高中化学酸性比较与运用

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2021新教材高中化学第三章2.2溶液的酸碱性与pH学案人教版选择性必修1

溶液的酸碱性与pH【学法指导】1.认识溶液的酸碱性及pH。

2.掌握检验溶液pH的方法。

3.了解溶液的pH的计算及溶液稀释时pH的变化规律。

4.了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。

【基础梳理】一、溶液的酸碱性与pH的关系1、判断溶液酸碱性的依据不能用c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过的相对大小来判断。

2.溶液的酸碱性与H+、OH-浓度的关系对水电离平衡的影响c(H+)mol/Lc(OH-)mol/Lc(H+)与c(OH-)比较溶液酸碱性纯水HClNaOH(1)溶液pH的定义：H+的物质的量浓度的负对数。

表达式为pH= 。

(2)溶液的酸碱性与pH的关系（25℃）①pH＜7，c(H+)＜10-7，溶液呈。

②pH=7，c(H+)=10-7，溶液呈。

③pH＞7，c(H+)＞10-7，溶液呈。

pH越小，溶液的酸性越，碱性越，pH的适用范围是。

［微思考］pH=7的溶液一定是中性溶液吗？【典例1】正误判断。

(1) 25℃时，等物质的量浓度的酸、碱溶液中，水的电离程度相同 ( ) (2) 25℃时，水在同pH 的H 2SO 4溶液和CH 3COOH 溶液中的电离程度不同( ) (3) 某温度下，某溶液中c(H +)= 1×10-7mol/L ，则该溶液一定呈中性( )(4) 常温下，某溶液由水电离出的c(OH -) =1×10-13mol/L ，则该溶液可能呈酸性，也可能呈碱性( ) 答案：×××√【典例2】下列溶液一定显酸性的是( ) A.H +含的溶液B.()()OH H -+<c c 的溶液C.pH<7的溶液D.能与金属Al 反应放出H 2的溶液答案：B解析：溶液的酸碱性取决于溶液中c(H +)与c(OH -)的相对大小；温度未知，pH<7的溶液不一定是酸性溶液；与Al 反应放出H 2的溶液可能是酸性溶液，也可能是碱性溶液。

新课标高中化学选修3第三节溶性、手性、无机氧酸分子的酸性

第2课时溶解性、手性、无机含氧酸分子的酸性学业要求素养对接1.知道物质的溶解性与分子结构的关系，了解“相似相溶”规律。

2.结合实例初步认识分子的手性对其性质的影响。

3.会判断常见无机含氧酸酸性强弱。

微观探析：键的极性和分子的极性。

模型认知：运用“相似相溶”规律判断物质的溶解性、运用无机含氧酸酸性强弱理论判断无机含氧酸酸性的强弱。

[知识梳理]一、溶解性1.相似相溶规律非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。

如蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳。

萘和碘易溶于四氯化碳，难溶于水。

2.影响物质溶解性的因素(1)外界因素：主要有温度、压强等。

(2)氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好(填“好”或“差”)。

(3)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大。

如乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显较小。

(4)溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大。

如SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大。

【自主思考】1.有机溶剂都是非极性溶剂吗？提示有机溶剂大多数是非极性溶剂，如CCl4、C6H6等，但也有少数的极性溶剂，如酒精。

二、手性1.手性异构体具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体。

2.手性分子有手性异构体的分子叫做手性分子。

如乳酸()分子。

三、无机含氧酸分子的酸性1.对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。

2.含氧酸的通式可写成(HO)m RO n，若成酸元素R相同，则n值越大，酸性越强。

【自主思考】2.强酸的水溶液酸性一定比弱酸的水溶液酸性强吗？提示不一定，如很稀的稀硫酸的酸性没有饱和亚硫酸溶液的酸性强，溶液的酸性强弱除与酸的强弱有关外，还与酸溶液浓度大小有关。

