(好資料)考點32水的電離和溶液的ph--【精品資料】高考化學知識點全程講解

考點32水的電離和溶液的PH1復習重點1通過對水的電離、離子積、pH定義等重要知識和方法遷移應用的練習，提高認知能力；2靈活解答水的電離平衡的相關問題；3掌握混合溶液pH計算的方法，并能運用數(shù)學工具解決一些有關pH計算的綜合問題4培養(yǎng)學習過程中探究、總結的習慣。2難點聚焦（一）溶液的酸堿性及pH的值 溶液呈的酸堿性何性，取決于溶液中H+、OH的相對大?。簆H值的大小取決于溶液中的H+大小pH=lgH+，pOH=lgKw=pKw溶液酸堿性H+與OH關系任意濕度室溫（mol/L）pH值（室溫）酸性H+OHH+11077中性H+=OHH+=OH=1107=7堿性H+OHH+1與1077（1）酸性越強，pH值越小，堿性越強，pH值越大，pH值減小一個單位，H+就增大到原來的10倍，pH值減小n個單位，H+的增大到原來的10n倍.（2）任意水溶液中H+0，但pH可為0，此時H+=1mol/L，一般H+1mol/L時，pH0，故直接用H+表示.（3）判斷溶液呈中性的依據(jù)為：H0= OH或pH=pOH=pKw只有當室溫時，Kw=11014 H+=OH=107mol/L溶液呈中性pH=pOH=pKw=7 分析 原因：H2O H+OHQ 由于水的電離是吸熱的，濕度越高，電離程度越大，kw越大. 中性：pH=pOH=pKwTKwpH+pOHTKwpH=pOH 如：100，KW=11012. pKw=12.中性時Ph=pKw=67. 圖示：不同濕度（T1T2）時溶液中H+與OH，pH與pOH關系 圖一 圖二 想一想：圖一與圖二有哪些不同？為何不同？提示：（形狀 T1、T2相對位置） 簡平分錢劃分的兩個區(qū)域酸堿性不同。建議以H+、OH=Kw，和pH+pOH=pKw兩個關系或考慮，并注意濕度不同時Kw的影響。） （4）溶液pH的測定方法： 酸堿指示劑 pH試紙 pH計其中只傳判定pH范圍 pH試紙也只能確定在某個值左右（對照標準比色卡），無法精確到小數(shù)點后1倍。另外使用時不能預先潤濕試紙。否則相當于又稀釋了待測液，測定結果誤差大。 pH計測定較精確. （二）酸堿溶液的稀釋前后pH值的變化。 由于強酸或強堿在水中完全電離，加水稀釋后不會有溶質進一步電離，故僅僅是體積增大的因素導致酸溶液中的H+或堿溶液中的OH減小. 弱酸或弱堿由于在水中不完全電離，加水稀釋同時，能促使其分子進一步電離，故導致相應H+或OH減小的幅度降低。 例如 等物質的量濃度的鹽酸和醋酸，氫氧化鈉和氨水分別加水稀釋。溶液的pH值變化，圖示如下： 若把上述問題，換成等pH值，圖示又怎樣呢？ 強酸弱酸稀釋 強、弱堿稀釋 前后 前后pH=a pH(HCl)=a+n7 pH=b Ph(NaOH)=bn7pH(HAC)a+n7 pH(NH3H2C)bn7pH(HCl)=n pH(NaOH)=npH(HAC)n pH(NH3H2O)npH(HCl)pH(HAC) pH(NaOH)pH(NH3H2O) 注意： 酸無論怎樣稀釋，不可能成為堿性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且小于7.堿無論怎樣稀釋，不可能成為酸性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且大于7當起始強酸、弱酸的pH相同，稀釋后為達仍相同，則稀釋倍數(shù)一定是弱酸大小強酸（強堿、弱堿類同）（三）有關pH的計算 1溶液簡單混合（不發(fā)生反應，忽略混合時體積變化） 強酸：pH=pH小+0.3 若等體積混合，且pH2 強堿：pH=pH大0.3 若不等體積混合，物質的量濃度 強酸H+總= 分別為M1、M2體積分別為 強堿OH總= V1、V2的一元強酸或強堿注意：強酸直接由H+總求pH值 強堿由OH總求pOH，后再求pH值.2強酸和強堿混合（發(fā)生中和反應，忽略體積變化）可能情況有三種：若酸和堿恰好中和. 