部编版高考化学一轮综合复习 第八章 第27讲 水的电离和溶液的pH练习.docx
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部编版高考化学一轮综合复习第八章第27讲水的电离和溶液的pH练习
第27讲 水的电离和溶液的pH
考纲要求
1.了解水的电离、离子积常数(Kw)。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法,能进行pH的简单计算。
考点一 水的电离
1.水的电离
水是极弱的电解质,水的电离方程式为H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-。
2.水的离子积常数
Kw=c(H+)·c(OH-)。
(1)室温下:
Kw=1×10-14。
(2)影响因素:
只与温度有关,升高温度,Kw增大。
(3)适用范围:
Kw不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H+和OH-,只要温度不变,Kw不变。
3.影响水电离平衡的因素
(1)升高温度,水的电离程度增大,Kw增大。
(2)加入酸或碱,水的电离程度减小,Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3),水的电离程度增大,Kw不变。
(1)温度一定时,水的电离常数与水的离子积常数相等(×)
(2)水的电离平衡移动符合勒夏特列原理(√)
(3)100℃的纯水中c(H+)=1×10-6mol·L-1,此时水呈酸性(×)
(4)在蒸馏水中滴加浓H2SO4,Kw不变(×)
(5)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同(×)
(6)室温下,0.1mol·L-1的HCl溶液与0.1mol·L-1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√)
(7)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水电离出的c(H+)和c(OH-)相等(√)
填写外界条件对水电离平衡的具体影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH-)
c(H+)
HCl
逆
不变
减小
减小
增大
NaOH
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他:
如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
1.25℃时,相同物质的量浓度的下列溶液:
①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④(NH4)2SO4,其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是( )
A.④>③>②>①B.②>③>①>④
C.④>①>②>③D.③>②>①>④
答案 C
解析 ②③分别为碱、酸,抑制水的电离;④中NH
水解促进水的电离,①NaCl不影响水的电离。
2.25℃时,某溶液中由水电离产生的c(H+)和c(OH-)的乘积为1×10-18,下列说法正确的是( )
A.该溶液的pH可能是5B.此溶液不存在
C.该溶液的pH一定是9D.该溶液的pH可能为7
答案 A
解析 由题意可知该溶液中由水电离产生的c(H+)=c(OH-)=1×10-9mol·L-1,该溶液中水的电离受到抑制,可能是酸溶液,也可能是碱溶液。
若为酸溶液,则pH=5;若为碱溶液,则pH=9,故A项正确。
3.(2018·北京东城区质检)如图表示水中c(H+)和c(OH-)的关系,下列判断错误的是( )
A.两条曲线间任意点均有c(H+)·c(OH-)=Kw
B.M区域内任意点均有c(H+)<c(OH-)
C.图中T1<T2
D.XZ线上任意点均有pH=7
答案 D
解析 由水的离子积的定义知两条曲线间任意点均有c(H+)·c(OH-)=Kw,A项正确;由图中纵横轴的大小可知M区域内任意点均有c(H+)<c(OH-),B项正确;温度越高,水的电离程度越大,电离出的c(H+)与c(OH-)越大,所以T2>T1,C项正确;XZ线上任意点都有c(H+)=c(OH-),只有当c(H+)=10-7mol·L-1时,才有pH=7,D项错误。
正确理解水的电离平衡曲线
(1)曲线上的任意点的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,温度相同。
(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同,温度不同。
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变,改变酸碱性;实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定得改变温度。
题组二 水电离出的c(H+)或c(OH-)的定量计算
4.(2017·韶关模拟)已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4===Na++H++SO
。
某温度下,向c(H+)=1×10-6mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的c(H+)=1×10-2mol·L-1。
下列对该溶液的叙述不正确的是( )
A.该温度高于25℃
B.由水电离出来的H+的浓度为1×10-10mol·L-1
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍,溶液中的c(OH-)减小
答案 D
解析 A项,Kw=1×10-6×1×10-6=1×10-12,温度高于25℃;B、C项,NaHSO4电离出的H+抑制H2O电离,
=c(OH-)=1×10-10mol·L-1;D项,加H2O稀释,c(H+)减小,而c(OH-)增大。
5.(2017·长沙市雅礼中学检测)25℃时,在等体积的①pH=0的H2SO4溶液、②0.05mol·L-1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∶109
D.1∶10∶104∶109
答案 A
解析 H2SO4与Ba(OH)2抑制水的电离,Na2S与NH4NO3促进水的电离。
25℃时,pH=0的H2SO4溶液中:
c(H2O)电离=c(OH-)=
mol·L-1=10-14mol·L-1;0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液中:
c(H2O)电离=c(H+)=
mol·L-1=10-13mol·L-1;pH=10的Na2S溶液中:
c(H2O)电离=c(OH-)=10-4mol·L-1;pH=5的NH4NO3的溶液中:
c(H2O)电离=c(H+)=10-5mol·L-1。
它们的物质的量比值为10-14∶10-13∶10-4∶10-5=1∶10∶1010∶109,故A正确。
水电离的c(H+)或c(OH-)的计算技巧(25℃时)
(1)中性溶液:
c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-1。
(2)酸或碱抑制水的电离,水电离出的c(H+)=c(OH-)<10-7mol·L-1,当溶液中的c(H+)<10-7mol·L-1时就是水电离出的c(H+);当溶液中的c(H+)>10-7mol·L-1时,就用10-14除以这个浓度即得到水电离的c(H+)。
(3)可水解的盐促进水的电离,水电离的c(H+)或c(OH-)均大于10-7mol·L-1。
若给出的c(H+)>10-7mol·L-1,即为水电离的c(H+);若给出的c(H+)<10-7mol·L-1,就用10-14除以这个浓度即得水电离的c(H+)。
考点二 溶液的酸碱性和pH
1.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。
(1)酸性溶液:
c(H+)>c(OH-),常温下,pH<7。
(2)中性溶液:
c(H+)=c(OH-),常温下,pH=7。
(3)碱性溶液:
c(H+)
2.pH及其测量
(1)计算公式:
pH=-lgc(H+)。
(2)测量方法
①pH试纸法
用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上,用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央,变色后与标准比色卡对照,即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
(3)溶液的酸碱性与pH的关系
常温下:
3.溶液pH的计算
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液:
如HnA,设浓度为cmol·L-1,c(H+)=ncmol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lg(nc)。
强碱溶液(25℃):
如B(OH)n,设浓度为cmol·L-1,c(H+)=
mol·L-1,pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。
(2)混合溶液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=
。
溶液酸碱性及pH概念选项判断
(1)任何温度下,利用H+和OH-浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性(√)
(2)某溶液的c(H+)>10-7mol·L-1,则该溶液呈酸性(×)
(3)某溶液的pH=7,该溶液一定显中性(×)
(4)100℃时Kw=1.0×10-12,0.01mol·L-1盐酸的pH=2,0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH=10(√)
(5)用蒸馏水润湿的pH试纸测溶液的pH,一定会使结果偏低(×)
(6)用广范pH试纸测得某溶液的pH为3.4(×)
(7)用pH计测得某溶液的pH为7.45(√)
(8)一定温度下,pH=a的氨水,稀释10倍后,其pH=b,则a=b+1(×)
1.常温下,两种溶液混合后酸碱性的判断(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
(1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( )
(2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( )
(3)相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )
(4)pH=2的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合( )
(5)pH=3的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合( )
(6)pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液等体积混合( )
(7)pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等体积混合( )
(8)pH=2的HCl和pH=12的NH3·H2O等体积混合( )
答案
(1)中性
(2)碱性 (3)酸性 (4)中性 (5)酸性 (6)碱性 (7)酸性 (8)碱性
2.1mLpH=9的NaOH溶液,加水稀释到10mL,pH=;加水稀释到100mL,pH7。
答案 8 接近
1.稀释规律
酸、碱溶液稀释相同倍数时,强电解质溶液比弱电解质溶液的pH变化幅度大,但不管稀释多少倍,最终都无限接近中性。
2.酸碱混合规律
(1)等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性,同强显中性”。
(2)25℃时,pH之和等于14时,一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性;一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。
即谁弱谁过量,显谁性。
(3)强酸、强碱等体积混合(25℃时)
①pH之和等于14呈中性;②pH之和小于14呈酸性;③pH之和大于14呈碱性。
题组一 有关pH的简单计算
1.计算下列溶液的pH或浓度(常温下,忽略溶液混合时体积的变化):
(1)0.1mol·L-1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的电离常数Ka=1.8×10-5)。
(2)0.1mol·L-1NH3·H2O溶液(NH3·H2O的电离度α=1%,电离度=
×100%)。
(3)pH=2的盐酸与等体积的水混合。
(4)常温下,将0.1mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06mol·L-1硫酸溶液等体积混合。
(5)取浓度相同的NaOH和HCl溶液,以3∶2体积比相混合,所得溶液的pH等于12,求原溶液的浓度。
答案
(1)2.9
(2)11 (3)2.3 (4)2.0(5)0.05mol·L-1
解析
(1)CH3COOH CH3COO-+H+
c(初始)0.1mol·L-100
c(电离)c(H+)c(H+)c(H+)
c(平衡)0.1-c(H+)c(H+)c(H+)
则Ka=
=1.8×10-5
解得c(H+)≈1.3×10-3mol·L-1,
所以pH=-lgc(H+)=-lg(1.3×10-3)≈2.9。
(2) NH3·H2O OH- + NH
c(初始)0.1mol·L-100
c(电离)0.1×1%mol·L-10.1×1%mol·L-10.1×1%mol·L-1
则c(OH-)=0.1×1%mol·L-1=10-3mol·L-1
c(H+)=10-11mol·L-1,所以pH=11。
(3)c(H+)=
mol·L-1
pH=-lg
=2+lg2=2.3。
(4)c(H+)=
=0.01mol·L-1。
(5)
=0.01mol·L-1,c=0.05mol·L-1。
2.
