1、課 題：溶液的酸堿性和pH 一輪復(fù)習(xí)年 級(jí)： 高三版 本： 魯科版學(xué) 校： 霞浦一中授課教師： 陳翠玲,第8章物質(zhì)在水溶液中的行為,溶液的酸堿性和pH,考綱要求 1. 了解溶液pH的含義及其測(cè)定方法， 2. 能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)算。 備考指導(dǎo) 溶液的酸堿性及其pH的關(guān)系、測(cè)定pH的常用方法、 有關(guān)pH的計(jì)算,【核心自主排查】 1.溶液的酸堿性:溶液的酸堿性取決于溶液中?,=,=,H+和OH-的相對(duì)大小。,常溫下,溶液的酸堿性與H+、OH-的關(guān)系:,【思維診斷】(正確的打“”,錯(cuò)誤的打“”) (1)如果H+不等于OH-則溶液一定呈現(xiàn)酸堿 性。() 提示:。溶液酸堿性的本質(zhì)就是H+和OH-濃度不相等

2、。 (2)酸溶液中沒有OH-。() 提示:。酸溶液中有水電離出的OH-,由于酸抑制了水的電離,所以O(shè)H-的濃度很低。,2. pH及其測(cè)量 (1)計(jì)算公式：pH 。 (2)測(cè)量方法 pH試紙法：用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的 或 上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，即可確定溶液的pH。 pH計(jì)測(cè)量法。 (3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系 常溫下：,lgc(H),玻璃片,表面皿,酸性,堿性,(3)用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)溶液的pH,一定影響測(cè)量結(jié) 果。() 提示:。如果測(cè)強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液,不會(huì)影響測(cè)量結(jié)果。 (4)用廣范pH試紙測(cè)得某溶液的pH為3.4。() 提示:。廣范pH試紙

3、的精確度只能達(dá)到1。 (5)用pH計(jì)測(cè)得某溶液的pH為7.45。() 提示:。pH計(jì)的精確度為0.01。,【思維診斷】(正確的打“”,錯(cuò)誤的打“”),3.溶液pH的計(jì)算 (1)單一溶液的pH計(jì)算 強(qiáng)酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為c molL1，Hnc molL1，pHlgHlg (nc)。,題組一走出溶液稀釋時(shí)pH值的判斷誤區(qū) 1.室溫下，1 mL pH9的NaOH溶液，加水稀釋到10 mL，pH_；加水稀釋到100 mL，pH_7。,8,接近,【解題探究】,2. 室溫下pH5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后 SO42-與H 的比值為_。,1：10,3.(1)體積相同，濃度均為0.2

4、 molL1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋10倍，溶液的pH分別變成m和n，則m與n的關(guān)系為_。 (2)體積相同，濃度均為0.2 molL1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關(guān)系為_。 (3)體積相同，pH均等于1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關(guān)系為_。 (4)體積相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成9，則m與n的關(guān)系為_。,mn,mn,mn,mn,酸、堿稀釋時(shí)兩個(gè)誤區(qū) (1)不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律 常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時(shí)

5、，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。 (2)不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律,注：表中an7，bn7。,題組二溶液pH的計(jì)算 4.按要求計(jì)算：常溫時(shí)下列溶液的pH或濃度(忽略溶液混合時(shí)體積的變化)：,(1)pH2的鹽酸與等體積的水混合,2.3,變式訓(xùn)練：pH12的NaOH溶液與等體積的水混合,11.7,(2)常溫下，將0.1 molL1HCl溶液與0.05 molL1H2SO4溶液等體積混合。,1,pH= -lg0.1 =1,變式訓(xùn)練：將0.1 molL1NaOH溶液與0.05 molL1Ba(OH)2溶液等體積混合。,C(H+)=KW / C(OH-)=10-13,13,(3)常

6、溫下，將0.1 molL1氫氧化鈉溶液與0.06 molL1硫酸溶液等體積混合。,2.0,(4)取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以32體積比相混合，所得溶液的pH等于12，求原溶液的濃度。,0.05 molL1,題組三強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合呈中性pH與體積關(guān)系 5.在某溫度時(shí)，測(cè)得0.01 molL1的NaOH溶液的pH11。 (1)該溫度下水的離子積常數(shù)Kw_。,由題意知，溶液中H1011 molL1，OH0.01 molL1， 故KwHOH1013。,1013 mol2L2,(2)在此溫度下，將pHa的NaOH溶液Va L與pHb的硫酸Vb L混合。 若所得混合液為中性，且a12，b2，則VaV