即nH+=nOH，pH=7.若酸過量，求出過量的H+，再求pH值.若堿過量，求出過量的OH，求出pOH后求pH值.特例：若強酸與強堿等體積混合若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7.若pH酸+pH堿14，則堿過量pHpH堿0.3若pH酸+pH堿14，則酸過量pHpH酸+0.3討論：pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按體積比V1 ：V2混合.當混合液分別呈中性、酸性、堿性時，且V1 ：V2=10n時，a+b分別為多少？分析 呈中性：即pH=7. nH+=nOH 10aV1=10（14b）V2 V1 ：V2=1014+a+b 10n=10a+b14 n=a+b14 a+b=14+n 若呈酸性. 即pH7 nH+nOH 10aV110（14b）V2 V1 ：V21014+a+b 10n1014+ a+b a+b14+n若呈堿性，即pH7，同理可知 a+b14+n 想一想：若V1 ：V2=1 ：10n=10n，三種情況的結果又如何呢？ 3關于酸、堿混合時的定性判斷（常溫） 酸與堿混合時發(fā)生中和反應，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的鹽能否水解及水解情況而定，另外酸堿的強弱不同，提供反應物的量不同也影響著反應后溶液的性質。一般酸或堿過量化生成的鹽水解對溶液的酸堿性影響大。 下面把常見的幾種情況分列出來. 等物質的量濃度的一元弱酸一元強堿溶液等體積混合溶液pH7（由生成的強堿弱酸鹽水解決定）等物質的量濃度的一元強酸與一元弱堿溶液等體積混合后溶液pH7（由生成的強酸弱堿鹽水解決定）等物質的量濃度的一元強酸與強堿溶液等體積混合后溶液pH=7（因生成強酸強堿鹽不水解）想一想：若酸或堿之一是多元，情況又怎樣？當pH=pOH的強酸與強堿溶液以等體積混合后pH=7（與酸、堿的幾元性無尖）當pH=3的某一元酸溶液與pH=11的一元強堿以等體積混合后pH7。（考慮酸有強弱之分，若分弱酸，制反應后酸過量）當pH=3的某一元強酸pH=11的一元堿溶液的以等體積混合后pH7（同理，弱堿過量）將pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶液以等體積混合后溶液pH=無法確定.再想一想：與酸、堿的幾元性有無關系？3例題精講知識點一：水的電離【例1】（1）與純水的電離相似，液氨中也存在著微弱的電離：2NH3 NH4+NH2-據(jù)此判斷以下敘述中錯誤的是（ ）A液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒B一定溫度下液氨中C(NH4+)C(NH2-)是一個常數(shù)C液氨的電離達到平衡時C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)D只要不加入其他物質，液氨中C(NH4+) = C(NH2-) （2）完成下列反應方程式在液氨中投入一小塊金屬鈉，放出氣體NaNH2溶于水的反應類似于“H+OH=H2O”的反應解析：此題要求掌握水自偶的實質(水分子電離產(chǎn)生的H+與H2O結合形成H3O+)以及水的電離平衡,并能遷移應用于對于NH3電離的認識：NH3分子電離產(chǎn)生H+和NH2,H+與NH3結合生成NH4+，液氨電離產(chǎn)生等量的NH2與NH4+，一定溫度下離子濃度乘積為一常數(shù)；NH4+類似于H+，NH2類似于OH。具備上述知識后，就可順利完成解題。答案：（1）C （2）2Na+2NH3=H2+2NaNH2NaNH2+H2O=NaOH+NH3或NH2+H2O=OH+NH3NH2+NH4+ =2NH3或NH4Cl+NaNH2=2NH3+NaCl知識點二：水的離子積【例2】某溫度下純水中C(H+) = 210-7 mol/L，則此時溶液中的C(OH-) = _。