2020届浙江学考一轮复习考点精讲通用版考点43溶液的酸碱性学案 7页

考点43　溶液的酸碱性 知识条目 必考要求 加试要求 ‎1.溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系 a a ‎2.pH的概念，pH与溶液酸碱性的关系 a a ‎3.pH的简单计算 b c ‎4.测定溶液酸碱性的方法(pH试纸、pH计测定溶液的pH)‎ a b ‎5.中和滴定原理及其操作方法 b ‎6.几种常见酸碱指示剂的变色范围 a 一、水的电离 ‎1．电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离。‎ H2O＋H2OH3O＋＋OH－，通常简写为H2OH＋＋OH－　ΔH＞0。‎ ‎25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1。‎ ‎2．水的离子积 在一定温度时，c(H＋)与c(OH－)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。‎ KW＝c(H＋)·c(OH－)，25 ℃时，KW＝1×10－14(无单位)。‎ ‎①KW只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW增大。‎ ‎25 ℃时KW＝1×10－14,100 ℃时KW约为1×10－12。‎ ‎②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW就不变。‎ ‎3．影响水的电离平衡的因素 ‎(1)温度：温度越高电离程度越大 c(H＋)和c(OH－)同时增大，KW增大，但c(H＋)和c(OH－)始终保持相等，仍显中性。‎ 纯水由25 ℃升到100 ℃，c(H＋)和c(OH－)从1×10－7 mol·L－1增大到1×10－6 mol·L－1(pH变为6)。‎ ‎(2)酸、碱 向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但KW不变。‎ ‎(3)加入易水解的盐 由于盐的离子结合H＋或OH－而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，KW不变。‎ 影响水的电离平衡的因素可归纳如下：‎ H2OH＋＋OH－‎ ‎　　 变化 条件　　 ‎ 平衡移动方向 电离程度 c(H＋)与c(OH－)‎ 的相对大小 溶液的 酸碱性 离子积KW 加热 向右 增大 c(H＋)＝c(OH－)‎ 中性 增大 降温 向左 减小 c(H＋)＝c(OH－)‎ 中性 减小 加酸 向左 减小 c(H＋)＞c(OH－)‎ 酸性 不变 加碱 向左 减小 c(H＋)＜c(OH－)‎ 碱性 不变 加能结合H＋的物质 向右 增大 c(H＋)＜c(OH－)‎ 碱性 不变 加能结合OH－的物质 向右 增大 c(H＋)＞c(OH－)‎ 酸性 不变 二、溶液的酸碱性与pH ‎1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。‎ ‎2．pH ‎(1)定义式：pH＝－lgc(H＋)‎ ‎(2)意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，酸性越强。‎ ‎(3)pH试纸的使用 ‎①方法：把小片试纸放在表面皿(或玻璃片)上，用玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。‎ ‎②注意：‎ a．pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差。‎ b．用pH试纸读出的pH的值只能是整数。‎ ‎③不能测定有漂白性溶液的pH值，如氯水等。‎ 三、pH的计算 ‎1．单一溶液pH的计算 ‎(1)强酸溶液　pH＝－lgc(H＋)‎ ‎(2)强碱溶液　pH＝－lgc(H＋)　pH＋pOH＝－lg(KW)‎ ‎2．单一溶质加水稀释 起始pH＝a，稀释10n倍 强酸pH＝a＋n；弱酸a＜pH＜a＋n；‎ 强碱pH＝a－n；弱碱a－n＜pH＜a；‎ 无限稀释，pH一律接近于7‎ ‎(1)强酸、弱酸的稀释 ‎(2)强碱、弱碱的稀释 ‎3．混合型(多种溶液混合)　“酸按酸，碱按碱，酸碱混合求过量”‎ ‎(1)强酸混合　先求c(H＋)混　c(H＋)混＝[c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2]÷(V1＋V2)‎ ‎(2)强碱混合　先求c(OH－)混　c(OH－)混＝[c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2]÷(V1＋V2)‎ ‎(3)强酸和强碱混合 ‎①若恰好中和，pH＝7‎ ‎②若酸有余，求c(H＋)余 ‎②若碱有余，求c(OH－)余 ‎【例1】　向纯水中加入少量下列物质或改变下列条件，能促进水的电离并能使溶液中c(OH－)＞c(H＋)的操作是(　　)‎ ‎①稀硫酸　②金属钠　③氨气　④FeCl3固体　⑤NaClO固体　⑥将水加热煮沸 ‎　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　‎ A．