2023新教材人教版化學作業(yè)與測評課件第3章 第2節(jié) 素養(yǎng)提升練

第二節(jié)水的電離和溶液的pH素養(yǎng)提升練第三章水溶液中的離子反應與平衡(建議用時：40分鐘)一、選擇題1．常溫下，溶液的pH與所加水的質(zhì)量關系圖符合的是(

)解析pH<7的溶液加水稀釋，pH逐漸增大，最終pH接近7而不能等于或大于7；pH>7的溶液加水稀釋，pH逐漸減小，最終pH接近7而不能等于或小于7。由此分析知圖像A符合。2．下列有關滴定操作的說法正確的是(

)A．用25mL滴定管進行中和滴定時，用去標準液的體積為21.7mLB．用標準KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，洗凈堿式滴定管后直接取標準KOH溶液進行滴定，則測定結果偏低C．用標準KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，配制標準溶液的固體KOH中含有NaOH雜質(zhì)，則測定結果偏高D．用未知濃度的鹽酸滴定標準KOH溶液時，若讀數(shù)時，滴定前仰視，滴定到終點后俯視，會導致測定結果偏高3．常溫下，將0.1mol·L－1的氫氧化鈉溶液與0.06mol·L－1的硫酸溶液等體積混合(溶液體積變化忽略不計)，則混合溶液的pH等于(

)A．1.7 B．2.0C．12.0 D．12.4[重難點撥]

pH及其計算(1)pH＝－lgc(H＋)，由定義式可知，pH的大小由溶液中c(H＋)的大小來決定；pH的取值范圍為0～14，適用于c(H＋)和c(OH－)都較小的溶液(＜1mol·L－1)；酸性越強，溶液中c(H＋)越大，pH越小。同理，堿性越強，溶液中c(OH－)越大，pH越大。(2)溶液pH計算的核心是確定溶液中的c(H＋)大?。豢梢园础八岚此?，堿按堿，同強混合在之間，異強混合看過量”的規(guī)則進行計算。①單一溶液pH的計算(25℃)a．濃度為c的強酸(HnA)溶液：由c(H＋)＝nc可求pH。4．下列敘述正確的是(

)A．95℃純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性B．pH＝3的醋酸溶液稀釋10倍后pH<4C．0.2mol·L－1的稀鹽酸與等體積水混合后pH＝1D．常溫下，pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH＝7解析純水中氫離子的濃度等于氫氧根離子的濃度，純水呈中性，A錯誤；pH＝3的醋酸溶液中氫離子濃度為0.001mol·L－1，稀釋10倍后醋酸的電離程度增大，氫離子濃度大于0.0001mol·L－1，故溶液的pH小于4，B正確；0.2mol·L－1的稀鹽酸與等體積水混合后，由于溶液的體積小于原來的2倍，溶液中氫離子的濃度大于0.1mol·L－1，所以溶液的pH不等于1，C錯誤；pH＝3的醋酸溶液，氫離子濃度為0.001mol·L－1，醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度遠遠大于0.001mol·L－1，而pH＝11的氫氧化鈉溶液中氫氧根離子的濃度為0.001mol·L－1，等體積混合后醋酸過量，溶液顯酸性，pH<7，D錯誤。5．用標準鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液，下列各操作中，不會引起實驗誤差的是(

)A．用蒸餾水洗凈滴定管后，裝入標準鹽酸進行滴定B．用蒸餾水洗凈錐形瓶后，再用NaOH溶液潤洗，而后裝入一定體積的NaOH溶液進行滴定C．用堿式滴定管取10.00mLNaOH溶液放入用蒸餾水洗凈的錐形瓶中，再加入適量蒸餾水進行滴定D．改用移液管取10.00mL的NaOH溶液，放入錐形瓶后，把移液管尖嘴液體吹出解析A項未用標準液潤洗，使c(酸)變小，則V(酸)偏大，c(堿)偏高；B項錐形瓶用NaOH溶液潤洗，使n(堿)偏大，耗酸量增大，則結果c(堿)偏高；C項加水，n(堿)不變，結果不變；D項中尖嘴液體不應吹出，否則使堿量增加，結果偏高。6．用pH試紙測定溶液pH的正確操作是(

