2019年高考化學 備考百強校小題精練系列 專題37 溶液酸堿性 pH相關計算.doc

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專題37 溶液酸堿性 pH相關計算 （滿分42分 時間20分鐘） 姓名：_______________ 班級：_______________ 得分：_______________ 1．下列實驗操作正確的是 A． 用帶橡皮塞的棕色細口瓶盛放濃硝酸 B． 滴定管經蒸餾水潤洗后，即可注入標準液進行滴定 C． 用干燥清潔的玻璃棒蘸取某溶液點在pH試紙中部，跟標準比色卡比較來測定該溶液的pH D． 配制溶液時加水超過容量瓶的標線，用滴管把多余的液體吸出 【答案】C 【解析】 2．下列有關說法正確的是 A． 常溫下，將pH =10的氨水稀釋，溶液中所有離子濃度都減小 B． 常溫下，反應2A (s)+B (g)＝2C (g)+D (g)不能自發(fā)進行，則該反應△H一定大于0 C． 用NaOH標準溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液時，使用甲基橙作指示劑 D． 水的離子積常數(shù)Kw隨著溫度的升高而增大，說明水的電離是放熱反應 【答案】B 【解析】 【詳解】 A項，氨水被稀釋時，溶液中氫氧根離子濃度降低，根據KW=c(H+)c(OH-)可知，溫度不變，則溶液氫離子濃度增加，故A項錯誤； B項，常溫下，反應2A (s)+B(g)＝2C(g)+D(g)為熵增大的反應，?S>0，其中T>0，由該反應不能自發(fā)進行，可知?G=△H-T?S>0 ，此時T?S>0，可知△H一定大于0，故B項正確； C項，用NaOH標準溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液時，所得醋酸鈉溶液顯堿性，應該用酚酞作指示劑，故C項錯誤； D項，水的電離過程是一個吸熱的過程，水的離子積常數(shù)Kw隨著溫度的升高而增大，故D項錯誤。 綜上所述，本題選B。 【點睛】用NaOH標準溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液時，由于醋酸鈉溶液水解顯堿性，所以使用酚酞作指示劑；用鹽酸標準溶液滴定未知濃度的氨水溶液時，由于氯化銨溶液水解顯酸性，所以使用甲基橙作指示劑；對于用NaOH標準溶液滴定未知濃度的鹽酸溶液時，由于氯化鈉溶液顯中性，用酚酞或甲基橙做指示劑均可。 3．某溫度下，將a molL－1的一元酸HA與b molL－1的一元堿BOH等體積混合，下列說法正確的是 A． 若混合溶液顯中性，則a一定等于b B． 若混合溶液顯酸性，則a一定大于b C． 混合溶液中一定有：c(H＋)＝ molL－1 D． 混合溶液中一定有：c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－) 【答案】D 【解析】 【分析】本題主要考查了酸堿等體積混合過程，酸堿性、氫離子濃度與濃度的關系，電荷守恒等。 【詳解】 4．已知:Kb(NH3H2O)=1.7610-5。25℃時，分別向濃度均為0.1mol/L,體積均為20mL的HX和HY的溶液中滴入等物質的量濃度的氨水，溶液中水電離出的c水(H+)與加入氨水的體積變化關系如圖所示。下列說法正確的是 A． HX的電離方程式為HX==H++X- B． b點時溶液中c(NH4+)=c(Y-)>c(H+)=c(OH-) C． 其中一種酸的電離度為0.1% D． a點溶液呈中性 【答案】C 【解析】根據圖像，0.1mol/L的HX和HY的c水(H+)可知，HX為弱酸、HY均為強酸。 5．298 K時，在20.0 mL 0.10 mol/L氨水中滴入0.10 mol/的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關系如圖所示。已知：在0.10 mol氨水中有1.32%的NH3H2O發(fā)生電離，下列有關敘述正確的是 A． 該滴定過程應該選擇酚酞作為指示劑 B． M點對應的鹽酸體積為20.0 mL C． M點處的溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－) D． N點處的溶液中pH<12 【答案】D 【解析】 【詳解】A. 鹽酸滴加氨水，滴定終點時溶液由堿性變?yōu)樗嵝?