水的電離溶液的酸堿性和PH計算復(fù)習(xí)(用)

一、水的電離1、水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離:H2O+H2OH3O++OH－

平衡常數(shù)：K電離＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）H2OH＋+OH－定量討論：25℃時，水電離出來的[H+]=[OH—]=10—7mol/L，說明水的電離程度如何？水是一種極弱的電解質(zhì)〔通常的電流表無法檢驗其中離子〕K電離×C(H2O）

＝C(H+)×C(OH—）

Kw=[H+][OH-]表達式：注：常數(shù)無單位水的離子積。在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。任何水溶液中都存在Kw=[H+].[OH-]〔Kw25℃=10-14〕思考：含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是堿嗎？特別提示：此時的[H+]和[OH-]是溶液中的總量。3、影響KW的因素KW只是溫度的函數(shù)〔與濃度無關(guān)〕溫度升高，KW值增大如：KW25℃=10-14KW100℃=10-12．影響水電離平衡的因素

H2OH＋＋OH－△H>0

條件變化移動方向c(H＋)c(OH－)Kw升高溫度加鹽酸加NaOH溶液加FeCl3溶液加Na2CO3溶液加活潑的金屬Na正向增大增大逆向增大減小逆向減小增大正向增大減小正向減小增大正向減小增大增大不變不變不變不變不變3、室溫下，在pH＝11的某溶液中，由水電離出的c(OH－)可能為___________練一練：1、室溫下，某溶液中由水電離出的c(OH－)為10-12mol·L－1，那么該溶液的pH可能為_______2室溫下，某溶液中由水電離出的c(OH－)為10-3mol·L－1，那么該溶液的pH可能為_______2或121或1110-3mol·L－1或10-11mol·L－1判斷以下說法是否正確：〔1〕c(H+)=c(OH-)溶液一定是中性溶液〔2〕某溶液中c(H+)/c(OH-)=106，那么該溶液

可能呈堿性，也可能呈酸性〔3〕常溫下，pH=6的溶液一定是酸性溶液〔4〕100℃時，某溶液的pH=6，那么該溶液

呈酸性〔5〕在常溫下，pH=0的溶液酸性最

強，pH=14的溶液堿性最強√×√××二、溶液的酸堿性溶液的酸堿性與pH定義：是[H+]的負對數(shù)，即pH=－lg[H+]。如：[H+]=1×10—7mol/L，pH=－lg10—7

＝7.0

[H+]=1×10—5mol/L，pH=－lg10—5

＝5.0

[H+]=1×10—9mol/L，pH=－lg10—9

＝9.0注意：當(dāng)溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。pH與溶液的酸堿性(25℃時)pH溶液的酸堿性pH<7溶液呈酸性，pH越小，溶液的酸性越強pH=7溶液呈中性pH>7溶液呈堿性，pH越大，溶液的堿性越強練習(xí)1、有甲、乙兩種溶液，甲溶液的pH是乙溶液的兩倍，那么甲溶液中[H+]與乙溶液中[H+]的關(guān)系是A.2:1B.100:1C.1:100D.無法確定2、濃度均為0.1mol/L的8種溶液：①HNO3②H2SO4③HCOOH④Ba(OH)2⑤NaOH⑥CH3COONa⑦KCl⑧NH4Cl其溶液pH由小到大的順序是：②①③⑧⑦⑥⑤④

DpH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。酸堿指示劑一般是弱的有機酸或弱的有機堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色PH試紙使用方法：取一小塊試紙在外表皿或玻璃片上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液點滴于試紙的中部，觀察變化穩(wěn)定后的顏色，與標準比色卡比照，判斷溶液的性質(zhì)。pH值有關(guān)判斷正誤1、一定條件下pH值越大，溶液的酸性越強。2、強酸溶液的pH值一定小。3、pH值等于6的溶液，一定是一個弱酸體系。4、pH值相同的強酸和弱酸中[H+]相同?！痢痢痢?、在常溫下，pH=0的溶液酸性最強，pH=14的溶液堿性最強6、pH值有可能等于負值。7、常溫下，由水電離出的[H+]=10-12mol/L，那么溶液pH定為128、相同體積和pH值的鹽酸，醋酸、硫酸中H+的物質(zhì)的量相等×√×√pH值的簡單計算【例1】計算以下溶液的PH(1)求0.05mol/LH2SO4溶液的PH。(2)求0.5mol/LBa(OH)2溶液中c(H+)及PH。PH＝1〔4〕c(H+)＝10－14mol/LPH＝14【例2】〔1〕計算PH＝2的H2SO4溶液中H2SO4和OH－的濃度?！?〕求PH＝9的NaOH溶液中c(OH－)及水電離出的c(OH－)水。〔1〕c(H2SO4)=0.005mol／Lc(OH-)=10－12mol/L〔2〕c(OH-)＝10－5mol/Lc(OH－)水=10－9mol/L三、pH值的有關(guān)計算1、溶液pH的計算原理關(guān)鍵是先求出C(H+)〔1〕強酸溶液由C(H+)直接求出pH〔2〕強堿溶液由C(OH-)先求出C(H+)再求pH。2、計算類型：例題：計算250C時0.01mol/L的鹽酸溶液和0.01mol/L的NaOH溶液的pH。答案：2；12

