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1、2022年高中化學(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)
[復習提問]常溫下,溶液中的c(H+)和c(OH-)有什么關系?
[生]乘積等于1×10-14
[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1×10-9mol·L-1,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,在化學上常用pH來表示溶液的酸堿性,我們這
2、節(jié)課就學習pH的有關計算。
[板書]2.溶液的pH
[師]我們已經(jīng)知道,pH=7時溶液呈中性,pH>7溶液顯堿性,pH<7溶液顯酸性,那么pH與溶液中H+濃度有何關系呢?規(guī)定,溶液的pH等于H+濃度的負對數(shù)。
[板書]pH=-lg{c(H+)}
[講述并板書]若某溶液c(H+)=m×10-nmol·L-1,那么,該溶液的pH=n-lgm
[師]請同學們根據(jù)pH的計算方法填寫下表。
[投影]
c(H+) mol·L-1
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
1
3、0-13
10-14
PH
酸堿性
[學生填完后,指定學生匯報結果,最后得出下列結論]
c(H+) mol·L-1
100
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
PH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
酸堿性
—————酸性減弱 中性—————堿性增強
[問]在上表中,
4、c(H+)=10-3mol·L-1的溶液中c(OH-)等于多少?
[生]10-11mol·L-1
[師]你是怎樣求出來的?
[生]用水的離子積除以c(H+)。
[師]請同學們做以下練習。
[投影]1.求0.05 mol·L-1的H2SO4溶液的pH。
2.求0.5 mol·L-1的Ba(OH)2溶液的H+濃度及pH
[指定兩個學生板演]
答案:1.pH=1 2.c(H+)==10-14(mol·L-1),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。
5、
[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?
[學生回答教師板書]c(H+)=10-pH
[師]下面我們來算一下這道題。
[副板書]解:c(H+)=10-2mol·L-1
[以下師生邊分析邊板書]
因為1 mol H2SO4電離出2 mol H+,所以c(H2SO4)=c(H+)=0.5×10-2mol·L-1=5×10-3mol·L-1
因為c(OH-)=,所以c(OH-)=
[師]請同學們自己完成以下練習:
[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-)=10-5 mol·L-1 c(OH-)水
6、=10-9 mol·L-1
[問題探究]已知100℃時,純水的離子積為1×10-12,此時純水的pH等于多少?呈酸性嗎?為什么?
[學生討論得出答案]此時純水中的但并不呈酸性,而是中性,。因為此時水中的c(H+)=c(OH-)=10-6 mol·L-1,和H+和OH-的濃度相等,所以水仍是中性的
[師]那么請同學們計算一下,100℃時,pH=7的溶液是酸性還是堿性的?
[生]因為100℃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]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
7、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]①溶液稀釋后pH的計算
[投影]1.常溫下,取0.1 mL 0.5 mol·L-1的硫酸,稀釋成100 mL的溶液,求稀釋后溶液的pH。
[師]請同學們先求一下稀釋前溶液的pH。
[學生計算后回答]pH=0。
[師]稀釋后H+的物質(zhì)的量是否改變?
[生]不變。
[師]請同學們算一下稀釋后溶液的pH。
[一個學生板演]
c(H+)==1×10-3 mol·L-1
pH=-lg1×10-3=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
8、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10-13 mol·L-1,c(OH-)為10-1 mol·L-1。
[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
9、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-)= =10-1 mol·L-1,稀釋1000倍后,c(OH-)==10-4 mol·L-1,所以c(H+)==10-10mol·L-1
pH=-lg10-10=10
[投影練習]
1.常溫下,將0.05 mL 1 mol·L-1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]
10、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,實際上我們都忽略了水的電離。但當溶液很稀,由溶質(zhì)電離出的H+或OH-濃度接近10-7 mol·L-1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pH=5的HCl取1體積,水取999體積。
則稀釋后:c(H+)=≈1.1×10-7mol·L-1
pH=7-lg1.1<7
[師]同學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?
