3.2 水的电离和溶液的pH-【新课程能力培养】2024-2025学年高中化学选择性必修1学习手册（人教版）

学 高中化学选择性必修 1 （人教版） 学 习 目 标 1. 了解水的电离及其影响因素。 2. 了解离子积常数及其影响因素。 3. 能判断溶液的酸碱性及 pH ， 掌握测定溶 液 pH 的方法。 4. 能进行溶液 pH 的简单计算。 5. 了解 pH 的应用。 6. 掌握酸碱中和滴定的原理和操作方法， 并 能进行误差分析。 知 识 梳 理 知识点 1 水的电离 1. 水的电离 （ 1 ） 水是一种极弱的电解质， 电离方程式为 H 2 O+H 2 O H 3 O ＋ +OH - ， 简写为 H 2 O H ＋ ＋OH － 。 （ 2 ） H 2 O 的电离常数： K 电离 = c （ H + ）· c （ OH - ） c （ H 2 O ） 。 （ 3 ） 影响水电离平衡的因素 2. 水的离子积常数 （ 1 ） 水的电离是一个可逆的过程， 在一定条 件下可以达到电离平衡。 25℃ ， 1 L H 2 O 的物质的量 n （ H 2 O ） = 1000 18 =55.6 （ mol ）， 共有 10 -7 mol 发生电离。 H 2 O H ＋ ＋ OH － 起始 （ mol ） 55.6 0 0 电离 （ mol ） 10 -7 10 -7 10 -7 平衡 （ mol ） 55.6－10 -7 10 -7 10 -7 第二节 水的电离和溶液的 pH 温馨提示 （ 1 ） 水的电离是水分子与水分子之间的 相互作用而引起电离的发生。 （ 2 ） 极难电离， 通常只有极少数水分子发 生电离。 （ 3 ） 通过方程式可以得到水分子电离出 的 H + 和 OH - 是相等的。 改变条件 水的电离 平衡移动 方向 溶液中 c （ H ＋ ） 溶液中 c （ OH － ） 升高温度 向右 增大 增大 通入 HCl 向左 增大 减小 加入 NaOH 向左 减小 增大 加入 Na 向右 减小 增大 加入 NH 4 Cl 向右 增大 减小 加入 CH 3 COONa 向右 减小 增大 加入 NaCl 不移动 不变 不变 温馨提示 （ 1 ） 水的电离吸热， 升温， 平衡右移 ， 水的电离程度增大。 （ 2 ） 酸碱抑制水的电离。 （ 3 ） 部分盐 （部分弱酸盐或弱碱盐） 促 进水的电离， 部分盐 （强酸强碱正 盐 ） 对水的电离无影响 ， 部分盐 （强酸酸式盐或部分弱酸酸式盐） 抑 制水的电离。 60 学 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 所以纯水中， c （ H ＋ ） ＝c （ OH － ） ＝1×10 -7 mol · L －1 。 一定温度下， c （ H ＋ ）和 c （ OH － ）的乘积是 一个常数， 称为水的离子积常数， 用 K w 表 示。 K w =c （ H ＋ ）· c （ OH - ）； 25 ℃ 时， K w ＝1×10 －14 。 （ 2 ） 影响因素： 温度越高， K w 越大， 水的 电离度越大。 知识点 2 溶液的酸碱性与 pH 1. 溶液的酸碱性与 c （ H ＋ ）、 c （ OH － ） 的关系 2. 溶液的酸碱性与 pH （ 1 ） pH 概念 ① 定义： 用 H + 的物质的量浓度的负对数表 示溶液酸碱性的强弱， pH=-lgc （ H ＋ ）。 ② 意义： pH 越大， 溶液的碱性越强。 pH 越 小， 溶液的酸性越强。 ③ 适用范围： c （ H ＋ ） ≤1 mol/L 且 c （ OH - ） ≤ 1 mol/L 的稀溶液。 （ 2 ） 溶液的酸碱性与 pH 的关系 常温下： pH＝7 ， 中性溶液； pH＜7 ， 酸 性溶液； pH＞7 ， 碱性溶液。 3. 溶液 pH 的测定 （ 1 ） 酸碱指示剂法 该法只能测其 pH 的大致范围， 常见指 示剂变色范围见下表： （ 2 ） pH 试纸法 把一小片试纸放在洁净干燥的玻璃片或 表面皿上， 用玻璃棒蘸取待测液滴在 pH 试 纸上， 试纸变色后， 与标准比色卡对比， 即 可确定溶液的 pH 。 （ 3 ） pH 计法 通过仪器 pH 计来精确测定溶液的 pH 。 温馨提示 （ 1 ） K w 只与温度有关， 温度一定， 则 K w 值 一定。 （ 2 ） K w 不仅适用于纯水 ， 还适用于酸 性或碱性的稀溶液， 不管哪种水溶 液， 均有 c 水 （ H ＋ ） =c 水 （ OH - ） K w =c 溶液 （ H ＋ ）· c 溶液 （ OH - ）。 （ 3 ） 对于纯水及中性水溶液， 温度升高， 尽管 K w 增大， 电离度增大， 但仍均 是中性。 