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1、2022年高中化學(xué)（大綱版）第二冊 第三章 電離平衡 第二節(jié)水的電離和溶液的pH(第二課時)
［復(fù)習(xí)提問］常溫下，溶液中的c(H+)和c(OH－)有什么關(guān)系？
［生］乘積等于1×10－14
［師］溶液的酸堿性由什么決定？
［生］由H+和OH－濃度的相對大小決定。
［引入新課］既然溶液中H+和OH－濃度的乘積為一常數(shù)，那么只要我們知道溶液中的H+或OH－濃度，就會知道溶液顯酸性還是顯堿性，如某溶液中H+濃度為1×10－9mol·L－1，我們一看就知道該溶液顯堿性，但對于很稀的溶液，離子濃度小，用H+或OH－濃度來表示其酸堿性很不方便，因此，在化學(xué)上常用pH來表示溶液的酸堿性，我們這
2、節(jié)課就學(xué)習(xí)pH的有關(guān)計算。
［板書］2.溶液的pH
［師］我們已經(jīng)知道，pH=7時溶液呈中性，pH＞7溶液顯堿性，pH＜7溶液顯酸性，那么pH與溶液中H+濃度有何關(guān)系呢？規(guī)定，溶液的pH等于H+濃度的負(fù)對數(shù)。
［板書］pH=－lg{c(H+)}
［講述并板書］若某溶液c(H+)=m×10－nmol·L－1，那么，該溶液的pH=n－lgm
［師］請同學(xué)們根據(jù)pH的計算方法填寫下表。
［投影］
c(H+) mol·L－1
100
10－1
10－2
10－3
10－4
10－5
10－6
10－7
10－8
10－9
10－10
10－11
10－12
1
3、0－13
10－14
PH
酸堿性
［學(xué)生填完后，指定學(xué)生匯報結(jié)果，最后得出下列結(jié)論］
c(H+) mol·L－1
100
10－1
10－2
10－3
10－4
10－5
10－6
10－7
10－8
10－9
10－10
10－11
10－12
10－13
10－14
PH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
酸堿性
—————酸性減弱 中性—————堿性增強(qiáng)
［問］在上表中，
4、c(H+)=10－3mol·L－1的溶液中c(OH－)等于多少？
［生］10－11mol·L－1
［師］你是怎樣求出來的？
［生］用水的離子積除以c(H+)。
［師］請同學(xué)們做以下練習(xí)。
［投影］1.求0.05 mol·L－1的H2SO4溶液的pH。
2.求0.5 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的H+濃度及pH
［指定兩個學(xué)生板演］
答案：1.pH=1 2.c(H+)==10－14（mol·L－1），pH=14
［師］如果我們已知某溶液的pH，怎樣求該溶液的H+或OH－濃度呢？下面我們看一道題。
［投影］［例］：計算pH=2的H2SO4溶液中濃度及溶液中OH－濃度。
5、
［問］根據(jù)pH的計算公式，可推出由pH計算溶液H+濃度的公式嗎？
［學(xué)生回答教師板書］c(H+)=10－pH
［師］下面我們來算一下這道題。
［副板書］解：c(H+)=10－2mol·L－1
［以下師生邊分析邊板書］
因為1 mol H2SO4電離出2 mol H+，所以c(H2SO4)=c(H+)=0.5×10－2mol·L－1=5×10－3mol·L－1
因為c(OH－)=，所以c(OH－)=
［師］請同學(xué)們自己完成以下練習(xí)：
［投影］求pH=9的NaOH溶液中的c(OH－)及由水電離出的c(OH－)水。
答案c(OH－)=10－5 mol·L－1 c(OH－)水
6、=10－9 mol·L－1
［問題探究］已知100℃時，純水的離子積為1×10－12，此時純水的pH等于多少？呈酸性嗎？為什么？
［學(xué)生討論得出答案］此時純水中的但并不呈酸性，而是中性，。因為此時水中的c(H+)=c(OH－)=10－6 mol·L－1，和H+和OH－的濃度相等，所以水仍是中性的
［師］那么請同學(xué)們計算一下，100℃時，pH=7的溶液是酸性還是堿性的？
［生］因為100℃時，pH=6的溶液是中性的，pH>6的溶液中, c(OH－)> c(OH+),因而pH=7的溶液堿性的.
