1、高中化學(xué)58個(gè)考點(diǎn)精講31、電離平衡1復(fù)習(xí)重點(diǎn)1強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念及電離方程式的書寫；2弱電解質(zhì)的電離平衡；電離平衡常數(shù)。2難點(diǎn)聚焦（一）強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì) 1相互關(guān)系能否 電離是否 完全 否非電解質(zhì) 化合物 是強(qiáng)電解質(zhì) 能 否弱電解質(zhì)熱或水的作用 電解質(zhì) 自由移動(dòng)離子 電離 思考：一種物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，原物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？分析：不一定！關(guān)鍵要分清發(fā)生電離散是否要原物質(zhì)本身。有可能溶于水時(shí)就發(fā)生了化學(xué)變化如（1）Cl2 氯水 即不是電解質(zhì) HCl.HclO又不是非電解質(zhì) 發(fā)生電離（2）CO2 碳酸溶液 非電解質(zhì) H2CO3電離（3）Na2O NO2OH溶液 雖不是本身電離子 NaOH電離但

2、可在熔融態(tài)電離，故它屬強(qiáng)電解質(zhì)2比較強(qiáng)、弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離程度完全部分電離平衡不、不可逆有、可能過程表示溶液中存在的微粒（水分子不計(jì)）=只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子即有電離出的陰、陽離子（少部分），又有電解質(zhì)分子（大部分）。電離方程式H2SO4=2H+SO42CaCl2=Ca2+2ClNH3H2O NH4+OHH2S H+HS，HS H+S2實(shí)例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）；強(qiáng)酸：H2SO4、HCl、HclO4等；強(qiáng)堿：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。注意：多元強(qiáng)酸電離一步完成且完全 如 HnA=Nh+An而多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，且第二步電離比第一步電離困難，第三

3、步電離比第二步電離更困難，但每步電離都存在相應(yīng)的電離平衡，因此應(yīng)分步書寫電離方程式。例如磷酸的電離方程式應(yīng)寫三步：H3PO4 H+H2PO4， H2PO4 H+HPO42 HPO42 H+PO43，不能合并成H3PO4 3H+PO43。 由于磷酸溶液中的H+主要由第一步電離決定，因此磷酸的電離方程式有時(shí)也可只寫第一步。對HnA弱酸而言，電離方程式可只考慮：HnA H+Hn+A想一想：為什么多元的酸電離下一步比上一步困難，電離程度小得多，甚至可忽略？（二）弱電解質(zhì)的電離平衡（1）概念弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下（濕度、濃度），弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等的狀態(tài)。（2）

4、特點(diǎn)動(dòng)動(dòng)態(tài)平衡：V（聞子化）=V（分子化）0。在電離方程式中用“ ”表示。定平衡時(shí)各組成成分一定，即平衡時(shí)溶液中離子濃度和分子濃度保持不變變條件改變，平衡被打破。（3）影響電離平衡的因素與化學(xué)平衡一樣，外界條件的改變也會引起移動(dòng).以0.1mol/1 CH3COOH溶液為例：項(xiàng)目 變化項(xiàng)目加水升溫加入固體NaOH加入無水CH3COONa通入氣體HCl加入等濃度的CH3COOH平衡移動(dòng)右移右移右移左移左移不移動(dòng)H+的物質(zhì)的量（mol）增大增大減小減小增大增大H+濃度(mol) 減小增大減小減小增大不變PH值增大減小增大增大減小不變導(dǎo)電能力減弱增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)不變（三）電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱與電解

5、質(zhì)強(qiáng)弱影響溶液導(dǎo)電能力的因素：自由移動(dòng)離子濃度的大小。（主要決定因素）濕度一定，離子濃度越在，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。濕度：濕度越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。（與金屬導(dǎo)電相反）離子電荷數(shù)：電荷數(shù)越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。由此可知：強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。如 較濃醋酸的導(dǎo)電能力可比極稀HCl溶液強(qiáng)。 CaCO3雖為強(qiáng)電解質(zhì)，但溶于水所得溶液極稀，導(dǎo)電能力極差。思考：若在某溶液中加入一種物質(zhì)，出現(xiàn)沉淀，則溶液的導(dǎo)電能力一定減弱嗎？（濕度不變）分析：不一定。關(guān)鍵要看溶液中離子濃度有無顯著變化。如：（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和極難電離的水，使溶液中離子濃度降低，導(dǎo)電能力降

