考点32水的电离和溶液的PH.docx

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考点32水的电离和溶液的PH

考点32水的电离和溶液的PH

1．复习重点

1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；

2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；

3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题

4．培养学习过程中探究、总结的习惯。

2．难点聚焦

（一）溶液的酸碱性及pH的值

溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：

pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小

pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw

溶液酸碱性

[H+]与[OH—]关系

任意湿度

室温（mol/L）

pH值（室温）

酸性

[H+]＞[OH—]

[H+]＞1×10—7

＜7

中性

[H+]=[OH—]

[H+]=[OH—]=1×10—7

=7

碱性

[H+]＜[OH—]

[H+]＞1×与10—7

＞7

（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.

（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.

（3）判断溶液呈中性的依据为：

[H0]=[OH—]或pH=pOH=pKw

只有当室温时，Kw=1×10—14

[H+]=[OH—]=10—7mol/L

溶液呈中性

pH=pOH=pKw=7

分析原因：

H2OH++OH－Q

由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.

中性：

pH=pOH=pKw

T↗→Kw↗→pH+pOH↘

T↘→Kw↘→pH=pOH↗

如：

100℃，KW=1×10—12..pKw=12.

中性时Ph=pKw=6＜7.

图示：

不同湿度（T1＞T2）时溶液中[H+]与[OH—]，pH与pOH关系

图一图二

想一想：

图一与图二有哪些不同？

为何不同？

提示：

（①形状②T1、T2相对位置）

③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。

建议以[H+]、[OH—]=Kw，和pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。

）

（4）溶液pH的测定方法：

①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围

②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。

另外使用时不能预先润湿试纸。

否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。

③pH计测定较精确.

（二）酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。

由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H+]或碱溶液中的[OH—]减小.

弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H+]或[OH—]减小的幅度降低。

例如①等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。

溶液的pH值变化，图示如下：

②若把上述问题，换成等pH值，图示又怎样呢？

强酸弱酸稀释强、弱碱稀释

前后前后

pH=apH（HCl）=a+n＜7pH=bPh（NaOH）=b－n＞7

pH（HAC）＜a+n＜7pH（NH3·H2C）＞b－n＞7

△pH（HCl）=n△pH（NaOH）=n

△pH（HAC）＜n△pH（NH3·H2O）＜n

△pH（HCl）＞△pH（HAC）△pH（NaOH）＞△pH（NH3·H2O）

注意：

①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.

②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7

③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同）

（三）有关pH的计算

1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）

强酸：

pH=pH小+0.3

若等体积混合，且△pH≥2

强碱：

pH=pH大－0.3

若不等体积混合，物质的量浓度强酸[H+]总=

分别为M1、M2体积分别为强碱[OH—]总=

V1、V2的一元强酸或强碱

注意：

强酸直接由[H+]总求pH值

强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值.

2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：

①若酸和碱恰好中和.即nH+=nOH—，pH=7.

②若酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.

③若碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH后求pH值.

特例：

若强酸与强碱等体积混合

①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.

②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3

③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3

讨论：

pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按体积比V1：

V2混合.当混合液分别呈中性、酸性、碱性时，且V1：

V2=10n时，a+b分别为多少？

分析①呈中性：

即pH=7.

nH+=nOH—

10—a·V1=10—（14－b）·V2

V1：

V2=10—14+a+b

10n=10a+b－14

n=a+b－14

a+b=14+n

②若呈酸性.即pH＜7

nH+＞nOH—

10—a·V1＞10—（14－b）·V2

V1：

V2＞10—14+a+b

10n＞10－14+a+b

a+b＜14+n　

　　　　　　　　　③若呈碱性，即pH＞7，同理可知

a+b＞14+n

想一想：

若V1：

V2=1：

10n=10—n，三种情况的结果又如何呢？

3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）

酸与碱混合时发生中和反应，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，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。

一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。

下面把常见的几种情况分列出来.

①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）

②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）

③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）

想一想：

若酸或碱之一是多元，情况又怎样？

④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）

⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。

（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）

⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7（同理⑤，弱碱过量）

⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.

