高中化學 3.1.2溶液的酸堿性與pH課件 新人教版選修4.ppt

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,,,第2課時 溶液的酸堿性與pH,高中化學·選修4·魯科版,[目標導(dǎo)航] 1.了解溶液的酸堿性與溶液中[H＋]和[OH－]的關(guān)系。2.知道pH的定義，了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。3.能夠進行有關(guān)pH的簡單計算。,一、溶液酸堿性與溶液中[H＋]和[OH－]的關(guān)系,＝,,,,,,,二、溶液的pH 1．表達式：pH＝ ， 。 2．意義： pH表示溶液酸堿性及其強弱。 (1)室溫下，pH ，溶液呈中性；pH ，溶液呈堿性；pH ，溶液呈酸性。 (2)pH越小，[H＋]越 ，酸性越 ；pH越大，[OH－]越 ，堿性越 。,－lg[H＋],[H＋]＝10－pH,＝7,7,7,大,強,大,強,3．pH的測定方法 (1)粗略測定：酸堿指示劑，pH試紙。 (2)精確測定： 計(酸度計)。 (3)pH試紙的使用 ①方法：把小塊pH試紙放在 (或玻璃片)上，用蘸有待測液的玻璃棒點在試紙的中部；試紙變色后，與 比較來確定溶液的pH。 ②注意：pH試紙使用前 (填“能”或“不能”)用蒸餾水潤濕，且所測結(jié)果為整數(shù)。,pH,表面皿,標準比色卡,不能,1．(判一判)判斷正誤(正確打“√”，錯誤打“×”) (1)升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動，[H＋]增大，溶液呈酸性 ( × ) (2)任何溫度下，利用[H＋]和[OH－]的相對大小判斷溶液的酸堿性 ( √ ) (3)25 ℃時pH的范圍通常是0～14 ( √ ),(4)4 ℃時，純水的pH＝7 ( × ) (5)1.0×10－3 mol·L－1鹽酸的pH＝3.0,1.0×10－8 mol·L－1鹽酸的pH＝8.0 ( × ) (6)100 ℃時，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性 ( × ) (7) pH＝4.5的蕃茄汁中[H＋]是pH＝6.5的牛奶中[H＋]的100倍 ( √ ),解析 (6) 100 ℃時，KW＝1×10－12，pH＝2的鹽酸中H＋的濃度為0.01 mol·L－1，pH＝12的NaOH溶液中OH－的濃度為1 mol·L－1，則等體積混合后堿過量，溶液顯堿性。 (7)25 ℃時，pH＝4.5，[H＋]＝10－4.5 mol·L－1，pH＝6.5，其[H＋]＝10－6.5 mol·L－1。,2．(選一選)下列說法正確的是 ( ) A．用pH試紙測得某溶液的pH為3.5 B．用pH試紙測氯水的pH C．用濕潤的pH試紙測溶液的pH時一定產(chǎn)生誤差 D．25 ℃時，能使pH試紙變紅色的溶液呈酸性 答案 D,一、溶液酸堿性的判斷方法 溶液的酸堿性是由溶液中[H＋]和[OH－]相對大小決定的。,[關(guān)鍵提醒] 1.溶液的酸堿性強弱與酸、堿的強弱不同。溶液的酸堿性取決于溶液中[H＋]和[OH－]的相對大小，而酸、堿的強弱取決于在水溶液中是否完全電離。 2．強酸(堿)溶液的酸(堿)性不一定比弱酸(堿)溶液的強。,【例1】 下列溶液一定顯酸性的是 ( ) A．含有H＋的溶液 B．滴加紫色石蕊試液后變紅色的溶液 C．溶液中[H＋]＝10－6 mol·L－1 D．pH7的溶液,答案 B 解析 判斷溶液酸堿性的關(guān)鍵是看[H＋]和[OH－]相對大小，若[H＋][OH－]，溶液呈酸性；而pH7或[H＋]10－7 mol· L－1，僅適用于常溫時，若溫度不確定，就不能用來判斷溶液的酸堿性。而B項中可使紫色石蕊試液變紅(即[H＋] 10－4.4 mol·L－1)，則該溶液為酸性。,[反思感悟] 判斷溶液酸堿性的誤區(qū) (1) pH7的溶液不一定顯酸性； (2)[H＋]10－7mol·L－1不一定顯酸性； (3) 25 ℃時，由水電離出的[H＋] 10－7mol·L－1的溶液可能是酸溶液也可能是堿溶液； (4)使酚酞顯無色(pH8.2)的溶液不一定顯酸性； (5)[H＋]很小的溶液不一定顯堿性。,(2)稀的強酸、強堿混合溶液pH的計算,3.酸、堿稀釋后溶液pH的計算,[關(guān)鍵提醒] 計算溶液pH時，要注意： (1)外界條件是否為25 ℃。 (2)水電離出來的[H＋]何時忽略不計，何時不能忽略。 (3)兩種pH不同的堿溶液混合時，由于兩堿溶液中水的電離程度不同，所以混合后溶液中水的電離平衡必發(fā)生移動，因此不可將兩溶液中的H＋的物質(zhì)的量相加得混合溶液中的H＋的物質(zhì)的量。,,,[反思感悟] 計算溶液pH時，酸按酸、堿按堿；異強混合，看過量。,