[自我检测]1.判断正误，正确的打“√”；错误的打“×”。

(1)卤化氢易溶于水，不易溶于四氯化碳。

高中化学无机含氧酸分子的酸性比较

含氧酸的酸性强弱比较规律含氧酸一般是指，除了成酸元素外，分子组成中还含有羟基，这样的一类物质。

由于这种羟基上的氢原子能以氢离子的形式被电离出来，而使水溶液表现出酸性，所以它也被称之为“羟基酸”。

成酸元素不同、或其价态不同的含氧酸，在酸性强弱方面是有区别的。

含氧酸的组成与其酸性强弱间的关联，在中学化学及无机化学教学中，都占有一定的位置，也是一些化学工作者的关注点之一。

以至于在某些无机化学教材及文献中，也会出现相关讨论。

笔者在这里的工作，只是试图把这些不同层次教学中，有关含氧酸酸性强弱的内容，归纳起来，并使其能有一些关联性及系统性而已。

含氧酸的酸性一般存在如下规律：(1)同一成酸元素若能形成几种不同氧化态的含氧酸，其酸性依氧化数递增而递增；如〔原因：从HClO到HClO4非羟基氧原子逐渐增多，羟基-O-H键的极性增强，质子转移程度增强，故酸性增强〕(2)在同一主族中，处于相同氧化态的成酸元素，其含氧酸的酸性随原子序数递增，自上而下减弱。

如〔原因：同主族元素自上而下，成酸元素的电负性逐渐减小，原子半径增大，吸引羟基氧原子的能力依次减小，羟基-O-H键的极性依次减小，所以酸性依次减弱。

〕(3)在同一周期中，处于最高氧化态的成酸元素，其含氧酸的酸性随原子序数递增，自左至右增强。

如〔原因：同一周期中，从左至右元素的非金属性逐渐增强，成酸元素的电负性逐渐增大，吸引电子对的能力逐渐减小，电子偏向成酸元素R一方的程度增大，含氧酸分子中的氢原子的极化程度增大，所以酸性增强〕•无机含氧酸：•可以的分子式为H m RO n，其通式可以写成(HO)m RO n，也可写成RO m-，其中R称为成酸元素，无机含氧酸在水溶液中的酸强度取决于酸n OH n分子中羟基-O-H的电离程度，也可以用Pka值来衡量。

酸分子羟基中的质子在电离过程中脱离氧原子，转移到水分子中的孤对电子对上，其转移的难易程度取决于成酸元素R吸引羟基氧原子电子的能力。

2019高考化学一轮复习强酸(碱)与弱酸(碱)的比较学案(含解析)

强酸（碱）与弱酸（碱）的比较李仕才考点梳理1．一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较方法一：根据弱酸的定义判断，弱酸在水溶液中不能完全电离，如测0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。

方法二：根据弱酸在水溶液中存在电离平衡判断，条件改变，平衡发生移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1<pH<2。

方法三：根据弱酸的正盐能发生水解判断，如判断CH3COOH为弱酸可做以下实验：(1)向一定浓度的醋酸钠溶液中，加入几滴酚酞溶液，溶液变为浅红色。

(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH>7。

3、强弱电解质的图像分析盐酸、醋酸图像题的分析方法(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸①加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。

②加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多。

(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸①加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。

②加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。

(3)不论怎样稀释，酸溶液的pH不能等于或大于7，碱溶液的pH不能等于或小于7，都只能趋近于7。

考向分析：考向一、强酸和弱酸（碱）的判断典例1、下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是（）①常温下，NaNO2溶液的pH>7②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗③HNO2不能与NaCl反应④常温下0.1 mol·L－1的HNO2溶液pH＝2⑤1 L pH＝1的HNO2溶液加水稀释至100 L后溶液的pH＝2.2⑥1 L pH＝1的HNO2和1 L pH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH 溶液多⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中[OH－]增大⑧HNO2溶液中加水稀释，溶液中[OH－]增大A．①②③⑦ B．①③④⑤C．①④⑤⑥⑦ D．②④⑥⑧解析：②如果盐酸（强酸）的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤如果是强酸，加水稀释至100 L后溶液的pH＝3，实际pH＝2.2，这说明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NO－2，加水平衡右移，使pH<3；⑥依据HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O可知，[HNO2]大于[HCl]，而溶液中[H＋]相同，所以HNO2没有全部电离；⑦加入NaNO2，溶液中[OH－]增大，说明化学平衡移动；⑧不论是强酸；还是弱酸，加水稀释，溶液中[H＋]均减小，而[OH－]增大。

