高中化学有机化学教学课件《溶液的酸碱性与pH》
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高中化学高考复习课件：溶液的酸碱性与pH
例题：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：
①混合后溶液的c(OH－)＝_1_._0_×_1_0_－__2_ mol·L－1 ②混合后溶液的pH是__1_2__
(3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
① 恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。
常温下：c(H+)＞1×10-7mol/L，则：pH＜7，为酸性溶液 c(H+) = 1×10-7mol/L，则：pH＝7，为中性溶液 c(H+) < 1×10-7mol/L，则：pH＞7，为碱性溶液
3、溶液酸碱性的测定方法
(1) pH试纸测定：
广泛pH试纸：pH范围是 1~14 (最常用)，可以识别的pH差约为1 操作：取pH试纸置于玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液，
2、计算填空： (1)常温下，0.2 mol·L－1 NaHSO4和0.1 mol·L－1 BaCl2溶液按等体积混合
后，则溶液的pH等于____1___。
解析 欲求混合后溶液的pH，应先判断混合后溶液的酸碱性。若呈碱性， 应先求溶液中c(OH－)，再求c(H＋)，而后计算pH；若呈酸性，可直接求 出混合后c(H＋)，再计算pH。由题意可得： NaHSO4为强电解质 c(H＋)＝01.2＋×11mol·L－1＝0.1 mol·L－1 pH＝－lgc(H＋)＝1。
溶液的酸碱性与pH
1、掌握溶液的酸碱性与pH的关系。 2、掌握检测溶液pH的方法，了解溶液pH调控的意义。 3、掌握计算溶液pH的方法。
溶液的酸碱性与pH的关系 溶液pH的计算方法
1、溶液的pH
➢引入pH值意义：表示溶液酸碱性的强弱
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。
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[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
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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。
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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
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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)×
()
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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
3《溶液的酸碱性与pH》课件(19页)人教版高中化学选修4
3《溶液的酸碱性与pH》课件（19页） 人教版 高中化 学选修 4
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
【讨论交流】分析下列条件的改变对水的电离平衡
H2O H＋＋OH－的影响，并填写下表：
改变条 件
平衡 移动 方向
溶液 中c(H
＋)
溶液中 c(OH－)
pH
溶液的 酸碱性
升高温 度
右移
增大
(1)在25 ℃的溶液中：pH<7，溶液呈酸性，pH越小，
c(H＋)越大，溶液的酸性越强； pH＝7，溶液呈中性，c(H＋)＝
c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1；pH>7，溶液呈碱性，pH越大，c(OH
－)越大，溶液的碱性越强。
(2)在任意温度下的溶液中：c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性；c(H＋)
中性溶 液
c(OH－)＝c(H＋)
酸性溶 液
c(OH－)<c(H＋)
碱性溶 c(OH－)>c(H＋)
液
c(H＋)/mol·L－1的范围 (25 ℃)
c(H＋)＝1.0×10－7
c(H＋)>1.0×10－7
c(H＋)<1.0×10－7
3《溶液的酸碱性与pH》课件（19页） 人教版 高中化 学选修 4
3《溶液的酸碱性与pH》课件（19页） 人教版 高中化 学选修 4
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
【问题探究1】（1）已知在室温下55.6mol的水中只有 1×10-7molH2O电离，则电离前后水的物质的量浓度几乎 不变，根据水的电离常数表达式，阅读教材P45 页相关 内容，分析c(H＋)·c(OH－)有何特点？回答什么是水的离 子积常数？
322溶液的酸碱性及PH的计算PPT课件
第三章 水溶液中的离子平衡
第二节 水的电离和溶液的酸碱 性
二、溶液的酸碱性与PH
学习目标： (重点) 1.了解溶液的酸碱性与pH的 关系。 2.掌握pH的简单计算。
