高二化学寒假作业同步练习题水的电离和溶液的酸碱性含解析

这是一份高二化学寒假作业同步练习题水的电离和溶液的酸碱性含解析，共11页。试卷主要包含了水的电离，溶液的酸碱性与pH等内容，欢迎下载使用。

水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离
1．水的电离
（1）水是一种极弱的电解质。
（2）水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。
（3）水的电离平衡常数K电离＝。
2．水的离子积常数
（1）概念：一定温度下，因为K电离为常数，所以c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)为一新常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记为Kw。
（2）表达式Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
（3）影响因素
Kw只受温度的影响，与溶液的酸碱性无关；温度升高，Kw增大；25 ℃时，Kw＝1.0×10－14。
3．外界条件对水的电离平衡的影响（H2OH＋＋OH－　ΔH＞0）
改变条件
平衡移动方向
c(H＋)
c(OH－)
水的电离程度
Kw
升高温度
右移
增大
增大
增大
增大
加入酸
左移
增大
减小
减小
不变
加入碱
左移
减小
增大
减小
不变
加入活泼金属(如Na)
右移
减小
增大
增大
不变
二、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性与c(H＋)和c(OH－)的关系

c(H＋)与c(OH－)相对大小
c(H＋)/mol·L－1的范围(25 ℃)
中性溶液
c(OH－)＝c(H＋)
c(H＋)＝1.0×10－7
酸性溶液
c(OH－) c(H＋)>1.0×10－7
碱性溶液
c(OH－)>c(H＋)
c(H＋)<1.0×10－7

【特别提示】
用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液酸碱性，不受温度影响。
2．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系
（1）pH是c(H＋)的负对数，其表达式是pH＝－lg c(H＋)。
（2）溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系图(25 ℃)：

（3）pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1。
3．溶液酸碱性的测定方法
（1）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)：常见酸碱指示剂的变色范围：
指示剂
变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色

（2）利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。
（3）利用pH计测定。仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
【重点突破】溶液酸碱性的判断