c （ H ＋ ）与 c （ OH － ） 的关系 c （ H ＋ ）的范 围（ 25 ℃ ） 中性 溶液 c （ OH － ） =c （ H ＋ ） c （ H ＋ ） =1.0×10 －7 酸性 溶液 c （ OH － ） <c （ H ＋ ） c （ H ＋ ） >1.0×10 －7 碱性 溶液 c （ OH － ） >c （ H ＋ ） c （ H ＋ ） <1.0×10 －7 指示剂 变色范围 石蕊 pH＜5.0 红色 5.0～8.0 紫色 pH＞8.0 蓝色 酚酞 pH＜8.2 无色 8.2～10.0 粉红色 pH＞10.0 红色 甲基橙 pH＜3.1 红色 3.1～4.4 橙色 pH＞4.4 黄色 温馨提示 pH 使用中的几个误区 （ 1 ） pH＝7 的溶液不一定呈中性。 只有在 常温下 pH＝7 的溶液才呈中性， 当在 100 ℃ 时， 水的离子积常数为 1×10 －12 ， 此时 pH＝6 的溶液为中性溶液， pH> 6 时为碱性溶液， pH<6 时为酸性溶液。 （ 2 ） 使用 pH 试纸测溶液 pH 时， 若先用 蒸馏水润湿， 测量结果不一定有误 61 学 高中化学选择性必修 1 （人教版） “不小心” 与科学发现 著名的化学家波义耳有一次倾倒浓盐酸 时， 不小心把酸溅到了紫罗兰的花瓣上。 为了洗掉花瓣上的酸， 他把花浸在盛水 的杯子里。 结果他发现蓝色的花竟然变成了 红色。 受到这一现象的启发， 他从各种花、 地衣以及树皮和植物的根里制取了不同颜色 的浸出液， 用这些浸出液去检验各种溶液是 酸性还是碱性， 这就是最早的酸碱指示剂。 红椰菜除了可供食用外， 它的色素对酸 碱非常敏感， 只要用热水作为溶剂把红椰菜 的色素提炼出来， 它的色素便会在不同的酸 碱值 （ pH ） 呈现不同的颜色： pH＝1 ， 深红； pH＝2～3 ， 紫红； pH＝4～6 ， 浅红； pH＝7～9 ， 蓝色； pH＝10 ， 绿色； pH＝11 ， 黄绿； pH＝ 12～14 ， 黄色。 4. 单一溶液的 pH 的计算 pH 的计算公式： pH＝－lgc （ H ＋ ）； 解题关键： 计算溶液中的 c （ H ＋ ）。 （ 1 ） 酸溶液的 pH 计算 c （酸） 电离 c （ H ＋ ） →pH ① 强酸 强酸 H n A 溶液的浓度为 c mol · L －1 ， 则 c （ H ＋ ） ＝nc mol · L －1 ， pH＝－lgc （ H ＋ ） ＝－lg （ nc ）。 如 25 ℃ 下， 0.005 mol · L －1 的稀硫酸中 c （ H ＋ ） ＝0.01 mol · L －1 ， pH＝2 。 ② 弱酸 一元弱酸 HA ， 设浓度为 c mol · L －1 ， 则 c （ H ＋ ） <c mol · L －1 ， pH>－lgc 。 如 25 ℃ 下， 0.01 mol · L －1 的醋酸溶液中 c （ H ＋ ） <0.01 mol · L －1 ， pH>2 。 （ 2 ） 碱溶液的 pH 计算 c （碱） 电离 c （ OH － ） K W c （ H ＋ ） →pH ① 强碱 强碱 B （ OH ） n 溶液的浓度为 c mol · L －1 ， 则 c （ OH － ） ＝nc mol · L －1 ， c （ H ＋ ） ＝ 10 -14 nc mol · L －1 ， pH＝－lgc （ H ＋ ） ＝14+lg （ nc ）。 如 25 ℃ 下， 0.005 mol · L －1 的氢氧化钡溶 液中 c （ OH － ） ＝0.01mol · L －1 ， c （ H ＋ ） ＝10 -12 mol · L －1 ， pH＝12 。 ② 弱碱 一元弱碱 BOH ， 设浓度为 c mol · L －1 ， 则 c （ OH － ） <c mol · L －1 ， c （ H ＋ ） > 10 －14 c mol · L －1 ， pH<14＋lgc 。 如 25 ℃ 下 ， 0.01 mol · L －1 的氨水中 c （ OH － ） <0.01 mol · L －1 ， c （ H ＋ ） >10 -12 mol · L －1 ， pH<12 。 5. 酸碱混合溶液的 pH 的计算 （ 1 ） 强酸与强酸混合 差。 若先用蒸馏水润湿， 相当于将待 测液稀释了， 若待测液为碱性溶液， 则所测结果偏小； 若待测液为酸性溶 液， 则所测结果偏大； 若待测液为中 性溶液， 则所测结果没有误差。 （ 3 ） 具有漂白性的溶液不能用 pH 试纸测 量其 pH ， 如氯水、 NaClO 溶液等。 （ 4 ） 广泛 pH 试纸只能读取整数值或范围。 温馨提示 （ 1 ） 当给出酸或碱的浓度时， 求 pH 要考 虑酸、 碱的元数。 （ 2 ） 求碱溶液的 pH 时， 要先求 c （ OH － ）， 再应用 K w =c （ H ＋ ）· c （ OH - ） 求出 c （ H ＋ ）。 62 学 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 c 混 （ H ＋ ） ＝ c 1 （ H ＋ ）· V 1 ＋c 2 （ H ＋ ）· V 2 V 1 ＋V 2 ， 然后再 求 pH 。 （ 2 ） 强碱与强碱混合 先计算 c 混 （ OH - ） ＝ c 1 （ OH － ）· V 1 ＋c 2 （ OH － ）· V 2 V 1 ＋V 2 ， 再求 c 混 （ H ＋ ） ＝ K w c 混 （ OH － ） ， 最后求 pH 。 （ 3 ） 强酸与强碱混合 （常温条件下） ① 恰好完全反应， 溶液呈中性， pH＝7 。 ② 酸过量 先求 c 余 （ H ＋ ） ＝ c （ H ＋ ）· V （酸） －c （ OH － ）· V （碱） V （酸） ＋V （碱） ， 再求 pH 。 ③ 碱过量 先求 c 余 （ OH - ） ＝ c （ OH － ）· V （碱） －c （ H ＋ ）· V （酸） V （酸） ＋V （碱） ， 再求 c （ H ＋ ） ＝ K w c 余 （ OH － ） ， 最后求 pH 。 （ 4 ） 酸与碱等体积混合 （常温条件下） 当酸与碱的 pH 之和为 14 （即 pH 酸 ＋ pH 碱 ＝14 ） 时， ① 若为强酸与强碱， 则 pH＝7 。 ② 若为强酸与弱碱， 则 pH>7 。 ③ 若为弱酸与强碱， 则 pH<7 。 6. 溶液的稀释规律及稀释后的 pH 的计算 （ 1 ） 酸或碱稀释后溶液 pH 的计算 ① 一般地， 强酸溶液稀释 10 n 倍， c （ H ＋ ）减小 为原来的 1 10 n ， pH 就增大 n 个单位， 即 pH 稀 ＝pH 原 ＋n 。 ② 一般地， 强碱溶液稀释 10 n 倍， c （ OH － ）减 小为原来的 1 10 n ， pH 就减小 n 个单位 ， 即 pH 稀 ＝pH 原 －n 。 ③ 常温下， 强酸或强碱溶液无限稀释时， 酸 溶液或碱溶液的 pH 接近 7 ， 但酸溶液的 pH 不能大于或等于 7 ， 碱溶液的 pH 不能 小于或等于 7 。 这是因为无限稀释时， 由 水电离产生的 H ＋ 和 OH － 不能忽略。 ④ 对于 pH 相同的强酸和弱酸 （或强碱和弱 碱） 溶液稀释相同的倍数， 强酸 （或强 碱 ） 溶液的 pH 变化幅度大 （如下图所 示）。 这是因为强酸 （或强碱） 已完全电 离， 随着加水稀释， 溶液中 H ＋ （或 OH － ） 数 （水电离的除外） 不会增多， 而弱酸 （或弱碱） 随着加水稀释电离程度增大， H ＋ （或 OH － ） 数会不断增多。 温馨提示 （ 1 ） 求酸、 碱混合后溶液 pH 时， 若题目 不给出混合后溶液的密度， 则近似 认为混合后溶液体积为混合前两溶 液体积之和； 若题目给定混合后溶 液的密度， 则应根据 ρ＝ m V 计算混合 后溶液的体积。 （ 2 ） 溶液 pH 计算的核心是确定溶液中的 c （ H ＋ ）大小； 可以按 “酸按酸， 碱按 碱， 同强混合在之间， 异强混合看 过量” 规则进行计算。 弱酸 强酸 稀释过程 酸溶液稀释 O a 7 pH 碱溶液稀释 O b pH 稀释过程 7 弱碱 强碱 63 学 高中化学选择性必修 1 （人教版） （ 2 ） 酸碱溶液稀释时 pH 的变化 （常温条件下） 7. pH 的应用 （ 1 ） 医疗上 ① 测定血液等的 pH 可以帮助诊断疾病。 ② 调节体液 pH 可以辅助治疗疾病。 （ ２ ） 工农业生产上 ① 土壤的 pH 关系到农作物的生长。 ② 氯碱工业生产中所用食盐水的 pH 要控制 在 12 左右， 以除去其中的 Ca 2+ 和 Mg 2+ 等 杂质。 （ 3 ） 科学实验中 pH 是影响某些反应过程的重要因素 ， 因此测定和控制溶液的 pH ， 与控制温度和 浓度等同样重要。 （ 4 ） 环保领域中 酸性或碱性废水的处理常常利用中和反 应原理， 并结合 pH 自动测定仪进行监测和 控制。 知识点 3 酸碱中和滴定 1. 实验原理 利用酸碱中和反应， 用已知浓度的酸 （或碱） 来测定未知浓度的碱 （或酸） 的实 验方法。 以标准盐酸溶液滴定待测的 NaOH 溶液， 待测的 NaOH 溶液的物质的量浓度为 c （ NaOH ） ＝ c （ HCl ）· V （ HCl ） V （ NaOH ） 。 酸碱中和滴定的关键： （ 1 ） 准确测定所用标准液的体积。 （ 2 ） 准确判断滴定终点。 2. 