知识点总结 课时 溶液的酸碱性苏教版选修
苏教版高二化学选修4溶液的酸碱性
10—8
时，使用pH更不方便。所
10—9
以用物质的量浓度表示更
10—10 10—11 10—12
好. pH一般表示1mol/L以下
c(H+)的浓度.
10—13
10—14
pH越小酸性越强，碱性越弱
pH越大碱性越强，整酸理p性pt 越弱
10
3.pH测定方法. 【提问】：测定溶液酸碱性的方法有哪些？ (1).定性测定：酸碱指示剂法. 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱. 以HIn代表石蕊分子：HIn（红色） H+ +In- （蓝色）
(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
结果H+浓度大于OH-浓度. 中性溶液中：H+和OH-只由水电离产生,因此浓度是
相等的.
碱性溶液中：由于增大了OH-浓度,平衡逆向移动,从
而使溶液中的H+浓度减小,结果OH-浓
度大于H+浓度.
在酸性、碱性、中性溶液中，H+和OH-是共存的，
只是H+和OH-浓度的相对整理大ppt 小不同.
2
对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：
酸碱性
水的电离平 衡移动方向
加 热
中性
→
加 HCl
酸性 ←
加NaOH 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19张PPT)
关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
➢pH值计算6—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的 氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
解：NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.06 0.04 [OH—]=0.1(0.6-0.4)/0.2 [H+]=10-14/[OH—]= 10-14/0.1
PH=无5论的稀稀释多盐少倍酸，溶加液水总是稀显碱释性；103倍
约为7
PH=9的NaOH溶液加水稀释103倍 约为7
小结2:溶液稀释的PH计算有关规律
1、c(H+)或c(OH－)相差（改变）10倍，PH 相差（改变）一个单位。 2、强酸（碱）溶液每稀释10倍，PH增大 （减小）一个单位。 3、酸（碱）溶液无限稀释时，PH均约等 于7（均要考虑水的电离）。 4、弱酸（碱）溶液稀释时， H+ （OH －） 的物质的量浓度将增大。
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
➢pH值计算５—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的 氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
解：NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.04 0.06 pH=-lg[H+] =-lg0.02/（0.1+0.1）
∴c(OH－)混= (10－6 + 10－4)/2 = 5.05×10－5
∴POH = 5 － lg5.05 = 4.3 ∴PH = 9.7
知识小结:混合溶液PH计算的有关规律
1、强酸或强碱溶液的等体积混合，当PH相 差两个或两个以上的单位时，
PH混
高二化学苏教版选修4学案：专题3第二单元溶液的酸碱性含解析
互动课堂疏导引导知识点1：溶液的pH及其测定方法1。
溶液的pH用溶液中H+浓度的负对数来表示，表达式:pH=—lgc （H+）注意:（1）pH适用于表示在室温下c（H+）或c(OH—）都不大于1 mol·L—1的稀溶液的酸碱性，反之，直接用c(H+）和c(OH-)表示。
（2）常用pH范围为0—14.pH越大，溶液的碱性越强；pH越小,溶液的酸性越强。
2。
pH的测定是非常重要的，常见的测定方法有两种：(1)用pH试纸粗略测定，（2）用酸度计(pH计)精确测定。
知识点2：溶液酸碱性判断依据溶液呈酸性、碱性还是中性，应看c（H+）和c(OH-)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据：判据1:在25 ℃的溶液中c(H+)＞1×10-7mol·L-1酸性c（H+)=1×10—7mol·L-1中性c（H+）＜1×10—7mol·L—1碱性常温下,c(H+)＞1×10-7mol·L-1呈酸性，且c（H+)越大，酸性越强;c(OH-）越大，碱性越强。
判据2：在25 ℃的溶液中pH＜7 酸性pH=7 中性pH＞7 碱性判据3：在任意温度下的溶液中c(H +）＞c （OH -） 酸性c(H +）=c(OH —) 中性c （H +)＜c(OH -） 碱性如在25 ℃时，c(H +)=c （OH —）=10—7 mol·L -1，溶液呈中性；而100 ℃时，c(H +）=c(OH -)=10-6 mol·L —1,溶液仍显中性。
知识点3：有关pH 的计算1。
单一溶液的pH 计算强酸溶液（H n A ）设其物质的量浓度为c mol·L —1,则c （H +)=nc mol·L -1，pH=—lgc （H +）=—lgnc ，强碱溶液为c 〔B （OH ）2〕，设其物质的量浓度为 c mol·L -1，则c(OH —)=nc mol·L -1，c （H +)=nc 1410-mol·L —1,pH=-lgc(H +）=14+lgnc2。
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
3-2 课时1 溶液的酸碱性
第二单元溶液的酸碱性3-2 课时1 溶液的酸碱性知能定位1.了解溶液的酸碱性与溶液中c(H+)和c(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.能够用pH试纸测定溶液的pH。
4.能够进行有关pH的简单计算。
情景切入溶液的酸、碱性可通过pH来表现，pH值是怎样规定的呢？与溶液的酸碱性关系是怎样的呢？自主研习一、溶液酸碱性与溶液中c(H+)和c(OH-)的关系溶液的酸碱性的判断标准是溶液中+-二、溶液的pH1.pH（1）定义：用溶液中H+的物质的量浓度的负对数表示溶液的酸碱性。
（2）表达式：pH=-lgc(H+)。
（3）意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强。
25℃下,c(H+)＝1×10-7mol/L,pH=7,溶液呈中性。
c(H+)<1×10-7mol/L,pH>7,溶液呈碱性。
c(H+)>1×10-7mol/L,pH<7,溶液呈酸性。
2.pH的测量方法（1）酸碱指示剂①紫色石蕊试液，遇酸变红，遇碱变蓝。
②无色酚酞遇碱变红。
（2）pH试纸①广泛pH试纸：其pH测量范围是1~14。
②精密pH试纸：测量精度高，但测量范围较窄。
③pH试纸的使用方法：把一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，立即与标准比色卡对比得出溶液的pH。
（3）pH计pH计精度高，可直接从仪器中读数。
课堂师生互动知识点2 溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)以及pH的关系2.溶液在25℃时，c(H+)、pH与酸碱性的关系可用下图表示：溶液中c(H+)越小，c(OH-)越大，溶液的酸性越弱，碱性越强，pH越大，反之亦然。
特别提醒溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小，而pH＝7或c(H+)=1×10-7 mol·L-1仅仅是在室温下的特例，因此在使用c(H+) =1×10-7 mol·L-1或pH=7作为判断标准时，要特别注意温度条件。
高中化学专题3溶液中的离子反应第二单元溶液的酸碱性1溶液的酸碱性与pH学案苏教版选修40818447.doc
溶液的酸碱性与pH【考点精讲】1. 溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。
（1）酸性溶液：c（H＋）>c（OH－），常温下，pH<7。
（2）中性溶液：c（H＋）＝c（OH－），常温下，pH＝7。
（3）碱性溶液：c（H＋）<c（OH－），常温下，pH>7。
2. pH及其测量（1）计算公式：pH＝－lg c（H＋）。
（2）测量方法①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
（3）溶液的酸碱性与pH的关系室温下：【典例精析】例题 1 判断下列溶液在常温下的酸、碱性（在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”）。
（1）相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合（）（2）相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合（）（3）相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合（）（4）pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（）（5）pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合（）（6）pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（）（7）pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（）（8）pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合（）思路导航：（1）等体积等浓度的一元强酸、一元强碱混合呈中性。
（2）等体积等浓度的一元弱酸、一元强碱混合呈碱性。
（3）等体积等浓度的一元弱碱、一元强酸混合呈酸性。
（4）强酸、强碱等体积混合。
①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。
（5）pH之和等于14时一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。
答案：（1）中性（2）碱性（3）酸性（4）中性（5）酸性（6）碱性（7）酸性（8）碱性例题2 pH ＝5的H 2SO 4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c （24SO -）与c （H ＋）的比值为__________。
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）。
3.2溶液的酸碱性第一课时溶液的酸碱性课件(苏教选修4)
答案：(1)10
(2)1∶100
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[课时跟踪训练]
皿上，与标准比色卡对照
D．将一小块试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸 一下，取出后与标准比色卡对照
解析：用pH试纸测定溶液的pH时应将一小块试纸放在表 面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸上，再与 标准比色卡对照。试纸在使用前不能用蒸馏水润湿，否则 待测液被稀释可能产生误差。
答案：A
3．常温下，在pH＝12的NaOH溶液中，由水电离出的 c(OH－)为 A．1×10－7 mol· L－1 C．1×10－2 mol· L－1 ( )
(1)等物质的量浓度的强酸和弱酸溶液中，c(H＋)：
强酸>弱酸。 (2)酸性相同，c(H＋)相同的强酸和弱酸溶液中，酸 的物质的量浓度：c(强酸)<c(弱酸)。同理碱亦如此。
(3)等体积、等物质的量浓度、等元数的酸，
强酸溶液的酸性强，但提供H＋的能力相同。例如：
1 L 0.1 mol· L－1的CH3COOH和1 L 0.1 mol· L－ 1 的 盐酸，盐酸中c(H＋)大，酸性强，但均可提供 0.1 mol的H＋。
(1)酸稀释→c(H＋) 减小 →酸性减弱→pH 增大 ； (2)碱稀释→c(OH－) 减小 →碱性减弱→pH 减小 。
(3)图示：
(4)规律(初始pH＝a)：
3．已知在25°C时， (1)将pH＝1的盐酸加水稀释至100倍，pH＝________； (2)将pH＝6的盐酸加水稀释至100倍，pH＝________； (3)将pH＝1的CH3COOH溶液稀释至100倍，
好反应，pH＝7。(2)pH＝2＋0.3＝2.3。
[随堂基础巩固]
1．喷墨打印机墨汁的pH为7.5～9.0。当墨汁喷在纸上时，
苏教版高中化学选修4溶液的酸碱性1
溶液的酸碱性[知识回顾]1.25℃时在纯水中加入下列物质，填写下表2.常温下，0.01mol/L硫酸的p H是多少？3.100℃时，0.002mol/L的氢氧化钡溶液的p H为多少？【知识学习】一.强酸或强碱溶液及稀释后的p H值的计算(25℃)1. 强酸或强碱溶液(单一溶液)p H值的计算【小结1】（1）强酸溶液：设化学式为HnA,浓度为c mol/L,则：C(H＋)＝；p H＝（2）强碱溶液：设化学式为B(OH)n,浓度为c mol/L,则：C(OH－)＝C(H＋)＝；p H＝2. 强酸或强碱溶液稀释后的p H值的计算(25℃)[例题1]求将10m L pH＝5的盐酸稀释到100m L，10000m L后溶液的p H值。
[讲解]解：(1) pH＝5，则C(H＋)＝1×10－5mol/L，盐酸稀释到100m L后C(H＋)＝1×10－6mol/L，pH＝6(注意：此时溶液中的C(OH－)＝1×10－8mol/L，即水电离出的C(H＋)＝1×10－8mol/L，约为HCl提供H＋浓度的1／100，可忽略) (2)稀释至10000m L后：C(HCl)＝1×10－8mol/L，此时水的电离不可忽略。
有HCl＝ H+ + Cl－ H2O H+ ＋ OH－10＝8 mol/L 10＝8 mol/L xmol/L xmol/L稀释后溶液中H＋总的浓度为(10＝8＋x)mol/L，则有：C(H＋)·C(OH－)＝1×10－14即：(10＝8＋x)·x＝1×10－14 解得：x＝9.5×10－8mol/l溶液中H＋总的浓度为(10＝8＋9.5×10－8)mol/L＝1.05×10－7mol/L所以p H＝－lg C(H＋)＝－lg(1.05×10－7)＝6.979≈7(由此可见在此条件下水的电离不可忽略)【练习1】求将100m L 0.2 mol/L的硫酸稀释到10000m L后溶液的p H值[练习2]求将10m L pH＝12的氢氧化钠溶液稀释到100m L，10000mL后溶液的p H值。
2022届高中化学苏教版选修4知识点复习 第三章 物质在水溶液中的行为 Word版
第三章物质在水溶液中的行为(一)水溶液1、水的电离和水的离子积水是一种极弱的电解质，存在以下电离平衡2H2O H3O＋＋OH－，ΔH＞0 简写为：H2O H＋＋OH－；ΔH＞0。
25℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1水的电离程度： 1.8×10－7%水的离子积：K W＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14(25℃ )理解K W时要留意：(1)K W与温度有关，由于水的电离过程是吸热过程，所以温度上升，有利于水的电离，K W增大。
如100℃时，K W ＝10－12。
(2)K W 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有如酸性溶液中{c(H+)酸＋}·＝K W碱性溶液中：{c(OH－)碱＋} ·＝K W(3)K W与c(H+)及c(OH－)的计算对于水溶液，要精确求算c(OH－)、c(H+)的大小，可依靠K W来计算。
对于中性溶液(或纯水)，c(H+)＝c(OH－)＝。
而酸性溶液，若已知c(H＋)、c(OH－)其中之一，另一种离子的浓度即可代入关系：K W＝c(H+)c(OH－)求出。
应留意的是：在酸、碱性很弱的溶液中c(H＋)和c(OH－)都很小，这时由水电离生成的c(H+)和c(OH－)与酸或碱供应的c(H+)或OH－的浓度较接近，因而不行忽视由水电离生成的c(H+)和c(OH－)，应考虑水电离出来的c(H+)和OH－的浓度、并将总的离子浓度代入水的离子积常数关系式中进行求解。
（4）影响水电离平衡的外界因素：(1)酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）(2)温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）(3)易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）2、溶液的酸碱性和pH(1)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。
(2)pH：①水溶液里的H＋浓度的负对数叫做pH，即pH＝－lgc(H＋)。
新苏教版化学选修4同步课件：溶液的酸碱性
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？
提示：pH＝6 的溶液不一定显酸性，如 100 ℃时蒸馏水的 pH＝6，但呈中性；pH＝7 的溶液不一定显中性，如 100 ℃时， pH＝7 的溶液呈碱性。
2．pH 试纸使用前能否用蒸馏水湿润？若用湿润的 pH 试 纸测量溶液的 pH 对结果有何影响？
4．强酸溶液与强碱溶液混合后溶液 pH 的计算 (1)强酸与强碱溶液混合，要先根据 H＋＋OH－===H2O 计算 出哪种物质过量，一般有如下三种情况： 若酸过量：c(H＋)混＝cH＋·VV酸酸－＋cVO碱 H－·V碱，可直接求 pH； 若恰好完全反应，c(H＋)·V 酸＝c(OH－)·V 碱，溶液呈中性； 若碱过量：c(OH－)混＝cOH－V·V酸碱＋－Vc碱H＋·V酸，根据 KW 求出 c(H＋)混，再求 pH。
第二单元 溶液的酸碱性
第一课时 溶液的酸碱性
[课标要求] 1．了解溶液的酸碱性与 pH 的关系。 2．学会用 pH 试纸测定溶液的 pH。 3．初步学会有关 pH 的计算。
1．判断溶液的酸碱性的依据是 c(H＋)和 c(OH－)的相对大小：c(H＋) ＞c(OH－)，溶液呈酸性；c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)＜ c(OH－)，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。
溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性 (1)判断溶液酸碱性的依据是溶液中c(H＋)与 c(OH－)的相对大小。 (2)溶液酸、碱性与 c(H＋)、c(OH－)相对大小的关系。
溶液酸碱性 c(OH－)与c(H＋)关系
苏教版高中化学选修四32《溶液的酸碱性pH的简单计算》参考教
苏教版高中化学选修四32《溶液的酸碱性pH的简单计算》参考教专题单元节题知识与技能教学目标过程与方法情感态度与价值观专题4溶液中的离子反应第二单元溶液的酸碱性第1、2课时溶液的酸碱性了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
通过实验联想、比较等培养学生的想象能力和思维能力通过溶液PH的测定，何会化学在生产生活中的应用。
pH的简单计算pH的简单计算讨论法学生主体活动练习口答、检查25℃[H+]·[OH—]=10—7=10—14=Kw[阅读]P71本质对照表3—6大于7显碱性，小于7显酸性等于7显中性学生主体活动不湿润注意：强酸直接由[H+]总求pH值强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值（注意）先判断显性离子！教学课题教学重点教学难点教学方法教师主导活动教学过程[知识回顾]写出醋酸、一水合氨溶于水和水的电离方程式：CH3COOHCH3COO－＋H＋NH3·H2ONH4++OH—H2OH++OH—水的离子积常数[完成下表]溶液酸碱性酸性中性碱性c（H+）与c（OH—）关系任意温度室温（mol/L）pH值（室温）小于77大于7c（H+）>c（OH—）c（H+）=c （OH—）c（H+）①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3[分析]①呈中性：即pH=7.nH+=nOH—10—a·V1=10—（14－b）·V2V1：V2=10—14+a+b10n=10a+b－14n=a+b－14a+b=14+n②若呈酸性.即pH＜7nH+＞nOH—10—a·V1＞10—（14－b）·V2V1：V2＞10—14+a+b10n＞10－14+a+ba+b＜14+n③若呈碱性，即pH＞7，同理可知a+b＞14+n教学过程教师主导活动学生主体活动3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。
高中化学苏教版选修四 3.2.1 溶液的酸碱性 溶液的酸碱性(共13张PPT)
酸式滴定管、碱式滴定管-读数精确到0.01mL
活动2、思考交流
你认为利用中和反应进行中和滴定必须解决的 关键问题是什么？
②准确判断中和反应什么时候“恰好” 完全（即准 确判断滴定终点） 方法：在待测溶液加入酸碱指示剂（如酚酞，甲基橙）
指示剂
酸碱中和滴定
活动1、小组反馈
（1）有关酸碱中和的简单计算。 （2）滴定管的使用。
1.酸碱中和的计算
根据酸碱中和反应的实质： H++OH-= H2O
即C标·V标= C待·V待
活动1、小组反馈
（1）有关酸碱中和的简单计算。 （2）滴定管的使用。
2、滴定前滴定管的准备： 查漏---洗涤---润洗---注液---赶气泡---调液
架台。
实验内容： 用 20ml0.1000mol/L NaOH溶液滴定0.1000mol/L
的HCl溶液，测定酸碱滴定曲线。
活动3、实验操作
实验步骤： (1)滴定前准备工作 (2)滴定过程 (3)终点的判断：溶液颜色发生变化且在半分钟内不再
变色。 (4)计算 现象记录：
反思：
活动4、课堂小结
[随堂练习]
根据以上原则选择指示剂：
用强碱定强酸——————。
滴定终点时 溶液的pH值
用强酸滴定弱碱——————。 尽可能与指
用强碱滴定弱酸——————。
示剂的变色 范围一致。
活动3、实验操作
实验用品： 试剂：0.1000mol/L的HCl溶液，0.1000mol/L NaOH溶液， 酚酞溶液，蒸馏水。 仪器：碱式滴定管，酸式滴定管，滴定管夹，锥形瓶，铁
润洗：用标准液或待测液分别润洗酸式 滴定管和 碱式滴定管。
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
3.2《溶液的酸碱性》课件1(苏教版选修4).1
pH计算3—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶 液和pH值等于4的硫酸溶液等体积混合 pH值等于多少？
+] pH= － lg[H 解： =－lg(1×10－1+1×10－4)/(1+1) =－lg5×10－2 =2－lg5 =1.3 pH混= pH小+0.3
pH计算4—— 强碱与强碱混合
小结：强酸或强碱溶液混合求PH值
C（H+）相差较大的两强酸溶液等体积混合后
pH混= pH小+0.3
C（OH-）相差较大的两强碱溶液等体积混合后
pH混= pH大-0.3
小结：强酸与强碱溶液混合求PH值
１、两者恰好反应时， PH＝７
２、酸过量时，求出反应后溶液中的C（H+），
再求出PH值
３、碱过量时，先求出反应后溶液中的C（OH-），
通常，当溶液中氢离子浓度很小时， 为了更方便表示酸碱性，通常用pH 来表示。 注意， 但当溶液中c(H+)>1mol/L时， 直接用浓度表示。
溶液的pH值 酸 性 增 强 碱 性 增 强
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
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
例题：在25℃时，pH值等于9和pH值等 于11的两种氢氧化钠溶液等体积混合pH 值等于多少？
－]=( 1 × 10－5+1×10－3)/(1+1) c[OH 解： pOH=－lg[OH－] pOH=－lg5×10－4 =4－lg5 =3.3
pH=14－pOH =10.7
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第二单元溶液的酸碱性３—２课时１溶液的酸碱性知能定位１．了解溶液的酸碱性与溶液中c（H+）和c（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．能够用pH试纸测定溶液的pH 。
４．能够进行有关pH的简单计算。
情景切入溶液的酸、碱性可通过pH来表现，pH 值是怎样规定的呢？与溶液的酸碱性关系是怎样的呢？自主研习一、溶液酸碱性与溶液中c（H+）和c（OH—）的关系溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c （H+）与c（OH—）的相对大小，其具体关系为：溶液酸碱性c（OH—）与c（H+）关系酸碱的强弱溶液呈中性C（H+）=c（OH-）溶液呈酸性c（H+）>c（OH—）c（H+）越大，酸性越强溶液呈碱性c（H+）<c（OH—）c（OH—）越大，碱性越强二、溶液的pH１．pH（１）定义：用溶液中H+的物质的量浓度的负对数表示溶液的酸碱性。
（２）表达式：pH=—lgc（H+）。
（３）意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强。
２５℃下,c（H+）＝１×１0—7mol/L,pH=7,溶液呈中性。
c（H+）<１×１0—7mol/L,pH>7,溶液呈碱性。
c（H+）>１×１0—7mol/L,pH<7,溶液呈酸性。
２．pH的测量方法（１）酸碱指示剂１紫色石蕊试液，遇酸变红，遇碱变蓝。
２无色酚酞遇碱变红。
（２）pH试纸１广泛pH试纸：其pH测量范围是１~１４。
２精密pH试纸：测量精度高，但测量范围较窄。
３pH试纸的使用方法：把一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，立即与标准比色卡对比得出溶液的pH。
（３）pH计pH计精度高，可直接从仪器中读数。
课堂师生互动知识点２溶液的酸碱性与c（H+）、c（OH—）以及pH的关系２．溶液在２５℃时，c（H+）、pH与酸碱性的关系可用下图表示：溶液中c（H+）越小，c（OH—）越大，溶液的酸性越弱，碱性越强，pH越大，反之亦然。
特别提醒溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c（H+）和c（OH—）的相对大小，而pH＝7或c（H+）=１×１0—7 mol·L—１仅仅是在室温下的特例，因此在使用c（H+）=１×１0—7 mol·L—１或pH=7作为判断标准时，要特别注意温度条件。
考例１下列说法正确的是（）Ａ．pH=7的溶液一定显中性Ｂ．pH=6的溶液一定显酸性Ｃ．c（H+）<c（OH—）的溶液一定显碱性Ｄ．c（OH—）=１×１0—6 mol·L—１的溶液一定显碱性解析：只有在２５℃时，pH＝7或c（H+）=１0—7 mol·L—１的溶液才显中性，pH<7或c（H+）>１0—7 mol·L—１的溶液才显酸性，pH>7或c（OH—）>１0—7 mol·L—１的溶液才显碱性。
因此A、B、D选项中的叙述均不正确。
判断溶液酸碱性的根本标准是溶液中c（H+）与c（OH—）的相对大小，如C项中c（H+）<c（OH—）则溶液一定显碱性。
答案：C变式探究１在约１00℃的温度下，NaCl稀溶液中c（H+）为１×１0—6 mol·L—１。
下列说法中正确的是（）Ａ．该NaCl溶液显酸性Ｂ．该NaCl溶液显中性Ｃ．该NaCl 溶液中K W =１×１0—１４ mol ２·L —２Ｄ．该NaCl 溶液中K W =１×１0—１２ mol ２·L —２答案：BD 解析：在NaCl 溶液中，Na +、Cl —对H ２OH ++OH —无影响。
c （H +）为１×１0—6mol ·L —１，c （OH —）也为１×１0—6 mol ·L —１。
因此，该NaCl 溶液显中性，K W =１×１0—6 mol ·L —１×１×１0—6mol ·L —１=１×１0—１２ mol ２·L —２。
知识点２ 混合溶液pH 的计算 １．两强酸混合c （H +）混合＝212211·)(·)(V V V H c V H c +++→pH２．两强碱混合c （OH —）混合＝212211·)(·)(V V V OH c V OH c +-+-c （H +）→pH３．强酸强碱混合（１）强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，c （H +）=c （OH —）。
如室温下，中性溶液的c （H +）=１0—7mol/L ，pH=7。
（２）一方过量强酸与强碱混合，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 。
４．室温下，强酸、强碱溶液两两等体积混合室温下，pH=a 的强酸和pH ＝b 的强碱等体积混合，溶液酸碱性与a+b 相对大小的关系为：a+b=１４→c （H +）=c （OH —）−−→−中性pH=7>１４→c （H +）<c （OH —）−−→−碱性pH>7 <１４→c （H +）>c （OH —）−−→−酸性pH<7 特别提醒（１）溶液呈酸性，求pH的方法：先求溶液中c（H+）再求pH。
（２）溶液呈碱性，求pH的方法：先求溶液中c（OH—），再利用K W求c（H+），最后求pH。
（３）溶液稀释的规律。
强酸（强碱）、弱酸（弱碱）加水稀释后的pH计算：１强酸pH=a，加水稀释１0n倍，则pH=a+n。
２弱酸pH=a，加水稀释１0n倍，则a<pH<a+n。
３强碱pH=b，加水稀释１0n倍，则pH=b—n。
４弱碱pH=b，加水稀释１0n倍，则b—n<pH<b。
说明：１物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同的倍数时，pH的变化不同。
其结果是强酸稀释后pH 增大得比弱酸快。
同理，强碱稀释后pH减小得比弱碱快。
２酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸不能大于7，碱不能小于7，即酸、碱的性质不会因溶液的稀释而改变。
当溶液很稀时，不能忽略水的电离。
考例２将pH=４的酸溶液与pH=１0的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH可能是（）Ａ．等于7 Ｂ．大于7Ｃ．小于7 Ｄ．无法确定解析：pH=４的酸溶液，其中c（H+）=１0—４mol·L—１，pH=１0的NaOH溶液，其中c（OH—）=１0—４mol·L—１，等体积混合后，H+与OH—恰好完全作用，但由于该酸未具体指明是强酸还是弱酸，若为强酸则溶液呈中性（pH=7），若为弱酸，由于它还有大量未电离的分子继续电离出H+，所以溶液呈酸性（pH<7）。
故正确结论为A、C。
答案：AC变式探究２将0．１ mol ·L —１的HCl 和0．06 mol ·L —１的Ba （OH ）２溶液以等体积混合后，该混合溶液的pH 是（ ）Ａ．１．7 Ｂ．１２．３Ｃ．１２ Ｄ．２答案：C解析：设体积为V ，混合前n （H +）=0．１ mol ·L —１×V L=0．１ V mol ，n （OH —）=0．06 mol ·L —１×２×V=0．１２V mol ，因为n （OH —）>n （H +），所以等体积混合后：c （OH —）混=VL V V 2)1.012.0(- =0．0１ mol ·L —１，所以pH=１２。
课后强化作业基础夯实１．下列液体pH>7的是（ ）Ａ．人体血液 Ｂ．蔗糖溶液Ｃ．橙汁 Ｄ．胃液答案：A解析：人体血液的pH 大于7。
２．有下列溶液：１0．５ mol ·L —１的NaOH 溶液和１．0 mol ·L —１的盐酸等体积混合后的溶液；２pH=0的溶液；３ c （OH —）=１0—１１ mol ·L —１的溶液；４0．１ mol ·L —１的CH ３COOH 溶液，它们的酸性由强到弱的顺序是（ ）Ａ．２>１>４>３ Ｂ．４>３>１>２Ｃ．２>１>３>４ Ｄ．１>２>４>３答案：A解析：１中NaOH 溶液和HCl 中和后，HCl 过量， c １（H +）=2·5.0·0.111---L mol L mol=0．２５ mol ·L —１；２中c ２（H +）=１0—pH=１ mol ·L —１；３中c ３（H +）=)(-OH c K W = 111410101--⨯=１×１0—３ mol ·L —１；４中c ４（H +）=c ·α=0．１ mol ·L —１×１．３２%=１．３２×１0—３ mol ·L —１。
c （H +）越大，酸性越强。
３.已达到电离平衡的0．１ mol ·L —１的醋酸溶液中，为了促进醋酸的电离，同时使溶液的pH 降低，应采取的措施是（ ）Ａ．加一定量的水Ｂ．加热溶液Ｃ．加入少量盐酸Ｄ．加入冰醋酸答案：B解析：加入冰醋酸（纯醋酸），使醋酸溶液浓度增大，溶液浓度越大，醋酸电离程度越小。
４.有甲、乙两种溶液，甲溶液的pH 是乙溶液pH 的２倍，则甲溶液中c （H +）与乙溶液中c （H +）的关系是（ ）Ａ．２:１ Ｂ．１00:１Ｃ．１:１00 Ｄ．无法确定答案：D解析：举例说明，若甲的pH=４，乙中的pH=２，则二者c （H +）之比为１:１00，若甲的pH=１４，乙中pH=7，则二者c （H +）之比为１:１0:7。
５．pH=8的NaOH 溶液和pH=１0的NaOH 溶液等体积混合后，溶液的pH 最接近于（ ） Ａ．8．３ Ｂ．8．7Ｃ．9 Ｄ．9．7答案：D解析：此为两种强碱等体积混合，且ΔpH=２，稀的NaOH 对溶液中OH —浓度贡献不大，相当于加水。
c （OH —）（混）＝21014-⨯ c （H +）=414101100.1--⨯⨯=１0—１0×２ pH=１0—lg ２=9．7。
6.pH 相同的氢氧化钠溶液和氨水分别加水稀释n 倍和m 倍，使pH 仍保持相同，则n和m 的关系是（ ）Ａ．n>m B n<mＣ．n=m Ｄ．无法确定答案：B解析：pH 相同的氢氧化钠溶液和氨水分别稀释相同的倍数，氢氧化钠溶液中c （OH —）小于氨水中c （OH —），若要使二者c （OH —）相同，即pH 相同，氨水中要再多加些水稀释，即n<m 。