1．25℃时，水的电离达到平衡：H2OH+＋OH- △H＞0，下列叙述正确的是
A．向平衡体系中加入水，平衡正向移动，c(H+)增大
B．将水加热，Kw增大，pH不变
C．向水中加入少量硫酸氢钠固体，增大
D．向水中加入少量NaOH固体，平衡正向移动，，c(H+)降低
【答案】C
【解析】增加水的量，氢离子和氢氧根离子浓度不变且相等，平衡不移动，A项错误；将水加热促进水电离，离子积常数增大，氢离子浓度增大，pH减小，B项错误；向水中加入少量硫酸氢钠，导致溶液中氢离子浓度增大，但温度不变，水的离子积常数不变，所以氢氧根离子浓度增大，氢离子和氢氧根离子浓度比值增大，C项正确；向水中加入NaOH，导致溶液中氢氧根离子浓度增大，抑制水电离，平衡逆向移动，D项错误。答案选C。
【点睛】明确温度对水的电离的影响及温度与离子积的关系，注意硫酸氢钠电离出氢离子，为易错点；水是弱电解质，存在电离平衡，向水中加入含有氢离子或氢氧根离子的物质抑制水电离，加入含有弱根离子的盐促进水电离，水的离子积常数只与温度有关，与溶液的酸碱性无关。
2．100℃时向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH＝2，下列叙述错误的是
A．此时水的离子积Kw＝1.0×10-12
B．水电离出的c(H+)＝1.0×10-10mol/L
C．水的电离度随温度升高而升高
D．c(H3O+)＜c(SO42-)
【答案】D
【解析】蒸馏水的pH＝6，说明c(H+)＝c(OH－)＝1.0×10-6，水的离子积Kw＝1.0×10-12，A项正确；水电离出来的氢离子的浓度等于溶液中氢氧根的浓度，c(H+)＝c(OH－)＝＝1.0×10-12，B项正确；由于水的电离过程为吸热反应，升高温度，促进了水的电离，水的电离程度会增大，C项正确；蒸馏水中c(H+)＝c(OH－)，所以呈中性，加入NaHSO4溶液呈酸性，由于水还能电离出H+，则 c(H3O+)＞c(SO42-)，D项错误。答案选D。
【点睛】考查水的电离，向水中加入酸或碱，抑制水的电离，向溶液中加入含有弱根离子的盐能促进水电离，水的电离是吸热反应，升高温度能促进水电离，水的离子积常数增大，溶液的pH变小。注意水的离子积常数只与温度有关，与溶液的酸碱性无关。
3．一定温度下，某溶液 pH=7，下列判断一定正确的是
A．该溶液呈中性 B．该溶液中 c(H+)=c(OH-)
C．该溶液中 c(H+)=10-7mol/L D．该溶液中 c(OH-)=10-7mol/L
【答案】C
【解析】常温下pH=7的溶液才是中性溶液，A项错误；常温下pH=7的溶液中才存在c(H+)=c(OH-)，B项错误；pH是H+浓度的负对数所以pH=7的溶液中一定有c(H+)=10-7mol/L，C项正确；常温下pH=7的溶液中才存在c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，D项错误。答案选C。
【点睛】pH=7的溶液不一定是中性溶液，c(H+)=c(OH-)一定是中性溶液；pH=7，溶液显中性，c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L只有常温才适用。
4．室温下，已知某溶液中由水电离生成的H+和OH-的物质的量浓度的乘积为10-24mol2·L-2，则在该溶液中，一定不能大量存在的离子是
A．SO32－ B．NH4+ C．NO3－ D．HCO3－
【答案】D
【解析】室温下，已知某溶液中由水电离生成的H+和OH-的物质的量浓度的乘积为10-24mol2·L-2，该溶液可能呈酸性也可能呈碱性。
【详解】若溶液呈碱性，SO32－与氢氧根离子不反应，可以大量共存，若溶液呈酸性，SO32－与氢离子反应，不能大量共存，A项错误；若溶液呈碱性，NH4+与氢氧根离子反应，不能大量共存，若溶液呈酸性，NH4+与氢离子不反应，可以大量共存，B项错误；无论溶液呈酸性还是呈碱性，NO3－均可以大量共存，C项错误；HCO3－与氢离子、氢氧根离子均可反应，所以无论溶液呈酸性还是呈碱性，HCO3－均不能大量共存，D项正确。答案选D。
5．pH=1的两种溶液A、B各1mL，分别加水稀释到1000mL，分别加水稀释到1000mL，其pH与溶液体积（V）的关系如图示，下列说法正确的是
①若 a＜4，则A、B都是弱酸
②稀释后，A酸溶液的c（H+ ）比B酸溶液c（H+ ）大
③若a=4，则A是强酸，B是弱酸
④A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等．

A．①④ B．②③ C．①② D．②④
【答案】C
【解析】pH=1的两种溶液A、B各1mL，分别加水稀释到1000mL，分别加水稀释到1000mL，若是强酸，则B的pH应等于4，若 a＜4，则A、B都是弱酸，①正确、③错误；稀释后，由图可知，A溶液的pH小于B溶液的pH，故A酸溶液的c（H+ ）比B酸溶液c（H+ ）大，②正确；由于A、B酸的强弱不同，电离程度不同，等pH值时两溶液的物质的量浓度不相等，④错误。答案选C。
6．如图为不同温度下水的电离平衡曲线，已知pOH=−lgc(OH−)，下列说法正确的是