再想一想：

⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？

3．例题精讲

知识点一：

水的电离

【例1】

（1）与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：

2NH3NH4++NH2-

据此判断以下叙述中错误的是（）

A．液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒

B．一定温度下液氨中C（NH4+）·C（NH2-）是一个常数

C．液氨的电离达到平衡时C（NH3）=C（NH4+）=C（NH2-）

D．只要不加入其他物质，液氨中C（NH4+）=C（NH2-）

（2）完成下列反应方程式

①在液氨中投入一小块金属钠，放出气体————————————————————————————

②NaNH2溶于水的反应——————————————————————————————————

③类似于“H++OH—=H2O”的反应————————————————————————————

解析：

此题要求掌握水自偶的实质（水分子电离产生的H+与H2O结合形成H3O+）以及水的电离平衡,并能迁移应用于对于NH3电离的认识：

NH3分子电离产生H+和NH2—,H+与NH3结合生成NH4+，液氨电离产生等量的NH2—与NH4+，一定温度下离子浓度乘积为一常数；NH4+类似于H+，NH2—类似于OH—。

具备上述知识后，就可顺利完成解题。

答案：

（1）C

（2）①2Na+2NH3=H2↑+2NaNH2

②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑或NH2—+H2O=OH—+NH3↑

③NH2—+NH4+=2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl

知识点二：

水的离子积

【例2】某温度下纯水中C（H+）=2×10-7mol/L，则此时溶液中的C（OH-）=___________。

若温度不变，滴入稀盐酸使C（H+）=5×10-6mol/L，则此时溶液中的C（OH-）=___________。

解析：

由水电离产生的H+与OH-量始终相等，知纯水中C（H+）=C（OH-）。

根据纯水中C（H+）与C（OH-）可求出此温度下水的Kw的值，由Kw的性质（只与温度有关，与离子浓度无关），若温度不变，稀盐酸中Kw仍为此值，利用此值可求出盐酸中的C（OH-）。

答案：

纯水中C（OH-）=C（H+）=2×10-7mol/L

Kw=C（H+）·C（OH-）=2×10-7×2×10-7=4×10-14

稀盐酸中C（OH-）=Kw/C（H+）=（4×10-14）/（5×10-6）=8×10-9mol/L

【例3】.难溶化合物的饱和溶液存在着溶解平衡，例如：

AgCl（s）Ag++Cl—,Ag2CrO4（s）2Ag++CrO42—,在一定温度下，难溶化合物饱和溶液离子浓度的乘积为一常数，这个常数用Ksp表示。

已知：

Ksp（AgCl）=[Ag+][Cl-]=1.8×10-10

Ksp（Ag2CrO4）=[Ag+]2[CrO42-]=1.9×10-12

现有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，试通过计算回答：

（1）Cl-和CrO42-中哪种先沉淀?

（2）当CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀时，溶液中的Cl-离子浓度是多少?

CrO42-与Cl-能否达到有效的分离?

（设当一种离子开始沉淀时，另一种离子浓度小于10-5mol/L时，则认为可以达到有效分离）

解析：

（1）当溶液中某物质离子浓度的乘积大于Ksp时，会形成沉淀。

几种离子共同沉淀某种离子时，根据各离子积计算出所需的离子浓度越小越容易沉淀。

（2）由Ag2CrO4沉淀时所需Ag+浓度求出此时溶液中Cl—的浓度可判断是否达到有效分离。

解答：

（1）AgCl饱和所需Ag+浓度[Ag+]1=1.8×10-7摩/升

Ag2CrO4饱和所需Ag+浓度[Ag+]2==4.36×10-5摩/升

[Ag+]1<[Ag+]2，Cl-先沉淀。

（2）Ag2CrO4开始沉淀时[Cl-]==4.13×10-6<10-5，所以能有效地分离。

知识点三：

水的电离平衡的移动

【例4】：

某溶液中由水电离出来的C（OH—）=10-12mol/L，则该溶液中的溶质不可能是（）

A、HClB、NaOHC、NH4ClD、H2SO4

解析：

由水电离反应式知：

此溶液水电离产生的C（H+）=C（OH—）=10-12mol/L，若溶液中的H+全部来自水的电离，则此溶液显碱性，是因溶有碱类物质所致，若溶液中的H+不仅为水电离所产生，则此溶液显酸性，为酸性物质电离所致。

NH4Cl不可能电离