高中化学考点45 溶液的酸碱性及pH-备战2022年高考化学考点一遍过
溶液ph知识点总结
溶液ph知识点总结一、溶液PH的定义PH是一个表示溶液酸碱度的指标，它是对数单位，表示溶液中氢离子（H+）的浓度。
PH值是一个无量纲的数值，通常在0到14之间，0表示酸性最强，14表示碱性最强，7表示中性。
二、PH的计算公式PH的计算公式为：PH=-log[H+]，其中[H+]表示氢离子的浓度。
三、PH的测定方法1.指示剂法指示剂法是用一种作为指示剂的化学试剂，在溶液中改变颜色来确定PH值的方法。
常用的指示剂有酚酞、溴甲酚绿、酚酞红等。
2.电位法电位法是利用PH电极和电位计来测定溶液的PH值。
PH电极是一种特殊的电极，测量电极与溶液中氢离子浓度之间的关系，从而得出溶液的PH值。
3.玻璃电极法玻璃电极法是专门用来测定PH值的方法，它主要是利用内部填有pH 敏感的荧光材料的玻璃电极和一个参比电极，通过检测溶液中的氢离子活动度来测定PH值。
四、PH值与酸碱性质1.PH值与酸碱性质的关系PH值越小，表示溶液中的酸性越强；PH值越大，表示溶液中的碱性越强；PH值为7时，表示溶液是中性的。
2.PH值对物质的影响在不同的PH值下，物质的性质也会有所改变。
比如在酸性环境下，铁会发生腐蚀；在碱性环境下，蛋白质会发生变性等。
五、PH调节剂PH调节剂是一种能够在溶液中调节PH值的物质，通常可以分为酸性剂和碱性剂两类。
酸性剂能够将溶液的PH值降低，而碱性剂则能够将溶液的PH值提高。
常见的PH调节剂有碳酸氢钠、氢氧化钠、硫酸等。
六、PH值的应用1.环境保护PH值对水体的酸碱度有很大的影响，当水体的PH值过低或过高时会对水生态系统造成严重影响。
因此，通过监测水体的PH值，可以及时发现水体的污染情况，从而采取相应的措施进行保护和修复。
2.食品加工PH值对食品的质量和口感有很大的影响，通过控制食品的PH值可以调节食品的酸味和酸甜度，同时也可以影响食品的保存时间和杀菌效果。
3.药物生产在药物的生产过程中，PH值也是一个重要的指标。
【最新】人教课标版化学选修4第三章考点梳理：溶液的酸碱性与pH的关系(共16张PPT).ppt
法 c(H＋)＝10n－c14 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
溶液pH的计算方法
2．混合溶液 pH 的计算类型
(1)两种强酸混合：直接求出 c(H＋)混，再据此求 pH。
规 律
c(H＋)混＝c(H＋)1VV11＋ ＋cV(2H＋)2V2。
方 (2)两种强碱混合：先求出 c(OH－) 混，再据 KW 求出 c(H＋)混， 法 最后求 pH。
a、b、c、d 的关系正确的是( A )。
A．b>a＝d>c B．a＝b>c>d C．a＝b>d>c D．c>a＝d>b
转 解析
真题演练
❖【真题】 (2012·浙江理综，12)下列说法正确的是 (C )
。 ❖A．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后 ，溶液的pH＝4 ❖B．为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的 pH。若pH＞7，则H2A是弱酸；若pH＜7，则H2A是强酸 ❖C．用0.200 0 mol·L－1 NaOH标准溶液滴定HCl与 CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol·L －1)，至中性时，溶液中的酸未被完全中和 ❖D．相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的 ①蒸馏水、②0.1 mol·L－1盐酸、③0.1 mol·L－1氯化镁溶液、 ④0.1 mol·L－1硝酸银溶液中，Ag＋浓度：①＞④＝②转 ＞解③析
考点精讲
2．pH试纸的使用 ❖ (1)方法：把小片试纸放在__表__面__皿___上，用洁净干燥的
玻__璃__棒__蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化 稳定后的颜色，与__标__准__比__色__卡__对__比__即可确定溶液的pH。 (2)注意：试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因 被稀释可能会产生误差。广范pH试纸只能测出pH的整 数值。
高中化学高考前知识点梳理
高中化学高考前知识点梳理高中化学作为一门重要的理科学科，是高中阶段学生必修的科目之一。
对于即将参加高考的学生来说，熟练掌握化学知识点是非常重要的。
本文将从酸碱、化学反应、物质转化、化学平衡和有机化学等方面进行知识点梳理，帮助学生全面、系统地复习相关内容。
一、酸碱知识点梳理1. 酸和碱的性质：酸呈酸性溶液，可与碱进行中和反应；碱呈碱性溶液，可与酸进行中和反应。
