最新高中化学水溶液和溶液的pH 精品.docx
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第1讲 水溶液和溶液的pH
[考纲要求] 1.了解水的电离、离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2.了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3.能进行pH的简单计算。
4.了解测定溶液pH的方法（强酸、强碱）。
考点一 水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数
Kw＝[H＋][OH－]。
（1）室温下：
Kw＝1×10－14_mol2·L－2。
（2）影响因素；只与温度有关，升高温度，Kw增大。
（3）适用范围：
Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
（4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水电离平衡的因素
（1）升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
（2）加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
（3）加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度增大，Kw不变。
4．外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移
动方向
Kw
水的电离程度
[OH－]
[H＋]
酸
逆
不变
减小
减小
增大
碱
逆
不变
减小
增大
减小
可水解
的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他：
如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
深度思考
1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的[H＋]与[OH－]之间的关系是什么？
答案 外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的[H＋]和[OH－]总是相等的。
2．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c（H＋）增大，平衡左移。
乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c（H＋）浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。
你认为哪种说法正确？
说明原因。
水的电离平衡移动后，溶液中c（H＋）·c（OH－）增大还是减小？
答案 甲正确，温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c（H＋）增大，c（H＋）·c（OH－）>Kw，平衡左移。
不变，因为Kw仅与温度有关，温度不变，则Kw不变，与外加酸、碱、盐无关。
反思归纳
（1）水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
即Kw不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有[H＋]H2O＝[OH－]H2O。
（2）水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
题组一 影响水电离平衡的因素及结果判断
1．25℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：
①NaCl ②NaOH
③H2SO4 ④（NH4）2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是（ ）
A．④>③>②>①B．②>③>①>④
C．④>①>②>③D．③>②>①>④
答案 C
解析 分析四种物质可知②NaOH、③H2SO4抑制水的电离，①NaCl不影响水的电离平衡，④（NH4）2SO4促进水的电离（NH
水解），在②③中H2SO4为二元强酸，产生的c（H＋）大于NaOH产生的c（OH－），抑制程度更大，故顺序为④>①>②>③。
2．一定温度下，水存在H2OH＋＋OH－ ΔH＝Q（Q>0）的平衡，下列叙述一定正确的是
（ ）
A．向水中滴入少量稀盐酸，平衡逆向移动，Kw减小
B．将水加热，Kw增大，pH减小
C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，[H＋]降低
D．向水中加入少量固体硫酸钠，[H＋]＝10－7mol·L－1，Kw不变
答案 B
解析 A项，Kw应不变；C项，平衡应正向移动；D项，由于没有指明温度，[H＋]不一定等于10－7mol·L－1。
题组二 水电离的[H＋]或[OH－]的计算
3．求算下列溶液中由H2O电离的[H＋]和[OH－]。
（1）pH＝2的H2SO4溶液
