选修四第二节水的电离和溶液的酸碱性

1、2.1水的电离 溶液的酸碱性与pH【学习目标】1 .认识水的离子积常数，2 .了解溶液的酸碱性与溶液中H+DOH -的关系。3 .知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与 pH的关系。4 .能够进行有关pH的简单计算。5 .知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用;63【知识点梳理】知识点一水的电离1 .水的电离(1)水是一种极弱的电解质，它能微弱电离：2H2OH3O+OH - AH0o(2)水的电离的特点水分子与水分子之间相互作用引起水的电离。极难电离，通常只有极少数水分子电离。由水电离出的H +和OH改目相等。水的电离是吸热的、可逆的。2 .水的离子积常数Kw表一定温度下，由水电离出

2、的c(H + )与c(OH)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用示。即 Kw=c(H+)c(OH25 c时，c(H+)=(OH )=10 q mol L* 25 c时，Kw=1 X104O要点诠释：Kw与温度有关，随温度升高而逐渐增大。25c时Kw=1 X10-14, 100 c时Kw=1 X10-12。Kw=1.0 X10T4不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀溶液在不同溶液中c(H + )、c(OH J可能不同，但任何溶液中由水电离的c(H+)与c(OH。总是相等的。Kw=c(H+)c(OHJ式中，c(H + )、c(OH J均表示整个溶液中总物质的

3、量浓度。Kw是有单位的，其单位为mol2L,因其复杂通常省略3 .外界条件对水的电离平衡的影响分析下列条件的改变对水的电离平衡 H2OH + + OH-的影响，并填写下表:改变条件平衡移动方向溶液中H+变化溶液中OH 变化pH变化水电离程度Kw的变化升高温度右移增大增大减小增大增大加入酸左移增大减小减小减小不变加入碱左移减小增大增大减小不变加入活泼金属（如Na）右移减小增大增大增大不变电离都是吸热的，因为都有离子键或者共价键的破坏，无论强弱。但是还要考虑一个溶解热，是吸热还是放热。总的吸热还是放热的情况，要综合考虑。钠和水反应，消耗水电离出的氢离子，水电离平衡正移。方法规律(1)向水中加入能电

4、离出H +或OH-的物质，抑制水的电离。由水电离产生的H+ = 1.0 X10-3 mol L-1 ,水的电离平衡受到抑制，有两种情况，该溶液可能显酸性，H+ = 0.1 mol L,该溶液可能显碱性，OH - = 0.1 mol L-1,(2)向水中加入消耗H +或OH-的物质，促进水的电离。【考点精练】考点一水的电离及其影响因素1 .下列说法正确的是()A.水的电离方程式：H2O=H + + OH-B.升高温度，水的电离程度增大C.在NaOH 溶液中没有H+D.在HCl溶液中没有 OH -答案 B解析 水是弱电解质，只有少部分电离，应用“”表示，故A错误；水的电离是吸热的，所以升高温度，电

5、离程度增大，故 B正确；在NaOH溶液中OH -H +,在HCl溶液中OH -卜H +,在酸、碱溶液中都存在 H+ffi OH ,故C、D错误。考点 水的电离题点 水的电离平衡的综合2 .向蒸储水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是 ()A.H +OH -不变B.H+增大C.OH-减小D.水电离出的H+增大答案 D解析 向蒸储水中滴入少量盐酸后，溶液中H +增大，温度不变，Kw不变，则OH-iMHTj减小，OH-由水电离产生，且水电离产生的H +和OH -相等，故水电离出的H +减小。考点 水的电离题点 条件改变对水的电离平衡的影响3 .水的电离过程为 H2O =*H + + OH-,在25

6、C时，水的离子积 Kw(25 C) = 1 X10-14 mol2L-2；在35 C时，水的离子积Kw(35 C) = 2.1 X10-14 mol 2 L-2,则下列叙述正确的是()A. H+随着温度的升高而降低B. 35 C时，H+OH C. 35 C时的水比25 C时的水电离程度小D.水的电离是吸热的答案 D解析 由题中条件可以看出，温度升高时，Kw增大；25 C时，H+=OH -=1 X10-7 mol L1; 35 C时，H + = OH - =1.45 X10-7mol L-1;温度升高，H +和OH -都增大，且始终相等，水的电离程度也增大，因温度升高平衡向正反应方向移动，故水的

