已整理版水的电离和溶液的PH知识点例题.docx
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已整理版水的电离和溶液的PH知识点例题
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
2．难点聚焦
一、水的电离及离子积常数
⑴水的电离平衡：
水是极弱的电解质，能发生自电离：
H2O+H2O
H3O++OH－简写为H2O
H++OH－（正反应为吸热反应）
其电离平衡常数：
Ka=
⑵水的离子积常数：
Kw=[H+][OH-]
250C时Kw=1.0×10-14mol2·L-2
水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如1000C时Kw=1.0×10-12mol2·L-2.
⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
二、影响水的电离平衡的因素
⑴酸和碱：
酸或碱的加入都会电离出H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。
⑵温度：
由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[H+]与[OH-]同时同等程度的增加，pH变小，但[H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
⑶能水解的盐：
不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
⑷其它因素：
如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的H+直接作用，使[H+]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。
三、溶液的酸碱性及pH的值
溶液的酸碱性，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+]，
溶液酸碱性
[H+]与[OH—]关系
任意温度
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，当pH=0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
（4）溶液pH的测定方法：
①酸碱指示剂---只能判定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.
四、pH
pH实际上是水溶液中酸碱度的一种表示方法。
平时我们经常习惯于用百分浓度来表示水溶液的酸碱度，如1%的硫酸溶液或1%的碱溶液，但是当水溶液的酸碱度很小很小时，如果再用百分浓度来表示则太麻烦了，这时可用pH来表示。
pH的应用范围在0-14之间。
溶液PH计算的整体思路是：
根据PH的定义PH=－lgc（H+），溶液PH计算的核心是确定溶液中的c（H+）相对大小。
（一）单一溶液的PH的计算
若该溶液是酸性溶液，必先确定c（H+），再进行PH的计算。
若该溶液是碱性溶液，必先确定c（OH-），可根据c（H+）·c（OH-）=Kw换算成c（H+），再求pH。
例1、求室温下1.0×10-3mol/L的Ba（OH）2溶液的pH。
解析：
由题意c（OH-）=2.0×10-3mol/L，c（H+）·c（OH-）=Kw，c（H+）=Kw/c（OH-）=5.0×10-12mol/L，
pH=－lgc（H+）=－lg5.0×10-12=11.3。
（二）溶液混合后的PH的计算
两种溶液混合后，首先应考虑是否发生化学变化，其次考虑溶液总体积变化，一般来说溶液的体积没有加和性，但稀溶液混合时，常不考虑混合后溶液的体积的变化，而取其体积之和（除非有特殊说明）。
1、两强酸混合后的pH的计算
先求混合后的c（H+）混，再直接求PH。
即：
c（H+）混=[c（H+）1×V1+c（H+）2×V2]/（V1+V2）。
例2、pH=4的盐酸和pH=2的盐酸等体积混合后，溶液的PH最接近于（ ）
A．2.0 B.2.3 C.3.5 D.3.7
解析：
由题意PH=4的盐酸，c（H+）1=1.0×10-4mol/L；PH=2的盐酸，c（H+）2=1.0×10-2mol/L。
c（H+）混=（1.0×10-4mol/L×V+1.0×10-2mol/L×V）/2V=5.0×10-3mol/L，PH=2.3。
故应选B。
2、两强碱混合后的pH的计算
先求混合后的c（OH-）混，再间接求pH。
即：
c（OH-）混=[c（OH-）1×V1+c（OH-）2×V2]/（V1+V2）。
知识拓展——0.3规则（近似规则）
若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2个或2个以上时，混合液的PH有如下近似规律：
两强酸等体积混合时，混合液的PH=PH小+0.3；
两强碱等体积混合时，混合液的PH=PH大－0.3。
如上述例2若用0.3规则，就很方便，混合液的PH=PH小+0.3=2+0.3=2.3。
3、强酸与强碱溶液混合后的PH的计算
根据n（H+）与n（OH-）的相对大小先判断酸、碱的过量情况。
⑴强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，PH=7。
⑵若酸过量，溶液呈酸性，n（H+）＞n（OH-），c（H+）混=[n（H+）－n（OH-）]/V总。
⑶若碱过量，溶液呈碱性，n（OH-）＞n（H+），c（OH-）混=[n（OH-）－n（H+）]/V总，再求出c（H+）混。
例3、60ml0.5mol/LNaOH溶液和40ml0.4mol/L硫酸混合后，溶液的PH最接近于（ ）
A.0.5 B.1.7 C.2 D.13.2
解析：
由题意知，酸碱中和反应后，酸过量，c（H+）混=[n（H+）－n（OH-）]/V总=（0.032mol－0.03mol）/0.1L=0.02mol/L，PH=1.7，故应选B。
4、若未标明酸碱的强弱，混合后溶液PH不定，应分析讨论。
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。
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）
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.
