2022-2023版高中化學(xué) 第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為 第1節(jié) 水溶液 第2課時學(xué)案 魯科版選修4

15、堿。 1.將純水加熱到較高溫度，下列敘述正確的是(　　) A.水的離子積變小，pH變大，呈堿性 B.水的離子積變大，pH變小，呈中性 C.水的離子積變大，pH變小，呈堿性 D.水的離子積不變，pH不變，呈中性 答案　B 解析　水的電離是吸熱過程，升溫促進了水的電離，[H＋]、[OH－]均增大，水的離子積變大，pH變小，但由于[H＋]＝[OH－]，故水仍呈中性，B項正確。 考點　溶液的酸堿性和pH 題點　溶液酸堿性的判斷方法 2.一定溫度下，滿足下列條件的溶液一定呈酸性的是(　　) A.能與金屬Al反應(yīng)放出H2的溶液 B.加酚酞后顯無色的溶液 C.pH＝6的某溶液 D

16、.[H＋]>[OH－]的任意水溶液 答案　D 解析　能與金屬Al反應(yīng)放出H2的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性，故A項錯誤；加酚酞后顯無色的溶液，可能呈酸性、中性或弱堿性，故B項錯誤；未指明溫度，pH＝6的溶液不一定呈酸性，故C項錯誤；[H＋]>[OH－]的任意水溶液一定呈酸性，故D項正確。 考點　溶液的酸堿性和pH 題點　溶液酸堿性的判斷方法 3.相同溫度下，測得甲溶液的pH＝3，乙溶液的pH＝4，則甲溶液與乙溶液中OH－的濃度之比為(　　) A.10∶1 B.1∶10 C.2∶1 D.1∶2 答案　B 解析　甲溶液中[H＋]甲＝1.0×10－3mol·L－1，乙溶液中[

17、H＋]乙＝1.0×10－4 mol·L－1，則甲、乙兩溶液中OH－濃度之比為＝＝，所以B項正確。 考點　溶液的酸堿性和pH 題點　由溶液的pH計算[H＋]或[OH－] 4.25 ℃時，若pH＝a的10體積某強酸溶液與pH＝b的1體積某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前該強酸的pH與強堿的pH之間應(yīng)滿足的關(guān)系(　　) A.a＋b＝14 B.a＋b＝13 C.a＋b＝15 D.a＋b＝7 答案　C 解析　酸中n(H＋)＝10－a×10，堿中n(OH－)＝×1＝10－14＋b，根據(jù)混合后溶液呈中性，故n(H＋)＝n(OH－)，即10－a×10＝10－14＋b，所以a＋b＝15

18、。 考點　溶液pH的計算 題點　酸、堿溶液混合的pH計算 5.對于常溫下pH＝1的硝酸溶液： (1)若升溫到100 ℃，溶液中的[OH－]＝1×10－11 mol·L－1，則100 ℃時水的離子積為 。 (2)該溶液中硝酸電離出的[H＋]與水電離出的[H＋]之比為 。 (3)該溶液中水電離出的[H＋]與pH＝3的硝酸中水電離出的[H＋]之比為 。 (4)加水稀釋，水的電離平衡 (填“向左”“向右”或“不”)移動。 答案　(1)1×10－12 mol2·L－2　(2)1012∶1　(3)1∶100　(

19、4)向右 解析　(1)pH＝1的硝酸溶液[H＋]＝10－1 mol·L－1，若升溫到100 ℃， Kw＝[H＋][OH－]＝10－1×1×10－11mol2·L－2＝1×10－12 mol2·L－2。 (2)水電離出的[H＋]等于水電離出的[OH－]，即 mol·L－1＝10－13 mol·L－1，所以該溶液中硝酸電離出的[H＋]與水電離出的[H＋]之比為10－1 mol·L－1∶10－13 mol·L－1＝1012∶1。 (3)pH＝1的硝酸溶液中水電離出的[H＋]為10－13 mol·L－1。pH＝3的硝酸溶液中＝ mol·L－1＝10－11 mol·L－1，故pH＝1的硝酸溶液與

20、pH＝3的硝酸溶液中水電離出的[H＋]之比為＝。 (4)加水稀釋，[H＋]減小，對水的抑制作用減弱，水的電離平衡向右移動。 考點　溶液pH與水電離[H＋]的相關(guān)應(yīng)用 題點　由溶液pH確定水電離的[H＋] 6.已知某溫度下純水的pH＝6。 (1)pH＝7的溶液呈 (填“酸性”“中性”或“堿性”)。 (2)該溫度下0.1 mol·L－1的鹽酸溶液的pH＝ 。 (3)該溫度下0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝ 。 (4)該溫度下，將pH＝11的苛性鈉溶液V1 L與pH＝1的稀硫酸V2 L混合(設(shè)混合

