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第2課時 pH的計算
課時訓練
(時間:40分鐘)
基礎過關
1. 25 ℃,將pH=6的CH3COOH溶液加水稀釋1 000倍后,溶液中的( C )
A.c(H+)≈1 mol/L B.pH=9
C.pH≈7 D.c(OH-)≈1 mol/L
解析:將pH=6的CH3COOH溶液加水稀釋1 000倍后,溶液中的H+主要考慮來源于水的電離,故pH接近7,且比7略小。
2.常溫時,向pH=2的硫酸溶液中加入等體積的題述溶液后,滴入石蕊試液,出現紅色,該溶液可能是( D )
A.pH=12的Ba(OH)2溶液
B.pH=12的氨水
C.0.05 molNaOH溶液
D.0.05 molL-1 BaCl2溶液
解析:pH=2的硫酸溶液中加入等體積的題述溶液后,滴入石蕊試液,出現紅色,說明溶液仍呈酸性。A.加入pH=12的Ba(OH)2溶液,兩者恰好反應,溶液呈中性;B.加入pH=12的氨水,因為氨水中NH3H2O部分電離,所以氨水過量,溶液呈堿性;C.加入0.05 molL-1 NaOH溶液,NaOH過量,溶液呈堿性,D.加入0.05 molL-1 BaCl2溶液,發(fā)生反應S+Ba2+BaSO4↓,溶液仍呈酸性,符合題意。
3. 常溫下,pH=10的X、Y兩種堿溶液各
1 mL,分別稀釋到100 mL,其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示,下列說法正確的是( A )
A.若8
VY
解析:稀釋至100 mL,X、Y的pH不相等,則X、Y中至少有一種是弱堿,最初pH相同,X、Y的物質的量濃度不同,C錯誤;稀釋后,Y溶液堿性比X溶液強,B錯誤;堿性:X>Y,則pH相同時,c(Y)>c(X),故Y溶液消耗鹽酸多,D錯誤。
4.25 ℃時,5 mL 0.1 mol/L的H2SO4溶液和15 mL 0.1 molL-1 NaOH溶液相混合并稀釋至500 mL,所得溶液的pH為( B )
A.12.3 B.11
C.3 D.1.7
解析:H2SO4溶液中氫離子的物質的量為10-3 mol,NaOH溶液中OH-的物質的量為1.510-3 mol,兩溶液混合,堿有剩余,則c(OH-)=
molL-1=10-3 molL-1,則pH=11,選B。
5. 現有室溫下四種溶液,有關敘述不正確的是( D )
序號
①
②
③
④
pH
11
11
3
3
溶液
氨水
氫氧化鈉溶液
醋酸
鹽酸
A.③④中分別加入適量的醋酸鈉晶體后,兩溶液的pH均增大
B.②③兩溶液等體積混合,所得溶液中c(H+)>c(OH-)
C.分別加水稀釋10倍,四種溶液的pH:①>②>④>③
D.V1 L ④與V2 L ①混合,若混合后溶液pH=7,則V1c(OH-),B正確;分別加水稀釋10倍,假設平衡不移動,那么①②溶液的pH均為10,但稀釋氨水使平衡NH3H2ON+OH-右移,使①10V2,D不正確。
6. 取濃度相同的NaOH和HCl溶液,以3∶2體積比相混合,所得溶液的pH等于12,則該原溶液的濃度為( C )
A.0.01 molL-1 B.0.017 molL-1
C.0.05 molL-1 D.0.50 molL-1
解析:設原溶液物質的量濃度為c mol/L,V(NaOH溶液)=3 L,V(HCl溶液)=2 L,兩者混合后混合溶液體積為5 L,兩者混合后反應,所得溶液pH=12,c(OH-)=1 mol/L,則 3 Lc mol/L-2 Lc mol/L=
10-2 mol/L5 L,c=0.05。
7. 下列實驗事實不能證明醋酸是弱酸的是( D )
A.常溫下,醋酸鈉溶液中加入等物質的量濃度、等體積的稀鹽酸,可聞到醋酸的刺激性氣味
B.常溫下,測得0.1 mol/L醋酸溶液的pH=4
C.常溫下,將pH=1的醋酸溶液稀釋1 000倍,測得pH<4
