3.2.1 水的电离 课件-2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第二节 水的电离和溶液的pH 第1课时 水的电离 常用的电流表无法检验出其中的离子。 精确的导电性实验表明纯水绝大部分以水分子的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O+和OH- 。 一、水的电离 H2O + H2O H3O+ + OH- H2O H+ + OH- 简写： 1、水电离特点: 水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离： + + 水分子电离过程示意图 3 投入钠 3. 水作为弱电解质，水的电离平衡主要受哪些外界因 素影响？ 温度、离子浓度（H+、OH-）的影响。 【思考】 1. 含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是碱吗？ 2. 怎样理解H+和 OH-不能大量共存？ 改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 升高温度 加入HCl(g) 加入NaOH(s) 加入CH3COONa(s) 加入NaHSO4(s) 加入金属Na 右移 左移 左移 右移 左移 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 增大 增大 减小 增大 减小 减小 增大 减小 H2O H+ + OH- ∆H ＞0 外界条件对水的电离平衡的影响 温度、离子浓度（H+、OH-）的影响。 2.影响水的电离平衡的因素 右移 减小 增大 增大 【思考】 水的电离平衡常数表达式应如何表示？ K= —————— c(H+)· c(OH-) c(H2O) 25℃时，1L(55.6mol) H2O中只有1×10-7mol H2O电离。 c(H+) c(OH-) = K c(H2O) 水的离子积常数， 简称水的离子积。 = Kw 6 投入钠 3、水的离子积常数（简称水的离子积） Kw= c(H+) ·c(OH—) (1) 表达式： 室温下: Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14 常温时，c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7 mol/L 7 在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。 (2) 影响KW的因素 KW只受温度的影响，温度升高， KW值增大。 不同温度下水的离子积常数 t℃ 0 10 20 25 KW /10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 t℃ 40 50 90 100 KW /10-14 2.92 5.47 38.0 55.0 特别提示： ◆ KW 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液 ◆ c(H+)表示溶液中总的H+浓度, c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度 8 在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。 2、求0.1mol/L的NaOH溶液中c(H+)和c(OH-)? 3、求0.1mol/L的H2SO4溶液中c(H+)和c(OH-)? 1、求0.1mol/L的NaCl溶液中c(H+)和c(OH-)? 由水电离出的c(H+)和c(OH-)? (3) 溶液中c(H+)、c(OH-)的计算 室温下： 由水电离出的c(H+)水和c(OH-)水? ◆ 无论是纯水还是电解质水溶液， 由水电离产生的c(H+) ≡c(OH-) 。 由水电离出的c(H+)水和c(OH-)水? 4. 1×10-3mol/L的HCl溶液, 求溶液中由水电离产生 的 c(H+) 。 0.05mol/LBa(OH)2溶液，求溶液中由水电离产生 的c(OH-)。 室温下： c(H+)和 c(OH－)大小比较 加少量 HCl 加 少 量 NaOH 纯水 c(H+)/mol·L-1 c(OH－) /mol·L-1 1.0×10-7 1.0×10-7 c(H+)> c(OH－) c(H+)< c(OH－) >1.0×10-7 >1.0×10-7 <1.0×10-7 <1.0×10-7 酸性 中性 碱性 c(H+)= c(OH－) 室温下： c(H+) ＞1×10—7mol/L是否说明该溶液一定呈碱性？ Kw 100℃ =10-12，在100 ℃ 时，纯水中c(H+)为多少？ 溶液的酸、碱性，不能用 c(H+) 或c(OH-)等于多少来判断, 只能通过两者相对大小比较。 (4) 溶液酸、碱性的判断 思考题2： 在常温下，由水电离产生的c（H+）=1×10-9 mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？ 答：可能是酸性也可能是碱性 思考题1： 在常温下，某水溶液中c(H+）=1×10-9 mol/L，则该溶液的酸碱性如何？ 答：碱性 思考题3： 在25 ℃，在某无色溶液中由水电离出 的c(OH-)= 1×10-13，一定能大量共存 的离子组是（ ） NH4+ K+ NO3- Cl- NO3- CO3 2 - K+ Na+ K+ Na+ Cl- SO42- Mg2+ Cu2+ SO42- Cl- C 二 溶液的pH值 1、意义： 表示溶液酸碱性的强弱。 2、表示方法： 用H+物质的量浓度的负对数来表示。 pH= -lg {c(H+)} c(H+)=1×10—7mol/L的溶液 pH=7 c(OH-)=1×10—4mol/L的溶液 pH=10 当c(H+) >1mol/L或（ c(OH-) >1mol/L）时，使用pH 值反而不方便。所以用物质的量浓度表示更好。 室温下： c(H+)=2mol/L的溶液? c(OH-)=2mol/L的溶液? 溶液的pH值——正误判断 1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。 2、用pH值可以很方便的表示所有溶液的酸碱性。 3、一定温度下，强酸溶液的pH值一定小。 4、pH值等于6的溶液呈弱酸性。 5、一定温度下，pH值相同的强酸溶液和弱酸溶液中 H+的浓度相同。 ①强酸、强碱的稀释： 【例】 pH=1的盐酸加水稀释到原来的10倍，pH=___， 加水到原来的103倍，pH =___。 【例】 pH=13的Ba(OH)2溶液加水稀释到原来的10倍， 则溶液的pH=_____，若加水稀释到原来的103倍， 则溶液的pH=_____。 2 4 12 10 3. 酸、碱溶液的稀释： 结论：强酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。 加水到原来的106倍pH= ___,加水到原来的109倍pH=____ 加水稀释到原来的106倍，则溶液的pH=___，若加水稀释到原来的108倍，则溶液的pH=___ 注意：酸碱溶液无限稀释，pH只能无限接近7， 不能“变性”。 ② 弱酸、弱碱的稀释 【例】 pH=3 醋酸加水稀释到原来10倍，溶液 的pH值______________； pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液 的pH值_____________。 结论：弱酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢不到 一个单位。 3<pH<4 12<pH<13 pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 方法： 酸: 求c(H+)，再算pH值。 碱: 求c(OH-)，再求c(H+)，再算pH值。 4. 有关溶液pH的计算： （1) 单一溶液的计算： ① 两种强酸溶液混合 【例】 pH=13和pH=12的两种Ba(OH)2溶液等体积混合， 求混合溶液的pH值。 【例】 pH=3和pH=2的两种盐酸溶液等体积混合，求 混合溶液的pH值。 方法： 酸混合，求c(H+)，再算pH值。 碱混合，求c(OH-)，再求c(H+)，再算pH值。 3. 有关溶液pH的计算： (2) 混合溶液的计算(室温，忽略混合时溶液体积的变化）： ② 两种强碱溶液混合 【例】 0.1L pH=2盐酸和0.1L 0.015mol/L的Ba(OH)2 溶液等体积相混合，求混合后溶液的pH值。 ③ 强酸、强碱溶液的混合 方法： 1. 先反应 2. 恰好反应：呈中性，pH=7 若酸过量，求剩余的c(H+)，再算pH值。 若碱过量，求剩余的c(OH-)，求c(H+)，再算pH值 【例】 0.1L pH=2盐酸和0.1L pH=12的NaOH溶液相混 合，求混合后溶液的pH值。 4. pH值测定方法 (1) 定性测定： 酸碱指示剂法 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱。 