3.2 第1课时 溶液酸碱性的判断及pH 学案 （含答案）2023-2024学年高二化学苏教版（2020）选择性必修第一册

3.2 第1课时　溶液酸碱性的判断及pH
【学习目标】
1.认识水的电离存在电离平衡,了解水的电离平衡的影响因素,知道水的离子积常数,会分析水的电离平衡移动,建立变化观念与平衡思想。
2.认识溶液酸碱性与pH的关系,建立溶液酸碱性判断的思维模型。
3.能进行溶液pH的简单计算,建立证据推理与模型认知意识。
4.掌握测定溶液pH的方法,培养科学探究精神。
【合作探究】
任务　溶液的酸碱性与pH
【学习情境】
水培花卉,上面花香满室,下面鱼儿畅游,人们不仅可以欣赏花的地面部分的正常生长,还可以通过瓶体看到植物世界独具观赏价值的根系生长过程。水中根系错综复杂,鱼儿悠闲游畅的独特韵味,其景美不胜收……各种花卉的生长都需要酸碱性适宜的环境,营养液的酸碱度直接影响营养液中养分存在的状态、转化和有效性。pH大于或小于适宜的界限,花卉便不能吸收所需养分,造成营养缺乏,生长不良,甚至死亡。所以营养液中酸碱度(pH)的调整是非常重要的。你会测定营养液的pH吗
【新知生成】
1.溶液酸碱性的判断标准
c(H+)与　　　　的相对大小。
2.水溶液的pH
(1)pH的定义公式:pH=　　　　。
(2)测定方法
①酸碱指示剂
②pH试纸
③pH计
【答案】1.c(OH-)　2.(1)-lg c(H+)
【核心突破】
典例1　判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)如果c(H+)≠c(OH-),则溶液一定呈酸性或碱性。 (　　)
(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)在任何条件下,纯水都呈中性。 (　　)
(6)25 ℃时,纯水和烧碱溶液中水的离子积常数不相等。 (　　)
(7)在100 ℃时,纯水的pH>7。 (　　)
(8)如果越大,则酸性越强。 (　　)
(9)升高温度,水的电离程度增大,酸性增强。 (　　)
(10)25 ℃时,0.01 mol·L-1 KOH溶液的pH=12。 (　　)
【答案】(1)√　(2)√　(3)×　(4)×　(5)√　(6)×　(7)×　(8)√　(9)×　(10)√
归纳总结：
溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 25℃时的pH
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) <7
中性溶液 c(H+)=c(OH-) =7
碱性溶液 c(H+)7
训练1　下列说法正确的是(　　)
A.在任何条件下,纯水的pH=7
B.pH=6的溶液一定显酸性
C.c(OH-)=1×10-6 mol·L-1的溶液一定显酸性
D.c(H+)【解析】A项,常温下,纯水中氢离子浓度等于10-7 mol·L-1,溶液的pH=-lgc(H+),升高温度,水的电离程度增大,水中氢离子浓度大于10-7 mol·L-1,则水的pH<7,错误;B项,当加热至100℃,水的电离程度增大,纯水中氢离子浓度为10-6mol·L-1,pH=6的纯水呈中性,所以温度未知时不能根据pH大小判断溶液的酸碱性,错误;C项,加热至100 ℃时纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol·L-1,溶液显中性,错误;D项,溶液的酸碱性与溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小有关,当c(H+)【答案】D
典例2　现有pH=12的NaOH溶液100 mL,要使它的pH降为11(不考虑体积变化)。
(1)若加入蒸馏水,应加　　　　mL。
(2)若加入pH为10的NaOH溶液,应加　　　　mL。
【解析】(1)100 mL的NaOH溶液pH由12降到11,溶液应稀释到1000 mL,故加水900 mL。(2)设加入pH为10的NaOH溶液的体积为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
归纳总结：溶液pH的计算
(1)强酸溶液:c酸c(H+)pH。
(2)强碱溶液:c碱c(OH-)c(H+)pH。
(3)强酸、强碱溶液的混合
①强酸与强碱恰好完全反应:溶液呈中性,常温时pH=7。
②酸过量:
c(H+)混合=
pH。
③碱过量:
c(OH-)混合=pH。
典例3　常温下,关于溶液的稀释下列说法正确的是(　　)
A.pH=3的醋酸溶液稀释100倍,pH=5
B.pH=4的H2SO4溶液加水稀释100倍,溶液中由水电离产生的c(H+)=1×10-6 mol·L-1
C.将1 L 0.1 mol·L-1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L,pH=13
D.pH=8的NaOH溶液稀释100倍,其pH=6
【解析】A项,pH=3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动,稀释100倍时,3【答案】C
