資源簡介

3.1 第2課時　水溶液的酸堿性與pH
【學習目標】
1.了解溶液的酸堿性與溶液中c平(H+)和c平(OH-)的關系,能夠進行溶液酸堿性的判斷。
2.知道pH的定義,了解溶液的酸堿性與pH的關系,了解測定溶液pH的方法。
3.掌握與強酸、強堿溶液稀釋、混合等有關pH的簡單計算。
【自主預習】
一、溶液的酸堿性
1.溶液酸堿性的判斷標準:c平(H+)與c平(OH-)的相對大小。
2.溶液酸堿性的表示方法
(1)物質的量濃度:當溶液中c平(H+)或c平(OH-)　　　　時,直接用c平(H+)或c平(OH-)表示。
(2)pH:當溶液中c平(H+)或c平(OH-)　　　　時,使用pH表示。
二、水溶液的pH
1.pH的定義公式:　　　　。
2.室溫下水溶液的pH、 c平(H+)、c平(OH-)及酸堿性的關系
pH 0←6 7 8→14
c平(H+)/(mol·L-1) 1←10-6 10-7 10-8→10-14
c平(OH-)/(mol·L-1) 10-14←10-8 10-7 10-6→1
溶液酸堿性 pH越小,　　　 越強 中性 pH越大,　　 越強
【微點撥】
(1)利用c平(H+)和c平(OH-)的相對大小判斷溶液酸堿性,在任何溫度下均適用。
(2)pOH=-lg c平(OH-),25 ℃時同一溶液中pH+pOH=14。
三、溶液pH的測量方法
1.酸堿指示劑:不同的指示劑在不同的pH范圍內變色
指示劑 變色的pH范圍
石蕊 <5.0紅色 5.0~8.0紫色 >8.0藍色
甲基橙 <3.1紅色 3.1~4.4橙色 >4.4黃色
酚酞 <8.2無色 8.2~10.0淺紅色 >10.0紅色
2.pH試紙:將pH試紙放在　　　　上,用　　　　蘸取待測溶液點在pH試紙的中部,待顏色變化穩定后對照　　　　可以得到溶液pH,所得pH均為正整數。
3.酸度計:能夠直接測量溶液的pH,讀數可以精確到小數點后兩位。
【參考答案】一、2.(1)>1 mol·L-1　(2)≤1 mol·L-1
二、1.pH=-lg c平(H+)　2.酸性　堿性
三、2.表面皿(或玻璃片)　玻璃棒　標準比色卡
【效果檢測】
1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。
(1)pH<7的溶液一定呈酸性。 (　　)
(2)在任何條件下,純水都呈中性。 (　　)
(3)25 ℃時,純水和燒堿溶液中水的離子積常數不相等。 (　　)
(4)在100 ℃時,純水的pH>7。 (　　)
(5)25 ℃時,0.01 mol·L-1的KOH溶液的pH=12。 (　　)
【答案】(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)√
【解析】(1)25 ℃時,pH<7的溶液一定呈酸性。(3)25 ℃時,任何電解質溶液中Kw均為1.0×1 mol2·L-2。(4)100 ℃時,純水中c平(H+)>10-7 mol·L-1,則pH<7。
2.常溫下水是呈中性的,水溶液的酸堿性取決于什么
【答案】c平(H+)和c平(OH-)的相對大小。
3.在某溶液中c平(H+)為1×10-7 mol·L-1,此溶液一定呈中性嗎
【答案】判斷溶液酸堿性的標準是比較c平(H+)與c平(OH-)的相對大小,而不是與1×10-7 mol·L-1相比較,若c平(H+)與c平(OH-)不相等,則c平(H+)為1×10-7 mol·L-1時溶液也不呈中性,如100 ℃時中性溶液中c平(H+)約為×10-6.5 mol·L-1。
4.當溶液中c平(H+)>10-7 mol·L-1時,該溶液一定是酸性溶液嗎
【答案】不一定,可能是酸性溶液,也可能為中性溶液,還可能為堿性溶液。必須指明溫度。
5.pH試紙使用前能否用蒸餾水潤濕 若用潤濕的pH試紙測量溶液的pH對結果有何影響
【答案】使用pH試紙前不能用蒸餾水潤濕,潤濕后相當于稀釋了溶液。若是酸性溶液,則潤濕后測得的pH偏大;若為堿性溶液,則潤濕后測得的pH偏小;若為中性溶液,則無影響。
6.用pH試紙測得某硫酸溶液的pH為4.2,其結論正確嗎 為什么
