高中化学 第3章 第1节 第2课时 溶液的酸碱性与pH值对点训练 鲁科版选修4
高中化学第三章物质在水溶液中的行为第1节第2课时溶液的酸碱性与pH学案鲁科版选修
第2课时溶液的酸碱性与pH1．了解溶液的酸碱性与溶液中［H＋]和[OH－］的关系。
2．知道pH的定义，了解溶液的酸碱性和pH的关系.(重点)3．了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
授课提示：对应学生用书第46页知识点一溶液的酸碱性与溶液中［H＋］和［OH－］的关系溶液酸碱性［OH－]与［H＋]的关系酸碱性的强弱溶液呈中性［H＋］＝[OH－］溶液呈酸性[H＋］〉［OH－] ［H＋］越大,酸性越强溶液呈碱性[H＋]〈［OH－] ［OH－］越大，碱性越强在某溶液中[H＋］为1×10－7mol·L－1，此溶液一定呈中性吗?［提示］判断溶液酸碱性的标准是比较［H＋]与［OH－］的相对大小，而不是与1×10－7mol·L－1相比较，若［H＋］与［OH－］不相等,则[H＋]为1×10－7mol·L－1时溶液也不呈中性。
知识点二溶液的pH1．表达式:pH＝－lg［H＋］.2．意义:pH可以表示溶液的酸碱性及其强弱。
室温下，[H＋］＝1×10－7mol·L－1，pH＝7,溶液呈中性;［H＋］<1×10－7mol·L－1,pH>7，溶液呈碱性，pH越大，碱性越强;［H＋］>1×10－7mol·L－1，pH〈7，溶液呈酸性，pH越小，酸性越强.3．适用范围:1×10－14 mol/L≤［H＋］≤1 mol/L的溶液.4．pH的测定方法（1）pH试纸：可用于粗略测定溶液的酸碱性强弱。
操作：取一小块pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，与标准比色卡对比即可.（2）pH计（也叫酸度计）,可精确地测定溶液的pH。
［自我诊断］(1)常温下,pH＝6的溶液一定是酸性溶液.（√）（2）100 ℃时,某溶液的pH<7，则该溶液呈酸性。
（×）（3)常温下，用pH试纸测得某溶液的pH为4.5。
鲁科版高中化学选修四高二化学同步测试：3.1.2溶液的酸碱性与pH
高中化学学习材料第3章 第1节 第2课时(十五)(45分钟 100分)一、选择题(本题包括10小题，每小题5分，共50分)1．下列试纸中，在测溶液的性质时，预先不能用蒸馏水润湿的是( )A ．石蕊试纸B ．醋酸铅试纸C ．KI 淀粉试纸D ．pH 试纸答案： D2．(2011·东营高二质检)25 ℃时水的KW ＝1.0×10－14 mol2·L －2，而100 ℃时水的KW ＝5.5×10－13 mol2·L －2。
若在100 ℃时某溶液的[H ＋]＝1.0×10－7 mol ·L －1，则该溶液呈( )A ．酸性B ．中性C ．碱性D ．可能是酸性，也可能是碱性解析： 100 ℃时中性溶液中[OH －]＝KW [H ＋]＝5.5×10－13mol2·L －21.0×10－7 mol ·L －1＝5.5×10－6 mol ·L －1>[H ＋]，故溶液呈碱性。
答案： C3．在25 ℃时，某溶液中由水电离出的[H ＋]＝1×10－12 mol ·L －1，则该溶液的pH 可能是(双选)( )A ．12B ．7C ．6D ．2解析： 纯水中由水电离出的[H ＋]水＝[OH －]水，向纯水中加酸或碱，水的电离均受到抑制，水的电离平衡左移，水电离出的H ＋和OH －的量相应减少，但[H ＋]水＝[OH －]水。
若为酸，则[OH －]液＝[OH －]水＝[H ＋]水＝1×10－12 mol ·L －1。
由KW ＝[H ＋]液·[OH －]液，有[H ＋]液＝1×10－141×10－12mol ·L －1＝1×10－2 mol ·L －1，pH ＝－lg[H ＋]＝－lg1×10－2＝2，故D 选项符合题意；若为碱，则[H ＋]液＝[H ＋]水＝1×10－12 mol ·L －1，则由pH ＝－lg[H ＋]＝－lg1×10－12＝12，故A 选项符合题意。
高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 3.1 水溶液（第2课时）溶液pH的计算学案 鲁科版选修4
溶液pH 的计算学习目标： 1. 了解pH 的含义。
2. 了解溶液稀释时pH 的变化规律，会计算各类混合溶液的pH 。
学习重难点：各类混合溶液的pH 的计算方法。
自主学习 【学问回顾】依据pH ＝－lg[H ＋]计算溶液pH 的关键是先推断溶液的酸碱性，然后再确定溶液的[H ＋]。
(1)若为强酸溶液：可由强酸的浓度直接求[H ＋]，再计算其pH 。
如： ①常温下，1.0×10－4mol·L －1盐酸溶液的pH 为4；②常温下，5.0×10－3 mol·L －1硫酸溶液的pH 为2。
(2)若为强碱溶液：先确定溶液中的[OH －]，由K w 求出[H ＋]，再计算其pH 。
如： ①常温下，将0.4 g NaOH 固体溶于水得到1 L 溶液，该溶液的pH 为12； ②常温下，b mol·L －1强碱B(OH)n 溶液的pH 为14＋lg(nb )。
【学习探究】探究点一 酸、碱溶液混合后pH 计算方法1．室温下pH ＝2的盐酸与pH ＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的[H ＋]为1.0×10－3_mol·L －1，pH 为3；若等体积混合后，溶液的pH 为2.3。
2．室温下将200 mL 5×10－3mol·L －1NaOH 溶液与100 mL 2×10－2mol·L －1NaOH 溶液混合后，溶液的[OH －]为1.0×10－2_mol·L －1，[H ＋]为1.0×10－12_mol·L －1，pH 为12。
3．室温下pH ＝12的NaOH 溶液与pH ＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH 为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH 为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH 为11。
[归纳总结] 溶液pH 的计算方法1．强酸、强碱溶液的pH 计算方法先求出强酸、强碱溶液中的[H ＋]，强酸直接由酸的浓度求出，强碱先由碱的浓度求出[OH －]，再依据水的离子积换算出[H ＋]，然后用公式pH ＝－lg[H ＋]求出pH 。
高中化学鲁科版选修四 第3章第1节第2课时 溶液的酸碱性与pH 作业2
知能演练轻松闯关[学生用书单独成册][基础温故]1．一定温度下||，在0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液和0.1 mol·L－1的盐酸中||，水的电离程度()A．前者大B．前者小C．一样大D．无法确定解析：选C||。
碱提供的[OH－]和酸提供的[H＋]相同||，所以对水的抑制程度相同||。
2．下列说法中正确的是()A．碳酸钙难溶于水||，放入水中不导电||，且碳酸钙960 ℃时分解||，故碳酸钙是非电解质B．熔融态的铁能导电||，所以铁是电解质C．Na2S的电离方程式是Na2S2Na＋＋S2－D．NH3·H2O虽然极易溶于水||，但在水中是部分电离的||，所以它是弱电解质解析：选D||。
碳酸钙、Na2S属于盐||，均为强电解质||，A、C选项错误；铁属于单质||，既不是电解质也不是非电解质||，B选项错误||。
3．下列叙述中正确的是()A．pH＝3和pH＝4的盐酸各10 mL混合||，所得溶液的pH＝3.5B．溶液中[H＋]越大||，pH也越大||，溶液的酸性就越强C．液氯虽然不导电||，但溶于水后导电情况良好||，因此||，液氯也是电解质D．当温度不变时||，在纯水中加入强碱不会影响水的离子积常数解析：选D||。
pH＝3和pH＝4的盐酸各10 mL混合||，所得溶液的pH＝－lg (5.5×10－4)≈3.3||，A项错误；溶液中[H＋]越大的溶液||，pH越小||，溶液的酸性越强||，B项错误；液氯是单质||，单质既不属于电解质||，也不属于非电解质||，C项错误；水的离子积常数只与温度有关||，D项正确||。
4．下列公式能用来精确地计算任意浓度的盐酸溶液中的氢离子浓度的是()A．[H＋]＝[HCl]B．[H＋]＝[HCl]＋K W[H＋] C．[H＋]＝[HCl]＋K WD．[H＋]＝[HCl]－K W[H＋]解析：选B||。
盐酸溶液中的H＋有两个来源：一个是水提供的||，一个是盐酸提供的||，但溶液中OH－只有水提供||，即[H＋]水电离＝[OH－]水电离＝[OH－]溶液＝K W[H＋]溶液||，B选项正确||。
新鲁科版 选择性必修1 第三章第一节第2课时水溶液的酸碱性与pH评测练习
水溶液的酸碱性与pH评测练习班级姓名1、判断下列说法是否正确,正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。
()(2)任何温度下，利用溶液中c平(H+)和c平(OH-)的相对大小判断溶液的酸碱性。
()(3)25 ℃时pH的范围通常是0~14。
()(4)4 ℃时，纯水的pH=7。
()(5)1.0×10-3 mol·L-1盐酸的pH=3.0，1.0×10-8 mol·L-1盐酸的pH=8.0。
()(6)100 ℃时，将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液显中性。
()(7)pH=4.5的番茄汁中c平(H+)是pH=6.5的牛奶中c平(H+)的100倍。
()2.下列溶液一定显酸性的是()A.溶液中c平(OH-)>c平(H+)B.滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液C.溶液中c平(H+)=10-6 mol·L-1D.溶液中水电离的c水(H+)=10-9 mol·L-13.(2020安徽师大附中高二检测)关于溶液的酸性及酸性强弱的说法正确的是()A.只要溶液中有H+，溶液就显酸性B.H+浓度大于OH-浓度，溶液一定显酸性C.H+浓度增大，溶液的酸性一定增强D.强酸溶液的酸性一定比弱酸溶液的酸性强4.常温下，将0.1 mol·L-1 NaOH溶液与0.04 mol·L-1 H2SO4溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于()A.1.7B.2.0C.12D.12.45.(1)常温下0.01 mol·L-1 HCl溶液:(H+)=；①由水电离出的c水②溶液的pH=；③加水稀释到体积为原来的100倍，pH=。
(2)常温下0.01 mol·L-1 NaOH溶液：①溶液的pH=；②加水稀释到体积为原来的100倍，pH=。
鲁科版高中化学选择性必修第1册 第3章 第1节 第2课时 水溶液的酸碱性与pH
。
(3)该温度下0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液的pH=
。
(4)该温度下,将pH=11的苛性钠溶液V1 L与pH=1的稀硫酸V2 L混合(设混合
后溶液的体积为原两溶液体积之和),所得混合溶液的pH=2,则
V1∶V2=
。
答案(1)碱性
(2)1
(3)11 (4)9∶11
解析该温度下,KW=c平(H+)·c平(OH-)=10-12 mol2·L-2。
)
答案(1)× (2)√
(7)√
(3)√ (4)×
(5)× (6)×
课堂篇 素养提升
探究一
溶液酸碱性的判断方法
问题探究
土壤的酸碱性直接影响植物的生长发育,浙江的“龙井茶”只能生长于弱酸
性的土壤中。可以用pH试纸测定pH,判断土壤的酸碱性。
1.如何使用pH试纸测定溶液的pH?
提示用镊子取一小片试纸放于玻璃片上,用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸
素养。
课前篇 素养初探
必备知识
1.水溶液的酸碱性
(1)溶液酸碱性的判断标准:c平(H+)与c平(OH-)的相对大小。
(2)水溶液的酸碱性与溶液中c平(H+)和c平(OH-)的关系:
水溶液酸碱性 c平(H+)与c平(OH-)的关系
酸性
c平(H+)>c平(OH-)
中性
c平(H+)=c平(OH-)
碱性
)
(4)4 ℃时,纯水的pH=7。(
)
(5)1.0×10-3 mol·L-1盐酸的pH=3.0,1.0×10-8 mol·L-1盐酸的pH=8.0。(
)
(6)100 ℃时,将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合,溶液显中性。
2019高中化学 第3章 第1节 水溶液 第2课时 溶液的酸碱性与pH作业2 鲁科版选修4
第2课时溶液的酸碱性与pH知能演练轻松闯关[学生用书单独成册][基础温故]1．一定温度下，在0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液和0.1 mol·L－1的盐酸中，水的电离程度( )A．前者大B．前者小C．一样大D．无法确定解析：选C。
碱提供的[OH－]和酸提供的[H＋]相同，所以对水的抑制程度相同。
2．下列说法中正确的是( )A．碳酸钙难溶于水，放入水中不导电，且碳酸钙960 ℃时分解，故碳酸钙是非电解质B．熔融态的铁能导电，所以铁是电解质C．Na 2S的电离方程式是Na2S2Na＋＋S2－D．NH3·H2O虽然极易溶于水，但在水中是部分电离的，所以它是弱电解质解析：选D。
碳酸钙、Na2S属于盐，均为强电解质，A、C选项错误；铁属于单质，既不是电解质也不是非电解质，B选项错误。
3．下列叙述中正确的是( )A．pH＝3和pH＝4的盐酸各10 mL混合，所得溶液的pH＝3.5B．溶液中[H＋]越大，pH也越大，溶液的酸性就越强C．液氯虽然不导电，但溶于水后导电情况良好，因此，液氯也是电解质D．当温度不变时，在纯水中加入强碱不会影响水的离子积常数解析：选D。
pH＝3和pH＝4的盐酸各10 mL混合，所得溶液的pH＝－lg (5.5×10－4)≈3.3，A项错误；溶液中[H＋]越大的溶液，pH越小，溶液的酸性越强，B项错误；液氯是单质，单质既不属于电解质，也不属于非电解质，C项错误；水的离子积常数只与温度有关，D项正确。
4．下列公式能用来精确地计算任意浓度的盐酸溶液中的氢离子浓度的是( )A．[H＋]＝[HCl]B．[H＋]＝[HCl]＋K W[H＋] C．[H＋]＝[HCl]＋K WD．[H＋]＝[HCl]－K W[H＋]解析：选B。
盐酸溶液中的H＋有两个来源：一个是水提供的，一个是盐酸提供的，但溶液中OH－只有水提供，即[H＋]水电离＝[OH－]水电离＝[OH－]溶液＝K W[H＋]溶液，B选项正确。
高中化学鲁科版选修四 第3章第1节第2课时 溶液的酸碱性与pH 课件(37张)
法：混合后溶液的 pH 等于混合前溶液 pH 的较大值减 0.3，如
pH＝ 9 和 pH＝ 11 的两种烧 碱溶液等体积混合后 [OH－ ]＝
10－
5＋ 2
10－
3
mol·L
－
1≈
10－ 2
3
mol·L
－
1
，
[H＋
]＝
KW [OH－
＝ ]
2×
10
－
11
mol·L－ 1 ，
则 pH＝－lg (2×10－11)＝11－lg 2 ≈10.7。
知识点二 pH的含义、测定和计算
阅读教材P77，思考并填空 1．定义 用[H＋]的负对数表示溶液酸碱性的强弱，即pH＝ ____－__lg__[H__＋_]_______。 2．测pH的方法 ___酸__碱__指__示__剂_______、____p_H__试__纸_____、 ____酸__度__计__或__p__H_计_____。
mol·L－1≈10－3 mol·L－1， 2
则
pH＝－
10－ lg
3
＝
3＋
lg
2≈ 3.3。
2
b． 两强碱溶液混合
由
[OH－
]混
＝[OH－
]1V1＋ V1＋
[OH－ V2
]2
V2先求
出混合
后的
[OH－
]混，再
通过 KW 求出[H＋]混，最后求 pH。
若两强碱溶液的 pH 之差≥2，且以等体积混合，可采用速算方
第3章 物质在水溶液中的行为 •9、要学生做的事，教职员躬亲共做；要学生学的知识，教职员躬亲共学；要学生守的规则，教职员躬亲共守。2021/9/152021/9/15Wednesday, September 15, 2021
鲁科版高中化学选择性必修1第3章第1节第2课时水溶液的酸碱性与pH学案
第2课时水溶液的酸碱性与pH学习目标1.通过溶液酸碱性的探究,认识水溶液的酸碱度与H+、OH-浓度以及与pH的关系。
2.通过pH测定知识的学习,掌握检测溶液pH的方法。
学习任务1 水溶液的酸碱性与pH1.水溶液的酸碱性与c(H+)和c(OH-)的关系微点拨:用c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断水溶液的酸碱性,不受温度影响。
2.水溶液的pH、c平(H+)与酸碱度的关系(1)pH的表达式:pH=-lg c平(H+)。
(2)水溶液的pH、c平(H+)与酸碱度的关系如图(25 ℃)。
(3)pH的范围:0≤pH≤14。
微点拨:pH与酸碱度的关系为pH=7,溶液显中性;pH<7,溶液显酸性;pH>7,溶液显碱性,仅在25 ℃时成立。
3.水溶液的酸碱度的测定方法(1)pH试纸:使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上,用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上,当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照,读出pH。
(2)pH计:仪器pH计可精确测定试液的pH(精确至小数点后2位)。
微点拨:pH试纸仅能测量到“整数”。
pH试纸上有甲基红、溴甲酚绿、百里酚蓝这三种指示剂。
甲基红、溴甲酚绿、百里酚蓝和酚酞一样,在不同pH的溶液中均会按一定规律变色。
甲基红的变色范围是pH:4.4(红)～6.2(黄),溴甲酚绿的变色范围是pH:3.6(黄)～5.4(绿),百里酚蓝的变色范围是pH:6.7(黄)～7.5(蓝)。
用定量甲基红加定量溴甲酚绿加定量百里酚蓝的混合指示剂浸渍中性白色试纸,晾干后制得的pH试纸即可用于测定溶液的pH。
探究1 pH的相关理解问题1:pH的主要作用是什么?提示:用来表示溶液的酸碱度。
问题2:表示溶液的酸碱度可不可以用c(H+)或c(OH-)?提示:可以。
比如0.001 mol·L-1的HCl溶液与0.001 mol·L-1的H2SO4溶液,前者c(H+)=0.001 mol·L-1,后者c(H+)=0.002 mol·L-1,所以后者酸度大于前者;再如0.1 mol·L-1的NaOH溶液与0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液,前者c(OH-)=0.1 mol·L-1,后者c(OH-)=0.1 mol·L-1,所以两者碱性强度相同。
高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节第2课时溶液的酸碱性与pH学案鲁科版选修4
第2课时溶液的酸碱性与pH目标与素养：1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
(宏观辨识与微观探析)2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
(证据推理)3.能够进行有关pH的简单计算。
(模型认知)1．溶液的酸碱性(1)溶液酸碱性的判断标准：[H＋]与[OH－]的相对大小。
(2)溶液酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系[H＋]和[OH－]的关系溶液酸碱性酸碱性的强弱[H＋]＝[OH－] 溶液呈中性－[H＋]＞[OH－] 溶液呈酸性[H＋]越大，酸性越强[H＋]＜[OH－] 溶液呈碱性[OH－]越大，碱性越强①物质的量浓度：当溶液中[H＋]或[OH－]＞1_mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示。
②pH：当溶液中[H＋]或[OH－]≤1_mol·L－1时，使用pH表示。
微点拨：利用[H＋]和[OH－]的相对大小判断溶液酸碱性，在任何温度下均适用。
2．水溶液的pH(1)pH的定义公式，pH＝－lg[H＋]。
(2)室温下水溶液的pH、[H＋]及酸碱性的关系pH 0←67 8→14 [H＋]/(mol·L－1) 1←10－610－710－8→10－14 pH 0←67 8→14 [OH－]/(mol·L－1) 10－14←10－810－710－6→1溶液酸碱性pH越小，酸性越强中性pH越大，碱性越强3．溶液pH的测量方法(1)酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色指示剂变色的pH范围石蕊＜5.0红色 5.0～8.0紫色＞8.0蓝色甲基橙＜3.1红色 3.1～4.4橙色＞4.4黄色酚酞＜8.2无色8.2～10.0浅红色＞10.0红色(2)pH试纸：将pH试纸放在表面皿(或玻璃片)上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在pH试纸的中部，待颜色变化稳定后对照标准比色卡可以得到溶液pH，所得pH均为正整数。
(3)酸度计：能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到小数点后两位。
鲁科版高中化学选修四第3章第1节第2课时溶液的酸碱性与pH值.doc
高中化学学习材料（灿若寒星**整理制作）第2课时溶液的酸碱性与pH值[目标要求]1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
一、溶液酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系溶液酸碱性[OH－]与[H＋]的关系酸碱的强弱溶液呈中性[H＋]__[OH－]溶液呈酸性[H＋]__[OH－][H＋]越大，酸性越__溶液呈碱性[H＋]__[OH－][OH－]越大，碱性越__二、溶液的pH值1．pH的表达式：pH＝________。
2．pH的物理意义：pH可以表示溶液的酸碱性及其强弱。
室温下，pH____，溶液呈中性；pH____，溶液呈碱性；pH____，溶液呈酸性。
3．pH的测定方法(1)粗略测定：酸碱指示剂，pH试纸。
(2)精确测定：________。
知识点一溶液的酸碱性1．下列溶液一定呈中性的是()A．pH＝7的溶液B．[H＋]＝[OH－]的溶液C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液D．非电解质溶于水得到的溶液2．下列溶液一定显酸性的是()A．溶液中[OH－]>[H＋]B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1D．pH<7的溶液3．下列说法正确的是()A．pH<7的溶液不一定是酸溶液B．常温下，pH＝5的溶液和pH＝3的溶液相比，前者[OH－]不一定是后者的100倍C．室温下，每1×107个水分子中只有一个水分子发生电离D．在1 mol·L－1的氨水中，改变外界条件使[NH＋4]增大，则溶液的pH一定增大知识点二pH值4．90℃时水的离子积K W＝3.8×10－13 mol2·L－2，该温度时纯水的pH是()A．等于7 B．小于7 C．大于7 D．无法确定5．常温下，某溶液中由水电离产生的[H＋]＝1×10－11 mol·L－1，则该溶液的pH可能是()A．4B．7C．8D．116．在常温下，将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH最接近于() A．8.3 B．8.7 C．9 D．9.7练基础落实1．25℃的下列溶液中，碱性最强的是()A．pH＝11的溶液B．[OH－]＝0.12 mol·L－1C．1 L中含有4 g NaOH的溶液D．[H＋]＝1×10－10 mol·L－1的溶液2．将pH为3和pH为5的稀盐酸等体积混合，所得溶液的pH为()A．3.7 B．3.3 C．4.7 D．5.33．下列说法正确的是()A．HCl溶液中无OH－B．NaOH溶液中无H＋C．KCl溶液中既无H＋也无OH－D．常温下，任何物质的水溶液中都有H＋和OH－，且K W＝1×10－14 mol2·L－2练方法技巧4．在某温度时，水的离子积为1.0×10－12 mol2·L－2，若该温度下某溶液中[H＋]为1.0×10－7 mol·L－1，则该溶液()A ．呈碱性B ．呈酸性C ．呈中性D ．[OH －]＝1 000[H ＋]5．在一定体积pH ＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的KHSO 4溶液。
高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 第1节 水溶液(第2课时)溶液的酸碱性与pH教学案 鲁科版选修4
第2课时溶液的酸碱性与pH[课标要求]1．了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
2．知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3．能够进行有关pH的简单计算。
1．在水溶液中，[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性；[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性。
2．室温下[H＋]＝10－7mol·L－1，溶液呈中性；[H＋]>10－7mol·L－1，溶液呈酸性；[H＋]<10－7mol·L－1，溶液呈碱性。
[H＋]越大，溶液酸性越强，[OH－]越大，溶液碱性越强。
3．溶液的pH＝－lg[H＋]。
利用pH判断溶液酸碱性时要注意温度，室温下，pH＝7，溶液呈中性；pH<7，溶液呈酸性；pH>7，溶液呈碱性。
4．强酸或强碱稀释10n倍，pH变化n个单位；弱酸或弱碱稀释10n倍，pH 变化小于n个单位；酸或碱无论怎样稀释，酸不会变为碱，碱也不会变为酸。
溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性任何水溶液中都既有H＋也有OH－，溶液的酸碱性与它们的数值无关，由它们浓度的相对大小决定，溶液酸碱性的判断标准是[H＋]与[OH－]的相对大小。
2．溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系(1)[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。
(2)[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性，且[H＋]越大，酸性越强。
(3)[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性，且[OH－]越大，碱性越强。
3．室温时溶液酸碱性的判断(1)[H＋]＝1.0×10－7mol·L－1，溶液呈中性。
(2)[H＋]>1.0×10－7mol·L－1，溶液呈酸性。
(3)[H＋]<1.0×10－7mol·L－1，溶液呈碱性。
4．溶液的酸碱性与pH(1)pH的定义式pH＝－lg[H＋]。
(2)pH与[H＋]及溶液酸碱性的关系(室温下)①图示：②关系：a．中性溶液：[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7。
鲁科版高中化学选修四课件第3章第1节第2课时溶液的酸碱性与pH.pptx
(1)室温下，pH，溶＝液7呈中性；pH，溶液呈碱>性7 ；pH，溶液
呈酸性。<7
(2)pH越小，[H＋]越，酸大性越；pH越大强，[OH－]越，碱性越。
大
强
3．pH的测定方法 (1)粗略测定：酸碱指示剂，pH试纸。 (2)精确测定：计(酸p度H 计)。 (3)pH试纸的使用 ①方法：把小块pH试纸放在(或玻璃表片面)皿上，用蘸有待测液的
pH2＝b－n b－n<pH2<b
无限 由于水的电离不可忽略， 由于水的电离不可忽略，
稀释 pH2≈7(不可能大于7)
pH2≈7(不可能小于7)
[关键提醒] 计算溶液pH时，要注意： (1)外界条件是否为25℃。 (2)水电离出来的[H＋]何时忽略不计，何时不能忽略。 (3)两种pH不同的碱溶液混合时，由于两碱溶液中水的电离 程度不同，所以混合后溶液中水的电离平衡必发生移动，因 此不可将两溶液中的H＋的物质的量相加得混合溶液中的H＋ 的物质的量。
溶液酸碱性 [OH－]与[H＋]的关系
酸碱的强弱
溶液呈中性 溶液呈酸性 溶液呈碱性
[H＋＝][OH－] [H＋]>[OH－] [H＋]<[OH－]
[H＋]越大，酸性越强 [OH－]越大，碱性越强
二、溶液的pH 1．表达式：pH＝，－。lg[H＋]
[H＋]＝10－pH
2．意义：pH表示溶液酸碱性及其强弱。
强碱 A(V1 [OH－]1) [OH－]混＝V1·[OH－V]11＋＋VV22·[OH－]2， 强碱 B(V2 [OH－]2) [H＋]混＝[OKHw－]混，pH＝－lg[H＋]混
酸 过
[H＋]混＝V1·[H＋V]－1＋VV2·2[OH－]，
强酸 A(V1 [H＋]) 量 pH＝－lg[H＋]混
鲁科版高中化学选修4课件：第3章第1节第2课时溶液的酸碱性与pHWord版含解析
例5 在25 ℃时，有pH为a的HCl溶液和pH为b的NaOH溶液，取Va L该HCl 溶液用该NaOH溶液中和，需 Vb L NaOH溶液。请回答下列问题： (1)若a＋b＝14，则Va∶Vb＝ 1∶1 。
(2)若a＋b＝13，则Va∶Vb＝ 1∶10 。 (3)若a＋b>14，则Va∶Vb＝ 10a＋b－14 ，且Va > (填“>”“<”或“＝”)Vb。
若pH1＋pH2＝14，则溶液呈中性，pH混＝7
常温时若pH1＋pH2＞14，则溶液呈碱性，pH混＞7
若pH1＋pH2＜14，则溶液呈酸性，pH混＜7
三、酸碱溶液稀释后的pH变化规律
1.室温下计算下列酸溶液稀释后的pH (1)pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为 3；若加水稀释10n倍，其pH为 2＋n 。 (2)若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH接近于 7 。 (3)pH＝2的醋酸溶液，若加水稀释10倍，其pH大小范围应是 2<pH<3 。 2.室温下计算下列碱溶液稀释后的pH (1)pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为 10 ；若加水稀释10n倍， 其pH为 11－n 。 (2)pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是 (11－n)<pH<11 ；若无 限稀释时，其pH接近于 7 。
√B.pH前＞pH后 都显中性
C.pH前<pH后 弱酸性 D.pH前<pH后 都显中性 解析 Kw随温度升高而增大，纯水中[H＋]也随温度升高而增大，pH随温度升 高而减小，但[H＋]仍等于[OH－]，显中性。
12345
2.(2018·衡水联考)用pH试纸测定溶液pH的正确操作是
√A.将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸中央，再与
3.1水溶液第2课时溶液的酸碱性与PH课件(鲁科选修4)
(1)由水电离出的[OH－]H2O和溶液中[OH－]溶液 是不同的。碱溶液中OH－几乎全部来源于碱的 电离，H＋则全部来源于水的电离；酸溶液中H＋ 几乎全部来源于酸的电离，而OH－则全部来源于 水的电离；正盐溶液中的H＋、OH－全部来源于 水的电离。
(2)常温下，[H＋]水＝[OH－]水＜1.0×10－7mol· L－1时， 说明一定是往水中加入了酸或碱或NaHSO4等，溶液可能 显酸性，也可能显碱性。 (3)应用[H＋]或pH判断溶液的酸碱性时应注意温度， 不同温度下，KW不同，其标准不同。
电离出的 H ，在计算时若相差很大可忽略，但若相差 不大时，不能忽略。
＋
KW ②碱性溶液：先确定[OH ]，再由[H ]＝ 计算， [OH－]
－ ＋
求[OH－]时同酸性溶液中[H＋]的计算。也可以先由 pOH＝ －lg[OH－]求 pOH，再由 pH＝14－pOH 计算 pH。 (2)当溶液浓度比较小时，混合溶液的体积可认为是各 溶液体积之和。 (3)若两强酸溶液的 pH 之差≥2，且等体积混合， 则 pH 混＝pH 混前较小＋0.3；若两强碱溶液的 pH 之差≥2， 且等体积混合，则 pH 混＝pH 混前较大－0.3 (4)无限稀释时，水电离的[H＋]或[OH－]不能忽略， pH 接近 7。
解析：利用pH判断酸碱性时要注意温度；pH＝6，
[H＋]＝1×10－6 mol· L－1，而要求[OH－]需要知道 该温度下的KW。 答案：D
[例1] 下列说法正确的是
A．pH＝7的溶液一定显中性
(
)
B．常温下由水电离的[OH－]为1×10－8 mol· L－ 1 的溶液一定呈酸性 C．[H＋]<[OH－]的溶液一定显碱性 D．[OH－]＝1×10－6 mol· L－1的溶液一定呈碱性
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第2课时溶液的酸碱性与pH值[目标要求] 1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
一、溶液酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系溶液酸碱性[OH－]与[H＋]的关系酸碱的强弱溶液呈中性[H＋]__[OH－]溶液呈酸性[H＋]__[OH－] [H＋]越大，酸性越__溶液呈碱性[H＋]__[OH－] [OH－]越大，碱性越__二、溶液的pH值1．pH的表达式：pH＝________。
2．pH的物理意义：pH可以表示溶液的酸碱性及其强弱。
室温下，pH____，溶液呈中性；pH____，溶液呈碱性；pH____，溶液呈酸性。
3．pH的测定方法(1)粗略测定：酸碱指示剂，pH试纸。
(2)精确测定：________。
知识点一溶液的酸碱性1．下列溶液一定呈中性的是()A．pH＝7的溶液B．[H＋]＝[OH－]的溶液C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液D．非电解质溶于水得到的溶液2．下列溶液一定显酸性的是()A．溶液中[OH－]>[H＋]B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1D．pH<7的溶液3．下列说法正确的是()A．pH<7的溶液不一定是酸溶液B．常温下，pH＝5的溶液和pH＝3的溶液相比，前者[OH－]不一定是后者的100倍C．室温下，每1×107个水分子中只有一个水分子发生电离D．在1 mol·L－1的氨水中，改变外界条件使[NH＋4]增大，则溶液的pH一定增大知识点二pH值4．90℃时水的离子积KW＝3.8×10－13 mol2·L－2，该温度时纯水的pH是()A．等于7 B．小于7 C．大于7 D．无法确定5．常温下，某溶液中由水电离产生的[H＋]＝1×10－11 mol·L－1，则该溶液的pH可能是()A．4B．7C．8D．116．在常温下，将pH ＝8的NaOH 溶液与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合后，溶液的pH 最接近于( )A ．8.3B ．8.7C ．9D ．9.7练基础落实1．25℃的下列溶液中，碱性最强的是( ) A ．pH ＝11的溶液 B ．[OH －]＝0.12 mol·L －1C ．1 L 中含有4 g NaOH 的溶液D ．[H ＋]＝1×10－10 mol·L －1的溶液2．将pH 为3和pH 为5的稀盐酸等体积混合，所得溶液的pH 为( ) A ．3.7 B ．3.3 C ．4.7 D ．5.3 3．下列说法正确的是( ) A ．HCl 溶液中无OH － B ．NaOH 溶液中无H ＋C ．KCl 溶液中既无H ＋也无OH －D ．常温下，任何物质的水溶液中都有H ＋和OH －，且KW ＝1×10－14 mol2·L －2 练方法技巧4．在某温度时，水的离子积为1.0×10－12 mol2·L －2，若该温度下某溶液中[H ＋]为1.0×10－7 mol·L －1，则该溶液( )A ．呈碱性B ．呈酸性C ．呈中性D ．[OH －]＝1 000[H ＋]5．在一定体积pH ＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的KHSO4溶液。
当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH ＝11。
若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与KHSO4溶液的体积之和，则Ba(OH)2溶液与KHSO4溶液的体积比是( ) A ．1∶9 B ．1∶1 C ．1∶2 D ．1∶4 题号 1 2 3 4 5 答案练综合拓展6．在重水D2O 中存在电离：D2O D ＋＋OD －，因此，对D2O 可以采用同pH 一样的定义来规定pD ，即pD ＝－lg[D ＋]。
已知在某温度下，D2O 达电离平衡时，[D ＋][OD －]＝1.6×10－15 mol2·L －2，则纯净的D2O 在此温度下的pD________7(填“>”、“<”或“＝”)。
此温度下，若用0.01 mol DCl 溶于D2O 配成1 L 溶液，pD________；若用0.01 mol NaOD 溶于D2O 配成1 L 溶液时，pD________12(填“>”、“<”或“＝”)。
7．水的电离平衡曲线如图所示：A 点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度，当温度上升到100℃时，水的电离平衡到达B点。
(1)25℃时水的离子积为________________，100℃时水的离子积为________________。
(2)100℃时，将pH＝8的Ba(OH)2溶液与pH＝5的稀盐酸混合，并保持100℃恒温，欲使混合溶液的pH＝7，则Ba(OH)2溶液与盐酸的体积比为______。
8．下图为10 mL一定物质的量浓度的HCl溶液用一定物质的量浓度的NaOH溶液滴定的图示。
请根据图示计算：(1)氢氧化钠溶液物质的量浓度是多少？(2)A点时溶液的pH是多少？基础落实一、＝>强<强二、1.－lg[H＋]2．＝7>7<73．(2)pH计对点训练1．B[溶液呈中性的根本标志是[H＋]＝[OH－]。
当pH＝7时，只说明[H＋]＝10－7 mol·L －1，当温度升高时，中性溶液中的[H＋]>10－7 mol·L－1，即pH<7，故A错误；等物质的量的强酸与强碱，由于它们所含的H＋和OH－的物质的量未知，因此无法判断它们混合后溶液的酸碱性。
若n(H＋)>n(OH－)，H＋过量，溶液呈酸性；若n(OH－)>n(H＋)，OH－过量，溶液呈碱性，只有当n(H＋)＝n(OH－)时，H＋与OH－恰好完全反应，溶液才呈中性，故C也错误；非电解质只是它本身不能直接电离产生离子，当它溶于水时可能与水反应生成能电离的物质，使溶液显酸性或碱性，如SO2溶于水生成H2SO3，溶液显酸性，NH3溶于水生成NH3·H2O，溶液显碱性。
]2．B[判断溶液酸碱性的关键是看[H＋]和[OH－]相对大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；而pH<7或[H＋]<10－7 mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确定，就不能用来判断溶液的酸碱性。
而B项中可使紫色石蕊试液变红，则该溶液为酸性。
]3．A[A.当[H＋]>[OH－]时溶液才呈酸性，故A正确；B.pH＝5，[OH－]＝1×10－9 mol·L －1，pH＝3，[OH－]＝1×10－11 mol·L－1，前者[OH－]是后者的100倍，故B错；C.室温时，每升水有1×10－7 mol 水分子发生电离，即1 000 g18 g·mol－1＝55.6 mol水分子中只有1×10－7 mol水分子电离，1×107个水分子中只有155.6个水分子电离，故C错；D.氨水中存在NH3·H2O NH＋4＋OH－平衡，当加NH4Cl晶体时，[NH＋4]增大，平衡向左移动，[OH－]减小，pH减小，故D错。
]4．B [25℃时，在纯水中[H ＋]＝[OH －]＝10－7 mol·L －1，pH 为7，KW ＝[H ＋][OH －]＝1×10－14 mol2·L －2。
当温度升高时，纯水的电离度增大，[H ＋]＝[OH －]>10－7 mol·L －1，pH<7，答案应选B 。
]5．D [由题意知由水电离产生的[H ＋]＝1×10－11 mol·L －1<1×10－7 mol·L －1，抑制了水的电离，可能是酸，也可能是碱，若是酸，[H ＋]＝1×10－3 mol·L －1，pH ＝3，若是碱，[OH －]＝1×10－3 mol·L －1，pH ＝11。
]6．D [本题考查有关混合溶液pH 的计算。
有关稀溶液混合，总体积近似等于两种溶液体积之和。
强碱溶液混合，应按[OH －]计算：[OH －]混＝(1×10－6 mol·L －1＋1×10－4 mol·L －1)/2＝5.05×10－5 mol·L －1，[H ＋]混＝KW/[OH －]≈2×10－10 mol·L －1，pH ＝9.7。
] 课时作业1．B [常温下，可以根据pH 或[H ＋]比较溶液的酸碱性，也同样可以根据[OH －]的大小来比较。
在此为了计算方便，可以求出A 、C 、D 三个选项中溶液的[OH －]，依次为1×10－3mol·L －1、0.1 mol·L －1、1×10－4mol·L －1，然后再与B 相比，就会发现B 中溶液的[OH －]最大，碱性最强。
] 2．B [酸溶液混合后，H ＋的物质的量等于原来两酸溶液H ＋的物质的量之和，从而求出[H ＋]及溶液的pH 。
[H ＋]＝10－3 mol·L －1×1＋10－5 mol·L －1×11＋1＝5.05×10－4 mol·L －1，pH ＝－lg(5.05×10－4)＝3.3。
]3．D [无论是酸、碱还是盐类，无论是电解质还是非电解质，只要在水溶液中，都存在H2O H ＋＋OH －动态平衡，由勒·夏特列原理知，HCl 、NaOH 、KCl 溶液中都存在一定量的H ＋和OH －，故A 、B 、C 都不正确。
25℃时，在任何物质的水溶液中都有：KW ＝[H ＋][OH －]＝1×10－14 mol2·L －2。
因为水的电离是吸热反应，改变温度，电离平衡必将发生移动，[H ＋]、[OH －]都将改变，所以KW 也将改变，只有在常温下KW ＝1×10－14 mol2·L －2。
] 4．A [解题的关键是熟悉溶液酸碱性的判断方法及其本质原理。
在一定温度下，KW 为常数。
根据KW 可进行[H ＋]和[OH －]的互相换算。
已知[H ＋]和[OH －]，若[H ＋]＝[OH －]，溶液呈中性；若[H ＋]>[OH －]，溶液呈酸性；若[H ＋]<[OH －]，溶液呈碱性。
此题中[H ＋]＝1.0×10－7 mol·L －1，则[OH －]＝1.0×10－121.0×10－7 mol·L －1＝1.0×10－5 mol·L －1，可见[H＋]<[OH －]且[OH －]＝100[H ＋]。