已整理版水的電離和溶液的PH知識(shí)點(diǎn)例題

1、學(xué)習(xí)必備歡迎下載水的電離和溶液的ph 1復(fù)習(xí)重點(diǎn)1通過對(duì)水的電離、離子積、ph定義等重要知識(shí)和方法遷移應(yīng)用的練習(xí)，提高認(rèn)知能力；2靈活解答水的電離平衡的相關(guān)問題；3掌握混合溶液ph計(jì)算的方法，并能運(yùn)用數(shù)學(xué)工具解決一些有關(guān)ph計(jì)算的綜合問題2難點(diǎn)聚焦一、水的電離及離子積常數(shù)水的電離平衡：水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自電離：h2o+h2oh3o+oh簡(jiǎn)寫為h2o h+oh（正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)）其電離平衡常數(shù)：ka = ohohh2-水的離子積常數(shù)：kw=h+oh- 250c 時(shí) kw =1.0 10-14 mol2 l-2水的離子積與溫度有關(guān)，溫度升高kw 增大 。如 1000c 時(shí) kw =1.0 1

2、0-12 mol2 l-2 . 無論是純水還是酸、堿,鹽等電解質(zhì)的稀溶液，水的離子積為該溫度下的kw 。二、影響水的電離平衡的因素酸和堿：酸或堿的加入都會(huì)電離出h+或 oh-,均使水的電離逆向移動(dòng),從而抑制水的電離。溫度：由于水的電離吸熱，若升高溫度，將促進(jìn)水的電離，h+與oh-同時(shí)同等程度的增加，ph變小，但 h+與oh-始終相等，故仍呈中性。能水解的鹽：不管水解后溶液呈什么性，均促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于活潑金屬與水電離出來的h+直接作用，使 h+減少，因而促進(jìn)了水的電離平衡正向移動(dòng)。三、溶液的酸堿性及ph 的值溶液的酸堿性，取決于溶液中h+、o

3、h的相對(duì)大小： ph 值的大小取決于溶液中的h+大小ph=lgh+，溶液酸堿性h+與oh關(guān)系任意溫度室溫（ mol/l ）ph 值（室溫）酸性h+oh h+11077 中性h+=oh h+=oh=1 107 =7 堿性h+oh h+ 1與 1077 （1）酸性越強(qiáng)， ph 值越小，堿性越強(qiáng)，ph 值越大， ph 值減小一個(gè)單位，h+就增大到原來的10 倍，ph值減小 n 個(gè)單位， h+的增大到原來的10n倍. 學(xué)習(xí)必備歡迎下載（2）任意水溶液中h+ 0，當(dāng) ph=0 時(shí)h+=1mol/l ，一般 h+1mol/l 時(shí)， ph0，故直接用 h+表示 . （3）判斷溶液呈中性的依據(jù)為：h0= oh

4、或 ph=poh=21pkw 只有當(dāng)室溫時(shí)，kw=1 1014h+=oh=107mol/l 溶液呈中性ph=poh=21pkw=7 （4）溶液 ph 的測(cè)定方法：酸堿指示劑-只能判定ph 范圍ph 試紙 -也只能確定在某個(gè)值左右（對(duì)照標(biāo)準(zhǔn)比色卡），無法精確到小數(shù)點(diǎn)后1 倍。另外使用時(shí)不能預(yù)先潤(rùn)濕試紙。否則相當(dāng)于又稀釋了待測(cè)液，測(cè)定結(jié)果誤差大。ph 計(jì)-測(cè)定較精確 . 四、 phph 實(shí)際上是水溶液中酸堿度的一種表示方法。平時(shí)我們經(jīng)常習(xí)慣于用百分濃度來表示水溶液的酸堿度，如 1%的硫酸 溶液或 1%的堿溶液，但是當(dāng)水溶液的酸堿度很小很小時(shí)，如果再用百分濃度來表示則太麻煩了，這時(shí)可用ph 來表示。

5、ph 的應(yīng)用范圍在0-14 之間。溶液 ph計(jì)算的整體思路是：根據(jù)ph的定義 ph= lgc(h+) ，溶液 ph計(jì)算的核心是確定溶液中的c(h+)相對(duì)大小。（一）單一溶液的ph的計(jì)算若該溶液是酸性溶液，必先確定c(h+) ，再進(jìn)行ph的計(jì)算。若該溶液是堿性溶液，必先確定c(oh-) ，可根據(jù) c(h+) c(oh-)=kw換算成 c(h+)，再求 ph 。例 1、求室溫下1.0 10-3mol/l 的 ba(oh)2溶液的 ph。解析： 由題意 c(oh-)=2.0 10-3mol/l ， c(h+) c(oh-)=kw，c(h+)= kw/ c(oh-)=5.0 10-12mol/l ，p

