資源簡介

新授課
第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
第5課時 溶液的酸堿性和pH
【學(xué)習(xí)目標(biāo)】
1.從本質(zhì)上認(rèn)識溶液的酸堿性,知道pH的定義。 2.能進(jìn)行溶液pH的簡單計算。
【學(xué)習(xí)活動】
學(xué)習(xí)任務(wù)
目標(biāo)一：從本質(zhì)上認(rèn)識溶液的酸堿性,知道pH的定義。 任務(wù)1：KW適用于一定溫度下任何稀的電解質(zhì)溶液。常溫下,任何稀的水溶液中，KW=c(H+)·c(OH－)=1×10－14。利用水的離子積可以計算溶液中的H＋或OH－濃度。下表列出了室溫下一些溶液的c(H＋)或c(OH－)，計算空缺數(shù)據(jù)并思考問題。 物質(zhì)c/(mol/L)c(H＋)/(mol/L)c(OH－)/(mol/L)c(H＋)與c(OH－)的大小比較HCl（aq）1.0×10-21.0×10-21.0×10-12c(H＋)＞c(OH－)HNO3（aq）1.0×10-31.0×10-31.0×10-11c(H＋)＞c(OH－)NaOH（aq）1.0×10-21.0×10-121.0×10-2c(H＋)＜c(OH－)KOH（aq）1.0×10-31.0×10-111.0×10-3c(H＋)＜c(OH－)
（1）由表中數(shù)據(jù)你能找出什么規(guī)律 參考答案：根據(jù)表中數(shù)據(jù)可以看出在酸性溶液中也存在著OH-，只是H+的濃度比OH-的濃度大;在堿性溶液中也存在著H+，只是OH-的濃度比H+的濃度大。 （2）水溶液的酸堿性與c(H＋)和c(OH－)的相對大小有什么關(guān)系？ 參考答案：溶液的酸堿性指的是溶液中c(H＋)、c(OH－)的相對大小。 c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H+)越大酸性越強； c(H＋)=c(OH－)，溶液呈中性； c(H＋)c(OH－)，c(H＋)>10－7mol·L－1，pH<7； 堿性溶液——c(H＋)7。 【知識小結(jié)】 1.溶液酸堿性的判斷 溶液性質(zhì)c(H＋)與c(OH－)的大小關(guān)系c(H＋)/(mol·L－1)pH(25 ℃)任意溫度25 ℃中性c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝c(H＋)＝10－7＝7酸性c(H＋)>c(OH－)c(H＋)>c(H＋)>10－7<7堿性c(H＋)7
2.室溫(25 ℃)下，水溶液的pH、c(H＋)與酸堿度的關(guān)系： （4）某溶液的pH＝6，則該溶液一定顯酸性嗎？同樣，某溶液的pH＝7，則該溶液一定顯中性嗎？ 參考答案：pH＝6的溶液不一定顯酸性，如某溫度時蒸餾水的pH＝6，但呈中性；pH＝7的溶液不一定顯中性，如100 ℃時，pH＝7的溶液呈堿性。 任務(wù)2：溶液的pH可用酸堿指示劑、pH試紙等來測定；精確地測定溶液的pH，則需要使用酸度計。某同學(xué)正在使用pH試紙測量某溶液的pH。他遇到了一些問題。 （1）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(jié)果有何影響？ 參考答案：使用pH試紙不能用蒸餾水潤濕，潤濕后相當(dāng)于稀釋了溶液。若是酸性溶液，則潤濕后測得pH偏大；若為堿性溶液，則潤濕后測得pH偏小；若為中性溶液，則無影響。 （2）用pH試紙測得某硫酸溶液的pH為4.2，他的結(jié)論正確嗎？為什么？ 參考答案：不正確。常用pH試紙為廣泛pH試紙，用于測定pH時，得到的是估量值而非確切值，只能讀取整數(shù)值。 【知識拓展】 （3）常用的酸堿指示劑有哪些？如何通過它們的顏色變化來判斷溶液的酸堿性。 指示劑變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍(lán)色酚酞<8.2無色8.2～10.0粉紅色>10.0紅色甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色