[H＋]＝__________，[OH－]＝__________。
（2）pH＝10的NaOH溶液
[H＋]＝__________，[OH－]＝__________。
（3）pH＝2的NH4Cl溶液
[H＋]＝__________。
（4）pH＝10的Na2CO3溶液
[OH－]＝__________。
答案
（1）10－12mol·L－1 10－12mol·L－1
（2）10－10mol·L－1 10－10mol·L－1
（3）10－2mol·L－1 （4）10－4mol·L－1
解析
（1）pH＝2的H2SO4溶液中H＋来源有两个：
H2SO4的电离和H2O的电离，而OH－只来源于水。
应先求算[OH－]，即为水电离的[H＋]或[OH－]。
（2）pH＝10的NaOH溶液中，OH－有两个来源：
H2O的电离和NaOH的电离，H＋只来源于水。
应先求出[H＋]，即为水电离的[OH－]或[H＋]，[OH－]＝10－4mol·L－1，[H＋]＝
10－10mol·L－1，则水电离的[H＋]＝[OH－]＝10－10mol·L－1。
（3）水解的盐溶液中的H＋或OH－均由水电离产生，水解显酸性的盐应计算其[H＋]，水解显碱性的盐应计算其[OH－]。
pH＝2的NH4Cl中由水电离产生的[H＋]＝10－2mol·L－1；pH＝10的Na2CO3溶液中由水电离产生的[OH－]＝10－4mol·L－1。
4．下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H＋浓度之比（①∶②∶③∶④）是（ ）
①pH＝0的盐酸 ②0.1mol·L－1的盐酸
③0.01mol·L－1的NaOH溶液 ④pH＝11的NaOH溶液
A．1∶10∶100∶1000B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11D．14∶13∶2∶3
答案 A
解析 ①中[H＋]＝1mol·L－1，由水电离出的[H＋]与溶液中[OH－]相等，等于1.0×
10－14mol·L－1；
②中[H＋]＝0.1mol·L－1，由水电离出的[H＋]＝1.0×10－13mol·L－1；
③中[OH－]＝1.0×10－2mol·L－1，由水电离出的[H＋]与溶液中[H＋]相等，等于1.0×
10－12mol·L－1；
④中[OH－]＝1.0×10－3mol·L－1，同③所述由水电离出的[H＋]＝1.0×10－11mol·L－1。
即（1.0×10－14）∶（1.0×10－13）∶（1.0×10－12）∶（1.0×10－11）＝1∶10∶100∶1000。
方法技巧
理清溶液中H＋或OH－的来源
（1）常温下，中性溶液
[OH－]＝[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[H＋]＝[OH－]。
②实例
如计算pH＝2的盐酸溶液中水电离出的[H＋]，方法是先求出溶液中的[OH－]＝
（Kw/10－2）mol·L－1＝10－12mol·L－1，即水电离出的[H＋]＝[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[OH－]＝[H＋]。
②实例
如计算pH＝12的NaOH溶液中水电离出的[OH－]，方法是先求出溶液中的[H＋]＝
（Kw/10－2）mol·L－1＝10－12mol·L－1，即水电离出的[OH－]＝[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[H＋]＝10－5mol·L－1，因为部分OH－与部分NH
结合[OH－]＝10－9mol·L－1。
②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的[OH－]＝
10－2mol·L－1。
考点二 溶液的酸碱性和pH值
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小。
（1）酸性溶液：
[H＋]>[OH－]，常温下，pH<7。
（2）中性溶液：
[H＋]＝[OH－]，常温下，pH＝7。
（3）碱性溶液：
[H＋]<[OH－]，常温下，pH>7。
2．pH及其测量
（1）计算公式：
pH＝－lg[H＋]。
（2）测量方法
①pH试纸法：
用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
（3）溶液的酸碱性与pH的关系
室温下：
深度思考
1．pH<7的溶液一定是酸性溶液吗？
pH>7的溶液一定是碱性溶液吗？
pH＝7的溶液一定是中性溶液吗？
答案 不一定。
上述说法只有在常温下才能满足。
如在某温度下，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH>6的为碱性溶液，pH<6的为酸性溶液。
2．下列溶液一定显酸性的是________。
①pH<7的溶液
②[H＋]＝[OH－]的溶液
③[H＋]＝1×10－7mol·L－1
④[H＋]>[OH－]的溶液
⑤0.1mol·L－1的NH4Cl溶液
答案 ④⑤
解析 题目没有说明温度，所以pH<7的溶液不一定是酸性溶液，只有[H＋]>[OH－]才是可靠的判断依据。
NH4Cl溶液水解呈酸性。
3．用pH试纸测溶液的pH时应注意什么问题？
记录数据时又要注意什么？
是否可用pH试纸测定氯水的pH?
