新授课
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第5课时 溶液的酸碱性和pH
【学习目标】
1.从本质上认识溶液的酸碱性,知道pH的定义。 2.能进行溶液pH的简单计算。
【学习活动】
学习任务
目标一：从本质上认识溶液的酸碱性,知道pH的定义。 任务1：KW适用于一定温度下任何稀的电解质溶液。常温下,任何稀的水溶液中，KW=c(H+)·c(OH－)=1×10－14。利用水的离子积可以计算溶液中的H＋或OH－浓度。下表列出了室温下一些溶液的c(H＋)或c(OH－)，计算空缺数据并思考问题。 物质c/(mol/L)c(H＋)/(mol/L)c(OH－)/(mol/L)c(H＋)与c(OH－)的大小比较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）由表中数据你能找出什么规律 参考答案：根据表中数据可以看出在酸性溶液中也存在着OH-，只是H+的浓度比OH-的浓度大;在碱性溶液中也存在着H+，只是OH-的浓度比H+的浓度大。 （2）水溶液的酸碱性与c(H＋)和c(OH－)的相对大小有什么关系？ 参考答案：溶液的酸碱性指的是溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小。 c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H+)越大酸性越强； c(H＋)=c(OH－)，溶液呈中性； c(H＋)c(OH－)，c(H＋)>10－7mol·L－1，pH<7； 碱性溶液——c(H＋)7。 【知识小结】 1.溶液酸碱性的判断 溶液性质c(H＋)与c(OH－)的大小关系c(H＋)/(mol·L－1)pH(25 ℃)任意温度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碱性c(H＋)7
2.室温(25 ℃)下，水溶液的pH、c(H＋)与酸碱度的关系： （4）某溶液的pH＝6，则该溶液一定显酸性吗？同样，某溶液的pH＝7，则该溶液一定显中性吗？ 参考答案：pH＝6的溶液不一定显酸性，如某温度时蒸馏水的pH＝6，但呈中性；pH＝7的溶液不一定显中性，如100 ℃时，pH＝7的溶液呈碱性。 任务2：溶液的pH可用酸碱指示剂、pH试纸等来测定；精确地测定溶液的pH，则需要使用酸度计。某同学正在使用pH试纸测量某溶液的pH。他遇到了一些问题。 （1）pH试纸使用前能否用蒸馏水润湿？若用润湿的pH试纸测量溶液的pH对结果有何影响？ 参考答案：使用pH试纸不能用蒸馏水润湿，润湿后相当于稀释了溶液。若是酸性溶液，则润湿后测得pH偏大；若为碱性溶液，则润湿后测得pH偏小；若为中性溶液，则无影响。 （2）用pH试纸测得某硫酸溶液的pH为4.2，他的结论正确吗？为什么？ 参考答案：不正确。常用pH试纸为广泛pH试纸，用于测定pH时，得到的是估量值而非确切值，只能读取整数值。 【知识拓展】 （3）常用的酸碱指示剂有哪些？如何通过它们的颜色变化来判断溶液的酸碱性。 指示剂变色范围(颜色与pH的关系)石蕊<5.0红色5.0～8.0紫色>8.0蓝色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色甲基橙<3.1红色3.1～4.4橙色>4.4黄色
目标二：能进行溶液pH的简单计算。 任务：1．①室温下，将pH＝5的盐酸稀释到体积为原来的100倍所得的溶液是否呈中性？ ②室温下，由水电离出的c(H＋)＝10－10mol/L，该溶液呈什么性？ ③某溶液中c(H＋)＝10－6mol/L，该溶液一定呈酸性吗？某溶液的pH＝7，该溶液一定呈中性吗？ 参考答案：①室温下，将酸溶液无限稀释，其pH无限接近7但不会等于7，溶液呈酸性。 ②可能呈酸性也可能呈碱性。 ③因为温度不确定，故不能确定溶液的酸碱性。 2. ①25 ℃时，pH＝3.5的溶液中，c(H＋)、c(OH－)分别是多少？ 参考答案：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 ℃时，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？ 参考答案：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，则c(H＋)＝＝1×10－9 mol·L－1，则pH＝9。 3．25 ℃时，pH＝13的NaOH溶液与pH＝11的Ba(OH)2溶液等体积混合，混合溶液的pH计算过程如下： 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 该计算过程正确吗？ 参考答案：不正确。强碱混合求pH时，应先计算溶液中的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 ℃时，将0.1 mol·L－1NaOH溶液与0.04 mol·L－1 H2SO4溶液等体积混合，该混合溶液的pH是多少？ 参考答案：酸碱溶液混合求pH时，应先确定酸碱反应之后酸剩余还是碱剩余。 NaOH过量反应后有剩余， c(OH－)＝＝0.01 mol·L－1，故pH＝12。 c(H＋)＝＝1×10－12 mol·L－1，则pH＝12。 ②已知某温度下纯水的pH＝6。该温度下，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2 L混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和)，所得混合溶液的pH＝2，求V1∶V2的值。 