溶液pH值的计算及酸碱中和滴定

[思路点拨] 先判断H＋和OH－谁过量，再求出其浓度。
[听课记录] 假设溶液为 1 L，n(H＋ )＝0.12 mol、n(OH－ )＝0.1 0.12 mol－0.1 mol mol， 酸过量反应后溶液中 c(H )＝ ＝0.01 mol· L 2L
＋ －1
，pH＝2.0。
B
【答案】
1．(2011年新乐模拟)将pH＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适 量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液， pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为( A．9 C．11 B．10 D．12 )
水电离的 c(H＋)或 c(OH－)的计算(25℃时)
(1)中性溶液：c(H )＝c(OH )＝1.0×10 (2)溶质为酸的溶液 H 来源于酸电离和水电离，而 OH 只来源于水。 如计算 pH＝2 的盐酸中水电离出的 c(H )： 方法是先求出溶液中的 c(OH )＝10 即水电离出的 c(H )＝c(OH )＝10 (3)溶质为碱的溶液 OH 来源于碱电离和水电离，而 H 只来源于水。 如 pH＝12 的 NaOH 溶液中，c(H )＝10 即水电离产生的 c(OH )＝c(H )＝10 (4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 H 和 OH 均由水电离产生。 如 pH＝2 的 NH4Cl 溶液中由水电离出的 c(H )＝10
〖体验高考〗
（2000年上海）水的电离过程为H2O H＋＋ OH－，在不同温度下其平衡常数为K(25℃)＝ 1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。则下列 叙述正确的是 A.c(H＋)随着温度的升高而降低 B.在35℃时，c(H＋)＞c(OH－) C.水的电离度α(25℃)＞α(35℃) D.水的电离是吸热的
在T ℃时，某NaOH稀溶液中c(H＋)＝10－a mol/L，c(OH－)
＝10－b mol/L，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸
(T ℃)，测得混合溶液的部分pH如下表示：
假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为( A．3 C．5 B．4 D．6
)
[思路点拨] 由c(H＋)和c(OH－)确定T ℃时的KW，再结合酸碱反 应求出c(H＋)。
5)加入活泼金属
升高温度促进水的电离，KW不变
【总结】
增大[H+]
加入强酸
加入弱酸
加入强碱 加入弱碱
加入强酸及中强酸的酸式盐。
抑制水电离
增大[OH-] 降低温度
升高温度
促进水电离
减小[H+]：加入强碱弱酸盐
减小[OH-]：加入强酸弱碱盐
【课堂练习】
(1)下列微粒中不能破坏水的电 离平衡的是（ D ） A、H+ B、OHC、S2D、Na+
D
二、影响水的电离平衡的因素 1)酸 抑制水的电离，KW保持不变
2)碱
3)盐
抑制水的电离，KW保持不变
强源自文库弱碱盐 促进水的电离，KW保持不变
强碱弱酸盐 促进水的电离，KW保持不变 强酸强碱盐 不影响水的电离，KW保持不变
4)温度
升高温度促进水的电离，KW增大
注意：KW是一个温度函数只随温度的升高而增大
【答案】 B
－
4、
溶液 pH 计算的思维模型
5、酸、碱等体积混合规律
1)等体积强酸(pH＝a)与强碱(pH＝b)混合 (1)若a＋b＝14，溶液呈中性，25 ℃时，pH＝7。 (2)若a＋b＞14，溶液呈碱性，25 ℃时pH＞7。 (3)若a＋b＜14，溶液呈酸性，25 ℃时pH＜7。 2)pH之和为14的一强一弱等体积相混显弱者性。
[解] 据题意可知在该温度下水的离子积常数是 1×10 12，而不 是 1×10－14， 通过①可知，此 NaOH 溶液中 c(OH－)＝1×10－4 mol/L。 由②可知，加入 20.00 mL 盐酸后溶液的 pH＝6，此时恰好完全 中和， 0.020 0 L×1×10－4 mol/L 则 c(H＋)＝ ＝1×10－4 mol/L， 0.020 0 L 则 c＝4。
温度越高，Kw越大。
水的电离是吸热过程。
▲升高温度，促进水的电离,Kw增大。
Kw只于温度有关,与浓度无关。
【小结】
（1）Kw取决于温度,不仅适用于 纯水,还适用于其他溶液。
（2）在溶液中,Kw中的C(OH-) 、 C（H+）指溶 液中总的离子浓度. （3）溶液的酸碱性与C(OH-)、 C（H+）的相对 大小有关 （4）常温下,任何稀的水溶液中 Kw= C(H+)×C(OH－)===1×10－14 （5）不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液， 水电离出的C(H+)＝C(OH－) （6）根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度 下为定值,C(H＋) 和C(OH－) 可以互求.
