《（人教通用版）2015屆高考化學一輪總復習講義 第二節(jié) 溶液的酸堿性與pH計算》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《（人教通用版）2015屆高考化學一輪總復習講義 第二節(jié) 溶液的酸堿性與pH計算（19頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。
1、第二節(jié)溶液的酸堿性與pH計算明考綱要求理主干脈絡1.了解溶液pH的定義。2.了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。3.能根據(jù)實驗試題要求分析或處理實驗數(shù)據(jù)，得出合理結論。一、溶液的酸堿性與pH1溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H)和c(OH)的相對大小。(將“”“”或“c(OH)c(H)c(OH)c(H)c(OH)2.pH(1)定義式：pH_lg_c(H)。(2)溶液的酸堿性跟pH的關系：室溫下：(3)適用范圍：014(4)pH試紙的使用：把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。1 / 19二、酸堿中和滴定
2、1實驗原理(1)用已知濃度的酸(或堿)滴定未知濃度的堿(或酸)，根據(jù)中和反應的等量關系來測定酸(或)堿的濃度。(2)利用酸堿指示劑明顯的顏色變化，表示反應已完全，指示滴定終點。常見酸堿指示劑的變色范圍如下表所示：指示劑變色范圍的pH石蕊8.0藍色甲基橙4.4黃色酚酞10.0紅色2.實驗用品(1)儀器：酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如B圖)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。(2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。3實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前準備工作：(2)滴定過程：(3)終點判斷：一滴：滴入最后一滴標準液，錐形瓶內顏色發(fā)生突變。半分鐘：顏色突變后，半分鐘內不恢復
3、原色。4數(shù)據(jù)處理按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)計算。1.判斷正誤(正確的打“”，錯誤的打“”)。(1)(2013福建高考)室溫下對于0.10 mol/L的氨水，其溶液的pH13。()(2)(2013福建高考)室溫下對于0.10 mol/L的氨水，用HNO3溶液完全中和后，溶液不顯中性。()(3)(2012福建高考)25與60時，水的pH相等。()(4)pH6的溶液一定顯酸性。()(5)25時，1 L pH12的Ba(OH)2溶液中，OH的物質的量為0.02 mol。()(6)(2012重慶高考)鹽酸中滴加氨水至中性，溶液中溶質為NH4Cl。()(7)(
4、2013浙江高考)pH計不能用于酸堿中和滴定的判斷。()(8)酸堿中和滴定時，若加入待測液前用待測液潤洗錐形瓶，將導致測定結果偏高。()(9)(2013重慶高考)25時用CH3COOH滴定等濃度NaOH溶液至pH7，V(醋酸)V(NaOH)。()提示：(1)。NH3H2O為弱堿，不能完全電離，故pHV(NaOH)。2pH7的溶液一定呈中性嗎？常溫下pH14的溶液堿性最強嗎？答案：不一定，在室溫時pH7的溶液呈中性，不在室溫時pH7的溶液不呈中性，如在100時pH7的溶液呈堿性。常溫下pH14的溶液堿性不是最強的，因為pH的范圍僅為014，pH14的堿溶液中c(OH)1.0 mol/L,2.0
5、mol/L的NaOH溶液堿性比其堿性強。3室溫時，下列混合溶液的pH與7的關系是：(1)pH3的鹽酸和pH11的氨水等體積混合，pH_7(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)(2)pH3的鹽酸和pH11的氫氧化鋇溶液等體積混合，pH_7。(3)pH3的醋酸溶液和pH11的氫氧化鋇溶液等體積混合，pH_7。(4)pH3的硫酸溶液和pH11的氨水等體積混合，pH_7。答案：(1)大于(2)等于(3)小于(4)大于4使用滴定管測量KMnO4溶液、Na2CO3溶液的體積，應選用哪種滴定管？為什么？答案：KMnO4具有強氧化性，能腐蝕橡膠，故需放入酸式滴定管中，Na2CO3溶液水解呈堿性，能腐蝕玻璃活
6、塞，故應放入堿式滴定管中。溶液pH的計算1(2010海南高考)常溫下，將0.1 mol/L氫氧化鈉溶液與0.06 mol/L硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于()A1.7B2.0C12.0 D12.4解析：選Bc(H)0.01 mol/L，pH2。2(2013如皋中學練習)在常溫下，強酸溶液X與強堿溶液Y的pH之和為13，當它們按一定體積比混合時，溶液的pH恰好為7，則X與Y的體積比為()A11 B21C110 D11013解析：選C設強酸溶液X的pHa，則強堿溶液Y的pH(13a)，故X溶液中c(H)10amol/L、Y溶液中c(OH)1014/10(13a)10(a1)，由題意知V酸
7、10aV堿10(a1)，故V酸/V堿10(a1)/10a101，故答案為C。3求下列溶液的pH(常溫條件下)(已知lg 20.3)。(1)0.005 molL1的H2SO4溶液(2)已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka2105,0.1 molL1的CH3COOH溶液(3)0.1 molL1 NH3H2O溶液(NH3H2O的電離度為1%，電離度100%)(4)將pH8的NaOH溶液與pH10的NaOH溶液等體積混合(5)常溫下，將pH5的鹽酸與pH9的NaOH溶液以體積比119混合(6)將pH3的HCl與pH3的H2SO4等體積混合(7)0.001 molL1的NaOH溶液(8)pH2的鹽酸與等體積