②⑤ B．①④ C．③④⑥ D．④‎ ‎【解析】　稀硫酸、氨气抑制水的电离，金属钠、FeCl3固体、NaClO固体、将水加热煮沸均促进水的电离，但加入FeCl3固体使溶液显酸性，将水加热煮沸，水仍呈中性，故选A项。‎ ‎【答案】　A ‎【提炼】　水的电离平衡如下：H2OH＋＋OH－，加入酸、碱平衡向左移动，抑制水的电离；加入能结合H＋或OH－的水解盐平衡向右移动，促进水的电离；电离吸热，升高温度促进水的电离，降低温度抑制水的电离；加入能与水反应的活泼金属，则其与H＋反应，促进水的电离。‎ ‎【例2】　25 ℃在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液，②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液，③pH＝10的Na2S溶液，④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是(　　)‎ A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×109‎ C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109‎ ‎【解析】　①②加酸加碱抑制水的电离，常温下水电离出的氢离子或氢氧根浓度必然小于1×10－7 mol·L－1，③④加水解盐促进水的电离，常温下水电离出的氢离子或氢氧根浓度必然大于1×10－7 mol·L－1。①溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1，则c(OH－)＝KW/c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1，此OH－即来自于水的电离；②溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1，则c(H＋)＝KW/c(OH－)＝1×10－13 mol·L－1，此H＋即来自于水的电离；③溶液中c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1，则c(OH－)＝KW/c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，该溶液中氢离子和氢氧根皆来自于水的电离，因水电离出的部分氢离子和S2－结合，故溶液中c(H＋)＜c(OH－)，水电离的离子浓度可用c(OH－)表示；④溶液水解呈酸性，溶液中的氢离子来自于水的电离，其浓度为c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1。因此发生电离的水的物质的量之比为1×10－14∶1×10－13∶1×10－4∶1×10－5，化简可得1∶10∶1010∶109，A为正确选项。‎ ‎【答案】　A ‎【提炼】　关于水电离出c(H＋)或c(OH－)或水的量的方法：‎ ‎①溶质是酸，就求c(OH－)，因为酸中的OH－是水电离出的。‎ ‎②溶质是碱，就求c(H＋)，因为碱中的H＋是水电离出的。若温度为25 ℃，①和②中c(OH－)或c(H＋)将小于1×10－7 mol·L－1。‎ ‎③溶质是盐，若溶液显酸性，就求c(H＋)；若溶液显碱性，就求c(OH－)。若温度为25 ℃，③中c(H＋)或c(OH－)将大于1.0×10－7 mol·L－1。‎ ‎【例3】　①pH＝2的CH3COOH溶液；②pH＝2的盐酸；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中不正确的是(　　)‎ A．由水电离出的c(H＋)：①＝②＝③＝④‎ B．若将②③溶液混合后pH＝7，则消耗溶液的体积：②＞③‎ C．等体积的①②④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：②最大 D．向溶液中加入100 mL水后，溶液的pH：③＞④＞②＞①‎ ‎【解析】　根据由水电离的c(H＋)＝c(OH－)知，A项正确；B项，两者恰好完全反应时，溶液呈碱性，若使混合后溶液pH＝7，则加入的盐酸应过量，正确；①②④相比溶液中的氢离子与氢氧根离子的浓度相等，但醋酸是弱酸，溶液的浓度远大于盐酸的浓度，而2OH－～3H2,2H＋～H2，所以②生成氢气的量最少，C项错误；稀释促进弱酸、弱碱的电离，其pH变化小，故稀释后溶液的pH：③＞④＞②＞①，D项正确。