实验用品 （ 1 ） 试剂： 标准液、 待测液、 指示剂、 蒸 馏水。 （ 2 ） 仪器： 酸式滴定管 （如图 A ）、 碱式滴 定管 （如图 B ）、 滴定管夹 、 铁架台 、 烧杯、 锥形瓶。 （ 3 ） 滴定管特征和使用要求 ① “ 0 ” 刻度在上， 精确度 0.01 mL 。 ② 查漏—洗涤—润洗—装液。 ③ 禁止混用酸式滴定管和碱式滴定管。 ④ 滴定管的选用。 酸性、 氧化性的试剂一般用酸式滴定 管， 因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶。 碱性的试剂一般用碱式滴定管， 因为碱 性物质易腐蚀玻璃， 致使玻璃活塞无法打开。 3. 实验操作 （以标准盐酸滴定待测 NaOH 溶 液为例） （ 1 ） 滴定准备 “八动词” 项目 类别 酸 （ pH＝a ） 碱 （ pH＝b ） 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释 10 n 倍 <a＋n a＋n >b－n b－n 无限稀释 pH 趋向于 7 滴定装置 碱 式 滴 定 管 A B 酸 式 滴 定 管 滴定 管夹 50mL 20℃ 50mL 20℃ 查 检查滴定管是否漏水 洗 先用蒸馏水洗 2~3 次， 再用盛装溶液润洗 2~3 次 装、 排 装液高于 “ 0 ” 刻度并驱除尖嘴处气泡 调、 读 调整液面至 “ 0 ” 刻度或 “ 0 ” 刻度以下， 记录 溶液体积， 精确到 0.01 mL 注、 加 往锥形瓶内注入 20 mL 待测液， 并滴加 1~2 滴 酸碱指示剂 64 学 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 （ 2 ） 滴定过程 “三动作” （ 3 ） 终点判断 “两数据” ① 最后半滴： 滴入最后半滴， 溶液颜色发生 突变。 ② 半分钟： 颜色突变后， 经振荡半分钟内不 复原， 视为滴定终点。 （ 4 ） 数据处理 按上述操作重复 2～3 次 ， 求出用去 标准盐酸体积的平均值 ， 根据 c （ NaOH ） ＝ c （ HCl ）· V （ HCl 溶液） V （ NaOH 溶液） 计算。 （ 5 ） 误差分析 ① 原理 依据原理 c （标准）· V （标准） ＝c （待测）· V （待测）， 所以 c （待测） ＝ c （标准）· V （标准） V （待测） ， 因 c （标准）与 V （待测）已确定， 因此只要分 析出不正确的操作引起 V （标准）的变化， 即 分析出结果。 V （标准）变大， 则 c （待测）偏 高； V （标准）变小， 则 c （待测）偏低。 ② 常见误差 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液 （酚酞作指示剂） 为例， 常见的因操作不正 确而引起的误差有： 4. 常用酸碱指示剂及变色范围 眼睛注视 锥形瓶内溶液 颜色变化 右手摇动 锥形瓶 左手控制滴定 管活塞 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸 馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有 气泡 ， 放出液体后气泡 消失 变小 偏低 酸式滴定管滴定前有气泡， 滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体 溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 滴定 溶液颜色较浅时滴入酸液 过快， 停止滴定后反加一 滴 NaOH 溶液无变化 变大 偏高 酸式滴定管滴定前读数正 确， 滴定后俯视读数 （或 前仰后俯） 变小 偏低 酸式滴定管滴定前读数正 确， 滴定后仰视读数 （或 前俯后仰） 变大 偏高 读数 洗涤 步骤 操作 V （标 准） c （待 测） 步骤 操作 V （标 准） c （待 测） 酸式滴定管未用标准溶液 润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液 润洗 变小 偏低 洗涤 续表 指示剂 变色范围的 pH 石蕊 <5.0 红色 5.0～8.0 紫色 >8.0 蓝色 甲基橙 <3.1 红色 3.1～4.4 橙色 >4.4 黄色 酚酞 <8.2 无色 8.2～10.0 浅红色 >10.0 红色 温馨提示 （ 1 ） 滴定管和量筒读数的区别： ① 滴定管 “ 0 ” 刻度在上方， 数值从上到 下依次增大 ， 因此仰视时读数偏大 ， 俯视时读数偏小。 