高三化学一轮复习习题第八章第二讲水的电离和溶液的酸碱性Word下载.docx
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C.T2时c(H+)·
c(OH-)大于T1时c(H+)·
c(OH-),因为水的电离过程是吸热的,温度越高,水的离子积越大,所以T2>
T1。
D.pH=-lgc(H+),XZ线上任意点的c(H+)=c(OH-),但pH不一定为7。
[答案] D
任何水溶液中水电离产生的c(H+)和c(OH-)总是相等的,有关计算有以下5种类型(以常温时的溶液为例)。
(1)中性溶液:
c(OH-)=c(H+)=10-7mol/L。
(2)酸的溶液——OH-全部来自水的电离。
实例:
pH=2的盐酸中c(H+)=10-2mol/L,则c(OH-)=Kw/10-2=1×
10-12(mol/L),即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol/L。
(3)碱的溶液——H+全部来自水的电离。
pH=12的NaOH溶液中c(OH-)=10-2mol/L,则c(H+)=Kw/10-2=1×
10-12(mol/L),即水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12mol/L。
(4)水解呈酸性的盐溶液——H+全部来自水的电离。
pH=5的NH4Cl溶液中,由水电离出的c(H+)=10-5mol/L,因部分OH-与部分NH
结合使c(OH-)=10-9mol/L。
(5)水解呈碱性的盐溶液——OH-全部来自水的电离。
pH=12的Na2CO3溶液中,由水电离出的c(OH-)=10-2mol/L,因部分H+与部分CO
结合使c(H+)=10-12mol/L。
注意:
要区分清楚溶液组成和性质的关系,酸性溶液不一定是酸溶液,碱性溶液不一定是碱溶液。
1.(2015·
内蒙古赤峰一中模拟)水的电离达到平衡:
H2O
H++OH- ΔH>
0,下列叙述正确的是( )
A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c(OH-)降低
B.向水中加入少量固体硫酸氢钠,c(H+)增大,Kw不变
C.向水中加入少量固体CH3COONa,平衡逆向移动,c(H+)降低
D.加入CaO固体,Kw不变
解析:
选B。
A项错误,加入稀氨水,平衡逆向移动,但溶液中的c(OH-)仍然是增大的;
B项正确,因为Kw只与温度有关,与溶液的酸碱度无关,同时NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na++H++SO
,所以溶液中的c(H+)增大;
C项错误,向水中加入少量固体CH3COONa,CH3COO-能结合水电离出的H+,促使水的电离正向移动;
D项错误,加入的CaO固体与水反应放热,Kw增大。
题组一 水的电离平衡的影响因素
1.(2015·
江苏苏州质检)下列操作会促进H2O的电离,且使溶液pH>
7的是( )
A.将纯水加热到90℃
B.向水中加少量NaOH溶液
C.向水中加少量Na2CO3溶液
D.向水中加少量FeCl3溶液
选C。
将纯水加热到90°
C,水的电离程度增大,c(H+)=c(OH-)>
10-7mol·
L-1,pH<
7,A错;
向水中加少量NaOH溶液,水中c(OH-)增大,pH>
7,但水的电离平衡向逆方向移动,即水的电离受到抑制,B错;
向水中加少量Na2CO3溶液,CO
与H+结合,水中c(H+)减小,水的电离平衡向正方向移动,c(OH-)增大,c(OH-)>
c(H+),pH>
7,C对;
向水中加少量FeCl3溶液,Fe3+与OH-结合为弱电解质Fe(OH)3,水中c(OH-)减小,水的电离平衡向正方向移动,c(H+)增大,c(H+)>
c(OH-),pH<
7,D错。
2.(2015·
陕西西安模拟)25℃时,水中存在电离平衡:
0。
下列叙述正确的是( )
A.将水加热,Kw增大,pH不变
B.向水中通入HCl气体,c(H+)增大,Kw不变
C.向水中加入少量NaOH固体,平衡逆向移动,c(OH-)降低
D.向水中加入少量NH4Cl固体,平衡正向移动,c(OH-)增大
将水加热时,电离平衡右移,电离出的c(H+)、c(OH-)均增大,pH减小,A项错误;
通入HCl气体,c(H+)增大,平衡逆向移动,温度未变化,Kw不变,B项正确;
加入NaOH,c(OH-)增大,平衡逆向移动,C项错误;
加入NH4Cl,NH
水解使平衡正向移动,c(OH-)减小,D项错误。
题组二 水电离的c(H+)或c(OH-)的计算
