7、反應方向移動，故水的電離為吸熱反應。
【答案】 D
7．某溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－10 mol/L，那么該溶液的pH可能為
( )
A．10 B．4
C．10或4 D．11
【解析】 常溫下，中性溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L，某溶液中cH2O(H＋)＝10－10mol/L，說明水的電離受到抑制，可能為酸性或堿性溶液。若為酸性溶液，H＋來源于酸和水，OH－來源于水，則c(H＋)＝＝10－4 mol/L，pH＝4。若為堿性溶液，H＋來源于水，OH－來源于堿和水，則c(H＋)＝10－10 mol/L，pH＝10。故選C。
【答案
8、】 C
8．常溫下，下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是( )
A．pH＝1的溶液中：Fe2＋、NO、SO、Na＋
B．由水電離的c(H＋)＝1×10－14mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO
C．c(H＋)/c(OH－)＝1012的溶液中：NH、Al3＋、NO、Cl－
D．c(Fe3＋)＝0.1 mol·L－1的溶液中：K＋、ClO－、SO、SCN－
【解析】 A中Fe2＋、NO、H＋會發(fā)生氧化還原反應；B項，符合條件的溶液可能是強酸性溶液也可能是強堿性 溶液，HCO既與H＋反應，又與OH－反應，B錯誤；＝1012的溶液為強酸性溶液，離子可以大量共存；Fe3
9、＋＋3SCN－===Fe(SCN)3，D錯誤。
【答案】 C
9．下列關于水的離子積常數(shù)的敘述中，正確的是( )
A．因為水的離子積常數(shù)的表達式是：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以Kw隨溶液H＋和OH－濃度的變化而變化
B．水的離子積常數(shù)Kw與水的電離平衡常數(shù)K電離是同一個物理量
C．水的離子積常數(shù)僅僅是溫度的函數(shù)，隨著溫度的變化而變化
D．水的離子積常數(shù)KW與水的電離平衡常數(shù)K電離是兩個沒有任何關系的物理量
【解析】 水的離子積常數(shù)Kw＝K電離·c(H2O)，一定溫度下K電離和c(H2O)都是不變的常數(shù)，所以Kw僅僅是溫度的函數(shù)。水的離子積常數(shù)的表達式是Kw＝c(H＋)·
10、c(OH－)，但是只要溫度一定，Kw就是不變的常數(shù)，溶液中H＋的濃度變大，OH－的濃度就變小，反之亦然。
【答案】 C
10．下列說法正確的是( )
A．強堿的水溶液中不存在H＋
B．pH＝0的溶液是酸性最強的溶液
C．在溫度不變時，水溶液中c(H＋)和c(OH－)不能同時增大
D．某溫度下，純水中c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，其呈酸性
【解析】 在酸性或堿性水溶液中均存在H＋和OH－，所以A錯；pH＝0的溶液中c(H＋)＝1.0 mol·L－1，并不是酸性最強的溶液，只是c(H＋)>1.0 mol·L－1的溶液用pH表示酸性強弱不再方便，故B錯；溫度一定時，Kw＝
11、c(H＋)·c(OH－)是一個定值，故二者不能同時增大，故C對；純水中，c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，所以D錯誤。
【答案】 C
11．pH相同的鹽酸(甲)和醋酸(乙)，用“>”、“＝”或“<”填寫：
①溶液中c(H＋)：甲________乙；溶液的物質(zhì)的量濃度：甲________乙。
②體積相同的兩種溶液分別與足量的鋅反應，反應剛開始時的速率：甲________乙；整個反應過程的平均速率：甲________乙；生成氫氣的量：甲________乙。
③同體積的兩種溶液稀釋相同倍數(shù)后溶液的pH：甲________乙；同體積的兩種溶液稀釋成相同pH的溶液，需加入水的體積：甲_____
12、___乙。
【解析】 (1)pH相同，即c(H＋)相同，二者的pH相同，由于鹽酸為強酸，完全電離，醋酸為弱酸，部分電離，所以醋酸的濃度大于鹽酸的濃度。
(2)酸與鋅反應產(chǎn)生H2的速率取決于c(H＋)，開始時二者c(H＋)相同，故產(chǎn)生H2的速率相等；隨后醋酸中c(H＋)較大，產(chǎn)生H2的速率較大；生成氫氣的量取決于酸的總量，醋酸較多，則反應生成的氫氣多。
(3)稀釋時醋酸存在電離平衡，其pH減小得慢。
【答案】?、伲健? ②＝ <
13、O、S2－?、贙＋、Fe2＋、I－、SO
③Na＋、Cl－、NO、SO ④Na＋、Cu2＋、Cl－、HCO?、軰＋、Ba2＋、Cl－、NO
(2)不能影響水的電離平衡的操作是________。
A．向水中投入一小塊金屬鈉
B．將水加熱煮沸
C．向水中通入CO2氣體
D．向水中加食鹽晶體
