高三化学一轮复习溶液的酸碱性
D．将水加热到100℃，使水的pH＝6
溶液酸碱性的判断
溶液酸碱性的判据：c(OH- )和c(H+)的相对大小
注意：溶液呈中性的标志是CH+=COH-,未必pH=7。
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。ห้องสมุดไป่ตู้
pH=-lg｛c(H+)｝ （pOH =-lg｛c(OH-)｝） 25℃时纯水或稀溶液： pH +
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 值范围叫做指示剂的变色范围。
pH 石蕊 酚酞
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
橙 色
甲基橙 红色
黄色
浅红色
红色 紫色 无色
蓝色 红色
●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)
2.酸碱溶液的稀释前后pH的变化
(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,故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液 中的CH+或碱溶液中的COH-减小.
1偏大 2、偏大
3、偏小
4、偏大
5、无影响
例题
练习1 用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液 时，如滴定过程中进行如下操作，对滴定的结 果有无影响（填“偏高”、“偏低”、“无影 响”）？
偏大 1、滴定前，滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失，_____ 偏大 2、滴定管经蒸馏水洗涤后，就装入标准液进行滴定，____ 无影响 3、滴定前锥形瓶用蒸馏水洗涤后未用待测液润洗，______
高三化学总复习
基本理论 溶液的酸碱性
一、水的电离
水是极弱的电解质； H20 H++OH— 常温下：c(H+)· c(OH-) = Kw= 1×10-14
Kw只与温度有关，温度升高则Kw增大
100℃： c(H+)· c(OH-) = Kw= 1×10-12 在任何一个溶液中水电离产生的H+和OH-的浓度必相等。
酸碱中和滴定
一、酸碱滴定的定义
用已知物质的量的浓度的酸或碱（标准 溶液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸 （待测溶液或未知溶液）的方法叫做酸碱 中和滴定。
二、中和滴定原理
在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时： 即 n ： C酸 V酸= C碱V碱
三、中和滴定实验的关键是什么？
①准确测量参加反应的两种溶液的体积 ②准确判断中和滴定的终点
3.溶液简单混合 (不发生反应，忽略混合时体积变化)
c1V1+c2V2 ，再求pH. 总= V1+V2 c1V1+c2V2 ，后求c(H+) ， 总= V1+V2
①強酸与強酸混合 ：先求 ②強碱与強碱混合 ：先求 再求pH.
c(H+)
c(OH-)
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: ①若酸和碱恰好中和.即n(H＋)＝ n(OH-), pH＝7. ②若酸过量,求出过量的c(H＋),再求pH值.
(1)、酸式滴定管的因素
导致盐酸被稀释，V酸偏大
1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 （ 偏高 ） 2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁 V酸偏大 V酸偏大（ 偏高 挂水珠 ） 3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（ 偏高 ） 4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（ 偏高 ）
V酸偏大
5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（ 偏低 ）
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
pOH = 14
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,pH＜0.故直接用c(H+)表示.
3.指示剂的选择
（1）强酸强碱间的滴定：
甲基橙、酚酞
（2）强酸滴定弱碱
两者正好完全反应，生成强酸弱碱盐，溶液显酸 性选用甲基橙作指示剂
（3）强碱滴定弱酸 两者正好完全反应，生成强碱弱酸盐，溶液显 碱性选用酚酞作指示剂
4、滴定： 滴定至终点---记数---重复1-2次---计算。
操作中要注意的：
•滴定过程右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥 形瓶内溶液颜色变化
偏小 4、滴定过程中由于振荡过于剧烈,使少量溶液溅出瓶外,____
5、滴定过程中再用20mL 蒸馏水冲冼锥形瓶内壁，_____ 无影响
偏小 6、滴定终点读数时，视线俯视，______
7、滴定完毕后，滴定管尖嘴外留有液滴，_____ 偏大
练习1
③若碱过量,求出过量的c(OH-),再求出c(H＋)后求pH值
不同溶液酸碱性的比较
(1).pH相同的酸(或碱)，酸性(或碱性)越弱，其 物质的量浓度越大． 例：下列酸溶液的pH相同时，其物质的量浓度最 小的是（ A ） A H2SO4 B H2SO3
C CH3COOH
D HNO3
(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.