7、电离为吸热过程。考点水的电离题点条件改变对水电离平衡的影响4.能影响水的电离平衡，并使溶液中的H+OH -的操作是()A.向水中投入一小块金属钠B.将水加热煮沸C.向水中通入二氧化碳气体D.向水中加食盐晶体答案 C解析 钠和水反应生成氢气促进水的电离，使溶液中的 H+OH -0考点水的电离题点 条件改变对水电离平衡的影响5.25 C时，水的电离平衡 H2O -=*H + + OH - AH0。下列叙述正确的是（）A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，OH -降低B.向水中加入少量固体 NaHSO4, H+增大，Kw不变C.向水中加入少量盐酸，平衡逆向移动，H+降低D.将水加热，Kw增大，OH-增

8、大，呈碱性答案 B解析 A项，NH 3 H2O电离出OH-,使水的电离平衡逆向移动，但OH -增大；B项，NaHSO 4电离出H + ,使水的电离平衡逆向移动,H+增大，但Kw不变；C项，加入盐酸，H2O的电离平衡逆向移动，但H+增大；D项，加热促进H2O的电离，Kw、H+和OH -都增大，H+=OH -,呈中性。考点水的电离题点 改变条件对水电离平衡的影响考点二 水电离出H+或OH 的计算1 .在相同温度下，0.01 mol L1 NaOH溶液和0.01 mol LT的盐酸相比，下列说法正确的是（）A.两者都促进了水的电离B.由水电离出的H+都是1.0X10T2 mol L1C.由水电离出的

9、OH -都是0.01 mol L1D.由水电离出的H+相等答案 D 解析 加酸或加碱均抑制水的电离，A错；若该温度下水的离子积常数为Kw（这里没有说是25 C）,则在0.01 mol L-1的KwKwKwNaOH 溶液中，由水电离的H+= mol L1,在0.01 mol匕-1的HCl溶液中，由水电离出的H+ = OH -水电离= mol LOH - 0.010.01T,所以B、C均错，D对。考点 水的电离题点 水电离出H +或OH -的计算2 .常温下，某溶液中由水电离出来的H+ = 1.0X10-9 mol L-1,该溶液可能是（）二氧化硫的水溶液氯化钠水溶液硝酸钠水溶液氢氧化钠水溶液A.

10、B.C.D.H2SO3,答案 A 解析 某溶液中由水电离出来的H+=1.0X10-13 mol L-1,说明溶液既可能呈酸性，也可能呈碱性。SO2+H2O H2SO3HSO3 + H+, HSO3SO3- + H + ,溶液呈酸性； NaOH=Na + + OH,溶液呈碱性。考点 水的电离题点 条件改变对水的电离平衡的影响3 .常温下，有下列四种溶液：1 mol L1的盐酸0.1 mol L1的盐酸0.01 mol L1的NaOH 溶液0.001 mol L-1的NaOH溶液。四种溶液中，由水电离生成的H+之比为（）A.1 ： 10 ： 100 ： 1 000B.0 ： 1 ： 12 ： 11

11、C.14 ： 13 ： 12 ： 11D.14 ： 13 ： 2 ： 1答案 A 解析 在盐酸中，溶液中的OH -全部是由水电离得到的，则由水电离产生的H +等于溶液中的OH -溶液：中H +水电离= OH 溶液=1X10-14 mol L-1,中H+水电离= OH -溶液=1 X10-13 mol L_1o在NaOH溶液中，溶液中的H+全部是由水电离得到的，则由 水电离产生的H+等于溶液中的H+溶液：中H + =1 XI。-2 mol L-1,中H+ = 1 X10-11 mol1。因此，四种溶液中由水电离出的H+之比为 10-14 : 10-13 ： 10-12 : 10-11 = 1 :

