3.2.1水的电离 溶液的酸碱性与pH课件(共57张PPT)2023-2024学年上学期高二化学人教版（2019）选择性必修1
文档属性
| 名称 | 3.2.1水的电离 溶液的酸碱性与pH课件(共57张PPT)2023-2024学年上学期高二化学人教版（2019）选择性必修1 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 10.4MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-10-13 08:41:53 | ||
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文档简介
(共57张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离
溶液的酸碱性与pH
学习目标 1min
1．认识水的电离，了解水的离子积常数
2．认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法
3．能进行溶液pH的简单计算，能调控溶液的酸碱性。
自学指导 6min
阅读课本第61-64页，完成课堂新坐标第43-44页
B
大本P43
自学检测 3min
升高温度，水的平衡常数增大。
D
＜
中性
n(H＋)＝n(OH－)
0.001×50mL ＝0.01×5mL
大本P44
c(H＋)＝0.001 mol·L－1
c(OH-)＝0.01 mol·L－1
不一定，pH值与温度有关，
100 ℃时蒸馏水的pH＝6呈中性；pH＝7的溶液呈碱性。
9
回顾旧知
部分电离的电解质叫弱电解质。
电解质溶液中的溶剂水以何形式存在呢？
思考一下
电离特点：可逆的，存在电离平衡
分子？
离子？
两者都有？
1
什么是弱电解质？
2
弱电解质的电离有什么特点？
教师点拨 20min
精确的纯水导电性实验
灵敏电流计
灯泡
观察现象：
(1)灵敏电流表指针_______，
(2)灯泡_______。
转动
不亮
结论：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。
纯水
活动与探究
1
水的电离平衡
H+为裸露的质子，不稳定，容易与水结合形成H3O+(水合氢离子)
水的电离
c(H+) · c(OH-)
c(H2O) ·
K电离 =
Kw
水的离子积
K电离 =
c(H+) · c(OH- )
c(H2O)
c(H2O) =
1 L
1000 g
18 g·mol-1
= 55.6mol/L
室温下1L(55.6mol ) H2O中有1×10-7mol H2O电离，因此c(H2O)＝55.6mol/L可视为常数。
水的离子积常数Kw
2
Kw =
室温下(25℃)
= 1×10-7× 1×10-7 = 1×10-14
c(H+) · c(OH-)
水的离子积常数Kw
2
(1)定义：
在一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-的浓度之积是一个常数，记作KW，叫做水的离子积常数，简称水的离子积。KW可由实验测得，也可以通过理论计算求得。
(2)表达式： KW=c(H+)·c(OH-)
在25 ℃室温下，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10-7mol·L－1， KW=1.0×10-14
Kw不仅适用于纯水中，也适用于稀的电解质溶液中。
分析表格中的数据，有何规律，得出什么结论？并解释。
不同温度下水的离子积常数
温度(℃) 0 10 20 25 40 50 90 100
Kw/10-14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
(1) Kw只受温度影响。温度升高，水的离子积增大。
(2) 25℃时，Kw = 1.0×10-14
100℃时，Kw = 55×10-14 ≈ 1.0×10-12
影响水的电离平衡的因素
3
△H > 0
(1) 温度：水的电离是吸热过程，升高温度，促进水电离。故升高温度，KW增大。
改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(OH-) C(H+)与C(OH-)浓度大小关系 Kw
升温
正向
增大
增大
增大
c(H+)=c(OH-)
(2)加入酸/碱溶液或活泼金属：
改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(OH-) C(H+)与C(OH-)浓度大小关系 Kw
加盐酸/醋酸
加NaOH /NH3·H2O
加活泼金属
c(H+)c(H+)>c(OH-)
c(H+)逆向
正向
逆向
增大
增大
增大
减小
减小
减小
不变
不变
不变
