學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精學(xué)必求其心得，業(yè)必貴于專精高二化學(xué)3。2《水的電離和溶液的pH》大綱人教版［復(fù)習(xí)提問］常溫下，溶液中的c（H+）和c(OH－）有什么關(guān)系？[生］乘積等于1×10－14［師］溶液的酸堿性由什么決定？[生]由H+和OH－濃度的相對大小決定.［引入新課］既然溶液中H+和OH－濃度的乘積為一常數(shù)，那么只要我們知道溶液中的H+或OH－濃度，就會知道溶液顯酸性還是顯堿性，如某溶液中H+濃度為1×10－9mol·L－1,我們一看就知道該溶液顯堿性，但對于很稀的溶液，離子濃度小，用H+或OH－濃度來表示其酸堿性很不方便，因此，在化學(xué)上常用pH來表示溶液的酸堿性,我們這節(jié)課就學(xué)習(xí)pH的有關(guān)計算.[板書］2。溶液的pH［師］我們已經(jīng)知道，pH=7時溶液呈中性，pH＞7溶液顯堿性，pH＜7溶液顯酸性，那么pH與溶液中H+濃度有何關(guān)系呢？規(guī)定，溶液的pH等于H+濃度的負(fù)對數(shù).［板書］pH=－lg｛c(H+)}［講述并板書］若某溶液c（H+）=m×10－nmol·L－1,那么，該溶液的pH=n－lgm［師]請同學(xué)們根據(jù)pH的計算方法填寫下表。[投影］c(H+）mol·L－1100PH酸堿性［學(xué)生填完后,指定學(xué)生匯報結(jié)果，最后得出下列結(jié)論］c(H+）mol·L－1100PH0[1234567891011121314酸堿性—-—-—酸性減弱中性--———堿性增強[問]在上表中，c（H+）=10－3mol·L－1的溶液中c(OH－）等于多少？[生]10－11mol·L－1[師］你是怎樣求出來的？[生]用水的離子積除以c(H+)。［師]請同學(xué)們做以下練習(xí)。［投影]1。求0。05mol·L－1的H2SO4溶液的pH。2.求0。5mol·L－1的Ba（OH)2溶液的H+濃度及pH［指定兩個學(xué)生板演］答案:1.pH=12.c（H+）==10－14（mol·L－1），pH=14［師］如果我們已知某溶液的pH,怎樣求該溶液的H+或OH－濃度呢？下面我們看一道題。［投影]［例］：計算pH=2的H2SO4溶液中濃度及溶液中OH－濃度。［問］根據(jù)pH的計算公式,可推出由pH計算溶液H+濃度的公式嗎?[學(xué)生回答教師板書］c（H+）=10－pH[師］下面我們來算一下這道題。［副板書]解:c(H+）=10－2mol·L－1［以下師生邊分析邊板書］因為1molH2SO4電離出2molH+,所以c（H2SO4）=c(H+)=0.5×10－2mol·L－1=5×10－3mol·L－1因為c（OH－)=，所以c(OH－）=［師］請同學(xué)們自己完成以下練習(xí)：［投影]求pH=9的NaOH溶液中的c(OH－）及由水電離出的c(OH－）水。答案c（OH－)=10－5mol·L－1c（OH－)水=10－9mol·［問題探究］已知100℃時，純水的離子積為1×10－12［學(xué)生討論得出答案］此時純水中的但并不呈酸性，而是中性，。因為此時水中的c（H+）=c（OH－）=10－6mol·L－1,和H+和OH－的濃度相等，所以水仍是中性的［師］那么請同學(xué)們計算一下，100℃［生］因為100℃時，pH=6的溶液是中性的，pH〉6的溶液中,c（OH－)〉c(OH+［總結(jié)］從這個問題我們可以看出，只有在常溫下,才能說pH=7的溶液顯中性，溫度改變時，中性溶液的pH可能大于7，也可能小于7。［師]下面我們看一看溶液在稀釋時pH有何變化。［板書］①溶液稀釋后pH的計算［投影］1.常溫下，取0。1mL0.5mol·L－1的硫酸，稀釋成100mL的溶液，求稀釋后溶液的pH。[師］請同學(xué)們先求一下稀釋前溶液的pH。［學(xué)生計算后回答］pH=0。