21、后溶液的體積為原兩溶液體積之和)，所得混合溶液的pH＝2，則V1∶V2＝ 。 答案　(1)堿性　(2)1　(3)11　(4)9∶11 解析　該溫度下，Kw＝[H＋][OH－]＝10－12mol2·L－2。(1)pH＝7時，[H＋]＝10－7 mol·L－1，[OH－]＝10－5 mol·L－1，[H＋]<[OH－]溶液呈堿性。(2)pH＝－lg[H＋]＝－lg0.1＝1。(3)[H＋]＝＝10－11 mol·L－1，pH＝11。(4)反應(yīng)后酸剩余，則[H＋]＝＝10－2 mol·L－1，V1∶V2＝9∶11。 考點　溫度pH的計算 題點　關(guān)于溶液p

22、H計算的綜合 [對點訓(xùn)練] 題組1　溶液酸堿性的判斷 1.25 ℃的下列溶液中，堿性最強的是(　　) A.pH＝11的溶液 B.[OH－]＝0.12 mol·L－1的溶液 C.1 L中含有4 g NaOH的溶液 D.[H＋]＝1×10－10 mol·L－1的溶液 答案　B 解析　堿性最強的溶液中[OH－]最大，pH＝11的溶液中[OH－]＝1×10－3 mol·L－1；C項中[OH－]＝0.1 mol·L－1；D項中[OH－]＝1×10－4 mol·L－1。 考點　溶液的酸堿性與pH 題點　溶液酸堿性的比較 2.下列溶液一定呈堿性的是(　　) A.由水電離出的[H＋

23、]＝10－12 mol·L－1(25 ℃)的溶液 B.pH<7的溶液 C.使石蕊溶液呈紫色的溶液 D.常溫下，pH＝10的氨水與pH＝4的鹽酸等體積混合后的溶液 答案　D 解析　A項，抑制了水的電離，可能為酸或堿或酸式鹽；B項，未指明溫度，如100 ℃時pH＝6的溶液呈中性；C項，石蕊溶液呈紫色時，pH為5～8，此時溶液可能呈酸性、中性或堿性；D項，c(NH3·H2O)>c(HCl)，氨水過量。 考點　溶液的酸堿性與pH 題點　溶液酸堿性的判斷方法 題組2　強酸或強堿溶液混合后pH的計算 3.將pH為3和pH為5的鹽酸等體積相混合，所得溶液的pH為(　　) A.3.7

24、 B.3.3 C.4.7 D.5.3 答案　B 解析　混和后所得溶液中[H＋]＝≈5×10－4 mol·L－1，所以溶液pH＝－lg(5×10－4)≈3.3。 考點　溶液pH的計算 題點　強酸溶液混合的pH計算 4.在常溫下，將pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH最接近于(lg2＝0.30)(　　) A.8.3 B.8.7 C.9 D.9.7 答案　D 解析　稀溶液混合體積近似等于兩種溶液體積之和。強堿溶液混合，應(yīng)按[OH－]計算：[OH－]混＝(1×10－6 mol·L－1＋1×10－4 mol·L－1)/2＝5.05×1

25、0－5 mol·L－1，[H＋]混＝Kw/[OH－]≈2×10－10 mol·L－1，pH≈9.7。 考點　溶液pH的計算 題點　強堿溶液混合的pH計算 5.室溫時，下列混合溶液的pH一定小于7的是 (　　) A.pH＝3的鹽酸和pH＝11的氨水等體積混合 B.pH＝3的鹽酸和pH＝11的氫氧化鋇溶液等體積混合 C.pH＝3的醋酸和pH＝11的氫氧化鋇溶液等體積混合 D.pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等體積混合 答案　C 解析　A項，由于一水合氨是弱堿，部分電離，其濃度遠(yuǎn)大于10－3 mol·L－1，故鹽酸與氨水混合后，氨水過量，反應(yīng)后溶液顯堿性；同理，D項反應(yīng)后的溶

