化学自习室移动版

       一、溶液稀释过程中的pH的变化  
       1、强酸溶液的稀释后pH升高，稀释10ⁿ倍pH升高n个单位，但是当酸电离出来的c(H⁺)接近或小于10^-7mol/L时，必须考虑水电离出来的c(H⁺)。强碱溶液的稀释pH降低，稀释10ⁿ倍pH降低n个单位，但是当酸电离出来的c(OH^-)接近或小于10^-7mol/L时，必须考虑水电离出来的c(OH^-)。 
       【例题1】取0.05mL0.1mol/L的盐酸，加水稀释至500mL，求稀释后溶液的pH. 
       【解析】 盐酸完全电离，c(HCl)=c(H⁺)=5×10^-5L×0.1mol/L/0.5L =1×10^-5mol/L，pH = - lgc(H⁺) = 5 
       【讨论】 若将上述稀释后溶液取出1体积，再用水稀释1000倍，溶液的pH是多少？ 
       【分析】c(H⁺)=1L×10^-5mol/L/1000L =10^-8mol/L     pH=8    
       【解释】水是弱电解质也电离出H+，此时纯水中的c(H⁺)=10^-7mol/L已接近10^-5mol/L，就不可忽略不计。 
       c(H⁺)=(1L×10^-5mol/L+999L×10-7mol/L)/1000L  ≈ 1.1×10^-7mol/L  ，pH = 7-lg1.1 ≈ 7  
       【小结】酸性或碱性溶液无论用水怎么稀释，pH只会趋近于7，而不可能大于7或小于7。无限稀释pH为7。 
       2、弱酸或弱碱稀释后溶液的pH变化都向中性靠近，即酸升高，碱降低；由于弱酸或弱碱存在电离平衡，因此相同pH弱酸（弱碱）与强酸（强碱）稀释相同倍数，弱酸（弱碱）的pH变化比强酸（强碱）的变化小。 
       【例题2】将pH = 3 的醋酸溶液加水稀释100倍后,所得溶液的pH为   
       A. = 5         B. > 5          C. < 3        D. 3< pH < 5 
       【分析】    醋酸溶液 pH = 3    c(H⁺) =  10^-3 mol/L  ，    假设溶液体积为1L  则 n(H⁺) = 10-3×1 = 10^-3 mol/L 
       若稀释前后电离平衡不发生移动,溶液中H＋的物质的量不变,则 稀释后c(H⁺) = 10-3 / 100 = 10^-5 mol/L      稀释后溶液的pH = 5 
实际上加水稀释时,电离平衡将向电离方向移动,即    n(H⁺)后 > 10^-3 mol/L      c(H⁺)后 > 10^-5 mol/L    pH后 < 5 
    由于溶液稀释时, H+浓度是下降的,即c(H⁺)后 < 10^-3 mol/L       pH后 > 3        
       二、 溶液混合过程中的pH的变化  
       1、两种强酸溶液（或强碱溶液）混合后的pH范围一定是原来两种酸（或碱）的pH之间。具体计算是：强酸溶液的混合按H+离子计算；强碱溶液的混合按OH-离子计算。 
       【例题3】pH为13和11的NaOH溶液，分别以1∶2的体积混和，则混和液的pH是多少？ 
       【解析一】c(H⁺)=（1L×10-13mol/L+2L×10-11mol/L）/（1+2）L  =6.7×10-12mol/L ，    pH=11.17 
       【解析二】 c(OH^-)=（1L×0.1mol/L+2L×0.001mol/L）/（1+2）L =3.4×10-2mol/L 
       c(H⁺)=10-14/3.4×10-2≈2.94-13×10mol/L        pH=12.53  
       【分析】上述两种不同解析方法，哪种是计算正确的呢？不管溶液如何变化，c(H⁺)和c(OH^-)的乘积总等于10-14。当混和时，n(OH-)增加，n(H⁺)也增加，此时[H+]和[OH-]的乘积大于Kw（6.7×10-12×3.4×10-2=22.78×10-14）,所以H+和OH-就要发生作用，水的电离平衡就要向左移动，消耗掉一部分H+和OH-，由于n(OH-)﹥﹥n(H⁺),OH-消耗量可忽略不计，而此时H+的消耗量就不能忽略不计。所以解一错误。） 
       碱性溶液的pH计算，应先计算c(OH^-)，再换算为c(H⁺)后 求pH，不能直接先计算c(H⁺)。 