D.常溫下,將物質的量濃度相同的醋酸溶液與氫氧化鈉溶液等體積混合后恰好中和
解析:聞到醋酸的刺激性氣味,說明發(fā)生了反應:CH3COONa+HCl
NaCl+CH3COOH,故A項可證明醋酸為弱酸;常溫下,測得0.1 mol/L醋酸溶液的pH=4,說明醋酸沒有完全電離,故B項可證明醋酸為弱酸;常溫下,將pH=1的醋酸溶液稀釋1 000倍,測得pH<4,說明加水稀釋促進電離,如為強酸,稀釋后pH=4,故C項可證明醋酸為弱酸;醋酸為
一元酸,氫氧化鈉為一元堿,兩者恰好反應,故D項不能證明醋酸為
弱酸。
8. 已知:100 ℃的溫度下,水的離子積KW=110-12。下列說法正確的是( A )
A.0.05 mol/L的H2SO4溶液pH=1
B.0.001 mol/L的NaOH溶液pH=11
C.0.005 mol/L的H2SO4溶液與0.01 mol/L NaOH溶液等體積混合,混合液pH=6,溶液呈酸性
D.完全中和pH=3的H2SO4溶液50 mL,需要pH=11的NaOH溶液50 mL
解析:100 ℃的溫度下,水的離子積KW=110-12,所以該溫度下的中性溶液中pH=6,0.05 mol/L的硫酸溶液中,c(H+)=0.05 mol/L2=
0.1 mol/L,所以pH=1,A正確、C錯誤;0.001 mol/L的氫氧化鈉溶液,c(H+)=10-9 mol/L,pH=9,B錯誤;pH=3的硫酸溶液中,c(H+)=
10-3 mol/L,pH=11的NaOH溶液中,c(OH-)=0.1 mol/L,中和pH=3的硫酸溶液50 mL,需要pH=11的NaOH溶液0.5 mL,D錯誤。
9.25 ℃時,有pH=12的NaOH溶液100 mL,要使它的pH降為11。
(1)若加入蒸餾水,應加 mL。
(2)若加入pH為10的NaOH溶液,應加 mL。
(3)若加入0.01 molL-1的鹽酸,應加 mL。
解析:(1)強堿溶液稀釋10n倍,pH改變n個單位,故稀釋至100 mL
1012-11,加水1 000 mL-100 mL=900 mL。
(2)加pH為10的NaOH溶液a mL,
=10-3,a=1 000。
(3)加0.01 molL-1的鹽酸b mL,
=10-3,b≈81.8。
答案:(1)900 (2)1 000 (3)81.8
能力提升
10. 常溫下有體積相同的四種溶液:①pH=3的CH3COOH溶液?、趐H=3的鹽酸 ③pH=11的氨水?、躳H=11的NaOH溶液。下列說法正確的是( D )
A.水的電離程度:①>②
B.③和④分別用等濃度的硫酸溶液中和,消耗硫酸溶液的體積:③=④
C.①與②分別與足量鎂粉反應,生成H2的量:①<②
D.②和③混合,所得混合溶液的pH大于7
解析:酸抑制水的電離,由①②兩溶液中的c(H+)都等于10-3 mol/L知,水的電離程度:①=②,A錯誤;c(NH3H2O)>c(NaOH),所以等體積的③和④分別用等濃度的硫酸溶液中和,消耗硫酸溶液的體積:③>④,B錯誤;醋酸為弱酸,則c(CH3COOH)>c(HCl),等體積的①與②分別與足量鎂粉反應,生成H2的量:①>②,C錯誤;②和③混合,NH3H2O為弱堿,NH3H2O的物質的量遠遠大于HCl的物質的量,所以所得混合溶液呈堿性,其pH大于7,D正確。
11.在t ℃時,某Ba(OH)2的稀溶液中c(H+)=10-a mol/L,c(OH-)=
10-b mol/L,已知a+b=12。向該溶液中逐滴加入pH=c的鹽酸,測得混合溶液的部分pH如下表所示:
序號
氫氧化鋇溶液的體積/mL
鹽酸的體積/mL
溶液的pH
①
22.00
0.00
8
②
22.00
18.00
7
③
22.00
22.00
6
假設溶液混合后的體積變化忽略不計,則c為( B )
A.3 B.4 C.5 D.6