26、液也顯堿性；B項，HCl電離出的氫離子與氫氧化鋇電離出的氫氧根離子的物質(zhì)的量相等，它們恰好完全反應(yīng)，反應(yīng)后溶液顯中性；C項，醋酸是弱酸，部分電離，其濃度遠(yuǎn)大于10－3 mol·L－1，與氫氧化鋇反應(yīng)后，醋酸過量，反應(yīng)后溶液顯酸性，即pH小于7。 考點　溶液pH的計算 題點　酸堿溶液混合的pH計算 題組3　溶液的稀釋與混合的綜合 6.常溫下，關(guān)于溶液稀釋的說法正確的是(　　) A.將1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水稀釋為2 L，pH＝13 B.pH＝6的鹽酸加水稀釋10倍，pH＝7 C.pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的[H＋]＝

27、1×10－6 mol·L－1 D.pH＝8的NaOH溶液加水稀釋100倍，其pH＝6 答案　A 解析　A項，稀釋后溶液中[OH－]＝＝0.1 mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝ －lg＝13，正確；B項和D項溶液稀釋時不能忽略水的電離，不正確；C項，pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1，水電離出的[H＋]＝＝10－8 mol·L－1，不正確。 考點　溶液pH的計算 題點　酸、堿溶液稀釋時pH的計算及變化規(guī)律 7.對于常溫下pH為1的硝酸溶液，下列敘述不正確的是(　　) A.該溶液1 mL稀釋至100 mL后，pH等于3 B.向

28、該溶液中加入等體積pH為13的氫氧化鋇溶液恰好完全中和 C.該溶液中硝酸電離出的[H＋]與水電離出的[H＋]的比值為1012 D.該溶液中水電離出的[H＋]是pH為3的硝酸中水電離出的[H＋]的100倍 答案　D 解析　A項，HNO3是強酸，pH為1的硝酸[H＋]為0.1 mol·L－1，溶液體積增大100倍，pH增大2，正確；B項，Ba(OH)2為強堿，pH為13的Ba(OH)2溶液中[OH－]為0.1 mol·L－1，與HNO3恰好完全反應(yīng)，正確；C項，[OH－]水＝[H＋]水＝mol·L－1＝10－13 mol·L－1，＝＝1012，正確；D項，pH為3的硝酸中水電離出的[H

29、＋]水＝[OH－]水＝mol·L－1＝10－11 mol·L－1，兩種HNO3溶液中水電離出的[H＋]水的比值為＝1∶100，不正確。 考點　溶液pH與水電離[H＋]的相關(guān)應(yīng)用 題點　由溶液pH確定水電離出的[H＋] 8.已知在100 ℃下，水的離子積Kw＝1×10－12 mol2·L－2，下列說法正確的是(　　) A.0.05 mol·L－1的H2SO4溶液pH＝1 B.0.001 mol·L－1的NaOH溶液pH＝11 C.0.005 mol·L－1的H2SO4溶液與0.01 mol·L－1的NaOH溶液等體積混合，混合后溶液pH為6，溶液顯酸性 D.完全中和pH＝3

30、的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11的NaOH溶液50 mL 答案　A 解析　A項，[H＋]＝0.05 mol·L－1×2＝0.1 mol·L－1，pH＝－lg 0.1＝1，正確；B項，[OH－]＝10－3 mol·L－1，則100 ℃時，[H＋]＝＝mol·L－1＝10－9 mol·L－1，pH＝9，錯誤；C項，[H＋]＝2×0.005 mol·L－1＝0.01 mol·L－1，[OH－]＝0.01 mol·L－1，等體積混合后溶液呈中性，[H＋]＝[OH－]＝10－6 mol·L－1，pH＝6，錯誤；D項，所需NaOH溶液的體積V＝＝0.5 mL，錯誤。 考點　溶

31、液pH的計算 題點　非常溫時溶液pH的計算 9.在常溫下，下列各組溶液中的pH一定等于7的是(　　) A.pH＝2和pH＝12的兩種溶液等體積混合 B.0.05 mol·L－1 H2SO4與0.10 mol·L－1 NaOH溶液以等體積混合 C.將pH＝5的CH3COOH溶液稀釋100倍 D.pH＝1的H2SO4與0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液以等體積混合 答案　B 解析　A項，沒有指明強酸和強堿，反應(yīng)后溶液不一定呈中性；B項，H2SO4與NaOH的物質(zhì)的量濃度之比為1∶2，等體積混合后恰好中和顯中性；C項，pH＝5的CH3COOH溶液稀釋100倍后pH<7；D項，

