2022年高中化學(xué)（大綱版）第二冊 第三章 電離平衡 第二節(jié)水的電離和溶液的pH(第二課時)復(fù)習(xí)提問常溫下，溶液中的c(H+)和c(OH)有什么關(guān)系？生乘積等于1×1014師溶液的酸堿性由什么決定？生由H+和OH濃度的相對大小決定。引入新課既然溶液中H+和OH濃度的乘積為一常數(shù)，那么只要我們知道溶液中的H+或OH濃度，就會知道溶液顯酸性還是顯堿性，如某溶液中H+濃度為1×109mol·L1，我們一看就知道該溶液顯堿性，但對于很稀的溶液，離子濃度小，用H+或OH濃度來表示其酸堿性很不方便，因此，在化學(xué)上常用pH來表示溶液的酸堿性，我們這節(jié)課就學(xué)習(xí)pH的有關(guān)計算。板書2.溶液的pH師我們已經(jīng)知道，pH=7時溶液呈中性，pH7溶液顯堿性，pH7溶液顯酸性，那么pH與溶液中H+濃度有何關(guān)系呢？規(guī)定，溶液的pH等于H+濃度的負(fù)對數(shù)。板書pH=lgc(H+)講述并板書若某溶液c(H+)=m×10nmol·L1，那么，該溶液的pH=nlgm師請同學(xué)們根據(jù)pH的計算方法填寫下表。投影c(H+) mol·L110010110210310410510610710810910101011101210131014PH酸堿性學(xué)生填完后，指定學(xué)生匯報結(jié)果，最后得出下列結(jié)論c(H+) mol·L110010110210310410510610710810910101011101210131014PH01234567891011121314酸堿性酸性減弱 中性堿性增強(qiáng)問在上表中，c(H+)=103mol·L1的溶液中c(OH)等于多少？生1011mol·L1師你是怎樣求出來的？生用水的離子積除以c(H+)。師請同學(xué)們做以下練習(xí)。投影1.求0.05 mol·L1的H2SO4溶液的pH。2.求0.5 mol·L1的Ba(OH)2溶液的H+濃度及pH指定兩個學(xué)生板演答案：1.pH=1 2.c(H+)=1014（mol·L1），pH=14師如果我們已知某溶液的pH，怎樣求該溶液的H+或OH濃度呢？下面我們看一道題。投影例：計算pH=2的H2SO4溶液中濃度及溶液中OH濃度。問根據(jù)pH的計算公式，可推出由pH計算溶液H+濃度的公式嗎？學(xué)生回答教師板書c(H+)=10pH師下面我們來算一下這道題。副板書解：c(H+)=102mol·L1以下師生邊分析邊板書因?yàn)? mol H2SO4電離出2 mol H+，所以c(H2SO4)=c(H+)=0.5×102mol·L1=5×103mol·L1因?yàn)閏(OH)=，所以c(OH)=師請同學(xué)們自己完成以下練習(xí)：投影求pH=9的NaOH溶液中的c(OH)及由水電離出的c(OH)水。答案c(OH)=105 mol·L1 c(OH)水=109 mol·L1問題探究已知100時，純水的離子積為1×1012，此時純水的pH等于多少？呈酸性嗎？為什么？學(xué)生討論得出答案此時純水中的但并不呈酸性，而是中性，。因?yàn)榇藭r水中的c(H+)=c(OH)=106 mol·L1，和H+和OH的濃度相等，所以水仍是中性的師那么請同學(xué)們計算一下，100時，pH=7的溶液是酸性還是堿性的？生因?yàn)?00時，pH=6的溶液是中性的，pH>6的溶液中, c(OH)> c(OH+),因而pH=7的溶液堿性的.總結(jié)從這個問題我們可以看出，只有在常溫下，才能說pH=7的溶液顯中性，溫度改變時，中性溶液的pH可能大于7，也可能小于7。師下面我們看一看溶液在稀釋時pH有何變化。板書溶液稀釋后pH的計算投影1.常溫下，取0.1 mL 0.5 mol·L1的硫酸，稀釋成100 mL的溶液，求稀釋后溶液的pH。師請同學(xué)們先求一下稀釋前溶液的pH。學(xué)生計算后回答pH=0。師稀釋后H+的物質(zhì)的量是否改變？生不變。師請同學(xué)們算一下稀釋后溶液的pH。一個學(xué)生板演c(H+)=1×103 mol·L1pH=lg1×103=3師堿稀釋后如何求溶液的pH呢？下面我們再做一道題。投影2.pH=13的NaOH溶液稀釋1000倍，求稀釋后溶液的pH。