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考点30 水的电离和溶液的PH 知识归纳 相关知识点 能微弱电离：H2O+H2OH3O++OH-可简写为：H2OH++OH-。此电离平衡易受外界条件（温度、电解质等）影响，但遵循平衡移动原理。实验还证明，在溶液中，在一定温度下，［H+］与［OH-］的乘积是一常数，即［H+］·［OH-］＝Kw。Kw简称为水的离子积。它是一温度函数，随温度升高而增大。 25℃时，Kw=1×10-14，100℃，Kw=1×10-12。 　　２、电解质溶液的酸碱性取决于［H+］与［OH-］的相对大小。在常温下，中性溶液［H+］＝［OH-］＝1×10-7mol/L，酸性溶液［H+］[OH-］；［H+］1×10-7mol/L；碱性溶液［H+］［OH-］，［H+］1×10-7mol/L。 　　３、电解质稀溶液的酸碱性可用pH值大小来统一量度，其定义式：pH＝－1g ［H+］，同样可定义：pH＝－1g[OH-]，在常温下，pH＋pOH＝１４。 　　４、电解质溶液pH值的测定：（１）酸碱指示剂是测定溶液的pH值范围。常用指示剂有：甲基橙、石蕊、酚酞，并熟记它们的变色范围。（２）pH试纸是粗确测定溶液的pH值，应掌握其操作步骤。（３）测定溶液pH值最精确的方法是用pH计。 解题指导 平衡移动—定性判断；（２）运用溶液中［H+］·［OH-］＝Kw和水电离出的[H+]＝ [OH-]掌握相关运算—定量计算。(3)正确处理矛盾的主要方面与次要方面的关系，比如，在处理溶液的稀释、电离与水解等关系时，一定要抓住主要矛盾。总之，分析此类试题时，要 “定性与定量”、“动态与静态”“主要与次要”相结合，掌握好水的电离平衡移动过程的分析和结果的影响。 　　２、关于溶液pH值大小比较的试题解答要素是：[H+]或[OH-]的大小及其变化趋势的相对大小。一般说来，同浓度溶液的pH值大小顺序是：碱盐酸；弱酸（碱）稀释时，pH值变化比强酸（碱）缓慢。 　　 对应的酸越弱，水解出的[OH-]就越大，则溶液pH值就越大；若其为强酸弱碱盐，对应的碱越弱，水解出的[H+]就越大，则溶液的pH值就越小；若其为酸式盐，要考虑酸根离子的电离趋势和水解趋势相对强弱，来分析溶液的酸碱性及其pH值。 　　[H+]或[OH-]减小的倍数没有强酸（碱）大， 故pH值增大（或减小）比强酸（碱）缓慢。如强酸（碱）稀释１０倍，pH值变化一个单位，而弱酸（碱）却没有一个单位。 　　３、关于混和溶液pH值的大小分析与计算试题的思考基点是混和溶液中[H+]、 [OH-]的大小分析与计算。若酸碱溶液混合，如过量，应以过量一方分析与计算；如恰 好完全反应，以生成的盐的性质分析溶液的pH值。若酸酸、碱碱混合，应以H+或OH-分析或计算。如两强酸或两强碱pH值相差两个单位以上，等体积混合后，相当于pH值小的强酸或pH值大的强碱加水稀释一倍，pH值变化0.3个单位。 典例析思 例 将PH=1的盐酸平均分成2份，1份加入适量的水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的NaOH溶液后，PH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为 A. 9 B 10 C. 11 D. 12 解析：将PH=1的盐酸加水，PH升高1，即C(H+)是原来的1/10，说明加水的体积是原来的9倍，假设1升盐酸需xL等浓度NaOH的溶液后PH升高1，则10- ---10-x=10_2(1+x) .求得x=9/11 所以所加水与NaOH溶液的体积比9:9/11=11:1。 答案：C 反思：本题考察PH的运算，对于酸溶液越稀PH越高；碱溶液越稀PH越小，而稀释过程中氢离子的物质的量不变，而PH=1的盐酸与等物质的量浓度的NaOH混合，属于酸，碱中和反应，而混合后PH升高1，确定溶液仍为酸性，按酸过量计算。注意：若碱过量，按余碱计算，先求溶液中C(OH-)，再求C(H+)。 室温下，在PH=12的某溶液中，由水电离的C(OH-)为 A. 10-7mol/L B. 10_6mol/L C. 10_2mol/L D. 10-12mol/L 解析：PH=12的溶液为碱性，溶液中C(H+)=10-12mol/L，若为碱溶液，H+完全由水电离，则水电离的C(H+)与C(OH-)相等，所以D正确；若为盐溶液，OH-完全由水电离， 则C(OH-)水=10-2mol/L C正确。 答案： 反思：影响水电离的因素： 升高温度，水的电离程度增大，平衡向右移动。 加碱，酸或强酸的酸式盐抑制水的电离，水的电离程度减小。 加入某些盐会促进水的电离，水的电离程度增大。 加入某些中性盐时对水的电离平衡没有影 例３： 现有下列两组溶液（Ⅰ）组：0.1mol/L的醋酸和盐酸，（Ⅱ）组：pH值=11 的氨