届一轮世纪金榜课时梯级作业 二十七 82高中化学Word格式文档下载.docx

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L-1的NaOH溶液,其pH+pOH=12

B.将常温下的0.1mol·

L-1的NaOH溶液加热至95℃,其pOH增大,pH不变

C.一定温度下pOH越小,溶液的碱性越强

D.任何温度下当某一溶液的pH=pOH时,说明溶液呈中性

【解析】选B。

根据pOH的定义可知c（OH-）越大,pOH越小,即碱性越强,pOH越小,C项正确;

pH+pOH=-[lgc（H+）+lgc（OH-）]=-lg[c（H+）·

c（OH-）]=-lgKW=12,A项正确;

若pH=pOH,即-lgc（H+）=-lgc（OH-）,则c（H+）=c（OH-）,溶液呈中性,D项正确;

常温下的0.1mol·

L-1的NaOH溶液中,c（OH-）来源于NaOH的电离,随温度升高,c（OH-）基本不变,而溶液中c（H+）来源于水的电离,升高温度,水的电离平衡正向移动,溶液中c（H+）明显增大,故加热NaOH溶液时,pH明显减小,而pOH基本不变,B项错误。

3.（2018·

抚顺模拟）某温度下,向c（H+）=1×

10-6mol·

L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的c（H+）=1×

10-2mol·

L-1。

下列对该溶液的叙述不正确的是（　　）

A.该温度高于25℃

B.由水电离出来的H+的浓度为1×

10-10mol·

L-1

C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离

D.取该溶液加水稀释100倍,溶液中的c（OH-）减小

【解析】选D。

该温度下蒸馏水中c（H+）=1×

L-1,大于25℃时纯水中c（H+）,故温度高于25℃,A项正确;

此温度下Kw=1×

10-12,故该NaHSO4溶液中c（OH-）=

=1×

L-1,由水电离出的c（H+）与溶液中的c（OH-）相等,B项正确;

加入NaHSO4后,NaHSO4电离出的H+抑制了水的电离,C项正确;

加水稀释时,c（H+）减小,而Kw不变,故c（OH-）增大,D项错误。

4.（2018·

廊坊模拟）室温时,下列关于溶液的叙述正确的是（　　）

A.1.0×

10-3mol·

L-1盐酸的pH=3,1.0×

10-8mol·

L-1盐酸的pH=8

B.pH=a的醋酸溶液稀释1倍后,溶液的pH=b,则a>

b

C.pH=12的氨水和pH=2的盐酸等体积混合,混合液的pH<

7

D.1mLpH=1的盐酸与100mLNaOH溶液混合后,溶液的pH=7,则NaOH溶液的pH=11

室温时,酸溶液的pH只能无限接近7,而不可能大于7,故A错误;

弱酸稀释过程中促进弱酸的电离,但pH增大,故B错误;

pH=12的氨水和pH=2的盐酸等体积混合,由于氨水过量使混合液的pH>

7,故C错误;

设NaOH溶液的浓度为c,1×

0.1=100×

c,c=0.001mol·

L-1,pH=11,故D正确。

5.某温度下,向一定体积的HF溶液中逐滴加入等浓度的KOH溶液,溶液中pOH[pOH=-lgc（OH-）]与pH的变化关系如图所示,则

世纪金榜导学号79100661（　　）

A.滴定过程由M向N过渡

B.M点所示溶液显酸性

C.M点和N点所示溶液中水电离出的c（H+）相同

D.Q点消耗KOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积

由图象可以看出,在Q点pOH=pH,溶液呈中性,在N点pOH>

pH,即c（H+）>

c（OH-）,溶液显酸性,同理可知在M点溶液显碱性,B错误;

HF溶液中逐滴加入等浓度的KOH溶液,pH逐渐增大,A错误;

在N点溶液中c（H+）与M点溶液中c（OH-）相等,即水电离出的c（H+）相同,C正确;

在Q点溶液呈中性,由于HF为弱酸,则酸应稍过量,故KOH溶液的体积少于HF溶液的体积,D错误。

6.（2018·

松原模拟）T℃时,水的离子积为Kw,该温度下将amol·

L-1一元酸HA与bmol·

L-1一元碱BOH等体积混合,要使混合液显中性的条件是

世纪金榜导学号79100662（　　）

A.混合液的pH=7

B.混合液中Kw=c2（H+）

C.a=b

D.混合液中c（B+）+c（H+）=c（A-）+c（OH-）

因为不明确具体温度是多少,所以根据pH=7不能说明溶液呈中性,A错;

HA与BOH的强弱都不知道,所以无法确定a与b的大小关系,C错;

任何溶液无论是否呈中性,都有c（B+）+c（H+）=c（A-）+c（OH-）,D错;