若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+) = 510-6 mol/L，則此時溶液中的C(OH-) = _。解析：由水電離產(chǎn)生的H+與OH-量始終相等，知純水中C(H+) = C(OH-)。根據(jù)純水中C(H+) 與C(OH-)可求出此溫度下水的Kw的值，由Kw的性質（只與溫度有關，與離子濃度無關），若溫度不變，稀鹽酸中Kw仍為此值，利用此值可求出鹽酸中的C(OH-)。 答案：純水中 C(OH-) = C(H+) = 210-7 mol/L Kw = C(H+)C(OH-) = 210-7210-7 = 410-14 稀鹽酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (410-14) / (510-6) = 810-9 mol/L 【例3】 .難溶化合物的飽和溶液存在著溶解平衡，例如：AgCl(s) Ag+Cl,Ag2CrO4(s) 2Ag+CrO42,在一定溫度下，難溶化合物飽和溶液離子濃度的乘積為一常數(shù)，這個常數(shù)用Ksp表示。已知：Ksp(AgCl)=Ag+Cl-=1.810-10 Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2CrO42-=1.910-12現(xiàn)有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，試通過計算回答：(1)Cl-和CrO42-中哪種先沉淀?(2)當CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀時，溶液中的Cl-離子濃度是多少? CrO42-與Cl-能否達到有效的分離?(設當一種離子開始沉淀時，另一種離子濃度小于10-5mol/L時，則認為可以達到有效分離)解析：（1）當溶液中某物質離子濃度的乘積大于Ksp時，會形成沉淀。幾種離子共同沉淀某種離子時，根據(jù)各離子積計算出所需的離子濃度越小越容易沉淀。（2）由Ag2CrO4沉淀時所需Ag+濃度求出此時溶液中Cl的濃度可判斷是否達到有效分離。解答：（1）AgCl飽和所需 Ag+濃度Ag+1=1.810-7摩/升 Ag2CrO4飽和所需Ag+濃度Ag+2=4.3610-5摩/升 Ag+1Ag+2，Cl-先沉淀。 （2） Ag2CrO4開始沉淀時Cl-=4.1310-6C(OH)的操作是 （ ）（1）將水加熱煮沸 （2）向水中投入一小塊金屬鈉 （3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明礬晶體 （6）向水中加入NaHCO3固體 （7）向水中加NaHSO4固體A、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（6） C、（5）（7） D、（5）解析：本題主要考查外界條件對水的電離平衡的影響，請按如下思路完成本題的解：本題涉及到哪些條件對水的電離平衡的影響？各自對水的電離平衡如何影響？結果任何（C(H+)與C(OH)相對大?。?？歸納酸、堿、鹽對水的電離平衡的影響。解答： D知識點四：pH的定義方法【例6】、下列溶液，一定呈中性的是 （ ） A.由等體積、等物質的量濃度的一元酸跟氫氧化鈉溶液混合后所形成的溶液B.H+=110-7molL-1的溶液 C.pH=14-pOH 的溶液 D.pH=pOH 的溶液 （2000年化學試測題） 解析：此題要求將教材中定義pH方法遷移應用于表示pOH以及pH與pOH的關系，根據(jù)pH的定義方法，可定義pOH= lgC(OH)，將室溫下水的離子積的表達式C(H+)C(OH)=1014兩邊取負對數(shù)，lgC(H+)lgC(OH)= lg1014，整理得pH+pOH=14。應用所得關系式分析可得答案。