人教版高中化学选修三课件第一部分第二章小专题大智慧判断物质酸性强弱的方法.pptx

2．根据化合价判断同一元素的含氧酸，中心原子的化合价越高，酸性越强。如 H2SO4>H2SO3；HClO4>HClO3>HClO2>HClO。 3．根据非羟基氧原子数判断
0 1 HnROm∶m－n＝2 3
弱酸如HClO 中强酸如H3PO4 强酸如HNO3 很强酸如HClO4
4．根据电离常数来判断如：K(H3PO4)＞K(HClO)，酸性H3PO4＞HClO 5．根据化学反应判断如H2SO4＋Na2SO3===Na2SO4＋H2O＋SO2↑，酸性：H2SO4＞H2SO3 H2O＋CO2＋Ca(ClO)2===CaCO3↓＋2HClO，酸性：H2CO3＞HClO [注意] CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4 但酸性：H2S<H2SO4。
第小专
二章
题大智慧
专题讲坛
分判断子物质结酸性
构强弱与的方
专题专练
性法
质
阶段质量检测(二)
1．根据元素周期表判断 (1)同一主族的非金属氢化物的酸性从上到下逐渐增强，如 HF<HCl<HBr<HI。 (2)同一周期的非金属氢化物的酸性从左向右逐渐增强，如 H2S<HCl，H2O<HF。 (3)同一主族最高价含氧酸的酸性从上到下逐渐减弱，如 HClO4>HBrO4>HIO4；HNO3>H3PO4；H2CO3>H2SiO3。 (4)同一周期最高价含氧酸的酸性从左向右逐渐增强，如 H3PO4<H2SO4<HClO4。
[解析] 硫酸可写为SO2(OH)2，磷酸可写为PO(OH)3， n值分别是2、1，m值分别是2、3，由n值越大、m值越小，该酸的酸性就越强，因此硫酸的酸性强于磷酸。 [答案] 氧酸的化学式可以用XOn(OH)m来表示(X 代表成酸元素，n代表XO基中的氧原子数，m代表OH数)，则n值越大，m值越小，该酸的酸性就越强。硫酸、磷酸的

高中化学选修三2.3.3溶解性手性无机酸的酸性课件

重点理解记忆
强度比较
范德华力
氢键共价键>氢键>范德华力
共价键
影响强度的因
素
①随着分子极性的增大而增大
②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大
对于A—H…B—，A、B 的电负性越大，B原子的半径越小，键能越大
成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
第二章分子结构与性质第三节溶解性、手性和无机酸的酸性比较
3、下列两分子的关系是（）
A．互为同分异构体 C．是手性分子
B．是同一物质 D．互为同系物
复习：
1．范德华力
分子之间存在着相互作用力，它把分子聚集在一起，因而把这类分子间作用力称为范德华力。其实质是静电作用。
①范德华力广泛存在于分子之间，只有分子间才有范德华力。属于分子间的电性作用力。 ②范德华力很弱，约比共价键小。 ③范德华力只影响分子的物理性质，它无方向性和饱和性。
范德华力对物质性质的影响 ①对物质熔、沸点的影响一般来说，分子晶体中范德华力越大，物质的熔、沸点越高。具体如下： a．组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增大，分子间的范德华力逐渐增大，它们的熔、沸点逐渐升高。
教材P51
1. NH3是极性分子，CH4为非极性分子，而水是极性分子，根据“相似相溶〞规律， NH3易溶于水，而CH4不易溶于水。并且NH3与水分子之间还可以形成氢键，使得NH3更易溶于水。
2. 油漆是非极性分子，有机溶剂如〔乙酸乙酯〕也是非极性溶剂，而水为极性溶剂，根据“相似相溶〞规律，应当用有机溶剂溶解油漆而不能用水溶解油漆。
A．互为同分异构体 C．是手性分子
B．是同一物质 D．互为同系物

