2019屆高三化學二輪復習 熱點題型專練 專題8.2 溶液的酸堿性與pH計算（含解析）.doc

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溶液的酸堿性與pH計算 1． 25 ℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－ ΔH>0，下列敘述正確的是( ) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，KW不變 C．向水中加入少量固體醋酸鈉，平衡逆向移動，c(H＋)降低 D．將水加熱，KW增大，pH不變 【答案】B 2．25 ℃時純水的電離度為α1，pH＝2的醋酸溶液中水的電離度為α2，pH＝12的氫氧化鈉溶液中水的電離度為α3。若將上述醋酸與氫氧化鈉溶液等體積混合，所得溶液中水的電離度為α4。下列關系式中正確的是( ) A．α2＝α3<α4<α1 B．α3＝α2<α1<α4 C．α2<α3<α1<α4 D．α1<α2<α3<α4 【解析】水為極弱的電解質，存在電離平衡，酸、堿抑制水的電離，而加入能消耗H＋或OH－的物質能促進水的電離，等濃度的H＋和OH－對水的抑制作用相同，所以α2＝α3<α1；而醋酸與NaOH等體積混合后，所得溶液為醋酸、醋酸鈉的混合溶液，溶液呈酸性，對水的電離起抑制作用，但較原醋酸對水的電離的抑制作用弱，所以α2＝α3<α4<α1。 【答案】A 3．常溫下，某溶液中由水電離出的c(H＋)和c(OH－)的乘積是110－20，下列說法中正確的是( ) A．該溶液的溶質不可能是NaHCO3 B．該溶液的pH一定是10 C．該溶液的溶質不可能是NaHSO4 D．該溶液的溶質可能是正鹽 【解析】由水電離的c(H＋)＝c(OH－)＝110－10 molL－1，故水的電離受到抑制，而NaHCO3能促進水的電離，故溶質不可能為NaHCO3，A項正確；B項，該溶液的pH可能為10或4；C項，若該溶液pH＝4時，溶質可以是NaHSO4；D項，正鹽對水的電離平衡可能促進，可能無影響，故溶質不可能是正鹽。 【答案】A 4．現(xiàn)有pH＝5的CH3COOH溶液10 mL，要使其pH增大3，可采取的方法有( ) A．向溶液中加水稀釋至10 L B．加入一定量的NaOH固體 C．加入一定量pH＝8的NaOH溶液 D．加入一定濃度的鹽酸 【答案】B 5．物質A～E都是由下表中的離子組成的，常溫下各物質的溶液從1 mL稀釋到1 000 mL，pH的變化關系如圖所示，其中A與D反應得到E。請回答下列問題。 陽離子 NH、H＋、Na＋ 陰離子 OH－、CH3COO－、Cl－ (1)根據(jù)pH的變化關系，寫出物質的化學式：B________，C________。 (2)寫出A與C反應的離子方程式：________________________________________________________________________。 【解析】根據(jù)各物質的溶液從1 mL稀釋到1 000 mL后pH的變化圖象知，B和C溶液的pH變化為3，A和D溶液的pH變化小于3，則B為強堿，A為弱堿或強堿弱酸鹽，C為強酸，D為弱酸或強酸弱堿鹽，可先確定B為NaOH，C為HCl。結合A與D反應得到E，而E的pH不變，則E可能是NaCl或醋酸銨，結合B為NaOH，C為HCl，則推出E只能為醋酸銨，所以A為NH3H2O，B為NaOH，C為HCl，D為CH3COOH。 【答案】(1)NaOH HCl (2)NH3H2O＋H＋===NH＋H2O 6．(雙選) 25 ℃時，用2a molL－1 NaOH溶液滴定1.0 L 2a molL－1氫氟酸溶液，得到混合液中HF、F－的物質的量與溶液pH的變化如圖所示。下列說法正確的是( ) A．pH＝3時，溶液中：c(Na＋)c(HF)時，溶液一定呈堿性 C．pH＝3.45時，NaOH溶液恰好與HF完全反應 D．pH＝4時，溶液中：c(HF)＋c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)<2a molL－1 【答案】AD 7．酒石酸是葡萄酒中特有的一種有機酸，葡萄酒的pH主要取決于酒石酸的含量，正常的葡萄酒pH約為2.9～3.8。常溫下，酒石酸(用H2T表示)水溶液中三種微粒所占的分數(shù)(α)與pH的關系如圖所示。下列表述不正確的是( ) A．葡萄酒中除了存在酒石酸外，還存在酒石酸鹽 B．常溫下，H2TH＋＋HT－ Ka＝10－3 C．當葡萄酒的pH為3.7時，HT－所占分數(shù)達到最大，此時葡萄酒中n(H2T)>n(T2－) D．當HT－和T2－物質的量濃度相等時，溶液中水電離出來的氫離子濃度小于純水中氫離子的濃度 【解析】葡萄酒中存在酒石酸鹽，A正確；由圖可知pH＝3時，c(H2T)＝c(HT－)，H2THT＋H＋的Ka＝，故Ka＝10－3，B正確；當pH＝3.7時，由圖中信息可看出H2T的體積分數(shù)小于T2－的體積分數(shù)，C不正確；由圖中信息可知，當HT－與T2－物質的量濃度相等時，溶液pH在4～5之間，溶液顯酸性，HT－的電離程度大于T2－的水解程度，水的電離受到抑制，D正確。 