例4、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后PH一定小于7的是（ ）
A．PH=3的硝酸和PH=11的氢氧化钠溶液
B．PH=3的盐酸和PH=11的氨水
C．PH=3的硫酸和PH=11的氢氧化钠溶液
D．PH=3的醋酸和PH=11的氢氧化钠溶液
解析：
A、C两选项为强酸与强碱的混合，且PH1+PH2=14，则溶液呈中性，PH=7。
B选项为强酸与弱碱的混合，且PH1+PH2=14，则溶液呈碱性，PH＞7。
D选项为弱酸与强碱的混合，且PH1+PH2=14，则溶液呈酸性，PH＜7。
故应选D。
注意：
在相关计算过程中，应遵守“酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量”。
五、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。
在稀释弱酸或弱碱过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范围。
如PH=3的醋酸溶液，稀释100倍，稀释后3＜PH＜5；PH=10的氨水，稀释100倍，稀释后8＜PH＜10；PH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3＜PH≤5；PH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤PH＜10。
例如①等pH值的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。
溶液的pH值变化，图示如下：
强酸弱酸稀释强、弱碱稀释
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
例1、室温时将PH=5的硫酸溶液稀释1000倍后，则c（H+）:
c（SO42-）是（ ）
A.2:
1 B.21:
1 C.20:
1 D.22:
1
解析：
PH=5时，c（H+）酸=1×10-5mol/L，c（SO42-）=5×10-6mol/L，稀释1000倍后，由硫酸电离出的c（H+）酸=1×10-8mol/L，c（SO42-）=5×10-9mol/L，考虑水的电离受硫酸的抑制，设水电离出的c（H+）为xmol/L，故水电离出的c（OH-）也为xmol/L，根据水的离子积在室温时为一常量，得方程（x+10-8）·x=10-14，解x=9.5×10-8，故c（H+）:
c（SO42-）=[c（H+）酸+c（H+）水]:
c（SO42-）=10.5×10-8mol/L:
5×10-9mol/L=21:
1，故应选B。
例2、PH=11的氨水溶液和氢氧化钠溶液，用蒸馏水稀释100倍，二者的PH的关系是（ ）
A．氨水的PH大于氢氧化钠的PHB．氨水的PH小于氢氧化钠的PH
C．都比原来小D．氨水比原来的大，氢氧化钠比原来的小
解析：
氨水为弱碱，氢氧化钠为强碱，稀释100倍之后，氨水的9＜PH＜11，而氢氧化钠溶液的PH=9。
故选A、C。
六、溶液中由水电离出的[H+]水与[OH-]水
先求出溶液中的[H+]和[OH－]
H2O
H++OH－由此式可看出[H+]水=OH-]水
酸和碱会抑制水的电离，所以在酸碱溶液中[H+]水=OH-]水=[H+]、[OH－]中的小数值
能水解的盐会促进水的电离，所以在能水解的盐溶液中[H+]水=OH-]水=[H+]、[OH－]中的大数值
例：
250C时，求以下溶液中的[H+]水、OH-]水
pH=4的盐酸溶液中，[H+]水OH-]水
pH=4的氯化铵溶液中，[H+]水OH-]水
pH=10的氢氧化钠溶液中，[H+]水OH-]水
pH=10的碳酸钠溶液中，[H+]水OH-]水
例1：
在pH为3的FeCl3溶液，pH为11的Na2CO3溶液和pH为3的盐酸中由水电离出来的H＋的浓度分别为：
C1、C2、C3它们之间的关系是
A．C1＜C2＜C3 B．C1＝C2＞C3
C．C1＞C2＞C3 D．无法判断
答案：
B
例2、25℃时，某溶液中由水电离出来的H＋的浓度为1×10－amol/L，以下说法正确的是（ ）
A．a>7时，水的电离一定受到促进
B．a<7时，水的电离一定受到抑制
C．a>7时，溶液的pH为a或14－a
D．a<7时，溶液的pH一定为a
【错因分析】 易错选A和B，没有注意到a越大水的电离程度越小这个问题。
【答案】C
七、读题时注意区分：
1．“pH相同的盐酸和醋酸”与“物质的量浓度相同的盐酸和醋酸”。
