第4課時習題課1．某濃度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－，若想增大NHeq\o\al(＋,4)的濃度，而不增加OH－的濃度，應實行的措施是()①適當上升溫度②加入NH4Cl固體③通入NH3④加入少量鹽酸A．①②B．②③C．③④D．②④答案D解析升溫平衡向右移動，c(NHeq\o\al(＋,4))、c(OH－)都增大；加入NH4Cl固體，相當于增大c(NHeq\o\al(＋,4))，平衡向左移動，c(OH－)減小，但c(NHeq\o\al(＋,4))仍較原來增大，因平衡移動只能減小其增大的程度，而不能完全抵消其增大的部分；通入NH3平衡向右移動，c(NHeq\o\al(＋,4))、c(OH－)都增大；加入少量鹽酸，H＋與OH－反應使c(OH－)下降，平衡向右移動，使c(NHeq\o\al(＋,4))增大。2．在100mL0.1mol·L－1CH3COOH溶液中，欲使CH3COOH的電離程度和溶液的c(H＋)都增大，其方法是()A．加入少量的1mol·L－1NaOH溶液B．加入少量的1mol·L－1HCl溶液C．加入等體積水D．進行微熱答案D解析在CH3COOH的溶液中存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－。當加入NaOH溶液時，c(H＋)減小，電離程度增大；加入鹽酸，c(H＋)增大，平衡左移，電離程度減小；加入等體積水，平衡右移，n(H＋)增大，但體積增大的倍數更多，故c(H＋)減小；進行微熱，由于電離一般是吸熱過程，故電離程度增大，由于微熱時溶液體積膨脹倍數很小，故c(H＋)增大。3．下列敘述正確的是()A．無論是純水，還是酸性、堿性或中性稀溶液，在常溫下，其c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14B．c(H＋)等于1×10－7mol·L－1的溶液肯定是中性溶液C．0.2mol·L－1CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1mol·L－1CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍D．任何濃度的溶液都可以用pH來表示其酸性的強弱答案A解析KW＝c(H＋)·c(OH－)，且KW只與溫度有關，所以，在常溫下，純水、酸性、堿性或中性稀溶液，其KW＝1×10－14；在溫度不確定時，中性溶液里的c(H＋)不肯定等于1×10－7mol·L－1；0.2mol·L－1CH3COOH溶液中的CH3COOH電離程度比0.1mol·L－1CH3COOH溶液中的CH3COOH電離程度小，所以，0.2mol·L－1CH3COOH溶液中的c(H＋)小于0.1mol·L－1CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍；當c(H＋)或c(OH－)大于1mol·L－1時，用pH表示溶液的酸堿性就不簡便了，所以，當c(H＋)或c(OH－)大于1mol·L－1時，一般不用pH表示溶液的酸堿性，而是干脆用c(H＋)或c(OH－)來表示。4．常溫下，下列四種溶液：①pH＝0的鹽酸，②0.1mol·L－1的鹽酸，③0.01mol·L－1的NaOH溶液，④pH＝11的NaOH溶液中，由水電離生成的H＋的物質的量濃度之比為()A．1∶10∶100∶1000B．0∶1∶12∶11C．14∶13∶12∶11D．14∶13∶2∶1答案A解析在鹽酸中，由水電離產生的c(H＋)等于溶液中的c(OH－)：①c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－14mol·L－1②c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－13mol·L－1；在NaOH溶液中，由水電離產生的c(H＋)等于溶液中的c(H＋)：③c(H＋)＝1×10－12mol·L－1④c(H＋)＝1×10－11mol·L－1。因此，四種溶液中由水電離出的H＋的濃度的比為10－14∶10－13∶10－12∶10－11＝1∶10∶100∶1000。5．0.1mol·L－1的醋酸與0.1mol·L－1的鹽酸，分別稀釋相同的倍數，隨著水的加入，溶液中c(H＋)的改變曲線(如下圖)正確的是()答案C6．在100℃時，NaCl溶液中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，下列說法中不正確的是A．該NaCl溶液顯酸性B．該NaCl溶液顯中性C．隨著溫度的上升，水的離子積增大D．該NaCl溶液中KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－12答案A解析在NaCl溶液中存在H2OH＋＋OH－，且Na＋、Cl－對水的電離沒有影響，c(H＋)＝1×10－6mol·L－1時，c(OH－)＝1×10－6mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－12。