，因此該滴定過程應該選擇甲基橙作為指示劑，選項A錯誤；B. M點pH＝7，如果二者恰好反應，生成的氯化銨水解溶液顯酸性，因此M點對應的鹽酸體積小于20.0 mL，選項B錯誤；C. M點處的溶液顯中性，則根據電荷守恒可知溶液中c(NH4＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)，選項C錯誤；D.N點氨水溶液中已經電離的一水合氨濃度是0.1mol/L1.32%=1.3210－3mol/L，所以N處的溶液中氫離子濃度＝＝7.610－12mol/L，因此pH<12，選項D正確，答案選D。 6．現(xiàn)有室溫下四種溶液，有關敘述不正確的是 編號 ① ② ③ ④ pH 10 10 4 4 溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸溶液 鹽酸 A． 相同體積③、④溶液分別與NaOH完全反應，消耗NaOH物質的量：③＞④ B． 分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH：①＞②＞④＞③ C． ①、④兩溶液等體積混合，所得溶液中c（NH4＋）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H＋） D． VaL④溶液與VbL②溶液混合（近似認為混合溶液體積＝Va＋Vb），若混合后溶液pH＝5，則Va︰Vb＝9︰11 【答案】D 【解析】 【詳解】 7．25℃時，甲、乙兩燒杯分別盛有5mLpH＝1的鹽酸和硫酸，下列描述中不正確的是 A． 物質的量濃度：c甲=2c乙 B． 水電離出的OH－濃度：c(OH－)甲＝c(OH－)乙 C． 若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲=乙 D． 將甲、乙燒杯中溶液混合后（不考慮體積變化），所得溶液的pH＞1 【答案】D 【解析】 【分析】鹽酸是一元強酸，硫酸是二元強酸，其pH相等說明氫離子濃度相等。 【點睛】本題主要考查pH的含義，注意pH相等即氫離子濃度相等，與強酸是幾元酸無關，為易錯點，試題難度不大。 8．將pH=1的稀硫酸慢慢加入—定量的BaCl2的溶液中，恰好使Ba2+沉淀完全，此時溶液的體積為100 mL(混合時溶液體積的變化忽略不計)，且混合溶液的pH=2，則原BaCl2溶液中Cl-的濃度約為（ ） A． 0.011 mol/L B． 0.22 mol/L C． 0.022 mol/L D． 0.11 mol/L 【答案】A 【解析】 試題分析：將pH=1的稀硫酸慢慢加入一定量的BaCl2的溶液中，恰好使Ba2+沉淀完全，發(fā)生的是硫酸根和鋇離子之間的反應，反應的整個過程中，H+沒參加反應，所以前后的H+物質的量沒變，導致pH變化的原因是體積的變化，則反應后H+的濃度是0.01mol/L，稀硫酸pH=1，故反應的稀硫酸為10ml，而SO42-的濃度是0.005 mol/L，故Ba2+的物質的量等于SO42-的物質的量，為0.0005mol，所以Cl-的物質的量是0.001mol，BaCl2溶液為100mL-10mL=90mL，原BaCl2溶液中Cl-的濃度==0.011mol/L，故選A。 考點：考查了pH的簡單計算的相關知識。 9．常溫下,濃度均為0.1molL-1的鹽酸和醋酸,下列說法正確的是 A． 兩種溶液的pH：鹽酸大于醋酸 B． 用相同濃度的NaOH溶液分別與等體積的鹽酸和醋酸溶液恰好反應完全,鹽酸消耗的NaOH溶液體積多 C． 向醋酸中加入等物質的量的NaOH,溶液呈堿性,且溶液中 D． 兩種溶液中水電離出的氫離子：鹽酸大于醋酸 【答案】C 【解析】 【詳解】 10．298 K時，向20 mL 0.1 molL?1ROH溶液中滴加0.1 molL?1鹽酸，混合溶液的pH與鹽酸體積的關系如圖所示。已知298 K時ROH的電離度為1.37%，lg 1.37≈0.1。下列說法正確的是 A． 水的電離程度：a>b B． pH=7時，溶液中c(R+)=c(Cl?)=c(H+)=c(OH?) C． b點溶液中存在c(C)>c(R+)>c(OH?)>c(H+) D． 298 K時0.1 molL?1ROH溶液的pH≈11.1 【答案】D 【解析】 【詳解】A.a點對應的溶液中c(ROH)=c(RCl)，ROH電離而使溶液呈堿性，水的電離受到抑制，b點對應 11．常溫下，將pH=8和pH=10的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合，混合后溶液中c(H+)均為 A． molL-1 B． (10-8+10-10)molL-1 C． (10-14-510-5) molL-1 D． 