溶液的pH教學(xué)講解課件

復(fù)習(xí)課件溶液的pH（1）pH定義：pH=-lg[c(H+)]思考：常溫下酸性、堿性溶液中Kw均等于1×10-14嗎？pH值又如何變化?（2）常溫下適用范圍：pH為0到14。復(fù)習(xí)課件溶液的pH（1）pH定義：pH=-lg[c(H+)1堿性中性酸性c(H+)×c(OH-)的值pHc(H+)與c(OH-)大小比較c(OH-)c(H+)溶液的酸堿性>1×10－7=1×10-7<1×10-7<1×10－7=1×10-7c(H+)>c(OH－)c(H+)=c(OH－)c(H+)<c(OH－)<7=7>7=1×10-14>1×10-7c(H+)越大，pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)；c(OH－)越大，pH越大，溶液的堿性越強(qiáng). 討論:常溫下溶液的酸堿性與PH、氫離子濃度、氫氧根離子濃度的相對(duì)大小的關(guān)系堿性中性酸性c(H+)×c(OH-)的值pHc(H2[練1]常溫下，0.05mol·L-1

硫酸溶液中，c(H+)=

，c(OH-)=

，水電離出的c(H+)=

，水電離出的c(0H-)=

。0.1mol·L－1

1×10-13

mol·L-1

1×10-13

mol·L-1

1×10-13

mol·L-1

復(fù)習(xí)課件[練2]0.01mol·L-1NaOH溶液中的c(H+)是0.0005mol·L-1Ba（OH）2溶液中c(H+)的()A．10倍B．20倍C．1/10倍D．1/20C[練1]常溫下，0.05mol·L-1硫酸溶液中，c(3（3）、pH值測(cè)定方法測(cè)定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計(jì)法等酸堿指示劑一般是弱的有機(jī)酸或弱的有機(jī)堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。

甲基橙3.1~4.4石蕊5~8酚酞8~10

pH

1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍(lán)色酚酞無(wú)色淺紅色紅色復(fù)習(xí)課件（3）、pH值測(cè)定方法測(cè)定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、p4[練3]、已知一種H+的濃度為10-3moL/L的酸和一種OH-的濃度為10-3moL/L的堿溶液等體積混合后，溶液呈酸性，其原因可能是（）A、濃的強(qiáng)酸和稀的強(qiáng)堿反應(yīng)B、濃的弱酸和稀的強(qiáng)堿反應(yīng)C、等濃度的強(qiáng)酸和弱堿反應(yīng)D、生成了一種強(qiáng)酸弱堿鹽B[練4]．將pH試紙用蒸餾水濕潤(rùn)后，去測(cè)定某溶液的pH值，該溶液的pH值將會(huì)()A．偏高B．偏低C．不變D．上述三種情況均有可能D復(fù)習(xí)課件[練3]、已知一種H+的濃度為10-3moL/L的酸和一種5[練5]某NH4C1溶液的pH為5，則溶液中c(H+)為

，c(OH-)為

，由水電離出的c(H+)為

。

1×10-5mol·L-11×10-9mol·L-11×10-5mol·L-1[練6]某Na2CO3溶液的pH為11，則溶液中c(H+)為

，c(OH-)為

，由水電離出的c(OH-)為

。

1×10-11mol·L-11×10-3mol·L-11×10-3mol·L-1復(fù)習(xí)課件討論：兩瓶pH=2的無(wú)色溶液，一瓶是鹽酸，另一瓶是醋酸，用簡(jiǎn)單的實(shí)驗(yàn)方法鑒別。[練5]某NH4C1溶液的pH為5，則溶液中c(H+)為6練8常溫的某無(wú)色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的C（H+）=1×10-12mol/l，則下列各組離子肯定能共存的是（

）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+

B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-

NH4+K+Mg2+

D、Cl-Na+NO3-SO42-D復(fù)習(xí)課件練7PH和體積都相同的醋酸和硫酸，分別跟足量的碳酸氫鈉溶液反應(yīng)，在相同條件下放出CO2氣體的體積是（）

