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第1課時 溶液的酸堿性與pH
[學習目標定位] 1.知道溶液的酸堿性與水溶液中c(H＋)、c(OH－)的關系。2.知道溶液的酸堿性與pH的關系。3.知道pH的簡單計算。
一、溶液的酸堿性與pH
1．溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)相對大小的關系
c(H＋)與c(OH－)相對大小
c(H＋)/molL－1的范圍(25 ℃)
中性溶液
c(OH－)＝c(H＋)
c(H＋)＝1.010－7
酸性溶液
c(OH－)
1.010－7
堿性溶液
c(OH－)>c(H＋)
c(H＋)<1.010－7
2.溶液的pH
(1)定義：pH是c(H＋)的負對數(shù)。其表達式是pH＝－lg c(H＋)。
(2)25 ℃時，水溶液的pH、c(H＋)及酸堿性的關系
3．溶液酸堿性的測定方法
(1)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)：
常見酸堿指示劑的變色范圍如下表
指示劑
變色范圍(顏色與pH的關系)
酚酞
<8.2無色
8.2～10.0淺紅色
>10.0紅色
甲基橙
<3.1紅色
3.1～4.4橙色
>4.4黃色
甲基紅
<4.4紅色
4.4～6.2橙色
>6.2黃色
(2)利用pH試紙測定：使用pH試紙的正確操作為取一小塊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溶液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH。
(3)利用pH計測定：儀器pH計可精確測定溶液的pH(讀至小數(shù)點后2位)。
溶液酸堿性的判斷
(1)在25 ℃的溶液中：
pH<7，溶液呈酸性，pH越小，c(H＋)越大，溶液的酸性越強；
pH＝7，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7 molL－1；
pH>7，溶液呈堿性，pH越大，c(OH－)越大，溶液的堿性越強。
(2)在任意溫度下的溶液中：
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；
c(H＋)c(H＋)
B．滴加紫色石蕊溶液后變紅色的溶液
C．溶液中c(H＋)＝10－6 molL－1
D．常溫時，溶液中由水電離的c(H＋)＝10－9 molL－1
答案 B
解析 判斷溶液酸堿性的關鍵是看c(H＋)和c(OH－)的相對大小，若c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；而pH<7或c(H＋)>10－7 molL－1溶液呈酸性，僅適用于常溫時，若溫度不確定，就不能用來判斷溶液的酸堿性。B項中可使紫色石蕊溶液變紅，則該溶液為酸性；D項中水電離的c(H＋)＜10－7 molL－1，說明向水中加入了抑制水電離的酸或者是堿，溶液的酸堿性不能確定。
考點 溶液的酸堿性與pH
題點 溶液酸堿性的判斷方法
例2 李同學在實驗室測某溶液的pH。實驗時，他先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測。
(1)該學生的操作是 (填“正確的”或“錯誤的”)，其理由是
。
(2)如不正確，請分析是否一定有誤差：
。
(3)若用此法分別測定c(H＋)相等的鹽酸和醋酸溶液的pH，誤差較大的是 ，原因是
。
答案 (1)錯誤的 用濕潤的pH試紙來測定溶液的pH，相當于將溶液稀釋了，測出的不是原溶液的pH，若溶液不顯中性，就會產(chǎn)生誤差
(2)不一定有誤差，當溶液為中性時則不產(chǎn)生誤差
(3)鹽酸的pH 因為在稀釋過程中醋酸繼續(xù)電離產(chǎn)生H＋，使醋酸溶液中c(H＋)受到的影響比鹽酸溶液中的小，故誤差較小
解析 用蒸餾水潤濕pH試紙的操作是錯誤的，會使測定的溶液被稀釋。
考點 溶液的酸堿性與pH
題點 溶液酸堿性的判斷方法、溶液酸堿性的實驗測定
二、酸、堿溶液混合后pH的計算方法
1．強酸、強堿溶液pH的計算
(1)計算c molL－1 HnA強酸溶液的pH (25 ℃)
①c(H＋)＝nc molL－1；
②pH＝－lg nc。
(2)計算c molL－1 B(OH)n強堿溶液的pH (25 ℃)
①c(OH－)＝nc molL－1；
②c(H＋)＝＝ molL－1；
③pH＝14＋lg nc。
2．酸、堿溶液混合后pH的計算
(1)強酸與強酸混合
c(H＋)混＝，然后再求pH。
(2)強堿與強堿混合
先計算c(OH－)混＝，
再求c(H＋)混＝，最后求pH。
(3)強酸與強堿混合
①恰好完全反應，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。
②酸過量：
先求c(H＋)余＝，
再求pH。
③堿過量：
先求c(OH－)余＝，
再求c(H＋)＝，最后求pH。
例3 請依據(jù)pH的定義式計算下列溶液的pH(25 ℃)。
(1)0.05 molL－1 H2SO4溶液中，其pH為 。
(2)將0.4 g NaOH固體溶于水，得到1 L溶液，pH＝ 。
答案 (1)1 (2)12
例4 常溫下，pH＝2的鹽酸與pH＝4的鹽酸按1∶10的體積比混合后(混合后溶液體積為二者之和)，溶液的pH＝ 。
答案 3
解析 設pH＝2的鹽酸體積為V，則pH＝4的鹽酸的體積為10V，混合后
c(H＋)＝
＝10－3 molL－1。
則pH＝－lg c(H＋)＝3。
考點 溶液pH的計算
題點 酸、堿溶液混合的pH計算
例5 (2017鄭集高級中學高二期末)常溫下，pH＝1的H2SO4和pH＝12的NaOH溶液按體積比2∶9混合，混合后溶液的pH 為(忽略體積變化)( )
A．9 B．10 C．2 D．3
答案 C
解析 常溫下，pH＝1的H2SO4(氫離子濃度是0.1 molL－1)和pH＝12的NaOH溶液(氫氧根離子濃度是0.01 molL－1)按體積比2∶9混合后酸過量，混合后溶液中氫離子濃度是 molL－1＝0.01 molL－1，因此溶液的pH＝2。
考點 溶液pH的計算
題點 關于溶液pH計算的綜合
三、酸、堿溶液稀釋后的pH變化規(guī)律
1．室溫下計算下列酸溶液稀釋后的pH
(1)pH＝2的鹽酸，若加水稀釋10倍，其pH為3；若加水稀釋10n倍，其pH為2＋n。
(2)若將pH＝5的鹽酸加水稀釋103倍，其pH接近于7。
(3)pH＝2的醋酸溶液，若加水稀釋10倍，其pH大小范圍應是214，則Va∶Vb＝ ，且Va (填“>”“<”或“＝”)Vb。
答案 (1)①3
解析 (1)①假設醋酸是強酸，稀釋到1 000 mL，此時的pH＝5，但是醋酸是弱電解質(zhì)，加水稀釋促進電離，因此314時，Va∶Vb＝10a＋b－14∶1>1，且Va>Vb。
考點 溶液pH的計算
題點 關于溶液pH計算的綜合
2018-2019版高中化學 專題3 溶液中的離子反應 第二單元 溶液的酸堿性 第1課時學案 蘇教版選修4.doc
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