苏教版化学反应原理专题3第二单元 溶液的酸碱性(解析版)
第二单元 溶液的酸碱性-苏教版选修 化学反应原理教案
第二单元溶液的酸碱性一、学习目标1.了解溶液酸碱性的基本概念；2.掌握酸碱指示剂的常用类型和使用方法；3.熟悉弱酸、弱碱溶液的制备方法和性质；4.了解化学反应式中的酸碱对和化学平衡。
二、学习重点1.酸碱指示剂的使用方法；2.弱酸、弱碱的制备方法和性质；3.化学反应式中的酸碱对和化学平衡。
三、学习难点1.酸碱指示剂的选择；2.化学反应式中的酸碱对的理解；3.化学反应中的化学平衡的应用。
四、教学过程1. 溶液酸碱性的基本概念酸碱性是指溶液中氢离子（H+)或氢氧根离子（OH-）的含量。
PH值是表示溶液中氢离子浓度的常用方法，PH值越小，溶液越酸；PH值越大，溶液越碱；PH 值等于7，溶液为中性。
2. 酸碱指示剂的常用类型和使用方法酸碱指示剂是一种能够随着溶液PH值的改变而改变颜色的物质。
常用的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、甲基红等。
使用方法是将指示剂滴加到测试溶液中，根据颜色改变判断溶液的酸碱性。
3. 弱酸、弱碱溶液的制备方法和性质弱酸的常见制备方法有稀硫酸钾反应得到的氢氧化钾和无机酸反应得到的有机酸等。
弱碱的常见制备方法有氨水和氢氧化钠等。
弱酸、弱碱溶液具有缓冲作用和酸碱中和作用。
4. 化学反应式中的酸碱对和化学平衡酸碱对是指在化学反应中转移质子的物质对。
强酸和强碱反应的产物是盐和水，其中弱酸、弱碱部分仍可以存在。
在化学反应中，酸碱中和反应是一种常见的酸碱反应类型。
化学反应达到化学平衡时，反应物与生成物的浓度不再改变。
五、教学反思本单元重点是酸碱指示剂的使用方法、弱酸、弱碱溶液的制备方法和性质以及化学反应中酸碱对和化学平衡。
学生需要多做练习来加深对这些概念的理解。
在教学中可以通过实验的方式让学生体验酸碱反应，加深学生对这些概念的学习体验。
同时，也可以让学生自己设计实验，进行探究和发现，提高学生的综合能力。
最后要通过复习来巩固学生对这些概念的记忆，避免遗忘。
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共17张PPT)
溶液的 水的电离平 酸碱性 衡移动方向
c(H+)
c(OH-)
c(H+)和 c(OH-)关系
NaCl 中性
不移动
10-7
10-7
=
NaOH 碱性
逆方向
10-12
10-2
<
HCl 酸性
逆方向
10-2
10-12
>
一、溶液的酸碱性与c(H+),c(OH-)的关系
常温下（25℃）
酸性溶液：c(H+)＞c(OH-)，c(H+) ＞1×10-7mol/L 中性溶液：c(H+)＝c(OH-)，c(H+) ＝1×10-7mol/L 碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)，c(H+) ＜1×10-7mol/L
3-2-1 溶液的酸碱性
【复习回顾】
1.水的离子积常数Kw表示什么意义？
常温下，任何稀的水溶液中，Kw= c(H+)×c(OH-)=1×10-14 2.25℃时，在纯水中加入下列物质，配制0.01mol·L-1的溶液， 水的电离平衡将如何移动，并计算出溶液c(H+)、c(OH-)的浓度， 完成下表。
（3）100℃ 时， c(H+) = 1×10-7mol/L溶液呈酸性还是碱性？ c(H+) = 1×10－7mol/L、 c(OH-) = 5.5×10－6mol/L，
c(H+)<c(OH－) ，所以此时溶液呈碱性
一、溶液的酸碱性与c(H+),c(OH-)的关系
溶液的酸碱性取决于c(H+)、c(OH-)的相对大小，而不能用 c(H+)的多少来判断溶液的酸碱性。
广泛试纸识别差值为1；精密pH试纸识别差值为0.1（0.2、0.5）。
苏教版化学反应原理专题3第二单元溶液的酸碱性(解析版)
第二单元溶液的酸碱性基础过关1.以下各样试纸 ,在使用时早先不可以用蒸馏水湿润的是 ( D )A. 红色石蕊试纸B.蓝色石蕊试纸C.碘化钾淀粉试纸D.pH 试纸分析 :红色石蕊试纸、蓝色石蕊试纸、碘化钾淀粉试纸使用时均应用蒸馏水湿润 ,A、B、C 不切合题意 ;pH 试纸不可以湿润 ,不然结果不正确。
2.以下溶液必定呈酸性的是( B )A.pH<7 的溶液B.c(H+ )>c(OH— ) 的溶液C.pH>7 的溶液D.c(H+ )<c(OH— ) 的溶液分析 :判断溶液酸碱性的根本依照是氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小 ,c(H+ )>c(OH— ) 的溶液显酸性 ,而 pH 是在特定条件下的数值,在 25 ℃时 ,pH<7 的溶液显酸性。
3.以下溶液必定显碱性的是( A )A. 溶液中 c(OH-)>c(H +)B.溶液中含有 OH-C.滴加甲基橙后溶液显红色D.滴加甲基橙后溶液显黄色分析 :碱性溶液中 ,c(OH- )>c(H+ ),故 A 正确 ;不论酸性、碱性仍是中性溶液都含有 OH-,故 B 错误 ;甲基橙变红色 ,pH<3.1,说明溶液呈酸性 ,故 C错误 ;甲基橙变黄色 ,pH>4.4,说明溶液可能呈酸性、中性或碱性,故 D 错误。
4.以下说法正确的选项是 ( C )A.pH=0 的溶液不存在B.使用宽泛 pH 试纸测得某溶液的pH=3.5C.中性溶液的 pH 不必定等于 7D.酸或碱溶液在稀释时 ,溶液的 pH 均减小分析 :c(H+)=1 mol/L 时,溶液的 pH=0,A 错误 ;宽泛 pH 试纸测得溶液的pH 只好为整数 ,B 错误 ;温度高升 ,水的 K w增大 ,温度大于 25 ℃时 ,中性溶液 pH<7,C 正确 ;酸溶液稀释时 pH 增大,D 错误。
5.25 ℃的以下溶液中碱性最强的是( B )A.pH=11 的溶液B.c(OH-)=0.12 mol·L-1的溶液C.1 L 中含有 4 g NaOH 的溶液D.c(H+ )=1×10-10mol·L -1的溶液分析 :溶液的碱性最强 ,则该溶液中 c(OH-)最大。
苏教化学选修化学反应原理课件：专题3第二单元课时1
混合溶液pH的计算
1．两强酸混合 ＋ ＋ c1H · 1＋c2H · 2 V V ＋ c(H )混合＝ →pH V1＋V2 2．两强碱混合 － － c1OH · 1＋c2OH · 2 V V － ＋ c(OH )混合＝ KW,c(H )→pH V1＋V2 3．强酸强碱混合 ＋ (1)强酸与强碱正好完全反应，溶液呈中性，c(H )＝ c(OH )。 如室温下， 中性溶液的 c(H )＝10 pH＝7。
【规律方法】
溶液呈中性的根本标志是c(H＋)
＝c(OH － )，不能认为c(H ＋ )或c(OH － )等于10 －
7mol· －1或pH＝7的溶液就一定是中性溶液，不 L
能把pH＝7作为判断一切溶液酸、碱性的分界线， 应比较c(H ＋ )和c(OH － )的相对大小。若用pH来 判断，必须指明温度，如25 ℃时pH<7的溶液一 定是酸性溶液。
＋
1 － ×10 4 2 ＋ －7 －1 2－ 释 10000 倍时，c(H )≈10 mol· ，c(SO4 )＝ L 10000 1 － － ＋ － mol· ＝ ×10 8mol· 1，c(H )∶c(SO2 )＝20∶1。 L L 4 2
A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH>7
B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7
C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7
D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7
【解析】 本题主要考查有关 pH 的简单计算。由题 意知：n(NaOH)＝x· 10
a－14
mol，n(HCl)＝y· mol， 10
＝14→cH＋＝cOH－中性 pH＝7 >14→cH＋<cOH－碱性 a＋b pH>7 ＋ － <14→cH >cOH 酸性 pH<7
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性第1课时(共19张PPT)
3.滴定管的刻度特点和读数方法
①0刻度在上方,最大刻度值在下面,最下方无刻度
②精密度：0.01 mL（精量仪器）
0刻度处
③实际滴出的溶液体积 =滴定终点的读数V1－滴定前的读数V0 练习：读出以下液体体积的读数
7
9
25 mL 刻度处
8
滴定管
7
终点判断：溶液颜色 发生变化且在半分钟 内不再变色。
V(NaOH)/mL
强酸滴定强碱
甲基橙由黄 酚酞由粉红
强碱滴定强酸
甲基橙由橙 酚酞由无色
橙 无色
黄 粉红
主要仪器—滴定管 1、酸碱滴定管的构造
玻璃活塞
橡胶管 玻璃球
酸式滴定管
碱式滴定管
2、滴定管的选用
（1）酸式滴定管用于盛装酸性、中性或 强氧化性溶液，不能盛装碱性溶液
3．用盐酸滴定NaOH溶液的实验中，以甲基橙为指示 剂，滴定到终点时，溶液颜色的变化是（ B ）
A．由黄色变为红色 C．由橙色变为红色
B．由黄色变为橙色 D待测液和指示剂， 其中指示剂的选择不正确的是（ D ）
A．HCl B．NaOH C．I2 D．KMnO4
D．用标准盐酸测定未知浓度NaOH结束实验时，酸 式滴定管尖嘴部分有气泡，开始实验时无气泡
c(HCl) ·V(HCl)=c(NaOH) ·V(NaOH)
c(NaOH) ＝
c(HCl) ·V(HCl) V(NaOH)
0.1032mol/L ·0.02084L ＝
0.02000L
＝0.1075mol /L
c标V标 c待= V待 中和滴定的两个关键点： 1、准确判断中和反应是否恰好进行完全。 2、准确测定参加反应的溶液的体积。
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共27张PPT)
4.强碱溶液混合的pH计算
例题5、pH=13NaOH溶液与pH＝10的NaOH 溶液等体积混合后的pH值为多少？
[变式训练3] pH=12NaOH溶液与pH＝13的 Ba（OH）2等体积混合后的PH是多少？
溶液的pH 0
1
酸 性 增 强
2 3 4 5 6
7碱 性 增Βιβλιοθήκη 强8 9 10 11 12
13
14
100 c(H+)
10—1
10—2
10—3
10—4
10—5 10—6 10—7
当c(H+) >1mol/L或小于 10-14 （ c(OH-) >1mol/L）
10—8
时，使用pH更不方便。所
10—9
以用物质的量浓度表示更
A.将pH试纸放入溶液中观察其颜色的变化，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.用干燥的洁净玻璃棒蘸取溶液，滴到pH试纸上，
跟标准比色卡比较 D.在试管内放入少量溶液，煮沸，把pH试纸放在管
口，观察颜色变化，跟标准比色卡比较
C
今天我们学习的知识 一、溶液的酸碱性
1、C(H+)与C(OH-)的关系
NaCl
1×10-7
1×10-7
C(H+)= C(OH-) 中性
HCl
1×10-2 1×10-12
C(H+) ＞ C(OH-) 酸性
NaOH 1×10-12 1×10-2
C(H+) ＜ C(OH-) 碱性
一、溶液的酸碱性
1、C(H+)与C(OH-)的关系 （1）酸性溶液：C(H+) ＞ C(OH-) ， C(H+)越 大 ，酸性越 强 。
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共17张PPT)
结论：强酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。
注意：pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能接近7， 酸碱溶液无限稀释，pH只能约等于7或接近7：不能 大于7；碱不能小于7
3. 弱酸、弱碱的稀释 例3. pH=3HAc加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范 围_________；
pH=12 氨 水 加 水 稀 释 到 原 来 10 倍 ， 溶 液 的 pH 值 范 围 ___________。
例2. pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，则溶 液的pH=___9__，pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的 102倍，则溶液的pH=___8____
pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的103倍，则溶液的 pH=___，pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的105倍 ，则溶液的pH=___
结论：弱酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单 位；
4. 两种pH值不同的同种强酸（碱）溶液等体积混合 例4. 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5. 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
结论： 1. 两种强酸溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓
例9. 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。
五、弱酸强碱或强酸弱碱混合 例10.（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_______
关系 C(OH-） 酸碱性
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共21张PPT)
3、pH试纸使用操作中正确的是 （ Ｃ ）
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对比 C.用洁净的玻璃棒蘸取被测溶液，滴在pH试纸上，颜色
变化后与比色卡对比 D.先将pH试纸用蒸馏水润湿，再用洁净的玻璃棒蘸取被
测溶液，滴在pH试纸上，颜色变化后与比色卡对比
溶 液 的
与
系
酸 碱
性
强
弱
的
关
溶液的pH
0
酸
1
性 增
2 3 4
强
5
25
℃6 7
碱
8 9
性
10
增 强
11 12 13
14
c(H+)
100 10—1 10—2 10—3 10—4 10—5 106 10—7 10—8 10—9 10—10 10—11 10—12 10—13 10—14
[思考]
已知100℃时，纯水的离子 积为1×10-12，求此时纯水 的pH，并思考此时的水是 酸性的吗？
【 问题解决 】水的离子积 Kw = c(H+) ·c(OH-) = 1×10-14（25℃）
25℃
c(H+)/mol·L-1
c(OH-)/mol·L1
c(H+)与c(OH-)大小 比较
pH
溶液1 1×10-5
c(H+) c(OH-)
溶液2 溶液3 溶液4
1×10-7 1×10-15
c(H+) c(OH-) c(H+) c(OH-) 10 c(H+) c(OH-)
三、溶液酸碱性的测定：
1. 酸碱指示剂
——— 定性分析
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共18张PPT)
端的尖嘴外面不应留有液滴。
5.酸式滴定管用于Байду номын сангаас装酸性溶液或中性溶液，碱式滴定管 用于盛装碱性溶液。锥形瓶用于盛装待测液和酸碱指示剂。
6.其他 等等。
主要误差分析（做题的过程中，慢慢体会） （实验完毕）
二 学情分析
在做本实验之前，同学们已经学习了酸碱的性质 的有关知识。也已经掌握了酸碱中和反应的原理 和实质并且做过相关的性质实验。具备一定的实 验操作能力。
绝大多数学生具备了一定的对定性实验现象的分 析、描述、探讨能力和应用化学知识解决实际问 题的能力，具有少量定量实验的基础。
本校是一所农村普通学校。同学们大多来自乡村， 有一些学生不善表达，思维惰性。但大部分同学 的学习目标高远，上进心强，学习动力很足。对 化学实验有着浓厚的兴趣。
2.滴定：移液、往待测液中滴加指示剂（2-3 滴）、滴定至终点、读数
3.计算。 实验数据处理（做三次实验，然后根据公式
求算，取平均值） 4.公式
实验注意事项
1.滴定初始阶段，液滴流出的速度可适当加快些，但不能 滴成“水线”接近终点时应逐滴加。最后控制滴加半滴到 达终点。
2.滴定过程中，眼睛要注视锥形瓶内颜色的变化，（在锥 形瓶底事先放一张白纸，便于观察颜色变化。）
四 教学重点和教学难点和疑点
教学重点
中和滴定的原理和方法
教学难点
中和滴定的准确操作 酸碱中和滴定的计算依据和计算
教学疑点
指示剂的选择 实验误差分析
五 教法与教学过程 （实验前篇）
问题一实验室现在有一瓶失去标签的HCL溶液，怎样才能测其浓度？ 你能设计一个实验
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共17张PPT) (1)
3、强酸和强碱溶液的混合 计算 30mLpH=3的盐酸溶液与 20 mLpH=11的氢氧化钠溶液反应后溶液的pH
解: c(H+)＝10－3 mol / L c(OH－)＝10－3 mol / L
pH=－lg 2×10－4 ＝4－lg2 先比较n(H+)和n(OH－)，后计算过量一方的浓度
溶液的酸碱性
盐酸
0.01 1.0×10-12
氯化钠溶液 1.0×10-7 1.0×10-7
氢氧化钠溶液 1.0×10-12 0.01
c(H+) > c(OH―) c(H+) = c(OH―) c(H+) < c(OH―)
酸性
中性 碱性
结论: 判断溶液酸碱性的本质依据: 溶液中c(H+) 与 c(OH-)的相对大小
中部，待试纸显色稳定后与 标 准 比 色 卡 对 比 ， 读 出 pH 。
②不能将试纸伸到溶液中
③广泛pH试纸只能读出整数
三、酸碱性的测定 2、精确测定
pH计(酸度计)
课堂小结:
一、溶液酸碱性的判断依据
溶液中c(H+) 与 c(OH-)的相对大小
二、溶液酸碱性的表示方法 pH pH＝－lgc(H+)
7 8 9 10 11 12 13 14
c(H+)减小， c(OH―)增大 碱性增强
pH增大
pH <7时,pH越小，酸性越强 pH >7时,pH越大，碱性越强
三、酸碱性的测定 1、粗略测定 (1)酸碱指示剂
变色范围(pH) 甲基橙 3.1~4.4 石蕊 5.0~8.0
酚酞 8.2~10.0
pH 甲基橙
2、强酸或强碱同性溶液混合 10mL 0.1mol/L NaOH和10mL 0.05 mol/L Ba(OH)2混合，计算混合溶液的pH
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共20张PPT)
• 如何用PH试纸测定溶液的PH？
在玻璃片上放一张干燥的PH试纸，用干燥的玻璃棒 蘸取待测液，滴到PH试纸上，将试纸与比色卡对照， 估测PH值。
待测液 0.1mol/L
HCl
CH3COOH
NaOH
NH3.H2O NH4Cl
CH3COONa
NaCl
PH
盐的水解平衡常数 K h
碱盐 酸盐
？
为 液 NH什 显4C么 酸l溶等 性液浓？显度为碱混什性合么？的等C浓H度3C混OO合H-的CHN3HC3O.HO2NOa-溶
• 相大同于条水件 解下 程， 度等 （浓Ka>度Kh混）合,溶的液CH显3CO酸OH性-CH。3CO(OKNaa=溶1液.76中* ，10电-5 )离程度 • 相水同解条程件 度下（，Kb>等Kh浓）度,溶混液合显的碱NH性3.H。2O(-KNHb 4=Cl1溶.8液* 1中0 -，5 ) 电离程度大于
缓冲溶液
• 由弱酸及其盐、弱碱及其盐组成的混合溶液，能 在一定程度上抵消、减轻外加强酸或强碱对溶液酸 碱度的影响，从而保持溶液的pH值相对稳定。这种 溶液称为缓冲溶液。
• 缓冲体系 1、弱 酸 和它的盐（如CH3COOH—CH3COONa） 2、弱 碱和它的盐（NH3·H2O---NH4Cl） 3、多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐 （如NaH2PO4---Na2HPO4）的水溶液组成。
思考1： 等浓度混合的HCN-NaCN溶液显酸性吗？ ( Ka = 5 * 10 -10 )
探究1：CH3COOH-CH3COONa 混合溶液的酸碱性
向CH3COOH溶液中滴加少量NaOH
NaOH CH3COOH
向CH3COOH溶液中滴加NaOH
苏教版第二单元溶液酸碱性
混合后，溶液中的氢离子浓度最接近于
（D ）
A、
108 1010
2 mol·L-1
B、 106 104 mol·L-1
2
C、(10-8＋10-10)mol·L-1
D、2×10-10 mol·L-1
[OH-]=（ 1 × 10—6 +1×10—4) / (1+1) ≈ 5×10-5 mol/L [H+]= =10-14/ (5×10-5 ) = 2×10-10 mol·L-1 pH值呢？
• 规律： • 两种pH值不同的强碱等体积混合pH混=pH大 - 0.3
（3）强酸与强碱混合—— 先过量判断 在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L 的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
NaOH+HCl=NaCl+H2O
0.04 0.06
pH=-lg[H+] = -lg0.02/ （0.1+0.1） = - lg10 -1 =1
(2).溶液的pH与酸碱性强弱的关系. 一般规律 25℃(常温情况下)
中性溶液 [H+] = [OH-] [H+] = 10－7mol/L pH =7
酸性溶液 [H+] > [OH-] [H+] > 10－7mol/L pH <7 碱性溶液 [H+] < [OH-] [H+] < 10－7mol/L pH >7
[H+] > 10－7mol/L 酸性溶液 [H+] > [OH-] [OH-] < 10－7mol/L
[H+] < 10－7mol/L 碱性溶液 [H+] < [OH-] [OH-] > 10－7mol/L
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共22张PPT)
一、溶液的酸碱性与c(H+ ) 、 c(OH-)相对大小的关系
25℃(常温)
中性溶液 c(H+) = c(OH-) c(H+) = c(OH-)= 10-7mol/L 酸性溶液 c(H+) >c(OH-) c(H+)> 10-7mol/L 碱性溶液 c(H+) < c(OH-) c(H+) < 10-7mol/L
三、溶液酸碱性的测定方法
1、酸碱指示剂法 测定溶液的酸碱性 2、pH试纸法 粗略测定溶液的pH 3、pH计（酸度计）法 精确测定溶液的pH
【课堂练习】：
1.pH试纸使用操作中正确的是 C 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
②①③⑥⑤④
课堂小结
一、溶液的酸碱性的判断依据：
二、溶液的pH 三、溶液酸碱性的测定方法
谢谢！
完成P72问题解
决
溶液的pH与氢离子、氢氧根离子浓度(25℃)
c(H+)/mol·L-1 c(OH-)/mol·L-1 pH
溶液1 1×10-5
1×10-9
5
溶液2 溶液3
1×10-7 1×10-10
1×10-7
7
1×10-4
10
练习：pH的计算
常温下求： (1) 纯水的pH
(2) 1×10-2 mol／L氢氧化钠溶液的pH
碱性溶液 pH >7 pH越大，碱性越强
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共18张PPT)
准确判断中和反应是否恰好完全 进行。 需要能指示酸碱反应完全的物质
-----------酸碱指示剂
滴定过程中溶液pH值的变化 用0.1mol/LNaOH来滴定20 mL 0.1mol/LHCl
加入NaOH 剩余HCl体积 过量NaOH体 pH
体积(mL) (mL)
积(mL)
③读取滴定管中液面读数，眼睛要 平视刻度线。
(3)数据处理：
①重复以上实验 ②计算：求出未知液的浓度。
团队活动 动动手完成滴定实验
从酸式滴定管放出盐酸体积约10mL 记录实验数据
总结 酸碱中和滴定
（1）准备：
查漏 洗涤 润洗 灌液 赶气泡
调节液面 加液
(2)滴定：
当最后一滴溶液滴下，指示剂颜色 发生变化，并在半分钟内不再变色
⑤赶气泡：将滴定管尖嘴部分的气 泡赶尽
⑥调节液面：将滴定管内液面调至 “0”或“0”刻度以下，并记录初始 刻度
⑦加液：向洗净的锥形瓶中加入一 定体积的未知浓度的溶液，并加入 指示剂。
(2)滴定：
①左手操作滴定管，右手旋摇锥形瓶， 眼睛要注视锥形瓶内指示剂颜色变化
②当最后一滴溶液滴下，指示剂颜色 发生变化，并在半分钟内不再变色 （即达到滴定终点）时，停止滴定。
碱性，应选择碱性范围内变色的 酚酞
③指示剂用量不能过多，一般2～3滴
4.中和滴定仪器：
酸式滴定管、 碱式滴定管、 滴定管夹、 锥形瓶、 铁架台、
烧杯等。
5.步骤 (用0.10mol.L-1盐酸滴定未知
浓度氢氧化钠溶液)
（1）准备：
①查漏：首先检查滴定管是否漏水
②洗涤：洗净滴定管、锥形瓶
③润洗：将洗净的滴定管用待盛溶 液润洗2~3次 ④灌液：向滴定管中注入溶液至“0” 刻度以上
2020年苏教版化学反应原理专题3第二单元 溶液的酸碱性 知识梳理与考点训炼
溶液的酸碱性1.溶液的酸碱性(1)一种溶液显酸性、中性还是碱性,取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
在一定温度下,水溶液中氢离子和氢氧根离子的物质的量浓度之积为常数。
只要知道溶液中氢离子(或氢氧根离子)的浓度,就可以计算溶液中氢氧根离子(或氢离子)的浓度,并据此判断酸碱性。
例如室温下测得某溶液中的c(H+)=1.0×10-5mol·L-1,根据K W=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14,可求得该酸溶液中c(OH-)=1.0×10-9mol·L-1。
(2)酸性溶液:c(H+)>c(OH-),c(H+)越大,酸性越强;中性溶液:c(H+)=c(OH-);碱性溶液:c(H+)<c(OH-),c(OH-)越大,碱性越强。
2.溶液的酸碱性与pH的关系(1)溶液pH的定义。
由于用c(H+)及c(OH-)来表示溶液的酸碱性有时数值非常小,使用很不方便。
在实际应用中,人们常用溶液中氢离子浓度的负对数(pH)来表示溶液的酸碱性。
pH与氢离子浓度的关系式为pH=-lg c(H+)。
(2)pH与溶液酸碱性的关系。
在25 ℃时,纯水中c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1,所以在25 ℃时,pH=7时,溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等,溶液显中性。
pH>7时,溶液中氢离子浓度小于氢氧根离子浓度,溶液显碱性,且pH越大,溶液中c(OH-)越大,溶液的碱性越强。
pH<7时,溶液中氢离子浓度大于氢氧根离子浓度,溶液显酸性,且pH越小,溶液中氢离子浓度越大,溶液的酸性越强。
3.溶液pH的测定方法(1)酸碱指示剂。
酸碱指示剂一般是弱有机酸或弱有机碱,它们的颜色变化是在一定的pH范围内发生的,因此可以用这些指示剂粗略测出pH范围,但不能准确测定pH。
25 ℃时酸碱指示剂的变色范围(2)pH试纸。
粗略地测定溶液的pH可用pH试纸。
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第二单元溶液的酸碱性基础过关1.下列各种试纸，在使用时预先不能用蒸馏水润湿的是( D )A.红色石蕊试纸B.蓝色石蕊试纸C.碘化钾淀粉试纸D.pH试纸解析:红色石蕊试纸、蓝色石蕊试纸、碘化钾淀粉试纸使用时均应用蒸馏水润湿，A、B、C不符合题意；pH试纸不能润湿，否则结果不准确。
2.下列溶液一定呈酸性的是( B )A.pH<7的溶液B.c(H+)>c(OH—) 的溶液C.pH>7的溶液D.c(H+)<c(OH—) 的溶液解析:判断溶液酸碱性的根本依据是氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小，c(H+)>c(OH—) 的溶液显酸性，而pH是在特定条件下的数值，在25 ℃时，pH<7的溶液显酸性。
3.下列溶液一定显碱性的是( A )A.溶液中c(OH-)>c(H+)B.溶液中含有OH-C.滴加甲基橙后溶液显红色D.滴加甲基橙后溶液显黄色解析:碱性溶液中，c(OH-)>c(H+)，故A正确；无论酸性、碱性还是中性溶液都含有OH-，故B错误；甲基橙变红色，pH<3.1，说明溶液呈酸性，故C错误；甲基橙变黄色，pH>4.4，说明溶液可能呈酸性、中性或碱性，故D错误。
4.下列说法正确的是( C )A.pH=0的溶液不存在B.使用广泛pH试纸测得某溶液的pH=3.5C.中性溶液的pH不一定等于7D.酸或碱溶液在稀释时，溶液的pH均减小解析:c(H+)=1 mol/L时，溶液的pH=0，A错误；广泛pH试纸测得溶液的pH只能为整数，B错误；温度升高，水的K w增大，温度大于25 ℃时，中性溶液pH<7，C正确；酸溶液稀释时pH增大，D错误。
5.25 ℃的下列溶液中碱性最强的是( B )A.pH=11的溶液B.c(OH-)=0.12 mol·L-1的溶液C.1 L中含有4 g NaOH的溶液D.c(H+)=1×10-10mol·L-1的溶液解析:溶液的碱性最强，则该溶液中c(OH-)最大。
A项，c(OH-)=10-3mol·L-1；C项，c(OH-)==0.1 mol·L-1；D项，c(OH-)==10-4mol·L-1。
6.能说明溶液呈中性的最可靠依据是( B )A.pH=7B.c(H+)=c(OH-)C.pH试纸不变色D.石蕊溶液不变色解析:pH=7的溶液不一定呈中性，温度不同，溶液呈中性时pH不同，故A错误；c(H+)=c(OH-)的溶液一定呈中性，故B正确；pH试纸测定溶液的酸碱性时，不变色时溶液不一定显中性，故C错误；石蕊的变色范围是5.0～8.0，使石蕊溶液呈紫色的溶液，常温下溶液可能呈酸性、也可能呈弱碱性，故D错误。
7.现有两瓶温度分别为15 ℃和45 ℃，pH均为1的硫酸溶液，下列有关说法不正确的是( A )A.两溶液中的c(OH-)相等B.两溶液中的c(H+)相同C.等体积两种溶液中和碱的能力相同D.两溶液中的c(H2SO4)基本相同解析:两溶液中c(H+)=10-1mol·L-1，依据K w=c(H+)·c(OH-)，15 ℃时的K w小于45 ℃时的K w，所以两溶液中的c(OH-)前者小于后者，A 错误；因为溶液中c(H+)相同，所以c(H2SO4)、中和碱的能力均相同。
8.下列叙述正确的是( B )A.95 ℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性B.25 ℃时，在纯水中加入强碱溶液不会影响水的离子积常数C.pH=3的醋酸溶液加水稀释10倍后pH=4D.pH=3和pH=5的盐酸各10 mL混合所得溶液的pH=4解析:水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，所以95 ℃纯水的pH<7，但纯水中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，纯水仍然呈中性，A错误；水的离子积常数只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，B正确；醋酸是弱电解质，醋酸溶液中存在电离平衡，加水稀释促进醋酸电离，所以稀释后溶液中氢离子浓度:0.001 mol/L<c(H+)<0.000 1 mol/L，溶液的pH小于4，C错误；c(H+)=n(混酸)/V(混酸)= (10-3+10-5)mol/L×0.01 L÷0.02 L=5.05×10-4mol/L，所以溶液的pH 小于4，D错误。
9.下列溶液中，OH-浓度最小的是( A )A.向0.2 mol·L-1的氨水中加入同体积的0.1 mol·L-1的HCl溶液B.向0.1 mol·L-1的氨水中加入同体积的水C.向0.2 mol·L-1的KOH溶液中加入同体积的0.1 mol·L-1的HCl 溶液D.向0.1 mol·L-1的KOH溶液中加入同体积的水解析:各选项溶液混合后剩余溶质的浓度分别为:A.0.05 mol·L-1的氨水和0.05 mol·L-1的NH4Cl；B.0.05 mol·L-1的NH3·H2O；C.0.05 mol·L-1的KOH和0.05 mol·L-1的KCl溶液；D.0.05 mol·L-1的KOH溶液。
因为NH3·H2O的电离程度远小于KOH，且NH4Cl对NH3·H2O的电离起抑制作用，所以四种溶液中OH-浓度大小顺序为A<B<C=D。
10.室温下，pH和体积都相同的盐酸和硫酸，分别跟足量的碳酸氢钠溶液反应，放出CO2是( A )A.一样多B.盐酸多C.硫酸多D.无法比较解析:盐酸和硫酸都是强酸，且pH相同，说明等体积时两溶液中H+的物质的量一样多，因此和NaHCO3反应放出CO2一样多，故A正确。