3.25℃时,在等体积的①pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol/L的Ba(OH)2溶液、③pH=10的Na2S溶液、④pH=5的NH4NO3溶液中,发生电离的水的物质的量之比是( )
A.1∶10∶1010∶109 B.1∶5∶5×
109∶5×
108
C.1∶20∶1010∶109D.1∶10∶104∶109
选A。
25℃时,pH=0的H2SO4溶液中由水电离出的c(H+)=10-14mol·
L-1;
0.05mol·
L-1的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.05mol·
L-1×
2=0.1mol·
L-1,根据Kw=c(H+)·
c(OH-)=1.0×
10-14得,由水电离出的c(H+)=10-13mol·
pH=10的Na2S溶液中由水电离出的c(H+)=10-4mol·
pH=5的NH4NO3溶液中由水电离出的c(H+)=10-5mol·
L-1,故等体积上述溶液中发生电离的水的物质的量之比为10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1∶10∶1010∶109,即选项A正确。
4.(2015·
山东德州模拟)室温下,在pH=12的某溶液中,分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH-)的数据分别为甲:
1.0×
乙:
10-6mol·
丙:
10-2mol·
丁:
10-12mol·
L-1。
其中你认为可能正确的数据是( )
A.甲、乙B.乙、丙
C.丙、丁D.乙、丁
如果该溶液是一种强碱(如NaOH)溶液,则该溶液的OH-首先来自于碱(NaOH)的电离,水的电离被抑制,c(H+)=1×
L-1,所有这些H+都来自于水的电离,水电离时当然同时提供相同物质的量的OH-,所以丁是对的。
如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液,则该溶液之所以呈碱性是由于盐中弱酸根水解的缘故。
水解时,弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH-,使溶液中c(OH-)>
c(H+),溶液中的OH-由水电离所得,所以丙也是正确的。
反思归纳
(1)酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外),造成水电离出的H+或OH-的浓度发生变化,但在温度一定时Kw仍然不变,因为Kw只与温度有关。
(2)水的离子积常数Kw=c(H+)·
c(OH-)中H+和OH-不一定是水电离出来的。
c(H+)和c(OH-)均指溶液中的H+或OH-的总浓度。
这一关系适用于任何水溶液。
(3)在pH=2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H+)与c(OH-)之间的关系是相等的。
因为外界条件改变,水的电离平衡发生移动,但任何时候水电离出来的c(H+)和c(OH-)总是相等的。
(4)室温下,由水电离出的c(H+)=1×
10-13mol/L的溶液可能呈强酸性或强碱性,故该溶液中HCO
、HSO
均不能大量共存。
考点二 溶液的酸碱性与pH
一、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
(将“>
”、“=”或“<
”填空)
酸性溶液中
中性溶液中
碱性溶液中
c(H+)>
c(OH-)
c(H+)=c(OH-)
c(H+)<
二、溶液的pH
1.定义式:
pH=-lg_c(H+)。
2.溶液的酸碱性与pH的关系
室温下:
0~14。
4.测量
(1)pH试纸法:
取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上,用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央,变色后与标准比色卡对比,即可确定溶液的pH。
(2)pH计测量法。
(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H+)与c(OH-)的相对大小不相等,不能只看pH,一定温度下pH=6的溶液也可能显中性,也可能显酸性,应注意温度。
(2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。
(3)广泛pH试纸只能测出pH的整数值。
)
(2015·