師pH=13的NaOH溶液中c(H+)和c(OH)分別為多少？生c(H+)為1013 mol·L1，c(OH)為101 mol·L1。師NaOH溶液中的H+來源于什么？OH主要來源于什么？生H+來自水的電離，而OH主要來自NaOH的電離。講述NaOH溶液稀釋時，由于水的電離平衡發(fā)生移動，所以溶液中H+的物質(zhì)的量也有很大變化，但由NaOH電離出的OH的物質(zhì)的量是不變的，所以稀釋時溶液中OH的物質(zhì)的量幾乎不變（由水電離出的OH可忽略不計）。在計算堿溶液稀釋后的pH時，必須先求出稀釋后溶液中的OH濃度，再求出H+，然后再求溶液的pH。下面我們做一下第2題。以下邊分析邊板書解：pH=13的NaOH溶液中c(OH)= =101 mol·L1，稀釋1000倍后，c(OH)=104 mol·L1，所以c(H+)=1010mol·L1pH=lg1010=10投影練習(xí)1.常溫下，將0.05 mL 1 mol·L1的鹽酸滴加到50 mL純水中，求此溶液的pH。2.pH=10的NaOH加水稀釋至原來的100倍，求稀釋后溶液的pH。答案：1.pH=3 2.pH=8師如將pH為5的HCl溶液稀釋1000倍，溶液的pH為多少？生甲pH=8生乙pH接近于7但比7小。師酸稀釋后可能變成堿嗎？生不能。師所以甲的回答是錯誤的。講述在上述的幾道題中，實(shí)際上我們都忽略了水的電離。但當(dāng)溶液很稀，由溶質(zhì)電離出的H+或OH-濃度接近10-7 mol·L1時，水的電離是不能忽略的，忽略水的電離，會引起很大誤差。下面我們共同計算pH=5的HCl溶液稀釋1000倍后的pH.副板書解：設(shè)pH=5的HCl取1體積，水取999體積。則稀釋后：c(H+)=1.1×107mol·L1pH=7lg1.17師同學(xué)們從以上的幾道例題可以找出溶液稀釋時pH的計算規(guī)律嗎？學(xué)生討論后回答，教師總結(jié)并板書a.pH=n的強(qiáng)酸稀釋10m倍，稀釋后pH=n+m；b.pH=n的強(qiáng)堿稀釋10m倍，稀釋后pH=nm；c.若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質(zhì)，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7。師下面我們再討論溶液混合時pH的計算方法。板書溶液混合后pH的計算投影1.將pH=8和pH=10的兩種NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)最接近（ ）A.×(108+1010) mol·L1B.(108+1010) mol·L1C.(1×104+5×1010) mol·L1D.2×1010 mol·L1分析兩種性質(zhì)相同的溶液混合后，所得溶液的濃度可根據(jù)溶質(zhì)和溶液體積分別相加后，再重新求解，要求堿溶液的pH，必須先求混合液OH濃度。副板書解：因?yàn)閜H=8，所以c(H+)=108 mol·L1則c(OH)= =106 mol·L1又因?yàn)閜H=10,所以c(H+)=1010 mol·L1則c(OH)= =104 mol·L1等體積混合后：c(OH)= ×104 mol·L1所以c(H+)=2×1010 mol·L1所以答案為D。投影2.常溫下，pH=4的HCl和pH=10的NaOH等體積混合，求混合液的pH。啟發(fā)學(xué)生思考酸的c(H+)和堿的c(OH)分別為多少？鹽酸和NaOH以等物質(zhì)的量反應(yīng)后生成什么？結(jié)論混合液pH=7。師請同學(xué)們討論一下pH=5的鹽酸和pH=10的NaOH等體積混合溶液顯什么性？pH=3的鹽酸與pH=10的NaOH等體積混合后溶液顯什么性？你從中可找到什么規(guī)律？學(xué)生討論后回答，教師總結(jié)并板書pH酸+pH堿14，pH混7pH酸+pH堿14，pH混7pH酸+pH堿=14，pH混=7強(qiáng)酸和強(qiáng)堿等體積混合講述我們這節(jié)課主要學(xué)習(xí)了pH的計算方法，從pH的取值范圍我們可以看出，當(dāng)H+或OH濃度大于1 mol·L1時，用pH表示溶液酸堿性并不簡便，此時pH會出現(xiàn)負(fù)值，因此，對于c(H+)或c(OH)大于1 mol·L1的溶液，直接用H+或OH濃度來表示溶液的酸堿性。