高中化学《水的电离和溶液pH》微课精讲+知识点+教案课件+习题
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知识点:
一、水的电离
1. 电离方程式
水是一种极弱的电解质,电离方程式为 2H2OH3O++OH-,简写为 H2OH++OH-。
2. 水的离子积常数 Kw=c(H+)·c(OH-) (1)室温下:Kw=1×10-14。
(2) 影响因素:只与温度有关,水的电离是吸热过程,升高温度,Kw 增大。
(3) 适用范围:Kw 不仅适用于纯水,也适用于稀的电解质水溶液。
(4) Kw 揭示了在任何水溶液中均存在 H+和 OH-,只要温度不变,Kw 不变。
二、溶液的酸碱性
2. 溶液的酸碱性与pH
(1) pH
(2) 溶液的酸碱性与 pH 的关系(常温下)
3. 溶液酸碱性的测定方法[总结提升]
2. 混合溶液的 pH 计算
(1) 两强酸混合后 pH 的计算:求出混合后的 c(H+)混,再根据公式 pH=-lg c(H+)求 pH。若两强酸溶液等体积混合,可采用速算方法:混合后溶液的 pH 等于混合前溶液 pH 小的加 0.3。如 pH=3 和 pH=5 的盐酸等体积混合后,pH=3.3。
(2) 两强碱混合后 pH 的计算:先求出混合后的 c(OH-)混,再通过 Kw 求出混合后 c(H+),最后求 pH。若两强碱溶液等体积混合,可采用速算方法:混合后溶液的 pH 等于混合前溶液 pH 大的减 0.3。如 pH=9 和pH=11 的烧碱溶液等体积混合后,pH=10.7。
(3) 强酸与强碱混合后 pH 的计算
强酸与强碱混合的实质是中和反应即 H++OH-= H2O,中和后溶液的 pH 有以下三种情况:
①若恰好中和,pH=7。
②若剩余酸,先求中和后的 c(H+),再求 pH。
③若剩余碱,先求中和后的 c(OH-),再通过 Kw 求出 c(H+),最后求 pH。
视频教学:
考点;
水的电离
一.知识梳理
1.水的电离
(1)水是极弱的电解质,水的电离方程式:
H2O+H2O
(2)H3O+的注意事项
电离:HS-+H2O
水解:HS-+H2O
2.水的离子积常数
(1)符号:KW,KW=c(H+)×c(OH-),
(2)KW来源,
K水=c(H+)×c(OH-)/c(H2O),
c(H+)×c(OH-)=K水×c(H2O)
一定温度下,水的电离平衡常数K水是一个定值,c(H2O)也是定值,所以K水×c(H2O)也是定值,将K水×c(H2O)设为一个新的常数KW,
所以KW=c(H+)×c(OH-)。
(3)性质:和其他平衡常数一样,只受温度影响。
室温下KW=1.0×10-14,100。C,KW=1.0×10-12
(4)适用范围:
不单适用于纯水,同时也适用于稀的电解质的水溶液。
3.影响水电离的因素
(1)升高温度,水的电离程度增大,KW增大。
(2)加酸、加碱、加能电离出氢离子或氢氧根的盐,水的电离程度减小,KW不变。
(3)加能水解的盐,水的电离程度增大,KW不变。
4.外界条件对水的电离平衡的影响
二.H+和OH-的来源与计算(室温下)
1.pH计算公式:pH=-lgc(H+)。
2.中性溶液,
H+和OH-全部来自于水,
c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L
例:NaCl溶液,水电离出c(H+)×c(OH-)=10-7mol/L。
3.溶质为酸或者能电离出氢离子的盐的溶液
(1)H+来源有两部分,水电离和溶质电离,以溶质电离为主,水电离出来的可以忽略不计,OH-全部来自于水。
(2)c(H+)>c(OH-),溶液显酸性,c(H+)×c(OH-)=10-14不变.水的电离被抑制,