A、一樣多B、醋酸比硫酸多

C、硫酸比醋酸D、無(wú)法比較B練8常溫的某無(wú)色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的D復(fù)習(xí)課7(4)、關(guān)于pH的計(jì)算pH值計(jì)算1——酸性溶液的pHpH值計(jì)算2——堿性溶液的pHpH值計(jì)算3——酸或堿的稀釋pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸混合或強(qiáng)堿混合pH值計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合復(fù)習(xí)課件(4)、關(guān)于pH的計(jì)算pH值計(jì)算1——酸性溶液的pH8

pH值計(jì)算1——酸性溶液的pH例C(HCl)=0.01mol/LpH=-lg{c(H+)}=-lg0.01=2練習(xí):已知C(H2SO4)=0.05mol/L,PH=?復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算1——酸性溶液的pH例C(HCl)=0.01m9

pH值計(jì)算2——堿性溶液的pH要先求出氫氧根離子濃度再求氫離子濃度最后再求出pH

如：求0.01mol/L的NaOH溶液的pH解:c(OH-)=c(NaOH)=0.01mol/L故pH=-lg{c(H+)}=-lg1x10-12=121x10-14c(H+)=KWc(OH-)=0.01=1x10-12(mol/L)pH值計(jì)算2——堿性溶液的pH要先求出氫氧根離子濃度再求氫10pH值計(jì)算3——酸的稀釋例:在25℃時(shí)，pH值等于5的鹽酸溶液稀釋到原來(lái)的10倍，pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（10-5×1）/10=-lg10-6=6關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算3——酸的稀釋例:在25℃時(shí)，pH值等于5的鹽酸11練習(xí):將pH為2的鹽酸加水稀釋成體積為原來(lái)的100倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲拷猓篶(H+)=(0.01mol/L×1)÷100

=0.0001mol/L，pH=-lg0.0001=4結(jié)論:強(qiáng)酸，pH=a

，加水稀釋成體積為原來(lái)的10n

倍，則溶液的pH變?yōu)閍+n討論:pH=5的鹽酸1L,加水稀釋到1000L,溶液的pH變?yōu)?,對(duì)嗎,為什么?復(fù)習(xí)課件練習(xí):將pH為2的鹽酸加水稀釋成體積為原來(lái)的100倍，則溶液12結(jié)論酸性溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH接近于7,但永遠(yuǎn)小于7復(fù)習(xí)課件結(jié)論酸性溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH接近于7,但永遠(yuǎn)小于7復(fù)習(xí)13pH值計(jì)算3——堿的稀釋例:在25℃時(shí)，pH值等于9的強(qiáng)堿溶液稀釋到原來(lái)的10倍，pH值等于多少？解：C(OH-)=(10-5×1)/10=10-6pH=-lg[H+]=-lg(Kw/C(OH-))=-lg10-8=8關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進(jìn)行計(jì)算！復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算3——堿的稀釋例:在25℃時(shí)，pH值等于9的強(qiáng)堿14練習(xí):pH=11的NaOH溶液1mL,加水稀釋到100mL,溶液的pH變?yōu)槎嗌?解：c(OH-)=1×10-14/1×10-11=1×10-3(

mol/L)稀釋后c(OH-)=1×10-3mol/L/100=1×10-5mol/Lc(H+)=1×10-14/1×10-5=1×10-9(mol/L)pH=-lg1×10-9=9復(fù)習(xí)課件練習(xí):pH=11的NaOH溶液1mL,加水稀釋到100mL15例題：在25℃時(shí)，pH值等于9的強(qiáng)堿溶液稀釋到原來(lái)的1000倍后，pH值等于6或13嗎？復(fù)習(xí)課件例題：在25℃時(shí)，pH值等于9的強(qiáng)堿溶液稀釋到原來(lái)的100016結(jié)論堿性溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH接近于7,但一直大于7復(fù)習(xí)課件結(jié)論堿性溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH接近于7,但一直大于7復(fù)習(xí)17pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合例：在25℃時(shí)，pH值等于1的鹽酸溶液1L和pH值等于4的硫酸溶液1000L混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10-1+1000×10-4）/（1+1000）=-lg2×10-4=4-lg2=3.7關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合例：在25℃時(shí)，pH值等于118pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合練習(xí)：在25℃時(shí)，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10-1+1×10-4）/（1+1）=-lg5×10-2=2-lg5=1.3關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！pH混=pH小+0.3復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合練習(xí)：在25℃時(shí)，pH值等于19pH值計(jì)算4——強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合解：例：在25℃時(shí)，pH值等于9和pH值等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH值等于多少？[OH-]=（1×10-5+1×10-3）/(1+1)pOH=-lg[OH-]=-lg5×10-4=3.3pH=14-pOH=10.7pH混=pH大-0.3關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進(jìn)行計(jì)算！復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算4——強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合解：例：在25℃時(shí)，pH值等20pH值計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例：在25℃時(shí)，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.06(過(guò)量)0.04pH=-lg[H+]=-lg0.02/（0.1+0.1）=-lg10-1=1關(guān)鍵：酸過(guò)量抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例：在25℃時(shí)，100mlO21pH值計(jì)算5——