四种弱酸性物质酸性强弱比较实验的设计与改进

在学习到羧酸的性质时要求学生设计实验验证乙酸碳酸和苯酚三种弱酸性溶液的酸性强弱教材中列出了一些实验装置和试剂但没给出具体实验的设计方综合考虑上述两个实验本文设计了改进实验证明上述乙酸碳酸苯酚和碳酸氢盐四种弱酸性物质酸性的相对强弱
彭威肖小明湖南师范大学化学化工学院
问题的提出背景：
人教版高中化学教材选修5《有机化学基础》中[1]，在苯酚的性质这一节，课堂演示实验3—3说明了苯酚在常温下其水溶液呈现浑浊状态的物理性质和苯酚具有弱酸性的化学性质。关于苯酚的酸性弱于碳酸这一点，教材也只做了一个简单的描述：若向澄清的苯酚钠溶液中通入二氧化碳，可以看到澄清的苯酚钠溶液又变浑浊。这是因为水溶性的苯酚钠在碳酸的作用下重新又生成苯酚。
通入二氧化碳过量时，上述的反应产物仍为苯酚和碳酸氢钠，而不是苯酚和碳酸钠，解释就是苯酚的酸性(pK =9．95)虽弱于碳酸(pK 1=6．38。pK 2=10．25)，但还是强于碳酸氢根离子，根据强酸制弱酸的原理[2] [3] 便可推知产物中不会生成碳酸钠。
在学习到羧酸的性质时，要求学生设计实验验证乙酸、碳酸和苯酚三种弱酸性溶液的酸性强弱，教材中列出了一些实验装置和试剂，但没给出具体实验的设计方案。
综合考虑上述两个实验，本文设计了改进实验，证明上述乙酸、碳酸、苯酚和碳酸氢盐四种弱酸性物质酸性的相对强弱。
改进方案一[4] ：
向盛有少量苯酚晶体(约0．5 g)的试管中加入l mL 蒸馏水，振荡，溶液变浑浊，然后滴加0．1 mol／L的碳酸钠溶液，至浑浊溶液恰好变为澄清，此过程无气体产生。
实验改进方案：
【实验名称】四种弱酸性物质酸性相对强弱的实验【实验目的】运用强酸制弱酸的化学反应原理比较四种弱酸性物质的酸性相对强弱，学会通过实验现象培养学生分析推理的逻辑思维能力。【实验仪器与试剂】具支试管、橡胶活塞、洗气瓶1个、试管2支、直角导管2根、吸管1根、橡胶管2根；乙酸、碳酸氢钠、碳酸钠、苯酚。

高中化学考点45 溶液的酸碱性及pH-备战2022年高考化学考点一遍过

考点45 溶液的酸碱性及pH一、溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性(25 ℃时)溶液的酸碱性c(H+)与c(OH－) 比较c(H+)大小pH酸性溶液c(H+)>c(OH－) c(H+)>1×10－7mol·L－1<7中性溶液c(H+)=c(OH－) c(H+)=1×10－7mol·L－1=7碱性溶液c(H+)<c(OH－) c(H+)<1×10－7mol·L－1>7 提醒：pH＝7或c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7或c(H＋)＝10－7 mol·L－1溶液呈中性，100 ℃时pH＝6或c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1呈中性。

2．溶液的pH（1）定义：pH=−lg c(H+)。

（2）pH 与溶液的酸碱性的关系①25 ℃，纯水的pH=7，溶液呈中性；pH<7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈碱性。

②pH表示溶液的酸碱性及其强弱：25 ℃时，pH(<7)越小，溶液的酸性越强；pH(>7)越大，溶液的碱性越强。

（3）pH的适用范围常温下，当溶液的酸碱性用pH表示时，一般情况下，1×10−14 mol·L−1<c(H+)<1 mol·L−1，即14>pH>0。

pH=0的溶液中并非无H+，而是c(H+)=1 mol·L−1；pH=14的溶液中并非无OH−，而是c(OH−)=1 mol·L−1。

当c(H+)>1 mol·L−1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c(H+)或c(OH−)直接表示溶液的酸碱性更方便。

注意：（1）未指明温度时，pH=7不代表溶液呈中性，如100 ℃时，pH=6为中性溶液。

（2）溶液的酸碱性也可以用pOH表示：pOH=−lg c(OH−)。

高中化学第二章第三节第2课时溶解性、手性和无机含氧酸的酸性教案新人教版选修3

第2课时溶解性、手性和无机含氧酸的酸性[明确学习目标] 1.能根据“相似相溶”规律分析物质在不同溶剂中的溶解性。

2.认识手性异构和手性分子。

3.学会常见无机含氧酸酸性强弱的判断方法。

学生自主学习一、溶解性1．“相似相溶”规律非极性溶质一般能溶于□01非极性溶剂，极性溶质一般能溶于□02极性溶剂。

2．影响物质溶解度的因素(1)如果溶质与溶剂之间能形成□03氢键，溶解度会增大。

(2)分子结构的□04相似性会增大溶解度，如CH 3OH 中的—OH 与H 2O 中的—OH 相似，甲醇能与H 2O □05互溶，而CH 3CH 2CH 2CH 2CH 2OH 中烃基□06较大，因而戊醇在水中的溶解度□07明显减小。

