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溶液的酸堿性與pH計算
1. 25 ℃時,水的電離達到平衡:H2OH++OH- ΔH>0,下列敘述正確的是( )
A.向水中加入稀氨水,平衡逆向移動,c(OH-)降低
B.向水中加入少量固體硫酸氫鈉,c(H+)增大,KW不變
C.向水中加入少量固體醋酸鈉,平衡逆向移動,c(H+)降低
D.將水加熱,KW增大,pH不變
【答案】B
2.25 ℃時純水的電離度為α1,pH=2的醋酸溶液中水的電離度為α2,pH=12的氫氧化鈉溶液中水的電離度為α3。若將上述醋酸與氫氧化鈉溶液等體積混合,所得溶液中水的電離度為α4。下列關系式中正確的是( )
A.α2=α3<α4<α1
B.α3=α2<α1<α4
C.α2<α3<α1<α4
D.α1<α2<α3<α4
【解析】水為極弱的電解質,存在電離平衡,酸、堿抑制水的電離,而加入能消耗H+或OH-的物質能促進水的電離,等濃度的H+和OH-對水的抑制作用相同,所以α2=α3<α1;而醋酸與NaOH等體積混合后,所得溶液為醋酸、醋酸鈉的混合溶液,溶液呈酸性,對水的電離起抑制作用,但較原醋酸對水的電離的抑制作用弱,所以α2=α3<α4<α1。
【答案】A
3.常溫下,某溶液中由水電離出的c(H+)和c(OH-)的乘積是110-20,下列說法中正確的是( )
A.該溶液的溶質不可能是NaHCO3
B.該溶液的pH一定是10
C.該溶液的溶質不可能是NaHSO4
D.該溶液的溶質可能是正鹽
【解析】由水電離的c(H+)=c(OH-)=110-10 molL-1,故水的電離受到抑制,而NaHCO3能促進水的電離,故溶質不可能為NaHCO3,A項正確;B項,該溶液的pH可能為10或4;C項,若該溶液pH=4時,溶質可以是NaHSO4;D項,正鹽對水的電離平衡可能促進,可能無影響,故溶質不可能是正鹽。
【答案】A
4.現(xiàn)有pH=5的CH3COOH溶液10 mL,要使其pH增大3,可采取的方法有( )
A.向溶液中加水稀釋至10 L
B.加入一定量的NaOH固體
C.加入一定量pH=8的NaOH溶液
D.加入一定濃度的鹽酸
【答案】B
5.物質A~E都是由下表中的離子組成的,常溫下各物質的溶液從1 mL稀釋到1 000 mL,pH的變化關系如圖所示,其中A與D反應得到E。請回答下列問題。
陽離子
NH、H+、Na+
陰離子
OH-、CH3COO-、Cl-
(1)根據(jù)pH的變化關系,寫出物質的化學式:B________,C________。
(2)寫出A與C反應的離子方程式:________________________________________________________________________。
【解析】根據(jù)各物質的溶液從1 mL稀釋到1 000 mL后pH的變化圖象知,B和C溶液的pH變化為3,A和D溶液的pH變化小于3,則B為強堿,A為弱堿或強堿弱酸鹽,C為強酸,D為弱酸或強酸弱堿鹽,可先確定B為NaOH,C為HCl。結合A與D反應得到E,而E的pH不變,則E可能是NaCl或醋酸銨,結合B為NaOH,C為HCl,則推出E只能為醋酸銨,所以A為NH3H2O,B為NaOH,C為HCl,D為CH3COOH。
【答案】(1)NaOH HCl
(2)NH3H2O+H+===NH+H2O
6.(雙選) 25 ℃時,用2a molL-1 NaOH溶液滴定1.0 L 2a molL-1氫氟酸溶液,得到混合液中HF、F-的物質的量與溶液pH的變化如圖所示。下列說法正確的是( )
A.pH=3時,溶液中:c(Na+)
c(HF)時,溶液一定呈堿性
C.pH=3.45時,NaOH溶液恰好與HF完全反應
D.pH=4時,溶液中:c(HF)+c(Na+)+c(H+)-c(OH-)<2a molL-1
【答案】AD
7.酒石酸是葡萄酒中特有的一種有機酸,葡萄酒的pH主要取決于酒石酸的含量,正常的葡萄酒pH約為2.9~3.8。常溫下,酒石酸(用H2T表示)水溶液中三種微粒所占的分數(shù)(α)與pH的關系如圖所示。下列表述不正確的是( )
A.葡萄酒中除了存在酒石酸外,還存在酒石酸鹽
B.常溫下,H2TH++HT- Ka=10-3
C.當葡萄酒的pH為3.7時,HT-所占分數(shù)達到最大,此時葡萄酒中n(H2T)>n(T2-)
D.當HT-和T2-物質的量濃度相等時,溶液中水電離出來的氫離子濃度小于純水中氫離子的濃度
【解析】葡萄酒中存在酒石酸鹽,A正確;由圖可知pH=3時,c(H2T)=c(HT-),H2THT+H+的Ka=,故Ka=10-3,B正確;當pH=3.7時,由圖中信息可看出H2T的體積分數(shù)小于T2-的體積分數(shù),C不正確;由圖中信息可知,當HT-與T2-物質的量濃度相等時,溶液pH在4~5之間,溶液顯酸性,HT-的電離程度大于T2-的水解程度,水的電離受到抑制,D正確。
【答案】C
8.現(xiàn)有常溫下pH=1的乙酸溶液和pH=13的NaOH溶液,下列敘述中正確的是( )
A.乙酸溶液中水的電離程度比NaOH溶液中的小