6、h=lgc(h+)= lg5.0 10-12=11.3 。（二）溶液混合后的ph的計(jì)算兩種溶液混合后，首先應(yīng)考慮是否發(fā)生化學(xué)變化，其次考慮溶液總體積變化，一般來說溶液的體積沒有加和性，但稀溶液混合時(shí)，常不考慮混合后溶液的體積的變化，而取其體積之和（除非有特殊說明）。1、兩強(qiáng)酸混合后的ph的計(jì)算先求混合后的c(h+)混，再直接求ph 。即： c(h+)混= c(h+)1v1+ c(h+)2v2/ （v1+ v2）。例 2、ph=4的鹽酸和ph=2的鹽酸等體積混合后，溶液的ph最接近于（）a2.0 b. 2.3 c. 3.5 d. 3.7 解析： 由題意 ph=4的鹽酸， c(h+)1=1.010

7、-4mol/l ；ph=2的鹽酸， c(h+)2=1.010-2mol/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 。故應(yīng)選b。2、兩強(qiáng)堿混合后的ph的計(jì)算先求混合后的c(oh-)混，再間接求ph。即： c(oh-)混= c(oh-)1v1+ c(oh-)2v2/ （ v1+ v2）。知識(shí)拓展0.3 規(guī)則（近似規(guī)則）學(xué)習(xí)必備歡迎下載若兩種強(qiáng)酸溶液或兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，且其 ph相差 2 個(gè)或 2 個(gè)以上時(shí)， 混合液的ph有如下近似規(guī)律：兩強(qiáng)酸等體積混合時(shí)，混合液的ph=ph小+0.3 ；兩強(qiáng)

8、堿等體積混合時(shí)，混合液的ph=ph大0.3 。如上述例2 若用 0.3 規(guī)則，就很方便，混合液的ph= ph小+0.3=2+0.3= 2.3。3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后的ph的計(jì)算根據(jù) n(h+) 與 n(oh-) 的相對(duì)大小先判斷酸、堿的過量情況。強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，ph=7 。若酸過量，溶液呈酸性，n(h+) n(oh-) ，c(h+)混= n(h+) n(oh-)/v總。若堿過量，溶液呈堿性，n(oh-) n(h+) ，c(oh-)混= n(oh-) n(h+)/v總，再求出c(h+)混。例 3、60ml0.5mol/lnaoh 溶液和 40ml0.4mol/l硫酸混合后，

9、溶液的ph最接近于（）a. 0.5 b. 1.7 c. 2 d. 13.2 解析： 由題意知，酸堿中和反應(yīng)后，酸過量，c(h+)混= n(h+) n(oh-)/v總=（0.032mol 0.03mol ）/0.1l=0.02mol/l，ph=1.7，故應(yīng)選b 。4、若未標(biāo)明酸堿的強(qiáng)弱，混合后溶液ph不定，應(yīng)分析討論。酸與堿混合時(shí)發(fā)生中和反應(yīng)，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，由生成的鹽能否水解及水解情況而定另外酸堿的強(qiáng)弱不同，提供反應(yīng)物的量不同也影響著反應(yīng)后溶液的性質(zhì)。下面把常見的幾種情況分列出來. 等物質(zhì)的量濃度的一元弱酸一元強(qiáng)堿溶液等體積混合溶液ph7（由生成的強(qiáng)

10、堿弱酸鹽水解決定）等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與一元弱堿溶液等體積混合后溶液ph7 （由生成的強(qiáng)酸弱堿鹽水解決定）等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液等體積混合后溶液ph=7（因生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解）當(dāng) ph=poh 的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液以等體積混合后ph=7（與酸、堿的幾元性無尖）當(dāng) ph=3 的某一元酸溶液與ph=11 的一元強(qiáng)堿以等體積混合后ph7。 （考慮酸有強(qiáng)弱之分，若分弱酸，制反應(yīng)后酸過量）當(dāng) ph=3 的某一元強(qiáng)酸ph=11 的一元堿溶液的以等體積混合后ph7（同理，弱堿過量）將 ph=3 的酸溶液和ph=11 的堿溶液以等體積混合后溶液ph=無法確定 .例 4、在室溫下等體積的酸和堿的溶

