3.2.2 pH计算及规律-【精美课件】2023-2024学年高二化学同步精美课件（人教版2019选择性必修1）

新 教 材 第三章　水溶液中的离子反应与平衡 3.2 水的电离和溶液的pH 第二课时 溶液的酸碱性和pH 酸性溶液： c（H+）＞c（OH-） 碱性溶液： c（H+）＜c（OH-） 二、溶液的酸碱性和pH 【知识回顾】如何辨别溶液的酸碱性？ 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（H+）＜1×10-7mol/L c(H+) 越大，溶液的酸性越强；c(OH- )越大，溶液的碱性越强。 常温下： 1、溶液的酸碱性 “pH”是由丹麦化学家彼得·索仑森1909年提出的。索仑森当时在一家啤酒厂工作，经常要化验啤酒中所含H+浓度。每次化验结果都要记录许多个零，这使他感到很麻烦。经过长期潜心研究，他发现用H+浓度的负对数来表示酸碱性非常方便，并把它称为溶液的pH（p代表德语Potenz，意思是浓度，H代表H+）。就这样“pH”成为表述溶液酸碱度的一种重要数据。 化 学 史 话 2、溶液的pH 3 引入pH值意义： 表示溶液酸碱性的强弱。 表达式： pH=-lgc(H+) 引入pH概念的必要性： 计算:25℃时，下列溶液的pH，通过计算结果思考： 表示溶液的酸碱性什么时候用pH更加方便？ ① 10-5mol/L盐酸 ② 10-3mol/LNaOH溶液 ③ 1mol/L盐酸 ④ 2 mol/L盐酸 ⑤ 2 mol/LNaOH溶液 c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸碱性直接用离子浓度表示。 当c(H+)很小时，比用物质的量浓度简便。 pH的适用范围： c(H+)≤1 mol/L酸性溶液 或c(OH-)≤1 mol/L的碱性稀溶液 C(H+) =10—pH 已知：lg2=0.3 ；lg5=0.7 2、溶液的pH 任意温度 25℃的c(H+) 25℃pH 酸碱性与pH的关系 酸性 中性 碱性 c(H+)＞c(OH-) c(H+) = c(OH-) c(H+)＜c(OH-) pH＜7 pH = 7 pH＞7 c(H+)越大,pH越小,酸性越强. c(OH-)越大,pH越大,碱性越强 3.溶液的酸碱性与pH的关系 pH=7的溶液一定是中性溶液吗？ c(H+)＞1×10-7mol/L c(H+)=1×10-7mol/L c(H+)<1×10-7mol/L pH=6的溶液一定是酸性溶液吗？ 不是 不是 (25 ℃)才显中性 (100 ℃)显中性 记住：溶液显中性的标志是：c(H+)=c(OH-)；不是pH=7 pH=－lg c(H+) c(H+)=1×10-14 mol／L pH=0 pH=－lgc(H+) =－lg10-14=14 室温下，pH的范围通常是 0~14 4、pH与C(H+)的关系 计算：室温时 ① c(H+)= 1mol／L的酸性溶液的pH ② c(OH-) =1mol／L的碱性溶液的pH pH=14 由25℃时Kw=10-14 已知：pH的适用范围 c(H+)≤1 mol/L酸性溶液或c(OH-)≤1 mol/L的碱性稀溶液 c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系： 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 10-6 5 4 3 2 1 7 8 9 10 11 12 13 14 6 c(H+) pH c(H+)增大，pH减小 酸性增强 c(H+)减小，pH增大 碱性增强 c(OH-)减小 c(OH-)增大 特殊地 25℃ × 在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强。 C(H+) =1mol/L c(OH-)=1mol/L 7 1. 25℃的下列溶液中，碱性最强的是（　　） A．pH = 11的溶液             B．c(OH－) = 0.12 mol/L的溶液 C．1L中含有4 g NaOH的溶液  D．c(H+) = 1×10－10 mol/L的溶液 B 2.下列说法正确的是 （　　） A．酸溶于水后能促进水的电离，碱溶于水后能抑制水的电离. B．强酸溶于水后能抑制水的电离，弱酸溶于水后能促进水的电离. C．任何条件下，只要c(H+)＞c(OH－)，溶液就一定显酸性. D．任何条件下，只要pH＞7，溶液就一定显碱性. C 有时候还会用pOH 表示溶液的酸碱性 即 pOH = -lgc(OH-) 在25℃下，pH+pOH=14 拓展 酚 酞石 蕊 甲基橙 5、pH的测定 粗略测定： （1）酸碱指示剂 红 紫 蓝 红 橙 黄 无色 浅红 红 pH pH