（人教通用版）2015屆高考化學一輪總復習講義 第二節(jié) 溶液的酸堿性與pH計算

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1、 第二節(jié)溶液的酸堿性與pH計算 明考綱要求 理主干脈絡 1.了解溶液pH的定義。 2.了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。 3.能根據實驗試題要求分析或處理實驗數(shù)據，得出合理結論。 一、溶液的酸堿性與pH 1．溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。(將“>”“＝”或“<”填在下表空格中) 酸性溶液中 中性溶液中 堿性溶液中 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)

2、系： 室溫下： (3)適用范圍：0～14 (4)pH試紙的使用： 把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。 1 / 19 二、酸堿中和滴定 1．實驗原理 (1)用已知濃度的酸(或堿)滴定未知濃度的堿(或酸)，根據中和反應的等量關系來測定酸(或)堿的濃度。 (2)利用酸堿指示劑明顯的顏色變化，表示反應已完全，指示滴定終點。常見酸堿指示劑的變色范圍如下表所示： 指示劑 變色范圍的pH 石蕊 <5.0紅色 5.0～8.0紫色 >8.0藍色 甲基橙 <3.1紅色 3.1～4.4橙色

3、 >4.4黃色 酚酞 <8.2無色 8.2～10.0粉紅色 >10.0紅色 2.實驗用品 (1)儀器：酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如B圖)、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。 (2)試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。 3．實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例) (1)滴定前準備工作： (2)滴定過程： (3)終點判斷： ①一滴：滴入最后一滴標準液，錐形瓶內顏色發(fā)生突變。 ②半分鐘：顏色突變后，半分鐘內不恢復原色。 4．數(shù)據處理 按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據c(NaOH)＝計算。 1.判斷正誤

4、(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)(2013福建高考)室溫下對于0.10 mol/L的氨水，其溶液的pH＝13。(　　) (2)(2013福建高考)室溫下對于0.10 mol/L的氨水，用HNO3溶液完全中和后，溶液不顯中性。(　　) (3)(2012福建高考)25℃與60℃時，水的pH相等。(　　) (4)pH＝6的溶液一定顯酸性。(　　) (5)25℃時，1 L pH＝12的Ba(OH)2溶液中，OH－的物質的量為0.02 mol。(　　) (6)(2012重慶高考)鹽酸中滴加氨水至中性，溶液中溶質為NH4Cl。(　　) (7)(2013浙江高考)pH計不能用于酸堿中

5、和滴定的判斷。(　　) (8)酸堿中和滴定時，若加入待測液前用待測液潤洗錐形瓶，將導致測定結果偏高。(　　) (9)(2013重慶高考)25℃時用CH3COOH滴定等濃度NaOH溶液至pH＝7，V(醋酸)

6、4Cl的混合溶液。 (7)。pH計能夠直接讀出溶液的pH，當?shù)味ㄟ_到終點時，pH會出現(xiàn)突躍，故可以用于滴定終點的判斷。 (8)√。待測液潤洗，消耗的標準液會增多，故結果偏高。 (9)。pH＝7時溶液的組成為CH3COOH和CH3COONa的混合液，故V(醋酸)>V(NaOH)。 2．pH＝7的溶液一定呈中性嗎？常溫下pH＝14的溶液堿性最強嗎？ 答案：不一定，在室溫時pH＝7的溶液呈中性，不在室溫時pH＝7的溶液不呈中性，如在100℃時pH＝7的溶液呈堿性。常溫下pH＝14的溶液堿性不是最強的，因為pH的范圍僅為0～14，pH＝14的堿溶液中c(OH－)＝1.0 mol/L,

7、2.0 mol/L的NaOH溶液堿性比其堿性強。 3．室溫時，下列混合溶液的pH與7的關系是： (1)pH＝3的鹽酸和pH＝11的氨水等體積混合，pH________7(填“大于”、“小于”或“等于”，下同) (2)pH＝3的鹽酸和pH＝11的氫氧化鋇溶液等體積混合，pH________7。 (3)pH＝3的醋酸溶液和pH＝11的氫氧化鋇溶液等體積混合，pH________7。 (4)pH＝3的硫酸溶液和pH＝11的氨水等體積混合，pH________7。 答案：(1)大于　(2)等于　(3)小于　(4)大于 4．使用滴定管測量KMnO4溶液、Na2CO3溶液的體積，應選用哪種滴

