水的电离和溶液的PH32..doc

水的电离和溶液的PH 1．复习重点 1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力； 2．灵活解答水的电离平衡的相关问题； 3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题 4．培养学习过程中探究、总结的习惯。 2．难点聚焦 （一）溶液的酸碱性及pH的值 溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小 pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw 溶液酸碱性 [H+]与[OH—]关系 任意湿度 室温（mol/L） pH值（室温） 酸性 [H+]＞[OH—] [H+]＞1×10—7 ＜7 中性 [H+]=[OH—] [H+]=[OH—]=1×10—7 =7 碱性 [H+]＜[OH—] [H+]＞1×与10—7 ＞7 （1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍. （2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示. （3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14 [H+]=[OH—]=10—7mol/L 溶液呈中性 pH=pOH=pKw=7 分析 原因：H2O H++OH－Q 由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大. 中性：pH=pOH=pKw T↗→Kw↗→pH+pOH↘ T↘→Kw↘→pH=pOH↗ 如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12. 中性时Ph=pKw=6＜7. 图示：不同湿度（T1＞T2）时溶液中[H+]与[OH—]，pH与pOH关系 图一 图二 想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同？ 提示：（①形状 ②T1、T2相对位置） ③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。建议以[H+]、[OH—]=Kw，和pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。） （4）溶液pH的测定方法： ①酸碱指示剂 ②pH试纸 ③pH计其中①只传判定pH范围 ②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。 ③pH计测定较精确. （二）酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。 由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H+]或碱溶液中的[OH—]减小. 弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H+]或[OH—]减小的幅度降低。 例如 ①等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。溶液的pH值变化，图示如下： ②若把上述问题，换成等pH值，图示又怎样呢？ 强酸弱酸稀释 强、弱碱稀释 前后 前后 pH=a pH(HCl)=a+n＜7 pH=b Ph(NaOH)=b－n＞7 pH(HAC)＜a+n＜7 pH(NH3·H2C)＞b－n＞7 △pH(HCl)=n △pH(NaOH)=n △pH(HAC)＜n △pH(NH3·H2O)＜n △pH(HCl)＞△pH(HAC) △pH(NaOH)＞△pH(NH3·H2O) 注意： ①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7. ②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7 ③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同） （三）有关pH的计算 1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化） 强酸：pH=pH小+0.3