[學生討
11、論后回答,教師總結并板書]
a.pH=n的強酸稀釋10m倍,稀釋后pH=n+m;
b.pH=n的強堿稀釋10m倍,稀釋后pH=n-m;
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]②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.×(10-8+10-10) mol·L-1
B.(10-8+10-10) mol·L-1
C.(1×10-4+5×10-10) mol·L-1
D.2×10-1
12、0 mol·L-1
[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:因為pH=8,所以c(H+)=10-8 mol·L-1
則c(OH-)= =10-6 mol·L-1
又因為pH=10,所以c(H+)=10-10 mol·L-1
則c(OH-)= =10-4 mol·L-1
等體積混合后:
c(OH-)= ≈×10-4 mol·L-1
所以c(H+)==2×10-10 mol·L-1
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,
13、求混合液的pH。
[啟發(fā)學生思考]酸的c(H+)和堿的c(OH-)分別為多少?鹽酸和NaOH以等物質(zhì)的量反應后生成什么?
[結論]混合液pH=7。
[師]請同學們討論一下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?
[學生討論后回答,教師總結并板書]
pH酸+pH堿>14,pH混>7
pH酸+pH堿<14,pH混<7
pH酸+pH堿=14,pH混=7
強酸和強堿等體積混合
[講述]我們這節(jié)課主要學習了pH的計算方法,從pH的取值范圍我們可以看出,當H+或OH-濃
14、度大于1 mol·L-1時,用pH表示溶液酸堿性并不簡便,此時pH會出現(xiàn)負值,因此,對于c(H+)或c(OH-)大于1 mol·L-1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)課學習的溶液的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,下面請同學們討論以下兩題:
血液
肺
[投影]1.人體血液的pH保持在7.35~7.45,適量的CO2可維持這個pH變化范圍,可用以下化學方程式表示:H2O+CO2 H2CO3 H++HCO。又知人體呼出的氣體中CO2體積分數(shù)約5%。下列說法正確的是( )
A.太快而且太深的呼吸可以導致堿
15、中毒。(pH過高)
B.太快而且太深的呼吸可導致酸中毒。(pH過低)
C.太淺的呼吸可導致酸中毒。(pH過低)
D.太淺的呼吸可導致堿中毒。(pH過高)
答案:AC
2.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:①Na2CO3與NaHCO3 ②NaH2PO4與Na2HPO4 ③NH4Cl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N
16、H3·H2O電離出的OH-中和了加進去的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-結合,生成NH3·H2O,使溶液pH幾乎不變。
[布置作業(yè)]課本習題二 三、2
●板書設計
2.溶液的pH
pH=-lg{c(H+)}
若c(H+)=m×10-nmol·L-1,則pH=n-lgm
①溶液稀釋后pH的計算
a.pH=n的強酸稀釋10m倍,稀釋后pH=n+m;
b.pH=n的強堿稀釋10m倍,稀釋后pH=n-m;
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。
②溶液混合后pH的計算
17、
pH酸+pH堿>14,pH混>7
pH酸+pH堿<14,pH混<7
pH酸+pH堿=14,pH混=7
強酸、強堿等體積混合
●教學說明
本節(jié)的重點是溶液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學生是很容易掌握的。本節(jié)課在教學中通過典型例題和練習,在使學生掌握pH的簡單計算的同時理解以下幾個問題:①pH≠7 的溶液不一定不是中性的;②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;③溶液稀釋,混合時pH的計算規(guī)律。從而使學生從更深更廣的角度認識pH。
參考練習
1.某溶液在25℃時由水電離出的H+的濃度為1×10-
18、12 mol·L-1,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2
C.向該溶液中加入鋁片后,一定能生成H2
D.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·L-1,這是水的電離平衡被抑制的結果。抑制水電離的物質(zhì),可能是NaOH等堿,也可能是HCl等非強氧化性酸,還可能是HNO3這樣的強氧化性酸,另外也可能是NaHSO4這樣的鹽。”
答案:AB
2.25℃,NaOH溶液pH為a,某酸溶液pH為b,a + b=14, a≥11,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7
B.混合溶液pH≤7
C.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酸,也可能是弱酸
答案:BD
3.在25℃時,若10體積的強酸溶液與1體積的強堿溶液混合后溶液呈中性,則混合之前,該強酸溶液的pH與強堿溶液的pH之和應滿足的關系是( )
答案:pH酸+ pH堿=15