8、定管？為什么？ 答案：KMnO4具有強氧化性，能腐蝕橡膠，故需放入酸式滴定管中，Na2CO3溶液水解呈堿性，能腐蝕玻璃活塞，故應放入堿式滴定管中。 溶液pH的計算 1．(2010海南高考)常溫下，將0.1 mol/L氫氧化鈉溶液與0.06 mol/L硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于(　　) A．1.7　　　　　　　　 　B．2.0 C．12.0 D．12.4 解析：選B　c(H＋)＝ ＝0.01 mol/L，pH＝2。 2．(2013如皋中學練習)在常溫下，強酸溶液X與強堿溶液Y的pH之和為13，當它們按一定體積比混合時，溶液的pH恰好為7，

9、則X與Y的體積比為(　　) A．1∶1 B．2∶1 C．1∶10 D．1∶1013 解析：選C　設強酸溶液X的pH＝a，則強堿溶液Y的pH＝(13－a)，故X溶液中c(H＋)＝10－amol/L、Y溶液中c(OH－)＝10－14/10－(13－a)＝10－(a＋1)，由題意知V酸10－a＝V堿10－(a＋1)，故V酸/V堿＝10－(a＋1)/10－a＝10－1，故答案為C。 3．求下列溶液的pH(常溫條件下)(已知lg 2＝0.3)。 (1)0.005 molL－1的H2SO4溶液 (2)已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝210－5,0.1 molL－1的CH3CO

10、OH溶液 (3)0.1 molL－1 NH3H2O溶液(NH3H2O的電離度為α＝1%，電離度＝100%) (4)將pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合 (5)常溫下，將pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合 (6)將pH＝3的HCl與pH＝3的H2SO4等體積混合 (7)0.001 molL－1的NaOH溶液 (8)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合 (9)pH＝2的鹽酸加水稀釋到1 000倍 (10)pH＝4的鹽酸加水稀釋1 000倍 解析：(1)c(H＋)＝0.01 mol/L　pH＝2。 (2)c(H＋)＝＝＝，pH＝2.85。

11、 (3)c(OH－)＝0.1 mol/L1%＝110－3 mol/L，c(H＋)＝110－11 mol/L，pH＝11。 (4)c(OH－)＝ mol/L＝c(H＋)＝＝210－10(molL－1)故pH＝9.7。 (5)酸過量c(H＋)＝ mol/L ＝110－6 mol/L，pH＝6。 (6)pH＝3。 (7)c(OH－)＝110－3 mol/L，c(H＋)＝110－11 mol/L pH＝11。 (8)c(H＋)＝，pH＝2.3。 (9)c(H＋)＝＝110－5，pH＝5。 (10)c(H＋)接近于110－7但肯定小于110－7，故pH<7但大于4。 答案：(1)2

12、　(2)2.85　(3)11　(4)9.7　(5)6　(6)3 (7)11　(8)2.3　(9)5　(10)4

13、與b之間應滿足的關系是________。 (4)曲線B對應溫度下，pH＝2的某HA溶液和pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH＝5。請分析其原因：__________________________________________________。 解析：(1)升高溫度時，促進水的電離，水的離子積也增大，水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大，水的pH減小，但溶液仍然呈中性。因此結合圖像中A、B曲線變化情況及氫離子濃度、氫氧根離子濃度判斷25℃時水的電離平衡曲線應為A，理由為水的電離是吸熱過程，升高溫度，使水的電離程度增大。(2)25℃時所得混合溶液的pH＝7，即酸堿恰好中和。

14、現(xiàn)pH(堿)＋pH(酸)＝9＋4＝13，說明酸比堿濃10倍，所以堿的體積必是酸的10倍。(3)要注意的是95℃時，水的離子積為10－12，即酸、堿濃度相等時pH(酸)＋pH(堿)＝12?，F(xiàn)強堿的濃度是強酸的100倍，所以pH(酸)＋pH(堿)＝14，即a＋b＝14。 答案：(1)A　水的電離是吸熱過程，溫度低時，電離程度小，c(H＋)、c(OH－)小 (2)10∶1　(3)a＋b＝14 (4)曲線B對應95℃，此時水的離子積為10－12，HA若為強酸，最后應為pH＝6，現(xiàn)pH＝5，說明HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H＋ 溶液pH的計

15、算方法 1．單一溶液pH的計算 (1)強酸溶液，如HnA溶液，設溶質的物質的量濃度為c molL－1，c(H＋)＝nc molL－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。 (2)強堿溶液，如B(OH)n溶液，設溶質的物質的量濃度為c molL－1，c(H＋)＝ molL －1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。 2．兩強酸混合后pH的計算 由c(H＋)混＝先求出混合后的c(H＋)混，再根據公式pH＝－lg c(H＋)求pH。若兩強酸溶液等體積混合，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的鹽酸等體積混合后，pH＝3.