12、 1 0 ： 1 0 0 ：10 0 0 0考点水的电离题点 水电离出H +或OH -的计算4 .在水的电离平衡中，H+DOH -的关系如图所示：A点水的离子积为1 X10-14 mol 2 L-2, B点水的离子积为。造成水的离子积变化的原因是 (2)下列说法正确的是 (填字母)。a.图中A、B、D三点处Kw的大小关系：BADb.AB线上任意点的溶液均显中性c.B点溶液的pH =6,显酸性d.图中温度TiT2(3)T2时，若向溶液中滴加盐酸，能否使体系处于 B点位置？为什么？ 。T2时，若盐酸中H+ = 5X10-4 mol L 则由水电离产生的H + =。若从A点到D点，可采用的措施是 (

13、填字母)。a.升温b.加入少量的盐酸c.降温d.加入少量的NaOH答案(1)1 X10-12 mol 2 L-2水的电离要吸热，温度升高，水的电离程度增大，即离子积增大(2)b(3)否，在盐酸中H+4OH-,所以不可能处于B点位置(4)2X10-9 mol L-1(5)b解析(1)B点Kw=10-6 mol L-1X10-6 mol LT = 1X10-12 mol 2 L-2,水的电离是吸热的，温度升高，水的电离程度增大，即离子积增 大。A点Kw=1X10-14 mol 2 L-2, B点Kw=1X10-12 mol2、-2,升高温度，水的电离平衡向吸热方向移动， Kw增大，所以A=D; A

14、B线上任意一点H + = OH -,溶液显中性，B点溶液pH = lg(1 X10 6) = 6。故只有b项正确。(3)水中加入盐酸，溶液中H+增大，水的电离平衡向左移动，OH -减小，H+wOH -,溶液不会处于 B1 X10-12 mol 2 L-2点。(4)T2 时，Kw=1X10T2 mol 2 L-2,若盐酸中H+ = 5X10-4molL,则由水电离产生的H+=；7 = 2X10-95X10-4 mol L-1mol L-1 o(5)从A点至D点，保持温度不变，使H+增大，故选b0考点 水的电离题点 水的电离平衡曲线知识点二溶液的酸碱性与pH1 .溶液的酸碱性与溶液中H十和OH -

15、的关系溶液的酸碱性是由溶液中H+与OH -的相对大小决定的。请填写下表:H+与OH -的相对大小H+的范围(25 C)中性溶液OH-三/十H +三 1.0X10-7 mol L1酸性溶液OH 1.0 X10 7 mol L1碱性溶液OH H +H+_1.0 X10 7 mol L12 .溶液的pH(1)定义：pH是H+的负对数，其表达式是 pH = lgH+(2)25 C时，溶液酸碱性与H+、pH的关系如下图所示3 .溶液酸碱性的测定方法(1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。指小剂变色范围(颜色与pH的关系)石蕊8.0蓝色酚酗：10.0红色甲基橙4.4黄色(2)利用pH试纸测定，使用时

16、的正确操作为将 pH试纸放在表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。(3)利用pH计测定，pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。溶液酸碱性的判断依据溶液性质H + 与OH -大小关系H+/mol L1Ph(25 C)任意温度25 C中性H + = OH h+=VKWH+三 1 X10-7pH = 7酸性H+OH h +VKWH +1 X10-7pH7碱性H+OH H +VkWH +74 . pH的应用测试和调控溶液的pH,对工农业生产、科学研究，以及日常生活和医疗保健都具有重要意义。(1)医疗上：当体内的酸碱平衡失调时，血液

17、的 pH是诊断疾病的一个重要参数，而利用药物调控pH则是辅助治疗的重要手段之一。(2)生活中：人们洗发时用的护发素，其主要功能也是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。(3)在环保领域中，酸性或碱性废水处理常常利用中和反应，在中和处理的过程中可用pH自动测定仪进行监测和控制。(4)农业生产中，因土壤pH影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性，各种作物生长都对土壤的pH范围有一定的要求(5)在科学实验和工业生产中，溶液 pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。【考题精练】1 .下列关于溶液酸碱性的说法中，正确的是()。A. c(H + )很小的溶液一定呈碱性B. pH=7的