A．T1和T2的关系是：T1>T2
B．KW的关系是：B>C>A=D=E
C．A点到D点：加入少量酸可实现
D．T2时：pH=2的硫酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性
【答案】C
【解析】水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，则水的离子积常数增大，根据图片知，Kw中A＞B，则T1＜T2，A项错误；相同温度下，水的离子积常数相同，温度越高，水的离子积常数越大，根据图片知，离子积常数A=E=D＞C＞B，B项错误；A点到D点是等温线，离子积常数不变，溶液的碱性减弱、酸性增强，所以A点到D点：加入少量酸可实现，C项正确；水的离子积常数未知，无法计算NaOH中氢氧根离子浓度，等体积混合，酸中氢离子、碱中氢氧根离子物质的量不一定相等，溶液酸碱性无法判断，如果是常温下，pH=2的硫酸与pH=12的NaOH溶液等体枳混合，溶液呈中性，D项错误。答案选C。
7．下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是
A．pH＝7的溶液呈中性
B．中性溶液中一定有：c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1
C．c(H＋)＝c(OH－)的溶液呈中性
D．在100°C时，纯水的pH＜7，因此显酸性
【答案】C
【解析】在100°C时，纯水的pH＝6，呈中性，该温度下pH＝7时溶液呈碱性，温度未知，不能根据pH大小判断溶液酸碱性，A项错误；常温下中性溶液中c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，温度未知，中性溶液中不一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，B项错误；c(H＋)＝c(OH－)的溶液呈中性，与溶液温度高低无关，C项正确；在100°C时，纯水的pH＝6，呈中性，D项错误。答案为C。
【点睛】温度未知，不能根据pH大小判断溶液酸碱性，也不能根据氢离子或氢氧根浓度来判断溶液酸碱性，只能根据c(H＋)、c(OH－)相对大小来判断。
8．常温下，下列溶液中酸性最强的是
A．pH=3的盐酸溶液 B．c(H+)=5×10-5 mol/L的溶液
C．c(OH-)=1×10-12 mol/L的溶液 D．0.1 mol/L的盐酸溶液
【答案】D
【解析】常温下，溶液中c(H+)最大，溶液的酸性越强。A项，pH=3的盐酸溶液中c(H+)=0.001mol/L；B项，该溶液中c(H+)=5×10-5mol/L；C项，该溶液中c(H+)＝＝mol/L＝0.01mol/L；D项，0.1mol/L的盐酸溶液中c(H+)=0.1mol/L；通过以上分析知，c(H+)：D＞C＞A＞B，所以酸性最强的是D项。答案选D。
9．（1）不同温度下水的离子积的数据：Kw(25℃)=1×10-14；Kt1=a；Kt2=1×10-12，试回答以下问题：
①若25＜t1＜t2，则a__1×10-14(填“＞”“＜”或“＝”)，做此判断的理由是__。
②25℃时，某Na2SO4溶液中c(SO42-)=5×10-4mol/L，取该溶液1mL加水稀释至10mL，则稀释后溶液中c(Na+)：c(OH-)=__。
（2）在一定温度下，有以下三种酸：a.醋酸 b.硫酸 c.盐酸
①当三种酸物质的量浓度相同时，三种溶液中水的电离程度由大到小的顺序是_(用a、b、c表示，下同)。
②当c(H+)相同、体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为__。
【答案】（1）①＞ 升高温度，水的电离程度增大，离子积增大 ②1000∶1
（2）①a＞c＞b ②a＝b＝c
【解析】（1）①水的电离是吸热过程，温度越高水的电离程度越大，离子积越大，而25＜t1＜t2，所以a＞1×10-14；
②硫酸钠溶液中一定满足c(Na+)：c(SO42- )=2：1，所以c(Na+)=2×5×10-4 mol•L-1，稀释后c(Na+)=1×10-4 mol•L-1；硫酸钠溶液显中性，稀释后依然为中性，所以c(OH-)=1×10-7 mol•L-1，所以c(Na+)：c(OH-)=1×10-4 mol•L-1：1×10-7 mol•L-1=1000：1；