16、3。 3．兩強堿混合后pH的計算 由c(OH－)混＝先求出混合后的c(OH－)混，再通過KW求出混合后的c(H＋)，最后求pH。若兩強堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH＝9和pH＝11的燒堿溶液等體積混合后，pH＝10.7。 4．強酸與強堿混合后pH的計算 強酸與強堿混合的實質是中和反應即H＋＋OH－===H2O，中和后溶液的pH有以下三種情況： (1)若恰好中和，pH＝7。 (2)若剩余酸，先求中和后的c(H＋)，再求pH。 (3)若剩余堿，先求中和后的c(OH－)，再通過KW求出c(H＋)，最后求pH。 5．溶液稀釋后求

17、pH (1)對于強酸溶液，每稀釋10倍體積，pH增大1個單位；對于弱酸溶液，每稀釋10倍體積，pH增大不足1個單位。無論稀釋多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趨近于7。 (2)對于強堿溶液，每稀釋10倍體積，pH減小1個單位；對于弱堿溶液，每稀釋10倍體積，pH減小不足一個單位。無論稀釋多少倍，堿溶液的pH不能等于或小于7，只能趨近于7。 例如：pH＝6的HCl溶液稀釋100倍，溶液pH≈7(不能大于7)； pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，溶液pH接近而大于7； pH＝3的HCl溶液稀釋100倍，溶液pH＝5； pH＝10的NaOH溶液稀釋100倍，溶液pH＝8。 [

18、特別提醒] (1)強酸與強堿等體積混合后溶液酸堿性的判斷規(guī)律： ①若二者pH之和為14，則混合后的溶液呈中性，pH＝7。 ②若二者pH之和大于14，則混合后的溶液呈堿性。 ③若二者pH之和小于14，則混合后的溶液呈酸性。 (2)弱酸、弱酸的稀釋：在稀釋過程中有濃度的變化， 又有電離平衡的移動，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。 例如：pH＝3的CH3COOH溶液稀釋100倍，稀釋后3

19、。 酸堿中和滴定的誤差分析 5．(2013天津高考)下列實驗誤差分析錯誤的是(　　) A．用潤濕的pH試紙測稀堿溶液的pH，測定值偏小 B．用容量瓶配制溶液，定容時俯視刻度線，所配溶液濃度偏小 C．滴定前滴定管內無氣泡，終點讀數(shù)時有氣泡，所測體積偏小 D．測定中和反應的反應熱時，將堿緩慢倒入酸中，所測溫度值偏小 解析：選B　將pH試紙潤濕相當于把待測溶液稀釋了，測定稀堿溶液的pH時結果偏小，A項正確；用容量瓶配制溶液，定容時俯視刻度線，造成所加水的體積偏小，所配溶液濃度偏高，B項錯誤；滴定前無氣泡，滴定后有氣泡，則所用體積為所讀體積加上氣泡所占的體積，即所測體積偏

20、小，C項正確；測定中和反應的反應熱時，應迅速將堿倒入酸中，防止熱量散失，否則會造成所測溫度值偏小，D項正確。 6．用已知濃度的鹽酸測定未知濃度NaOH溶液的物質的量濃度，待測液放在錐形瓶中。中和滴定時下列操作會使測定結果偏低的是(錐形瓶中溶液用滴定管量取)(　　) A．堿式滴定管未用待測堿液潤洗 B．酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗 C．滴定過程中滴定管內不慎有標準液濺出 D．滴定前俯視讀數(shù)，滴定后讀數(shù)正確 解析：選A　A項堿式滴定管未用待測堿液潤洗，導致實際取用的堿少，則消耗的酸少，結果偏低；B項酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗，會造成消耗的酸多，結果偏高；C項偏高；D項計算出消耗的酸將會偏

