第16講 溶液的酸堿性與pH（教師版）【暑假彎道超車】2024年新高二化學暑假講義+習題（人教版2019選擇性必修1）

第16講溶液的酸堿性與pH1.掌握溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。2.掌握檢測溶液pH的方法，了解溶液pH調(diào)控的意義。3.掌握計算溶液pH的方法。一、溶液的酸堿性與測定1．25℃時，分析下列溶液的氫離子和氫氧根離子濃度純水0.1mol·L－1NaOH溶液0.1mol·L－1鹽酸c(H＋)/(mol·L－1)c(OH－)/(mol·L－1)c(H＋)、c(OH－)的相對大小c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)<c(OH－)c(H＋)>c(OH－)溶液的酸堿性2.溶液的酸堿性與氫離子、氫氧根離子濃度的關(guān)系(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。(2)溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對大小。溶液的酸堿性eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸性溶液：cH＋>cOH－,中性溶液：cH＋＝cOH－,堿性溶液：cH＋<cOH－))3．溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關(guān)系計算公式pH＝意義pH越大，溶液的堿性；pH越小，溶液的酸性溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)pH＜7，為溶液；pH＝7，為中性溶液；pH＞7，為溶液適用范圍1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1【特別提醒】pH計算公式中c(H＋)：若強酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)，若強堿溶液：c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝eq\f(Kw,n·c[BOHn])。4．溶液酸堿性的測定方法(1)利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作：取一小塊pH試紙于干燥潔凈的，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取待測液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與對照，讀出pH。①廣泛pH試紙：pH范圍是(最常用)，可以識別的pH差約為1；②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差；③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。(2)用pH計測量。pH計，又叫，可用來精密測量溶液的pH，其量程為。(3)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)。5．pH的應(yīng)用pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學實驗中都有重要的應(yīng)用。溶液pH的控制常常是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。【注意事項】測溶液pH時的三注意(1)不能用濕潤的玻璃棒蘸取待測液，也不能將pH試紙先用水潤濕，否則會將溶液稀釋，可能導(dǎo)致所測定的pH不準確，使酸性溶液的pH變大，堿性溶液的pH變小，但中性溶液不受影響。(2)若某溶液具有漂白性，則不能用酸堿指示劑測定該溶液的酸堿性，也不能用pH試紙測定其pH。(3)pH試紙不能測c(H＋)>1mol·L－1或c(OH－)>1mol·L－1的溶液的pH。二、溶液pH的計算1．單一溶液pH的計算(1)cmol·L－1HnA強酸溶液的pH(25℃)①c(H＋)＝；②pH＝(2)cmol·L－1B(OH)n強堿溶液的pH(25℃)①c(OH－)＝；②c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1；③pH＝14＋lgnc。2．混合溶液pH的計算方法(1)強酸與強酸混合(稀溶液體積變化忽略)c混(H＋)＝eq\f(c1H＋·V1＋c2H＋·V2,V1＋V2)，然后再求pH。(2)強堿與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)先計算c混(OH－)＝eq\f(c1OH－·V1＋c2OH－·V2,V1＋V2)，再求c混(H＋)＝eq\f(Kw,c混OH－)，最后求pH。(3)強酸與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7(25℃)。