B.乙酸溶液中的c(CH3COOH)大于NaOH溶液中的c(Na+)
C.若兩溶液混合后pH=7,則有c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)
D.分別稀釋10倍,兩溶液的pH之和大于14
【答案】B
9. 25 ℃時,水中存在電離平衡:H2OH++OH-,下列關于水的說法正確的是( )
A.將水加熱,Ksp增大,pH不變
B.向水中加入少量NaHSO4固體,c(H+)增大,KW不變
C.向水中加入少量NaOH固體,平衡逆向移動,c(OH-)降低
D.向水中加入少量NH4Cl固體,平衡正向移動,c(OH-)增大
【解析】將水加熱時,電離平衡右移,電離出的c(H+)、c(OH-)均增大,pH減小,A項錯誤;加入NaHSO4,c(H+)增大,平衡逆向移動,溫度未變化,KW不變,B項正確;加入NaOH,c(OH-)增大,平衡逆向移動,C項錯誤;加入NH4Cl,NH水解使平衡正向移動,c(OH-)減小,D項錯誤。
17.將純水加熱至較高溫度,下列敘述正確的是( )
A.水的離子積變大、pH變小、呈酸性
B.水的離子積不變、pH不變、呈中性
C.水的離子積變小、pH變大、呈堿性
D.水的離子積變大、pH變小、呈中性
【答案】D
【解析】水的電離H2OH++OH-為吸熱過程,升高溫度平衡右移,H+和OH-濃度都變大,故Kw=c(H+)c(OH-)變大,pH=-lg c(H+)變小,但c(H+)=c(OH-),故溶液呈中性。
18.常溫下,下列有關電解質溶液的敘述錯誤的是( )
A.某H2SO4溶液中=1.010-8,由水電離出的c(H+)=110-11 molL-1
B.將0.02 molL-1 HCl溶液與0.02 molL-1 Ba(OH)2溶液等體積混合后,溶液pH約為12
C.將0.1 molL-1的NaOH溶液加水稀釋后,由水電離產生的c(H+)c(OH-)保持不變
D.pH=3的H2SO4溶液,稀釋105倍后,溶液的pH<7
【答案】C
19.下列敘述正確的是( )
A.無論是純水,還是酸性、堿性或中性稀溶液,在常溫下,其c(H+)c(OH-)=110-14
B.c(H+)等于110-7 mol/L的溶液一定是中性溶液
C.0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H+)是0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H+)的2倍
D.任何濃度的溶液都可以用pH來表示其酸性的強弱
【答案】A
【解析】水的離子積只與溫度有關,A正確;中性溶液是指c(H+)=c(OH-),B錯誤;弱電解質的濃度越大,電離程度越小,則0.2 mol/L CH3COOH溶液中的c(H+)小于0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H+)的2倍,C錯誤;pH值的范圍為0~14,當c(H+)或c(OH-)>1 mol/L時一般不用pH來表示溶液的酸堿度,D錯誤。
23. (1)常溫下,如果取0.1 molL-1 HA與0.1 molL-1NaOH溶液等體積混合,測得混合溶液的pH=8。混合溶液中由水電離出的OH-濃度與0.1 molL-1 NaOH溶液中由水電離出的OH-濃度之比為________。
(2)常溫下,將a molL-1的氨水與0.1 molL-1的鹽酸等體積混合,當溶液中c(NH)=c(Cl-)時,用含a的代數(shù)式表示NH3H2O的電離常數(shù)Kb=________ molL-1。
【答案】(1)107∶1 (2)
24.已知水在25 ℃和95 ℃時,其電離平衡曲線如圖所示。
(1)25 ℃時,將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H2SO4溶液混合,若所得混合溶液的pH=7,則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為________。
(2)95 ℃時,若100體積pH=a的某強酸溶液與1體積pH=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性,則a與b之間應滿足的關系是________。
(3)曲線A所對應的溫度下,pH=2的HCl溶液和pH=11的某BOH溶液中,若水的電離程度分別用α1、α2表示,則α1________α2(填“大于”“小于”“等于”或“無法確定”,下同),若將二者等體積混合,則混合溶液的pH<7,判斷的理由是__________________(用離子方程式表示)。
(4)在曲線B所對應的溫度下,將0.02 mol/L的Ba(OH)2溶液與等物質的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合,所得混合液的pH=________。
【答案】(1)10∶1 (2)a+b=14 (3)小于 B++H2OBOH+H+ (4)10
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