高中化学pH的应用及计算知识点专题汇总+专项训练.docx
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高中化学pH的应用及计算知识点专题汇总+专项训练
高中化学pH的应用及计算知识点专题汇总+专项训练
知识点1：
溶液的酸碱性和pH的关系
1、溶液酸碱性判断依据
溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。
2、溶液的pH
（1）pH的定义：
pH=-lgc（H+）
（2）pH的适用范围
当溶液的酸碱性用pH表示时，其c（H＋）的大小范围一般为1×10－14mol/LpH>0。
当c（H＋）或c（OH－）≥1mol·L－1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c（H＋）或c（OH－）直接表示溶液的酸碱性更方便。
（3）溶液的酸碱性和pH的关系：
在室温下，中性溶液：
c（H+）=c（OH－）=1.0×10-7mol·L-1，pH=7
酸性溶液：
c（H+）＞c（OH－），c（H+）＞1.0×10-7mol·L-1，pH＜7
碱性溶液：
c（H+）＜c（OH－），c（H+）＜1.0×10-7mol·L-1，pH＞7
3、pH的测定方法：
（1）酸碱指示剂：
粗略地测溶液pH范围
常用指示剂的变色范围：
石蕊试液的变色范围是pH=5.0-8.0；
酚酞试液的变色范围是8.2～10.0；
甲基橙试液的变色范围是3.1（红）-4.4（黄）。
（2）pH试纸：
精略地测定溶液酸碱性强弱
pH试纸的种类：
常用的pH试纸有广泛pH试纸（pH范围为1～14或0～10，可识别pH差值约为1）和精密pH试纸（pH范围较窄，可识别的pH差值为0.2或0.3）。
pH试纸使用方法：
①方法：
用镊子夹取一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，与标准比色卡比较来确定溶液的pH。
②注意：
pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则将可能产生误差。
【思考】如将pH试纸先润湿再测量，对pH值产生什么影响。
（3）pH计：
精确地测定溶液酸碱性强弱，读数时保留两位小数。
【特别提醒】正确理解溶液的酸碱性与pH关系
①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。
②使用pH试纸测溶液pH时不能用蒸馏水润湿。
③25℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。
【例题1】【2017届河北省定州中学高三上学期第二次月考】下列说法正确的是（）
A．常温下，PH=9的碳酸钠溶液中由水电离出的c（OH－）=1×10-9mol
·L-1
B．温度相同时，在弱酸溶液和强碱稀溶液中，水的离子积常数Kw相同
C．将pH＝4的醋酸溶液稀释后，溶液中所有离子的浓度均降低
D．中和等体积pH相同的H2SO4和HCl溶液，消耗NaOH的物质的量为2:
1
【答案】B
知识点2：
酸碱中和滴定
1、概念
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。
2、原理
计算依据：
当酸与碱恰好完全反应时，有n（H＋）＝n（OH－），即ν（酸）c（酸）V（酸）＝ν（碱）c（碱）V（碱）（ν、c、V分别代表酸和碱的元数、浓度、体积）。
酸碱中和滴定的关键：
①准确测定标准液的体积。
②准确判断滴定终点。
3、实验用品
（1）试剂：
标准液（已知浓度的酸或碱溶液）、待测液（未知浓度的碱或酸溶液）、适当的酸碱指示剂（通过指示剂颜色的变化来确定滴定终点）。
。
（2）仪器：
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶
（3）滴定管的使用
①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管。
②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。
3、实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液）
（1）滴定前的准备
滴定准备“八动词”
（2）滴定过程“三动作”
（3）终点判断“两数据”
a．最后一滴：
滴入最后一滴，溶液颜色发生突变。
b．半分钟：
颜色突变后，经振荡半分钟内不复原，视为滴定终点。
（4）数据处理
按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，
根据c（NaOH）＝
计算。
【特别提醒】中和滴定操作细节