2. pH和pOH：pH是酸碱溶液酸碱性强弱的指示，数值越小表示酸性越强，数值越大表示碱性越强；pOH是碱性溶液酸碱性强弱的指示，数值越小表示碱性越强，数值越大表示酸性越强。
3. 酸碱滴定：滴定是一种通过酸碱反应的方法确定溶液中酸碱浓度的方法，常用的滴定剂有盐酸、硫酸和氢氧化钠等。
4. 酸碱中和反应：酸与碱反应生成盐和水的反应称为酸碱中和反应，反应方程式通常形式为酸+碱→盐+水。
二、化学反应知识点梳理1. 化学方程式：化学方程式用化学符号表示化学反应的过程及物质的变化情况。
2. 摩尔反应：反应物之间的摩尔比关系可以用化学方程式表示。
3. 化学平衡：化学反应在一定条件下达到动态平衡的状态，反应物和生成物的摩尔浓度保持一定比例。
4. 各态结构：气体、液体和固体在化学反应中的特殊性质和反应条件，如气体反应需要一定的温度和压力，溶液反应需要一定的溶液浓度等。
三、物质转化知识点梳理1. 物质的组成：物质由原子和分子构成，原子是物质的最小单位。
2. 元素和化合物：元素由相同种类的原子组成，化合物由不同种类的原子化学结合而成。
3. 原子结构：原子由原子核和电子壳构成，原子核由质子和中子组成，电子壳围绕在原子核外部。
4. 化学键：原子间发生化学结合形成化学键，常见的化学键有离子键、共价键和金属键等。
四、化学平衡知识点梳理1. 平衡常数：表示在一定条件下化学平衡达到特定位置的程度。
2. 平衡常数的影响因素：温度、压力和浓度等因素会影响平衡常数的值。
3. 平衡位置的移动：平衡位置可以通过改变温度、浓度或压力来移动，从而使反应向正向或逆向进行。
2022年高考化学总复习：溶液的酸碱性
第1讲 描述运专动题的3基本水概溶念液中的离子反应
3.25 ℃时,pH=13的NaOH溶液与pH=11的Ba(OH)2溶液等体积混合,混合溶液的 pH计算过程如下。
pH=13的NaOH溶液中H+浓度为10-13 mol·L-1
pH=11的Ba(OH)2溶液中H+浓度为10-11 mol·L-1
故二者的混合液中H+浓度为
(OH-)·V碱,则c(H+)= c(OH ) V碱 或c(OH-)= c(H ) V酸 。
V酸
V碱
第1讲 描述运专动题的3基本水概溶念液中的离子反应
2.主要仪器及使用 (1)仪器:滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯。
仪器a是⑤ 酸式滴定管 ,仪器b是⑥ 碱式滴定管 。
第1讲 描述运专动题的3基本水概溶念液中的离子反应
0.1mol L1 c(H )
解得c(H+)≈1.3×10-3 mol·L-1,所以pH=-lgc(H+)=-lg(1.3×10-3)≈2.9。
(2)
NH3·H2O
OH-
+
NH
4
初始浓度(mol·L-1) 0.1 0 0
电离浓度(mol·L-1) 0.1×1% 0.1×1%
0.1×1%
则c(OH-)=1%×0.1 mol·L-1=10-3 mol·L-1,c(H+)=10-11 mol·L-1,所以pH=11。
特别提示 用c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液酸碱性,溶液的酸碱性不受温度影响。
第1讲 描述运专动题的3基本水概溶念液中的离子反应
2.溶液的pH与c(H+)及酸碱性的关系 (1)pH是c(H+)的负对数,其表达式是pH=① -lgc(H+) 。 (2)pH的适用范围:1×10-14 mol·L-1≤c(H+)≤1 mol·L-1。 3.溶液酸碱性的测定方法 (1)常见酸碱指示剂的变色范围。
溶液的酸碱性与酸碱度考点梳理
溶液的酸碱性与酸碱度考点梳理一、酸碱性——酸碱指示剂（定性）1.紫色石蕊溶液：酸里红，碱里蓝2.无色酚酞溶液：酸盐不变色，遇碱显红色二、酸碱度——pH（定量）1.溶液的酸碱度常用pH来表示，pH的范围通常为0~142.pH和溶液的酸碱性pH=7，溶液呈；pH>7，溶液呈，pH越碱性越强；pH<7，溶解呈，pH越酸性越强。
3.溶液pH的测定（1）方法：在放上一小片pH试纸，用蘸取少许溶液。
（2）注意事项：a.不能将pH试纸直接伸入待测液，以防污染待测液b.pH试纸不能预先润湿，否则会使测得的碱性溶液pH ，酸性溶液pHc.在半分钟内读数，pH取整数4.pH的应用：a.化工生产中，许多反应都必须在一定pH的溶液里才能进行b.农业生产中通过调节pH来改良土壤的酸碱性（农作物一般适宜在pH为7或接近7的土壤中生长c.监测雨水的pH，了解空气污染情况，以便采取必要措施（因溶解有，正常雨水的pH约为，酸雨的pH< ）d.测定人体内或排出的液体的pH，帮助人们了解身体的健康状况溶液的酸碱性与酸碱度考点梳理三、酸碱性——酸碱指示剂（定性）3.紫色石蕊溶液：酸里红，碱里蓝4.无色酚酞溶液：酸盐不变色，遇碱显红色四、酸碱度——pH（定量）3.溶液的酸碱度常用pH来表示，pH的范围通常为0~144.pH和溶液的酸碱性pH=7，溶液呈中性；pH>7，溶液呈碱性，pH越大碱性越强；pH<7，溶解呈酸性，pH越小酸性越强。