水电离出c(H+)=c(OH-)<10-7mol/L。
例:pH=2的H2SO4溶液或pH=2的NaHSO4溶液。
解析:溶液中的OH-全部来自于水的电离,溶液中的c(OH-)=水电离的c(OH-)=水电离的c(H+)=10-12mol/L,溶液中的c(H+)=10-2mol/L。
4.溶质为碱或者能电离出氢氧根离子的盐的溶液
(1)OH-来源有两部分,水电离和溶质电离,以溶质电离为主,水电离出来的可以忽略不计,H+全部来自于水。
(2)c(H+)<c(OH-),溶液显碱性,c(H+)×c(OH-)=10-14不变.水的电离被抑制,
水电离出c(H+)=c(OH-)<10-7mol/L。
例:pH=12的氨水。
解析:溶液中的H+全部来自于水的电离,溶液中的c(H+)=水电离的c(H+)=水电离的c(OH-)=10-12mol/L,溶液中的c(OH-)=10-2mol/L。
5.可水解的盐溶液(Na2CO3、FeCl3)
(1)盐溶液不能电离出H+和OH-,溶液中的H+和OH-全部来源于水的电离,盐类的水解促进水的电离。
(2)例1:pH=12的Na2CO3溶液,
解析:溶液中的H+和OH-全部来自于水的电离,溶液中的c(H+)=10-12mol/L,溶液中的c(OH-)=10-2mol/L,既然都来自于水,水电离的c(H+)就应该等于水电离的c(OH-),正是因为CO32-水解结合了H+,所以c(H+)<c(OH-)。
例2:pH=2的FeCl3溶液,
解析:溶液中的H+和OH-全部来自于水的电离,溶液中的c(OH-)=10-12mol/L,溶液中的c(H+)=10-2mol/L,既然都来自于水,水电离的c(H+)就应该等于水电离的c(OH-),因为Fe3+水解结合了OH-,所以c(H+)>c(OH-)。
三.部分电离的理解与应用
1.口诀
(1)比大小就假设相等。
(2)室温下,pH相加等于14的酸和碱溶液,一定是电离出来的c(H+)=c(OH-)。
2.例题
1.有浓度为0.1mol/L的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液,试回答:
(1)三种溶液中c(H+)依次为a、b、c,其大小顺序为 。
(2)等体积的以上三种酸分别与过量的NaOH溶液反应,生成的盐的溶液的物质的量依次为n1、n2、n3,它们的大小关系为 。
(3)中和一定量NaOH溶液生成正盐时,需要上述三种酸的体积依次是V1、V2、V3,其大小关系为 。
(4)与相同的锌开始反应时产生氢气的速率分别为Va、Vb、Vc,其大小关系为 。
(5)等体积的三种酸与足量的锌反应,产生氢气的物质的量分别为na、nb、nc,它们的大小关系为 。
答案:
(1)b>a>c (2)n1=n2=n3 (3)V2<V1=V3 (4)Vb>Va>Vc (5)na=nc<nb。
2.有三瓶pH均为2的盐酸、硫酸溶液、醋酸溶液:(1)设三种溶液的物质的量浓度依次为c1、c2、c3,则其关系是________(用“>”“<”或“=”表示,下同)。
(2)取同体积的三种酸溶液分别加入足量的锌粉,反应开始放出H2的速率依次为a1、a2、a3,则其关系是______________;反应过程中放出H2的速率依次为b1、b2、b3,则其关系是________。
(3)完全中和体积和物质的量浓度均相同的三份NaOH溶液时,需三种酸的体积依次为V1、V2、V3,则其关系是________。
答案:(1)c1=2c2<c3 (2)a1=a2=a3 b3>b1=b2 (3)V1=V2>V3
3.室温下
物质 | CH3COOH NaOH |
pH相加等于14,混合后溶液呈中性,体积的大小关系。 |
V1 V2 (填<、>、=) |
