3.2.2 溶液pH的计算 微讲小本-【赢在微点】轻松课堂2023.2024学年新教材高中化学选择性必修1（人教版2019,单选版）

第2课时　溶液pH的计算 学习目标 核心素养 1.学会pH的简单计算。 2.了解溶液稀释时pH的变化规律,会计算各类混合溶液的pH。 1.变化观念与平衡思想:知道弱酸、弱碱和水的电离是可逆的,能运用化学平衡移动原理解释溶液稀释时pH的变化规律。 2.证据推理与模型认知:通过分析、推理等方法掌握溶液pH的简单计算,并能计算各类混合溶液的pH。 课前预习新知 　 知|识|梳|理 知识点一　溶液pH的计算 1.计算原则。 酸性溶液:求c(H+)→求pH。 碱性溶液:求c(OH-)求c(H+)→求pH。 2.公式。 pH=-lg c(H+),Kw=c(H+)·c(OH-)。  知识点二　酸、碱溶液稀释后pH变化规律 pH=a的酸 pH=b的碱 强酸 弱酸 强碱 弱碱 稀释10n倍后pH pH= a+n a <pH< a+n pH= b-n b-n <pH< b 无限稀释后pH 无限接近于7 且pH<7 无限接近于7 且pH>7 图示 【微思考】　(1)若将pH=5的盐酸加水稀释1 000倍,其pH是否为8,为什么? 提示:不为8,因为此时应该以水的电离为主,溶液中的H+应该是水与酸各自产生的H+之和,所以稀释后的pH应无限接近7,但pH<7。 (2)将pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的氨水分别加水稀释10倍,pH变化为什么不到一个单位? 提示:因为CH3COOH、NH3·H2O均为弱电解质,在稀释过程中还会继续电离,所以pH变化不到一个单位。 课堂互动探究 　 探究一　溶液pH的计算 1.溶液pH计算的基本流程。 2.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 强酸:c1(H+) 强酸: c2(H+) ⇒ c (H+) = ⇒pH 巧记:若pH之差≥2的两种强酸等体积混合,pH=pH小+0.3 两种强 碱混合 强碱:c1(OH-) 强碱: c2(OH-) ⇒ c(OH-) = ⇒ c(H+)=⇒pH 巧记:若pH之差≥2的两种强碱等体积混合,pH=pH大-0.3 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 3.酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧。 (1)等体积强酸(pH1)和强碱(pH2)混合。 (2)强酸(pH1)与强碱(pH2)混合呈中性时,二者的体积与pH的关系为=1,则有如下规律: ①若pH1+pH2=14,则=1∶1。 ②若pH1+pH2>14,则=1。 ③若pH1+pH2<14,则=。 【例1】　已知在100 ℃时水的离子积Kw=1×10-12,下列溶液的温度均为100 ℃。其中说法正确的是 (　　) A.0.005 mol·L-1的H2SO4溶液,pH=2 B.0.001 mol·L-1的NaOH溶液,pH=11 C.0.005 mol·L-1的H2SO4溶液与0.01 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,混合溶液的pH为6,溶液显酸性 D.pH=3的H2SO4溶液与pH=9的NaOH溶液完全中和需要NaOH溶液的体积是硫酸溶液的2倍 解析　0.005 mol·L-1的H2SO4溶液中,c(H+)=0.005 mol·L-1×2=0.01 mol·L-1,pH=-lg c(H+)=-lg 0.01=2。此计算与Kw值 无关,不要受Kw=1×10-12的干扰,A项正确;0.001 mol·L-1的NaOH溶液中,c(OH-)=0.001 mol·L-1,c(H+)== mol·L-1=1×10-9 mol·L-1,pH=-lg(1×10-9)=9,B项错误;0.005 mol·L-1的H2SO4溶液与0.01 mol·L-1的NaOH溶液等体积混合,溶液呈中性,pH=6,C项错误;pH=3的H2SO4溶液c(H+)=1×10-3 mol·L-1,pH=9的NaOH溶液,c(OH-)=1×10-3 mol·L-1,二者完全中和,需要溶液的体积相等,D项错误。 答案　A 【变式训练】 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若x+y=14,=　　　　(填数值)。  ②若x+y=13,=　　　　(填数值)。  ③若x+y>14,=　　　　(填表达式),且Vx　　(填“>”“<”或“=”)Vy(题中x≤6,y≥8)。  解析　Vx·10-x=Vy·10-(14-y),==10(x+y-14)。①若x+y=14,则=1。②若x+y=13,则=。③当x+y>14时,根据=10x+y-14,Vx>Vy。 答案　①1　②　③10x+y-14　> 探