量筒无 “ 0 ” 刻度， 数值从下到上依次增大， 因此仰视时 读数偏小， 俯视时读数偏大。 ② 记录数据时， 滴定管的读数应记录到 小数点后两位 ， 如 20.00 mL ； 量筒 65 学 高中化学选择性必修 1 （人教版） 要 点 精 析 要点 1 水的电离平衡 典例 1 25 ℃ 时， 水的电离达到平衡： H 2 O H ＋ ＋OH － ΔH>0 ， 下列叙述正确的是 （ ） A. 向水中加入稀氨水， 平衡逆向移动， c （ OH － ） 降低 B. 向水中加入少量固体硫酸氢钠， c （ H ＋ ）增 大， K w 不变 C. 向水中加入少量固体 CH 3 COONa ， 平衡 逆向移动， c （ H ＋ ）降低 D. 将水加热， K w 增大， pH 不变 解析： 酸、 碱、 强酸酸式盐、 部分弱酸酸式 盐抑制水的电离； 部分弱酸盐、 弱碱盐促进 水电离。 向水中加入氨水， 溶液由中性到碱 性， 碱对水的电离起抑制作用， 所以平衡逆 向移动， c （ OH － ）增大， 故 A 错误； NaHSO 4 Na + +SO 2- 4 +H + ， 但是温度不变， K w 不变， 故 B 正确； CH 3 COONa 中的醋酸根水解对水的 电离起促进作用， 电离平衡右移， c （ H ＋ ）降低， 故 C 错误； 温度升高， 水的离子积常数 K w 增大， 则 pH 减小， 故 D 错误。 答案： B 变式训练 1 纯水中存在电离平衡： H 2 O H + +OH - 。 下列采取的措施中， 能促进水的电离的是 （ ） A． 适当加热 B． 加入几滴浓盐酸 C． 加入少量 NaOH D． 加入少量 NaCl 的读数最多记录到小数点后一位， 如 8.0 mL 。 （ 2 ） 使用聚四氟乙烯活塞的滴定管为酸 碱通用滴定管。 （ 3 ） 恰好中和 ＝ 酸碱恰好完全反应 ≠ 滴定 终点 ≠ 溶液呈中性。 （ 4 ） 滴定终点是通过指示剂颜色变化而实 际控制的停止滴定的 “点”， 滴定终 点与恰好中和越吻合， 测定误差越小。 （ 5 ） 指示剂选用： 变色要灵敏， 变色范 围要小， 且变色范围尽量与所生成 盐的溶液酸碱性一致。 因此中和滴 定一般选用酚酞和甲基橙， 而不用 石蕊溶液。 教材拓展 pH 试纸简介 1. pH 试纸的制备： pH 试纸是将试纸用 多种酸碱指示剂的混合溶液浸透， 经 晾干制成的。 2. pH 试纸的使用方法： 取一片 pH 试纸， 放在洁净干燥的表面皿或玻璃片上， 用玻璃棒蘸取待测液滴在试纸中部， 然后与标准比色卡对照读数。 3. pH 试纸的种类。 常用的 pH 试纸有广泛 pH 试纸和精密 pH 试纸。 此外还有用于 酸性、 中性或碱性溶液的专用 pH 试纸。 4. pH 试纸的 pH 范围： 广泛 pH 试纸的 pH 范围是 1～14 （最常用） 或 0～10 ， 可 以识别的 pH 差值约为 1 ； 精密 pH 试 纸的 pH 范围较窄 ， 可以判别 0.2 或 0.3 的 pH 差值。 66 学 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 要点 ２ 水的离子积常数 典例 2 常温下， 0.1 mol · L －1 的 NaOH 溶液中 由水电离出的 OH － 的物质的量浓度为 （ ） A. 0.1 mol · L －1 B. 1.0×10 －13 mol · L －1 C. 1.0×10 －7 mol · L －1 D. 无法确定 解析： 常温下， K w =c 溶液 （ H ＋ ）· c 溶液 （ OH - ） ＝1× 10 －14 ， 0.1 mol · L －1 的 NaOH 溶液中， c （ OH - ） = 0.1 mol · L －1 ， c 溶液 （ H ＋ ） =c 水 （ H ＋ ） = K w c （ OH － ） =1× 10 －13 mol · L －1 。 答案： B 变式训练 2 25 ℃ 时， 在等体积的 ①pH=0 的 H 2 SO 4 溶液、 ②0.05 mol/L 的 Ba （ OH ） 2 溶液中， 由 水电离出的 c （ H + ）之比是 （ ） A． 1 ∶ 10 B． 1 ∶ 5 C． 1 ∶ 20 D． 1 ∶ 100 要点 3 溶液的酸碱性和 pH 典例 3 下列溶液一定呈中性的是 （ ） A. pH＝7 的溶液 B. c （ H ＋ ） ＝c （ OH － ）的溶液 C. 由强酸、 强碱等物质的量反应得到的溶液 D. 