《水的電離和溶液的pH（第二課時）》學習目標1.能進行溶液pH的簡單計算；了解pH在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要作用。2.能用離子積常數(shù)及pH的公式來計算pH，在化學

中應用數(shù)學計算。3.繼續(xù)發(fā)展應用模型解決問題的能力?！舅伎肌咳芤褐衏(H+)、c(OH-)與溶液酸堿性有什么關系？體系純水（25℃）向純水中加鹽酸向純水中加NaOHc(H＋)c(OH－)c(H＋)和c(OH－)大小10－7mol·L－110－7mol·L－1相等增大減小減小增大中性酸性堿性H2OH++OH－1.溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH－)的關系溶液酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH－)的相對大小。

任意條件下，溶液酸堿性的判斷依據(jù)：若c(H+)=c(OH－)，中性若c(H+)>c(OH－)，酸性，c(H+)越大，酸性越強若c(H+)<c(OH－)，堿性，c(OH－)越大，堿性越強25℃時c(H+)=c(OH－)=1×10-7mol/Lc(H+)>c(OH－)，c(H+)>1×10-7

mol/L中性溶液：酸性溶液：堿性溶液：c(H+)<c(OH－)，c(H+)<1×10-7

mol/L判斷溶液酸、堿性，只能通過比較c(H+)和c(OH－)的相對大小。【思考】當c(H＋)或c(OH－)很小時，用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸堿性適不適合？你還知道可以用什么方法表示溶液的酸堿性？判斷正誤：(1)任何水溶液中都存在水的電離平衡。(2)任何稀的水溶液中（不論酸、堿或中性）都存在Kw=10-14

。(3)某溫度下，某液體c(H+)=10-6mol/L，則該液體一定是酸性溶液?！痢獭劣涀。?00°C時，Kw=1×10-12在初中化學中我們用pH表示溶液的酸堿度，

那么pH與c(H＋)有什么關系呢？2．pH表示溶液酸堿性（1）溶液pH：c(H+)的負對數(shù)（2）溶液的酸堿性與pH的關系（25℃）堿性酸性中性負對數(shù)—pH+（hydrogen）—HpH=－lgc(H+)2．pH表示溶液酸堿性（1）溶液pH：c(H+)的負對數(shù)（2）溶液的酸堿性與pH的關系（25℃）①pH＜7，②pH=7，③pH＞7，c(H+)＞10-7mol/L，溶液呈酸性c(H+)=10-7mol/L，溶液呈中性c(H+)＜10-7mol/L，溶液呈堿性pH=－lgc(H+)2．pH表示溶液酸堿性：

溶液pH：c(H+)的負對數(shù)（3）pH的意義：①pH越小，溶液酸性越強；pH越大，溶液堿性越強。②當c(H+)或c(OH－)<1mol/L時，用pH表示酸堿性比較方便。③當c(H+)或c(OH－)>1mol/L時，直接用它們的濃度表示酸堿性。

④pH的范圍通常是0—14。pH=－lgc(H+)思考交流pH=7的溶液一定呈中性嗎?【答案】不一定?！窘馕觥浚?）在25℃時，pH=7的溶液呈中性。（2）溫度高于25℃時，水的電離程度增大，KW

>1.0×10-14，

此時pH=7呈堿性。（3）判斷溶液酸堿性的唯一標準，是溶液中c(H+)和c(OH－)的

相對大小，不應看pH大小，只有滿足c(H+)=c(OH－)的溶

液才一定呈中性。思考與交流常用的pH值的測定方法有哪些？（1）酸堿指示劑法（2）pH試紙法(定量粗略測量)（3）利用pH計測定3．pH的測定

（1）酸堿指示劑法（只能粗略測定溶液的pH范圍，不能準確測定出pH的具體值）圖片來自網(wǎng)絡8.2（2）pH試紙法(定量粗略測量)pH試紙是多種酸堿指示劑的混合液浸制而成。pH試紙范圍1~14(最常用)或0~10，可以識別的pH差值約為1精密pH試紙可判斷0.2或0.3的pH差值圖片來自網(wǎng)絡使用方法：取一小段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待測液點在試紙的中央，當試紙顏色變化穩(wěn)定后與標準比色卡對照，讀出pH。如何用pH試紙測定溶液的pH值？思考：pH試紙潤濕后測得pH一定有誤差嗎？不一定，若原溶液呈中性則無影響圖片來自網(wǎng)絡（3）利用pH計測定