我們這節(jié)課學(xué)習(xí)的溶液的pH與生產(chǎn)、生活有著密切的聯(lián)系，是綜合科目考試的熱點(diǎn)，下面請同學(xué)們討論以下兩題：血液肺投影1.人體血液的pH保持在7.357.45，適量的CO2可維持這個pH變化范圍，可用以下化學(xué)方程式表示：H2O+CO2 H2CO3 H+HCO。又知人體呼出的氣體中CO2體積分?jǐn)?shù)約5%。下列說法正確的是（ ）A.太快而且太深的呼吸可以導(dǎo)致堿中毒。（pH過高）B.太快而且太深的呼吸可導(dǎo)致酸中毒。（pH過低）C.太淺的呼吸可導(dǎo)致酸中毒。（pH過低）D.太淺的呼吸可導(dǎo)致堿中毒。（pH過高）答案：AC2.生物上經(jīng)常提到緩沖溶液，向緩沖溶液中加少量酸或少量堿，pH幾乎不變。舉例說明生物上常見的緩沖溶液加酸或加堿時pH幾乎不變的原因。答案：常見的緩沖溶液：Na2CO3與NaHCO3 NaH2PO4與Na2HPO4 NH4Cl與NH3·H2O等。以NH4Cl與NH3·H2O為例說明：在NH4Cl與NH3·H2O的混合溶液中，NH4Cl=NH+Cl，NH3·H2O NH+OH，加酸時NH3·H2O電離出的OH中和了加進(jìn)去的H+，使NH3·H2O電離平衡正向移動，溶液pH幾乎不變。加堿時，溶液中的NH與OH結(jié)合，生成NH3·H2O，使溶液pH幾乎不變。布置作業(yè)課本習(xí)題二 三、2板書設(shè)計2.溶液的pHpH=lgc(H+)若c(H+)=m×10nmol·L1，則pH=nlgm溶液稀釋后pH的計算a.pH=n的強(qiáng)酸稀釋10m倍，稀釋后pH=n+m；b.pH=n的強(qiáng)堿稀釋10m倍，稀釋后pH=nm；c.若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質(zhì)，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7。溶液混合后pH的計算pH酸+pH堿14，pH混7pH酸+pH堿14，pH混7pH酸+pH堿=14，pH混=7強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合教學(xué)說明本節(jié)的重點(diǎn)是溶液pH的計算，但在給出pH的計算公式之后，求出H+濃度，再代入公式求pH學(xué)生是很容易掌握的。本節(jié)課在教學(xué)中通過典型例題和練習(xí)，在使學(xué)生掌握pH的簡單計算的同時理解以下幾個問題：pH7 的溶液不一定不是中性的；要計算堿的混合液的pH，必須先求OH濃度，再求H+濃度，最后再求pH；溶液稀釋，混合時pH的計算規(guī)律。從而使學(xué)生從更深更廣的角度認(rèn)識pH。參考練習(xí)1某溶液在25時由水電離出的H+的濃度為1×10-12 mol·L1，下列說法正確的是（ ）A.HCO、HS-、HPO等離子在該溶液中不能大量共存B.該溶液的pH可能為2C.向該溶液中加入鋁片后，一定能生成H2D.若該溶液中的溶質(zhì)只有一種，它一定是酸或者是堿解答提示：“由水分子電離出的H+濃度為1×10-12 mol·L1，這是水的電離平衡被抑制的結(jié)果。抑制水電離的物質(zhì)，可能是NaOH等堿，也可能是HCl等非強(qiáng)氧化性酸，還可能是HNO3這樣的強(qiáng)氧化性酸，另外也可能是NaHSO4這樣的鹽?！贝鸢福篈B 225，NaOH溶液pH為a，某酸溶液pH為b，a + b=14, a11，將兩種溶液按等體積混合，下列說法中正確的是（ ） A.混合溶液的pH必定為7B.混合溶液pH7C.向混合溶液中加入Cl2溶液，可能生成Mg（OH）2沉淀D.混合溶液中可能有兩種溶液解答提示：酸溶液中的酸可能是強(qiáng)酸，也可能是弱酸答案：BD3在25時，若10體積的強(qiáng)酸溶液與1體積的強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強(qiáng)酸溶液的pH與強(qiáng)堿溶液的pH之和應(yīng)滿足的關(guān)系是（ ）答案：pH酸+ pH堿=15