二、手性手性异构体与手性分子具有□01完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称为□02手性异构体。

有手性异构体的分子叫做□03手性分子。

三、无机含氧酸分子的酸性 1．无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸分子之所以能显示酸性，是因为其分子中含有—OH ，而—OH 上的H 在水分子的作用下能够电离出H ＋而显示一定的酸性。

2．无机含氧酸酸性的比较无机含氧酸的通式可写成□01(HO)m RO n ，如果成酸元素R 相同，则n 值越大，R 的正电性越□02高，导致R —O —H 中O 的电子向□03R 偏移的程度越大，在水分子的作用下越□04易电离出H ＋，酸性越□05强。

如酸性：HClO □06＜HClO 2□07＜HClO 3□08＜HClO 4，HNO 2□09＜HNO 3，H 2SO 3□10＜H 2SO 4等。

1．互为手性异构的两个分子是同一种分子吗？提示：不是。

虽然互为手性异构的两个分子有极大的相似性，但两个分子不能重合，即结构不完全相同，不属于同种分子。

2．同一种元素的不同含氧酸，其酸性强弱有何规律？提示：含氧酸的通式(HO)m RO n ，如果成酸元素R 相同，m 相同时，n 越大酸性越强。

高中化学酸性比较总揽

磷酸＞亚硫酸＞醋酸＞碳酸＞氢硫酸,其中磷酸和亚硫酸属于中强酸,作题时注意首先要看你是哪种酸碱理论如果是电离理论。

则Ka越大。

酸性越强如果是质子理论。

则越容易给出质子。

酸性越强如果是Lewis酸碱理论（电子理论）则越容易接受电子对。

酸性越强在无机化学界，最重要的是酸，碱，盐这三种化合物，而对无机酸酸性的强弱的判断是这部分的一个重点和难点。

下面我将系统介绍一下。

判断酸性的唯一标准就是判断其中的氢原子再水中是否易电离成氢离子。

一种酸越易电离，它的酸性越强。

例如盐酸，它在水中的电离度是百分之一百，也就是说盐酸的氢原子全部电离成氢离子，因此盐酸是强酸。

对于无氧酸来说，在元素周期表中，卤素的无氧酸是同周期中最强的，例如盐酸强过氢硫酸。

而对于同族元素来说，非氢元素的非金属性越弱，无氧酸的酸性越强。

例如在卤族元素中，盐酸的酸性强于氢氟酸的酸性,而且氢溴酸强于盐酸。

对于氢硫酸酸性弱于盐酸这个问题，其实是这样的。

在氢硫酸溶液里，硫化氢分子内存在着氢键，这个氢键使硫化氢的结构更加稳定，所以氢在水中更加不容易电离出来，所以硫化氢的酸性弱于盐酸的酸性。

其实氢键的存在是很广的，在水中就有氢键的存在。

水的熔沸点之所以比硫化氢高的多，就是由于分子键存在氢键。

对于有氧酸来说，酸性是比较好判断的。

判断无氧酸的酸性只要看酸根中的主元素的非金属性。

非金属性越强的酸性越强。

这是普遍规律。

在有氧酸根中，主元素的非金属性越强，与氧的结合能力就越强，于是与氢之间的键的键能就越小，氢就越容易游离出来。

但是，有很多非金属都有不同的正价态，也就能形成很多种有氧酸，分别叫高某酸，某酸，亚某酸，次某酸。

对同种元素形成的有氧酸之间的比较规律就是高价态的酸酸性强于底价态的酸的酸性，也就是，高某酸强于某酸强于亚某酸强于次某酸。

原因与以上相同。

有些高价酸在通常情况下氧化性强于酸性，就是说通常这些酸都显氧化性而不显酸性，比如高锰酸和高氯酸。

高中化学酸的强强规律及应用

高中化学酸的强强规律及应用一、常见酸按酸性强弱的分类习惯上，按照酸的电离能力的大小，可将酸大致分为以下三类：1.强酸：如盐酸、氢溴酸、氢碘酸、硫酸、硝酸、高氯酸等。