8、的水混合(9)pH2的鹽酸加水稀釋到1 000倍(10)pH4的鹽酸加水稀釋1 000倍解析：(1)c(H)0.01 mol/LpH2。(2)c(H)，pH2.85。(3)c(OH)0.1 mol/L1%1103 mol/L，c(H)11011 mol/L，pH11。(4)c(OH) mol/Lc(H)21010(molL1)故pH9.7。(5)酸過量c(H) mol/L1106 mol/L，pH6。(6)pH3。(7)c(OH)1103 mol/L，c(H)11011 mol/LpH11。(8)c(H)，pH2.3。(9)c(H)1105，pH5。(10)c(H)接近于1107但肯定小于11
9、07，故pH7但大于4。答案：(1)2(2)2.85(3)11(4)9.7(5)6(6)3(7)11(8)2.3(9)5(10)4pH74(2013青島二中一模)已知水在25和95時，其電離平衡曲線如圖所示：(1)則25時水的電離平衡曲線應為_(填“A”或“B”)，請說明理由_。(2)25時，將pH9的NaOH溶液與pH4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH7，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為_。(3)95時，若100體積pH1a的某強酸溶液與1體積pH2b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前a與b之間應滿足的關系是_。(4)曲線B對應溫度下，pH2的某HA溶液和pH10的Na
10、OH溶液等體積混合后，混合溶液的pH5。請分析其原因：_。解析：(1)升高溫度時，促進水的電離，水的離子積也增大，水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大，水的pH減小，但溶液仍然呈中性。因此結合圖像中A、B曲線變化情況及氫離子濃度、氫氧根離子濃度判斷25時水的電離平衡曲線應為A，理由為水的電離是吸熱過程，升高溫度，使水的電離程度增大。(2)25時所得混合溶液的pH7，即酸堿恰好中和?，F(xiàn)pH(堿)pH(酸)9413，說明酸比堿濃10倍，所以堿的體積必是酸的10倍。(3)要注意的是95時，水的離子積為1012，即酸、堿濃度相等時pH(酸)pH(堿)12?，F(xiàn)強堿的濃度是強酸的100倍，所以pH(酸)p
11、H(堿)14，即ab14。答案：(1)A水的電離是吸熱過程，溫度低時，電離程度小，c(H)、c(OH)小(2)101(3)ab14(4)曲線B對應95，此時水的離子積為1012，HA若為強酸，最后應為pH6，現(xiàn)pH5，說明HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H溶液pH的計算方法1單一溶液pH的計算(1)強酸溶液，如HnA溶液，設溶質的物質的量濃度為c molL1，c(H)nc molL1，pHlg c(H)lg nc。(2)強堿溶液，如B(OH)n溶液，設溶質的物質的量濃度為c molL1，c(H) molL1，pHlg c(H)14lg nc。2兩強酸
12、混合后pH的計算由c(H)混先求出混合后的c(H)混，再根據(jù)公式pHlg c(H)求pH。若兩強酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH3和pH5的鹽酸等體積混合后，pH3.3。3兩強堿混合后pH的計算由c(OH)混先求出混合后的c(OH)混，再通過KW求出混合后的c(H)，最后求pH。若兩強堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH9和pH11的燒堿溶液等體積混合后，pH10.7。4強酸與強堿混合后pH的計算強酸與強堿混合的實質是中和反應即HOH=H2O，中和后溶液的pH有以下三種情況：(1)若恰好
13、中和，pH7。(2)若剩余酸，先求中和后的c(H)，再求pH。(3)若剩余堿，先求中和后的c(OH)，再通過KW求出c(H)，最后求pH。5溶液稀釋后求pH(1)對于強酸溶液，每稀釋10倍體積，pH增大1個單位；對于弱酸溶液，每稀釋10倍體積，pH增大不足1個單位。無論稀釋多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趨近于7。(2)對于強堿溶液，每稀釋10倍體積，pH減小1個單位；對于弱堿溶液，每稀釋10倍體積，pH減小不足一個單位。無論稀釋多少倍，堿溶液的pH不能等于或小于7，只能趨近于7。例如：pH6的HCl溶液稀釋100倍，溶液pH7(不能大于7)；pH8的NaOH溶液稀釋100倍，溶液p
14、H接近而大于7；pH3的HCl溶液稀釋100倍，溶液pH5；pH10的NaOH溶液稀釋100倍，溶液pH8。特別提醒(1)強酸與強堿等體積混合后溶液酸堿性的判斷規(guī)律：若二者pH之和為14，則混合后的溶液呈中性，pH7。若二者pH之和大于14，則混合后的溶液呈堿性。若二者pH之和小于14，則混合后的溶液呈酸性。(2)弱酸、弱酸的稀釋：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。例如：pH3的CH3COOH溶液稀釋100倍，稀釋后3pH5；pH10的NH3H2O溶液稀釋100倍，稀釋后8pH10；pH3的酸溶液稀釋100倍，稀釋后3pH5；pH10的堿溶液稀釋100倍，稀釋后8pH(3)(4)相同中 酸(5)4(6) 希望對大家有所幫助，多謝您的瀏覽！
（人教通用版）2015屆高考化學一輪總復習講義 第二節(jié) 溶液的酸堿性與pH計算
