資源簡介

3.2 第1課時　溶液酸堿性的判斷及pH
【學習目標】
1.認識水的電離存在電離平衡,了解水的電離平衡的影響因素,知道水的離子積常數,會分析水的電離平衡移動,建立變化觀念與平衡思想。
2.認識溶液酸堿性與pH的關系,建立溶液酸堿性判斷的思維模型。
3.能進行溶液pH的簡單計算,建立證據推理與模型認知意識。
4.掌握測定溶液pH的方法,培養科學探究精神。
【合作探究】
任務　溶液的酸堿性與pH
【學習情境】
水培花卉,上面花香滿室,下面魚兒暢游,人們不僅可以欣賞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,魚兒悠閑游暢的獨特韻味,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
【新知生成】
1.溶液酸堿性的判斷標準
c(H+)與　　　　的相對大小。
2.水溶液的pH
(1)pH的定義公式:pH=　　　　。
(2)測定方法
①酸堿指示劑
②pH試紙
③pH計
【答案】1.c(OH-)　2.(1)-lg c(H+)
【核心突破】
典例1　判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。
(1)如果c(H+)≠c(OH-),則溶液一定呈酸性或堿性。 (　　)
(2)任何水溶液中都有H+和OH-。 (　　)
(3)c(H+)<10-7 mol·L-1的溶液一定呈酸性。 (　　)
(4)pH<7的溶液一定呈酸性。 (　　)
(5)在任何條件下,純水都呈中性。 (　　)
(6)25 ℃時,純水和燒堿溶液中水的離子積常數不相等。 (　　)
(7)在100 ℃時,純水的pH>7。 (　　)
(8)如果越大,則酸性越強。 (　　)
(9)升高溫度,水的電離程度增大,酸性增強。 (　　)
(10)25 ℃時,0.01 mol·L-1 KOH溶液的pH=12。 (　　)
【答案】(1)√　(2)√　(3)×　(4)×　(5)√　(6)×　(7)×　(8)√　(9)×　(10)√
歸納總結：
溶液的酸堿性 c(H+)與c(OH-)比較 25℃時的pH
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) <7
中性溶液 c(H+)=c(OH-) =7
堿性溶液 c(H+)7
訓練1　下列說法正確的是(　　)
A.在任何條件下,純水的pH=7
B.pH=6的溶液一定顯酸性
C.c(OH-)=1×10-6 mol·L-1的溶液一定顯酸性
D.c(H+)【解析】A項,常溫下,純水中氫離子濃度等于10-7 mol·L-1,溶液的pH=-lgc(H+),升高溫度,水的電離程度增大,水中氫離子濃度大于10-7 mol·L-1,則水的pH<7,錯誤;B項,當加熱至100℃,水的電離程度增大,純水中氫離子濃度為10-6mol·L-1,pH=6的純水呈中性,所以溫度未知時不能根據pH大小判斷溶液的酸堿性,錯誤;C項,加熱至100 ℃時純水中c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol·L-1,溶液顯中性,錯誤;D項,溶液的酸堿性與溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小有關,當c(H+)【答案】D
典例2　現有pH=12的NaOH溶液100 mL,要使它的pH降為11(不考慮體積變化)。
(1)若加入蒸餾水,應加　　　　mL。
(2)若加入pH為10的NaOH溶液,應加　　　　mL。
【解析】(1)100 mL的NaOH溶液pH由12降到11,溶液應稀釋到1000 mL,故加水900 mL。(2)設加入pH為10的NaOH溶液的體積為V L,c(OH-)混=mol·L-1=10-3mol·L-1,解得V=1 L=1000 mL。
【答案】(1)900　(2)1000
歸納總結：溶液pH的計算
(1)強酸溶液:c酸c(H+)pH。
(2)強堿溶液:c堿c(OH-)c(H+)pH。
(3)強酸、強堿溶液的混合
①強酸與強堿恰好完全反應:溶液呈中性,常溫時pH=7。
②酸過量:
c(H+)混合=
pH。
③堿過量:
c(OH-)混合=pH。
典例3　常溫下,關于溶液的稀釋下列說法正確的是(　　)
A.pH=3的醋酸溶液稀釋100倍,pH=5
B.pH=4的H2SO4溶液加水稀釋100倍,溶液中由水電離產生的c(H+)=1×10-6 mol·L-1
C.將1 L 0.1 mol·L-1的Ba(OH)2溶液稀釋為2 L,pH=13
D.pH=8的NaOH溶液稀釋100倍,其pH=6
【解析】A項,pH=3的醋酸溶液在稀釋過程中電離平衡正向移動,稀釋100倍時,3【答案】C
歸納總結：溶液稀釋后的pH變化規律
(1)酸堿溶液無限稀釋
