3.2.2溶液的酸碱性和pH 课件-2026-2027学年高二上学期人教版化学选择性必修1

该高中化学课件聚焦水的电离、溶液酸碱性与pH计算，通过问题驱动（如水电离c(H⁺)=1×10⁻¹³mol/L的溶液分析）和作业评讲（稀释弱酸离子浓度变化）导入，衔接电离平衡与pH计算，搭建从基础概念到综合应用的学习支架。 其亮点在于结合化学观念与科学思维，通过对比强酸弱酸稀释（如盐酸和醋酸pH变化）、设计多类型计算题（单一溶液、稀释、混合、中和）培养证据推理能力，引入血液缓冲体系实例渗透科学态度，帮助学生深化理解，教师可提升教学效率。

水的电离 并不是非此即彼的关系/醋酸特例 水的电离作业评讲 并不是非此即彼的关系/醋酸特例 3.2.2 溶液的酸碱性与pH 人教版高中化学选择性必修一 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 3 溶液的pH 1.pH值的定义： 2.表达式 （1）pH= －lg c(H+) （2）25℃ KW= c (H+)×c (OH－）= 10-14 －lg [c(OH—)·c(H+) ]=14 －[lg c(OH—)+ lg c(H+) ]=14 同一溶液中：pOH+ pH =14 c(H+)的负对数 并不是非此即彼的关系/醋酸特例 溶液的pH （1）25℃ ，0.001 mol/L HCl溶液，pH= ；pH=0的溶液其c(H+)= ； （2） 25℃ ,0.001mol/LNaOH溶液，pH= ；pH=14的溶液其 c(OH－)= ； （3）25℃ ，0.1mol/L的Ba(OH)2溶液中，pH为 （已知lg2=0.3） （4）100℃时纯水的pH为 （已知100℃时Kw=1×10-12） （5）常温下，溶液中水电离出的c(H+)＝1×10 － 13mol/L，溶液的pH为 。 溶液的酸碱性 中性溶液 cH+ = cOH-=10－7 酸性溶液 碱性溶液 cH+＜10－7 ＜cOH- cH+＞10－7 ＞cOH- 25℃ pH =7 pH>7 pH<7 结论:pH=7溶液呈中性，只能在常温时成立 判断溶液酸碱性的唯一标志： cH+与cOH-的相对大小 【思考】下列说法是否正确？ （1）c(H+) = 1×10—7mol/L的溶液一定是中性溶液。 （2）c(H+) = 1×10—6mol/L的溶液一定是酸性溶液。 4.pH值的范围 （1）pH值的范围为0≤pH≤14，即表示溶液中10-14mol/L≤c(H+) ≤1mol/L （2）c(H+) ≥1mol/L时，pH值为负值，直接用c(H+) 表示 5.测定溶液pH的方法 (3) pH大小能反映出溶液中c(H＋)的大小，pH越小，溶液的酸性越强；pH每减小1个单位，c(H＋)增大10倍；溶液pH越大，溶液的碱性越强；pH每增加1个单位，c(OH－ )增大10倍 (1)定性测定： (2)定量测定： 酸碱指示剂法 pH试纸和pH计 溶液的酸碱性 用pH试纸测定溶液 pH的操作方法？ 1.能否用广泛pH试纸测出pH=7.1来？pH试纸能否测定Cl2水和NaClO溶液的pH？pH计呢？ 2.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 pH计：精确测定溶液的pH （0.01） 溶液的酸碱性 溶液的酸碱性 pH的应用 医学上血液的pH是诊断疾病的一个重要参数 血液的正常 pH 范围是 7.35~7.45。大多数体液都要保持一个较小的 pH 变化范围，如果 pH 变化超出范围，就可能产生危害。血浆中H2CO3/HCO3-缓冲体系对稳定体系的酸碱度发挥着重要作用。 H+(aq)+HCO3-(aq) H2CO3(aq) CO2(g)+H2O(l) 当体系中增加少量强酸时，平衡向正反应方向移动而消耗H+ ；当增加少量强碱时，平衡向逆反应方向移动而消耗 OH-。由于HCO3-和H2CO3的浓度较大且可以调节，因此可以防止体系的pH出现较大幅度的变化。 pH的计算 类型一　单一溶液的pH的计算 已知室温下CH3COOH的电离常数Ka＝1.6×10-5 mol·L-1，0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH=_________（lg2=0.3） 例1：计算250C时0.005mol/L的H2SO4溶液和0.005mol/L的氢氧化钡溶液的pH。 电离程度增大，K不变 pH的计算 类型二　酸碱溶液的稀释 【练习二】 常温，0.005 mol/L 硫酸溶液的pH=________；稀释2倍，pH_________；稀释1000倍，pH__________； 常温下，0.005 mol/L 氢氧化钡溶液的pH________；稀释2倍，pH_________；稀释1000倍，pH__________； 常温下，pH=6的盐酸稀释100倍后pH________，pH=8的氢氧化钠溶液，稀释100倍后pH____________。 