)A．將一小塊試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙上，再與標準比色卡對照B．將一小塊試紙用蒸餾水潤濕后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待測液點在試紙上，再與標準比色卡對照C．將一小塊試紙在待測液中蘸一下，取出后放在表面皿上，與標準比色卡對照D．將一小塊試紙先用蒸餾水潤濕，再在待測液中蘸一下，取出后與標準比色卡對照解析pH試紙在使用前不能用蒸餾水潤濕，也不能直接放到待測液中去測定，故B、C、D三項均錯。[重難點撥]

pH試紙的使用方法取一片pH試紙，放在潔凈的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測液滴在試紙中部，然后與標準比色卡對照讀數(shù)。測溶液的pH時試紙一定不能潤濕。7．常溫下，下列三種溶液中，由水電離出的氫離子濃度之比為(

)①1mol·L－1的鹽酸②0.1mol·L－1的鹽酸③0.01mol·L－1的NaOH溶液A．1∶10∶100 B．0∶1∶12C．14∶13∶12 D．14∶13∶2解析①1mol·L－1鹽酸中c(H＋)＝1mol·L－1，由水電離出的c(H＋)＝10－14mol·L－1，②0.1mol·L－1鹽酸中，c(H＋)＝0.1mol·L－1，由水電離出的c(H＋)＝10－13mol·L－1，③0.01mol·L－1NaOH溶液中，c(OH－)＝0.01mol·L－1，由水電離出的c(H＋)＝10－12mol·L－1，則三種溶液中由水電離出的氫離子濃度之比為10－14∶10－13∶10－12＝1∶10∶100。選項滴定管中的溶液錐形瓶中的溶液指示劑滴定終點溶液的顏色變化ANaOH溶液CH3COOH溶液酚酞無色→淺紅色BHCl溶液氨水酚酞淺紅色→無色C酸性KMnO4溶液K2SO3溶液無無色→淺紅色D碘水亞硫酸溶液淀粉無色→藍色8．(2022·北京朝陽區(qū)模擬考試)已知：2KMnO4＋5K2SO3＋3H2SO4===6K2SO4＋2MnSO4＋3H2O。下列滴定中，指示劑的選擇或滴定終點溶液的顏色變化錯誤的是(

)解析A項，錐形瓶中為酸，加入酚酞為無色，達到滴定終點時，溶液顯堿性，變?yōu)闇\紅色，故顏色變化為無色→淺紅色，正確；B項，錐形瓶中為堿，達到滴定終點時，溶液顯酸性，應選擇指示劑甲基橙，顏色變化為黃色→橙色，錯誤；C項，達到滴定終點前溶液為無色，達到滴定終點時溶液為淺紅色，故顏色變化為無色→淺紅色，正確；D項，碘遇淀粉變藍色，達到滴定終點前溶液為無色，達到滴定終點時溶液變?yōu)樗{色，故顏色變化為無色→藍色，正確。9．(2022·浙江普通高中考試)25℃時，分別用濃度為1mol·L－1、0.1mol·L－1和0.01mol·L－1的NaOH溶液滴定3種不同濃度、體積均為20mL的HCl溶液，測得3種溶液的pH隨V[NaOH(aq)]的變化曲線如圖所示，在V[NaOH(aq)]＝20mL時，恰好完全中和。下列說法錯誤的是(

)A．以a作指示劑時，滴定終點顏色變化為無色變?yōu)闇\紅色B．曲線X、Y、Z對應的c[NaOH(aq)]：X>Y>ZC．滴定溶液的濃度不宜過高，是因為在滴定終點附近多滴加1滴滴定溶液引起的誤差較大D．由圖可知，滴定溶液的濃度越小，突躍范圍越大，可供選擇的指示劑越多解析D項，由圖可知，滴定溶液的濃度越大，突躍范圍越大，可供選擇的指示劑越多，錯誤。10．現(xiàn)有四種溶液：①pH＝3的CH3COOH溶液；②pH＝3的鹽酸；③pH＝11的氨水；④pH＝11的NaOH溶液。常溫下，下列有關上述溶液的判斷不正確的是(

