2018-2019學(xué)年高中化學(xué) 第03章 水溶液中的離子平衡 專題3.2.2 pH的計算及應(yīng)用試題 新人教版選修4.doc

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第2課時 pH的計算及應(yīng)用 一、單一溶液pH的計算 1．計算方法 根據(jù)pH=_________計算。求pH的關(guān)鍵是求溶液中的_________。酸性溶液：先求_________ ，再求pH；堿性溶液：先求_________，再利用Kw= c(H+) c(OH?)計算出_______，再求pH。 2．強酸和強堿溶液pH的計算(25C) （1）強酸溶液(以c mol/L的HmA溶液為例)。 c(H+)=_________mol/L，pH=?lgc(H+)=_________。 （2）強堿溶液[以c mol/L的B(OH)n溶液為例]。 c(OH?)=_________mol/L，c(H+)=_________mol/L，pH=?lgc(H+)=_________。 3．弱酸或弱堿溶液pH的計算(25 C) （1）弱酸：如一元弱酸HA，設(shè)濃度為c molL?1則c(H+)< c molL?1，pH>?lgc （2）弱堿：如一元弱堿BOH，設(shè)濃度為c molL?1，則c(OH?)< c mol L?1，c(H+)> molL?1，pH<14+lgc。 二、混合溶液pH的計算 1．兩強酸溶液混合 先計算c(H+)混=______________再求pH。 2．強堿與強堿混合 先計算c(OH+)混=________________，再求c(H+)混=，最后求pH。 3．強酸與強堿混合 （1）若室溫下強酸、強堿混合恰好完全反應(yīng)，則混合后溶液的pH=_____。 （2）若酸過量，直接求反應(yīng)后溶液中的c(H+)混，c(H+)混=___________________，再求pH。 （3）若堿過量，應(yīng)先求反應(yīng)后溶液中的c(OH?)混，再求c(H+)混，最后求pH。 三、酸、堿溶液稀釋時pH的變化規(guī)律 酸堿溶液無限稀釋，pH都不可能大于7或小于7，只能________。 四、酸堿中和滴定 1．概念 利用__________，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。 2．原理 利用酸和堿反應(yīng)時，c(H+)V酸=c(OH?)V堿 即c(H+)=__________________，或c(OH?)=__________________。 3．滴定過程中的pH變化及終點判斷 酸堿滴定過程中，溶液的pH發(fā)生了很大的變化。若用標準的強酸溶液滴定未知濃度的強堿溶液，則反應(yīng)開始時溶液的pH很_________(填“大”或“小”)，隨著強酸的滴入，溶液的pH逐漸_________；當二者恰好中和時，溶液的pH_________7；當酸過量一滴時，溶液立即變?yōu)開______性。若用強堿滴定強酸則恰恰相反。 根據(jù)滴定過程中的pH變化及酸堿指示劑在酸性或堿性溶液中的顏色變化，只要選擇合適的指示劑(滴定終點盡可能與變色范圍一致)，即可準確判斷中和反應(yīng)是否恰好進行。在實驗室里選用的指示劑一般為_________。 4．中和滴定的操作過程 （1）準備過程：滴定管：_________→水洗→_________→注液→_________→調(diào)液面→_________。 錐形瓶：_________→裝液→_________。 除去堿式滴定管膠管中氣泡的方法 （2）滴定操作：移取待測溶液，加指示劑2?3滴，滴定，判斷終點，讀數(shù)，重復(fù)實驗，計算。 說明：操作時左手_________，右手__________，眼睛__________________。滴速：先_____后_____(填“快”或“慢”)，當接近終點時，應(yīng)一滴一搖。 【答案】一、1．?lgc(H+) c(H+) c(H+) c(OH?) c(H+) 2．（1）mc ?lgmc （2）nc 14+lgnc 二、1． 2． 3．（1）7 （2） 三、接近7 四、1．中和反應(yīng) 2． 