3.溶液pH的测定（1）方法：在白瓷板或玻璃片上放上一小片pH试纸，用玻璃棒蘸取少许溶液滴到pH试纸上，把试纸显示的颜色与标准比色卡比较，读出溶液的pH 。
（2）注意事项：d.不能将pH试纸直接伸入待测液，以防污染待测液e.pH试纸不能预先润湿，否则会使测得的碱性溶液pH 偏小，酸性溶液pH 偏大f.在半分钟内读数，pH取整数4.pH的应用：a.化工生产中，许多反应都必须在一定pH的溶液里才能进行b.农业生产中通过调节pH来改良土壤的酸碱性（农作物一般适宜在pH为7或接近7的土壤中生长c.监测雨水的pH，了解空气污染情况，以便采取必要措施（因溶解有二氧化碳，正常雨水的pH约为 5.6 ，酸雨的pH< 5.6 ）d.测定人体内或排出的液体的pH，帮助人们了解身体的健康状况。
2024年高考化学一轮复习考点水的电离与溶液的pH
2024年高考化学一轮复习考点水的电离与溶液的pH一、3年真题考点分布二、命题规律及备考策略【命题规律】从近三年高考试题来看，涉及本考点的试题难度一般较大，常结合盐类水解、电离平衡以及离子浓度大小比较等进行综合命题，常见的命题形式：(1)结合图像考查溶液的酸碱性判断、pH的计算，以及离子浓度的大小比较等。
(2)以酸碱中和滴定为载体，考查“强”滴“弱”过程中微粒浓度的变化以及其他相关知识。
(3)以滴定为基础，考查相关操作和计算等。
【备考策略】(1)认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。
(2)能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶液pH，能调控溶液的酸碱性。
(3)能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
(4)理解酸碱中和滴定，能根据实验试题要求分析或处理实验数据，得出合理结论；能够分析以图像形式考查滴定曲线。
【命题预测】预测2024年本考点依然会结合图像，考查水的电离平衡与溶液酸碱性的关系，以及pH的相关计算等；还会基于中和滴定，考查氧化还原滴定、沉淀滴定等有关计算，注意滴定现象、操作、滴定终点判断的规范表达，能进行误差分析。
考法1 水的电离1.水的电离水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2O⇌⇌H3O＋＋OH－或H2O⇌⇌H＋＋OH－。
2.水的离子积常数(1)表达式：K w=c(H＋)·c(OH－)。
室温下，K w=1×10−14。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，K w 增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3.影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，K w增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K w不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。
外界条件对水电离平衡的具体影响考法2 溶液的酸碱性和pH1.溶液的酸碱性是由溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小决定的。
高中化学知识总结溶液的酸碱性与酸碱反应类型
高中化学知识总结溶液的酸碱性与酸碱反应类型在高中化学学习中，溶液的酸碱性及酸碱反应类型是一个重要的知识点。
了解溶液的酸碱性以及酸碱反应类型可以帮助我们理解许多化学现象，并在日常生活中做出正确的判断和应用。
本文将对溶液的酸碱性及酸碱反应类型进行总结，希望能对读者在高中化学学习中有所助益。
一、酸碱性的定义酸和碱是化学中常见的两种物质，通常被定义为具有特定性质的化学物质。
酸具有酸味、能使蓝色石蕊变红等特点，而碱具有碱味、能使红色石蕊变蓝等特点。
酸和碱在水溶液中可以发生中和反应。
酸碱性的判断可以通过酸碱指示剂、pH值等方法进行。
二、酸碱指示剂酸碱指示剂是一种可以根据溶液的酸碱性而改变颜色的物质。
在化学实验和日常生活中，我们经常使用酸碱指示剂来判断溶液的酸碱性。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴酚蓝等。
不同的酸碱指示剂对应不同的pH值范围，可以根据酸碱指示剂的变色范围来判断溶液的酸碱性。
三、pH值pH值是用来表示溶液酸碱性强弱的指标。
pH值的范围从0到14，其中7表示中性，小于7表示酸性，大于7表示碱性。
pH值的计算可以通过测量溶液中氢离子的浓度来确定。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度，单位为摩尔/升。
通过测量pH值，我们可以准确地判断溶液的酸碱性，从而在实验和应用中做出正确的判断和操作。