解答：D點評：pOH= lgC(OH)、pH+pOH=14兩個關系式及其應用均不在教學大綱和考綱范圍內(nèi)，我們不一定要掌握，但將教材中的知識、方法加以遷移應用，進行探究發(fā)現(xiàn)是教學大綱和考綱提出的能力要求。此題作為全國高考化學測試題具有重要的指導意義，值得大家認真去領悟，在隨后的2001年上海高考題以及2002年全國理科綜合高考題中又出現(xiàn)了類似的題目。為更好地表示溶液的酸堿性，科學 家提出了酸度（AG）的概念，AG，則下列敘述正確的是A 中性溶液的AG0B 酸性溶液的AG0C 常溫下0.lmol/L氫氧化鈉溶液的AG12D 常溫下0.lmol/L鹽酸溶液的AG12( 2001年上海)有人曾建議用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定義為AGlg（H/OH）。下列表述正確的是A 在25時，若溶液呈中性，則pH7，AG1B 在25時，若溶液呈酸性，則pH7，AG0C 在25時，若溶液呈堿性，則pH7，AG0D 在25時，溶液的pH與AG的換算公式為AG2(7pH) (2002理科綜合)知識點五：溶液pH的計算【例7】室溫下將n體積pH=10和m體積pH=13兩種NaOH溶液混合得pH=12的NaOH溶液，則n：m=解析：此題是關于兩種不反應的溶液混合后溶液pH值的計算，根據(jù)混合前后溶質(NaOH)量守恒，列式求解解答：pH=10 C(H+)=10-10mol/L C(OH) =10-4mol/L pH=13 C(H+)=10-13mol/L C(OH) =10-1mol/L pH=12 C(H+)=10-12mol/L C(OH) =10-2mol/L 10-4n + 10-1m = (n+m) 10-2 n ：m = 100 ：11規(guī)律： 有關混合溶液的pH計算，題設條件可千變?nèi)f化，正向、逆向思維，數(shù)字與字母交替出現(xiàn)，但基本題型只有兩種：（1）混合后不反應，（2）混合后反應。對于溶液的稀釋，可將水作為濃度為0的溶液，仍屬混合后不反應一類，這一類混合溶液的pH應介于兩種溶液的pH之間，因而酸、堿溶液無論加多少水稀釋，其最終pH均不可能等于純水的pH（即常溫不可能為7）。 混合溶液pH的計算方法也很簡單，即設法求出混合溶液的C(H+)，若是溶液顯堿性，則必須先求出溶液的C(OH)，然后再換算為C(H+)或按OH量守恒列式求解?！纠?】25C，若10體積的某強堿溶液與1體積的某強酸溶液混合后，溶液呈中性，則混合之前，該堿的pH與強酸的pH之間該滿足的關系是_分析：由題意知，本題為酸、堿混合后完全中和，根據(jù)中和反應的實質可知，酸中n(H+)與堿中n(OH-)相等，故有C(H+)酸V酸 = C(OH-)堿V堿，由此關系列式可求得結果。解答：設酸的pH為a，C(H+)酸=10-a，堿的pH為b，C(OH-)堿=10-14 / 10-b=10- (14 - b)因為混合后溶液呈中性，所以C(H+)酸V酸 = C(OH-)堿V堿 10-a V = 10 - (14 - b) 10V = 10 - (13 - b) V 10-a = 10 - (13 - b)兩邊取負對數(shù)：-lg10-a = -lg10 - (13 - b)，a=13-ba+b=13即酸的pH與堿的pH之和為13點評：上面解法盡管可順利地得出本題的解，但題中的酸堿體積比可以任意變換，則每一變換都得重新求解，這就啟發(fā)我們能否找出酸、堿pH與兩者體積比之間的關系呢？同時若混合后不顯中性其關系又會怎樣呢？將上面的解改為：C(H+)酸V酸 = C(OH-)堿V堿10-a V酸 = 10 - (14 - b) V堿10-a10-b=10-14（V堿 / V酸）兩邊取負對數(shù)得：a+b=14lg（V堿 / V酸）若混合后溶液顯酸性：若混合后溶液顯堿性：同學們在學習中要善于總結、積累，把自己積累的經(jīng)驗、成果用于指導自己的學習。例如掌握了上述關系后，解下列題目就很輕松。