水溶液和溶液的pH[學(xué)習(xí)目標(biāo)]

1.了解水的電離、離子積常數(shù)、影響水電離平衡的因素。2.了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。3.能進(jìn)行pH的簡單計算。4.了解測定溶液pH的方法(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿)。水溶液和溶液的pH[學(xué)習(xí)目標(biāo)]【深度思考】溶液中，水電離產(chǎn)生的C(H+)和C(OH-)總是相等的嗎？注意：(1)不管哪種溶液均有水電離出的H+的數(shù)目＝水電離出的OH-的數(shù)目。(2)水的離子積常數(shù)Kw＝[H+]·[OH-]，其實質(zhì)是水溶液中的H+和OH-濃度的乘積，不一定是水電離出的H+和OH-濃度的乘積，所以與其說Kw是水的離子積常數(shù)，不如說是水溶液中的H+和OH-的離子積常數(shù)。即Kw不僅適用于水，還適用于酸、堿、鹽的稀溶液。(3)水的離子積常數(shù)提示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H+和OH-共存，只是相對含量不同而已?！旧疃人伎肌孔⒁猓翰讲礁逷172步步高P172影響因素水的電離平衡移動影響結(jié)果方向原因KW水的電離程度溶液中[H+]變化溶液的酸堿性溫度升溫降溫外加酸堿加酸加堿可水解的鹽Na2CO3NH4Cl外加活潑金屬

H2OH++OH-右移左移增大減小增大減小中性中性水的電離過程吸熱增大減小左移左移增大［H+］增大［OH+］不變不變不變不變不變增大減小酸性堿性堿性酸性減小增大減小減小增大增大增大減小堿性右移右移右移金屬消耗水電離出的H+CO32-與水電離出的H+結(jié)合形成弱電解質(zhì)，促進(jìn)水的電離Kw只與溫度有關(guān)，隨溫度的升高而增大NH4+與水電離出的OH-結(jié)合形成弱電解質(zhì)，促進(jìn)水的電離。影響因素水的電離平衡移動影響結(jié)果方向原因KW水的電離程度溶液CpH減小[OH-]增大、Kw不變能水解的鹽促進(jìn)水的電離CpH減小[OH-]增大、Kw不變能水解的鹽促進(jìn)水的電離BT相同，Kw相同A到C溫度改變酸堿恰好完全反應(yīng)生成硫酸鉀，溶液呈中性，100℃時pH=6BT相同，Kw相同A到C溫度改變酸堿恰好完全反應(yīng)生成硫酸鉀，D先增大后減小利用電離平衡常數(shù)或水解平衡常數(shù)分析兩者的物質(zhì)的量之和為0.001mol，V一直增大D先增大后減小利用電離平衡常數(shù)兩者的物質(zhì)的量之和AB溫度最高，放熱最多，說明恰好完全反應(yīng)即中和的點(diǎn)醋酸鈉溶液c>b>d中和熱與酸堿的強(qiáng)弱有關(guān)，該反應(yīng)中和熱不變AB溫度最高，放熱最多，說明c>b>d中和熱與酸堿的強(qiáng)弱有關(guān)步步高P174步步高P174先判斷溶液的酸堿性，再計算[H+]或[OH-]，最后計算pH。（一般忽略體積混合引起的誤差）先判斷溶液的酸堿性，再計算[H+]或[OH-]，（一般忽略體[即時練習(xí)]求下列常溫條件下溶液的pH(已知lg1.3＝0.1，lg2＝0.3，混合溶液忽略體積的變化)。(1)0.005mol·L－1的H2SO4溶液。(2)0.1mol·L－1的CH3COOH溶液(已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.8×10－5)(3)0.001mol·L－1的NaOH溶液。(4)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合。(5)pH＝2的鹽酸加水稀釋到1000倍。(6)將pH＝8的NaOH與pH＝10的NaOH溶液等體積混合(7)將pH＝3的HCl與pH＝3的H2SO4等體積混合。(8)常溫下，將pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合。PH=2PH=3-0.5lg1.8PH=11PH=2.3PH=5PH=9.7PH=3PH=6[即時練習(xí)]求下列常溫條件下溶液的pH(已知lg1.3＝0a+na<PH<a+nb-nb-n<PH<b7特別提醒：計算溶液的pH(1)外界條件是否指室溫。(2)區(qū)分溶液中[H+]是由水電離還是由酸電離出的。(3)水電離出的H+或OH-何時忽略不計，何時考慮其濃度大小。a+na<PH<a+nb-nb-n<PH<b7特別提醒：計算pH=1的酸或13的堿pH=1的酸甲基橙小于20.0ml[Cl-]>[H+]甲基橙小于20.0ml[Cl-]>[H+]AC這