四、酸碱反应类型酸和碱在化学反应中可以发生多种类型的反应，常见的有酸与碱的中和反应、酸与金属的反应、酸与碱的盐的反应、酸与碱的氧化还原反应等。
1. 酸与碱的中和反应酸与碱的中和反应是指酸和碱在一定的条件下反应生成盐和水的反应。
一般来说，这种反应是放热的，生成的盐可以是氯化物、硝酸盐、硫酸盐等。
例如，盐酸和氢氧化钠反应可以得到氯化钠和水的中和反应：HCl + NaOH -> NaCl + H2O2. 酸与金属的反应酸与金属的反应是指酸和金属在一定的条件下反应生成相应的盐和氢气的反应。
溶液的酸碱性高二化学知识点_高二化学复习指导
溶液的酸碱性高二化学知识点_高二化学复习指导高中化学学习要掌握足够多的知识点，成绩才能提高，下面是小编整理的溶液的酸碱性高二化学知识点，希望大家喜欢。
1. 溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。
酸性：c(H+)>c(OH-) 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)<c(oh-)< p="" style="box-sizing: border-box;">2.常温下(25℃)酸性溶液：C(H+)﹥C(OH-)，C(H+) ﹥1×10 -7mol/L中性溶液：C(H+)= C(OH-)，C(H+) = 1×10 -7mol/L酸性溶液：C(H+)﹤C(OH-)，C(H+) ﹤1×10 -7mol/L3.溶液的PH值：表示溶液酸碱性的强弱。
PH= -lg c(H+)适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。
4.PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。
PH范围0—14之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。
PH值增加一个单位C(H+)减小10倍5.测定溶液酸碱性的常用方法:a. 酸碱指示剂 (石蕊、酚酞、甲基橙)b. PH试纸：广泛PH试纸：1-14，只能读得整数精密PH试纸：精确到0.1.PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片(或表面皿)上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。
c. PH计,它可以精确测量溶液的PH值。
精确到0.01.6.PH值计算的常见类型(1)溶液的稀释①.强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH②.强碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH值。
【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH 值一定小于7;强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小1个单位，但稀释后pH值一定大于7。
常考点高考题——溶液的pH.doc
常考点高考题——溶液的pH溶液的酸碱性及pH是电离平衡的一大类题型，是电解质溶液的一个宏观表现，它反映了溶液的电离平衡、水解平衡以及电解质溶液间的反应。
该题型包括溶液间pH大小的比较，条件改变对溶液pH的影响，溶液pH大小的判断，根据溶液的浓度或两溶液的反应计算pH，以及根据溶液的pH计算溶液的体积或浓度。
要弄清pH的概念，掌握其公式及相关规律才能正确解题。
1．相同温度下等物质的量浓度的下列溶液中，pH值最小的是( C )A. NH4ClB. NH4HCO3C. NH4HSO4D. (NH4)2SO42．用0.01mol / L NaOH溶液完全中和pH＝3的下列溶液各100 mL。
需NaOH溶液体积最大的是( D )A 盐酸B 硫酸C 高氯酸D 醋酸3．室温时，若0.1 mo1·L-1的一元弱碱的电离度为l％，则下列说法正确的是( A )A.该溶液的pH＝11B．该溶液的pH＝3C．加入等体积0.1 mo1·L-1 HCI后所得溶液的pH＝7D.加入等体积0.1 mo1·L-1 HCI后所得溶液的pH＞74．pH＝5的盐酸和pH＝9的氢氧化钠溶液以体积比11∶9混合，混合液的pH ( C )A.为7.2B.为8C.为6D.无法计算5．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( D )A. 11∶1B. 9∶1C. 1∶11D. 1∶96．某强酸溶液pH＝a，强碱溶液pH＝b，已知a＋b＝12，酸碱溶液混合后pH＝7，则酸溶液体积V(酸)和碱溶液体积V(碱)的正确关系为( B )A. V(酸) ＝102V(碱)B. V(碱) ＝102V(酸)C. V(酸) ＝2V(碱)D. V(碱) ＝2V(酸)7．