強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例：在25℃時(shí)，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后，溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06關(guān)鍵：堿過(guò)量抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！=1pOH=-lg0.02/(0.1+0.1)pH=14-pOH=13復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例：在25℃時(shí)，100mlO22強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液反應(yīng)后溶液pH求算：②酸過(guò)量：則c(H+)=③堿過(guò)量：則c(OH-)=

c(H+)V1-c(OH-)V2

V1+V2c(OH-)V2-c(H+)V1

V1+V2c(H+)=Kw/c(OH-)小結(jié):復(fù)習(xí)課件強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液反應(yīng)后溶液pH求算：②酸過(guò)量：則c(H+)=③23（2）、儀器和藥品a儀器酸式滴定管、堿式滴定管，燒杯、錐形瓶、滴定管夾、鐵架臺(tái).燒杯酸堿中和滴定(定義)⑴原理和終點(diǎn)：n(H+)=n(OH-)

b藥品：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、酸堿指示劑（如酚酞等,注意不能使用石蕊）復(fù)習(xí)課件（2）、儀器和藥品a儀器.燒杯24復(fù)習(xí)課件復(fù)習(xí)課件25C、儀器特點(diǎn)介紹量取液體常用儀器：量筒、滴定管量筒：讀數(shù)到0.1mL，無(wú)“0”刻度滴定管種類：分酸式和堿式兩種標(biāo)有溫度、容積、“0”刻度在最高點(diǎn)常用規(guī)格：25mL、50mL讀數(shù)到0.01mL復(fù)習(xí)課件C、儀器特點(diǎn)介紹復(fù)習(xí)課件26(3)操作步驟：以用0.1mol·L-1的HC1溶液滴定未知濃度的NaOH溶液為例。

c(NaOH)=

①準(zhǔn)備：檢查酸堿式滴定管是否漏水→洗滌→潤(rùn)洗→裝溶液→排氣泡→調(diào)整液面→讀數(shù)向用蒸餾水洗凈的錐形瓶中準(zhǔn)確加入一定體積的NaOH溶液，并加入幾滴酚酞試液作指示劑。復(fù)習(xí)課件(3)操作步驟：以用0.1mol·L-1的HC1溶液滴定未27(3)操作步驟：以用0.1mol·L-1的HC1溶液滴定未知濃度的NaOH溶液為例。②滴定:在錐形瓶下墊一張白紙作背襯→左手無(wú)名指和小指彎向手心，其余三指控制活塞，右手搖動(dòng)錐形瓶，眼睛注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液顏色的變化→當(dāng)?shù)蜗伦詈笠坏稳芤簳r(shí)，溶液突然由淡紅色變無(wú)色即達(dá)滴定終點(diǎn)(半分鐘內(nèi)不褪色)→記下讀數(shù)→重復(fù)操作2至3次。③計(jì)算取三次滴定所消耗鹽酸體積的平均值→代入公式進(jìn)行計(jì)算。復(fù)習(xí)課件(3)操作步驟：以用0.1mol·L-1的HC1溶液滴定28(4)誤差分析(以用0.10mol·L-1的HC1溶液滴定未知濃度的NaOH溶液為例。)①?zèng)]有用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤(rùn)洗酸式滴定管，則c(NaOH)將會(huì)

；(請(qǐng)?zhí)睢捌摺?、“偏低”或“無(wú)影響”，下同)②沒(méi)有用待測(cè)NaOH溶液潤(rùn)洗堿式滴定管，則c(NaOH)將會(huì)

；③用NaOH溶液潤(rùn)洗錐形瓶，則c(NaOH)將會(huì)

；④錐形瓶?jī)?nèi)有少量蒸餾水，則c(NaOH)將會(huì)

；⑤取用待測(cè)NaOH溶液時(shí)未等滴定管內(nèi)壁溶液全部流下就讀數(shù)，則c(NaOH)將會(huì)

；⑥取用待測(cè)NaOH溶液時(shí)未排走氣泡，取用過(guò)程中氣泡消失，則c(NaOH)將會(huì)

；偏高偏高偏低偏低無(wú)影響偏低復(fù)習(xí)課件(4)誤差分析(以用0.10mol·L-1的HC1溶液滴定未29(4)誤差分析(以用0.10mol·L－1的HC1溶液滴定未知濃度的NaOH溶液為例。)

⑦滴定時(shí)，酸式滴定管尖端的氣泡未排盡時(shí)就開始滴定，滴定過(guò)程中氣泡消失，則c(NaOH)將會(huì)

；⑧過(guò)早估計(jì)終點(diǎn)，則c(NaOH)將會(huì)

；⑨過(guò)晚估計(jì)終點(diǎn)，則c(NaOH)將會(huì)

；⑩滴定終點(diǎn)時(shí)，有一滴鹽酸懸而未滴，則c(NaOH)將會(huì)

