溶液的酸碱性和PH值教案

1、个性化教案溶液的酸碱性和PH值适用学科高中化学适用年级高中二年级适用区域辽宁等新课标地区课时时长（分钟）课时分钟知识点溶液的酸碱性与c(H)、c(OH-)溶液的酸碱性与PH酸碱中和滴定的原理中和滴定的仪器、试剂及操作酸碱溶液稀释时PH的变化关于溶液PH的计算中和滴定的误差分析溶液的PH、POH教学目标1、了解溶液的酸碱性与pH的关系2、掌握PH值的计算方法3、了解酸碱中和滴定的原理教学重点PH计算、酸碱中和滴定原理教学难点PH计算教学过程一、复习预习回顾水的离子积的表达形式及影响水电离的因素二、知识讲解知识点1溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH）的关系：电解质溶液对水电离平衡的影响溶 液 中c

2、（H+）（mol/L）溶 液 中c（OH）（mol/L）c（H+）与c（OH）比较c（H+）·c（OH）溶液酸碱性纯水=10-7=10-7相 等10-14中性盐酸加HCl，c（H+）增大，平衡左移>10-7<10-7c（H+）>c（OH）10-14酸性氢氧化钠加NaOH，c（OH）增大，平衡左移<10-7>10-7c（H+）<c（OH）10-14碱性中性溶液c（H+）= c（OH）= 1×10-7mol/L酸性溶液c（H+）> c（OH），c（H+）> 1×10-7mol/L碱性溶液c（H+）< c（OH），c

3、（H+）< 1×10-7mol/L注：水中加酸或碱均 抑 制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH）总是相等。任何电解质溶液中，H+与OH总是共存，但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于c（H+）与c（OH）的相对大小。c（H+）与c（OH）此增彼长，且Kw = c（H+）·c（OH）不变。酸性溶液中c（H+）越大，酸性越强，碱性溶液中c（OH）越大，碱性越强。我们经常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=1×10-7 mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用PH来表示溶液酸碱性的强弱。知识点2溶液的PH：

4、（1）定义：PH =-lgc（H+）(2)适应范围：稀溶液，014之间。有关溶液的PH值的几个注意问题：pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，PH=7溶液呈中性；PH值减小，溶液的酸性增强；PH值增大，溶液的碱性增强。pH值范围在0-14之间。PH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)=1mol/L；PH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改变一个单位，C(H+)就改变10倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的1/10；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的10倍。当C(H+)>1mol/L时，PH值为负数，当C(OH-)>1mol/L时，

5、pH>14。对于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用PH值表示反而不方便，所以PH值仅适用于C(H+)或C(OH)小于等于1mol/L的稀溶液。也可用POH来表示溶液的酸碱性，POH=-lgC(OH-)，因为C(H+)·C(OH-)=10-14，若两边均取负对数，得PH+POH=14。可用 PH试纸来测定溶液的PH值。方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在PH试纸上（注意不能将PH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的PH不准确）将PH试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液的PH值（因为时间长

6、了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的PH不准。）知识点3有关溶液PH的计算强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计）（1）酸I+酸II c(H+)= ，当两种pH之差pH2的两强酸等体积混合，混合后的PH=PH小的+0.3 (2)碱I+碱II c(OH- )= 当两种pH之差pH2的两强碱等体积混合，混合后的PH=PH大的0.3（3） 酸I+碱II完全中和：c(H+)= c(OH- )= 1×10-7mol/L酸过量： c(H+)= 碱过量：c(OH- )= 溶液酸碱性PH计算经验规律当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。酸碱等体积混合PH = 2

7、 某酸与PH = 12 某碱混合pH难定PH = 4 某酸与PH = 10 NaOH混合 pH7pH = 4 H2SO4与PH = 10 某碱混合PH70.01mol/L PH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合PH = 7PH减小一个单位，c（H+）扩大为原来的10倍。PH增大2个单位，c（H+）减为原来的1/100稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。知识点4 酸碱稀释强酸 PH=a 加水稀释到10n倍，则PH=a+n弱酸 PH=a

8、加水稀释到10n倍，则PHa+n强碱 PH=b 加水稀释到10n倍，则PH=b+n弱碱 PH=b 加水稀释到10n倍，则PHb+n知识点5 酸碱中和滴定原理：酸碱中和滴定，是用已知物质量浓度的酸（或碱）来测定未知物质物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定 C酸V酸= C碱V碱常见指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围3.14.458810颜色变化红色橙黄橙色红色紫色蓝色无色浅红红色指示剂的选择：酚酞：碱滴定酸时：颜色由无色恰好变为浅红色 甲基橙：酸滴定碱时：颜色由黄恰好变为橙色。一般不选用石蕊。酸碱中和和滴定指示剂的选择之二：为了减小方法误差，使滴定终点和等当点重合，需要选择适当的指示剂。强酸与