6、低。（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，雖有沉淀BaSO4生成，但同時(shí)生成了HCl，相當(dāng)于1molSO42被2molCl代替，故導(dǎo)電能力有所增強(qiáng)。（3）若在HCl溶液中加AgNO3，則導(dǎo)電能力幾乎不變。（四）水的電離平衡1 實(shí)驗(yàn)證明，純水微弱的導(dǎo)電性，是極弱的電解質(zhì)：2 251LH2O的物質(zhì)的量n(H2O)=55.6(mol)共有107mol發(fā)生電離H2O H+OH 起始(mol) 55.6 0 0 電離(mol) 107 107 107 平衡(mol)55.6107 107 107 25H+OH= 107=1014=Kw的離子積常數(shù)。2影響Kw的因素Kw與溶液中H+、OH無關(guān)，與濕度有關(guān)

7、。水的電離為吸熱過程，所以當(dāng)濕度升高時(shí)，水的電離程度增大，Kw也增大。例如100，1LH2O有106mol電離，此時(shí)水的離子積常數(shù)為Kw=106106=1012.3影響水的電離平衡因素（1）濕度，升濕度促進(jìn)水的電離，降溫則相反（2）向純水中引入H+或OH，會抑制水的電離（3）向純水中引入弱酸酸根陰離子或弱堿陽離子，將促進(jìn)水的電離，此乃為鹽類水解的實(shí)質(zhì)。3 酸、堿、鹽溶液中水電離的定量計(jì)算。（列表比較如下：）H+水與OH水關(guān)系x的計(jì)算式室溫x值對水電離影響純水H+水=OH水x=x=1107mol/L對水電離影響酸溶液x=x1107mol/L堿溶液x=抑制正鹽溶液強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽x=

8、H+x1107mol/L促進(jìn)x=OHx=x=1107mol/L無注H+水、OH水指水電離出的H+、OH濃度 H+水、OH指指溶液中的H+、OH濃度由上表可得重要規(guī)律：（1）在任意濕度、任意物質(zhì)的水溶液中（含純水）的水本身電離出的H+水OH水（2）酸和堿對水的電離均起抑制作用只要堿的pH值相等（不論強(qiáng)弱、不論幾元）對水的抑制程度相等，堿也同理。若酸溶液的pH值與堿溶液的pOH值相等，則兩種溶液中水的電離度相等。如pH=3的鹽酸溶液與pH=11的氨水溶液在室溫下，由水電離出的 H+水=OH水=1011mol/L（3）在凡能水解的鹽溶液中，水的電離均受到促進(jìn)，且當(dāng)強(qiáng)酸弱的堿鹽的pH和強(qiáng)堿弱酸鹽的pO

9、H值相等時(shí)（同一濕度），則促進(jìn)程度相等。（4）較濃溶液中水電離出H+的大小：酸溶液中OH等于水電離的H+堿溶液中H+等于水電離的H+強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中的H+等于水電離出H+強(qiáng)堿弱酸鹽溶液中的OH等于水電離出的H+如pH=4的NH4Cl溶液與pH=10的NaAc溶液中，（室溫）由水電離出的H+水=OH水=104mol/L3例題精講例1下列四種溶液中，由水電離出的H+之比（依次）為（ ）pH=0的鹽酸 0.1mol/L的鹽酸 0.01mol/L的NaOH溶液 pH=11的NaOH溶液（A）1 ：10 ：100 ：1000 （B）0 ：1 ：12 ：11（C）14 ：13 ：12 ：11 （D） 14

10、 ：13 ：2 ：3解析H+=1mol/L H+水=OH=11014mol/LH+=1mol/L H+水=11013mol/LOH=1102mol/L H+水=11012mol/LOH=1103mol/L H+水=11011mol/L例2某濕度下，純水中的H+=2107mol/L，則此時(shí)OH=_，若濕度不變，滴入稀硫酸使H+=5106mol/L，則OH=_，由水電離出H+為，該純水的PH值_（填、=解析純水中 H2O H+OH mol/L 2107 2107加酸后，水的電離平衡逆向移動(dòng)，使OH減小，可由Kw、H+求出OH，此濕度下Kw值為2107 2107= 4114OH=8109mol/L由

11、水電離的H+=OH=81011mol/L該濕度下Ph= lg107= 7lg27.例3常溫下某溶液中，由水電離出的H+為11012mol/L，該溶液中一定能大量共存的離子組是（ ）AK+、Na+、SO42、NO3 BNa+、K+、S2、CO32 CFe2+、Mg2+、Cl、SO42 DNH4+、Cl、K+、SO32解析 常溫、由水電離出的H+=1011mol/L1107mol/L說明水的電離受到抑制。此溶液可能是pH=1酸溶液，也可能為pH=13的堿溶液，選項(xiàng)B、D中的S2、CO32、SO32不能存在于強(qiáng)酸性溶液中，C中的Fe2+、Mg2+、D中的NH42+、D中的NH4+與OH均不能大量存共

