二、溶液的酸碱性与pH
二年级化学科导学案 配套教材： 学案序号： 编稿教师： 审稿： 1．pH
(1)计算公式：pH＝－lg[c(H＋)]
(2)表示意义：表示溶液酸碱性的强弱。pH越小，酸性越强。pH越大，碱性越强。 (3)测定方法：溶液pH的测定方法有pH试纸法、pH计法。
2．溶液的酸碱性 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 第1课时 水的电离和溶液的酸碱性
课标要求：
中性溶液 酸性溶液 碱性溶液 ***思考*** c(H＋)与c(OH－)的关系(25 ℃) c(H＋)的范围(25 ℃) c(OH)＝c(H) c(OH－)
2．初步掌握pH测定的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要应用。
课标解读：
c(H)＝1.0×107 ＋－c(H＋)>1.0×10－7 c(H＋)<1.0×10－7 1．了解水的电离及水的离子积常数。 2．了解溶液的酸碱性与pH的意义。 课前自主预习：
一、水的电离
1.水的电离电离方程式：H2O＋H2OH3O＋＋OH－简写：H2OH＋＋OH－
＋－
c?H?·c?OH?
电离常数：K电离＝ c?H2O?
2．(1)某溶液中c(H＋)＝10－6 mol/L，该溶液一定为酸性吗？ (2)某溶液的pH＝7，该溶液一定为中性吗？ (3)某溶液中c(H＋)>c(OH－)，该溶液一定为酸性吗？
【提示】(1)、(2)温度不确定，不能确定溶液的酸碱性。(3)一定为酸性。
@@课堂讲解@@
一、影响水电离平衡的因素及水的离子积常数
①升高温度、水的离子积变大还是变小？【提示】 变大。
②常温下水的离子积为Kw＝10－14，NaOH溶液中Kw是多少？【提示】 Kw＝10－14
1．水的电离平衡 2.[水的离子积表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)常温下：Kw＝1.0×10－14， 此时c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol/L 影响因素：Kw只受温度影响，温度越高，Kw越大 适用范围：Kw不仅适用于纯水，还可使用于任何水溶液 ***思考：
1．某温度时，水溶液中Kw＝4×10－14，那么该温度比室温(25 ℃)高还是低？该温度下纯水中c(H＋)是多少？【提示】 因此时水的离子积大于常温时水的离子积，故温度高于25 ℃，此时c(H＋)＝2×10－7mol/L。
1
条件变化 升高温度 加酸 加碱 加活泼金属(如Na) 2.水的离子积常数
H2OH＋OH ΔH>0 移动方向 向右移动 向左移动 向左移动 向右移动 ＋－ c(H＋) 增大 增大 减小 减小 c(OH－) 增大 减小 增大 增大 Kw 增大 不变 不变 不变 理解Kw应注意的几个问题如下：
(1)表达式的推出
＋－
c?H?·c?OH?＋－
水的电离平衡常数：K电离＝，则c(H)·c(OH)＝K电离·c(H2O)。从
c?H2O?
