溶液的酸碱性和PH值教案

溶液的酸碱性和PH值适用学科高中化学适用年级高中二年级适用区域辽宁等新课标地区课时时长（分钟）１课时／６０分钟知识点溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH-)溶液的酸碱性与PH酸碱中和滴定的原理中和滴定的仪器、试剂及操作酸碱溶液稀释时PH的变化关于溶液PH的计算中和滴定的误差分析溶液的PH、POH教学目标1、了解溶液的酸碱性与pH的关系2、掌握PH值的计算方法3、了解酸碱中和滴定的原理教学重点PH计算、酸碱中和滴定原理教学难点PH计算教学过程一、复习预习回顾水的离子积的表达形式及影响水电离的因素二、知识讲解知识点1溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH—）的关系：电解质溶液对水电离平衡的影响溶液中c（H+）（mol/L）溶液中c（OH—）（mol/L）c（H+）与c（OH—）比较c（H+）·c（OH—）溶液酸碱性纯水=10-7 =10-7 相等10-14中性盐酸加HCl，c（H+）增大，平衡左移>10-7 <10-7c（H+）>c（OH—）10-14酸性氢氧化钠加NaOH ，c （OH —）增大，平衡左移<10-7>10-7c （H +）<c （OH —）10-14碱性中性溶液c （H +）= c （OH —）= 1×10-7mol/L酸性溶液c （H +）> c （OH —），c （H +）> 1×10-7mol/L碱性溶液c （H +）< c （OH —），c （H +）< 1×10-7mol/L注：①水中加酸或碱均 抑 制水的电离，但由水电离出的c （H +）与c （OH —）总是相等。

②任何电解质溶液中，H +与OH —总是共存，但不能大量共存。

溶液的酸、碱性主要在于c （H +）与c （OH —）的相对大小。

c （H +）与c （OH —）此增彼长，且K w = c （H +）·c（OH —）不变。

酸性溶液中c （H +）越大，酸性越强，碱性溶液中c （OH —）越大，碱性越强。

我们经常用到一些c （H +）很小的溶液，如c （H +）=1×10-7mol/L 的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。

为此，化学上常采用PH 来表示溶液酸碱性的强弱。

知识点2溶液的PH ：（1）定义：PH =-lg{c （H +）}(2)适应范围：稀溶液，0～14之间。

有关溶液的PH 值的几个注意问题：①pH 值是溶液酸碱性的量度。

常温下，PH=7溶液呈中性；PH 值减小，溶液的酸性增强；PH 值增大，溶液的碱性增强。

②pH 值范围在0-14之间。

PH=0的溶液并非没有H +，而是C(H +)=1mol/L ；PH=14的溶液并非没有OH -，而是C(OH -)=1mol/L 。

pH 改变一个单位，C(H +)就改变10倍，即pH 每增大一个单位，C(H +)就减小到原来的1/10；pH 每减小一个单位，C(H +)就增大到原来的10倍。

③当C(H +)>1mol/L 时，PH 值为负数，当C(OH -)>1mol/L 时，pH>14。

对于C(H +)或C(OH -)大于1mol/L 的溶液，用PH 值表示反而不方便，所以PH 值仅适用于C(H +)或C(OH -)小于等于1mol/L 的稀溶液。

④也可用POH 来表示溶液的酸碱性，POH=-lgC(OH --)，因为C(H +)·C(OH -)=10-14，若两边均取负对数，得PH+POH=14。

⑤可用 PH 试纸来测定溶液的PH 值。

方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在PH 试纸上（注意不能将PH 试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的PH 不准确）将PH 试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液的PH 值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的PH 不准。

） 知识点3有关溶液PH 的计算强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计）（1）酸I+酸II c(H +)= III II I V V H n H n ++++)()( ，当两种pH 之差ΔpH ≥2的两强酸等体积混合，混合后的PH=PH 小的+0.3(2)碱I+碱II c(OH - )= III II I V V OH n OH n ++--)()(当两种pH 之差ΔpH ≥2的两强碱等体积混合，混合后的PH=PH 大的—0.3 （3）酸I+碱II①完全中和：c(H +)= c(OH - )= 1×10-7mol/L②酸过量： c(H +)= III II I V V OH n H n +--+)()( ③碱过量：c(OH - )= III II I V V H n OH n +-+-)()(※溶液酸碱性PH 计算经验规律Ⅰ当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。

Ⅱ酸碱等体积混合①PH = 2 某酸与PH = 12 某碱混合pH 难定②PH = 4 某酸与PH = 10 NaOH 混合 pH ≤7③pH = 4 H 2SO 4与PH = 10 某碱混合PH ≥7④0.01mol/L PH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合PH = 7ⅢPH 减小一个单位，c （H +）扩大为原来的10倍。

PH 增大2个单位，c （H +）减为原来的1/100 Ⅳ稀释规律：分别加水稀释m 倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c （H +）变为原来的1/m ,但弱酸中c （H +）减小 小于m 倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。

知识点4 酸碱稀释强酸 PH=a 加水稀释到10n倍，则PH=a+n弱酸 PH=a 加水稀释到10n倍，则PH 〈a+n强碱 PH=b 加水稀释到10n倍，则PH=b+n弱碱 PH=b 加水稀释到10n倍，则PH 〈b+n 知识点5 酸碱中和滴定原理：酸碱中和滴定，是用已知物质量浓度的酸（或碱）来测定未知物质物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定C 酸V 酸= C 碱V 碱 常见指示剂 指示剂的选择：⑴酚酞：碱滴定酸时：颜色由无色恰好变为浅红色⑵甲基橙：酸滴定碱时：颜色由黄恰好变为橙色。

一般不选用石蕊。

酸碱中和和滴定指示剂的选择之二：为了减小方法误差，使滴定终点和等当点重合，需要选择适当的指示剂。

强酸与弱碱相互滴定时，应选用甲基橙。

强碱与弱酸相互滴定时，应选用酚酞。

强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。

注意，中和滴定不能用石蕊作指示剂。

原因是石蕊的变色范围（pH5.0～8.0）太宽，到达滴定终点时颜色变化不明显，不易观察。

所需要的仪器：酸式滴定管（碱式滴定管）、锥形瓶、移液管、量筒、胶头滴管 ※酸式滴定管只能装酸性或强氧化性的溶液、碱式滴定管只能装碱性溶液实验步骤：1用蒸馏水润洗滴定管后用标准液润洗2～3次，用蒸馏水润洗锥形瓶 2将标准液装入滴定管中固定在铁架台上，量取一定体积的待测液装入润洗后的 锥形瓶中，滴加合适的指示剂3 用左右控制滴定管滴入待测液，右手震荡锥形瓶，视线注意锥形瓶内溶液颜色的变化，当颜色能够保持30s 不变色时，达到滴定终点，读取滴定管液面高度，计算。

甲基橙 石蕊 酚酞 变色范围 3.1～4.4 5～88～10颜色变化红色～橙黄～橙色红色～紫色～蓝色无色～浅红～红色注意事项：⑴读数：滴定前俯视或滴定后仰视 （大） ⑵未用标准液润洗滴定管 （大） ⑶用待测液润洗锥形瓶 （大）⑷滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定后尖嘴气泡消失 （大） ⑸不小心将标准液滴在锥形瓶的外面 （大） ⑹指示剂（可当作弱酸）用量过多 （小）⑺滴定过程中，锥形瓶振荡太剧烈，有少量液滴溅出 （小） ⑻开始时标准液在滴定管刻度线以上，未予调整 （小）⑼碱式滴定管（量待测液用）或移液管内用蒸馏水洗净后直接注入待测液 （小） ⑽移液管吸取待测液后，悬空放入锥形瓶，少量待测液洒在外面 （小） ⑾滴定到指示剂颜色刚变化，就是到了滴定终点 （小） ⑿锥形瓶用蒸馏水冲洗后，不经干燥便直接盛待测溶液 （无）⒀滴定接近终点时，有少量蒸馏水冲洗锥形瓶内壁 （无） 三、例题精析【例题1】求下列溶液的pH ：（1）某H 2SO 4溶液的浓度是0·005mol/L ①求此溶液的PH ②用水稀释到原来体积的100倍③再继续稀释至104倍（2）PH=3的盐酸与PH=5的硫酸等体积混合（3）PH=10和PH=12的两种NaOH 溶液等体积混合 （4）PH=12的NaOH 和PH =4的HCl 等体积混合 【答案】（1）① PH=2;② PH=4;③ pH=7 （2）PH=3.3 （3）PH=11.7 （4）PH=11.7【解析】：（1）① c （H +）=0·005mol/L ×2=0·01 mol/L ，∴ PH=-lg10-2=2② c （H +）=0·01mol/L ÷100=10-4 mol/L ，∴ PH=-lg10-4=4 ③ PH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）（2）c （H +）=2101053--+=5×10-4, ∴ PH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3·3(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)（3）因为溶液呈碱性c （OH —）=2101024--+=5×10-3∴ c （H +）=31410510--⨯=2×10-12∴ PH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7（4）NaOH 中c （OH —）=10-2mol/L HCl 中c （H +）=10-4mol/L 二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。

所以反应后c （OH —）=2101042---=5×10-3∴ c （H +）=31410510--⨯=2×10-12 PH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11·7【例题2】常温下，下列四种溶液：①PH＝0的盐酸，②0.1 mol·L－1的盐酸，③0.01 mol·L －1的NaOH溶液，④PH＝11的NaOH溶液中，由水电离生成的H＋的物质的量浓度之比为( ) A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶1【答案】 A【解析】在盐酸中，由水电离产生的c(H＋)等于溶液中的c(OH－)：①c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－14 mol·L－1②c(H＋)水＝c(OH－)＝1×10－13 mol·L－1；在NaOH溶液中，由水电离产生的c(H＋)等于溶液中的c(H＋)：③c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1④c(H＋)＝1×10－11 mol·L －1。