电离程度增大，K不变 思考：在25℃时，pH等于5的盐酸溶液稀释到原来的1000倍后，pH等于多少？ 此时不能忽视H2O的电离产生的H＋。 设水产生的c(H＋)=c(OH-)=x，则有：(10－8＋x)·x=10-14 x≈0.95×10-7mol/L c(H+)=KW/c(OH-) pH=-lg 10-14 /9.5×10-8 =14-8+0.98=6.98 由HCl 产生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L. 结论：酸、碱无限稀释， pH接近7 pH的计算 电离程度增大，K不变 pH的计算 已知：Ka(CH3COOH)=Kb(NH3•H2O)＝1.8×10－5 浓度 HCl的pH CH3COOH的pH 规律： 强酸pH=a，稀释10倍，则pH=____<7，无限稀释时pH将无限接近于7； 弱酸 pH=a，稀释10倍，则____<pH<_____<7，无限稀释时pH将无限接近于7。 曲线 0.1 mol/L     稀释10倍     稀释100倍     稀释107倍     无限稀释     稀释相同体积时：c(HCl)____c(CH3COOH) 盐酸溶液的c(H+)____醋酸溶液的c(H+) 中和碱的能力：HCl____CH3COOH 水的电离程度：HCl____CH3COOH 稀释10倍： HCl：c(H+)前____ 10c(H+)后 CH3COOH：c(H+)前____ 10c(H+)后 电离程度增大，K不变 pH的计算 已知：Ka(CH3COOH)=Kb(NH3•H2O)＝1.8×10－5 浓度 NaOH的pH 氨水的pH 规律： 强碱pH=b，稀释10倍，则pH=____>7，无限稀释时pH将无限接近于7； 弱碱 pH=b，稀释10倍，则____>pH>___>7，无限稀释时pH将无限接近于7。 曲线 0.1 mol/L     稀释10倍     稀释100倍     稀释107倍     无限稀释     电离程度增大，K不变 pH的计算 【练习三】 Ka(HCOOH) = 1. 77×10 −4, Ka(HCN) =4.3×10−10。c(H+)相同的 HCOOH和HCN溶液： 稀释相同的倍数，溶液的c(H+): HCOOH         HCN（填“＞”、“＜”或“＝”）； 若稀释到相同的c(H+)，加水的体积HCOOH         HCN（同上） 2.常温下，pH=5的硫酸溶液稀释500倍，求溶液中c(H+):c(SO42-)的近似值。 电离程度增大，K不变 pH的计算 【练习四】常温下，计算下列溶液混合后的pH。 (1)pH＝3的盐酸与pH＝5的硫酸溶液等体积混合后溶液的pH为______。 3.3 ＝1×10－3 mol·L－1 3 类型三　不同浓度的强酸/碱溶液混合 c(H+)= mol·L-1≈ mol·L-1，pH=-lg ()=3+lg 2≈3.3。 c(H+)= mol·L-1 (2)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)。混合后溶液的pH为________。 pH的计算 【练习四】 2.pH＝10和pH＝12的两种NaOH溶液等体积混合后溶液的pH为______。 11.7 c(OH-)= mol·L-1≈ mol·L-1，c(H+)= mol·L-1=2×10-12 mol·L-1， pH=-lg (2×10-12)=12-lg 2≈11.7。 关键：抓住氢氧根离子浓度进行计算！ pH的计算 4. 0.015 mol·L－1的硫酸与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合(体积变化忽略不计)后溶液的pH是____。 2 酸过量，假设体积为V 5.常温下，pH＝12的NaOH溶液和pH＝4的HCl溶液等体积混合(体积变化忽略不计)后溶液的pH为________。 11.7 c(OH－)＝10－2 mol·L－1 c(H＋)＝10－4 mol·L－1 碱过量 类型四　中和反应后溶液的pH c(H+)= mol·L-1=0.01 mol·L-1，则pH=-lg 0.01=2。 反应后c(OH-)= mol·L-1≈ mol·L-1，c(H+)= mol·L-1=2×10-12 mol·L-1，pH=-lg (2×10-12)=12-lg 2≈11.7。 pH的计算 类型四　中和反应后溶液的pH 例：在25℃时，pH=3的盐酸与pH=10的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH=7，则盐酸与氢氧化钠溶液的体积比为多少？ $