最新改编)常温下,下列叙述正确的是( )
A.将pH=a的氨水稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1
B.将pH=3.0的盐酸稀释105倍后,溶液的pH=8.0
C.将pH=9.0的NaOH溶液与pH=11.0的NaOH溶液等体积混合,所得溶液的pH=9.3
D.若将1mLpH=1.0的盐酸与100mLNaOH溶液混合后,溶液的pH=7.0,则NaOH溶液的pH=11.0
[解析] 一水合氨为弱电解质,加水稀释,促进其电离,溶液pH变化比强碱的小,故将pH=a的氨水稀释10倍后,其pH=b,则a<
b+1,A项叙述错误;
对于强酸溶液,每稀释10倍时,pH增大1个单位,但不能超过7,只能接近7,B项叙述错误;
强碱溶液混合,不能直接按c(H+)进行计算,应先求出混合溶液中的c(OH-),再求c(H+),进一步求pH。
混合后c(OH-)=
≈
,则c(H+)=2×
10-11mol·
L-1,pH=11-lg2≈10.7,C项叙述错误;
设NaOH溶液的pH=b,两溶液混合后溶液的pH=7.0,则1×
10-3L×
10-1mol·
L-1=100×
10-3L×
10b-14mol·
L-1,解得b=11.0,D项叙述正确。
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液:
如HnA,设浓度为cmol/L,c(H+)=ncmol/L,pH=-lgc(H+)=-lgnc。
强碱溶液(25℃):
如B(OH)n,设浓度为cmol/L,c(H+)=
mol·
L-1,pH=-lgc(H+)=14+lgnc。
(2)混合溶液的pH的计算类型
①两种强酸混合:
直接求出c(H+)混,再据此求pH,c(H+)混=
。
②两种强碱混合:
先求出c(OH-)混,再据Kw求出c(H+)混,最后求pH,c(OH-)混=
③强酸、强碱混合:
先判断哪种物质过量,再由下式求出溶液中H+或OH-的浓度,最后求pH,c(H+)混或c(OH-)混=
将强酸、强碱溶液以某体积之比混合,若混合液呈中性,则c(H+)∶c(OH-)、V碱∶V酸、pH酸+pH碱有如下规律(25℃):
因c(H+)酸·
V酸=c(OH-)碱·
V碱,故有
=
在碱溶液中c(OH-)碱=
,将其代入上式得c(H+)酸·
c(H+)碱=
,两边取负对数得pH酸+pH碱=14-lg
现举例如下:
V酸∶V碱
c(H+)∶c(OH-)
pH酸+pH碱
10∶1
1∶10
15
1∶1
14
13
m∶n
n∶m
14+lg
2.(2013·
高考山东卷)某温度下,向一定体积0.1mol·
L-1的醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液,溶液中pOH[pOH=-lgc(OH-)]与pH的变化关系如图所示,则( )
A.M点所示溶液的导电能力强于Q点
B.N点所示溶液中c(CH3COO-)>c(Na+)
C.M点和N点所示溶液中水的电离程度相同
D.Q点消耗NaOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积
Q点pOH=pH=a,则有c(H+)=c(OH-),此时溶液呈中性,那么c(CH3COO-)=c(Na+),N点溶液呈碱性,c(OH-)>c(H+),那么c(CH3COO-)<c(Na+),B错。
结合图像可知,M点溶液中含有CH3COOH和CH3COONa,在滴加NaOH溶液的过程中,溶液中离子浓度变大,则M点溶液的导电能力比Q点弱,A错。
M点pOH=b,N点pH=b,说明M点c(OH-)与N点c(H+)相等,对水的电离的抑制程度相同,因此M点和N点水的电离程度相同,C对。
若消耗NaOH溶液与醋酸溶液的体积相等,二者恰好反应生成CH3COONa,溶液显碱性,而Q点溶液呈中性,显然醋酸溶液的体积大于消耗NaOH溶液的体积,D错。
题组一 溶液酸碱性的判断
1.室温时下列混合溶液的pH一定小于7的是( )
A.pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合
B.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合
C.pH=3的醋酸溶液和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合
D.pH=3的硫酸溶液和pH=11的氨水等体积混合
A项氨水过量,pH>
7;
B项pH=7;
C项CH3COOH过量,pH<
D项氨水过量,pH>
7。
