3.2.1溶液的酸堿性與pH（同步課件）-第二輯：蘇教版2019選擇性必修1高二化學(xué)課件+練習(xí) 特供省重點 2021-2022學(xué)年高中化學(xué)蘇教版（2019）選擇性必修一課件+練習(xí)

第二節(jié)溶液的酸堿性

課時1

溶液的酸堿性與pH

第三章

水溶液中的離子反應(yīng)授課人：學(xué)習(xí)目標1．通過掌握溶液酸堿性與pH的關(guān)系，培養(yǎng)宏觀辨識與微觀探析的化學(xué)核心素養(yǎng)。2．通過學(xué)會計算酸堿的pH以及氫離子濃度和pH的互算，培養(yǎng)證據(jù)推理與模型認知的化學(xué)核心素養(yǎng)。添加關(guān)鍵詞在25℃時，水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14

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－)的相對大小溶液的酸堿性1×10－71×10－120.011×10－7c(H＋)＝c(OH－)0.01c(H＋)<c(OH－)1×10－12c(H＋)>c(OH－)中性堿性酸性一、溶液的酸堿性溶液的酸堿性由c(H+)和c(OH-)相對大小決定c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)中性酸性堿性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－)的相對大小來判斷溶液酸堿性，不受溫度影響。一、溶液的酸堿性一、溶液的酸堿性濃度較小時，如：c(H+)=1.0×10-12mol/L，這種表示方法很麻煩但應(yīng)用廣，所以引入了一種方便方案：

c(H+)

→10-12mol/L→

12-lgc(H+)

lgc(H+)

→-12→pH＝-lgc(H+)pH的大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即表示稀溶液酸、堿性的強弱。用H+物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)來表示溶液酸堿性。pH值越大堿性越強，pH越小酸性越強。pH的適用范圍：c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液（小于1mol?L-1）1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1，即0≤pH≤14。一、溶液的酸堿性當c(H＋)或c(OH－)大于1mol?L-1時，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。溶液的pH與溶液中氫離子濃度的關(guān)系（25℃）當pH＜7時，溶液中c(H+)大于c(OH-)，溶液顯酸性，且pH越小，溶液中c(H+)越大，溶液的酸性越強；當pH＞7時，溶液中c(H+)小于c(OH-)，溶液顯堿性，且pH越大，溶液中c(OH-)越大，溶液的堿性越強。一、溶液的酸堿性例1（1）c(H+)＝1.0×10-6mol/LpH=

；

c(H+)＝1.0×10-3mol/LpH=

；

c(H+)＝1.0×10-m

mol/LpH=

；

c(OH-)＝1.0×10-6mol/LpH=

。c(OH-)＝1.0×10-10mol/LpH=

。

c(OH-)＝1.0×10-n

mol/LpH=

。

（2）pH=2c(H+)＝

；pH=8c(H+)＝

。

63m841.0×10-2mol/L14-n1.1×10-8mol/L典例解析判斷正誤1、當pH＝7時，溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度相等，溶液顯中性，對嗎？不對，未指明溫度，不一定呈酸性。2、pH等于0的溶液是酸性最強的溶液，pH等于14的溶液是堿性最強的溶液。不對。pH等于0的溶液中c(H＋)＝1mol?L-1，不是酸性最強的溶液；pH等于14的溶液c(OH－)＝1mol?L-1，不是堿性最強的溶液。一、溶液的酸堿性溶液酸堿性的測定方法一、溶液的酸堿性酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)溶液酸堿性的測定方法利用pH試紙測定。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。使用pH試紙的正確操作為：一、溶液的酸堿性溶液酸堿性的測定方法利用pH計測定。pH計可精確測量溶液的pH(讀至小數(shù)點后2位)。一、溶液的酸堿性溶液酸堿性的測定方法用pH傳感器(pH探頭)一、溶液的酸堿性思考1、用pH試紙測定溶液pH時為什么不能潤濕？若潤濕pH試紙會將溶液稀釋，所測溶液pH可能有誤差。2、為什么不能用pH試紙測NaClO溶液的pH?NaClO溶液具有強氧化性，會將pH試紙漂白。一、溶液的酸堿性二、溶液pH計算口訣：酸按酸(H＋)，堿按堿(OH－)，酸堿中和求過量，無限稀釋7為限。

pH計算——公式中c(H＋)：若強酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)二、溶液pH計算(1)單一溶液pH的計算溶液類型相關(guān)計算強酸(HnA)溶液設(shè)HnA的濃度為cmol/L，則c(H＋)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc強堿[B(OH)n]溶液設(shè)B(OH)n的濃度為cmol/L，則c(OH－)＝ncmol/L，c(H＋)＝

mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc二、溶液pH計算溶液類型相關(guān)計算兩種強酸混合兩種強堿混合(2)混合溶液pH的計算二、溶液pH計算溶液類型相關(guān)計算強酸、強堿混合恰好完全反應(yīng)pH＝7(25℃)酸過量堿過量酸堿發(fā)生中和反應(yīng)后溶液pH的判斷技巧(1)酸與堿的pH之和為14，等體積混合常溫時原因：酸和堿已電離的H＋和OH－恰好中和，誰弱誰的H＋或OH－有儲備(即物質(zhì)過量)，中和后還能繼續(xù)電離。二、溶液pH計算酸堿發(fā)生中和反應(yīng)后溶液pH的判斷技巧二、溶液pH計算典例解析例2求常溫下，下列溶液的pH(已知lg5＝0.7)：(1)某H2SO4溶液的濃度是0.005mol?L－1，此溶液的pH為___。(2)0.001mol?L－1NaOH溶液的pH為____。211(3)pH＝3的鹽酸與pH＝5的硫酸等體積混合，pH為_____。(4)pH＝10和pH＝12的兩種NaOH溶液等體積混合，pH為______。3.311.7(5)pH＝12的NaOH溶液和pH＝4的HCl溶液等體積混合，pH為______。11.7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。1．酸堿溶液無限稀釋二、溶液pH計算溶液稀釋后的pH變化規(guī)律常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強酸的pH就增大n個單位，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．對于pH＝a的強酸和弱酸溶液稀釋二、溶液pH計算常溫下，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范圍是：b－n(b－n>7)<pH<b，可用如圖表示。3.對于pH＝b的強堿和弱堿溶液稀釋二、溶液pH計算強酸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。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)二、溶液pH計算可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強酸或強堿。二、溶液pH計算典例解析例3pH＝12的X、Y兩種堿溶液，分別將它們稀釋100倍，其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是(

)A．若10<a<12，則X、Y都是強堿B．X、Y兩種堿的物質(zhì)的量濃度一定相等C．稀釋后，Y溶液的堿性比X溶液的堿性弱D．完全中和pH相同且等體積的X、Y兩溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：V(X)<V(Y)D課堂小結(jié)溶液的酸堿性溶液pH計算不良反應(yīng)溶液的酸堿性溶液酸堿性表示方法溶液酸堿性測定計算思路計算類型及方法溶液稀釋pH變化圖像隨堂練習(xí)1、某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數(shù)分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將