以HIn代表石蕊分子 指示剂的变色范围 HIn（红色） H+ +In- （蓝色） pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 甲基橙 红色 橙色 黄色 石蕊 红色 紫色 蓝色 酚酞 无色 浅红色 红色 变色范围 3.1—4.4 5.0—8.0 8.2—10.0 pH试纸 pH计 pH计 (2) 定量测定：pH试纸、 pH计 讨论： pH试纸的使用方法 能否直接把pH试纸伸到待测液中？ 是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？ 如用湿润的pH试纸检验待测液, 对该溶液pH值的测定( ) A.一定有影响 B.偏大 C.偏小 D.不确定 能否用pH试纸测出pH=7.1？ 所有的溶液都可以用pH试纸测出pH吗？ 使用方法：把pH试纸放在玻璃片(或表面皿）上，用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上，待试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比。 D 思考题2：在常温下，由水电离产生的 c(H+)= 1×10-9 mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？ 答：可能是酸性也可能是碱性 思考题1：在常温下，某水溶液中产生的 c(H+)=1×10-9 mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？ 答：碱性 思考题3：在常温下，由水电离产生的 c(H+)=1×10-9 mol/L的溶液，则该溶液pH？ 答：可能是9也可能是5 【例】 常温下，将pH=9的Ba(OH)2溶液稀释500倍， 稀释后c(Ba2+ )和c(H+)之比约为（ ） A．1:1        B．1:2      C．1:10      D．10:1   C t℃ 0 10 20 25 KW /10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 t℃ 40 50 90 100 KW /10-14 2.92 5.47 38.0 55.0 温度越高，Kw越大。 结论： 室温下: Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14 分析下表中的数据有何规律，并解释之。 不同温度下水的离子积常数 水的电离是吸热过程。 原因： (3) pH的测定方法： ② pH计：精确测定溶液的pH ① pH试纸： b.注意：不能用水浸湿，不能浸入原溶液，记 录数据时只有整数，不能出现小数。 a.使用方法： 把一小片pH试纸放在玻璃片或表面皿上，用玻璃棒 蘸取少量待测液点在试纸上，变色后，与标准比 色卡对比即可读出溶液的pH。 1、pH试纸使用操作中正确的是 （ ） A.将pH试纸的一端浸入溶液，观察颜色的变化 B.将pH试纸浸入溶液一会儿，再取出跟标准比色卡相比较 C.用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照 D.先将pH试纸用蒸馏水润湿，再用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照 C 练习 酸过量 [H +]= 0.01 × 0.21-0.01 × 0.1 × 2 1L = 10 -4mol/L pH=4 2、将10mL 0.21mol/L 的盐酸和10mL 0.1mol/L的Ba(OH)2 溶液混合 ,再加入水稀释至1L . 取出10mL滴入酚酞、甲基橙、石蕊试液分别呈现什么颜色？ 3、某溶液取少量滴在pH试纸上，半分钟后，试纸呈深蓝色，此溶液中不可能大量共存的离子是： A.PO43- B.HCO3- C.Al3+ D.K+ B、C 2.pH试纸(定量粗略测量---整数位) pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 强酸性 弱酸性 中性 弱碱性 强碱性 红 色 橙红色 橙黄色 浅草绿色 深草绿色 蓝色深蓝色 黄色 蓝紫色 a.能否直接把pH试纸伸到待测液中？ b.试纸是否要先湿润后再将待测液滴到pH试纸上? c.能否用广泛pH试纸测出pH=7.1来？(标准比色卡中 的数据都是整数) d.如用湿润的pH试纸检验待测液对该溶液pH的测定： A.一定有影响 B.偏大 C.偏小 D.不确定 [讨论]： pH试纸的使用 √ [使用方法]:直接把待测液滴在干燥的pH试纸上,跟 标准比色卡相对比，估测pH大小。 [注意]:①不能用水润湿②要放在玻璃片(或表面皿 上)③用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上. 三、pH的计算： 1、酸、碱稀释后pH的求算： 例2：pH=12的NaOH溶液1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=5的HCl溶液1mL加水稀释至1000mL，pH 。 无限稀释时，溶液的pH无限接近7。 例1：pH=3的HCl溶液1mL加水稀释 至1000mL，pH 。 例2：pH=3的醋酸1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=11的氨水1mL加水稀释至100mL，pH 。 弱酸、弱碱稀释时，电离度增大；故其pH的变化值比强酸、强碱相同程度稀释时的变化值小。 溶液的pH值 0 100 1 10—1 2 10—2 3 10—3 4 10—4 5 10—5 6 10—6 7 10—7 8 10—8 9 10—9 10 10—10 11 10—11 12 10—12 13 10—13 14 10—14 酸性增强 碱性增强 pH的测定方法： (1)广范pH试纸、精密pH试纸、 (2)酸碱指示剂 (3)pH计 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 （Ⅱ） (1)纯水在10℃和50℃的H+浓度，前者与后者的关系是（ ） . A、前者大 B、后者大 C、相等 D、不能确定 B 【课堂练习】 (2)下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（ ） . A、H+ B、OH- C、NO3- D、Na+ CD (3)某温度下纯水中c(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的c(OH-) = ___________。 若温度不变，滴入稀盐酸使c(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的c(OH-) = ___________。 2×10-7 mol/L 8×10-9 mol/L 常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系： c(H+) 越大，酸性越强，pH越小； pH改变1个单位，c(H+) 改变10倍。 中性溶液 酸性溶液 碱性溶液 c(H+)=c(OH—)=1×10—7mol/L c(H+) ＞1×10—7mol/L c(OH—) >1×10—7mol/L pH = 7 pH＜7 pH＞7 例.水是一种极弱的电解质，在室温下,平均每n个分子只有1个分子发生电离，则n值是： A、10-14 B、55.6×107 C、107 D、55.6 判断： 1、任何水溶液中都存在KW = 10-14。 2、某水溶液中c(H+) =10-6 一定是酸性溶液。 3、向纯水中加入溶质，水的电离平衡将向逆向移动 4、如果由水电离出的H+浓度为10-10，则Kw=10-20 复习练习 计算： 1、常温下，10-4mol/L 的盐酸溶液. 溶液中， c(OH-) =________mol/L. 将上述盐酸稀释 10倍，溶液中 c(H+) =_______ mol/L 、 c(OH-) =_____ mol/L 。 将上述溶液稀释10000倍，溶液中c(H+) =___ ______ 、 c(OH-) =___ _______ _ 。 2、常温下，某溶液中由水电离出的H+和OH-浓度的乘积为1×10-24mol/L，该溶液的[H+] 可能为 _______ 10-10 10-5 10-9 接近10-7 接近10-7 10-12 mol/L 或10-2 mol/L √ × × × 讨论：溶液的酸碱性跟H+ 和OH-浓度有什么关系？ 常温下 c(H+) = c(OH-) c(H+) ＞ c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-) 中性溶液 c(H+) = 1×10 -7mol/L c(OH-) = 1×10 -7mol/L 酸性溶液 c(H+) ＞1×10 -7mol/L c(OH-) ＜1×10 -7mol/L 碱性溶液 c(H+) ＜1×10 -7mol/L c(OH-) >1×10 -7mol/L 讨论：KW105℃=10-12 在105 ℃ 时，纯水中c(H+)为多少？ c(H+) ＞1×10—7mol/L是否说明105 ℃ 时纯水溶液呈酸性？ 