(3)、碱式滴定管的因素
导致NaOH被稀释，V酸偏小
9、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗 （ 偏低 ） 10、取待测液时，未将盛待测液的碱式滴定管 尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶 液（ 偏低）
所取NaOH物质的量偏小，V酸偏小
例题
用标准NaOH 溶液滴定未知浓度的盐酸，选用酚酞为指 示剂，下列情况对测定的结果有无影响？如有影响是偏 大还是偏小？ 1、碱式滴定管用蒸馏水洗涤后未用标准溶液润洗。 2、滴定前碱式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消 失。 3、滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其它操作正 确。 4、配制标准溶液的NaOH中混有碳酸钠杂质。 5、 NaOH标准溶液放置在空气中时间较长。
滴定终点达到后，半分钟内颜色不变， 再读数 重复滴淀操作2到3次
学生实验
数据记录及计算
编 号 1
2 3 滴入标准盐酸的体积 c(HCl)=0.1154 mol• L-1 终读数b 27.22 27.15 26.71 初读数 a 0.50 0.45 0.00
a
待测NaOH
体积 浓度 体积mL mol• L-1 mL 26.72 26.70 26.71 25.00 0.1233 0.1232 0.1233
水电离平衡移动的影响因素 重点1：酸或碱抑制水的电离
1、酸溶液中COH-等于水电离出的COH-；
2、碱溶液中CH+等于水电离出的CH+；
取小的
重点2：盐类水解均能促进水的电离
1、弱酸强碱盐溶液中COH-等于水电离出的COH-；
2、弱碱强酸盐溶液中CH+等于水电离出的CH+；
3、电解质越弱，其弱离子对水的促进程度就越大。
四、滴定过程
1、滴定前滴定管的准备： 洗涤---查漏---润洗---注液---赶气泡--调液
（1）、实验仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台、滴定管夹、 锥形瓶、容量瓶
滴 定 管 的 结 构
仪器的使用
（2）、读数注意事项
25.60
2、锥形瓶的准备： 洗涤，注入（用滴定管）一定体积的待 测液到锥形瓶中，滴加2-3滴指示剂。
取大的
温度： 由于水的电离吸热，升温将促进水的电离， 故平衡右移，c(H+)、c(OH-)同时增大，但 仍然相等。pH变小， 其他因素：如加入活泼金属
例．下列方法能使电离平衡向右移动，且使溶液呈酸 性的是（ ） A．向水中加入少量硫酸氢钠固体
B
B．向水中加入少量硫酸铝固体
C．向水中加入少量碳酸钠固体
b
25.00
25.00
c(NaOH)=(0.1233+0.1232+0.1233) mol• L-1 ÷ 3 =0.1233mol• L-1
五、酸碱中和滴定中的误差分析
产生误差的原因：操作不当，滴定 终点判断不准等。
根据原理：待测量的计算式。 c标· 标 V c未= V未 以标准HCl滴定NaOH为例分析误差如下
(3).酸与碱的pH之和为14，等体积混合 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
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 ( D ) A.pH＞7, B.pH=7 , C.pH＜7, D.前面三种情况都有可能
V始偏大 V酸偏小 V末偏小
锥形瓶壁上残留NaOH，V酸偏大 (2)、锥形瓶因素 6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢 氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装 NaOH溶液（偏高 ） NaOH的物质的量不变，V酸不变 7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH 导致NaOH的损失，V酸偏小 溶液（ 无影响 ） 8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的 溶液溅出一部分。（偏低 ）
(浙江选考)2020版高考化学一轮复习检测：专题8第二单元溶液的酸碱性检测(含解析)