（2）①酸可以电离出氢离子抑制水的电离，酸电离出的氢离子浓度越大，对水的电离抑制作用越大，物质的量浓度相同时三种溶液中氢离子浓度：b＞c＞a，所以水的电离程度a＞c＞b；
②锌的形状、密度、质量完全相同，则反应速率与氢离子浓度有关，当c(H+)相同、体积相同时，开始时反应速率：a＝b＝c。
10．氨水是氨气的水溶液，主要用作化肥。现有25℃时0.1 mol/L的氨水，请回答以下问题：
(1)若向氨水中加入少量硫酸铵固体，此时溶液中的c(NH4+)_________，溶液的pH_________(填“增大”“减小”“不变”)。
(2)若向氨水中加入稀硫酸，使其恰好中和，写出反应的离子方程式：____________；所得溶液的pH_________7(填“>”、“<”或“=”)，用离子方程式表示其原因________。
(3)若向氨水中加入pH=1的硫酸，且氨水与硫酸的体积比为1：1，则所得溶液中各离子的物质的量浓度由大到小的顺是_______
(4)实验室可用向浓氨水中加入CaO的方法制取氨气，从氨水中存在的平衡入手分析产生NH3的原因：__________
【答案】(1)增大 减小
(2)NH3·H2O+H+=NH4++H2O ＜ NH4++H2ONH3·H2O+H+
(3)c(H+)>c(SO42-)>c(NH4+)>c(OH-)
(4)NH3(g)+H2O(l)NH3·H2O(aq)NH4+(aq)+ OH-(aq)，加入CaO后温度升高，OH-浓度增大，平衡逆向移动，NH3逸出
【解析】(1)硫酸铵电离出NH4+而导致溶液中c(NH4+)增大，结合一水合氨电离平衡分析溶液中c(OH-)，再根据水的离子积常数及pH与溶液中c(H+)关系分析判断；
(2)根据酸、碱发生中和反应的物质的量关系，结合电解质强弱书写离子方程式，产生的盐(NH4)2SO4是强酸弱碱盐，利用盐的水解规律，结合溶液中c(OH-)、c(H+)关系分析；
(3)pH=1的硫酸中c(H+)=0.1 mol/L，二者等体积混合，恰好完全反应生成硫酸氢铵，结合盐的电离、铵根离子水解可知导致溶液呈酸性，分析比较溶液中离子浓度关系；
(4)根据CaO与水反应，消耗溶剂，反应放出热量，从温度、物质的浓度改变分析平衡移动。
【详解】(1)氨水是氨气的水溶液，存在电离平衡：NH3·H2ONH4++H+，向氨水中加入(NH4)2SO4，盐电离产生NH4+，使溶液中c(NH4+)增大，对电离平衡起抑制作用，导致NH3·H2O电离程度减小，最终达到平衡时溶液中c(OH-)减小，由于温度不变，Kw不变，所以溶液中c(H+)增大，由于pH=-lgc(H+)，所以溶液pH减小；
(2)向氨水中加入硫酸，二者发生中和反应产生(NH4)2SO4和水，反应的离子方程式为：NH3·H2O+H+=NH4++H2O；由于(NH4)2SO4是强酸弱碱盐，在溶液中NH4+发生水解反应：NH4++H2ONH3·H2O+H+，破坏了水的电离平衡，最终达到平衡时溶液中c(H+)>c(OH-)溶液显酸性，所以溶液的pH<7；
(3)若向氨水中加入pH=1的硫酸，且氨水与硫酸的体积比为1：1，则二者恰好发生反应产生NH4HSO4，盐在溶液中发生电离作用：NH4HSO4=NH4++H++SO42-，在溶液中NH4+发生水解反应：NH4++H2ONH3·H2O+H+，使c(NH4+)减小，小于c(SO42-)；c(H+)增大，大于c(SO42-)；根据水的离子积常数不变，可知c(OH-)减小，而c(SO42-)不变，盐电离作用远大于水电离作用，所以c(NH4+)>c(OH-)；故溶液中各种离子浓度关系为：c(H+)>c(SO42-)>c(NH4+)>c(OH-)；
(4)氨水中存在平衡：NH3(g)+H2O(l)NH3·H2ONH4++H+，向其中加入CaO，会发生反应：CaO+H2O=Ca(OH)2，消耗溶剂水，使平衡逆向移动，CaO与水的反应是放热反应，会使溶液温度升高，加快NH3·H2O分解放出NH3；且Ca(OH)2是强碱，电离产生OH-，使溶液中c(OH-)增大，也会使平衡逆向移动，导致NH3逸出。
【点睛】本题考查了氨水的电离平衡的影响因素及盐的水解规律的应用。在弱电解质溶液中存在电离平衡，主要以电解质分子存在，也受温度、浓度、溶液酸碱性影响；盐的水解规律是：有弱才水解，谁弱谁水解，谁强显谁性，盐的水溶液中存在的水解平衡同样受外界条件影响，决定性因素是物质构成本身，化学平衡移动原理适用于任何平衡体系中的平衡，外界条件只能减弱这种改变，不能抵消这种变化趋势。



