人教版高中化学选择性必修1第三章第二节课时2pH的计算及应用练习含答案

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第二节　水的电离平衡和溶液的pH课时2　pH的计算及应用【基础巩固】1.下列叙述中正确的是 (　　)A.95 ℃纯水的pH<7,说明加热可导致水呈酸性B.pH=3的CH3COOH溶液,稀释至原体积的10倍后pH=4C.0.2 mol/L的盐酸与等体积水混合后pH=1D.pH=3的CH3COOH溶液与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH=7解析:95 ℃的水尽管其pH<7,但因其电离出的c(H+)=c(OH-),故呈中性,A项错误;CH3COOH为弱酸,pH=3的CH3COOH溶液稀释至原体积的10倍时,促进其电离,故3<pH<4,B项错误;pH=3的CH3COOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合时,CH3COOH过量,pH<7,D项错误。答案:C2.常温下pH=2的盐酸和pH=2的稀硫酸相比较,下列说法中正确的是 (　　)A.两溶液的物质的量浓度相同B.两溶液的c(H+)相同C.等体积的两溶液分别与足量的Zn反应,产生H2的量不同D.将两溶液均稀释至原体积的100倍后,pH不同解析:两溶液均为强酸,pH相同,则c(H+)相同,但H2SO4为二元酸,其物质的量浓度应该是盐酸的。与Zn反应的实质是H+的反应,因c(H+)和体积均相同,产生的H2的量也相同。两溶液稀释至原体积的100倍后,pH均变为4。答案:B3.60 mL 0.5 mol/L的氢氧化钠溶液与40 mL 0.4 mol/L的硫酸相混合后,溶液的pH约为 (　　)A.0.5　　　　 B.1.7　　　　 C.2　　　　 D.13.2解析:酸碱中和反应后,酸过量,剩余H+的物质的量为0.032 mol-0.03 mol=0.002 mol,对于稀溶液混合其体积可以简单相加,所以c(H+)=0.02 mol/L,pH=-lg 0.02=2-lg 2≈1.7。答案:B4.对常温下pH、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施,有关叙述中正确的是 (　　)A.加适量的醋酸钠晶体后,两溶液的pH均增大B.使温度升高20 ℃后,两溶液的pH均不变C.加水稀释至原体积的2倍后,两溶液的pH均减小D.加足量的锌充分反应后,两溶液中产生的氢气一样多解析:B项,升温,醋酸的pH减小;C项,稀释,pH均变大;D项,醋酸产生的氢气比盐酸多。答案:A5.常温下,将pH=1的H2SO4溶液分成两等份,一份加入适量水,另一份加入与该H2SO4溶液物质的量浓度相同的NaOH溶液,恢复至原温度后测得两份混合溶液的pH均为2。则加入水和NaOH溶液的体积之比为 (　　)A.11∶1   B.10∶1    C.6∶1   D.5∶1解析:设每份H2SO4溶液的体积均为1 L,pH=1的H2SO4溶液中c(H+)=0.1 mol/L,c(H2SO4)==0.05 mol/L,混合溶液的pH均变为2,则此时两份混合溶液中的c(H+)均为0.01 mol/L。①加水稀释时,设加入水的体积为x L,稀释前后溶液中H+的物质的量不变,则有1 L×0.1   mol/L=(1+x) L×0.01 mol/L,解得x=9;②加入与该H2SO4溶液物质的量浓度相同的NaOH溶液时,设加入NaOH溶液的体积为y L,则0.2   1 L×0.1 mol/L-y L×0.05 mol/L=0.01 mol/L×(1+y) L,解得y=。则加入水和NaOH溶液的体积之比为6∶1,C项正确。答案:C6.常温下,0.1 mol/L某一元酸(HA)溶液中=10-8,下列叙述中正确的是 (　　)A.该一元酸溶液的pH=1B.该溶液中由水电离出的H+的浓度为c(H+)=1.0×10-11 mol/LC.该溶液中水的离子积常数为1.0×10-22D.在0.1 mol/L某一元酸(HA)溶液中,水的电离被促进解析:由=10-8和Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14推知,c(H+)=1.0×10-3mol/L,pH=3,A项错误;该溶液中由水电离出的c(H+)水=c(OH-)= mol/L=1.0×10-11 mol/L,B项正确;常温下,水的离子积Kw=1.0×10-14,C项错误;0.1 mol/L HA溶液中的c(H+)大于常温下纯水中的c(H+),水的电离被抑制,D项错误。