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。
(2)對于pH=a的強酸和弱酸溶液稀釋
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:a(3)對于pH=b的強堿和弱堿溶液稀釋
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:b-n(b-n>7)(4)對于物質的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數
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。物質的量濃度相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化如圖所示。
訓練2　下列圖示與對應的敘述正確的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　　　　　
甲 乙
丙 丁
　　A.圖甲表示向pH、體積均相同的HCl、CH3COOH溶液中分別加入過量鋅粉,產生的H2體積隨時間的變化,其中曲線a表示HCl溶液
B.圖乙表示相同溫度下,pH=3的HF和CH3COOH溶液分別加水稀釋時pH的變化曲線,說明加水稀釋前HF的電離程度大于CH3COOH的電離程度
C.圖丙表示25℃時,分別加水稀釋體積均為100 mL、pH=2的CH3COOH溶液和HX溶液,則25℃時HX的電離平衡常數大于CH3COOH的電離平衡常數
D.圖丁表示pH相同的NaOH溶液與氨水稀釋過程pH的變化,曲線b對應氨水
【解析】CH3COOH是弱酸,在溶液中只有一部分電離,當與鹽酸等pH時,CH3COOH的濃度遠大于鹽酸,當加入過量的鋅粉時,CH3COOH產生的H2的體積大,且速率快,故曲線a表示CH3COOH溶液,A項錯誤;相同溫度下pH=3的HF和CH3COOH溶液分別加水稀釋時,HF的pH變化大,則酸性更強,說明加水稀釋前的電離程度更大,B項正確;加水稀釋時,酸性強的溶液pH變化大,所以HX的酸性更弱,C項錯誤;NaOH與氨水稀釋相同倍數時,由于氨水存在電離平衡NH3·H2ON+OH-,稀釋時平衡正向移動,OH-濃度變化比NaOH小,所以曲線a對應氨水,D錯誤。
【答案】B
課堂小結
【隨堂檢測】
1.純水在25 ℃和80 ℃時,pH的大小關系及酸堿性分別是(　　)
A.pH25 ℃>pH80 ℃,80 ℃時呈弱酸性
B.pH25 ℃>pH80 ℃,都呈中性
C.pH25 ℃D.pH25 ℃【解析】Kw隨溫度升高而增大,純水中c(H+)也隨溫度升高而增大,pH隨溫度升高而減小,但c(H+)仍等于c(OH-),呈中性。
【答案】B
2.下列溶液一定呈中性的是(　　)
A.pH=7的溶液
B.c(H+)=c(OH-)的溶液
C.由等物質的量的強酸、強堿反應得到的溶液
D.非電解質溶于水得到的溶液
【解析】溶液呈中性的標志是c(H+)=c(OH-)。溶液pH=7時,只說明c(H+)=10-7 mol·L-1,當溫度升高時,中性溶液中的c(H+)>10-7 mol·L-1,即pH<7;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。若n(H+)>n(OH-),則H+過量,溶液呈酸性;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。
【答案】B
3.常溫下,現有10 mL pH=5的CH3COOH溶液,要使其pH增大3,可采取的方法有(　　)
A.向溶液中加水稀釋至10L
B.加入一定量的NaOH固體
C.加入一定量pH=8的NaOH溶液
D.加入一定濃度的鹽酸
【解析】pH=5,增加3得pH=8,說明溶液呈堿性,酸溶液無論如何稀釋也不會呈堿性;因加入的NaOH溶液的pH=8,故酸堿無論怎樣中和,pH也只能接近8,不會出現pH=8;因鹽酸呈酸性,故無法實現。
【答案】B
4.計算室溫下,下列溶液混合后的pH(計算時忽略溶液體積變化)。
(1)pH=2和pH=4的鹽酸,等體積混合后溶液的pH=　　　　　　。
(2)將200 mL 5×10-3 mol·L-1 NaOH溶液與100 mL 2×10-2 mol·L-1 NaOH溶液混合后,溶液的pH=　　　　　　。
(3)pH=12的NaOH和pH=2的鹽酸,若等體積混合后,溶液的pH=　　　　　　;若按9∶11的體積比混合后,溶液的pH=　　　　;若按11∶9的體積比混合后,溶液的pH=　　　　　　。
【答案】(1)2+lg 2(或2.3)　(2)12　(3)7　3　11
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