1．常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是
A．使酚酞变红色的溶液中：Na＋、Al3＋、SO42-、Cl－
B．＝1×10－13 mol·L－1的溶液中：NH4+、Ca2＋、Cl－、NO3-
C．与Al反应能放出H2的溶液中：Fe2＋、K＋、NO3-、SO42-
D．由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液中：K＋、Na＋、AlO2-、CO32-
【答案】B
【解析】使酚酞变红色的溶液显碱性，而Al3＋在碱性条件下不能大量存在，A项错误；＝1×10－13mol·L－1的溶液中显酸性，各离子之间不发生反应，也不与氢离子反应，可以大量共存，B项正确；与铝反应放出氢气的溶液可能显酸性也可能显碱性，若溶液显碱性，亚铁离子不能大量共存，若溶液显酸性，Fe2＋和NO不能大量共存，C项错误；由水电离的c(H＋)=1×10－13 mol·L－1的溶液中水的电离受到抑制，溶液可能显酸性也可能显碱性，如果显酸性，偏铝酸根离子和碳酸根离子不能大量共存，D项错误。答案选B。
2．常温下，下列四种溶液：①c(H＋)＝10－3mol·L－1的醋酸　②0.01mol·L－1的盐酸　③0.1mol·L－1的NaOH溶液　④c(OH－)＝1mol·L－1氨水溶液。由水电离出的氢离子浓度之比为
A．1000∶100∶10∶1 B．11∶12∶1∶0
C．11∶12∶13∶14 D．3∶2∶13∶14
【答案】A
【解析】根据溶液中水的离子积Kw=c(H+)×c(OH−)，其中c(H+)是溶液中所有的氢离子的浓度，c(OH−)是溶液中所有的氢氧离子的浓度，且在任何溶液中，由水电离的氢离子与氢氧根离子浓度相等，酸溶液中OH-全部来自水电离，碱溶液中H+全部来自水电离，据此分析作答。
【详解】根据常温下水的离子积为1×10-14 可知：①c(H＋)＝10－3 mol·L－1的醋酸中，由水电离出的氢氧根离子浓度c(OH−)＝＝1×10-11 mol/L，故由水电离的氢离子浓度等于c(OH−)＝1×10-11 mol/L；②0.01mol·L－1的盐酸中，由水电离出的氢氧根离子浓度c(OH−)＝＝1×10-12 mol/L，故由水电离的氢离子浓度等于c(OH−) ＝1×10-12 mol/L；③0.1mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离出的氢离子浓度为：＝1×10-13 mol/L；④c(OH－)＝1 mol·L－1氨水溶液中，由水电离出的氢离子浓度为：＝1×10-14 mol/L；则四种溶液中由水电离出的氢离子浓度之比为：1000：100：10：1，A项正确。答案选A。
【点睛】水的离子积适用于任何溶液，理解氢离子和氢氧根离子的来源是解题的关键。如本题不管是强酸还是弱酸，其c(H＋)主要来源于溶质，c(OH－)则来源于水，而由水电离出的c(H＋)与c(OH－)相等，据此分析由水电离的c(H＋)这个问题便可迎刃而解。
3．对于常温下pH=1的硝酸溶液，有关叙述：
①该溶液1mL稀释至100mL后，pH=3
②向该溶液中加入等体积、pH=13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
③该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比值为1×10﹣12
④向该溶液中加入等体积、等浓度的氨水，所得溶液pH=7
其中正确的是
A．①② B．①③ C．②④ D．③④
【答案】A
【解析】pH=1的硝酸溶液c(H+)=0.1mol/L；①c=n/V==0.001mol/L，pH=3，①正确；②pH=13的溶液c(OH-)=0.1mol/L，等体积混合恰好完全中和，②正确；③硝酸电离出的c(H+)=0.1mol/L，由Kw=c(H+)×c(OH-)=10-14可知，水电离出的c(H+)=10-13mol/L，该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比值为1012，③错误；④氨水为弱电解质，不能完全电离，生成强酸弱碱盐，反应后溶液呈酸性，④错误。答案选A。
4．把1mL0.1mol·L－1的H2SO4加水稀释制成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H＋，接近于
A．1×10－4mol·L－1 B．1×10－8mol·L－1
C．1×10－11mol·L－1 D．1×10－10mol·L－1
【答案】D
【解析】水中加酸或碱时，抑制水电离。当溶液稀释为2L时，硫酸电离产生的c(H＋)为 ×2＝1×10－4mol·L－1。c(H＋)·c(OH－)＝(1×10－4)·c(OH－)＝1×10－14，水电离产生的c(OH－) =1×10－10mol·L－1，水电离产生的c(H＋)=c(OH－)，所以水电离产生的c(H＋)=1×10－10mol·L－1，答案选D。
【点睛】本题考查水的电离、物质的量浓度计算，酸、碱抑制水的电离，注意理解硫酸溶液中水电离的氢离子浓度等于溶液中氢氧根浓度，培养学生的分析问题的能力。
5．(1)某温度(t ℃)时，水的Kw＝1×10－12，则该温度____(填“＞”“＜”或“＝”)25 ℃，其理由是________________________________________________________________________。
(2)该温度下，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的c(OH－)＝______________mol·L－1。
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移动。在新制氯水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡________移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L－1的下列6种溶液，水电离出的c(H＋)由大到小的关系是_______________________________________(填序号)。
①盐酸　②H2SO4　③CH3COOH(Ka＝1.7×10－5)　④NH3·H2O(氨水)(Kb＝1.7×10－5)　⑤NaOH ⑥Ba(OH)2
(5)25 ℃时，pH＝4的盐酸中水的电离程度________pH＝10的Ba(OH)2溶液中水的电离程度。
(6)下列曲线中，可以描述0.1 mol·L－1乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和0.1 mol·L－1氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)的水溶液中，水电离出的c(H＋)与加入水体积V的关系是________(填字母)。