某一元强酸稀溶液和某一弱碱稀溶液等体积混合后，其pH等于7.0，则以下叙述正确的是(BC )A.酸溶液的物质的量浓度大于碱溶液B.酸溶液中H+的浓度大于碱溶液中OH-的浓度C.酸溶液的物质的量浓度小于碱溶液的物质的量浓度D.酸溶液中H+的浓度小于碱溶液中OH-的浓度E.两种溶液的物质的量浓度相等8．把80 mL NaOH溶液加入到120 mL盐酸中，所得溶液的pH值为2．如果混合前NaOH 溶液和盐酸的物质的量浓度相同，它们的浓度是( C )A. 0.5 mol / LB. 0.1 mol / LC. 0.05 mol / LD. 1 mol / L9．某雨水样品刚采集时测得pH为4.82，放在烧杯中经2小时后，再次测得pH为4.68，以下叙述正确的是 ( D )A . 雨水样品酸度逐渐减小B . 雨水样品酸度没有变化C . 雨水样品继续吸收空气中的CO 2D . 雨水样品中的H 2SO 3逐渐被空气中的氧气氧化成H 2SO 410．99 mL 0.5 mol / L 硫酸跟101 mL 1 mol / L 氢氧化钠溶液混合后，溶液的pH 值为 ( C ) A . 0.4 B . 2 C . 12 D .13.611．等体积混合0.10 mol / L 盐酸和0.06 mol / L Ba (OH )2溶液后，溶液的pH 值等于( D )A . 2.0B . 12.3C . 1.7D . 12.012．60 mL 0.5 mol / L 氢氧化钠溶液和40 mL 0.4 mol / L 硫酸相混合后，溶液的pH 约为 ( B )A . 0.5B . 1.7C . 2D . 13.213．用0.1 mol·L －1 NaOH 溶液滴定0.1 mol·L －1盐酸，如达到滴定的终点时不慎多加了1滴NaOH 溶液(1滴溶液的体积约为0.05 mL)，继续加水至50 mL ，所得溶液的pH 是( C )A. 4B. 7.2C. 10D. 11.314．c 1、c 2、α1、α2、pH 1、pH 2分别表示两种一元弱酸的物质的量浓度、电离度和溶液的pH 。
高中化学ph知识点总结
高中化学ph知识点总结高中化学ph知识点总结知识点总结是考试必胜的法宝，下面店铺给大家带来了高中化学ph知识点总结，快来看看吧！高中化学ph知识点总结溶液的酸碱度表示法——pH1．溶液的酸碱度常用pH来表示，pH范围通常在0～14之间。
pH<7 ph="">7 溶液呈碱性；pH＝7 溶液呈中性2．测定pH最简便的方法是：使用pH试纸。
（我们测得值一般为整数）测定方法：在白瓷板或玻璃片上放一小片pH试纸，将被测液滴到试纸上，把试纸显示的颜色与标准比色卡比较，即可得出被测液的pH。
3．pH应用（1）．化工生产中许多反应必须在一定pH溶液里才能进行。
（2）．在农业生产中，农作物一般适宜在pH为7或接近7的土壤中生长（3）．测定雨水的pH(因溶解有二氧化碳，正常雨水的pH约为5．6，酸雨的pH小于5．6)，可以了解空气的污染情况。
（4）．测定人体内或排出的液体的pH，可以了解人体的健康状况上面对溶液的'酸碱度PH的讲解学习，相信同学们对此知识点已经能很好的掌握了吧，后面我们进行更多知识点的巩固学习。
化学会考知识点总结：实验室制取气体的思路实验室制取气体的思路（1）发生装置：由反应物状态及反应条件决定：反应物是固体，需加热，制气体时则用高锰酸钾制O2的发生装置。
反应物是固体与液体，不需要加热，制气体时则用制H2的发生装置。
（2）收集方法：气体的密度及溶解性决定：难溶于水用排水法收集 CO只能用排水法密度比空气大用向上排空气法 CO2只能用向上排空气法密度比空气小用向下排空气法通过上面对实验室制取气体的思路知识的学习，同学们都能很好的掌握了吧，希望同学们都能考试成功。
化学会考知识点总结：影响燃烧现象的因素下面是对化学中影响燃烧现象的因素知识的讲解内容，希望同学们很好的掌握。
影响燃烧现象的因素影响燃烧现象的因素：可燃物的性质、氧气的浓度、与氧气的接触面积使燃料充分燃烧的两个条件：（1）要有足够多的空气（2）燃料与空气有足够大的接触面积。
考点45 溶液的酸碱性及pH-备战2020年高考化学考点
＝
a＋b
10－3，a∶b＝101∶9；
（2）pH＝x 的盐酸和 pH＝y 的氢氧化钠溶液(x≤6，y≥8)，取 a L 该盐酸与 b L 该氢氧化钠溶液反应，
a
a
a
恰好完全中和，则有 a×10－x＝b×10－14＋y； ＝10－14＋x＋y，①x＋y＝14，则 ＝1；②x＋y＝13，则 ＝0.1；③x＋y＞14，
b
b
b
a
a
则 ＝10－14＋x＋y；④盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的 pH(x、y)的关系式为 x＋y＝14＋lg 。
b
b
【答案】（1）＞ 101∶9
（2）①1 ②0.1 ③10x＋y－14 a
④x＋y＝14＋lg b