【答案】C 8．現(xiàn)有常溫下pH＝1的乙酸溶液和pH＝13的NaOH溶液，下列敘述中正確的是( ) A．乙酸溶液中水的電離程度比NaOH溶液中的小 B．乙酸溶液中的c(CH3COOH)大于NaOH溶液中的c(Na＋) C．若兩溶液混合后pH＝7，則有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－) D．分別稀釋10倍，兩溶液的pH之和大于14 【答案】B 9． 25 ℃時，水中存在電離平衡：H2OH＋＋OH－，下列關于水的說法正確的是( ) A．將水加熱，Ksp增大，pH不變 B．向水中加入少量NaHSO4固體，c(H＋)增大，KW不變 C．向水中加入少量NaOH固體，平衡逆向移動，c(OH－)降低 D．向水中加入少量NH4Cl固體，平衡正向移動，c(OH－)增大 【解析】將水加熱時，電離平衡右移，電離出的c(H＋)、c(OH－)均增大，pH減小，A項錯誤；加入NaHSO4，c(H＋)增大，平衡逆向移動，溫度未變化，KW不變，B項正確；加入NaOH，c(OH－)增大，平衡逆向移動，C項錯誤；加入NH4Cl，NH水解使平衡正向移動，c(OH－)減小，D項錯誤。 17．將純水加熱至較高溫度，下列敘述正確的是( ) A．水的離子積變大、pH變小、呈酸性 B．水的離子積不變、pH不變、呈中性 C．水的離子積變小、pH變大、呈堿性 D．水的離子積變大、pH變小、呈中性 【答案】D 【解析】水的電離H2OH＋＋OH－為吸熱過程，升高溫度平衡右移，H＋和OH－濃度都變大，故Kw＝c(H＋)c(OH－)變大，pH＝－lg c(H＋)變小，但c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性。 18．常溫下，下列有關電解質溶液的敘述錯誤的是( ) A．某H2SO4溶液中＝1.010－8，由水電離出的c(H＋)＝110－11 molL－1 B．將0.02 molL－1 HCl溶液與0.02 molL－1 Ba(OH)2溶液等體積混合后，溶液pH約為12 C．將0.1 molL－1的NaOH溶液加水稀釋后，由水電離產生的c(H＋)c(OH－)保持不變 D．pH＝3的H2SO4溶液，稀釋105倍后，溶液的pH<7 【答案】C 19．下列敘述正確的是( ) A．無論是純水，還是酸性、堿性或中性稀溶液，在常溫下，其c(H＋)c(OH－)＝110－14 B．c(H＋)等于110－7 mol/L的溶液一定是中性溶液 C．0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍 D．任何濃度的溶液都可以用pH來表示其酸性的強弱 【答案】A 【解析】水的離子積只與溫度有關，A正確；中性溶液是指c(H＋)＝c(OH－)，B錯誤；弱電解質的濃度越大，電離程度越小，則0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)小于0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍，C錯誤；pH值的范圍為0～14，當c(H＋)或c(OH－)>1 mol/L時一般不用pH來表示溶液的酸堿度，D錯誤。 23． (1)常溫下，如果取0.1 molL－1 HA與0.1 molL－1NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液的pH＝8。混合溶液中由水電離出的OH－濃度與0.1 molL－1 NaOH溶液中由水電離出的OH－濃度之比為________。 (2)常溫下，將a molL－1的氨水與0.1 molL－1的鹽酸等體積混合，當溶液中c(NH)＝c(Cl－)時，用含a的代數(shù)式表示NH3H2O的電離常數(shù)Kb＝________ molL－1。 【答案】(1)107∶1 (2) 24.已知水在25 ℃和95 ℃時，其電離平衡曲線如圖所示。 (1)25 ℃時，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為________。 (2)95 ℃時，若100體積pH＝a的某強酸溶液與1體積pH＝b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則a與b之間應滿足的關系是________。 (3)曲線A所對應的溫度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11的某BOH溶液中，若水的電離程度分別用α1、α2表示，則α1________α2(填“大于”“小于”“等于”或“無法確定”，下同)，若將二者等體積混合，則混合溶液的pH<7，判斷的理由是__________________(用離子方程式表示)。 (4)在曲線B所對應的溫度下，將0.02 mol/L的Ba(OH)2溶液與等物質的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合，所得混合液的pH＝________。 【答案】(1)10∶1 (2)a＋b＝14 (3)小于 B＋＋H2OBOH＋H＋ (4)10