18、溶液一定呈中性C. c(OH -尸c(H+)的溶液一定呈中性D.不能使酚醐溶液变红的溶液一定呈酸性【思路点拨】关于溶液酸碱性的判断，根本问题是溶液中氢离子浓度及氢氧根溶液的相对大小；在温度不明确时，不能简单通过pH判断溶液酸碱性。【答案】C【解析】溶液的酸碱性最本质的判断标准是 H +和OH-浓度的相对大小。如果c(H+)=c(OH -),溶液呈中性；如果c(H+)c(OH -), 溶液呈酸性；如果c(H + )c(OH-),溶液呈碱性。c(H+)很小的溶液，c(OH-)也可能很小；pH=7的溶液只有在常温下才是中性的；常温 下，pH 7 (或1.0 mol L-的溶液用pH表示酸碱性强弱不方

19、便，故B项错误；在温度一定时，H+OH 一 = Kw是一个定值，故二者不能同时增大，故 C项正确；纯水中，H+ = OH-,呈中性，故D项错误。考点溶液的酸碱性与pH题点溶液的酸碱性与pH的综合4.常温下有三种溶液 a、b、c,其中 a 的 pH=5 , b 中 c(H + )=1 X10-4 mol/L , c 中 c(OH -)=10 -11 mol/L ,则三种溶 液的酸性()。A. c溶液最强B. cbaC. b溶液最强 D. b溶液最弱【答案】A、B知识点三pH的计算方法：抓主要矛盾，注意发展变化抓主要矛盾：酸溶液，先算H+,再算PH.酸中忽略水电离出的氢离子浓度碱溶液，先酸OH -

20、,再用Kw算H+,最后算PH.碱中忽略水电离出的氢氧根的浓度1 .单一溶液的pH计算(强酸、强碱溶液pH的计算)(1)计算c mol L-HnA强酸溶液的pHH +=nc mol L1;pH = 1g nc(2)计算 c mol L-1 B(OH)n强碱溶液的 pH(25 C)10-14H+=mol L1;pH = 14 + 1g nc。nc【课堂精练】1 .下列四种稀溶液pH =0的盐酸溶液，0.1 mol L1的盐酸溶液，0.01 mol L1的氢氧化钠溶液，pH =11的氢氧化钠溶液，求常温下由水电离出的氢离子浓度分别为（）A1101001000B011211C14131211D1413

21、23解析：水电离出的氢离子浓度和氢氧根浓度相等，中都是盐酸溶液，里边氢离子浓度都是酸的，氢氧根浓度都是水的，所以可以直接算氢氧根浓度，pH =0的盐酸溶液，H+=1 mol L1故OH - = 10-14 mol L-。0.1 mol Lt的盐酸溶液，H+ = 0.1mol L1故OH - = 10-13 mol L-。中都是碱溶液，所以氢氧根浓度都是碱的，氢离 子浓度都是水的，故酸氢离子浓度就可以。0.01 mol L1的氢氧化钠溶液，OH -=0.01mol L1故H+=10-12mol LT。pH =11的氢氧化钠溶液，H + = 10-11 mol L1 ,所以选A2 .酸、碱溶液混合

22、后pH的计算(首先确定酸碱性，后续计算同上)(1)强酸与强酸混合H+i Vi + H+2 V2H+混=, 然后再求 pHV1+V2(2)强碱与强碱混合OH i Vi+OH -2 V2先计算：OH-混=V1+V2再求伸十混=,最后求pHOH混小技巧：若两强酸溶液等体积混合，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pH = 3和pH =5的盐酸等体积混合后，pH = 3.3 。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液 pH大的减0.3。如pH =9和pH =11的烧碱溶液等体积混合后，pH =10.7 。(3)强酸与强碱混合恰好完全反应，溶液

23、呈中性，pH =7。(25 C)酸过量:碱过量:【考题精练】先求口十余=H+ V 酸OH-V 碱V酸+V碱再求pH 。OH - V 碱H+ V 酸Kw先求OH -余=-, 再求H+=,V 酸 +V 碱OH -e?然后求pH1.常温下，某溶液中由水电离产生的 c(H + )=1 X10-11 mol L 则该溶液的pH可能是(A. 3B. 7 C. 8 D. 11【思路点拨】审题时注意题干中的“由水电离出”，因为酸、碱的存在都会对水的电离产生抑制作用。所以, 到。这两个因素都应该考虑【答案】A、D【解析】根据水的电离平衡 H2O=H + +OH -知：由水电离产生的c(H+)=c(OH -)=1