【答案】不正確。用pH試紙測定pH時,得到的是估量值而非確切值,只能讀取整數值。
【合作探究】
任務1：溶液的酸堿性
情境導入　水盆花卉,上面花香滿室,下面魚兒暢游,人們不僅可以欣賞以往花的地面部分的正常生長,還可以通過瓶體看到植物世界獨具觀賞價值的根系生長過程。水中根系錯綜復雜,魚兒悠閑游暢,其景美不勝收……各種花卉的生長都需要酸堿性適宜的環境,營養液的酸堿度直接影響營養液中養分存在的狀態、轉化和有效性。pH大于或小于適宜的界限,花卉便不能吸收所需養分,造成營養缺乏,生長不良,甚至死亡。所以營養液中酸堿度(pH)的調整是非常重要的。你會測定營養液的pH嗎
問題生成
1.溶液的酸堿性取決于什么
【答案】溶液的酸堿性是由溶液中c平(H+)與c平(OH-)的相對大小決定的。具體如下表(25 ℃):
溶液的酸堿性 c平(H+)與c平(OH-)比較 c平(H+)大小
酸性溶液 c平(H+)>c平(OH-) c平(H+)>1×10-7 mol·L-1
中性溶液 c平(H+)=c平(OH-) c平(H+)=1×10-7 mol·L-1
堿性溶液 c平(H+)2.25 ℃時,pH與溶液酸堿性的關系如何
【答案】pH大小能反映出溶液中c平(H+)的大小,即能表示溶液的酸堿性強弱。
3.測定營養液酸堿性的方法有哪些
【答案】(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:
指示劑 變色范圍(顏色與pH的關系)
石蕊 紅色←5.0紫色8.0→藍色
酚酞 無色←8.2粉紅色10.0→紅色
甲基橙 紅色←3.1橙色4.4→黃色
　　(2)利用pH試紙測定,正確操作為取一小片pH試紙,放在潔凈、干燥的表面皿或玻璃片上,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。
(3)利用酸度計測定,酸度計可精確測定試液的pH(讀至小數點后2位)。
【核心歸納】
溶液性質 c平(H+)與c平(OH-)的大小關系 c平(H+)/(mol·L-1) pH(25 ℃)
任意溫度 25 ℃
中性 c平(H+)=c平(OH-) c平(H+)= c平(H+)=10-7 =7
酸性 c平(H+)>c平(OH-) c平(H+)> c平(H+)>10-7 <7
堿性 c平(H+)7
【典型例題】
【例1】下列溶液一定呈中性的是(　　)。
A.pH=7的溶液
B.c平(H+)=c平(OH-)的溶液
C.由強酸、強堿等物質的量反應得到的溶液
D.非電解質溶于水得到的溶液
【答案】B
【解析】溶液呈中性的根本標志是c平(H+)=c平(OH-)。當pH=7時,只說明c平(H+)=10-7 mol·L-1,當溫度高于常溫時,中性溶液中的c平(H+)>10-7 mol·L-1,即pH<7,A項錯誤。等物質的量的強酸與強堿,由于它們所含的H+和OH-的物質的量未知,因此無法判斷它們混合后溶液的酸堿性,C項錯誤。非電解質只是它本身不能直接電離產生離子,當它溶于水時可能與水反應生成能電離的物質,使溶液呈酸性或堿性,如SO2溶于水生成H2SO3,溶液呈酸性,NH3溶于水生成NH3·H2O,溶液呈堿性,D項錯誤。
【例2】下列說法中正確的是(　　)。
A.某溶液中c平(H+)=c平(OH-)=10-6.5 mol·L-1,該溶液呈中性
B.若溶液中c平(H+)>10-7 mol·L-1,則溶液呈酸性
C.c平(H+)越大,則pH越大,溶液的酸性越強
D.pH為0的溶液,其中只有H+,無OH-
【答案】A
【解析】溶液的酸堿性取決于c平(H+)和c平(OH-)的相對大小,當c平(H+)=c平(OH-)時溶液一定呈中性;25 ℃時c平(H+)>10-7 mol·L-1的溶液才呈酸性,如在100 ℃時純水
中c平(H+)=c平(OH-)=×10-6.5 mol·L-1>10-7 mol·L-1;c平(H+)越大,pH越小;任何溶液中既含有H+,又含有OH-。
易錯提示：(1)判斷:溶液酸堿性的根本依據是c平(H+)與c平(OH-)的相對大小。
pH=7的溶液不一定是中性溶液,在室溫下,pH=7的溶液是中性溶液,在其他溫度下不是中性溶液。
