高一化學水的電離和溶液的酸堿性(編輯修改稿)
2024-12-18 01:53 本頁面
【文章內(nèi)容簡介】 ． 10－ 7 mol/L B． 10－ 6 mol/L C． 10－ 3 mol/L D． 10－ 12 mol/L CD D 【 解析 】 由水電離的 c(H＋ )＝ 10－ pH＝ 10－ 12 mol/L，由水電離出的 c(OH－ )等于由水電離出的c(H＋ )，所以， c(OH－ )也等于 10－ 12 mol/L。 ℃ 時，水的電離達到平衡： H2O H＋ ＋ OH－ ΔH0，下列敘述正確的是 ( ) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動， c(OH－ )降低 B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉， c(H＋ )增大， KW不變 C．向水中加入少量固體 CH3COONa，平衡逆向移動，c(H＋ )降低 D．將水加熱， KW增大， pH不變 B 重要考點 2 溶液的 pH計算及應用 1．酸性溶液 步驟： 先求溶液中氫離子濃度即 c(H＋ )，然后求溶液的 pH。 c(H＋ )的計算式為： (1)強酸 HnA： c(H＋ )＝ n c(酸 ) (2)強酸稀釋： c(H＋ )稀 ＝ (3)強酸混合： c(H＋ )＝ (4)強酸與強堿混合： c(H＋ )＝ 【 解析 】 A項，稀氨水是弱堿，加入后水溶液中的c(OH－ )增大，平衡逆向移動； B項， NaHSO4溶于水發(fā)生電離使 c(H＋ )增大，由于溫度不變，故 KW不變； C項，水中加入 CH3COONa， CH3COONa發(fā)生水解，促進水的電離，平衡正向移動，使溶液呈堿性， c(H＋ )降低； D項，升高溫度，水的電離程度增大， KW變大， pH變小。 2．堿性溶液 步驟： 先求出溶液中氫氧根離子濃度即 c(OH－ )，然后根據(jù) KW求出溶液中氫離子濃度即 c(H＋ )，最后求出溶液的 pH。 c(OH－ )的求算式與酸性溶液中 c(H＋ )的求算式相似，只需把公式中的 H＋ 改為 OH－ ，酸改為堿即可。 說明： 若忽略混合前后溶液體積的變化，則混合后溶液體積近似等于混合前各溶液體積之和，即V混 ＝ V1＋ V2。 【 考點釋例 2】 將 pH＝ 3的 H2SO4溶液和 pH＝ 12的NaOH溶液混合，當混合溶液的 pH＝ 10時，強酸和強堿的體積之比為 ( ) A． 1∶ 9 B． 9∶ 1 C． 10∶ 1 D． 1∶ 10 【 解析 】 pH＝ 10時， c(H＋ )＝ 1 10－ 10 molL－ 1，c(OH－ )＝ 1 10－ 4 molL－ 1。 B 【 溫馨提示 】 (1)混合后溶液呈酸性時，一定用c(H＋ )計算 pH；呈堿性時，一定用 c(OH－ )計算 pH。 (2)若強酸 (pH＝ a，體積為 V酸 )強堿 (pH＝ b，體積為 V堿 )混合后呈中性，則有： V酸 /V堿 ＝ 10(a＋ b－pKW) 1.(2020廣東茂名 4月調(diào)研 )已知在 100 ℃ 的溫度下 (本題涉及的溶液其溫度均為 100 ℃ )，水的離子積 KW＝1 10－ 12。下列說法正確的是 ( ) A． molL－ 1的 H2SO4溶液 pH＝ 1 B． molL－ 1的 NaOH溶液 pH＝ 11 C． molL－ 1的 H2SO4溶液與 molL－ 1的 NaOH溶液等體積混合，混合溶液 pH為 6，溶液顯酸性 D．完全中和 pH＝ 3的 H2SO4溶液 50 mL，需要 pH＝ 11的 NaOH溶液 50 mL A 【 解析 】 molL－ 1的 H2SO4溶液中 c(H＋ )＝ molL－ 1， pH＝ 1。 2.(1)pH＝ a的 CH3COOH溶液稀釋 100倍后所得溶液 pH a＋ 2(填 “”或 “”)。 (2) mol/L CH3COOH溶液的 pH 2(填 “”或“”)。 (3) mol/L CH3COONa溶液的 pH 7(填 “”或“”)。 t ℃ 時，某 NaOH稀溶液中， c(H＋ )＝ 10－ a mol/L，c(OH－ )＝ 10－ b mol/L，已知 a＋ b＝ 12，則 (1)該溫度下水的離子積常數(shù) KW＝ 。 (2)該 NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度的精確值是 mol/L。 (3)在該溫度下，將 100 mL mol/L的稀硫酸與 100 mL mol/L的 NaOH溶液混合
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