2024-2025學年高二化學選擇性必修1（配蘇教版）教學課件 專題3 第2單元 第1課時 溶液的酸堿性

專題3第二單元第1課時溶液的酸堿性基礎(chǔ)落實·必備知識全過關(guān)重難探究·能力素養(yǎng)全提升目錄索引

素養(yǎng)目標1.能從電離、離子反應、化學平衡的角度分析溶液的性質(zhì),如酸堿性、導電性等。2.可以通過分析、推理等方法認識溶液pH的含義,建立認知模型,了解溶液pH的測定方法,培養(yǎng)科學探究與創(chuàng)新意識的核心素養(yǎng)。3.學會用證據(jù)推理意識進行pH的簡單計算?；A(chǔ)落實·必備知識全過關(guān)一、溶液的酸堿性與pH

水溶液的酸堿性取決于c(H+)與c(OH-)的相對大小1.溶液的酸堿性與c(H+)和c(OH-)的關(guān)系(25

℃)溶液類型c(H+)與c(OH-)相對大小c(H+)/(mol·L-1)中性溶液c(OH-)=c(H+)c(H+)=1.0×10-7酸性溶液c(OH-)<c(H+)c(H+)>1.0×10-7堿性溶液c(OH-)>c(H+)c(H+)<1.0×10-72.溶液的pH與c(H+)及酸堿性的關(guān)系(1)pH是c(H+)的負對數(shù),其表達式是pH=

。

(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。-lgc(H+)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)。pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕(2)利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為

。

(3)利用pH計測定。pH計可精確測定溶液的pH(讀至小數(shù)點后2位)。(4)用pH傳感器(pH探頭)測定。取一小片pH試紙置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溶液點在試紙上,當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照,讀出pH教材閱讀想一想閱讀教材圖3-10及正文部分思考:在某溶液中c(H+)為1×10-7

mol·L-1,此溶液一定呈中性嗎?提示

判斷溶液酸堿性的標準是c(H+)與c(OH-)的相對大小,而不是與

1×10-7

mol·L-1相比較。若溶液中c(H+)與c(OH-)不相等,則c(H+)=1×10-7

mol·L-1時溶液也不呈中性。易錯辨析判一判(1)c(H+)<c(OH-)的溶液一定顯堿性。(

)(2)某同學用pH試紙測得氫氧化鈉溶液的pH為10.6。(

)(3)常溫下由水電離的c(OH-)為1×10-8

mol·L-1的溶液一定呈酸性。(

)(4)c(OH-)=1×10-6

mol·L-1的溶液一定呈堿性。(

)√×提示

pH試紙只能精確到整數(shù)。

×提示

也可能呈堿性。

×提示

只有c(OH-)>c(H+)時,溶液才呈堿性。

二、溶液pH的計算1.單一溶液pH的計算2.混合溶液pH的計算(1)兩強酸溶液混合(2)兩強堿溶液混合

(3)強酸強堿溶液混合①強酸與強堿正好完全反應,溶液呈中性,c(H+)

c(OH-)。

②強酸與強堿混合時,若酸過量,則求

,若堿過量,則求

,然后計算pH。

=c過量(H+)c過量(OH-)3.酸堿稀釋后的pH變化規(guī)律

酸溶液稀釋后pH永遠小于7,堿溶液稀釋后pH永遠大于7(1)室溫下計算下列酸溶液稀釋后的pH①pH=2的鹽酸,若加水稀釋到體積為原來的10倍,其pH為

;若加水稀釋到體積為原來的10n倍,其pH為

(n<5)。

②若將pH=5的鹽酸加水無限稀釋,其pH接近于

。

③pH=2的醋酸溶液,若加水稀釋到體積為原來的10倍,其pH大小范圍應是

。

32+n72<pH<3(2)室溫下計算下列堿溶液稀釋后的pH①pH=11的氫氧化鈉溶液,若加水稀釋到體積為原來的10倍,其pH為

;若加水稀釋到體積為原來的10n倍,其pH為

(n<4)。

②若將pH=11的NaOH溶液加水無限稀釋,其pH接近于

。

③pH=11的氨水,若加水稀釋到體積為原來的10n倍,其pH大小范圍應是

(n<4);若無限稀釋時,其pH接近于

。

教材閱讀想一想閱讀教材“拓展視野·pH試紙、pH計和pH傳感器”思考:用pH試紙測得某硫酸溶液的pH為4.2,這個結(jié)論正確嗎?1011-n7(11-n)<pH<11