下列说法中正确的是( C )
A．水中的c(H＋)随温度的升高而降低 B．25 ℃时水呈中性，35 ℃时水呈酸性 C．水的电离过程是吸热过程
D．一定温度下，向水中加入酸或碱时，水的离子积将发生变化 3．25 ℃时，0.01 mol·L－1的H2SO4溶液中，水电离出的c(H＋)是( D )
A．0.01 mol·L－1 B．0.02 mol·L－1 C．1×10－12 mol·L－1 D．5×10－13 mol·L－1
【解析】 本题关键在于弄清楚溶液中的c(H)主要来源于H2SO4的电离，水电离的
＋
实验可知，在25 ℃时1 L纯水中只有1×10 mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可视为一常数，K电离也为一常数。所以K电离·c(H2O)必然也为常数，用Kw表示，因此有c(H)·c(OH)＝Kw。
(2)影响因素
Kw随温度的变化而变化，温度升高，Kw增大；温度降低，Kw减小。 (3)适用范围
Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱、盐的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH
－
＋
－
－7
c(H＋)可以忽略不计，c(OH－)来源于水的电离。
根据水的离
c(H＋)溶液≈c(H＋)H2SO4＝2c(H2SO4)＝2×0.01 mol·L－1[h＝0.02 mol·L－1――→
子积常数 1.0×10Kw变形＋－－
Kw＝c(H)溶液·c(OH)水――→＝0.02＋
[c(OH)水＝c?H?溶液c(H＋)水＝c(OH－)水＝5×10－13 mol·L－1
二、溶液的酸碱性与酸碱强弱的关系
①强酸的酸性一定比弱酸的酸性强吗？【提示】 不一定。
②等浓度等体积的HCl与CH3COOH中和NaOH的量相同吗？【提示】 相同。 1．区别
(1)溶液的酸碱性指的是溶液中c(H＋)、c(OH－)的相对大小；
＋
－
－14
)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。
(4)表达式的应用
Kw表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中相应离子总物质的量浓度。但是一
mol·L－1
水的电离平衡
――→
般情况下有：
酸溶液中Kw＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。 碱溶液中Kw＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)。 总结：
1．Kw不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管哪种溶液均有c(H＋)水
＝c(OH)水。
2．25 ℃，任何稀的电解质水溶液中c(H)·c(OH)＝Kw这一关系不变，当条件改变使c(H＋)增大时，c(OH－)必然降低，反之亦然。
练习1．25 ℃时，下列叙述正确的是( B )
A．向水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，Kw不变
C．向水中加入少量CH3COOH，水的电离平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，Kw增大，pH不变 2．已知25 ℃时水的离子积为Kw＝1.0×10
－14,
－
而酸和碱的酸碱性是指其潜在的电离出H＋或OH－的能力。
(2)酸、碱的强弱是以电解质的电离程度来区分的。强酸、强碱在溶液中完全电离，弱酸、弱碱在溶液中部分电离。
2．联系
(1)强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。 (2)酸性强的溶液不一定是强酸溶液。(3)酸性相同的溶液弱酸浓度大，中和能力强。
例如：c(H＋)＝1 mol·L－1的醋酸溶液和盐酸溶液，体积均为1 L时，醋酸溶液中和能
35 ℃时水的离子积为Kw＝2.1×10
－14
。
力更强。
(4)中和能力相同的酸，其提供H＋的能力相同。
2
例如：1 L 0.1 mol·L－1的CH3COOH和1 L 0.1 mol·L－1的盐酸，均可提供0.1 mol的H＋。
3．溶液pH的测定方法
(1)酸碱指示剂这种方法只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。常用指示剂的变色范围和颜色变化如下表：
指示剂 变色范围(pH) 甲基橙 3.1～4.4 石蕊 酚酞 A．溶液中c(OH－)>c(H＋) B．溶液中含有OH－
C．滴加甲基橙后溶液显红色 D．滴加甲基橙后溶液显黄色
6．取pH均等于2的盐酸和醋酸各100 mL，分别稀释2倍后，再分别加入0.03 g锌粉，在相同条件下充分反应，下列叙述正确的是( BC )
A．醋酸与锌反应生成的氢气多 B．盐酸和醋酸中生成的氢气一样多 C．醋酸与锌反应的速率大 D．盐酸和醋酸与锌反应的速率一样大
练习题
1．下列说法中正确的是( D )
A．HCl溶液中无OH－ B．NaOH溶液中无H＋ C．NaCl溶液中既无OH－也无H＋
D．常温下，任何物质的水溶液中都有H＋和OH－，且KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14 2．常温下，某溶液由水电离出的c(OH－)＝1×10－13mol·L－1，对该溶液的叙述正确的是( ＣＤ )
