邱曉軍

水的電離和溶液的酸堿性是中學(xué)化學(xué)基本理論中的重要組成部分，也是學(xué)生在學(xué)習(xí)中感覺較難理解的內(nèi)容，更是近幾年高考命題的必考內(nèi)容，為了更好地學(xué)習(xí)這一部分內(nèi)容，下面將其常見考點(diǎn)總結(jié)如下。

1.水的電離

（1）水的電離：水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為

H2OH++OH-

（2）水的離子積常數(shù)：KW=c（H+）·c（OH-）。①室溫下：KW=1×10-14。②影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，KW增大。③適用范圍：KW不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。

（3）影響水電離平衡的因素：①升高溫度，水的電離程度增大，KW增大。②加入酸或堿，水的電離程度減小，KW不變。③加入可水解的鹽（如FeCl3、Na2CO3），水的電離程度增大，KW不變。

例125 ℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl ②NaOH ③H2SO4 ④（NH4）2SO4，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是（ ）。

A.④>③>②>① ? ?B.②>③>①>④

C.④>①>②>③ ? ?D.③>②>①>④

解析從四種物質(zhì)分析可知②NaOH、③H2SO4抑制水的電離，①NaCl不影響水的電離平衡，④（NH4）2SO4促進(jìn)水的電離（NH+4水解），在②③中H2SO4為二元強(qiáng)酸、產(chǎn)生的c（H+）大于NaOH產(chǎn)生的c（OH-），抑制程度更大，故順序?yàn)椋ㄓ纱蟆。?gt;①>②>③。故A、B、D錯。答案：C

2.溶液的酸堿性和pH

（1）溶液的酸堿性：溶液的酸堿性取決于溶液中c（H+）和c（OH-）的相對大小。①酸性溶液：c（H+）>c（OH-），常溫下，pH<7。②中性溶液：c（H+）=c（OH-），常溫下，pH=7。③堿性溶液：c（H+）<c（OH-），常溫下，pH>7。

（2）pH及其測量：①計算公式：pH=

-lgc（H+）。②測量方法：pH試紙法：用鑷子夾取一小塊試紙放在玻璃片或表面皿上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測溶液點(diǎn)在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，即可確定溶液的pH。

例2已知溫度T時水的離子積常數(shù)為KW，該溫度下，將濃度為a mol·L-1的一元酸HA與

b mol·L-1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是（ ）。

A.a=b

B.混合溶液的pH=7

C.混合溶液中，c（H+）=KW mol·L-1

D.混合溶液中，c（H+）+c（B+）=c（OH-）+c（A-）

解析A項，只有當(dāng)HA為強(qiáng)酸、BOH為強(qiáng)堿，或HA的電離常數(shù)Ka與BOH的電離常數(shù)Kb相等時，溶液才呈中性;B項，只有當(dāng)溫度為25℃時pH=7的溶液才呈中性;D項為電荷守恒關(guān)系式，無論溶液呈酸性、堿性還是中性均成立;C項，因c（H+）·c（OH-）=KW，中性溶液中c（H+）=

c（OH-），故c（H+）=KW mol·L-1，正確。答案：C

3.pH計算

（1）單一溶液的pH計算：強(qiáng)酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為c mol·L-1，c（H+）=nc mol·L-1，pH=-lgc（H+）=-lgnc。強(qiáng)堿溶液（25 ℃）：如B（OH）n，設(shè)濃度為c mol·L-1，c（H+）=

10-14nc mol·L-1，pH=-lgc（H+）=14+lgnc。

（2）混合溶液pH的計算類型：①兩種強(qiáng)酸混合：直接求出c（H+）混，再據(jù)此求pH。c（H+）混=c（H+）1V1+c（H+）2V2V1+V2。②兩種強(qiáng)堿混合：先求出c（OH-）混，再據(jù)KW求出c（H+）混，最后求pH。c（OH-）混=c（OH-）1V1+c（OH-）2V2V1+V2。

例3常溫下，將0.1 mol·L-1氫氧化鈉溶液與0.06 mol·L-1硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于（ ）。

A.1.7 ? ?B.2.0 ? ?C.12.0 ? ?D.12.4

解析本題考查酸堿中和反應(yīng)與pH的計算。從所給的試劑量來看，硫酸過量，則混合溶液中的H+濃度：c（H+）=0.06×2-0.12 mol/L=0.01 mol/L，溶液的pH=-lg0.01=2.0。答案：B

4.酸堿混合后溶液酸堿性的判斷

（1）等體積等濃度的一元強(qiáng)酸、一元強(qiáng)堿混合呈中性。

（2）等體積等濃度的一元弱酸、一元強(qiáng)堿混合呈堿性。

（3）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合：①pH之和等于14呈中性;②pH之和小于14呈酸性;③pH之和大于14呈堿性。

（4）pH之和等于14時一元強(qiáng)酸和一元弱堿等體積混合呈堿性;一元弱酸和一元強(qiáng)堿等體積混合呈酸性。

例5對于常溫下pH為1的硝酸溶液，下列敘述正確的是 （ ）。

A.該溶液1 mL稀釋至100 mL后，pH等于3

B.向該溶液中加入等體積pH為13的氫氧化鋇溶液恰好完全中和

C.該溶液中硝酸電離出的c（H+）與水電離出的c（H+）之比值為10-12

D.該溶液中水電離出的c（H+）是pH為3的硝酸中水電離出的c（H+）的100倍

解析硝酸為強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離，稀釋100倍，pH增大2，A項正確;pH為1的硝酸溶液與pH為13的氫氧化鋇溶液c（H+）與c（OH-）相等，二者等體積混合恰好完全反應(yīng)，B項正確;硝酸電離出的c（H+）為0.1 mol·L-1，水電離出的

c（H+）為1×10-13 mol·L-1，二者之比應(yīng)為1012，C項錯;pH為3的硝酸中水電離出的c（H+）為1×10-11 mol·L-1，故D項的比值為1∶100，D項錯。答案：AB

5.溶液稀釋后pH的判斷

（1）強(qiáng)酸溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH增大n;對于弱酸溶液，被稀釋10n倍，pH 變化小于n;無論稀釋多少倍，溶液的pH不會大于7。

（2）強(qiáng)堿溶液，被稀釋10n倍，溶液的pH減小n;對于弱堿溶液，被稀釋10n倍，pH 變化小于n;無論稀釋多少倍，溶液的pH不會小于7。

例6常溫下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.將溶液稀釋到原體積的10倍

B.加入適量的醋酸鈉固體

C.加入等體積0.2 mol·L-1鹽酸

D.提高溶液的溫度

解析醋酸是弱酸，稀釋10倍同時也促進(jìn)了電離，溶液的pH小于a+1，A項錯誤;醋酸根離子顯堿性，向酸溶液中加入適量堿性溶液可以使pH增大1，B項正確;鹽酸完全電離，加入鹽酸后溶液的pH小于a+1，C項錯誤;升高溫度促進(jìn)醋酸的電離，溶液的pH小于a，D項錯誤。答案：B

（收稿日期：2015-08-10）