溶液的酸碱性一、选择题1．(2017·浙江11月选考，T9)下列物质的水溶液不能使酚酞变红的是( )A．NaOH B．Na2CO3C．NaCl D．NH3答案：C2．(2019·绍兴一中选考模拟)常温下0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH ＝(a＋1)的措施是( )A．将溶液稀释到原体积的10倍B．加入适量的醋酸钠固体C．加入等体积0.2 mol·L－1盐酸D．提高溶液的温度答案：B3．(2017·浙江11月选考，T18)下列说法不正确的是( )A．pH＜7的溶液不一定呈酸性B．在相同温度下，物质的量浓度相等的氨水、NaOH溶液，c(OH－)相等C．在相同温度下，pH相等的盐酸、CH3COOH溶液，c(Cl－)＝c(CH3COO－)D．氨水和盐酸反应后的溶液，若c(Cl－)＝c(NH＋4)，则溶液呈中性答案：B4．(2019·浙江“超级全能生”选考科目联考)下列叙述中正确的是( )A．K w是常数，它不受溶液浓度和温度的影响B．1 mL 0.1 mol/L氨水与10 mL 0.1 mol/L的氨水中，所含OH－的数目相等C．滴入甲基橙显红色的溶液一定是酸溶液D．稀释过程中，如果c(H＋)减小，则c(OH－)必然增大答案：D5．某研究小组为测定食用白醋中醋酸的含量，进行了如下操作，正确的是( )A．用碱式滴定管量取一定体积的待测白醋放入锥形瓶中B．称取4.0 g NaOH放到1 000 mL容量瓶中，加水至刻度线，配成0.10 mol·L－1 NaOH 标准溶液C．用NaOH溶液滴定白醋，使用酚酞作指示剂，溶液颜色恰好由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色时为滴定终点D．滴定时眼睛要注视着滴定管内NaOH溶液的液面变化，防止滴定过量解析：选C。
A项不能用碱式滴定管量取白醋，应用酸式滴定管，错误；B项应在烧杯中溶解NaOH固体，不能直接在容量瓶中溶解，错误；C项强碱滴定弱酸，用酚酞作指示剂，颜色变化符合滴定终点判断，正确；D 项滴定时眼睛应注视锥形瓶内溶液颜色变化，错误。
通用版2022届高三化学一轮复习强化训练水的电离及溶液的酸碱性含解析
水的电离及溶液的酸碱性1.室温下,在pH=11的某溶液中,由水电离出的c(OH-)为( )①1.0×10-7mol/L ②1.0×10-6mol/L ③1.0×10-3mol/L④1.0×10-11mol/LA.③B.④C.①或③D.③或④1.答案 D 题给溶液中c(OH-)=10-3 mol/L,c(H+)=10-11 mol/L,若是碱溶液,则H+是H2O电离产生的,水电离的OH-与H+浓度均为10-11 mol/L;若是盐溶液(如Na2CO3溶液),则OH-是H2O电离产生的,即水电离出的c(OH-)=10-3 mol/L。
2.下列操作中,能使水的电离平衡向右移动且使液体呈酸性的是( )A.向水中加入NaHSO4B.向水中加入CuSO4C.向水中加入Na2CO3D.将水加热到100 ℃,使pH=62.答案 B 硫酸氢钠电离出氢离子,抑制水的电离,溶液显酸性,故A错误;硫酸铜电离出的铜离子能水解,促进水的电离,溶液显酸性,故B正确;碳酸钠电离出的碳酸根离子能水解,促进水的电离,溶液显碱性,故C错误;将水加热,促进水的电离,但仍为中性,故D错误。
3.用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液,恰好完全反应时,下列叙述中正确的是( )A.溶液呈中性,可选用甲基橙或酚酞作指示剂B.溶液呈中性,只能选用石蕊作指示剂C.溶液呈酸性,可选用甲基橙或酚酞指示剂D.溶液呈碱性,可选用酚酞作指示剂3.答案 D NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反应时生成CH3COONa,CH3COO-水解使溶液显碱性,选用酚酞作指示剂,D项正确。
4. 25 ℃时,用0.100 mol·L-1盐酸滴定25.00 mL 0.100 mol·L-1氨水的滴定曲线如下图所示:下列说法正确的是( )A.可用酚酞作指示剂B.25 ℃时,NH 3·H 2O 的lgK b =-4.8C.0.100 mol·L-1氨水用水稀释时,c (NH 4+)c (H +)·c (NH 3·H 2O)不断减小D.当滴入的盐酸为12.50 mL 时,溶液中:c(Cl -)>c(NH 3·H 2O)>c(N H 4+)4.答案 B 由题图知反应终点时溶液的pH=5.12,不在酚酞变色范围内,A 项错误;c(N H 4+)=c(NH 3·H 2O)时pH=9.2,K b =c (NH 4+)·c (OH -)c (NH 3·H 2O)=c(OH -)=109.2-14=10-4.8,lgK b =-4.8,B项正确;c (NH 4+)c (H +)·c (NH 3·H 2O)=c b c W,稀释时该比值不变,C 项错误;当滴入12.50 mL 盐酸时,溶液为等物质的量浓度的NH 4Cl 和NH 3·H 2O 的混合溶液,由题图知溶液显碱性,则NH 3·H 2O 的电离程度大于N H 4+的水解程度,故c(N H 4+)>c(Cl -)>c(NH 3·H 2O),D 项错误。
