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专题9 溶液中粒子浓度大小的比较【专题目标】1.理解电解质的电离平衡概念以及电离度的概念。
2.理解水的电离、盐类水解的原理。
了解盐溶液的酸碱性。
【经典题型】题型一［例1］在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是A．C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-) B．C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(H+)＞CC(OH-) C．C(Cl-)＝C(NH4+)＞C(H+)＝C(OH-) D．C(NH4+)＝C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-) ［点拨］NH4Cl是可溶性的盐，属于强电解质，在溶液中完全电离NH4Cl＝NH4+＋Cl-。
因为NH4Cl是强酸弱碱所生成的盐，在水中要发生水解；NH4++H2O NH3·H2O+H+，所以C(NH4+)比C(H+)及C(OH-)大得多；溶液因水解而呈酸性，所以C(H+)＞C(OH-)。
又由于水解反应是中和反应的逆反应，相对于中和来说是次要的，综合起来，不难得出：C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)。
答案为A。
［例2］在0.1 mol/l的NH3·H2O溶液中，下列关系正确的是A．C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+) B．C(NH4+)＞C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(H+) C．C(NH3·H2O)＞C(NH4+)＝C(OH-)＞C(H+) D．C(NH3·H2O)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)［点拨］ NH3·H2O是一元弱酸，属于弱电解质，在水溶液中少部分发生电离（NH3·H2ONH4+＋OH-），所以C(NH3·H2O)必大于C(NH4+)及C(OH-)。
因为C(OH-)＝C(H+)＋C(NH4+)，所以C(OH-)＞C(NH4+)。
综合起来，C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+)。
冠夺市安全阳光实验学校考点09 电解质及电离方程式1．电解质和非电解质电解质非电解质定义在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物在水溶液中和熔融状态下均不能导电的化合物相同点都是化合物可溶于水，可不溶于水不同点在一定条件下能电离不能电离在水溶液中或熔融状态下能导电在水溶液中和熔融状态下均不能导电离子化合物和部分共价化合物全是共价化合物与常见物质类别的关系通常为酸、碱、盐、典型金属氧化物、H2O等通常为非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等过关秘籍（1）注意“或”与“和”的区别，电解质满足其一即可，而非电解质必须同时满足两个条件。
如AlCl3、FeCl3在熔融状态下不导电，但在水溶液中可以电离导电，属于电解质。
（2）电解质和非电解质均为化合物，单质与混合物均不属于电解质。
如金属虽然能导电但不是电解质。
（3）电解质在水溶液中或熔融状态下自身发生电离而导电；非电解质在水溶液中和熔融状态下自身都不能发生电离。
电解质本身不一定导电，如固体氯化钠本身不导电但在水溶液中能导电，属于电解质。
（4）某些气态化合物属于非电解质，但其在水溶液中因反应生成电解质而导电。
如CO2、SO2、NH3、N2O5是非电解质，但H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、HNO3是电解质。
（5）大部分难溶盐虽然难溶于水，但是溶解的部分在水中能够完全电离，故属于强电解质。
如AgCl、BaSO4、CaCO3、BaCO3等。
（6）电解质与金属的导电原理不同：电解质的导电是因为自由移动的阴、阳离子定向移动产生的；金属导电是由于金属晶体中自由电子的定向移动。
2．强电解质和弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中或熔融状态下能完全电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质溶液中微粒的存在形式离子，不存在强电解质分子离子和弱电解质分子电离过程不可逆，不存在电离平衡可逆，存在电离平衡电离方程式用“”用“”举例强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等活泼金属氧化物：Na2O、MgO等绝大部分盐：BaSO4、BaCl2等弱酸：CH3COOH、HCN、H2S、H2CO3等弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等H2O及小部分盐(CH3COO)2Pb等]3．电解质的电离（1）电离的概念电解质溶于水或受热熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。