解析:Ba(OH)2溶液的pH=8,即a=8,再根據a+b=12,則b=4,該溫度下KW=10-12;當恰好完全中和時,溶液的pH=6,即加鹽酸的體積為22.00 mL時,恰好完全中和,根據c(H+)22.00 mL=c(OH-)22.00 mL,又c(OH-)=10-4 mol/L,則鹽酸c(H+)=10-4 mol/L,pH=4,即c=4。
12. 將體積均為10 mL、pH均為3的鹽酸和醋酸溶液,加入水稀釋至a mL和b mL,測得稀釋后溶液的pH均為5,則稀釋后溶液的體積( C )
A.a=b=100 B.a=b=1 000
C.ab
解析:由于醋酸是弱酸,在稀釋過程中,氫離子的物質的量是增加的,所以要使稀釋后的pH相等,則醋酸稀釋的倍數要大于鹽酸的,答案
選C。
13. (1)25 ℃時,將0.1 mol/L NaOH溶液與0.06 mol/L的H2SO4溶液等體積混合(忽略混合后體積的變化),求所得溶液的pH= 。
(2)純水中c(H+)=5.010-7 mol/L,則此時純水中的 c(OH-)=
;若溫度不變,滴入稀硫酸使c(H+)=5.010-3mol/L,則c(OH-)= ;
在該溫度時,往水中滴入NaOH溶液,溶液中的c(OH-)=5.010-2 mol/L,則溶液中c(H+)= 。
解析:(1)H2SO4過量,c(H+)==0.01 mol/L。pH=-lg c(H+)=
2。(2)純水中,c(H+)=c(OH-)=5.010-7 mol/L;c(OH-)==
mol/L=5.010-11 mol/L;c(H+)== mol/L
=5.010-12 mol/L。
答案:(1)2 (2)5.010-7 mol/L 5.010-11 mol/L 5.0
10-12 mol/L
14.根據題意,完成下列問題。
(1)常溫下,將1 mL pH=1的H2SO4溶液加水稀釋到100 mL,稀釋后的溶液pH= 。
(2)某溫度時,測得0.01 molL-1的NaOH溶液的pH為11,則該溫度下水的離子積常數KW= ,該溫度 (填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
(3)常溫下,設pH=5的H2SO4溶液中由水電離出的H+濃度為c1;pH=9的Ba(OH)2溶液中由水電離出的H+濃度為c2,則= 。
(4)常溫下,pH=13的Ba(OH)2溶液a L與pH=3的H2SO4溶液b L混合(混合后溶液體積變化忽略不計)。若所得混合溶液呈中性,則a∶b=
;若所得混合溶液pH=12,則a∶b= 。
解析:(1)強酸溶液稀釋100倍,pH增大兩個單位,pH=3。
(2)pH=11,c(H+)=10-11 molL-1,c(OH-)=10-2 molL-1。KW=10-210-11=10-13。KW大于110-14,說明溫度高于25 ℃。
(3)pH=5的H2SO4溶液中,OH-是由水電離出的,c(OH-= molL-1
=10-9 molL-1,c1=c(H+=c(OH-=10-9 molL-1。pH=9的 Ba(OH)2
溶液,H+來自水的電離,c2=10-9 molL-1,==1。
(4)溶液為中性,則n(H+)=n(OH-),
0.1 molL-1a L=10-3 molL-1b L,
a∶b=10-3∶0.1=1∶100。
混合溶液pH=12,呈堿性,c(OH-)= molL-1=
10-2 molL-1。堿過量,則
=
10-2 molL-1,
a∶b=11∶90。
答案:(1)3 (2)1.010-13 高于 (3)1
(4)1∶100 11∶90
2018-2019學年高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性 第2課時 pH的計算習題 新人教版選修4.doc
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