7．下列敘述中正確的是()A．鹽酸的導電實力肯定比醋酸強B．因為醋酸是弱電解質，鹽酸是強電解質，因而中和等體積等物質的量濃度的醋酸和鹽酸時，中和鹽酸消耗的氫氧化鈉比中和醋酸多C．足量鐵分別和等體積、等物質的量濃度的醋酸和鹽酸反應，產生H2的量相等，放出H2的速率不等D．物質的量濃度相同的磷酸鈉溶液和磷酸溶液中，POeq\o\al(3－,4)物質的量濃度相同答案C解析電解質溶液的導電實力取決于溶液中離子濃度和離子所帶電荷的多少，如極稀的鹽酸溶液其導電實力不肯定比濃的醋酸溶液強，A錯；等物質的量的醋酸和鹽酸，可供應的H＋數目是相同的，故中和氫氧化鈉的實力相同，只不過在中和的過程中，醋酸中的H＋是漸漸電離出來的，B錯；同理，和鐵反應時，它們消耗鐵的量也相同，但由于兩溶液中H＋濃度大小不同，其反應放出H2的速率必定不同，C對；磷酸鈉是鹽，完全電離成Na＋和POeq\o\al(3－,4)，磷酸是弱酸，電離分步進行，且每一步都不完全，產生POeq\o\al(3－,4)的量很少，D錯。8．肯定量的稀硫酸與足量的鋁粉反應時，為了減緩反應速率，且不影響生成氫氣的總量，應向稀硫酸中加入適量的()A．NaOH(固體)B．CH3COOHC．NaCl(固體)D．CH3COONa(固體)答案D解析D項中，加入CH3COONa發生H＋＋CH3COO－CH3COOH，c(H＋)減小，減緩反應速率，但隨著反應進行，c(H＋)減小，平衡向左移動，CH3COOH中H＋又會游離出來，生成H2的總量也不變；A項中，NaOH中和掉H2SO4，氫氣生成量削減；B項中，CH3COOH電離出H＋，氫氣生成量增多；C項幾乎不影響反應。9．常溫下，向0.1mol·L－1的硫酸溶液中逐滴加入物質的量濃度相同的氫氧化鋇溶液，生成沉淀的量與加入氫氧化鋇溶液的體積關系如圖所示，a、b、c、d分別表示試驗時不同階段的溶液，下列有關說法中不正確的是()A．溶液的pH：a<b<c<dB．溶液的導電實力：a>b>d>cC．a、b溶液呈酸性D．c、d溶液呈堿性答案D解析溶液pH隨加入Ba(OH)2溶液的量的增加而上升，A正確；a～c段隨加入Ba(OH)2的量的增加，離子濃度減小，導電實力減弱，c點恰好反應生成BaSO4沉淀和水，導電性最弱，c點以后Ba(OH)2過量，導電性又增加，B正確；C正確；D中c點為中性。10．已知在100℃的溫度下，水的離子積KW＝1×10－12。本題涉及的溶液，其溫度均為100℃。A．0.005mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝2B．0.001mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11C．0.005mol·L－1的H2SO4溶液與0.001mol·L－1的NaOH溶液等體積混合，混合溶液的pH為6，溶液顯酸性D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50mL，須要pH＝11的NaOH溶液50mL答案A解析本題涉及到c(H＋)、c(OH－)和pH的計算，以及c(H＋)、pH與溶液酸堿性的關系。A．0.005mol·L－1的H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.005mol·L－1×2＝0.01mol·L－1，pH＝－lg[c(H＋)]＝－lg0.01＝－lg(1×10－2)＝2。此計算與KW值無關，不要受KW＝1×10－12的干擾。B．0.001mol·L－1的NaOH溶液中，c(OH－)＝0.001mol·L－1，c(H＋)＝eq\f(KW,cOH－)＝eq\f(1×10－12,1×10－3mol·L－1)＝1×10－9mol·L－1。pH＝－lg(1×10－9)＝9。對堿性溶液求pH，要經過“c(OH－)→c(H＋)→pH”的過程，由c(OH－)求c(H＋)要經過KW＝c(H＋)·c(OH－)進行換算。在這里，KW為1×10－12，而不是1×10－14。C．該項中供應的H2SO4溶液與NaOH溶液恰好完全中和。由于100℃溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10－12，故c(H＋)＝c(OH－)＝eq\r(1×10－12)＝1×10－6mol·L－1，pH＝6。雖然pH＝6，但溶液不顯酸性。問題的關鍵是c(H＋)＝c(OH－)，溶液應當是顯中性。溶液的酸堿性要由c(H＋)與c(OH－)的相對大小來確定，而不是由c(H＋)或c(OH－)的肯定大小確定的。在依據c(H＋)、c(OH－)、pH等推斷溶液酸堿性時，要結合KW的大小作確定。D．pH＝3的50mLH2SO4溶液中，c(H＋)＝0.001mol·L－1，n(H＋)＝0.05L×0.001mol·L－1＝0.00005mol。pH＝11的50mLNaOH溶液中，c(H＋)＝1×10－11mol·L－1，c(OH－)mol·L－1，n(OH－)＝0.05L×0.1mol·L－1＝0.005mol。兩溶液混合反應后，NaOH過量。