12、存，故本題答案A。例4在圖（1）所示的裝置中，燒杯中盛放的是Ba(OH)2溶液，當(dāng)從滴定管中逐漸加入某種溶液（A）時(shí)，溶液的導(dǎo)電性的變化趨勢如圖（2）所示。 圖1 圖2該根據(jù)離子反應(yīng)的特點(diǎn)分析：A溶液中含有的溶質(zhì)可能是_或_（至少寫出兩種），并寫出相應(yīng)的離子反應(yīng)的離子方程式：_、_解析：從圖2可分析知，隨著A的加入溶液導(dǎo)電能力迅速降低，說明A必定能與Ba(OH)2發(fā)生反應(yīng)，使溶液中離子濃度變得極小，故不僅與Ba2+反應(yīng)轉(zhuǎn)化為沉淀，還要與OH反應(yīng)生成水或其它弱電解質(zhì)，當(dāng)反應(yīng)完全后，過量A的加入，導(dǎo)電能力又顯著上升，說明A應(yīng)為強(qiáng)電解質(zhì)，故A可能是H2SO4或CuSO4或MgSO4或(NH4)2SO

13、4等。離子方程式：2H+SO42+Ba2+2OH=BaSO4+2H2O Mg2+SO42+Ba2+2OH=BaSO4+Mg(OH)2想一想：A可否為Na2SO4或H2CO3溶液？為什么？4實(shí)戰(zhàn)演練一、選擇題（1.在含有酚酞的01molL1氨水中加入少量的NH4Cl晶體，則溶液顏色A.變藍(lán)色B.變深C.變淺D.不變2.當(dāng)不考慮水的電離時(shí)，在氫硫酸溶液中，下列的離子濃度關(guān)系中正確的是A.c(H)=c(HS)2c(S2)B.c(H)=c(HS)c(S2)C.2c(S2)=c(H)D.c(S2)=c(HS)3.在無土栽培中，需配制一定量含50 mol NH4Cl，24 mol K2SO4的營養(yǎng)液。若用

14、KCl,NH4Cl和（NH4）2SO4三種固體為原料來配制，三者的物質(zhì)的量依次是（單位為mol）A.2,64,24B.48,2,24C.32,50,12D.16,50,244.在濃度均為1 molL1的(NH4)2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe(SO4)2三種溶液中，若測得其中c(NH)分別為a、b、c(molL1)，則下列判斷正確的是A.a=b=cB.cabC.bacD.acb5.甲酸的下列性質(zhì)中可以證明它是弱電解質(zhì)的是A.1 molL1的甲酸溶液的c（H）約為0.01 molL1B.甲酸與水以任意比例互溶C.10 mL 1 molL1甲酸恰好與10 mL 1 molL1NaO

15、H溶液完全反應(yīng)D.在相同條件下，甲酸的導(dǎo)電性比一元強(qiáng)酸溶液的弱6.用水稀釋0.1 molL1氨水時(shí)，溶液中隨著水量的增加而減小的是A.c（OH）c（NH3H2O）B.c（NH3H2O）c（OH）C.c（H）和c（OH）的乘積D.OH的物質(zhì)的量7.下列各電離方程式中書寫正確的是A.CH3COOHHCH3COOB.KHSO4KHSOC.Al(OH)3Al33OHD.NaH2PO4NaH2PO8.當(dāng)溶液中HSH2OS2H3O達(dá)到平衡時(shí)，欲使c(S2)增大，應(yīng)加入A.Cu2B.COC.H2OD.HCl9.在RNH2H2ORNHOH形成的平衡中，要使RNH2H2O的電離程度及c（OH）都增大，可采取的措

16、施是A.通入HCl B.加少量NaOH固體C.加水D.升溫二、非選擇題(共55分)10.(12分）用實(shí)驗(yàn)確定某酸HA是弱電解質(zhì)。兩同學(xué)的方案是：甲：稱取一定質(zhì)量的HA配制0.1 molL1的溶液100 mL；用pH試紙測出該溶液的pH，即可證明HA是弱電解質(zhì)。乙：用已知物質(zhì)的量濃度的HA溶液、鹽酸，分別配制pH1的兩種酸溶液各100 mL；分別取這兩種溶液各10 mL，加水稀釋為100 mL；各取相同體積的兩種稀釋液裝入兩個(gè)試管，同時(shí)加入純度相同的鋅粒，觀察現(xiàn)象，即可證明HA是弱電解質(zhì)。（1）在兩個(gè)方案的第步中，都要用到的定量儀器是 。（2）甲方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的理由是測得溶液的pH