2.中强酸：如亚硫酸、磷酸、氢氟酸等。

3.弱酸：如醋酸、碳酸、氢硫酸、次氯酸等。

二、酸的强弱变化规律酸的强弱是由酸本身的组成和结构决定的，表现在其电离能力的大小上。

1.无氧酸中心元素的原子半径越大，非金属性越弱，对氢原子的吸引能力就越弱，酸就越容易电离出氢离子，酸性越强。

例如，氢卤酸的酸性：HF<HCL<HBR<HI。

2.含氧酸含氧酸的酸性强弱情况比较复杂，主要有以下几条规律：(1)相同化合价的不同元素作中心原子，中心原子的原子半径越小，非金属性越强，其酸性越强。

例如，次卤酸(HXO)酸性：HClO>HBrO>HIO;亚卤酸(HXO2)酸性：HClO2>HBrO2>HIO2;卤酸(HXO3)酸性：HClO3>HBrO3>HIO3。

(2)同种元素作中心原子，中心元素的化合价越高，酸性越强。

例如，酸性：HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3。

(3)非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。

例如，酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4。

(4)酸分子中不与氢原子相连的氧原子数目越多，酸性越强。

美国化学家鲍林从实验中总结出一条经验规律，他把含氧酸用通式表示为(HO)mROn,其中n为非羟基氧原子(即不与氢相连的氧原子)的数目,n越大,酸性越强.例如:HClO4 (HO)ClO3 n=3 很强酸HClO3 (HO)ClO2 n=2 强酸H2SO3 (HO)2SO n=1 中强酸HNO2 (HO)NO n=1 中强酸H3BO3 (HO)3B n=0 弱酸HClO (HO)Cl n=0 弱酸事实证明:鲍林的经验规律对于大多数含氧酸都是适用的。

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。

利用盐类水解程度判断弱酸酸性强弱之辨析

利用盐类水解程度判断弱酸酸性强弱之辨析作者：陈波邓仪来源：《化学教学》2015年第07期摘要：利用等浓度弱酸盐溶液的pH判断弱酸根离子的水解程度，进而证明对应弱酸酸性强弱，此方法仅适用于一元弱酸盐或多元弱酸正盐。

多元弱酸酸式盐溶液的pH由于受到水解与电离的双重影响，不适宜作为多元弱酸酸性比较的依据。

在实际教学中，教师应注意引导学生从“变量控制”角度理解“越弱越水解”规律的理论依据和掌握探究实验方案的设计。

关键词：弱酸盐溶液；弱酸酸性；水解程度判断文章编号：1005–6629（2015）7–0081–03 中图分类号：G633.8 文献标识码：B盐类水解是高中阶段化学反应原理的重要知识，同时也是高考的热点内容之一。

利用盐类水解程度判断弱酸酸性强弱常作为高中化学教学中一条重要规律被归纳为“越弱越水解”。

其具体含义为：弱酸酸性越弱，对应的酸根离子水解能力越强。

在习题教学中，一般将等温等浓度下弱酸盐水溶液的pH作为对应弱酸酸性强弱的判据，其内在逻辑如图1所示：使用以上逻辑判断过程中，必须注意“等浓度一元弱酸盐或多元弱酸正盐溶液的pH”可以真实反映“弱酸根离子水解程度”。

而多元弱酸酸式盐溶液的pH由于受到水解与电离的双重影响，不适宜作为多元弱酸酸性比较的依据。

若不加以区别地套用上述逻辑，不仅会出现科学性谬误，也会让学生在进行相关探究性实验时出现逻辑思维漏洞，对科学探究方法理解产生偏差。

1 利用弱酸盐溶液pH判断弱酸酸性强弱的理论依据及其适用范围对于弱酸酸性强弱的比较，现行人教版高中化学教科书（选修4）《化学反应原理》中是以实验进行验证：向少量碳酸钠溶液中分别滴加足量等浓度的醋酸和硼酸溶液，最终只有醋酸可与碳酸钠溶液生成CO2。

