高中化學復習知識點：pOH計算堿及堿性溶液的pH

1、高中化學復習知識點：pOH計算堿及堿性溶液的pH一、單選題1 .已知常溫下檸檬水的 pH是3,純堿溶液的pH是11,兩溶液中的c(H+)濃度比為( A. 3： 11B. 1： 1C. 10 3: 10 11 D. 10 11: 10 132 .在相同溫度下，0.01 mol/L的NaOH溶液和0.01 mol/L的鹽酸相比較，下列說法正確 的是()A.由水電離出的 c (OH-)相等B.由水電離出的c (H+)都是1.0X012 mol/LC.兩溶液的pH之和等于14D.若將0.01 mol/L的鹽酸換成同濃度的醋酸，對水的電離的影響不變3 .向VmL0.1mol/L氨水中滴加等物質的量濃度的

2、稀H2SO4,測得混合溶液的溫度和pOHpOH = lgc(OH )隨著加入稀硫酸的體積的變化如圖所示(實線為溫度變化，虛線為pOH變化)，下列說法不正確的是()A. a、b、c三點由水電離的c(H+)依次減小B. V = 40C. b點時溶液的pOH>pHD. a、b、d 三點對應 NH3 H2O 的電離常數(shù)：K(b)>K(d)>K(a)4 .常溫下用pH為3的某酸溶液分別與 pH都為11的氨水、氫氧化鈉溶液等體積混合得到a、b兩種溶液，關于這兩種溶液酸堿性的描述正確的是A. b不可能顯堿性B. b可能顯酸性或堿性C. a不可能顯酸性D. a一定顯堿性5.某溫度下，向一定體

3、積 0.1 mol/L的醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液,液pOHpOH=-lgc(OH-)與pH的變化關系如圖所示，則 ()A. N點處pH > pOH ,則N點處所示溶液呈酸性B .該溫度下水的離子積 Kw=1 X 10-2aC. Q點所示溶液呈中性，則 M、N、Q三點中只有 Q點溶液中水的電離出的c(H+)與水的電離c(OH-)相等D. M點所示溶液的導電能力強于Q6.某溶液中由水電離出的c(H+) = 10 10mol L_1,那么該溶液的pH可能為()A. 10B. 4C. 10或 4D. 117.某溫度下，向25.00mL 0.1 mol L 1NaOH溶液中滴加0.1

4、 mol L11甲酸(HCOOH ,弱酸)溶液，所得溶液的pH和pOHpOH = lg c(OH 一)的關系如圖所示。下列說法正確的 是()B. F點水的電離程度大于E點水的電離程度C.溫度不變，加水稀釋 E點溶液，c(HCOOH)/c(HCOO 一)增大D. G 點對應溶液 c(OH )= 102a b mol L 18.如圖為不同溫度下水的電離平衡曲線，已知 pOH=-lgc(OH "),下列說法正確的是7 * * a-B 07 pOHA . Ti和T2的關系是：Ti>T2 Kw 的關系是：B>C>A=D=EC. A點到D點：加入少量酸可實現(xiàn)D. T2時：pH=

5、2的硫酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈中性9.下列各組的酸，堿溶液等體積混合后，pH=7的是A . 0.01mol.L-1 H2SO4溶液，0.01mol.L-1 的 NaOH 溶液B. 0.01mol.L-1 的 CH3COOH 溶液，0.01mol.L-1 的 NaOH 溶液C. pH=2 的 H2SO4溶液，pH=12 的 NaOH 溶液D . pH=2 的 CH3COOH 溶液，pH=12 的 NaOH 溶液10.下列說法中正確的是A.同時含有分子和離子的電解質溶液，一定是弱電解質溶液B. pH=3的鹽酸中，其 c(H+)是pH=1的鹽酸中的 3倍C. 0.1 mol/L

6、 KOH 溶液和0.1 mol/L 氨水中，其 c(OH )相等D.室溫時，pH=3的硫酸和pH=11的氨水等體積混合，混合溶液的pH>7二、綜合題11.本題為化學反應原理(選彳4) »選做題。(1)在一固定容積的密閉容器中進行如下反應：CO(g) + H2(g) ；L CO(g)+ H2O(g),其平衡常數(shù)K和溫度T的關系如下：T/ C7008008501 0001 200K2.61.71.00.90.6K的表達式為;該反應的正反應為 反應(“吸熱”或“放熱”)；下列選項中，能判斷該反應已經(jīng)達到化學平衡狀態(tài)的是 (填字母代號)。A.容器中壓強不變B.混合氣體中CO濃度不變C.