在20時，有PH值為x（x6）的鹽酸和PH值為y（y8）的NaOH溶液，取Vx升該鹽酸同該NaOH溶液中和，需Vy升NaOH溶液（1）若x+y=14時，則= （2）若x+y=13時，則= （3）若x+y14時，則= （表達式），且Vx Vy（填或=） 4實戰(zhàn)演練一 選擇題 1.水是一種極弱的電解質,在室溫下平均每n個水分子只有一個水分子能電離，則n是 （ ）A.110-4 B. 55.6107C. 1107D. 6.0210212將1molL-1H2SO4溶液100mL與質量分數(shù)為10%的NaOH溶液50g混合均勻后，滴入甲基橙指示劑，此時溶液的顏色是 （ ）A淺紫色 B黃色 C紅色 D無色3.pH定義為pH=-lgc(H)，pOH定義為pOH=-lgc(OH-)，Kw表示25時水的離子積常數(shù)，則弱酸性溶液中的c(H)可表示為 ( )A、Kw/pOH mol/L B、10pOH-14 mol/L C、10 14-pOH mol/L D、10-pOH mol/L4能使水的電離平衡正向移動，而且所得溶液呈酸性的是 （ ）A將水加熱到100時，水的pH=6 B向水中滴加少量稀硫酸C向水中滴加少量NaHCO3 D向水中加入少量明礬晶體5. 常溫下某溶液中水電離出的C(H+) = 110-13 mol/L，則下列說法中正確的是 （ ）A該溶液一定呈酸性B該溶液一定呈堿性C該溶液中一定有C(OH-) = 0.1mol/L D該溶液的pH值為1或13625時，在水電離出的C(H+)=110-5摩/升的溶液中，一定能大量共存的是 ( ) A.Al3+、NH4+、SO42-、Cl-B. Mg2+、K+、SO42-、HCO3- C.K+、Na+、Cl-、SO42-D.Ba2+、Cl-、Na+、PO43-7.有、三瓶體積相等，濃度都是1mol/L的HCl溶液，將加熱蒸發(fā)至體積減小一半，在中加入CH3COONa固體(加入后溶液仍呈酸性)，不作改變，然后以酚 酞作指示劑，用溶液滴定上述三種溶液，消耗的NaOH溶液的體積是 ( )A、= B、 C、= D、adc，則這四種溶液PH值由大到小的順序是 ( )A.cdabB.badcC.abcdD.無法確定18. 有下列四種溶液：(1)HCl (2)AlCl3(3)NaOH (4)Na2CO3，此四種溶液中水的電離度分別為a1、a2、a3、a4已知a1=a3，a2=a4且=106，則四種溶液的PH值不可能是 （ ） A、5 5 10 10 B、4 4 10 10 C、3 5 11 9 D、5 3 9 1119NaH是種離子化合物，它跟水反應的方程式為：NaHH2ONaOHH2，它也能跟液氨、乙醇等發(fā)生類似的反應，并都產(chǎn)生氫氣。下列有關NaH的敘述錯誤的是 （ ）A 跟水反應時，水作氧化劑 B NaH中H半徑比Li半徑小C 跟液氨反應時，有NaNH2生成 D 跟乙醇反應時，NaH被氧化20、常溫下某溶液，水電離出的c (OH-)=1.010-4 mol/L,該溶液中溶質可能是 ( )Al2(SO4)3 NaOH NH4Cl NaHSO4A、 B、 C、 D、二 填空題21測得某溶液的pH = 6.5，且氫離子與氫氧根離子物質的量相等，此溶液呈_性。測定溫度_室溫（填高于、低于或等于），其理由是 。 將此溫度下pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的H2SO4溶液bL混合。（1）若所得混合液為中性，則ab 。（2）若所得混合液的pH=2，則ab 。 AB10-6 10-7 10-7 10-6 c(H+)mol/Lc(OH-) mol/L22、水的電離平衡曲線如圖所示。(1) 若以A點表示25時水的電離平衡的離子濃度，當溫度升高到100時，水的電離平衡狀態(tài)移動到B點，則此時水的離子積從_變化到_。(2) 將pH=8的Ba(OH)2溶液與pH=5的稀鹽酸混合，并保持100的恒溫，致使混合溶液的pH=7，則Ba(OH)2和鹽酸的體積比為_。(3) 已知AnBm的離子積為c(Am+)nc(Bn-)m，若