(难点) 3.运用动态平衡的观点，了 解溶液稀释时pH的变化规律。
1．溶液的酸碱性
(1)溶液酸碱性的判断标准是c(H＋)与c(OH－)的相对大小。
【答案】 (1)4 (2)3 (3)12 (4)2
酸、碱溶液稀释时pH的变化
1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的
比较(见下表和图像)
与足量活泼金 与同一金属反
中和碱
c(H＋) 酸性
属反应产生 应时的起始反
的能力
H2 的总量
应速率
一元强酸 大
强
大
相同
相同
一元弱酸 小
4．某温度下，相同 pH 的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，pH 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 pH 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 KW 的数值比 c 点 KW 的数值大 D．b 点酸溶液的总浓度大于 a 点酸溶液的总浓度
答案：D
1．室温下，将 0.1 mol·L－1 的盐酸和 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．12.3
C．12
D．2
解析：酸碱反应时碱过量，则
c(OH－)＝
0.12V－0.1V 2V L
mol＝
0.01 mol·L－1，c(H＋)＝cOKWH－＝10－12 mol·L－1，pH＝－lg
第二节 水的电离和溶液的酸碱 性
二、溶液的酸碱性与PH
学习目标： (重点) 1.了解溶液的酸碱性与pH的 关系。 2.掌握pH的简单计算。
(难点) 3.运用动态平衡的观点，了 解溶液稀释时pH的变化规律。
1．溶液的酸碱性
(1)溶液酸碱性的判断标准是c(H＋)与c(OH－)的相对大小。
【答案】 (1)4 (2)3 (3)12 (4)2
酸、碱溶液稀释时pH的变化
1.相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的
比较(见下表和图像)
与足量活泼金 与同一金属反
中和碱
c(H＋) 酸性
属反应产生 应时的起始反
的能力
H2 的总量
应速率
一元强酸 大
强
大
相同
相同
一元弱酸 小
4．某温度下，相同 pH 的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，pH 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 pH 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 KW 的数值比 c 点 KW 的数值大 D．b 点酸溶液的总浓度大于 a 点酸溶液的总浓度
答案：D
1．室温下，将 0.1 mol·L－1 的盐酸和 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．12.3
C．12
D．2
解析：酸碱反应时碱过量，则
c(OH－)＝
0.12V－0.1V 2V L
mol＝
0.01 mol·L－1，c(H＋)＝cOKWH－＝10－12 mol·L－1，pH＝－lg
高中化学 第三章第二节第二课时溶液的酸碱性与pH课件 新人教版选修4
[答案] C
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利用c(H＋)与c(OH－)的相对大小判断溶液的酸碱性， 在任何条件下都适用，而pH与7、c(H＋)与10－7 mol/L的 相对大小只适用于25℃的水溶液。
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1．单一溶液 pH 的计算 (1)强酸溶液，pH＝－lgc(H＋)。 (2)强碱溶液，c(H＋)＝c1O0－H1－4 mol·L－1， pH＝－lgc(H＋)。
返回
[例1] 下列溶液中，肯定呈酸性的是
()
A．含H＋的溶液
B．pH<7的溶液
C．c(OH－)<c(H＋)的溶液
D．25℃时，由H2O电离出来的c(H＋)＝1×10－9 mol/L的溶液
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[解析] A项，任何水溶液中都含有H＋，因此含 H＋的溶液可能呈酸性、碱性或中性；B项，只有25℃ 时，pH<7的溶液才显酸性，其他温度下则不一定；C 项，c(OH－)<c(H＋)的溶液一定显酸性；D项，H2O电 离出来的c(H＋)＝1×10－9 mol/L<1×10－7 mol/L，表 明该溶液中存在酸或碱，抑制了水的电离，因此溶液 可能显酸性或碱性。
A．等于7
B．大于7
C．小于7
D．无法确定
分析：25℃时，纯水的pH＝7，升高温度时，水的
电离平衡向右移动，c(H＋)增大，所以pH<7。
答案：C
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3．25℃时，0.05mol/L的H2SO4溶液的pH为________． 分析：0.05 mol/L H2SO4溶液中，c(H＋)＝2×0.05 mol/L ＝0.1 mol/L，所以pH＝1。 答案：1
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三、溶液酸碱性的测定方法 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：