［師］稀釋后H+的物質(zhì)的量是否改變？［生］不變。［師］請同學(xué)們算一下稀釋后溶液的pH。[一個學(xué)生板演］c（H+）==1×10－3mol·L－1pH=－lg1×10－3=3［師］堿稀釋后如何求溶液的pH呢？下面我們再做一道題。[投影］2.pH=13的NaOH溶液稀釋1000倍，求稀釋后溶液的pH。[師］pH=13的NaOH溶液中c(H+)和c（OH－)分別為多少？［生］c（H+）為10－13mol·L－1，c（OH－)為10－1mol·L－1。［師］NaOH溶液中的H+來源于什么？OH－主要來源于什么？［生］H+來自水的電離,而OH－主要來自NaOH的電離.［講述］NaOH溶液稀釋時，由于水的電離平衡發(fā)生移動，所以溶液中H+的物質(zhì)的量也有很大變化，但由NaOH電離出的OH－的物質(zhì)的量是不變的,所以稀釋時溶液中OH－的物質(zhì)的量幾乎不變（由水電離出的OH－可忽略不計）.在計算堿溶液稀釋后的pH時，必須先求出稀釋后溶液中的OH－濃度,再求出H+，然后再求溶液的pH。下面我們做一下第2題。［以下邊分析邊板書］解:pH=13的NaOH溶液中c（OH－)==10－1mol·L－1,稀釋1000倍后，c(OH－）==10－4mol·L－1，所以c（H+）==10－10mol·L－1pH=－lg10－10=10［投影練習(xí)］1。常溫下，將0.05mL1mol·L－1的鹽酸滴加到50mL純水中,求此溶液的pH。2.pH=10的NaOH加水稀釋至原來的100倍，求稀釋后溶液的pH。答案：1。pH=32。pH=8[師］如將pH為5的HCl溶液稀釋1000倍，溶液的pH為多少？［生甲]pH=8［生乙］pH接近于7但比7小。［師］酸稀釋后可能變成堿嗎？［生］不能.[師]所以甲的回答是錯誤的.［講述］在上述的幾道題中，實際上我們都忽略了水的電離。但當(dāng)溶液很稀，由溶質(zhì)電離出的H+或OH-濃度接近10-7mol·L－1時，水的電離是不能忽略的，忽略水的電離，會引起很大誤差。下面我們共同計算pH=5的HCl溶液稀釋1000倍后的pH。[副板書]解：設(shè)pH=5的HCl取1體積,水取999體積。則稀釋后：c（H+)=≈1.1×10－7mol·L－1pH=7－lg1。1＜7［師]同學(xué)們從以上的幾道例題可以找出溶液稀釋時pH的計算規(guī)律嗎？［學(xué)生討論后回答，教師總結(jié)并板書］a。pH=n的強酸稀釋10m倍，稀釋后pH=n+mb.pH=n的強堿稀釋10m倍，稀釋后pH=n－mc。若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質(zhì)，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7.［師]下面我們再討論溶液混合時pH的計算方法.［板書］②溶液混合后pH的計算[投影］1。將pH=8和pH=10的兩種NaOH溶液等體積混合后,溶液中c(H+）最接近（)A?！粒?0－8+10－10)mol·L－1B。(10－8+10－10）mol·L－1C.(1×10－4+5×10－10)mol·L－1D。2×10－10mol·L－1［分析］兩種性質(zhì)相同的溶液混合后,所得溶液的濃度可根據(jù)溶質(zhì)和溶液體積分別相加后，再重新求解，要求堿溶液的pH，必須先求混合液OH－濃度.［副板書]解：因為pH=8,所以c（H+)=10－8mol·L－1則c(OH－）==10－6mol·L－1又因為pH=10，所以c（H+）=10－10mol·L－1則c（OH－）==10－4mol·L－1等體積混合后：c（OH－）=≈×10－4mol·L－所以c(H+）==2×10－10mol·L－1所以答案為D.［投影］2.常溫下，pH=4的HCl和pH=10的NaOH等體積混合,求混合液的pH.［啟發(fā)學(xué)生思考］酸的c（H+）和堿的c(OH－)分別為多少？