4.溶液酸碱性判定规律

(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)性越弱，其物质的量浓度越大。

(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液pH变化大；碱也如此。

(3)酸与碱的pH之和为14，等体积混合

①若为强酸与强碱　 则pH=7

②若为强酸与弱碱　 则pH＞7

③若为弱酸与强碱　 则pH＜7

(4)等体积强酸(pH₁)和强碱(pH₂)混合

①若二者pH之和为14，则溶液呈中性，pH=7

②若二者pH之和大于14，则溶液呈碱性。

③若二者pH之和小于14，则溶液呈酸性。

3.水的电离和溶液的pH

(1)水是一种极弱的电解质：H₂O+H₂OH₃O⁺+OH^－

(2)影响水电离平衡的因素

①酸、碱

在纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，K_W不变；c(H⁺)发生改变，pH也随之改变；若向水中加入酸，则c(H⁺)增大，c(OH^－)变小，pH变小。

②温度

若升温，由于水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移，c(H⁺)、c(OH^－)同时增大，pH变小，但由于c(H⁺)与c(OH^－)始终保持相等，故仍显中性。

③易水解的盐

在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，K_W不变。

2.判断强弱电解质的方法规律

(1)0.01 mol·L^－1酸HA溶液的pH≠2，说明酸HA在水溶液中没有完全电离，HA是弱酸。

(2)同pH的强酸、弱酸分别加入水稀释相同倍数，溶液的pH变化小的是弱酸，变化大的是强酸。

(3)同pH的强酸和弱酸，分别加该酸的钠盐，溶液的pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸。

(4)pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗多的为弱酸；与Zn或Na₂CO₃固体反应产生气体多的是弱酸。其他方法不再一一例举。

1.电解质与非电解质、强电解质与弱电解质的判别规律

35.答案：pH_酸+pH_碱＝15

解析：由强酸强碱溶液的pH可知c(H⁺)_酸或c(OH^－)_碱，两溶液混合后溶液呈中性，说明反应中n(H⁺)_酸＝n(OH^－)_碱。设该强酸溶液体积为10　L，强碱溶液体积为1升，则10c(H⁺)_酸＝c(OH^－)_碱，所以，设强酸溶液中c(H⁺)_酸＝0.1 mol·L^－1，c(OH^－)_碱＝1 mol·

L^－1，则pH_酸=1,pH_碱=14,pH_酸+pH_碱＝15。

●命题趋向与应试策略

34.答案：(1)A　 D　 (2)C　 D　 (3)D　 A

解析：反应后的C溶液为：0.01 mol·L^－1 H₂A、0.01　mol·L^－1 NaHA和0.01 mol·

L^－1 NaCl的混合液。因HA^－的存在抑制了H₂A的第一步电离，所以c(H⁺)小于A溶液中

c(H⁺)，但c(H₂A)大于A溶液c(H₂A)。反应后D溶液为0.01 mol·L^－1的Na₂A溶液，所以

c(A^2－)最大，但因其水解，c(H⁺)最小。

33.答案：(1)否　 若a=3，则b=6，溶液显酸性，与题意不符，故a≠3　 (2)否　 若a=5，［H⁺］_a=10^－5 mol·L^－1，则b=10，［OH^－］_b=10^－4　mol·L^－1，=＞1不符合题意，故a≠5　 (3)＜a＜

解析：(1)若a=3，由a=0.5b可知b=6，由题设pH=b的是一元强碱，与题设矛盾，所以应答“否”。

(2)若a=5则b=10，［OH^－］_b=10^－4 mol·L^－1，中和时，应该有V_a［H⁺］_a=V_b［OH^－］_b

即===10＞1，与题设V_a＜V_b不符，所以也应答“否”。

(3)＜1可得式====10^a+b－14＜1，又a=0.5b或(a+b－14)＜0，1.5b＜14，3a＜14，a＜，又pH?b=b=2a＞7［由(1)小题提示强碱溶液的条件］，

a＞，因此a的取值范围是＜a＜或(4.67＞a＞3.50)

32.答案：BD

解析：A.加NaOH固体能减缓反应速率，但要消耗H⁺，减少氢气总量。C.NH₄Cl固体不与盐酸反应，又不影响溶液的体积。在强酸性条件下不考虑其中水解。B.水既不影响溶液中H⁺的物质的量，又能稀释盐酸。D.CH₃COONa能与盐酸生成弱电解质CH₃COOH减缓反应速率，但不能影响H₂总量。

31.答案：D

解析：物质中的“自由电子”和“自由移动的离子”是物质导电的必要条件，选项中只有固态氯化钾不含“自由移动的离子”。

30.答案：C

解析：由电离平衡看出，若使指示剂显红色必使平衡左移，而使平衡左移的条件是向溶液中加入H⁺。在给出的试剂中只有(1)、(4)溶于水电离出H⁺，故C选项正确。