(3)KW不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
即在电解质水溶液中 也成立。
(1)任何水溶液都同时存在H+和OH-。Kw表达式中，c(H＋)和c(OH-)均表示整个溶液中H＋和OH-的浓度，而不单指水产生的。
(2)在电解质水溶液中，c(H+)与c(OH-)不一定相等，但由水电离产生的c(H+)与c(OH-)一定相等。
水的离子积KW应用时注意事项
4
右
增大
增大
增大
左
增大
减小
不变
左
减小
增大
不变
c(H＋)、c(OH－)不一定都是水电离出来的。
在酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)与c(OH－)相等。
(1)常温下，浓度为1×10－5mol/L的盐酸溶液中，由水电离产生的c(H＋)是多少？
2.溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法
在酸溶液中，c(H+)来自于酸电离和水电离，且c(H+)酸 c(H+)水 ，因此，可近似认为c(H+)来自于酸电离，而忽略水电离的H+。c(OH-)来自于水的电离，且电离程度很小。
KW=c(H+)酸·c(OH-)水
c(H+)水=c(OH-)水=
KW
c(H+)酸
1×10－14
1×10－5
= =1×10－9mol/L
【练】常温下，浓度为1×10－5 mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的c(OH－)是多少？
1×10－9mol/L
在常温下，由水电离产生的c(H+) =1×10-9 mol/L的溶液，则溶液的酸碱性如何？
可能是酸性pH=5也可能是碱性pH=9
D
大本P45
当堂检测1 5min
温度升高，Kw变大，促进水的电离，
c(H＋)和c(OH－)同时增大且相等，pH变小，呈中性。
A
水的电离是吸热过程，温度低时，
电离程度小，c(H＋)、c(OH－)小
升高温度至100 ℃
10－8 mol·L－1
10－8 mol·L－1
(1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都 ，
即c(H＋)·c(OH－) ，温度 。
(2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw ，温度 。
水的电离平衡曲线的理解与识别
相同
相同
相同
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变 ；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变 。
不同
不同
酸碱性
温度
KW的应用
5
e
加酸
加碱
升温
溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系
溶液酸碱性 c(H+)与c(OH－)关系 c(H+)/mol·L－1范围
(25℃)
中性
酸性
碱性
= 1×10－7
> 1×10－7
< 1×10－7
c(H+) = c(OH－)
c(H+) > c(OH－)
c(H+) < c(OH－)
二、溶液的酸碱性与pH
溶液酸碱性 c(H+)与c(OH－)关系 c(H+)/mol·L－1范围
(100℃)
中性
酸性
碱性
= 1×10－6
> 1×10－6
< 1×10－6
c(H+) = c(OH－)
c(H+) > c(OH－)
c(H+) < c(OH－)
①某溶液中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，该溶液一定呈酸性吗？如何判断溶液的酸碱性？
不一定，pH与温度有关，常温下呈酸性，100℃呈中性。
②在初中化学中我们用pH表示溶液的酸碱度，那么pH与c(H＋)有什么关系呢？
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。
任意温度下，溶液酸碱性的判断依据：
若c(H+)= c(OH-)，中性
若c(H+)> c(OH-)，酸性，c(H+)越大，酸性越强
若c(H+)< c(OH-)，碱性，c(OH-)越大，碱性越强
pH表示溶液酸碱性
2
(1)pH定义：c(H＋)的负对数
(2)计算公式：pH＝－lg c(H＋)
c(H＋) =10-pH
例：c(H＋)=1×10-7 mol/L 的中性溶液，pH= －lg10-7 = 7
c(H＋)=1×10-5 mol/L 的酸性溶液，pH= －lg10-5 = 5
c(H＋)=1×10-9 mol/L 的中性溶液，pH= －lg10-7 = 9
用pH值表示c(H+)或c(OH-)<1 mol/L的稀溶液酸碱性比较方便。
c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸碱性直接用离子浓度表示。pH的范围通常是 0~14。
