高中化學(xué)人教版選擇性必修一課件322溶液的酸堿性與pH

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第二節(jié)水的電離和溶液的pH

第2課時(shí)溶液的酸堿性與pH

1.認(rèn)識(shí)溶液的酸堿性及pH。2.掌握檢驗(yàn)溶液pH的方法。及溶液稀釋時(shí)pH的變化規(guī)律。4.了解溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的應(yīng)用。課程目標(biāo)[課前?思考]根據(jù)常溫時(shí)水的電離平衡，運(yùn)用平衡移動(dòng)原理分析下列問題。（1）酸性溶液中是否存在OH-？堿性溶液中是否存在H+？試解釋原因。（2）比較(25℃)下列情況中，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢(shì)（增大或減小）。對(duì)水電離平衡的影響c(H+)mol/Lc(OH-)mol/Lc(H+)與c(OH-)比較純水加入少量的HCl

加入少量的NaOH

無=10-7=10-7c(H+)=c(OH-)>10-7<10-7c(H+)>c(OH-)<10-7>10-7c(H+)<c(OH-)左移左移溶液的酸堿性與pH的關(guān)系[基礎(chǔ)?初探]不能用c(H+)等于多少來判斷溶液酸、堿性，只能通過

的相對(duì)大小來判斷。2.溶液的酸堿性與H+、OH-濃度的關(guān)系c(H+)和c(OH-)3.溶液的酸堿性與pH(1)溶液pH的定義：H+的物質(zhì)的量濃度的負(fù)對(duì)數(shù)。表達(dá)式為pH=

。﹣lgc(H+)(1)酸性溶液：c(H＋)__________c(OH－)(2)中性溶液：c(H＋)__________c(OH－)(3)堿性溶液：c(H＋)__________c(OH－)＞=＜(2)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系（25℃）

[基礎(chǔ)?初探]pH越小，溶液的酸性越

，堿性越

，pH的適用范圍是

。①pH＜7，c(H+)＞10-7，溶液呈

。②pH=7，c(H+)=10-7，溶液呈

。③pH＞7，c(H+)＜10-7，溶液呈

。強(qiáng)弱酸性堿性中性0~14［微思考］pH=7的溶液一定是中性溶液?jiǎn)?？[課堂?專練]×××√[課堂?專練][課堂?專練][基礎(chǔ)?初探]?名師點(diǎn)撥1.在任何水溶液中，都存在H+與OH－，但不能大量共存。2.溶液呈酸性或堿性的本質(zhì)在于c(H+)與c(OH－)的相對(duì)大??；而不在于c(H+)或c(OH－)的絕對(duì)大小。在一定溫度下，c(H+)與c(OH－)此增彼減，但Kw=c(H+)?c(OH－)始終不變。3.堿溶液中由水電離出的c水(H+)=Kw/c堿(OH－)（忽略水電離出的OH－的濃度）；同理，酸溶液中由水電離出的c水(OH－)=Kw/c酸(H+)(忽略水電離出的H+的濃度)。[基礎(chǔ)?初探]?名師點(diǎn)撥4.任何情況下，均可根據(jù)溶液中c(H+)和c(OH－)的相對(duì)大小來判斷溶液的酸堿性。但只有在25℃時(shí)才能利用c(H+)與1.0×10-7mol/L的相對(duì)大小來判斷溶液的酸堿性。5.在分析c(H+)、pH與溶液的酸堿性的關(guān)系時(shí)，要注意溶液的溫度是否為常溫。6.溶液的pH范圍通常是0~14，對(duì)于c(H+)≤1mol/L或c(OH－)≤1mol/L的電解質(zhì)溶液，用pH表示其酸堿度比直接使用c(H+)或c(OH－)要方便。當(dāng)c(H+)或c(OH－)大于1mol/L時(shí)，則直接用c(H+)或c(OH－)來表示溶液的酸堿度。溶液pH的測(cè)定方法[基礎(chǔ)?初探]1.酸堿指示劑法(只能粗略測(cè)定溶液的pH范圍，不能準(zhǔn)確測(cè)定出pH的具體值)

