“溶液的酸堿性和pH”只是規(guī)律淺析

◇　河北　鄭彥東

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“溶液的酸堿性和pH”只是規(guī)律淺析

◇河北鄭彥東

溶液的酸堿性和pH計算是中學(xué)化學(xué)的重要知識點,又是高考的熱點,回顧近年來的全國統(tǒng)一高考試題及自主命題的各省份試題,其考查的主要內(nèi)容有: 1) 溶液中離子濃度間的關(guān)系; 2) 酸、堿、鹽對水電離平衡的影響; 3) 酸、堿、鹽或酸與堿溶液混合后pH的計算; 4) 稀釋酸與堿溶液后pH的變化,溶液酸堿性的判斷; 5) 弱電解質(zhì)的電離平衡及電離平衡常數(shù)的應(yīng)用等．命題思想主要是立足于水的電離,水的離子積,酸、堿、鹽的電離和鹽類的水解等基本理論基礎(chǔ)之上通過變化的試題形式,從不同的角度多方位、高層次考查,因而對這部分知識掌握的關(guān)鍵是基礎(chǔ),還應(yīng)注重變通思維,把知識點串成知識鏈,以知識鏈結(jié)成知識面,形成知識網(wǎng)絡(luò)．

1　牢記常溫下純水中的4個數(shù)據(jù),靈活應(yīng)用

1) 純水中氫離子和氫氧根離子濃度相等：

c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1.

2) 水的離子積等于氫離子和氫氧根離子濃度之積:

Kw=c(H+)×c(OH-)=1×10-14.

3) 水的pH等于水中氫離子濃度的負(fù)對數(shù):

pH=-lgc(H+)=7.

4) 水的電離度a水=1.8×10-7%.

2　理解弱電解質(zhì)溶液中粒子濃度關(guān)系

任何電解質(zhì)溶液中都存在著陰、陽離子的濃度大小比較,離子的電荷守恒、物料守恒等,要求學(xué)生既要明白離子的來源,又要掌握離子濃度的變化情況．

現(xiàn)以H2S溶液、Na2S溶液為例作如下說明(濃度都是0.1 mol·L-1):

1) H2S溶液中存在以下粒子:H2O、H2S、HS-、H+、OH-、S2-．

a) 粒子濃度大小順序:c(H2S)>c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-);

b) 電荷守恒:c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-);

c) 物料守恒:c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1 mol·L-1.

2) Na2S溶液中存在以下粒子:H2O、H2S、Na+、S2-、HS-、H+、OH-.

a) 離子濃度大小順序:c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S);

b) 電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-);

c) 物料守恒:c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=

(1/2)c(Na+)=0.1 mol·L-1;

d) 質(zhì)子守恒:c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+2c(HS-).

3　熟練、靈活地計算溶液的pH(常溫下)

這是如何把化學(xué)問題轉(zhuǎn)變成數(shù)學(xué)問題的思維方式,既有酸或堿單一溶液的pH計算,又有酸和堿溶液混合后溶液pH的計算．

3.1酸或堿單一溶液pH的計算

1) 強(qiáng)酸溶液, 如果強(qiáng)酸HnA溶液的濃度為

amol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lgna.

3.2強(qiáng)酸與強(qiáng)酸、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合pH的計算

1) 兩強(qiáng)酸稀溶液混合. 設(shè)兩強(qiáng)酸稀溶液的體積分別為V1、V2,氫離子濃度分別為c1、c2．

2) 兩強(qiáng)堿稀溶液混合. 設(shè)強(qiáng)堿稀溶液的體積分別為V1、V2,氫氧根濃度分別為c1、c2,

3) 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿稀溶液混合. a) 酸過量時設(shè)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液體積分別為V1、V2,酸溶液氫離子濃度為c1,堿溶液中氫氧根離子濃度為c2(以下b)同).

b) 堿過量時, pH=-lgc混(H+)=

4　強(qiáng)化酸堿溶液加水稀釋后的pH變化

酸溶液加水稀釋pH會增大,堿溶液稀釋加水稀釋pH會減?。唧w歸納如下:

1) 強(qiáng)酸稀溶液加水稀釋到原體積的10n倍,pH增大n個單位．(注:pH增大后不超過7,無限稀釋接近7.)

2) 強(qiáng)堿稀溶液加水稀釋到原體積的10n倍,pH減小n個單位．(注:pH減小后不超過7,無限稀釋接近7.)

3) pH相同、體積相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液,加水稀釋相同的倍數(shù),強(qiáng)酸溶液的pH增大,即加水稀釋以后pH(強(qiáng)酸)>pH(弱酸).

pH相同、體積相同的強(qiáng)堿和弱堿溶液,加水稀釋相同的倍數(shù),強(qiáng)堿溶液的pH減小,即加水稀釋以后 pH(強(qiáng)堿)

4) 圖1是pH=2的鹽酸(a曲線)和乙酸溶液(b曲線),以及pH=12的NaOH溶液(c曲線)和氨水(d曲線),都加水稀釋到原溶液體積的103倍,pH的變化曲線圖,要使稀釋后溶液pH相等,弱酸或弱堿溶液中加水體積要多．

圖1

5　掌握酸、堿溶液混合后pH與溶液體積關(guān)系

1) 酸與堿溶液等體積混合,且pH酸+pH堿=14.

a) 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合,pH=7,顯中性;

b) 強(qiáng)酸與弱堿溶液混合,pH>7,顯堿性;

c) 弱酸與強(qiáng)堿溶液混合,pH<7,顯酸性;

d) 弱酸與弱堿溶液混合,誰更弱顯誰性.

2) 等體積強(qiáng)酸(pH酸)與強(qiáng)堿溶液(pH堿)混合.

a) pH酸+pH堿=14,溶液顯中性,pH混=7;

b) pH酸+pH堿<14,溶液顯酸性,pH混<7;

c) pH酸+pH堿>14,溶液顯堿性,pH混>7.

3) 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后呈中性,兩溶液體積與pH關(guān)系.

a) pH酸+pH堿=14,則V酸∶V堿=1∶1.

b) pH酸+pH堿>14,則

V酸∶V堿=10-(pH酸+pH堿-14)∶1;

pH酸+pH堿<14，則

V酸∶V堿=1∶1014-(pH酸+pH堿).

在掌握以上知識結(jié)構(gòu)的基礎(chǔ)上,強(qiáng)化訓(xùn)練,科學(xué)合理地做好習(xí)題,這樣既可鞏固所學(xué)知識又能掌握學(xué)習(xí)技巧,在學(xué)習(xí)中學(xué)會總結(jié)、推理、歸納,經(jīng)常將那些“零零散散,邊邊碎碎”的知識積零為整,結(jié)串成網(wǎng),以揭示知識間的內(nèi)在聯(lián)系,形成知識小結(jié),這是提高學(xué)習(xí)效率的一條捷徑,也是培養(yǎng)能力的一條通徑．

河北省唐山市開灤第二中學(xué))