参考答案：该温度下，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－12 。 反应后酸剩余，则c(H＋)＝＝10－2 mol·L－1，解得：V1∶V2＝9∶11。 【方法导引】 1．溶液pH计算的基本流程 2．pH的类型 (1)单一溶液 ①强酸：c(H＋)―→pH＝－lgc(H＋)。 ②强碱：c(OH－)―→c(H＋) ―→pH。 (2)强酸、强碱的稀释 ①强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n，无限稀释，pH约等于7。 ②强碱pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n，无限稀释，pH约等于7。 (3)强酸、强碱混合后溶液pH的计算 溶液类型相关计算两种强酸混合 c(H＋)＝ pH两种强碱混合 c(OH－)＝ c(H＋)＝ pH酸 碱 混 合恰好完全反应呈中性pH＝7酸过量c(H＋)＝ pH碱过量c(OH－)＝ c(H＋)＝ pH
【学习总结】
回顾本课所学，画出思维导图
2新授课
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第5课时 溶液的酸碱性和pH
【学习目标】
1.从本质上认识溶液的酸碱性,知道pH的定义。 2.能进行溶液pH的简单计算。
【学习活动】
学习任务
目标一：从本质上认识溶液的酸碱性,知道pH的定义。 任务1：KW适用于一定温度下任何稀的电解质溶液。常温下,任何稀的水溶液中，KW=c(H+)·c(OH－)=1×10－14。利用水的离子积可以计算溶液中的H＋或OH－浓度。下表列出了室温下一些溶液的c(H＋)或c(OH－)，计算空缺数据并思考问题。 物质c/(mol/L)c(H＋)/(mol/L)c(OH－)/(mol/L)c(H＋)与c(OH－)的大小比较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）由表中数据你能找出什么规律 （2）水溶液的酸碱性与c(H＋)和c(OH－)的相对大小有什么关系？ （3）在实际应用中，人们常用pH来表示溶液的酸碱度，pH=－lgc(H＋)。室温下纯水的pH为多少？酸性溶液、碱性溶液的pH的范围分别是多少？ 【知识小结】 1.溶液酸碱性的判断 溶液性质c(H＋)与c(OH－)的大小关系c(H＋)/(mol·L－1)pH(25 ℃)任意温度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碱性c(H＋)7
2.室温(25 ℃)下，水溶液的pH、c(H＋)与酸碱度的关系： （4）某溶液的pH＝6，则该溶液一定显酸性吗？同样，某溶液的pH＝7，则该溶液一定显中性吗？ 任务2：溶液的pH可用酸碱指示剂、pH试纸等来测定；精确地测定溶液的pH，则需要使用酸度计。某同学正在使用pH试纸测量某溶液的pH。他遇到了一些问题。 （1）pH试纸使用前能否用蒸馏水润湿？若用润湿的pH试纸测量溶液的pH对结果有何影响？ （2）用pH试纸测得某硫酸溶液的pH为4.2，他的结论正确吗？为什么？ 【知识拓展】 （3）常用的酸碱指示剂有哪些？如何通过它们的颜色变化来判断溶液的酸碱性。
目标二：能进行溶液pH的简单计算。 任务：1．①室温下，将pH＝5的盐酸稀释到体积为原来的100倍所得的溶液是否呈中性？ ②室温下，由水电离出的c(H＋)＝10－10mol/L，该溶液呈什么性？ ③某溶液中c(H＋)＝10－6mol/L，该溶液一定呈酸性吗？某溶液的pH＝7，该溶液一定呈中性吗？ 2. ①25 ℃时，pH＝3.5的溶液中，c(H＋)、c(OH－)分别是多少？ ②25 ℃时，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 ℃时，pH＝13的NaOH溶液与pH＝11的Ba(OH)2溶液等体积混合，混合溶液的pH计算过程如下： 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 该计算过程正确吗？ 4．①25 ℃时，将0.1 mol·L－1NaOH溶液与0.04 mol·L－1 H2SO4溶液等体积混合，该混合溶液的pH是多少？ ②已知某温度下纯水的pH＝6。该温度下，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2 L混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和)，所得混合溶液的pH＝2，求V1∶V2的值。 【方法导引】 1．溶液pH计算的基本流程 2．pH的类型 (1)单一溶液 ①强酸：c(H＋)―→pH＝－lgc(H＋)。 ②强碱：c(OH－)―→c(H＋) ―→pH。 (2)强酸、强碱的稀释 ①强酸pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n，无限稀释，pH约等于7。 ②强碱pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n，无限稀释，pH约等于7。 (3)强酸、强碱混合后溶液pH的计算 溶液类型相关计算两种强酸混合 c(H＋)＝ pH两种强碱混合 c(OH－)＝ c(H＋)＝ pH酸 碱 混 合恰好完全反应呈中性pH＝7酸过量c(H＋)＝ pH碱过量c(OH－)＝ c(H＋)＝ pH
【学习总结】
回顾本课所学，画出思维导图
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