高考新寵
——pH

湖北 汪 洋

高考新寵
——pH

湖北 汪 洋

pH是溶液中氫離子物質的量濃度的負對數(shù)，即pH＝－lgc（H＋）。當溶液中c（H＋）≤1mol·L－1時，直接用氫離子物質的量濃度表示溶液的酸堿性不方便，而用pH表示。常溫下pH的范圍在0～14之間，pH＜7，溶液顯酸性；pH＝7，溶液呈中性；pH＞7，溶液顯堿性。在近幾年全國各地高考題中，以pH為中心，與其他知識結合的試題俯拾即是，現(xiàn)選取幾例，以饗讀者。

一、pH與溶度積

【例1】（2013新課標卷Ⅱ·13）室溫時，M（OH）2（s）M2＋（aq）＋2OH－（aq），Ksp＝a；c（M2＋）＝b mol·L－1時，溶液的pH等于（ ）

【解析】因為M（OH）2（sM2＋（aq）＋2OH－（aq）；椐據(jù)難溶物溶度積的定義有：Ksp＝c（M2＋）·c2（OH－）＝a；c2（OH－）＝，再結合水的離子積公式Kw＝c（H＋）·

【答案】C

【點撥】要搞清pH、溶度積、水的離子積的定義；水的離子積與溫度有關，溫度一定，水的離子積一定；難溶物質的溶度積也與溫度有關，溫度一定，難溶物質的溶度積一定。類似地，我們還可以計算出某離子開始沉淀及沉淀完全時的pH。

二、pH與電解質溶液的稀釋

【例2】（雙選）（2014上海·21）室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有5mL pH＝3的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH＝4。關于甲、乙兩燒杯中溶液的描述正確的是（ ）

A．溶液的體積：10V甲≤V乙

B．水電離出的OH－濃度：10c（OH－）甲≤c（OH－）乙

C．若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙

D．若分別與5mL pH＝11的NaOH溶液反應，所得溶液的pH：甲≤乙

【解析】若該一元酸是強酸，則10V甲＝V乙；若該一元酸是弱酸，稀釋時會繼續(xù)電離，加水稀釋至10V甲＝V乙時，pH＜4；而要加水稀釋至pH＝4，需要多加水，即10V甲＜V乙，A正確；室溫下，甲溶液中水電離出的OH－的濃度為10－11mol·L－1，乙溶液中水電離出的OH－濃度為10－10mol·L－1，即10c（OH－）甲＝c（OH－）乙，B錯誤；稀釋不改變溶質的物質的量，即兩溶液中酸的物質的量相等，分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，消耗NaOH溶液體積相等，若是強酸，所得溶液顯中性，pH：甲＝乙，若是弱酸，則生成強堿弱酸鹽，乙中溶液濃度較小，c（OH－）小，pH小，pH：甲＞乙，即pH：甲≥乙，C錯誤；若分別與5mL pH＝11的NaOH溶液反應，若是強酸，所得溶液顯中性，pH：甲＝乙，若是弱酸，則酸過量，溶液顯酸性，乙中濃度小酸性較弱，pH較大，即pH：甲≤乙，D正確。

【答案】AD

【點撥】對于強酸溶液（pH＝a），每稀釋10n倍，pH增大n個單位，即pH＝a＋n且pH＜7；對于弱酸溶液（pH＝a），每稀釋10n倍，pH的范圍是：a＜pH＜a＋n＜7，即對于pH相同的強酸和弱酸，稀釋相同的倍數(shù)，強酸的pH變化的程度大；對于強堿溶液（pH＝b），每稀釋10n倍，pH減小n個單位，即pH＝b－n且pH＞7；對于弱堿溶液（pH＝b），每稀釋10n倍，pH的范圍是：7＜b－n＜pH＜b，即對于pH相同的強堿溶液和弱堿溶液，稀釋相同的倍數(shù)，強堿的pH變化的程度大。在稀釋過程中，如果酸溶液中氫離子濃度、堿溶液中氫氧根離子濃度小于10－5mol·L－1時，要考慮水的電離。常溫下任何溶液的稀釋，溶液的pH都向7靠近。

三、pH與酸堿中和滴定圖象

【例3】（2015山東·13）室溫下向10mL 0．1mol·L－1NaOH溶液中加入0．1mol·L－1的一元酸HA溶液pH的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是（ ）

A．a點所示溶液中c（Na＋）＞c（A－）＞c（H＋）＞c（HA）

B．a、b兩點所示溶液中水的電離程度相同

C．pH＝7時，c（Na＋）＝c（A－）＋c（HA）

D．b點所示溶液中c（A－）＞c（HA）

【解析】a點HA溶液體積是10mL，與NaOH恰好完全反應，溶液的pH為8．7，呈堿性，說明HA為弱酸，NaA發(fā)生水解反應，A－＋H2OHA＋OH－，c（Na＋）＞c（A－）＞c（HA）＞c（H＋），A錯誤；a點NaA發(fā)生水解反應，促進了水的電離，b點HA與NaA等物質的量，溶液顯酸性，抑制水的電離，所以a點水的電離程度大于b點水的電離程度，B錯誤；根據(jù)電荷守恒，c（H＋）＋c（Na＋）＝c（OH－）＋c（A－），pH＝7，則c（H＋）＝c（OH－），則c（Na＋）＝c（A－），C錯誤；b點HA過量且HA與NaA等物質的量，溶液呈酸性，HA的電離程度大于NaA的水解程度，所以c（A－）＞c（HA），D正確。