9、弱碱相互滴定时，应选用甲基橙。强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞。强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。注意，中和滴定不能用石蕊作指示剂。原因是石蕊的变色范围（pH5.08.0）太宽，到达滴定终点时颜色变化不明显，不易观察。所需要的仪器：酸式滴定管（碱式滴定管）、锥形瓶、移液管、量筒、胶头滴管酸式滴定管只能装酸性或强氧化性的溶液、碱式滴定管只能装碱性溶液实验步骤：1用蒸馏水润洗滴定管后用标准液润洗23次，用蒸馏水润洗锥形瓶 2将标准液装入滴定管中固定在铁架台上，量取一定体积的待测液装入润洗后的 锥形瓶中，滴加合适的指示剂 3 用左右控制滴定管滴入待测液，右手震荡锥形瓶，视线

10、注意锥形瓶内溶液颜色的变化，当颜色能够保持30s不变色时，达到滴定终点，读取滴定管液面高度，计算。注意事项：读数：滴定前俯视或滴定后仰视 （大）未用标准液润洗滴定管 （大）用待测液润洗锥形瓶 （大）滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定后尖嘴气泡消失 （大）不小心将标准液滴在锥形瓶的外面 （大）指示剂（可当作弱酸）用量过多 （小）滴定过程中，锥形瓶振荡太剧烈，有少量液滴溅出 （小）开始时标准液在滴定管刻度线以上，未予调整 （小）碱式滴定管（量待测液用）或移液管内用蒸馏水洗净后直接注入待测液 （小）移液管吸取待测液后，悬空放入锥形瓶，少量待测液洒在外面 （小）滴定到指示剂颜色刚变化，就是到了滴定终点 （小

11、）锥形瓶用蒸馏水冲洗后，不经干燥便直接盛待测溶液 （无）滴定接近终点时，有少量蒸馏水冲洗锥形瓶内壁 （无） 三、例题精析【例题1】求下列溶液的pH：（1）某H2SO4溶液的浓度是0·005mol/L 求此溶液的PH用水稀释到原来体积的100倍再继续稀释至104倍（2）PH=3的盐酸与PH=5的硫酸等体积混合（3）PH=10和PH=12的两种NaOH溶液等体积混合（4）PH=12的NaOH和PH =4的HCl等体积混合【答案】（1） PH=2; PH=4; pH=7 （2）PH=3.3 （3）PH=11.7 （4）PH=11.7【解析】：（1） c（H+）=0·005mol/

12、L×2=0·01 mol/L ， PH=-lg10-2=2 c（H+）=0·01mol/L÷100=10-4 mol/L ， PH=-lg10-4=4 PH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）（2）c（H+）=5×10-4, PH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3·3(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)（3）因为溶液呈碱性c（OH）=5×10-3c（H+）=2×10-12PH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7（4）NaOH中c（OH）=10-

13、2 mol/L HCl中c（H+）=10-4 mol/L二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后c（OH）=5×10-3c（H+）=2×10-12 PH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7【例题2】常温下，下列四种溶液：PH0的盐酸，0.1 mol·L1的盐酸，0.01 mol·L1的NaOH溶液，PH11的NaOH溶液中，由水电离生成的H的物质的量浓度之比为()A1101001 000 B011211C14131211 D141321【答案】 A【解析】 在盐酸中，由水电离产生的c(H)等于溶液中的c(OH

14、)：c(H)水c(OH)1×1014 mol·L1c(H)水c(OH)1×1013 mol·L1；在NaOH溶液中，由水电离产生的c(H)等于溶液中的c(H)：c(H)1×1012 mol·L1c(H)1×1011 mol·L1。因此，四种溶液中由水电离出的H的浓度的比为101410131012 1011 1101001 000。4、 课堂运用【基础】1.常温下，将0.1 mol·L-1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L-1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的PH等于（ ）A1.7 B2.0 C12