24、 X1011 mol L-1,抑制水电离的原因是溶液中1 10 14c(H + )或c(OH -)增大，若由于c(H + )增大，则该溶减中c(H ) 1111 10 3 (mol L_1),即pH=3 ;若由于c(OH -)增大，则该溶减中1 101 10 14c(OH )10 111 10 25 C时，某溶液中由水电离产生的 c(H + )和c(OH-)的乘积为1X10-18,下列说法正确的是A.该溶液的pH 一定是9B.该溶液可能pH=5C.该溶液的pH不可能是7D.不会有这样的溶液E.该溶液可能是酸性溶液，也可能是碱性溶液 (mol L-1),即 pH=11，故选 A、D。【总结升华】

25、这类题目解决时要注意，究竟是什么原因引起水的电离度减小？是加酸还是加碱？因为加酸、加碱都会引起水的电离度减小，因此对于这样的题目要分成两种情况。无论哪种都以水电离出的离子为基准物，结合Kw进行计算。2.某温度下，纯水的c(H+)=2.0 X10-7 mol/L ,则此时c(OH -)= Kw=2温度不变，向水中滴入盐酸, 使 c(H+)=5.0 X10-5 mol/L ,则 c(OH 尸【答案】2.0X10 7 mol/L4.0X10T4 8.0X10 T mol L-1【答案】BCE4.常温下等体积混合0.1 mol L-的盐酸和0.06 mol Lt的Ba(OH) 2溶液后，溶液的pH等于

26、()A. 2.0 B, 12.3 C. 1.7 D. 12.0【思路点拨】解答本题时，应该首先考虑酸碱相互发生反应，根据化学反应方程式可以判断碱过量，然后再根据过量的碱的浓度求氢氧根浓度，之后再根据水的离子积求氢离子浓度，最后算出pH值。【答案】D【解析】该题是酸碱混合的计算，首先要判断哪种物质过量，盐酸溶液中的c(H+)=0.1 mol L1 ,Ba(OH)2溶液中的c(OH -)=0.06 mol L-1X2=0.12 mol L-1,故碱过量，又因是等体积混合，故可以求出混合液中c(OH-)。110.12mol L 1 VL 0.1mol L1 VL c(OH ) 0.01mol / L

27、 ,2V L 14 c(H ) W- mol L-1=1 X10 12 mol L-10c(OH )0.01pH= lgc(H +)= lg10 -12=12.0。【总结升华】求算酸与碱混合后溶液的 pH,应根据题目所提供的酸与碱的量的关系，判断出混合后溶液应呈酸性、碱性还是中性，必须注意酸或碱的元数5.60 mL 0.5 mol/L 氢氧化钠溶液和40 mL 0.4 mol/L硫酸相结合后，溶液的pH约为()A. 0.5 B. 1.7C. 2 D. 13.2【答案】B6 .在常温下，将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH最接近于()A. 8.3 B. 8.

28、7C. 9 D. 9.7【答案】D【解析】本题考查有关混合溶液 pH计算。有关稀溶液混合，总体积近似等于两种溶液体积之和。强碱溶液混合，应按 c(OH-)计算: c 4g(OH)=(1 X10-6+1 X10-4)/2=5.05 X10-5 (mol L-), c 混(H+尸K w/c(OH -)=2 X10-10 mol L_1, pH=9.7 。【总结升华】按c(H + )计算是错误的，因为在碱溶液中，c(OH -)大，故可忽略不计水电离出的c(OH -)0但此时c(H + )很小，所以忽略 水电离的c(H+)会造成误差。7 .将pH=9的NaOH溶液和pH=11的NaOH溶液等体积混合后

29、，溶液中c(H+)最接近于()A. 1 (109+10T0) mol L1B. (109+10T1) mol L1C. (1 X10-9+5 X10-11) mol L1 D. 2X1011 mol L1【答案】D8.室温下，将0.1 mol L1HC1溶液和0.06 mol L1的Ba(OH) 2溶液等体积混合后，则该溶液的 pH是()A.1.7B.12.3C.12答案 C解析 这是强酸和强碱的混合，要先判断混合液的酸碱性。酸中H+ = 0.1 mol L-1碱中 OH- = 0.12 mol L-1等体积混合碱过量D.1OH -=OH - V 碱H+ V 酸V酸+V碱= 0.01 mol

