人教版高中化学选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡第二节水的电离和溶液的pH第2课时溶液的酸碱性与pH课件(共68张PPT)

(共68张PPT)
第三章　水溶液中的离子反应与平衡
第二节　水的电离和溶液的pH
第2课时　溶液的酸碱性与pH
一、溶液的酸碱性与pH
H＋　
OH－　
（3）25 ℃时，溶液的酸碱性与溶液中c（H＋）、c（OH－）的关系
c（H＋）与c（OH－）的关系 c（H＋）的范围（室温下）
酸性溶液 c（H＋） c（OH－）
中性溶液 c（H＋） c（OH－）
碱性溶液 c（H＋） c（OH－）
＞　
＞　
＝　
＝　
＜　
＜　
2. 溶液的酸碱性与pH
（1）pH
（2）溶液的酸碱性与pH的关系（常温下）
（3）溶液酸碱性的测定方法
①酸碱指示剂法
指示剂 pH变色范围 酸色 中间色 碱色
甲基橙 色
pH＜3.1 橙色 色
pH＞4.4
石蕊 色
pH＜5.0 紫色 色
pH＞8.0
酚酞 无色
pH＜8.2 浅红色 色
pH＞10.0
3.1～4.4
红　
黄　
5.0～8.0
红　
蓝　
8.2～10.0
红　
玻璃片或表面皿上　
标准比色卡　
【特别提醒】
（1）pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常温下pH＝7的溶液才呈中性，当在100 ℃ 时，水的离子积常数为1×10－12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH＞6时为碱性溶 液，pH＜6时为酸性溶液。
（2）使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。若先用蒸 馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测 液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
（4）pH的应用
①在医学上，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。
②在日常生活中，人们洗发时用的护发素具有调节头发pH使之达到适宜的酸碱度的 功能。
③在环保领域，酸性或碱性废水的处理常常利用中和反应。
④在农业生产中，调节土壤的pH，使土壤更适宜农作物生长。
⑤在科学实验和工业生产中，溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量 的一个重要因素。
√
×
×
×
×
B. 25 ℃时，使石蕊试液呈紫色的溶液
C. pH＝7的溶液
D. 酸与碱恰好完全反应生成的溶液
A
A. 测得某浓度的NaClO溶液的pH为10
B. 常温下用广泛pH试纸测得NH4Cl溶液pH约为4.1
C. 用湿润的pH试纸测pH相同的盐酸和CH3COOH溶液的pH，误差较大的是盐酸
D. 在试管内放入少量溶液并煮沸，把pH试纸放在试管口观察其颜色并与标准比色卡 比较
C
解析：NaClO溶液具有漂白性，会将pH试纸漂白，故不能用pH试纸测定其pH，故A 错误；广泛pH试纸测定的溶液的pH的数值为整数，故B错误；稀释时，醋酸还会继续 电离出氢离子，故稀释pH相同的盐酸和醋酸时，醋酸的氢离子浓度变化小，pH变化 小，故用湿润的pH试纸测pH相同的盐酸和醋酸的pH，误差较大的是盐酸，故C正 确；在试管内放入少量溶液并煮沸，把pH试纸放在试管口，无法测定溶液的pH，故 D错误。
A. a＝b
B. 混合溶液的pH＝7
D. 混合溶液中，c（H＋）＋c（B＋）＝c（OH－）＋c（A－）
C
二、pH的计算
（2）混合溶液pH的计算
①强酸溶液与强酸溶液混合
强酸溶液与强酸溶液等体积混合，若pH差值≥2，混合后pH＝pH小＋0.3。
②强碱溶液与强碱溶液混合
强碱溶液与强碱溶液等体积混合，若pH差值≥2，混合后pH＝pH大－0.3。
（3）强酸溶液与强碱溶液混合
常温下，若恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7；
酸过量：
pH＝－lg c混（H＋）；
碱过量：
1. （1）在25 ℃时，有pH为x的盐酸和pH为y的NaOH溶液，取Vx L该盐酸同该NaOH 溶液中和，需Vy L NaOH溶液。回答下列问题：
1　

10x＋y－14　
＞　
（2）25 ℃时，若体积为Va、pH＝a的某一元强酸与体积Vb、pH＝b的某一元强碱混 合，恰好中和，且已知：Va＜Vb和a＝0.5b。请回答下列问题：
③a的取值范围是 。
否　
a＝3时，b＝6，溶液
呈酸性与题意的强碱溶液不符合
否　
a＝5时，b＝10，满
14＞1，从而可推出Va＞Vb与题意Va＜Vb不符合
2. 计算25 ℃时下列溶液的pH。
（1）0.005 mol·L－1的H2SO4溶液的pH＝ 。
解析：（1）c（H2SO4）＝0.005 mol·L－1，c（H＋）＝0.01 mol·L－1，pH＝2。