溶液的酸碱性及pH值
溶液的酸碱性及pH值溶液的酸碱性及pH值是化学中重要的概念，它们与我们日常生活中的许多方面息息相关。
本文将详细介绍溶液的酸碱性及pH值的定义、测量方法、影响因素以及实际应用等内容，以便更好地了解这一重要概念。
一、酸碱性的定义和基本概念在化学中，酸和碱是指具有特定化学性质的物质，它们的性质和行为具有明显的差异。
酸通常呈酸性，而碱通常呈碱性。
溶液的酸碱性主要取决于其中所含酸和碱的性质及相对浓度。
溶液的酸碱性可以通过pH值来表示。
pH值是一个无量纲指标，用于表示溶液的酸碱程度。
pH值的范围是0至14，其中7表示中性，小于7的值表示酸性，大于7的值表示碱性。
pH值的计算公式为：pH =-log[H+]，其中[H+]为溶液中氢离子的浓度，单位为摩尔/升。
二、测量pH值的方法测量溶液的pH值是化学实验中十分常见的操作。
目前常用的测量pH值的方法有两种：酸碱指示剂法和pH计法。
1. 酸碱指示剂法：酸碱指示剂是一种能够根据溶液pH值变化而改变颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、溴酚蓝和甲基橙等。
通过观察溶液颜色的变化，可以大致推测出溶液的酸碱性。
2. pH计法：pH计是一种能够直接测量溶液pH值的电子仪器。
pH 计原理利用了电极与溶液中氢离子之间的相互作用关系。
通过将电极放入溶液中，pH计可以快速、准确地显示溶液的pH值。
三、影响溶液酸碱性的因素溶液的酸碱性受到多种因素的影响，下面将介绍最常见和重要的几个因素。
1. 酸碱物质的性质：具有酸性质的物质，在水中解离时会释放出氢离子（H+），从而使溶液呈酸性。
相反，具有碱性质的物质在水中释放氢氧根离子（OH-），从而使溶液呈碱性。
酸和碱之间的相对浓度也会影响溶液的酸碱性。
2. 温度：温度对溶液的酸碱性有一定的影响。
一般来说，在高温下溶液的酸性会增强，而在低温下溶液的碱性会增强。
3. 溶液的离子浓度：溶液中的离子浓度越高，酸碱性的表现也会相应增强。
离子浓度的改变可以通过溶解度、电解和化学反应等过程实现。
溶液的酸碱性
溶液的酸碱性溶液的酸碱性是指溶液中的氢离子（H+）和羟离子（OH-）的相对浓度。
酸性溶液中，氢离子的浓度高于羟离子的浓度；碱性溶液中，羟离子的浓度高于氢离子的浓度；中性溶液中，氢离子和羟离子的浓度相等。
溶液的酸碱性对生物体的生理功能、工业生产和环境保护等领域都有着重要影响。
酸碱性的度量常利用pH值来表示。
pH的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]为溶液中氢离子的浓度。
pH值在0~14之间，数值越小表示酸性越强，0为最酸；数值越大表示碱性越强，14为最碱性。
中性溶液的pH值为7。
pH值的改变可能会造成化学反应、腐蚀、酶活性的改变等。
溶液酸碱性的调节与酸碱反应有关。
酸碱反应是发生在酸和碱之间的反应，其中酸和碱相互中和生成盐和水。
常见的酸碱反应有酸与碱反应、酸与金属反应、碱与金属反应等。
这些反应会导致令人感觉到的酸味、碱味和气味。
许多生物体利用酸碱反应进行生命活动。
比如，我们的胃酸能够帮助消化食物，维持胃内的酸性环境，抑制有害细菌的生长。
酸碱解离平衡是溶液酸碱性的重要因素。
酸和碱在水溶液中会发生解离，生成氢离子和羟离子。
酸的解离产生氢离子，而碱的解离产生羟离子。
强酸和弱酸的解离程度不同，会影响到溶液的酸碱性。
溶液中出现氢离子浓度的变化，会进一步影响pH值。
溶液酸碱性对生物体的影响很大。
细胞内的酸碱平衡对维持细胞的正常功能至关重要。
细胞内外的pH差异能够影响酶的活性，进而影响细胞的代谢功能。
酸碱平衡失调会导致酸中毒或碱中毒，严重时会危及生命。
在工业生产中，酸碱性也起到重要的作用。
许多化学反应需要在特定的酸碱条件下进行。
工业废水的酸碱性对环境保护也非常重要。
酸性废水对水体的生态环境会产生严重破坏，而碱性废水可能会引起水体的浑浊和大规模无菌。
为了调节溶液的酸碱性，人们常常采取一些方法。
最常用的方法是加入酸或碱物质来调节pH值。
例如，当溶液变得过酸性时，可以加入一些碱物质如氢氧化钠来中和溶液，提高pH值。
高三化学溶液的酸碱性与pH的关系知识精讲 鲁教版
高三化学溶液的酸碱性与pH 的关系知识精讲 鲁教版【本讲教育信息】一. 教学内容：高考第一轮复习《化学选修4》第3章 物质在水溶液中的行为 第1节 溶液的酸碱性与pH 的关系 1、水的电离平衡和水的离子积。