7、 v 正(H2)=v 逆(H2O)D. c(CQ) = c(CO)(2)下列化合物：HCl NaOHCHCOOHNH MO CHCOONaNHCl,溶液 呈堿性的有 (填序號)；常溫下0.01 mol/L HCl 溶液的pH=; pH= 11的CHCOON溶液中由水電離產(chǎn)生的 c(OH ) =。(3)已知在 CT、Mg、Fe2+濃度相同的溶液中，其開始沉淀時的pH如下：離了L 2 +FeCu2+Mc2+pH7.65.210.4若向該溶液中滴加 NaOH§液，則先沉淀的是 (填離子符號);判斷 KspFe(OH) 2KpMg(OH”(填、"=”或 “V” )。(4)電解裝置如

8、圖所示:瞬極恒溶淅當用惰性電極電解時，d電極的反應式為若用此裝置進行鐵上鍍銅，已知鍍層金屬采用純銅且電鍍前兩電極材料質量相等，電鍍一段時間后對電極進行稱量發(fā)現(xiàn)兩極質量差為16 g ,則電路中轉移的電子為mol。試卷第4頁，總4頁參考答案1. C【解析】【詳解】檸檬水的pH=3,則其水溶液中H+濃度為10-3mol/L ,純堿溶液的pH為11,則溶液中的 c(H+)=10-11,兩者 c(H+)之比為 10-3:10-11,故答案選 Co2. A【解析】【分析】水的電離方程式為：H2O? H+OH-,加入酸或堿后，增大氫離子或氫氧根離子濃度導致水的電離平衡向逆反應方向移動，即抑制水的電離，依據(jù)溶

9、液中離子積常數(shù)計算水電離出離子的濃度?！驹斀狻緼.溫度一定，0.01 mol/L的NaOH溶液和0.01 mol/L的鹽酸對水的電離程度的抑制相同，故二者溶液中水電離出的氫離子和氫氧根離子濃度相同，故A正確；B.溫度一定時，兩溶液中水的電離程度相同，0.01 mol/L的NaOH溶液中水電離出的 c(H+)c(H+) 7k=c(OH -)水=KWKw _水=-=777mol/L ,。1 mol/L的鹽酸中水電離出的c OH0.01K wK wk=00TmM，但溫度不確定,Kw不一定等于1X10-14,故B錯誤;C. 0.01 mol/L 的鹽酸 pH=-lg c(H+)=2,溫度不確定，因此

10、0.01 mol/L 的 NaOH 溶液中 c(H+)無法計算，無法計算溶液pH,故C錯誤；D.醋酸為弱電解質，相同濃度鹽酸和醋酸溶液中4H+)不同，對水的電離抑制程度不同，故D錯誤；故答案為：A?！军c睛】水電離的c(H+)或c(OH)的計算技巧(25 C時)(1)中性溶液：c(H+)=c(oh )= 1.0 10 7 molL1；(2)酸或堿抑制水的電離，水電離出的c(H+)=c(oh )<10 7 mol L1,當溶液中的c(H+)<107 mol L時就是水電離出的c(H + )；當溶液中的c(H +)>10 7 mol L1時，就用10一14除以這個濃度即得到水電離的

11、c(H +)；(3)可水解的鹽促進水的電離，水電離的c(H + )或c(OH)均大于10 7 mol L 10若給出的c(H+)>10 7 mol L- 1,即為水電離的c(H + )；若給出的c(H+)<10 7 mol L 1,就用10一14除以 這個濃度即得水電離的 c(H+)o3. A【解析】【分析】向V mL 0.1mol/L氨水中滴加等物質的量濃度的稀H2SO4,反應放熱，溶液的溫度升高，當二者恰好完全反應時，放熱最多，溶液的溫度最高，所以硫酸的體積為20mL時，恰好完全反應。A、酸堿溶液抑制了水的電離，俊根離子水解促進了水的電離；B、根據(jù)硫酸的物質的量計算氨水的體積；

12、C、b點時硫酸與氨水恰好反應生成硫酸俊，溶液顯酸性；D、升高溫度促進 NH3?H2O的電離，電離常數(shù)增大?！驹斀狻肯騐 mL 0.1mol/L氨水中滴加等物質的量濃度的稀H2SO4,反應放熱，溶液的溫度升高，當二者恰好完全反應時，放熱最多，溶液的溫度最高，所以硫酸的體積為20mL時，恰好完全反應。A、b點硫酸與氨水恰好反應生成硫酸俊，此時俊根離子水解促進了水的電離，則b點水的電離程度最大；a點加入10mL硫酸，氨水過量使溶液呈堿性， c點加入40mL硫酸，硫酸過 量使溶液呈酸性，c點氫離子濃度大于 a點氫氧根離子濃度，則水的電離程度 a>c,所以水的電離程度大小為：b>a>c

