2023學年完整公開課版水溶液

水溶液（第二課時）第三章第一節(jié)知識回顧：1、水的離子積常數(shù)2.規(guī)律：1）室溫時25℃

，純水的[H+]=[OH-]=10-7mol/L，則，KW=1×10-14mol2·L-22）水電離吸熱，Kw僅受溫度影響,溫度升高，Kw增大，溫度降低，Kw減小。任何稀水溶液中，[H+]、[OH-]的乘積都等于Kw3）KW適用范圍：純水或酸、堿、鹽的稀溶液。4）在任何溶液中，由水電離的H+和OH-的濃度一定相等。條件移動方向電離程度KW溶液中［H+］水電離出［H+］加熱加酸加堿加NaCl→↑↑↑↑←←↓↓不變不變↑↓↓↓3、影響水電離平衡的因素:H2OH++OH-不移動不變不變不變不變交流研討化合物c/mol?L-1[H+]/mol?L-1[OH-]/mol?L-1HCl1.0×10-21.0×10-2HNO31.0×10-31.0×10-3NaOH1.0×10-21.0×10-2KOH1.0×10-31.0×10-31.0×10-121.0×10-121.0×10-111.0×10-11由表中的數(shù)據(jù)能得出什么規(guī)律？根據(jù)室溫條件下水的離子積，計算并填寫下表空缺：酸性或堿性溶液中均存在H＋和OH－，只是[H＋]和[OH-]的相對大小不同：酸性溶液中［H＋］>［OH－］堿性溶液中［H＋］<［OH－］二、溶液的酸堿性水溶液的酸堿性與[H+]和[OH-]的相對大小關(guān)系為:[H+]=[OH-],溶液呈中性[H+]>[OH-],溶液呈酸性，且［H＋］越大酸性越強[H+]<[OH-],溶液呈堿性，且［OH-］越大堿性越強思考：當溶液中［H＋］>10-7時，一定是酸性溶液嗎？不一定，可能是酸性溶液，也可能為中性溶液注意：因溶液的酸堿性與水的電離平衡有關(guān)，所以必須指明溫度。溶液酸堿性的表示方法:pHpH=-lg[H+][H+]:10010-110-210-310-410-510-610-710-810-910-1010-1110-1210-1310-14pH0123456

7891011121314中性酸性增強堿性增強25℃時pH與［H＋］及溶液酸堿性的關(guān)系：中性：［H＋］=10-7mol/L，pH=7酸性：［H＋］>10-7mol/L，pH<7溶液的酸性越強,其PH越小;PH越小,溶液的酸性越強。堿性：［H＋］＜10-7mol/L，pH>7溶液的堿性越強,其PH越大;PH越大,溶液的堿性越強pH的適用范圍：pH適用于［H+］或［OH-］≤1mol/L的溶液

pH適用范圍為0～14通常將［OH－］的負對數(shù)稱作pOH:pOH=-lg[OH-]

那么25℃時：pH＋pOH＝25℃時：pH＋pOH＝14?交流研討解題思路：

KW＝［H＋］?［OH－］中性溶液中［H＋］＝［OH－］［H＋］＝=1.0×10-6mol/LpH=-lg[H+]=6在100℃時，純水的KW＝1.0×10-12mol2?L-2,此時溶液中的［H＋］是多少？pH還是7嗎？

測定溶液酸堿性的方法（4）酸堿指示劑（3）pH計（2）pH試紙（1）紅色石蕊試紙、藍色石蕊試紙定性判斷溶液的酸堿性粗略測定溶液酸堿性的強弱精確測定溶液的pH檢測溶液的pH范圍指示劑酸堿指示劑變色范圍甲基橙<3.1紅色3.1—4.4橙色>4.4黃色石蕊<5.0紅色5.0—8.0紫色>8.0藍色酚酞<8.2無色8.2—10.0淺紅色>10紅色pH試紙的使用方法：用PH試紙測定溶液的PH值,一般先把一小塊放在表面皿或玻璃片上，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中部，然后與標準比色卡對比確定溶液的pH，pH讀數(shù)只取整數(shù)。不能把試紙放在待測液中，也不能用水濕潤再測定PH值。