(1,0)
c(H+)
PH
pH = - lgc(H+)
常温25℃时判据
pH=7，中性
pH＜7，酸性
pH＞7，碱性
0 10 0
1 10-1
2 10-2
3 10-3
4 10-4
5 10-5
6 10-6
7 10-7
8 10-8
9 10-9
10 10-10
11 10-11
12 10-12
13 10-13
14 10-14
c(H+)
酸性增强
碱性增强
pH
中性
pH=0 并非无H+，而是c(H+)=1mol/L
pH=1 c(H+)≠1mol/L，而是等于0.1mol/L
pH测量方法
4
①利用pH试纸测定
使用方法：取一小段pH试纸于干燥洁净的玻璃片(或表面皿)上， 用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，在半分钟内将试纸与标准比色卡对照，读出pH。
类型：
广泛pH试纸(常用)：
精密pH试纸：
pH范围是1~14或0~10，可识别pH差约为1
pH范围较窄，可识别pH差约为0.2~0.3
(1)pH试纸和玻璃棒都不能润湿，否则会将溶液稀释，所测定的pH可能不准确，会使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液无影响。也不能用pH试纸直接蘸取溶液。
测溶液pH时的三注意
(2)若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。
(3)pH试纸不能测c(H＋)或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。
②用pH计测定（准确读数）
pH计，又叫 ，可用来精密测量溶液的pH，其量程为 。
可识别的pH差：0.01。
酸度计
0～14
③酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)
指示剂 变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊 <5.0 色 5.0～8.0 色 >8.0 色
酚酞 <8.2 色 8.2～10.0 色 >10.0 色
甲基橙 <3.1 色 3.1～4.4 色 >4.4 色
红
紫
蓝
无
浅红
红
红
橙
黄
溶液pH的测定与计算
试纸呈淡黄色，沸水呈中性。
沸水电离程度增大，溶液中c(H＋)增大，所以pH<7，c(H＋)＝c(OH－)，溶液还呈中性。
大本P45
用水润湿以后再测定溶液的酸碱性时就相当于稀释溶液，酸性溶液稀释后酸性减弱，pH变大；
碱性溶液稀释后碱性减弱，pH变小；
当溶液呈中性时，用水润湿，没有影响，pH不变。
C
pH试纸不能湿润，测量的pH结果不一定偏低，如中性氯化钠溶液的pH不变
当堂检测2 5min
大本P46
错误
该学生测得的pH是稀释后溶液的pH
不一定。
酸性溶液稀释后酸性减弱，pH变大；碱性溶液稀释后碱性减弱，pH变小；中性溶液稀释后没有影响，pH不变。
稀释后，NH3·H2O电离出更多OH－，弥补了因稀释导致的OH－浓度的减小，所以测得NaOH溶液误差较大
用玻璃棒分别蘸取两种溶液滴在两张pH试纸上，与标准比色卡对照，pH较大的是0.01 mol·L－1硫酸溶液
NaOH溶液
能
1
2
3
4
5
6
人体各种体液都有一定的pH，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。
洗发的护发素可以调节头发pH使之达到适宜酸碱度。
环保领域，酸性或碱性的废水处理常利用酸碱中和反应，中和过程中可用pH自动测定仪进行检测和控制。
农业生产中，土壤的pH会影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性
科学实验和工业生产中，溶液pH的控制会影响实验结果或产品质量、产量等
酸碱中和滴定中，溶液pH的变化可作为判断滴定终点的依据
工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性，人们的生活和健康也与溶液的酸碱性有密切关系。因此，测试和调控溶液的pH，对工农业生产、科学研究，以及日常生活和医疗保健等都具有重要意义。
pH的应用
5
土壤PH和土壤有效养分含量的关系
（色带宽窄表示有效养分含量）
表3-2 一些重要作物最适宜生长的土壤pH范围
【思考】为了保证正常生理活动，人体各种体液的酸碱度都要维持在一定范围。例如，血液的正常pH范围是7.35~7.45。血浆中的H2CO3/HCO3－缓冲体系对稳定体系的酸碱度发挥着重要作用。可用以下平衡表示：
当体系中增加少量强酸时，平衡向正反应方向移动而消耗H＋；当增加少量强碱时，平衡向逆反应方向移动而消耗OH－。因此，可以防止体系的酸碱度出现较大幅度的变化。
pH的相关计算
6
(1)酸溶液