在此基础上，给出室温下醋酸、碳酸（一级电离）、硼酸电离常数Ka的数值，让学生推测三种酸的酸性强弱与其电离常数的关系[1]。

最终，帮助学生形成如下理解：等温下弱酸的电离常数Ka（多元弱酸主要看一级电离常数Ka1）大小可以作为其酸性强弱的判据。

2021届高考化学小题必练13 酸碱中和滴定及应用

2021届高考化学小题必练13 酸碱中和滴定及应用年级：姓名：酸碱中和滴定是高中化学最重要的定量实验之一，是帮助学生养成科学态度和接受科学教育极好的实验课题，常常结合溶液中的水解平衡，物质定量测定，高考再现率高，而且考察角度不断创新，对学习化学有良好的导向作用。

1.【2020年浙江选考】室温下，向120.00mL 0.1000mol L -⋅盐酸中滴加0.1000mol/LNaOH 溶液，溶液的pH 随NaOH 溶液体积的变化如图。

已知lg50.7=。

下列说法不正确的是（）A ．NaOH 与盐酸恰好完全反应时，pH=7B ．选择变色范围在pH 突变范围内的指示剂，可减小实验误差C ．选择甲基红指示反应终点，误差比甲基橙的大D ．V(NaOH)30.00mL =时，pH=12.3【答案】C【解析】A ．NaOH 与盐酸恰好完全反应时溶液中的溶质为NaCl ，呈中性，室温下pH=7，故A 正确；B ．选择变色范围在pH 突变范围内的指示剂，可减小实验误差，B 正确；C ．甲基橙的变色范围在pH 突变范围外，误差更大，故C 错误；D ．V(NaOH)30.00mL =时，溶液中的溶质为氯化钠和氢氧化钠，且c(NaOH)=30mL0.1000mol/L 20mL 0.1000mol/L20mL 30mL ⨯-⨯+=0.02mol/L ，即溶液中（新高考）小题必练13：酸碱中和滴定及应c(OH−)=0.02mol，则c(H+)=5×10−13mol/L，pH=-lgc(H+)=12.3，故D正确；故答案为C。

【点睛】酸碱中和滴定实验，酸碱指示剂的选择，滴定终点的判断，及pH的计算。

【2020年全国I卷】以酚酞为指示剂，用0.1000mol·L−1的NaOH溶液滴定20.00mL 2．未知浓度的二元酸H2A溶液。

溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积V NaOH 的变化关系如图所示。

高中化学第1部分专题3 第二单元第1课时溶液的酸碱性(含解析)高二化学教案

〖溶液的酸碱性〗之小船创作1．常温下水溶液的酸碱性与pH有何关系？提示：pH<7，溶液呈酸性，pH＝7溶液呈中性，pH>7，溶液呈碱性。

2．常温下，水的离子积常数是多少？c(H＋)＝0.1 mol·L－1的HCl溶液中c(OH－)是多少？c(OH－)＝1.34×10－3mol·L－1的氨水中c(H＋)是多少？提示：1×10－14c(OH－)＝K Wc H＋＝1×10－140.1mol·L－1＝10－13mol·L－1c(H＋)＝K Wc OH－＝10－141.34×10－3mol·L－1＝7.46×10－12mol·L－1[新知探究]探究溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)相对大小的关系(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＋)关系酸碱的强弱溶液呈中性c(H＋)＝c(OH－)续表溶液酸碱性强弱与物质酸碱性强弱的关系溶液酸碱性的强弱是由溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小来决定的，与酸、碱的强弱无必然联系。

而电解质酸碱性的强弱是以电解质的电离程度划分的。

(1)等物质的量浓度的强酸和弱酸溶液中，c(H＋)：强酸>弱酸。

(2)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，但中和能力相同。

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，但均能中和0.1 mol NaOH。

[成功体验]1．下列溶液肯定显酸性的是( )A．含H＋的溶液B．能使酚酞显无色的溶液C ．pH<7的溶液D ．c (OH －)<c (H ＋)的溶液解析：选D 任何水溶液中均含H ＋和OH －，使酚酞显无色的溶液，可能呈酸性，也可能呈中性或碱性。