非电解质溶于水得到的溶液 解析： 100 ℃ 时， 水的离子积常数是 1×10 －12 ， pH＝6 时溶液呈中性， 当 pH＝7 时溶液呈碱 性， 故 A 错误； c （ H ＋ ）与 c （ OH － ）的相对大小 是判断溶液酸碱性的基本依据， 所以 c （ H ＋ ） =c （ OH － ）的溶液一定呈中性， 故 B 正确； 由 强酸、 强碱等物质的量反应得到的溶液不一 定为中性， 如 NaOH 与 H 2 SO 4 等物质的量反 应得到 NaHSO 4 ， 溶液为酸性， 故 C 错误； SO 3 是非电解质 ， 但它溶于水后会生成 H 2 SO 4 ， 呈酸性， 故 D 错误。 答案： B 变式训练 3 下列溶液一定显酸性的是 （ ） A. 溶液中 c （ OH - ） >c （ H + ） B. 滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液 C. 溶液中 c （ H + ） =1×10 -6 mol · L -1 D. c （ H + ） >1×10 -7 mol · L -1 的溶液 要点 4 溶液酸碱性的测定方法 典例 4 下列有关实验操作正确的是 （ ） A. 用水润湿的 pH 试纸测量某溶液的 pH B. 用量筒量取 20 mL 0.5000 mol · L －1 H 2 SO 4 溶液于烧杯中 ， 加水 80 mL ， 配制成 0.1000 mol · L －1 H 2 SO 4 溶液 C. 实验室用 pH 试纸测定某瓶氯水的 pH 为 3 D. 实验室用天平称取 8.0 g NaCl 固体 解析： 用水润湿 pH 试纸会导致溶液浓度偏 低， 可能会导致某些溶液 pH 变化， 如用湿润 的试纸测定稀盐酸溶液， 溶液浓度变小， 则测 定 pH 偏大， 故 A 错误； 20 mL 0.5000 mol · L －1 H 2 SO 4 溶液与 80 mL 水混合， 因体积不具加 和性， 溶液的体积不等于 100 mL ， 故 B 错 误； 因氯水中 HClO 具有漂白性， 不能利用 pH 测量其 pH ， 应该用 pH 计， 故 C 错误； 用托盘天平称量的时候应左物右码， 且精度 为 0.1 g ， 故 D 正确。 答案： D 67 学 高中化学选择性必修 1 （人教版） 变式训练 4 用 pH 试纸测定溶液的 pH ， 下列叙述正 确的是 （ ） A． 测得某浓度的 NaClO 溶液的 pH 为 10 B． 常温下测得 NH 4 Cl 溶液 pH 约为 4.1 C． 用湿润的 pH 试纸测 pH 相同的盐酸和醋 酸溶液的 pH ， 误差较大的是盐酸 D． 在试管内放入少量溶液并煮沸， 把 pH 试 纸放在管口观察其颜色并与标准比色卡 比较 要点 5 单一溶液的 pH 的计算 典例 5 25 ℃ 时， 下列四种溶液中， 由水电 离生成的氢离子浓度之比是 （ ） ①pH＝0 的盐酸； ②0.1 mol · L －1 的盐酸； ③0.01 mol · L －1 的 NaOH 溶液； ④pH＝14 的 NaOH 溶液。 A. 1 ∶ 10 ∶ 100 ∶ 1 B. 0 ∶ 1 ∶ 12 ∶ 0 C. 14 ∶ 13 ∶ 12 ∶ 14 D. 14 ∶ 13 ∶ 2 ∶ 1 解析： 25 ℃ 时， K w ＝1×10 －14 。 酸溶液中由水 电离出的 c （ H ＋ ）等于该溶液中的 c （ OH － ）， 所 以 ①c （ H ＋ ） ＝1 mol · L －1 ， 由水电离出的 c （ H ＋ ） 与溶液中 c （ OH － ）相等， 等于 10 －14 mol · L －1 ； ②c （ H ＋ ） ＝0.1 mol · L －1 ， 则由水电离出的 c （ H ＋ ） ＝10 －13 mol · L －1 ； 碱溶液中由水电离出的 c （ H ＋ ） 等于该溶液中的 c （ H ＋ ）， 所以， ③c （ OH － ） ＝ 0.01mol · L －1 ， 由水电离出的 c （ H ＋ ） ＝10 －12 mol · L －1 ； ④ 由水电离出的 c （ H ＋ ） ＝10 －14 mol · L －1 。 即四种 溶液中由水电离出的 c （ H ＋ ）之比为 10 －14 ∶10 －13 ∶ 10 －12 ∶ 10 －14 ＝1 ∶ 10 ∶ 100 ∶ 1 。 答案： A 变式训练 5 某温度下， 重水 （ D 2 O ） 的离子积常数 为 1.6×10 -15 ， 若用定义 pH 一样来规定 pD= -lgc （ D + ）， 则在该温度下， 下列叙述正确的 是 （ ） A. 纯净的重水中， pD=7 B. 0.01 mol DCl 溶于重水形成 1 L 溶液， 其 pD=2 C. 0.01 mol NaOD 溶于重水形成 1 L 溶液， 其 pD=12 D. 