32、pH＝1的H2SO4溶液中的[H＋]＝0.1 mol·L－1,0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中的[OH－]＝0.2 mol·L－1，等體積混合反應(yīng)后OH－剩余，溶液顯堿性，故選B。 考點　溶液pH的計算 題點　關(guān)于溶液pH計算的綜合 10.在25 ℃時，關(guān)于下列溶液混合后溶液pH的說法中正確的是(　　) A.pH＝10與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液的pH約為11 B.pH＝5的鹽酸溶液稀釋1 000倍，溶液的pH＝8 C.pH＝2的H2SO4與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，混合液pH＝7 D.pH＝12的NH3·H2O與pH＝2的HCl溶液等體積混合

33、，混合液pH＝7 答案　C 解析　A項，[OH－]混合＝ mol·L－1≈5.0×10－3 mol·L－1，[H＋]混合＝ mol·L－1＝2×10－12 mol·L－1，pH＝－lg (2×10－12)＝12－lg 2≈11.7，不正確；B項，pH＝5的鹽酸中，水電離出的[H＋]不能忽略，稀釋1 000倍后溶液的pH<7，不正確；C項，pH＝2的H2SO4溶液中[H＋]＝0.01 mol·L－1，pH＝12的NaOH溶液中[OH－]＝0.01 mol·L－1，等體積混合溶液pH＝7，正確；D項，pH＝12的NH3·H2O，NH3·H2O部分電離，[NH3·H2O]>0.01 mol·L－

34、1，pH＝2的HCl，[H＋]＝0.01 mol·L－1，等體積混合后剩余NH3·H2O，溶液顯堿性，不正確。 [綜合強化] 11.溫度T下的溶液中，[H＋]＝1.0×10－x mol·L－1，[OH－]＝1.0×10－y mol·L－1，x與y的關(guān)系如圖所示。下列說法不正確的是(　　) A.T時，水的離子積Kw為1×10－13 mol2·L－2 B.T>25 ℃ C.T時，pH＝7的溶液顯堿性 D.T時，pH＝12的苛性鈉溶液與pH＝1的稀硫酸等體積混合，溶液的pH＝7 答案　D 解析　由圖像可知，x＝0時，y＝13，y＝0時，x＝13，則有x＋y＝13，則Kw＝[H＋

35、][OH－]＝10－x mol·L－1×10－y mol·L－1＝10－(x＋y)＝10－13 mol2·L－2>10－14 mol2·L－2，則溫度高于常溫，A、B對；該溫度下，Kw＝10－13 mol2·L－2，T時，pH＝6.5的溶液顯中性，pH＝7的溶液顯堿性，C對；該溫度下，pH＝12的苛性鈉溶液，[OH－]＝0.1 mol·L－1，pH＝1的稀硫酸中[H＋]＝ 0.1 mol·L－1，等體積混合，溶液顯中性，pH＝6.5，D錯。 考點　溶液pH的計算 題點　非常溫時溶液的pH計算 12.有一學(xué)生在實驗室測某溶液的pH。實驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒

36、蘸取試樣進行檢測。 (1)該學(xué)生的操作是 (填“正確的”或“不正確的”)，其理由是 。 (2)如不正確，請分析是否一定有誤差

37、 。 (3)若用此法分別測定[H＋]相等的鹽酸和醋酸溶液的pH，誤差較大的是 ， 原因是 。 答案　 (1)不正確的　該學(xué)生測得的pH是稀釋后溶液的pH　 (2

38、)不一定有誤差，當(dāng)溶液為中性時則不產(chǎn)生誤差　(3)鹽酸　因為在稀釋過程中醋酸繼續(xù)電離產(chǎn)生H＋，使得溶液中[H＋]較鹽酸中的[H＋]大，誤差較小 解析　(1)用pH試紙測量溶液的pH時，pH試紙不能潤濕，否則相當(dāng)于將原溶液稀釋。 (2)若溶液呈酸性或堿性，稀釋必然會造成誤差，若溶液呈中性，則不會造成誤差。(3)若溶液是酸性溶液，pH增大，對于弱酸溶液(如醋酸溶液)來說，其pH變化相對較小。 考點　溶液的酸堿性與pH 題點　溶液酸堿性的實驗測定 13.已知水在25 ℃和95 ℃時，其電離平衡曲線如圖所示。 (1)25 ℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為

39、 (填“A”或“B”)，請說明理由 。 (2)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 。 (3)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(yīng)滿足的關(guān)系是 。 (4)曲線A所對應(yīng)的溫度下，pH＝2的HCl溶液和pH＝11

