1、高二化学期末圈题13 溶液的酸碱性及pH期末真题回顾例题1：下列说法正确的是（）A 在任何条件下，纯水都呈中性B pH7的溶液一定呈酸性C 25时，纯水和稀酸溶液中水的离子积常数不相符D pH均等于6的NH4Cl溶液和CH2COOH溶液中，水的电离程度相同答案：A解析：A任何溶液中只要c（OH）=c（H+），该溶液就呈中性，在任何条件下纯水中都存在c（OH）=c（H+），所以纯水都呈中性，故A正确；BpH7的溶液不一定呈酸性，可能呈中性或碱性，如100时中性溶液pH=6，该温度下pH7的溶液可能呈碱性，故B错误；C水的离子积常数只与温度有关，温度不变，水的离子积常数不变，与溶质性质无关，故C错
2、误；D酸或碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，所以NH4Cl促进水电离、CH2COOH抑制水电离，二者溶液中水的电离程度不同，故D错误；例题2：（2013-2014,13）已知温度T时水的离子积常数为KW，该温度下，将浓度为a molL1的一元酸HA与b molL1一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（）A a=b B 混合溶液的pH=7C 混合溶液中，c（H+）= molL1 D 混合溶液中，c（H+）+c（B）=c（OH）+c（A）答案：C解析：A因酸碱的强弱未知，a=b，只能说明酸碱恰好完全反应，但如为强酸弱碱盐或强碱弱酸盐，则溶液不呈中性，故A错误；B因温度未知，则p
3、H=7不一定为中性，故B错误；C混合溶液中，c（H+）=mol/L，根据c（H+）c（OH）=KW，可知溶液中c（H+）=c（OH）mol/L，溶液呈中性，故C正确；D任何溶液都存在电荷守恒，即c（H+）+c（B）=c（OH）+c（A），不能确定溶液的酸碱性，故D错误故选C姚老师特别提醒1、 溶液呈中性； 2、 溶液呈酸性； 3、 溶液呈碱性。 4、有关溶液pH值的计算，要分清楚是单一溶液，还是混合溶液，认真审题。 举一反三 各个击破（5题）1、常温下，物质的量浓度均为0.1molL1的下列溶液：CH3COONa NaOH NaHSO4NH4Cl NaCl，溶液的pH由大到小的顺序排列正确的是
4、（）A B C D2、下列叙述正确的是（）A在醋酸溶液的pH=a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH=b，则abB pH=3的盐酸与pH=11的氨水等体积混合，混合溶液呈酸性C等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合：c（Na+）=c（CH3COO）D若1 mL pH=1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH=7则NaOH溶液的pH=113、对于常温下pH1的硝酸溶液，下列叙述正确的是 ()A该溶液1 mL稀释至100 mL后，pH等于2B向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和C该溶液中硝酸电离出的与水电离出的之比为1012D该溶液中水电离出的是pH为3的硝酸中水电离出的
5、的100倍4、25 时，pH2的HCl溶液中，由水电离出的H浓度是()A1107 molL1 B11012 molL1C1102 molL1 D11014 molL15、有下列实验事实： 0.1 mol L-1 的NaA溶液呈碱性；将0.1 mol L-1 LHA溶液加水稀释100倍，pH变化小于2； HA溶液和Na2CO3溶液反应能产生CO2； 同体积同浓度的盐酸和HA溶液分别与相同的锌粒反应，盐酸反应快。（1）上述事实中能证明某酸HA为弱电解质的是 （2）为证明HA是弱酸，甲同学提出方案：用pH试纸测出0.l molL-1的HA溶液的pH，即可证明HA是弱酸。甲同学方案中，说明HA是弱电解
6、质的理由是：测得溶液的pH 1（选填、）（3）乙同学又提出一新方案： 分别配制pHl的HA溶液和盐酸各10 mL，均加水稀释为100 mL； 分别取两种稀释液少许，同时加入相同的锌粒，观察现象即可证明HA是弱酸。乙同学方案中，说明HA是弱电解质的现象是 a装HCl溶液的试管中放出H2的速率快；b装HA溶液的试管中放出H2的速率快；c两个试管中产生气体速率一样快。（4）若HA、HB均为弱酸，请你设计实验方案，证明二者酸性的强弱 。参考答案1A 2D3B 4B 5（1） （2） （3）b（4）方案一：取同浓度的NaA、NaB溶液分别测其pH的大小，若pH前者大于后者，则证明酸性HA小于HB。 方案二：取等体积、等浓度的HA、HB溶液，分别与足量的颗粒大小相同的锌粒反应，产生气泡较快者的酸性较强。 方案三：取相同体积、相同pH的HA、HB溶液，分别加水稀释相同的倍数后测定pH， pH变化大者酸性较强。