目標(biāo)二：能進(jìn)行溶液pH的簡單計算。 任務(wù)：1．①室溫下，將pH＝5的鹽酸稀釋到體積為原來的100倍所得的溶液是否呈中性？ ②室溫下，由水電離出的c(H＋)＝10－10mol/L，該溶液呈什么性？ ③某溶液中c(H＋)＝10－6mol/L，該溶液一定呈酸性嗎？某溶液的pH＝7，該溶液一定呈中性嗎？ 參考答案：①室溫下，將酸溶液無限稀釋，其pH無限接近7但不會等于7，溶液呈酸性。 ②可能呈酸性也可能呈堿性。 ③因為溫度不確定，故不能確定溶液的酸堿性。 2. ①25 ℃時，pH＝3.5的溶液中，c(H＋)、c(OH－)分別是多少？ 參考答案：由pH＝－lgc(H＋)知，pH＝3.5的溶液中，c(H＋)＝10－3.5 mol·L－1，c(OH－)＝KW ÷c(H＋)＝10－10.5 mol·L－1。 ②25 ℃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？ 參考答案：H2SO4溶液中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，pH＝－lg 10－2＝2。 NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，則c(H＋)＝＝1×10－9 mol·L－1，則pH＝9。 3．25 ℃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(H＋)＝10－13 mol·L－1 pH＝11的Ba(OH)2溶液c(H＋)＝10－11 mol·L－1 故二者的混合溶液中c(H＋)＝×(10－13 mol·L－1＋10－11 mol·L－1)≈5×10－12 mol·L－1 故pH＝－lg c(H＋)＝－lg(5×10－12)＝11.3 該計算過程正確嗎？ 參考答案：不正確。強堿混合求pH時，應(yīng)先計算溶液中的c(OH－)，然后借助KW求c(H＋)，最后求得pH。 c(OH－)＝＝0.050 5 mol·L－1 pH＝－lg ≈－lg(1.98×10－13)＝13－lg1.98≈12.7。 4．①25 ℃時，將0.1 mol·L－1NaOH溶液與0.04 mol·L－1 H2SO4溶液等體積混合，該混合溶液的pH是多少？ 參考答案：酸堿溶液混合求pH時，應(yīng)先確定酸堿反應(yīng)之后酸剩余還是堿剩余。 NaOH過量反應(yīng)后有剩余， c(OH－)＝＝0.01 mol·L－1，故pH＝12。 c(H＋)＝＝1×10－12 mol·L－1，則pH＝12。 ②已知某溫度下純水的pH＝6。該溫度下，將pH＝11的苛性鈉溶液V1 L與pH＝1的稀硫酸V2 L混合(設(shè)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，求V1∶V2的值。 參考答案：該溫度下，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－12 。 反應(yīng)后酸剩余，則c(H＋)＝＝10－2 mol·L－1，解得：V1∶V2＝9∶11。 【方法導(dǎo)引】 1．溶液pH計算的基本流程 2．pH的類型 (1)單一溶液 ①強酸：c(H＋)―→pH＝－lgc(H＋)。 ②強堿：c(OH－)―→c(H＋) ―→pH。 (2)強酸、強堿的稀釋 ①強酸pH＝a，加水稀釋10n倍，則pH＝a＋n，無限稀釋，pH約等于7。 ②強堿pH＝b，加水稀釋10n倍，則pH＝b－n，無限稀釋，pH約等于7。 (3)強酸、強堿混合后溶液pH的計算 溶液類型相關(guān)計算兩種強酸混合 c(H＋)＝ pH兩種強堿混合 c(OH－)＝ c(H＋)＝ pH酸 堿 混 合恰好完全反應(yīng)呈中性pH＝7酸過量c(H＋)＝ pH堿過量c(OH－)＝ c(H＋)＝ pH
【學(xué)習(xí)總結(jié)】
回顧本課所學(xué)，畫出思維導(dǎo)圖
2新授課
第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
第5課時 溶液的酸堿性和pH
【學(xué)習(xí)目標(biāo)】
1.從本質(zhì)上認(rèn)識溶液的酸堿性,知道pH的定義。 2.能進(jìn)行溶液pH的簡單計算。
【學(xué)習(xí)活動】
學(xué)習(xí)任務(wù)