15、.0 D12.4答案：B。解析：设两溶液的体积均为1L，OH离子的物质的量为0.1 mol·L-1×1L=0.1 mol，因H+离子的浓度是硫酸浓度的2倍，即0.06 mol·L-1×2=0.12mol·L-1，故H+离子的物质的量为0.12 mol·L-1×1L=0.12mol，H+离子的物质的量大于OH离子的物质的量，混合后，溶液呈酸性；混合反应后剩余H+离子的物质的量浓度为（0.12mol0.1 mol）÷（1L+1L）=0.01mol·L-1，溶液的PH=lg(H+)=2。2.下列液体均处于25，

16、有关叙述正确的是（ ）A某物质的溶液pH < 7，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐 BPH 4.5的番茄汁中c(H+)是PH 6.5的牛奶中c(H+)的100倍CAgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同DPH 5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na+) > c(CH3COO)答案：B。解析：某些强酸的酸式盐pH7，如NaHSO4，故A项错误；PH=4.5，c(H+)=10-4.5 mol·L-1，PH=6.5，其c(H+)=10-6.5 mol·L-1，故B项正确；同浓度的CaCl2溶液的c(Cl-)是NaCl溶液的c(Cl-)

17、的两倍，它们对AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故C项错误；混合溶液显酸性，则c(H+)>c(OH-)，根据电荷守恒，c(CH3COO-)>c(Na+)，故D项错误。3.实验室现有3种酸碱指示剂，其PH的变色范围如下： 甲基橙：3.14.4 石蕊：508.0 酚酞：8.210.0用0.1000mol·L1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述正确的是( ) A溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂B溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂C溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂D溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂答案：D。解析：NaOH与CH3CO

18、OH恰好完全反应生成CH3COONa，CH3COONa为强酸弱碱盐，水解后溶液呈碱性，为了减少滴定误差，应选择指示剂的PH范围与CH3COONa溶液PH接进，所以指示剂选择酚酞。【巩固】1.PH=2的两种一元酸x和y，体积均为100ml,稀释过程中PH与溶液体积的关系如题13图所示，分别滴加NaOH溶液（c=0.1mol/L）至PH=7，消耗NaOH溶液的体积为Vx,Vy,则（ ）A.x为弱酸Vx<Vy B.x为强酸Vx>VyC.y为弱酸Vx<Vy D.y为强酸Vx>Vy答案：C。解析：对于PH相同的一元酸x和y，由图像可知，稀释相同的倍数，x比y的PH改变程度大，且x

19、 的PH=3，说明x是强酸，y是弱酸；与此同时，由于y酸的浓度大于x酸的浓度，所以在于NaOH反应时Vx<Vy；综上所述C正确。2.某温度下，相同PH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡PH值随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是( )AII为盐酸稀释时的PH值变化曲线Bb点溶液的导电性比c点溶液的导电性强Ca点KW的数值比c点KW的数值大Db点酸的总浓度大于a点酸的总浓度答案：B解析：本题主要考查电离平衡，关键是找出二种酸各自的曲线。思路是：两种酸起始PH相同，即c(H)相同，说明：起始时，c(弱酸溶质)远大于c(强酸溶质)；弱酸原来的c(H)已等于强酸的c(H)，由于稀释使弱

20、酸的电离度增大，所以在稀释的整个过程中，弱酸的c(H)都大于强酸的c(H)，即PH是：弱酸强酸，所以曲线II是醋酸、I是盐酸，A项错。由于在整个稀释过程中，醋酸的浓度始终大于盐酸的，所以D项错。溶液导电性强弱取决于离子浓度大小，对于酸而言，其PH越大，c(H)越小，离子浓度越小，导电能力越弱，所以B项正确。KW的大小只取决于温度，与溶液的浓度无关，C项错【拔高】1.对于常温下PH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是( )A该溶液1 mL稀释至100 mL后，PH等于3B向该溶液中加入等体积、PH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和C该溶液中硝酸电离出的c(H)与水电离出的c(H)之比值为1012 D该

21、溶液中水电离出的c(H)是PH为3的硝酸中水电离出的c(H)的100倍答案：AB解析：B项，PH(强酸)PH(强碱) = 14，等体积混合时完全中和，正确。PH为1的硝酸中水电离出的c(H)为1013 mol/L，C项中两者之比为= 1012，不正确。PH为3的硝酸中水电离出的c(H)为1011 mol/L，= 102，D项错。课程小结1、 溶液的酸碱性及PH值的计算2、 酸碱稀释3、 酸碱中和滴定原理课后作业【基础】1.下列叙述正确的是()A无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c(H)·c(OH)1×1014Bc(H)等于1×107 mol