pH值計算1——定義型①酸的稀釋例題：在25℃時，pH值等于3的鹽酸溶液稀釋到原來的100倍，pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg1.0×10-5=5關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！[H+]==1.0×10-5mol/LpH值計算2——溶液的稀釋例題：在25℃時，pH值等于12的強堿溶液稀釋到原來的100倍，pH等于多少？解：稀釋前：[OH-]=pH=-lg[H+]關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！稀釋后：[OH-]=[H+]==10=1×10-2mol/L=1×10-4mol/L==1×10-10mol/L②堿的稀釋1、①在25℃時，pH等于2的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，pH等于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？

②在25℃時，pH等于5的鹽酸溶液稀釋到原來的1000倍后，pH等于多少？練習(xí)35約為7結(jié)論2：強酸pH=a，加水稀釋10n，那么pH=a+n。結(jié)論4：弱酸pH=a，加水稀釋10n，那么pH＜a+n，但肯定大于a。結(jié)論5：弱堿pH=b，加水稀釋10n，那么pH＞b-n，但肯定小于b。結(jié)論3：強堿pH=b，加水稀釋10n，那么pH=b-n。結(jié)論6：酸堿無限稀釋，pH只能接近于7，酸不可能大于7，堿不可能小于7。知識小結(jié):溶液稀釋的PH計算有關(guān)規(guī)律結(jié)論1：c(H+)或c(OH－)相差〔改變〕10倍，PH相差〔改變〕一個單位。①強酸與強酸混合例題：在25℃時，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg〔1×10—1+1×10—4〕/〔1+1〕=-lg5×10—2=2-lg5=1.3關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！pH值計算３——溶液的混合②強堿與強堿混合解：=-lg2+11=10.7例題：在25℃時，pH值等于9和pH值等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH值等于多少？[OH—]=〔1×10—5+1×10—3〕/(1+1)[H+]=10-14/[OH-]pH=-lg10-14/(10-3/2)關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！知識小結(jié):混合溶液PH計算的有關(guān)規(guī)律1、強酸或強堿溶液的等體積混合，當(dāng)PH相差兩個或兩個以上的單位時，〔酸〕=PH小+0.3〔堿〕=PH大－0.3PH混

③強酸與強堿混合例題：在25℃時，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04pH=-lg[H+]=-lg0.02/〔0.1+0.1〕=-lg10—1=1關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進行計算?、軓娝崤c強堿混合例題：在25℃時，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！[OH—]=0.1(0.6-0.4)/0.2[H+]=10-14/[OH—]=10-14/0.1pH=-lg10-13=13小結(jié)〔1〕酸I+酸II[H+]=(2)堿I+堿II[OH-]=〔3〕酸I+堿II完全中和：[H+]=[OH-]=1×10－7mol/L酸過量：[H+]=堿過量：[OH-]=小結(jié)練習(xí)：pH=2的A、B、C三種酸溶液各1mL，分別加水稀釋至1000mL，其pH與溶液〔V〕的變化關(guān)系如以下圖所示，下例說法錯誤的選項是〔〕A.pH=2時，A、B、C都是稀溶液B.稀釋前的濃度大小為c〔C〕＞c〔B〕＞c〔A〕C.稀釋后，A溶液中c〔H+〕最小D.A是強酸，B和C是弱酸ApHV1000mL431052ABC例．常溫下，有pH為x的鹽酸和pH為y的NaO