13、,故A選；B、硫酸的體積為20mL時，恰好完全反應，則消耗硫酸的物質的量為0.1mol/L 0<02L=0.0002mol ,則氨水的物質的量為 0.004mol ,所以氨水的體積為:,即V=40,故B不選;C、b點時硫酸與氨水恰好反應生成硫酸俊，溶液顯酸性，則c(H +)>c(OH - ),所以pOH>pH ,故C不選；b>d>a,貝U a、b、dD、升高溫度促進 NH3?H2O的電離，電離常數(shù)增大，由圖可知，溫度:三點NH3?H2O的電離常數(shù)：K(b)>K(d)>K(a),故D不選；4. A【解析】【詳解】A.如果pH為3的為強酸，則b為強酸強堿鹽

14、，顯中性，如果 pH為3的為弱酸，則b是強 堿弱酸鹽和弱酸的混合物，且溶液顯酸性，故 A正確；B.根據(jù)A分析得出b可能顯酸性或中性，故 B錯誤；C.如果pH為3的為強酸，則a為強酸弱堿鹽和弱堿的混合物，顯堿性，如果 pH為3的為 弱酸且電離程度和氨水相等，則兩者生成弱酸弱堿，且恰好反應，溶液呈中性，如果pH為3的為弱酸，電離程度比氨水電離程度小，則為弱酸弱堿鹽和弱酸的混合物，溶液呈酸性，故C錯誤；D.根據(jù)C分析得出a可能為堿性、中性、酸性，故 D錯誤。綜上所述，答案為 Ao5. B【解析】【詳解】A.如果pOH>pH,則溶液中qOH-)vc(H+),溶液呈酸性，同理如果 pOH=pH,溶

15、液呈中 性，如果pOHvpH,則溶液呈堿性，根據(jù)圖知，所以 M、Q、N點溶液分別為酸性、中性、 堿性，則N點處所示溶液呈堿性，A錯誤；B.水的離子積常數(shù) Kw=c(OH-) c(H+)=( 1x10-a)x(1x 10-a)=1x10-2a, B 正確；C.任何電解質溶液中都存在水的電離出的c(OH-)=c(H+),與溶液酸堿性無關，所以M、Q、N點溶液中都存在水的電離出的c(H+)與水的電離c(OH-)相等，C錯誤；D.電解質溶液導電性強弱與離子濃度成正比，與溶液酸堿性無關，M、Q點溶液中溶質都為醋酸鈉和醋酸，但 M點醋酸鈉濃度小于 Q點，所以M點離子濃度小于 Q點，所以Q點 溶液導電能力強

16、，D錯誤； 故合理選項是Bo【點睛】本題考查酸堿混合溶液定性判斷， 明確溶液酸堿性判斷方法、離子積常數(shù)計算方法及電解質 溶液導電性強弱影響因素是解本題關鍵， 側重考查學生圖象分析、知識遷移能力及判斷能力， 易錯選項是CD。6. C【解析】 【詳解】水電離的c(H+)和水電離c(OH )永遠相等，則c(OHN = c(H+)水=1.0 X010mol匕一1。與純水 電離產(chǎn)生c(H +) = 1.0 107mol L1相比，水的電離受抑制，溶質一般為酸或堿。若為酸的 溶液，H+來源于酸和水，OH來源于水，c(OH-N=c(OH-)=1.0 10-10mol L -1,則溶液中 c(H+) = 10

17、 4mol L 1, pH = 4；若為堿的溶液，H卡來源于水，c(H+= c(H+)= 1.0 10 10mol L 1, OH來源于堿和水，則 c(H + )=10 10mol L 1, pH = 10,故C正確。綜上所述，答案為 Co【點睛】抑制水的電離主要是酸或堿，也可能是部分鹽，比如硫酸氫鈉，促進水的電離主要是要水解的鹽。7. B【解析】【分析】A. F點pOH=pH ,溶液呈中性，NaOH與HCOOH反應得到強堿弱酸鹽，等濃度等體積反應 后溶液不是中性；B. F至E的過程中，甲酸屬于過量，對水的抑制程度逐漸增大，水的電離程度逐漸減小，C. E點溶液溶質為甲酸、甲酸鈉，加水稀釋過程中

18、，溶液中c(H+)逐漸減??；D.由 E 點可知，該溫度下 Kw=10-amol/L x 10-amol/L=10-2a, G 點 c(H+)=10-bmoi/L ,根據(jù)- K Wc OH =f=進行計算。c H【詳解】A、F點pOH=pH ,溶液呈中性，因甲酸鈉屬于強堿弱酸鹽，甲酸根離子水解呈堿性，故 F 點對應V>25.00mL , A項錯誤；B、當加入甲酸溶液為 25mL時，溶液中溶質為甲酸鈉，此時 pH>pOH , F至E的過程中， 甲酸屬于過量，對水的抑制程度逐漸增大，水的電離程度逐漸減小，即F點水的電離程度大c(H+)逐漸減小,于E點水的電離程度，B項正確；C、E點溶液溶