22、83;L1的溶液一定是中性溶液C0.2 mol·L1 CH3COOH溶液中的c(H)是0.1 mol·L1 CH3COOH溶液中的c(H)的2倍D任何浓度的溶液都可以用PH来表示其酸性的强弱答案 A解析 KWc(H)·c(OH) ，且KW只与温度有关，所以，在常温下，纯水、酸性、碱性 或中性稀溶液，其KW1×1014；在温度不确定时，中性溶液里的c(H)不一定等于1×107 mol·L1；0.2 mol·L1 CH3COOH溶液中的CH3COOH电离程度比0.1 mol·L1 CH3COOH溶液中的CH3COOH电

23、离程度小，所以，0.2 mol·L1 CH3COOH溶液中的c(H)小于0.1 mol·L1 CH3COOH溶液中的c(H)的2倍；当c(H)或c(OH)大于1 mol·L1时，用pH表示溶液的酸碱性就不简便了，所以，当c(H)或c(OH)大于1 mol·L1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，而是直接用c(H)或c(OH)来表示。2.在100时，NaCl溶液中c(H)1×106 mol·L1，下列说法中不正确的是()A该NaCl溶液显酸性B该NaCl溶液显中性C随着温度的升高，水的离子积增大D该NaCl溶液中KWc(H)·c

24、(OH)1×1012答案 A解析 在NaCl溶液中存在水的可逆电离，且Na、Cl对水的电离没有影响，c(H)1×106 mol·L1时，c(OH)1×106 mol·L1，c(H)c(OH)，溶液呈中性，KWc(H)·c(OH)1×1012。3.用中和滴定的方法测定NaOH和Na2CO3的混合液中NaOH含量时，可先在混合液中加入过量的BaCl2溶液，使Na2CO3完全变成BaCO3沉淀，然后用标准盐酸滴定(用酚酞做指示剂)，试回答：(1)滴定时BaCO3能否溶解？理由是_。（2)如用甲基橙作指示剂，则测定的结果_(填“偏高

25、”、“偏低”或“无影响”)。答案 (1)滴定时BaCO3不会溶解，因为酚酞的变色范围为810，该pH范围呈碱性(2)偏高解析(1)BaCO3在酸性溶液中才会溶解。(2)甲基橙的变色范围为3.14.4，PH大于4.4时溶液显黄色，在3.14.4为橙色，小于3.1为红色。当用盐酸滴定到甲基橙从黄色变为橙色时，此时PH已降至4.4以下，已有部分BaCO3与盐酸反应，则消耗盐酸的量偏大，测定结果偏高。【巩固】1.(1)某温度时，测得0.01 mol·L1的NaOH溶液的PH为11，则该温度下水的离子积常数KW_。（2)在此温度下，将PHa的NaOH溶液Va L与pHb的硫酸Vb L混合。 若

26、所得混合液为中性，且a12，b2，则VaVb_。若所得混合液的PH10，且a12，b2，则VaVb_。答案 (1)1.0×1013(2)11019解析(1)0.01 mol·L1NaOH溶液的PH11，则KWc(H)·c(OH)1.0×1011×0.011.0×1013。(2)pHa的NaOH溶液中，c(OH)KW/c(H)1013amol·L1，pHb的H2SO4中，c(H)10b mol·L1。两者混合后：若呈中性，则1013a·Va10b·Vb，将a12，b2代入，得VaVb110。若pH

27、10，则呈碱性，c混(OH)103 mol·L1，而c混(OH)，将a12，b2代入，得VaVb19。【拔高】1.已知在100的温度下，水的离子积KW1×1012。本题涉及的溶液，其温度均为100。下列说法中正确的是()A0.005 mol·L1的H2SO4溶液，PH2B0.001 mol·L1的NaOH溶液，PH11C0.005 mol·L1的H2SO4溶液与0.001 mol·L1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的PH为6，溶液显酸性D完全中和PH3的H2SO4溶液50 mL，需要PH11的NaOH溶液50 mL答案 A解析 本

28、题涉及到c(H)、c(OH)和PH的计算，以及c(H)、PH与溶液酸碱性的关系。A0.005 mol·L1的H2SO4溶液中，c(H)0.005 mol·L1×20.01 mol·L1，PHlgc(H)lg0.01lg(1×102)2。此计算与KW值无关，不要受KW1×1012的干扰。B0.001 mol·L1的NaOH溶液中，c(OH)0.001 mol·L1，c(H)1×109 mol·L1。PHlg(1×109)9。对碱性溶液求PH，要经过“c(OH)c(H)PH”的过程，由c(OH)求c(H