目標(biāo)一：從本質(zhì)上認(rèn)識溶液的酸堿性,知道pH的定義。 任務(wù)1：KW適用于一定溫度下任何稀的電解質(zhì)溶液。常溫下,任何稀的水溶液中，KW=c(H+)·c(OH－)=1×10－14。利用水的離子積可以計算溶液中的H＋或OH－濃度。下表列出了室溫下一些溶液的c(H＋)或c(OH－)，計算空缺數(shù)據(jù)并思考問題。 物質(zhì)c/(mol/L)c(H＋)/(mol/L)c(OH－)/(mol/L)c(H＋)與c(OH－)的大小比較HCl（aq）1.0×10-21.0×10-2HNO3（aq）1.0×10-31.0×10-3NaOH（aq）1.0×10-21.0×10-2KOH（aq）1.0×10-31.0×10-3
（1）由表中數(shù)據(jù)你能找出什么規(guī)律 （2）水溶液的酸堿性與c(H＋)和c(OH－)的相對大小有什么關(guān)系？ （3）在實際應(yīng)用中，人們常用pH來表示溶液的酸堿度，pH=－lgc(H＋)。室溫下純水的pH為多少？酸性溶液、堿性溶液的pH的范圍分別是多少？ 【知識小結(jié)】 1.溶液酸堿性的判斷 溶液性質(zhì)c(H＋)與c(OH－)的大小關(guān)系c(H＋)/(mol·L－1)pH(25 ℃)任意溫度25 ℃中性c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝c(H＋)＝10－7＝7酸性c(H＋)>c(OH－)c(H＋)>c(H＋)>10－7<7堿性c(H＋)7
2.室溫(25 ℃)下，水溶液的pH、c(H＋)與酸堿度的關(guān)系： （4）某溶液的pH＝6，則該溶液一定顯酸性嗎？同樣，某溶液的pH＝7，則該溶液一定顯中性嗎？ 任務(wù)2：溶液的pH可用酸堿指示劑、pH試紙等來測定；精確地測定溶液的pH，則需要使用酸度計。某同學(xué)正在使用pH試紙測量某溶液的pH。他遇到了一些問題。 （1）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(jié)果有何影響？ （2）用pH試紙測得某硫酸溶液的pH為4.2，他的結(jié)論正確嗎？為什么？ 【知識拓展】 （3）常用的酸堿指示劑有哪些？如何通過它們的顏色變化來判斷溶液的酸堿性。
目標(biāo)二：能進(jìn)行溶液pH的簡單計算。 任務(wù)：1．①室溫下，將pH＝5的鹽酸稀釋到體積為原來的100倍所得的溶液是否呈中性？ ②室溫下，由水電離出的c(H＋)＝10－10mol/L，該溶液呈什么性？ ③某溶液中c(H＋)＝10－6mol/L，該溶液一定呈酸性嗎？某溶液的pH＝7，該溶液一定呈中性嗎？ 2. ①25 ℃時，pH＝3.5的溶液中，c(H＋)、c(OH－)分別是多少？ ②25 ℃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？ 3．25 ℃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(H＋)＝10－13 mol·L－1 pH＝11的Ba(OH)2溶液c(H＋)＝10－11 mol·L－1 故二者的混合溶液中c(H＋)＝×(10－13 mol·L－1＋10－11 mol·L－1)≈5×10－12 mol·L－1 故pH＝－lg c(H＋)＝－lg(5×10－12)＝11.3 該計算過程正確嗎？ 4．①25 ℃時，將0.1 mol·L－1NaOH溶液與0.04 mol·L－1 H2SO4溶液等體積混合，該混合溶液的pH是多少？ ②已知某溫度下純水的pH＝6。該溫度下，將pH＝11的苛性鈉溶液V1 L與pH＝1的稀硫酸V2 L混合(設(shè)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，求V1∶V2的值。 【方法導(dǎo)引】 1．溶液pH計算的基本流程 2．pH的類型 (1)單一溶液 ①強酸：c(H＋)―→pH＝－lgc(H＋)。 ②強堿：c(OH－)―→c(H＋) ―→pH。 (2)強酸、強堿的稀釋 ①強酸pH＝a，加水稀釋10n倍，則pH＝a＋n，無限稀釋，pH約等于7。 ②強堿pH＝b，加水稀釋10n倍，則pH＝b－n，無限稀釋，pH約等于7。 (3)強酸、強堿混合后溶液pH的計算 溶液類型相關(guān)計算兩種強酸混合 c(H＋)＝ pH兩種強堿混合 c(OH－)＝ c(H＋)＝ pH酸 堿 混 合恰好完全反應(yīng)呈中性pH＝7酸過量c(H＋)＝ pH堿過量c(OH－)＝ c(H＋)＝ pH
【學(xué)習(xí)總結(jié)】
回顧本課所學(xué)，畫出思維導(dǎo)圖
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