《2018-2019學(xué)年高中化學(xué) 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(xí)題 新人教版選修4.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2018-2019學(xué)年高中化學(xué) 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(xí)題 新人教版選修4.doc（8頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。
第2課時 pH的計算
課時訓(xùn)練
(時間:40分鐘)
基礎(chǔ)過關(guān)
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(xiàn)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(xiàn)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(yīng),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(yīng)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(guān)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(zhì)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(zhì)的量為10-3 mol,NaOH溶液中OH-的物質(zhì)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(xiàn)有室溫下四種溶液,有關(guān)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(shè)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(shè)原溶液物質(zhì)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(yīng),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(zhì)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(zhì)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(yīng):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(jìn)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(yīng),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(yīng)加 mL。
(2)若加入pH為10的NaOH溶液,應(yīng)加 mL。
(3)若加入0.01 molL-1的鹽酸,應(yīng)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 ②pH=3的鹽酸?、踦H=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(yīng),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(yīng),生成H2的量:①>②,C錯誤;②和③混合,NH3H2O為弱堿,NH3H2O的物質(zhì)的量遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于HCl的物質(zhì)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(shè)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(jù)a+b=12,則b=4,該溫度下KW=10-12;當(dāng)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(jù)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(zhì)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(shù)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(jù)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(shù)KW= ,該溫度 (填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
(3)常溫下,設(shè)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(xué)年高中化學(xué) 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(xí)題 新人教版選修4.doc
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