纯净的重水中， c （ D + ）· c （ OD - ） >1.0×10 -14 要点 6 酸碱混合溶液的 pH 的计算 典例 6 常温下 ， 将 0.1 mol/L 的 HCl 和 0.06 mol/L 的 Ba （ OH ） 2 溶液以等体积混合 后， 该混合溶液的 pH 是 （ ） A. 1.7 B. 12.3 C. 12 D. 2 解析： 0.1 mol · L －1 的 HCl 的 c （ H ＋ ） =0.1 mol · L －1 ， 0.06 mol/L 的 Ba （ OH ） 2 溶液的 c （ OH - ） = 0.06 mol/L ×2 ＝0.12 mol/L ， 将 0.1 mol/L 的 HCl 和 0.06 mol/L 的 Ba （ OH ） 2 溶液以等 体积混合后， 设体积为 V ， 过量的 c （ OH - ） ＝ V×0.06×2-V×0.1 2V =0.01 mol · L -1 ， c （ H ＋ ） =1× 10 －12 mol · L －1 ， 则 pH＝－lgc （ H ＋ ） =12 。 思维点拨 酸、 碱等体积混合， 浓度减半。 由 初始量判断酸过量或碱过量， 确定混合 后溶液的酸、 碱性， 再应用 K w =c 溶液 （ H ＋ ）· c 溶液 （ OH - ）， 计算溶液中的 c （ H ＋ ）。 68 学 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 答案： C 变式训练 6 25 ℃ ， pH =13 的 NaOH 与 pH =2 的 H 2 SO 4 溶液混合， 所得混合液呈中性， 则强 酸与强碱的体积比为 （ ） A． 10 ∶ 1 B． 1 ∶ 10 C． 1 ∶ 9 D． 11 ∶ 1 要点 7 pH 溶液的稀释 典例 7 常温下， 下列溶液中与 1.0×10 -5 mol/L 的 NaOH 溶液的 pH 相同的是 （ ） A. 把 pH=6 的盐酸稀释 1000 倍 B. 把 pH=10 的 Ba （ OH ） 2 溶液稀释 10 倍 C. 把 pH=10 的氨水稀释 10 倍 D. 把 pH=8 的 NaOH 溶液稀释 10 倍 解析： 1.0×10 -5 mol/L 的 NaOH 溶液的 pH= 9 。 酸不论怎样稀释， 其 pH 都无限接近 7 ， 但 不 会 超 过 7 ， 故 A 错 误 ； pH =10 的 Ba （ OH ） 2 溶液稀释 10 倍， pH 减小一个单位 为 9 ， 故 B 正确； pH=10 的氨水稀释 10 倍， 其 pH 为 9<pH<10 ， 故 C 错误 ； pH=8 的 NaOH 溶液稀释 10 倍， pH 接近 7 ， 故 D 错误。 答案： B 变式训练 7 甲、 乙两醋酸稀溶液， 甲的 pH=a ， 乙 的 pH=a+1 ， 下列判断正确的是 （ ） A． 甲中由水电离出来的 H + 的物质的量浓度 是乙的 1 10 B． 甲、 乙两溶液物质的量浓度之间的关系： c （甲） =10c （乙） C． 用甲 、 乙分别中和含有等物质的量的 NaOH 溶液， 两者的体积 （ V ） 之间的关 系为 10V （甲） >V （乙） D． 甲中的 c （ OH - ） 为乙中的 c （ OH - ） 的 10 倍 要点 8 酸碱中和滴定 典例 8 实验室中有一未知浓度的盐酸， 某 学生为测定盐酸的浓度， 在实验室中进行如 下实验， 请完成下列填空。 思维延伸 有关 pH 计算的一般思维模型 （ 1 ） 关于溶液 pH 的计算是高考中的重要 题型， 主要包含直接求溶液的 pH 、 求酸或碱溶液的浓度、 所需酸或碱 的体积等， 无论以哪一种形式出现， 均可按照以下方法求解。 （ 2 ） 利用 c （ H ＋ ） ＝ K w c （ OH － ） 求 pH 时， 要注 意温度是否是常温 ， 即 K w 是否是 1.0×10 －14 。 酸性 溶液 碱性 溶液 酸的 稀释 酸与酸 混合 酸与碱 混合 碱的 稀释 碱与碱 混合 判断最终 溶液的酸碱性 先求最终溶液中 n （ H + ）， 再求 c （ H + ） 先求最终溶液中 n （ OH - ）， 再 求 c （ OH - ），最后再根据 c （ H + ） = K W c （ OH - ） 求出 c （ H + ） 求 pH=-lg c （ H + ） 69 学 高中化学选择性必修 1 （人教版） 取 20.00 mL 待测稀盐酸放入锥形瓶中， 并滴入 2～3 滴酚酞作指示剂， 用标准氢氧化 钠溶液进行滴定， 重复上述滴定操作 2～3 次， 记录数据如下表所示： （ 1 ） 滴定达到终点的标志是 。 （ 2 ） 根据上述数据， 可计算出该盐酸的物质 的量浓度约为 （保留 2 位有效 数字）。 （ 3 ） 排出碱式滴定管中气泡的方法应采用操 作 （如图所示） 中的 ， 然后轻 轻挤压玻璃球， 使尖嘴部分充满碱液。 解析： （ 1 ） 在没有滴加 NaOH 溶液前， 盐 酸显酸性， 所以滴入酚酞显无色， 达到终点 时， 溶液由无色变为粉红色， 且半分钟内不 褪色。 （ 2 ） 三次滴定数据都是有效的， 消耗标准液 的 平 均 体 积 为 （ 22.62 +22.72 +22.80 ） ÷3 = 22.71 mL ， 该 HCl 的浓度为 c （ HCl ） ＝ c （ NaOH ）· V （ NaOH 溶液） V （ HCl 溶液） ＝ 0.1 mol/L×22.71 mL 20.00 mL ≈0.11 mol · L －1 。 （ 3 ） 碱式滴定管装满溶液后， 用拇指和食指 拿住玻璃球所在部位并使乳胶管向上弯曲， 出口管斜向上， 然后在玻璃球部位侧面迅速 捏橡皮管， 使溶液从管口喷出， 用丙的方法 易把气泡赶走。 答案： （ 1 ） 最后半滴 NaOH 溶液滴入时， 溶液由无色恰好变成粉红色且半分钟内不褪 色 （ 2 ） 0.11 mol · L －1 （ 3 ） 丙 典例 9 用已知浓度的盐酸测定未知浓度的 NaOH 溶液的物质的量浓度， 待测液放在锥 形瓶中。 中和滴定时下列操作会使测定结果 偏低的是 （锥形瓶中溶液用滴定管量取） （ ） A. 碱式滴定管未用待测碱液润洗 B. 酸式滴定管未用标准盐酸润洗 C. 滴定过程中不慎有标准液滴到锥形瓶外 D. 滴定前俯视读数， 滴定后读数正确 解析： A 项正确， 碱式滴定管未用待测碱液 润洗， 导致实际取用的减少， 则消耗的酸 少， 结果偏低； B 项错误， 酸式滴定管未用 标准盐酸润洗， 会造成消耗的酸体积多， 结 果偏高； C 项错误， 滴定过程中不慎有标准 液滴到锥形瓶外， 测定结果偏高； D 项错 误， 计算出消耗酸量将会偏多， 结果偏高 （滴定管的零刻度在上面）。 答案： A 变式训练 8 现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的 总酸量 （ g/100 mL ）。 Ⅰ. 实验步骤 （ 1 ） 用 （填仪器名称， 下同） 量取 10.00 mL 食用白醋， 在烧杯中用水稀释 实验 编号 NaOH 溶液 的浓度 / （ mol · L －1 ） 滴定完成后， 氢氧化钠溶液 滴入的体积 / mL 待测盐酸的 体积 /mL ① 0.10 22.62 20.00 ② 0.10 22.72 20.00 ③ 0.10 22.80 20.00 典例 8 图 丙甲 乙 70 学 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 后转移到 100 mL 中定容， 摇 匀即得待测白醋溶液。 （ 2 ） 取待测白醋溶液 20.00 mL 于锥形瓶中， 向其中滴加 2 滴 作指示剂。 （ 3 ） 读取盛装 0.1000 mol · L －1 NaOH 溶液的碱式滴定管的 初始读数 。 如果液面位置 如图所示 ， 则此时的读数 为 mL 。 （ 4 ） 滴定。 当 时， 停止滴定， 并记录 NaOH 溶液的最终读 数。 重复滴定 3 次。 Ⅱ. 实验记录 Ⅲ. 数据处理与讨论 （ 5 ） 甲同学在处理数据时计算得： 平均消耗 的 NaOH 溶液的体积 V＝ 15.95+15.00+15.05+14.95 4 mL≈15.24 mL 。 指出他的计算的不合理之处： 。 按正确数据处理， 可得 c （市售白醋） ＝ mol · L －1 ； 市售白 醋总酸量为 g/100 mL 。 （ 6 ） 在本实验的滴定过程中， 下列操作会使 实验结果偏高的是 （填字母 序号）。 A． 碱式滴定管在滴定时未用 NaOH 标 准溶液润洗 B． 碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡， 滴定后气泡消失 C． 锥形瓶中加入待测白醋溶液后， 再 加少量水 D． 锥形瓶在滴定时剧烈摇动， 有少量 液体溅出 变式训练答案 1. A 2. A 3. B 4. C 5. B 6. A 7. A 8. （ 1 ） 酸式滴定管 容量瓶 （ 2 ） 酚酞 （ 3 ） 0.60 （ 4 ） 溶液由无色变为浅红色， 并 在半分钟内不褪色 （ 5 ） 第 1 次滴定数据 误差较大 ， 属于异常值 ， 应舍去 0.75 4.50 （ 6 ） AB 0 1 2 滴定次数 1 2 3 4 V （样品） /mL 20.00 20.00 20.00 20.00 V 消耗 （ NaOH ） /mL 15.95 15.00 15.05 14.95 变式训练 8 图 71