新蘇教版高中化學選擇性必修1學案：3.2.1 溶液的酸堿性與pH

新蘇教版高中化學選擇性必修1《化學反應(yīng)原理》PAGEPAGE1第二單元溶液的酸堿性第1課時溶液的酸堿性與pH[核心素養(yǎng)發(fā)展目標]1.掌握溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。2.掌握測定溶液pH的方法，了解溶液pH調(diào)控的意義。3.掌握計算溶液pH的方法。一、溶液的酸堿性與pH1．25℃時，分析下列溶液中氫離子和氫氧根離子的濃度0.01mol·L－1NaCl溶液0.01mol·L－1NaOH溶液0.01mol·L－1鹽酸c(H＋)/(mol·L－1)1×10－71×10－120.01c(OH－)/(mol·L－1)1×10－70.011×10－12c(H＋)、c(OH－)的相對大小c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)<c(OH－)c(H＋)>c(OH－)溶液的酸堿性中性堿性酸性特別提示用c(H＋)、c(OH－)的相對大小來判斷溶液酸堿性，不受溫度影響。2．溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關(guān)系(1)pH表達式：pH＝－lgc(H＋)。(2)溶液的pH、c(H＋)及酸堿性的關(guān)系圖(25℃)：(3)pH的適用范圍：1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1，即0≤pH≤14。特別提醒pH計算公式中c(H＋)，強酸溶液中：c(H＋)＝n·c(HnA)，強堿溶液中：c(H＋)＝eq\f(Kw,c(OH－))＝eq\f(Kw,n·c[B(OH)n])。3．溶液酸堿性的測定方法(1)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)(2)利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH。(3)利用pH計測定。pH計可精確測量溶液的pH(讀至小數(shù)點后2位)。(4)用pH傳感器(pH探頭)測定。(1)任何溫度下，如果c(H＋)不等于c(OH－)，則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性()(2)某溶液的pH＝7，該溶液一定顯中性()(3)升高溫度，水的電離程度增大，酸性增強()(4)用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，一定會使結(jié)果偏低()(5)常溫下，加入酚酞顯無色的溶液一定顯酸性()(6)用pH計測得某溶液的pH為7.45()答案(1)√(2)×(3)×(4)×(5)×(6)√1．某溶液中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，該溶液一定呈酸性嗎？提示未指明溫度，不一定呈酸性。2．(1)pH試紙使用前能否用蒸餾水潤濕？若用濕潤的pH試紙測定溶液的pH對結(jié)果有何影響？提示使用pH試紙不能用蒸餾水潤濕，潤濕后相當于稀釋了溶液。若為酸性溶液，則潤濕后測得pH偏大；若為堿性溶液，則潤濕后測得pH偏??；若為中性溶液，則無影響。(2)某同學用pH試紙測定新制氯水的pH為1.0，他的結(jié)論正確嗎？提示新制氯水具有漂白性，不能使用pH試紙進行測定，其結(jié)論錯誤。(3)現(xiàn)欲測定100℃沸水的pH及酸堿性，甲同學使用pH試紙測定，請推測pH試紙呈什么顏色，溶液的酸堿性如何？提示pH試紙呈淡黃色，沸水呈中性。測溶液pH時的三注意(1)不能用濕潤的玻璃棒蘸取待測液，也不能將pH試紙先用水潤濕，否則會將溶液稀釋，可能導致所測定的pH不準確，使酸性溶液的pH變大，堿性溶液的pH變小，但中性溶液不受影響。(2)若某溶液具有漂白性，則不能用酸堿指示劑測定該溶液的酸堿性，也不能用pH試紙測定其pH。(3)pH試紙不能測c(H＋)>1mol·L－1或c(OH－)>1mol·L－1的溶液的pH。1．下列溶液一定顯酸性的是()A．溶液中c(OH－)>c(H＋)B．滴加紫色石蕊溶液后變紅色的溶液C．溶液中c(H＋)＝10－6mol·L－1D．常溫時，溶液中由水電離的c(H＋)＝10－9mol·L－1答案B解析判斷溶液酸堿性的關(guān)鍵是看c(H＋)和c(OH－)的相對大小，若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；而pH<7或c(H＋)>10－7mol·L－1的溶液呈酸性，僅適用于常溫時，若溫度不確定，就不能用來判斷溶液的酸堿性。B項中可使紫色石蕊溶液變紅，則該溶液顯酸性；D項中水電離的c(H＋)<10－7mol·L－1，說明向水中加入了抑制水電離的酸或者是堿，溶液的酸堿性不能確定。2．已知某溫度下純水的pH＝6。請回答下列問題：(1)pH＝7的溶液呈(填“酸性”“中性”或“堿性”)。(2)該溫度下，0.1mol·L－1的鹽酸的pH＝。水電離出的H＋濃度為。答案(1)堿性(2)11×10－11mol·L－1二、溶液稀釋后的pH變化規(guī)律1．酸堿溶液無限稀釋常溫下，pH只能無限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，堿溶液pH不可能小于7。2．對于pH＝a的強酸和弱酸溶液稀釋常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強酸的pH就增大n個單位，即pH＝a＋n(a＋n<7)，弱酸的pH范圍：a<pH<a＋n(a＋n<7)，可用如圖表示。3．對于pH＝b的強堿和弱堿溶液稀釋常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強堿的pH減小n個單位，即pH＝b－n(b－n>7)，弱堿的pH范圍：b－n(b－n>7)<pH<b，可用如圖表示。4.對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)強酸pH變化程度比弱酸大(強堿和弱堿類似)。弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。物質(zhì)的量濃度相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化如圖所示。1．常溫下，下列關(guān)于溶液的稀釋說法正確的是()A．pH＝3的醋酸溶液稀釋100倍，pH＝5B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1C．將1L0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀釋為2L，pH＝13D．pH＝8的NaOH溶液稀釋100倍，其pH＝6答案C解析A項，pH＝3的醋酸溶液在稀釋過程中電離平衡正向移動，稀釋100倍時，3<pH<5；B項，pH＝4的H2SO4溶液稀釋100倍時，溶液中的c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，溶液中的c水(OH－)＝eq\f(1×10－14,1×10－6)mol·L－1＝1×10－8mol·L－1，c水(H＋)＝c水(OH－)＝1×10－8mol·L－1；C項，1L0.1mol·L－1Ba(OH)2溶液稀釋為2L時，c(OH－)＝eq\f(0.2,2)mol·L－1＝0.1mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13mol·L－1，pH＝13；D項，NaOH是強堿溶液，無論怎么稀釋，pH在常溫下不可能為6，只能無限接近于7。2．將體積均為10mL、pH均為3的鹽酸和醋酸溶液，加入水稀釋至amL和bmL，測得稀釋后溶液的pH均為5，則稀釋后溶液的體積()A．a(chǎn)＝b＝100 B．a(chǎn)＝b＝1000C．a(chǎn)＜b D．a(chǎn)＞b答案C解析若a＝b，稀釋后的CH3COOH溶液pH<5，若使稀釋后CH3COOH溶液pH＝5，就必須繼續(xù)加水稀釋，即a<b。3．濃度均為0.10mol·L－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積為V，pH隨lg

eq\f(V,V0)的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是()A．MOH的堿性強于ROH的堿性B．ROH的電離程度：b點大于a點C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等D．當lg

eq\f(V,V0)＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則eq\f(c(M＋),c(R＋))增大答案D解析A項，等體積0.10mol·L－1的MOH和ROH，前者pH＝13，后者pH小于13，說明前者是強堿，后