（2）0.001 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝ 。
2　
11　
（3）将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的 pH≈ （已知：lg 2＝0.3）。
（4）0.015 mol·L－1的硫酸与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH ＝ 。
9.7　
2　
题后归纳
三、溶液稀释和混合pH的变化
1. 酸碱溶液混合后酸碱性的判断规律
（1）等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中 性”。
（2）室温下c酸（H＋）＝c碱（OH－），即pH之和等于14时，一强一弱等体积混合— —“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。
（3）已知强酸和强碱的pH，等体积混合（25 ℃时）：
①pH之和等于14，呈中性；
②pH之和小于14，呈酸性；
③pH之和大于14，呈碱性。
2. 溶液稀释后pH变化规律
（1）酸、碱溶液稀释时pH的计算
溶液 酸（pH＝a） 碱（pH＝b）
弱酸 强酸 弱碱 强碱
稀释10n倍 pH＜a＋n＜7 pH＝a＋n＜7 pH＞b－n＞7 pH＝b－n＞7
无限稀释 此时考虑水的电离，pH只能接近7 （略小于7） 此时考虑水的电离，pH只能接近7 （略大于7）
（2）酸、碱溶液稀释时pH的变化图像
①等体积、等浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，醋酸的 pH 加水稀释到相同的pH， 加入的水多
大　
盐酸　
②相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的 pH 加水稀释到相同的pH， 加入的水多
大　
醋酸　
③pH与稀释倍数的线性关系
HY为 酸，HX为 酸；
a、b两点的溶液中：
c（X－） c（Y－）；
水的电离程度： MOH为 碱，ROH为 碱；
起始时，c（ROH） c（MOH）；
水的电离程度：
强　
弱　
＝　
d＞c＞a＝b　
强　
弱　
＞　
a＞b　
A. 稀释前，两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等
B. 稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强
C. 完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积VX＞VY
D. 若8＜a＜10，则X、Y都是弱碱
D
解析：X、Y溶液的pH随溶液体积变化的程度不同，所以X、Y溶液的碱性强弱程度不 同，稀释前，两种pH相等的碱溶液中，溶质的物质的量浓度一定不相等，故A错误； 稀释相同倍数后，X溶液的pH比Y溶液的小，即X溶液的碱性比Y溶液的碱性弱，故B 错误；X溶液的pH随溶液稀释变化快，所以X的碱性比Y的强，起始时X、Y溶液的pH 相等，则X溶液的溶质浓度小于Y溶液的溶质浓度，完全中和等体积pH＝10的X、Y溶 液时，消耗同浓度盐酸的体积VX＜VY，故C错误；X的碱性比Y的强，若X为强碱， 则a＝8，若8＜a＜10，则X、Y都是弱碱，故D正确。
A. 将1 L 0.1 mol·L－1的Ba（OH）2溶液加水到体积为2 L，pH＝13
A
A. 常温下：Ka（HB）＞Ka（HC）
B. HC的电离度：a点＜b点
D. 恰好中和pH均为2、体积均为V0的三种酸溶液，消耗的NaOH溶液一样多
D
课时作业（十八）　溶液的酸碱性与pH
[对点训练]
题组一　溶液酸碱性的判断
A. 常温下，溶液pH越小，酸性越强，反之，碱性越强
B. pH＜7的溶液，可能呈酸性
C. 当溶液中的c（H＋）或c（OH－）较小时，用pH表示其酸碱性更为方便
D. 把pH试纸直接插入待测溶液中，测其pH
D
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解析：A项，因为pH＝－lg c（H＋），所以pH越小，c（H＋）越大，酸性越强，pH 越大，c（H＋）越小，则c（OH－）越大，碱性越强，正确；B项，在室温下，pH＜ 7的溶液呈酸性，正确；C项，当c（H＋）或c（OH－）小于1 mol·L－1时，使用pH表 示其酸碱性更为方便，正确；D项，用pH试纸测溶液pH时，不能把pH试纸直接插入 待测溶液中测pH，正确的做法为取一小片pH试纸，放在干燥、洁净的表面皿或玻璃 片上，用玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读取数据，错误。
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A. pH＝7的溶液一定呈中性
B. 常温下由水电离的c（OH－）为1×10－8 mol·L－1的溶液一定呈酸性