A．溶液一定显酸性 B．溶液一定显碱性 C．溶液一定不显中性 D．溶液可能是pH＝13的溶液 3．关于pH的测定下列说法正确的是( Ｄ)
A．pH试纸在使用之前应用蒸馏水润湿 B．用广泛pH试纸测得某盐酸的pH＝2.3
5.0～8.0 8.2～10.0 红(酸色) 紫、蓝(碱色) 无色(酸色)、浅红、红(碱色) 溶液颜色 红(酸色) 橙、黄(碱色) (2)pH试纸法：可以粗略测定溶液的pH。其使用方法如下：测量时，将pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴在干燥的pH试纸上，在半分钟内将试纸与标准比色卡进行对照得pH。测定溶液的pH时，pH试纸不能湿润，否则，非中性溶液的pH测定值将比实际pH大(酸)或小(碱)。用广泛pH试纸测溶液的pH时，pH只能读整数。
(3)pH计：精确测定溶液的pH时使用pH计(也叫酸度计)，测量时可以从仪器上直接读出溶液的pH。
判断溶液酸碱性
1．若用c(H＋)与c(OH－)相对大小，无外界条件限制。
2．若用c(H＋)的数值与10－7mol/L作比较或用pH与7作比较，必须是常温(或25 ℃)。
练习：4．下列溶液一定呈中性的是( B )
A．pH＝7的溶液 B．c(H＋)＝c(OH－)的溶液 C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液 D．非电解质溶于水得到的溶液 5．下列溶液一定显碱性的是( A )
3
C．利用酸碱指示剂可以测溶液的pH D．pH计是精确测定溶液pH的仪器 4．下列物质溶于水时会破坏水的电离平衡，且属于电解质的是( Ｄ ) A．氯气 B．二氧化碳 C．碘化钾 D．醋酸钠 5．某温度下纯水中c(H＋)＝2×10
－
7
mol·L－1，则此时c(OH－)＝
____________________；该温度下向纯水中加盐酸使c(H＋)＝5×10－6 mol·L－1，则此时c(OH－)＝________。【答案】 2×10－7 mol·L－1 8×10－9 mol·L－1
高二年级化学科导学案 配套教材：选修四 学案序号： 编稿教师： 审稿： 第2、3课时 pH的计算及应用 课标要求
1．能进行溶液pH的简单计算。
2．知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。 课标解读
1.掌握pH的简单计算，了解各类混合溶液pH的计算。 2．掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。 3．了解指示剂的选择及误差分析。
***思考***
(1)把pH＝2的HCl与CH3COOH分别稀释100倍，他们pH如何变化？ (2)把0.1 mol/L HCl与0.05 mol/L NaOH等体积混合后，溶液的pH是多少？【提示】 (1)HCl是强酸，pH＝4 CH3COOH是弱酸 2 (2)c(H＋ )＝0.1V－0.05V 2V ＝0.025 mol/L＝2.5×10－2mol/L pH＝2－lg 2.5。 课前自主预习： 一、单一溶液pH计算 1.计算方法： 据pH＝－lgc(H＋)，求pH的关键是求溶液中的c(H＋)。 2．强酸和强碱溶液的pH计算 (1)强酸溶液(以c mol·L－1的HnA溶液为例) c(H＋)＝nc mol·L－1 pH＝－lg c(H＋)＝－lg_nc。 (2)强碱溶液(以c mol·L－1的B(OH)n溶液为例) c(OH－)＝nc mol·L－1 c(H＋ )＝Kw(H＋)＝－lg Kw nc，pH＝－lg cnc ***思考*** 1．若上述酸、碱都为弱酸、弱碱，其pH还相同吗？ 【提示】 弱酸，pH>－lg nc 弱碱，pH<－lg Kwnc。 二、酸碱中和滴定 1．概念：用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。 2．原理：n(H＋ )＝n(OH－ ) 即：mc酸·V酸＝nc碱·V碱(m、n代表酸和碱的元数) 3．仪器及其使用 ?酸式滴定管?如图a?(1)仪器?碱式滴定管?如图b、c? ?铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯 (2)滴定管的使用 ①检查仪器：使用前检查滴定管活塞是否漏水。 ②润洗仪器：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2～3遍。 ③加入反应液：分别将试剂加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度线上方处。 ④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满液体，然后调节滴定管液面在0或0刻度线以下，准确读取数值并记录。 4．操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)准备工作 ①滴定管的检漏。 ②洗涤：分别取酸式滴定管和碱式滴定管各一支，用蒸馏水洗涤2～3次，再用标准酸液和待测碱液各润洗2～3次，润洗液必须从滴定管下端排出。 ③装液：向碱式滴定管中装入待测NaOH溶液，排气泡，调整液面至0或0刻度以下，记录读数，放出一定体积NaOH溶液于洗净的锥形瓶中，以同样步骤将标准盐酸注 4
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