解密11 弱电解质的电离和溶液的酸碱性高考考点考查内容三年高考探源考查频率弱电解质的电离平衡1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念2．理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性3．了解水的电离和水的离子积常数4．了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简洁计算5．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算2024课标全国Ⅰ27；2024课标全国Ⅱ28；2024课标全国Ⅲ26。
2024课标全国Ⅰ13、26、28；2024课标全国Ⅱ12、28；2024课标全国Ⅰ12；2024课标全国Ⅱ26；2024课标全国Ⅲ13。
★★★★★水的电离和溶液的酸碱性★★★★★滴定原理及应用★★★★★考点1 弱电解质的电离平衡1．强电解质和弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中或熔融状态下能完全电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质溶液中微离子，不存在强电解质分子离子和弱电解质分子粒的存在形式电离过程不行逆，不存在电离平衡可逆，存在电离平衡电离方程式用“”用“”举例强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等活泼金属氧化物：Na2O、MgO等绝大部分盐：BaSO4、BaCl2等弱酸：CH3COOH、HCN、H2S、H2CO3等弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等H2O及小部分盐(CH3COO)2Pb等]2．强、弱电解质的推断方法（1）依据物质的类别进行推断在没有特别说明的状况下，我们认为盐是强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等；而强酸(HCl、H2SO4、HNO3等)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等]为强电解质。
（2）依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行推断(见下表)浓度均为0.01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HBpH均为2的强酸HA与弱酸HB pH或物质的量浓度2=pH HA＜pH HB0.01 mol·L－1=c(HA)＜c(HB)起先与金属反应的速率HA＞HB HA=HB体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量HA=HB HA＜HB体积相同时与过量活泼金属产生H2的量HA=HB HA＜HBc(A－)与c(B－)大小c(A－)＞c(B－) c(A－)=c(B－)分别加入固体NaA、NaB后pH变更HA：不变HB：变大HA：不变HB：变大加水稀释10倍后的pH 3=pH HA＜pH HB3=pH HA＞pH HB＞2溶液的导电性HA＞HB HA=HB水的电离程度HA＜HB HA=HB（3）依据盐类水解进行推断取酸的钠盐溶于水，测溶液的酸碱性，若pH=7，则对应的酸为强酸，如NaCl；若pH＞7，则对应的酸为弱酸，如CH3COONa。
溶液的酸碱性及pH1．在T ℃时，某NaOH 稀溶液中c (H ＋)＝10－a mol ·L －1，c (OH －)＝10－b mol ·L －1，已知a ＋b ＝12。
向该溶液中逐滴加入pH ＝c 的盐酸(T ℃)，测得混合溶液的部分pH 如下表所示：假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c 为A ．1B ．4C ．5D ．6 【答案】B【解析】据题意可知在该温度下水的离子积常数是1×10－12，而不是1×10－14。
通过①可知，此NaOH 溶液中c (OH －)＝10－4 mol ·L －1。
由②可知，加入20 mL 盐酸后溶液的pH ＝6，此时恰好完全中和。
则c (H＋)＝-4-10.02L 10mol L 0.02L⨯⋅＝1×10－4mol ·L －1，则c ＝4。
2．已知在100 ℃时水的离子积K w ＝1×10－12(本题涉及溶液的温度均为100 ℃)。
下列说法中正确的是A ．0.005 mol ·L －1的H 2SO 4溶液，pH ＝2B ．0.001 mol ·L －1的NaOH 溶液，pH ＝11C ．0.005 mol ·L －1的H 2SO 4溶液与0.01 mol ·L －1的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液的pH 为6，溶液显酸性D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝9的NaOH溶液100 mL 【答案】A【解析】A项，0.005 mol·L－1的H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.005 mol·L－1×2＝0.01 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg0.01＝2。