30、L-1KwH+= 1 X10-12 mol L-1OH -pH = lgH + = 12。考点溶液pH的计算题点 酸、碱溶液混合的pH计算易错警示 两种溶液混合，不论是两种碱溶液混合，还是酸碱混合，只要混合液显碱性，计算溶液pH值时，一定先计算混合溶液中的OH-,再根据Kw = H+OH -,推出溶液中的H+,进一步得pH 09 .pH =13的强碱溶液与pH =2的强酸溶液混合，所得混合液的 pH =11 ,则强碱与强酸的体积比是（）A.11 ： 1B.9 ： 1C.1 ： 11D.1 ： 9答案 D解析 可设碱与酸的体积分别为 V（碱）和丫（酸），由题意可知，混合后碱过量，可列等式：10

31、- 14-13 v 碱 _10-2 v 酸= 10-（14-11）解之可得 V（碱）：V（酸）=1 ： 9。V 酸 +V 碱 /考点溶液pH的计算题点 酸、碱溶液混合的pH计算规律总结25 C, pH强酸+ pH强碱=14 ,等体积混合时，pH混=7。25 C, pH强酸+ pH强碱14 ,等体积混合时，pH混7。25 C, pH强酸+ pH强碱14 ,等体积混合时，pH混7 。10.已知水在25c和95c时，其电离平衡曲线如图所示：(1)则25 c时水的电离平衡曲线应为 (填A”或B”)，请说明理由(2) 25 c时，将pH=9的NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的p

32、H=7 ,则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为(3) 95 c时，若100体积pHi=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，该强酸的pH 1与强碱的pH 2之应满足的关系是 (4)曲线B对应温度下，pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等体积混合后，混合溶液的 pH=5。请分析其原因：(1) A水的电离是吸热过程，温度低时，电离程度小，c(H+)、c(OH)小(2)10 ： 1(3)a+b=14或pH1+pH2=14(4)曲线B对应95C,此时水的离子积为I。-2, HA为弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中还剩余较多的 HA分子，可继续电离出H+

33、,使溶液pH=5【解析】(1)当温度升高时，促进水的电离，水的离子积也增大，水中c(H+)和c(OH)都增大，水的pH减小，但溶液仍然呈中性。因此结合图像中A、B曲线变化情况及c(H+)和c(OH)可以判断，25c时水的电离平衡曲线应为 A,理由为水的电离是吸热过程。升高温度， 水的电离程度增大。(2) 25c时所得混合溶液的pH=7,溶液呈中性，即酸碱恰好中和，即 n(OH )=n(H +),则V (NaOH) X 10 5 mol - L 1=V (H2SO4) x 10 4 mol L 1,得 V (NaOH) : V (H2SO4)=10 ： 1。(3)要注意95c时，水的离子积为10

34、T2,即c(H+) c(OH )=10 12,即等体积强酸强碱反应至中性时 pH1+pH2=12,根据95c时混合 后溶液呈中性，pH2=6 的某强碱溶液中 c(OH)=10-12;有 100X 10a=1X10b12,即 10a+2=10b12,所以有以下关系：a+b=14,或 pH1+pH2=14。(4)在曲线B对应的温度下，因pH酸+pH碱=12,可得酸碱两溶液中c(H+)=c(OH ),如是强酸、强碱，两溶液等体积混合后溶液应呈 中性；现混合溶液的pH=5,即等体积混合后溶液呈酸性，说明 H+与OH完全反应后又有新的H+产生，即酸过量。所以说酸 HA是弱酸。知识点四酸碱稀释时pH变化规

35、律-注意发展变化：（7的界限，强和弱的区分）【知识点三】酸碱溶液稀释后的pH变化规律注意发展变化：（7的界限，强和弱的区分）7的界限：常温下，我们的常规思维是溶液无限稀释的时候，都是接近7而不等于7,1 .室温下计算下列酸溶液稀释后的 pH（1）pH =2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为3;若加水稀释102倍，其pH为4若加水稀释103倍，其pH为5若加水稀释104倍，其pH为6若加水稀释105倍，其pH为7若加水稀释106倍，其pH为8 （错误、稀释时最大接近7）为什么计算时会超过7而不是接近呢，因为我们在计算的时候直接忽略了水的电离，实质上在大量稀释，变成稀溶液 的时候，水的电离不能忽略