儀器pH計可精確測定試液的pH(讀至小數(shù)點后2位)，其量程為0-14。圖片來自網(wǎng)絡土壤的pH值和土壤有效養(yǎng)分含量的關系

（色帶寬窄表示有效養(yǎng)分含量）4.pH的應用圖片來自網(wǎng)絡

工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，人們的生活和健康也與溶液的酸堿性有密切關系。因此，測試和調控溶液的pH，對工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、科學研究，以及日常生活和醫(yī)療保健等都具有重要意義。圖片來自網(wǎng)絡【思考】為了保證正常生理活動，人體各種體液的酸堿度都要維持在一定范圍。血漿中的H2CO3/HCO3－緩沖體系對穩(wěn)定體系的酸堿度發(fā)揮著重要作用。請解釋H2CO3/HCO3－對體液酸堿度的緩沖作用：當體系中增加少量強酸時，平衡向正反應方向移動而消耗H＋；當增加少量強堿時，平衡向逆反應方向移動而消耗OH－。因此，可以防止體系的酸堿度出現(xiàn)較大幅度的變化。圖片來自網(wǎng)絡（1）pH值計算——單一溶液

【例1】常溫時(1)取0.1mol/L的HCl溶液，其pH是多少？

(2)1mLpH=3的HCl溶液，其c(H+)是多少？

(1)pH=1(2)c(H+)=0.001mol/LpH=－lgc(H+)5.pH的計算（2）pH值計算——強酸的稀釋

【例2】25℃時，將1mLpH=4的HCl溶液加水稀釋100倍，所得溶液的pH是多少？

【思維模型】先確定溶液中H＋的濃度，

再由pH的定義計算出強酸溶液的pH值。pH=－lgc(H+)【問題】稀釋10000倍呢？c(H+)=10-3L·10-4mol/L÷0.1L=10-6mol/L，故pH=6pH

≈75.pH的計算5.pH的計算（2）pH值計算——強酸的稀釋

【例2】25℃時，將1mLpH=4的HCl溶液加水稀釋100倍，所得溶液的pH是多少？

pH=－lgc(H+)【問題】稀釋10000倍呢？【解析】pH=4的鹽酸，c(H+)=10-4

mol/L，稀釋10000倍后，由

鹽酸電離出的c(H+)=10-8mol/L，這個值非常小，此時由水電離產(chǎn)生的H+就不能忽略不計，溶液呈極弱的酸性，pH略小于7，可以認為約等于7。pH

≈75.pH的計算（3）pH值計算——強堿的稀釋

【例3】25℃時取pH=11的NaOH溶液稀釋100倍后，溶液的pH值是多少？

【思維模型】先求出顯性離子（即溶液酸性求氫離子，溶液是堿性求氫氧根離子濃度），再計算pHpH=－lgc(H+)【注意】由于誤差原因，不能認為c(H+)=10-11mol/L，稀釋100倍就是10-13mol/L，一定要先求出稀釋后溶液中的OH－離子的濃度，結合一定溫度下c(H＋)·c(OH－)=Kw，求算出溶液中的H＋濃度，進而求算出溶液的pH值。5.pH的計算c(H＋)=KW/c(OH－)=10-9mol/L稀釋前c(OH－)=10-3mol/L稀釋后c(OH－)=10-5mol/LpH=9

【思維模型】先求出顯性離子（即溶液酸性求氫離子，溶液是堿性求氫氧根離子濃度），再計算pHpH=－lgc(H+)（3）pH值計算——強堿的稀釋

【例3】25℃時取pH=11的NaOH溶液稀釋100倍后，溶液的pH值是多少？5.pH的計算（4）強酸與強酸混合(稀溶液體積變化忽略)

【例4】25℃時，將pH=1的鹽酸溶液1L和pH=4的硫酸溶液1L混合，所得pH等于多少？

pH=1.3模型：pH=－lgc混(H+)=－lg[(1×10-1+1×10-4)/(1+1)]