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利用c(H＋)与c(OH－)的相对大小判断溶液的酸碱性， 在任何条件下都适用，而pH与7、c(H＋)与10－7 mol/L的 相对大小只适用于25℃的水溶液。
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1．单一溶液 pH 的计算 (1)强酸溶液，pH＝－lgc(H＋)。 (2)强碱溶液，c(H＋)＝c1O0－H1－4 mol·L－1， pH＝－lgc(H＋)。
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[例1] 下列溶液中，肯定呈酸性的是
()
A．含H＋的溶液
B．pH<7的溶液
C．c(OH－)<c(H＋)的溶液
D．25℃时，由H2O电离出来的c(H＋)＝1×10－9 mol/L的溶液
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[解析] A项，任何水溶液中都含有H＋，因此含 H＋的溶液可能呈酸性、碱性或中性；B项，只有25℃ 时，pH<7的溶液才显酸性，其他温度下则不一定；C 项，c(OH－)<c(H＋)的溶液一定显酸性；D项，H2O电 离出来的c(H＋)＝1×10－9 mol/L<1×10－7 mol/L，表 明该溶液中存在酸或碱，抑制了水的电离，因此溶液 可能显酸性或碱性。
A．等于7
B．大于7
C．小于7
D．无法确定
分析：25℃时，纯水的pH＝7，升高温度时，水的
电离平衡向右移动，c(H＋)增大，所以pH<7。
答案：C
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3．25℃时，0.05mol/L的H2SO4溶液的pH为________． 分析：0.05 mol/L H2SO4溶液中，c(H＋)＝2×0.05 mol/L ＝0.1 mol/L，所以pH＝1。 答案：1
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三、溶液酸碱性的测定方法 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：
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。
鲁科版溶液的酸碱性与phPPT精品课件
2．计算类型(25 ℃)及方法 (1)单一溶液 pH 的计算 溶液类型 强酸 HnA(c mol·L－1)
强碱 B(OH)n(c mol·L－1)
计算过程 [H＋]＝－lgnc [H＋]＝KnWc mol·L－1， pH＝－lgKnWc ＝14＋lgnc
• (2)稀的强酸、强碱混合溶液pH的计算
• (7)25 ℃时，pH＝4.5，[H＋]＝10－4.5 mol·L －1，pH＝6.5，其[H＋]＝10－6.5 mol·L－1。
• 2．(选一选)下列说法正确的是
•( ) • A．用pH试纸测得某溶液的pH为3.5 • B．用pH试纸测氯水的pH • C．用湿润的pH试纸测溶液的pH时一定
产生误差
•
比不较能来确定溶液的pH。
• ②注意：pH试纸使用前
(填“能”
或“不能”)用蒸馏水润湿，且所测结果为
• 1．(判一判)判断正误(正确打“√”，错误 打“×”)
• (1)升高温度，水的电离平衡向电离方向 移动，[H＋]增大，溶液呈酸性 (×)
• (2)任何温度下，利用[H＋]和[OH－]的相 对大小判断溶液的酸碱性 (√)
• (3)25 ℃时pH的范围通常是0～14
•( √ )
• (4)4 ℃时，纯水的pH＝7 (×)
• (5)1.0×10 － 3 mol·L － 1 盐 酸 的 pH ＝ 3.0,1.0×10 － 8 mol·L － 1 盐 酸 的 pH ＝ 8.0 (×)
• (6)100 ℃时，将pH＝2的盐酸与pH＝12的 NaOH溶液等体积混合，溶液显中性 (×)
高中化学·选修4·鲁科版
第2课时 溶液的酸碱性与pH
• [目标导航] 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.能够进行 有关pH的简单计算。
高三化学溶液的酸碱性与pH PPT优秀课件
3．pH的测定方法 (1)粗略测定：酸碱指示剂，pH试纸。 常见酸碱指示剂的变色范围：
指示剂
变色范围
酚酞 甲基橙 石蕊
pH<8.0无色 pH<3.1红色 pH<5.0红色
8.0～10浅红色 3.1～4.4橙色 5.0～8.0紫色
>10红色 >4.4黄色 >8.0蓝色
(2)精确测定： 酸度计 。
1．pH<7的溶液一定显酸性吗？ 分析：常温下，pH<7的溶液是酸性，但在其他温度下 不一定是酸性溶液。如100℃时中性溶液pH＝6。 答案：不一定
4．使用pH试纸的注意事项 (1)pH试纸在使用时不能用水润湿，否则可能导致测定 结果不准确，溶液呈中性时对测定结果无影响，溶液呈酸 性时测定值比实际pH大，呈碱性时，测定值比实际pH小。 (2)用pH试纸测定某溶液的pH时得到的是个估量值而非 确切值，只能读取整数值。如说用pH试纸测得某盐酸的pH 为3.6是错误的。
[例1] 常温下，某溶液由水电离出的[OH－]＝1×10－13 mol·L－1，对该溶液 Nhomakorabea叙述正确的是
()
A．溶液一定显酸性
B．溶液中可能存在[H＋]＝[OH－]
C．溶液一定不显中性
D．溶液可能是pH＝13的溶液