2．“溶液呈中性”和“溶液的pH＝7”。
3．“酸与碱反应二者恰好中和”与“酸与碱反应得溶液呈中性”，还有“酸碱中和滴定实验达终点。
”
4．
（1）pH试纸的使用：
取一小块试纸在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒或胶头滴管点滴于试纸的中部，观察颜色的变化，并与标准比色卡对照。
（2）检验气体的性质：
先用蒸馏水把试纸的一端润湿，粘在玻璃棒的一端，用玻璃棒将试纸靠近气体，观察颜色的变化，判断气体的性质。
也可用干净的镊子夹取试纸。
（3）红色或蓝色石蕊试纸、淀粉KI试纸使用时则要先湿润。
3．例题精讲
知识点一：
水的电离及溶液的酸碱性
【例1】
（1）与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：
2NH3
NH4++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↑+2NaNH2②NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑
③NH2—+NH4+=2NH3↑或NH4Cl+NaNH2=2NH3↑+NaCl
【例2】下列叙述正确的是（ ）
A．无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c（H＋）×c（OH－）＝1×10－14
B．c（H＋）等于1×10－7mol/L的溶液一定是中性溶液
C．0.2mol/LCH3COOH溶液中的c（H＋）是0.1mol/LCH3COOH溶液中的c（H＋）的2倍
D．任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸性的强弱
解析：
KW＝c（H＋）·c（OH－），且KW只与温度有关，所以，在常温下，纯水，酸性、碱性或中性稀溶液，其KW＝1×10－14；在温度不确定时，中性溶液里的c（H＋）不一定等于1×10－7mol/L；0.2mol/LCH3COOH溶液中的CH3COOH电离程度比mol/LCH3COOH溶液中的CH3COOH电离程度小，所以，0.2mol/LCH3COOH溶液中的c（H＋）小于0.1mol/LCH3COOH溶液中的c（H＋）的2倍；当c（H＋）或c（OH－）大于1mol/L时，用pH表示溶液的酸碱性就不简便了，所以，当c（H＋）或c（OH－）大于1mol/L时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，而是直接用c（H＋）或c（OH－）来表示。
答案：
A
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】下列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________1×10－14（填“＞”、“＜”或“＝”），做此判断的理由是________________。
（2）25℃时，某Na2SO4溶液中c（SO42－）＝5×10－4mol/L，取该溶液1mL加水稀释至10mL，则稀释后溶液中c（Na＋）∶c（OH－）＝________________。
（3）t2℃时，将pH＝11的苛性钠溶液V1L与pH＝1的稀硫酸V2L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）25＜t1＜t2，温度升高，促进水的电离，c（H＋）＝c（OH－）＞1×10－7mol/L，所以KW＞1×10－14。
（2）Na2SO4溶液中c（Na＋）＝2×5×10－4mol/L＝1×10－3mol/L，稀释10倍后，c（Na＋）＝1×10－4mol/L，此时溶液为中性，c（OH－）＝1×10－7mol/L，所以c（Na＋）∶c（OH－）＝10－4mol/L∶10－7mol/L＝1000。
（3）根据酸、碱中和原理及pH计算式：
＝10－2mol/L，解得V1∶V2＝9∶11，根据Na2SO4的化学组成及反应后溶液呈酸性，推知该溶液中各种离子浓度由大到小的顺序为c（Na＋）＞c（SO42－）＞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）1000
（3）9∶11 c（Na＋）>c（SO42－）>c（H＋）>c（OH－）
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不可能电离产生H+。
