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第二节 溶液的酸碱性
课时1 溶液的酸碱性与pH
第三章 水溶液中的离子反应
授课人：
学习目标
1．通过掌握溶液酸碱性与pH的关系，培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
2．通过学会计算酸碱的pH以及氢离子浓度和pH的互算，培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
添加关键词
在25 ℃时，水的离子积常数Kw＝c (H＋)·c (OH－)＝1.0×10－14
0.01 mol·L－1 NaCl溶液 0.01 mol·L－1 NaOH溶液 0.01 mol·L－1
盐酸
c(H＋)/ (mol·L－1)
c(OH－)/ (mol·L－1)
c(H＋)、c(OH－)的相对大小
溶液的酸碱性
1×10－7
1×10－12
0.01
1×10－7
c(H＋)＝c(OH－)
0.01
c(H＋)1×10－12
c(H＋)>c(OH－)
中性
碱性
酸性
一、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性由c(H+)和c(OH-)相对大小决定
c(H+) ＞ c(OH-)
c(H+) ＜ c(OH-)
中性
酸性
碱性
0.01 mol·L －1HCl、NaCl、NaOH溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度（25 ℃）
c(H+) ＝ c(OH-)
用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液酸碱性，不受温度影响。
一、溶液的酸碱性
一、溶液的酸碱性
浓度较小时，如：c(H+)=1.0 × 10-12 mol/L，这种表示方法很麻烦但应用广，所以引入了一种方便方案：
　 c(H+) →
10-12 mol/L →
12
- lg c(H+)
lgc(H+) →
-12 →
pH＝-lgc(H+)
pH的大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即表示稀溶液酸、碱性的强弱。
用H+物质的量浓度的负对数来表示溶液酸碱性。
pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强。
pH的适用范围：
c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（小于1 mol L-1）
1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。
一、溶液的酸碱性
当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol L-1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。
溶液的pH与溶液中氢离子浓度的关系（25 ℃）
当pH＜7时，溶液中c(H+)大于c(OH-)，溶液显酸性，且pH越小，溶液中c(H+)越大，溶液的酸性越强；
当pH＞7时，溶液中c(H+)小于c(OH-)，溶液显碱性，且pH越大，溶液中c(OH-)越大，溶液的碱性越强。
一、溶液的酸碱性
例1（1）c (H+)＝1.0×10-6 mol/L pH= ；
c (H+)＝1.0×10-3 mol/L pH= ；
c (H+)＝1.0×10-m mol/L pH= ；
c (OH-)＝1.0×10-6 mol/L pH= 。
c (OH-)＝1.0×10-10 mol/L pH= 。
c (OH-)＝1.0×10- n mol/L pH= 。
（2）pH=2 c (H+)＝ ；
pH=8 c(H+)＝ 。
6
3
m
8
4
1.0×10-2 mol/L
14-n
1.1×10-8 mol/L
典例解析
判断正误
1、当pH＝7时，溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，溶液显中性，对吗？
不对，未指明温度，不一定呈酸性。
2、pH等于0的溶液是酸性最强的溶液，pH等于14的溶液是碱性最强的溶液。
不对。
pH等于0的溶液中c(H＋)＝1 mol L-1，不是酸性最强的溶液；pH等于14的溶液c(OH－)＝1 mol L-1，不是碱性最强的溶液。
一、溶液的酸碱性
溶液酸碱性的测定方法
一、溶液的酸碱性
酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)
溶液酸碱性的测定方法
利用pH试纸测定。
取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。
使用pH试纸的正确操作为：
一、溶液的酸碱性
溶液酸碱性的测定方法
利用pH计测定。
pH计可精确测量溶液的pH(读至小数点后2位)。
一、溶液的酸碱性
溶液酸碱性的测定方法
用pH传感器(pH探头)
一、溶液的酸碱性
思考
1、用pH试纸测定溶液pH时为什么不能润湿？
若润湿pH试纸会将溶液稀释，所测溶液pH可能有误差。
2、为什么不能用pH试纸测NaClO溶液的pH
NaClO溶液具有强氧化性，会将pH试纸漂白。
一、溶液的酸碱性
二、溶液pH计算
口诀：
酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)，
酸碱中和求过量，无限稀释7为限。
　pH计算——公式中c(H＋)：
若强酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)
二、溶液pH计算
(1)单一溶液pH的计算
溶液类型 相关计算
强酸(HnA)溶液 设HnA的浓度为c mol/L，则c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc
强碱[B(OH)n]溶液 设B(OH)n的浓度为c mol/L，则c(OH－)＝nc mol/L，c(H＋)＝ mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc
二、溶液pH计算
溶液类型 相关计算
两种强酸混合
两种强碱混合
(2)混合溶液pH的计算
二、溶液pH计算
溶液类型 相关计算
强酸、强碱混合 恰好完全反应 pH＝7(25 ℃)
酸过量
碱过量
酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧
(1)酸与碱的pH之和为14，等体积混合
常温时
原因：
酸和碱已电离的H＋和OH－恰好中和，谁弱谁的H＋或OH－有储备(即物质过量)，中和后还能继续电离。
二、溶液pH计算
酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧
二、溶液pH计算
典例解析
例2 求常温下，下列溶液的pH(已知lg 5＝0.7)：
(1)某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol L－1，此溶液的pH为___。
(2)0.001 mol L－1 NaOH溶液的pH为____。
2
11
(3)pH＝3的盐酸与pH＝5的硫酸等体积混合，pH为_____。
(4)pH＝10和pH＝12的两种NaOH溶液等体积混合，pH为______。
3.3
11.7
(5)pH＝12的NaOH溶液和pH＝4的HCl溶液等体积混合，pH为______。
11.7
常温下，pH只能无限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。
1．酸碱溶液无限稀释
二、溶液pH计算
溶液稀释后的pH变化规律
常温下，每稀释到原溶液体积的10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)，
弱酸的pH范围是：a2．对于pH＝a的强酸和弱酸溶液稀释
二、溶液pH计算
常温下，每稀释到原溶液体积的10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n>7)，
弱碱的pH范围是：b－n(b－n>7)3.对于pH＝b的强碱和弱碱溶液稀释
二、溶液pH计算
强酸pH变化程度比弱酸大(强碱和弱碱类似)。
弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范围。
4.对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数
二、溶液pH计算
可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。
二、溶液pH计算
典例解析
例3 pH＝12的X、Y两种碱溶液，分别将它们稀释100倍，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是(　　)
A．若10B．X、Y两种碱的物质的量浓度一定相等
C．稀释后，Y溶液的碱性比X溶液的碱性弱
D．完全中和pH相同且等体积的X、Y两溶液时，
消耗同浓度盐酸的体积：V(X)D
课堂小结
溶液的酸碱性
溶液pH计算
不良反应
溶液的酸碱性
溶液酸碱性表示方法
溶液酸碱性测定
计算思路
计算类型及方法
溶液稀释pH变化图像
随堂练习
1、某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)
A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液
B．取相同体积b、c两点的溶液，分别与NaOH恰好中和后，b点对应溶液中n(Na＋)更大
C．取等体积a点的两种溶液，稀释到相同的pH，CH3COOH所需水的体积更小
D．相应酸的电离程度：d点>c点，溶液导电性：d点>c点
B
谢谢观看
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