浓度相同的两溶液,混合后溶液呈中性体积的大小关系。 | Va Vb (填<、>、=) |
答案:(1)V1<V2 (2)Va>Vb
解析:(1)pH相加等于14,电离出来的相等,假设体积相等,电离出来的恰好完全反应,醋酸是弱酸,还有没电离的,所以溶液要想呈中性,需要NaOH多一些。
(2)浓度相等,假设体积相等,恰好完全反应生成CH3COONa,水解显碱性,要想溶液呈中性,CH3COOH就要多一些。
练习:
1.进行酸碱中和滴定实验时,需要用到但事先不需要用所盛溶液洗涤的仪器是
A.酸式滴定管B.碱式滴定管C.烧杯D.锥形瓶
2.25 ℃时,在0.01 mol·L-1的硫酸溶液中,水电离出的H+浓度是( )
A.5×10-13 mol·L-1B.0.02 mol·L-1
C.1×10-7 mol·L-1D.1×10-12 mol·L-1
3.常温下,下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是( )
4.室温下,将pH为5的硫酸溶液稀释1000倍,稀释后溶液中c():c(H+)约为( )
A.1:20B.1:2C.1:1D.20:1
5.常温下,喷墨打印机墨汁的pH为7.5~9.0。当墨汁喷在纸上时,与酸性物质作用生成不溶于水的固体。由此可知
①墨汁偏碱性 ②墨汁偏酸性 ③纸张偏酸性 ④纸张偏碱性
A.①③B.②④C.①④D.②③
思考题:
【思考】1、弱电解质电离有何特点?2、根据电解质的分类,水属于哪一类?
一、水的电离平衡
1. 水是一种______电解质,能_____电离。
2.程式: 或
根据弱电解质的电离平衡分析如何改变条件,能使水的电离平衡向左或向右移动?并由此归纳出哪些因素可以影响水的电离平衡?
实验数据(25℃时)
H2O H+ + OH-
初始浓度55.6 0 0
平衡浓度55.6-10-7 10-7 10-7
加热、加酸、加碱、加Na2CO3对水的平衡有何影响?
3.影响水电离平衡的因素
_________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________
【思考】在纯水中,水电离出来的c(H+)和c(OH-)离子浓度是否相等?
二、水的离子积
实验测得:在25℃时,水电离出来的c(H+)= c(OH-)=10-7mol/L
1、水的离子积常数:在25℃时,KW= 又称
【思考】在溶液又是什么情况?
例:25℃时某盐酸溶液中由水电离出的C(H+)为10-12mol/L,求由水电离出的c(OH-)?水电离出的c(H+)和c(OH-)是什么关系?此时H2O电离出的c(H+)·c(OH-)等于多少?溶液中c(OH-)又是多少?溶液中的c(H+)·c(OH-)又等于多少?
结论:(1)任何水溶液中,水所电离而生成的C(H+)= C(OH-)
(2)KW不仅适用于纯水,也适用于酸,碱,盐的稀溶液。即在任何水溶液中, KW=c(H+)×c(OH-)
【思考】:当温度升高时,水的离子积会怎样变化?为什么?
结论:(3)____________________________________________________________
【思考】:1、25℃时,在下面情况下,水的电离平衡及Kw如何变化?
(1)水中加水(酸) (2)水中加冰
2、100℃时,水的离子积为10—12,求C(H+)为多少?
3、求1mol/L盐酸溶液中水电离出来的C(H+)为多少?
4、在酸溶液中水电离出来的C(H+)和酸电离出来的C(H+)什么关系?
三、溶液的酸碱性
无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时存在H+和OH-!而且在一定温度下是定值!