；(11)滴定過(guò)程中，因搖動(dòng)過(guò)于劇烈，有少量溶液濺出，則c(NaOH)將會(huì)

；偏低偏高偏高偏低偏高復(fù)習(xí)課件(4)誤差分析(以用0.10mol·L－1的HC1溶液滴定未30電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系（考點(diǎn)）1、電荷守恒陽(yáng)離子：Na+

、H+

陰離子：

OH–

、

S2–

、

HS–如：Na2S溶液Na2S==2Na++S2–H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S+OH–

c(Na+

)+c(H+)==c(OH–)+2c(S2–)+c(HS–

)溶液中陰離子和陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)相等。∵正電荷總數(shù)==負(fù)電荷總數(shù)電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系（考點(diǎn)）1、電荷守恒陽(yáng)離子：Na+312、物料守恒（元素或原子守恒）溶液中，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不變的。是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。2、物料守恒（元素或原子守恒）溶液中，盡管有些離子能電離或水32（考點(diǎn)）2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。如：amol/L的Na2CO3溶液中Na2CO3==2

Na++CO32–

H2OH++OH–

CO32–

+H2OHCO3–

+OH–HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–

∴c(Na+

)=

2

[c

(CO32–)+

c

(HCO3–)+

c

(H2CO3)]c(Na+

)=2

amol/Lc

(CO32–)+

c

(HCO3–)+

c

(H2CO3)

=amol/L（元素或原子守恒）即

c(Na+):c(C)＝2:1（考點(diǎn)）2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶33七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系（考點(diǎn)）如：Na2S溶液Na2S==2

Na++S2–

H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S

+OH–

因此：c(Na+

)==

2

[c

(

S2–)+c

(HS–)+c

(H2S)]2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。（元素or原子守恒）∵

c(Na+):c(S)＝2:1七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系（考點(diǎn)）如：Na2S溶液因此：c34（考點(diǎn)）如：NaHCO3溶液2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。（元素or原子守恒）∵

c(Na+):c(C)＝1:1因此c(Na+)＝c(HCO3–)+c(CO32–)+

c(H2CO3)（考點(diǎn)）如：NaHCO3溶液2、物料守恒是指某一元素的原始濃35例1：在0.1mol/L的NH3·H2O溶液中，關(guān)系正確的是A．c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(NH4+)＞c(H+)B．c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(H+)C．c(NH3·H2O)＞c(NH4+)＝c(OH–)＞c(H+)

D．c(NH3·H2O)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH–)

解析：NH3·H2O是一元弱堿，屬于弱電解質(zhì)，在水溶液中少部分發(fā)生電離（NH3·H2O

NH4+＋OH–），所以c(NH3·H2O)必大于c(NH4+)及c(OH–)。因?yàn)殡姾墒睾鉩(OH–)＝c(H+)＋c(NH4+)，所以c(OH–)＞c(NH4+)。綜合起來(lái)，c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(NH4+)＞c(H+)。A例1：在0.1mol/L的NH3·H2O溶液中，關(guān)系正確的36例2：用均為0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO–)＞c(Na+)，對(duì)該混合溶液的下列判斷正確的是A.c(OH–)＞c(H+)B.c(CH3COOH)＋c(CH3COO–)＝0.2mol/LC.c(CH3COOH)＞c(CH3COO–)

D.c(CH3COO–)

＋c(OH–)＝0.2mol/L解析：CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的電離和CH3COONa的水解因素同時(shí)存在。已知[CH3COO-]＞[Na+]，根據(jù)電荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出[OH-]＜[H+]。說(shuō)明混合溶液呈酸性，進(jìn)一步推測(cè)出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，電離和水解這一對(duì)矛盾中起主要作用是電離，即CH3COOH的電離趨勢(shì)大于CH3COO-的水解趨勢(shì)。根據(jù)物料守恒，可推出（B）是正確的。例2：用均為0.1mol的CH3COOH和CH3COONa372)、電離理論：②多元弱酸電離是分步，主要決定第一步①弱電解質(zhì)電離是微弱的C(NH3·H2O)>C(OH-)>C(NH4+)>C(H+)C(H2S)>C(H+)>C(HS-)>C(S2-)>C(OH-)溶液中粒子濃度大小的比較復(fù)習(xí)課件如：NH3·H2O溶液中：如：H2S溶液中：2)、電離理論：②多元弱酸電離是分步，主要決定第一步①弱電解38⑶．不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)它的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4

③NH4HSO4,c(NH4+)由大到小的順序是:⑷．兩種溶液混合后各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素及何種物質(zhì)過(guò)量等。如(95高考)100mL0.1mol·L-1醋酸與50mL0.2mol·L-1NaOH溶液混合，在所得溶液中：溶液中粒子濃度大小的比較又如，把0.02mol·L-1HAc溶液與0.01mol/LNaOH溶液等體積混合，則混合液中微粒濃度關(guān)系正確的是:

③>①>②[Na+]＞[CH3COO-]＞[OH-]＞[H+]

[Ac-]＞[Na+]＞[HAc]＞[H+]＞[OH-]復(fù)習(xí)課件⑶．不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)它的影39

小結(jié)電解質(zhì)溶液中守恒關(guān)系：電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒、：以0.1mol/LNa2S溶液為例:溶液中大量離子:微量離子:Na+、S2-OH-、H+、HS-1、由于整個(gè)溶液不顯電性：

電荷守恒關(guān)系:[Na+]+[H+]=[OH-]+[HS-]+2[S2-]復(fù)習(xí)課件小結(jié)電解質(zhì)溶液中守恒關(guān)系：電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒、：401/2[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S]3、考慮鹽類水解或電離時(shí)由水本身電離出的[H+]=[OH-]；質(zhì)子守恒:[OH-]=[H+]

+[HS-]+2[H2S]4、水解或電離程度不同，使離子間形成的大小關(guān)系不同：[Na+]>[S2-]>[OH-]>[HS-]>[H+]

復(fù)習(xí)課件[S2-]+[HS-]+[H2S]=0.1mol/L2、考慮硫元素水解前后守恒:物料守恒關(guān)系:1/2[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S]3、考慮41練習(xí)1、在0.1mol·L-1的NaHCO3溶液中，下列關(guān)系式正確的是()A、[Na+]＞[HCO3-]＞[H+]＞[OH-]B、[Na+]＋［H+]＝[HCO3-]＋[OH-]＋2[CO32-]C、[Na+]＝[HCO3-]＞[OH-]＞[H+]D、[Na+]＝[HCO3-]＋[H2CO3]＋[CO32-]BD復(fù)習(xí)課件練習(xí)1、在0.1mol·L-1的NaHCO3溶液中，下列關(guān)42復(fù)習(xí)課件溶液的pH（1）pH定義：pH=-lg[c(H+)]思考：常溫下酸性、堿性溶液中Kw均等于1×10-14嗎？pH值又如何變化?（2）常溫下適用范圍：pH為0到14。復(fù)習(xí)課件溶液的pH（1）pH定義：pH=-lg[c(H+)43堿性中性酸性c(H+)×c(OH-)的值pHc(H+)與c(OH-)大小比較c(OH-)c(H+)溶液的酸堿性>1×10－7=1×10-7<1×10-7<1×10－7=1×10-7c(H+)>c(OH－)c(H+)=c(OH－)c(H+)<c(OH－)<7=7>7=1×10-14>1×10-7c(H+)越大，pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)；c(OH－)越大，pH越大，溶液的堿性越強(qiáng). 討論:常溫下溶液的酸堿性與PH、氫離子濃度、氫氧根離子濃度的相對(duì)大小的關(guān)系堿性中性酸性c(H+)×c(OH-)的值pHc(H44[練1]常溫下，0.05mol·L-1

硫酸溶液中，c(H+)=

，c(OH-)=

，水電離出的c(H+)=

，水電離出的c(0H-)=

。0.1mol·L－1

1×10-13

mol·L-1

1×10-13

mol·L-1

1×10-13

mol·L-1

復(fù)習(xí)課件[練2]0.01mol·L-1NaOH溶液中的c(H+)是0.0005mol·L-1Ba（OH）2溶液中c(H+)的()A．10倍B．20倍C．1/10倍D．1/20C[練1]常溫下，0.05mol·L-1硫酸溶液中，c(45（3）、pH值測(cè)定方法測(cè)定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計(jì)法等酸堿指示劑一般是弱的有機(jī)酸或弱的有機(jī)堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。

甲基橙3.1~4.4石蕊5~8酚酞8~10

pH

1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍(lán)色酚酞無(wú)色淺紅色紅色復(fù)習(xí)課件（3）、pH值測(cè)定方法測(cè)定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、p46[練3]、已知一種H+的濃度為10-3moL/L的酸和一種OH-的濃度為10-3moL/L的堿溶液等體積混合后，溶液呈酸性，其原因可能是（）A、濃的強(qiáng)酸和稀的強(qiáng)堿反應(yīng)B、濃的弱酸和稀的強(qiáng)堿反應(yīng)C、等濃度的強(qiáng)酸和弱堿反應(yīng)D、生成了一種強(qiáng)酸弱堿鹽B[練4]．將pH試紙用蒸餾水濕潤(rùn)后，去測(cè)定某溶液的pH值，該溶液的pH值將會(huì)()A．偏高B．偏低C．不變D．上述三種情況均有可能D復(fù)習(xí)課件[練3]、已知一種H+的濃度為10-3moL/L的酸和一種47[練5]某NH4C1溶液的pH為5，則溶液中c(H+)為

