《新編高考化學備考 專題37 溶液酸堿性 pH相關計算 含解析》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《新編高考化學備考 專題37 溶液酸堿性 pH相關計算 含解析（9頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、新編高考化學備考資料 （滿分42分 時間20分鐘） 姓名： 班級： 得分： 1．下列溶液一定呈中性的是 A．c(H+)=1×10－7mol/L的溶液 B．非電解質(zhì)溶于水得到的溶液 C．酸與堿恰好完全反應生成正鹽的溶液 D．c2(H+) = Kw 【答案】D 考點：考查溶液酸堿性的判斷 【名師點睛】注意不能根據(jù)溶液的PH值判斷溶液的酸堿性，要根據(jù)氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小判斷溶液的酸堿性。 2．若往20 mL 0.01 mo

2、l·L－1HNO2(弱酸)溶液中逐滴加入一定濃度的燒堿溶液，測得混合溶液的溫度變化如下圖所示，下列有關說法不正確的是 A．HNO2的電離平衡常數(shù)：c點>b點 B．b點混合溶液顯酸性：c(Na＋)>c(NO2－)>c(H＋)>c(OH－) C．c點混合溶液中：c(OH－)>c(HNO2) D．d點混合溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(NO2－)>c(H＋) 【答案】B 【解析】 試題分析：A、HNO2的電離是吸熱過程，溫度越高電離平衡常數(shù)越大，而c高于b，所以電離平衡常數(shù)：c點＞b點，故A正確；B、b點得到HNO2，和NaNO2混合溶液顯酸性，說明電離大于水解，所以離子濃

3、度大小為：c（NO2-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-），故B錯誤；C、a→c溫度升高說明兩者恰好完全中和，點兩者恰好完全反應，而c→d溫度降低，所水解為主，所以c點得到NaNO2溶液是強堿弱酸鹽，水解溶液呈堿性，所以c（OH-）＞c（HNO2），故C正確；D、d點混合溶液中當c（NaOH）較大時，得到NaOH和NaNO2混合溶液，所以離子的濃度為：c（Na+）＞c（OH-）＞c（NO2-）＞c（H+），故D正確；故選B。 考點：考查了離子濃度大小的比較的相關知識。 3．常溫下，將pH=3的鹽酸與pH=9的Ba(OH)2溶液混合，若要得到pH=7的溶液，混合時鹽酸與Ba(OH)2溶

4、液的體積比為 A．1∶60 B．3∶1 C．100∶1 D．1∶100 【答案】D 考點：本題考查PH計算。 4．常溫下，將0.20mol/LH2X溶液與0. 20mol/LNaOH溶液等體積混合，所得溶液pH=3.6，繼續(xù)滴加NaOH溶液至pH=4.0時，溶液中部分粒子濃度(Na+、H2X、HX-、X2-)如下圖所示。下列說法錯誤的是（ ） A．圖中a代表Na+,d代表H2X分子 B．H2X為二元弱酸，HX-的電離程度大子水解程度 C．混合溶液pH= 3.6時：c(H+)+c(H2X)=c(x2-)+c(OH-) D．繼續(xù)滴加NaOH

5、溶液至pH= 7.0時：c(Na+) >c(HX-)+2c(X2-) 【答案】D 【解析】 試題分析：A、圖中a的濃度大于0.1mol/L，代表Na+，d的濃度小于0.01mol/L，代表H2X分子，故A正確；B、兩者等體積恰好完全反應生成NaHX，溶液呈酸性，說明H2X為二元弱酸，HX-的電離程度大于水解程度，故B正確；C、根據(jù)電荷守恒c（Na+）+c（H+）=c（HX-）+2c（X2-）+c（OH-）①，物料守恒可知：c（Na+）=c（HX-）+c（X2-）+C（H2X）②，②代入①得：c（H+）+C（H2X）=C（X2-）+c（OH-），故C正確；D、根據(jù)電荷守恒c（Na+）+c（

6、H+）=c（HX-）+2c（X2-）+c（OH-），繼續(xù)滴加NaOH溶液至pH=7.0時c（H+）=c（OH-），即：c（Na+）=c（HX-）+2c（X2-），故D錯誤；故選D。 【考點定位】考查酸堿混合時的定性判斷及有關pH的計算 【名師點晴】本題考查了酸堿混合溶液定性判斷，根據(jù)酸的強弱結(jié)合物料守恒、電荷守恒分析解答，考查離子濃度大小比較、溶液pH值、鹽類水解等，判斷一元酸HA是弱酸為解題關鍵。酸H2X和NaOH溶液等體積、等濃度0.2mol/L混合，H2X+NaOH=NaHX+H2O，所得溶液中Na+濃度等于于0.1mol/L，得溶液pH=3.6，說明NaHX是電離程度大于水解程度，

7、繼續(xù)滴加NaOH溶液至pH=4.0時，得到NaHX和Na2X的混合溶液，所以鈉離子的濃度大于0.1mol/L，H2X溶液遠小于0.01mol/L。 5．室溫時，下列溶液等體積混合后pH一定小于7的是( ) A. pH=3的鹽酸和pH=11的氨水 B. pH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鋇溶液 C. pH=3的硫酸和pH=11的氨水 D. pH=3的醋酸和pH=11的氫氧化鋇溶液 【答案】D 【考點定位】考查酸堿混合時的定性判斷及有關pH的計算 【名師點晴】本題考查酸堿的混合計算，本題注意相關計算公式的運用。（1）當酸提供的c(H+)較小時，不能忽略水電

8、離的c(H+)；（2）無限稀釋酸，pH只能無限接近7，不能大于7；無限稀釋堿，pH只能無限接近7，不能小于7；（3）強堿稀釋：強堿溶液每稀釋10倍，pH減小一個單位．例如：pH=10的NaOH溶液，稀釋100倍后，pH=8；（4）弱堿稀釋：弱堿溶液每稀釋10倍，pH減小不到一個單位．例如：pH=10的NH3?H2O溶液，稀釋100倍后，8＜pH＜10。注意：①先求c(OH-)，再結(jié)合離子積常數(shù)Kw求出c(H+)，進而求出pH；②當堿提供的c(OH-)較小時，不能忽略水電離的c(OH-)；③無限稀釋酸，pH只能無限接近7，不能大于7；無限稀釋堿，pH只能無限接近7，不能小于7；稀釋規(guī)律總結(jié)：分別

9、加水稀釋m倍時，溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?/m，強酸中c(H+)變?yōu)樵瓉淼?/m，但弱酸中c(H+)的減小小于m倍，故稀釋后弱酸酸性強于強酸；當酸過量時，必須以剩余的氫離子濃度來計算溶液的pH值；當堿過量時，必須以剩余的氫氧根離子濃度來計算溶液的pOH值，再求pH值。 6．室溫時，將xmL pH=a的稀NaOH溶液與ymL pH=b的稀鹽酸充分反應.下列關于反應后溶液pH的判斷，正確的是（ ） A．若x=y，且a+b=14，則pH＞7 B．若10x=y，且a+b=13，則pH=7 C．若ax=by，且a+b=13，則pH=7 D．若x=

10、10y，且a+b=14，則pH＞7 【答案】D 考點：考查酸堿混合的計算和判斷 7．下列有關幾種試紙使用的描述中，不正確的是( ) A．用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗某種氣體是否是NH3 B．某種有色溶液可使淀粉－KI試紙變藍色，則該溶液中可能含有Fe3＋ C．用玻璃棒蘸取溶液點在用蒸餾水濕潤過的pH試紙上可測量該溶液的pH D．將濕潤的藍色石蕊試紙片粘在玻璃棒上置于氯氣中，試紙先變紅后褪色 【答案】C 【解析】 試題分析：A．氨氣遇到水形成氨水顯堿性，所以可用用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗氨氣，A正確；B．鐵離子能氧化碘離子為單質(zhì)碘，使淀粉碘化鉀試紙變藍的有色溶液中可