【解析】 (1)水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1<1.0×10－7 mol·L－1，水的電離受到了抑制，則溶液可能是酸性溶液也可能是堿性溶液。①若為酸性溶液，則H＋、NO與S2－反應；②若為堿性溶液，則Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓；④HCO既不能與H＋大量共存，也
14、不能與OH－大量共存，且Cu2＋與OH－產(chǎn)生沉淀。
【答案】 (1)③⑤ (2)D
13．有一學生在實驗室測某溶液的pH，實驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測。
(1)該學生的操作________(填“正確”或“錯誤”)，其理由是__________________________________________________________________；
(2)該操作是否一定有誤差？ _______________________________________________________________；
(3)若用此方法分別測定c(
15、OH－)相等的氫氧化鈉溶液和氨水的pH，誤差較大的是________________，原因是_________________________________________
___________________________________________________________________________________________；
(4)只從下列試劑中選擇實驗所需的試劑，你能否區(qū)分0.1 mol·L－1硫酸溶液和0.01 mol·L－1硫酸溶液？________________，簡述操作過程：______________
___________________
16、_______________________________________________________________________________________________。
試劑：A.紫色石蕊試液 B．酚酞試液 C．甲基橙溶液 D．蒸餾水 E．氯化鋇溶液 F．pH試紙
【解析】 本題主要考查pH試紙的使用、濃度對電離平衡的影響及相關知識的綜合應用能力。(1)用pH試紙測量溶液時，pH試紙不能潤濕，否則相當于將原溶液稀釋。(2)若溶液呈酸性或堿性，稀釋必然會造成測量數(shù)據(jù)錯誤，若溶液呈中性，則對結果無影響。(3)NH3·H2O是弱電解質(zhì)，加水稀釋時，促進它的電離，故對OH－
17、濃度相等的氫氧化鈉和氨水溶液來說，加水稀釋相同倍數(shù)，氨水的pH減小程度小些，誤差小些。(4)分別測定這兩種硫酸溶液的pH，pH較小的是濃度較大的硫酸溶液，pH較大的是濃度較小的硫酸溶液。
【答案】 (1)錯誤 該學生測得的pH是稀釋后溶液的pH
(2)該學生操作錯誤，但不一定產(chǎn)生誤差。因為原溶液不是中性時，稀釋后溶液pH發(fā)生了變化，只是弱酸或弱堿溶液變化程度小些；若是中性溶液，稀釋不會產(chǎn)生誤差
(3)氫氧化鈉溶液 稀釋過程中，NH3·H2O繼續(xù)電離出OH－，減弱了因稀釋OH－濃度減小程度，所以測得氫氧化鈉溶液誤差較大
(4)能 用玻璃棒分別蘸取兩種溶液滴在兩張pH試紙上，其顯示的顏色與
18、標準比色卡對照，pH較大的是0.01 mol·L－1硫酸溶液
14．一定溫度下，有a.鹽酸、b.硫酸、c.醋酸三種酸(用a、b、c來回答)。
(1)當其物質(zhì)的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順序是____________，pH由大到小的順序是__________。
(2)同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸溶液，中和NaOH的能力由大到小的順序是____________。
(3)當c(H＋)相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的順序為______________。
(4)當pH相同、體積相同時，分別加入足量鋅，相同狀況下產(chǎn)生的氣體體積由大到小的順序為________。
【解析】 (1)鹽酸和硫酸是強酸完全電離，硫酸又是二元酸，而醋酸是一元弱酸不完全電離，所以物質(zhì)的量濃度相同時c(H＋)大小關系為b>a>c；(2)酸中和堿的能力是由酸能夠電離出的n(H＋)決定的，所以同體積、同濃度的鹽酸、醋酸中和NaOH的能力相等，且小于硫酸；(3)c(H＋)相等，因醋酸為弱酸，其物質(zhì)的量濃度遠大于溶液中的c(H＋)，鹽酸是一元強酸，硫酸是二元強酸，所以物質(zhì)的量濃度關系為c>a>b；(4)鋅足量，產(chǎn)生氫氣的體積由n(H＋)決定，所以關系為c>a＝b。
【答案】 (1)b>a>c c>a>b (2)b>a＝c
(3)c>a>b (4)c>a＝b
高中化學 第3章 第2節(jié) 第1課時 水的電離和溶液 的酸堿性課后知能檢測 新人教版選修4
