化学第二节 水的电离和溶液的pH评优课ppt课件

这是一份化学第二节 水的电离和溶液的pH评优课ppt课件，共26页。PPT课件主要包含了学习目标，素养目标，情境引入，教学过程，思维建模，pH的测定，pH的应用，课堂练习等内容，欢迎下载使用。

1．结合实例，能判断溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。2．能进行溶液pH的简单计算，能调控溶液的酸碱性。能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
能从微观角度通过c(H＋)和c(OH－)的相对大小判断溶液的酸碱性，同时从宏观角度通过pH计、pH试纸等判断溶液的酸碱性，培养“宏观辨识与微观探析”学科素养。
“pH”是由丹麦化学家彼得·索仑森1909年提出的。索仑森当时在一家啤酒厂工作，经常要化验啤酒中所含H+浓度。每次化验结果都要记录许多个零，颇为繁琐，经过长期潜心研究，他发现：用H+浓度的负对数来表示酸碱性非常方便，并把它称为溶液的pH(p代表德语Ptenz，意思是浓度，H代表H+)
一、溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系
常温（25 ℃）下， Kw =c(H＋) · c(OH－) =1.0×10-14
溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小
结论：在任意溶液中，酸性溶液：c(H＋) ＞ c(OH－)，c(H＋)＞1.0×10-7 ml/L；中性溶液：c(H＋) ＝ c(OH－)＝1.0×10-7 ml/L；碱性溶液：c(H＋) ＜ c(OH－)，c(H＋)＜1.0×10-7 ml/L；
二、pH与c(H+)的关系 溶液的pH是c (H+)的负对数，即
显然，对于 c(H+) 和 c(OH-)都较小的稀溶液(<1 ml/L)，用 pH表示其酸碱度比直接用 c(H+) 或 c(OH-)表示要方便。
c(H+)=1×10-9 ml/L 的碱性溶液，pH＝-lg 10-9＝9
c(H+)=1×10-5 ml/L 的酸性溶液，pH＝-lg 10-5＝5
中性溶液的 pH＝7
pH＝-lgc(H+)
c(H+)=1×10-7 ml/L 的中性溶液，pH＝-lg10-7 ＝7
结论：pH 越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强。
例题：求常温下，0.05 ml/L H2SO4溶液的pH
求常温下，0.05 ml/L Ba(OH)2溶液的pH
2．混合溶液pH的计算 （1）强酸混合，先求 ，再计算pH = -lgc(H+)
（2）强碱混合，先求 ，再求c(H+)，最后计算pH = -lgc(H+)
典例：已知在100 ℃时水的离子积Kw＝1×10－12，下列溶液的温度均为100 ℃。其中说法正确的是(　 　) A．0.005 ml·L－1 的H2SO4溶液，pH＝2 B．0.001 ml·L－1 的NaOH溶液，pH＝11 C．0.005 ml·L－1 的H2SO4溶液与0.01 ml·L－1 的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性 D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝9的NaOH溶液100 mL
3．酸、碱稀释时 pH 变化规律 （1）pH = a 的强酸溶液，稀释10m 倍，pH=a+m（室温下，a+m＜7）pH = a 的弱酸溶液，稀释10m 倍，a＜pH＜a+n（室温下，a+m＜7） （2）pH = b 的强碱溶液，稀释10n 倍，pH =b-n（室温下，b-n＞7）pH = b 的弱酸溶液，稀释10n 倍，b-n＜pH＜b（室温下，b-n＞7）
酸怎么稀释也变不成碱，碱怎么稀释也变不成酸
①强酸、弱酸溶液的稀释：
②强碱、弱碱溶液的稀释：
3．酸、碱稀释时 pH 变化规律
pH变化大的是强，变化小的是弱
室温下，pH = 2 和 pH = 5 的硫酸溶液等体积混合，求该混合溶液的pH值。
室温下，0.01 ml/L的稀盐酸加水稀释一倍，求稀释后溶液的pH值。
室温下，pH = 4的稀盐酸和pH = 13 的Ba(OH)2溶液等体积混合，求该混合溶液的pH值。
3．酸、碱稀释时 pH 变化规律 （3）pH = a 的强酸溶液，稀释一倍（或与可忽略的酸/碱等体积混合）， pH = a + 0.3（室温下，a+0.3＜7） （4）pH = b 的强碱溶液，稀释一倍（或与可忽略的酸/碱等体积混合）， pH = b - 0.3（室温下，b - 0.3＞7）
