第一课时溶液的酸碱性.docx

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1、第一课时溶液的酸碱性明课程标准扣核心素养1 .认识溶液的酸碱性及pH,掌握检测溶液pH 的方法。2 .能进行溶液pH的简单计算，能正确测定溶 液川，能调控溶液的酸碱性。3 .能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生 产和科学研究中的重要作用。变化观念与平衡思想：能运用动态平衡的观 点分析水的电离与溶液pH之间的关系。证据推理与模型认知：能收集相关证据，能 依据证据从不同视角分析溶液pH的计算，推 出合理的结论，并建立起溶液pH计算的模型。溶液的酸碱性与测定在25 时，水的离子积常数-=c(H+) c(0H-) = 1.0X10-h,请分别计算浓度均为0.01的盐酸、NaCl溶液、NaOH溶液中氢

2、离子和氢氧根离子的浓度。提示：cW)c(0ID盐酸 0. 01 mol , L-11 X IO1 mol , L-1NaCl 溶液1 X 10 1 mol L-11 X 10-, mol , L-1NaOH 溶液1 X 102 mol L-10. 01 mol L-1问题探讨1 .根据计算结果，溶液的酸碱性与氢离子、氢氧根离子的关系是什么？提示：酸性溶液：c(H+)c(OH-), c(H+)越大，酸性越强；中性溶液：c(H+)=c(0lD： 碱性溶液：c(H+)7时，溶液显碱性。3 . 时，凡=1.0X1073,此时pH=7的溶液一定显中性吗？为什么?提示：-C时，中性溶液c(H+)=c(01

3、T)= l.OXIOfs, pH=6.5, pH = 7的溶液显碱性。4 .通过以上讨论，能得出判断溶液酸碱性的绝对判据和相对判据分别是什么？提示：绝对判据:。(一)、(0旷)的相对大小,相等为中性,谁大显谁性;相对判据:所示。请回答下列问题:此温度下，水的离子积片=,则725(填，心或=”)。(2)在此温度下，向Ba(0H)2溶液中逐滴加入pH=a的盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示:实验序号Ba(0H)2 溶液的体积/mL盐酸的体积/矶溶液的pH22. 000. 00822. 0018. 00722. 0022. 006假设溶液混合前后的体枳变化忽略不计，则=，实验中由水电离产生的。(0

4、H)= mol , L_1O解析：(1)此温度下,水的离子积-=c(H+)-c(0H)= 10-*10)=1()72 .的。=ixiO ,21X1O-H,升温促进水的电离，则725。由实验可知，在此温度下，Ba()H)2溶液的pH=8, c(0l)= =iym- xn 1 IUmol L_1 = 1X 10 , mol L-,向 22. 00 mL Ba (OH) 2 溶液中逐滴加入 pH=a 的盐酸 22. 0() mL, 所得溶液的pH=6,混合溶液呈中性，则盐酸中c(H+) = 1X1OT mol-L，pH = a=4；实 验中溶液呈碱性,由水电离产生的c(0H-)=c(H+) = lX

5、10-7 mol-L，答案：(D1X10-12 (2)4 1X10-7分级训练-课课过关1.下列有关pH的说法正确的是()A.常温下，测得0. 1 mol L 盐酸的pH=lB.测定溶液pH时、事先将pH试纸润湿C. pH相同的醋酸溶液导电性一定比盐酸弱D.常温下，将pH=l的醋酸溶液稀释1 000倍，测得pH=4解析：选 A 0. 1 mol 盐酸的 c(H+)=0. 1 mol - L-1,常温下，测得 0. 1 mol L-1 盐酸的pH=l, A正确：测定溶液pH时，不能事先将pH试纸润湿，若润湿则相当于将待测 液加水稀释，可能使测定结果有误差，B错误；pH相同的醋酸溶液与盐酸的导电性

6、相同，C 错误；常温下，将pH=l的醋酸溶液稀释1 ()()0倍后，醋酸的电离平衡正向移动，测得醋酸 溶液pH小于4, D错误。2.已知时水的离子积常数为A；。该温度下，将浓度为a molL-的一元酸HA溶液与。mol-L-的一元碱BOH溶液等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是()A. a=bB.混合溶液的pH=7C.混合溶液中，c(M)=巡mol - L-1D.混合溶液中,c(H+)+c(B+)=c(OIT)+c(A-)解析：选C溶液呈中性，即。(H+)=c(OI)，结合水的离子积常数可知。(H+)=c(OH )=4 mol故C项正确。3.用pH试纸测定某无色溶液的pH时，规范的操作是()