此计算与K w值无关，不要受K w＝1×10－12的干扰；B项，0.001 mol·L－1的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001 mol·L－1，c(H＋)＝K wc OH －＝1×10－121×10－3 mol·L－1＝1×10－9 mol·L－1，pH＝－lg(1×10－9)＝9；C项，0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性，pH＝6；D项，pH＝3的H2SO4溶液c(H＋)＝10－3mol·L －1，pH＝9的NaOH溶液，c(OH－)＝10－3mol·L－1，二者完全中和，溶液的体积相等。
第二节溶液的酸碱性与pH计算一、溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
(将“>”“＝”或“<”填在下表空格中)(1)定义式：pH＝－_lg_c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系：室温下：(3)适用范围：0～14(4)pH试纸的使用：把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
二、酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或)碱的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化，表示反应已完全，指示滴定终点。
常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如B图)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)(1)滴定前准备工作：(2)滴定过程：(3)终点判断：①一滴：滴入最后一滴标准液，锥形瓶内颜色发生突变。
②半分钟：颜色突变后，半分钟内不恢复原色。
4．数据处理按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝c VV 计算。
1.判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)(2013·福建高考)室温下对于0.10 mol/L的氨水，其溶液的pH＝13。
( )(2)(2013·福建高考)室温下对于0.10 mol/L的氨水，用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性。
( )(3)(2012·福建高考)25℃与60℃时，水的pH相等。
( )(4)pH＝6的溶液一定显酸性。
( )(5)25℃时，1 L pH＝12的Ba(OH)2溶液中，OH－的物质的量为0.02 mol。
( )(6)(2012·重庆高考)盐酸中滴加氨水至中性，溶液中溶质为NH4Cl。
![电解质溶液的酸碱性[总结]](https://img.taocdn.com/s1/m/71ea4bd32dc58bd63186bceb19e8b8f67c1cefcb.png)
五、电解质溶液的酸碱性1、电解质量溶液的酸碱性的表示方法（1）溶液的pH 在纯水和电解质的稀溶液里都存在水的电离平衡及水的离子积(Kw)。
Kw 指明了H +离子和OH －离子的依存关系及其数量关系。
[H +]和[OH －]可以相互换算，因此可以用[H +]统一表示水溶液的酸碱性。
但在稀溶液里[H +]很小，计算时很不方便。
若取[H +]的负对数，计算时就很方便。
因此pH 是表示溶液酸碱性的一种方法。
即pH = lg[H +]或[H +] = 10－p H 。
在常温下： [H +]>10－7，则pH < 7，溶液呈酸性，[H +]越大，pH 越小，酸性越强；[H +]= 10－7，则pH =7，溶液呈中性；[H +] < 10－7，则pH > 7，溶液呈碱性，[H +]越小，pH 越大，碱性越强。
（2）酸碱指示剂借助于颜色的改变来表示溶液pH 的物质叫做酸碱指示剂。
例如甲基橙，它是一种有机弱酸，以 HIn 表示，电离方程式为：HInH + + In －(红色) (黄色)当黄色物（In －）和红色的（HIn ）各占50%时，溶液显橙色；若[H +]增大到pH 为3.1时，红色的HIn 占90%，黄色的In －占10%，溶液显红色，[H +]再增大，即pH < 3.1，肉眼已看不出颜色的变化；若[H +]减小到pH 为4.4时，约有90%的黄色离子、10%的红色分子，溶液显黄色，[H +]再减小，即pH > 4.4，肉眼也看不出颜色的变化。
肉眼能观察到的颜色变化的pH 范围叫做该酸碱指示剂的变化范围。
变化范围中pH 较小的一侧的颜色称为指示剂的酸色，pH 较大的一侧的颜色称为指示剂的碱色。
下表中是几种常用酸碱指示剂的变色情况：2、酸、碱能够抑制水的电离酸溶液或碱溶液里都存在水的电离平衡及水的离子积，但由于酸溶液里[H +]较大，碱溶液里[OH －]较大，因此其中水的电离平衡均向逆方向移动，抑制了水的电离。
专题九 电解质溶液
依纲排查1.了解水的电离、离
子积常数。
2．了解溶液pH的含
义及其测定方法，能
进行pH的简单计算。
3．理解弱电解质在
水中的电离平衡，能
利用电离平衡常数进
行相关计算。
4.了解盐类水解的原