1．pH试纸（1）使用方法 取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。
（2）分类 ① 广泛pH试纸：其pH范围是 1～14 (最常用)，可以识别的pH差约为1。 ② 精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。 ③ 专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。
2．pH计 pH计，又叫酸度计，可精密测量溶液的pH，其量程为0～14。
注意广泛 pH 试纸与 pH 计读数上的差异
血液的正常 pH 范围是 7.35~7.45。大多数体液都要保持一个较小的 pH 变化范围，如果 pH 变化超出范围，就可能产生危害。血浆中H2CO3/HCO3-缓冲体系对稳定体系的酸碱度发挥着重要作用。
当体系中增加少量强酸时，平衡向正反应方向移动而消耗H+ ；当增加少量强碱时，平衡向逆反应方向移动而消耗 OH-。由于HCO3-和H2CO3的浓度较大且可以调节，因此可以防止体系的pH出现较大幅度的变化。
1.医学上血液的pH是诊断疾病的一个重要参数
洗发水是碱性的，能够洗去油污，但是对头发有一定的伤害
护发素是酸性的，和洗发水发生中和反应，减少对头发的伤害，起到护发的作用
2.人体健康调节，如洗发时，护发素主要功能是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度
H2SO4 + Ca(OH )2 = CaSO4 +2H2O
硫酸厂的污水中常含有硫酸等物质，可以用熟石灰进行中和处理
3.环保领域中酸性或碱性废水常利用中和反应进行处理
4.农业生产中，调节土壤的pH，使其更适宜农作物生长
5.在科学实验和工业生产中，溶液 pH 的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个重要因素
典例1．将pH＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为(　　) A．9　　　　　　 　B．10 C．11 D．12
【答案】C【解析】将pH＝1的盐酸加适量水，pH升高了1，说明所加的水是原溶液的9倍；另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH升高了1，则10－1×1－10－1·x＝10－2·(1＋x)，解得x＝9/11，则加入的水与NaOH溶液的体积比为9∶(9/11)＝11∶1。
工业废水的种类很多，其中酸碱废水是常见的工业废水，主要来自钢铁厂、化工厂、染料厂、印染厂、皮革厂、造纸厂、炼油厂等。酸碱废水具有较强的腐蚀性，需经适当治理方可外排。治理酸碱废水一般原则是高浓度酸碱废水，应优先考虑回收利用，可采用浓缩的方法回收酸碱。低浓度的酸碱废水，如酸洗槽的清洗水，碱洗槽的漂洗水，应进行中和处理。(1)常温下，甲酸性废水的pH是4，乙酸性废水的pH是5，则甲与乙的c(OH－)之比为 。(2)在某温度时，测得0.01 ml·L－1的NaOH溶液的pH为11。①该温度下水的离子积常数Kw＝ 。②在此温度下，已知碱性废水与酸性废水完全电离，将pH＝a的碱性废水Va L与pH＝b的酸性废水Vb L混合。若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝ ；若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝ 。
【答案】(1) 1∶10 (2) ①10－13 ②1∶10 10∶1【解析】(1)常温下，水的离子积常数Kw＝10－14，甲的pH是4，c(H＋)＝10－4ml·L－1，则c(OH－)＝10－10ml·L－1；乙的pH是5，c(H＋)＝10－5ml·L－1，则c(OH－)＝10－9ml·L－1。所以甲与乙的c(OH－)之比为10－10ml·L－1∶10－9ml·L－1＝1∶10。(2)①由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11ml·L－1，c(OH－)＝0.01 ml·L－1，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。②根据中和反应：H＋＋OH－===H2Oc(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱 10－2·Vb＝10－13/10－12·Va，则Va/Vb＝1∶10若所得混合液为中性，且a＋b＝12，Va/Vb＝10-b/10(a－13)＝1013－a－b＝10，则Va∶Vb＝10∶1。