溶液的酸碱性与pH上课课件
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《溶液的酸碱性》课件PPT课件
酸碱反应的速率
酸碱反应的速率受多种因素的影 响，如浓度、温度、催化剂等。
酸碱平衡的建立
酸碱平衡的概念
酸碱平衡是指在一定条件下，溶液中的酸和碱达到动态平衡状态， 此时溶液中的氢离子和氢氧根离子的浓度保持相对稳定。
酸碱平衡的建立过程
在酸碱反应过程中，随着反应的进行，溶液中的氢离子和氢氧根离 子的浓度发生变化，当它们的浓度相等时，即达到酸碱平衡状态。
医学研究
在医学研究中，酸碱实验可以 帮助研究人体内环境的酸碱平 衡，了解疾病发生机制。
农业应用
在农业生产中，通过酸碱实验 可以了解土壤的酸碱度，指导
合理施肥和改良土壤。
06
溶液的酸碱性总结与展 望来自溶液的酸碱性研究的意义与价值
溶液的酸碱性研究对于理解物质的性 质和变化规律具有重要意义，有助于 深入探究化学反应机制和物质结构。
生物体系的维持
人体内的酸碱平衡对于维持正常的生 理功能非常重要。如果体液的pH值偏 离正常范围，将会导致各种疾病。
酸碱指示剂的发明与应用
酸碱指示剂的发明
酸碱指示剂是用来检测溶液酸碱 性的一种物质。最早的酸碱指示 剂是由英国化学家约翰·约瑟夫·洛 斯密图斯在18世纪发明的。
酸碱指示剂的应用
酸碱指示剂广泛应用于化学实验 中，可以快速地检测出溶液的酸 碱性。常见的酸碱指示剂有酚酞 、石蕊等。
压力的影响
压力对酸碱平衡的影响较小，一般可以忽略不计。
04
酸碱性与生活实际应用
生活中的酸碱性物质
酸碱指示剂
生活中常见的酸碱指示剂有紫甘蓝、紫萝卜、牵 牛花花瓣等，它们可以用来检测溶液的酸碱性。
清洁剂
许多清洁剂是碱性的，如洗衣粉、肥皂等，可以 用于清洁油污和酸性物质。
溶液的酸碱性和ph-PPT课件
解析：pH 相同的盐酸和醋酸溶液中的 c(H＋)相同，但两溶 液的浓度是醋酸大于盐酸；稀释相同倍数后，两溶液的 c(H＋) 不同，醋酸中的 c(H＋)大于盐酸中的 c(H＋)；0.03 g 锌与两种酸 反应时，酸都是过量的，与相同质量锌粉反应，则产生的氢气 应该一样多；稀释后醋酸溶液中 c(H＋)大，所以反应速率大。
(2)若酸碱恰好完全反应，pH＝7。
(3)若碱过量，则求 c(OH－)，再求 c(H＋)和 pH。
4.记忆口诀 酸按酸，碱按碱，同强等混弱点三； 酸碱中和看过量，无限稀释七为限。
一元酸碱的强弱比较 【例 1】(2011 年广东广州模拟，双选)常温下有体积相同 的四种溶液：①pH＝3 的 CH3COOH 溶液；②pH＝3 的 HCl 溶液；③pH＝11 的氨水；④pH＝11 的 NaOH 溶液，下列说法 正确的是( )。 A．①与②中的 c(H＋)相同 B．①与④混合，溶液中 c(CH3COO－)＝c(Na＋) C.②和③混合，所得混合溶液的 pH 大于 7 D.③与④分别用等浓度的盐酸中和，消耗盐酸的体积相等
第 2 课时 溶液的酸碱性和 pH
一、溶液的酸碱性与 pH 1.溶液的酸碱性 判断溶液的酸碱性：c(H＋)与 c(OH－)的相对大小。
＞ ＝ ＜
2.溶液的 pH (1)pH＝_____－__l_g_[c_(_H_＋__)]______。 (2)在常温下，中性溶液中 c(H＋)＝__1×__1_0_－__7_m_o_l_/L__，pH＝ －lg[c(H＋)]＝___7_____。 3.pH 与溶液的酸碱性的关系
大家学习辛苦了，还是要坚持
继续保持安静
2．强酸或强碱混合
(1)强酸溶液混合，先求 c(H＋)，再求 pH。
c(H＋)
溶液的酸碱性和酸碱度ppt课件
➢溶液酸碱性的强弱程度
复习提问：
某同学用石蕊试纸检验某溶液A的酸碱性，实验如下： （1）将石蕊滴在溶液A中，未变蓝，则溶液A可能显什么 性？ 不显碱性，即酸性或中性 （2）将石蕊滴在溶液A中，未变红，则溶液A可能显什么性？
不显酸性，即碱性或中性
为深入学习习近平新时代中国特色社 会主义 思想和 党的十 九大精 神,贯彻 全国教 育大会 精神,充 分发挥 中小学 图书室 育人功 能
➢溶液酸碱性的强弱程度
活动与探究：
用pH试纸测定溶液的酸碱度 方法：用洗净的玻璃棒醮取少量待测溶液，涂在PH试纸上， 观察试纸的颜色，并将其与标准比色卡对照，读出其PH值。
思考：
甲同学在测定某碱溶液的PH时，发现他所得结果比正确值 小，请帮他分析一下造成这种结果的可能原因？
1、玻璃棒上沾有少量水 2、玻璃棒使用前没有洗干净，之前曾沾有酸性物质 3、读数时有误差
的是酸的水的的水性是的溶溶的酸不液液不性断加加断
➢拓展提高
溶液还溶加水水加是液入后后入还，，是其其
碱性溶碱P液PH性H？是会会是溶怎不不怎液样会会样？
从哪里等从等变变可于哪于化化7里7的的或或可？？小小
将一定质量分数的酸性或碱性溶液加水稀以释看,则出溶以来于液看于7的出7？？P来H
随所加水的体积(V)变化关系是
➢拓展提高
1、将一定质量分数的KOH溶液加水稀释,则溶液的PH与 所加水的体积(V)关系正确的是( D )
为深入学习习近平新时代中国特色社 会主义 思想和 党的十 九大精 神,贯彻 全国教 育大会 精神,充 分发挥 中小学 图书室 育人功 能
A曲线B表ABAB曲曲溶溶曲示线线液液线表表随随表示示着着示
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复习提问：
某同学用石蕊试纸检验某溶液A的酸碱性，实验如下： （1）将石蕊滴在溶液A中，未变蓝，则溶液A可能显什么 性？ 不显碱性，即酸性或中性 （2）将石蕊滴在溶液A中，未变红，则溶液A可能显什么性？
不显酸性，即碱性或中性
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➢溶液酸碱性的强弱程度
活动与探究：
用pH试纸测定溶液的酸碱度 方法：用洗净的玻璃棒醮取少量待测溶液，涂在PH试纸上， 观察试纸的颜色，并将其与标准比色卡对照，读出其PH值。
思考：
甲同学在测定某碱溶液的PH时，发现他所得结果比正确值 小，请帮他分析一下造成这种结果的可能原因？
1、玻璃棒上沾有少量水 2、玻璃棒使用前没有洗干净，之前曾沾有酸性物质 3、读数时有误差
的是酸的水的的水性是的溶溶的酸不液液不性断加加断
➢拓展提高
溶液还溶加水水加是液入后后入还，，是其其
碱性溶碱P液PH性H？是会会是溶怎不不怎液样会会样？
从哪里等从等变变可于哪于化化7里7的的或或可？？小小
将一定质量分数的酸性或碱性溶液加水稀以释看,则出溶以来于液看于7的出7？？P来H
随所加水的体积(V)变化关系是
➢拓展提高
1、将一定质量分数的KOH溶液加水稀释,则溶液的PH与 所加水的体积(V)关系正确的是( D )
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A曲线B表ABAB曲曲溶溶曲示线线液液线表表随随表示示着着示
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溶液的酸碱性与pH 课件
呈中性，若溶液的 pH<7，
则此溶液可能呈碱性、中
性或酸性。
Tankertanker Design
[例2] 把pH＝3的H2SO4溶液和pH＝10的NaOH溶液 混合，两者恰好中和，则酸和碱的体积比应是 ( )
A．10∶1
B．1∶10
C．1∶100
D．1∶2
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指示剂 石蕊 酚酞
甲基橙
pH＜5 红 色 pH＜8无色 pH＜3.1 红 色
变色范围 5～8紫色
8～10浅红色 3.1～4.4橙色
＞8 蓝 色 ＞10红 色 ＞4.4 黄色
Tankertanker Design
2．pH试纸法 把小片试纸放在 表面皿或玻璃片 上，用 玻璃棒 蘸 取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比 色卡对比，即可确定溶液的pH。
Tankertanker Design
解析：pH试纸在使用时，只能用玻璃棒蘸取待测液点到 pH试纸中央，待试纸变色后，再与标准比色卡比较。 答案：C
Tankertanker Design
主题1：某溶液的pH＝6，则该溶液一定显酸性吗？同 样，某溶液的pH＝7，则该溶液一定显中性吗？
pH＝6的溶液不一定显酸性，如100℃时的水， 甲 pH＝6，但溶液显中性；pH＝7的溶液不一定显中
(4)室温下，将 pH＝10 的 NaOH 溶液与 pH＝12 的 NaOH
溶液等体积混合，混合液中的 c(H＋)＝12(10－10＋10－12) mol/L。
答案：(1)× (2)√ (3)× (4)×
()
Tankertanker Design
1．酸碱指示剂法 该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂变色范围为：
溶液的酸碱性与PHppt课件
溶液的酸碱性跟c(H+)、c(OH-)的 关系 c(H+) 越大， 溶液酸性越强， c(H+) 越小， 溶液酸性越弱， c(OH-)越大，溶液的碱性越强， c(OH-)越小，溶液的碱性越弱，
篮球比赛是根据运动队在规定的比赛 时间里 得分多 少来决 定胜负 的，因 此，篮 球比赛 的计时 计分系 统是一 种得分 类型的 系统
我们用pH来表示溶液的酸碱性
篮球比赛是根据运动队在规定的比赛 时间里 得分多 少来决 定胜负 的，因 此，篮 球比赛 的计时 计分系 统是一 种得分 类型的 系统
二、溶液的酸碱性与pH值
1、定义：化学上常采用H+的物质的量浓度的负对数来 表示溶液的酸碱性。 2、表示方法：pH= —lgc(H+)
6
回忆初中所学常温下pH大小与溶液酸碱性的关系
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
酸性增强
碱性增强
中性
25℃
篮球比赛是根据运动队在规定的比赛 时间里 得分多 少来决 定胜负 的，因 此，篮 球比赛 的计时 计分系 统是一 种得分 类型的 系统
pH
0
1
2
结合pH与c(H+)的关系， 3
▪ 例：室温下，下列溶液等体积混合后，所 得溶液的PH一定大于7是 ( BD )
▪ A. 0.1M HCl和0.1M NaOH 溶液中性 ▪ B.0.1M HCl和0.1MBa（OH）2 OH- 的浓度为0.2M ▪ C.PH=4的CH3COOH和PH=10的NaOH ▪ D.PH=4的HCl和PH=10的NH3·H20 C、D 用规律解释
性
10—13 10—12
增 10—11
强 10—10
篮球比赛是根据运动队在规定的比赛 时间里 得分多 少来决 定胜负 的，因 此，篮 球比赛 的计时 计分系 统是一 种得分 类型的 系统
我们用pH来表示溶液的酸碱性
篮球比赛是根据运动队在规定的比赛 时间里 得分多 少来决 定胜负 的，因 此，篮 球比赛 的计时 计分系 统是一 种得分 类型的 系统
二、溶液的酸碱性与pH值
1、定义：化学上常采用H+的物质的量浓度的负对数来 表示溶液的酸碱性。 2、表示方法：pH= —lgc(H+)
6
回忆初中所学常温下pH大小与溶液酸碱性的关系
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
酸性增强
碱性增强
中性
25℃
篮球比赛是根据运动队在规定的比赛 时间里 得分多 少来决 定胜负 的，因 此，篮 球比赛 的计时 计分系 统是一 种得分 类型的 系统
pH
0
1
2
结合pH与c(H+)的关系， 3
▪ 例：室温下，下列溶液等体积混合后，所 得溶液的PH一定大于7是 ( BD )
▪ A. 0.1M HCl和0.1M NaOH 溶液中性 ▪ B.0.1M HCl和0.1MBa（OH）2 OH- 的浓度为0.2M ▪ C.PH=4的CH3COOH和PH=10的NaOH ▪ D.PH=4的HCl和PH=10的NH3·H20 C、D 用规律解释
性
10—13 10—12
增 10—11
强 10—10
第二节溶液的酸碱性和PH值课件资料
第⼆节溶液的酸碱性和PH值课件资料第⼆节溶液的酸碱性和PH 值⼀、⽔的电离⼀般实验显⽰，纯⽔是不导电的，但实验表明，纯⽔也有微弱的导电性，说明⽔也是有微弱的电离，是⼀种弱电解质。
在纯⽔中存在着这样的电离平衡H 2O H + + OH -达平衡状态时 2[][]H OH K H O +-=（4-4） K W = K ·[H 2O] = [H +]·[OH -] （4-5） K W 称为⽔的离⼦积常数，简称为⽔的离⼦积。
,在25℃时，K W = 1.00×10-14. （4-6）⽔的电离是吸热反应，⽔的离⼦积随温度升⾼⽽稍有增加，但K w 随温度变化不⼤（见表4-4所⽰），通常取值为1.0×10-14。
表4-3 不同温度时⽔的离⼦积T （K ）273 283 298 323 373 K w 1.139×10-15 2.290×10-15 1.008×10-145.474×10-14 5.5×10-13 在25℃时，在1升⽔中仅有1.00×10-7mol 的⽔发⽣了离解。
⽔的离⼦积虽然是在纯⽔中测定得到的，但经实验验证，不仅在纯⽔中，其他溶液中，[H +]与[OH -]乘积也等于⽔的离⼦积。
并且不论酸性溶液或碱性溶液中都同时存在着H +和OH -，所以，室温下，⽤式（4-5）可以计算任何⽔溶液中的［H +］或［OH -］。
⼆、溶液的酸碱性和pH（⼀）溶液的酸碱性与[H +]的关系K w 反映了⽔溶液中［H +］和［OH -］的关系。
若溶液中的［H +］=［OH -］，则该溶液称为中性溶液；若溶液中的［H +］>［OH -］，则称该溶液为酸性溶液；若溶液中的［H +］<［OH -］，则称该溶液为碱性溶液。
由于［H +］［OH -］=K w ，室温时K w =1.0×10-14，则溶液的酸碱性与［H +］和［OH -］的关系可表⽰为：[H +] = [OH -] = 10-7时，中性[H +] ﹥ 10-7﹥ [OH -] 时，酸性[H +] ﹤10-7﹤ [OH -] 时，碱性溶液中［H+］越⼤，其［OH-］越⼩，酸性越强，碱性越弱；［H+］越⼩，其［OH-］越⼤，酸性越弱，碱性越强。
第1节第2课时 溶液的酸碱性与pH
8
(1)任何情况下，均可根据溶液中[H＋]和[OH－]的 相对大小来判断溶液的酸碱性。只有在 25 ℃时才能利用[H＋] 与 1.0×10－7 mol·L－1 的相对大小来判断溶液的酸碱性。 (2)用 pH 判断溶液酸碱性时，要注意的条件是温度。不能简单 地认为 pH＝7 的溶液一定为中性，如 100 ℃时，pH＝6 为中性， pH<6 显酸性，pH>6 显碱性。若未注明温度，一般指的是室温， 就认为 pH＝7 为中性。
液中[OH－]＞[H＋]，故溶液呈碱性。
14
3．下列溶液一定呈酸性的是( ) A．[H＋]＝10－6 mol/L 的溶液 B．pH<7 的溶液 C．[H＋]>[OH－]的溶液 D．使紫色石蕊试液呈蓝色的溶液 解析：选 C。酸性溶液是指[H＋]>[OH－]的溶液；使紫色石蕊试 液呈蓝色，说明溶液中[H＋]<[OH－]；由于未指明温度，不能依 据[H＋]＝10－6 mol/L 或 pH<7 来判断溶液的酸碱性。
3
2.溶液的酸碱性与 pH 的关系 室温下： [H＋]＝1×10－7 mol·L－1，pH□6 ____7，溶液呈中性； [H＋]□7 ____1×10－7 mol·L－1，pH□8 ____7，溶液呈碱性； [H＋]□9 ____1×10－7 mol·L－1，pH□10 ____7，溶液呈酸性。
第3章 物质在水溶液中的行为
第 2 课时 溶液的酸碱性与 pH
1
第3章 物质在水溶液中的行为
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．了解 测定溶液 pH 的方法，能进行 pH 的简单计算。
(1)任何情况下，均可根据溶液中[H＋]和[OH－]的 相对大小来判断溶液的酸碱性。只有在 25 ℃时才能利用[H＋] 与 1.0×10－7 mol·L－1 的相对大小来判断溶液的酸碱性。 (2)用 pH 判断溶液酸碱性时，要注意的条件是温度。不能简单 地认为 pH＝7 的溶液一定为中性，如 100 ℃时，pH＝6 为中性， pH<6 显酸性，pH>6 显碱性。若未注明温度，一般指的是室温， 就认为 pH＝7 为中性。
液中[OH－]＞[H＋]，故溶液呈碱性。
14
3．下列溶液一定呈酸性的是( ) A．[H＋]＝10－6 mol/L 的溶液 B．pH<7 的溶液 C．[H＋]>[OH－]的溶液 D．使紫色石蕊试液呈蓝色的溶液 解析：选 C。酸性溶液是指[H＋]>[OH－]的溶液；使紫色石蕊试 液呈蓝色，说明溶液中[H＋]<[OH－]；由于未指明温度，不能依 据[H＋]＝10－6 mol/L 或 pH<7 来判断溶液的酸碱性。
3
2.溶液的酸碱性与 pH 的关系 室温下： [H＋]＝1×10－7 mol·L－1，pH□6 ____7，溶液呈中性； [H＋]□7 ____1×10－7 mol·L－1，pH□8 ____7，溶液呈碱性； [H＋]□9 ____1×10－7 mol·L－1，pH□10 ____7，溶液呈酸性。
第3章 物质在水溶液中的行为
第 2 课时 溶液的酸碱性与 pH
1
第3章 物质在水溶液中的行为
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．了解 测定溶液 pH 的方法，能进行 pH 的简单计算。
课件7：3.2.1 溶液的酸碱性与pH
第
二 第节
一
课水
时
的 电
离
溶和
液溶
的液
酸 碱
的 酸 碱
性性
与
pH
学习目标
1. 认识水的电离存在电离平衡，了解水的电离平衡的影响因 素，知道水的离子积常数，会分析水的电离平衡移动。 2. 知道溶液pH的概念、溶液酸碱性与pH的关系。
水是一种最普通而又具有许多特性的物质，也是应用最广泛 的溶剂。
一、水的电离和水的离子积
3. pH 的计算：pH=-lgc(H+)
抢答：
在25℃条件下
0.01mol/L的HCl溶液，pH为 ：
（ 2）
0.0005mol/L 的H2SO4溶液，pH为： （ 3 ） 1×10-8mol/L的HCl溶液，pH为： （ 约为7 ）
1×10-4mol/L的NaOH溶液，pH为： （ 10 ）
1. 在25℃ 0.01 mol/L盐酸溶液中：
注意：酸碱指示剂有变色范围，并不是所有溶液酸碱性都可以测定 酸碱指示剂只能测出溶液大概的pH值范围，不能测出具体的 pH值
(3) pH计(酸度计):精确测定溶液pH 仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
6. pH的应用: 应用1：利用药物调控pH是辅助治疗的重要手段。
人体各种体液都有一定的pH， 以保证正常的生理活动。当 体内的酸碱平衡失调时，血 液的pH是诊断疾病的一个重 要参数。
c(H+) = 0.01 mol/L ， c(OH-) = 10-12 mol/L ；
c(H+)水= 10-12 mol/L ， c(OH-)水= 10-12 mol/L
。
2. 在25℃ 0.01 mol/L NaOH溶液中：
二 第节
一
课水
时
的 电
离
溶和
液溶
的液
酸 碱
的 酸 碱
性性
与
pH
学习目标
1. 认识水的电离存在电离平衡，了解水的电离平衡的影响因 素，知道水的离子积常数，会分析水的电离平衡移动。 2. 知道溶液pH的概念、溶液酸碱性与pH的关系。
水是一种最普通而又具有许多特性的物质，也是应用最广泛 的溶剂。
一、水的电离和水的离子积
3. pH 的计算：pH=-lgc(H+)
抢答：
在25℃条件下
0.01mol/L的HCl溶液，pH为 ：
（ 2）
0.0005mol/L 的H2SO4溶液，pH为： （ 3 ） 1×10-8mol/L的HCl溶液，pH为： （ 约为7 ）
1×10-4mol/L的NaOH溶液，pH为： （ 10 ）
1. 在25℃ 0.01 mol/L盐酸溶液中：
注意：酸碱指示剂有变色范围，并不是所有溶液酸碱性都可以测定 酸碱指示剂只能测出溶液大概的pH值范围，不能测出具体的 pH值
(3) pH计(酸度计):精确测定溶液pH 仪器pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
6. pH的应用: 应用1：利用药物调控pH是辅助治疗的重要手段。
人体各种体液都有一定的pH， 以保证正常的生理活动。当 体内的酸碱平衡失调时，血 液的pH是诊断疾病的一个重 要参数。
c(H+) = 0.01 mol/L ， c(OH-) = 10-12 mol/L ；
c(H+)水= 10-12 mol/L ， c(OH-)水= 10-12 mol/L
。
2. 在25℃ 0.01 mol/L NaOH溶液中：
课件《溶液的酸碱性与PH》优秀课件完美版_人教版1
例：c(OH-) = 0.01mol /L c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L pH=-lg 1×10-12 = 12
lg2=0.3 lg3=0.477
0 100
➢溶液的pH值 1 10-1
注意
2 10-2
碱性增强酸性增强 11134567890 111111111000000000 12最液3是单c、、、(强不原位OHppp的是来，HHH)范等减是溶碱的c围于小(原液 性1H0一00)来， 最的 倍-是个1的强p，溶4原单之H1的等液p来0位H间倍溶于 增不的，。。液大1是14c/。一的酸(1H0个溶性，) - + 62＞我Ccc010C5001酸—1电9p[5[酸溶CC5酸且2酸C根HH((） 、 、 、 ）3004H1(((((HH1们碱—解性液碱水或据稀O稀HO++11=用×++ppp用]]H+H把 指 只 质 溶 约 指 电 碱 室-))mm))HHH＞＞l)＜>p1p--≤≤g指示能在液为示离的温)相相相)﹥coo1111H0H11越越c1(11ll0001110-O××示剂判一中1剂出稀时计 (同 同 同 计07mm//O大大100000--0H-69mLL11剂一断定是一的溶水m（的的的（---Hoo30，，111-00llo0)-o发般溶温否般液的C能强强强能//134=——溶溶)ll/LL(/g生是液度有是的电精酸酸酸精H377L液液，Lmm+颜弱酸时弱密离O或确和和和确碱碱其)ooH色的碱的的度平C到弱弱弱到总ll性性中-//(变有性稀有与衡存小酸酸酸小O等LL越越，是是H化机溶机纯，在数中中中数于强强H-否否的酸液酸水运？点点ccc)水2，，(((﹥O说说HHH或里或相用p碱后后电酸酸的H+++明明弱，弱近平性1二二离)))性性值相相相物m11的的，衡C溶位位出越越范00同同同o质(有有移液1））H00的l弱弱围/。。。的L+机机动中℃℃LC酸。。叫)量时与(碱碱原是O或时时做近，CH，，理否碱纯纯指(似可-O他他分有)的水水示为H直。们们析H稀溶溶-剂1接)+的的的0液液存的用0颜颜乘呈呈变0C---------色色积134567891酸酸(色gH10变变仍性性范+化化是)？？围或是是一。C在在个(O一一常H定定数-)的的表。pp示HH溶值值液范范的围围酸内内碱发发性生生。的的。。
lg2=0.3 lg3=0.477
0 100
➢溶液的pH值 1 10-1
注意
2 10-2
碱性增强酸性增强 11134567890 111111111000000000 12最液3是单c、、、(强不原位OHppp的是来，HHH)范等减是溶碱的c围于小(原液 性1H0一00)来， 最的 倍-是个1的强p，溶4原单之H1的等液p来0位H间倍溶于 增不的，。。液大1是14c/。一的酸(1H0个溶性，) - + 62＞我Ccc010C5001酸—1电9p[5[酸溶CC5酸且2酸C根HH((） 、 、 、 ）3004H1(((((HH1们碱—解性液碱水或据稀O稀HO++11=用×++ppp用]]H+H把 指 只 质 溶 约 指 电 碱 室-))mm))HHH＞＞l)＜>p1p--≤≤g指示能在液为示离的温)相相相)﹥coo1111H0H11越越c1(11ll0001110-O××示剂判一中1剂出稀时计 (同 同 同 计07mm//O大大100000--0H-69mLL11剂一断定是一的溶水m（的的的（---Hoo30，，111-00llo0)-o发般溶温否般液的C能强强强能//134=——溶溶)ll/LL(/g生是液度有是的电精酸酸酸精H377L液液，Lmm+颜弱酸时弱密离O或确和和和确碱碱其)ooH色的碱的的度平C到弱弱弱到总ll性性中-//(变有性稀有与衡存小酸酸酸小O等LL越越，是是H化机溶机纯，在数中中中数于强强H-否否的酸液酸水运？点点ccc)水2，，(((﹥O说说HHH或里或相用p碱后后电酸酸的H+++明明弱，弱近平性1二二离)))性性值相相相物m11的的，衡C溶位位出越越范00同同同o质(有有移液1））H00的l弱弱围/。。。的L+机机动中℃℃LC酸。。叫)量时与(碱碱原是O或时时做近，CH，，理否碱纯纯指(似可-O他他分有)的水水示为H直。们们析H稀溶溶-剂1接)+的的的0液液存的用0颜颜乘呈呈变0C---------色色积134567891酸酸(色gH10变变仍性性范+化化是)？？围或是是一。C在在个(O一一常H定定数-)的的表。pp示HH溶值值液范范的围围酸内内碱发发性生生。的的。。
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酸性溶液
c(H+)＞c(OH-)
碱性溶液
pH＞7 c(H+)＜c(OH-)
pH
0 1 2 结合pH与c(H+)的关系， 3 思考溶液酸碱性与pH 4 5 的关系 6 7 8 + c(H ) 越大 9 10 pH 越小 11 12 酸性越强，碱性越弱 13 14
C(H＋) C(OH-)
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
二、溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸碱性与H+、OH－浓度的关系 +) .c( OH-) c ( H 水的离子积常数 Kw =
=1×10-14(25℃)
对水电 离平衡 的影响 c(H+) mol/L c(OH-) mol/L c(H+)与c(OH-) 比较 溶液 酸碱性
纯水
无 左移 左移
=10-7
=10-7
思考：pH为7的溶液是否一定是中性溶液？
答：不一定，只有在常温下才显中性。
注意: c(H+)与c(OH-)的关系才是判断 溶液酸碱性的依据.
4. pH的测定方法
(1) 酸碱指示剂（定性测量范围）
酸碱指示剂的颜色变化是在一定的pH值范围 内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范 围叫做指示剂的变色范围。
c(H+)=c(OH-) c(H+)>c(OH-) c(H+)<c(OH-)
中性 酸性 碱性
HCl NaOH
>10-7
<10-7
<10-7
>10-7
溶液的酸碱性由溶液中H+、OH-浓度 相对大小决定
任意温度
酸性:c(H+) ＞c(OH-) 中性:c(H+) = c(OH-)
碱性:c(H+) ＜c(OH-)
酸 性 增 强
中 性
碱 性 增 强
10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100
3. 溶液的酸碱性与pH的关系
任意温度 25℃ 酸碱性与PH的关系 酸性 c(H+)＞c(OH-) PH＜7 c(H+) 越大PH越小，酸性越强 中性 c(H+) = c(OH-) PH = 7 碱性 c(H+)＜c(OH-) PH＞7 c(OH-) 越大pH越大，碱性越强
若c(OH-) aq= c(OH-)水= 10-12 mol/L
则 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性
结论：该溶液可能呈酸性也可能呈碱性
二、溶液的酸碱性与pH
2. 溶液的pH
表示溶液酸碱性的强弱。 引入pH值意义：
用H+物质的量浓度的负对数表示
1）定义式：pH=-lgc(H+)
计算下列溶液的pH，通过计算结果思考： 表示溶液的酸碱性什么时候用pH更加方便？ 25℃ 10-5 mol/L盐酸 1 mol/L盐酸 2 mol/L盐酸 25℃ 10-5 mol/LNaOH溶液 1 mol/LNaOH溶液
用pH值表示c(H+)或c(OH-)<1mol/L的溶液酸碱性比较方 便。 c(H+)或c(OH-)>1mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示。
pH= -lg
+ c(H )
常温下(25℃)
中性溶液
pH =7
pH＜7 c(H+)＞1×10-7mol/L c(H+)＜1×10-7mol/L
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
D. 0.1 mol· L-1的CH3COOH; 小于0.1mol/L
逆推：
某溶液中由水电离产生的c(H+) = 10-12 mol/L ， 则该溶液呈酸性还是碱性？ c(H+) 水= c(OH-) 水= 10-12 mol/L 若c(H+) aq= c(H+) 水= 10-12 mol/L
则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性
常温25℃
c(H+)＞10-7mol/L
c(H+) = 10-7mol/L c(H+)＜10-7mol/L
无论任何温度，无论酸性、中性、碱性溶液，都 存在水电离出的H+、OH-，并且由水电离出的这两 种离子浓度一定相等。
判断正误：
√ 1. 如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。
2. 在水中加酸会抑制水的电离，电离程度减小。 √
3. 0.1mol/L的NaCl溶液中， c（OH-）=？、c（H＋）=？
比较： BADEC
下列五种溶液中c(H+)由大到小的排列顺序
A.0. 1 mol· L-1的盐酸；
B.0.1 mol· L-1的硫酸； C. 0.1 mol· L-1的NaOH; E. 0.1 mol· L-1的NaCl，
0.1mol/L 0.2mol/L 1×10-13mol/L 1×10-7mol/L
弱酸性 中性 弱碱性 强碱性
强酸性
4. pH的测定方法
pH试纸的使用
用法：用玻璃棒蘸溶液，点在pH试纸中央，立即 （半分钟内）与标准比色卡比色 讨论： pH试纸的使用
二、溶液的酸碱性与pH
思考与交流 稀酸或稀碱电离时，发生电离的水是 否仍为纯水状态时的1×10-7？ 酸或碱电离出来的H＋或OH-都会抑制 水的电离，使水电离出来的H＋与OH-浓度 减小。其对水的电离抑制程度决定于酸碱 的c（H＋）或c（OH-），而与酸碱的强弱 无关。溶液的酸碱性越强，水的电离度不 一定越小。
3. 如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。 4. 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。
√ √
× ×
5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。
6. 对水升高温度电离程度增大，酸源自增强。计算：1. 0.1mol/L的盐酸溶液中， c（H＋）=？ 、 c（OH-）=？、 由水电离出的c（OH-）水=？、 c（H＋）水=？ 2. 0.1mol/L的NaOH溶液中， c（OH-）=？、c（H＋）=？、 由水电离出的c（OH-）水=？、 c（H＋）水=？
pH 甲基橙 石蕊 酚酞 1 2 3.1 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 黄色 紫色 浅红 色 蓝色 红色 红色 橙色 红色 无色
(2) pH试纸(定量粗略测量)
(整数位)
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
红 色
橙 橙 黄 浅 深草 蓝色深蓝色 蓝 红 黄 色 草 绿色 紫 色 色 色 绿 色
c(H+)＞c(OH-)
碱性溶液
pH＞7 c(H+)＜c(OH-)
pH
0 1 2 结合pH与c(H+)的关系， 3 思考溶液酸碱性与pH 4 5 的关系 6 7 8 + c(H ) 越大 9 10 pH 越小 11 12 酸性越强，碱性越弱 13 14
C(H＋) C(OH-)
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
二、溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸碱性与H+、OH－浓度的关系 +) .c( OH-) c ( H 水的离子积常数 Kw =
=1×10-14(25℃)
对水电 离平衡 的影响 c(H+) mol/L c(OH-) mol/L c(H+)与c(OH-) 比较 溶液 酸碱性
纯水
无 左移 左移
=10-7
=10-7
思考：pH为7的溶液是否一定是中性溶液？
答：不一定，只有在常温下才显中性。
注意: c(H+)与c(OH-)的关系才是判断 溶液酸碱性的依据.
4. pH的测定方法
(1) 酸碱指示剂（定性测量范围）
酸碱指示剂的颜色变化是在一定的pH值范围 内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范 围叫做指示剂的变色范围。
c(H+)=c(OH-) c(H+)>c(OH-) c(H+)<c(OH-)
中性 酸性 碱性
HCl NaOH
>10-7
<10-7
<10-7
>10-7
溶液的酸碱性由溶液中H+、OH-浓度 相对大小决定
任意温度
酸性:c(H+) ＞c(OH-) 中性:c(H+) = c(OH-)
碱性:c(H+) ＜c(OH-)
酸 性 增 强
中 性
碱 性 增 强
10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100
3. 溶液的酸碱性与pH的关系
任意温度 25℃ 酸碱性与PH的关系 酸性 c(H+)＞c(OH-) PH＜7 c(H+) 越大PH越小，酸性越强 中性 c(H+) = c(OH-) PH = 7 碱性 c(H+)＜c(OH-) PH＞7 c(OH-) 越大pH越大，碱性越强
若c(OH-) aq= c(OH-)水= 10-12 mol/L
则 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性
结论：该溶液可能呈酸性也可能呈碱性
二、溶液的酸碱性与pH
2. 溶液的pH
表示溶液酸碱性的强弱。 引入pH值意义：
用H+物质的量浓度的负对数表示
1）定义式：pH=-lgc(H+)
计算下列溶液的pH，通过计算结果思考： 表示溶液的酸碱性什么时候用pH更加方便？ 25℃ 10-5 mol/L盐酸 1 mol/L盐酸 2 mol/L盐酸 25℃ 10-5 mol/LNaOH溶液 1 mol/LNaOH溶液
用pH值表示c(H+)或c(OH-)<1mol/L的溶液酸碱性比较方 便。 c(H+)或c(OH-)>1mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示。
pH= -lg
+ c(H )
常温下(25℃)
中性溶液
pH =7
pH＜7 c(H+)＞1×10-7mol/L c(H+)＜1×10-7mol/L
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
D. 0.1 mol· L-1的CH3COOH; 小于0.1mol/L
逆推：
某溶液中由水电离产生的c(H+) = 10-12 mol/L ， 则该溶液呈酸性还是碱性？ c(H+) 水= c(OH-) 水= 10-12 mol/L 若c(H+) aq= c(H+) 水= 10-12 mol/L
则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性
常温25℃
c(H+)＞10-7mol/L
c(H+) = 10-7mol/L c(H+)＜10-7mol/L
无论任何温度，无论酸性、中性、碱性溶液，都 存在水电离出的H+、OH-，并且由水电离出的这两 种离子浓度一定相等。
判断正误：
√ 1. 如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。
2. 在水中加酸会抑制水的电离，电离程度减小。 √
3. 0.1mol/L的NaCl溶液中， c（OH-）=？、c（H＋）=？
比较： BADEC
下列五种溶液中c(H+)由大到小的排列顺序
A.0. 1 mol· L-1的盐酸；
B.0.1 mol· L-1的硫酸； C. 0.1 mol· L-1的NaOH; E. 0.1 mol· L-1的NaCl，
0.1mol/L 0.2mol/L 1×10-13mol/L 1×10-7mol/L
弱酸性 中性 弱碱性 强碱性
强酸性
4. pH的测定方法
pH试纸的使用
用法：用玻璃棒蘸溶液，点在pH试纸中央，立即 （半分钟内）与标准比色卡比色 讨论： pH试纸的使用
二、溶液的酸碱性与pH
思考与交流 稀酸或稀碱电离时，发生电离的水是 否仍为纯水状态时的1×10-7？ 酸或碱电离出来的H＋或OH-都会抑制 水的电离，使水电离出来的H＋与OH-浓度 减小。其对水的电离抑制程度决定于酸碱 的c（H＋）或c（OH-），而与酸碱的强弱 无关。溶液的酸碱性越强，水的电离度不 一定越小。
3. 如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。 4. 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。
√ √
× ×
5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。
6. 对水升高温度电离程度增大，酸源自增强。计算：1. 0.1mol/L的盐酸溶液中， c（H＋）=？ 、 c（OH-）=？、 由水电离出的c（OH-）水=？、 c（H＋）水=？ 2. 0.1mol/L的NaOH溶液中， c（OH-）=？、c（H＋）=？、 由水电离出的c（OH-）水=？、 c（H＋）水=？
pH 甲基橙 石蕊 酚酞 1 2 3.1 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 黄色 紫色 浅红 色 蓝色 红色 红色 橙色 红色 无色
(2) pH试纸(定量粗略测量)
(整数位)
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
红 色
橙 橙 黄 浅 深草 蓝色深蓝色 蓝 红 黄 色 草 绿色 紫 色 色 色 绿 色