速記紙條：甲石酚要記清，紅黃紅藍(lán)無色紅。三點(diǎn)一四點(diǎn)四，五八八十要分清。試紙法(1)種類：廣泛pH試紙的范圍為

(最常用)或0~10，用廣泛pH試紙測(cè)定溶液的pH都為

；精密pH試紙的pH范圍較窄，可以判別或的pH差值。1~14整數(shù)表面皿標(biāo)準(zhǔn)比色卡[課堂?專練][課堂?專練]pH的計(jì)算[基礎(chǔ)?初探]1.由水電離的c(H+)或c(OH－)的計(jì)算(25℃)(1)中性溶液c(H+)=c(OH－)=1.0×10-7mol/L。(2)溶質(zhì)為酸的溶液H+來源于酸的電離和水的電離，而OH－只來源于水的電離。如計(jì)算0.01mol/L鹽酸中由水電離出的c(H+)，需先求出溶液中的c(OH－)。Kw=c(H+)?c(OH－)，c(H+)=c酸(H+)+c水(H+)，由于酸電離產(chǎn)生的H+抑制了水的電離，因此c水(H+)<1×10-7mol/L，c水(H+)<c酸(H+)，c(H+)≈c酸(H+)，故c(OH－)=Kw/c(H+)=1×10-12mol/L，即0.01mo/L鹽酸中由水電離出的c水(H+)=c(OH－)=1×10-12mol/L。[基礎(chǔ)?初探](3)溶質(zhì)為堿的溶液OH－來源于堿的電離和水的電離，而H+只來源于水的電離。如計(jì)算0.01mol/LNaOH中由水電離出的c(OH－)，需先求出溶液中的c(H+)。Kw=c(H+)?c(OH－)，c(OH－)=c堿(OH－)+c水(OH－)，由于堿電離產(chǎn)生的OH－抑制了水的電離，因此c水(OH－)<1×10-7mol/L，c水(OH－)<c堿(OH－)，c(OH－)≈c堿(OH－)，故c(H+)=Kw/c(OH－)=1×10-12mol/L，即0.01mo/LNaOH中由水電離出的c水(OH－)=c(H+)=1×10-12mol/L。[基礎(chǔ)?初探]2.溶液pH的計(jì)算(25℃)(1)單一溶液pH的計(jì)算步驟：①?gòu)?qiáng)酸溶液(HnA)設(shè)HnA的濃度為cmol/L，則c(H+)=ncmol/L，pH=﹣lgc(H+)=﹣lg(nc)②強(qiáng)堿溶液(B(OH)n)設(shè)B(OH)n的濃度為cmol/L，則c(OH－)=ncmol/L，pH=﹣lgc(H+)=14+lg(nc)(2)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合后溶液pH的計(jì)算步驟：原則：“誰(shuí)過量就先求誰(shuí)”。①?gòu)?qiáng)酸混合②強(qiáng)堿混合[基礎(chǔ)?初探]速記紙條：若pH之差≥2的兩種強(qiáng)酸等體積混合，pH=pH小+0.3；若pH之差≥2的兩種強(qiáng)堿等體積混合，pH=pH大③酸堿混合A.恰好完全反應(yīng)呈中性B.酸過量C.堿過量[基礎(chǔ)?初探][基礎(chǔ)?初探]判斷下列溶液在常溫下的酸、堿性(在括號(hào)中填“酸性”、“堿性”或“中性”)。(1)相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合。(

)(2)相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合。(

)(3)相同濃度的NH3·H2O和HCl溶液等體積混合。(

)(4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合。(

)(5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等體積混合。(

)(6)pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(

)(7)pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合(

)(8)pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等體積混合(

)中性

堿性

酸性

中性

酸性

堿性

酸性

堿性

3.酸或堿稀釋后溶液pH的計(jì)算[基礎(chǔ)?初探]類型稀釋10n倍無限稀釋強(qiáng)酸c(H+)減小為原來的，pH增大n個(gè)單位，pH=pH原+n＜7弱酸c(H+)減小的程度比強(qiáng)酸的小，pH增大不到n個(gè)單位，pH＜pH原+n＜7強(qiáng)堿c(OH－)減小為原來的，pH減小n個(gè)單位，pH=pH原﹣n＞7弱堿c(OH－)減小的程度比強(qiáng)堿的小，pH減小不到n個(gè)單位，pH＞pH原﹣n＞7[課堂?專練][課堂?專練][課堂?專練][課堂?專練][課堂?專練][課堂?專練][課堂?專練][課堂?專練]測(cè)定pH的意義[基礎(chǔ)?初探]1.人體各種體液的pH都要維持在一定的范圍。如血液的的pH值：2.廢水處理。酸性或堿性廢水的處理常常利用