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1、2022高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡 第二節(jié) 第2課時《溶液pH的計算》知識點歸納及例題演練 新人教版選修4
[學習目標定位] 1.學會pH的簡單計算。2.了解溶液稀釋時pH的變化規(guī)律，會計算各類混合溶液的pH。
根據(jù)水的離子積Kw＝c(H＋)·c(OH－)，回答下列問題：
(1)c(H＋)為1.0×10－2 mol·L－1的某溶液中，c(OH－)為1.0×10－12 mol·L－1，其pH為2。
(2)pH＝3的某溶液中，c(H＋)為1.0×10－3 mol·L－1，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)為1.0×10－11 mol·L－1。
(3)c(H＋)為1.0×10－1
2、2 mol·L－1的溶液呈堿性，你判斷的依據(jù)是c(OH－)>c(H＋)。
探究點一 酸、堿溶液混合后pH的計算方法
1．計算下列溶液的pH：
(1)1.0×10－4 mol·L－1鹽酸溶液的pH為4；
(2)將0.4 g NaOH固體溶于水得到1 L溶液，該溶液的pH為12。
2．pH＝2的鹽酸與pH＝4的鹽酸，若按1∶10的體積比混合后，溶液的c(H＋)為1.0×10－3 mol·L－1，pH為3。
3．將200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液與100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)為1.0×10－2 mol·L－
3、1，c(H＋)為1.0×10－12 mol·L－1，pH為12。
4．pH＝12的NaOH溶液與pH＝2的硫酸，若等體積混合后，溶液的pH為7；若按9∶11的體積比混合后，溶液的pH為3；若按11∶9的體積比混合后，溶液的pH為11。
[歸納總結(jié)]
溶液pH的計算方法
1．強酸、強堿溶液的pH的計算方法
先求出強酸、強堿溶液中的c(H＋)，強酸直接由酸的濃度求出，強堿先由堿的濃度求出c(OH－)，再根據(jù)水的離子積換算出c(H＋)，然后用公式pH＝－lgc(H＋)求出pH。
2．酸、堿溶液混合后pH的計算方法
(1)強酸與強酸混合
c(H＋)混＝，然后再求pH。
(2)強堿與強
4、堿混合
先計算：c(OH－)混＝
再求c(H＋)混＝，最后求pH。
(3)強酸與強堿混合
①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7。
②酸過量：
先求c(H＋)余＝，
再求pH。
③堿過量：
先求c(OH－)余＝，
再求c(H＋)＝，然后求pH。
[活學活用]
1．將0.1 mol·L－1 HCl溶液和0.06 mol·L－1的Ba(OH)2溶液等體積混合后，則該溶液的pH是( )
A．1.7 B．12.3 C．12 D．1
答案 C
解析 這是強酸和強堿的混合，要先判斷混合液的酸堿性。酸中c(H＋)＝0.1 mol·L－1；堿中c(OH－)
5、＝0.12 mol·L－1，等體積混合堿過量，根據(jù)pH值的計算方法，要先求c(OH－)，再求c(H＋)，最后求pH值。c(OH－)余＝＝0.01 mol·L－1，c(H＋)＝＝1×10－12mol·L－1
pH＝－lgc(H＋)＝12。
2．pH＝13的強堿溶液與pH＝2的強酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，則強堿與強酸的體積比是( )
A．11∶1 B．9∶1
C．1∶11 D．1∶9
答案 D
解析 可設(shè)堿與酸的體積分別為V堿和V酸，由題意可知，混合后堿過量，可列等式：＝10－(14－11)，解之可得V堿∶V酸＝1∶9。
探究點二 酸、堿溶液稀釋后的pH變化規(guī)律
1
6、．計算下列酸溶液稀釋后的pH
(1)pH＝2的鹽酸，若加水稀釋10倍，其pH為3；若加水稀釋10n倍，其pH為2＋n。
(2)若將pH＝5的鹽酸加水稀釋103倍，其pH接近于7。
(3)pH＝2的醋酸溶液，加水稀釋10倍，其pH大小范圍應(yīng)是2
7、pH就增大n個單位，即pH＝a＋n(其中a＋n<7)；由于稀釋過程中，弱酸還會繼續(xù)電離，故弱酸的pH范圍是a7)；由于稀釋過程中，弱堿還會繼續(xù)電離，故弱堿的pH范圍是b－n7)；堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7，不能小于7。如圖Ⅱ所示。
[活學活用]
3．常溫下，關(guān)于溶液的稀釋下列說法正確的是( )
A．pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，pH＝5
B．p
8、H＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1
C．將1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2 L，pH＝13
D．pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH＝6
答案 C
解析 A項，pH＝3的醋酸溶液在稀釋過程中電離平衡正向移動，稀釋100倍時，3
9、1；C項，0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液稀釋到2 L時，c(OH－)＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，pH＝13；D項，NaOH是堿溶液，無論怎么稀釋，pH在常溫下不可能成為6，只能無限接近于7。
4．在25 ℃的條件下，將體積都為10 mL，pH都等于3的醋酸和鹽酸，加水稀釋到a mL和b mL，測得稀釋后溶液的pH均為5，則稀釋時加入水的體積為( )
A．a(chǎn)＝b＝1 000 mL B．a(chǎn)＝b>1 000 mL
C．a(chǎn)
10、．a(chǎn)>b
答案 D
解析 在溶液中，鹽酸電離是不可逆的，而CH3COOH的電離是可逆的，存在電離平衡，在加水稀釋的過程中，鹽酸溶液里c(H＋)的主要變化只有一個，即減??；CH3COOH溶液里c(H＋)的主要變化有兩個，即減小和增大。若a＝b，稀釋后的CH3COOH溶液pH<5，若使CH3COOH溶液pH＝5，就必須繼續(xù)加水稀釋，即a>b。
1．溶液pH計算
堿按堿、酸按酸，同強混合在中間，
異強混合看過量，無限稀釋7為限。
2．pH差值≥2的兩種強酸等體積混合后，pH混＝pH?。?.3
pH差值≥2的兩種強堿等體積混合后，pH混＝pH大－0.3
1．將100 mL 0.
