -平衡移 动方向 电离 程度 c(H +)与c(OH -)的相对大小 溶液的 酸碱性 离子积 K W 加热向右增大c(H +)=c(OH -) 中性 增大 降温 向左 减小c(H +)=c(OH -) 中性 减小 加酸 向左 减小c(H +)>c(OH -) 酸性不变加碱 向左 减小 c(H +)<c(OH -) 碱性 不变 加能结合 H +的物质 向右 增大c(H +)<c(OH -) 碱性 不变 加能结合 OH -的物质向右 增大c(H +)>c(OH -)酸性不变⑶水的离子积在一定温度时，c(H +)与c(OH -)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。
①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。
25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。
水的电离与溶液的pH
第2讲水的电离和溶液的pH考点一水的电离1．水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O≒H3O＋＋OH－或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，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。
3．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，K w增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K w不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。
4．外界条件对水的电离平衡的影响深度思考1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？_____________________________________________________________________。
2．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 ＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。
你认为哪种说法正确？说明原因。
水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)增大还是减小？_____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________。
反思归纳(1)水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
水的电离与溶液的pH值.
第三节 弱电解质的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离平衡 （一）电离平衡常数
一元弱酸，如：
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
简写为：
HAc
H+ + Ac-
Ka0 =
[H+] / c o [Ac-] / c o [HAc] / c o]
简写为：
[H+] / [Ac-] Ka =
x
α=
× 100% = 1.3 % 0.1
对一元弱碱， 如果：c / Kb ≥ 500 时 [OH-] = Kb c
一元弱酸，如果：c / Ka ≥ 500 时 [H+] = Ka c
（三）同离子效应和盐效应
1.同离子效应 在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的强电解质，使
电离平衡向左移动，弱电解质的电离度降低叫做同离子效 应。
H+ + Ac- � HAc
当加入少量强碱时质子转移平衡右移，补充消耗掉的
H3O+离子，而的pH值保持基本不变。 OH- + H3O+ � 2H2O
共轭碱称为抗酸成分，共轭酸称为抗碱成分。
二、缓冲溶液pH值近似计算
弱酸-弱酸盐型缓冲溶液（如HAc-NaAc) pH的计算公式:
初始: 平衡:
HA c (酸) c (酸) - x
三、活度与活度系数
活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论浓度，有效 浓度的值就是活度。
式中 表示活度， 表示活度系数。 反映了电解质溶液中离子相互牵制作用的大小。
（1）由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般 （2）当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电荷数也
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水的电离和溶液的PH知识归纳：一、水的电离（1）水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着平衡。
水的电离方程式：H 2O + H2O H3O+ + OH-简写为：H 2O H++ OH-（2）从纯水的导电性实验测得，25℃时，1L纯水中只有1×10—7mol H2O电离。
∴C H+ = C OH-=1×10-7mol/L而1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水1×10-7mol相比，水的电离部分忽略不计。
所以，电离前后，水的物质的量几乎不变，可以看作是一个常数C H+·C OH-=K WK W叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
K W= C H+·C OH-=1×10-7×1×10-7=1×10-14水的离子积常数反映了一定温度下,水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。
二、影响水的电离的因素①加入酸或碱，抑制水的电离，K W不变；②加入某些盐，促进水的电离，K W不变；③电离过程是一个吸热过程，升温能促进水的电离，K W增大，在100℃时，K W =1×10－12。
④其它因素：如加入活泼金属，消耗H+，水的电离程度增大。
