資源簡介

(共30張PPT)
第二節 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
授課人：
學習目標
1．通過掌握溶液酸堿性與pH的關系，培養宏觀辨識與微觀探析的化學核心素養。
2．通過學會計算酸堿的pH以及氫離子濃度和pH的互算，培養證據推理與模型認知的化學核心素養。
添加關鍵詞
在25 ℃時，水的離子積常數Kw＝c (H＋)·c (OH－)＝1.0×10－14
0.01 mol·L－1 NaCl溶液 0.01 mol·L－1 NaOH溶液 0.01 mol·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
1×10－7
1×10－12
0.01
1×10－7
c(H＋)＝c(OH－)
0.01
c(H＋)1×10－12
c(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
0.01 mol·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 × 10-12 mol/L，這種表示方法很麻煩但應用廣，所以引入了一種方便方案：
　 c(H+) →
10-12 mol/L →
12
- lg c(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+物質的量濃度的負對數來表示溶液酸堿性。
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1 mol L-1）
1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。
一、溶液的酸堿性
當c(H＋)或c(OH－)大于1 mol 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+)＝1.0×10-6 mol/L pH= ；
c (H+)＝1.0×10-3 mol/L pH= ；
c (H+)＝1.0×10-m mol/L pH= ；
c (OH-)＝1.0×10-6 mol/L pH= 。
c (OH-)＝1.0×10-10 mol/L pH= 。
c (OH-)＝1.0×10- n mol/L pH= 。
（2）pH=2 c (H+)＝ ；
pH=8 c(H+)＝ 。
6
3
m
8
4
1.0×10-2 mol/L
14-n
1.1×10-8 mol/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＋)＝1 mol L-1，不是酸性最強的溶液；pH等于14的溶液c(OH－)＝1 mol 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 相關計算
強酸(HnA)溶液 設HnA的濃度為c mol/L，則c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc
強堿[B(OH)n]溶液 設B(OH)n的濃度為c mol/L，則c(OH－)＝nc mol/L，c(H＋)＝ mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc
二、溶液pH計算
溶液類型 相關計算
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 相關計算
強酸、強堿混合 恰好完全反應 pH＝7(25 ℃)
酸過量
堿過量
酸堿發生中和反應后溶液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(即物質過量)，中和后還能繼續電離。
二、溶液pH計算
酸堿發生中和反應后溶液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lg 5＝0.7)：
(1)某H2SO4溶液的濃度是0.005 mol L－1，此溶液的pH為___。
(2)0.001 mol L－1 NaOH溶液的pH為____。
2
11
(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______。
3.3
11.7
(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：a2．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)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，不能求得具體數值，只能確定其pH范圍。
4.對于物質的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數
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pH變化大的都是強酸或強堿。
二、溶液pH計算
典例解析
例3 pH＝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)的關系如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A．若10B．X、Y兩種堿的物質的量濃度一定相等
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)D
課堂小結
溶液的酸堿性
溶液pH計算
不良反應
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
1、某溫度下，HNO2和CH3COOH的電離常數分別為5.0×10－4和1.7×10－5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(　　)
A．曲線Ⅰ代表HNO2溶液
B．取相同體積b、c兩點的溶液，分別與NaOH恰好中和后，b點對應溶液中n(Na＋)更大
C．取等體積a點的兩種溶液，稀釋到相同的pH，CH3COOH所需水的體積更小
D．相應酸的電離程度：d點>c點，溶液導電性：d點>c點
B
謝謝觀看
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