2.已知温度T时水的离子积常数为Kw,该温度下,将浓度为amol·
L-1的一元酸HA与bmol·
L-1的一元碱BOH等体积混合,可判定该溶液呈中性的依据是( )
A.a=b
B.混合溶液的pH=7
C.混合溶液中,c(H+)=
L-1
D.混合溶液中,c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-)
溶液呈中性,说明c(H+)=c(OH-),而水的离子积Kw=c(H+)·
c(OH-)=c2(H+),所以c(H+)=
L-1,C正确。
A项中a=b,不知酸和碱的强弱,故不好判断溶液酸碱性,B项中pH=7,没有指明在25℃时,不能作为溶液呈中性的依据,D项为电荷守恒。
题组二 溶液pH的简单计算
3.(2015·
浙江杭州模拟)在某温度时,测得0.01mol·
L-1的NaOH溶液的pH=11。
(1)该温度下水的离子积常数Kw=________。
(2)在此温度下,将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的硫酸VbL混合。
①若所得混合液为中性,且a=12,b=2,则Va∶Vb=________;
②若所得混合液为中性,且a+b=12,则Va∶Vb=________。
(1)由题意知,溶液中c(H+)=10-11mol·
L-1,c(OH-)=0.01mol·
L-1,故Kw=c(H+)·
c(OH-)=10-13。
(2)①根据中和反应:
H++OH-===H2O
c(H+)·
V酸=c(OH-)·
V碱
10-2·
Vb=10-13/10-12·
Va
所以,Va∶Vb=10-2∶10-1=1∶10。
②根据中和反应:
Vb=c(OH-)·
10-b·
Vb=10-13/10-a·
所以,Va/Vb=10-b/10a-13=1013-(a+b)=10
即Va∶Vb=10∶1。
答案:
(1)10-13
(2)①1∶10 ②10∶1
4.已知在100℃的温度下,水的离子积Kw=1×
10-12(本题涉及的溶液温度均为100℃)下列说法中正确的是( )
A.0.005mol/L的H2SO4溶液,pH=2
B.0.001mol/L的NaOH溶液,pH=11
C.0.005mol/L的H2SO4溶液与0.01mol/L的NaOH溶液等体积混合,混合溶液的pH为6,溶液显酸性
D.完全中和pH=3的H2SO4溶液50mL,需要pH=9的NaOH溶液100mL
A项,0.005mol/L的H2SO4溶液中,c(H+)=0.005mol/L×
2=1×
10-2mol/L,pH=-lgc(H+)=-lg(1×
10-2)=2,此计算与Kw值无关,不受Kw=1×
10-12的干扰;
B项,0.001mol/L的NaOH溶液中,c(OH-)=0.001mol/L,pH=-lg(1×
10-9)=9;
C项,pH=6时,c(H+)=c(OH-),溶液呈中性;
D项,pH=3的溶液中c(H+)=10-3mol/L,pH=9的溶液中c(OH-)=10-3mol/L,二者等体积混合恰好完全中和。
(1)溶液pH的计算
关于溶液pH的计算是高考中的重要题型,主要包含直接求溶液的pH、求酸或碱溶液的浓度、所需酸或碱的体积等,无论以哪一种形式出现,均可按照以下方法求解。
(2)溶液pH计算口诀
酸按酸(H+)——先计算混合后的c(H+)。
碱按碱(OH-)——先计算混合后的c(OH-)。
同强相混0.3——即25℃时两强酸等体积混合,pH=pH小+0.3;
两强碱等体积混合,pH=pH大-0.3。
异强相混看过量——强酸强碱混合先判断过量。
无限稀释“7”为限——酸碱无限稀释,最终溶液都接近中性。
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水的电离和溶液的酸碱性
考点三 酸碱中和滴定
一、实验原理
利用中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
二、常用酸碱指示剂及其变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<
5.0红色
5.0~8.0紫色
>
8.0蓝色
甲基橙
3.1红色
3.1~4.4橙色
4.4黄色
酚酞
8.2无色
8.2~10.0粉(浅)红色
10.0红色
酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂,因为其颜色变化不明显。
三、实验用品
1.仪器:
酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