       2、强碱溶液和强酸溶液混合后的pH变化，先判断是否恰好反应，若有过量，则由过量物质决定计算方式。具体计算是：强酸溶液过量的混合按H+离子计算；强碱溶液过量的混合先计算OH-离子浓度。 
       【例题4】pH=6的一元强酸和pH=8的一元强碱溶液以4∶1的体积比混和，混和液的pH是多少？ 
       【解析】 pH=6   即c(H⁺)=10-6mol/L  ；pH=8    即c(OH^-)=10-6mol/L  
       因为H+和OH-等物质的量中和，反应后剩余  
       n(H⁺)=4L×10-6mol/L－1L×10-6mol/L=3×10-6mol  
       c(H⁺)=3×10-6mol÷(4+1)L=6×10-7mol/L        pH=6.22  
       【小结】酸碱混和应先判断是否恰好反应，若有过量，则由过量物质决定计算方式。  
       三、溶液温度改变时pH的变化问题  
       1、强酸或强碱溶液温度升降时的pH变化：强酸溶液温度变化时，不考虑体积的变化，一般情况下c(H⁺)不变，pH也不变。强碱溶液温度变化时，不考虑体积的变化，一般情况下c(OH^-)不变，pOH也不变，但由于温度变化水的离子积常数发生变化，因此pH要发生改变，pH= pKb – pOH 。  
       2、弱酸或弱碱溶液温度升降时的pH变化：弱酸或弱碱溶液存在着自身的电离平衡和水的电离平衡，因此温度变化时pH的变化必须两者兼顾。  
       3、盐溶液温度升降时的pH变化：  
       强酸强碱正盐溶液温度升降时，pH变化只考虑水的电离程度的改变。温度升高时，Kw增大，c(H⁺)增大，pH减小；温度降低时，Kw减小，c(H⁺)减小，pH增大。  强酸弱碱盐溶液水解呈酸性，温度升降时，pH变化既考虑水的电离程度的改变又要考虑水解平衡的移动。温度升高时，Kw增大，水解程度也增大，c(H⁺)增大，pH减小；温度降低时，Kw减小，水解程度也减弱，c(H⁺)减小，pH增大。  
       弱酸强碱盐溶液水解呈碱性，温度升降时，pH变化同样既要考虑水的电离程度的改变又要考虑水解平衡的移动。温度升高时，Kw增大，水解程度也增大即c(OH^-)增大，则c(H⁺)=Kw/c(OH^-)的大小变化不能确定，pH的变化也不能确定；温度降低时的情况与温度升高情况类似。温度升高时，若pH增大则说明温度对盐水解的影响程度大于对水的电离平衡的影响；温度降低时，若pH增大则说明温度对盐水解的影响程度小于对水的电离平衡的影响；反之亦然。  
       【例题1】依据下列实验，不能证明一元酸HR是弱酸的是  
       A、室温下NaR溶液的pH大于7   
       B、加热NaR溶液时，溶液的pH变小  
       C、稀盐酸中加入少量NaR固体，溶解后溶液的pH变大  
       D、HR溶液中加入少量NaR固体，溶解后溶液的pH变大  
       【分析】A选项中说明NaR能水解生成弱酸HR；B选项中pH变小不一定是温度升高NaR水解程度增大引起，也可能是NaR不水解升温使Kw增大引起的；C选项证明H+与A-结合能生成弱酸，从而降低了c(H⁺)的浓度，pH升高；D选项证明HA溶液中存在着电离平衡，增大A-离子的浓度抑制HA的电离，降低c(H⁺)的浓度，pH升高。  
       4、饱和溶液温度升高或降低时，溶液的pH变化既要考虑溶液中溶质浓度的变化，又要考虑温度改变时水的离子积的变化，然而求出c(H⁺)及pH。  
       【例题2】将40℃的饱和石灰水冷却至10℃；或加入少量CaO，但温度仍保持40℃，在这两种情况下pH的改变情况_______。  
       【解析】“40℃的饱和石灰水冷却至10℃”：Ca(OH)2的溶解度随温度的降低而升高，因此饱和石灰水变为不饱和，c(OH^-)不变，又因为温度降低Kw减小，故c(H⁺) =Kw/c(OH^-)减小，pH增大。  
       “加入少量CaO，但温度仍保持40℃”：温度仍为400C溶解度不变，Kw也不变，因此c(OH^-)、c(H⁺)均不变。改变的是原饱和溶液的量（溶质、溶剂均按比例减少）。  
       【拓展】把足量熟石灰放入蒸馏水中，一段时间后达到平衡： Ca(OH)₂(s) Ca²⁺(aq)+2OH^-(aq),  给溶液加热或降温时，能否确定溶液的pH改变？  
       【解析】本题与上题的差异在于饱和溶液中还存在未溶解的Ca(OH)