2019-2020年高考化學一輪復習 課時30 水的電離和溶液的pH檢測與評估.docx

2019-2020年高考化學一輪復習 課時30 水的電離和溶液的pH檢測與評估一、 單項選擇題1. (xx上海虹口區(qū)模擬)以下物理量只與溫度有關的是()A. 醋酸的電離度B. 醋酸鈉的水解程度 C. 水的離子積D. 氨氣的溶解度2. (xx泰興模擬)水的電離過程為H2OH+OH-，在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25 )=1.010-14，K(100 )=5.510-13。則下列敘述正確的是 ()A. c(H+)隨著溫度升高而降低B. 100 時，c(H+)>c(OH-)C. 水的電離度(25 )>(35 )D. 35 時，向溶液中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH-)增大，Kw不變3. 關于pH相同的醋酸和鹽酸稀溶液，下列說法錯誤的是()A. 它們都恰好能和等質量的氫氧化鈉作用B. 醋酸的物質的量濃度大于鹽酸C. 兩種酸和鋅反應剛開始的速度相差不大D. 在同等程度稀釋時，醋酸溶液的pH上升較少4. 下列有關中和滴定的敘述正確的是 ()A. 滴定時，標準液的濃度一定越小越好B. 用鹽酸作標準液滴定NaOH溶液時，指示劑加入越多越好C. 滴定管在滴液前和滴液后均有氣泡一定不會造成誤差D. 滴定時眼睛應注視錐形瓶內溶液的顏色變化而不應注視滴定管內的液面變化5. 用0.100 0 molL-1 NaOH溶液滴定20.00 mL未知濃度的鹽酸(酚酞作指示劑)的滴定曲線如右圖所示。下列說法正確的是 ()A. 水電離出的氫離子濃度:a>bB. 鹽酸的物質的量濃度為0.010 0 molL-1C. 指示劑變色時，說明鹽酸與NaOH恰好完全反應D. 當?shù)渭覰aOH溶液10.00 mL(忽略反應前后體積變化)，該混合液的pH=1+lg 36. 常溫時，將pH=3的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液混合，當混合溶液的pH=10時，強酸和強堿的體積之比為()A. 19 B. 91 C. 101 D. 1107. pH=2的CH3COOH溶液;pH=2的鹽酸;pH=12的氨水;pH=12的NaOH溶液。相同條件下，有關上述溶液的比較正確的是 ()A. 水電離的c(H+):=B. 將、溶液混合后，pH=7，消耗溶液的體積:<C. 等體積的、溶液分別與足量鋁粉反應，生成H2的量:最大D. 向溶液中加入100 mL水后，溶液的pH:>>=8. 常溫下有體積相同的四種溶液:pH=3的CH3COOH溶液;pH=3的鹽酸;pH=11的氨水;pH=11的NaOH溶液。下列說法正確的是 ()A. 與中c(H+)相同B. 與混合，溶液中c(CH3COO-)=c(Na+)C. 與混合，所得混合溶液的pH等于7D. 與分別用等濃度的鹽酸中和，消耗鹽酸的體積相等三、 非選擇題9. (xx各地模擬組合). 水的電離平衡曲線如右圖所示，若A點表示25 時水的電離達平衡時的離子濃度，B點表示100 時水的電離達平衡時的離子濃度。則100 時1 molL-1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H+)=molL-1，Kw(25 )(填“>”、“<”或“=”)Kw(100 )。25 時，向水的電離平衡體系中加入少量氫氧化鈉固體，對水的電離平衡的影響是(填“促進”、“抑制”或“不影響”)。. 現(xiàn)有常溫下的六份溶液:0.01 molL-1 CH3COOH溶液;0.01 molL-1 鹽酸;pH=12的氨水;pH=12的NaOH溶液;0.01 molL-1 CH3COOH溶液與pH=12的氨水等體積混合后所得溶液;0.01 molL-1 鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合所得溶液。(1) 其中水的電離程度最大的是(填序號，下同)，水的電離程度相同的是。(2) 若將、混合后所得溶液pH=7，則消耗溶液的體積:(填“>”、“<”或“=”)。(3) 將六份溶液同等稀釋10倍后，溶液的pH:，(填“>”、“<”或“=”)。