答案 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；用pH试纸读出的pH只能是整数；不能用pH试纸测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性（漂白性）。
反思归纳
（1）溶液呈现酸、碱性的实质是[H＋]与[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。
（3）25℃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。
题组一 走出溶液稀释时pH值判断误区
1．1mLpH＝9的NaOH溶液，加水稀释到10mL，pH＝________；加水稀释到100mL，pH________7。
答案 8 接近
2．pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后[SO
]与[H＋]的比值为__________。
答案
解析 稀释前c（SO
）＝
mol·L－1，稀释后[SO
]＝
mol·L－1＝10－8mol·L－1，[H＋]接近10－7mol·L－1，所以
＝
＝
。
3．物质A～E都是由下表中的离子组成的，常温下将各物质的溶液从1mL稀释到
1000mL，pH的变化关系如图甲所示，其中A与D反应得到E。
请回答下列问题。
阳离子
NH
、H＋、Na＋
阴离子
OH－、CH3COO－、Cl－
（1）根据pH的变化关系，写出下列物质的化学式：
B___________________________，
C__________。
（2）写出A与C反应的离子方程式：
________________________________________。
答案
（1）NaOH HCl
（2）NH3·H2O＋H＋===NH
＋H2O
解析 根据各物质的溶液从1mL稀释到1000mL后pH的变化图像知，B和C溶液的pH变化为3，A和D溶液的pH变化小于3，则B为强碱，A为弱碱或强碱弱酸盐，C为强酸，D为弱酸或强酸弱碱盐，可先确定B为NaOH，C为HCl。
结合A与D反应得到E，而E的pH不变，则E可能是NaCl或醋酸铵，结合B为NaOH，C为HCl，则推出E只能为醋酸铵，所以A为NH3·H2O，B为NaOH，C为HCl，D为CH3COOH。
走出误区
误区一：
不能正确理解酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
误区二：
不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液pH
稀释后溶液pH
酸
强酸
pH＝a
加水稀释到体积为原来的10n倍
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。
题组二 多角度计算溶液的pH值
4．求下列溶液的pH（常温条件下；混合溶液忽略体积的变化）K；（已知lg2＝0.3）。
（1）0.018mol·L－1的H2SO4溶液
（2）0.1mol·L－1的CH3COOH溶液（已知CH3COOH的电离常数Ka＝1.8×10－5）
（3）0.1mol·L－1NH3·H2O溶液（NH3·H2O的电离度为α＝1%，电离度＝
×100%）
（4）将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合
（5）常温下，将pH＝5的盐酸与pH＝9的NaOH溶液以体积比11∶9混合
（6）将pH＝3的HCl与pH＝3的H2SO4等体积混合
（7）0.001mol·L－1的NaOH溶液
（8）pH＝2的盐酸与等体积的水混合
（9）pH＝2的盐酸加水稀释到1000倍
答案
（1）2
（2）2.9 （3）11 （4）9.7 （5）6 （6）3
（7）11 （8）2.3 （9）5
解析
（2）CH3COOH CH3COO－＋H＋
c（初始）0.1mol·L－100
c（电离）[H＋][H＋][H＋]
c（平衡）0.1－[H＋][H＋][H＋]
则Ka＝
＝1.8×10－5mol·L－1
解得[H＋]＝1.3×10－3mol·L－1，
所以pH＝－lg[H＋]＝－lg（1.3×10－3）＝2.9。
则[OH－]＝0.1×1%mol·L－1＝10－3mol·L－1
[H＋]＝10－11mol·L－1，所以pH＝11。
（4）将pH＝8的NaOH与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中[H＋]很明显可以根据pH来算，可以根据经验公式来求算pH＝10－lg2（即0.3），所以答案为9.7。
（5）pH＝5的盐酸溶液中[H＋]＝10－5mol·L－1，pH＝9的氢氧化钠溶液中[OH－]＝
10－5mol·L－1，两者以体积比11∶9混合，则酸过量，混合液的pH小于7。
[H＋]＝
mol·L－1＝1.0×10－6mol·L－1，
pH＝－lg（1.0×10－6）＝6。
规律方法
1．单一溶液的pH计算
强酸溶液：
如HnA，设浓度为cmol·L－1，[H＋]＝ncmol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝－lg（nc）。
强碱溶液（25℃）：
如B（OH）n，设浓度为cmol·L－1，[H＋]＝
mol·L－1，pH＝－lg[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[H＋]混，再据此求pH。
[H＋]混＝
。
（2）两种强碱混合：
先求出[OH－]混，再据Kw求出[H＋]混，最后求pH。
[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。
[H＋]混或[OH－]混＝
题组三 溶液混合酸碱性判断规律
5．判断下列溶液在常温下的酸、碱性（在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”）。
（1）相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合（ ）
（2）相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合（ ）
（3）相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合（ ）
（4）pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（ ）
（5）pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合（ ）
（6）pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（ ）