【答案】D

【點撥】從酸堿中和滴定圖象中提取信息時一定要搞清酸堿恰好反應的點對應的體積與pH，恰好反應時，室溫下的溶液pH不一定等于7；室溫下的溶液pH等于7時不一定恰好反應。記住“有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性，弱弱具體定”。根據(jù)生成的鹽的陰陽離子具體分析水解情況；能靈活運用物料守恒、電荷守恒，質子守恒進行離子濃度的比較。

四、pH與pOH

【例4】（2013山東·13）某溫度下，向一定體積0．1mol·L－1醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液，溶液中pOH［pOH＝－lg（OH－）］與pH的變化關系如圖所示，則（ ）

A．M點所示溶液導電能力強于Q點

B．N點所示溶液c（CH3COO－）＞c（Na＋）

C．M點和N點所示溶液中水的電離程度相同

D．Q點消耗NaOH溶液的體積等于醋酸溶液的體積

【解析】Q點的pOH＝pH，溶液為中性，因此M點溶液為酸性，N點溶液為堿性。由于醋酸是弱酸，電離程度很小，離子濃度也較小，M點溶液的導電能力最弱，A錯誤；N點所示溶液為堿性，根據(jù)溶液電荷守恒c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CHCOO－）＋c（OH－），易得出：c（Na＋）＞c（CH3COO－），B錯誤；由于M點的c（H＋）等于N點的c（OH－），對水的電離抑制能力相同，所以M點和N點水電離程度相同，C正確；Q點的pOH＝pH，溶液為中性，而兩者等濃度、等體積混合后恰好完全反應生成醋酸鈉，水解顯堿性。則所加NaOH溶液體積略小于醋酸溶液的體積時，Q點的pOH＝pH，D錯誤。

【答案】C

【點撥】pH是溶液中氫離子物質的量濃度的負對數(shù)，pOH是溶液中氫氧根離子物質的量濃度的負對數(shù)；由于Kw＝c（H＋）·c（OH－），因此：pOH＋pH＝－lgKw，室溫下，同一溶液的pOH＋pH＝14；無論什么溫度下，當c（H＋）＝c（OH－）或pOH＝pH時，就是中性溶液。

五、pH與pM

【例5】（2013江蘇·14）一定溫度下，三種碳酸鹽MCO3（M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋）的沉淀溶解平衡曲線如下圖所示。已知：pM＝－lgc（M），p（CO2－3）＝－lg c（CO2－3）。下列說法正確的是（ ）

【解析】pH越大，c（H＋）越?。煌韕M、p數(shù)值越大，對應的實際濃度越小。而MgCO3、CaCO3、MnCO3是同類型的難溶物，因此MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次減小，A錯誤；a點在斜線上，表示MnCO3溶液是飽和溶液，a點又在角平分線上，故c（Mn2＋）＝，B正確；b點在斜線上，表示CaCO3溶液是飽和溶液，但b點位于斜線與角平分線交點下方，b點pM＜p（），圖中數(shù)值越大，實際濃度越小，故c（Ca2＋）＞c（），C錯誤；c點在曲線上方，可表示MgCO3的不飽和溶液，c點位于斜線與角平分線上方，p（）＜pM，且圖線中數(shù)值越大，實際濃度越小，故c（Mg2＋）＜c（），D正確。

【答案】BD

【點撥】能根據(jù)pH定義認識pM、p；根據(jù)pH越大，c（H＋）越小的關系認識到當p＜pM時，；當＝pM時，；當時，；三條實線中，每條實線上的點都表示飽和溶液，實線上方的點都表示不飽和溶液，實線下方的點都表示過飽和溶液。

六、pH與弱電解質平衡體系中各微粒濃度變化

【例6】（2015浙江·12）40℃時，在氨－水體系中不斷通入CO2，各種離子的變化趨勢如下圖所示。下列說法不正確的是（ ）

C．隨著CO2的通入不斷增大

D．在溶液中pH不斷降低的過程中，有含NH2COO－的中間產物生成

【解析】過pH＝9．0的點作橫軸的垂線與圖中五條曲線有五個不同的交點，從圖中可以看出：c（NH＋4）＞c（HCO－3）＞c（NH2COO－）＞c（CO2－3），A正確；根據(jù)溶液中各離子的電荷守恒，得出：c（NH＋4）＋c（H＋）＝2c（CO2－3）＋c（HCO－3）＋c（NH2COO－）＋c（OH－），B正確；隨著CO2的通入，溫度一定，氨水的電離平衡常數(shù)Kb不變，而從圖中可以看出，是不斷增大的，因此不斷減小，C錯誤；在溶液中pH不斷降低的過程中，有含NH2COO－的中間產物生成，D正確。

【答案】C

【點撥】學生要能夠從圖中獲取解題的有用信息，圖中所含幾種粒子及粒子濃度的變化趨勢特別是橫軸與縱軸表示的意義及數(shù)據(jù)的變化趨勢，pH相同時，各微粒的物質的量分數(shù)越大，該微粒的物質的量濃度越大。

（作者單位：湖北省隨州市曾都區(qū)第一高級中學）