【例】常温下，Kw＝1.0×10－14，计算0.005mol/L H2SO4溶液pH：
c(H＋)＝0.01 mol/L pH＝－lgc(H＋)=2
方法：直接求c(H＋)，再计算pH。
pH＝－lgc(H＋)
弱酸溶液 :
c· Ka
c(H+) =
c(H＋)＝
c(OH－)
KW
pH＝－lgc(H＋)＝14+lgc(OH－)
c(OH－)＝0.01 mol/L c(H＋)＝Kw/0.01＝10－12 mol/L
pH＝－lgc(H＋)=12
弱碱溶液 :
c·Kb
c(OH-) =
(2)碱溶液
【例】常温下，Kw＝1.0×10－14，计算0.005mol/L Ba(OH)2溶液pH：
方法：先求c(OH－)，再求c(H＋)，最后计算pH。
【例】求算25℃时pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合后的pH。
c(H＋) ＝ mol/L
10－3＋10－5
2
pH＝－lgc(H＋)＝－[lg(10－3)－lg2]＝3+ 0.3＝3.3
c(H＋)混＝
(3)混合溶液(强酸与强酸混合)
方法：先求混合后c(H＋)，再求pH。
两强酸等体积混合,若ΔpH≥2时， pH混=pH小+0.3
两强酸等体积混合若 ≥100，c(H+)小的可忽略
相当于将pH小的酸稀释到原体积的2倍
（pH大的酸视为纯水）
【例】求算25℃时pH=10与pH=12的NaOH溶液等体积混合后的pH。
(4)混合溶液(强碱与强碱混合)
方法：先求混合后c(OH－)，再求c(H＋)，最后计算pH。
c(OH－) ＝ mol/L ＝5×10－3 mol/L
10－4 + 10－2
2
c(H＋) ＝ ＝ ＝ 2 ×10－12 mol/L
KW
c(OH－)
10－14
5×10－3
pH＝－lgc(H＋) ＝－ lg(2×10－12)＝11.7
c(OH－)混＝
pH＝－lgc(H＋)
两强碱等体积混合时，若ΔpH≥2，pH混=pH大-0.3
[例]求25℃时pH=4的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合后的pH。
据题意可知碱过量，计算过量的c(OH－)：
c(OH－)＝ mol/L＝5×10－3mol/L
10－2－10－4
2
c(H＋) ＝ ＝ ＝2×10－12 mol/L
KW
c(OH－)
10－14
5×10－3
pH＝－lgc(H＋)＝－ lg(2×10－12)＝11.7
(5)混合溶液(强酸与强碱混合)
关键：碱过量抓住c(OH－)进行计算！
[例] 在25 ℃时，100 mL 0.6 mol/L 的盐酸与等体积0.4 mol/L 的 NaOH溶液混合后，溶液的pH值等于多少？
据题意可知酸过量，计算过量的c(H＋)：
c(H＋)＝ mol/L＝0.1mol/L
0.1×0.6－0.1×0.4
0.2
pH＝－lgc(H＋)＝－ lg(0.1)＝1
(5)混合溶液(强酸与强碱混合)
关键：酸过量抓住c(H＋)进行计算！
两溶液等体积混合（25 ℃） 稀释后所得溶液的pH
甲溶液 乙溶液
pH=3的HCl pH=5的HCl
pH=2的HCl pH=5的HCl
pH=9的NaOH pH=11的NaOH
pH=9的NaOH pH=12的NaOH
pH=4的HCl pH=10的NaOH
pH=3的HCl pH=9的NaOH
pH=5的HCl pH=11的NaOH
3.3
2.3
10.7
11.7
7
3.3
10.7
练习
大本P45
溶液的稀释：
1.强酸的稀释
例1：取1mL pH＝3的硫酸溶液加水稀释到100mL，pH？
加水稀释到103mL，pH？
加水稀释到105mL，pH？
5
6
接近7
当pH接近6时，再加水稀释，
由水电离产生的H+不能再忽略。
溶液的稀释：
2.强碱的稀释
例2：取1mLpH＝11的NaOH溶液加水稀释到100mL，pH？
加水稀释到103mL，pH？
加水稀释到105mL，pH？
9
8
接近7
当pH接近8时，再加水稀释，
由水电离产生的OH-不能再忽略。
3.弱酸的稀释
例3：将pH＝2的醋酸稀释10倍后，pH？
⑴ pH＝a的弱酸稀释10n倍后，pH增
大量小于n，即a＜pH＜a＋n
⑵ pH相同的两种酸稀释相同倍数后，
谁的酸性强谁的pH变化大。
⑶ 稀释到相同pH时，稀释的倍数：
醋酸＞盐酸
稀释102倍后，pH？
＜3
＜4
盐酸
醋酸
V水
3
2
pH
10倍
4.弱碱的稀释
例4：将pH＝12的氨水稀释10倍后，pH？
⑴ pH＝b的弱碱稀释10n倍后，pH减
小量小于n，即b－n＜pH＜b
⑵ pH相同的两种碱稀释相同倍数后，
谁的碱性强谁的pH变化大。
⑶ 稀释到相同pH时,稀释的倍数：
氨水＞NaOH
稀释102倍后，pH？
>11
>10
NaOH溶液
氨水
V水
12
11
pH
10倍
25℃时,某强酸溶液pH=a,某强碱溶液pH=b,若等体积混合后.