2．计算 25 ℃时，下列溶液的 pH。 （1）0.005 mol·L−1 的 H2SO4 溶液； （2）0.005 mol·L−1 的 Ba(OH)2 溶液； （3）0.1 mol·L−1 的 HA 溶液[Ka(HA)=1×10−5]； （4）0.1 mol·L−1 的 MOH 溶液(有 1%的 MOH 已电离pH＝x 的盐酸和 pH＝y 的氢氧化钠溶液(x≤6，y≥8)，取 a L 该盐酸与 b L 该氢氧化钠
高三化学溶液的pH人教实验版知识精讲
高三化学溶液的pH人教实验版【本讲教育信息】一.教学内容：溶液的pH1、溶液的pH2、溶液的酸碱性和溶液的pH3、溶液的pH的计算4、酸碱中和滴定二.复习重点1、了解溶液的pH概念，掌握溶液酸碱性的判断依据及pH的关系，掌握有关溶液的pH 计算。
2、理解酸碱中和滴定的原理，初步了解中和滴定的仪器及使用方法，掌握中和滴定操作、计算及误差分析。
三.复习过程（一）溶液的pH1、pH的定义：pH=－lgc（H+）2、pH的适应范围：c（H+）的大小范围为1×10－14＜c（H+）＜1mol/L，即0＜pH＜14。
当c（H+）＞1mol/L或c（OH－）＞1mol/L时，直接用浓度表示。
pH每改变1，溶液中c（H+）改变10倍，即pH增大1，溶液中c（H+）就减小为原来的1/10，pH减小1，溶液中c（H+）就增大为原来的10倍。
3、溶液pH的测定（1）酸碱指示剂法：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。
常用酸碱指示剂的ｐＨ变色范围：（2）用然后与标准比色卡对比，读出溶液的pH。
测定溶液的pH时，pH试纸不能湿润，否则，非中性溶液的pH测定值将比实际pH大（酸）或小（碱）。
（二）溶液的酸碱性和溶液的pH1、溶液的酸碱性和溶液的pH的不同：溶液的酸碱性取决于溶液中c（H+）和c（OH－）的相对大小，pH值的大小取决于溶液中的c（H+）的大小。
2、在常温下，溶液的酸碱性与溶液的pH的关系：中性溶液：pH=7；酸性溶液：pH＜7；碱性溶液：pH＞7。
溶液的酸性越强，c（H+）越大，溶液的pH越小；相反，溶液的碱性越强，c（H+）浓度越小，c（OH－）浓度越大，pH越大。
3、溶液酸碱性判定规律：（1）pH相同的酸，酸越弱，酸物质的量浓度越大；pH相同的碱，碱越弱，碱物质的量浓度越大。
（2）酸与碱的pH之和为14且等体积混合时，强酸与强碱混合，pH=7；强酸与弱碱混合，pH＞7；强碱与弱酸混合，pH＜7。
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考点45 溶液的酸碱性及pH一、溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性(25 ℃时)溶液的酸碱性c(H+)与c(OH－) 比较c(H+)大小pH酸性溶液c(H+)>c(OH－) c(H+)>1×10－7mol·L－1<7中性溶液c(H+)=c(OH－) c(H+)=1×10－7mol·L－1=7碱性溶液c(H+)<c(OH－) c(H+)<1×10－7mol·L－1>7 提醒：pH＝7或c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7或c(H＋)＝10－7 mol·L－1溶液呈中性，100 ℃时pH＝6或c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1呈中性。
2．溶液的pH（1）定义：pH=−lg c(H+)。
（2）pH 与溶液的酸碱性的关系①25 ℃，纯水的pH=7，溶液呈中性；pH<7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈碱性。
②pH表示溶液的酸碱性及其强弱：25 ℃时，pH(<7)越小，溶液的酸性越强；pH(>7)越大，溶液的碱性越强。
（3）pH的适用范围常温下，当溶液的酸碱性用pH表示时，一般情况下，1×10−14 mol·L−1<c(H+)<1 mol·L−1，即14>pH>0。
pH=0的溶液中并非无H+，而是c(H+)=1 mol·L−1；pH=14的溶液中并非无OH−，而是c(OH−)=1 mol·L−1。
当c(H+)>1 mol·L−1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c(H+)或c(OH−)直接表示溶液的酸碱性更方便。
注意：（1）未指明温度时，pH=7不代表溶液呈中性，如100 ℃时，pH=6为中性溶液。
（2）溶液的酸碱性也可以用pOH表示：pOH=−lg c(OH−)。
因为常温下，c(OH−)·c(H+)=10−14，若两边均取负对数得：pH+pOH=14。
3．pH的测定方法（1）pH试纸法pH试纸的使用方法：取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读出数值。
