1、高三化学总复习,基本理论,电 离 平 衡,溶液的pH及其测定方法,溶液的pH:用H+物质的量浓度的负对数来表示。,pH=-lgc(H+),（pOH =-lgc(OH-)）,酸性越强,pH值越小,碱性越强,pH值越大, pH值减小一个单位,c(H)就增大到原来的10倍， pH值减小 n个单位, c(H)就增大到原来的10n倍. 任意水溶液中c(H)0,但pH可为0,此时c(H)1mol/L，一般c(H)1mol/L时,pH0.故直接用c(H+)表示.,溶液的pH的测定方法,酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做
2、指示剂的变色范围。,pH试纸法：将一小块pH试纸放在一干燥、洁净的玻璃片或表面皿上，用一干燥、洁净的玻璃棒蘸取少量待测溶液点在试纸的中部，将所显示的颜色与标准比色卡对照。可粗略测定溶液的pH值。（注：测定前不能用水润湿pH试纸),c(OH),c(H+),Kw=c(H+)c(OH-),pH,pH=-lgc(H+),（碱性溶液）,（酸性溶液）,c(H+) = 10- PH,溶液pH的计算,pOH,pH=-lgc(OH-),c(H+) = 10- POH,pH + pOH =14,酸或碱浓度C,1.酸或碱溶液的pH,(1)由于强酸或强碱在水中完全电离,加水稀释后不会有溶质进一步电离,故仅仅是体积增大
3、的因素导致酸溶液中的CH+或碱溶液中的COH-减小.,规律：pH=a的強酸稀释10n倍，pH值增大n个单位，pH= a+n,规律：pH=b的強碱稀释10n倍，pH值减小n个单位，pH= b- n,(2)弱酸或弱碱由于在水中不完全电离,加水稀释同时,能促使其分子进一步电离,故导致相应CH+或COH-减小的幅度降低. pH值的变化比强酸或强碱小。,规律：pH=a弱酸稀释10n倍，pH值增大小于n个单位，pH a+n,规律：pH=b弱碱稀释10n倍，pH值减小小于n个单位，pH b- n,思考 ：pH5的盐酸稀释1000倍,为何pH8?如何计算?,例pH=2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到
4、1L（其pH与溶液体积V的关系如图所示），下列说法正确的是 a=5时，A是强酸，B是弱酸；若A、B都是弱酸，则5a2；稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强；A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等。A B C D,A,3.溶液简单混合 (不发生反应，忽略混合时体积变化),(1)若不等体积混合 ：,(2)若等体积混合，且pH2 ：,強酸与強酸混合 ：,pH混 = pH小 + 0.3,強碱与強碱混合 ：,pH混 = pH大 _ 0.3,4.强酸和强碱混合(发生中和反应,忽略体积变化) 可能情况有三种: 若酸和碱恰好中和.即n(H) n(OH-), pH7. 若酸过量,求出过量的c(H),再求pH值.
5、若碱过量,求出过量的c(OH-),再求出c(H)后求pH值 . 特例:若强酸与强碱等体积混合 :若pH酸pH碱14，则完全中和 pH7. 若pH酸pH碱14,则碱过量 pHpH碱0.3 若pH酸pH碱14,则酸过量 pHpH酸0.3,強酸与強碱混合至溶液呈中性时，強酸与強碱溶液的pH值必须满足如下关系式：,例.在25时，若10体积某強酸溶液与1体积某強碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前该強酸溶液的pH与该強碱溶液的pH之间应满足的关系是 。,酸与碱溶液的pH之和为15,练习. 25时，若体积为Va、pH=a的某一元強酸与体积为Vb、pH=b的某一元強碱混合，恰好中和，且已知Va Vb和a=0.