⑴溶液显中性,a+b满足的关系:___________
⑵溶液显酸性,a+b满足的关系:___________
⑶溶液显碱性,a+b满足的关系:___________
a+b=14
a+b＜14
a+b＞14
酸(pH＝a) 碱(pH＝b)
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释10n倍 pHb－n pH＝b－n
无限稀释 pH趋向于7
大本P46
D
大本P46
Kw＝10－6.5×10－6.5＝10－13
＝c(H＋)水
↓
B
1×10－3mol·L－1
3
盐酸
醋酸
b点离子浓度大
相等
盐酸＜醋酸
起始浓度
(H+和分子)
A
大本P47
当堂检测3 6min
B
正向
B
C
①
②③④
①②
①③④
酸溶液中的c(H＋)等于碱溶液中的c(OH－)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离
溶液的酸碱性与pH
学习目标 1min
1．认识水的电离，了解水的离子积常数
2．认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法
3．能进行溶液pH的简单计算，能调控溶液的酸碱性。
自学指导 6min
阅读课本第61-64页，完成课堂新坐标第43-44页
B
大本P43
自学检测 3min
升高温度，水的平衡常数增大。
D
＜
中性
n(H＋)＝n(OH－)
0.001×50mL ＝0.01×5mL
大本P44
c(H＋)＝0.001 mol·L－1
c(OH-)＝0.01 mol·L－1
不一定，pH值与温度有关，
100 ℃时蒸馏水的pH＝6呈中性；pH＝7的溶液呈碱性。
9
回顾旧知
部分电离的电解质叫弱电解质。
电解质溶液中的溶剂水以何形式存在呢？
思考一下
电离特点：可逆的，存在电离平衡
分子？
离子？
两者都有？
1
什么是弱电解质？
2
弱电解质的电离有什么特点？
教师点拨 20min
精确的纯水导电性实验
灵敏电流计
灯泡
观察现象：
(1)灵敏电流表指针_______，
(2)灯泡_______。
转动
不亮
结论：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。
纯水
活动与探究
1
水的电离平衡
H+为裸露的质子，不稳定，容易与水结合形成H3O+(水合氢离子)
水的电离
c(H+) · c(OH-)
c(H2O) ·
K电离 =
Kw
水的离子积
K电离 =
c(H+) · c(OH- )
c(H2O)
c(H2O) =
1 L
1000 g
18 g·mol-1
= 55.6mol/L
室温下1L(55.6mol ) H2O中有1×10-7mol H2O电离，因此c(H2O)＝55.6mol/L可视为常数。
水的离子积常数Kw
2
Kw =
室温下(25℃)
= 1×10-7× 1×10-7 = 1×10-14
c(H+) · c(OH-)
水的离子积常数Kw
2
(1)定义：
在一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-的浓度之积是一个常数，记作KW，叫做水的离子积常数，简称水的离子积。KW可由实验测得，也可以通过理论计算求得。
(2)表达式： KW=c(H+)·c(OH-)
在25 ℃室温下，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝1×10-7mol·L－1， KW=1.0×10-14
Kw不仅适用于纯水中，也适用于稀的电解质溶液中。
分析表格中的数据，有何规律，得出什么结论？并解释。
不同温度下水的离子积常数
温度(℃) 0 10 20 25 40 50 90 100
Kw/10-14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
(1) Kw只受温度影响。温度升高，水的离子积增大。
(2) 25℃时，Kw = 1.0×10-14
100℃时，Kw = 55×10-14 ≈ 1.0×10-12
影响水的电离平衡的因素
3
△H > 0
(1) 温度：水的电离是吸热过程，升高温度，促进水电离。故升高温度，KW增大。
改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(OH-) C(H+)与C(OH-)浓度大小关系 Kw
升温
正向
增大
增大
增大
c(H+)=c(OH-)
(2)加入酸/碱溶液或活泼金属：
改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(OH-) C(H+)与C(OH-)浓度大小关系 Kw
加盐酸/醋酸
加NaOH /NH3·H2O
加活泼金属
c(H+)
c(H+)
正向
逆向
增大
增大
增大
减小
减小
减小
不变
不变
不变
(3)KW不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
即在电解质水溶液中 也成立。