【答案】(1)>　升温促进水的电离，Kw增大
(2)碱性　1×10－7
(3)向右　向右
(4)③＝④>①＝⑤＞②＝⑥
(5)等于
(6)c
【解析】(1)升高温度，Kw增大，现Kw＝1×10－12>1×10－14，因此温度大于25 ℃。
(2)该温度下该溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1，因为c(OH－)>c(H＋)，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的c(OH－)等于溶液中的 c(H＋)，即为1×10－7 mol·L－1。
(3)Zn与稀硫酸反应过程中，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。新制氯水中加入少量NaCl固体，平衡Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO向左移动，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L－1的盐酸中c(H＋)与0.1 mol·L－1NaOH溶液中c(OH－)相等，故两溶液中水的电离程度相等。同理0.1 mol·L－1 H2SO4和0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中水的电离程度相等；0.1 mol·L－1 CH3COOH和0.1 mol·L－1氨水中水的电离程度相等，酸溶液中c(H＋)越大，或碱溶液中c(OH－)越大，水电离出的c(H＋)就越小，故6种溶液中水电离出的c(H＋)由大到小的关系为③＝④>①＝⑤>②＝⑥。
(5)pH＝4盐酸中，由水电离出的c(H＋)＝ mol·L－1＝10－10 mol·L－1，pH＝10的Ba(OH)2溶液中，由水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1(溶液中的H＋浓度)。
(6)乙酸Ka小于氯乙酸Ka，所以0.1 mol·L－1乙酸溶液中的c(H＋)小于0.1 mol·L－1氯乙酸溶液中的c(H＋)，故水的电离程度0.1 mol·L－1乙酸溶液的大，加水稀释，两种酸溶液中的c(H＋)减小，水的电离程度增大，故选c。