19、質為甲酸、甲酸鈉，加水稀釋過程中，溶液中c HCOOH c HCOOH c H +c HCCO+c HCCO c Hc H+,溫度不變，則Ka不變，該比值逐漸減小,KaC項錯誤;D、由 E 點可知，該溫度下Kw=10-amol/L X 10-amol/L=10-2a, G 點 c(H+)=io-bmoi/L ,則c OH10-2a10-b =10b-2amol/L ,故 D 錯誤;答案選Bo【點睛】本題難點在于分析圖像變化趨勢與溶液中微粒變化之間的聯(lián)系，需根據(jù)pOH以及pH定義結合酸堿滴加順序進行分析；對于本題C選項需注意，在加水稀釋過程中，雖然甲酸的電離程度以及甲酸根的水解程度均會增大，但溶

20、液中c(H+)逐漸減小。8. CA.水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水電離，則水的離子積常數(shù)增大，根據(jù)圖片知，Kw中A>B,則TiT2,故A錯誤；B.相同溫度下，水的離子積常數(shù)相同，溫度越高，水的離子積常數(shù)越大，根據(jù)圖片知，離子積常數(shù)A=E=D >C>B,故B錯誤；C. A點到D點是等溫線，離子積常數(shù)不變，溶液的堿性減弱、酸性增強，所以 A點到D點：加入少量酸可實現(xiàn)，故 C正確；D.水的離子積常數(shù)未知，無法計算 NaOH中氫氧根離子濃度，等體積混合，酸中氫離子、堿中氫氧根離子物質的量不一定相等，溶液酸堿性無法判斷，如果是常溫下，pH=2的硫酸與pH=12的NaOH溶液等體枳混

21、合，溶液呈中性，故 D錯誤；故答案為Co9. C【解析】【詳解】A選項，硫酸是二元酸，因此 0.01mol.L-1 H2SO4溶液，0.01mol.L-1的NaOH溶液混合后，硫酸只反應了一半，溶液呈酸性，故 A錯誤；B選項，0.01mol.L-1的CH3COOH溶液，0.01mol.L-1的NaOH溶液，兩者恰好反應完生成醋酸鈉，醋酸鈉水解顯堿性，故B錯誤;C選項，pH=2的H2SO4溶液，pH=12的NaOH溶液，兩者恰好反應呈中性，故 C正確；D選項，pH=2的CH3COOH溶液，pH=12的NaOH溶液，強堿電離出的氫氧根剛好把醋酸 電離出的氫離子反應完，溶液還有大量的醋酸，因此溶液顯

22、酸性，故 D錯誤。綜上所述，答案為 Co【點睛】常溫下，pH值之和等于14的強酸和強堿等體積混合，溶液顯中性，常溫下，pH值之和等于14的強酸和弱堿等體積混合，溶液顯堿性，常溫下， pH值之和等于14的弱酸和強堿等 體積混合，溶液顯酸性。10. D【解析】【詳解】A.電解質溶液中含有水分子，故強電解質溶液中也一定含分子，故同時含有分子和離子的電解質溶液，不一一定是弱 電解質溶液，故 A錯誤；B.pH=3的鹽酸溶液中，氫離子濃度為10-3mol/L ,而pH=1的鹽酸溶液中，氫離子濃度為0.1mol/L,故前者的氫離子濃度是后者的百分之一，故 B錯誤；C.一水合氨為弱電解質，不能完全電離，故 0

23、.1mol/L的KOH溶液中的氫氧根的濃度為0.1mol/L ,而0.1mol/L的氨水溶液中氫氧根濃度小于0.1mol/L ,故C錯誤；D. 一水合氨為弱電解質，不能完全電離，故pH=3的硫酸和pH=11的氨水等體積混合后， 氨水過量，故溶液顯堿性，故 pH大于7,故D正確；答案選D。11放熱 BC 21X10 3mol - L 1Cu2+vCuf+2e =Cu0.25【解析】(1)考查化學平衡常數(shù)、影響化學平衡移動的因素、化學平衡狀態(tài)的判斷，根據(jù)平衡常數(shù)的定義，此反應的平衡常數(shù)K= i rn ,一屈?。换瘜W平衡常數(shù)C LU;7 %1>只受溫度的影響，根據(jù)表格，溫度升高， K降低，說明反應向逆反應方向進行，即此反應的正方向是放熱反應； A、反應前后氣體系數(shù)之和相等，壓強不變，不能說明反應達到平衡，故 A錯誤；B、根據(jù)化學平衡狀態(tài)的定義，CO濃度不再改變說明反應達到平衡，故B正確；C、v正(H2)向正反應方向進行，v逆(H2O) 向逆反應方向進行，且它們的速率之比等于化學計量數(shù)之比，說明反應達到平衡