3．大 減小 = 酸 甲基橙或酚酞 4．（1）檢漏 潤洗 趕氣泡 初始讀數(shù) 水洗 滴指示劑 （2）握住活塞 搖動錐形瓶 注視錐形瓶中溶液顏色的變化 快 慢 一、溶液pH計算 1．溶液pH計算基本思路 2．酸堿混合有關(guān)規(guī)律 （1）一般情況下，若ΔpH（pH的差值）≥2的兩種強酸溶液等體積混合，pH=pH小+0.3；若ΔpH≥2的兩種強堿溶液等體積混合，pH=pH大?0.3(相當于把pH小的酸溶液或pH大的堿溶液稀釋到了原來的2倍)。 （2）酸按酸，堿按堿，同強混合在之間；異強混合看過量。若是堿堿混合或者酸堿混合且堿過量，一定要先算c(OH?)，再算c(H+)及pH，或先算c(OH?)，再算pOH、pH。 3．溶液稀釋時酸堿性變化規(guī)律 （1）對于pH相同的強酸和弱酸（或強堿和弱堿）溶液稀釋相同的倍數(shù)，強酸（或強堿）溶液的pH變化幅度大。這是因為強酸（或強堿）已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中的H＋(或OH?)的數(shù)目（水電離出的除外）不會增多，而弱酸（或弱堿）隨著加水稀釋，電離平衡向右移動，溶液中H＋(或OH?)的數(shù)目還會增多。將pH相同的強酸和弱酸稀釋后pH仍相同，則弱酸中所加的水比強酸中的多。 （2）對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸（或強堿和弱堿），稀釋相同的倍數(shù)，pH的變化幅度不同，強酸（或強堿）稀釋后pH的變化幅度大。 25 ℃ a molL－1一元酸HA與b molL－1 NaOH等體積混合后，pH為7，則下列關(guān)系一定正確的是 A．a(chǎn)＝b B．a(chǎn)>b C．c(A－)＝c(Na＋) D．c(A－)b，故A、B項錯誤。根據(jù)電荷守恒：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(A－)＋c(OH－)，pH為7，則c(H＋)＝c(OH－)，故有c(Na＋)＝c(A?)，C正確，D錯誤。 【答案】C 二、酸堿中和滴定 1．常見滴定類型中指示劑的選擇 滴定種類 選用的指示劑 達滴定終點時顏色變化 指示劑用量 強酸滴定強堿 甲基橙 黃色→橙色 2~3滴 強堿滴定強酸 酚酞 無色→淺紅色 強酸滴定弱堿 甲基橙 黃色→橙色 強堿滴定弱酸 酚酞 無色→淺紅色 注意：石蕊不能用作中和滴定的指示劑。 2．實驗操作 （1）實驗裝置 （2）實驗原理 酸堿滴定曲線是以酸堿中和滴定過程中滴加酸（或堿）的量為橫坐標，以溶液pH為縱坐標繪出的一條溶液pH隨酸（或堿）的滴加量而變化的曲線。它描述了酸堿中和滴定過程中溶液pH的變化情況，其中酸堿滴定終點附近的pH突變情況（如上滴定曲線圖），對于酸堿滴定中如何選擇合適的酸堿指示劑具有重要意義。 （3）實驗步驟 ①滴定前的準備工作。滴定管：查漏→水洗→潤洗→裝液→趕氣泡→調(diào)液面→記錄初始讀數(shù)；錐形瓶：水洗→裝液→滴加指示劑。②滴定。左手控制滴定管，右手不停搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。酸堿中和滴定開始時和達到滴定終點之后，測試和記錄pH的間隔可稍大些，如每加入5～10 mL酸（或堿），測試和記錄一次；滴定終點附近，測試和記錄pH的間隔要小，每滴加一滴測一次。③數(shù)據(jù)處理。 滴定終點的判斷答題模板 當?shù)稳胱詈笠坏螛藴嗜芤汉?，溶液由色變成色，或溶液色褪去，且半分鐘?nèi)不變色。 （4）數(shù)據(jù)處理 按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值及待測堿液體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)=計算。 1．下列有關(guān)實驗操作中，合理的是 A．用托盤天平稱取11.05 g食鹽 B．用量筒量取12.40 mL鹽酸 C．用酸式滴定管量取20.20 mL某濃度的H2SO4溶液 D．用pH試紙測得某溶液的pH為4.2 2．25 ℃時的下列溶液中，堿性最強的是 A．pH=11的溶液 B．