2018-2019學年高中化學 第03章 水溶液中的離子平衡 專題3.2.2 pH的計算及應用試題 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,設濃度為c molL1則c(H+)lgc(2)弱堿:如一元弱堿BOH,設濃度為c molL1,則c(OH) molL1,pHbCc(A)c(Na)Dc(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?!敬鸢浮緾二、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23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。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510 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。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4.2225 時的下列溶液中,堿性最強的是ApH=11的溶液Bc(OH-)=0.12 mol/L的溶液C1 L含有4 g NaOH的溶液Dc(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A4B7.2C10D11.34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)如圖所得結論正確的是A原來鹽酸的物質(zhì)的量濃度為0.1 mol/LBX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/LDX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:0.01 mol/L HCl;0.01 mol/L CH3COOH;pH12 的氨水;pH12的NaOH溶液。下列說法正確的是A中由水電離出的c(H)11012 mol/LB將、混合,若有pH7,則消耗溶液的體積:C將、等體積混合(體積變化忽略不計),則c(CH3COO)c(CH3COOH)0.01 mol/LD將四份溶液均稀釋10倍后溶液pH:,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間的關系:BCA=D=EB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化學中兩個典型的定量實驗。某研究性學習小組在實驗室中配制1 molL1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,配制時應選用100 mL容量瓶C容量瓶中含有少量蒸餾水,會導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),則導致實驗結果偏大92018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。時刻溫度/25304025pH9.669.529.379.25實驗過程中,取時刻的溶液,加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗,產(chǎn)生白色沉淀多。下列說法不正確的是ANa2SO3溶液中存在水解平衡:+H2O+OHB的pH與不同,是由于濃度減小造成的C的過程中,溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致D與的Kw值相等102017新課標改變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ApH=1.2時,BCpH=2.7時,DpH=4.2時,1【答案】C2【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】運用化學反應進行中和反應計算: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)1102 mol/L,故由水電離出的c(H)11012 mol/L,A項錯誤;因pH12的氨水中氨水的濃度遠大于0.01 mol/L,0.01 mol/L HCl與pH12的氨水混合,當pH7時,消耗溶液的體積:,B項錯誤;將、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,所以溶液應該呈中性,正確。7【答案】ABD9【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,取時刻的溶液,加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗,產(chǎn)生白色沉淀多,說明實驗過程中部分Na2SO3被氧化成Na2SO4,與溫度相同,與對比,SO32-濃度減小,溶液中c(OH-),的pH小于,即的pH與不同,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,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,與溫度相同,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HAHA2,得出:K2(H2A)=c(H+)c(A2)/c(HA)= c(H+)=104.2,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。- 配套講稿:
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- 2018-2019學年高中化學 第03章 水溶液中的離子平衡 專題3.2.2 pH的計算及應用試題 新人教版選修4 2018 2019 學年 高中化學 03 水溶液 中的 離子 平衡 專題 3.2 pH
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