pH试纸的种类：常用的pH试纸有广泛pH试纸(pH范围为1~14或0~10，可识别的pH差值约为1)和精密pH试纸(pH范围较窄，可识别的pH差值为0.2或0.3)。
（2）pH计法常用pH计来精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。
（3）常用酸碱指示剂及其变色范围指示剂pH及变色范围甲基橙石蕊酚酞注意：（1）pH试纸不能伸入待测液中。
（2）pH试纸不能事先润湿(润湿相当于将溶液稀释)。
用pH试纸测定的是一个粗略结果。
（3）用广泛pH试纸测出溶液的pH是整数，而不会是3.1、5.2等小数。
二、溶液的酸碱性及pH的计算1．溶液pH的计算（1）类型方法①单一溶液溶液类型相关计算强酸（H n A）设H n A的浓度为c mol/L，则c(H+)=nc mol/L，pH=−lg c(H+)=−lg nc强碱［B(OH)n］溶液设B(OH)n的浓度为c mol/L，则c(OH−)=nc mol/L，c(H+)=14W1.010(OH)Kc nc--⨯=mol/L，pH=−lg c(H+)=14+lg nc②混合溶液溶液类型 相关计算两种强酸混合11122122()()()()pH (H H H H )H c c V c V c V V c ++++++⇒=⇒+⎫⎪⎬⎪⎭强酸：强酸：两种强碱混合11122122w OH OH ()()()()()()()OH OH H pH OH OH c K c V c V c c V V c c ----+--+=⇒=+⇒⇒⎫⎪⎬⎪⎭强碱：强碱：强酸强碱混合恰好完全反应pH=7（25℃）酸过量c (H ＋)=112212H OH ()()pH c V c V V V +--+⇒碱过量c (OH −)=221112w OH H H p ()H OH ()()()K c V c V c V V c -++--=⇒+⇒（2）基本思路2．酸碱混合的有关规律（1）等体积的强酸（pH 1）与强碱（pH 2）混合(25 ℃) 若混合前pH 1+ pH 2>14，则混合后溶液呈碱性，pH 混>7； 若混合前pH 1+ pH 2=14，则混合后溶液呈中性，pH 混=7； 若混合前pH 1+ pH 2<14，则混合后溶液呈酸性，pH 混<7。
（2）强酸（pH 1）与强碱（pH 2）混合呈中性时，二者的体积关系(25 ℃)若pH1+ pH2=14，则V酸=V碱；若pH1+ pH2≠14，则21pH14pHOH10H10=ccVV---+==酸碱碱酸（）（）12pH+pH1410-。
（3）等体积的强酸（pH1）与弱碱（pH2）混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱碱过量，pH混>7。
（4）等体积的弱酸（pH1）与强碱（pH2）混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱酸过量，pH混<7。
注意事项（1）一般情况下，若ΔpH（pH的差值）≥2的两种强酸溶液等体积混合，pH=pH小+0.3；若ΔpH≥2的两种强碱溶液等体积混合，pH=pH大−0.3(相当于把pH小的酸溶液或pH大的碱溶液稀释到了原来的2倍)。
（2）酸按酸，碱按碱，同强混合在之间；异强混合看过量。
若是碱碱混合或者酸碱混合且碱过量，一定要先算c(OH−)，再算c(H＋)及pH，或先算c(OH−)，再算pOH、pH。
三、溶液稀释时pH的变化规律1．常温下酸、碱的稀释规律注：表中a+n<7，b−n>7。
2．酸、碱的无限稀释规律常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
注意：（1）对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸（或强碱）溶液的pH 变化幅度大。
这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中的H＋(或OH‒)的数目（水电离出的除外）不会增多，而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离平衡向右移动，溶液中H＋(或OH‒)的数目还会增多。
将pH相同的强酸和弱酸稀释后pH仍相同，则弱酸中所加的水比强酸中的多（2）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱），稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸（或强碱）稀释后pH的变化幅度大。