(2)純水中c平(H+)=c平(OH-),在水溶液中c平(H+)和c平(OH-)不一定相等,但c平(H+)·c平(OH-)一定等于Kw。
(3)pH每增大1個單位,c平(H+)減小到原來的,c平(OH-)增大為原來的10倍。
(4)一定溫度下溶液中c平(H+)·c平(OH-)為定值,若一種離子濃度增大(或減小),另一種離子濃度一定會減小(或增大)。
任務2：有關溶液pH的計算
情境導入　有關溶液pH的計算,無論在工農業生產、科學研究還是基礎化學教學中,都是一個比較重要的問題。不同計算類型其計算方法不同,溶液的pH如何計算呢
問題生成
1.25 ℃時,0.005 mol·L-1的H2SO4溶液的pH是多少 1×10-5 mol·L-1的NaOH溶液的pH是多少
【答案】H2SO4溶液pH=2。NaOH溶液中c平(OH-)=1×10-5 mol·L-1,則c平(H+)==1×10-9 mol·L-1,pH=9。
2.25 ℃時,pH=13的NaOH溶液與pH=11的Ba(OH)2溶液等體積混合,混合溶液的pH計算過程如下:
pH=13的NaOH溶液c平(H+)=10-13 mol·L-1
pH=11的Ba(OH)2溶液c平(H+)=10-11 mol·L-1
故二者的混合溶液中c平(H+)=×(10-13 mol·L-1+10-11 mol·L-1)≈5×10-12 mol·L-1
故pH=-lg c平(H+)=-lg (5×10-12)≈11.3
該計算過程正確嗎
【答案】不正確。強堿混合求pH時,應先計算溶液中的c平(OH-),然后借助Kw求c平(H+),最后求得pH。
c平(OH-)==0.0505 mol·L-1
pH=-lg≈-lg(1.98×10-13)=13-lg 1.98≈12.7。
【核心歸納】
1.溶液pH的計算方法
(1)單一溶液
溶液類型 相關計算
強酸(HnA) 設HnA的濃度為c mol·L-1,則c平(H+)=nc mol·L-1,pH=-lg c平(H+)=-lg nc
強堿[B(OH)n] 溶液(25 ℃) 設B(OH)n的濃度為c mol·L-1,則c平(OH-)=nc mol·L-1,c平(H+)== mol·L-1,pH=-lg c平(H+)=14+lg nc
(2)混合溶液
溶液類型 相關計算
兩種強酸混合 c平(H+)= pH
兩種強堿混合 c平(OH-)= c平(H+) pH
強酸強堿混合 恰好完全反應 pH=7(25 ℃)
酸過量 c平(H+)= pH
堿過量 c平(OH-)= c平(H+)= pH
2.稀釋后溶液pH的變化規律(常溫下)
(1)對于強酸溶液(pH=a),每稀釋10n倍,pH增大n個單位,即pH=a+n(a+n<7)。
(2)對于強堿溶液(pH=b),每稀釋10n倍,pH減小n個單位,即pH=b-n(b-n>7)。
(3)對于弱酸溶液(pH=a),每稀釋10n倍,pH的范圍是a(4)對于弱堿溶液(pH=b),每稀釋10n倍,pH的范圍是b-n(5)酸、堿無限稀釋,pH無限接近于7,但酸不能大于7,堿不能小于7。
用圖像表示如下:
【典型例題】
【例3】常溫下,pH=1的H2SO4溶液和pH=12的NaOH溶液按體積之比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溶液(氫離子濃度是0.1 mol·L-1)和pH=12的NaOH溶液(氫氧根離子濃度為0.01 mol·L-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 mol·L-1=0.01 mol·L-1,因此溶液的pH=2。
【例4】已知某溫度下純水的pH=6.5。
(1)pH=7的溶液呈　　　　(填“酸性”、“中性”或“堿性”)。
(2)該溫度下,0.1 mol·L-1的鹽酸溶液的pH=　　　　。
(3)該溫度下,0.005 mol·L-1的Ba(OH)2溶液的pH=　　　　。
(4)該溫度下,將pH=12的苛性鈉溶液V1L與pH=1的稀硫酸V2L混合(設混合后溶液的體積為原兩溶液體積之和),所得混合溶液的pH=2,則V1∶V2=　　　　。
【答案】(1)堿性　(2)1　(3)11　(4)9∶11