Kw=c（H+）·

c（OH-）=c2（H+）,即c（OH-）=c（H+）,溶液呈中性。

【加固训练】

　　已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4

Na++H++S

。

某温度下,向pH=6

的蒸馏水中加入NaHSO4晶体,保持温度不变,测得溶液的pH为2。

对于该溶液,下列叙述中不正确的是（　　）

A.该温度下加入等体积pH=12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好呈中性

B.水电离出来的c（H+）=1×

10-10mol·

C.c（H+）=c（OH-）+c（S

）

D.该温度高于25℃

【解析】选A。

某温度下,pH=6的蒸馏水,Kw=1×

10-12,NaHSO4溶液的pH为2,c（H+）=1×

10-2mol·

L-1,pH=12的NaOH溶液,c（OH-）=1mol·

L-1,反应后的溶液呈碱性,则A不正确。

7.（能力挑战题）室温下,用0.10mol·

L-1的盐酸滴定20.00mL0.10mol·

L-1的某碱BOH溶液得到的滴定曲线如图所示:

下列判断不正确的是（　　）

世纪金榜导学号79100663

A.滴定时可以使用甲基橙作指示剂

B.b点时溶液的pH=7

C.当c（Cl-）=c（B+）时,V（HCl）<

20.00mL

D.c点时溶液中c（H+）约为0.03mol·

由图可知0.10mol·

L-1的某碱BOH溶液的pH接近12,即小于13,则该碱为弱碱,应使用甲基橙作指示剂,A项正确;

b点时,盐酸和BOH恰好完全反应,溶液中的溶质为强酸弱碱盐（BCl）,pH<

7,B项错误;

当c（Cl-）=c（B+）时,由电荷守恒知,溶液呈中性,pH=7,此时未达滴定终点,说明V（HCl）<

20.00mL,C项正确;

c点时溶液中HCl过量,可忽略B+水解生成的H+,故c（H+）=n（H+）过量/V混=

（0.10mol·

20.00mL）/60.00mL≈0.03mol·

L-1,D项正确。

【易错提醒】1.忽视了强酸滴定弱碱时不能选用酚酞作指示剂。

2.弄不清楚酸碱恰好反应的点不一定是中性点。

二、非选择题（本题包括4小题,共58分）

8.（12分）（2018·

兰州模拟）

（1）有一学生在实验室测某溶液的pH,实验时,他先用蒸馏水润湿pH试纸,然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测:

①该学生的操作是_________________（填“正确的”或“错误的”）,其理由是_________________。

②若用此方法分别测定c（H+）相等的盐酸和醋酸溶液的pH,误差较大的是______

__________,原因是____________________。

（2）某温度时,测得0.01mol·

L-1的NaOH溶液的pH=10。

在此温度下,将

0.01mol·

L-1的H2SO4溶液VaL与pH=12的NaOH溶液VbL混合,若所得混合液pH=11,则Va∶Vb=__________。

（3）t℃时,有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等体积混合后溶液呈中性,则该温度下水的离子积常数Kw=__________。

①该温度下（t℃）,将100mL0.1mol·

L-1的稀硫酸溶液与100mL0.4mol·

L-1的NaOH溶液混合后（溶液体积变化忽略不计）,溶液的pH=__________。

②该温度下（t℃）,1体积的稀硫酸和10体积的NaOH溶液混合后溶液呈中性,则稀硫酸的pH（pHa）与NaOH溶液的pH（pHb）的关系是__________。

【解析】

（1）用pH试纸测定溶液酸碱性时,不能用水润湿。

若润湿,会使待测液浓度减小,结果可能出现误差。

（2）溶液中c（OH-）=10-2mol·

L-1、c（H+）=10-10mol·

L-1,所以Kw=10-12,混合后溶液呈碱性,c（OH-）=

=10-1mol·

L-1,Va∶Vb=15∶2。

（3）t℃时,有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等体积混合后溶液呈中性,则0.01=Kw/10-11,解得该温度下水的离子积常数Kw=10-13。

①硫酸和氢氧化钠的物质的量是0.01mol和0.04mol,则氢氧化钠是过量的,所以溶液中OH-浓度是

（0.04mol-0.02mol）÷

0.2L=0.1mol·

L-1,则溶液中氢离子浓度是1×

10-12mol·

L-1,即pH=12。

②1体积的稀硫酸和10体积的NaOH溶液混合后溶液呈中性,则10-pHa=10×

10-（13-pHb）,解得pHa+pHb=12。

答案:

（1）①错误的　润湿后,稀释了原溶液,使其浓度减小,可能导致测量误差

　②盐酸　盐酸是强电解质,醋酸是弱电解质,在溶液中存在CH3COOH

CH3COO-+H+,稀释时平衡右移,继续电离出H+,稀释时Δc（H+）较小,ΔpH较小,故误差较小

（2）15∶2

（3）10-13　①12　②pHa+pHb=12

9.（14分）为研究HA、HB溶液和MOH的酸碱性的相对强弱,某化学学习小组设计了以下实验:

室温下,将pH=2的两种酸溶液HA、HB和pH=12的碱溶液MOH各1mL,分别加水稀释到1000mL,其pH的变化与溶液体积的关系如图,根据所给数据,请回答下列问题:

（1）HA为______酸,HB为______酸（填“强”或“弱”）。

（2）若c=9,则稀释后的三种溶液中,由水电离的氢离子的浓度的大小顺序为

（用酸、碱的化学式表示）。

将稀释后的HA溶液和MOH溶液取等体积混合,则所得溶液中c（A-）________c（M+）（填“大于”“小于”或“等于”）。

（3）若b+c=14,则MOH为________碱（填“强”或“弱”）。

将稀释后的HB溶液和MOH溶液取等体积混合,所得混合溶液的pH________7（填“大于”“小于”或“等于”）。

（1）pH=a的强酸,稀释10n倍后,溶液的pH=a+n;

pH=a的弱酸,稀释10n倍后,溶液的pH介于a和a+n之间。

据此可确定HA是强酸,HB是弱酸。

（2）pH=9的MOH溶液中,c（H+）水=1×

10-9mol·

L-1;

pH=5的HA溶液中,c（H+）水=

c（OH-）水=1×

pH=b的HB溶液中,c（H+）水=

<

1×

将稀释后的HA溶液和MOH溶液等体积混合,二者恰好完全反应生成强酸强碱盐,溶液显中性,根据电荷守恒可知c（A-）=c（M+）。

（3）若b+c=14,则b=14-c,在pH=c的MOH溶液中,c（OH-）=1

mol·

L-1=10-bmol·

L-1,即c（OH-）=10-2mol·

L-1的MOH稀释103倍后,c（OH-）≠10-5mol·

L-1,所以MOH是弱碱。

因为同温下,HB和MOH的电离能力相同,所以将稀释后的HB溶液和MOH溶液等体积混合,反应后溶液呈中性。

（1）强　弱　

（2）HA=MOH>

HB　等于　（3）弱　等于

10.（14分）（2018·

咸阳模拟）中学化学常见的滴定法包括中和滴定法、氧化还原反应滴定法等。

世纪金榜导学号79100664

（1）探究小组甲用酸性KMnO4溶液滴定某补血剂中铁元素的含量。

①下列滴定装置图中（夹持部分已略去）,最合理的是________（填字母序号）。

②实验前,首先要准确配制一定物质的量浓度的酸性KMnO4溶液250mL,配制时需要的仪器除托盘天平、玻璃棒、烧杯、胶头滴管、量筒外,还需要________（填仪器名称）。

（2）常温下,探究小组乙将0.1mol·

L-1盐酸滴入20mL0.1mol·

L-1氨水中,溶液的pH随加入盐酸体积的变化曲线如图所示。

①a点处假设溶液的pH=10,则该点处由水电离产生的c（OH-）=________。

②b点处溶液中c（Cl-）________c（N

）（填“>

”“<

”或“=”）。

③d点所示溶液中离子浓度由大到小的顺序是______________。

（1）①用酸性KMnO4溶液滴定某补血剂,高锰酸钾溶液具有强氧化性,能氧化橡胶管,不能用碱式滴定管盛装,所以B符合。

②准确配制一定物质的量浓度的酸性KMnO4溶液250mL,配制时需要的仪器除托盘天平、玻璃棒、烧杯、胶头滴管、量筒外,还需要250mL容量瓶。

（2）①一水合氨是弱电解质,在水溶液里只有部分电离,电离出氢氧根离子和铵根离子,一水合氨的电离方程式为NH3·

H2O

N

+OH-,水的离子积常数Kw=c（H+）·

c（OH-）,假设溶液的pH=10,则水电离出的氢离子浓度为10-10mol·

L-1,c（OH-）=c（H+）=10-10mol·

②b点时pH=7,则溶液中c（H+）=c（OH-）,溶液中存在电荷守恒,根据电荷守恒得c（Cl-）+c（OH-）

=c（N

）+c（H+）,所以c（Cl-）=c（N

）。

③d点时,酸的物质的量是氨水的2倍,二者混合时,溶液中的溶质为等物质的量浓度的氯化铵和盐酸,溶液呈酸性,氯化氢完全电离,铵根离子水解但水解程度较小,结合物料守恒知,溶液中离子浓度大小顺序是c（Cl-）>