［總結(jié)］從這個問題我們可以看出，只有在常溫下，才能說pH=7的溶液顯中性，溫度改變時，中性溶液
7、的pH可能大于7，也可能小于7。
［師］下面我們看一看溶液在稀釋時pH有何變化。
［板書］①溶液稀釋后pH的計算
［投影］1.常溫下，取0.1 mL 0.5 mol·L－1的硫酸，稀釋成100 mL的溶液，求稀釋后溶液的pH。
［師］請同學(xué)們先求一下稀釋前溶液的pH。
［學(xué)生計算后回答］pH=0。
［師］稀釋后H+的物質(zhì)的量是否改變？
［生］不變。
［師］請同學(xué)們算一下稀釋后溶液的pH。
［一個學(xué)生板演］
c(H+)==1×10－3 mol·L－1
pH=－lg1×10－3=3
［師］堿稀釋后如何求溶液的pH呢？下面我們再做一道題。
［投影］2.pH=13的NaOH溶
8、液稀釋1000倍，求稀釋后溶液的pH。
［師］pH=13的NaOH溶液中c(H+)和c(OH－)分別為多少？
［生］c(H+)為10－13 mol·L－1，c(OH－)為10－1 mol·L－1。
［師］NaOH溶液中的H+來源于什么？OH－主要來源于什么？
［生］H+來自水的電離，而OH－主要來自NaOH的電離。
［講述］NaOH溶液稀釋時，由于水的電離平衡發(fā)生移動，所以溶液中H+的物質(zhì)的量也有很大變化，但由NaOH電離出的OH－的物質(zhì)的量是不變的，所以稀釋時溶液中OH－的物質(zhì)的量幾乎不變（由水電離出的OH－可忽略不計）。在計算堿溶液稀釋后的pH時，必須先求出稀釋后溶液中的OH－濃
9、度，再求出H+，然后再求溶液的pH。下面我們做一下第2題。
［以下邊分析邊板書］
解：pH=13的NaOH溶液中c(OH－)= =10－1 mol·L－1，稀釋1000倍后，c(OH－)==10－4 mol·L－1，所以c(H+)==10－10mol·L－1
pH=－lg10－10=10
［投影練習(xí)］
1.常溫下，將0.05 mL 1 mol·L－1的鹽酸滴加到50 mL純水中，求此溶液的pH。
2.pH=10的NaOH加水稀釋至原來的100倍，求稀釋后溶液的pH。
答案：1.pH=3 2.pH=8
［師］如將pH為5的HCl溶液稀釋1000倍，溶液的pH為多少？
［生甲］
10、pH=8
［生乙］pH接近于7但比7小。
［師］酸稀釋后可能變成堿嗎？
［生］不能。
［師］所以甲的回答是錯誤的。
［講述］在上述的幾道題中，實際上我們都忽略了水的電離。但當(dāng)溶液很稀，由溶質(zhì)電離出的H+或OH-濃度接近10-7 mol·L－1時，水的電離是不能忽略的，忽略水的電離，會引起很大誤差。下面我們共同計算pH=5的HCl溶液稀釋1000倍后的pH.
［副板書］
解：設(shè)pH=5的HCl取1體積，水取999體積。
則稀釋后：c(H+)=≈1.1×10－7mol·L－1
pH=7－lg1.1＜7
［師］同學(xué)們從以上的幾道例題可以找出溶液稀釋時pH的計算規(guī)律嗎？
［學(xué)生討
11、論后回答，教師總結(jié)并板書］
a.pH=n的強(qiáng)酸稀釋10m倍，稀釋后pH=n+m；
b.pH=n的強(qiáng)堿稀釋10m倍，稀釋后pH=n－m；
c.若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質(zhì)，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7。
［師］下面我們再討論溶液混合時pH的計算方法。
［板書］②溶液混合后pH的計算
［投影］1.將pH=8和pH=10的兩種NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)最接近（ ）
A.×(10－8+10－10) mol·L－1
B.(10－8+10－10) mol·L－1
C.(1×10－4+5×10－10) mol·L－1
D.2×10－1
12、0 mol·L－1
［分析］兩種性質(zhì)相同的溶液混合后，所得溶液的濃度可根據(jù)溶質(zhì)和溶液體積分別相加后，再重新求解，要求堿溶液的pH，必須先求混合液OH－濃度。
［副板書］解：因為pH=8，所以c(H+)=10－8 mol·L－1
則c(OH－)= =10－6 mol·L－1
又因為pH=10,所以c(H+)=10－10 mol·L－1
則c(OH－)= =10－4 mol·L－1
等體積混合后：
c(OH－)= ≈×10－4 mol·L－1
所以c(H+)==2×10－10 mol·L－1
所以答案為D。
［投影］2.常溫下，pH=4的HCl和pH=10的NaOH等體積混合，
13、求混合液的pH。
［啟發(fā)學(xué)生思考］酸的c(H+)和堿的c(OH－)分別為多少？鹽酸和NaOH以等物質(zhì)的量反應(yīng)后生成什么？
［結(jié)論］混合液pH=7。
［師］請同學(xué)們討論一下pH=5的鹽酸和pH=10的NaOH等體積混合溶液顯什么性？
pH=3的鹽酸與pH=10的NaOH等體積混合后溶液顯什么性？你從中可找到什么規(guī)律？
［學(xué)生討論后回答，教師總結(jié)并板書］
