2019-2020年高考化學考點突破訓練 8.2溶液的酸堿性.doc

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2019-2020年高考化學考點突破訓練 8.2溶液的酸堿性 1．(xx湖南重點中學聯(lián)考)25℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－，下列敘述正確的是(　　) A．將純水加熱到95 ℃時，Kw變大，pH不變，水仍呈中性 B．向純水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)增大，Kw變小 C．向純水中加入少量碳酸鈉固體，c(H＋)減小，Kw不變，影響水的電離平衡 D．向純水中加入醋酸鈉或鹽酸，均可抑制水的電離，Kw不變 解析　水的電離吸熱，將純水加熱，電離平衡正向移動，c(H＋)、c(OH－)均增大但仍相等，因此Kw變大，pH變小，水仍呈中性，A項錯；向純水中加入稀氨水，溶液中c(OH－)增大，電離平衡逆向移動，但Kw只與溫度有關，因此保持不變，B項錯；向純水中加入少量Na2CO3固體，溶液中c(H＋)減小，水的電離平衡正向移動，但Kw不變，C項對；當向純水中加入醋酸鈉時，促進水的電離，D項錯。 答案　C 2．(xx新課標全國Ⅰ)短周期元素W、X、Y、Z的原子序數(shù)依次增大，其簡單離子都能破壞水的電離平衡的是(　　) A．W2－、X＋ B．X＋、Y3＋ C．Y3＋、Z2－ D．X＋、Z2－ 解析　A選項W在X的上一周期，所以X為第3周期，分別為O、Na；B選項X可能為Li或Na、Y為Al；D選項X可能為Li或Na、Z可能為O或S；上述選項中的Na＋均不影響水的電離平衡；C選項Y只能為Al、Z只能為S，Al3＋、S2－均影響水的電離平衡。 答案　C 3．(xx全國)如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是(　　) A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)c(OH－)＝Kw B．M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H＋)T1，C項正確；XZ線上任意點都有c(H＋)＝c(OH－)，只有當c(H＋)＝10－7 molL－1時，才有pH＝7，D項錯誤。 答案　D 4．25 ℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液　②0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液?、踦H＝10的Na2S溶液?、躳H＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是(　　) A．1：10：1010：109 B．1：5：5109：5108 C．1：20：1010：109 D．1：10：104：109 解析　本題考查酸、堿、鹽對水電離的影響及Kw與溶液中c(H＋)、c(OH－)之間的換算。①pH＝0的H2SO4溶液中c(H＋)＝1 mol/L，c(OH－)＝10－14 mol/L，H2SO4溶液抑制H2O的電離，則由H2O電離出的c(H＋)＝10－14 mol/L；②0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝0.1 mol/L，c(H＋)＝10－13 mol/L，Ba(OH)2溶液抑制H2O的電離，則由水電離出的c(H＋)＝10－13 mol/L；③pH＝10的Na2S溶液促進H2O的電離，由H2O電離出的c(H＋)＝10－4 mol/L；④pH＝5的NH4NO3溶液促進H2O的電離，由H2O電離出的c(H＋)＝10－5 mol/L。4種溶液中電離的H2O的物質(zhì)的量等于H2O電離產(chǎn)生的H＋的物質(zhì)的量，其比為：10－14:10－13:10－4:10－5＝1:10:1010:109。 答案　A 考點2 溶液的酸堿性和pH的計算 1.溶液的酸堿性 c(H＋)與c(OH－) 的關系 溶液酸 堿性 pH c(H＋)>c(OH－) 酸性 可能大于、小于或等于7，溫度為25 ℃時小于7 c(OH－)>c(H＋) 堿性 可能大于、小于或等于7，溫度為25 ℃時大于7 c(H＋)＝c(OH－) 中性 可能大于、小于或等于7，溫度為25 ℃時等于7 2.溶液的酸堿性判定規(guī)律 (1)pH相同的酸，某種酸的酸性越弱，則這種酸的物質(zhì)的量濃度越大；同樣，pH相同的堿，某種堿的堿性越弱，則這種堿的物質(zhì)的量濃度也越大。 (2)酸與堿的pH之和為14，強酸與強堿等體積混合時，溶液的pH＝7；強酸與弱堿等體積混合，溶液的pH>7；強堿與弱酸等體積混合，溶液的pH<7。 3．稀釋后溶液pH的變化規(guī)律 (1)強酸溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不會大于7)。 (2)強堿溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH減小n(溶液的pH不會小于7)。 (3)pH相同的強酸與弱酸(或強堿與弱堿)被稀釋相同倍數(shù)，則溶液的pH變化不同，強酸(或強堿)的pH變化大。 (4)物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸，被稀釋相同倍數(shù)，則溶液的pH變化不同，強酸的pH增大得比弱酸快(強堿、弱堿類似)。 4．單一溶液的pH計算 強酸溶液：如HnA，設濃度為c molL－1，c(H＋)＝nc molL－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。 強堿溶液：如B(OH)n，設濃度為c molL－1，c(H＋)＝ molL－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 5．混合溶液pH的計算 (1)兩種強酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。 c(H＋)混＝ (2)兩種強堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。 c(OH－)混＝ 強酸、強堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，再求pH。 c(H＋)混或c(OH－)混＝ 將強酸、強堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則c(H＋)c(OH－)、V堿V酸、pH酸＋pH堿有如下規(guī)律 (25 ℃)：因c(H＋)酸V酸＝c(OH－)堿V堿，故有＝。在堿溶液中c(OH－)堿＝，將其代入上式得： c(H＋)酸c(H＋)堿＝，兩邊取負對數(shù)得：pH酸＋pH堿＝14－lg?，F(xiàn)具體舉例如下： V酸:V堿 c(H＋):c(OH－) pH酸＋pH堿 10:1 1:10 15 1:1 1:1 14 1:10 10:1 13 M:n N:m 14＋lg m/n 題組訓練 5.(xx桂林高三診斷)下列四種溶液中一定顯酸性的是(　　) A．滴加紫色石蕊試液后變紅色的溶液 B．溶液中c(OH－)>c(H＋) C．溶液中c(H＋)＝10－6 mol/L D．pH<7的溶液 解析　pH<7或c(H＋)>10－7 molL－1的溶液顯酸性僅適用于常溫時對溶液酸堿性的判斷，C、D項錯誤；可使紫色石蕊試液變紅，則該溶液一定顯酸性，A項正確。 答案　A 6．(xx新課標)室溫時，M(OH)2(s)M2＋(aq)＋2OH－(aq)　Ksp＝a。c(M2＋)＝b molL－1時，溶液的pH等于(　　) A.lg B.lg C．14＋lg D．14＋lg 解析　根據(jù)M(OH)2的Ksp＝c(M2＋)c2(OH－)，則溶液中c(OH－)＝ ＝，則pH＝－lg c(H＋)＝－lg(10－14)＝－(－14－lg)＝14＋lg。 答案　C 7．(xx成都二診)常溫下，pH＝a和pH＝b的兩種NaOH溶液，已知b＝a＋2，則將兩種溶液等體積混合后，所得溶液的pH接近于(　　) A．a(chǎn)－lg2 B．b－lg2 C．a(chǎn)＋lg2 D．b＋lg2 解析　兩種溶液中c(OH－)分別為10a－14mol/L、10b－14mol/L，等體積混合后c(OH－)＝[10a－14 mol/L＋10b－14 mol/L]/2＝[(10110a－14)/2] mol/L，pOH＝(14－a)－lg101＋lg2≈12－a＋lg2，pH＝14－pOH＝2＋a－lg2＝b－lg2。 答案　B 8．(xx遼寧師大附中月考)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為________(填“A”或“B”)，請說明理由____________，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__________________。 (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(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合，所得混合液的pH＝________。 