17、1（選填、）。乙方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的現(xiàn)象是 （多選扣分）a.裝HCl溶液的試管中放出H2的速率快；b.裝HA溶液的試管中放出H2的速率快；c.兩個(gè)試管中產(chǎn)生氣體速率一樣快：（3）請你評價(jià)乙方案中難以實(shí)現(xiàn)之處和不妥之處。（4）請你再提出一個(gè)合理而比較容易進(jìn)行的方案（藥品可任?。骱喢鞫笠硎?。11.(9分)如下圖，在一燒杯中盛有200 mL 0.1 molL1的H3O4溶液，同時(shí)一光滑小球懸浮在液體中間。(1)合上電鍵K時(shí)，電流計(jì)指針向 邊偏轉(zhuǎn)。(2)向燒杯里逐滴滴入0.4 molL1的Ba(OH)2溶液至剛好完全反應(yīng)，可觀察到的現(xiàn)象有： ， ， 。(3)磷酸可用磷礦石Ca3（O4）2

18、來制取，寫出該反應(yīng)的化學(xué)方程式： 12.(12分)已知多元弱酸在水溶液中的電離是分步進(jìn)行的，且第一步電離程度大于第二步電離程度，第二步電離程度遠(yuǎn)大于第三步電離程度今有HA、H2B、H3C三種一元、二元、三元弱酸，根據(jù)“較強(qiáng)酸較弱酸鹽較強(qiáng)酸鹽較弱酸”的反應(yīng)規(guī)律，它們之間能發(fā)生下列反應(yīng)：HAHC2(少量)=AH2CH2B（少量）2A=B22HAH2B（少量）H2C=HBH3C回答下列問題：(1)相同條件下，HA、H2B、H3C三種酸中酸性最強(qiáng)的是 。(2)A、B2、C3、HB、H2C、HC種離子中，最易結(jié)合質(zhì)子的是 ，最難結(jié)合質(zhì)子的是 。(3)判斷下列反應(yīng)的離子方程式中正確的是(填寫標(biāo)號) 。A.

19、H3C3A=3HAC3 B.HBA=HAB2C.H3CB2=HBH2C(4)完成下列反應(yīng)的離子方程式。A.H3COH（過量） ；B.HA（過量）C3 。13.（8分）在稀氨水中存在平衡：NH3H2ONHOH,如進(jìn)行下列操作，則NH3、NH、H、OH濃度如何變化？試用“增大”“減小”“不變”填寫。（1）通適量HCl氣體時(shí)，c(NH3) ,c(H) 。（2）加入少量NaOH固體時(shí)，c(NH) ,c(OH) 。（3）加入NH4Cl晶體時(shí)，c(NH) ,c(OH) 。14.（8分）在a、b兩支試管中，分別裝上形態(tài)相同、質(zhì)量相等的一顆鋅粒，然后向兩支試管中分別加入相同物質(zhì)的量、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。

20、填寫下列空白：（1）a、b兩支試管中的現(xiàn)象：相同點(diǎn)是 ；不同點(diǎn)是 。原因是 。（2）a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時(shí)是a 于b，反應(yīng)完畢后生成氣體的總體積是a b，原因是 。15.（6分）為測定人呼出氣體中二氧化碳的含量，將1000 mL呼出的氣體通入50.0 mL氫氧化鋇溶液中，使其完全吸收，過濾后取20.0 mL澄清溶液，用0.100 molL1鹽酸滴定，當(dāng)耗去20.4 mL鹽酸時(shí)恰好完全反應(yīng)。另取20.0 mL原氫氧化鋇溶液，用同種鹽酸滴定，耗去36.4 mL鹽酸時(shí)，恰好反應(yīng)完全。試計(jì)算人呼出氣體中二氧化碳的體積百分含量（氣體體積在標(biāo)準(zhǔn)狀況下測定）。附參考答案一、1.解析：c(NH)

21、增大，平衡逆向移動(dòng)。答案：C 2.A 3.B 4.B 5.AD 6.B 7.A 8.B 9.D二、10.（1）100 mL容量瓶（2） b（3）配制pH=1的HA溶液難以實(shí)現(xiàn)，不妥之處在于加入的鋅粒難以做到表面積相同。（4）配制NaA溶液，測其pH7，即證明HA是弱電解質(zhì)。11.(1)右(2)小球下沉到燒杯底部 產(chǎn)生白色沉淀 (3)Ca3（PO4）23H2SO4=2H3PO43CaSO4 電流計(jì)指針偏轉(zhuǎn)幅度不斷變小，最后指針回到中央12.(1)H2 （2）C3 HB (3)BC(4)H3C3OH=C33H2O2HC3=2H2C13.（1）減小 增大 （2）減小 增大 （3）增大 減小14.（1