②酸過量：先求c余(H＋)＝eq\f(cH＋·V酸－cOH－·V堿,V酸＋V堿)，再求pH。③堿過量：先求c余(OH－)＝eq\f(cOH－·V堿－cH＋·V酸,V酸＋V堿)，再求c(H＋)＝eq\f(Kw,c余OH－)，最后求pH?！痉椒记伞咳⑷芤夯旌虾蟮膒H變化與計算1．酸與堿的pH之和為14，等體積混合常溫時eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(若為強酸與強堿，則pH＝7,若為強酸與弱堿，則pH＞7,若為弱酸與強堿，則pH＜7))2．等體積強酸(pH1)和強堿(pH2)混合常溫時eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(若pH1＋pH2＝14，則溶液呈中性，pH＝7,若pH1＋pH2＞14，則溶液呈堿性，pH＞7,若pH1＋pH2＜14，則溶液呈酸性，pH＜7))3．常溫時，強酸(pH1)與強堿(pH2)混合呈中性時，二者的體積關(guān)系有如下規(guī)律：(1)若pH1＋pH2＝14，則V酸＝V堿。(2)若pH1＋pH2≠14，則eq\f(V酸,V堿)＝。四、溶液稀釋后的pH變化規(guī)律1．酸堿溶液無限稀釋常溫下，pH只能無限，酸溶液pH不可能，堿溶液pH不可能。2．對于pH＝a的強酸和弱酸溶液稀釋常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強酸的pH就增大個單位，即pH＝，弱酸的pH范圍是：，可用如圖表示。3．對于pH＝b的強堿和弱堿溶液稀釋常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強堿的pH減小個單位，即pH＝，弱堿的pH范圍是：，可用如圖表示。4．對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋到原溶液體積的相同倍數(shù)強酸pH變化程度比弱酸(強堿和弱堿類似)。弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化如圖所示?？键c01溶液酸堿性的判斷與pH【例1】關(guān)于溶液的說法正確的是A．c(OH-)=c(H+)的溶液一定呈中性 B．pH=7的溶液一定呈中性C．鹽溶液中水的電離不會被抑制 D．能使甲基橙指示劑變黃的溶液一定呈堿性【變式1-1】下列說法中正確的是()A．某溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝10－6mol·L－1，該溶液呈中性B．溶液中若c(H＋)>10－7mol·L－1，則c(H＋)>c(OH－)，溶液顯酸性C．c(H＋)越大，則pH越大，溶液的酸性越強D．pH為0的溶液，其中只有H＋，無OH－【變式1-2】將pH=3的某一元酸與pH=11的NaOH溶液等體積混合。下列說法正確的是A．溶液可能呈堿性 B．溶液一定呈酸性C．兩者的濃度可能相同 D．兩者一定完全反應(yīng)考點02溶液pH的計算【例2】已知：25℃時，Kw=1.0×10-14；100℃時，Kw=1×10-12，下列說法正確的是A．25℃時，0.2mol·L-1Ba(OH)2溶液和0.2mol·L-1HCl等體積混合，所得溶液的pH=7B．25℃時，0.2mol·L-1NaOH溶液與0.2mol·L-1CH3COOH恰好中和，所得溶液的pH=7C．100℃時，pH=10的NaOH溶液和pH=2的H2SO4恰好中和，所得溶液的pH=7D．25℃時，pH=12的氨水和pH=2的H2SO4等體積混合，所得溶液的pH＞7【變式2-1】常溫時，濃度為的稀鹽酸用蒸餾水稀釋倍，則稀釋后溶液的pH約為A．2 B．7 C．10 D．12【變式2-2】下列敘述正確的是A．95℃純水的pH<7，說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性B．25℃時，將pH=3的醋酸溶液與pH=12的Ba(OH)2溶液等體積混合溶液顯酸性C．0.2mol/L的硫酸，與等體積水混合pH=1D．100℃時，將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合溶液顯中性考點03由pH確定酸堿溶液的濃度或體積【例3】在t℃(KW=1×10-13)時，將pH=13的強堿與pH=2的強酸溶液混合，所得混合液的pH=11，則強堿與強酸的體積比為A．2：99 B．99：2 C．1：9 D．9：1【變式3-1】室溫時，在一定體積pH=12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中Ba2+恰好完全沉淀時，溶液pH=11，若反應(yīng)后溶液體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是A．1：4 B．1：1 C．1：2 D．1：9【變式3-2】已知在100℃的溫度下(本題涉及的溶液其溫度均為100℃)，水的離子積KW=1.0×10-12mol2·L-2，下列說法中正確的是A．0.1mol·L-1的H2SO4溶液，pH=1B．0.001mol·L-1的NaOH溶液，pH=11C．