11、液，混合后ph一定小于7 的是（）aph=3的硝酸和ph=11的氫氧化鈉溶液bph=3的鹽酸和ph=11的氨水cph=3的硫酸和ph=11的氫氧化鈉溶液dph=3的醋酸和ph=11的氫氧化鈉溶液學(xué)習(xí)必備歡迎下載解析： a、c兩選項(xiàng)為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合，且ph1+ ph2=14，則溶液呈中性，ph=7 。b選項(xiàng)為強(qiáng)酸與弱堿的混合，且ph1+ ph2=14，則溶液呈堿性，ph 7。d選項(xiàng)為弱酸與強(qiáng)堿的混合，且ph1+ ph2=14，則溶液呈酸性，ph 7。故應(yīng)選 d。注意：在相關(guān)計(jì)算過程中，應(yīng)遵守“酸按酸，堿按堿，同強(qiáng)混合在之間，異強(qiáng)混合看過量”。五、酸堿溶液的稀釋前后ph 值的變化。由于強(qiáng)酸或強(qiáng)堿

12、在水中完全電離，加水稀釋后不會(huì)有溶質(zhì)進(jìn)一步電離，故僅僅是體積增大的因素導(dǎo)致酸溶液中的 h+或堿溶液中的oh減小 . 弱酸或弱堿由于在水中不完全電離，加水稀釋同時(shí)， 能促使其分子進(jìn)一步電離，故導(dǎo)致相應(yīng) h+或oh減小的幅度降低。在稀釋弱酸或弱堿過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其ph范圍。如ph=3的醋酸溶液，稀釋100 倍，稀釋后3ph 5；ph=10的氨水，稀釋100 倍，稀釋后8ph10；ph=3的酸溶液，稀釋100 倍，稀釋后3ph 5； ph=10的堿溶液，稀釋100 倍，稀釋后8ph 10。例如等 ph 值的鹽酸和醋酸，氫氧化鈉和氨水分別加水稀釋。溶液

13、的ph 值變化，圖示如下：強(qiáng)酸弱酸稀釋強(qiáng)、弱堿稀釋注意：酸無論怎樣稀釋，不可能成為堿性；若無限稀釋，則ph 只能無限接近7 且小于 7. 堿無論怎樣稀釋，不可能成為酸性；若無限稀釋，則ph 只能無限接近7 且大于 7 例 1、室溫時(shí)將ph=5的硫酸溶液稀釋1000 倍后，則c(h+):c(so42-) 是（）a. 2:1 b. 21:1 c. 20:1 d. 22:1 解析： ph=5時(shí)， c(h+)酸=110-5mol/l ，c(so42-)=510-6mol/l ，稀釋 1000 倍后，由硫酸電離出的c(h+)酸=110-8mol/l ，c(so42-)=510-9mol/l ，考慮水的電

14、離受硫酸的抑制，設(shè)水電離出的c(h+) 為 xmol/l ，故水電離出的c(oh-) 也為 xmol/l ， 根據(jù)水的離子積在室溫時(shí)為一常量，得方程 (x+10-8) x=10-14， 解 x=9.510-8，故 c(h+):c(so42-)=c(h+)酸+c(h+)水: c(so42-)=10.5 10-8mol/l: 5 10-9mol/l=21:1 ，故應(yīng)選b。例 2、ph=11的氨水溶液和氫氧化鈉溶液，用蒸餾水稀釋100 倍，二者的ph的關(guān)系是（）a氨水的 ph大于氫氧化鈉的ph b氨水的ph小于氫氧化鈉的ph c都比原來小 d氨水比原來的大，氫氧化鈉比原來的小解析： 氨水為弱堿， 氫

15、氧化鈉為強(qiáng)堿，稀釋 100 倍之后， 氨水的 9ph 11，而氫氧化鈉溶液的ph=9 。故選 a、c 。7hclph32hacv2ohnaoh7nh phohvho2學(xué)習(xí)必備歡迎下載六、溶液中由水電離出的 h+水與oh-水先求出溶液中的h+和oh h2o h+oh由此式可看出 h+水=oh-水酸和堿會(huì)抑制水的電離，所以在酸堿溶液中 h+水=oh-水=h+、oh中的小數(shù)值能水解的鹽會(huì)促進(jìn)水的電離，所以在能水解的鹽溶液中 h+水=oh-水=h+、oh中的大數(shù)值例：250c 時(shí)，求以下溶液中的 h+水、oh-水ph =4 的鹽酸溶液中， h+水oh-水ph =4 的氯化銨溶液中， h+水oh-水ph

