考点32水电离和溶液ph

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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=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw溶液酸碱性[H+]与[OH—]关系任意湿度室温（mol/L）pH值（室

2、温）酸性[H+]＞[OH—][H+]＞1×10—7＜7中性[H+]=[OH—][H+]=[OH—]=1×10—7=7碱性[H+]＜[OH—][H+]＞1×与10—7＞7（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+]≠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=pKw只有

3、当室温时，Kw=1×10—14[H+]=[OH—]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=pKw=7分析原因：H2OH++OH－Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.中性：pH=pOH=pKwT↗→Kw↗→pH+pOH↘T↘→Kw↘→pH=pOH↗如：100℃，KW=1×10—12..pKw=12.中性时Ph=pKw=6＜7.图示：不同湿度（T1＞T2）时溶液中[H+]与[OH—]，pH与pOH关系图一图二想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同？提示：（①形状②T1、T2相对位置）③简平分钱划分的两个区

4、域酸碱性不同。建议以[H+]、[OH—]=Kw，和pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。）（4）溶液pH的测定方法：①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。③pH计测定较精确.（二）酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H+]或碱溶液中的[OH—]减小.

5、弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H+]或[OH—]减小的幅度降低。例如①等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。溶液的pH值变化，图示如下：②若把上述问题，换成等pH值，图示又怎样呢？强酸弱酸稀释强、弱碱稀释前后前后pH=apH(HCl)=a+n＜7pH=bPh(NaOH)=b－n＞7pH(HAC)＜a+n＜7pH(NH3·H2C)＞b－n＞7△pH(HCl)=n△pH(NaOH)=n△pH(HAC)＜n△pH(NH3·H2O)＜n△pH(HCl)＞△pH(HA

6、C)△pH(NaOH)＞△pH(NH3·H2O)注意：①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7.②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7③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，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若等体积混合，且△pH≥2强碱：pH=pH大－0.3若不等体积混合，物质的量浓度强酸[H+]总=分别为M1、M2体积分别为强碱[OH—]总

7、=V1、V2的一元强酸或强碱注意：强酸直接由[H+]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：①若酸和碱恰好中和.即nH+=nOH—，pH=7.②若酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.③若碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH后求pH值.特例：若强酸与强碱等体积混合①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3讨论：pH=a的HCl溶液和pH

8、=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①呈中性：即pH=7.nH+=nOH—10—a·V1=10—（14－b）·V2V1：V2=10—14+a+b10n=10a+b－14n=a+b－14a+b