≈－lg(5×10-2)=2－lg5pH=－lgc(H+)

lg5≈0.7總結1.溶液的酸堿性：取決于溶液中c(H+)和c(OH－)的相對大小。

2.pH可以表示溶液酸堿性pH：c(H+)的負對數(shù)。

3.pH的測定方法：⑴酸堿指示劑法；⑵pH試紙法。4.pH的應用5.pH的計算1.下列有關pH試紙的使用說法正確的是（

）A.把pH試紙浸入待測液B.用濕潤的玻璃棒蘸取待測液C.測出石灰水的pH為12.4D.把顯色的pH試紙與標準比色卡對照讀數(shù)D【練習1】應用玻璃棒沾取待測液點在pH試紙中部有誤差pH試紙精確度是1，不能檢測到12.4，精密pH試紙可以【練習2】常溫下，將99mL0.1mol/L鹽酸與101mL0.050mol/L氫氧化鋇溶液混合，求混合后的pH。（忽略混合時溶液體積的變化）

c(OH－)V氫氧化鋇-c(H＋)V鹽酸V氫氧化鋇+V鹽酸————————————c(OH－)混＝

＝0.1mol/L×101mL-0.1mol/L×99mL————————————————————101mL+99mL＝10-3mol/LpH=11c(H＋)混＝Kw/c(OH－)=10-11mol/L先判斷酸還是堿過量，然后算出溶液中過量的H＋或OH－離子的濃度，再算溶液的pH值。思維模型：【練習3】下列說法不正確的是()A.常溫下，將1mLpH=4的鹽酸稀釋至100mL后，pH等于6B.常溫下，pH均為3的醋酸和硝酸溶液，醋酸濃度大于硝酸

的濃度C.常溫下，pH為1的硝酸溶液中加入等體積、pH為13的氫氧

化鋇溶液，恰好完全中和D.常溫下，若V1LpH=11的NaOH溶液與V2LpH=3的HA溶液

混合后顯中性，則V1<V2解析：HCl是強電解質，常溫下，1mL鹽酸稀釋至100mL后，c(H+)=10-6mol/L，pH等于6，A正確。硝酸是強電解質，醋酸是弱電解質，pH均為3的醋酸和硝酸溶液中醋酸的濃度大于硝酸的濃度，B正確。常溫下，pH為1的硝酸溶液中c(H+)=0.1mol/L，pH為13的氫氧化鋇溶液中c(OH－)=0.1mol/L，等體積混合時c(H+)=c(OH－)，即兩溶液恰好完全中和，C正確?！窘馕觥糠诸愑懻摚?）若HA是強酸，常溫下，pH=11的NaOH溶液與pH=3的HA溶液混合后顯中性，則V1=V2；（2）若HA是弱酸，常溫下，則c(HA)>0.001mol/L，pH=11的NaOH溶液與pH=3的HA溶液混合后顯中性時V1>V2。

綜上所述，V1LpH=11的NaOH溶液V2LpH=3的HA溶液混合后顯中性，則V1=V2，或者

V1>V2。因此，D錯誤?！揪毩?】下列說法不正確的是()

D.常溫下，若V1LpH=11的NaOH溶液與V2LpH=3的HA溶

液混合后顯中性，則V1<V2D任務一溶液pH的計算[問題探究]pH=10的NaOH溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合,混合后的c(H+)是否答案

不是,混合后溶液呈堿性,應先求c(OH-)混,再通過

求出c(H+)。[深化拓展]1.單一溶液pH的計算(1)強酸溶液,pH=-lgc(H+)。(2)強堿溶液,c(H+)=,pH=-lgc(H+)。2.混合溶液pH的計算(1)強酸溶液與強酸溶液混合(3)強酸溶液與強堿溶液混合常溫下,若恰好完全反應,溶液呈中性,pH=7;常溫下,酸、堿溶液等體積混合,且酸與堿溶液的pH之和為14:若為強酸與強堿,則pH=7;若為強酸與弱堿,則pH>7;若為弱酸與強堿,則pH<7。[素能應用]典例1(1)常溫下,某H2SO4溶液的濃度是0.005mol·L-1,此溶液的pH為

