3.2.3pH的计算课件2023—2024学年上学期高二化学人教版（2019）选择性必修1

pH的计算 1.掌握单一溶液pH的计算方法。 2.掌握混合溶液pH的计算方法。 3.熟知溶液稀释过程中pH的变化规律。 学习目标 1.请依据pH的定义式计算表中各溶液的pH： 溶液(25 ℃) c(H＋) pH 0.01 mol·L－1盐酸 mol·L－1 ____ 0.05 mol·L－1硫酸 mol·L－1 ____ 0.01 mol·L－1烧碱溶液 mol·L－1 ____ 0.5 mol·L－1 Ba(OH)2溶液 _______ mol·L－1 ____ 0.01 2 0.1 1 10－12 12 10－14 14 2.单一溶液pH的计算 (1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃) ①c(H＋)＝ mol·L－1； ②pH＝ 。 (2)c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) ①c(OH－)＝ mol·L－1； ③pH＝ 。 nc －lg nc nc 14＋lg nc 1.25 ℃时，pH＝1的硫酸溶液的浓度是多少？pH＝12的氢氧化钡溶液的浓度是多少？ 答案　0.05 mol·L－1　5×10－3 mol·L－1 2.常温下，下列说法错误的是 A.c(H＋)为1.0×10－4 mol·L－1的醋酸溶液的pH＝4 B.0.1 mol·L－1某酸溶液一定存在pH＝1 C.0.01 mol·L－1氨水的pH<12 D.pH＝3的醋酸溶液的浓度大于1.0×10－3 mol·L－1 √ 1.强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) 注意　巧记：若pH之差≥2的两种强酸溶液等体积混合，混合溶液pH＝pH小＋0.3。 2.强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 注意　巧记：若pH之差≥2的两种强碱溶液等体积混合，混合溶液pH＝pH大－0.3。 3.强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) (1)恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 (2)酸过量： (3)碱过量： 1.pH＝2的盐酸与pH＝4的硫酸，若按1∶10的体积比混合(溶液体积变化忽略不计)。 (1)混合后溶液的c(H＋)是多少？ 答案　1.0×10－3 mol·L－1 (2)混合后溶液的pH是多少？ 答案　pH＝3 2.常温下，将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H＋)最接近于 A.(10－8＋10－10) mol·L－1 B.(10－4＋10－6) mol·L－1 D.2×10－10 mol·L－1 √ 3.0.015 mol·L－1的硫酸与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH是 A.1 B.2 C.11 D.12 √ 返回 1.溶液混合后pH变化与计算 (1)酸与碱的pH之和为14，等体积混合 常温时 若为强酸与强碱，则pH 7 若为强酸与弱碱，则pH 7 若为弱酸与强碱，则pH 7 ＝ ＞ ＜ 规律：“谁弱谁剩显谁性”。 (2)等体积强酸(pH1)和强碱(pH2)混合 常温时 若pH1＋pH2＝14，则溶液呈 性，pH_____ 若pH1＋pH2＞14，则溶液呈 性，pH_____ 若pH1＋pH2＜14，则溶液呈 性，pH_____ 中 (3)常温时，强酸(pH1)与强碱(pH2)混合呈中性时，二者的体积关系有如下规律： ①若pH1＋pH2＝14，则V酸 V碱。 ②若pH1＋pH2≠14，则 ＝ 。 ＝7 碱 ＞7 酸 ＜7 ＝ 2.溶液稀释后pH变化规律 (1)酸碱溶液稀释时pH的计算   酸(pH＝a) 碱(pH＝b) 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 pH＜a＋n＜7 pH＝a＋n＜7 pH＞b－n＞7 pH＝b－n＞7 无限稀释 此时考虑水的电离，pH只能接近7(略小于7) 此时考虑水的电离，pH只能接近7(略大于7) (2)酸碱溶液稀释时pH的变化图像 ①pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 ②浓度相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 可以看出无论是浓度相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。 1.下列说法错误的是 A.pH相同的NaOH溶液与Ba(OH)2溶液以任意体积比混合，pH不变 B.浓度均为0.1 mol·L－1的NaOH溶液与Ba(OH)2溶液等体积混合，pH不变 C.常温下，pH＝2的溶液与pH＝12的溶液等体积混合后，混合溶液的 pH不一定等于7