 高中化学基础知识元素周期表知识大全选修一
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内容举例： 影响水的电离的因素以及水电离出的c(H＋)或c(O H－)的计算
1. 影响水的电离的因素
条件改变 平衡移动方向 c(OH-) c(H+) Kw
加HCl 向左 减少 增大 不变
NaOH（s） 向左 增大 减小 不变
升温 向右[来源:Zxxk.Com] 增大 增大 增大
加Na2CO3 向右 增大 减少 不变
2．室温下水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算规律
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。
(2)溶质为酸的溶液：H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。
(3)溶质为碱的溶液OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液
H＋和OH－均由水电离产生。如pH＝2的NH4Cl溶液中，水电离的c(H＋)＝10－2mol·L－1，水电离产生的 OH－浓度也为10－2mol·L－1，但是因被NH＋4结合，最终溶液中的OH－只有10－12mol·L－1。pH＝12的Na2CO3溶液中H＋、OH－浓 度变化与之相似。
【提醒】(1)注意区分溶液组成和性质的关系
酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。
(2)温度相同、pH相同的溶液对水的电离程度影响并不一定相同。如pH=3的盐酸和NH4Cl溶液，前者抑制水的电离，后者反而促进水的电离；pH=10的NaOH溶液和CH3COONa溶液，前者抑制水的电离，后者反而促进水的电离。
(3)常温时，由水电离产生的c(H+)<10-7 mol/L的溶液，因水的电离受到抑制，可能是酸性溶液也可能是碱性溶液。
【典例 1】室温下，在pH＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH-)的数据分别为甲：1.0×10－7 mol·L－1；乙：1.0×10－6 mol·L－1；丙：1.0×10－2 mol·L－1；丁：1.0×10－12 mol·L－1。其中你认为可能正确的数据是 ( )
A．甲、乙 B．乙、丙 C．丙、丁 D．乙、丁
解析 如果该溶液是一种强碱(例如NaOH)溶液，则该溶液的OH-首先来自于碱(NaOH)的电离，水的电离被抑制，c(H+)＝1×10－12 mol·L－1，所有这些H+都来自于水的电离，水电离时当然同时提供相同物质的量的OH-，所以丁是对的。
如果该溶液是一种强碱弱酸盐溶液，则该溶液之所以呈碱性是由于盐中弱酸根水解的缘故。水解时，弱酸根离子与水反应生成弱酸和OH-，使溶液中c(OH－)>c(H+)，溶液中的OH-由水电离所得，所以丙也是正确的。
答案 C
〖考点二〗关于pH值的计算
1.计算原则
⑴若溶液为酸性，先求c（H＋），再求pH；
⑵若溶液为碱性，先求c（OH –），再由c（H＋）= 求c（H＋），最后求pH。
具体情况（25℃）
⑴酸、碱溶液pH的计算
①强酸溶液，如HnA，设浓度为cmol·L-1，c（H＋）=ncmol·L- 1，pH=-lg c（H＋）=-lg（nc）
②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为cmol·L-1，c（H＋）= cmol·L-1，pH=-lg c（H＋）=14+lg（nc）
③一元弱酸溶液，设浓度为cmol·L-1，则有：c（H＋）＜cmol·L-1，-lg c＜pH＜7
④一元弱碱溶液，设浓度为cmol·L-1，则有：c（OH –）＜cmol·L-1，c（H＋）= cmol·L-1，7＜pH＜14+lg
2.溶液稀 释
酸、碱加水稀释时pH的计算
(1)强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n。
(2)弱酸pH＝a，加水稀释10n倍，则a＜pH＜a＋n。
(3)强碱pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n。
(4)弱碱pH＝b，加水稀释10n倍，则b－n＜pH＜b。
(5)酸、碱溶液无限稀释，pH只能接近于7，酸不能大于7，碱不能小于7。
3.溶液混合好（忽略混合过程中体积的变化）
（1）强酸与强酸混合
若是等体积混合，且△pH≥2，则 （注： lg2=0.3）。
（2）强碱与强碱混合
若是等体积混合，且△pH≥2，则 。
（3）强酸和强碱混合，可能情况有三种：
①若强酸和强碱恰好中和， pH=7.
②若强酸过量，求出过量的CH+，再求pH值.[来源:学科网]
③若强碱过量，求出过量的COH-，再求出CH+后求pH值.
特例：若强酸与强碱等体积混合
①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.
②若pH酸+ pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3
③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3
25℃，体积为V1的强酸与 体积为V2的强碱混合后，溶液呈中性，则混合前pH（酸）、pH（碱）的关系为：
若酸与碱溶液的pH之和等于14，酸、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，谁弱谁的H+ 或OH - 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。
【提醒】(1)强酸(或强碱)溶液稀释后性质不会改 变：
对于酸溶液中的c(H+)，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸。对于碱溶液中的c(OH-)，每稀释10n倍，pH减小n个 单位，但减小后不小于7，碱 仍为碱。
(2)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍数，强酸(或强碱)pH变化大，弱酸(或弱碱)pH变化小。
【典例2】某探究小组在某温度下测定溶液的pH时发现，0.01 mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离出的c(H+)·c(OH－)=10－22，则该小组在该温度下测得0.1 mol·L－1的NaOH溶液的pH应为( )
A.13 B.12 C.11 D.10
【解析】选B。 在0.01 mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离出的c(H+)·c(OH－)=10－22，c(H+)=10-11 mol·L－1，该温度下水的离子积为10－11×0.01=10-13。所以该温度下0.1 mol·L－1的NaOH溶液中c(H+)=10-13/0.1 mol·L－1=10-12 mol·L－1，故pH=12，B项正确。
〖考点三〗酸碱中和滴定的误差分析
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操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
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