第3章 第1节 第2课时 溶液的酸碱性与pH-2020-2021学年高中化学选修4【导学教程】同步辅导（鲁科版） word

第2课时　溶液的酸碱性与pH [学习目标] 1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。 2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。 3.能够进行有关pH的简单计算。 要点　溶液的酸碱性与pH 1.溶液酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系 溶液酸碱性 [OH－]与[H＋]关系 酸碱的强弱 溶液呈中性 [H＋]＝[OH－] 溶液呈酸性 [H＋]＞[OH－] [H＋]越大，酸性越强 溶液呈碱性 [H＋]＜[OH－] [OH－]越大，碱性越强 2.溶液的pH (1)pH的表达式：pH＝－lg[H＋]。 (2)pH的物理意义：pH可以表示溶液的酸碱性及其强弱。室温下，[H＋]＝1×10－7 mol·L－1，pH＝7，溶液呈中性；[H＋]＜1×10－7 mol·L－1，pH＞7，溶液呈碱性；[H＋]＞1×10－7 mol·L－1，pH＜7，溶液呈酸性。 (3)pH的测定方法 ①粗略测定：酸碱指示剂，pH试纸。 ②精确测定：酸度计或pH计。 一、溶液的酸碱性与[H＋]、[OH－]以及pH的关系 1.溶液酸碱性与[H＋]、[OH－]及pH的关系 溶液 性质 [H＋]与[OH－] [H＋]/mol·L－1 pH (25 ℃) 任意温度 25 ℃ 中性 [H＋]＝[OH－] [H＋]＝ [H＋]＝1×10－7 pH＝7 酸性 [H＋]＞[OH－] [H＋]＞ [H＋]＞1×10－7 pH＜7 碱性 [H＋]＜[OH－] [H＋]＜ [H＋]＜1×10－7 pH＞7 2.溶液在25 ℃，[H＋]、pH与酸碱性的关系，可用下图表示： 溶液中[H＋]越小，[OH－]越大，溶液的酸性越弱，碱性越强，pH越大，反之亦然。 【特别提醒】　溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小，而pH＝7或[H＋]＝1×10－7 mol·L－1仅仅是在室温下的特例，因此在使用[H＋]＝1×10－7 mol·L－1或pH＝7作为判断标准时，要特别注意温度条件。 二、溶液pH的计算 1.单一溶液pH的计算 (1)强酸溶液(HnA) 设其物质的量浓度为c mol·L－1，则[H＋]＝nc mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝－lgnc。 (2)强碱溶液[B(OH)n] 设其物质的量浓度为c mol·L－1，则[OH－]＝nc mol·L－1，[H＋]＝ mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lgnc。 2.强酸、强碱的稀释 (1)对于强酸溶液，每稀释为10倍体积，pH增大1个单位。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不可能等于或大于7，只能趋近于7。这是因为当pH接近6的时候，再加水稀释，由水电离提供的H＋不能再忽略。 (2)对于强碱溶液，每稀释为10倍体积，pH减小1个单位。无论稀释多少倍，碱溶液的pH不可能等于或小于7，只能趋近于7。这是因为当pH接近8的时候，再加入水稀释，由水电离提供的OH－不能再忽略。 3.强酸与强酸(或强碱与强碱)混合后溶液pH的计算 (1)两强酸溶液混合 由[H＋]混＝先求出混合后的[H＋]混，再根据公式pH＝－lg[H＋]求pH。 若两强酸溶液的pH之差≥2，且以等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH较小值加0.3，如pH＝3和pH＝5的两种盐酸等体积混合后，盐酸的pH＝3.3。 (2)两强碱溶液混合 由[OH－]混＝，先求出混合后的[OH－]混，再通过KW求出[H＋]混，最后求pH。 若两强碱溶液的pH之差≥2，且以等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH较大值减0.3，如pH＝9和pH＝11的两种烧碱溶液等体积混合后，烧碱溶液的pH＝10.7。 4.强酸溶液与强碱溶液混合 这里的混合，实为中和，要发生反应H＋＋OH－===H2O，中和后溶液的pH，有以下三种情况： (1)若恰好中和，pH＝7。 (2)若剩余酸，先求中和后剩余的[H＋]，[H＋]＝，然后求pH。 (3)若剩余碱，先求中和后剩余的[OH－]，[OH－]＝，[H＋]＝，最后求pH。 【特别提醒】　将pH相同的强酸和弱酸稀释相同倍数后，强酸的pH大，弱酸的pH小。将pH相同的强碱和弱碱稀释相同倍数后，强碱的pH小，弱碱的pH大。 1.将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是 A.[H＋]增大，[OH－]减小，KW不变，呈酸性 B.[H＋]增大，[OH－]增大，KW增大，呈酸性 C.[H＋]增大，[OH－]增大，KW增大，呈中性 D.[H＋]减小，[OH－]增大，KW不变，呈碱性 解析　水的电离为吸热过程，升温水的电离平衡：H2OH＋＋OH－正向移动，[H＋]和[OH－] 同时增大，KW增大；新平衡体