11.某酸溶液的pH为2 ，某碱溶液的pH为12 ，两者等体积相混合后，有关pH的变化正确的是( D )A.大于7B.小于7C.等于7D.三种都有可能解析:由于不能确定酸或碱的强弱，所以无法确定中和后溶液的pH，故D正确。
12.中和相同体积、相同pH的H2SO4、HCl和CH3COOH三种稀溶液，所需相同浓度的NaOH溶液的体积分别为V1、V2和V3，则( C )A.V1>V2>V3B.V3>V2>V1C.V3>V1=V2D.V1>V2=V3解析:等体积、等pH的H2SO4、HCl中，c(H+)相同，滴加等浓度的氢氧化钠将它们恰好中和，消耗氢氧化钠溶液的体积相等，即V1=V2；而CH3COOH为弱酸，等体积、等pH时，醋酸的浓度远远大于HCl、H2SO4，滴加等浓度的氢氧化钠将三者恰好中和，中和过程中弱酸会继续电离产生更多的氢离子，则醋酸消耗氢氧化钠溶液的体积大，所以消耗NaOH溶液的体积关系为V3>V2=V1，故选C。
13.下列关于pH试纸的使用方法，叙述正确的是( D )A.取一块湿润的pH试纸测某溶液的pHB.将pH试纸直接插入待测溶液中，取出后再与标准比色卡对比C.某同学非常认真地测得某溶液的pH为9.5D.能使pH试纸显红色的溶液显酸性解析:pH试纸在使用时，一定不能润湿，否则相当于稀释待测溶液，A错误；pH试纸直接插入待测溶液中，会污染待测溶液，B错误；pH试纸只能测得整数，C错误。
14.下列酸溶液的pH相同时，其物质的量浓度最小的是( B )A.H2SO3B.H2SO4C.CH3COOHD.HNO3解析:酸越弱，在pH相同的条件下酸的物质的量浓度越大。
亚硫酸是中强酸，硫酸是二元强酸，醋酸是一元弱酸，硝酸是一元强酸，则醋酸的物质的量浓度最大，硫酸的物质的量浓度最小。
15.常温下，一定体积pH=2的盐酸溶液和pH=11的NaOH溶液混合后恰好完全反应，二者的体积之比为( C )A.1∶1B.10∶1C.1∶10D.1∶100解析:设盐酸和氢氧化钠溶液的体积分别为V1、V2，pH=2的盐酸中c(H+)=0.01 mol·L-1，pH=11的氢氧化钠溶液中c(OH-)=10-3 mol·L-1，恰好完全反应则有0.01V1=10-3V2，可得V1∶V2=1∶10。
16.25 ℃时，pH=12的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH=3，则强碱与强酸溶液的体积比是( B )A.10∶9B.9∶11C.9∶10D.11∶9解析:10-2V酸-10-2V碱=10-3[V酸+V碱]，9V酸=11V碱，V碱∶V酸=9∶11。
17.25 ℃时，pH=5的盐酸和pH=9的氢氧化钠溶液以体积比11∶9混合，混合液的pH为( C )A.7.2B.8C.6D.无法计算解析:解此题时，首先判断出盐酸过量，直接求混合液中c(H+)，再求pH。
设混合后溶液的总体积为V，则c(H+)=mol/L=10-6mol/ L，则溶液的pH=6。
18.(1)25 ℃时，0.05 mol·L-1 H2SO4溶液的pH= ，0.01 mol·L-1 NaOH溶液的pH= 。
(2)某温度下纯水中的c(H+)=2×10-7mol·L-1，则此时溶液中的c(OH-) = ；若温度不变，滴入稀盐酸，使c(H+)=5×10-4mol·L-1，则此时溶液中由水电离产生的c(H+)= 。
解析:(1)0.05 mol·L-1 H2SO4溶液中，c(H+)=0.05 mol·L-1×2= 0.1 mol·L-1，故pH=1。
在0.01 mol·L-1 NaOH溶液中，c(OH-)= 0.01 mol·L-1，c(H+)==mol·L-1=10-12 mol·L-1，pH=12。
(2)纯水中，c(H+)=c(OH-)=2×10-7mol·L-1，此温度下，K w=4×10-14。
加入稀盐酸，c(H+)=5×10-4mol·L-1，则c(H+)水=c(OH-)=mol·L-1= 8×10-11mol·L-1。
答案:(1)1 12 (2)2×10-7mol·L-1 8×10-11mol·L-1能力提升1.25 ℃时，甲、乙两烧杯分别盛有5 mL pH=1的盐酸和硫酸，下列描述中不正确的是( D )A.物质的量浓度:c甲=2c乙B.水电离出的OH-浓度:c(OH-)甲=c(OH-)乙C.若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH:甲=乙D.将甲、乙烧杯中溶液混合后(不考虑体积变化)，所得溶液的pH>1 解析:盐酸为一元强酸，硫酸为二元强酸，当两者pH相同时，盐酸物质的量浓度为硫酸的两倍，A正确；根据温度相同时，水的离子积常数相同，故两溶液中由水电离出的OH-浓度相同，B正确；两溶液完全中和后，均为中性，pH相同，C正确；混合后溶液的pH=1，D错误。