[解析] 根据水的离子积原理，溶液中水电离出的[H＋] 或[OH－]等于＝1×10－13 mol·L－1时，是由于在水中加酸或 加碱，抑制了水的电离，如水中加碱[OH－]＝1×10－1 mol·L－1时，溶液的pH＝13。
1.0×10－3
分析该表可得出什么结论？ 分析：由 KW＝[H＋][OH－]⇒[H＋]＝[OKHW－]或[OH－]＝[KHW＋]， 计算得出表格中空缺的数据．由表可知，在酸性溶液中也 存在 OH－，只是[H＋]大于[OH－]；在碱性溶液中也存在 H＋， 只是[OH－]大于[H＋]，也就是说，不管溶液显酸性、碱性还 是中性，只要是水溶液，H＋和 OH－就是同时存在的，只是 [H＋]和[OH－]相对大小不同而已。 答案：1×10－12 1×10－3 1×10－2 1×10－11 不管溶 液显酸性、碱性还是中性，只要是水溶液，H＋和OH－就 是同时存在的，只是[H＋]和[OH－]相对大小不同
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。。
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➢溶液的pH值 1 10-1
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新教材人教版高中化学选择性必修一 3-2-2 溶液的酸碱性与pH 教学课件
若按4∶6的体积比混合后，溶液的pH为 ；
若混合后溶液呈中性，则两溶液的体积比为
。
第八页，共十九页。
二、溶液的稀释
1.强酸的稀释 例1：取1 mL pH＝3的硫酸溶液加水稀释到100 mL，pH？
加水稀释到1000 mL，pH？ 加水稀释到10000 mL，pH？
5
6
接近7
当pH接近6时，再加水稀释，由水电离产生的H+
c(H )
Kw
11014
mol / L
c(OH ) nc
②一元弱碱溶液： c(OH-) =
Kb·c
③弱碱BOH浓度为c mol/L,电离度为α，则pH=
pH=﹣lgc(H+)=14+lg(nc)
14+lg(cα)
第三页，共十九页。
一、溶液pH的计算(25 ℃)
【例1】已知：常温下,Kw＝1.0×10－14，100 ℃时， Kw＝1.0×10－12 ，计算pH：
两强碱等体积混合时，若ΔpH≥2，pH混=pH大- 0.3
第六页，共十九页。
一、溶液pH的计算(25℃)
（3）强酸与强碱溶液混合计算pH 实质：酸碱中和反应：H+ + OH- = H2O,即H+与OH-抵消。 方法：先分别求出酸的n(H＋)和碱的n(OH-)，判断谁过量；
若酸过量，求剩余c(H＋) ，再求pH。
pH = - lg c(H+) = - lg (nc)
②一元弱酸溶液： c(H+) =
Ka·c
③弱酸HA浓度为c mol/L,电离度为α，则pH =
-lg（cα）
第二页，共十九页。
一、溶液pH的计算(25 ℃)
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pH 0 1 2
酸性增强
3 4 5 6
中性
7 8 9
碱性增强
10 11 12 13 14
溶液酸碱性的表示方法:
pH =-lg[H+]
25℃：中性：［H＋］=10-7 mol·L-1
酸性：［H＋］>10-7 mol·L-1 碱性：［H＋］<10-7 mol·L-1
pH=7
pH<7 pH>7
【学与用】
［H＋］＝ K w >10-7 mol•L-1
【思考与交流】 当溶液中［H＋］>10-7 mol•L-1时，该溶液一定是酸 性溶液吗？ 不一定，可能是酸性溶液，也可能为中性溶液。 必须指明温度！
【学与用】 判断下列说法的正误：
1.如果[H+]≠[OH－]，则溶液一定呈一定的酸碱性。 √ 2.如果[H+]/[OH－]的值越大，则酸性越强。 √ 3.任何水溶液中都有H+和OH－。 √
注意事项
1.玻璃棒要洁净、干燥。 2.pH试纸用镊子夹取，测溶液的酸碱性时不能用蒸馏水湿 润，否则pH可能偏大、偏小或不变。
3.半分钟后，变色的pH试纸与标准比色卡对照比较。
4.如果用pH试纸检验气体溶入水后的酸碱度，应先将试纸
湿润，再检验。
三、熟悉下列关系式，计算溶液的pH
25℃时： pH = - lg [H+] Kw=[H+]·[OH－] pOH = -lg [OH－] pH ＋pOH＝ 14 ? [H+]＝ 10 ?-pH
能无限接近10-7 mol·L-1,但大于10-7 mol·L-1。 pH=-lg[H+] <-lg10-7 pH略小于7
规律：强酸稀释10倍，pH增加1； 无限稀释，pH接近但小于7。
2.碱的稀释 【例题3】在25℃时，pH=12的强碱溶液稀释到原来的100 倍，pH等于多少？ 解：
1 1014 -1 =1×10-2 mol·L-1 12 mol·L 1 10
稀释前： [OH-]=
2 1 10 稀释后： [OH-]= mol·L-1 =1×10-4 mol·L-1 100 14 Kw 1 10 = = [OH ] 1 104
[H+]
=1×10-10 mol·L-1
pH =-lg10-10 =10 答：pH等于10
【例题4】在25℃时，pH=9的强碱溶液稀释到原来的1000 倍时，pH等于多少？
用pH表示下列物质溶液的浓度：
（1）25 ℃的纯水 pH=7 （2）0.01 mol·L-1的盐酸 pH=2 （3）0.01 mol·L-1的NaOH溶液 pH=12
pH的适用范围 ①pH适用于［H+］或［OH-］≤1 mol·L-1的溶液。 ②pH适用范围为0～14，当pH=0时，[H+]=1 mol·L-1。
pH-14 [OH－]＝ 10 ?