36、了(2)pH =2的醋酸溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是2pH3。原因是醋酸越稀越电离，会电离氢离子，导致离子浓度增大，例如pH =2的盐酸，若加水稀释10倍，氢离子浓度是10-3 mol L-1 ,其pH为3。但是醋酸由于电离，氢离子浓度大于10-3 mol L1 , 2pH3对比盐酸和醋酸稀释后溶液的 PH，可以知道，强酸溶液稀释和强碱溶液等体积稀释时，强酸的 PH变化幅度大，但是弱 酸的幅度小，比较平缓。具体如图所示：总结：强酸溶液：pH =a,加水稀释 10 n倍，则pH =a+n (a + n7)(a + n7)弱酸溶液：pH =a,加水稀释 10n倍，则apH7)(若n4,

37、则pH无限接近7)。(2)pH =11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是11npH7)弱碱溶液： pH = b ,加水稀释 10 n倍，则 b n pH 7碱溶液稀释后溶液的pH变化图【考点精练】考点一溶液稀释的计算1.常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是()A.pH =3的醋酸溶液稀释100倍，pH =5B.pH =4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的H+ = 1 X10 6 mol L1C.将 1 L 0.1 mol L-1 的 Ba(OH)2 溶液稀释为 2 L, pH =13D.pH =8的NaOH溶液稀释100倍，其pH =6答案 C解析 A项，pH

38、 =3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释 100倍时，3pH1 000 mLC.ab答案 D解析 在溶液中，盐酸的电离是不可逆的，而 CH3COOH的电离是可逆的，存在电离平衡，在加水稀释的过程中，盐酸溶液里 H+的主要 变化只有一个，即减小；CH3COOH溶液里H+的主要变化有两个，即减小和增大。若 a = b,稀释后的CH3COOH溶液pHbo盐酸变成5,溶液体积扩大100倍，变为1000 ,所以加入水的体积小于1000. 醋酸加入同体积的水，PH在3-5之间，所以要想使得PH变大，还得加水。所以选择 D.或者画出强酸和弱酸稀释的图像。考点溶液pH的计算题点 酸、碱溶液稀释时pH

39、的计算及其变化规律方法规律 （1）pH相等的一元强酸和一元弱酸分别稀释相同的倍数后，强酸溶液的pH大于弱酸溶液的pH。（2）pH相等的一元强碱和一元弱碱稀释相同的倍数后，强碱溶液的pH小于弱碱。考点二溶液稀释的图像问题1.某温度下，相同pH的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液 pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是（）A. II为盐酸稀释时的pH变化曲线B.b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强C.a点Kw的数值比c点Kw的数值大D.b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度答案 B解析 根据电解质的电离平衡特点知：II应为醋酸溶液稀释时的pH变化曲线，A项错误；溶液导电性取决于离子浓度,b点的

40、H +浓度大，导电性强，B项正确；Kw的大小取决于温度，C项错误；相同pH的盐酸和醋酸溶液，醋酸溶液浓度远大于盐酸的浓度，稀释到相同体积时，醋酸溶液浓度仍大于盐酸浓度，D项错误。考点 强、弱电解质的比较与判断题点 等体积、等pH强、弱电解质的比较与判断2.pH =2的A、B两种酸溶液各1 mL,分别加水稀释到1 000 mL ,其中pH与溶液体积V的关系如图所示，下列说法正确的是（）A.A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等B.稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强C.a=5时，A是强酸，B是弱酸D.一定有关系：5 a2答案 C 解析 由图像可以看出稀释过程中两种酸的pH增大程度不同，说明两种酸的酸

41、性强弱不同，故pH =2的两种酸的浓度一定不同，A项错误；由图知，稀释后 A溶液的pH大于B溶液的pH ,则A中H+小于B中H+, 此时A酸溶液的酸性比B酸溶液的弱，B项错误；a = 5时表明，pH=2的A酸溶液稀释1 000倍，pH增加3 ,故A 一定是强酸；pH =2的B酸溶液稀释1 000倍后，pHa2 ,若A是强酸，则 a=5, D项错误。考点 强、弱电解质的比较与判断题点 等体积、等pH强、弱电解质的比较与判断3.pH =2的两种一元酸x和y,体积均为100 mL ,稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。分别滴加 0.1 mol L-1NaOH溶液至pH =7,消耗NaOH溶液的体