【解析】該溫度下,Kw=c平(H+)·c平(OH-)=10-13 mol2·L-2。(1)pH=7時,c平(H+)=10-7 mol·L-1,c平(OH-)=10-6 mol·L-1,c平(H+)10-2 mol·L-1,V1∶V2=9∶11。
方法技巧：溶液pH計算的基本流程
【隨堂檢測】
課堂基礎
1.下列關于溶液酸堿性的說法正確的是(　　)。
A.pH=7的溶液呈中性
B.中性溶液中一定有c平(H+)=1.0×10-7 mol·L-1
C.c平(H+)=的溶液呈中性
D.在100 ℃時,純水的pH<7,因此100 ℃時純水呈酸性
【答案】C
【解析】只有在25 ℃時pH=7的溶液為中性溶液,A項錯誤;在中性溶液中,c平(H+)和c平(OH-)一定相等,但并不一定等于1.0×10-7 mol·L-1,B項錯誤;因為溶液中c平(H+)=,結合Kw=c平(H+)·c平(OH-),可推斷出c平(H+)=c平(OH-),所以溶液一定呈中性,C項正確;100 ℃的純水中,雖然pH<7,但c平(H+)=c平(OH-),純水還是呈中性,D項錯誤。
2.將pH=1的鹽酸平均分成兩份,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NaOH溶液,pH都升高了1,則加入的水與NaOH溶液的體積之比為(　　)。
A.9∶1　　B.10∶1　　C.11∶1　　D.12∶1
【答案】C
【解析】將pH=1的鹽酸加適量水,pH升高了1,說明所加的水的體積是原溶液的9倍;另1份加入與該鹽酸物質的量濃度相同的適量NaOH溶液后,pH升高了1,則10-1×1-10-1·x=10-2·(1+x),解得x=,則加入的水與NaOH溶液的體積之比為9∶=11∶1。
3.常溫下,有pH=12的NaOH溶液100 mL,要使它的pH降為11,則(假設溶液混合體積等于混合前兩液體體積之和):
(1)若加入蒸餾水,應加　　　　mL。
(2)若加入pH為10的NaOH溶液,應加　　　　mL。
(3)若加入0.01 mol·L-1的鹽酸,應加　　　　mL。
【答案】(1)900　(2)1000　(3)81.8
【解析】(1)加水稀釋pH=12的NaOH溶液至pH=11,應使體積增大至原體積的10倍,所以需加水900 mL。(2)設需pH=10的NaOH溶液體積為V,則=1×10-3 mol·L-1,解得V=1 L=1000 mL。(3)設需0.01 mol·L-1的鹽酸體積為V,則=1×10-3 mol·L-1,解得V≈81.8 mL。
對接高考
4.(2021·浙江6月選考,19,改編)某同學擬用酸度計測定溶液pH以探究某酸HR是否為弱電解質。下列說法正確的是(　　)。
A.25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR溶液pH=2,則HR是弱酸
B.25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR溶液pH>2且pH<7,則HR是弱酸
C.25 ℃時,若測得HR溶液pH=a,取該溶液10.0 mL,加蒸餾水稀釋至100.0 mL,測得pH=b,b-a<1,則HR是弱酸
D.25 ℃時,若測得HR溶液pH=a,取該溶液10.0 mL,升溫至50 ℃,測得pH=b,若HR是弱酸,則a【答案】B
【解析】25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR溶液pH=2,則HR為強酸,A項錯誤; 25 ℃時,若測得0.01 mol·L-1 HR溶液pH>2且pH<7,可知溶液中c平(H+)<0.01 mol·L-1,所以HR未完全電離,HR為弱酸,B項正確;假設HR為強酸,取pH=6的該溶液10.0 mL,加蒸餾水稀釋至100.0 mL測得此時溶液pH<7,C項錯誤;若HR為弱酸,升溫至50 ℃,促進弱酸的電離,c平(H+)增大,pH減小,則a>b,D項錯誤。
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