7、b_。,110,根據(jù)中和反應(yīng)：HOH=H2O。 c(H)Vbc(OH)Va 102Vb1013/1012Va,若所得混合液為中性，且ab12，則VaVb_。,101,根據(jù)中和反應(yīng)HOH=H2O c(H)Vbc(OH)Va 10bVb1013/10aVa,有關(guān)pH計(jì)算的一般思維模型,【高考模擬預(yù)測(cè)】 1.(2017青島模擬)常溫下,將pH=3的鹽酸aL分別與下列三種溶液混合后,混合溶液均呈中性: 110-3molL-1的氨水bL pH=11的氨水cL pH=11的Ba(OH)2溶液dL 其中a、b、c、d的關(guān)系正確的是() A.ba=dcB.a=bcd C.a=bdcD.ca=db,【解析】選A

8、。pH=3的鹽酸中H+=110-3molL-1, pH=11的Ba(OH)2溶液中OH-=110-3molL-1,兩溶液混合呈中性時(shí),二者的體積相等,即d=a;NH3H2O為弱電解質(zhì),pH=11的氨水中OH-=110-3molL-1,溶液的濃度110-3molL-1,而110-3molL-1氨水中OH-a,ca。,2.下列說法錯(cuò)誤的是() A.相同溫度下,100 mL 0.1 molL-1的CH3COOH溶液與10 mL 0.1 molL-1的CH3COOH溶液的pH相同 B.25,向10 mL pH=3的醋酸溶液中加入10 mL pH=11的NaOH溶液,混合液的pH=7 C.將溫度相同的1

9、00 mL pH=2的醋酸和鹽酸兩種溶液分別升溫20后,兩溶液的pH不再相等(不考慮溶質(zhì)揮發(fā)) D.向稀鹽酸中加入少量碳酸鈉固體,H+減小,KW不變,影響水的電離平衡,【解析】選B。相同溫度下,物質(zhì)的量濃度相同的醋酸,二者的電離程度相同,溶液中H+相等,pH相等,A項(xiàng)正確;醋酸是弱酸,pH=3的醋酸溶液的濃度大于0.001 molL-1,向10 mL pH=3的醋酸溶液中加入10 mL pH=11的NaOH溶液,醋酸過量,混合液的pH7,B項(xiàng)錯(cuò)誤;鹽酸中HCl已經(jīng)完全電離,溫度升高H+不變,醋酸中存在沒有電離的CH3COOH分子,溫度升高促進(jìn)其電離,H+變大,C項(xiàng)正確;向稀鹽酸中加入少量Na2

10、CO3固體,溶液中H+減小,水的電離平衡正向移動(dòng),但KW不變,D項(xiàng)正確。,【加固訓(xùn)練】 1.對(duì)于常溫下pH為2的鹽酸,敘述不正確的是() A.H+=Cl-+OH- B.與等體積pH=12的氨水混合后所得溶液顯酸性 C.由H2O電離出的H+=1.010-12molL-1 D.與等體積0.01 molL-1乙酸鈉溶液混合后所得溶液中:Cl-CH3COO-,【解析】選B。結(jié)合守恒思想(電荷守恒、原子守恒)分析、解決相關(guān)問題。鹽酸中HCl電離出H+和Cl-,H2O電離出H+和OH-,據(jù)電荷守恒有H+=Cl-+OH-,A項(xiàng)正確;pH=12的氨水中OH-=10-2molL-1,氨水部分電離,氨水與鹽酸等體

11、積混合,氨水剩余,所得溶液顯堿性,B項(xiàng)錯(cuò)誤;pH為2的鹽酸中,OH-=1.010-12molL-1,而OH-全部由水電離產(chǎn)生,故H2O電離產(chǎn)生的H+=1.010-12molL-1,C項(xiàng)正確;pH為2的鹽酸與0.01 molL-1乙酸鈉溶液等體積混合,恰好發(fā)生應(yīng):CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl,生成的CH3COOH部分電離,則有Cl-CH3COO-,D項(xiàng)正確。,2.(2017邢臺(tái)模擬)T時(shí),pH=1的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合后溶液呈中性,下列敘述正確的是() A.T0.1 molL-1 D.T時(shí),pH=1的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液對(duì)水的電離的抑制程度相同,【解析】選D。由pH=1的H2SO4溶液和pH=