2、影响水电离平衡的因素。
3、溶液的酸碱性与pH 关系。
4、pH 的有关计算。
二. 教学目的1、理解水的电离平衡和离子积的概念。
2、掌握影响水的电离平衡的因素。
3、掌握溶液的酸碱性和pH 的关系。
4、初步学会有关pH 的简单计算。
三. 重点和难点1、水的电离平衡和离子积的概念。
2、溶液酸碱性和pH 的关系及有关pH 的计算。
四. 考点分析本节内容在高考中的主要考查点是： 1、水的电离平衡和水的离子积。
2、利用水的离子积进行有关计算。
3、溶液的酸碱性与pH 的关系及有关pH 的计算。
4、影响水的电离平衡的因素。
五. 知识要点 （一）水的电离1. 水是一种极弱的__________，它能微弱的电离，电离方程式是____________________，25℃时，1L 纯水中有__________mol 水电离，=+)H (c __________，=-)OH (c __________。
2. 水的离子积常数=w K __________，室温时=w K __________，升温时，水的电离平衡__________移动，)OH (c )H (c -+=__________=-w 7K ,L /mol 10__________。
100℃时纯水中=+)H (c L /mol 10)OH (c 6--=，则=w K __________。
3. 水的电离是吸热的，故升温，水的电离平衡向___________移动，降温，电离平衡向__________移动，降温时水电离出的)OH (c )H (c -+和都__________。
（二）溶液的酸碱度1. 溶液酸碱性的本质判断标准是__________，25℃时，酸性溶液的判断标准是__________、__________或__________；碱性溶液的判断标准有__________、__________、__________；中性溶液的判断标准还有__________、__________、__________。
高考化学一轮复习专题8.2水的电离和溶液的酸碱性(讲)
专题8.2 水的电离和溶液的酸碱性1、掌握水的电离过程以及离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2、了解PH的定义，溶液的酸碱性与pH的关系，测定pH方法及简单计算。
3、掌握酸碱中和滴定的基本方法和误差分析。
一、水的电离及离子积常数1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H 2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H++OH－（正反应为吸热反应）OH－其电离平衡常数：Ka =H2O2、水的离子积常数：（1）概念：在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
（2）表达式：K w= c(H+)c(OH－)（3）数值：室温下：K w＝1×10－14。
（4）影响因素：只与温度有关，因为水的电离是吸热过程，所以升高温度，K w增大。
（3）适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
（4）K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
【特别提醒】①水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
即K w不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。
②水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
3、影响水的电离平衡的因素（1）酸和碱：酸或碱的加入都会电离出H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离，水的电离程度减小，K w不变。
（2）温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[H+]与[OH-]同时同等程度的增加，水的电离程度增大，K w增大，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
（3）能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，K w 不变。