，c(OH-)為

，由水電離出的c(H+)為

。

1×10-5mol·L-11×10-9mol·L-11×10-5mol·L-1[練6]某Na2CO3溶液的pH為11，則溶液中c(H+)為

，c(OH-)為

，由水電離出的c(OH-)為

。

1×10-11mol·L-11×10-3mol·L-11×10-3mol·L-1復(fù)習(xí)課件討論：兩瓶pH=2的無(wú)色溶液，一瓶是鹽酸，另一瓶是醋酸，用簡(jiǎn)單的實(shí)驗(yàn)方法鑒別。[練5]某NH4C1溶液的pH為5，則溶液中c(H+)為48練8常溫的某無(wú)色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的C（H+）=1×10-12mol/l，則下列各組離子肯定能共存的是（

）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+

B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-

NH4+K+Mg2+

D、Cl-Na+NO3-SO42-D復(fù)習(xí)課件練7PH和體積都相同的醋酸和硫酸，分別跟足量的碳酸氫鈉溶液反應(yīng)，在相同條件下放出CO2氣體的體積是（）

A、一樣多B、醋酸比硫酸多

C、硫酸比醋酸D、無(wú)法比較B練8常溫的某無(wú)色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的D復(fù)習(xí)課49(4)、關(guān)于pH的計(jì)算pH值計(jì)算1——酸性溶液的pHpH值計(jì)算2——堿性溶液的pHpH值計(jì)算3——酸或堿的稀釋pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸混合或強(qiáng)堿混合pH值計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合復(fù)習(xí)課件(4)、關(guān)于pH的計(jì)算pH值計(jì)算1——酸性溶液的pH50

pH值計(jì)算1——酸性溶液的pH例C(HCl)=0.01mol/LpH=-lg{c(H+)}=-lg0.01=2練習(xí):已知C(H2SO4)=0.05mol/L,PH=?復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算1——酸性溶液的pH例C(HCl)=0.01m51

pH值計(jì)算2——堿性溶液的pH要先求出氫氧根離子濃度再求氫離子濃度最后再求出pH

如：求0.01mol/L的NaOH溶液的pH解:c(OH-)=c(NaOH)=0.01mol/L故pH=-lg{c(H+)}=-lg1x10-12=121x10-14c(H+)=KWc(OH-)=0.01=1x10-12(mol/L)pH值計(jì)算2——堿性溶液的pH要先求出氫氧根離子濃度再求氫52pH值計(jì)算3——酸的稀釋例:在25℃時(shí)，pH值等于5的鹽酸溶液稀釋到原來(lái)的10倍，pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（10-5×1）/10=-lg10-6=6關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算3——酸的稀釋例:在25℃時(shí)，pH值等于5的鹽酸53練習(xí):將pH為2的鹽酸加水稀釋成體積為原來(lái)的100倍，則溶液的pH變?yōu)槎嗌?？解：c(H+)=(0.01mol/L×1)÷100

=0.0001mol/L，pH=-lg0.0001=4結(jié)論:強(qiáng)酸，pH=a

，加水稀釋成體積為原來(lái)的10n

倍，則溶液的pH變?yōu)閍+n討論:pH=5的鹽酸1L,加水稀釋到1000L,溶液的pH變?yōu)?,對(duì)嗎,為什么?復(fù)習(xí)課件練習(xí):將pH為2的鹽酸加水稀釋成體積為原來(lái)的100倍，則溶液54結(jié)論酸性溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH接近于7,但永遠(yuǎn)小于7復(fù)習(xí)課件結(jié)論酸性溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH接近于7,但永遠(yuǎn)小于7復(fù)習(xí)55pH值計(jì)算3——堿的稀釋例:在25℃時(shí)，pH值等于9的強(qiáng)堿溶液稀釋到原來(lái)的10倍，pH值等于多少？解：C(OH-)=(10-5×1)/10=10-6pH=-lg[H+]=-lg(Kw/C(OH-))=-lg10-8=8關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進(jìn)行計(jì)算！復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算3——堿的稀釋例:在25℃時(shí)，pH值等于9的強(qiáng)堿56練習(xí):pH=11的NaOH溶液1mL,加水稀釋到100mL,溶液的pH變?yōu)槎嗌?解：c(OH-)=1×10-14/1×10-11=1×10-3(