理，影响盐类水解程
度的因素，盐类水解
的应用。
5．了解难溶电解质的
沉淀溶解平衡。
理解
溶度积(K
sp
)的含义，
能进行相关的计算。
6．以上各部分知识的
综合运用。
指示剂变色范围的pH
石蕊<5红色5～8紫色>8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浅红
色
>10红色
序号NaOH溶液的
体积/mL
盐酸的体
积/mL
溶液的
pH
①20.000.008
②20.0020.006。
高三化学强弱电解质★☆巧思巧解：1、电解质与非电解质、强电解质与弱电解质的比较：电解质溶液其中：①电解质和非电解质的研究对象均为化合物；单质和混合物即不是电解质；也不是非电解质。
②“水溶液或熔化状态”是电解质电离的外部条件；且两个条件具备其中一个即可。
如液态HCl不导电；而HCl的水溶液能导电(即其发生了电离)；所以HCl是电解质；而作为非电解质则必须是两个条件下均不能电离。
③“能导电”是因为电解质电离(在水溶液或熔化状态下)产生了自由移动的离子。
电解质溶液的导电能力强弱主要取决于溶液中自由移动的离子的浓度大小；离子浓度越大；导电能力越强；与溶液中自由移动的离子数目无关；与电解质的强弱无关。
2、电离平衡与水解平衡的比较3、影响水电离的因素水的电离是电离平衡的一种具体表现形式；所以可以上承下延；从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
（1）温度：由于水的电离过程吸热；故升温使水的电离平衡右移；即加热能促进水的电离；c(H＋)、c(OH―)同时增大；K w增大；pH值变小；但c(H＋)与c(OH―)仍相等；故体系仍显中性。
（2）酸、碱性：在纯水中加入酸或碱；酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平衡左移；即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变；则K w不变；c(H＋)、c(OH―)此增彼减。
即：加酸；c(H＋)增大；c(OH―)减小；pH变小。
加碱；c(OH―)增大；c(H＋)减小；pH变大。
（3）能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐；由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH―；所以水解必破坏水的电离平衡；使水的电离平衡右移。
即盐类的水解促进水的电离。
（4）其它因素：向水中加入活泼金属；由于与水电离出的H＋直接作用；因而同样能促进水的电离。
4、关于溶液pH值的计算（1）总思路：根据pH的定义：pH=－lg｛c(H+)｝；溶液pH计算的核心是确定溶液中c(H+) pH=－lg｛c(H+)｝的相对大小。
模考精练·抓落实1．叠氮化钠(NaN3)常用于有机合成、无机和分析化学，也是降压药物的主要成分：已知NaN3溶液呈碱性。
下列有关说法错误的是( )A．0.01mol·L－1HN3溶液的pH>2B．在NaN3溶液中存在HN3C．0.01mol·L－1NaN3溶液中：c(Na＋)＝)＋c(HN3)＋c(OH－)D．在NaN3溶液中加入少量NH4Cl固体，水的电离程度增大2．室温下，通过下列实验探究NaHCO3溶液的性质。
下列有关说法正确的是( ) 实验实验操作和现象1 用pH计测定0.05mol·L－1NaHCO3溶液，测得pH约为8.32 向10mL0.05mol·L－1NaHCO3溶液中滴加10mL0.05mol·L－1NaOH 溶液，反应结束后测得溶液pH约为10.33 向10mL0.05mol·L－1NaHCO3溶液中滴加10mL0.05mol·L－1HCl，反应结束后测得溶液pH约为5.64 向0.05mol·L－1NaHCO3溶液中滴加过量0.1mol·L－1Ca(OH)2溶液，产生白色沉淀A.NaHCO3溶液中的电离程度大于水解程度B．实验2滴加结束后：c(H＋) + 2c(H2CO3) + ) ＝c(OH－)C．实验3滴加过程中：c(Na＋) ＝c(C) ＋c)＋c(H2CO3)D．实验4反应静置后的上层清液中：c(Ca2＋)·)＜K sp(CaCO3)3．室温下，用0.01mol·L－1CuSO4溶液浸泡NiS固体，一段时间后过滤，向滤液中加入氨水，产生蓝色沉淀。
已知K sp(NiS)＝1.0×10－21，K sp(CuS)＝1.5×10－36，K sp(PbS)＝9×10－29。
下列有关说法正确的是( )A．过滤后所得溶液中存在：c(Ni2＋)·c(S2－)＜K sp(NiS)B．滤液中加入氨水产生蓝色沉淀的离子方程式：Cu2＋＋2OH－===Cu(OH)2↓C．欲使反应NiS＋Cu2＋⇌Ni2＋＋CuS向右进行，则需满足>×1015D．用0.01mol·L－1CuSO4溶液浸泡PbS固体，不能得到CuS固体4．某些难溶性铅盐可用作涂料，如秦俑彩绘中使用的铅白(PbCO3)和黄金雨中黄色的PbI2。
考点一溶液的酸碱性及pH1．一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。
应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。
2．两个判断标准(1)任何温度c(H＋)>c(OH－)，酸性；c(H＋)＝c(OH－)，中性；c(H＋)<c(OH－)，碱性。