2024届高考一轮复习化学教案(通用版)：强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
微专题·大素养○20强酸(碱)与弱酸(碱)的比较【知识基础】1．相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目c (H ＋)pH 中和碱的能力与较活泼金属反应产生H 2的量开始与金属反应的速率盐酸大小相同相同大醋酸溶液小大小2.相同pH 、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目c (H ＋)c (酸)中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H 2的量开始与金属反应的速率盐酸相同小小少相同醋酸溶液大大多3.图像法理解一强一弱的稀释规律(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释到相同的倍数，醋酸的pH 大加水稀释到相同的pH ，盐酸加入的水多(2)相同体积、相同pH 的盐酸、醋酸加水稀释到相同的倍数，盐酸的pH 大加水稀释到相同的pH ，醋酸加入的水多4.一元弱酸和一元强酸与金属的反应(以盐酸和醋酸为例)图像实验操作图像同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应同体积、同pH的盐酸和醋酸分别与足量Zn反应微点拨“成语法”巧记溶液酸碱性的变化(1)温度恒定时，改变其他条件，溶液中c(H＋)和c(OH－)的变化规律遵循“此起彼伏”或“此消彼长”的规律，因为c(H＋)·c(OH－)＝K w为定值。
如稀释CH3COOH溶液时，c(OH －)随c(H＋)减小而增大。
(2)常温时，pH之和为14的强碱溶液与弱酸溶液(或强酸溶液与弱碱溶液)等体积混合，溶液的酸碱性遵循“以弱胜强”的规律，如pH＝2的CH3COOH溶液和pH＝12的NaOH 溶液等体积混合，溶液显酸性，其实质是弱酸过量。
(3)等浓度、等体积的一元强碱溶液与一元弱酸溶液(或一元弱碱溶液与一元强酸溶液)混合，溶液的酸碱性遵循“恃强凌弱”的规律。
如等浓度、等体积的烧碱溶液与CH3COOH 溶液混合，溶液显碱性，其实质是CH3COOH与NaOH恰好完全反应，CH3COO－发生水解。
5．证明弱电解质的实验方法实验方法结论(1)常温下测定0.01mol·L－1HA的pH若pH＞2，则HA为弱酸(2)常温下测NaA的pH若pH＞7，则HA为弱酸(3)相同条件下，测等体积、等浓度的HA溶液和盐酸的导电能力若HA溶液的导电能力比盐酸弱，则HA为弱酸(4)测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化若稀释前后HA溶液的pH变化小，则HA为弱酸(5)测等体积、等pH的HA溶液与盐酸分别与足量Zn反应产生H2的快慢及H2的量若HA溶液与Zn反应过程中产生H2较快且最终生成H2的量较多，则HA为弱酸(6)测等体积、等pH的HA溶液和盐酸溶液中和等浓度NaOH溶液所消耗的NaOH溶液的体积若HA溶液消耗NaOH溶液体积较大，则HA 为弱酸(7)测升高温度后HA溶液pH的变化若溶液的pH明显减小，则HA为弱酸【专题精练】1．下列事实中不能证明CH3COOH是弱电解质的是()A．常温下某CH3COONa溶液的pH＝8B．常温下0.1mol·L－1CH3COOH溶液的pH＝2.8C．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，溶解后溶液的pH变大D．0.1mol·L－1的乙酸溶液与同体积0.1mol·L－1的氢氧化钠溶液恰好反应2．25℃时，相同pH的两种一元弱酸HA与HB溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图所示。
溶液的酸碱性、pH的计算
√
5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。
×
6. 对水升高温度电离程度增大，酸性增强。
×
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二. 溶液的pH
问题2：生产和科研中常用到氢离子或氢氧根浓度很小的溶液，
如见下表为25 ℃的三溶液 ，很不方便，有什么高招？
c(H+)/mol/L c(OH-)/mol/L
pH
标准比色卡中的数据都是整数
▪如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定：
A、一定有影响
B、偏大 C、偏小 D、不确定
▪是否可用pH试纸测定氯水的pH?
