高中化學(xué) 3.1 水溶液（第二課時(shí)）同課異構(gòu)課件 魯科版選修4.ppt

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第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為,第1節(jié) 水溶液,第2課時(shí),溶液酸堿度的表示方法: pH,pH = - lg [H+ ] 則[H+]=10-PH,25℃時(shí)pH與［H＋］及溶液酸堿性的關(guān)系：,中性：［H＋］=10-7mol/L pH=7 酸性： ［H＋］10-7mol/L pH7,,pH的物理意義：表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱,pH的適用范圍：,①pH適用于［H+］或［OH-］≤1 mol/L 的溶液 ② pH適用范圍為0～14，當(dāng)PH=0時(shí)，[H+]= 1 mol/L 當(dāng)PH=14時(shí)，[OH-]= 1 mol/L,通常將［OH－］的負(fù)對(duì)數(shù)稱作pOH: pOH = - lg [OH- ] 25℃時(shí)： pH ＋pOH＝14,③當(dāng)PH改變n個(gè)單位時(shí)，［H+］或［OH-］改變10n倍,回顧練習(xí)：,1、體積相同的下列溶液，所含H+離子的個(gè)數(shù)最少的是（ ） A、蒸餾水 B、0.1mol·L-1H2SO4 C、0.1mol·L-1NaOH D、0.1mol·L-1Ba（OH)2,D,2、25℃的下列溶液中，堿性最強(qiáng)的是（ ） A、PH=11的溶液 B、[OH-]=0.12mol·L-1的溶液 C、1L中含有4克NaOH的溶液 D、[H+]=1×10-10mol·L-1的溶液,B,測(cè)定溶液酸堿性的方法,（2）pH試紙,（1）石蕊（紅色、藍(lán)色、紫色）石蕊試紙,定性判斷溶液的酸堿性,粗略測(cè)定溶液酸堿性的強(qiáng)弱,pH試紙的使用方法：用PH試紙測(cè)定溶液的PH值,一般先把一小塊放在表面皿或玻璃片上，用沾有待測(cè)液的玻璃棒點(diǎn)試紙的中部，待30秒后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比來粗略確定溶液的pH， pH讀數(shù)只取整數(shù)。不能把試紙放在待測(cè)液中，也不能用水濕潤再測(cè)定PH值。,（4）酸堿指示劑,（3）pH計(jì)（又叫酸度計(jì)）,精確測(cè)定溶液的pH,檢測(cè)溶液的pH范圍,練習(xí)：下列試紙使用中，在測(cè)溶液的性質(zhì)時(shí)，預(yù)先不能用蒸餾水潤濕的是（ ） A、藍(lán)色石蕊試紙 B、紅色石蕊試紙 C、KI淀粉試紙 D、PH試紙,D,交流研討,在100℃時(shí)，純水的KW＝5.5×10－13mol2?L-2,此時(shí)溶液顯什么性質(zhì)？溶液中的［H＋］是多少？pH還是7嗎？,解題思路： KW＝［H＋］?［OH－］ 中性溶液中［H＋］＝［OH－］ ［H＋］＝ pH = - lg [H+ ],有關(guān)pH計(jì)算,基本關(guān)系： 酸：一元強(qiáng)酸 ［H＋］＝c酸 二元強(qiáng)酸 ［H＋］＝2c酸 一元弱酸 ［H＋］＝c酸 ? α 堿：一元強(qiáng)堿 ［OH－］＝c堿 二元強(qiáng)堿 ［OH－］＝2c堿 一元弱堿 ［OH－］＝c堿 ? α 熟記： lg2＝0.3 lg3＝0.48 lg5＝0.67,,,pH=-lg[H+],先求［H＋］再求pH或先求pOH再求pH,1、不同溫度下純水或中性溶液的pH 只有25℃才等于7，其余溫度下用pH公式算,[例題]計(jì)算100℃時(shí)純水的pH（已知：Kw=1×10-12moL2·L-2）,常見類型：,2、強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液的pH,強(qiáng)酸：c→［H+］ →pH,強(qiáng)堿: c→［OH-］ →［H+］→pH,3、已知水電離出的［H+］或［OH-］，求溶液的pH,這種情況需要討論溶液顯什么性質(zhì)，再求算。,例題：計(jì)算0.5mol/LBa(OH)2溶液的pH是多少？,例題：在常溫時(shí),某溶液中由水電離出來的[H+]=1×10-11mol/L, 則該溶液的PH是多少？,3或11,14,例：（2）pH=8和pH=12的氫氧化鈉溶液等體積混合后溶液的pH是多少？