（1）酸式滴定管下端为玻璃塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性和氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。
（2）碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管只能盛装碱性或非氧化性溶液。
（3）滴定管“0”刻度在上方，数值从上到下依次增大，有一部分没有刻度，滴定管的全部容积大于它的最大刻度值，仰视时读数偏大，俯视时读数偏小。
量筒无“0”刻度，数值从下到上依次增大，因此仰视时读数偏小，俯视时读数偏大。
（4）记录数据时，滴定管的读数应记录到小数点后两位，如20.00mL；量筒的读数最多记录到小数点后一位，如8.0mL。
（5）
＝
≠
≠
①滴定终点：
指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差（允许误差），而指示剂变色点都不是pH＝7的情况。
②恰好中和：
指酸和碱恰好完全反应生成盐和水的时刻，此时的溶液不一定呈中性。
③呈中性：
溶液中的氢离子浓度等于氢氧根离子浓度（常温下pH＝7）。
（6）清楚指示剂的选择原则
变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
①不能用石蕊作指示剂。
②滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
③滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
④强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
4、误差分析
（1）原理（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）
cB=
VB——准确量取的待测液的体积；cA——标准溶液的浓度。
故有：
cB正比于VA。
（2）误差分析
A、标准液配制引起的误差
①称取5.2克氢氧化钠配制标准液时，物码倒置。
（偏高）
②配制标准液时，烧杯及玻璃棒未洗涤。
（偏高）
③配制标准液时，定容俯视。
（偏低）
④配制标准液时，定容仰视。
（偏高）
⑤配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸钠。
（偏高）
⑥配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸氢钠。
（偏高）
⑦配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有KOH。
（偏高）
⑧滴定管水洗后，未用标准液洗涤。
（偏高）
B、标准液操作引起的误差
①滴定前读数仰视，滴定后读数俯视。
（偏低）
②滴定结束，滴定管尖嘴处有一滴未滴下。
（偏高）
③滴定前有气泡未赶出，后来消失。
（偏高）
C、待测液操作引起的误差
①锥形瓶水洗后，用待测液润洗过再装待测液。
（偏高）
②锥形瓶有少量水，直接放入待测液。
（无影响）
③摇动锥形瓶时，溅出部分溶液。
（偏低）
【例题2】【2017届辽宁省鞍山一中高三上模拟一】某高校老师要求学生配制0.1mol/L的KMnO4溶液100mL。
完成下列实验。
【实验一】研究温度对反应速率的影响，学生取两只试管，均加入4mL0.1mol／L的KMnO4酸性溶液和10mL0.1mol/LH2C2O4（乙二酸）溶液，振荡，A试管置于热水中，B试管置于凉水中，记录溶液褪色所需的时间。
要用来酸化KMnO4溶液，褪色所需时间tAtB（填“>”、“=”或“<”）。
写出此反应的离子方程式：
。
【实验二】测定某乙二酸溶液的浓度，具体操作为：
（1）滴定：
准确量取25.00mL乙二酸溶液于锥形瓶中，加少量酸酸化，将KMnO4溶液装入________（填“酸式”或“碱式”）滴定管，进行滴定操作。
在实验中发现，刚滴下少量KMnO4溶液时，溶液迅速变成紫红色。
将锥形瓶摇动一段时间后，紫红色慢慢消失
；再继续滴加时，紫红色就很快褪色了。
请解释原因：
。
待到，证明达到滴定终点。
（2）计算：
再重复上述操作2次，记录实验数据如下。
序号
滴定前读数（mL）
滴定后读数（mL）
1
0.00
20.10
2
1.00
20.90
3
0.00
22.10
则此乙二酸溶液的浓度为。
（3）误差分析：
下列操作会导致乙二酸溶液浓度偏高的是。
A．配制KMnO4溶液定容时，仰视观察刻度线
B．未用待测液乙二酸润洗滴定管
C．滴定前锥形瓶有少量水
D．滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失