7提示

不正確。用pH試紙測定溶液的pH時,只能讀取整數(shù)值。

易錯辨析判一判(1)溶液的酸性越強,pH越小。(

)(3)將pH=1的鹽酸稀釋到體積為原來的1

000倍,溶液的pH為5。(

)√√×提示

pH=1的鹽酸中c(H+)=0.1

mol·L-1,稀釋到體積為原來的1

000倍,則H+的濃度為1×10-4

mol·L-1,溶液的pH=4。重難探究·能力素養(yǎng)全提升探究一溶液的酸堿性情境探究(1)某兒童吃了較多橘子,胃疼嘔酸水,經(jīng)診斷是胃酸過多所致。醫(yī)生建議食用一些雞蛋清等食品,并要求合理飲食,請問理由是什么?提示

雞蛋清的pH略大于7,顯弱堿性,能消耗胃中的酸。

(2)怎樣理解酸的酸性強弱與溶液的酸性強弱?(3)用pH試紙測溶液的pH時應注意什么問題?記錄數(shù)據(jù)時又要注意什么?是否可用pH試紙測定氯水的pH?提示

酸的酸性強弱是指酸電離出H+的難易,如HNO3的酸性比H3PO4的強。而溶液的酸性強弱是指溶液中H+的濃度大小,H+濃度越大,溶液的酸性越強。提示

pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕,否則待測液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差;用pH試紙讀出的pH只能是整數(shù);不能用pH試紙測定氯水的pH,因為氯水呈酸性的同時呈現(xiàn)強氧化性(漂白性)。方法突破溶液酸堿性的判斷

應用體驗視角1溶液酸堿性的判斷1.60℃時水的離子積KW=3.2×10-14,則在60℃時,c(H+)=2×10-7mol·L-1的溶液(

)A.呈酸性 B.呈堿性C.呈中性 D.無法判斷A2.下列溶液一定呈中性的是(

)A.pH=7的溶液B.c(H+)=c(OH-)的溶液C.含等物質(zhì)的量的強酸、強堿溶液反應得到的溶液D.非電解質(zhì)溶于水得到的溶液B解析

在室溫下,pH=7的溶液為中性,若溫度不是室溫,則pH=7的溶液不一定是中性溶液,A項錯誤;在任何溫度下,c(H+)=c(OH-)的溶液一定為中性溶液,B項正確;含等物質(zhì)的量的硫酸與NaOH溶液反應后溶液呈酸性,C項錯誤;非電解質(zhì)溶于水若發(fā)生反應產(chǎn)生酸或堿,則溶液可能顯酸性或堿性,D項錯誤。3.(2024浙江臺州山海協(xié)作體聯(lián)考)已知溫度T

℃時水的離子積常數(shù)為KW,該溫度下,將濃度為amol·L-1的一元強酸HA溶液與bmol·L-1的一元強堿BOH溶液混合,可判定該溶液呈中性的依據(jù)是(

)A.a=bB.混合溶液的pH=7C.混合溶液中,c(H+)=D.混合溶液中c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-)C解析

題目未指明具體的溫度和酸(HA)、堿(BOH)溶液的體積,不能判斷其反應情況及溶液的酸堿性,A錯誤;題目未指明溫度是否為25

℃,混合溶液的pH=7,溶液不一定呈中性,B錯誤;由于KW=c(H+)·c(OH-),若c(H+)=

mol·L-1,可得c2(H+)=c(H+)·c(OH-),則有c(H+)=c(OH-),故溶液呈中性,C正確;酸(HA)與堿(BOH)溶液反應后,溶液呈電中性,陽離子所帶正電荷總數(shù)等于陰離子所帶負電荷總數(shù),則有c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-),不能據(jù)此判斷溶液的酸堿性,D錯誤。視角2pH試紙的使用4.關(guān)于pH的測定下列說法正確的是(

