2016安徽高考化學復習：化學基本理論8

　　題組一　溶液的酸堿性

　　1.下列溶液一定呈中性的是　)。

　　A.cH+)=cOH-)=10-6 mol·L-1的溶液

　　B.pH=7的溶液

　　C.使石蕊試液呈紫色的溶液

　　D.酸與堿恰好完全反應生成正鹽的溶液

　　解析　當溫度為100 時，pH=6時呈中性，pH=7的溶液呈堿性，B錯;石蕊呈紫色時，pH為5～8，此時溶液可能呈酸性、中性或堿性，C錯;CH3COOH與NaOH恰好反應生成的CH3COONa水解使溶液顯堿性，D錯;只有cH+)=cOH-)的溶液一定呈中性。

　　答案　A

　　2.2014·唐山模擬)將pH=3的鹽酸a L分別與下列三種溶液混合后，混合液均呈中性

　　b L 1×10-3mol·L-1的氨水　c L cOH-)=1×10-3mol·L-1的氨水　d L cOH-)=1×10-3mol·L-1的BaOH)2溶液，其中a、b、c、d的關系正確的是　)。

　　A.b>a=d>c B.a=b>c>d

　　C.a=b>d>c D.c>a=d>b

　　解析　pH=3的鹽酸中cH+)=1×10-3mol·L-1，與cOH-)=1×10-3 mol·L-1的BaOH)2溶液混合，混合液呈中性時二者的體積相等，故a=d;NH3·H2O為弱堿，若1×10-3mol·L-1的氨水與pH=3的鹽酸等體積混合，則正好完全反應生成NH4Cl，NH水解使溶液呈酸性，故若要使溶液呈中性則應使b>a;cOH-)=1×10-3mol·L-1的氨水中cNH3·H2O)>1×10-3mol·L-1，故與pH=3的鹽酸混合，若要使溶液呈中性，則應使a>c，故有b>a=d>c.

　　答案　A

　　題組二　混合溶液pH的計算

　　3.2013·成都二診)常溫下，pH=a和pH=b的兩種NaOH溶液，已知b=a+2，則將兩種溶液等體積混合后，所得溶液的pH接近于　)。

　　A.a-lg 2 B.b-lg 2 C.a+lg 2 D.b+lg 2

　　解析　兩種溶液中cOH-)分別為10a-14 mol·L-1、10b-14 mol·L-1，等體積混合后cOH-)==

　　mol·L-1，pOH=14-a)-lg 101+lg 2≈12-a+lg 2，pH=14-pOH=2+a-lg 2=b-lg 2。

　　答案　B

　　4.2014·潮州模擬)25 時，下列說法正確的是雙選)　)。

　　A.pH=12的NaOH溶液中，cH+)=10-12 mol·L-1，將溶液稀釋為原體積的10倍后cH+)=mol·L-1=10-13mol·L-1

　　B.pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，因生成的CH3COONa水解，所以由水電離出的cH+)<10-7mol·L-1

　　C.pH=2的鹽酸、pH=2的醋酸中由水電離出的cH+)均為10-12 mol·L-1

　　D.pH=11和pH=13的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的cH+)=mol·L-1

　　解析　NaOH溶液中的H+是由水電離產(chǎn)生的，當稀釋時，由于NaOH溶液的濃度發(fā)生變化，對H2O電離的抑制程度會改變，水的電離平衡會發(fā)生移動，因而將H+的量當成不變的值進行計算是錯誤的，即A錯;B項中CH3COOH已電離出的H+即可將NaOH完全中和，而絕大多數(shù)的CH3COOH是沒電離的，即CH3COOH遠遠過量，混合溶液呈酸性，對水的電離起抑制作用，B正確;C項中pH=2的鹽酸、pH=2的醋酸中cH+)均為10-2mol·L-1，再結合水的離子積常數(shù)可求出cOH-)均為10-12 mol·L-1，由水電離出的cOH-)、cH+)也均為10-12 mol·L-1，C正確。pH=11的NaOH溶液中cOH-)=10-3mol·L-1，pH=13的NaOH溶液中cOH-)=10-1mol·L-1，等體積混合后cOH-)=≈5×10-2mol·L-1，再結合離子積常數(shù)求得cH+)=2×10-13mol·L-1，D錯。

　　答案　BC

　　—————————[易錯防范]———————水電離的cH+)或cOH-)的計算方法25 )

　　1)中性溶液：cH+)=cOH-)=1.0×10-7 mol·L-1。

　　2)溶質(zhì)為酸的溶液

　　H+來源于酸和水的電離，而OH-只來源于水。如計算pH=2的鹽酸中水電離出的cH+)：方法是先求出溶液中的cOH-)=10-12 mol·L-1，即水電離出的cH+)=cOH-)=10-12 mol·L-1。3)溶質(zhì)為堿的溶液

　　OH-來源于堿和水的電離，而H+只來源于水。如pH=12的NaOH溶液中，cH+)=10-12 mol·L-1，即水電離產(chǎn)生的cOH-)=cH+)=10-12 mol·L-1。

　　4)水解呈酸性或堿性的正鹽溶液

　　H+和OH-均由水電離產(chǎn)生。

　　如pH=2的NH4Cl溶液中由水電離出的cH+)=10-2 mol·L-1;

　　如pH=12的Na2CO3溶液中由水電離出的cOH-)=10-2 mol·L-1。

　　5.常溫時，下列三種溶液：0.001 mol·L-1氨水與0.001 mol·L-1HCl溶液等體積混合液　pH=3的HCl溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合液　pH=11的氨水與pH=3的HCl溶液等體積混合液。其pH大小關系正確的是　)。

　　A.== B.①>②>③

　　C.①<②= D.①<②<③

　　解析　常溫下，中兩種溶液正好完全反應生成NH4Cl，因NH水解溶液呈酸性;中兩種溶液正好完全反應生成NaCl，溶液呈中性，由于NH3·H2O是弱堿，不能完全電離，故pH=3的氨水的濃度大于pH=3的HCl溶液，二者等體積混合后，NH3·H2O過量，溶液呈堿性，故pH的大小為<②<③。

　　答案　D

　　—————————[走出誤區(qū)]————————誤區(qū)一：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律

　　常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。

　　誤區(qū)二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律溶液 稀釋前溶液pH 加水稀釋到體積為原來的10n倍 稀釋后溶液pH 酸 強酸 pH=a pH=a+n 弱酸 a7。