22、）都產(chǎn)生氣泡，Zn溶解 a產(chǎn)生氣泡、Zn溶解速度都快 HCl完全電離，HCl中的c(H+)大于CH3COOH中的c(H+)（2）大 等于 a中c(H+)大于b中的c(H+),而酸的總量相等 15.4.48%高中化學(xué)58個(gè)考點(diǎn)精講32、水的電離和溶液的PH1復(fù)習(xí)重點(diǎn)1通過對水的電離、離子積、pH定義等重要知識和方法遷移應(yīng)用的練習(xí)，提高認(rèn)知能力；2靈活解答水的電離平衡的相關(guān)問題；3掌握混合溶液pH計(jì)算的方法，并能運(yùn)用數(shù)學(xué)工具解決一些有關(guān)pH計(jì)算的綜合問題4培養(yǎng)學(xué)習(xí)過程中探究、總結(jié)的習(xí)慣。2難點(diǎn)聚焦（一）溶液的酸堿性及pH的值 溶液呈的酸堿性何性，取決于溶液中H+、OH的相對大?。簆H值的大小取決于

23、溶液中的H+大小pH=lgH+，pOH=lgKw=pKw溶液酸堿性H+與OH關(guān)系任意濕度室溫（mol/L）pH值（室溫）酸性H+OHH+11077中性H+=OHH+=OH=1107=7堿性H+OHH+1與1077（1）酸性越強(qiáng)，pH值越小，堿性越強(qiáng)，pH值越大，pH值減小一個(gè)單位，H+就增大到原來的10倍，pH值減小n個(gè)單位，H+的增大到原來的10n倍.（2）任意水溶液中H+0，但pH可為0，此時(shí)H+=1mol/L，一般H+1mol/L時(shí)，pH0，故直接用H+表示.（3）判斷溶液呈中性的依據(jù)為：H0= OH或pH=pOH=pKw只有當(dāng)室溫時(shí)，Kw=11014 H+=OH=107mol/L溶液呈

24、中性pH=pOH=pKw=7 分析 原因：H2O H+OHQ 由于水的電離是吸熱的，濕度越高，電離程度越大，kw越大. 中性：pH=pOH=pKwTKwpH+pOHTKwpH=pOH 如：100，KW=11012. pKw=12.中性時(shí)Ph=pKw=67.圖示：不同濕度（T1T2）時(shí)溶液中H+與OH，pH與pOH關(guān)系 圖一 圖二想一想：圖一與圖二有哪些不同？為何不同？提示：（形狀 T1、T2相對位置） 簡平分錢劃分的兩個(gè)區(qū)域酸堿性不同。建議以H+、OH=Kw，和pH+pOH=pKw兩個(gè)關(guān)系或考慮，并注意濕度不同時(shí)Kw的影響。） （4）溶液pH的測定方法： 酸堿指示劑 pH試紙 pH計(jì)其中只傳判

25、定pH范圍 pH試紙也只能確定在某個(gè)值左右（對照標(biāo)準(zhǔn)比色卡），無法精確到小數(shù)點(diǎn)后1倍。另外使用時(shí)不能預(yù)先潤濕試紙。否則相當(dāng)于又稀釋了待測液，測定結(jié)果誤差大。 pH計(jì)測定較精確. （二）酸堿溶液的稀釋前后pH值的變化。 由于強(qiáng)酸或強(qiáng)堿在水中完全電離，加水稀釋后不會有溶質(zhì)進(jìn)一步電離，故僅僅是體積增大的因素導(dǎo)致酸溶液中的H+或堿溶液中的OH減小. 弱酸或弱堿由于在水中不完全電離，加水稀釋同時(shí)，能促使其分子進(jìn)一步電離，故導(dǎo)致相應(yīng)H+或OH減小的幅度降低。 例如 等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸，氫氧化鈉和氨水分別加水稀釋。溶液的pH值變化，圖示如下： 若把上述問題，換成等pH值，圖示又怎樣呢？ 強(qiáng)酸弱酸稀釋

26、 強(qiáng)、弱堿稀釋 前后 前后pH=a pH(HCl)=a+n7 pH=b Ph(NaOH)=bn7pH(HAC)a+n7 pH(NH3H2C)bn7pH(HCl)=n pH(NaOH)=npH(HAC)n pH(NH3H2O)npH(HCl)pH(HAC) pH(NaOH)pH(NH3H2O) 注意： 酸無論怎樣稀釋，不可能成為堿性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且小于7.堿無論怎樣稀釋，不可能成為酸性；若無限稀釋，則pH只能無限接近7且大于7當(dāng)起始強(qiáng)酸、弱酸的pH相同，稀釋后為達(dá)仍相同，則稀釋倍數(shù)一定是弱酸大小強(qiáng)酸（強(qiáng)堿、弱堿類同）（三）有關(guān)pH的計(jì)算 1溶液簡單混合（不發(fā)生反應(yīng)，忽略混合時(shí)

