第二節(jié)溶液的酸堿性

課時(shí)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(biāo)1．通過掌握溶液酸堿性與pH的關(guān)系，培養(yǎng)宏觀辨識(shí)與微觀探析的化學(xué)核心素養(yǎng)。2．通過學(xué)會(huì)計(jì)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(rèn)知的化學(xué)核心素養(yǎng)。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

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(duì)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(duì)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(shí)，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(qiáng)弱。用H+物質(zhì)的量濃度的負(fù)對(duì)數(shù)來表示溶液酸堿性。pH值越大堿性越強(qiáng)，pH越小酸性越強(qiáng)。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(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1mol?L-1時(shí)，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(dāng)pH＜7時(shí)，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(qiáng)；當(dāng)pH＞7時(shí)，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(qiáng)。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(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，對(duì)嗎？不對(duì)，未指明溫度，不一定呈酸性。2、pH等于0的溶液是酸性最強(qiáng)的溶液，pH等于14的溶液是堿性最強(qiáng)的溶液。不對(duì)。pH等于0的溶液中c(H＋)＝1mol?L-1，不是酸性最強(qiáng)的溶液；pH等于14的溶液c(OH－)＝1mol?L-1，不是堿性最強(qiáng)的溶液。一、溶液的酸堿性溶液酸堿性的測(cè)定方法一、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：一、溶液的酸堿性溶液酸堿性的測(cè)定方法利用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)。一、溶液的酸堿性溶液酸堿性的測(cè)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(cè)定溶液pH時(shí)為什么不能潤(rùn)濕？若潤(rùn)濕pH試紙會(huì)將溶液稀釋，所測(cè)溶液pH可能有誤差。2、為什么不能用pH試紙測(cè)NaClO溶液的pH?NaClO溶液具有強(qiáng)氧化性，會(huì)將pH試紙漂白。一、溶液的酸堿性二、溶液pH計(jì)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(jì)算——公式中c(H＋)：若強(qiáng)酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)二、溶液pH計(jì)算(1)單一溶液pH的計(jì)算溶液類型相關(guān)計(jì)算強(qiáng)酸(HnA)溶液設(shè)HnA的濃度為cmol/L，則c(H＋)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc強(qiáng)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(jì)算溶液類型相關(guān)計(jì)算兩種強(qiáng)酸混合兩種強(qiáng)堿混合(2)混合溶液pH的計(jì)算二、溶液pH計(jì)算溶液類型相關(guān)計(jì)算強(qiáng)酸、強(qiáng)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(shí)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(chǔ)備(即物質(zhì)過量)，中和后還能繼續(xù)電離。二、溶液pH計(jì)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(jì)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(jì)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(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)酸和弱酸溶液稀釋二、溶液pH計(jì)算常溫下，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)堿和弱堿溶液稀釋二、溶液pH計(jì)算強(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)二、溶液pH計(jì)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(qiáng)酸或強(qiáng)堿。二、溶液pH計(jì)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(qiáng)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(shí)，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(jì)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(cè)定計(jì)算思路計(jì)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