210-10 molL-1 【答案】D 【解析】 【詳解】pH=8的溶液中c(OH-)=mol/L=10-6mol/L，pH=10的溶液中c(OH-)=mol/L=10-4mol/L，設混合前兩種堿溶液的體積均為1L，則等體積混合溶液中c(OH-)==mol/L，混合溶液中c(H+)=mol/L≈210-10mol/L，故選D。 12．某化學小組設計了如圖所示的數(shù)字化實驗裝置，研究常溫下，向30 mL 0.1 molL?1 H2A溶液中逐滴加入等濃度NaOH溶液時pH變化情況，并繪制出溶液中含A元素的微粒的物質的量分數(shù)與溶液pH的關系(如圖所示)，下列說法錯誤的是 A． pH=4.0時，溶液中n(HA?)約為2.7310?4 mol B． 該實驗應將左邊的酸式滴定管換成右邊堿式滴定管 C． 常溫下，等物質的量濃度的NaHA與Na2A溶液等體積混合后溶液pH=3.0 D． 0.1 molL?1NaHA溶液中存在c(A2?)+c(HA?)+c(H2A)=0.1 molL?1 【答案】D 【解析】 【分析】由圖可知pH=3時，溶液中不存在H2A，說明H2A第一步完全電離，第二步部分電離。pH=3時 【詳解】 由圖可知H2A第一步完全電離，第二步部分電離。pH=3時A2-、HA-的物質的量分數(shù)相等，所以二者的濃度相等，則Ka2==c（H+）=0.001mol/L，同一溶液中HA-和A2-的物質的量濃度之比等于物質的量之比，pH=4時該酸的第二步電離常數(shù)不變，則由n（A2-）=10n（HA-），且原溶液中n（HA-）+n（A2-）=0.003mol，解得溶液中n(HA?)約為2.7310?4 mol，A正確；堿滴定酸，堿不能盛放在左邊的酸式滴定管中，應該使用右邊的堿式滴定管，B正確；由圖可知，pH=3時，溶液中c（A2-）=c（HA-），則等物質的量濃度的NaHA與Na2A溶液等體積混合后溶液pH=3.0，C正確；該二元酸第一步完全電離，第二步部分電離，所以NaHA只能電離不能水解，則溶液中不存在H2A，根據物料守恒得c（A2-）+c（HA-）=0.1mol/L，D錯誤。 故選D。 【點睛】 本題考查中和滴定和酸堿混合溶液定性判斷，側重考查學生分析推斷及計算能力，正確判斷該二元酸“第一步完全電離、第二步部分電離”是解本題關鍵，注意電離平衡常數(shù)只與溫度有關，與溶液中溶質及其濃度無關。 13．常溫下，下列有關說法正確的是(混合后溶液體積變化忽略不計) A． 將pH=2的鹽酸和pH=5的稀硫酸等體積混合，混合液的pH=3.5 B． 將pH=11的NaOH溶液和pH=13的Ba(OH)2溶液等體積混合，混合液的pH=12 C． 將pH=2的H2X溶液稀釋至原來的1 000倍，得到混合溶液的pH=5 D． 將pH=1的鹽酸和0.1 molL-1 的Ba(OH)2溶液等體積混合，混合液的pH=12.7 【答案】D 【解析】 【詳解】 合發(fā)生離子反應：H++OH-=H2O，pH=1的鹽酸和0.1mol/LBa（OH）2溶液等體積混合，充分反應后Ba（OH）2過量，混合后溶液中的c（OH-）過量==0.05mol/L，常溫下水的離子積KW=110-14，混合后溶液中c（H+）=mol/L=210-13mol/L，混合后溶液的pH=-lgc（H+）=-lg（210-13）=12.7，D項正確； 答案選D。 【點睛】解答本題時需要注意：（1）堿溶液與堿溶液混合后溶液一定呈堿性，必須先求混合液中c（OH-），再根據水的離子積計算混合液中c（H+）；（2）強酸溶液與強堿溶液混合一定發(fā)生中和反應，必須判斷混合溶液的性質再計算，若酸過量直接求過量的c（H+），若恰好完全反應則溶液呈中性，若堿過量必須先求過量的c（OH-）；（3）稀釋溶液時對弱電解質的電離平衡起促進作用。 14．常溫下，下列各組溶液充分混合后，混合液的pH一定大于7的是 A． 將pH=3的醋酸溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合 B． 將pH=2的鹽酸與pH=12的Ba(OH)2溶液等體積混合 C． 將0.1 molL-1的酸性溶液與0.2 molL-1的堿性溶液等體積混合 D． 將pH=9的溶液加水稀釋1 000倍 【答案】D 【解析】 【詳解】 溶液與0.2mol/L的NaOH溶液等體積混合后溶液的pH=7、0.1mol/L的硫酸溶液與0.2mol/L的氨水等體積混合后溶液的pH<7等； D項，常溫下pH=9的溶液呈堿性，加水稀釋1000倍后，溶液的pH無限接近7，但溶液仍呈堿性，pH一定>7； 答案選D。