C. c（H＋）＜c（OH－）的溶液一定呈碱性
D. c（OH－）＝1×10－6 mol·L－1的溶液一定呈碱性
C
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解析：pH＝7的溶液不一定呈中性，如100 ℃时，水的离子积常数约为10－12，pH＝7 时溶液呈碱性，A错误；酸或碱均抑制水的电离，常温下由水电离出来的c（OH－） 为1×10－8 mol·L－1，说明该溶液中水的电离受到抑制，则该溶液可能呈酸性或碱 性，B错误；溶液的酸碱性取决于c（H＋）与c（OH－）的相对大小，c（H＋）＜c （OH－）的溶液一定呈碱性，C正确；c（OH－）＝1×10－6 mol·L－1的溶液不一定呈 碱性，如100 ℃时，水的离子积常数约为10－12，c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－6 mol·L－1的溶液呈中性，D错误。
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D
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题组二　pH计算
A. 0.05 mol/L H2SO4溶液的pH＝1
B. 0.001 mol/L NaOH溶液的pH＝11
C. 0.005 mol/L H2SO4溶液与0.01 mol/L NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为5， 溶液显酸性
D. 完全中和50 mL pH＝3的H2SO4溶液，需要50 mL pH＝11的NaOH溶液
A
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A. 95 ℃纯水的pH＜7，说明加热可导致水呈酸性
B. pH＝3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH＞4
C. pH＝3的醋酸溶液与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝7
D. 0.02 mol/L的盐酸与等体积水混合后pH＝2
D
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题组三　溶液稀释的规律
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
C
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A. HB的酸性强于HA
B. a点溶液的导电性大于b点溶液
C. a点的c平（HA）大于b点的c平（HB）
D. 水的电离程度：a点溶液大于b点溶液
D
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解析：pH相同的酸，稀释相同倍数时，酸性强的酸的pH变化大，酸性较弱的酸的pH 变化小，据此得出酸性：HA＞HB，A错误；在这两种酸溶液中，c（H＋）≈c（A－），c（H＋）≈c（B－），而a点的c（H＋）小于b点的c（H＋），故a点的c（A－）小于
b点的c（B－），即a点的离子浓度小于b点的离子浓度，故a点的导电能力小于b点的
导电能力，B错误；在稀释前两种酸的pH相同，而两种酸的酸性：HA＞HB，故在
稀释前两种酸溶液的浓度：c（HA）＜c（HB），故将溶液稀释相同倍数时，酸的
浓度仍有：c（HA）＜c（HB），故a点的c平（HA）小于b点的c平（HB），C错误；
b点溶液c（H＋）更大，对水的电离抑制更大，则水的电离程度：a点溶液大于b点溶液，D正确。
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[综合强化]
A. 重水和水两种液体，D2O的电离度大于H2O的
B. 中性D2O的pD＜7
C. 1 L含0.01 mol DCl的重水溶液，其pD＝2
D. NH4Cl溶于D2O中生成的一水合氨和水合氢离子的化学式分别为NH3·D2O和HD2O＋
C
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A. 常温时，某物质的溶液中由水电离出的c（H＋）＝1×10－9 mol/L，则该溶液一定 显酸性
B. 某温度时水的离子积常数Kw＝10－13，若将此温度下pH＝11的NaOH溶液a L与pH ＝1的稀硫酸b L混合，若所得混合液pH＝2，则a∶b＝9∶2
C. 一定温度下，pH＝a的氨水，稀释10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1
D. 常温下，同pH的硫酸和醋酸溶液中和同浓度同体积的氢氧化钠溶液，消耗酸的体 积：硫酸＜醋酸
B
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A. 曲线Ⅰ表示NaOH溶液