不能用 c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较 105℃ 时， c(H+) = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？ 练习： 1)10-5mol/L、0.1mol/L、 0.5mol/L、 1mol/L、3mol/L盐酸溶液 的pH值分别为多少？ 2) 10-5mol/L、0.1mol/L 、1mol/LNaOH溶液的pH值为多少？ 计算碱溶液pH值应先算c(OH-) ，再利用KW计算出c(H+) 1、意义： pH的大小能反映出溶液中c(H+)的高低, 即表示稀溶液酸、碱性的强弱。 2、表示： 用H+物质的量浓度的负对数来表示。 pH=-lgc(H+) (一)pH值概念 表示较小的c(H+)=10-12mol/L时，很麻烦但应用广 所以引入了一种方便方案： 　 c(H+) → 10-12mol/L → 12 - lg c(H+) lgc(H+) → -12 → 负对数—— p H+（hydrogen）——H lg2=0.3 lg3=0.5 lg5=0.7 二、溶液的酸碱性与pH (二)溶液的pH值与酸碱性强弱的关系 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 pH =7 pH＜7 pH＞7 讨论： pH值变化与酸碱性变化的关系怎样？ （未给明条件时）不能用pH值等于多少来判断溶液酸、碱性。一般未注明条件都是指常温。 pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强 中性溶液 c(H+) = c(OH-) c(H+) = 1×10—7mol/L 常温下： 练习:KW105℃=10-12，试求在105 ℃时纯水的pH值? pH=6是否说明105 ℃时纯水成弱酸性？ 有关溶液的pH值的几个注意问题： ①pH是溶液酸碱性的量度.常温下,pH=7溶液呈中性;pH值减小,溶液的酸性增强;pH值增大,溶液的碱性增强。 ②pH∈[0-14].而且,pH=0的溶液并非没有H+,而是c(H+)=1mol/l;pH=14的溶液并非无OH-,而是c(H+)为1mol/l;pH=14的溶液中并非无OH-,且c(OH-)=1mol/l。 ③pH改变一个单位,c(H+)就变化10倍,即pH每增大一个单位,c(H+)就减小到原来的1/10;pH每减小一个单位,c(H+)就增大到原来的10倍(动手算)。 ④当c(H+)>1mol/l时,pH值为负数,当c(OH-)>1mol/l时,pH>14.对c(H+)或c(OH-)大于1mol/l的溶液,用pH表示反而不方便,所以pH值仅适用于c(H+)或c(OH‑) ≤ 1mol/l的稀溶液。 ⑤也可用pOH表示溶液的酸碱性,pOH=-lgc(OH-),因为C(H+)·C(OH-)=10-14,若两边均取负对数,得到： pH+pOH = pKw=14 (25℃左右) ⑥可用 pH试纸来测定溶液的pH.[方法]:用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液,滴在pH试纸上(注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒,因为这样做,实际上已将溶液稀释,导致所测定的pH不准确,一定有误差吗？)将pH试纸显示的颜色随即(半分钟内)与标准比色卡对照,确定溶液的pH值(因为时间长了,试纸所显示颜色会改变,致使测得的pH不准.） pH值有关判断正误 1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。 2、强酸溶液的pH值一定小。 3、pH值等于6的溶液，一定是一个弱酸体系。 4、pH值相同的强酸和弱酸中c(H+)相同。 5、在常温下，pH=0的溶液酸性最强，pH=14的溶液碱性最强 6、pH值有可能等于负值。 7、常温下，由水电离出的c(H+) 10-12mol/L，则溶液pH定为12 8、相同体积和pH值的盐酸，醋酸、硫酸中H+的物质的量相等 × × × √ × √ × √ pH相同的等体积的盐酸溶液A和醋酸溶液B，分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出氢气的质量相同，则下列说法正确是的 （ ） ①反应所需要的时间B＞A　 ②开始反应时的速率A＞B　 ③参加反应的锌的物质的量A＝B　 ④反应过程的平均速率B＞A　 ⑤盐酸里有锌剩余　 ⑥醋酸里有锌剩余 　A．③④⑤　　 B．③④⑥　　 C．②③⑤ 　 D．