中和H2SO4所須要的NaOH溶液小于5011．等體積、等物質的量濃度的氫硫酸和硫酸溶液中，存在的離子總數的關系是()A．H2S中多B．H2SO4中多C．一樣多D．無法比較答案B解析等體積、等物質的量濃度的H2S和H2SO4中，含有的H2S和H2SO4的物質的量一樣多，但H2S是弱電解質，只能部分電離，即1molH2S電離產生的離子小于3mol。而H2SO4是強電解質，完全電離，即1molH2SO4可電離出2molH＋和1molSOeq\o\al(2－,4)，共3mol離子，因此H2SO4電離出的離子多。12.用中和滴定的方法測定NaOH和Na2CO3的混合液中NaOH含量時，可先在混合液中加入過量的BaCl2溶液，使Na2CO3完全變成BaCO3沉淀，然后用標準鹽酸滴定(用酚酞做指示劑)，試回答：(1)滴定時BaCO3能否溶解？理由是________________________________________________________________________________________________________________。(2)如用甲基橙作指示劑，則測定的結果________(填“偏高”、“偏低”或“無影響”)。答案(1)滴定時BaCO3不會溶解，因為酚酞的變色范圍為8～10，該pH范圍呈堿性(2)偏高解析(1)BaCO3在酸性溶液中才會溶解。(2)甲基橙的變色范圍為3.1～4.4，pH大于4.4時溶液顯黃色，在3.1～4.4為橙色，小于3.1為紅色。當用鹽酸滴定到甲基橙從黃色變為橙色時，此時pH已降至4.4以下，已有部分BaCO3與鹽酸反應，則消耗鹽酸的量偏大，測定結果偏高。13．(1)某溫度時，測得0.01mol·L－1的NaOH溶液的pH為11，則該溫度下水的離子積常數KW＝________。(2)在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液VaL與pH＝b的硫酸VbL混合。①若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝__________。②若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝__________。答案(1)1.0×10－13(2)①1∶10②1∶9解析(1)0.01mol·L－1NaOH溶液的pH＝11，則KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－11×0.01＝1.0×10－13。(2)pH＝a的NaOH溶液中，c(OH－)＝KW/c(H＋)＝10－13＋amol·L－1，pH＝b的H2SO4中，c(H＋)＝10－bmol·L－1。兩者混合后：①若呈中性，則10－13＋a·Va＝10－b·Vb，將a＝12，b＝2代入，得Va∶Vb＝1∶10。②若pH＝10，則呈堿性，c混(OH－)＝eq\f(KW,cH＋)＝10－3mol·L－1，而c混(OH－)＝eq\f(10－13＋a·Va－10－b·Vb,Va＋Vb)，將a＝12，b＝2代入，得Va∶Vb＝1∶9。14．25℃時，若體積為Va，pH＝a的某一元強酸與體積為Vb，pH＝b的某一元強堿混合，恰好中和，且已知Va＜Vb和a＝0.5b，請填寫下列空白(1)a值可否等于3(填“可”或“否”)______，其理由是__________________________________________________________________________。(2)a值可否等于5(填“可”或“否”)______，其理由是________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(3)a的取值范圍是______________。答案(1)否設a＝3，則b＝6，溶液顯酸性，不符合題意，因pH＝b的溶液為強堿，所以a≠3(2)否設a＝5，酸溶液中c(H＋)a＝10－5mol·L－1，則b＝10，堿溶液中c(OH－)b＝10－4mol·L－1。依題意：Va·10－5＝Vb·10－4，則eq\f(Va,Vb)＝eq\f(10－4,10－5)＝10＞1，不符合題意Va＜Vb，所以a≠5(3)eq\f(7,2)＜a＜eq\f(14,3)解析本題以一元強酸與一元強堿恰好中和為依據，并限定消耗強酸的體積小于消耗強堿的體積且堿的pH為酸的2倍時探討強酸pH的取值范圍。eq\f(Va,Vb)＝eq\f(cOH－b,cH＋a)＝eq\f(10－14－2a,10－a)＝10－(14－2a)＋a＝103a－14＜1，則3a－14＜0，即a＜eq\f(14,3)，又pH＝b＝2a＞7(因為是強堿溶液)，a＞eq\f(7,2)，故eq\f(7,2)＜a＜eq\f(14,3)。15．試驗表明，液體時純硫酸的電離實力強于純硝酸，純硫酸的導電性強于純水；又知液態電解質都能像水一樣自身電離而建立電離平衡(即像2H2OH3O＋＋OH－)，且在肯定溫度下都有各自的離子積常數。據此回答下列問題：(1)純硫酸在液態時，自身電