(1)pH=5的H2SO4溶液,加水稀释到500倍,则稀释后c(SO
)与c(H+)的比值为。
(2)常温下,在一定体积pH=12的Ba(OH)2溶液中,逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液,当溶液中的Ba2+恰好完全沉淀时,溶液pH=11。
若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积之和,则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是。
答案
(1)
(2)1∶4
解析
(1)稀释前c(SO
)=
mol·L-1,稀释后c(SO
)=
mol·L-1=10-8mol·L-1,c(H+)稀释后接近10-7mol·L-1,所以
=
=
。
(2)设氢氧化钡溶液体积为V1L,硫酸氢钠溶液的体积为V2L,依题意知,n(Ba2+)=n(SO
),由Ba(OH)2+NaHSO4===BaSO4↓+NaOH+H2O知,生成的氢氧化钠的物质的量为n(NaOH)=n[Ba(OH)2]=0.5×10-2V1mol,
=1×10-3mol·L-1,则V1∶V2=1∶4。
题组二 pH概念的拓展应用
3.(2018·南阳等六市联考)某温度下,向一定体积0.1mol·L-1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸,溶液中pOH[pOH=-lgc(OH-)]与pH的变化关系如下图所示。
下列说法不正确的是( )
A.M点和N点溶液中H2O的电离程度相同
B.Q点溶液中,c(NH
)+c(NH3·H2O)=c(Cl-)
C.M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性
D.N点溶液加水稀释,
变小
答案 B
解析 由于M点碱过量,N点酸过量,M点溶液中氢氧根离子浓度与N点溶液中氢离子浓度相同,对水的电离抑制能力相同,故两点水的电离程度相同,A正确;Q点时pH=pOH,说明溶液呈中性,根据电荷守恒:
c(NH
)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),则c(NH
)=c(Cl-),B错误;M点溶液中主要溶质为一水合氨,为弱电解质,在溶液中部分电离,溶液中离子浓度较小,Q点溶液中溶质主要为氯化铵,为强电解质,溶液中离子浓度较大,故M点溶液的导电能力小于Q点,C正确;N点溶液加水稀释,Kb=
,温度不变,Kb不变,加水稀释氢离子浓度减小,c(OH-)增大,所以
变小,故D正确。
4.(2017·邯郸一中一模)若用AG表示溶液的酸度,AG的定义为AG=lg
。
室温下实验室中用0.01mol·L-1的氢氧化钠溶液滴定20.00mL0.01mol·L-1醋酸,滴定过程如图所示,下列叙述正确的是( )
A.室温下,醋酸的电离常数约为10-5
B.A点时加入氢氧化钠溶液的体积为20.00mL
C.若B点为40mL,所得溶液中:
c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
D.从A到B,水的电离程度逐渐变大
答案 A
解析 室温下,醋酸的AG=lg
=7,即
=107,而水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-)=10-14,两式联立可知:
c(H+)=10-3.5mol·L-1,而在醋酸溶液中,c(CH3COO-)≈c(H+)=10-3.5mol·L-1,故电离平衡常数Ka=
≈
=10-5,故A正确;A点的AG=lg
=0,即
=1,即c(H+)=c(OH-),溶液显中性,而当加入氢氧化钠溶液20.00mL时,氢氧化钠和醋酸恰好完全中和,得到醋酸钠溶液,溶液显碱性,故B错误;当B点加入NaOH溶液40mL时,所得溶液为等浓度的CH3COONa和NaOH的混合溶液,根据物料守恒可知,c(Na+)=2[c(CH3COO-)+c(CH3COOH)],故C错误;A点之后,当V(NaOH)>20mL后,水的电离受到抑制,电离程度又会逐渐变小,D项错误。
考点三 酸、碱中和滴定
1.实验原理
利用酸碱中和反应,用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液,待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)=
。
酸碱中和滴定的关键:
(1)准确测定标准液和待测液的体积;
(2)准确判断滴定终点。
2.实验用品
(1)仪器
图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、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
①构造:
“0”刻度线在上方,尖嘴部分无刻度。
②精确度:
读数可估计到0.01mL。
③洗涤:
先用蒸馏水洗涤,再用待装液润洗。
④排泡:
酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
⑤使用注意事项:
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
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
3.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→记体积→加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,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)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。
4.常用酸碱指示剂及变色范围
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浅红色
>10.0红色