有關(guān)pH計算

基本關(guān)系：酸：一元強酸［H＋］＝c酸

二元強酸［H＋］＝2c酸

pH=-lg[H+]堿：一元強堿［OH－］＝c堿

二元強堿［OH－］＝2c堿

先求［H+］再求pH或先求pOH再求PH

（PH=14-pOH)熟記：lg2＝0.31、不同溫度下純水或中性溶液的pH

只有25℃才等于7，其余溫度下用pH公式算[例題]計算100℃時純水的pH常見類型：3、強酸或強堿溶液的pH強酸：c→［H+］→pH強堿:c→［OH-］→［H+］→pH2、已知水電離出的［H+］或［OH-］，求溶液的pH這種情況需要討論溶液顯什么性質(zhì)，再求算。例題：計算0.5mol/LBa(OH)2溶液的pH是多少？例題：在常溫時,某溶液中由水電離出來的[H+]=1×10-11mol/L,則該溶液的PH是多少？3或114、強酸與強酸、強堿與強堿混合（1）強酸與強酸混合，先算混合后的［H+］，再算pH[H+]混=[H+]1V1+[H+]2V2V1+V2例題：pH=2和pH=5的兩種鹽酸溶液等體積混合后求溶液的pH是多少？經(jīng)驗公式：已知pH的兩強酸等體積混合，混合液的pH=pH小+0.3（其中0.3是lg2的近似值）（2）強堿與強堿混合，先算混合后的［OH-］，再求［H+］及pH，或先算混合后的［OH-］及pOH，再求pH（注意：絕對不能先直接求［H+］，再按之來算pH，為什么？）例題：pH=8和pH=12的氫氧化鈉溶液等體積混合后溶液的pH是多少？已知pH的兩強堿等體積混合，混合液的pH=pH大-0.3（其中0.3是lg2的近似值）[OH-]=[OH-]1V1+[OH-]2V2V1+V25、強酸與強堿溶液混合其反應的實質(zhì)是H++OH-=H2O，所以在計算時用離子方程式做比較簡單要從以下三種可能去考慮：（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7（2）若n（H+）>n（OH-），酸過量，計算剩下的［H+］，再算pH（3）若n（H+）<n（OH-），堿過量，計算剩下的［OH-］，再算pH酸過量的計算公V式：先求[H+]余=[H+]×V酸-[OH-]×V堿V酸+V堿堿過量的計算公式：先求[OH-]余=[OH-]×V堿-[

H+]×V酸V酸+V堿通常兩種稀溶液混合，可認為混合后體積為二者體積之和再求[H+]=,最后求PHKw[OH-]余例：在25℃時，100ml0.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后，溶液呈

性（酸、堿、中）？溶液的pH值等于多少？解：

OH-+H+=H2O0.04mol0.06molpH=-lg[H+]=-lg0.02/(0.1+0.1)=-lg10-1=1酸過量，溶液呈酸性。6.溶液加水稀釋規(guī)律強酸:pH=a的強酸，加水稀釋10n倍，則pH=a+n；pH=6的鹽酸稀釋100倍后的溶液的pH？酸溶液無限稀釋時，pH只能接近7，但不能大于7例題：（1）pH=2的鹽酸稀釋100倍后溶液的pH？（2）pH=2的鹽酸稀釋1000倍后的溶液的pH？那么，對于pH=a的弱酸，加水稀釋10n倍呢？弱酸：pH=a的弱酸，加水稀釋10n倍，則a<pH<a+n；對于濃度（或pH）相同的強酸和弱酸，稀釋相同的倍數(shù)，強酸的pH變化幅度大。例題：（3）pH=11的氫氧化鈉溶液稀釋100倍后溶液的pH？（4）pH=11的氫氧化鈉溶液稀釋1000倍后溶液的pH？強堿:pH=b的強堿，加水稀釋10n倍，則pH=b-n；pH=9的氫氧化鈉溶液稀釋1000倍后溶液的pH？堿溶液無限稀釋時，pH只能接近7，但不能小于7那么，對于pH=b弱堿，加水稀釋10n倍呢？弱堿：pH=b的弱堿，加水稀釋10n倍，則pH>b-n；對于濃度(或pH)相同的強堿和弱堿，稀釋相同倍數(shù)，強堿的pH變化幅度大。PH計算規(guī)律總結(jié)酸按酸，堿按堿兩強相混差點三異強相混看過量無限稀釋七為限1、某溫度時，水的離子積常數(shù)為1×10-12moL2·L-2，若該溶液中H+濃度為1×10-7moL·L-1，則該溶液（）A、呈堿性B、呈酸性C、呈中性D、c(OH-)=100c(H+)AD2、體積相同的下列溶液，所含H+離子的個數(shù)最少的是（）A、蒸餾水B、0.1mol·L-1H2SO4C、0.1mol·L-1NaOHD、0.1mol·L-1Ba（OH)2D遷移應用：3、99℃時，水的離子積為1×10-12，若把PH=12的NaOH溶液從25℃升溫到99℃（水的蒸發(fā)忽略不計），則溶液的PH（）A、仍為12B、增至13C、減為10D、減為11C4、PH=13的強堿溶液與PH=2的強酸溶液混合，所得溶液的PH=11,則強堿與強酸的體積比是（）A、11：1B、9：1C、1:11D、1：9

D5、常溫下有體積為V1mlPH為m的稀硫酸和體積為V2mlPH為n的NaOH溶液混合后：（1）如果V1=V2

且m+n=13時,則溶液呈____性且m+n=15時,則溶液的PH___7（填＞,＜，=）（2）如果混合后PH=7，且m+n=14時，則V1/V2=____(填表達式，下同）且m+n=13時，則V1/V2=____

且m+n＞14時,則V1/V2=________，且V1___V2酸＞11/10m+n-14＞6、常溫下某強酸溶液和強堿溶液的PH之和為13，將這種酸和這種堿按一定比例混合，溶液恰呈中性，混合時酸和堿的體積比是（）

A、10:1B、1：10C、1:1D、1：2B常溫下強酸和強堿混合

(1)如果等體積V1=V2