21、多，結果偏高(滴定管的“0”刻度在上面)。 7．(2013大同質檢)用標準的KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，若測定結果偏低，其原因可能是(　　) A．配制標準溶液的固體KOH中混有NaOH雜質 B．滴定到終點讀數(shù)時，仰視滴定管的刻度，其他操作正確 C．盛裝未知液的錐形瓶用蒸餾水洗過后再用未知液潤洗 D．滴定到終點讀數(shù)時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴處懸掛一滴溶液 解析：選A　A項將會使標準堿液的c(OH－)偏大，滴定時耗用的V(OH－)偏小，導致結果偏低，故正確；滴定終點時仰視讀數(shù)，將使讀取堿液的體積偏大，測定結果偏高，B項錯誤；用未知液潤洗錐形瓶將使測定結果偏高，C項錯誤；尖嘴處懸掛溶液

22、將使讀取的標準液體積偏大，測定結果偏高，D項錯誤。 8．用標準鹽酸溶液滴定待測濃度的堿溶液時，下列操作中會引起堿溶液濃度的測定值偏大的是(　　) A．錐形瓶里溶液在滴定過程中濺出 B．滴定管裝液后尖嘴部位有氣泡，滴定后氣泡消失 C．指示劑變色15 s后又恢復為原來的顏色便停止滴定 D．錐形瓶用蒸餾水沖洗后未用待測液潤洗 解析：選B　根據c(B)＝判斷，A項中，V(B)的實際量減少，導致V(A)減少，測定值偏小，B項使液體充滿氣泡，導致V(A)增大，測定值偏大，C項未到滴定終點，偏小，D項，不影響測定結果。 1．中和滴定的誤差分析原理 依據原理c(標準)V(標準)＝c(待測)

23、V(待測)，所以c(待測)＝，因為c(標準)與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化，即分析出結果。 2．常見誤差 以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液(酚酞作指示劑)為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有： 步驟 操作 V(標準) c(待測) 洗滌 酸式滴定管未用標淮溶液潤洗 變大 偏高 堿式滴定管未用待測溶液潤洗 變小 偏低 錐形瓶用待測溶液潤洗 變大 偏高 錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水 不變 無影響 取液 放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失 變小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失 變大

24、 偏高 振蕩錐形瓶時部分液體濺出 變小 偏低 部分酸液滴出錐形瓶外 變大 偏高 溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化 變大 偏高 讀數(shù) 酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯) 變小 偏低 酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰) 變大 偏高 [特別提醒] (1)答題時注意題目要求，防止答非所問，如要求答“偏高”“偏低”，容易誤答成“偏大”“偏小”。 (2)分析誤差時要看清是標準液(在滴定管中)還是待測液(在錐形瓶中)。 (3)滴定終點≠中和反應恰好進行完全≠溶液呈中性。中和反應恰好

25、進行完全，得到的溶液不一定呈中性，有可能呈酸性或堿性。 酸堿中和滴定曲線及拓展應用 用0.100 0 mol/L NaOH滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L HCl溶液過程中的pH變化 人教版教材中提供了強酸強堿中和滴定突變的范圍，而蘇教版教材則是根據0.1 mol/L的 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L鹽酸的pH來繪制滴定曲線，增強了學生的探究意識。 向錐形瓶中注入20.00 mL 0.100 0 mol/L的鹽酸，滴入2滴酚酞，滴加0.100 0 mol/L NaOH溶液并用pH計記錄

26、錐形瓶內溶液的pH，填入下表： 表3－8　氫氧化鈉溶液滴定鹽酸的實驗記錄 V(NaOH)/mL 5.00 10.00 15.00 18.00 19.00 19.60 pH V(NaOH)/mL 19.95 20.00 20.05 21.00 22.00 30.00 pH 1. (2013浙江高考)25 ℃時，用濃度為0.100 0 molL－1的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 molL－1的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) 中和滴

27、定的原理和滴定曲線，在高考中常常擴展到強堿與弱酸(或弱堿與強酸)的滴定，從滴定后溶液pH的變化判斷酸堿的相對強弱，并將滴定過程遷移到氧化還原滴定、沉淀滴定等內容上。 A．在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：HZ＜HY＜HX B．根據滴定曲線，可得Ka(HY)≈10－5 答案：B 2．(2011安徽高考)室溫下，將1.000 molL－1鹽酸滴入20.00 mL 1.000 molL－1氨水中，溶液pH和溫度隨加入鹽酸體積變化曲線如圖所示。c點溶液中c(Cl－)和c(NH)是否相等？(　　) 答案：相等 1．常溫下，以0.100 0 mo

28、l/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L的鹽酸 (1)若多加一滴(1滴為0.04 mL)NaOH溶液，反應后，溶液的pH由7變?yōu)槎嗌伲?假設反應溶液的總體積為酸堿溶液的體積之和) 提示：反應后溶液的c(OH－)＝ ＝10－4 mol/L c(H＋)＝＝＝10－10 mol/L，pH＝10。 (2)若少加1滴NaOH溶液，反應后溶液的pH是多少？ 提示：反應后溶液的c(H＋)＝＝10－4 mol/L。pH＝4， (3)依據(1)(2)的計算結果判斷，鹽酸和NaOH溶液進行中和滴定時選用酚酞試液或甲基橙作指示劑，對滴定結果是否會產生較大的影響？ 提示：因

29、甲基橙的變色范圍為3.1～4.4，酚酞的變色范圍是8.2～10。中和滴定時，少加入一滴和多加入1滴NaOH溶液會使溶液的pH從4迅速升高到10(即滴定突變)，此時兩種指示劑已經改變了顏色，故不會對滴定結果產生大的影響。 2．用甲基橙作指示劑，用標準濃度的NaOH溶液滴定鹽酸時，如何判斷滴定何時到達終點？ 提示：當?shù)稳隢aOH溶液至最后一滴后，溶液恰好由紅色變成黃色且半分鐘內溶液顏色不發(fā)生變化，表明到達滴定終點。 3．用標準濃度的鹽酸滴定氨水時，選用哪種指示劑最好？用標準濃度的NaOH溶液滴定醋酸時，選用何種指示劑？ 提示：甲基橙；無色酚酞 酸堿中和滴定的拓展應用 中和滴

30、定操作不僅適用于酸堿中和反應，也可以遷移應用于氧化還原反應，NaOH、Na2CO3混合溶液與鹽酸的反應及沉淀反應。 1．氧化還原滴定法 (1)原理： 以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質。 (2)實例： ①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液 原理：2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O 指示劑：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑，當?shù)稳胍坏嗡嵝訩MnO4溶液后，溶液由無色變淺紅色，且半分鐘內不褪色，說明到達滴定終點。 ②Na2S2O3溶液滴定碘液 原理：2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2

31、NaI 指示劑：用淀粉作指示劑，當?shù)稳胍坏蜰a2S2O3溶液后，溶液的藍色褪去，且半分鐘內不恢復原色，說明到達滴定終點。 2．沉淀滴定法(利用生成沉淀的反應) 應用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應來測定Cl－、Br－、I－和Ag＋。 注意：(1)在回答滴定終點的顏色變化時，要強調在半分鐘內溶液顏色不褪去(或不恢復原色)。 (2)在進行相關計算時，要注意取出樣品溶液與原樣品所配制溶液量之間的關系。 (3)一般來說，酸式滴定管用于盛裝酸性或中性溶液，堿式滴定管用于盛裝堿性溶液。因酸性KMnO4溶液具有強氧化性，能腐蝕堿式滴定管的橡膠管，故酸性KMnO4溶液通常用酸式滴定管來

32、盛裝。 以“一元酸的稀釋”為載體串聯(lián)溶液酸堿性知識 高考載體(2010重慶高考T13) 　　pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示。分別滴加NaOH溶液( c＝0.1 mol/L)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則 [知識串聯(lián)設計] (1)一元酸x是強酸還是弱酸？ (2)通過題圖比較一元酸x與一元酸y的相對強弱：x________y。 (3)室溫下，一元酸y與NaOH溶液恰好完全中和時溶液的pH________7。(填“大于”、“等于”或

33、“小于”) (4)①體積相同、物質的量濃度相同的一元酸x、y中和NaOH的能力是否相同？ ②pH＝2的一元酸x與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈________性。(填“酸”、“堿”或“中”) ③pH＝2的一元酸y與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈________性。(填“酸”、“堿”或“中”) (5)1體積pH＝2的一元酸x與9體積pH＝11的NaOH溶液混合，混合溶液的pH是多少？(忽略溶液混合時溶液體積的變化) (6)試比較Vx和Vy的大?。篤x________Vy(填“大于”、“等于”或“小于”) 答案：(1)強酸　(2)>　(3)>　(4)①相同?、谥? ③酸　(5)4　(6)< 希望對大家有所幫助，多謝您的瀏覽！