40、的某NaOH溶液中，若水的電離程度分別用α1、α2表示，則α1 (填“大于”“小于”“等于”或“無法確定”)α2。 (5)在曲線B所對應(yīng)的溫度下，將0.02 mol·L－1的Ba(OH)2溶液與等物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合，所得混合液的pH＝ 。 答案　(1)A　水電離需要吸熱，溫度越高Kw越大 (2)10∶1 (3)a＋b＝14 (4)小于 (5)10 解析　(2)25 ℃時，pH＝9的NaOH溶液中[OH－]＝1×10－5 mol·L－1，pH＝4的硫酸中[H＋]＝1×10－4 mol·L－1，當(dāng)二者恰好反應(yīng)完時有1×10－5V(堿)

41、＝1×10－4V(酸)，V(堿)∶V(酸)＝10∶1。(3)95 ℃時，Kw＝1×10－12mol2·L－2，pH＝a的強酸溶液中，[H＋]＝1×10－a mol·L－1，pH＝b的強堿溶液中，[OH－]＝10b－12 mol·L－1,100×10－a＝1×10b－12,2－a＝b－12，a＋b＝14。(4)由于鹽酸中[H＋]>NaOH溶液中[OH－]，結(jié)合水的電離方程式知二者對水電離程度的抑制能力前者較強，故α1小于α2。(5)等體積混合時，溶液中Ba2＋反應(yīng)完畢，但此時OH－消耗掉一半，故混合溶液中[OH－]＝0.01 mol·L－1，[H＋]＝1×10－10 mol·L－1，故pH＝10

42、。 考點　溶液pH的計算 題點　關(guān)于溶液pH計算的綜合 14.下表是不同溫度下水的離子積的數(shù)據(jù)： 溫度/℃ 25 T1 T2 水的離子積 1×10－14 mol2·L－2 α 1×10－12 mol2·L－2 試回答以下問題： (1)若25”或“＝”)1×10－14，作出此判斷的理由是 。 (2)25 ℃下，某Na2SO4溶液中[SO]＝5×10－4 mol·L－1，取該溶

43、液1 mL，加水稀釋至10 mL，則稀釋后溶液中[Na＋]∶[OH－]＝ 。 (3)在T2溫度下測得某溶液pH＝7，該溶液顯 (填“酸”“堿”或“中”)性。將此溫度下pH＝11的NaOH溶液a L與pH＝1的H2SO4溶液b L混合。 ①若所得混合液為中性，則a∶b＝ 。 ②若所得混合液pH＝2，則a∶b＝ 。 答案　(1)>　溫度升高，水的電離程度增大，離子積增大　(2)1 000∶1　(3)堿?、?∶1　②9∶11 解析　(1)水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，溫度升高，水的電離程度增大，離子積增大。 (2)25 ℃時，某Na2

44、SO4溶液中[SO]＝5×10－4 mol·L－1，則溶液中鈉離子濃度是1×10－3 mol·L－1。如果稀釋10倍，則鈉離子濃度是1×10－4 mol·L－1，但硫酸鈉溶液是顯中性的。所以[Na＋]∶[OH－]＝10－4∶10－7＝1 000∶1。 (3)T2溫度下水的離子積常數(shù)是1×10－12 mol2·L－2，在該溫度下，pH＝6是顯中性的。該溶液pH＝7，溶液顯堿性；此溫度下pH＝11的NaOH溶液中OH－的濃度是0.1 mol·L－1。 ①若所得混合液為中性，由于硫酸中氫離子的濃度也是0.1 mol·L－1，則a∶b＝1∶1。 ②所得混合溶液的pH＝2，說明稀硫酸過量。所以有

45、mol·L－1＝0.01 mol·L－1，解得a∶b＝9∶11。 考點　溶液pH的計算 題點　非常溫時溶液的pH計算 15.25 ℃時，取pH為a的鹽酸V1 L，用pH為b的NaOH溶液中和(a≤6且b≥8)，需NaOH溶液V2 L。 (1)若a＋b＝14，則＝ 。 (2)若a＋b＝13，則＝ (3)若a＋b>14，則＝ ，且V1 (填“>”“<”或“＝”)V2。 答案　(1)1　(2)0.1　(3)10a＋b－14　> 解析　pH＝a的鹽酸，[H＋]＝10－a mol·L－1；pH＝b的NaOH溶液，[OH－]＝10b－14 mol·L－1。若酸堿恰好中和時，V1·10－a＝V2·10b－14，所以＝＝10a＋b－14。(1)當(dāng)a＋b＝14時，則＝1；(2)當(dāng)a＋b＝13時，＝0.1；(3)當(dāng)a＋b>14時，＝10a＋b－14>1，即V1>V2。 考點　溶液pH的計算 題點　酸堿溶液混合的pH計算