1、可以记住：
酸按酸，碱按碱， 酸碱混合看过量，无限稀释七为限。
lg2=0.3 lg3=0.5 lg5=0.7 2、必须记住： 碱溶液必须通过 pH→pOH→C(OH-) C(OH-)→pOH→pH 的途径计算。
(2010年高考海南化学)常温下，将0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液 与0.06 mol·L－1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于( A．1.7 C．12.0 B．2.0 D．12.4 )
解析：将 pH＝1 的盐酸加适量水，pH 升高了 1，说明所加的水是原 溶液的 9 倍；另 1 份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量 NaOH 9 溶液后， 升高了 1， 10－ 1×1－10－ 1· pH 则 x＝10－ 2· (1＋x)， 解得 x＝ ， 11 9 则加入的水与 NaOH 溶液的体积比为 9∶ ＝11∶1。 11 答案：C
一元强酸与一元强碱
分清种类，先求溶质，再用KW，
如果反应，判断过量，酸性求H,碱性求
（4）溶液稀释后的pH变化 分清强弱，抓住主要；强变化大，弱变化小。
(3)注意：酸溶液稀释时，pH增大，但无论稀释多大倍数，pH无限 接近于7，却不会大于7。碱溶液稀释时，pH减小，但无论稀释多 大倍数， pH无限接近于7，却不会小于7。
是一种碱溶液还是强碱的稀释或混合)。 (3)强酸与强碱混合 方法：先据过量计算判断出反应的情况，若 H＋过量按(1)情况计算， 若 OH－过量按(2)情况计算。 c酸H＋V酸－c碱OH－V碱 酸过量：c 混(H＋)＝ V酸＋V碱 c碱OH－V碱－c酸H＋V酸 － 碱过量：c 混(OH )＝ V酸＋V碱
原因是已电离的c(H＋)与c(OH－)相等，恰好完全中
和，但弱者未完全电离，混合后弱者继续电离而显弱者 的酸碱性，即弱者浓度大，弱者过量。
3)物质的量浓度相同的一元酸与一元碱等体积相混合时
显强者性。（计算是高一的，分析用高二的） 原因是物质的量相等的一元酸与一元碱混合时，恰 好完全中和生成盐，若盐水解则显强的性质。即弱根水 解，显强者性。
判断一种酸是强酸还是弱酸时，实质是看它在水溶
液中的电离程度，若完全电离即为强酸，部分电离则为 弱酸．设计实验验证时注意等物质的量浓度和等pH的两 种酸的性质差异．验证时常用的方法有： (1)相同条件下，比较两种酸溶液的导电性． (2)配制一定浓度的酸，测其pH. (3)将一定pH的酸溶液稀释100倍，测定pH的变化．
c(H＋) 和 c(OH－) 的相对大小。
(1)c(H＋) ＞ c(OH－)，溶液呈酸性； (2)c( H＋) ＝ c(OH－)，溶液呈中性；
(3)c(H＋) ＜ c(OH－)，溶液呈碱性。
2．pH
－lgc(H＋) 。 (1)定义式：pH＝
(2)意义 表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，酸性 越强 。
(3)pH试纸的使用 ①方法：把小片试纸放在 表面皿 上，用 玻璃棒 蘸取 待测液滴在pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即 可确定溶液的pH。 ②注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测 液因被稀释可能产生误差； b．用pH试纸读出的pH只能是 整 数；
(2) 下列物质溶解于水时，电离出的阴离 子能使水的电离平衡向右移动的是（ A ） A、CH3COONa C、NH4Cl B、Na2SO4 D、CH3COOH
课堂练习
(3)室温下，由水电离产生的c(OH－)=10-11mol/L 可能 一定 的溶液中，一定大量共存的离子组（AD D） A．Na+ 、 NH4+ 、 Cl- 、SO42B. S2- 、 CH3COO- 、Na+ 、 NH4+ C. K+ 、 Na+ 、 HCO3- 、NO3D. K+ 、 Na+ 、 NO3- 、SO42-
－ ＋ －2 ＋ － － ＋ －12 ＋ －12 － ＋ ＋ － － －12 ＋ ＋ － ＋ － －7
mol/L。
mol/L，