鹽酸和NaOH以等物質(zhì)的量反應(yīng)后生成什么？［結(jié)論］混合液pH=7。［師］請同學(xué)們討論一下pH=5的鹽酸和pH=10的NaOH等體積混合溶液顯什么性？pH=3的鹽酸與pH=10的NaOH等體積混合后溶液顯什么性？你從中可找到什么規(guī)律？［學(xué)生討論后回答，教師總結(jié)并板書]pHpH酸+pH堿＞14，pH混＞7pH酸+pH堿＜14，pH混＜7pH酸+pH堿=14，pH混=7強酸和強堿等體積混合［講述］我們這節(jié)課主要學(xué)習(xí)了pH的計算方法，從pH的取值范圍我們可以看出,當(dāng)H+或OH－濃度大于1mol·L－1時，用pH表示溶液酸堿性并不簡便，此時pH會出現(xiàn)負(fù)值,因此，對于c（H+）或c(OH－）大于1mol·L－1的溶液，直接用H+或OH－濃度來表示溶液的酸堿性。我們這節(jié)課學(xué)習(xí)的溶液的pH與生產(chǎn)、生活有著密切的聯(lián)系，是綜合科目考試的熱點，下面請同學(xué)們討論以下兩題:血液肺［投影]1。人體血液的pH保持在7。35～7.45，適量的CO2可維持這個pH變化范圍，可用以下化學(xué)方程式表示：H2O+CO2H2CO3H++HCO。又知人體呼出的氣體中CO2體積分?jǐn)?shù)約5%.下列說法正確的是（）血液肺A。太快而且太深的呼吸可以導(dǎo)致堿中毒.(pH過高）B.太快而且太深的呼吸可導(dǎo)致酸中毒.（pH過低）C.太淺的呼吸可導(dǎo)致酸中毒。（pH過低）D.太淺的呼吸可導(dǎo)致堿中毒。（pH過高）答案：AC2。生物上經(jīng)常提到緩沖溶液,向緩沖溶液中加少量酸或少量堿，pH幾乎不變。舉例說明生物上常見的緩沖溶液加酸或加堿時pH幾乎不變的原因。答案:常見的緩沖溶液:①Na2CO3與NaHCO3②NaH2PO4與Na2HPO4③NH4Cl與NH3·H2O等。以NH4Cl與NH3·H2O為例說明：在NH4Cl與NH3·H2O的混合溶液中，NH4Cl====NH+Cl－,NH3·H2ONH+OH－，加酸時NH3·H2O電離出的OH－中和了加進去的H+，使NH3·H2O電離平衡正向移動，溶液pH幾乎不變。加堿時，溶液中的NH與OH－結(jié)合,生成NH3·H2O,使溶液pH幾乎不變。［布置作業(yè)］課本習(xí)題二三、2●板書設(shè)計2。溶液的pHpH=－lg{c（H+）}若c(H+）=m×10－nmol·L－1，則pH=n－lgm①溶液稀釋后pH的計算a。pH=n的強酸稀釋10m倍,稀釋后pH=n+mb.pH=n的強堿稀釋10m倍，稀釋后pH=n－mc。若按上述公式算出的pH改變了溶液本身的性質(zhì),則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7.②溶液混合后pH的計算pHpH酸+pH堿＞14，pH混＞7pH酸+pH堿＜14，pH混＜7pH酸+pH堿=14，pH混=7強酸、強堿等體積混合●教學(xué)說明本節(jié)的重點是溶液pH的計算，但在給出pH的計算公式之后，求出H+濃度，再代入公式求pH學(xué)生是很容易掌握的。本節(jié)課在教學(xué)中通過典型例題和練習(xí)，在使學(xué)生掌握pH的簡單計算的同時理解以下幾個問題：①pH≠7的溶液不一定不是中性的；②要計算堿的混合液的pH，必須先求OH－濃度，再求H+濃度，最后再求pH；③溶液稀釋，混合時pH的計算規(guī)律。從而使學(xué)生從更深更廣的角度認(rèn)識pH.參考練習(xí)1．某溶液在25℃時由水電離出的H+的濃度為1×10-12mol·L－1A.HCO、HS—、HPO等離子在該溶液中不能大量共存B。該溶液的pH可能為2C.向該溶液中加入鋁片后，一定能生成H2D.若該溶液中的溶質(zhì)只有一種，它一定是酸或者是堿解答提示：“由水分子電離出的H+濃度為1×10—12mol·L－1，這是水的電