)A．由水電離出的c(H＋)：①＝②＝③＝④B．若將②、③等體積混合，則所得溶液的pH>7C．等體積的①、②分別與足量④反應，②消耗④更多D．將溶液稀釋100倍后，溶液的pH：③>④>②>①解析酸、堿均抑制水的電離，則四種溶液中由水電離出的c(H＋)均為1×10－11mol·L－1，A正確；②、③等體積混合后，氨水過量，則溶液呈堿性，B正確；①、②中的氫離子濃度相等，但CH3COOH是弱酸，①中CH3COOH的濃度遠大于②中HCl的濃度，所以②消耗④更少，C錯誤；稀釋過程中，弱酸、弱堿會繼續(xù)電離，故將溶液稀釋100倍后，溶液的pH：③>④>②>①，D正確。11.常溫下，pH＝10的X、Y兩種堿溶液各1mL，分別加水稀釋到100mL，其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示，下列有關說法正確的是(

)A．稀釋前，兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度一定相等B．稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強C．完全中和X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積VX>VYD．若8<a<10，則X、Y都是弱堿解析X、Y溶液的pH隨溶液體積變化的程度不同，所以X、Y溶液的堿性強弱程度不同，稀釋前，兩種pH相等的堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度一定不相等，故A錯誤；稀釋相同倍數(shù)后，X溶液的pH比Y溶液的小，即X溶液的堿性比Y溶液的堿性弱，故B錯誤；X溶液的pH隨溶液稀釋變化快，所以X的堿性比Y強，起始時X、Y溶液的pH相等，則X溶液的溶質(zhì)濃度小于Y溶液，完全中和等體積pH＝10的X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積VX<VY，故C錯誤；X的堿性比Y強，若X為強堿，則a＝8，若8<a<10，則X、Y都是弱堿，故D正確。12．(2022·福州市高三質(zhì)量抽測)常溫下，向20mL0.1mol·L－1的醋酸溶液中滴加未知濃度的NaOH溶液，測得混合溶液的溫度、pH隨加入NaOH體積的變化如圖所示，下列說法錯誤的是(

)A．NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為0.1mol·L－1B．整個滴定過程中，b點水的電離程度最大C．c點溶液中存在c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)D．a(chǎn)、b、c三點對應醋酸的電離平衡常數(shù)：K(b)>K(a)>K(c)解析由圖可知，加入20mLNaOH溶液時，混合溶液的溫度最高，說明此時NaOH與CH3COOH恰好完全反應，故NaOH溶液的濃度是0.1mol·L－1，A正確；酸、堿抑制水的電離，滴定過程中，b點酸堿恰好完全反應生成CH3COONa，故b點水的電離程度最大，B正確；c點對應溶液為等濃度的CH3COONa和NaOH的混合溶液，CH3COO－水解生成OH－，故c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)，C錯誤；醋酸的電離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大，由圖可知，K(b)>K(a)>K(c)，D正確。二、非選擇題13．已知水在25℃和100℃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：___________________________________________________________________________。A水的電離是吸熱過程，溫度低時，電離程度較小，c(H＋)、c(OH－)較小(2)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_____。(3)100℃時，若100體積pH1＝a的某強酸溶液與1體積pH2＝b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH1與強堿的pH2之間應滿足的關系是_______________________。10∶1pH1＋pH2＝14或a＋b＝14(4)曲線B所對應的溫度下，pH＝2的某HA溶液和pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝5。請分析其原因：_____________________________________________________________________________________________________________________________________________。曲線B對應100℃，此時水的離子積為10－12，HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA，可繼續(xù)電離出H＋，使溶液的pH＝5解析(1)當溫度升高時，促進水的電離，水的離子積增大，水中H＋濃度、OH－濃度都增大，水的pH減小，但溶液仍然呈中性。因此25℃時水的電離平衡曲線應為A。(2)25℃時所得混合溶液的pH＝7，溶液呈中性，即酸堿恰好中和，n(OH－)＝n(H＋)，則V(NaOH)·10－5mol·L－1＝V(H2SO4)·10－4mol·L－1，得V(NaOH)∶V(H2SO4)＝10∶1。(3)要注意100℃時，水的離子積為10－12，即10－amol·L－1×100＝10－(12－b)mol·L－1×1，所以a＋b＝14或pH1＋pH2＝14。(4)在曲線B對應溫度下，因p