‎ ‎【答案】　C ‎【提炼】　弱酸、弱碱因存在电离平衡，故与强酸、强碱的稀释不同，稀释后的pH变化规律如下：‎ 溶液 稀释前溶液pH 加水稀释到体积为原来的10n倍 稀释后溶液pH 酸 强酸 pH＝a pH＝a＋n 弱酸 a＜pH＜a＋n 碱 强碱 pH＝b pH＝b－n 弱碱 b－n＜pH＜b 注：表中a＋n＜7，b－n＞7‎ ‎【例4】　将pH＝6的盐酸与pH＝4的盐酸等体积混合，混合液中c(OH－)接近于(　　)‎ A．2×10－10 mol·L－1 B．(10－8＋10－10)/2 mol·L－1‎ C．(10－8＋10－4)/2 mol·L－1 D．(10－14＋10－5) mol·L－1‎ ‎【解析】　两种酸溶液混合后求溶液中的c(OH－)，应先求出混合后的c(H＋)混，再利用水的离子积常数进行转化，c(H＋)混＝＝×10－4 mol·L－1，c(OH－)＝＝＝2×10－10 mol·L－1，正确答案为A ‎【答案】　A ‎【提炼】　溶液pH的计算 ‎(1)单一溶液的pH计算 强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。‎ 强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。‎ ‎(2)混合溶液pH的计算类型 ‎①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。‎ ‎②两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据KW求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝。‎ ‎③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。‎ c(H＋)混或c(OH－)混＝。‎ ‎【例5】　下表是不同温度下水的离子积常数：‎ 温度/℃‎ ‎25‎ t1‎ t2‎ 水的离子积常数 ‎1×10－14‎ a ‎1×10－12‎ 试回答以下问题：‎ ‎(1)若25＜t1＜t2，则a________(填“＞”“＜”或“＝”)1×10－14，做此判断的理由是________________________________________________________________________。‎ ‎(2)25 ℃时，某Na2SO4溶液中c(SO)＝5×10－4 mol·L－1，取该溶液1 mL加水稀释至10 mL，则稀释后溶液中c(Na＋)∶c(OH－)＝________。‎ ‎(3)t2 ℃时，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2 L混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和)，所得混合溶液的pH＝2，则V1∶V2＝________。此溶液中各种离子的浓度由大到小的顺序是________。‎ ‎【解析】　(1)水的离子积常数和温度有关，温度越高水的电离程度越大，水的离子积常数越大；‎ ‎(2)因n(Na＋)∶n(SO)＝2∶1，可推出c(Na＋)＝1×10－3 mol·L－1，稀释10倍后，其浓度变为1×10－4 mol·L－1，因溶液呈中性，故c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，c(Na＋)∶c(OH－)＝1 000∶1；‎ ‎(3)酸碱混合后溶液呈酸性，故氢离子过量，c(H＋)混＝＝＝10－2，‎ 可求出V1∶V2＝9∶11，c(Na＋)＝＝0.045(mol·L－1)，c(SO)＝＝0.027 5(mol·L－1)，‎ c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－10 mol·L－1，因此溶液中离子浓度大小关系为c(Na＋)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－)。‎ ‎【答案】　(1)＞　温度升高，水的电离程度增大，所以水的离子积增大　(2)1 000∶1‎ ‎(3)9∶11　c(Na＋)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－)‎ ‎【提炼】　溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。一定体积、一定浓度的强酸与一定体积、一定浓度的强碱混合后，在计算混合后溶液的pH时，要先看它们是否恰好中和。①若恰好中和，则n(H＋)＝n(OH－)。②若混合后酸过量，则先计算c(H＋)余，然后将其取负对数，即可求出pH。③若混合后碱过量，则先计算c(OH－)余，然后根据该温度下的KW即可求算出此时的c(H＋)，再将其取负对数，即可求出pH。‎