（7）pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（ ）
（8）pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合（ ）
答案
（1）中性
（2）碱性 （3）酸性 （4）中性 （5）酸性 （6）碱性 （7）酸性 （8）碱性
6．在某温度时，测得0.01mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。
（1）该温度下水的离子积常数Kw＝______________。
（2）在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的硫酸VbL混合。
①若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝_________________________。
②若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝____________________________。
答案
（1）10－13mol2·L－2
（2）①1∶10 ②10∶1
解析
（1）由题意知，溶液中[H＋]＝10－11mol·L－1，[OH－]＝0.01mol·L－1，故Kw＝
[H＋][OH－]＝10－13mol2·L－2。
（2）①根据中和反应：
H＋＋OH－===H2O。
c（H＋）·V酸＝c（OH－）·V碱
10－2·Vb＝10－13/10－12·Va
＝
＝1∶10。
②根据中和反应H＋＋OH－===H2O
c（H＋）·Vb＝c（OH－）·Va
10－b·Vb＝10－13/10－a·Va
＝
＝1013－（a＋b）＝10，即Va∶Vb＝10∶1。
规律方法
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＋lg（m/n）
考点三 酸、碱中和滴定
1．实验原理
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。
以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c（NaOH）＝
。
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。
2．实验用品
（1）仪器
图（A）是酸式滴定管，图B是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
（2）试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
（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
实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）
（1）滴定前的准备
①滴定管：
查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：
注碱液→记体积→加指示剂。
（2）滴定
（3）终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
（4）数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝
计算。
4．常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
深度思考
1．酸式滴定管怎样查漏？
答案 向已洗净的滴定管中装上一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴漏下。
然后将活塞旋转180°，再静置两分钟，观察有无水滴漏下，如均不漏水，滴定管即可使用。
2．容量为25mL的滴定管，滴定过程中用去10.00mL的液体，此时滴定管中剩余液体的体积为15mL吗？
答案 由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方；滴定管下端是没有刻度的，故剩余液体体积大于15mL。
3．KMnO4（H＋）溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中？
答案 强氧化性溶液、酸性溶液应盛放在酸式滴定管中，碱性溶液应盛放在碱式滴定管中。
即酸性KMnO4溶液、稀盐酸、溴水应盛放在酸式滴定管中，Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。
4．滴定管盛标准溶液时，其液面一定要在0刻度吗？
答案 不一定。
只要在0刻度或0刻度以下某刻度即可，但一定要记录下滴定开始前液面的读数。
5．滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？
答案 滴定终点是指示剂颜色发生突变的点，不一定是酸碱恰好中和的点。
6．填写因操作不当引起的V（标）及c（待测）的变化[以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚酞作指示剂）]
步骤
操作
V（标准）
c（待测）
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴出锥形瓶外
变大
偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）
变小
偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）
变大
偏高
反思归纳
误差分析的方法
依据原理c（标准）V（标准）＝c（待测）V（待测），所以c（待测）＝
，因为c（标准）与V（待测）已确定，所以只要分析出不正确操作引起V（标准）的变化，即分析出结果。
题组一 中和滴定仪器及指示剂的选择
1．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考如图所示仪器从下表中选出正确选项（ ）
选项
锥形
瓶中
溶液
滴定
管中
溶液
选用
指示剂
选用
滴定管
A
碱
酸
石蕊
乙
B
酸
碱
酚酞
甲
C
碱
酸
甲基橙
乙
D
酸
碱
酚酞
乙
答案 D
解析 解答本题的关键是：
①明确酸、碱式滴定管使用时的注意事项，②指示剂的变色范围。
酸式滴定管不能盛放碱，而碱式滴定管不能盛放酸，指示剂应选择颜色变化明显的酚酞或甲基橙，不能选用石蕊，另外还要注意在酸碱中和滴定中，无论是标准溶液滴定待测溶液，还是待测溶液滴定标准液，只要操作正确，都能得到
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