,2.3,11.7,4、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合,強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合，先算混合后的［H+］，再算pH,強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合，先算混合后的［OH-］，再由Kw求［H+］及pH，或先算混合后的［OH-］及pOH，再求pH （注意：絕對(duì)不能先直接求［H+］再按之來算pH）,通常兩種稀溶液混合，可認(rèn)為混合后體積為二者體積之和,例題： （1）pH=2和pH=5的兩種鹽酸溶液等體積混合后求溶液的pH是多少？,例題： （1）pH=2的鹽酸溶液稀釋100倍后溶液的pH？ （2）pH=12的氫氧化鈉溶液稀釋100倍后溶液的pH？ （3）pH=9的氫氧化鈉稀釋1000倍后的溶液的pH？ （4）pH=5的鹽酸稀釋1000倍后的溶液的pH？,4,10,約7,約7,5、酸堿溶液加水稀釋規(guī)律,(2)在稀釋時(shí)，當(dāng)他們的濃度大于10-5moL·L-1時(shí)，不考慮水的電離；當(dāng)他們的濃度小于10-5moL·L-1時(shí)，應(yīng)考慮水的電離。,（3）與強(qiáng)酸強(qiáng)堿的稀釋相比，弱酸、弱堿的稀釋過程中既有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，我們一般不能求得具體的數(shù)值，只能確定其范圍。如：PH=10的NH3·H2O溶液稀釋100倍，稀釋后的8﹤PH﹤10,① 強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n； 弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則apHb-n； ②酸、堿溶液無限稀釋時(shí)，pH只能接近7，但酸不能大于7，堿不能小于7（室溫時(shí)） ③對(duì)于濃度（或pH）相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋 相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的pH變化幅度大。（強(qiáng)堿、 弱堿相似）,總結(jié)溶液的稀釋規(guī)律,6、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合,其反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是H++OH-=H2O，所以在計(jì)算時(shí) 用離子方程式做比較簡(jiǎn)單,要從以下三種可能去考慮：(室溫時(shí)） （1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7 （2）若n（H+）n（OH-），酸過量，計(jì)算剩 下 的［H+］，再算pH （3）若n（H+）n（OH-），堿過量，計(jì)算剩下 的［OH-］，再算pH,例題：將0.1mol/L鹽酸和0.06mol/L氫氧化鋇溶液以等體積混合后，求混合溶液的pH。,12,,＞,酸,＞,1,1/10,m+n-14,練習(xí)： 1、1體積PH=2.5的鹽酸與10體積某一元強(qiáng)堿溶液恰好完全反應(yīng)，則該溶液的PH等于( ),A、9.0 B、9.5 C、10.5 D、11,C,2、PH=13的強(qiáng)堿溶液與PH=2的強(qiáng)酸溶液混合，所得溶液的PH=11,則強(qiáng)堿與強(qiáng)酸的體積比是（ ）,A、11：1 B、9：1 C、1:11 D、1：9,D,3、99℃時(shí)，水的離子積為1×10-12，若把PH=12的NaOH溶液從25 ℃升溫到99 ℃（水的蒸發(fā)忽略不計(jì)），則溶液的PH（ ）,A、仍為12 B、增至13 C、減為10 D、減為11,C,,4、常溫下某強(qiáng)酸溶液和強(qiáng)堿溶液的PH之和為13，將這種酸和這種堿按一定比例混合，溶液恰呈中性，混合時(shí)酸和堿的體積比是（ ）,A、10:1 B、1：10 C、1:1 D、1：2,B,溶液酸堿性判定規(guī)律,（1）PH相同的酸（或堿），酸（或堿）越弱，其物質(zhì)的量濃度越大。 （2）PH相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數(shù)，則強(qiáng)酸溶液PH變化大；堿也如此。,（3）酸和堿的PH之和為14，等體積混合 A、若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿 ，則PH=7 B、若為強(qiáng)酸與弱堿。則PH﹥7 C、若為弱酸與強(qiáng)堿，則PH﹤7,經(jīng)驗(yàn)規(guī)律,（4）等體積的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合 A、若二者PH之和為14，則溶液呈中性，PH=7 B、若二者PH之和大于14，則溶液呈堿性。 C、若二者PH之和小于14，則溶液呈酸性。,