(1)任何水溶液都同时存在H+和OH-。Kw表达式中，c(H＋)和c(OH-)均表示整个溶液中H＋和OH-的浓度，而不单指水产生的。
(2)在电解质水溶液中，c(H+)与c(OH-)不一定相等，但由水电离产生的c(H+)与c(OH-)一定相等。
水的离子积KW应用时注意事项
4
右
增大
增大
增大
左
增大
减小
不变
左
减小
增大
不变
c(H＋)、c(OH－)不一定都是水电离出来的。
在酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)与c(OH－)相等。
(1)常温下，浓度为1×10－5mol/L的盐酸溶液中，由水电离产生的c(H＋)是多少？
2.溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法
在酸溶液中，c(H+)来自于酸电离和水电离，且c(H+)酸 c(H+)水 ，因此，可近似认为c(H+)来自于酸电离，而忽略水电离的H+。c(OH-)来自于水的电离，且电离程度很小。
KW=c(H+)酸·c(OH-)水
c(H+)水=c(OH-)水=
KW
c(H+)酸
1×10－14
1×10－5
= =1×10－9mol/L
【练】常温下，浓度为1×10－5 mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的c(OH－)是多少？
1×10－9mol/L
在常温下，由水电离产生的c(H+) =1×10-9 mol/L的溶液，则溶液的酸碱性如何？
可能是酸性pH=5也可能是碱性pH=9
D
大本P45
当堂检测1 5min
温度升高，Kw变大，促进水的电离，
c(H＋)和c(OH－)同时增大且相等，pH变小，呈中性。
A
水的电离是吸热过程，温度低时，
电离程度小，c(H＋)、c(OH－)小
升高温度至100 ℃
10－8 mol·L－1
10－8 mol·L－1
(1)曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都 ，
即c(H＋)·c(OH－) ，温度 。
(2)曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw ，温度 。
水的电离平衡曲线的理解与识别
相同
相同
相同
(3)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变 ；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变 。
不同
不同
酸碱性
温度
KW的应用
5
e
加酸
加碱
升温
溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)的关系
溶液酸碱性 c(H+)与c(OH－)关系 c(H+)/mol·L－1范围
(25℃)
中性
酸性
碱性
= 1×10－7
> 1×10－7
< 1×10－7
c(H+) = c(OH－)
c(H+) > c(OH－)
c(H+) < c(OH－)
二、溶液的酸碱性与pH
溶液酸碱性 c(H+)与c(OH－)关系 c(H+)/mol·L－1范围
(100℃)
中性
酸性
碱性
= 1×10－6
> 1×10－6
< 1×10－6
c(H+) = c(OH－)
c(H+) > c(OH－)
c(H+) < c(OH－)
①某溶液中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，该溶液一定呈酸性吗？如何判断溶液的酸碱性？
不一定，pH与温度有关，常温下呈酸性，100℃呈中性。
②在初中化学中我们用pH表示溶液的酸碱度，那么pH与c(H＋)有什么关系呢？
(1)任何水溶液中都有H＋和OH－。
(2)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。
任意温度下，溶液酸碱性的判断依据：
若c(H+)= c(OH-)，中性
若c(H+)> c(OH-)，酸性，c(H+)越大，酸性越强
若c(H+)< c(OH-)，碱性，c(OH-)越大，碱性越强
pH表示溶液酸碱性
2
(1)pH定义：c(H＋)的负对数
(2)计算公式：pH＝－lg c(H＋)
c(H＋) =10-pH
例：c(H＋)=1×10-7 mol/L 的中性溶液，pH= －lg10-7 = 7
c(H＋)=1×10-5 mol/L 的酸性溶液，pH= －lg10-5 = 5
c(H＋)=1×10-9 mol/L 的中性溶液，pH= －lg10-7 = 9
用pH值表示c(H+)或c(OH-)<1 mol/L的稀溶液酸碱性比较方便。
c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸碱性直接用离子浓度表示。pH的范围通常是 0~14。
(1,0)
c(H+)
PH
pH = - lgc(H+)
常温25℃时判据
pH=7，中性
pH＜7，酸性
pH＞7，碱性
0 10 0
1 10-1
2 10-2
3 10-3