42、积为Vx、Vy,则（）A.x为弱酸，VxVyC.y为弱酸，VxVy答案 C解析 由题图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ApHx=1, ApHy1 ,所以x为强酸，而y为弱酸pH =2时弱酸y的浓度大，滴加NaOH至pH =7时需NaOH溶液的体积y要比x大。考点 强弱电解质的比较与判断题点 等体积、等pH强、弱电解质的比较与判断【课堂练习】1 .将纯水加热到较高温度，下列叙述正确的是 （）A.水的离子积变小，pH变大，呈碱性B.水的离子积变大，pH变小，呈中性C.水的离子积变大，pH变小，呈碱性D.水的离子积不变，pH不变，呈中性答案 B解析 水的电离是吸热过程，升温促进了水的电

43、离，H+、OH -均增大，水的离子积变大，pH变小，但由于H+=OH -,故水仍呈中性，B项正确。考点溶液的酸碱性和pH题点 溶液酸碱性的判断方法2 .一定温度下，满足下列条件的溶液一定呈酸性的是 （）A.能与金属Al反应放出H2的溶液B.加酚醐后显无色的溶液C.pH=6的某溶液D.H+OH -的任意水溶液答案 D解析 能与金属Al反应放出H2的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，故 A项错误；加酚吹后显无色的溶液，可能呈酸性、中性或弱碱性,故B项错误；未指明温度，pH =6的溶液不一定呈酸性，故 C项错误；H+OH -的任意水溶液一定呈酸性，故 D项正确。考点溶液的酸碱性和pH题点 溶液酸碱性的判

44、断方法3 .相同温度下，测得甲溶液的pH =3,乙溶液的pH =4,则甲溶液与乙溶液中 OH-的浓度之比为（）A.10 ： 1B.1 ： 10C.2 ： 1D.1 ：2OH -甲OH -乙答案 B解析 甲溶液中H+甲=1.0 X10-3mol L-1,乙溶液中H+乙=1.0X10-4 mol L-,则甲、乙两溶液中OH -浓度之比为1.0X10-3 mol L-11=,所以B项正确Kw101.0X104 mol L-1考点溶液的酸碱性和pH题点 由溶液的pH计算H +或OH -4.25 C时，若pH = a的10体积某强酸溶液与pH = b的1体积某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前该强酸的

45、pH与强碱的pH之间应满足的关系()A.a + b = 14B.a+b = 13C.a + b=15D.a+b = 710-14答案 C 解析 酸中n(H+) = 10-ax10,碱中n(OH-)=彳工X1 = 10-14 + b,根据混合后溶液呈中性，故 n(H+) = n(OH -),即10- ax10 = 10 14 + b,所以 a+b = 15。考点 溶液pH的计算题点 酸、碱溶液混合的pH计算5.对于常温下pH =1的硝酸溶液：(1)若升温到100 C,溶液中的OH =1 X1011 mol L-1,则100 C时水的离子积为 。(2)该溶液中硝酸电离出的H+与水电离出的H+之比为

46、。(3)该溶液中水电离出的H + 与pH =3的硝酸中水电离出的H+之比为。(4)加水稀释，水的电离平衡 (填“向左” “向右”或“不”)移动。答案 (1)1 X10-12 mol 2 L-2 (2)10 12 ： 1 (3)1 ： 100(4)向右解析(1)pH=1的硝酸溶液H+=10T mol L-1,若升温到100 C,Kw = H +OH = 10T X1 X10T1mol 2L2=1 X10-12 mol 2 L-2010-14水电离出的H+等于水电离出的OH-,即 mol LT = 10-13 mol L-1,所以该溶液中硝酸电离出的H+与水电离出的H+之比10 T为 10 T mol LT：1013 mol 匕1 = 1012：1。10-14(3)pH=1 的硝酸溶液中水电离出的H+为 10-13 mol L