7、A.用pH试纸放入溶液中，观察其颜色变化，跟标准比色卡比较B.将溶液倒在pH试纸上，跟标准比色卡比较C.用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，跟标准比色卡比较I).在试管内放入少量溶液，煮沸，把pH试纸放在管口，观察颜色，跟标准比色卡比较 解析：选C用pH试纸测量溶液pH时，不得将试纸放入溶液中，以免污染溶液，不能 将溶液直接倒在试纸上，以免浪费溶液。4.在 7T时，某 NaOH 稀溶液中 .出+) = 10飞。1 , c(0H) =10-Amol L-,已知 a + 6=12。向该溶液中逐滴加入pH=c的盐酸(7T),测得混合溶液的部分pH如表所示：序号NaOH溶液体积/mL盐酸体积/

8、mL溶液pH20. 000. 00820. 0020. 006假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则。为()A. 1B. 6C. 5D. 4解析：选D a+b=12,则7C时，水的离子积常数是10-匕pl【=8的NaOH溶液的物质 in-12的量浓度是行 mol-mol - L ； 20. 00 mL该氢氧化钠溶液与20. 00 mL盐酸混 合，溶液川=6,呈中性，则氢氧化钠溶液与盐酸浓度相同，即盐酸的物质的量浓度为10 mol L-1 c(H+) = 10 1 mol L_1, pH=4,故选 D。5.计算25 时下列溶液的pH：(1)1 mL pH=2 的 HSOi 加水稀释至 100 m

9、L, pH=。(2)0. 001盐酸，pH=o(3)0.01 mol - L-1 NaOH 溶液，pH=。(4)0.015 mol-L-硫酸与0.01 mol-的NaOH等体积混合，混合溶液的pH = o解析：(1)强酸稀释100倍，pH变化2个单位，即稀释后溶液的pH=4。(2)c(H)=10 10一-3 mol L_1, pH=3o (3) c(01C) =0. 01 mol L-l, c(H+) = -2 mol , L-, = 10-12 mol LpH=-lg 10-,2=12o (4)酸碱发生中和反应时，酸过量，则。(K)=色。地深mol - L-l=0. 01 mol L_1,

10、pH= 1g 0. 01=2。答案：(1)4 (2)3 (3)12 (4)2溶液的pHo注意：温度不同，A；不同，溶液显中性时的pH也不同。5.常温下，利用平衡移动原理分析比较在不同情况下，c(H+)和。(0旷)的值与变化趋势(增大或减小)。体系纯水向纯水中加入少量盐酸向纯水中加入少量NaOH溶液c(H+)io：1增大减小c(0H-)101减小增大cW)和的大小比较c(H+) =c(01)c(H+)c(H+) c(oir)1 .溶液的酸碱性与川pH(2)溶液的酸碱性与pH的关系(25 )即中性溶液的pH=7,酸性溶液的pH7,碱性溶液的pH。2 .溶液pH的测定方法(1)酸碱指示剂法酸碱指示剂

11、一般是有机弱酸或弱碱，它们的颜色在一定的pH范围内发生变化，因此， 可以用这些弱酸、弱碱来粗略测定溶液的川范围，但不能准确测定出川的具体值。几种常 用指示剂的变色范围和颜色变化如表所示：指示剂变色范围(pH)遇酸的颜色遇碱的颜色甲基橙3.4.4红色(pH4.4)石蕊5.0舞 8.0红色(p*5.0)蓝色(pH8.0)酚酰8. 210.0无色(pH10. 0)(2) pH试纸法pH计法pH计又称酸度计，是一种用来精确测量溶液pH的仪器。测得的溶液pH可以是整数或 小数。(4) pH传感器法pH传感器，是用来检测被测物中氢离子浓度并转换成相应的输出信号的传感器。可全量程测量溶液的酸碱度，自动绘制出

12、溶液的pH曲线。名师点拨(l)pll=-lg c(H),这里的c(H+)指溶液中的氢离子浓度，而非水电离产生的氢离子 浓度。(2)溶液呈酸性或碱性的本质在于溶液中c(H+)与c(OH )的相对大小，而不在于。(卜广) 或。(0旷)的绝对大小。在一定温度下,c(H+)与。(0旷)此增彼减,但/=c(H+)。(0丁)始 终不变。(3)若溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定 其pH。如不能用pH试纸测量氯水的pHo1 .下列说法正确的是()A.川=7的溶液一定显中性B.常温下由水电离产生的。(0)为IXIOT mol厂1的溶液一定呈酸性C. c(H+)Vc(0lT