pH酸+pH堿＞14，pH混＞7
pH酸+pH堿＜14，pH混＜7
pH酸+pH堿=14，pH混=7
強(qiáng)酸和強(qiáng)堿等體積混合
［講述］我們這節(jié)課主要學(xué)習(xí)了pH的計算方法，從pH的取值范圍我們可以看出，當(dāng)H+或OH－濃
14、度大于1 mol·L－1時，用pH表示溶液酸堿性并不簡便，此時pH會出現(xiàn)負(fù)值，因此，對于c(H+)或c(OH－)大于1 mol·L－1的溶液，直接用H+或OH－濃度來表示溶液的酸堿性。
我們這節(jié)課學(xué)習(xí)的溶液的pH與生產(chǎn)、生活有著密切的聯(lián)系，是綜合科目考試的熱點(diǎn)，下面請同學(xué)們討論以下兩題：
血液
肺
［投影］1.人體血液的pH保持在7.35~7.45，適量的CO2可維持這個pH變化范圍，可用以下化學(xué)方程式表示：H2O+CO2 H2CO3 H++HCO。又知人體呼出的氣體中CO2體積分?jǐn)?shù)約5%。下列說法正確的是（ ）
A.太快而且太深的呼吸可以導(dǎo)致堿
15、中毒。（pH過高）
B.太快而且太深的呼吸可導(dǎo)致酸中毒。（pH過低）
C.太淺的呼吸可導(dǎo)致酸中毒。（pH過低）
D.太淺的呼吸可導(dǎo)致堿中毒。（pH過高）
答案：AC
2.生物上經(jīng)常提到緩沖溶液，向緩沖溶液中加少量酸或少量堿，pH幾乎不變。舉例說明生物上常見的緩沖溶液加酸或加堿時pH幾乎不變的原因。
答案：常見的緩沖溶液：①Na2CO3與NaHCO3 ②NaH2PO4與Na2HPO4 ③NH4Cl與NH3·H2O等。
以NH4Cl與NH3·H2O為例說明：在NH4Cl與NH3·H2O的混合溶液中，NH4Cl====NH+Cl－，NH3·H2O NH+OH－，加酸時N
16、H3·H2O電離出的OH－中和了加進(jìn)去的H+，使NH3·H2O電離平衡正向移動，溶液pH幾乎不變。加堿時，溶液中的NH與OH－結(jié)合，生成NH3·H2O，使溶液pH幾乎不變。
［布置作業(yè)］課本習(xí)題二 三、2
●板書設(shè)計
2.溶液的pH
pH=－lg{c(H+)}
若c(H+)=m×10－nmol·L－1，則pH=n－lgm
①溶液稀釋后pH的計算
a.pH=n的強(qiáng)酸稀釋10m倍，稀釋后pH=n+m；
b.pH=n的強(qiáng)堿稀釋10m倍，稀釋后pH=n－m；
c.若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質(zhì)，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7。
②溶液混合后pH的計算
17、
pH酸+pH堿＞14，pH混＞7
pH酸+pH堿＜14，pH混＜7
pH酸+pH堿=14，pH混=7
強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合
●教學(xué)說明
本節(jié)的重點(diǎn)是溶液pH的計算，但在給出pH的計算公式之后，求出H+濃度，再代入公式求pH學(xué)生是很容易掌握的。本節(jié)課在教學(xué)中通過典型例題和練習(xí)，在使學(xué)生掌握pH的簡單計算的同時理解以下幾個問題：①pH≠7 的溶液不一定不是中性的；②要計算堿的混合液的pH，必須先求OH－濃度，再求H+濃度，最后再求pH；③溶液稀釋，混合時pH的計算規(guī)律。從而使學(xué)生從更深更廣的角度認(rèn)識pH。
參考練習(xí)
1．某溶液在25℃時由水電離出的H+的濃度為1×10-
18、12 mol·L－1，下列說法正確的是（ ）
A.HCO、HS-、HPO等離子在該溶液中不能大量共存
B.該溶液的pH可能為2
C.向該溶液中加入鋁片后，一定能生成H2
D.若該溶液中的溶質(zhì)只有一種，它一定是酸或者是堿
解答提示：“由水分子電離出的H+濃度為1×10-12 mol·L－1，這是水的電離平衡被抑制的結(jié)果。抑制水電離的物質(zhì)，可能是NaOH等堿，也可能是HCl等非強(qiáng)氧化性酸，還可能是HNO3這樣的強(qiáng)氧化性酸，另外也可能是NaHSO4這樣的鹽?！?
答案：AB
2．25℃，NaOH溶液pH為a，某酸溶液pH為b，a + b=14, a≥11，將兩種溶液按等體積混合，下列說法中正確的是（ ）
A.混合溶液的pH必定為7
B.混合溶液pH≤7
C.向混合溶液中加入Cl2溶液，可能生成Mg（OH）2沉淀
D.混合溶液中可能有兩種溶液
解答提示：酸溶液中的酸可能是強(qiáng)酸，也可能是弱酸
答案：BD
3．在25℃時，若10體積的強(qiáng)酸溶液與1體積的強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強(qiáng)酸溶液的pH與強(qiáng)堿溶液的pH之和應(yīng)滿足的關(guān)系是（ ）
答案：pH酸+ pH堿=15
2022年高中化學(xué)（大綱版）第二冊 第三章電離平衡第二節(jié)水的電離和溶液的pH(第二課時)