0.005mol·L-1的H2SO4溶液與0.01mol·L-1的NaOH溶液等體積混合，混合溶液的pH為6，溶液顯酸性D．將pH=8的Ba(OH)2溶液與pH=5的稀鹽酸混合，欲使混合溶液的pH=7，則Ba(OH)2溶液與稀鹽酸的體積比為2：9考點04溶液稀釋以及pH的綜合考查【例4】pH值是判斷溶液酸堿性的重要參數(shù)。室溫下，下列有關(guān)溶液中的pH值判斷一定正確的是A．pH=4的番茄汁中c(H+)是pH=6的牛奶中c(H+)的100倍B．pH=2的酸溶液和pH=12的堿溶液等體積混合后pH=7C．某正鹽溶液pH=7，則該鹽一定是強酸強堿鹽D．1mol·L-1醋酸溶液加水稀釋10倍后1<pH<2【變式4-1】常溫下，下列有關(guān)敘述正確的是①分別向等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸中滴加NaOH溶液，使溶液呈中性，醋酸消耗的NaOH多；②等體積、等pH的鹽酸和醋酸，分別與NaOH反應(yīng)，醋酸消耗的NaOH多；③相同條件下，將pH=2的硫酸溶液和pH=2的醋酸溶液分別稀釋成pH=5的溶液，所加水的體積前者大；④pH=3的稀硫酸跟pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液的pH<7；⑤為了通過測定pH的大小，達到比較HCl和CH3COOH酸性強弱的目的，分別配制100mL0.1mol·L-1的NaCl溶液和CH3COONa溶液測其pH；⑥同體積同濃度的鹽酸和醋酸與足量鋅反應(yīng)，整個反應(yīng)過程的平均反應(yīng)速率鹽酸的快。A．①②⑤ B．③④⑤ C．②④⑤ D．②⑤⑥【變式4-2】室溫時，將xmLpH=a的稀KOH溶液與ymLpH=b的稀硝酸充分反應(yīng)。下列關(guān)于反應(yīng)后溶液pH的判斷，正確的是A．若x=y，且a+b=14，則pH＞7 B．若10x=y，且a+b=13，則pH=7C．若ax=by，且a+b=13，則pH=7 D．若x=10y，且a+b=14，則pH＞71．下列溶液一定顯酸性的是A．含有H＋的溶液B．滴加紫色石蕊溶液后變紅色的溶液C．溶液中c平(H＋)=10-6mol·L-1D．pH<7的溶液2．下列說法正確的是A．pH=0的溶液不存在 B．使用廣泛pH試紙測得某溶液的pH=3.5C．中性溶液的pH不一定等于7 D．適用于任何溫度、任何溶液3．下列敘述正確的是A．25℃時，pH=3的鹽酸與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH=7B．95℃時，純水的pH＜7，說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性C．將NaCl溶液從常溫加熱至80℃，溶液仍保持中性，pH不變D．用玻璃棒蘸取0.1mo/LNaOH溶液滴在濕潤的pH試紙中央，與標準比色卡對比，讀出pH為134．下列關(guān)于溶液酸堿性的說法中，正確的是A．的溶液一定顯酸性B．的溶液一定顯中性C．的溶液一定顯中性D．不能使酚酞試液變紅的溶液一定顯酸性5．常溫下，將pH=5的鹽酸溶液稀釋1000倍后，溶液的pH為A．等于8 B．等于7 C．接近7又小于7 D．大于7而小于86．現(xiàn)有常溫下的稀溶液與的稀硫酸溶液，將二者等體積混合，所得溶液呈中性。則下列對兩溶液的相關(guān)分析不正確的是A．均為 B．若，則C．a(chǎn)、b均為固定值 D．由水電離出的相等7．下列說法中正確的是A．在100℃時，pH約為6的純水呈酸性B．在常溫下，將mol/L鹽酸溶液稀釋100倍，所得溶液的pH為8C．在常溫下，當水電離出的為mol/L時，此溶液的pH可能為2或12D．當pH=11的氫氧化鈉溶液和氨水各1mL分別稀釋100倍，所得氨水的pH略小8．下列說法不正確的是()A．25℃時，0.1mol·L－1的硫化氫溶液比等濃度的硫化鈉溶液的導(dǎo)電能力弱B．25℃時，將0.1mol·L-1的NaOH溶液加水稀釋100倍，所得溶液的pH＝11C．25℃時，將0.1mol·L-1的HA溶液加水稀釋至pH＝4，所得溶液c(OH－)＝1×10-10mol·L-1D．由水電離出的c(H＋)＝10－12mol·L－1的溶液中：Na＋、、、Cl－可以大量共存9．常溫下，將0.1mol·L─1鹽酸溶液與0.06mol·L─1氫氧化鋇溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于A．1.7 B．2.0 C．12.0 D．12.410．常溫下，將的鹽酸平均分成兩份，向其中一份中加入適量水，向另一份中加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的氫氧化鈉溶液，兩者的pH都升高了1，則加入的水和氫氧化鈉溶液的體積之比為A．5：1 B．6：1 C．10：1 D．11：111．將pH為1的溶液加水稀釋至原體積的10倍，會引起（

）A．溶液的pH變?yōu)? B．溶液中的增大C．溶液的導(dǎo)電能力減弱 D．溶液中的減小12．相同溫度，相同物質(zhì)的量濃度的五種溶液：①