(2)常温(25 ℃)pH>7，碱性；pH＝7，中性；pH<7，酸性。
3．三种测量方法(1)pH试纸用pH试纸测定溶液的pH，精确到整数且只能在1～14范围内，其使用方法为_______________________________________________________________________。
注意①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。
②pH试纸不能测定氯水的pH。
(2)pH计pH计能精确测定溶液的pH，可精确到0.1。
(3)酸碱指示剂酸碱指示剂能粗略测定溶液的pH范围。
常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：4.四条判断规律(1)正盐溶液强酸强碱盐显________，强酸弱碱盐(如NH 4Cl)显________，强碱弱酸盐(如CH 3COONa)显________。
(2)酸式盐溶液NaHSO 4显酸性(NaHSO 4===Na ＋＋H ＋＋SO 2－4)、NaHSO 3、NaHC 2O 4、NaH 2PO 4水溶液显酸性(酸式根电离程度大于水解程度)；NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4水溶液显碱性(酸式根水解程度大于电离程度)。
特别提醒 因为浓度相同的CH 3COO －与NH ＋4的水解程度相同，所以CH 3COONH 4溶液显中性，而NH 4HCO 3溶液略显碱性。
(3)弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合溶液①1∶1的CH 3COOH 和CH 3COONa 混合液呈酸性。
②1∶1的NH 3·H 2O 和NH 4Cl 混合溶液呈碱性。
(对于等浓度的CH 3COOH 与CH 3COO －，CH 3COOH 的电离程度大于CH 3COO －的水解程度) (4)酸碱pH 之和等于14等体积混合溶液pH 和等于14的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。
①已知酸、碱溶液的pH 之和为14，则等体积混合时： 强酸、强碱――→恰好中和pH ＝7强酸、弱碱――→碱过量pH>7 弱酸、强碱――→酸过量pH<7②已知酸、碱溶液的pH 之和为14，若混合后溶液的pH 为7，溶液呈中性，则 强酸、强碱―→V 酸∶V 碱＝1∶1 强酸、弱碱―→V 酸∶V 碱>1∶1 弱酸、强碱―→V 酸∶V 碱<1∶1③强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断看pH 之和——⎪⎪⎪⎪――→等于14pH ＝7――→大于14pH>7――→小于14pH<7题组一 走出溶液稀释与混合的误区1．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。
(1)室温下，pH ＝3的CH 3COOH 溶液与pH ＝11的NaOH 溶液等体积混合，溶液pH>7( ) (2015·江苏，11B)(2)25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH ＝7( ) (2015·重庆理综，3B)(3)常温下pH 为2的盐酸与等体积pH ＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性( ) (2012·广东理综，23B)(4)常温下pH 为2的盐酸由H 2O 电离出的c (H ＋)＝1.0×10－12mol·L －1( )(2012·广东理综，23C)(5)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH ＝7( ) (2012·天津理综，5A) 走出误区误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH 都不可能大于7或小于7，只能接近7。
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律pH ＝n (n <7)的强酸和pH ＝14－n 的强碱溶液等体积混合，pH ＝7；pH ＝n (n <7)的醋酸和pH ＝14－n 的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH ＝n (n <7)的盐酸和pH ＝14－n 的氨水等体积混合，混合溶液pH>7。
题组二一强一弱比较的图像分析2．(1)相同体积、相同浓度的HCl(a)和CH3COOH(b)，按要求画出图像。
分别与足量的锌粉发生反应：①产生H2的体积V(H2)随时间(t)的变化图像；②产生H2的速率v(H2)随时间(t)的变化图像；③溶液的pH随时间(t)的变化图像。
(2)若把HCl(a)、CH3COOH(b)均改成相同体积、相同pH，则①、②、③的图像又怎样？3．(2015·全国卷Ⅰ，13)浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg VV0的变化如图所示。
下列叙述错误的是()A．MOH的碱性强于ROH的碱性B．ROH的电离程度：b点大于a点C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等D ．当lg VV 0＝2时，若两溶液同时升高温度，则c (M ＋)c (R ＋)增大 方法技巧图像法理解一强一弱的稀释规律 1．相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸(1)加水稀释相同的倍数，醋酸的pH 大。
(2)加水稀释到相同的pH ，盐酸加入的水多。
2．相同体积、相同pH 值的盐酸、醋酸(1)加水稀释相同的倍数，盐酸的pH 大。
(2)加水稀释到相同的pH ，醋酸加入的水多。
题组三 理解换算关系，突破pH 的计算4．(2015·海南，11)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，K a ＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，K a ＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是( )5．已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示：(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pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液的体积之比为________。
(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________________。
6．在T℃时，Ba(OH)2的稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a ＋b＝12。
向该溶液中逐滴加入pH＝4的盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示：假设溶液混合前后的体积变化可忽略不计，则下列说法不正确的是()A．a＝8 B．b＝4 C．c＝9 D．d＝6思维模型溶液pH计算的一般思维模型专题九电解质溶液考点一知识精讲3．(1)取一小块试纸放在干净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取液体，点在试纸中部，待试纸变色后，与标准比色卡对比，读出pH4．(1)中性酸性碱性题组集训1．(1)×(2)×(3)×(4)√(5)×2．(1)①②③(2)①②③3．D [A 项，0.10 mol·L－1的MOH 和ROH ，前者pH ＝13，后者pH 小于13，说明前者是强碱，后者是弱碱，正确；B 项，ROH 是弱碱，加水稀释，促进电离，b 点电离程度大于a 点，正确；C 项，两碱溶液无限稀释，溶液近似呈中性，c (OH －)相等，正确；D 项，由MOH 是强碱，在溶液中完全电离，所以c (M ＋)不变，ROH 是弱碱，升高温度，促进电离平衡ROHR ＋＋OH －向右进行，c (R ＋)增大，所以c (M ＋)c (R ＋)减小，错误。
]4．B [根据甲、乙的电离平衡常数得，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH 3COOH<CH 2ClCOOH ，可以排除A 、C ；当浓度增大时，弱电解质的电离程度减小，排除D 选项，故B 项正确。
]5．(1)A 水的电离是吸热过程，温度较低时，电离程度较小，c (H ＋)、c (OH －)均较小 (2)10∶1(3)a ＋b ＝14(或pH 1＋pH 2＝14)解析 (1)温度升高，促进水的电离，水的离子积也增大，水中氢离子浓度、氢氧根离子浓度都增大，水的pH 减小，但溶液仍然呈中性。
因此结合图像中A 、B 曲线变化情况及氢离子浓度、氢氧根离子浓度可以判断，25 ℃时水的电离平衡曲线应为A ，理由为水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离程度增大。
(2)25 ℃时，所得混合溶液的pH ＝7，溶液呈中性，即n (OH －)＝n (H ＋)，则V (NaOH)·105 mol·L－1＝V (H 2SO 4)·10－4 mol·L －1，得V (NaOH)∶V (H 2SO 4)＝10∶1。
(3)要注意95 ℃时，水的离子积为1×10－12，即c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－12，则等体积强酸、强碱反应至中性时，有pH(酸)＋pH(碱)＝12。
根据95 ℃时混合后溶液呈中性，pH 2＝b 的某强碱溶液中c (OH －)＝10b－12；由100×10－a ＝1×10b－12，可得10－a ＋2＝10b－12，得a ＋b ＝14或pH 1＋pH 2＝14。
6．C [本题考查了pH 的综合计算和从表中获取关键信息的能力。
Ba(OH)2溶液的pH ＝8，即a ＝8，再根据a ＋b ＝12，则b ＝4，c (OH －)＝10－4 mol·L －1。
Ba(OH)2溶液中氢氧根离子的浓度与盐酸的浓度相等，该温度下K w ＝10－12，当加入22.00 mL 盐酸时恰好中和，溶液的pH ＝6，即d ＝6；当加入18.00 mL 盐酸时，氢氧化钡过量，c (OH －)＝(10－4×22.00－10－4×18.00)÷(22.00＋18.00) mol·L －1＝10－5 mol·L －1，所以此时 c (H ＋)＝10－7 mol·L －1，pH ＝7，故c ＝7。