4 10-4
5 10-5
6 10-6
7 10-7
8 10-8
9 10-9
10 10-10
11 10-11
12 10-12
13 10-13
14 10-14
c(H+)
酸性增强
碱性增强
pH
中性
pH=0 并非无H+，而是c(H+)=1mol/L
pH=1 c(H+)≠1mol/L，而是等于0.1mol/L
pH测量方法
4
①利用pH试纸测定
使用方法：取一小段pH试纸于干燥洁净的玻璃片(或表面皿)上， 用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，在半分钟内将试纸与标准比色卡对照，读出pH。
类型：
广泛pH试纸(常用)：
精密pH试纸：
pH范围是1~14或0~10，可识别pH差约为1
pH范围较窄，可识别pH差约为0.2~0.3
(1)pH试纸和玻璃棒都不能润湿，否则会将溶液稀释，所测定的pH可能不准确，会使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液无影响。也不能用pH试纸直接蘸取溶液。
测溶液pH时的三注意
(2)若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。
(3)pH试纸不能测c(H＋)或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。
②用pH计测定（准确读数）
pH计，又叫 ，可用来精密测量溶液的pH，其量程为 。
可识别的pH差：0.01。
酸度计
0～14
③酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)
指示剂 变色范围(颜色与pH的关系)
石蕊 <5.0 色 5.0～8.0 色 >8.0 色
酚酞 <8.2 色 8.2～10.0 色 >10.0 色
甲基橙 <3.1 色 3.1～4.4 色 >4.4 色
红
紫
蓝
无
浅红
红
红
橙
黄
溶液pH的测定与计算
试纸呈淡黄色，沸水呈中性。
沸水电离程度增大，溶液中c(H＋)增大，所以pH<7，c(H＋)＝c(OH－)，溶液还呈中性。
大本P45
用水润湿以后再测定溶液的酸碱性时就相当于稀释溶液，酸性溶液稀释后酸性减弱，pH变大；
碱性溶液稀释后碱性减弱，pH变小；
当溶液呈中性时，用水润湿，没有影响，pH不变。
C
pH试纸不能湿润，测量的pH结果不一定偏低，如中性氯化钠溶液的pH不变
当堂检测2 5min
大本P46
错误
该学生测得的pH是稀释后溶液的pH
不一定。
酸性溶液稀释后酸性减弱，pH变大；碱性溶液稀释后碱性减弱，pH变小；中性溶液稀释后没有影响，pH不变。
稀释后，NH3·H2O电离出更多OH－，弥补了因稀释导致的OH－浓度的减小，所以测得NaOH溶液误差较大
用玻璃棒分别蘸取两种溶液滴在两张pH试纸上，与标准比色卡对照，pH较大的是0.01 mol·L－1硫酸溶液
NaOH溶液
能
1
2
3
4
5
6
人体各种体液都有一定的pH，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。
洗发的护发素可以调节头发pH使之达到适宜酸碱度。
环保领域，酸性或碱性的废水处理常利用酸碱中和反应，中和过程中可用pH自动测定仪进行检测和控制。
农业生产中，土壤的pH会影响植物对不同形态养分的吸收及养分的有效性
科学实验和工业生产中，溶液pH的控制会影响实验结果或产品质量、产量等
酸碱中和滴定中，溶液pH的变化可作为判断滴定终点的依据
工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性，人们的生活和健康也与溶液的酸碱性有密切关系。因此，测试和调控溶液的pH，对工农业生产、科学研究，以及日常生活和医疗保健等都具有重要意义。
pH的应用
5
土壤PH和土壤有效养分含量的关系
（色带宽窄表示有效养分含量）
表3-2 一些重要作物最适宜生长的土壤pH范围
【思考】为了保证正常生理活动，人体各种体液的酸碱度都要维持在一定范围。例如，血液的正常pH范围是7.35~7.45。血浆中的H2CO3/HCO3－缓冲体系对稳定体系的酸碱度发挥着重要作用。可用以下平衡表示：
当体系中增加少量强酸时，平衡向正反应方向移动而消耗H＋；当增加少量强碱时，平衡向逆反应方向移动而消耗OH－。因此，可以防止体系的酸碱度出现较大幅度的变化。
pH的相关计算
6
(1)酸溶液
【例】常温下，Kw＝1.0×10－14，计算0.005mol/L H2SO4溶液pH：
c(H＋)＝0.01 mol/L pH＝－lgc(H＋)=2
方法：直接求c(H＋)，再计算pH。
pH＝－lgc(H＋)
弱酸溶液 :
c· Ka
c(H+) =
c(H＋)＝
c(OH－)
KW
pH＝－lgc(H＋)＝14+lgc(OH－)
c(OH－)＝0.01 mol/L c(H＋)＝Kw/0.01＝10－12 mol/L
pH＝－lgc(H＋)=12
弱碱溶液 :
c·Kb
c(OH-) =
(2)碱溶液