高中化学物质结构手性无机含氧酸分子的酸性

第3课时手性无机含氧酸分子的酸性［学习目标定位］1•能够根据“相似相溶”规律会分析物质在不同溶剂中的溶解性的变化。

2.认识手性异构体和手性分子，会判断手性碳原子。

3•学会常见无机含氧酸酸性的判断方法。

一手性分子1•观察比较下图所示两种分子的结构I(1) 相同点是分子组成相同，都是 CHFCIBr :从平面上看相似。

(2) 不同点是在空间上完全不同，它们构成实物和镜像关系。

(3) 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称为手性异构体。

有手性异构体的分子叫做手性分 ________ 2.手性分子的判断判断一种有机物是否具有手性异构体，关键是看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或Ri — < —Rj基团，即有机物分子中是否存在手性碳原子。

女口心，R i > R 2、R 3、R 4互不相同，含有手性碳原子，该有机物分子具有手性。

［归纳总结］(1) 手性同分异构体(又称对映异构体、光学异构体 )的两个分子互为镜像关系，即分子形式的 "左撇子和右撇子”。

(2) 构成生命体的有机物绝大多数为手性分子。

两个手性分子的性质不同，且手性有机物中必定含手性碳原子。

［活学活用］1.下列化合物中含有手性碳原子的是 A.CCI 2F 2C Hz —()11(H —OH答案 D解析中心原子连有四个不同的原子或原子团，化合物的分子才具有手性。

( )B.CH 3CH 2OHCH<CH —CCXJ H C.CH2—OHA 中C 原子只连有Cl、F两种原子，故A项错误;cl分子中两个C原子分别连有2种和3种不同的原子或原子团，故B项错误；匚1"一1）11分子中1、3号C原子结构对称，故2号C 原子连有3种原子或原子团，1、3号C原子相同，连有2个氢原子，即连有3种不同原子或I原子团，故C项错误；分子中2号C原子连有一CH3、一H、一COOH、—OH四种不同的原子或原子团，故D项正确。

高中化学选择性必修一第3章第2节水的电离和溶液的pH 基础知识讲义

第二节水的电离和溶液的pH一、水的电离（一）水的电离1、电离方程式：H2O H++OH-或H2O+H2O H3O ++OH-2、特点：（1）极难电离（2）可逆过程，吸热（3）25℃，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L（4）由水电离出的H+与OH-浓度相等，即c(H+)水=c(OH-)水3、影响因素：（1）促进：①升温②加活泼金属③加弱碱阳离子或弱酸阴离子（即能水解的盐）④电解（2）抑制：①降温②加酸或碱③加强酸酸式盐（二）水的离子积1、定义：当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用K w表示。

2、表达式：K w=c(H+)·c(OH-)说明：①c(H+)和c(OH-)均表示整个溶液中的H+、OH-的总物质的量浓度②K w不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液酸溶液中：K w= c(H+)酸·c(OH-)水碱溶液中：K w= c(H+)水·c(OH-)碱盐溶液中：K w= c(H+)水·c(OH-)水③不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水④25℃时，水中的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，K w=1.0×10-14100℃时，水中的c(H+)=c(OH-)≈1.0×10-6mol/L，K w=1.0×10-12⑤K w有单位，其单位为mol2·L-2，因其复杂通常省略⑥K w只与温度有关，温度升高，K w增大，水更易电离二、溶液的酸碱性与pH（一）溶液酸碱性的判断：看c(H+)与c(OH-)的相对大小当c(H+)=c(OH-)时，为中性；当c(H+)>c(OH-)时，为酸性；当c(H+)<c(OH-)时，为碱性（二）酸性强弱的判断溶液中酸性的强弱：c(H+)越大，酸性越强酸的酸性强弱：看酸电离出的H+的难易，越容易电离出H+，酸性越强（三）溶液酸碱性的表示方法当c(H+)或c(OH-)大于或等于1mol/L时，用c(H+)或c(OH-)直接表示当c(H+)或c(OH-)小于1mol/L时，用pH表示（四）pH1、定义：用c(H+)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱2、适用范围：稀溶液3、表达式：pH=-lgc(H+) 或c(H+)=1.0×10-pH mol/L4、意义：pH↑→碱性增强，pH↓→酸性增强5、pH与溶液酸碱性的关系：K W 注：在分析c(H )、pH 与溶液的酸碱性关系时，要注意溶液的温度（五）溶液酸碱性的测定方法1、用pH 试纸测定（1）pH 试纸的制作：是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的，pH 试纸一般呈黄色。