16、 =10 的氫氧化鈉溶液中， h+水oh-水ph =10 的碳酸鈉溶液中， h+水oh-水例 1：在 ph 為 3 的 fecl3溶液， ph 為 11 的 na2co3溶液和 ph 為 3 的鹽酸中由水電離出來的h的濃度分別為： c1、c2、c3它們之間的關(guān)系是a c1c2c3bc1c2c3c c1c2c3d無法判斷答案： b 例 2、25 時(shí)，某溶液中由水電離出來的h的濃度為110amol/l ，以下說法正確的是() a a7 時(shí)，水的電離一定受到促進(jìn)b a7 時(shí)，溶液的ph 為 a 或 14ad ac(so42)c(h)c(oh) 知識(shí)點(diǎn)三：水的電離平衡的移動(dòng)【例 4】 ：某溶液中由水電

17、離出來的c(oh)=10-12mol/l ，則該溶液中的溶質(zhì)不可能是（）a、hcl b、naoh c、nh4cl d、h2so4解析 ：由水電離反應(yīng)式知：此溶液水電離產(chǎn)生的c(h+)=c(oh) =10-12mol/l ，若溶液中的h+全部來自水的電離， 則此溶液顯堿性，是因溶有堿類物質(zhì)所致，若溶液中的h+不僅為水電離所產(chǎn)生，則此溶液顯學(xué)習(xí)必備歡迎下載酸性，為酸性物質(zhì)電離所致。nh4cl 不可能電離產(chǎn)生h+。解答： c 變式訓(xùn)練：某溶液中水電離產(chǎn)生的c(h+)=10-3mol/l ，,該溶液中溶質(zhì)可能是（）al2(so4)3naoh nh4cl nahso4a、b、c、d、【例 5】能促進(jìn)水的

18、電離，并使溶液中c(h+)c(oh)的操作是（）（1）將水加熱煮沸（2）向水中投入一小塊金屬鈉（3）向水中通co2 （4）向水中通nh3 （5）向水中加入明礬晶體（ 6）向水中加入nahco3固體 （ 7）向水中加nahso4固體a、 （1） （3） （6） （7）b、 （1） （3） （6）c、 （5） （ 7）d、 （5）解析 ：本題主要考查外界條件對(duì)水的電離平衡的影響，請(qǐng)按如下思路完成本題的解：本題涉及到哪些條件對(duì)水的電離平衡的影響？各自對(duì)水的電離平衡如何影響？結(jié)果任何（c(h+)與 c(oh)相對(duì)大?。?？歸納酸、堿、鹽對(duì)水的電離平衡的影響。解答 ： d 【例 6】室溫下，在ph12 的

19、某溶液中，分別有甲、乙、丙、丁四位同學(xué)計(jì)算出由水電離出的c(oh)的數(shù)據(jù)分別為：甲：1.0107 mol/l ；乙： 1.0106 mol/l ；丙： 1.0102 mol/l ；?。?1.01012 mol/l 。其中你認(rèn)為可能正確的數(shù)據(jù)是() a甲、乙b乙、丙c丙、丁d乙、丁解析： 如果該溶液是一種強(qiáng)堿(例如 naoh) 溶液，則該溶液的oh首先來自于堿 (naoh) 的電離，水的電離被抑制，c(h) 11012 mol/l ，所有這些h都來自于水的電離，水電離時(shí)當(dāng)然同時(shí)提供相同物質(zhì)的量的 oh，所以丁是對(duì)的。如果該溶液是一種強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，則該溶液之所以呈堿性是由于鹽中弱酸根水解的緣故。

20、水解時(shí)， 弱酸根離子與水反應(yīng)生成弱酸和oh，使溶液中 c(oh)c(h)，溶液中的oh由水電離所得，所以丙也是正確的。答案： c 【例 7】25在某物質(zhì)的溶液中，由水電離出的h濃度為 1 10a mol/l ，下列說法不正確的是()aa7 時(shí)，水的電離受到促進(jìn)ba 7時(shí)，水的電離受到抑制ca7 時(shí)，溶液的ph 可能為 ada7 時(shí)，溶液的ph 一定為 14a答案： d 知識(shí)點(diǎn)四： ph的定義方法【例 8】 、下列溶液，一定呈中性的是（）a.由等體積、等物質(zhì)的量濃度的一元酸跟氫氧化鈉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

