3-2-1溶液的酸堿性(第1課時(shí)-溶液的酸堿性與pH)

專題三第二單元溶液的酸堿性01溶液的酸堿性與pHpH應(yīng)用身體健康日常生活工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)科學(xué)研究環(huán)保領(lǐng)域溶液的酸堿性添加關(guān)鍵詞在25℃時(shí)，水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14請(qǐng)分別計(jì)算濃度均為0.01mol·L－1的鹽酸、氯化鈉溶液、氫氧化鈉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)c(OH－)/(mol·L－1)c(H＋)、c(OH－)的相對(duì)大小溶液的酸堿性溶液的酸堿性1×10－71×10－120.011×10－7c(H＋)＝c(OH－)0.01c(H＋)<c(OH－)1×10－12c(H＋)>c(OH－)中性堿性酸性溶液的酸堿性由c(H+)和c(OH-)相對(duì)大小決定c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)中性酸性堿性溶液的酸堿性0.01mol·L－1HCl、NaCl、NaOH溶液中氫離子和氫氧根離子的濃度（25℃）c(H+)＝c(OH-)用c(H＋)、c(OH－)的相對(duì)大小來(lái)判斷溶液酸堿性，不受溫度影響。在實(shí)際應(yīng)用中，人們用溶液中氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)來(lái)表示溶液的酸堿性，pH與氫離子濃度的數(shù)學(xué)關(guān)系可表示為：pH＝-lgc(H+)溶液的酸堿性pH的適用范圍：c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液（小于1mol/L）1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1，即0≤pH≤14。溶液的pH與溶液中氫離子濃度的關(guān)系（25℃）溶液的酸堿性當(dāng)pH＜7時(shí)，溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，溶液顯酸性，且pH越小，溶液中氫離子濃度越大，溶液的酸性越強(qiáng)；當(dāng)pH＞7時(shí)，溶液中氫離子濃度小于氫氧根離子濃度，溶液顯堿性，且pH越大，溶液中氫氧根離子濃度越大，溶液的堿性越強(qiáng)。強(qiáng)化鞏固某溶液中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，該溶液一定呈酸性嗎？未指明溫度，不一定呈酸性。當(dāng)pH＝7時(shí)，溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度相等，溶液顯中性。c(H+)＝1×10-3mol/L，pH＝-lg10-3＝3pH＝-lg10-10＝10c(OH-)＝1×10-4mol/L1、

1×10-3mol/L鹽酸，求溶液的pH。2、

常溫下，1×10-4mol/LNaOH溶液，求溶液的pH。c(H+)＝KW/c(OH-)＝1×10-10mol/L

強(qiáng)化鞏固特別提醒

pH計(jì)算公式中c(H＋)：若強(qiáng)酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)強(qiáng)化鞏固溶液酸堿性的測(cè)定方法溶液的酸堿性酸堿指示劑法(只能測(cè)定溶液的pH范圍)溶液酸堿性的測(cè)定方法溶液的酸堿性利用pH試紙測(cè)定。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(diǎn)在試紙上，當(dāng)試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，讀出pH。使用pH試紙的正確操作為：溶液酸堿性的測(cè)定方法溶液的酸堿性利用pH計(jì)測(cè)定。pH計(jì)可精確測(cè)量溶液的pH(讀至小數(shù)點(diǎn)后2位)。溶液酸堿性的測(cè)定方法溶液的酸堿性用pH傳感器(pH探頭)常溫時(shí)，將1mL1×10-5mol/L的鹽酸稀釋至1000mL，測(cè)得稀釋后溶液的pH為6.96。試分析：（1）稀釋后溶液中存在哪些粒子？（2）這些粒子的來(lái)源是什么？（3）每種離子的濃度是多少？溶液稀釋后的pH變化規(guī)律H2O

H+

+OH-HClH++Cl-pH＝6.96，可知c(H+)總＝10-6.96mol/Lc(OH-)＝1×10-14

KWc(H+)總＝＝9.1×10-8

mol/L10-6.96c(OH-)水＝c(H+)水＝9.1×10-8

mol/LOH-只來(lái)自H2O的電離H+來(lái)自HCl和H2O的電離

c(H+)酸＝1×10-8mol/Lc(OH-)＝＝1×10-5mol/L103溶液稀釋后的pH變化規(guī)律鹽酸H+OH-：H2O電離HCl電離的H+H2O電離的H+主要次要稀釋前pH＝5稀釋后pH＝6.96

次要主要溶液稀釋后的pH變化規(guī)律溶液稀釋后的pH變化規(guī)律常溫下，pH只能無(wú)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。1．酸堿溶液無(wú)限稀釋溶液稀釋后的pH變化規(guī)律常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強(qiáng)酸的pH就增大n個(gè)單位，即pH＝a＋n(a＋n<7)，弱酸的pH范圍是：a<pH<a＋n(a＋n<7)，可用如圖表示。2．對(duì)于pH＝a的強(qiáng)酸和弱酸溶液稀釋溶液稀釋后的pH變化規(guī)律常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強(qiáng)堿的pH減小n個(gè)單位，即pH＝b－n(b－n>7)，弱堿的pH范圍是：b－n(b－n>7)<pH<b，可用如圖表示。3.對(duì)于pH＝b的強(qiáng)堿和弱堿溶液稀釋溶液稀釋后的pH變化規(guī)律強(qiáng)酸pH變化程度比弱酸大(強(qiáng)堿和弱堿類似)。弱酸、弱堿在稀釋過(guò)程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。4.對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)可以看出無(wú)論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強(qiáng)酸或強(qiáng)堿。溶液稀釋后的pH變化規(guī)律延時(shí)符課堂小結(jié)常溫時(shí)，pH＝7溶液的酸堿性c(H+)＝c(H+)c(H+)＞c(H+)c(H+)＜c(H+)中性酸性堿性pH＜7pH＞7pH＝－lgc(H+)課堂練習(xí)A.MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性B.ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn)C.若兩溶液無(wú)限稀釋，則它們的c(OH－)相等D課堂練習(xí)B2.某溫度下，向c(H＋)＝1×10－6mol·L－1的蒸餾水中加入NaHSO4晶體，保持溫度不變，測(cè)得溶液中c(H