E．滴定时振荡锥形瓶有溶液飞溅出去
F．观察读数时，滴定前仰视，滴定后俯视
【答案】硫酸；<；2MnO4-+5H2C2O4+6H+＝2Mn2++10CO2↑+8H2O；
（1）酸式；反应中生成的Mn2+具有催化作用，所以随后褪色会加快；滴入最后一滴KMnO4溶液，锥形瓶内的颜色恰好变成浅紫红色，且半分钟不变化；
（2）0.2mol/L；（3）AD；
考点一：
水电离的c（H＋）或c（OH－）的计算
1、常温下，中性溶液c（OH－）＝c（H＋）＝10－7mol·L－1
2、溶质为酸的溶液
①来源
OH－全部来自水的电离，水电离产生的c（H＋）＝c（OH－）。
②实例
如计算pH＝2的盐酸溶液中水电离出的c（H＋），方法是先求出溶液的c（OH－）＝Kw/10－2＝10－12
mol·L－1，即水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－12mol·L－1。
3、溶质为碱的溶液
①来源
H＋全部来自水的电离，水电离产生的c（OH－）＝c（H＋）。
②实例
如计算pH＝12的NaOH溶液中水电离出的c（OH－），方法是先求出溶液的c（H＋）＝Kw/10－2＝10－12mol·L－1，即水电离出的c（OH－）＝c（H＋）＝10－12mol·L－1。
4、水解呈酸性或碱性的盐溶液
①pH＝5的NH4Cl溶液中H＋全部来自水的电离，由水电离的c（H＋）＝10－5mol·L－1，c（OH－）＝10－9mol·L－1，是因为部分OH－与部分NH
结合；
②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的c（OH－）＝10－2mol·L－1。
【例题3】【2017届湖北省荆、荆、襄、宜四地七校高三上联考一】常温下，下列说法不正确的是（）
A．pH＝2与pH＝1的CH3COOH溶液中c（H＋）之比为1∶10
B．0.1mol·L-1的CH3COOH溶液中，由水电离的c（H+）为1×10-13mol·L-1
C．等体积pH＝12的NaOH溶液和pH＝2的CH3COOH溶液混合后溶液的pH＜7
D．等体积pH＝2的H2SO4溶液和pH＝2的CH3COOH溶液混合后溶液的pH=2
【答案】B
【解析】A、pH=2的醋酸溶液中c（H＋）=10－2mol·L－1，pH=1的醋酸溶液中c（H＋）=10－1mol·L－1，两者之比为10－2：
10－1=1：
10，故说法正确；B、醋酸是弱酸，题目中没有说明c（H＋）大小，无法计算水电离出c（H＋）,故错误；C、醋酸是弱酸，NaOH是强碱，醋酸的浓度大于NaOH，反应后溶液溶质为CH3COOH、CH3COONa，溶液显酸性，即pH<7，故说法正确；D、两者的pH=2，又是等体积混合，因此对溶液的pH不产生影响，因此混合后溶液pH仍为2，故正确。
考点二：
加水稀释pH变化及曲线
1、强酸溶液，被稀释10n倍，溶液的pH增大n（溶液的pH不会大于7）。
2、强碱溶液，被稀释10n倍，溶液的pH减小n（溶液的pH不会小于7）。
3、加水稀释时pH值的变化规律（图像）
（1）等物质的量浓度的盐酸（a）与醋酸（b）
物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH增大快；若加水稀释到相同pH，强酸加水多。
（2）等pH的盐酸（a）与醋酸（b）
pH相同的强酸与弱酸，加水稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH变化大；若加水稀释到相同pH，弱酸加水多。
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【例题4】【广西钦州市2018届高三上学期第一次质量检测】常温下，浓度均为1.0mol/L的HX溶液、HY溶液，分别加水稀释．稀释后溶液的pH随浓度的变化如图所示，下列叙述正确的是（）
A.HX是强酸，溶液每稀释10倍．pH始终增大l
B.常温下HY的电离常数为1.0×10-4
C.溶液中水的电离程度：
a点大于b点
D.消耗同浓度的NaOH溶液体积：
a点大于b点
【答案】B
【解析】A．图象中1.0mol/L的HX溶液PH=1说明为强酸，加水稀释溶液PH最终接近7，溶液每稀释10倍，pH增大不一定是1，故A错误；B.1.0mol/LHY溶液PH=2，c（H）=10-2mol/L，结合定量平衡常数K=
=
≈1×10-4，故B正确；C．HX为强酸，HY为弱酸，加水稀释相同倍数，a点HX溶液中氢离子浓度大于b点HY，溶液中水的电离程度：
a点小于b点，故C错误；D．a点和b点分别为相同浓度和相同体积的HX和HY分别稀释相同的倍数后所得溶液，两溶液中n（HX）=n（HY），则中和时消耗的NaOH溶液体积相同，故D错误；答案为B。
考点三：
pH相关计算
1、总体原则