)A.pH試紙在使用之前應用蒸餾水潤濕B.用廣范pH試紙測得某鹽酸的pH=2.3C.利用酸堿指示劑可以測溶液的pHD.pH計是精確測定溶液pH的儀器D解析

pH試紙在使用之前若用蒸餾水潤濕,被測定溶液被稀釋,測定結(jié)果可能會產(chǎn)生誤差,A項錯誤;廣范pH試紙只能粗略測定溶液酸堿性,測定數(shù)值為整數(shù),不能為小數(shù),B項錯誤;酸堿指示劑只能測定溶液的酸堿性和溶液pH范圍,不能測定溶液的pH,C項錯誤;pH計是精確測定溶液pH的儀器,D項正確。5.有一學生在實驗室測某溶液的pH時,他先用蒸餾水潤濕pH試紙,然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測。(1)該生的操作方法是否正確?(2)如不正確請說明理由,同時請分析是否一定有誤差產(chǎn)生。(3)若用此法分別測定c(H+)相等的H2SO4溶液和H3PO4溶液的pH,結(jié)果會怎樣?并說明理由。答案

(1)不正確。(2)若溶液不顯中性,則溶液被稀釋,測出的不是溶液中的H+或OH-對應的pH;當溶液為中性時則不產(chǎn)生誤差。(3)測得H3PO4溶液的pH較H2SO4溶液的pH小,因為在稀釋過程中,H3PO4繼續(xù)電離產(chǎn)生H+,使得該溶液中的c(H+)較H2SO4溶液中的大。解析

由此題可引出下列結(jié)論:醋酸鉛試紙、KI淀粉試紙、石蕊試紙(檢驗氣體的酸堿性)等用于定性檢驗時,試紙一般要潤濕,而pH試紙定量測定某溶液的酸堿度時,絕對不允許用水將試紙潤濕。探究二溶液pH的計算情境探究pH計算的基本思路:由pH=-lg

c(H+)知,計算的核心是確定c(H+)的大小。pH計算的具體方法:酸溶液直接確定c(H+)的大小,堿溶液先確定c(OH-)的大小,再由c(H+)=計算c(H+)。(1)在25℃時,0.5×10-2mol·L-1Ba(OH)2

溶液的pH是多少?(2)將pH=2的鹽酸稀釋至體積為原來的1000倍,溶液的pH為多少?提示

pH=2的鹽酸中c(H+)=0.01

mol·L-1,稀釋至體積為原來的1

000倍,則H+的濃度為1×10-5

mol·L-1,pH=5。(3)25℃時,忽略混合時溶液體積的變化,pH=13的NaOH溶液與pH=11的Ba(OH)2溶液等體積混合,混合溶液的pH計算過程如下:pH=13的NaOH溶液中H+濃度為10-13mol·L-1pH=11的Ba(OH)2溶液中H+濃度為10-11mol·L-1故二者的混合液中H+濃度為×(10-13mol·L-1+10-11mol·L-1)≈5×10-12mol·L-1故pH=-lgc(H+)=-lg(5×10-12)≈11.3該過程正確嗎?提示

不正確。求算NaOH溶液與Ba(OH)2溶液混合后溶液的pH時,必須先計算混合溶液中的c(OH-),然后借助KW求算出c(H+),最后求得pH。設(shè)NaOH溶液、Ba(OH)2溶液的體積均為V

L,c(OH-)=

mol·L-1=0.050

5

mol·L-1,則pH=-lg

()≈12.7。方法突破溶液pH計算的一般思維模型

應用體驗視角1溶液稀釋的計算1.25℃時,下列溶液的酸性最強的是(

)A.0.01mol·L-1的HCl溶液B.pH=2的H2SO4溶液C.c(OH-)=10-13mol·L-1的溶液D.pH=1的HNO3溶液加水稀釋到體積為原來的2倍C解析

根據(jù)各溶液的pH確定酸性強弱,酸性越強,pH數(shù)值越小。A項,0.01

mol·L-1

HCl溶液中,c(H+)=0.01

mol·L-1,pH=2;B項,pH=2;C項,c(OH-)=10-13

mol·L-1的溶液中,c(H+)=0.1

mol·L-1,pH=1;D項,pH=1的HNO3溶液加水稀釋到體積為原來的2倍,稀釋后pH>1;C項符合題意。2.常溫下,關(guān)于溶液稀釋的說法正確的是(

)A解析

A項,1

L

0.1

mol·L-1的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.2

mol·L-1,稀釋到體積為2

L后c(OH-)=0.1

mol·L-1,則pH=13,正確;B項,醋酸溶液稀釋時,CH3COOH的電離程度增大,pH<5,錯誤;C項,稀釋后,H2SO4溶液的pH=6,則水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-8

mol·L-1,錯誤;D項,堿溶液稀釋不可能得到酸性溶液,錯誤。視角2兩種堿溶液(酸溶液)混合的計算3.常溫下,下列關(guān)于pH的各項敘述正確的是(

)A.pH=9與pH=13的NaOH溶液等體積混合后pH約為9.3(已知lg2≈0.3)B.向pH相同的氨水和氫氧化鈉溶液中分別加入適量NH4Cl(s)后,兩溶液的pH均減小C.pH=0的H2SO4溶液與pH=5的NH4NO3溶液中,發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比為1∶105D.25℃,1.0×10-3mol·L-1鹽酸的pH為3,1.0×10-8mol·L-1鹽酸的pH為8B解析

pH=9與pH=13的NaOH溶液等體積混合后的溶液中c(OH-)=pH≈12.7,A項錯誤;向pH相同的氨水和氫氧化鈉溶液中分別加入適量NH4Cl(s)后,銨根離子會抑制一水合氨的電離,氨水的pH減小,氯化銨與氫氧化鈉反應生成一水合氨,溶液中氫氧根離子濃度減小,則pH減小,B項正確;兩溶液體積未知,無法計算發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量,C項錯誤;因常溫下,中性溶液的pH=7,則酸溶液的pH一定小于7,即鹽酸的pH不會為8,D項錯誤。歸納總結(jié)

酸堿混合規(guī)律(1)等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性,同強顯中性”。(2)25

℃時,等體積、pH之和等于14的一強一弱酸堿混合溶液——“誰弱誰過量,誰弱顯誰性”。(3)強酸、強堿等體積混合(25

℃時):①pH之和等于14呈中性;②pH之和小于14呈酸性;③pH之和大于14呈堿性。4.常溫下,pH=8的NaOH溶液與pH=10的Ba(OH)2溶液等體積混合后,溶液的pH最接近于(已知:lg2≈0.3)(

)A.8.3 B.8.7 C.9

D.9.7D視角3酸堿溶液混合的計算5.25℃時,10mL0.15mol·L-1的硫酸與10mL0.1mol·L-1的氫氧化鈉溶液混合,則混合后的pH為(

)A.0 B.1 C.2 D.3B解析

25

℃時,10

mL

0.15

mol·L-1的硫酸中n(H+)=0.15

mol·L-1×0.01

L×2=0.003

mol,10

mL

0.1

mol·L-1的氫氧化鈉溶液中n(OH-)為0.1

mol·L-1×0.01

L=0.001

mol,則二者反應后有H+剩余,剩余的H+的物質(zhì)的量為0.003

mol-0.001

mol=0.002

mol,則反應后的溶液中c(H+)==0.1

mol·L-1,則溶液的pH為1。6.室溫下,下列溶液等體積混合后,所得溶液的pH一定大于7的是(

)A.0.1mol·L-1的鹽酸和0.1mol·L-1的氫氧化鈉溶液B.0.1mol·L-1的鹽酸和0.05mol·L-1的氫氧化鋇溶液C.pH=4的醋酸溶液和pH=10的氫氧化鈉溶液D.pH=4的鹽酸和pH=10的氨水D解析

HCl為一元強酸,NaOH為一元強堿,故等體積等物質(zhì)的量濃度的HCl溶液與NaOH溶液恰好中和,pH=7,A項不符合題意;HCl為一元強酸,Ba(OH)2為二元強堿,0.1

mol·L-1的鹽酸與0.05

mol·L-1

Ba(OH)2溶液等體積混合恰好完全反應生成BaCl2,混合后溶液的pH=7,B項不符合題意;pH=4的醋酸溶液中c(H+)=1×10-4

mol·L-1,pH=10的NaOH溶液中c(OH-)=1×10-4

mol·L-1,因CH3COOH是弱酸,pH=4的醋酸溶液和pH=10的