归纳总结：溶液稀释后的pH变化规律
(1)酸碱溶液无限稀释
常温下,pH只能无限接近于7,酸溶液pH不可能大于7,碱溶液pH不可能小于7。
(2)对于pH=a的强酸和弱酸溶液稀释
常温下,每稀释到原溶液体积的10n倍,强酸的pH就增大n个单位,即pH=a+n(a+n<7),弱酸的pH范围:a(3)对于pH=b的强碱和弱碱溶液稀释
常温下,每稀释到原溶液体积的10n倍,强碱的pH减小n个单位,即pH=b-n(b-n>7),弱碱的pH范围:b-n(b-n>7)(4)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数
强酸pH变化程度比弱酸大(强碱和弱碱类似)。
弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化,又有电离平衡的移动,不能求得具体数值,只能确定其pH范围。物质的量浓度相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化如图所示。
训练2　下列图示与对应的叙述正确的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　　　　　
甲 乙
丙 丁
　　A.图甲表示向pH、体积均相同的HCl、CH3COOH溶液中分别加入过量锌粉,产生的H2体积随时间的变化,其中曲线a表示HCl溶液
B.图乙表示相同温度下,pH=3的HF和CH3COOH溶液分别加水稀释时pH的变化曲线,说明加水稀释前HF的电离程度大于CH3COOH的电离程度
C.图丙表示25℃时,分别加水稀释体积均为100 mL、pH=2的CH3COOH溶液和HX溶液,则25℃时HX的电离平衡常数大于CH3COOH的电离平衡常数
D.图丁表示pH相同的NaOH溶液与氨水稀释过程pH的变化,曲线b对应氨水
【解析】CH3COOH是弱酸,在溶液中只有一部分电离,当与盐酸等pH时,CH3COOH的浓度远大于盐酸,当加入过量的锌粉时,CH3COOH产生的H2的体积大,且速率快,故曲线a表示CH3COOH溶液,A项错误;相同温度下pH=3的HF和CH3COOH溶液分别加水稀释时,HF的pH变化大,则酸性更强,说明加水稀释前的电离程度更大,B项正确;加水稀释时,酸性强的溶液pH变化大,所以HX的酸性更弱,C项错误;NaOH与氨水稀释相同倍数时,由于氨水存在电离平衡NH3·H2ON+OH-,稀释时平衡正向移动,OH-浓度变化比NaOH小,所以曲线a对应氨水,D错误。
【答案】B
课堂小结
【随堂检测】
1.纯水在25 ℃和80 ℃时,pH的大小关系及酸碱性分别是(　　)
A.pH25 ℃>pH80 ℃,80 ℃时呈弱酸性
B.pH25 ℃>pH80 ℃,都呈中性
C.pH25 ℃D.pH25 ℃【解析】Kw随温度升高而增大,纯水中c(H+)也随温度升高而增大,pH随温度升高而减小,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.由等物质的量的强酸、强碱反应得到的溶液
D.非电解质溶于水得到的溶液
【解析】溶液呈中性的标志是c(H+)=c(OH-)。溶液pH=7时,只说明c(H+)=10-7 mol·L-1,当温度升高时,中性溶液中的c(H+)>10-7 mol·L-1,即pH<7;等物质的量的强酸与强碱,由于它们所含的H+和OH-的物质的量未知,因此无法判断它们混合后溶液的酸碱性。若n(H+)>n(OH-),则H+过量,溶液呈酸性;非电解质只是它本身不能直接电离产生离子,当它溶于水时可能与水反应生成能电离的物质,使溶液呈酸性或碱性,如SO2溶于水生成H2SO3,溶液呈酸性,NH3溶于水生成NH3·H2O,溶液呈碱性。
【答案】B
3.常温下,现有10 mL pH=5的CH3COOH溶液,要使其pH增大3,可采取的方法有(　　)
A.向溶液中加水稀释至10L
B.加入一定量的NaOH固体
C.加入一定量pH=8的NaOH溶液
D.加入一定浓度的盐酸
【解析】pH=5,增加3得pH=8,说明溶液呈碱性,酸溶液无论如何稀释也不会呈碱性;因加入的NaOH溶液的pH=8,故酸碱无论怎样中和,pH也只能接近8,不会出现pH=8;因盐酸呈酸性,故无法实现。
【答案】B
4.计算室温下,下列溶液混合后的pH(计算时忽略溶液体积变化)。
(1)pH=2和pH=4的盐酸,等体积混合后溶液的pH=　　　　　　。
(2)将200 mL 5×10-3 mol·L-1 NaOH溶液与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的盐酸,若等体积混合后,溶液的pH=　　　　　　;若按9∶11的体积比混合后,溶液的pH=　　　　;若按11∶9的体积比混合后,溶液的pH=　　　　　　。
【答案】(1)2+lg 2(或2.3)　(2)12　(3)7　3　11
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