11、能含有鐵離子，B正確；C．測量溶液的pH時試紙不能潤濕，C錯誤；D．氯氣與水反應生成鹽酸和次氯酸，顯酸性和強氧化性，因此將濕潤的藍色石蕊試紙片粘在玻璃棒上置于氯氣中，試紙先變紅后褪色，D正確；答案選C。 考點：考查試紙的使用與物質(zhì)的性質(zhì) 8．下列溶液一定顯酸性的是（） ① pH<7的溶液 ② c(H+)=c(OH-)的溶液 ③c(H+)=l×10-6mol/L的溶液 ④c(H+)>c(OH-)的溶液 ⑤ 25℃下pH=6的溶液 ⑥能使酚酞試液顯無色的溶液 A．①③④⑤⑥ B．②④⑤⑥ C．⑤⑥

12、 D．④⑤ 【答案】D 【考點定位】本題主要是溶液酸堿性的判斷 【名師點晴】溶液的酸堿性是由溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小決定的：c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性；c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈堿性。利用pH或10－7mol/L判斷時需要注意溶液的溫度。 9．室溫下，將1．000mol/L鹽酸滴入20．00mL1．000mol/L氨水中，溶液pH和溫度隨加入鹽酸體積變化曲線如下圖所示。下列有關說法正確的是 A．a(chǎn)點由水電離出的c（H＋）＝1．0×10－14mol/L B．b點時c（NH4＋）＋c（NH3·H2O）＝c

13、（Cl－） C．c點時消耗的鹽酸體積：V（HCl）<20．00mL D．d點后，溶液溫度略下降的主要原因是NH3·H2O電離吸熱 【答案】C 考點：考查水的電離，溶液pH的變化，圖像的分析與判斷等知識。 10．常溫下，向100 mL 0．l mol．L-lHCl的溶液中逐滴加入0． 2 mol．L-lMOH溶液的過程中，其pH變化如圖所示（溶液體積變化忽略不計）。下列說法中正確的是( ) A．MOH為一元強堿 B．N點水的電離程度小于K點水的電離程度 C．在K點，c(M+)>c（Cl-）>c（OH-）>c(H+) D．K點對應的溶液中，有c( MOH) +c(

14、M+)=0．2 mol．L-1 【答案】C 【解析】 試題分析：A、0．1mol/L HCl溶液中pH=1，N點時溶液呈中性，MOH的物質(zhì)的量大于HCl的物質(zhì)的量，說明MOH是弱堿，錯誤；B、N點溶液呈中性，K點溶液呈堿性，堿性溶液抑制水電離，所以N點水的電離程度大于K點水的電離程度，B錯誤；C、K點所示溶液中，l00mL 0．1mol/L HCl的溶液中逐滴加入0．2mol/L MOH溶液100ml，反應后溶液中含有MOH、MCl溶液，顯示堿性，c（OH-）＞c（H+），則c（Cl-）＜c（M+），所以c（M+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+），C正確；D、在K點時混合溶液體積

15、是堿溶液的2倍，根據(jù)物料守恒結(jié)合溶液體積變化知，c（MOH）和c（M+）的和是原來MOH濃度的一半，有c（ MOH）+c（ M+）=0．1 mol/L。D錯誤，答案選C。 考點：考查酸堿反應的定量分析判斷 11．取20．00 mL 0.50 mol·L-1 NaOH溶液，恰好將未知濃度的H2SO4溶液20.00 mL滴定至終點，下列說法正確的是（ ） A．該實驗不需要指示劑 B．用量筒量取上述硫酸的體積 C．H2SO4的濃度為1.00 mol·L-1 D．參加反應的H+和OH-的物質(zhì)的量相等 【答案】D 考點：考查中和滴定、儀器的精確度等知識。 12．25℃時，向10