答案:B7.(2022·广东汕头)常温下,将pH均为3,体积均为V0的HA和HB溶液,分别加水稀释至体积V,pH随lg 的变化如图所示,下列叙述错误的是 (　　)A.HA为强酸,HB为弱酸B.水的电离程度:C>AC.从A点到B点,溶液中变大D.溶液中离子总数:B>A解析:根据横坐标判断体积的变化,当横坐标从0到2时,体积增大100倍,纵坐标根据pH的公式pH=-lg c(H+),判断c(H+)变化,HA的c(H+)由10-3变为10-5,变化100倍,说明HA是强酸,c(HB)变化小于100倍,故HB是弱酸,故A项正确;图像中A点和C点溶液的体积相同,A点pH较小,说明c(H+)较大,对水的电离抑制程度大,故水的电离程度:C>A,故B项正确;根据从A点到B点横坐标的变化,改变的条件是加水稀释,根据加水过程中,电离程度增大,故变小,故C项错误;图像中从A点到B点加水稀释过程中,促进了弱酸的电离,故离子总数增大,故D项正确。答案:C8.有pH=12的NaOH溶液100 mL,要使它的pH降为11。(假设混合后溶液体积为混合前液体体积的和)(1)若加入蒸馏水,应加　　　　mL。 (2)若加入pH为10的NaOH溶液,应加　 　mL。 (3)若加入0.01 mol/L的盐酸,应加　　　　mL。 解析: (1)加水稀释pH=12的NaOH溶液至pH=11,溶液体积应增大到原来的10倍,所以需加水900 mL。(2)设需pH=10的NaOH溶液的体积为V,则:=10-3 mol/L,V=1 L=1 000 mL。(3)设需0.01 mol/L盐酸的体积为V,则:=10-3 mol/L,V≈81.8 mL。答案: (1)900　(2)1 000　(3)81.8【拓展提高】9.常温下,下列各组溶液的c(H+)一定等于1×10-7 mol/L的是 (　　)A.pH=2和pH=12的两种溶液以等体积混合B.0.05 mol/L H2SO4溶液与0.10 mol/L NaOH溶液等体积混合C.将pH=5的CH3COOH溶液稀释至原体积的100倍D.pH=1的H2SO4溶液与0.1 mol/L Ba(OH)2溶液等体积混合解析:A项,若pH=2的弱酸与pH=12的强碱等体积混合,反应中酸过量,最后溶液呈酸性,pH<7;B项,设两溶液体积均为V L,则n(H+)=0.05 mol/L×2×V L,n(OH-)=0.10 mol/L×V L,n(H+)=n(OH-),溶液呈中性,pH=7;C项,pH=5的弱酸,稀释至原体积的100倍,由于在稀释过程中,CH3COOH的电离程度增大,c(H+)>10-7 mol/L,pH<7;D项,H2SO4溶液中c(H+)=0.1 mol/L,Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.2 mol/L,两者等体积混合,溶液呈碱性,pH>7。答案:B10.常温下,向一定体积pH=13的氢氧化钾溶液中逐滴加入pH=1的稀盐酸,溶液中pH与pOH[pOH=-lg c(OH-)]的变化关系如图所示。下列有关说法错误的是 (　　)A.Q点溶液呈中性,且a=7B.M点c(OH-)和N点c(H+)相等C.Q点消耗盐酸的体积等于氢氧化钾溶液的体积D.若b=12,则N点消耗盐酸的体积与氢氧化钾溶液的体积之比为11∶9解析:Q点溶液中pH=pOH,因此溶液呈中性,由于是常温下,则a=7,A项正确;M点和N点溶液中pOH、pH相等,即溶液中氢氧根离子和氢离子的浓度相等,B项正确;Q点溶液呈中性,氢氧化钾与盐酸恰好完全反应,由于两者的浓度相等,则消耗盐酸的体积等于氢氧化钾溶液的体积,C项正确;若b=12,则N点溶液显碱性,盐酸不足,氢氧化钾溶液过量,反应后溶液中氢氧根离子浓度是0.01 mol/L,则=0.01 mol/L,解得y∶x=9∶11,所以消耗盐酸的体积与氢氧化钾溶液的体积之比为9∶11,D项错误。答案:D11.不同温度下水的离子积数据如下表所示:温度/℃25T1T2水的离子积Kw1×10-14a1×10-12(1)若25<T1<T2,则a　　　　(填“>”“<”或“=”)1×10-14,作此判断的理由是　                           　。 (2)25 ℃下,某Na2SO4溶液中c(S)=5×10-4 mol/L,取该溶液1 mL加水稀释至 10 mL,则稀释后溶液中c(Na+)∶c(OH-)=　　　　。 (3)在T2 ℃下pH=10的NaOH溶液中,水电离产生的OH-的浓度为　　　　　　。 (4)T2 ℃下,将V1 L pH=11的NaOH溶液与V2 L pH=1的稀硫酸混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和),所得混合溶液的pH=2,则V1∶V2=　　　　。 解析: (1)升温,Kw变大。(2)c(S)=5×10-4 mol/L,则c(Na+)=2c(S)=1×10-3 mol/L,稀释至原体积的10倍,则c(Na+)=1×10-4 mol/L。25 ℃时Na2SO4溶液中c(OH-)=1×10-7mol/L,稀释至原体积的10倍后仍然为1×10-7 mol/L,则c(Na+)∶c(OH-)=103∶1。(3)pH=10的NaOH溶液中c(H+)=1×10-10 mol/L,NaOH溶液中H+来自水的电离,水电离出H+的同时也电离出等量的OH-。(4)T2 ℃时,pH=2,说明溶液为酸性,酸过量。T2 ℃时,pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=0.1 mol/L,=0.01 mol/L,9V2=11V1,=。答案: (1)>　水的电离为吸热过程,温度升高,水的电离程度增大,离子积增大    (2)1 000∶1    (3)1×10-10 mol/L   (4)9∶11【挑战创新】12.已知水在25 ℃和T ℃(T>25)时,其电离平衡曲线如图所示,回答下列问题。(1)T ℃时水的电离平衡曲线应为　　　(填“A”或“B”),请说明理由:　                          　。 (2)25 ℃时,将pH=9的NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液混合,若所得混合溶液的pH=7,则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为　　　　。 (3)T ℃时,若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性,则混合前,该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是                  　。 (4)曲线B对应温度下,pH=2的某HA溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后,混合溶液的pH=5。请分析原因:                     。 解析: (1)温度升高,促进水的电离,水的离子积增大,水中H+浓度、OH-浓度都增大,水的pH减小,但溶液仍然呈中性。因此结合图像中A、B曲线变化情况及H+浓度、OH-浓度可以判断T ℃时水的电离平衡曲线应为B,理由为水的电离是吸热过程,升高温度,水的电离程度增大,c(H+)、c(OH-)增大。(2)25 ℃时所得混合溶液的pH=7,溶液呈中性,即酸碱恰好中和,即n(OH-)=n(H+),则V[NaOH(aq)]×10-5mol/L=V[H2SO4(aq)]×10-4mol/L,得V[NaOH(aq)]∶V[H2SO4(aq)]=10∶1。(3)T ℃时,水的离子积为10-12,即c(H+)·c(OH-)=10-12,则等体积强酸、强碱反应至中性时,pH酸+pH碱=12。根据T ℃时混合后溶液呈中性,由100×1=1×1,即1=1,得以下关系:a+b=14或pH1+pH2=14。(4)曲线B对应温度下,因pH酸+pH碱=2+10=12,可得酸碱两溶液中c(H+)=c(OH-),如果是强酸、强碱,两溶液等体积混合后溶液应呈中性;现混合溶液的pH=5,即等体积混合后溶液显酸性,说明H+与OH-完全反应后又有新的H+产生,即酸过量,所以HA是弱酸。答案: (1)B　水的电离是吸热过程,温度升高时,电离程度增大,c(H+)、c(OH-)都增大(2)10∶1(3)pH1+pH2=14(或a+b=14)(4)曲线B对应T ℃,此时水的离子积为10-12,HA为弱酸,HA中和NaOH后,混合溶液中还剩余较多的HA分子,可继续电离出H+,使溶液pH=5