27、體積變化） 強(qiáng)酸：pH=pH小+0.3 若等體積混合，且pH2 強(qiáng)堿：pH=pH大0.3 若不等體積混合，物質(zhì)的量濃度 強(qiáng)酸H+總= 分別為M1、M2體積分別為 強(qiáng)堿OH總= V1、V2的一元強(qiáng)酸或強(qiáng)堿注意：強(qiáng)酸直接由H+總求pH值 強(qiáng)堿由OH總求pOH，后再求pH值.2強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合（發(fā)生中和反應(yīng)，忽略體積變化）可能情況有三種：若酸和堿恰好中和. 即nH+=nOH，pH=7.若酸過量，求出過量的H+，再求pH值.若堿過量，求出過量的OH，求出pOH后求pH值.特例：若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合若pH酸+pH堿=14，則完全中和pH=7.若pH酸+pH堿14，則堿過量pHpH堿0.3若pH酸+pH堿

28、14，則酸過量pHpH酸+0.3討論：pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按體積比V1 ：V2混合.當(dāng)混合液分別呈中性、酸性、堿性時(shí)，且V1 ：V2=10n時(shí)，a+b分別為多少？分析 呈中性：即pH=7. nH+=nOH 10aV1=10（14b）V2 V1 ：V2=1014+a+b 10n=10a+b14 n=a+b14 a+b=14+n 若呈酸性. 即pH7 nH+nOH 10aV110（14b）V2 V1 ：V21014+a+b 10n1014+ a+b a+b14+n若呈堿性，即pH7，同理可知 a+b14+n 想一想：若V1 ：V2=1 ：10n=10n，三種情況的結(jié)果又如何

29、呢？ 3關(guān)于酸、堿混合時(shí)的定性判斷（常溫） 酸與堿混合時(shí)發(fā)生中和反應(yīng)，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，由生成的鹽能否水解及水解情況而定，另外酸堿的強(qiáng)弱不同，提供反應(yīng)物的量不同也影響著反應(yīng)后溶液的性質(zhì)。一般酸或堿過量化生成的鹽水解對溶液的酸堿性影響大。 下面把常見的幾種情況分列出來. 等物質(zhì)的量濃度的一元弱酸一元強(qiáng)堿溶液等體積混合溶液pH7（由生成的強(qiáng)堿弱酸鹽水解決定）等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與一元弱堿溶液等體積混合后溶液pH7（由生成的強(qiáng)酸弱堿鹽水解決定）等物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液等體積混合后溶液pH=7（因生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解）想一想：若酸或堿之一是多元，

30、情況又怎樣？當(dāng)pH=pOH的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液以等體積混合后pH=7（與酸、堿的幾元性無尖）當(dāng)pH=3的某一元酸溶液與pH=11的一元強(qiáng)堿以等體積混合后pH7。（考慮酸有強(qiáng)弱之分，若分弱酸，制反應(yīng)后酸過量）當(dāng)pH=3的某一元強(qiáng)酸pH=11的一元堿溶液的以等體積混合后pH7（同理，弱堿過量）將pH=3的酸溶液和pH=11的堿溶液以等體積混合后溶液pH=無法確定.再想一想：與酸、堿的幾元性有無關(guān)系？3精講知識點(diǎn)一：水的電離【例1】（1）與純水的電離相似，液氨中也存在著微弱的電離：2NH3 NH4+NH2-據(jù)此判斷以下敘述中錯(cuò)誤的是（ ）A液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等微粒B一定溫度下液氨中C(

31、NH4+)C(NH2-)是一個(gè)常數(shù)C液氨的電離達(dá)到平衡時(shí)C(NH3) = C(NH4+) = C(NH2-)D只要不加入其他物質(zhì)，液氨中C(NH4+) = C(NH2-) （2）完成下列反應(yīng)方程式在液氨中投入一小塊金屬鈉，放出氣體NaNH2溶于水的反應(yīng)類似于“H+OH=H2O”的反應(yīng)解析：此題要求掌握水自偶的實(shí)質(zhì)(水分子電離產(chǎn)生的H+與H2O結(jié)合形成H3O+)以及水的電離平衡,并能遷移應(yīng)用于對于NH3電離的認(rèn)識：NH3分子電離產(chǎn)生H+和NH2,H+與NH3結(jié)合生成NH4+，液氨電離產(chǎn)生等量的NH2與NH4+，一定溫度下離子濃度乘積為一常數(shù)；NH4+類似于H+，NH2類似于OH。具備上述知識后，

32、就可順利完成解題。 答案：（1）C （2）2Na+2NH3=H2+2NaNH2NaNH2+H2O=NaOH+NH3或NH2+H2O=OH+NH3NH2+NH4+ =2NH3或NH4Cl+NaNH2=2NH3+NaCl知識點(diǎn)二：水的離子積【例2】某溫度下純水中C(H+) = 210-7 mol/L，則此時(shí)溶液中的C(OH-) = _。若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+) = 510-6 mol/L，則此時(shí)溶液中的C(OH-) = _。解析：由水電離產(chǎn)生的H+與OH-量始終相等，知純水中C(H+) = C(OH-)。根據(jù)純水中C(H+) 與C(OH-)可求出此溫度下水的Kw的值，由Kw的性質(zhì)（只與溫