mol/L)稀釋后c(OH-)=1×10-3mol/L/100=1×10-5mol/Lc(H+)=1×10-14/1×10-5=1×10-9(mol/L)pH=-lg1×10-9=9復(fù)習(xí)課件練習(xí):pH=11的NaOH溶液1mL,加水稀釋到100mL57例題：在25℃時(shí)，pH值等于9的強(qiáng)堿溶液稀釋到原來(lái)的1000倍后，pH值等于6或13嗎？復(fù)習(xí)課件例題：在25℃時(shí)，pH值等于9的強(qiáng)堿溶液稀釋到原來(lái)的100058結(jié)論堿性溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH接近于7,但一直大于7復(fù)習(xí)課件結(jié)論堿性溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH接近于7,但一直大于7復(fù)習(xí)59pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合例：在25℃時(shí)，pH值等于1的鹽酸溶液1L和pH值等于4的硫酸溶液1000L混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10-1+1000×10-4）/（1+1000）=-lg2×10-4=4-lg2=3.7關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合例：在25℃時(shí)，pH值等于160pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合練習(xí)：在25℃時(shí)，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10-1+1×10-4）/（1+1）=-lg5×10-2=2-lg5=1.3關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！pH混=pH小+0.3復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算4——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合練習(xí)：在25℃時(shí)，pH值等于61pH值計(jì)算4——強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合解：例：在25℃時(shí)，pH值等于9和pH值等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH值等于多少？[OH-]=（1×10-5+1×10-3）/(1+1)pOH=-lg[OH-]=-lg5×10-4=3.3pH=14-pOH=10.7pH混=pH大-0.3關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進(jìn)行計(jì)算！復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算4——強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合解：例：在25℃時(shí)，pH值等62pH值計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例：在25℃時(shí)，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.06(過(guò)量)0.04pH=-lg[H+]=-lg0.02/（0.1+0.1）=-lg10-1=1關(guān)鍵：酸過(guò)量抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例：在25℃時(shí)，100mlO63pH值計(jì)算5——

強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例：在25℃時(shí)，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后，溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06關(guān)鍵：堿過(guò)量抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！=1pOH=-lg0.02/(0.1+0.1)pH=14-pOH=13復(fù)習(xí)課件pH值計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例：在25℃時(shí)，100mlO64強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液反應(yīng)后溶液pH求算：②酸過(guò)量：則c(H+)=③堿過(guò)量：則c(OH-)=

c(H+)V1-c(OH-)V2

V1+V2c(OH-)V2-c(H+)V1

V1+V2c(H+)=Kw/c(OH-)小結(jié):復(fù)習(xí)課件強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液反應(yīng)后溶液pH求算：②酸過(guò)量：則c(H+)=③65（2）、儀器和藥品a儀器酸式滴定管、堿式滴定管，燒杯、錐形瓶、滴定管夾、鐵架臺(tái).燒杯酸堿中和滴定(定義)⑴原理和終點(diǎn)：n(H+)=n(OH-)

b藥品：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、酸堿指示劑（如酚酞等,注意不能使用石蕊）復(fù)習(xí)課件（2）、儀器和藥品a儀器.燒杯66復(fù)習(xí)課件復(fù)習(xí)課件67C、儀器特點(diǎn)介紹量取液體常用儀器：量筒、滴定管量筒：讀數(shù)到0.1mL，無(wú)“0”刻度滴定管種類：分酸式和堿式兩種標(biāo)有溫度、容積、“0”刻度在最高點(diǎn)常用規(guī)格：25mL、50mL讀數(shù)到0.01mL復(fù)習(xí)課件C、儀器特點(diǎn)介紹復(fù)習(xí)課件68(3)操作步驟：以用0.1mol·L-1的HC1溶液滴定未知濃度的NaOH溶液為例。

c(NaOH)=

①準(zhǔn)備：檢查酸堿式滴定管是否漏水→洗滌→潤(rùn)洗→裝溶液→排氣泡→調(diào)整液面→讀數(shù)向用蒸餾水洗凈的錐形瓶中準(zhǔn)確加入一定體積的NaOH溶液，并加入幾滴酚酞試液作指示劑。復(fù)習(xí)課件(3)操作步驟：以用0.1mol·L-1的HC1溶液滴定未69(3)操作步驟：以用0.1mol·L-1的HC1溶液滴定未知濃度的NaOH溶液為例。②滴定:在錐形瓶下墊一張白紙作背襯→左手無(wú)名指和小指彎向手心，其余三指控制活塞，右手搖動(dòng)錐形瓶，眼睛注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液顏色的變化→當(dāng)?shù)蜗伦詈笠坏稳芤簳r(shí)，溶液突然由淡紅色變無(wú)色即達(dá)滴定終點(diǎn)(半分鐘內(nèi)不褪色)→記下讀數(shù)→重復(fù)操作2至3次。③計(jì)算取三次滴定所消耗鹽酸體積的平均值→代入公式進(jìn)行計(jì)算。復(fù)習(xí)課件(3)操作步驟：以用0.1mol·L-1的HC1溶液滴定70(4)誤差分析(以用0.10mol·L-1的HC1溶液滴定未知濃度的NaOH溶液為例。)①?zèng)]有用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸潤(rùn)洗酸式滴定管，則c(NaOH)將會(huì)