(4) 將、混合，若有c(CH3COO-)>c(H+)，則混合溶液可能呈(填字母)。A. 酸性B. 堿性C. 中性10. (1) pH=2的H2SO4溶液中，H2SO4的物質的量濃度為molL-1。pH=13的Ba(OH)2溶液中，Ba(OH)2的物質的量濃度為molL-1。0.05 molL-1的H2SO4溶液的pH=;0.005 molL-1的Ba(OH)2溶液的pH=。(2) pH=2與pH=4的鹽酸等體積混合后，溶液的pH=;混合后c(OH-)=molL-1。(3) pH=13的強堿溶液與pH=2的強酸溶液混合，所得混合溶液的pH=11，則強堿與強酸的體積比是。(4) 25 ，若10體積的某強堿溶液與1體積的某強酸溶液混合后，溶液呈中性，則混合之前，該堿的pH=a與強酸的pH=b之間該滿足的關系是。11. 已知25 時幾種物質的電離程度(溶液濃度為0.1 molL-1 )如下表:(已知H2SO4第一步電離是完全的)H2SO4溶液中的HSNaHSO4溶液中的HSCH3COOHHCl10%29%1.33%100%(1) 25 時，濃度均為0.1 molL-1 的上述幾種溶液中c(H+)由大到小的順序是(填序號，下同)。(2) 25 時，pH相同的上述幾種溶液，其物質的量濃度由大到小的順序是。(3) 25 時，將足量的鋅粉投入等體積，pH等于1的上述幾種溶液中，產(chǎn)生H2的體積(同溫同壓下)由大到小的順序是。(4) 25 時，0.1 molL-1 H2SO4溶液中HS的電離程度小于0.1 molL-1 NaHSO4溶液中HS的電離程度的原因是 。(5) 甲醇在催化劑條件下可以直接氧化成甲酸。在常溫下，用0.100 0 molL-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 molL-1甲酸溶液過程中，當混合液的pH=7時，所消耗的V(NaOH)(填“<”、“>”或“=”) 20.00 mL。在上述滴定操作中，若將甲酸換成鹽酸，請在右圖中的相應位置畫出相應的滴定曲線。(1滴溶液約0.04 mL)12. 某?；瘜W興趣小組的同學對一含有少量Na2SO4的NaOH樣品中NaOH的含量進行測定?；卮鹣铝袉栴}:(1) 甲同學運用沉淀法測定樣品中NaOH的含量。甲同學選用的藥品除樣品外，還應用;實驗中應測定的數(shù)據(jù)有 。(2) 乙同學運用滴定法測定樣品中NaOH的含量。用分析天平準確稱取該樣品5.000 0 g，全部溶于水配制成1 000.0 mL的溶液。用堿式滴定管取其中20.00 mL放在錐形瓶中，滴加幾滴指示劑，待測。滴定管在使用前除洗滌外，還應 。用濃度為0.100 0 mol的鹽酸標準溶液進行滴定。開始滴定前的一步操作是 。滴定過程中用pH計測定錐形瓶中溶液的pH，臨近滴定終點時測定pH應每滴一滴測一次。滴定過程中，錐形瓶中溶液的pH變化如下:V(HCl)/mL0.0012.0018.0022.0023.0023.9624.0024.0425.0026.0030.00pH13.112.612.211.711.49.97.04.02.72.41.9請在右面坐標圖中繪制出上述中和滴定的曲線。下表是幾種酸堿指示劑的變色范圍，根據(jù)你作出的中和滴定曲線分析，上述中和滴定中應選用的指示劑是。指示劑變色范圍(pH)顏色酸色堿色甲基橙3.14.4紅黃石蕊5.08.0紅藍酚酞8.210.0無紅樣品中，NaOH的質量百分含量為。課時30水的電離和溶液的pH1. C【解析】水的離子積常數(shù)只與溫度有關。2. D【解析】溫度升高水的離子積增大,水的電離度增大,c(H+)、c(OH-)均增大,且相等,仍然呈中性。3. A【解析】pH相同的醋酸和鹽酸稀溶液,醋酸的濃度大于鹽酸的濃度,體積相同時,醋酸消耗的氫氧化鈉多,A項錯誤。4. D【解析】A項,標準液的濃度越小,要求待測液的體積越小,誤差越大;B項,指示劑的用量增多,也會多消耗酸液,增大誤差;C項,滴定前后的氣泡大小可能不同,會產(chǎn)生誤差;D項正確。5. D【解析】a點時加入NaOH較少,溶液中c(H+)較大,c(H+)越大,水的電離程度越小,則由水電離出的氫離子濃度:a<b,A項錯誤;加入NaOH溶液20.00 mL時,酸堿恰好中和,由c(酸)V(酸)=c(堿)V(堿)可知,鹽酸的物質的量濃度為0.100 molL-1,B項錯誤;指示劑為酚酞,溶液變色范圍為8.210,溶液呈堿性,NaOH過量,并不是恰好完全反應,C項錯誤;當?shù)渭覰aOH溶液10.00 mL時,酸過量,c(H+)=10-1molL-1,則pH=1+lg 3,D項正確。