1、常温下,溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度的关系:
中性溶液 ________________________________________
酸性溶液__________________________________________
碱性溶液__________________________________________
总结:溶液酸碱性的判断依据_______________________________________
2、溶液的酸碱性---正误判断
(1) 如果C(H+)不等于C(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。
(2)如果C(H+)/ C(OH-)的值越大则酸性越强
(3)C(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。
(4)电离度越大的酸溶液则酸性越强。
(5)对水升高温度电离度增大,酸性增强。
四、溶液的pH
1、 意义:_______________________________________
2、表示:______________________________________
3、定义式:pH=-lg C(H+)
4、溶液的pH——与酸碱性
常温下,溶液的酸碱性跟pH的关系:
中性溶液
酸性溶液
碱性溶液
水是一种极弱的电解质,它能微弱地电离: H2O+H2O?H3O++OH- 通常H3O+简写为H+
水的离子积 Kw=[H+][OH-]
25度时,Kw=1×10-14
pH=-log10([H+])
pH<7,溶液为酸性,pH=7,溶液为中性,pH>7,溶液为碱性。
能溶于水的酸性氧化物或碱性氧化物都能与水反应,生成相应的含氧酸或碱。酸和碱发生中和反应生成盐和水。水在电流的作用下能够分解成氢气和氧气。碱金属和水接触会发生燃烧。
在催化剂的作用下,无机物和有机物能够与水进行水解反应:
有机物的水解:有机物分子中的某种原子或原子团被水分子的氢原子或羟基(-OH)代换,例如乙酸甲酯的水解:
无机物的水解:通常是盐的水解,例如弱酸盐乙酸钠与水中的H+结合成弱酸,使溶液呈碱性:
此外,水本身也可以作为催化剂。
溶液的pH——正误判断
(1)一定条件下 PH越大,溶液的酸性越强。
(2) 用PH表示任何溶液的酸碱性都很方便。
(3) 强酸溶液的PH一定大。
(4) PH等于6是一个弱酸体系。
(5) PH有可能等于负值。
(6) H值相同的强酸和弱酸中C(H+)相同摩尔浓度相同。
PH测定方法
(1) 测定方法:酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。
(3) 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱,他们的颜色变化是在一定的PH范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的PH范围叫做指示剂的变色范围
五、pH计算
pH计算1—— 酸的稀释
例题:在25℃时,PH等于5的盐酸溶液稀释到原来的10倍,pH等于多少?稀释到1000倍后, PH等于多少?
注意点:
PH计算2—— 碱的稀释
例题:在25℃时,PH等于9的强碱溶液稀释到原来的10倍,pH等于多少?稀释到1000倍后, PH等于多少?
注意点:
pH计算3—— 强酸与强酸混合
例题:在25℃时,PH等于1的盐酸溶液1L和PH等于4的硫酸溶液1000L混合PH等于多少?
注意点:
pH计算4—— 强碱与强碱混合
例题:在25℃时,PH等于9和PH等于11的两种氢氧化钠溶液等体积混合PH等于多少?
注意点:
pH计算5—— 强酸与强碱混合
例题:在25℃时,100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的PH等于多少?
例题:在25℃时,100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的PH等于多少?
课件:
教案:
导学案:
[复习提问]常温下,溶液中的c(H+)和c(OH-)有什么关系?
[生]乘积等于1×10-14
[师]溶液的酸碱性由什么决定?
[生]由H+和OH-浓度的相对大小决定。
[引入新课]既然溶液中H+和OH-浓度的乘积为一常数,那么只要我们知道溶液中的H+或OH-浓度,就会知道溶液显酸性还是显碱性,如某溶液中H+浓度为1×10-9mol•L-1,我们一看就知道该溶液显碱性,但对于很稀的溶液,离子浓度小,用H+或OH-浓度来表示其酸碱性很不方便,因此,在化学上常用pH来表示溶液的酸碱性,我们这节课就学习pH的有关计算。
[板书]2.溶液的pH
[师]我们已经知道,pH=7时溶液呈中性,pH>7溶液显碱性,pH<7溶液显酸性,那么pH与溶液中H+浓度有何关系呢?规定,溶液的pH等于H+浓度的负对数。
[板书]pH=-lg{c(H+)}
[讲述并板书]若某溶液c(H+)=m×10-nmol•L-1,那么,该溶液的pH=n-lgm
[师]请同学们根据pH的计算方法填写下表。
[投影]
c(H+) mol•L-1 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
PH
酸碱性
[学生填完后,指定学生汇报结果,最后得出下列结论]
c(H+) mol•L-1 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
PH 0[ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
酸碱性
—————酸性减弱 中性—————碱性增强
[问]在上表中,c(H+)=10-3mol•L-1的溶液中c(OH-)等于多少?