；(請(qǐng)?zhí)睢捌摺?、“偏低”或“無(wú)影響”，下同)②沒(méi)有用待測(cè)NaOH溶液潤(rùn)洗堿式滴定管，則c(NaOH)將會(huì)

；③用NaOH溶液潤(rùn)洗錐形瓶，則c(NaOH)將會(huì)

；④錐形瓶?jī)?nèi)有少量蒸餾水，則c(NaOH)將會(huì)

；⑤取用待測(cè)NaOH溶液時(shí)未等滴定管內(nèi)壁溶液全部流下就讀數(shù)，則c(NaOH)將會(huì)

；⑥取用待測(cè)NaOH溶液時(shí)未排走氣泡，取用過(guò)程中氣泡消失，則c(NaOH)將會(huì)

；偏高偏高偏低偏低無(wú)影響偏低復(fù)習(xí)課件(4)誤差分析(以用0.10mol·L-1的HC1溶液滴定未71(4)誤差分析(以用0.10mol·L－1的HC1溶液滴定未知濃度的NaOH溶液為例。)

⑦滴定時(shí)，酸式滴定管尖端的氣泡未排盡時(shí)就開始滴定，滴定過(guò)程中氣泡消失，則c(NaOH)將會(huì)

；⑧過(guò)早估計(jì)終點(diǎn)，則c(NaOH)將會(huì)

；⑨過(guò)晚估計(jì)終點(diǎn)，則c(NaOH)將會(huì)

；⑩滴定終點(diǎn)時(shí)，有一滴鹽酸懸而未滴，則c(NaOH)將會(huì)

；(11)滴定過(guò)程中，因搖動(dòng)過(guò)于劇烈，有少量溶液濺出，則c(NaOH)將會(huì)

；偏低偏高偏高偏低偏高復(fù)習(xí)課件(4)誤差分析(以用0.10mol·L－1的HC1溶液滴定未72電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系（考點(diǎn)）1、電荷守恒陽(yáng)離子：Na+

、H+

陰離子：

OH–

、

S2–

、

HS–如：Na2S溶液Na2S==2Na++S2–H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S+OH–

c(Na+

)+c(H+)==c(OH–)+2c(S2–)+c(HS–

)溶液中陰離子和陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)相等?！哒姾煽倲?shù)==負(fù)電荷總數(shù)電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系（考點(diǎn)）1、電荷守恒陽(yáng)離子：Na+732、物料守恒（元素或原子守恒）溶液中，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不變的。是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。2、物料守恒（元素或原子守恒）溶液中，盡管有些離子能電離或水74（考點(diǎn)）2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。如：amol/L的Na2CO3溶液中Na2CO3==2

Na++CO32–

H2OH++OH–

CO32–

+H2OHCO3–

+OH–HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–

∴c(Na+

)=

2

[c

(CO32–)+

c

(HCO3–)+

c

(H2CO3)]c(Na+

)=2

amol/Lc

(CO32–)+

c

(HCO3–)+

c

(H2CO3)

=amol/L（元素或原子守恒）即

c(Na+):c(C)＝2:1（考點(diǎn)）2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶75七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系（考點(diǎn)）如：Na2S溶液Na2S==2

Na++S2–

H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S

+OH–

因此：c(Na+

)==

2

[c

(

S2–)+c

(HS–)+c

(H2S)]2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。（元素or原子守恒）∵

c(Na+):c(S)＝2:1七、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系（考點(diǎn)）如：Na2S溶液因此：c76（考點(diǎn)）如：NaHCO3溶液2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。（元素or原子守恒）∵

c(Na+):c(C)＝1:1因此c(Na+)＝c(HCO3–)+c(CO32–)+

c(H2CO3)（考點(diǎn)）如：NaHCO3溶液2、物料守恒是指某一元素的原始濃77例1：在0.1mol/L的NH3·H2O溶液中，關(guān)系正確的是A．c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(NH4+)＞c(H+)B．c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(H+)C．c(NH3·H2O)＞c(NH4+)＝c(OH–)＞c(H+)

D．c(NH3·H2O)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH–)

解析：NH3·H2O是一元弱堿，屬于弱電解質(zhì)，在水溶液中少部分發(fā)生電離（NH3·H2O