13、)的溶液一定显碱性D. c(0H) = lXl()r mol,口的溶液一定呈碱性解析：选C溶液的酸碱性取决于。田+)与。(0旷)的相对大小,利用pH或)判断 时应注意温度。常温下由水电离产生的。(0f)为1X1()T mol-L，可能溶液中0(0f)= 1X10-8 mol-f, C(H+) = 1X1O_6 mol - L-,溶液呈酸性，也可能溶液中。(I)= 1 X 10 t mol L_1, c(0H-) = lX10 6 mol L-1,溶液呈碱性。2 .用pH试纸测定某无色溶液的pH,正确的是()A.将pH试纸放入溶液中，观察其颜色变化并与标准比色卡对照8 .用广泛pH试纸测得氯水的

14、pH为2C.用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，观察其颜色并与标准比色卡对照D.用干燥、洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴在湿润的pH试纸上，测后的pH 一定偏低解析：选C pH试纸直接浸入待测液，会污染溶液，A错误；氯水有强氧化性，pH试纸 会被漂白，应用pH计测定氯水的pH, B错误；测定溶液pH的正确操作方法为用干燥、洁净 的玻璃棒蘸取待测液滴到放在玻璃片或表面皿上的pH试纸上，显色后，与标准比色卡比较, C正确；湿润的pH试纸测量的pH不一定偏低，如用湿润的pH试纸测量氯化钠溶液的pH, 测定结果不变，D错误。溶液的pH计算计算25 t时下列溶液的pH：(1)0. 1 mol - 17

15、1 盐酸，pH=(2)0. 005 mol LT硫酸，pH=(3)0. 001 mol L-1 NaOH 溶液，pH=(4)0. 05 mol L-1 Ba(0H)2溶液，pH=o提示：(1)1 (2)2 (3)11 (4)13问题探讨1. 25 时，若将0. 05 mol 盐酸与0. 15 mol - L7盐酸等体积混合，所得溶液的 pH是多少?3Z.4-X0.05X1+0. 15X1 _A 1 ( 1 提不：c (H ) 0. 1 (mol , L )乙pH= 1g 0. l = lo2. 25 时，pH= 10和pH= 12的NaOH溶液等体积混合后的pH是多少?提小:。混(01)IQX

16、l + lOXl =2=5X 103(mol , L-1)(OFF)(OFF)5X10-3pH=-lg 2X1()7211.7。3. 25 C时,50 mL 0. 1 mol L-1 Ba(0H)2溶液与 100 mL 0. 25 mol L7 盐酸混合,所 得溶液的pH是多少？提示：混合溶液显酸性，CMr口展X。”)pH= -1g 0. l = lo溶液的pH计算1.单一溶液pH的计算溶液类型相关计算溶液=)g c(H) = -1g nc强碱设 B(0H)”的浓度为 c mol 厂1,则。(01)mol -L-1,B(0H)J用)-c(0HQ - ncML , 山10(11溶液+)=144-

17、lg nc2.混合溶液pH的计算名师点拨溶液类型相关计算两种强酸混合强酸：Ci (H+)强酸：Q (H+) j =,“+ a (卜广) + 对)。泡小)一J什=PH两种强碱混合强碱：a (OH)强碱：cz (0H)=“OHM,+皈“MH )一%()犷)=PH强酸、强碱混合恰好完全反应pll=7(25 )酸过量(H+) V-C2 (0H-) V2 cMH ),+ l=pH碱过量、Q (0I)(心 ?c似OH)匕+皈=Kd) 一或(ok)(1)强酸溶液和强碱溶液混合后计算川，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算 混合后的()/或浓度。(2)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱

18、的浓度计算碱溶液的 pH时，需要根据离子积计算c(H+),因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，A；=1.0X10 -M o(3)一定pH的强碱与强碱混合后求pHo在计算过程中一定用0H一浓度计算混合后的K浓度,H+浓度必须通过。(H+) =:不示)求出。两种强酸等体积混合时，若二者pH之差22,则川混=川小+0.3；两种强碱等体积混合时,若二者pH之差22,则pH lpH大一0.3。(5)计算混合溶液的pH时，一般忽略两溶液混合时体积的变化，即混合液的总体积等于 两溶液的体积之和。1.已知在时，水的离子积A=1X1()72,下列溶液的温度均为六、其中说法正确 的是()A. 0. 005 mo

19、l H2s0d溶液,pll=2B. 0. 001 mol f* NaOH 溶液,pH=llC. 0. 005 mol广1 H2soi溶液与0.01 mol L- NaOH溶液等体积混合,混合溶液的pH 为6,溶液显酸性D.完全中和pH=3的H2s0溶液50 mL,需要pH=9的NaOH溶液100 mL解析：选 A A 项，0.005 molH2SO4溶液中，c(H,) =0. 005 mol - L*X2=0. 01 mol L ，pH= -1g c(H+) = -1g 0. 01 =2； B 项，0. 001 mol L-1 NaOH 溶液中，c(0H ) =0. 001K1 Z 1mol

20、L-1, b一pH = Z?一10,倍777无限此时考虑水的电离,川只能接近7（略此时考虑水的电离，P11只能接近稀释小于7）7（略大于7）对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸（或强碱）溶液的 pH变化幅度大（如图所示）。这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中父 （或0犷）的物质的量（水电离的除外）不会增多，而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离程度增 大，H+(或OK)的物质的量会不断增多。名师点拨对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液，虽然起始时溶液pH不同， 但若稀释相同倍数，仍是强酸(或强碱)pH的变化幅度大。1 .常温下，下列溶液

21、中与浓度为1.0X10-6小。1L-的NaOH溶液的pH相同的是( )A.把pll=6的盐酸稀释1 000倍B.把pH=10的Ba(OH”溶液稀释10倍C.把pH= 10的氨水稀释10倍D.把pH=8的NaOH溶液稀释10倍解析：选B常温下，浓度为1.0X10-5 mo 的NaOH溶液的pH为9。把pH=6的 盐酸稀释1 000倍，pH接近7,故A错误；氢氧化钢是强碱，把pH=10的Ba(OH)/溶液稀 释10倍，pH为9,故B正确；一水合氨是弱碱，把阴=10的氨水稀释10倍，氢氧根离子 浓度10-5 mol L-1,则稀释后氢离子浓度 L-1, pH9,故C错误；把pH=8的NaOH 溶液稀

22、释10倍、pH接近7,故D错误。2 .常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是()A. pH=3的醋酸溶液稀释100倍,pH=5B. pH=4的H2sO溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H+)1noilC.将 1 L 0. 1 mol - L_* Ba(0H)2溶液稀释为2 L, pH=13D. pH=8的NaOH溶液稀释100倍,其pH=6解析：选C A项，pH=3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍时， 3pH5,错误：B项，pH=4的H2soi溶液稀释100倍时，溶液中的。(H+) = 1 X 10-molL 1 x 1 n-14T,溶液中的。(0卜)木=不77

23、=1X108 mol L-,。+)水=，(0t)水=1X I。 mol . L- 1 A 1U0 2l 错误；c 项，1 L 0. 1 mol - L-1 Ba(0H)2溶液稀释到 2 L 时，c(OFF)=于 mol - L-,=0. 1 mol - L-1, c-(H+) = lX10-3 mol -L-, pH=13,正确；D 项，NaOH 溶液是强碱溶液，无论 怎么稀释，pH在常温下不可能成为6,只能无限接近于7,错误。理解与辨析能力已知水在25 和100 C时，其电离平衡曲线如图所示:100 C时水的电离平衡曲线应为(填“A”或B”)，理由是提示：温度升高，促进水的电离，水的离子积增

24、大，水中射的浓度、的浓度都增大, 水的pH减小，但水仍呈中性。结合题图中A、B曲线变化情况及H+的浓度、0H一的浓度可以 判断100 时水的电离平衡曲线为B。(2)25 C时,将pH=9的NaOH溶液与pH=4的ISO溶液混合,若所得混合溶液的pH =7,则NaOH溶液与H2soi溶液的体积之比为。提示：25 时所得混合溶液的pH=7,溶液呈中性，即酸碱恰好完全中和，即(不) =?(0H), KNaOH) X 10-5mol L-,= KH2SO1) X 10-mol - L-, HNaOH) ： KH2SO) =10 ： U(3) 100 时，若100体积pH, = a的某强酸溶液与1体积p

25、H2=。的某强碱溶液混合后溶 液呈中性，则混合前，该强酸的pH,与强碱的pH2之间应满足的关系式为(用 含a、b的式子表示)。提示：要注意100 时，水的离子积为10-12,即c(H+)c(0H-)=10l根据100 时混合后溶液呈中性知，100X10-tf=lX10A-2,即10一+2=()12,4+昆=后。图像类溶液中的pH计算方法(1)注意温度，温度不同用不同。溶液呈中性,则满足5+)=(0旷)，据此结合题意，计算c(H+)进而计算溶液的 pH。1.在某温度下的水溶液中,c(H+)=10v molL_1, c(0H-)=10 mol-L-，与y的关系 如图所示：(D该温度下，水的离子积为O(2)该温度下，0.01 mol - L-1 NaOH溶液中。(仁)为。解析：(1)当 x= -10 时，y=-5,贝Ic(H*) = 10。mol L), c(0H-) =10 5mol L-1, 故该温度下，水的离子积为K= 1()7X 10-5=1015oKin-15(2)该温度下，。(0旷)=0. 01 mol - L,故 c(H)=、=10-,3(mol 。c (OH )0. 01答案:(1)10-15(2)10-13 mol -L-12.TC下的某溶液中,c(H+)=10-rmol - L-1, c(OH-) = 10-rmol - L-,不与 y 的关系如图