②③⑤⑥ A (三)pH值测定方法 1.定性测定：酸碱指示剂法（书P49阅读） 2.定量测定：pH试纸法（书P47资料） 、pH计法等 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱。 以HIn代表石蕊分子 pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 甲基橙 红色 橙色 黄色 石蕊 红色 紫色 蓝色 酚酞 无色 浅红色 红色 3.1—4.4 5.0—8.0 8.2—10.0 指示剂的变色范围 HIn（红色） H+ +In- （蓝色） 讨论： pH试纸的使用 能否直接把pH试纸伸到待测液中？ 是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？ 能否用pH试纸测出pH=7.1来？ 标准比色卡中的数据都是整数 如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定： A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 D、不确定 使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比 1、pH试纸使用操作中正确的是 （ ） A.将pH试纸的一端浸入溶液，观察颜色的变化 B.将pH试纸浸入溶液一会儿，再取出跟标准比色卡相比较 C.用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照 D.先将pH试纸用蒸馏水润湿，再用洁净的玻璃棒沾取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对照 C 练习 酸过量 [H +]= 0.01 × 0.21-0.01 × 0.1 × 2 1L = 10 -4mol/L pH=4 2、将10mL 0.21mol/L 的盐酸和10mL 0.1mol/L的Ba(OH)2 溶液混合 ,再加入水稀释至1L . 取出10mL滴入酚酞、甲基橙、石蕊试液分别呈现什么颜色？ 3、某溶液取少量滴在pH试纸上，半分钟后，试纸呈深蓝色，此溶液中不可能大量共存的离子是： A.PO43- B.HCO3- C.Al3+ D.K+ B、C 溶液的pH值 c(H+) 0 100 1 10—1 2 10—2 3 10—3 4 10—4 5 10—5 6 10—6 7 10—7 8 10—8 9 10—9 10 10—10 11 10—11 12 10—12 13 10—13 14 10—14 酸性增强 碱性增强 pH值越大碱性越强，酸性越弱 当c(H+) >1mol/L或小于10-14 （ c(OH-) >1mol/L）时，使用pH值更不方便。所以用物质的量浓度表示更好。 pH值一般表示1mol/L以下c(H+)的浓度。 pH值越小酸性越强，碱性越弱 （四）.有关溶液pH的计算: (1)单一溶液的计算： pH= -lgc(H+) ；pOH= -lgc(OH-) 酸性:直接求c(H+)→pH;碱性:先求c(OH-)→c(H+)→pH 常温下：c(H+) · c(OH-) =1× 10-14 ; pH＋pOH＝14 ①.求强酸、强碱溶液的pH、pOH： 例1：求1×10-3mol/LHCl、0.1mol/LNaOH溶液的pH、pOH。 例2:求10-3mol/lH2SO4、0.05mol/lBa(OH)2溶液的pH、pOH。 例3:求均为0.1mol/LHAc、氨水溶液的pH、pOH大小。 ②.求弱酸、弱碱溶液的pH、pOH:(25℃,K=1.75×10-5) 强酸、强碱可根据其物质的量浓度以及“元”直接求得 (2)酸、碱稀释的稀释与无限稀释计算： [例1].pH=3的盐酸的体积:①加水稀释到原来的10倍,pH=___;②加水到原来的103倍,pH=___;③加水到原来的104倍pH=___;④加水到原来的106倍,pH=___. [例2].pH=10的NaOH溶液的体积：①加水稀释到原来的10倍,则溶液的pH=___;②加水稀释到原来的102倍,则溶液的pH=___;③加水稀释到原来的103倍,则溶液的pH=___;④加水稀释到原来的105倍,则溶液的pH=___.(画出pH-V曲线) [关键]: 抓住氢氧根离子离子进行计算！ 4 6 9 7 7 8 7 [关键]:抓住氢离子进行计算 7 [记住]:强酸溶液每稀释10倍,pH增大一个单位;强碱溶液每稀释10倍,pH减小一个单位.酸、碱溶液无限稀释时,pH均无限接近7(＞还是＜?要考虑水电离). ①强酸、强碱的稀释及无限稀释的PH计算: 1.