考向一溶液酸碱性的判断典例1室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是A．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合C．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合【解析】A项，pH＝3的醋酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L －1，由于醋酸为弱酸，则醋酸过量，在室温下等体积混合后，pH＜7，正确；B项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，酸碱都是强电解质，在室温下等体积混合后，pH＝7，错误；C项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L －1，由于NH3·H2O为弱碱，则碱过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，错误；D项，pH＝3的硫酸中c(H ＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于NH3·H2O为弱碱，则碱过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，错误。
【答案】A1．为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度(AG)的概念，AG=lg()()OHHcc+-，则下列叙述不正确的是A．中性溶液的AG=0B．酸性溶液的AG>0C．常温下0.1 mol·L−1氢氧化钠溶液的AG=−12D．常温下0.1 mol·L−1盐酸的AG=−12溶液酸碱性判断时的易错提醒（1）判断溶液酸碱性的依据是c(H+)与c(OH−)的相对大小，若c(H+)=c(OH−)，则溶液呈中性。
（2）pH=7或c (H +)=10−7mol·L −1的溶液不一定呈中性，因水的电离平衡与温度有关。
常温时，pH=7呈中性；100 ℃时，pH=6呈中性。
（3）溶液中c (H +)越小，c (OH −)越大，溶液的酸性越弱，碱性越强；溶液中c (H +)越大，c (OH −)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱。
（4）室温下，已知酸和碱pH 之和的溶液等体积混合 ①两强混合a ．若pH 之和等于14，则混合后溶液显中性，pH ＝7。
b ．若pH 之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。
c ．若pH 之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。
②一强一弱混合——“谁弱显谁性”pH 之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。
考向二 溶液pH 的计算典例1 （1）已知T ℃，K w ＝1×10－13，则T ℃________25 ℃(填“＞”“＜”或“＝”)。
在T ℃时将pH ＝11的NaOH 溶液a L 与pH ＝1的硫酸b L 混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH ＝10，则a ∶b ＝________。
（2）25 ℃时，有pH ＝x 的盐酸和pH ＝y 的氢氧化钠溶液(x ≤6，y ≥8)，取a L 该盐酸与b L 该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，求：①若x ＋y ＝14，则a /b ＝________(填数据)； ②若x ＋y ＝13，则a /b ＝________(填数据)；③若x ＋y ＞14，则a /b ＝________________(填表达式)。
④该盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH(x 、y )的关系式为________________(填表达式)。
【解析】（1）水的离子积常数随温度升高而增大，故T ℃＞25 ℃；T ℃下，pH ＝11的氢氧化钠溶液，c (OH －)为0.01 mol·L －1；pH ＝1的硫酸溶液c (H ＋)＝0.1 mol·L －1，混合后所得溶液的pH ＝10，0.01×a －0.1×ba ＋b＝10－3，a ∶b ＝101∶9；（2）pH ＝x 的盐酸和pH ＝y 的氢氧化钠溶液(x ≤6，y ≥8)，取a L 该盐酸与b L 该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，则有a ×10－x＝b ×10－14＋y；a b ＝10－14＋x ＋y，①x ＋y ＝14，则a b ＝1；②x ＋y ＝13，则ab ＝0.1；③x＋y ＞14，则ab ＝10－14＋x ＋y ；④盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH(x 、y )的关系式为x ＋y ＝14＋lg a b 。