。用水稀釋到原來體積的100倍,pH為

。再繼續(xù)稀釋到溶液體積的104倍,pH

。

(2)常溫下,pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸溶液等體積混合后溶液的pH為

。

(3)常溫下,pH=10和pH=12的兩種NaOH溶液等體積混合后溶液的pH為

。

(4)常溫下,pH=12的NaOH溶液和pH=4的HCl溶液等體積混合后,溶液的pH為

。

答案

(1)2

4接近7

(2)3.3(3)11.7

(4)11.7解析

(1)c(H+)=0.005

mol·L-1×2=0.01

mol·L-1,pH=-lg10-2=2。稀釋為原體積的100倍后,c(H+)=0.01

mol·L-1÷100=10-4

mol·L-1,pH=-lg10-4=4。再稀釋到溶液體積的104倍后,pH接近7(酸溶液無限稀釋后不會顯中性或堿性)。不同濃度的強酸(或強堿)溶液等體積混合的pH速算技巧當不同濃度的強酸(或強堿)溶液等體積混合時,若pH之差≥2,則混合后溶液的pH的計算有如下口訣:強酸強酸等體摻,小值加上0.3;強堿強堿等體摻,大值減去0.3。變式訓練1常溫下,將pH為8的NaOH溶液與pH為10的NaOH溶液等體積混合后,溶液的氫離子濃度最接近于(

)A.2×10-10mol·L-1B.(10-8+10-10)mol·L-1C.(10-8+10-10)mol·L-1D.(10-6+10-4)mol·L-1答案

A任務二酸(或堿)溶液稀釋后pH的計算及大小比較[問題探究]對于pH=a的強酸和弱酸溶液,均稀釋到原溶液體積的10n倍(a+n<7),試寫出稀釋后溶液的pH或范圍。答案

稀釋到原溶液體積的10n倍,pH=a的強酸溶液的pH就增大n(a+n<7)個單位,即稀釋后強酸溶液的pH=a+n;弱酸溶液稀釋過程中會電離出H+,因此弱酸溶液的pH變化小于強酸,弱酸溶液的pH范圍:a<pH<a+n。[深化拓展]酸、堿溶液稀釋時pH的變化可用數(shù)軸表示(1)強酸、弱酸溶液的稀釋:(2)強堿、弱堿溶液的稀釋:[素能應用]典例2常溫下,pH=11的X、Y兩種堿溶液各1mL,分別稀釋至100mL,其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示,下列說法正確的是(

)A.X、Y兩種堿溶液中溶質的物質的量濃度一定相等B.稀釋后,X溶液的堿性比Y溶液的堿性強C.分別完全中和X、Y這兩種堿溶液時,消耗同濃度鹽酸的體積:V(X)>V(Y)D.若9<a<11,則X、Y都是弱堿答案

D解析

因為pH=11的X、Y兩種堿溶液稀釋到原溶液體積的100倍時,pH:Y>X,所以物質的量濃度:c(Y)>c(X),稀釋后溶液堿性:Y>X,故A、B均錯誤;因為c(Y)>c(X)且V(Y)=V(X),故n(Y)>n(X),所以消耗同濃度的鹽酸時,Y消耗得多,C錯誤;若9<a<11,說明稀釋到原溶液體積的100倍時,X、Y的pH均減小不到2個單位,故X、Y都是弱堿,D正確。(1)酸、堿溶液無限稀釋。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。(2)對于物質的量濃度相同的強酸溶液和弱酸溶液稀釋到原溶液體積的相同倍數(shù)。強酸溶液pH變化程度比弱酸溶液大(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。變式訓練2將體積為10mL、pH為3的乙酸溶液和鹽酸分別加水稀釋至amL和bmL,測得稀釋后pH均為5,則稀釋后溶液的體積(

)A.a=b=100mL B.a>bC.a=b=1000mL D.a<b答案

B解析

稀釋后,弱酸溶液中n(H+)增加,強酸溶液中n(H+)不變,要使稀釋后兩溶液中c(H+)仍相同,則弱酸溶液中加入水的體積大于強酸的,即a>b。

素養(yǎng)脈絡

隨堂檢測1.pH=2的鹽酸與pH=6的鹽酸等體積混合后,溶液的pH約為(

)A.2 B.2.3

C.1.7

D.5.7答案

B2.將pH=2的鹽酸平均分為2份,一份加入適量水,另一份加入與該鹽酸物質的量濃度相同的適量氫氧化鈉溶液后,pH都升高了1,則加入的水與氫氧化鈉溶液的體積比為(

)A.9∶1 B.10∶1 C.11∶1 D.12∶1答案

C解析

設每份鹽酸的體積為1

L,將pH=2的鹽酸加水,pH升高1,說明加入水的體積為9

L;另一份加入與鹽酸物質的量濃度相同的適量氫氧化鈉溶液后,pH升高1,可設加入氫氧化鈉溶液的體積為x,則0.01

mol·L-1×1

L-0.01

mol·L-1×x=0.0