专题二 第9讲 水溶液中的离子平衡

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精品K12教育教学资料 第2课时 pH的计算及应用

一、单一溶液pH的计算

1．计算方法

根据pH=_________计算。求pH的关键是求溶液中的_________。酸性溶液：先求_________ ，再求pH；碱性溶液：先求_________，再利用Kw= c(H+)· c(OH−)计算出_______，再求pH。

2．强酸和强碱溶液pH的计算(25°C)

（1）强酸溶液(以c mol/L的HmA溶液为例)。

c(H+)=_________mol/L，pH=−lgc(H+)=_________。

（2）强碱溶液[以c mol/L的B(OH)n溶液为例]。

c(OH−)=_________mol/L，c(H+)=_________mol/L，pH=−lgc(H+)=_________。

3．弱酸或弱碱溶液pH的计算(25 °C)

（1）弱酸：如一元弱酸HA，设浓度为c mol·L−1则c(H+)< c mol·L−1，pH>−lgc

（2）弱碱：如一元弱碱BOH，设浓度为c mol·L−1，则c(OH−)< c mol· L−1，c(H+)>-1410c mol·L−1，pH<14+lgc。

二、混合溶液pH的计算

1．两强酸溶液混合

先计算c(H+)混=______________再求pH。

2．强碱与强碱混合

先计算c(OH+)混=________________，再求c(H+)混=W(OH)Kc混，最后求pH。

3．强酸与强碱混合

（1）若室温下强酸、强碱混合恰好完全反应，则混合后溶液的pH=_____。

（2）若酸过量，直接求反应后溶液中的c(H+)混，c(H+)混=___________________，再求pH。

（3）若碱过量，应先求反应后溶液中的c(OH−)混，再求c(H+)混，最后求pH。

三、酸、碱溶液稀释时pH的变化规律

酸碱溶液无限稀释，pH都不可能大于7或小于7，只能________。

仅供个人参考

不得用于商业用途 第三章 水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。

非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。

强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。

弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质

。

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 电解质分子 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）

10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）

表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]

11、影响因素：

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精品K12教育教学资料 3.2.2 pH的计算及应用

一、选择题

1．某酸溶液的pH=1，此酸溶液中H+的物质的量浓度

A．为0.1 mol/L

B．一定大于0.1 mol/L

C．若为强酸一定等于0.1 mol/L，若为弱酸一定大于0.1 mol/L

D．若为强酸一定小于或等于0.1 mol/L，若为弱酸一定大于0.1 mol/L

【答案】A

【解析】根据pH =−lgc(H+)得c(H+)=10−pH mol/L，又pH =1，则c(H+)=0.1 mol/L，与酸的强弱无关。

2．酸碱中和滴定实验中，不需要用到的仪器是

A． B． C． D．

【答案】C

3．室温时，下列溶液混合后，pH>7的是

A．0.1 mol/L的盐酸和pH=13的氢氧化钡溶液等体积混合

B．0.1 mol/L的NaOH溶液和pH=1的盐酸等体积混合

C．pH=3的硫酸溶液和pH=11的氨水等体积混合

D．pH=1的醋酸溶液和0.1 mol/L的氢氧化钠溶液等体积混合

【答案】C

【解析】A项，pH=13的Ba(OH)2溶液c(OH-)=0.1 mol/L，与等体积0.1 mol/L的盐酸恰好完全反应，混合液pH=7；B项，pH=1的盐酸浓度为0.1 mol/L，与等体积同浓度的NaOH溶液混合恰好完全反应，溶液呈中性；C项，一水合氨为弱碱，反应后氨水过量，溶液显碱性，pH＞7；D项，醋酸为弱酸，反应后醋酸过量，溶液显酸性，pH＜7。

4．pH=1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法不正确的是 精品K12教育教学资料

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A．A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等

B．稀释后，A溶液的酸性比B溶液的弱

C．若a=4，则A是强酸，B是弱酸

D．若1

【答案】A

5．实验室用标准盐酸滴定某NaOH溶液，用甲基橙作指示剂。下列操作中可能导致测定结果偏低的是

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精品K12教育教学资料 3-2-2 水的电离和溶液的酸碱性（第二课时）

1．下列关于溶液pH的说法正确的是( )

A．pH是表示溶液酸碱性的多种方式中的一种

B．只有c(H＋)和c(OH－)都小于1mol/L的稀溶液，才有pH

C．pH＜7的溶液一定显酸性

D．用试纸测定溶液的pH时，需要将pH试纸进入溶液后取出，再与比色卡对比

【答案】A

2．t ℃时，水的离子积为Kw，该温度下将a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，要使混合液呈中性，必要的条件是

A． 混合液中c(H＋)＝w B． 混合液的pH＝7

C． a＝b D． 混合液中c(B＋)＝c(A－)＋c(OH－)

【答案】A

【解析】要保证溶液呈中性，只要保证c(H＋)＝c(OH－)即可，因为KW＝c(H＋)·c(OH－)＝c2(H＋)，则c(H＋)＝， A项正确；pH=7的溶液只有在25℃才是中性，在其他温度下溶液不是中性，B项错误；a＝b时，HA与BOH恰好完全反应，但溶液不一定呈中性，C项错误；根据电荷守恒等式知：c(H＋)＋c(B＋)＝c(A－)＋c(OH－)，D项错误。

3．下列叙述正确的是( )

A．100 ℃纯水的pH＝6，所以水在100 ℃时呈酸性

B．pH＝3的盐酸溶液，稀释至10倍后pH>4

C．0.2 mol·L－1的醋酸，与等体积水混合后pH＝1

D．常温时，pH＝3的盐酸与pH＝11的氢氧化钠等体积混合后pH＝7

【答案】D 精品K12教育教学资料

精品K12教育教学资料 【解析】纯水不管其pH为多少都是呈中性，A项错误；盐酸是强酸，所以每稀释10倍pH增大1，故pH＝4，B项错误；将0.2 mol·L－1的醋酸，与等体积水混合后，溶液的浓度变为0.1 mol·L－1，但由于醋酸是弱酸，所以pH大于1，C项错误；盐酸与氢氧化钠恰好完全反应，所以呈中性，D项正确。