[生]10-11mol•L-1
[师]你是怎样求出来的?
[生]用水的离子积除以c(H+)。
[师]请同学们做以下练习。
[投影]1.求0.05 mol•L-1的H2SO4溶液的pH。
2.求0.5 mol•L-1的Ba(OH)2溶液的H+浓度及pH
[指定两个学生板演]
答案:1.pH=1 2.c(H+)= =10-14(mol•L-1),pH=14
[师]如果我们已知某溶液的pH,怎样求该溶液的H+或OH-浓度呢?下面我们看一道题。
[投影][例]:计算pH=2的H2SO4溶液中浓度及溶液中OH-浓度。
[问]根据pH的计算公式,可推出由pH计算溶液H+浓度的公式吗?
[学生回答教师板书]c(H+)=10-pH
[师]下面我们来算一下这道题。
[副板书]解:c(H+)=10-2mol•L-1
[以下师生边分析边板书]
因为1 mol H2SO4电离出2 mol H+,所以c(H2SO4)= c(H+)=0.5×10-2mol•L-1=5×10-3mol•L-1
因为c(OH-)= ,所以c(OH-)=
[师]请同学们自己完成以下练习:
[投影]求pH=9的NaOH溶液中的c(OH-)及由水电离出的c(OH-)水。
答案c(OH-)=10-5 mol•L-1 c(OH-)水=10-9 mol•L-1
[问题探究]已知100℃时,纯水的离子积为1×10-12,此时纯水的pH等于多少?呈酸性吗?为什么?
[学生讨论得出答案]此时纯水中的但并不呈酸性,而是中性,。因为此时水中的c(H+)=c(OH-)=10-6 mol•L-1,和H+和OH-的浓度相等,所以水仍是中性的
[师]那么请同学们计算一下,100℃时,pH=7的溶液是酸性还是碱性的?
[生]因为100℃时,pH=6的溶液是中性的,pH>6的溶液中, c(OH-)> c(OH+),因而pH=7的溶液碱性的.
[总结]从这个问题我们可以看出,只有在常温下,才能说pH=7的溶液显中性,温度改变时,中性溶液的pH可能大于7,也可能小于7。
[师]下面我们看一看溶液在稀释时pH有何变化。
[板书]①溶液稀释后pH的计算
[投影]1.常温下,取0.1 mL 0.5 mol•L-1的硫酸,稀释成100 mL的溶液,求稀释后溶液的pH。
[师]请同学们先求一下稀释前溶液的pH。
[学生计算后回答]pH=0。
[师]稀释后H+的物质的量是否改变?
[生]不变。
[师]请同学们算一下稀释后溶液的pH。
[一个学生板演]
c(H+)= =1×10-3 mol•L-1
pH=-lg1×10-3=3
[师]碱稀释后如何求溶液的pH呢?下面我们再做一道题。
[投影]2.pH=13的NaOH溶液稀释1000倍,求稀释后溶液的pH。
[师]pH=13的NaOH溶液中c(H+)和c(OH-)分别为多少?
[生]c(H+)为10-13 mol•L-1,c(OH-)为10-1 mol•L-1。
[师]NaOH溶液中的H+来源于什么?OH-主要来源于什么?
[生]H+来自水的电离,而OH-主要来自NaOH的电离。
[讲述]NaOH溶液稀释时,由于水的电离平衡发生移动,所以溶液中H+的物质的量也有很大变化,但由NaOH电离出的OH-的物质的量是不变的,所以稀释时溶液中OH-的物质的量几乎不变(由水电离出的OH-可忽略不计)。在计算碱溶液稀释后的pH时,必须先求出稀释后溶液中的OH-浓度,再求出H+,然后再求溶液的pH。下面我们做一下第2题。[以下边分析边板书]
解:pH=13的NaOH溶液中c(OH-)= =10-1 mol•L-1,稀释1000倍后,c(OH-)= =10-4 mol•L-1,所以c(H+)= =10-10mol•L-1
pH=-lg10-10=10
[投影练习]
1.常温下,将0.05 mL 1 mol•L-1的盐酸滴加到50 mL纯水中,求此溶液的pH。
2.pH=10的NaOH加水稀释至原来的100倍,求稀释后溶液的pH。
答案:1.pH=3 2.pH=8
[师]如将pH为5的HCl溶液稀释1000倍,溶液的pH为多少?
[生甲]pH=8
[生乙]pH接近于7但比7小。
[师]酸稀释后可能变成碱吗?
[生]不能。
[师]所以甲的回答是错误的。[讲述]在上述的几道题中,实际上我们都忽略了水的电离。但当溶液很稀,由溶质电离出的H+或OH-浓度接近10-7 mol•L-1时,水的电离是不能忽略的,忽略水的电离,会引起很大误差。下面我们共同计算pH=5的HCl溶液稀释1000倍后的pH.
[副板书]
解:设pH=5的HCl取1体积,水取999体积。
则稀释后:c(H+)= ≈1.1×10-7mol•L-1
pH=7-lg1.1<7
[师]同学们从以上的几道例题可以找出溶液稀释时pH的计算规律吗?
[学生讨论后回答,教师总结并板书]
a.pH=n的强酸稀释10m倍,稀释后pH=n+m;
b.pH=n的强碱稀释10m倍,稀释后pH=n-m;
c.若按上述公式算出的pH改变了溶液本身的性质,则稀释后pH一定接近7,酸略小于7,碱略大于7。
[师]下面我们再讨论溶液混合时pH的计算方法。
[板书]②溶液混合后pH的计算
[投影]1.将pH=8和pH=10的两种NaOH溶液等体积混合后,溶液中c(H+)最接近( )
A. ×(10-8+10-10) mol•L-1
B.(10-8+10-10) mol•L-1
C.(1×10-4+5×10-10) mol•L-1
D.2×10-10 mol•L-1
[分析]两种性质相同的溶液混合后,所得溶液的浓度可根据溶质和溶液体积分别相加后,再重新求解,要求碱溶液的pH,必须先求混合液OH-浓度。
[副板书]解:因为pH=8,所以c(H+)=10-8 mol•L-1
则c(OH-)= =10-6 mol•L-1
又因为pH=10,所以c(H+)=10-10 mol•L-1
则c(OH-)= =10-4 mol•L-1
等体积混合后:
c(OH-)= ≈ ×10-4 mol•L-所以c(H+)= =2×10-10 mol•L-1
所以答案为D。
[投影]2.常温下,pH=4的HCl和pH=10的NaOH等体积混合,求混合液的pH。
[启发学生思考]酸的c(H+)和碱的c(OH-)分别为多少?盐酸和NaOH以等物质的量反应后生成什么?
[结论]混合液pH=7。
[师]请同学们讨论一下pH=5的盐酸和pH=10的NaOH等体积混合溶液显什么性?
pH=3的盐酸与pH=10的NaOH等体积混合后溶液显什么性?你从中可找到什么规律?
[学生讨论后回答,教师总结并板书]
强酸和强碱等体积混合
[讲述]我们这节课主要学习了pH的计算方法,从pH的取值范围我们可以看出,当H+或OH-浓度大于1 mol•L-1时,用pH表示溶液酸碱性并不简便,此时pH会出现负值,因此,对于c(H+)或c(OH-)大于1 mol•L-1的溶液,直接用H+或OH-浓度来表示溶液的酸碱性。
我们这节课学习的溶液的pH与生产、生活有着密切的联系,是综合科目考试的热点,下面请同学们讨论以下两题:
[投影]1.人体血液的pH保持在7.35~7.45,适量的CO2可维持这个pH变化范围,可用以下化学方程式表示:H2O+CO2 H2CO3 H++HCO 。又知人体呼出的气体中CO2体积分数约5%。下列说法正确的是( )
A.太快而且太深的呼吸可以导致碱中毒。(pH过高)
B.太快而且太深的呼吸可导致酸中毒。(pH过低)
C.太浅的呼吸可导致酸中毒。(pH过低)
D.太浅的呼吸可导致碱中毒。(pH过高)
答案:AC
2.生物上经常提到缓冲溶液,向缓冲溶液中加少量酸或少量碱,pH几乎不变。举例说明生物上常见的缓冲溶液加酸或加碱时pH几乎不变的原因。
答案:常见的缓冲溶液:①Na2CO3与NaHCO3 ②NaH2PO4与Na2HPO4 ③NH4Cl与NH3•H2O等。
以NH4Cl与NH3•H2O为例说明:在NH4Cl与NH3•H2O的混合溶液中,NH4Cl====NH +Cl-,NH3•H2O NH +OH-,加酸时NH3•H2O电离出的OH-中和了加进去的H+,使NH3•H2O电离平衡正向移动,溶液pH几乎不变。加碱时,溶液中的NH 与OH-结合,生成NH3•H2O,使溶液pH几乎不变。
[布置作业]课本习题二 三、2
●板书设计
2.溶液的pH
pH=-lg{c(H+)}
若c(H+)=m×10-nmol•L-1,则pH=n-lgm
①溶液稀释后pH的计算
a.pH=n的强酸稀释10m倍,稀释后pH=n+m;
b.pH=n的强碱稀释10m倍,稀释后pH=n-m;
c.若按上述公式算出的pH改变了溶液本身的性质,则稀释后pH一定接近7,酸略小于7,碱略大于7。
②溶液混合后pH的计算
强酸、强碱等体积混合
●教学说明
本节的重点是溶液pH的计算,但在给出pH的计算公式之后,求出H+浓度,再代入公式求pH学生是很容易掌握的。本节课在教学中通过典型例题和练习,在使学生掌握pH的简单计算的同时理解以下几个问题:①pH≠7 的溶液不一定不是中性的;②要计算碱的混合液的pH,必须先求OH-浓度,再求H+浓度,最后再求pH;③溶液稀释,混合时pH的计算规律。从而使学生从更深更广的角度认识pH。
参考练习
1.某溶液在25℃时由水电离出的H+的浓度为1×10-12 mol•L-1,下列说法正确的是( )
A.HCO 、HS-、HPO 等离子在该溶液中不能大量共存
B.该溶液的pH可能为2
C.向该溶液中加入铝片后,一定能生成H2
D.若该溶液中的溶质只有一种,它一定是酸或者是碱
解答提示:“由水分子电离出的H+浓度为1×10-12 mol•L-1,这是水的电离平衡被抑制的结果。抑制水电离的物质,可能是NaOH等碱,也可能是HCl等非强氧化性酸,还可能是HNO3这样的强氧化性酸,另外也可能是NaHSO4这样的盐。”
答案:AB
2.25℃,NaOH溶液pH为a,某酸溶液pH为b,a + b=14, a≥11,将两种溶液按等体积混合,下列说法中正确的是( )
A.混合溶液的pH必定为7
B.混合溶液pH≤7
C.向混合溶液中加入Cl2溶液,可能生成Mg(OH)2沉淀
D.混合溶液中可能有两种溶液
解答提示:酸溶液中的酸可能是强酸,也可能是弱酸
答案:BD[
3.在25℃时,若10体积的强酸溶液与1体积的强碱溶液混合后溶液呈中性,则混合之前,该强酸溶液的pH与强碱溶液的pH之和应满足的关系是( )
答案:pH酸+ pH碱=15
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