水的电离和溶液的ph

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1、水的电离和溶液的PH1．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

2、/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]=

3、[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=pKwT↗→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—]，

4、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

5、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

6、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＞7pH(HAC)＜a+n＜7                      pH(NH3·H2C)＞b－n＞7△pH(HCl)=n                          △pH(NaOH)=n△pH(HAC)＜n  

7、                       △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7③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

8、）                           强酸：pH=pH小+0.3 若等体积混合，且△pH≥2                              强碱：pH=pH大－0.3 若不等体积混合，物质的量浓度   强酸[H+]总= 分别为M1、M2体积分别为       强碱[OH—]总= V1、V2的一元强酸或强碱注意：强酸直接由[H+]总求pH值    强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH