高中化学 第三章 第二节 第2课时 强酸、强碱溶液混合时溶液pH的计算课时作业 新人教版选修4
高中化学第三章第二节第2课时ph的计算课件选修4高中选修4化学课件
解析:设 NaOH 和 HCl 溶液的浓度为 c mol·L-1,则 3c 2c =10-2,c=0.05。 32
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4.常温下,某学生将0.1 mol·L-1H2SO4溶液滴入0.1 mol·L-1 NaOH溶液中,中和后加水至
100 mL。若滴加过程(guòchéng)中:①少滴了一滴H2SO4溶液;②多滴了一滴H2SO4溶液(1
c(H+)= 1014 mol·L-1,pH=-lg c(H+)=14+lg nc。 nc
2.混合溶液 pH 的计算类型
(1)两种强酸混合:直接求出 c(H+)混,再据此求 pH。c(H+)混
c
=
H+
1V1 c
H+
2 V2
。
V1 V2
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(2)两种强碱混合:先求出 c(OH-)混,再据 KW 求出 c(H+)混,最后求 pH。
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知识(zhī shi)分点突破
知识点1 酸碱混合(hùnhé)溶液pH的计算
基础(jīchǔ)梳理
据pH= -lg c(,HKW+)=c(H+)·c(OH-),求pH的关键是求溶液中的c(H+)。 2.计算溶液pH的原则
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3.常温下 pH 与溶液中 c(H+)、c(OH-)的换算 pH=-lg c(H+)→c(H+)= 10-pH mol·L-1,c(OH-)= KW mol·L-1。
释 500 倍后,c(OH-)≈1×10-7 mol/L,c(Ba2+)= 5 106 mol/L=10-8 mol/L, 500
《溶液pH的计算》课件-高二化学人教版选修
②若加水稀释10n倍，c(H＋)＝10-2/10n＝10-(2+n)mol/L,pH＝2+n；
(3)25 ℃时，等体积、pH之和等于14的一强一弱酸碱混合溶液谁弱谁过量，谁弱显谁性。
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
核心素养发展目标
1.通过阅读思考、讨论交流，在理解pH定义的基础上， 掌握强酸、强碱
第2．二室【节温水下问的，电下离列题和有溶关探液溶的液究酸说碱法性正1确】的是（（ ）1）常温下某盐酸溶液中，c(H＋)为
B．pH＝4的盐酸和pH＝10的氨水
1.0×10－3_mol·L－1，求该盐酸溶液的pH和水电离的c(H 【讨论交流】酸碱溶液加水稀释时有哪些规律和特点？
05 mol·L－1 H2SO4溶液中c(OH－)及pH是多少？ 1．pH＝2的盐酸和pH＝2的稀硫酸相比较，下列说法正确的是( )
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
【问题探究1】(1)常温下，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸， 若按1∶10的体积比混合后，求混合溶液的c(H＋)及pH。
【问题探究2】（2）常温下，将200 mL 5×10－3 mol·L －1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混 合后，求溶液的c(OH－)、c(H＋)及pH。
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
【答案】B【解析】A．NaHA溶液的pH可能小于7，如 NaHSO4、NaHSO3，也可能大于7，如NaHCO3，所以不能通 过测NaHA溶液的pH判断H2A是强酸还是弱酸，故A错误； B．某溶液中由水电离出的c(H＋)＝1×10－a mol·L－1， 若a>7时，溶液中由水电离出的 c(H+)＜1×10-7mol•L-1， 水的电离受到抑制，可能为酸溶液或碱溶液，若为酸溶液， 则pH=14-a，若为碱溶液，则pH=a，故B正确；C．等体积 等物质的量浓度的HCl溶液和CH3COOH溶液中， pH（HCl） 小于pH（CH3COOH），故C错误；D．pH=3的HA溶液与pH=11 的BOH等体积混合，①若BOH为强碱、HA为强酸，则pH=7， ②若BOH为强碱、HA为弱酸，则pH＜7，③若BOH为弱碱、 HA为强酸，则pH＞7，所以溶液 pH＞7，则BOH为弱碱，故 D错误；
选修四第三章第二节第2课时 溶液pH的计算(特殊)
理解： ∵由题给p H之和为14，体积又相同，可理解为已电离 的部分刚好中和，呈中性。 弱碱可以继续电离，就呈碱性。 弱酸可以继续电离，就呈酸性。
2、强酸（pHa、Va)与强碱（pHb、Vb)等体积混合 （1）若pHa + pHb =14，则C（H+） = 混合溶液pH =7 ，呈 中性 C（OH-）， ；
解答关键：
无限稀释时，不能忽略水的电离。 稀释后酸仍然是酸，碱仍然是碱。
溶液pH计算小结
1、pH的计算
2、抓住两点： ⑴抓主导因素：是显酸性还是碱性 ⑵当无限稀释时，需考虑水的电离
三、判断酸碱等体积混合后溶液酸碱性的规律 1、酸碱的pH之和为14,等体积混合
（1）强酸与强碱混合，则混合后的溶液的pH ＝7 ； （2）强酸与弱碱混合，则混合后的溶液的p H ＞7 ； （3）弱酸与强碱混合，则混合后的溶液的p H ＜7 ；
（2）若pHa + pHb ＜14，则C（H+） ＞ C（OH-）， 混合溶液pH ＜7 ，呈 酸性 ；
（3）若pHa + pHb ＞14，则C（H+） ＜ C（OH-）， 混合溶液pH ＞7 ，呈 碱性 。
3、强酸强碱非等积混合后溶液的pH
已知盐酸的体积V1,pH=a;NaOH溶液的体积V2,pH=b。 它们混合后溶液的酸碱性 (1)、当V1=V2时，a+b＝ 14 ，则混后溶液呈中性， pH=7 (2)、当V1=10V2时（酸多），a+b= 15 ,则混后溶 液呈中性，pH=7 (3)、当V2=10V1时（碱多），a+b= 13 ,则混后溶 液呈中性，pH=7 则
5、强弱酸或碱稀释后pH变化 （1）酸碱溶液无限稀释后,酸仍为酸，碱仍为碱。 pH无限接近于7，但永远也不能等于 7。 （2）是强酸且pH=a，稀释10n后，pH = a+n 。 (注意a+n＜7). ＜ a+n。 是弱酸，则pH （3）是强碱且pH=a，稀释10n后，pH= a-n 。 (注意a-n＞7). 是弱碱，则pH ＞ a-n。 强酸、强碱变化大； 弱酸、弱碱变化小
强酸与强碱混合ph的计算公式
强酸与强碱混合ph的计算公式在化学的世界里，强酸与强碱混合时 pH 的计算可是个相当重要的知识点呢！咱先来说说啥是强酸和强碱。
强酸，像盐酸（HCl）、硫酸（H₂SO₄）、硝酸（HNO₃），它们在水溶液中能完全电离出氢离子（H⁺）。
强碱呢，比如氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钾（KOH），能完全电离出氢氧根离子（OH⁻）。
当强酸和强碱混合时，计算混合溶液的 pH 可不能马虎。
这时候就得用到一个重要的公式：pH = -lg[H⁺] 。
不过，在混合的情况下，计算可就有点复杂啦。
比如说，有一次我在实验室里做实验，就是关于强酸强碱混合计算pH 的。
我面前摆着一瓶浓度为 0.1mol/L 的盐酸和一瓶浓度相同的氢氧化钠溶液。
我打算把它们混合，然后计算混合溶液的 pH 。
我小心翼翼地用量筒量取了一定体积的盐酸和氢氧化钠溶液，心里那叫一个紧张，就怕量错了。
然后把它们倒入同一个烧杯中，搅拌均匀。
这时候，我就得开始思考啦。
如果是等体积混合，而且强酸和强碱的浓度也相同，那混合后的溶液就是中性的，pH 等于 7 。
可要是浓度不同，或者体积不同，那可就复杂喽。
假设盐酸溶液的体积是 V₁，浓度是 C₁，氢氧化钠溶液的体积是V₂，浓度是 C₂。
先分别算出强酸中氢离子的物质的量 n₁ = C₁ × V₁，强碱中氢氧根离子的物质的量 n₂ = C₂ × V₂。
如果 n₁ > n₂，说明混合后溶液还是酸性的，氢离子有剩余。
剩余氢离子的物质的量 n = n₁ - n₂，然后根据总体积 V = V₁ + V₂，算出混合后氢离子的浓度 [H⁺] = n / V ，最后再根据 pH = -lg[H⁺] 算出 pH 值。
反过来，如果 n₂ > n₁，那就是氢氧根离子有剩余，这时候就要先算出剩余氢氧根离子的物质的量 n ，再算出氢氧根离子的浓度 [OH⁻]= n / V ，然后通过水的离子积常数 Kw = [H⁺]×[OH⁻] = 1×10⁻¹⁴，算出氢离子的浓度 [H⁺] ，最后得出 pH 。
鲁科版高中化学第三章物质在水溶液中的行为《 第二课时 溶液PH值的计算》教学设计
第二课时溶液PH值的计算【知识梳理】问题一、强酸、强碱溶液PH值的计算1、强酸溶液PH值的计算c（酸）c（H+）PH。
2、强碱溶液PH值的计算c、（碱）c（）c（H+）PH。
问题二、强酸、强碱混合溶液PH值的计算1、强酸与强酸混合溶液PH值的计算⑴通常两稀溶液混合，可认为混合后体积为两者之和。
⑵若两强酸等体积混合，当两溶液的PH相差2时，则可近似计算为：PH混＝PH小＋0.3。
2、强碱与强碱混合溶液PH值的计算⑴通常两稀溶液混合，可认为混合后体积为两者之和。
⑵若两强碱混合时，混合后应首先求出混合后的c（），然后再依据水的离子积计算出混合后的c（H+），进而计算混合后溶液的PH值。
⑶若两强碱等体积混合，当两溶液的PH相差2时，则可近似计算为：PH混＝PH大－0.3。
3、强酸与强碱混合溶液PH值的计算⑴强酸与强碱恰好中和，完全反应，则溶液呈中性，PH＝7。
⑵强酸过量，先求[H+]混合＝，然后再求溶液的PH。
⑶强碱过量，先求[]混合＝，再求[H+]混合＝，最后求溶液的PH。
[规律总结]强酸与强碱混合溶液，先判断酸或碱恰好完全反应，还是谁过量，然后再进行有关计算。
[诱思探究]强酸、强碱溶液PH值的计算的有关规律[探究1]强酸、强碱加水稀释后的PH值。
⑴强酸溶液每稀释倍，[H+]减小为原来的，PH稀＝PH原＋n；⑵强碱溶液每稀释倍，[]减小为原来的，PH稀＝PH原－n；⑶强酸和强碱无限稀释时，由于水的电离不能忽略，故混合后的PH只能无限接近于7，或约等于7，但不能超过7。
[探究2]混合溶液的PH值计算的0.3规则。
⑴无论是强酸与强酸，或强酸与水，只要是等体积混合且两溶液的PH相差2时，则可近似计算为：PH混＝PH小＋0.3。
⑵无论是强碱与强碱，或强碱与水，只要是等体积混合且两溶液的PH相差2时，则可近似计算为：PH混＝PH大－0.3。
[探究3]PH＝a的强酸与PH＝b的强碱，等体积混合后溶液的酸碱性。
⑴若a＋b 14，则混合后的PH＝7；⑵若a＋b 14，则混合后的PH＞7；⑶若a＋b 14，则混合后的PH＜7。
新教材高中化学人教版选择性第一册课件第三章第二节第2课时PH的计算
2.混合溶液pH的计算
(1)强酸溶液与强酸溶液混合
+
+
)·2
(H
+
)·
(H
2
1
1
+
pH。
,然后再求
c(H )混=
1 +2
(2)强碱溶液与强碱溶液混合
)2
(H
+
)
(OH
2
1
1
,
c(OH )混=
1 +2
+
c(H )=
W
(OH- )
,再求 pH。
混
(3)强酸溶液与强碱溶液混合
若为强酸与强碱,则pH=7;
若为强酸与弱碱,则pH>7;
若为弱酸与强碱,则pH<7。
[素能应用]
典例1(1)常温下,某H2SO4溶液的浓度是0.005 mol·L-1,此溶液的pH
为
。用水稀释到原来体积的100倍,pH为
到溶液体积的104倍,pH
。再继续稀释
。
(2)常温下,pH=3的盐酸与pH=5的硫酸溶液等体积混合后溶液的pH
产生的c(OH-)=c(H+)=10-10 mol·L-1,所以由氢氧化钠电离出的OH-的浓度与
水电离出的OH-的浓度之比为10-4 mol·L-1∶10-10 mol·L-1=106∶1,故选C。
课堂篇 素养提升
任务一
溶液pH的计算
[问题探究]
pH=10的NaOH溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合,混合后的c(H+)是否
积混合,碱过量,反应后溶液呈碱性。所以反应后
-2
-4
-14
高中化学 第三章第二节第2课时 pH的计算 酸碱中和滴定教案 新人教版选修4
第2课时 pH 的计算 酸碱中和滴定[明确学习目标] 1.掌握pH 的简单计算，了解pH 在日常生活、生产中的应用。
2.了解混合溶液pH 的计算方法，了解溶液稀释时pH 的变化规律。
3.掌握酸碱中和滴定的原理、操作方法和滴定误差分析。
4.能正确选择指示剂。
一、pH 的计算 1．计算公式pH ＝□01－lg c (H ＋)，K w ＝c (H ＋)·c (OH －)。
2．计算思路二、酸碱中和滴定及误差分析 1．概念用□01已知物质的量浓度的酸(或碱)测定□02未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法。
2．实验用品(1)仪器：□03酸式滴定管(如图A)、□04碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、□05锥形瓶、烧杯等。
(2)试剂：□06标准液、□07待测液、□08指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用①酸性、□09氧化性的试剂一般用□10酸式滴定管，因为酸和氧化性物质能□11腐蚀橡胶。
②碱性的试剂一般用□12碱式滴定管。
3．操作步骤(1)查漏：检查滴定管□13是否漏液。
(2)润洗：加入酸碱反应液之前，滴定管要用□14所要盛装的溶液润洗2～3遍。
(3)装液：将反应液加入到相应的滴定管中，使液面位于“□150”刻度或□16“0”刻度以上某一刻度处。
(4)调液：调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于□17“0”刻度或□18“0”刻度以下某一刻度，并记录读取数值。
(5)滴定：在□19锥形瓶中加入一定体积的待测液，滴入□201～2滴指示剂，开始滴定，达到□21终点时，记录刻度。
4．数据处理重复2～3次实验，取□22平均值代入计算式计算。
5．中和滴定误差分析方法分析误差要根据计算式c 待＝□23c 标·V 标V 待分析：当用标准液滴定待测溶液时，c 标、V 待均为□24定值，c 待的大小取决于□25V 标的大小，V 标偏大，则结果□26偏高；V 标□27偏小，则结果偏低。
2021-2022版高中化学第三章第二节第2课时溶液pH的计算作业课件新人教版选修42
【补偿训练】 1.有关pH计算结果一定正确的是 ( ) ①强酸pH=a,加水稀释到10n倍,则pH=a+n ②弱酸pH=a,加水稀释到10n倍,则pH<a+n(a+n<7) ③强碱pH=b,加水稀释到10n倍,则pH=b-n ④弱碱pH=b,加水稀释到10n倍,则pH>b-n(b-n>7)
A.①② C.③④
提示:不一样多。因为NaOH为强碱,稀释时c(OH-)与溶 液体积成反比,即稀释10倍就可以使pH从13变为12;而 NH3·H2O为弱碱,在稀释时,随着水的加入,不仅使c(OH-) 减小,而且影响氨水的电离平衡,从而使c(OH-)不是成 倍数地减少,即氨水pH从13变为12,要稀释10倍以上。
(6)常温下,将pH=5的盐酸加水稀释1 000倍后,pH=8,对 吗? 提示:不对。因为酸溶液pH<7,纯水呈中性,向酸中无论 加多少水也不可能变成碱性溶液,故pH=5的盐酸加水稀 释时,只能趋近于中性,不能成为碱性,pH会无限接近于 7。
提示:pH=1,c(H+)=0.1 mol·L-1,c(H2SO4)= 0.05 mol·L-1。pH=12,c(H+)=1×10-12 mol·L-1,
c(OH-) =
KW c(H＋)
111100－ 1142
=1×10-2mol·L-1,故氢氧化
钡溶液的浓度是5×10-3mol·L-1。
(2)25 ℃某溶液由水电离出的c(H+)=1×10-12mol·L-1, 请探究该溶液的pH可能为多少?
pH=_-_l_g_1_=_0_。
【规律总结】
2.强碱溶液混合: 在25℃时,计算下列碱溶液混合后溶液的pH: (1)1 L 0.005 mol·L-1NaOH溶液与0.015 mol·L-1
人教版高二化学选修四 第3章 第2节 第2课时 溶液pH的计算41包含答案解析
●典例透析
常温下等体积混合 0.1 mol·L －1 的盐酸和 0.06
mol·L－1 的 Ba(OH) 2 溶液后，溶液 pH 等于 ( )
A． 2.0
B． 12.3
C ． 1.7
D ． 12.0
? 【解析】 该题是酸碱混合的计算，首先要判断哪
种物质过量，盐酸溶液中的 c(H＋)＝0.1 mol ·L－1， Ba(OH)2溶液中的c(OH－)＝0.06 mol ·L－1×2＝ 0.12 mol·L－1，故碱过量，又因是等体积混合，故
平行于 x轴的水平线 )，易得 m<n。(4)与(3)相似画一 个稀释图像即可，然后根据图像易得 m>n。
? 【答案】 (1)m<n (2)m>n ? (3)m<n (4)m>n
●变式训练
? 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＝5 ? B．pH ＝4的 H2SO4溶液加水稀释 100倍，溶液中由
中的pH＝_7_。
? ②若酸过量，直接求反应后溶液中的
c?H ＋ ?V酸 －c?OH －?V碱
＋)＝ ________V_酸＋__V_碱_______ 。
c混(H ＋)， c混(H
? ③若碱过量，应先求混合溶液中的 c混(OH－)，再求
c?OH －?V碱－c?H＋?V酸
c混(H＋ )，c混(OH－)＝______V_酸_＋__V_碱_______ ， c混
水电离产生的 c(H＋)＝1× 10－6mol·L－1 ? C．将 1 L 0.1 mol ·L－1的Ba(OH) 2溶液稀释为 2 L ，
pH ＝13 ? D．pH ＝8的NaOH 溶液稀释 100倍，其 pH＝6
人教版高中化学选择性必修第一册第三章 第二节 第2课时 酸碱中和滴定(课件PPT)
又如，测定碘盐中碘含量的反应原理是： 5KI+KIO3+3H2SO4 = 3K2SO4+3I2+3H2O I2+2Na2S2O3 =2NaI+Na2S4O6 （2）指示剂的选择 用酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或含Fe2+溶液时，不需另加指示剂。用Na2S2O3溶液滴定含I2的溶 液时，以淀粉为指示剂。 （3）计算 依据化学方程式或离子方程式或关系式列比例式计算，或运用得失电子守恒进行计算。 （4）应用 氧化还原滴定广泛地应用于溶液浓度的测定、物质纯度的测定等定量分析。
c（HCl）V （ HCl）aq V （ NaOH）aq
。欲求c（NaOH），须先求
V［（HCl）aq］，再代入公式。
（1）考查酸碱中和滴定实验的操作规范。
（3）先算出耗用标准酸液的平均值：V
=
26.11 mL 26.09 mL 2
= 26.10 mL（第二次偏差太大，舍去），
再求NaOH溶液的物质的量浓度。
答案：（1）锥形瓶内颜色变化 半分钟内不恢复原来的颜色
（3） V = 26.11 mL 26.09 mL
=26.10
2 mL，c（NaOH）=
0.100 0 mol / L 26.10 mL
25.00 mL
=0.104 4 mol/L
（2）0.00
26.10
26.10
三 实践活动——实验测定酸碱滴定曲线 1.实验目的 【提示】课本中的“学习用图示处理科学实验数据的方法”，即应用中和滴定数据绘制滴定曲 线的方法。 2.实验原理 ·滴定曲线的涵义 前面图3-2-6中的图像就是一条滴定曲线（注意其横、纵坐标轴的意义）。它描述了酸碱滴定过 程中溶液pH的变化情况。 3.滴定曲线的意义 滴定曲线中滴定终点附近的pH变化情况，对于酸碱滴定中如何选择合适的指示剂具有重要意义。 指示剂的变色范围必须在“突变范围之内”。 【注意】 （1）pH计和滴定管夹都属于实验中的主要仪器。 （2）c（HCl）和c（NaOH）都精确到4位有效数字。 （3）实验试剂中没有酸碱指示剂。
高中化学第3章 第2节第2课时酸碱中和滴定教案新人教版选择性必修第一册
第2课时 酸碱中和滴定发展目标体系构建1．掌握酸碱中和滴定的概念和原理。
2．了解指示剂的选择方法。
3．掌握中和滴定实验的操作步骤和误差分析。
一、酸碱中和滴定实验1．概念：利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。
2．原理：n (H ＋)＝n (OH －)，即：mc 酸·V 酸＝nc 碱·V 碱(m 、n 代表酸和碱的元数) 3．仪器及试剂(1)仪器⎩⎪⎨⎪⎧酸式滴定管如图a 碱式滴定管如图b 、c铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯a b c(2)试剂：标准液、待测液、指示剂。
微点拨：滴定管读数时，视线与凹液面最低处、刻度线三者在同一水平线上。
滴定管读数应精确到小数点后两位，如25.00 mL 是正确的，而不能读成25 mL 。
4．实验操作(以用盐酸标准液滴定NaOH 溶液为例) (1)滴定前准备①检查：使用滴定管前，首先要检查是否漏水。
②润洗：滴定管加入酸、碱反应液之前，先用蒸馏水洗涤干净，然后分别用待装液润洗2～3遍。
③装液：分别将酸、碱反应液加入酸式、碱式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3 mL处。
④调液：调节活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下。
⑤放液：从碱式滴定管中放出一定量的NaOH溶液于锥形瓶中，并滴2～3滴指示剂(甲基橙或酚酞)。
微点拨：强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸碱颜色变化不明显)。
一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。
(2)滴定终点判断：当滴入最后一滴标准液时，刚好使锥形瓶中的溶液变色，且在半分钟内不变色，即到滴定终点。
读数并记录。
5．实验数据的处理重复滴定操作2～3次，取消耗标准液体积的平均值，根据c(NaOH)＝c HCl·V HCl，计算出待测NaOH溶液的浓度。
V NaOH微点拨：滴定终点的判断(以盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例)①若用酚酞作指示剂，当滴入最后一滴盐酸时，溶液的颜色由粉红色突变为无色，且半分钟内不变色，说明达到滴定终点。
新人教版选择性必修一 第三章 第二节 第二课时 酸碱中和滴定 课后作业
第二节 水的电离和溶液的pH第二课时 酸碱中和滴定一、选择题(本题共8小题，每小题只有1个选项符合题意)1．下列说法正确的是( )A ．用图示仪器Ⅰ准确量取25.00 mL 酸性KMnO 4溶液B ．装置Ⅱ可用于已知浓度的氢氧化钠溶液测定未知浓度盐酸的实验C ．中和滴定时，滴定管用所盛装的待装液润洗2～3次D ．中和滴定实验时，用待测液润洗锥形瓶答案 C解析 酸性KMnO 4溶液不能用碱式滴定管量取，A 项不正确；NaOH 溶液不能盛装在酸式滴定管中，B 项不正确；中和滴定时滴定管需用待装液润洗，而锥形瓶不能用待测液润洗，C 项正确、D 项不正确。
2．下列关于中和滴定过程中的操作正确的是( )A ．用碱式滴定管量取未知浓度的烧碱溶液B ．滴定管和锥形瓶都必须用待盛液润洗C ．滴定时眼睛始终注视标准液的滴加速度D ．锥形瓶中的待测液可用量筒量取答案 A解析 B 项，锥形瓶不能用待盛液润洗，否则会影响结果，错误；C 项，滴定时眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化，错误；D 项，量筒为粗量器，必须用滴定管或移液管量取待测液，错误。
3．在一支25 mL 的酸式滴定管中加入0.1 mol·L －1的盐酸，其液面恰好在5 mL 刻度处，若把滴定管中的溶液全部转移到烧杯中，然后用0.1 mol·L －1NaOH 溶液进行中，则消耗NaOH 溶液的体积( )A ．大于20 mLB ．小于20 mLC ．等于20 mLD ．等于5 mL答案 A解析 V (HCl)>20 mL ，所以消耗NaOH 溶液的体积大于20 mL 。
4．某同学取20.00 mL 0.50 mol·L －1 NaOH 溶液，恰好将未知浓度的H 2SO 4溶液20.00 mL 滴定至终点，下列说法正确的是( )A ．该实验不需要指示剂B ．用量筒量取上述硫酸的体积C ．H 2SO 4的浓度为1.00 mol·L －1D ．参加反应的H ＋和OH －的物质的量相等 答案 D解析 酸碱中和滴定需要指示剂，A 项错误；量筒的精确度为0.1 mL ，应用滴定管量取20.00 mL 硫酸，B 项错误；n (H 2SO 4)＝n (H ＋)×12＝n (NaOH)×12＝5×10－3 mol ，c (H 2SO 4)＝0.25 mol·L －1，C 项错误；恰好完全反应时，n (H ＋)＝n (OH －)，D 项正确。
pH的计算课件-高二化学人教版(2019)选择性必修1
n(OH—)－n(H+)
c(OH—)=
V(总）
0.12V—0.1V
=
=10-2mol/L
2V
因为0.12V＞0.1V 所以碱过量
c(H+)=10-12mol/L
pH=－lgc(H+)=12
学习目标
新知讲学
课堂总结
方法归纳
酸碱中和后溶液pH的计算
先计算酸溶液中n(H＋)和碱溶液中n(OH－)，判断酸碱反应后是 酸剩余还是碱剩余还是酸碱恰好完全反应。
则酸溶液体积V(酸)和碱溶液体积V(碱)的正确关系为 （ B ）
A．V(酸)=102V(碱) B．V(碱)=102V(酸) C．V(酸)＝2V(碱) D．V(碱)＝2V(酸)
学习目标
新知讲学
课堂总结
3.常温下，将pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合
液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比是( D )
pH 7
3 V水
总结：pH=a的强酸稀释10n倍后，pH=a+n，若a+n>7则pH≈7
学习目标
新知讲学
课堂总结
2.弱酸的稀释 （弱电解质是越稀越电离,稀释向电离平衡移动） 【例2】将pH=3的醋酸溶液，稀释10倍，100倍，计算稀释溶液的pH
稀释10倍 c(H+）= 10-3V+ n(H+)补 ＞10-4mol/L 10V
学习目标
新知讲学
课堂总结
3.强酸与强碱混合溶液pH的计算
【例3】常温时，0.1mol/L的NaOH和0.06mol/L 的H2SO4溶液等体积混合 ，求混合溶液的pH。
解：设两溶液的体积都为V n(H+）=2c(H2SO4）V=0.12V n(OH－）=c(NaOH）V=0.1V
强酸和强碱混合ph计算公式
强酸和强碱混合ph计算公式强酸和强碱混合物的ph计算是化学实践中常见的一项任务，虽然在实际应用中看起来似乎有点复杂，但只要掌握一定的基本原理和方法，就能很好地掌握此类酸碱混合液体的ph值。
因此，本文将针对强酸和强碱混合物的ph计算，介绍其计算公式以及要点。
首先，我们来解释一下什么是强酸和强碱混合物。
强酸和强碱混合物是指在溶液中同时存在多种强酸和强碱，其中每种酸或碱的强度仅由其它组分的存在而不能由单个组分相对应。
其中，强酸包括氢氟酸、硫酸、盐酸等，而强碱则包括硫酸钠、氢氧化钠等。
由于强酸和强碱之间的性质完全不同，所以在混合物中，其实存在着一种共同性质，可以被称为“强碱酸”。
计算强酸和强碱混合物的ph值可以使用戴克斯里特（Decker）酸-碱计算公式，该公式如下：ph=pKa+log[HA]/[A-]其中，pKa表示的是酸的硬度常数，HA表示的是混合物中的强酸，A-表示的是混合物中的强碱。
要用戴克斯里特（Decker）酸-碱计算公式计算强酸和强碱混合物的ph值，首先要清楚的记住，pKa的值决定了溶液的性质，它能够反映出混合物中各组分的存在，并对混合物的pH有着直接的影响。
此外，要计算混合物中强酸[HA]和强碱[A-]的浓度，可以在计算中使用滴定法或称量法，利用实验记录而得到。
其次，在计算过程中，要根据具体实验结果调整酸碱混合液体的pH值，可以使用控制实验的方法，即改变溶液中的酸碱的浓度，用碱抑制酸的浓度，或用酸抑制碱的浓度，以调节溶液的pH值。
最后，如果我们想要用不同的方法来验证混合物的pH值，除了可以使用戴克斯里特（Decker）酸-碱计算公式外，还可以使用重碱滴定法、溶剂滴定法等方法来确定混合物的pH值。
综上所述，由于强酸和强碱存在着大量复杂变化，因此在计算其中的ph值时要小心，不能把目光集中于计算公式而忽视了实验原理，更不能忽视实验结果，而是要综合考虑。
只有通过关注细节和综合考虑，才能计算出满意的结果，从而使酸碱计算任务更为准确可靠。
(人教版)化学选修四：3.3.2.2《强酸、强碱溶液混合时溶液pH的计算》学案
第2课时 强酸、强碱溶液混合时溶液pH 的计算[目标要求] 1.掌握溶液的pH 的测定方法，理解溶液酸碱性与溶液中c(H ＋)与c(OH －)相对大小有关。
2.会用pH 计测定中和反应过程中溶液pH 的变化，绘制滴定曲线。
3.能进行溶液pH 的简单计算。
一、单一溶液pH 的计算 1．计算方法酸：c(酸)――→电离c(H ＋)―→pH碱：c(碱)――→电离c(OH －)――→K W c(H ＋)―→pH 2．强酸和强碱溶液的pH 计算(1)强酸(以c mol·L －1的H n A 为例)c(H ＋)＝nc mol·L －1pH ＝－lgc(H ＋)＝－lg_nc(2)强碱(以c mol·L －1的B(OH)n 为例)c(OH －)＝nc mol·L －1c(H ＋)＝K W /n c ―→pH＝－lgc(H ＋)＝14＋lgnc 二、混合溶液pH 的计算 1．两强酸混合c(H ＋)混合＝c 1＋1＋c 2＋2V 1＋V 2―→pH2．两强碱混合c(OH －)混合＝c 1－1＋c 2－2V 1＋V 2――→K W c(H ＋)―→pH3．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 ＋)＝10－7mol·L －1，pH ＝7。
(2)强酸与强碱混合时，若酸过量，则求c(H ＋)过量，若碱过量，则求c(OH －)过量，继而计算pH 。
知识点一 强酸、强碱溶液pH 的计算1．常温下，某溶液中由水电离产生的c(H ＋)＝1×10－11 mol·L －1，则该溶液的pH 可能是( ) A ．4 B ．7 C ．8 D ．11 答案 D解析 由题意知由水电离产生的c(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，c(H ＋)＝1×10－3 mol·L －1，pH ＝3，若是碱，c(OH －)＝1×10－3 mol·L －1，pH ＝11。
3.2强酸与强碱的中和滴定-酸碱中和滴定教学设计2023-2024学年高二上学期化学人教版2019
第三章第二节实验活动2强酸与强碱的中和滴定-酸碱中和滴定【教材分析】本节是普通高中课程标准实验教科书化学选择性必修1《 化学反应原理》第三章第二节内容。
第一课时教材从溶液的酸碱性和PH的计算角度来让学生有初步的印象，本节内容是高中学生初次接触的分析化学的内容，从PH的应用等角度简单介绍测试和调控溶液的PH对公农业科学研究，以及日常生活和医疗保健都具有重要意义，引入酸碱滴定概念及使用价值，在此基础上，教材转入对本节重点内容及酸碱中和滴定的原理的介绍，中和滴定是继配置一定物质的量浓度溶液以后的一个定量实验，也是教材中三个定量实验之一。
本节内容综合了物质的量浓度的计算，溶液的PH，酸碱指示剂的变色范围和应用滴定仪器的使用等知识介绍了一种定量分析的方法，综合滴定使化学研究，从定性分析转化为定量分析，解释了什么叫酸碱中和滴定以及酸碱中和滴定的使用价值，重点讨论了酸碱中和滴定原理的三个含义，第一，酸碱中和反应的实质，第二，酸碱中和滴定的计量依据和计算，具体展示了进行中和滴定的有关计算的格式，第三，准确判断中和反应是否恰好进行完全，接着教材以盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液为例，详细的讨论了滴定过程中溶液PH的变化，以及溶液从碱性经中性突变到微酸性的过程，说明可以选择合适的指示剂，并根据指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化来判断来准确判断中和反应是否恰好进行完全。
教材第二部分主要是利用演示实验，将理论应用于实践，不仅将整个滴定过程由教师向学生示范一遍，而且连同如何实验数据，如何利用测得的实验数据来进行有关的计算等，都较详细的介绍给了学生，培养了学生严肃认真的科学态度和科学素养。
在本教材中没有利用数字化实验来进行酸碱中和滴定，所以学生不能很好的理解滴定突变，无法进行直观的认识。
所以在本节教学中引入了数字化实验，不仅能够培养学生的观察能力，还能够深化学生对事物变化中量的关系的认识，理解化学变化的本质。
教学内容设置是以定量实验为基础，利用专用仪器和化学反应计量关系来认识客观世界。
强酸强碱混合溶液的pH计算
强酸强碱混合溶液的pH计算强酸强碱混合溶液的pH计算一、基本概念1.pH：溶液中氢离子浓度（H+）的负对数，即pH = -log[H+]。
2.强酸：完全电离的酸，如盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）、硝酸（HNO3）等。
3.强碱：完全电离的碱，如氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钾（KOH）、氢氧化钙（Ca(OH)2）等。
