苏教版 (2019)选择性必修1专题3 水溶液中的离子反应第二单元 溶液的酸碱性评优课课件ppt

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1．通过掌握溶液酸碱性与pH的关系，培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。2．通过学会计算酸碱的pH以及氢离子浓度和pH的互算，培养证据推理与模型认知的化学核心素养。
在25 ℃时，水的离子积常数Kw＝c (H＋)·c (OH－)＝1.0×10－14
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)c(OH－)
溶液的酸碱性由c(H+)和c(OH-)相对大小决定
0.01 ml·L －1HCl、NaCl、NaOH溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度（25 ℃）
c(H+) ＝ c(OH-)
用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液酸碱性，不受温度影响。
pH＝-lgc(H+)
pH的大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即表示稀溶液酸、碱性的强弱。
用H+物质的量浓度的负对数来表示溶液酸碱性。
pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强。
pH的适用范围：c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（小于1 ml•L-1）
1×10－14 ml·L－1≤c(H＋)≤1 ml·L－1，即0≤pH≤14。
当c(H＋)或c(OH－)大于1 ml•L-1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。
溶液的pH与溶液中氢离子浓度的关系（25 ℃）
当pH＜7时，溶液中c(H+)大于c(OH-)，溶液显酸性，且pH越小，溶液中c(H+)越大，溶液的酸性越强；
当pH＞7时，溶液中c(H+)小于c(OH-)，溶液显碱性，且pH越大，溶液中c(OH-)越大，溶液的碱性越强。
例1（1）c (H+)＝1.0×10-6 ml/L pH= ； c (H+)＝1.0×10-3 ml/L pH= ； c (H+)＝1.0×10-m ml/L pH= ； c (OH-)＝1.0×10-6 ml/L pH= 。 c (OH-)＝1.0×10-10 ml/L pH= 。 c (OH-)＝1.0×10- n ml/L pH= 。 （2）pH=2 c (H+)＝ ； pH=8 c(H+)＝ 。
1.0×10-2 ml/L
1.1×10-8 ml/L
1、当pH＝7时，溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，溶液显中性，对吗？
不对，未指明温度，不一定呈酸性。
2、pH等于0的溶液是酸性最强的溶液，pH等于14的溶液是碱性最强的溶液。
不对。pH等于0的溶液中c(H＋)＝1 ml•L-1，不是酸性最强的溶液；pH等于14的溶液c(OH－)＝1 ml•L-1，不是碱性最强的溶液。
酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)
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。
使用pH试纸的正确操作为：
pH计可精确测量溶液的pH(读至小数点后2位)。
用pH传感器(pH探头)
1、用pH试纸测定溶液pH时为什么不能润湿？
若润湿pH试纸会将溶液稀释，所测溶液pH可能有误差。
2、为什么不能用pH试纸测NaClO溶液的pH?
NaClO溶液具有强氧化性，会将pH试纸漂白。
口诀：酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)，酸碱中和求过量，无限稀释7为限。
　pH计算——公式中c(H＋)：若强酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)
(1)单一溶液pH的计算
(2)混合溶液pH的计算
酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧(1)酸与碱的pH之和为14，等体积混合常温时
原因：酸和碱已电离的H＋和OH－恰好中和，谁弱谁的H＋或OH－有储备(即物质过量)，中和后还能继续电离。
酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧
例2 求常温下，下列溶液的pH(已知lg 5＝0.7)：(1)某H2SO4溶液的浓度是0.005 ml•L－1，此溶液的pH为___。
(2)0.001 ml•L－1 NaOH溶液的pH为____。
(3)pH＝3的盐酸与pH＝5的硫酸等体积混合，pH为_____。
(4)pH＝10和pH＝12的两种NaOH溶液等体积混合，pH为______。
(5)pH＝12的NaOH溶液和pH＝4的HCl溶液等体积混合，pH为______。
常温下，pH只能无限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。
溶液稀释后的pH变化规律
常温下，每稀释到原溶液体积的10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n