仪器、操作选项判断
(1)KMnO4溶液应用碱式滴定管盛装(×)
(2)用碱式滴定管准确量取20.00mL的NaOH溶液(√)
(3)将液面在0mL处的25mL的酸式滴定管中的液体全部放出,液体的体积为25mL(×)
(4)中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好,指示剂一般加入2~3mL(×)
(5)中和滴定实验时,滴定管、锥形瓶均用待测液润洗(×)
(6)滴定终点就是酸碱恰好中和的点(×)
(7)滴定管盛标准溶液时,调液面一定要调到“0”刻度(×)
(8)滴定接近终点时,滴定管的尖嘴可以接触锥形瓶内壁(√)
(1)用amol·L-1的HCl滴定未知浓度的NaOH溶液,用酚酞作指示剂,达到滴定终点的现象是;
若用甲基橙作指示剂,滴定终点现象是
。
答案 滴入最后一滴标准液,溶液由红色变为无色,且半分钟内不恢复红色 当滴入最后一滴标准液,溶液由黄色变为橙色,且半分钟内不恢复黄色
(2)用标准碘溶液滴定溶有SO2的水溶液,以测定水中SO2的含量,应选用作指示剂,达到滴定终点的现象是。
答案 淀粉溶液 当滴入最后一滴标准液,溶液由无色变为蓝色,且半分钟内不褪色
(3)用标准酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液,以测定水中SO2的含量,是否需要选用指示剂(填“是”或“否”),达到滴定终点的现象是。
答案 否 当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液,溶液由无色变为紫红色,且半分钟内不褪色
(4)用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数:
一定条件下,将TiO2溶解并还原为Ti3+,再用KSCN溶液作指示剂,用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3+至全部生成Ti4+,滴定Ti3+时发生反应的离子方程式为
,达到滴定终点时的现象是
。
答案 Ti3++Fe3+===Ti4++Fe2+ 当滴入最后一滴标准液,溶液变成红色,且半分钟内不褪色
题组一 酸碱中和滴定的数据处理及误差分析
1.某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时,选择甲基橙作指示剂。
请填写下列空白:
(1)用标准的盐酸滴定待测的NaOH溶液时,左手握酸式滴定管的活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛注视,直到因加入一滴盐酸后,溶液由黄色变为橙色,并为止。
(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是(填字母)。
A.酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸
B.滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C.酸式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失
D.读取盐酸体积时,开始仰视读数,滴定结束时俯视读数
(3)若滴定开始和结束时,酸式滴定管中的液面如图所示,则起始读数为mL,终点读数为mL,所用盐酸溶液的体积为mL。
(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表:
滴定次数
待测NaOH溶液的体积/mL
0.1000mol·L-1盐酸的体积/mL
滴定前刻度
滴定后刻度
溶液体积/mL
第一次
25.00
0.00
26.11
26.11
第二次
25.00
1.56
30.30
28.74
第三次
25.00
0.22
26.31
26.09
依据上表数据列式计算该NaOH溶液的物质的量浓度。
答案
(1)锥形瓶中溶液颜色变化 在半分钟内不变色
(2)D (3)0.00 26.10 26.10
(4)
=
=26.10mL,c(NaOH)=
=0.1044mol·L-1
解析 在求c(NaOH)和进行误差分析时应依据公式:
c(NaOH)=
。
欲求c(NaOH),须先求V[(HCl)aq]再代入公式;进行误差分析时,要考虑实际操作对每一个量即V[(HCl)aq]和V[(NaOH)aq]的影响,进而影响c(NaOH)。
(1)考查酸碱中和滴定实验的规范操作。
(2)考查由于不正确操作引起的误差分析。
滴定管未用标准盐酸润洗,内壁附着一层水,可将加入的盐酸稀释,中和相同量的碱,所需盐酸的体积偏大,结果偏高;用碱式滴定管取出的待测NaOH溶液的物质的量一旦确定,倒入锥形瓶后,水的加入不影响OH-的物质的量,也就不影响结果;若排出气泡,液面会下降,故读取V酸偏大,结果偏高;正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)如图所示:
(3)读数时,以凹液面的最低点为基准。
(4)先算出耗用标准盐酸的平均值
=
=26.10mL(第二次偏差太大,舍去),
c(NaOH)=
=0.1044mol·L-1。
2.(误差分析)用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂),用“偏高”“偏低”或“无影响”填空。
(1)酸式滴定管未用标准溶液润洗( )
(2)锥形瓶用待测溶液润洗( )
(3)锥形瓶洗净后还留有蒸馏水( )
(4)放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失( )
(5)酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失( )
(6)部分酸液滴出锥形瓶外( )
(7)酸式滴定管滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯)(
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