2.试剂:
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
3.滴定管的使用
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开
四、实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
1.滴定前的准备
(1)滴定管:
查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
(2)锥形瓶:
注碱液→记读数→加酚酞指示剂。
2.滴定
3.终点判断
等到滴入最后一滴标准液,溶液由红色变为无色,且在半分钟内不恢复原来的颜色,视为滴定终点并记录标准液的体积。
4.操作步骤
(1)仪器的洗涤
滴定管(或移液管):
自来水→蒸馏水→所装溶液润洗。
锥形瓶:
自来水→蒸馏水(禁止用所装溶液洗涤)。
(2)装液调整液面
装液,使液面一般高于“0”刻度,驱除玻璃尖嘴处的气泡。
(3)读数
调整液面在“0”刻度或“0”刻度以下,读出初读数,记为“X.XXmL”,滴定终点,读出末读数,记为“YY.YYmL”,实际消耗滴定剂的体积为(YY.YY-X.XX)mL。
五、数据处理
按上述操作重复二至三次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)=
计算。
六、误差分析
1.原理
依据原理c(标准)·
V(标准)=c(待测)·
V(待测),所以c(待测)=
,因c(标准)与V(待测)已确定,因此只要分析出不正确的操作引起V(标准)的变化,即分析出结果。
V(标准)变大,则c(待测)偏高;
V(标准)变小,则c(待测)偏低。
2.常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差有:
步骤
操作
V标准
c待测
洗涤
酸式滴定管未用标准酸溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
取碱液的滴定管开始有气泡,读数时气泡消失
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
部分酸液滴在锥形瓶外
读数
酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯)
酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或前俯后仰)
(1)滴定管要用待装液润洗。
滴定管不润洗相当于对所盛装溶液的稀释,锥形瓶不需润洗,润洗后相当于所盛装溶液的物质的量增大。
(2)滴定管盛装标准溶液时,其液面不一定要在“0”刻度。
只要在“0”刻度或“0”刻度以下某刻度即可,但一定要记录下滴定前液面的读数。
滴定管的精确度为0.01mL。
(3)指示剂选择的三个因素:
①变色范围与终点pH吻合或接近;
②指示剂变色范围越窄越好;
③指示剂在滴定终点时颜色变化明显,容易观察判断。
(2014·
高考海南卷)室温下,用0.100mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mL0.100mol/L的盐酸和醋酸,滴定曲线如图所示。
下列说法正确的是( )
A.Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲线
B.pH=7时,滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20mL
C.V(NaOH)=20mL时,c(Cl-)=c(CH3COO-)
D.V(NaOH)=10mL时,醋酸溶液中c(Na+)>
c(CH3COO-)>
c(OH-)
[解析] 解答本题,首先应该掌握两种酸酸性的相对强弱,了解在浓度相同时电离产生的离子浓度的大小。
然后看其与碱混合发生反应时,酸碱相对物质的量的多少、溶液中的溶质的种类、电解质的电离程度与产生的盐的水解程度的相对大小。
最后对选项中的问题根据题意进行解答。
A.相同浓度的盐酸和醋酸,由于盐酸是一元强酸,在水溶液中完全电离,醋酸是一元弱酸,在水溶液中部分电离。
所以醋酸溶液的pH大。
因此Ⅰ表示的是醋酸,Ⅱ表示的是盐酸,A错误;
B.NaOH是强碱,HCl是强酸,当pH=7时,二者恰好反应,物质的量相等,所以V(NaOH)=20mL。
若与
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- 化学 一轮 复习 习题 第八 第二 电离 溶液 酸碱