c(OH-)=0.12 mol/L的溶液 C．1 L含有4 g NaOH的溶液 D．c(H+)=110-10 mol/L的溶液 3．用0.1 mol/L NaOH溶液滴定0.1 mol/L鹽酸，如達到滴定終點時不慎多加了1滴NaOH溶液(1滴溶液的體積約為0.05 mL)，繼續(xù)加水至50 mL，所得溶液的pH是 A．4 B．7.2 C．10 D．11.3 4．下圖是向100 mL的鹽酸中逐漸加入NaOH溶液時，溶液的pH變化圖像，根據(jù)如圖所得結(jié)論正確的是 A．原來鹽酸的物質(zhì)的量濃度為0.1 mol/L B．X為0.1 mol/L的NaOH溶液 C．原來鹽酸的物質(zhì)的量濃度為1 mol/L D．X為0.01 mol/L的NaOH溶液 5．用滴定法測定NaOH(含NaCl雜質(zhì))的質(zhì)量分數(shù)，下列操作會引起測定值偏高的是 A．試樣中加入酚酞作指示劑，用標準酸液進行滴定 B．錐形瓶用蒸餾水洗滌后，直接加入待測溶液進行滴定 C．滴定管用蒸餾水洗滌后，直接注入標準酸液進行滴定 D．滴定管用蒸餾水洗滌后，直接注入待測液，取20.00 mL進行滴定 6．現(xiàn)有常溫下的四份溶液：①0.01 mol/L HCl；②0.01 mol/L CH3COOH；③pH＝12 的氨水；④pH＝12的NaOH溶液。 下列說法正確的是 A．②中由水電離出的c(H＋)＝110－12 mol/L B．將①、③混合，若有pH＝7，則消耗溶液的體積：③>① C．將②、④等體積混合(體積變化忽略不計)，則c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.01 mol/L D．將四份溶液均稀釋10倍后溶液pH：③>④，②>① 7．水的電離平衡曲線如下圖所示，下列說法不正確的是 A．圖中五點KW間的關(guān)系:B>C>A=D=E B．若從A點到D點，可采用:溫度不變在水中加入少量的酸 C．若從A點到C點，可采用:溫度不變在水中加入適量的NH4Cl固體 D．若處在B點時，將pH=2的H2SO4溶液與pH=10的KOH溶液等體積混合后，溶液顯中性 8．一定物質(zhì)的量濃度溶液的配制和酸堿中和滴定是中學(xué)化學(xué)中兩個典型的定量實驗。某研究性學(xué)習(xí)小組在實驗室中配制1 molL?1的稀硫酸標準溶液，然后用其滴定某未知濃度的NaOH溶液。下列有關(guān)說法中正確的是__________。 A．實驗中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要檢漏 B．如果實驗中需用60 mL的稀硫酸標準溶液，配制時應(yīng)選用100 mL容量瓶 C．容量瓶中含有少量蒸餾水，會導(dǎo)致所配標準溶液的濃度偏小 D．酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，即裝入標準濃度的稀硫酸，則測得的NaOH溶液的濃度將偏大 E．配制溶液時，定容時俯視讀數(shù)，則導(dǎo)致測得的NaOH溶液濃度偏大 F．中和滴定時，若在最后一次讀數(shù)時俯視讀數(shù)，則導(dǎo)致實驗結(jié)果偏大 9．[2018北京卷]測定0.1 molL-1 Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH，數(shù)據(jù)如下。 時刻 ① ② ③ ④ 溫度/℃ 25 30 40 25 pH 9.66 9.52 9.37 9.25 實驗過程中，?、佗軙r刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產(chǎn)生白色沉淀多。 下列說法不正確的是 A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OH? B．④的pH與①不同，是由于濃度減小造成的 C．①→③的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致 D．①與④的Kw值相等 10．[2017新課標Ⅱ]改變0.1二元弱酸溶液的pH，溶液中的、、的物質(zhì)的量分數(shù)隨pH的變化如圖所示[已知]。 