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1、考点32水的电离和溶液的PH1. 复习重点1. 通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力;2. 灵活解答水的电离平衡的相关问题；3. 掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题4. 培养学习过程中探究、总结的习惯。2. 难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中H+、OH-的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的H+大小pH=lgH+, pOH=lgKw=pKw溶液酸碱性H+与OH-关系任意湿度室温（mol/L）pH值（室温）酸性H+OH-H+1X10-77中性H+=OH-H+=OH=1X107=7碱性
2、H+1X 与 1077（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，H+就增大到 原来的10倍，pH值减小n个单位，H+的增大到原来的10n倍.（2）任意水溶液中H+尹0，但pH可为0，此时H+=1mol/L，一般H+1mol/L时，pH 0，故直接用H+表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：H0= OH-或pH=pOH= 1 pKw只有当室温时，Kw=1X 10-14H+=OH=107mol/L溶液呈中性YJpH=pOH= 1 pKw=7分析 原因：H2OTH+OHQ由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.1中性：pH=pOH=5pKwT/Kw/pH+p
3、OHTKwpH=pOH/如：100C，KW=1X 10-12. pKw=12.pH与pOH关系1 中性时 Ph=5pKw=6 后-刖稀释到10知倍 后pH=aPH（HCl）=a+n7pH（HAC）a+nV7pH（NH3.H2C）b n7pH（Hci）=npH（NaOH）=npH（HAC）nPH（NH3.H2O）VnpH（hci）H（hac）PH（NaOH）ApH（NH3 H2O）注意：酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7强酸弱酸稀释强、弱碱稀释 当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍
4、相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强 碱、弱碱类同）（三）有关pH的计算1. 溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）强酸：pH=pH 小+0.3强碱：pH=pH 大一0.3若不等体积混合，物质的量浓度，强酸H+1 = 1匕+ 2匕总 v + v分别为M、M,体积分别为强碱OH-1 = M匕+ M2七12总 V + VV、V2的一元强酸或强碱注意：强酸直接由H+1总求pH值强碱由OH-总求pOH，后再求pH值.2. 强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：若酸和碱恰好中和.即nH+=nOH-，pH=7.若酸过量，求出过量的H+，再求pH值.若碱过量，求出过量的OH-
5、，求出pOH后求pH值.特例：若强酸与强碱等体积混合若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.若pH酸+pH碱M，则碱过量pHpH碱一0.3若pH酸+pH碱14，则酸过量pHpH酸+0.3讨论：pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按体积比V1 : V2混合.当混合液分别呈中性、酸性、碱性时，且V1 : V2=10n时，a+b分别为多少？分析呈中性：即pH=7.nH+=nOH一10a V=10一（14b） V2V : V2=1014+a+b 10n=10a+b14 n=a+b14 a+b=14+n 若呈酸性.即pHnOH一10a V10一（14b） V2V1 : V21014+a+b
6、10n10-14+ a+b a+b7，同理可知a+b14+n想一想：若V1 : V2=1 ： 10n=10-n，三种情况的结果又如何呢？3. 关于酸、碱混合时的定性判断（常温）酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈 中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影 响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。下面把常见的几种情况分列出来. 等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH7（由生成的强碱弱酸盐水 解决定） 等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH7 （
7、由生成的强酸弱碱 盐水解决定） 等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7 （因生成强酸强碱盐不水 解）想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？ 当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7 （与酸、碱的几元性无尖） 当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pHW7（考虑酸有强弱之分， 若分弱酸，制反应后酸过量） 当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH37 （同理，弱碱过量） 将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.再想一想：与酸、碱的几元性有无关系？3. 例题精讲知识点一：水的电离【例1】（
8、1）与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH3NH4+NH2-据此判断以下叙述中错误的是（）A.液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒B. 一定温度下液氨中C(NH4+) C(NH2-)是一个常数C. 液氨的电离达到平衡时C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)D. 只要不加入其他物质，液氨中C(NH4+) = C(NH2-)(2)完成下列反应方程式 在液氨中投入一小块金属钠，放出气体 NaNH2溶于水的反应 类似于“H+OH=H2O”的反应解析：此题要求掌握水自偶的实质(水分子电离产生的H+与H2O结合形成H3O+)以及水的电离 平衡,并能迁移应用于对于NH3电离的
9、认识：NH3分子电离产生H+和NH2,H+与NH3结 合生成NH4+，液氨电离产生等量的nh2与nh4+, 一定温度下离子浓度乘积为一常数； NH4+类似于H+, NH2一类似于OH一。具备上述知识后，就可顺利完成解题。答案：(1)C(2) 2Na+2NH3=H2f+2NaNH2 NaNH2+H2O=NaOH+NH3f 或 NH2+H2O=OH+NH3 T NH2+NH4+ =2NH3T或 NH4Cl+NaNH2=2NH3f+NaCl知识点二：水的离子积【例2】某温度下纯水中C(H+) = 2X10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) =。若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5 X
10、 10-6 mol/L,则此时溶液中的C(OH-)=解析：由水电离产生的H+与OH-量始终相等，知纯水中C(H+) = C(OH-)。根据纯水中C(H+)与 C(OH-)可求出此温度下水的Kw的值，由Kw的性质(只与温度有关，与离子浓度无关)， 若温度不变，稀盐酸中Kw仍为此值，利用此值可求出盐酸中的C(OH-)。答案：纯水中 C(OH-) = C(H+) = 2X10-7 mol/LKw = C(H+) C(OH-) = 2X10-7X2X10-7 = 4X 10-14稀盐酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (4X 10-14) / (5X 10-6) = 8X 10-9 mo
11、l/L【例3】.难溶化合物的饱和溶液存在着溶解平衡，例如：AgCl(s) =Ag+Cl-,Ag2CrO4(s) =2Ag+CrO42-,在一定温度下，难溶化合物饱和溶液 离子浓度的乘积为一常数，这个常数用Ksp表示。已知：Ksp(AgCl)=Ag+Cl-=1.8X 10-10Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2CrO42-=1.9 X 10-12现有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，试通过计算回答：Cl-和CrO42-中哪种先沉淀？(2)当CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀时，溶液中的Cl-离子浓度是多少？ CrO42-与Cl-
12、能否达 到有效的分离?(设当一种离子开始沉淀时，另一种离子浓度小于10-5mol/L时，则认为 可以达到有效分离)解析：(1)当溶液中某物质离子浓度的乘积大于Ksp时，会形成沉淀。几种离子共同沉淀某种 离子时，根据各离子积计算出所需的离子浓度越小越容易沉淀。(2)由Ag2CrO4沉淀时 所需Ag+浓度求出此时溶液中Cl-的浓度可判断是否达到有效分离。解答：(1) AgCl饱和所需Ag+浓度Ag+1=1.8X10-7摩/升19 X 10-12Ag2CrO4 饱和所需 Ag+浓度Ag+质、：0001=4.36X 10-5 摩/升Ag+Ag+2, Cl-先沉淀。18 x 10-10(2) Ag2CrO4开始沉淀时Cl-= 4 36 x 10 5 =4.13X10-610-5，所以能有效地分离。知识点三：水的电离平衡的移动【例4】：某溶液中由水电离出来的C(OH-)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质不可能是()A、HCl B、NaOH C、NH4ClD、Q解析：由水电离反应式知：此溶液水电离产生的C(H+)=C(OH-)=10-12mol/L，若溶液中的H+全 部来自水的电离，则此溶液显碱性，是因溶有碱类物质所致，若溶液中的H+不仅为水电 离所产生，则此溶液显酸性，为酸性物质电离所致。NH4Cl不可能电离