33、度有關(guān)，與離子濃度無關(guān)），若溫度不變，稀鹽酸中Kw仍為此值，利用此值可求出鹽酸中的C(OH-)。 答案：純水中 C(OH-) = C(H+) = 210-7 mol/L Kw = C(H+)C(OH-) = 210-7210-7 = 410-14 稀鹽酸中 C(OH-) = Kw / C(H+) = (410-14) / (510-6) = 810-9 mol/L 【例3】 .難溶化合物的飽和溶液存在著溶解平衡，例如：AgCl(s) Ag+Cl,Ag2CrO4(s) 2Ag+CrO42,在一定溫度下，難溶化合物飽和溶液離子濃度的乘積為一常數(shù)，這個(gè)常數(shù)用Ksp表示。已知：Ksp(AgCl)=Ag

34、+Cl-=1.810-10 Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2CrO42-=1.910-12現(xiàn)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，試通過計(jì)算回答：(1)Cl-和CrO42-中哪種先沉淀?(2)當(dāng)CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀時(shí)，溶液中的Cl-離子濃度是多少? CrO42-與Cl-能否達(dá)到有效的分離?(設(shè)當(dāng)一種離子開始沉淀時(shí)，另一種離子濃度小于10-5mol/L時(shí)，則認(rèn)為可以達(dá)到有效分離)解析：（1）當(dāng)溶液中某物質(zhì)離子濃度的乘積大于Ksp時(shí)，會形成沉淀。幾種離子共同沉淀某種離子時(shí)，根據(jù)各離子積計(jì)算出所需的離子濃度越小越容易沉

35、淀。（2）由Ag2CrO4沉淀時(shí)所需Ag+濃度求出此時(shí)溶液中Cl的濃度可判斷是否達(dá)到有效分離。解答：（1）AgCl飽和所需 Ag+濃度Ag+1=1.810-7摩/升 Ag2CrO4飽和所需Ag+濃度Ag+2=4.3610-5摩/升 Ag+1Ag+2，Cl-先沉淀。 （2） Ag2CrO4開始沉淀時(shí)Cl-=4.1310-6C(OH)的操作是 （ ）（1）將水加熱煮沸 （2）向水中投入一小塊金屬鈉 （3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明礬晶體 （6）向水中加入NaHCO3固體 （7）向水中加NaHSO4固體A、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（6） C、（5）（7

36、） D、（5）解析：本題主要考查外界條件對水的電離平衡的影響，請按如下思路完成本題的解：本題涉及到哪些條件對水的電離平衡的影響？各自對水的電離平衡如何影響？結(jié)果任何（C(H+)與C(OH)相對大小）？歸納酸、堿、鹽對水的電離平衡的影響。解答： D知識點(diǎn)四：pH的定義方法【例6】、下列溶液，一定呈中性的是 （ ） A.由等體積、等物質(zhì)的量濃度的一元酸跟氫氧化鈉溶液混合后所形成的溶液B.H+=110-7molL-1的溶液 C.pH=14-pOH 的溶液 D.pH=pOH 的溶液 （2000年化學(xué)試測題） 解析：此題要求將教材中定義pH方法遷移應(yīng)用于表示pOH以及pH與pOH的關(guān)系，根據(jù)pH的定義方

37、法，可定義pOH= lgC(OH)，將室溫下水的離子積的表達(dá)式C(H+)C(OH)=1014兩邊取負(fù)對數(shù)，lgC(H+)lgC(OH)= lg1014，整理得pH+pOH=14。應(yīng)用所得關(guān)系式分析可得答案。解答：D點(diǎn)評：pOH= lgC(OH)、pH+pOH=14兩個(gè)關(guān)系式及其應(yīng)用均不在教學(xué)大綱和考綱范圍內(nèi)，我們不一定要掌握，但將教材中的知識、方法加以遷移應(yīng)用，進(jìn)行探究發(fā)現(xiàn)是教學(xué)大綱和考綱提出的能力要求。此題作為全國高考化學(xué)測試題具有重要的指導(dǎo)意義，值得大家認(rèn)真去領(lǐng)悟，在隨后的2001年上海高考題以及2002年全國理科綜合高考題中又出現(xiàn)了類似的題目。為更好地表示溶液的酸堿性，科學(xué) 家提出了酸度

