人教版化学选修4第三章第二节课件2教程.ppt

1．掌握pH的简单计算。 2．了解各类混合溶液 pH的计算。 3．了解溶液稀释时pH的变化规律。; 一、pH的计算 1．pH的定义：pH＝________ 注意：溶液pH计算的核心是确定溶液中的________相对大小。在有关计算过程中，应遵守“酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。”;2．单一溶液的pH计算 (1)酸溶液的pH计算 c(酸)c　　　(H＋)―→pH ①强酸： 如HnA，设浓度为c mol/L，则 c(H＋)＝________，pH＝－lg c(H＋)＝________ ②弱酸： 如一元弱酸HA，设浓度为c mol/L，则c(H＋)＜c mol/L，pH＞－lgc (2)碱溶液的pH计算 c(碱)　　c(OH－)―→c(H＋)―→pH;①强碱： 如B(OH)n，设浓度为c mol/L，则 c(OH－)＝________，c(H＋)＝________， pH＝－lgc(H＋)＝________ ②弱碱： 如一元弱碱BOH，设浓度为c mol/L，则c(OH－)＜c mol/L，c(H＋)＞　　mol/L，pH＜14＋lgc 答案： 一、1.－lgc(H＋)　c(H＋) 2．(1)①nc mol/L　②－lg(nc)　(2)①nc mol/L　② 　　　 mol/L　14＋lg(nc); 1．等物质的量浓度的盐酸和醋酸相比哪个pH大？等物质的量浓度的NaOH溶液与氨水哪个pH大？ 提示：比较pH大小最终要比较c(H＋)大小，等物质的量浓度的盐酸比醋酸中c(H＋)大，pH小，等物质的量浓度的 NaOH溶液比氨水中c(H＋)小，pH大。 2．进行pH计算时，为什么遇酸必须用c(H＋)、而遇碱必须用c(OH－)计算？;提示：由于水的电离平衡的存在，酸溶液中仍有少量OH－，碱溶液中仍有少量H＋，但酸溶液中起决定作用的是H＋，计算pH时当然用c(H＋)计算；同样碱溶液中起决定作用的是OH－，而c(H＋)的大小受c(OH－)大小的制约，因此在碱溶液稀释或混合的计算中，必须根据c(OH－)的变化来计算。如pH＝10的NaOH溶液加水稀释10倍后pH的计算， 如直接根据c(H＋)计算，会得出pH＝11，这当然是不可能的。计算步骤应是pH＝10的NaOH溶液，c(H＋)＝10－10mol·L－1，则c(OH－)＝10－4 mol·L－1，稀释10 倍后，c(OH－)＝10－5 mol·L－1，则c(H＋)＝　　 mol·L－1＝10－9 mol·L－1，即稀释10倍后pH＝9。; ;(1)两种强酸混合： c(H＋)混＝ 当两种溶液的pH之差△pH≥2的强酸以等体积混合时，pH混＝pH小＋0.3(相当于将浓度大的酸溶液稀释了一倍)。 (2)两种强碱溶液混合： c(OH－)混＝ 当两种溶液的pH之差△pH≥2的强碱以等体积混合后，pH混＝pH大－0.3(相当于将浓度大的碱溶液稀释了一倍)。;(3)强酸强碱混合 ①强酸和强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。 ②酸过量，先求c(H＋)余。 c(H＋)余＝ ， 再求pH＝－lgc(H＋)。 ③碱过量，先求c(OH－)余。 c(OH－)余＝ ， 再求c(H＋)＝ ，最后求pH。;(4)酸碱等体积混合 酸与碱pH之和为14，若为强酸与强碱，则pH＝7； 　　　　　　　　　 若为强酸与弱碱，则pH＞7； 　　　　　　　　　 若为弱酸与强碱，则pH＜7。 说明：对于弱酸来讲，c(弱酸)?c(H＋)，对于弱碱，c(弱碱)?c(OH－)，等体积混合pH之和为14的酸碱时，谁弱谁过量。 ;(5)强酸强碱混合呈中性时二者体积与pH的变化规律 ①若pH酸＋pH碱＝14，则V酸∶V碱＝1∶1 ②若pH酸＋pH碱＞14，则V酸∶ V碱＝10pH酸＋pH碱－14 ∶1 ③若pH酸＋pH碱＜14，则V酸∶V碱＝1∶1014－(pH酸＋pH碱); (6)强酸、强碱稀溶液等体积混合后的pH(近似计算) ;●案例精析 【例1】　25 ℃时，某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12 mol/L，则该溶液的pH可能为 (　　) A．12　　　B．7　　　C．6　　　D．2;[解析]　纯水中由水电离出的c(H＋)水＝c(OH－)水，向纯水中加酸或加碱，水的电离都会受到抑制，水的电离平衡向左移动，水电离出的c(H＋)和c(OH－)均减小，但仍有c(H＋)水＝c(OH－)水。若该溶液为酸性溶液，c(OH－)液＝c(OH－)水＝c(H＋)水＝1×10－12 mol/L，由KW＝c(H＋)液·c(OH－)液得c(H＋)液＝1×10－14/1×10－12＝1×10－2，即 pH＝2；若该溶液为碱性溶液，c(H＋)液＝c(H＋)水＝1×10－12 mol/L，pH＝12，故正确答案为AD。 [答案]