三、在酸、碱溶液中求H2O电离出的H+ 浓度和OH- 浓度的方法依据：水的离子积常不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
例：0﹒1mol/LHCI中C H+ 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度[分析]酸影响了水的电离，抑制了水的电离，水电离平衡向左移动。
所以，酸电离出的C H+ 很大，是主要的，水电离的C H+ 很小。
所以溶液中C H+ 可以近似看作是酸电离出的H+浓度。
∴C H+=0﹒1mol/L溶液中C OH- =10-14/0﹒1=10-13 mol/L此C OH- 就是水电离出的OH- 浓度。
∴C H+（水）= C OH-（水）=10-13 mol/L结论：纯水中K W=10-14为单纯水的离子积常数。
对于酸或碱来说，溶液中的H+ 浓度和OH- 浓度的乘积是1×10-14，而抑制了水的电离，使水本身的离子积常数减小。
四、溶液的酸碱性1、溶液的酸碱性与C H+、C OH- 的关系无论酸性、中性、碱性溶液里，都同时存在着OH-、H+，常温下，C H+、C OH- 的乘积是一个常数（1×10-14）溶液酸碱性C H+C OH-C H+、C OH-C H+·C OH-酸性＞10-7mol ＜10-7mol C H+＞C OH-1×10-14中性=10-7mol =10-7mol C H+ = C OH-碱性＜10-7mol ＞10-7mol C H+＜C OH-[强调]任何水溶液中存在的H+ 和OH- 作为矛盾的双方，既互相依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性。
溶液酸碱性本质决定H+ 和OH- 相对大小。
2、溶液的pH（1）表示方法：pH= -Ig C(H+)（2）意义：表示溶液中C(H+)的大小，即能表示溶液的酸碱性的强弱。
五、溶液的酸性的强弱与酸的强弱（1）酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质完全电离的酸是强酸，弱电解质只有部分电离的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中C H+决定的，C H+越大的溶液，则酸性越强，反之越弱。
（2）特别提醒：①强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强②酸性强的溶液不一定是强酸③酸性相同的溶液，弱酸浓度大，中和能力强④中和能力相同的酸提供H+的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。
六、pH的测定1、pH值的改变①pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，酸性越强；pH每减小1个单位，C H+ 增大10倍②pH﹥7溶液呈碱性，pH越大，碱性越强。
pH每增加1个单位，C H+ 减小10倍。
③pH小的酸性溶液，不一定是强酸溶液④pH每升高一个单位，对于强酸需要稀释10倍，而对于弱酸稀释的倍数超过了10倍；pH 每降低一个单位，对于强碱需要稀释10倍，而对于弱碱稀释的倍数超过了10倍。
2、测定方法：（1）酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞（粗略测定）常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的pH石蕊＜5.0红色 5.0～8.0紫色＞8.0蓝色甲基橙＜3.1红色 3.1～4.4橙色＞4.4黄色酚酞＜8.2无色8.2～10.0浅红＞10.0红色（2）pH试纸——最简单的方法。
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡对比，读出pH值。
注意：①事先不能用水湿润pH试纸,否则非中性溶液的pH测定值比实际的或大或小；②只能读取整数值或范围(3)pH计:精确测定七、关于pH值的计算1、酸性溶液：按C→C H+→pH2、碱性溶液：按C→C OH-→C H+→pH3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的C H+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸！对于碱溶液中的C OH-，每稀释10 n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱！PH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。
极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。
即无限稀释7为限，酸略小于7，碱略大于7.4、强酸与强碱溶液混合的计算：反应的实质：H++OH-=H2O三种情况：（1）恰好中和，pH=7（2）若余酸，先求中和后的C H+，再求pH。
（3）若余碱，先求中和后的C OH-，再通过K W求出C H+，最后求pH。
或先求pOH，再由pH=14-pOH。
5、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的p H（1）若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。
（2）若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。
（3）若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。
（4）若酸与碱溶液的pH之和等于14，酸、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。
这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，谁弱谁的H+ 或OH- 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。
知识巩固：1.室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于（）A. 1×10-4 mol/LB. 1×10-8 mol/LC. 1×10-11 mol/LD. 1×10-10 mol/L2.将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c(SO42－）：c(H+)约为（）A、1：1B、1：2C、1：10D、10：13.将体积均为10 mL、pH均为3的盐酸和醋酸，加入水稀释至a mL和b mL，测得稀释后溶液的pH均为5，则稀释后溶液的体积（）A.a=b=100 mLB.a=b=1000 mLC.a＜bD.a＞b4.99mL0.1mol/L的盐酸和101mL0.05mol/L氢氧化钡溶液混合后，溶液的c(H+)为（）（不考虑混合时的体积变化）。
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/L5.室温下x L pH=a的盐酸溶液和y L pH=b的电离度为α的氨水恰好完全中和，则x/y的值为（）A.1B. 10-14-a-b /αC. 10a+b-14/αD.10a-b/α6.下列溶液肯定是酸性的是（）A 含H+的溶液B 加酚酞显无色的溶液C pH<7的溶液D [OH-]<[H+]的溶液7.pH相同的氨水、氢氧化钠和氢氧化钡溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X倍、Y倍、Z倍，稀释后三种溶液的pH同，则X、Y、Z的关系是A.X＝Y＝ZB.X＞Y＝ZC.X＜Y＝ZD.X＝Y＜Z8.已知AG=lg[c(H+)/c(OH-)]，常温下，在AG=-10的溶液中能大量存在的离子组是：A.Cl-,AlO2-,SO32-,Na+ B.NO3-,CH3COO-,Na+,NH4+C.Cl-,NO3-,Mg2+,K+ D.SO42-,HCO3-,Cl-,K+9.某温度下重水中存在电离平衡D2O D+ + OD-，D2O的离子积常数=1.0×10-12，若pD=-lg c(D+)，该温度下有关分析正确的是（）A.0.1molNaOD溶于重水制成1L溶液，pD=13B.将pD=4的DCl的重水溶液稀释100倍，所得溶液pD=6C.向30mL0.5mol·L-1NaOD的重水溶液中加入20mL0.5mol·L-1DCl的重水溶液，所得溶液pD=12D.pD=10的NaOD的重水溶液中，由重水电离出的c(OD-)为1×10-10mol·L-110.室温下向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是A．溶液中导电粒子的数目减少B．溶液中c CH3COO－c CH3COOH·c OH－不变C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝711.下列叙述不正确的是（）A、纯水也是一种电解质B、无论是酸性、中性还是碱性稀溶液，只要温度恒定，c(H+)×c(OH-)是一个常数C、一定温度下，0.1 mol·L-1的磷酸溶液中H+主要来自于酸的第一步电离D、强碱溶液中不存在H+12.在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液。
当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。
若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是 ( )A．1∶9 B．1∶1 C．1∶2 D．1∶4 13.在25℃时，有pH=a的盐酸与pH=b的NaOH溶液，取VaL该盐酸同该NaOH溶液恰好反应，需VbLNaOH溶液，问：（1）若a+b=14时，则Va /Vb= (填数值)；（2）若a+b=13时，则Va /Vb= (填数值)；（3）若a+b>14时，则Va /Vb= (填表达式)，且Va Vb(填>、<或=)．14.已知水在25℃和95℃时，其电离平衡曲线如下图所示：(1)则25℃时水的电离平衡曲线应为______(填“A”或“B”)，请说明理由 .(2)25℃时，将pH=9的NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，则NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液的体积比为__________.(3)95℃时，若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是_________________.(4)曲线B对应温度下，pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等体积混合后，混合溶液的pH=5.请分析其原因： .15．在t℃时，稀硫酸和盐酸混合液中，c(H+)=10－a mol·L－1，c(OH-)=10－b mol·L－1，已知a+b=12.向20mL该混合酸溶液中逐滴加入pH=11Ba(OH)2溶液，生成BaSO4的量如图所示，当加入60mL Ba(OH)2溶液时，C点溶液的pH=6（体积变化忽略不计），试计算：（1）最初混合酸溶液中c(H2SO4)= ，c(HCl)= ；（2）A点pH= ；（3）B点比最初混合酸的pH增加多少（写出计算过程）？（lg3=0.48）1.D2C3C4D5C6D7B8A9D10B11D12D 13．（1）1 （2）10－1（3）10-（14-a-b) ;>.14.(1)A 水的电离是吸热过程，温度低时，电离程度小，c(H +)，c(OH -)小 (2)10∶1(3)a+b=14或pH 1+pH 2=14(4)曲线B 对应95℃，此时水的离子积为1×10-12，HA 为弱酸，HA 中和NaOH 后，混合溶液中还剩余较多的HA 分子，可继续电离出H +，使溶液pH=5 15．（1）c(H 2SO 4)=0.05mol ·L －1,c(HCl)=0.20mol ·L －1 （2）pH=1（3）最初混合酸c(H +)=0.05mol ·L －1×2+0.20mol ·L －1=0.30mol ·L －1 pH=0.52B 点还没有完全中和，酸有剩余c(H +)=LL L mol L L mol 06.004.0205.020.030.011⨯⨯⋅-⨯⋅--=301mol ·L －1 pH=1.48 所以B 点比最初混合酸的pH 增加1.48－0.52=0.9614．有甲、乙两份等体积的浓度均为0.1mol ·L -1的氨水，pH 为11。