B. 未稀释前，c（Na＋）＝c（M＋）＞c（MOH）
C. a、c两点溶液的离子总浓度相同
C
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（1）加水稀释过程中，醋酸的电离平衡向 （填“正”或“逆”）方向移动， 原醋酸溶液中水的电离平衡向 （填“正”或“逆”）方向移动。
解析：（1）由弱电解质稀释规律“越稀越电离”可知，加水稀释过程中醋酸电离平 衡正向移动；加水稀释溶液酸性减弱，对水的电离抑制减弱，所以原醋酸溶液中水的 电离平衡正向移动。
（2）a、b、c三点溶液的导电能力强弱关系为 。
解析：（2）电解质溶液导电能力与溶液中离子所带电荷数和离子浓度有关，HCl和 醋酸均是一元酸且a和b点氢离子浓度相等，同时大于c点氢离子浓度，结合电荷守恒 可知a、b、c三点溶液的导电能力强弱关系为a＝b＞c。
正　
正　
a＝b＞c　
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（3）用等浓度的NaOH溶液和a、b处溶液完全反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系 为Va （填“＞”“＜”或“＝”）Vb。
解析：（3）醋酸是弱电解质，不完全电离，a点和b点氢离子浓度相等，但b点醋酸总 浓度大于HCl的，则用等浓度的NaOH溶液和a、b处溶液完全反应，消耗NaOH溶液的 体积大小关系为Va＜Vb。
（4）t ℃，蒸馏水的pH＝6.5，则Kw＝ 。该温度下，将pH＝3的盐酸与pH ＝10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH＝ 。
解析：（4）t ℃，蒸馏水的pH＝6.5，即蒸馏水中氢离子和氢氧根离子浓度均为10－ 6.5 mol/L，则Kw＝10－13；pH＝3的盐酸中氢离子浓度为10－3 mol/L，结合Kw＝10－13 可知，pH＝10的NaOH溶液中氢氧根离子浓度为10－3 mol/L，所以二者等体积混合后 溶液呈中性，即所得溶液的pH＝6.5。
＜　
10－13　
6.5　
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Ⅱ.已知常温下几种酸的电离平衡常数如表所示：
化学式 HClO H2CO3
电离平衡常数 Ka＝4.0×10－8 Ka1＝4.5×10－7，
Ka2＝4.7×10－11
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12. T ℃下的某溶液中，c（H＋）＝10－x mol·L－1，c（OH－）＝10－y mol·L－1，x与 y的关系如图所示。请回答下列问题：
（1）此温度下，水的离子积Kw＝ ，则T （填“＞”“＜”或 “＝”）25。
解析：（1）此温度下，水的离子积Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝10－x·10－y＝10－12·100＝1×10－12＞1×10－14，升温促进水的电离，则T＞25。
1×10－12　
＞　
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（2）在此温度下，向Ba（OH）2溶液中逐滴加入pH＝a的盐酸，测得混合溶液的部 分pH如表所示：
实验序号 Ba（OH）2溶液的体积/mL 盐酸的体积/mL 溶液的pH
① 22.00 0.00 8
② 22.00 18.00 7
③ 22.00 22.00 6
假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则a＝ ，实验②中由水电离产生的c （OH－）＝ mol·L－1。
4　
1×10－7　
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（3）在此温度下，将0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液与0.1 mol·L－1的Ba（OH）2溶液按下 表中甲、乙、丙、丁不同方式混合：
甲 乙 丙 丁
0.1 mol·L－1 Ba（OH）2溶液体积/mL 10 10 10 10
0.1 mol·L－1 NaHSO4溶液体积/mL 5 10 15 20
中　
BaSO4↓＋H2O
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（4）在25 ℃下，将a mol·L－1 NaCN溶液（显碱性）与0.01 mol·L－1盐酸等体积混 合，反应后测得溶液pH＝7，则a （填“＞”“＜”或“＝”）0.01；用含a 的代数式表示HCN的电离常数Ka＝ 。
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（100a－1）×10－7　
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