解析　(1)25 ℃時，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝110－5 mol/L，pH＝4的硫酸中c(H＋)＝110－4 mol/L，當二者恰好反應完時有110－5 V(堿)＝110－4 V(酸)，V(堿):V(酸)＝10:1。 (2)95℃時，Kw＝110－12，pH＝a的強酸溶液中，c(H＋)＝110－amol/L，pH＝b的強堿溶液中，c(OH－)＝10b－12 mol/L,10010－a＝110b－12,2－a＝b－12，a＋b＝14。 (3)由于鹽酸中c(H＋)>堿BOH溶液中c(OH－)，結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。若BOH是強堿，等體積混合時酸過量，此時pH<7，若BOH是弱堿，則無法確定堿與酸的物質(zhì)的量的相對多少，故無法確定反應后溶液的pH。 (4)等體積混合時，溶液中Ba2＋反應完畢，但此時OH－消耗掉一半，故混合溶液中c(OH－)＝0.01 mol/L，c(H＋)＝110－10 mol/L，故pH＝10。 答案　(1)A　水電離需要吸熱，溫度越高Kw越大　10:1 (2)a＋b＝14 (3)小于　無法確定　若BOH是弱堿，無法確定酸堿的物質(zhì)的量的相對多少 (4)10 歸納總結 加水稀釋時pH值的變化規(guī)律 1．等物質(zhì)的量濃度的鹽酸(a)與醋酸(b) 物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，溶液的pH變化不同，強酸的pH增大快；若加水稀釋到相同pH，強酸加水多。 2．等pH的鹽酸(a)與醋酸(b) pH相同的強酸與弱酸，加水稀釋相同倍數(shù)，溶液的pH變化不同，強酸的pH變化大；若加水稀釋到相同pH，弱酸加水多。 考點3 酸堿中和滴定及誤差分析 1.原理：中和反應 2. (1)滴定管的“0”刻度在儀器的上端，注入液體后，仰視讀數(shù)數(shù)值偏大，俯視讀數(shù)數(shù)值偏小。 (2)滴定管讀數(shù)時，可記錄到小數(shù)點后兩位，而量筒可記錄到小數(shù)點后一位。 (3)使用滴定管的第一步操作是查漏。 (4)滴定時一般選用酚酞、甲基橙作指示劑，而不用石蕊(因變色不明顯)。強酸滴定強堿或強堿滴定強酸，可選用酚酞或甲基橙作指示劑；強酸滴定弱堿，用甲基橙作指示劑(強酸弱堿鹽水解呈酸性)；強堿滴定弱酸，用酚酞作指示劑(強堿弱酸鹽水解呈堿性)。 3．操作步驟：(以0.1 mol/L的鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液為例) (1)查漏、洗滌、潤洗。 (2)裝液、趕氣泡、調(diào)液面、注液(向錐形瓶中)。 (3)滴定：眼睛注視錐形瓶中溶液顏色的變化，當?shù)渭拥阶詈笠坏危芤侯伾兓野敕昼妰?nèi)不恢復原色即為滴定終點。 4．誤差分析 用滴定法測待測液的濃度時，消耗標準溶液多，則結果偏高；消耗標準溶液少，則結果偏低。從計算式分析，當酸堿恰好中和時，有關系式：c標V標n標＝c待V待n待(c、V、n分別表示溶液物質(zhì)的量濃度，溶液體積，酸或堿的元數(shù))。故c待＝，由于c標、n標、V待、n待均為定值，所以c待的大小取決于V標的大小，V標大，則c待大；V標小，則c待小。以標準酸溶液滴定未知濃度的堿為例，常見的因操作不對而引起的誤差： (1)未用標準酸潤洗滴定管，則測量值偏高。 (2)滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失，則測量值偏高。 (3)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)， 則測量值偏低。 (4)滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)，則測量值偏高。 (5)滴定前，用待測液洗錐形瓶，則測量值偏高。 (6)未用待測液洗移液管，則測量值偏低。 題組訓練 9．實驗室中有一未知濃度的稀鹽酸，某學生用0.10 molL－1 NaOH標準溶液進行測定鹽酸的濃度的實驗。請完成下列填空： 取20.00 mL待測鹽酸放入錐形瓶中，并滴加2～3滴酚酞作指示劑，用自己配制的NaOH標準溶液進行滴定。重復上述滴定操作2～3次，記錄數(shù)據(jù)如下。 實驗 編號 NaOH溶 液的濃度 (molL－1) 滴定完成時， NaOH溶液滴 入的體積(mL) 待測鹽酸的 體積(mL) 1 0.10 22.62 20.00 2 0.10 22.72 20.00 3 0.10 22.80 20.00 (1)滴定達到終點的標志是______________________________。 (2)根據(jù)上述數(shù)據(jù)，可計算出該鹽酸的濃度約為______________ (保留兩位有效數(shù)字)。 (3)排去堿式滴定管中氣泡的方法應采用如圖所示操作中的________，然后輕輕擠壓玻璃球使尖嘴部分充滿堿液。 (4)在上述實驗中，下列操作(其他操作正確)會造成測定結果偏高的有________(填選項字母)。 A．滴定終點讀數(shù)時俯視 B．酸式滴定管使用前，水洗后未用待測鹽酸潤洗 C．錐形瓶水洗后未干燥 D．稱量NaOH固體中混有Na2CO3固體 E．堿式滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失 解析　根據(jù)指示劑在酸性溶液或堿性溶液中的顏色變化，我們可以判斷中和反應是否恰好進行完全。計算鹽酸的濃度時，應計算三次中和滴定的平均值，因NaOH標準液濃度及待測液的體積也一樣，故只算NaOH溶液體積的平均值即可。根據(jù)堿式滴定管的構造可知，彎曲橡膠管即可將管中的氣泡排出。 答案　(1)最后一滴NaOH溶液加入，溶液由無色恰好變成淺紅色且半分鐘內(nèi)不褪色 (2)0.11 molL－1　(3)丙　(4)DE 10．氧化還原滴定實驗與中和滴定類似(用已知濃度的氧化劑溶液滴定未知濃度的還原劑溶液或反之)。 現(xiàn)有0.001 mol/L KMnO4酸性溶液和未知濃度的無色NaHSO3溶液。反應的離子方程式是2MnO＋5HSO＋H＋===2Mn2＋＋5SO＋3H2O。 填空完成以下問題： (1)該滴定實驗所需儀器有下列中的________。 A．酸式滴定管(50 mL)　B．堿式滴定管(50 mL) C．量筒(10 mL)　D．錐形瓶　E．鐵架臺 F．滴定管夾　G．燒杯　H．白紙　I．膠頭滴管J．漏斗 (2)不用________(填“酸”或“堿”)式滴定管盛放高錳酸鉀溶液。試分析原因____________ ________________________。 (3)選何種指示劑，說明理由___________________________。 (4)滴定前平視KMnO4液面，刻度為a mL，滴定后俯視液面刻度為b mL，則(b－a) mL比實際消耗KMnO4溶液體積________(填“多”或“少”)。根據(jù)(b－a) mL計算得到的待測濃度，比實際濃度________(填“大”或“小”)。 解析　(1)因為氧化還原滴定實驗類似于中和滴定，由中和滴定實驗所需儀器的選用進行遷移可得出正確答案。 (2)由于KMnO4具有強氧化性，能腐蝕橡膠管，故不能用堿式滴定管盛放KMnO4溶液。 (3)MnO為紫色，Mn2＋為無色，可用這一明顯的顏色變化來判斷滴定終點。 (4)滴定后俯視液面，所讀體積偏小，所測濃度比實際濃度偏小。 答案　(1)ADEFH (2)堿　高錳酸鉀能腐蝕橡膠管 (3)不用指示劑，因為MnO―→Mn2＋時紫色褪去 (4)少　小 歸納總結 1.滴定終點的判斷答題模板 當?shù)稳胱詈笠坏螛藴嗜芤汉?，溶液變成色，且半分鐘?nèi)不恢復原來的顏色。 說明：解答此類題目注意三個關鍵點： (1)最后一滴：必須說明是滴入“最后一滴”溶液。 (2)顏色變化：必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。 (3)半分鐘：必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不再恢復原來的顏色”。 2．圖解量器的讀數(shù)方法 (1)平視讀數(shù)(如圖1)：實驗室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體；讀取液體體積時，視線應與凹液面最低點保持水平，視線與刻度的交點即為讀數(shù)(即凹液面定視線，視線定讀數(shù))。 (2)俯視讀數(shù)(如圖2)：俯視：當用量筒測量液體的體積時，由于俯視視線向下傾斜，尋找切點的位置在凹液面的上側，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。 (3)仰視讀數(shù)(如圖3)：讀數(shù)時，由于視線向上傾斜，尋找切點的位置在液面的下側，因滴定管刻度標法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大。 至于俯視和仰視的誤差，還要結合具體儀器進行分析，因為量筒刻度從下到上逐漸增大；而滴定管刻度從下到上逐漸減小，并且滴定管中液體的體積是兩次體積讀數(shù)之差，在分析時還要看滴定前讀數(shù)是否正確，然后才能判斷實際量取的液體體積是偏大還是偏小。