解答：
C
变式训练：
某溶液中水电离产生的C（H+）=10-3mol/L，,该溶液中溶质可能是（）
①Al2（SO4）3②NaOH③NH4Cl④NaHSO4
A、①②B、①③C、②③D、①④
【例5】能促进水的电离，并使溶液中C（H+）>C（OH—）的操作是（）
（1）将水加热煮沸
（2）向水中投入一小块金属钠（3）向水中通CO2（4）向水中通NH3（5）向水中加入明矾晶体（6）向水中加入NaHCO3固体（7）向水中加NaHSO4固体
A、
（1）（3）（6）（7）B、
（1）（3）（6）C、（5）（7）D、（5）
解析：
本题主要考查外界条件对水的电离平衡的影响，请按如下思路完成本题的解：
本题涉及到哪些条件对水的电离平衡的影响？
各自对水的电离平衡如何影响？
结果任何（C（H+）与C（OH—）相对大小）？
归纳酸、碱、盐对水的电离平衡的影响。
解答：
D
【例6】室温下，在pH＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c（OH－）的数据分别为：
甲：
1.0×10－7mol/L；乙：
1.0×10－6mol/L；丙：
1.0×10－2mol/L；丁：
1.0×10－12mol/L。
其中你认为可能正确的数据是（ ）A．甲、乙B．乙、丙C．丙、丁D．乙、丁
解析：
如果该溶液是一种强碱（例如NaOH）溶液，则该溶液的OH－首先来自于碱（NaOH）的电离，水的电离被抑制，c（H＋）＝1×10－12mol/L，所有这些H＋都来自于水的电离，水电离时当然同时提供相同物质的量的OH－，所以丁是对的。
如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液之所以呈碱性是由于盐中弱酸根水解的缘故。
水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH－，使溶液中c（OH－）＞c（H＋），溶液中的OH－由水电离所得，所以丙也是正确的。
答案：
C
【例7】25℃在某物质的溶液中，由水电离出的H＋浓度为1×10－amol/L，下列说法不正确的是（ ）
A．a＜7时，水的电离受到促进B．a＞7时，水的电离受到抑制
C．a＜7时，溶液的pH可能为aD．a＞7时，溶液的pH一定为14－a
答案：
D
知识点四：
pH的定义方法
【例8】、下列溶液，一定呈中性的是（）
A.由等体积、等物质的量浓度的一元酸跟氢氧化钠溶液混合后所形成的溶液
B.[H+]=1×10-7mol·L-1的溶液
C.pH=14-pOH的溶液D.pH=pOH的溶液
解析：
此题要求将教材中定义pH方法迁移应用于表示pOH以及pH与pOH的关系，根据pH的定义方法，可定义pOH=―lgC（OH―），将室温下水的离子积的表达式C（H+）×C（OH—）=10―14两边取负对数，―lgC（H+）―lgC（OH―）=―lg10―14，整理得pH+pOH=14。
应用所得关系式分析可得答案。
解答：
D
点评：
pOH=―lgC（OH―）、pH+pOH=14两个关系式及其应用均不在教学大纲和考纲范围内，我们不一定要掌握，但将教材中的知识、方法加以迁移应用，进行探究发现是教学大纲和考纲提出的能力要求。
为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度（AG）的概念，AG＝
，则下列叙述正确的是
A中性溶液的AG＝0B酸性溶液的AG＜0
C常温下0.lmol/L氢氧化钠溶液的AG＝12D常温下0.lmol/L盐酸溶液的AG＝12
答案：
D
知识点五：
溶液pH的计算
【例9】室温下将n体积pH=10和m体积pH=13两种NaOH溶液混合得pH=12的NaOH溶液，则n：
m=——————————————
解析：
此题是关于两种不反应的溶液混合后溶液pH值的计算，根据混合前后溶质（NaOH）量守恒，列式求解
解答：
pH=10C（H+）=10-10mol/LC（OH—）=10-4mol/L
pH=13C（H+）=10-13mol/LC（OH—）=10-1mol/L
pH=12C（H+）=10-12mol/LC（OH—）=10-2mol/L
10-4·n+10-1·m=（n+m）×10-2
n：
m=100：
11
规律：
有关混合溶液的pH计算，题设条件可千变万化，正向、逆向思维，数字与字母交替出现，但基本题型只有两种：
（1）
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