6. B【解析】pH=3的H2SO4溶液c(H+)=10-3 molL-1,pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=10-2molL-1,混合溶液中c(OH-)=10-4molL-1=,解得V(H2SO4)V(NaOH)=9911=91。7. A【解析】B項,由于氨水的濃度遠遠大于鹽酸,故消耗其體積要小于鹽酸,B項錯誤;C項,產(chǎn)生氫氣最多的是,C項錯誤。8. A【解析】pH=-lg c(H+),、溶液的pH相等,溶液中的c(H+)相等,A項正確;B項應為c(Na+)<c(CH3COO-),錯誤;等體積的、溶液的pH之和為14,但氨水為弱堿,混合后溶液顯堿性,C項錯誤;、溶液的pH相同,氨水為弱堿,故NH3H2O消耗的鹽酸更多,D項錯誤。9. . 110-12<抑制. (1) (2) >(3) >>> (4) ABC【解析】. 100 時,Kw=10-12,1 molL-1的NaOH溶液中,c(H+)=110-12 molL-1。25 時,Kw=10-14,Kw(25 )<Kw(100 )。氫氧化鈉溶液中,氫氧根離子抑制水的電離。. (1) 酸和堿都會抑制水的電離,故只有為NaCl溶液,對H2O的電離無抑制作用。、和對水的電離抑制程度相同。(2) 因pH=12的氨水中c(NH3H2O)>0.01 molL-1,故、混合,欲使pH=7,則需>的體積。(3)稀釋同樣的倍數(shù)后,溶液的pH:>>>。(4)由電荷守恒知:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),僅知道c(CH3COO-)>c(H+),無法比較c(H+)與c(OH-)的相對大小,也就無法判斷混合液的酸堿性,故選ABC。10. (1) 0.0050.05112(2) 2.3210-12(3) 19(4) a+b=13【解析】(3) 強酸與強堿混合的pH計算,相混時看余量,余下的溶液顯堿性,且c(OH-)=10-3 molL-1,因此,若設強堿、強酸的體積分別為x、y,則由題意:=10-3,xy=19。(4) 設酸的pH為a,c(H+)酸=10-a,堿的pH為b,c(OH-)堿=10- (14 - b)因為混合后溶液呈中性,所以c(H+)酸V酸=c(OH-)堿V堿10-a V=10 - (14 - b) 10V=10 - (13 - b) V10-a=10 - (13 - b)兩邊取負對數(shù):-lg 10-a=-lg 10 - (13 -b),a=13-b,a+b=13,即酸的pH與堿的pH之和為13。11. (1) >>>(2) >>>(3) >>>(4) 在稀硫酸中,由H2SO4第一步電離出的H+,能抑制HS的電離,促使HSH+S的電離平衡向左移動,而在NaHSO4溶液中不存在上述的作用(5) < 【解析】(1) 根據(jù)表中數(shù)據(jù)可分別求得各溶液中c(H+):0.11 molL-1 ;0.029 molL-1 ;0.001 33 molL-1 ;0.1 molL-1 。(2)、(3) pH相同的上述幾種溶液,酸越弱,其物質的量濃度越大;要注意硫酸是二元酸,且其第二步電離是不完全的。(5) 起點1;20.00 mL對應7;兩個突躍點。12. (1) MgCl2溶液樣品質量和加入足量MgCl2溶液后生成沉淀的質量(2) 檢漏調節(jié)盛標準液滴定管的液面于“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度滴定曲線如下圖甲基橙或酚酞96%【解析】(1) 利用沉淀法測定樣品中NaOH的含量,選用能與NaOH生成沉淀且不和S生成沉淀的物質,為了使OH-沉淀盡可能完全,選用M(氫氧化鎂溶解度小)。(2) pH計是用來測量溶液pH的儀器,能較方便準確地測定溶液的pH,在滴定終點附近溶液的pH會出現(xiàn)突變,所以此時需每滴一滴測一次。由于石蕊變色時不容易判斷,一般不選作指示劑,強酸滴定強堿可以選用甲基橙或酚酞。w(NaOH)=100%=96%。