38、（AG）的概念，AG，則下列敘述正確的是A 中性溶液的AG0B 酸性溶液的AG0C 常溫下0.lmol/L氫氧化鈉溶液的AG12D 常溫下0.lmol/L鹽酸溶液的AG12( 2001年上海)有人曾建議用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定義為AGlg（H/OH）。下列表述正確的是A 在25時(shí)，若溶液呈中性，則pH7，AG1B 在25時(shí)，若溶液呈酸性，則pH7，AG0C 在25時(shí)，若溶液呈堿性，則pH7，AG0D 在25時(shí)，溶液的pH與AG的換算公式為AG2(7pH) (2002理科綜合)知識點(diǎn)五：溶液pH的計(jì)算【例7】室溫下將n體積pH=10和m體積pH=13兩種NaO

39、H溶液混合得pH=12的NaOH溶液，則n：m=解析：此題是關(guān)于兩種不反應(yīng)的溶液混合后溶液pH值的計(jì)算，根據(jù)混合前后溶質(zhì)(NaOH)量守恒，列式求解解答：pH=10 C(H+)=10-10mol/L C(OH) =10-4mol/L pH=13 C(H+)=10-13mol/L C(OH) =10-1mol/L pH=12 C(H+)=10-12mol/L C(OH) =10-2mol/L 10-4n + 10-1m = (n+m) 10-2 n ：m = 100 ：11規(guī)律： 有關(guān)混合溶液的pH計(jì)算，題設(shè)條件可千變?nèi)f化，正向、逆向思維，數(shù)字與字母交替出現(xiàn)，但基本題型只有兩種：（1）混合后不反

40、應(yīng)，（2）混合后反應(yīng)。對于溶液的稀釋，可將水作為濃度為0的溶液，仍屬混合后不反應(yīng)一類，這一類混合溶液的pH應(yīng)介于兩種溶液的pH之間，因而酸、堿溶液無論加多少水稀釋，其最終pH均不可能等于純水的pH（即常溫不可能為7）。 混合溶液pH的計(jì)算方法也很簡單，即設(shè)法求出混合溶液的C(H+)，若是溶液顯堿性，則必須先求出溶液的C(OH)，然后再換算為C(H+)或按OH量守恒列式求解?！纠?】25C，若10體積的某強(qiáng)堿溶液與1體積的某強(qiáng)酸溶液混合后，溶液呈中性，則混合之前，該堿的pH與強(qiáng)酸的pH之間該滿足的關(guān)系是_分析：由題意知，本題為酸、堿混合后完全中和，根據(jù)中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)可知，酸中n(H+)與堿中n(

41、OH-)相等，故有C(H+)酸V酸 = C(OH-)堿V堿，由此關(guān)系列式可求得結(jié)果。解答：設(shè)酸的pH為a，C(H+)酸=10-a，堿的pH為b，C(OH-)堿=10-14 / 10-b=10- (14 - b)因?yàn)榛旌虾笕芤撼手行裕訡(H+)酸V酸 = C(OH-)堿V堿 10-a V = 10 - (14 - b) 10V = 10 - (13 - b) V 10-a = 10 - (13 - b)兩邊取負(fù)對數(shù)：-lg10-a = -lg10 - (13 - b)，a=13-ba+b=13即酸的pH與堿的pH之和為13點(diǎn)評：上面解法盡管可順利地得出本題的解，但題中的酸堿體積比可以任意變換

42、，則每一變換都得重新求解，這就啟發(fā)我們能否找出酸、堿pH與兩者體積比之間的關(guān)系呢？同時(shí)若混合后不顯中性其關(guān)系又會怎樣呢？將上面的解改為：C(H+)酸V酸 = C(OH-)堿V堿10-a V酸 = 10 - (14 - b) V堿10-a10-b=10-14（V堿 / V酸）兩邊取負(fù)對數(shù)得：a+b=14lg（V堿 / V酸）若混合后溶液顯酸性：若混合后溶液顯堿性：同學(xué)們在學(xué)習(xí)中要善于總結(jié)、積累，把自己積累的經(jīng)驗(yàn)、成果用于指導(dǎo)自己的學(xué)習(xí)。例如掌握了上述關(guān)系后，解下列題目就很輕松。在20時(shí)，有PH值為x（x6）的鹽酸和PH值為y（y8）的NaOH溶液，取Vx升該鹽酸同該NaOH溶液中和，需Vy升NaOH溶液（1）若x+y=14時(shí)，則= （2）若x+y=13時(shí)，則= （3）若x+y14時(shí)，則= （表達(dá)式），且Vx Vy（填或=） 4實(shí)戰(zhàn)演練一 選擇題 1.水是一種極弱的電解質(zhì),在室溫下平均每n個(gè)水分子只有一個(gè)水分子能電離，則n是（ ）A.110-4 B. 55.6107C. 1107D. 6.0210212將1molL-1H2SO4溶液100mL與質(zhì)量分?jǐn)?shù)為10%的NaOH溶液50g混合均勻后，滴入甲基橙指示劑，此時(shí)溶液的顏色是 （ ）A淺紫色 B黃色 C紅色 D無色3.pH定義為pH=-lgc(H)，