－12
mol/L。
mol/L，
mol/L。
mol/L； mol/L。
pH＝12 的 Na2CO3 溶液中由水电离出的 c(OH )＝10
－2
【课堂练习】
(1)某温度下纯水中c(H+) = 2×10-7 mol/L，则此 2×10-7 mol/L 时溶液中的c(OH-) = ___________。 若 温 度 不 变 ， 滴 入 稀 盐 酸 使 c(H+) = 5×10-6 8×10-9 mol/L mol/L，则此时溶液中的c(OH-) = ___________
(4)配制一定浓度的某酸的强碱盐溶液，测定其pH
一:水的电离和水的离子积 1、水的电离 （1） H2O＋ H2O （2）水是极弱的 电解质
H3O+＋ OH-
25°C 1L水只 有10-7molH2O 发生电离
（3）25°C，多少个水分子才有1 个电离？ 7 55.6×10
2、水的离子积
在一定温度时： c(H+)×c(OH-)=Kw，叫水的离子积 25℃时，Kw=1×10-14
则是碱浓酸稀
则是酸浓碱稀，
酸按酸，碱按碱， 酸碱混合看过量， 无限稀释七为限。
1．(2010年华南师大附中测试)室温时，将x mL pH＝a的 稀NaOH溶液与y mL pH＝b的稀盐酸充分反应。下列关于反应 后溶液pH的判断，正确的是( ) A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH＞7 B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7 C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7 D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH＞7 解析：本题可采用特殊值代入法。选项A，x＝y，表明体 积相等，且a＋b＝14，假设a＝12，则b＝2，混合后pH＝7， 故A错；选项B，假设a＝11，则b＝2，若10x＝y，则完全反 应后盐酸过量，所以pH＜7，故B错；选项C中，假设a＝11， 则b＝2，若ax＝by，则11x＝2y，反应中酸过量，则pH＜7， 故C错；选项D中，假设a＝12，则b＝2，若x＝10y，则表明 反应中碱过量，所以pH＞7，正确。 答案：D
c．若精确测溶液的pH，则应使用 pH计 。
d、检验气体：一般先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，并接近试 管口，观察颜色变化。
（一）总体原则
(1)酸性溶液
3、溶液PH计算
方法： 先求 c(H＋)， 再求 pH(不论是一种酸溶液还是强酸的稀释或混合)。 (2)碱性溶液 方法：先求 c(OH－)，再据 c(H＋)＝ KW ＋ － 求出 c(H )，最后求 pH(不论 cOH
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
提问：常数是否就不变呢？根据前面所学知 识，水的离子积会受什么外界条件影响？
分析表格中的数据，有何规律，并解释之。
温度 0℃
20℃
25℃
50℃
100℃
Kw
1.14×10-15 6.81×10-15 1×10-14 5.47×10-14 1×10-12
（2）在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水 电离出的c(H＋ )和c(OH－)是多少?
水电离出的c(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L = c(H＋ )
（3）在常温下， 0.1mol/L的NaOH溶液中水 电离出的c(H＋)和c(OH－)是多少?
三、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中
4） 强酸溶液(pH＝a)与强碱溶液(pH＝b)完全中和时的体 积比 由 n(H＋)＝n(OH－) V 酸· ＋)酸＝V 碱· c(H c(OH－)碱 V酸 cOH－碱 10pH－14 10b－14 ＝ ＝ －pH ＝ －a ＝10a＋b－14 V碱 cH＋酸 10 10 >14时 当 a＋b ＝14时 <14时 V酸>V碱 V酸＝V碱 V酸<V碱