6、5b。请填写下列空白： (1)a值可否等于3(填“可”或“否”) ，其理由是 ； (2) a值可否等于5(填“可”或“否”) ，其理由是 ； (3)a的取值范围是 。,否,若a=3，则b=67,溶液显酸性，与题意不符。故a3,否,若a=5,则b=10,恰好中和时:10-5Va= 10-(14-10)Vb, Va/Vb=101,与题给条件Va Vb矛盾，故 a5,3.5 a 14/3,例3：在-50时，2NH3 NH4+ + NH2-，NH4+的平衡浓度110-15 mol/L，下列说法错误的是（ ）,A.在液氨中加入NaNH2可使液氨离子积变大；,B.在液氨中加入NH4Cl，液氨的离子积不变；
7、,C.此温度下液氨的离子积为110-30；,D.在液氨中放入金属钠可有NaNH2生成；,A,(1).pH相同的酸(或碱)，酸性(或碱性)越弱，其物质的量浓度越大,(2).pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液pH变化较大；碱也如此.,不同溶液酸碱性的比较,A,(3).酸与碱的pH之和为14，等体积混合若为强酸与强碱，则pH=7若为强酸与弱碱，则pH7若为弱酸与强碱，则pH7,范例：甲溶液pH=2, 乙溶液pH=12. 当两者等体积混和后,有关pH值变化的叙述正确的是 ( )A.pH7, B.pH=7 , C.pH7, D.前面三种情况都有可能,D,【例】 1体积pH=2.5的
8、盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于A.9.0 B.9.5 C.10.5 D.11.0,例：pH=5和pH=3的两种盐酸以1 2体积比混合，该混合溶液的PH值是多少？,例：pH=8和pH=10的两种NaOH溶液等体积混合，该混合溶液的pH值是多少？,例：将0.1mol/L的盐酸和0.04 mol/L氢氧化钡溶液以等体积混合后，该溶液的pH是多少？,例：若pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是 （ ） A生成了一种强酸弱碱盐 B弱酸溶液和强碱溶液反应 C强酸溶液和弱碱溶液反应 D一元强酸溶液和一元强碱溶液反应,B,四、盐类水解,概念：在
9、溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解。,考虑：盐类水解的实质是什么？,考虑：盐类水解与酸碱的中和反应有什么关系？反应的程度如何？,考虑：盐类水解的条件是什么？,1、盐必须溶于水 2、生成弱电解质,促进了水的电离，平衡右移,（有弱才水解；无弱不水解）,1、盐类水解的规律,强碱弱酸盐(如Na2CO3)可水解，溶液显碱性； 强酸弱碱盐(如NH4Cl)可水解，溶液显酸性；弱酸弱碱盐可水解，谁强显谁性强酸强碱盐(如 NaCl)不水解，溶液显中性。,对应的酸越弱，弱酸酸根离子水解程度越大。 对应的碱越弱，弱碱阳离子水解程度越大。,思考：pH7的盐溶液中水
10、的电离是否一定相当于该温度下纯水的电离？,提示：可有两种情况： 强酸强碱正盐溶液：“无弱不水解”，对水的电离无影响,弱酸弱碱盐溶液：弱碱阳离子和弱酸阴离子的水解程度相当，即结合水电离出的OH和H能力相当，也即相应弱碱和弱酸的电离程度相等。,思考：已知在相同条件下NH3H2O与CH3COOH电离程度几乎相等，CH3COOH的酸性比H2CO3强，那么NH4HCO3溶液显酸性、碱性还是中性？,解析：因为H2CO3比醋酸弱，HCO3-的水解能力比CH3COO-强，而CH3COO-的水解能力与相当，故HCO3-水解能力比强，因此，该溶液应显碱性,内因: 盐的本性.有弱才水解,越弱越水解；弱弱都水解,无弱
11、不水解外因: 浓度、温度、溶液酸碱性的变化(1) 温度不变,浓度越小,水解程度越大.(2) 浓度不变,温度越高,水解程度越大.(3) 改变溶液的pH值,可抑制或促进水解.,2、影响盐类水解的因素,越热越水解，越稀越水解,例1.试比较相同浓度的下列溶液的pH值的大小： CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3、NaF,增大,增大,增大,减小,减小,增大,增大,减小,减小,增大,例3:已知某溶液中室温下由水电离出的OH110a mol/L，且a7，则此溶液的pH可为_.,解析 OH110amol/L1107mol/L 水的电离受到抑制,故可为酸溶液,也可为碱溶液. 当为酸溶液时,溶液中OH即为
12、水电离出的OH,故,思考：若a 7,则此溶液的pH值为 。,2）.盐类水解反应进行的程度一般较小，通常不会生成沉淀或气体，故书写产物时一般不标“”或“”符号；产物也不写成分解产物形式,但：极少数盐可完全水解,3）.多元弱酸根阴离子水解必须分步书写,4）.多元弱碱阳离子水解一步写(中学阶段),3 盐类水解离子方程式的书写,值得注意的两个问题,一、弱酸酸式盐的水解规律：,溶液的酸碱性关键取决于酸根离子的电离和水解程度的相对大小。,（1）若电离程度大于水解程度，呈酸性，如NaHSO3 、NaH2PO4等。,（2）若电离程度小于水解程度，呈碱性，如NaHCO3 、 NaHS 、Na2HPO4等。,二、
13、盐与盐的反应原则-最大限度降低离子浓度,（一）盐与盐反应相互促进水解“双水解”,Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3 + 3CO2,（二）复分解为主,Cu2+ + S2- = CuS,(三) 氧化还原反应,2Fe3+ + 3S2- = 2FeS + S,A,BC,例3:在10mL0.1mol/L氨水中逐滴加入0.1mol/L盐酸，当滴至混合液呈中性时，消耗盐酸的体积（ ）,.等于10mL .小于10mL.大于10mL .等于mL,B,例4:常温下，浓度均为0.1mol/L的HA、HB、HC、HD四种一元酸,已知HA溶液中c(H)0.01mol/L,HB电离度为0.1%,HC的pH=3,HD溶液中c(OH-)=10-13mol/L,四种酸对应的钠盐溶液，在物质的量浓度相同的情况下pH值由大到小的顺序为 。,NaBNaCNaANaD,