使用方法：将pH试纸放在表面皿上，直接把待测液滴在干
燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比
触摸高考，模拟训练
练习3、学案[练习2]下列溶液一定是碱性的是 。 A．溶液中c(OH－)＞c(H＋) B．柠檬汁 C．pH＞7的溶液 D．滴加甲基橙后溶液显黄色
再问：那么，在常温下又可由什么具体数 据来判断溶液的酸碱性，试说说你的分析 过程？
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一. 溶液酸碱性的判断
[深度思考]某水溶液中c(H+)>1×10-7mol/L,则该溶液一定呈酸性， 此说法是否正确，为什么？
呈酸性本质c(H+)>c(OH-)
[以题引路,借题发挥]已知：Kw100℃=10-12.求： (1)在100℃ 时，纯水中c(H+)为多少？ (2)c(H+)＞1×10－7mol/L是否说明100℃ 时纯水溶液呈酸性？ (3)100℃ 时， c(H+) = 1×10－7mol/L溶液呈酸性还是碱性？
追问：溶液 pH与溶液酸碱性之间是怎样的关系？
高三化学一轮复习【水溶液 酸碱中和滴定】
(4)25℃时,pH=12的溶液不一定是碱溶液,pH=2的溶液 不一定是酸溶液;也可能是能水解的盐溶液。
【高考命题探究】 【模拟母题示例1】(溶液酸碱性的判断) 室温时下列混合溶液的pH一定小于7的是 ( )
A.pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合 B.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合 C.pH=3的醋酸溶液和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合 D.pH=3的硫酸溶液和pH=11的氨水等体积混合 【解析】选C。A项氨水过量,pH>7;B项pH=7;C项 CH3COOH过量,pH<7;D项氨水过量,pH>7。
【解析】选D。该温度下蒸馏水中[H+]=1×10-6mol·L-1,
大于25℃时纯水中[H+],故该温度高于25℃,A正确;此温
度下KW=1×10-12,故该NaHSO4溶液中[OH-]=
11012=1×
1102
10-10(mol·L-1),由水电离出的[H+]与溶液中的[OH-]相
等,B正确;加入NaHSO4后,NaHSO4电离出的H+抑制了水的 电离,C正确;加水稀释时,[H+]减小,而KW不变,故[OH-] 增大,D错误。
(4)升高温度,水电离平衡右移,H+浓度增大,呈酸 性。 ( ) 提示:×。升高温度,水电离平衡右移,H+浓度和OH-浓度 同等程度地增大,溶液仍呈中性。
(5)纯水中[H+]>10-7mol·L-1,该溶液呈酸性。( ) 提示:×。升高温度,水电离平衡右移,H+浓度和OH-浓度 都增大,都大于10-7mol·L-1,溶液仍呈中性。
【方法点拨】溶液酸、碱性判断需注意的4个问题 (1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H+)与c(OH-)的相对 大小不相等,不能只看pH,一定温度下pH=6的溶液可能 显中性,也可能显酸性,应注意温度。 (2)使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。 (3)广范pH试纸只能测出pH的整数值。pH计的精确度为 0.01。
高考化学一轮复习(第五辑)考点六十九 溶液的酸碱性与pH计算试题
回夺市安然阳光实验学校考点六十九溶液的酸碱性与pH计算聚焦与凝萃1．了解溶液的酸碱性和pH的关系；2．掌握溶液pH的简单计算｡解读与打通常规考点一、溶液的酸碱性和pH的关系1．pH的计算：pH= -lg c(H+)2．酸碱性和pH的关系：在室温下，中性溶液：c(H+)= c(OH-)=1.0×10-7 mol· L-1，pH=7酸性溶液：c(H+)＞c(OH-)，c(H+)＞1.0×10-7mol·L-1，pH＜7碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)，c(H+)＜1.0×10-7mol·L-1，pH＞7 3．pH的测定方法：①酸碱指示剂：粗略地测溶液pH范围②pH试纸：精略地测定溶液酸碱性强弱（操作方法：用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的，变色后与比色卡对照，即可确定溶液的pH。
）③pH计：精确地测定溶液酸碱性强弱4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算：①酸混合：直接算c(H+)，再求pH。
②碱混合：先算c(OH-)后转化为c(H+)，再求pH。
③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求c(H+)，再求pH；若碱过量，先求c(OH-)，再转化为c(H+)，最后求pH。
隐性考点一、溶液稀释后的pH计算：1．强酸、强碱溶液的稀释后溶液的pH：（1）对于酸溶液中的c(H+)，每稀释10n倍，pH增大n个单位。
（2）对于碱溶液中的c(OH-)，每稀释10n倍，pH减少n个单位。
（3）pH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。
2．强酸与强弱溶液混合的计算：反应的实质：H++OH- = H2O（1）恰好中和，pH=7；（2）若余酸，先求中和后的c(H+)，再求pH；（3）若余碱，先求中和后的c(OH-)，再通过K w求出c(H+)，最后求pH。
3．溶液无限稀释后pH的计算（1）对于强酸溶液，c(H+)每稀释10n倍，pH增大n个单位（但最后溶液的pH 不超过7）。