高考化学知识点详解大全水的电离与溶液的酸碱性

1、水的电离与溶液的酸碱性考点 1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素1. 水的电离平衡和电离平衡常数H2O + H 2OH3O+ + OH-H>0或者 H2OH+ + OH-H>0W=10-14-125时： K =mol· LKw随温度升高而2. 水的电离度对于水 c(HO)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数 ).2常温时 水 =10-7 /55.6=1.8× 10-9 =1.8 × 10-7 %所以水是的电解质 .比水还难电离的物质通常看作是非电解质.3. 影响水的电离度大小的因素:(1) 温度的影响规律 : 升高温

2、度 , 水的电离度.(2) 浓度的影响规律 :加入酸 , c(H +) 增大 , 水的电离平衡向移动 , 水的电离度。-加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐, 使水的电离度。加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐,如 :NaHSO4、 NaHSO3和 NaH2PO4 等 , 相当于加入酸的作用 , 使水的电离度。 特别提醒 ：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。例 1向纯水中加入少量的KHSO 4 固体（温度不变） ，则溶液的（）A 、 pH 值升高B 、H+ 和 OH- 的乘积增大C、酸性增强D、 OH- 离子浓度减小考点 2溶液的酸碱性和 pH值1. 溶液酸性、中性或碱性的判断依据

3、是：看和的相对大小 .在任意温度的溶液中：若+-c（ H） >c（ OH）+-c（ H ）=c（ OH）-+c（ OH） >c（H ）2. 溶液的 pH值 : 氢离子浓度的负对数。pH=；同理 pOH= 特别提醒 ：在标准温度 (25 ) 和压力下， pH=7 的水溶液（如：纯水）为中性，水的离子积常数为1×10 -14 ，且 c(H +) 和 c(OH- ) 都是 1×10 -7 mol/L 。 pH 愈小，溶液的酸性愈强； pH 愈大，溶液的碱性也就愈强。通常 pH 是一个介于0 和 14 之间的数 , 当 pH<7 的时候 , 溶液呈酸性, 当 pH

4、>7 的时候 ,溶液呈碱性 , 当 pH=7 的时候 , 溶液呈中性. 但在非水溶液或非标准温度和压力的条件下，pH=7 可能并不代表溶液呈中性，这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决定 pH 为中性的值。如373K（ 100 ）的温度下， pH=6 为中性溶液。 例 2 (1) 某温度下 , 某溶液的 pH=7, 该溶液一定是中性溶液吗?(2) 某温度下纯水的c（ H+） =2.0 × 10-7 mol/L 。在此温度下，某溶液中由水电离出的c（ H+）为 4.0 × 10-13 mol/L ，则该溶液的 pH值可能是 _。+-7× 2.0-7=4

5、.0 × 10-14。解析 在该温度下， kw= c （ H）· c（OH） =2.0 ×10× 10c（ H+） 4.0 × 10-13 mol/L ，则溶液可能呈酸性或碱性。若酸性溶液，溶液中的c（H+） =4.0×10-14 /4.0 × 10-13 =1.0 × 10-1 mol/L 。所以溶液的 pH 值= lgc（ H+） = lg（ 1× 10-1 ） =1；若碱性溶液，则溶液的+-13=13 lg4=12.4。pH 值 =lg c （ H ）= lg4.0 × 10【答案】 (1

6、) 不一定 (2) 该溶液的 pH值可能为1或 12.4。 规律总结 (1)在 25时是中性溶液，低于25时是弱酸性溶液，高于 25时是弱碱性溶液。 (2) 本题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。考点 3 pH 值计算的基本规律1. 两种强酸溶液混和，先求 c(H +) ，再求 pH。C(H+)=两种强酸溶液等体积混和，且原溶液理, 混和液的pH 值 =小 pH+0.3 。pH值相差2 时，把稀溶液（pH 较大的）当作水来处2. 两种强碱溶液混和, 先求c(OH- ),再通过求 c(H +),最后求pH 值 .-C(OH)=两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差处理 ,

7、混和液的pH=大 pH 0.3 。2 时，把稀溶液（pH 值较小的）当作水来3. 强酸和强碱混和 , 先确定过量离子的浓度 :若 H+过量c(H +)=(c(H +) 酸 V 酸 c(OH_) 碱 V 碱) (V 酸+V 碱 ) - - +当酸过量时， 必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的PH 值；当碱过量时， 必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值 , 再求 pH 值。4. 有关酸、碱溶液的稀释强酸溶液每稀释10 倍， pH 增大一个单位， 弱酸溶液每稀释10 倍，pH 增大不到一个单位；强碱溶液每稀释10 倍，pH 减小一个单位。弱碱溶液每稀释10 倍， pH 减小不到一个单位。 特

8、别提醒 ：混和后溶液呈酸性时，一定用c(H +) 计算 pH；呈碱性时，一定用计算 pH 值。 例 3求下列溶液的pH：（1）某 H2SO4 溶液的浓度是0.005mol/L ：求此溶液的pH；用水稀释到原来体积的倍；再继续稀释至104 倍c(OH- )100（ 2） pH=3 的盐酸与 pH=5 的硫酸等体积混合（ 3） pH=10和 pH=12的两种 NaOH溶液等体积混合（ 4） pH=12的 NaOH和 pH =4 的 HCl 等体积混合 解析 （ 1） c （ H+） =0.005mol/L× 2=0.01 mol/L，pH=-lg10-2 =2 c （ H+） =0.01

9、mol/L ÷ 100=10-4 mol/L，pH=-lg10-4=4 pH=7 （强调酸稀释后不会变成碱！）10 310 5pH=-lg (5 × 10-4 )=4-lg5=3.3（2） c（ H+）=2=5× 10-4 ,( 强调 10-3 是 10-5 的 100 倍，所以10-5 可以忽略不计 )10 4102-3+1014-12（3）因为溶液呈碱性） =2c（ OH=5× 10c（ H） =5 10 3 =2× 10pH=-lg (2 × 10-12)=12-lg2=11.7-2mol/L,HCl+-4mol/L二者等体积反

10、应，碱过量，（4） NaOH中 c（ OH） =10中 c（H ） =1010 210 4-3+10 14-12反应后溶液呈碱性。所以反应后） =2=5×10=5 103=2×10c（ OHc （H ）pH=-lg (2 × 10-12 )=12-lg2=11.7 规律总结 （ 1）两强酸等体积混合混合后的 pH=小的 +0.3(2) 两强碱等体积混合混合后的pH=大的 0.3(3) 当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。(4) 酸碱等体积混合 pH = 2 某酸与 pH = 12 某碱混合 pH 难定； pH = 4 某酸与 pH

11、 = 10NaOH混合 pH 7； pH = 4 H2SO与 pH = 10 某碱混合 pH 7； 0.01mol/L pH = 2一元4酸与 0.1mol/L pH = 12一元碱混合 pH = 7(5)pH 减小一个单位， c(H +) 扩大为原来的 10 倍。 pH 增大 2 个单位，c(H +) 减为原来的 1/100(6)稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m ,强酸中 c+（H ）变为原来的 1/m , 但弱酸中c（ H ）减小 小于 m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。参考答案考点 11. c(H +) ?c(OH- )增大2. 极弱3. （ 1）增大（