c（H+）>

c（N

）>

c（OH-）。

（1）①B　②250mL容量瓶

（2）①10-10mol·

L-1　②=

③c（Cl-）>

c（OH-）

　　测血钙的含量时,可将2.0mL血液用蒸馏水稀释后,向其中加入足量草酸铵（NH4）2C2O4晶体,反应生成CaC2O4沉淀。

将沉淀用稀硫酸处理得H2C2O4后,再用某酸性KMnO4溶液滴定,氧化产物为CO2,还原产物为Mn2+,若终点时用去20.00mL1.0×

10-4mol·

L-1KMnO4溶液。

（1）写出用KMnO4滴定H2C2O4的离子方程式________________。

（2）判断滴定终点的方法是______________________________。

（3）计算:

血液中含钙离子的浓度为______g·

mL-1。

【解析】此题将酸碱中和滴定迁移到氧化还原滴定。

因Mn

为紫色,Mn2+为无色可用这一明显的颜色变化来判断滴定终点。

该过程涉及多步化学反应,有如下关系式:

Ca2+～CaC2O4～H2C2O4～

KMnO4

1mol

mol

5×

10-6mol1.0×

10-4mol·

0.02L

血液中c（Ca2+）=

=1.0×

10-4g·

（1）2Mn

+5H2C2O4+6H+

2Mn2++10CO2↑+8H2O

（2）滴入最后一滴KMnO4溶液,混合溶液呈紫色,半分钟内不褪色

（3）1.0×

10-4

11.（18分）（能力挑战题）滴定分析是一种操作简便、准确度很高的定量分析方法,它可广泛应用于中和滴定、氧化还原反应等滴定中。

某研究性学习小组的同学利用滴定分析法进行下面两项定量分析。

（1）测定NaOH和Na2CO3的混合液中NaOH的含量。

实验操作为先向混合液中加过量的BaCl2溶液使Na2CO3完全转化成BaCO3沉淀,然后用标准盐酸滴定（用酚酞作指示剂）。

①向混有BaCO3沉淀的NaOH溶液中直接滴入盐酸,则终点颜色的变化为________,为何此种情况能测出NaOH的含量?

________。

②滴定时,若滴定管中的滴定液一直下降到活塞处才达到滴定终点,则能否由此准确地计算出结果?

________________________________________________。

（2）测定某品牌的碘盐（含有碘酸钾）中碘元素的百分含量。

准确称取5.0000g该碘盐,溶于蒸馏水,然后与足量的KI溶液在酸性条件下混合（发生的反应为KIO3+3H2SO4+5KI

3K2SO4+3I2+3H2O）,充分反应后将混合溶液稀释至250mL,

然后用5.0×

L-1的Na2S2O3标准溶液进行滴定（用淀粉作指示剂,反应为I2+2S2

2I-+S4

取用Na2S2O3标准溶液应该用________式滴定管。

有关实验数值如下表所示（第一次滴定终点的数据如图所示,请将读得的数据填入表中）。

滴定次数

待测液的

体积（mL）

滴定前的

读数（mL）

滴定后的

第一次

25.00

0.00

V=______

第二次

14.99

第三次

15.01

该碘盐中碘元素的百分含量为________,下列操作中,会导致所测得的碘元素的百分含量偏大的是________。

a.滴定终点时,俯视刻度

b.没有用Na2S2O3标准溶液润洗相应的滴定管

c.锥形瓶中有少量的蒸馏水

（1）①由于用酚酞作指示剂,滴定终点时溶液的颜色变化为由红色变成无色,此时溶液呈弱碱性,BaCO3无法反应,此过程中只有NaOH与盐酸反应,故可求出NaOH的含量。

（2）第一次滴定终点的读数是15.90mL,所消耗Na2S2O3溶液的量比另外两次多出许多,故应舍弃;

滴定25.00mL待测液消耗15.00mLNa2S2O3溶液。

由I

～3I2～6S2

知,5.0000g该碘盐中,n（I）=

×

15×

10-3L×

5.0×

L-1=1.25×

10-6mol,m（I）=127g·

mol-1×

1.25×

10-6mol≈1.59×

10-4g,故碘元素的百分含量为3.18×

10-5×

100%。

a操作会导致滴定后读数偏小,测量值偏小;

b操作会导致标准溶液被稀释,测量的结果偏大;

c操作对实验结果无影响。

（1）①由红色变成无色　滴定终点时溶液呈弱碱性,BaCO3不参与反应

　②不能,因为活塞处无刻度,无法准确地读出所用标准盐酸的体积　

（2）碱

　15.90　3.18×

100%　b

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