2019高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 主題21 水的電離和溶液的酸堿性（3）（含解析）.doc

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主題21:水的電離和溶液的酸堿性 李仕才 考點(diǎn)二　溶液的酸堿性與pH 　　一、溶液酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關(guān)系 溶液的 酸堿性 c(H+)與c(OH-) 比較 c(H+)大小 pH 酸性 溶液 c(H+)①　　　 c(OH-) c(H+)②　　　 110-7 molL-1 ③　　　　7 中性 溶液 c(H+)④　　　 c(OH-) c(H+)⑤　　　 110-7 molL-1 ⑥　　　　7 堿性 溶液 c(H+)⑦　　　 c(OH-) c(H+)⑧　　　 110-7 molL-1 ⑨　　　　7 　　二、溶液的pH及其測(cè)定方法 1.溶液的pH (1)定義式:pH=⑩　　　　　　。 (2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(室溫下): 2.pH的測(cè)定方法 (1)pH試紙測(cè)定 a.適用范圍:0~14 b.使用方法 把小片試紙放在　　　　上,用　　　　蘸取待測(cè)液點(diǎn)在干燥的pH試紙上,試紙變色后,與　　　　　　對(duì)比即可確定溶液的pH。 c.注意事項(xiàng):pH試紙使用前不能用蒸餾水潤(rùn)濕,否則待測(cè)液被稀釋可能會(huì)產(chǎn)生誤差。廣范pH試紙只能測(cè)出整數(shù)值。 (2)pH計(jì)測(cè)定:可精確測(cè)定溶液的pH。 三、溶液pH的計(jì)算方法 1.總體原則 (1)若溶液為酸性,先求c(H+)?再求pH=-lgc(H+)。 (2)若溶液為堿性,先求c(OH-)?再求c(H+)=Kwc(OH-)?最后求pH。 2.單一溶液的計(jì)算方法 (1)濃度為c的強(qiáng)酸(HnA):c(H+)=nc,pH=-lg nc。 (2)濃度為c的強(qiáng)堿[B(OH)n]:由c(OH-)=nc可推c(H+)=10-14nc?再求pH=-lgc(H+)=14+lgnc。 3.混合溶液的計(jì)算方法 (1)同性混合 若為酸的溶液混合,則先求c(H+)混=c(H+)1V1+c(H+)2V2V1+V2?再求pH。 若為堿的溶液混合,則先求c(OH-)混= c(OH-)1V1+c(OH-)2V2V1+V2?再求c(H+)=?最后求pH。 (2)異性混合 若酸過(guò)量,則先求c(H+)過(guò)=?再求pH。 若堿過(guò)量,則先求c(OH-)過(guò)=?再求c(H+)=?最后求pH。 【答案】①>　②>?、?　④=?、?　⑥=?、?　⑧7,錯(cuò)誤;D項(xiàng),pH=3的硫酸中c(H+)=110-3 molL-1,pH=11的氨水中c(OH-)=110-3 molL-1,由于NH3H2O為弱堿,則堿過(guò)量,在室溫下等體積混合后,pH>7,錯(cuò)誤。 【答案】A 2.已知溫度為T時(shí)水的離子積常數(shù)為Kw,該溫度下,將濃度為a molL-1的一元酸HA與b molL-1的一元堿BOH等體積混合?？膳卸ㄔ撊芤撼手行缘囊罁?jù)是(　　)。 A.a=b B.混合溶液的pH=7 C.混合溶液中,c(H+)=Kw molL-1 D.混合溶液中,c(H+)+c(B-)=c(OH-)+c(A-) 【解析】A項(xiàng),因酸堿的強(qiáng)弱未知,a=b只能說(shuō)明酸與堿恰好完全反應(yīng),但若為強(qiáng)酸弱堿鹽或強(qiáng)堿弱酸鹽,則溶液不呈中性,錯(cuò)誤;B項(xiàng),因溫度未知,則pH=7時(shí)溶液不一定為中性,錯(cuò)誤;C項(xiàng),混合溶液中,c(H+)=Kw molL-1,根據(jù)c(H+)c(OH-)=Kw可知,溶液中c(H+)=c(OH-)=Kw molL-1,溶液呈中性,正確;D項(xiàng),任何溶液都存在電荷守恒,c(H+)+c(B-)=c(OH-)+c(A-),但不能由此確定溶液的酸堿性,錯(cuò)誤。 【答案】C 3.常溫下,若使pH=3的鹽酸與pH=9的Ba(OH)2溶液混合使其成為pH=7的溶液,混合時(shí)鹽酸和Ba(OH)2溶液的體積之比為(　　)。 A.1∶60　　　　　　　　　B.3∶1 C.1∶100 D.100∶1 【解析】常溫下,pH=3的鹽酸中c(H+)=110-3 molL-1,pH=9的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=110-5 molL-1,兩溶液混合后溶液的pH=7,則n(H+)=n(OH-),設(shè)鹽酸體積為x L,Ba(OH)2溶液體積為y L,110-3 molL-1x L=110-5 molL-1y L,解得x∶y=1∶100,即鹽酸與Ba(OH)2溶液的體積之比為1∶100。 【答案】C 4.將pH=1的鹽酸平均分成兩份,一份加入適量水,另一份加入適量與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液,pH都升高了1,則加入的水與NaOH溶液的體積之比為(　　)。 A.9　　　　B.10 C.11　　　　D.12 【解析】將pH=1的鹽酸平均分成兩份,一份加入適量水,pH升高了1,說(shuō)明所加的水是原溶液的9倍;另一份加入適量與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液后,pH升高了1,則10-11-10-1x=10-2(1+x),解得x=911,則加入的水與NaOH溶液的體積之比為9∶911=11∶1。 【答案】C 5.25 ℃時(shí),將體積為Va、pH=a的某一元強(qiáng)堿與體積為Vb、pH=b的某二元強(qiáng)酸混合。 (1)若所得溶液的pH=11,且a=13,b=2,則Va∶Vb=　　　　。 (2)若所得溶液的pH=7,且已知Va>Vb,b=0.5a,b是否可以等于4?　　　　(填“是”或“否”)。 【解析】(1)混合后溶液的pH為11,說(shuō)明堿過(guò)量,則10-3=10-1Va-10-2VbVa+Vb,可得VaVb=1∶9。 (2)由pH=a,得c(H+)=10-a,c(OH-)=10-14+a,再由pH=b,得c(H+)=10-b,強(qiáng)酸強(qiáng)堿恰好中和時(shí),10-14+aVa=10-bVb,VaVb=1014-(a+b),由于Va>Vb,故a+b<14,又由于b=0.5a,可推知b<143,故b可以等于4。 【答案】(1)1∶9　(2)是 1.等濃度、等體積的一元酸與一元堿混合溶液的酸堿性 中和反應(yīng) 混合溶液的酸堿性 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿 中性 強(qiáng)酸與弱堿 酸性 弱酸與強(qiáng)堿 堿性 　　簡(jiǎn)記為誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,同強(qiáng)顯中性 2.室溫下,已知酸和堿的pH之和的溶液,等體積混合后溶液的酸堿性 (1)兩強(qiáng)混合 ①若pH之和等于14,則混合后溶液顯中性,pH=7。 ②若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性,pH>7。 ③若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性,pH<7。 (2)一強(qiáng)一弱混合 pH之和等于14時(shí),一元強(qiáng)酸和一元弱堿等體積混合呈堿性;一元弱酸和一元強(qiáng)堿等體積混合呈酸性。簡(jiǎn)記為誰(shuí)弱顯誰(shuí)性。 3.溶液pH計(jì)算的一般思維模型