11、001 mol·L－1的鹽酸和50 mL pH＝3的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH為(設(shè)混合后溶液體積的變化忽略不計)( )
A．4.5 B．2.7 C．3.3 D．3
答案 D
解析 兩種酸混合后，溶液中的c(H＋)＝
＝0.001 mol·L－1，所以溶液的pH＝－lgc(H＋)＝－lg0.001＝3。
2．pH＝2和pH＝4的兩種稀硫酸，等體積混合后，下列結(jié)論正確的是(設(shè)混合后溶液體積的變化忽略不計)( )
A．c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1
B．c(OH－)＝2×10－12 mol·L－1
C．pH＝2.3
D．pH＝3
答案
12、C
解析 強酸等體積混合，利用近似計算：pH＝2＋0.3＝2.3，c(H＋)＝1×10－2.3 mol·L－1。
3．現(xiàn)有常溫時pH＝1的某強酸溶液10 mL，下列操作能使溶液的pH變成2的是( )
A．加水稀釋成100 mL
B．加入10 mL的水進行稀釋
C．加入10 mL 0.01 mol·L－1的NaOH溶液
D．加入10 mL 0.01 mol·L－1的HCl溶液
答案 A
解析 A加水稀釋為原溶液體積的10倍，強酸的pH正好增大1個單位。
4．室溫下，下列溶液等體積混合后，所得溶液的pH一定大于7的是( )
A．0.1 mol·L－1的鹽酸和0.1 mol·
13、L－1的氫氧化鈉溶液
B．0.1 mol·L－1的鹽酸和0.05 mol·L－1的氫氧化鋇溶液
C．pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氫氧化鈉溶液
D．pH＝4的鹽酸和pH＝10的氨水
答案 D
解析 本題考查了酸堿反應(yīng)后溶液pH的計算及判斷。HCl為一元強酸，NaOH為一元強堿，Ba(OH)2為二元強堿，故等體積等物質(zhì)的量濃度的HCl與NaOH恰好中和，pH＝7；與Ba(OH)2反應(yīng)時，c(H＋)＝c(OH－)＝2c[Ba(OH)2]，pH＝7，故A、B錯誤；pH＝4的醋酸溶液中電離出的c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，pH＝10的NaOH溶液電離出的c(OH－)＝1×10－
14、4 mol·L－1，因此CH3COOH電離出的H＋恰好與NaOH中和，還有大量的CH3COOH分子過量，故pH<7，同理，D項中氨水過量，溶液顯堿性，pH>7，故C錯誤，D正確。
5．下列敘述正確的是( )
A．100 ℃純水的pH＝6，所以水在100 ℃時呈酸性
B．pH＝3的鹽酸溶液，稀釋至10倍后pH>4
C．0.2 mol·L－1的醋酸與等體積水混合后pH＝1
D．pH＝3的鹽酸與pH＝11的氫氧化鈉等體積混合后pH＝7
答案 D
解析 A選項中因為是純水，不管其pH為多少都呈中性；B選項中鹽酸是強酸，所以每稀釋10倍pH增大1，故pH＝4；C選項中將0.2 mol·L
15、－1的醋酸與等體積水混合后，溶液的濃度變?yōu)?.1 mol·L－1，但由于醋酸是弱酸，所以pH大于1；D選項中鹽酸與氫氧化鈉恰好完全反應(yīng)，所以呈中性。
6.在某溫度下的水溶液中，c(H＋)＝1.0×10x mol·L－1，c(OH－)＝
1.0×10y mol·L－1，x與y的關(guān)系如圖所示。
(1)該溫度下，水的離子積為____________。
(2)該溫度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液的pH為________。
答案 (1)1.0×10－15 (2)13
解析 (1)由圖可知：該溫度下，水的離子積Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝(1.0×10x)·(1.0×10y)＝1.0×10x＋y＝1.0×10－15。
(2)該溫度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液中c(OH－)＝0.01 mol·L－1，則c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1.0×10－13 mol·L－1，因此溶液pH＝13。
2022高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡 第二節(jié) 第2課時《溶液pH的計算》知識點歸納及例題演練 新人教版選修4