（1）若溶液为酸性，先求c（H+），再求pH；
（2）若溶液为碱性，先求c（OH-），再由c（H+）=
求c（H+），最后求pH。
2、类型及方法（室温下）
（1）单一溶液pH的计算
①强酸溶液，如HnA，设浓度为cmol/L，c（H+）=ncmol/L，pH=-lgc（H+）=-lg（nc）。
②强碱溶液，如B（OH）n，设浓度为cmol/L，c（OH-）=ncmol/L，c（H+）=
mol/L，pH=-lgc（H+）=14+lg（nc）。
（2）酸、碱混合pH计算
①两强酸混合
c混（H+）=
②两强碱混合
c混（OH-）=
③强酸、强碱混合（一者过量）
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＝
将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则c（H＋）∶c（OH－）、V碱∶
V酸、pH酸＋pH碱有如下规律（25℃）：
因c（H＋）酸·V酸＝c（OH－）碱·V碱，故有
＝
。
在碱溶液中c（OH－）碱＝
，将其代入上式得c（H＋）酸·c（H＋）碱＝
，两边取负对数得pH酸＋pH碱＝14－lg
。
现举例如下：
V酸∶V碱
c（H＋）∶c（OH－）
pH酸＋pH碱
10∶1
1∶10
15
1∶1
1∶1
14
1∶10
10∶1
13
m∶n
n∶m
14＋lgm/n
【例题5】【2017届湖北省恩施一中高三上学期开学考试】常温下，将pH=3的盐酸与pH=9的Ba（OH）2溶液混合，若要得到pH=7的溶液，混合时盐酸与Ba（OH）2溶液的体积比为（）
A．1∶60B．3∶1C．100∶1D．1∶100
【答案】D
【解析】设Ba（OH）2溶液的体积为x，盐酸的体积为y，pH=9的Ba（OH）2溶液，c（OH-）=0.00001mol/L，pH=3的盐酸，c（H+）=0.001mol/L，酸碱混合后，pH=7，则酸、碱恰好反应，0.00001x：
0.001y=1，y：
x=1:
100，故D正确。
考点四：
其它滴定实验
1、沉淀滴定法
（1）概念：
沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。
生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－浓度。
（2）原理：
沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。
如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量时常以CrO
为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶的缘故。
2、氧化还原滴定
以氧化还原反应为基础的分析方法。
它以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质；或者间接滴定一些本身并没有氧化性或还原性，但能与某些氧化剂或还原剂起反应的物质。
氧化滴定剂有高锰酸钾溶液、重铬酸钾溶液、碘水溶液等；还原滴定剂有亚铁盐溶液、抗坏血酸水溶液（即维生素C）等。
【例题6】【黑龙江省哈尔滨市第十八中学2018届高三第一次月考】
（1）配平氧化还原反应方程式：
____C2O
＋____MnO
＋____H＋===____CO2↑＋____Mn2＋＋____H2O
（2）称取6.0g含H2C2O4·2H2O、KHC2O4和K2SO4的试样，加水溶解，配成250mL溶液。
量取两份此溶液各25mL，分别置于两个锥形瓶中。
①第一份溶液中加入酚酞试液，滴加0.25mol·L－1NaOH溶液至20mL时，溶液由无色变为浅红色。
该溶液被中和的H＋的总物质的量为________mol。
②第二份溶液中滴加0.10mol·L－1的酸性高锰酸钾溶液。
KMnO4溶液在滴定过程中作________（填“氧化剂”或“还原剂”），该滴定过程________（填“需要”或“不需要”）另加指示剂。
滴至16mL时反应完全，此时溶液颜色由________变为__________。
【答案】521610280.005A氧化剂不需要无色浅紫红色
（2）①溶液由无色变为浅红色，溶液中H2C2O4、KHC2O4完全反应，依据反应：
H++OH-=H2O
1 1
n 0.25mol/L×0.02L 解得n=0.005mol；
②原溶液无色，而KMnO4为紫红色，则滴定时不需要再滴加指示剂，滴定过程中KMnO4是氧化剂，H2C2O4和KHC2O4为还原剂，当溶液中的H2C2O4和KHC2O4反应完全时，溶液呈紫红色，即滴定终点时溶液由无色变为浅红色。
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