21、溶液解析：此題要求將教材中定義ph 方法遷移應(yīng)用于表示poh 以及 ph 與 poh 的關(guān)系，根據(jù) ph 的定義方法，可定義poh= lgc(oh) ，將室溫下水的離子積的表達(dá)式c(h+) c(oh)=1014兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)， lgc(h+)lgc(oh)= lg1014，整理得ph+poh=14 。應(yīng)用所得關(guān)系式分析可得答案。解答 ：d 點(diǎn)評(píng) ：poh= lgc(oh)、ph+poh=14 兩個(gè)關(guān)系式及其應(yīng)用均不在教學(xué)大綱和考綱范圍內(nèi)，我們不一定要學(xué)習(xí)必備歡迎下載掌握，但將教材中的知識(shí)、方法加以遷移應(yīng)用，進(jìn)行探究發(fā)現(xiàn)是教學(xué)大綱和考綱提出的能力要求。為更好地表示溶液的酸堿性，科學(xué)家提出了酸度（a

22、g ）的概念， agohchclg，則下列敘述正確的是a 中性溶液的ag0 b 酸性溶液的ag0 c 常溫下 0.lmol/l 氫氧化鈉溶液的ag 12 d 常溫下 0.lmol/l 鹽酸溶液的ag12 答案： d 知識(shí)點(diǎn)五：溶液ph的計(jì)算【例 9】室溫下將n 體積 ph=10 和 m 體積 ph=13 兩種 naoh 溶液混合得ph=12 的 naoh 溶液，則 n：m=解析 ：此題是關(guān)于兩種不反應(yīng)的溶液混合后溶液ph 值的計(jì)算，根據(jù)混合前后溶質(zhì)(naoh)量守恒，列式求解解答： ph=10 c(h+)=10-10mol/l c(oh) =10-4mol/l ph=13 c(h+)=10-1

23、3mol/l c(oh) =10-1mol/l ph=12 c(h+)=10-12mol/l c(oh) =10-2mol/l 10-4 n + 10-1 m = (n+m) 10-2n ：m = 100 ：11 規(guī)律： 有關(guān)混合溶液的ph 計(jì)算，題設(shè)條件可千變?nèi)f化，正向、逆向思維，數(shù)字與字母交替出現(xiàn)，但基本題型只有兩種： （1）混合后不反應(yīng)， （2）混合后反應(yīng)。對(duì)于溶液的稀釋，可將水作為濃度為0 的溶液，仍屬混合后不反應(yīng)一類，這一類混合溶液的ph 應(yīng)介于兩種溶液的ph 之間，因而酸、堿溶液無論加多少水稀釋，其最終ph 均不可能等于純水的ph（即常溫不可能為7） ?；旌先芤簆h 的計(jì)算方法也很

24、簡(jiǎn)單，即設(shè)法求出混合溶液的c(h+)，若是溶液顯堿性，則必須先求出溶液的c(oh)，然后再換算為c(h+)或按 oh量守恒列式求解?！纠?10】在 25時(shí)，向 1 體積 ph x 的鹽酸中加入10 體積 phy 的氫氧化鈉溶液，若所得溶液中c(na)c(cl)，則此時(shí) (xy)為 () a13 b14 c15 d無法計(jì)算解析： 據(jù)反應(yīng)后所得溶液中c(na)c(cl) ，可知c(h) c(oh) ，溶液呈中性，則： 1 10 x 1010y1410y13，即xy 13，得xy13。答案： a【例 11】25oc，若 10 體積的某強(qiáng)堿溶液與1 體積的某強(qiáng)酸溶液混合后，溶液呈中性，則混合之前，該堿的 ph 與強(qiáng)酸的ph 之間該滿足的關(guān)系是_ 分析 ：由題意知，本題為酸、堿混合后完全中和，根據(jù)中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)可知，酸中n(h+)與堿中n(oh-)相等，故有c(h+)酸 v 酸 = c(oh-)堿 v 堿，由此關(guān)系列式可求得結(jié)果。解答 ：設(shè)酸的ph 為 a， c(h+)酸 =10-a，堿的 ph 為 b，c(oh-)堿=10-14 / 10-b=10- (14 - b)因?yàn)榛旌虾?/p>