16、0mL 1mol?L﹣1H2SO3溶液中逐漸滴入1mol?L﹣1的NaOH溶液，含硫物質(zhì)的分布分數(shù)δ（平衡時某物質(zhì)的濃度與各物質(zhì)濃度之和的比）與pH的關系如圖所示（已知：pKs=﹣lgK，25℃時，H2SO3的pKa1=1.85，pKa2=7.19）．下列說法不正確的是（ ） A．pH=1.85時，c（H2SO3）=c（HSO3﹣） B．pH=6時，c（Na+）＞c（HSO3﹣）＞c（SO32﹣） C．pH=7.19時，c（Na+）+c（H+）=c（HSO3﹣）+2c（SO3﹣）+c（OH﹣） D．加入150mLNaOH溶液時，3c（Na+）=2c（H2SO3）+2c（HSO3﹣

17、）+2c（SO32﹣） 【答案】D 【解析】 試題分析：25℃時，向100mL 1mol?L﹣1H2SO3溶液中逐漸滴入1mol?L﹣1的NaOH溶液，發(fā)生的反應為：H2SO3+NaOH=NaHSO3，NaHSO3+NaOH=Na2SO3+H2O；A．含硫酸物質(zhì)的分布分數(shù)δ為0.50時c（H2SO3）=c（HSO3﹣）；B．PH=6時溶液中主要的離子是HSO3﹣和SO32﹣，溶液顯酸性；C．pH=7.19時溶液中為Na2SO3和HNaHSO3的混合溶液，溶液中存在電荷守恒；D．加入150mLNaOH溶液時溶液中為Na2SO3和NaOH的混合溶液，溶液中存在物料守恒分析判斷； 解：A．含

18、硫酸物質(zhì)的分布分數(shù)δ為0.50時c（H2SO3）=c（HSO3﹣），pH=1.85，故A正確；B．PH=6時溶液中主要的離子是HSO3﹣和少量SO32﹣，溶液顯酸性，c（Na+）＞c（HSO3﹣）＞c（SO32﹣），故B正確；C．pH=7.19時溶液中為Na2SO3和HNaHSO3的混合溶液，溶液中存在電荷守恒c（Na+）+c（H+）=c（HSO3﹣）+2c（SO3﹣）+c（OH﹣），故C正確；D．加入150mLNaOH溶液時溶液中為Na2SO3和NaOH的混合溶液，溶液中存在物料守恒分析可知3c（Na+）＞2c（H2SO3）+2c（HSO3﹣）+2c（SO32﹣），故D錯誤；故選D． 13

19、．下列敘述正確的是(　　) A．95℃純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性 B．pH＝3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH＝4 C．0.2 mol·L－1的鹽酸與等體積水混合后pH＝1 D．pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH＝7 【答案】C 【考點定位】本題主要是考查了弱電解質(zhì)的電離 【名師點晴】明確弱電解質(zhì)電離特點即可解答，易錯選項是A，注意溶液的酸堿性是根據(jù)氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小判斷，而不是根據(jù)溶液的pH判斷，為易錯點。 14．室溫下，用0．100mol·L-1 NaOH溶液分別滴定20．00ml 0．100mol·L-1 的鹽酸和醋酸，滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是（ ） A． Ⅰ表示的是滴定鹽酸的曲線 B．PH=7時，滴定醋酸消耗V（NaOH）小于20ml C．V（NaOH） =20ml時，兩份溶液中C（Cl—）== C（CH3COO—） D．V（NaOH） =10ml時，醋酸溶液中：C（Na+ ）＞ C（CH3COO—）＞ C（H+ ）＞ C（OH—） 【答案】B 考點：考查強弱電解質(zhì)、離子濃度大小比較等知識。