二、计算方法1.酸碱中和反应：当强酸与强碱混合时，会发生中和反应，生成水和盐。
中和反应的实质是H+与OH-结合生成水。
2.过量判断：根据酸碱的物质的量浓度和体积，判断反应后溶液中哪种离子过量。
3.计算pH：根据过量离子的浓度，计算溶液的pH。
三、实例分析假设有20mL 0.1mol/L的盐酸（HCl）与30mL 0.2mol/L的氢氧化钠（NaOH）混合，计算混合溶液的pH。
1.酸碱物质的量：n(HCl) = 0.1mol/L × 0.02L = 0.002moln(NaOH) = 0.2mol/L × 0.03L = 0.006mol2.中和反应：HCl + NaOH → NaCl + H2O0.002mol 0.002mol 0.002mol可见，NaOH过量，过量的NaOH物质的量为：0.006mol - 0.002mol =0.004mol3.计算过量OH-浓度：c(OH-) = 0.004mol / (0.02L + 0.03L) = 0.08mol/L4.计算H+浓度：c(H+) = Kw / c(OH-) = 1×10^-14 / 0.08 = 1.25×10^-13 mol/L 5.计算pH：pH = -log[H+] = -log(1.25×10^-13) = 12.92四、注意事项1.必须考虑过量离子：强酸强碱混合后，必须判断哪种离子过量，然后根据过量离子的浓度计算pH。
2.注意单位换算：物质的量浓度单位一般为mol/L，体积单位一般为L或mL，进行计算时要确保单位统一。
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第2课时 强酸、强碱溶液混合时溶液pH 的计算[目标要求] 1.掌握溶液的pH 的测定方法，理解溶液酸碱性与溶液中c (H ＋)与c (OH －)相对大小有关。
2.会用pH 计测定中和反应过程中溶液pH 的变化，绘制滴定曲线。
3.能进行溶液pH 的简单计算。
一、单一溶液pH 的计算 1．计算方法酸：c (酸)――→电离c (H ＋)―→pH碱：c (碱)――→电离c (OH －)――→K W c (H ＋)―→pH 2．强酸和强碱溶液的pH 计算(1)强酸(以c mol·L －1的H n A 为例) c (H ＋)＝nc mol·L －1pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg_nc(2)强碱(以c mol·L －1的B(OH)n 为例) c (OH －)＝nc mol·L －1c (H ＋)＝K W /n c ―→pH＝－lg c (H ＋)＝14＋lg nc 二、混合溶液pH 的计算 1．两强酸混合c (H ＋)混合＝c 1H ＋·V 1＋c 2H ＋·V 2V 1＋V 2―→pH2．两强碱混合c (OH －)混合＝c 1OH －·V 1＋c 2OH －·V 2V 1＋V 2――→K W c (H ＋)―→pH3．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 ＋)＝10－7 mol·L －1，pH ＝7。
(2)强酸与强碱混合时，若酸过量，则求c (H ＋)过量，若碱过量，则求c (OH －)过量，继而计算pH 。
知识点一 强酸、强碱溶液pH 的计算1．常温下，某溶液中由水电离产生的c (H ＋)＝1×10－11 mol·L －1，则该溶液的pH 可能是( )A ．4B ．7C ．8D ．11 答案 D解析 由题意知由水电离产生的c (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，c (H ＋)＝1×10－3 mol·L －1，pH ＝3，若是碱，c (OH －)＝1×10－3 mol·L －1，pH ＝11。
2．常温下某氢氧化钠溶液的浓度为0.01 m ol·L －1，则该溶液的pH 值为________。
答案 12解析 强碱溶液中，c (OH －)等于碱的浓度，可先由溶液的物质的量浓度求出c (OH －)，再利用K W 求出溶液中的c (H ＋)，最后根据pH 值定义求溶液的pH 值。
c (OH －)＝c (NaOH)＝0.01 mol·L －1，则c (H ＋)＝1×10－12 mol·L －1，pH ＝12。
知识点二 强酸、强碱用水稀释后pH 的计算3．将体积均为10 mL 、pH 均为3的盐酸和醋酸，加入水稀释至a mL 和b mL ，测得稀释后溶液的pH 均为5，则稀释后溶液的体积( )A ．a ＝b ＝100B ．a ＝b ＝1 000C ．a <bD ．a >b 答案 C解析 盐酸是强电解质，完全电离。
在加水稀释过程中盐酸电离出的H ＋的物质的量不会增加。
溶液中c (H ＋)与溶液体积成反比，故加水稀释时，c (H ＋)会随着水的加入而变小。
醋酸是弱电解质，发生部分电离。
在加水稀释过程中未电离的醋酸分子发生电离，从而使溶液中H ＋的物质的量增加，而c (H ＋)与溶液体积同样成反比，这就使得此溶液中c (H ＋)受到n (H ＋)增加和溶液体积V 增加的双重影响。
很明显，若将盐酸和醋酸同等程度的稀释到体积都为a mL ，则盐酸的c (H ＋)比醋酸的c (H ＋)小。
若要稀释到两溶液的c (H ＋)相等，则醋酸应该继续稀释，则有b >a 。
4.pH ＝2的X 、Y 、Z 三种酸的溶液各1 mL ，分别加入水稀释到1 000 mL ，其pH 与溶液体积(V )的变化关系如图所示，下列说法中错误的是( )A ．X 是强酸，Y 和Z 是弱酸B ．稀释前的浓度大小为c (Z)>c (Y)>c (X)C ．稀释前电离程度大小为X>Y>ZD ．pH ＝2时，X 、Y 、Z 都是稀溶液 答案 D解析 本题考查电解质溶液稀释过程中电离程度、pH 变化以及识图能力。
pH ＝2的酸溶液中c (H ＋)＝0.01 mol·L －1，当将其稀释到原溶液体积的1 000倍时，若为强酸，则稀释后的c (H ＋)＝10－5 mol·L －1，此时pH ＝5；若为弱酸，由于稀释过程中电离程度增大，使n (H ＋)增大，则稀释后的c (H ＋)>10－5 mol·L －1，此时pH<5。
由三条曲线的变化趋势可知，Z 表示浓的弱酸溶液稀释过程中的pH 变化，X 、Y 表示稀溶液稀释过程中pH 的变化，因为X 为强酸，Y 为弱酸，要使pH 均为2，则c (Y)>c (X)；pH ＝2时，X 已完全电离，而弱酸在稀溶液中比在浓溶液中电离程度大。
知识点三 强酸与强酸(或强碱与强碱)混合溶液pH 的计算5．两种不同浓度的NaOH 溶液，c (H ＋)分别为1×10－14 mol·L －1和1×10－10 mol·L －1。
将此两溶液等体积混合后，所得溶液中的c (H ＋)是( )A ．1×(10－14＋10－10) mol·L －1 B.1×10－14＋10－102mol ·L －1C ．2×10－10 mol·L －1D ．2×10－14 mol·L －1答案 D解析 碱溶液中应先求出c 混(OH －)＝100·V ＋10－4·V 2Vmol·L －1≈5×10－1 mol·L －1，所以c 混(H ＋)＝10－145×10－1 mol·L －1＝2×10－14 mol·L －1。
6．pH ＝2和pH ＝4的两种稀硫酸，等体积混合后，下列结论正确的是( )A ．c (H ＋)＝1×10－3 mol·L －1B ．c (OH －)＝2×10－12 mol·L －1C ．pH ＝2.3D ．pH ＝3 答案 C解析 强酸等体积混合，c 混(H ＋)＝10－2V ＋10－4V 2Vmol·L －1＝5.05×10－3 mol·L －1，则pH ＝－lg c 混(H ＋)＝－lg(5.05×10－3)＝2.3。
7． 25℃时，若pH ＝a 的10体积某强酸溶液与pH ＝b 的1体积某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前该强酸的pH 与强碱的pH 之间应满足的关系( )A ．a ＋b ＝14B ．a ＋b ＝13C ．a ＋b ＝15D ．a ＋b ＝7 答案 C解析 酸中n (H ＋)＝10－a ×10，碱中n (OH －)＝10－1410－b ×1＝10－14＋b，根据混合后溶液呈中性，故n (H ＋)＝n (OH －)，即10－a ×10＝10－14＋b，所以a ＋b ＝15。
练基础落实1．25℃时，某溶液中由水电离产生的c (H ＋)和c (OH －)的乘积为1×10－18，则下列说法正确的是( )A ．该溶液的pH 一定是9B ．该溶液的pH 可能为5C ．该溶液的pH 可能是7D ．不会有这样的溶液 答案 B解析 该溶液中水提供的c 水(OH －)＝c 水(H ＋)＝1×10－9 mol·L －1。
显然远比纯水提供的c (H ＋)和c (OH －)小得多，这说明水的电离受到了酸或碱的抑制。
若为酸溶液，则酸提供的c (H ＋)＝1×10－5 mol·L －1，pH ＝5；若为碱溶液，则碱提供的c (OH －)＝1×10－5 mol·L －1，即pH ＝9。
2．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 答案 D解析 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c (OH －)计算：c 混(OH －)＝(1×10－6 mol·L －1＋1×10－4mol·L －1)/2＝5.05×10－5 mol·L －1，c 混(H ＋)＝K W /c (OH －)≈2×10－10 mol·L －1，pH ＝9.7。
3.pH ＝2的A 、B 两种酸溶液各1 mL ，分别加水稀释到1 000 mL ，其溶液的pH 与溶液体积(V )的关系如图所示，则下列说法中正确的是( )A ．A 、B 两种酸溶液物质的量浓度一定相等 B ．稀释后A 酸溶液的酸性比B 酸溶液强C ．a ＝7时，A 是强酸，B 是弱酸D ．若A 、B 都是弱酸，则5>a >2 答案 D4．将100 mL 0.001 mol·L －1的盐酸和50 mL pH ＝3的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH 为( )A ．4.5B ．2.7C ．3.3D ．3 答案 D解析 两种酸混合后，溶液中的c (H ＋)＝＝0.001 mol·L －1，所以溶液的pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg0.001＝3。
练方法技巧5.某温度下，相同pH 值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH 值随溶液体积变化的曲线如图所示。
据图判断正确的是( )A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH值变化曲线B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强C．a点K W的数值比c点K W的数值大D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度答案 B解析本题考查了强酸和弱酸的稀释规律，解题时要注意弱酸在稀释时还会继续电离。
pH相同的盐酸(强酸)和醋酸(弱酸)，稀释相同的倍数时，因醋酸在稀释时仍不断地电离，故盐酸的pH增大的多，故曲线Ⅰ代表盐酸稀释时pH的变化曲线，A错误；不断加水稀释时，溶液中c(H＋)不断减小，导电性减弱，B正确；因为K W仅仅是温度的函数，因为是在相同的温度下，故a点K W与c点K W的数值相同，C错误；因盐酸和醋酸的pH相同，则c(醋酸)>c(盐酸)，稀释相同的倍数，由于醋酸存在电离平衡，故仍有c(醋酸)>c(盐酸)，D错误。