【例】常温下，Kw＝1.0×10－14，计算0.005mol/L Ba(OH)2溶液pH：
方法：先求c(OH－)，再求c(H＋)，最后计算pH。
【例】求算25℃时pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合后的pH。
c(H＋) ＝ mol/L
10－3＋10－5
2
pH＝－lgc(H＋)＝－[lg(10－3)－lg2]＝3+ 0.3＝3.3
c(H＋)混＝
(3)混合溶液(强酸与强酸混合)
方法：先求混合后c(H＋)，再求pH。
两强酸等体积混合,若ΔpH≥2时， pH混=pH小+0.3
两强酸等体积混合若 ≥100，c(H+)小的可忽略
相当于将pH小的酸稀释到原体积的2倍
（pH大的酸视为纯水）
【例】求算25℃时pH=10与pH=12的NaOH溶液等体积混合后的pH。
(4)混合溶液(强碱与强碱混合)
方法：先求混合后c(OH－)，再求c(H＋)，最后计算pH。
c(OH－) ＝ mol/L ＝5×10－3 mol/L
10－4 + 10－2
2
c(H＋) ＝ ＝ ＝ 2 ×10－12 mol/L
KW
c(OH－)
10－14
5×10－3
pH＝－lgc(H＋) ＝－ lg(2×10－12)＝11.7
c(OH－)混＝
pH＝－lgc(H＋)
两强碱等体积混合时，若ΔpH≥2，pH混=pH大-0.3
[例]求25℃时pH=4的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合后的pH。
据题意可知碱过量，计算过量的c(OH－)：
c(OH－)＝ mol/L＝5×10－3mol/L
10－2－10－4
2
c(H＋) ＝ ＝ ＝2×10－12 mol/L
KW
c(OH－)
10－14
5×10－3
pH＝－lgc(H＋)＝－ lg(2×10－12)＝11.7
(5)混合溶液(强酸与强碱混合)
关键：碱过量抓住c(OH－)进行计算！
[例] 在25 ℃时，100 mL 0.6 mol/L 的盐酸与等体积0.4 mol/L 的 NaOH溶液混合后，溶液的pH值等于多少？
据题意可知酸过量，计算过量的c(H＋)：
c(H＋)＝ mol/L＝0.1mol/L
0.1×0.6－0.1×0.4
0.2
pH＝－lgc(H＋)＝－ lg(0.1)＝1
(5)混合溶液(强酸与强碱混合)
关键：酸过量抓住c(H＋)进行计算！
两溶液等体积混合（25 ℃） 稀释后所得溶液的pH
甲溶液 乙溶液
pH=3的HCl pH=5的HCl
pH=2的HCl pH=5的HCl
pH=9的NaOH pH=11的NaOH
pH=9的NaOH pH=12的NaOH
pH=4的HCl pH=10的NaOH
pH=3的HCl pH=9的NaOH
pH=5的HCl pH=11的NaOH
3.3
2.3
10.7
11.7
7
3.3
10.7
练习
大本P45
溶液的稀释：
1.强酸的稀释
例1：取1mL pH＝3的硫酸溶液加水稀释到100mL，pH？
加水稀释到103mL，pH？
加水稀释到105mL，pH？
5
6
接近7
当pH接近6时，再加水稀释，
由水电离产生的H+不能再忽略。
溶液的稀释：
2.强碱的稀释
例2：取1mLpH＝11的NaOH溶液加水稀释到100mL，pH？
加水稀释到103mL，pH？
加水稀释到105mL，pH？
9
8
接近7
当pH接近8时，再加水稀释，
由水电离产生的OH-不能再忽略。
3.弱酸的稀释
例3：将pH＝2的醋酸稀释10倍后，pH？
⑴ pH＝a的弱酸稀释10n倍后，pH增
大量小于n，即a＜pH＜a＋n
⑵ pH相同的两种酸稀释相同倍数后，
谁的酸性强谁的pH变化大。
⑶ 稀释到相同pH时，稀释的倍数：
醋酸＞盐酸
稀释102倍后，pH？
＜3
＜4
盐酸
醋酸
V水
3
2
pH
10倍
4.弱碱的稀释
例4：将pH＝12的氨水稀释10倍后，pH？
⑴ pH＝b的弱碱稀释10n倍后，pH减
小量小于n，即b－n＜pH＜b
⑵ pH相同的两种碱稀释相同倍数后，
谁的碱性强谁的pH变化大。
⑶ 稀释到相同pH时,稀释的倍数：
氨水＞NaOH
稀释102倍后，pH？
>11
>10
NaOH溶液
氨水
V水
12
11
pH
10倍
25℃时,某强酸溶液pH=a,某强碱溶液pH=b,若等体积混合后.
⑴溶液显中性,a+b满足的关系:___________
⑵溶液显酸性,a+b满足的关系:___________
⑶溶液显碱性,a+b满足的关系:___________
a+b=14
a+b＜14
a+b＞14
酸(pH＝a) 碱(pH＝b)
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释10n倍 pH
无限稀释 pH趋向于7
大本P46
D
大本P46
Kw＝10－6.5×10－6.5＝10－13
＝c(H＋)水
↓
B
1×10－3mol·L－1
3
盐酸
醋酸
b点离子浓度大
相等
盐酸＜醋酸
起始浓度
(H+和分子)
A
大本P47
当堂检测3 6min
B
正向
B
C
①
②③④
①②
①③④
酸溶液中的c(H＋)等于碱溶液中的c(OH－)