甲溶液的pH＝3,乙溶液的pH＝1,则甲溶液中[H+] 与乙溶液中[H+]之比为 ………………( ) A.100 B.10-2 C.3 D.3-1 记住:两溶液的pH相差a个单位,溶液的[H+]相差10a倍 B [练习]: 2. ①pH=3的盐酸pH增大1,c(H+)相差多少倍?盐酸浓度又相差多少倍？ [ c(H+)相差10倍；强酸物质的量浓度 相差10倍 ] ②pH=3的醋酸pH增大1,c(H+)相差多少倍?醋酸浓度又相差多少倍？ [c(H+])相差10倍；弱酸物质的量浓度相差＞10倍;从c-v曲线理解更佳:强、弱酸同c(H+)稀释到同c(H+)加水多] 5/9 ②弱酸、弱碱的稀释与无限稀释： [例3]:pH=3醋酸加水稀释到原来10倍,溶液的pH值范围pH__________;(25℃时pH=3.50,怎么求?) pH=12氨水加水稀释到原来10倍,溶液的pH值范围pH__________.(同理,25℃时pH=11.50,怎么求?) [记住]:弱酸、弱碱稀释后溶液pH的变化比强酸、强碱小，而且弱酸(碱)每稀释10倍,pH就向7靠拢0.5(不到1)个单位. [例4].有两瓶pH=2溶液,一瓶是强酸,一瓶是弱酸.现只有 试剂：石蕊、酚酞试液、pH试纸和蒸馏水。简述如何用最简单的实验方法来判断那瓶是强酸？ [结论]:强酸(碱)每稀释10倍,pH就向7靠拢一个单位 ∈（3，4） ∈(11 , 12) [解析]:原理-强、弱酸稀释同倍数后pH变化程度大、小不同;方法:各取一定量的酸液分别用蒸馏水稀释10或20倍后,再测量其pH大、小者各为强、弱酸。 (3)酸或碱溶液混合的pH计算--强酸或强碱溶液混 合计算： [思考] 弱酸、弱碱无限稀释后,其c(H+)、c(OH-)、pH如 何变化？为什么？画出其c(X)、pH～V曲线。 原理：n总=∑nB; 对稀溶液：V总= ∑VB ,则有： 2 1 2 1 c2 c1 c(H+)大 对碱:pH混=pH大-0.3 对酸:pH混=pH小+0.3 [例2].pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合, 求混合溶液的pH值。 [例1].pH=4和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合,求 混合溶液的pH值 。 [记住]①两种强酸溶液等体积混合,溶液的pH等于浓溶液的pH+0.3; ②两种强碱溶液等体积混合,溶液的pH等于浓溶液的pH-0.3 。 【总结论】：两种强酸(碱)溶液等体积混合,混合液的pH均是以原浓溶液的pH向7靠拢0.3个单位。 因为:⊿pH=1,即c1/c2=10,故:pH混= pH小+ 0.3=4.3 因为:⊿pH=2,即c1/c2=102,故:pH混=pH大- 0.3= 9.7 (4)强酸与强碱溶液混合： [例1].0.1L pH=2盐酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相 混合,求混合后溶液的pH值 。 [例2].pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等体积相 混合,求混合后溶液的pH值。 [例3].pH=2盐酸和pH=13的Ba(OH)2溶液等体积相 混合,求混合后溶液的pH值。 [方法]:先反应--按过量的计算:若酸过量,求c(H+)余,再算pH;若碱过量,求c(OH-)余,求c(H+),再算pH值. 由上述公式可知等体积时有:c(X)=2-1[c(H+)-c(OH-)] H+余:c(H+)余 ≈ 2-1c(H+)酸 , pH混 = pH酸+0.3 OH-余:c(OH-)余≈2-1c(OH-)碱,pH混= pH碱-0.3 1. pHA+ pHB<14的强酸与强碱等体积混合后: pH混= pHA+ 0.3 2. pHA+ pHB=14的强酸与强碱等体积混合后: pH混= 7 3. pHA+ pHB>14的强酸与强碱等体积混合后: pH混= pHB- 0.3 [注：A--酸; B--碱] [结论]:(与前面强酸或强碱等体积混合式子很相似) (5)弱酸与强碱或强酸与弱碱混合: [例1].(1)pH为12的NaOH溶液和pH为2的醋酸溶液等体积相混合,则混合液呈_____ 性. (2)pH为12的氨水和pH为2的盐酸等体积相混合,则混合液呈 _______性. (3)pH为2 的盐酸和pH为12的某碱等体积相混合,则混合液pH___________性. pH＜7,酸 pH＞7, 碱 pH≥7, 碱或中 [先同强后余弱] [先想同强,后思余弱!] [先想同强,后思余弱] $