1.酸的稀释
【例题分析】
【例题1】在25℃时，pH等于3的盐酸溶液稀释到原来
的100倍，pH等于多少？
3 1 10 -5 -1 解：[H+]= mol·L-1 =1.0×10 mol·L 100
pH =-lg(1.0×10-5 ) = 5 答：pH等于5
【例题2】25℃时，pH=5的盐酸溶液稀释到原来的1000 倍时，pH等于多少？ 【提示】无论如何稀释，酸也不能变成碱性，H+浓度只
二、使用pH试纸测溶液pH的方法：
先把一小块pH试纸放在干燥洁净的表面皿或玻璃片上，用
蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，待30秒后与标准比 色卡对比，粗略确定溶液的pH。
【思考与交流】
关于pH试纸的使用，思考下列问题： 1.能否直接把pH试纸伸到待测液中？ 2.是否要先湿润pH试纸，再将待测液滴到pH试纸上？ 3.能否用pH试纸测出溶液的pH=3.7？ 标准比色卡中的数据都是整数
当pH=14 时，[OH-]=1 mol·L-1。
③当pH改变n个单位时，［H+］或［OH-］改变10n倍。
【思考与交•L-2,此时的纯
水显什么性？溶液中的［H＋］是多少？ 解题思路： KW＝［H＋］•［OH－］ 中性溶液中［H＋］＝［OH－］
第2课时 溶液的酸碱性与pH
【思考】 （1）你知道为什么紫罗兰遇到烧杯中的盐酸会变 红吗？ （2）如何判断溶液的酸碱性？
1.认识溶液的酸碱性与[H+]、pH的关系；
2.知道pH的含义，并能进行简单计算。（重点）
【思考与交流】
常温下水是呈中性的，思考下列情况下水的酸碱性，并 说明水溶液的酸碱性取决于什么。
【提示】无论如何稀释，碱也不能变成酸性，OH-浓度只能
无限接近10-7 mol·L-1,但大于10-7 mol·L-1。 [OH-]=（10-5×1+999×10-7）/1000 >10-7 mol·L-1 pOH=-lg[OH-] <7 pH=14-pOH,略大于7。
溶液呈碱性： [H+]<[OH－],［OH－］越大碱性越强
一、溶液酸碱性的表示方法:
pH = -lg[H+]
25℃时pH与［H＋］及溶液酸碱性的关系：
[H+]:
1 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
H2 O H+ + OH-
Δ H>0
条件
加入HCl 加入NaOH
酸碱性
酸性 碱性
移动方向
逆向 逆向
[H+]
增大 减小
[OH-]
减小 增大
【想一想】
水溶液的酸碱性取决于什么？
[H+]和[OH－]的相对大小
溶液呈中性： [H+]=[OH－]
溶液呈酸性： [H+]>[OH－],［H＋］越大酸性越强
4.[H+]等于10-6 mol·L-1的溶液一定呈酸性。 × 5.升高温度，水的电离程度增大，酸性增强。 ×
【拓展提高】测定溶液酸碱性的方法
（1）红色或蓝色石蕊试纸 定性判断溶液的酸碱性 （2）pH试纸 粗略测溶液酸碱性的强弱 （3）pH计 精确测定溶液的pH
（4）酸碱指示剂 检测溶液的pH范围 指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞 酸 碱 指 示 剂 变 色 范 围 <3.1红色 <5.0红色 <8.2无色 3.1～4.4橙色 5.0～8.0紫色 8.2～10.0浅红色 >4.4黄色 >8.0蓝色 >10.０红色