下列敘述錯誤的是 A．pH=1.2時， B． C．pH=2.7時， D．pH=4.2時， 1．【答案】C 2．【答案】B 【解析】c(OH?)越大，溶液的堿性越強。A項中c(OH?)=1.010-3 mol/L，B項中c(OH?)=0.12 mol/L，C項中c(OH?)=0.1 mol/L，D項中為1.010-4 mol/L，故B項中溶液的堿性最強。 3．【答案】C 【解析】運用化學(xué)反應(yīng)進行中和反應(yīng)計算：c(OH-)==110-4 mol/L，pH=10。 4．【答案】A 【解析】原鹽酸的pH=1，則c(HCl)=0.1 mol/L，A項正確。滴定終點時加入的NaOH溶液中NaOH的物質(zhì)的量為0.01 mol，但濃度與體積都無法計算。 5．【答案】C 【解析】A項，用標準酸液滴定NaOH溶液，選用酚酞作指示劑對實驗結(jié)果無影響；B項，錐形瓶用蒸餾水洗滌后，直接加入待測液進行滴定，對實驗結(jié)果無影響；C項中的操作會使V(HCl)偏大，所測NaOH的質(zhì)量分數(shù)偏高；D項中的操作會使V(HCl)偏小，所測NaOH的質(zhì)量分數(shù)偏低。 6．【答案】D 【解析】由于CH3COOH為弱電解質(zhì)，故0.01 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)≠110－2 mol/L，故由水電離出的c(H＋)≠110－12 mol/L，A項錯誤；因pH＝12的氨水中氨水的濃度遠大于0.01 mol/L，0.01 mol/L HCl與pH＝12的氨水混合，當pH＝7時，消耗溶液的體積：③<①，B項錯誤；將②、④等體積混合，溶液的總體積增大，c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)<0.01 mol/L，C項錯誤。 7．【答案】C 【解析】B項，加酸后，c(H+)變大，c(OH-)變小，但溫度不變，KW不變，正確；C項，加入NH4Cl后，溫度不變，KW不變，錯誤；D項，溫度為T時，KW=110-12，pH=2的H2SO4溶液，c(H+)=1.010-2 mol/L，pH=10的KOH溶液，c(OH-)=1.010-2 mol/L，等體積混合后，恰好完全反應(yīng)，所以溶液應(yīng)該呈中性，正確。 7．【答案】ABD 9．【答案】C 【解析】A項，Na2SO3屬于強堿弱酸鹽，SO32-存在水解平衡：SO32-+H2OHSO3-+OH-、HSO3-+H2OH2SO3+OH-，A項正確；B項，?、佗軙r刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產(chǎn)生白色沉淀多，說明實驗過程中部分Na2SO3被氧化成Na2SO4，①與④溫度相同，④與①對比，SO32-濃度減小，溶液中c（OH-），④的pH小于①，即④的pH與①不同，是由于SO32-濃度減小造成的，B項正確；C項，鹽類水解為吸熱過程，①→③的過程，升高溫度SO32-水解平衡正向移動，c（SO32-）減小，水解平衡逆向移動，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響相反，C項錯誤；D項，Kw只與溫度有關(guān)，①與④溫度相同，Kw值相等；答案選C。 點睛：本題考查鹽類水解離子方程式的書寫、外界條件對鹽類水解平衡的影響、影響水的離子積的因素、SO32-的還原性。解題時注意從溫度和濃度兩個角度進行分析。 10．【答案】D 【解析】A、根據(jù)圖像，pH=1.2時，H2A和HA?相交，則有c(H2A)=c(HA?)，故A說法正確；B、pH=4.2時，c(A2?)=c(HA?)，根據(jù)第二步電離HA?H＋＋A2?，得出：K2(H2A)=c(H+)c(A2?)/c(HA?)= c(H+)=10?4.2，故B說法正確；C、根據(jù)圖像，pH=2.7時，H2A和A2?相交，則有，故C說法正確；D、由圖知，pH=4.2時，c(HA?)=c(A2?)，H2A電離出一個HA?時釋放出一個H+，電離出一個A2?時，釋放出2個H+，同時水也會電離出H+，因此c(H+)＞c(HA?)=c(A2?)，錯誤。