水的幼兒園教案

高二化學《水的電離》知識點匯總。

高二化學《水的電離》知識點匯總

一、水的離子積
純水大部分以H2O的分子形式存在，但其中也存在極少量的H3O+(簡寫成H+)和OH-，這種事實表明水是一種極弱的電解質(zhì)。水的電離平衡也屬于化學平衡的一種，有自己的化學平衡常數(shù)。水的電離平衡常數(shù)是水或稀溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的乘積，一般稱作水的離子積常數(shù)，記做Kw。Kw只與溫度有關(guān)，溫度一定，則Kw值一定。溫度越高，水的電離度越大，水的離子積越大。
對于純水來說，在任何溫度下水仍然顯中性，因此c(H+)=c(OH)，這是一個容易理解的知識點。當然，這種情況也說明中性和溶液中氫離子的濃度并沒有絕對關(guān)系，pH=7表明溶液為中性只適合于通常狀況的環(huán)境。此外，對于非中性溶液，溶液中的氫離子濃度和氫氧根離子濃度并不相等。但是在由水電離產(chǎn)生的氫離子濃度和氫氧根濃度一定相等。
二、其它物質(zhì)對水電離的影響
水的電離不僅受溫度影響，同時也受溶液酸堿性的強弱以及在水中溶解的不同電解質(zhì)的影響。H+和OH共存，只是相對含量不同而已。溶液的酸堿性越強，水的電離程度不一定越大。
無論是強酸、弱酸還是強堿、弱堿溶液，由于酸電離出的H+、堿電離出的OH均能使H2O=OH+H+平衡向左移動，即抑制了水的電離，故水的電離程度將減小。
鹽溶液中水的電離程度：①強酸強堿鹽溶液中水的電離程度與純水的電離程度相同;②NaHSO4溶液與酸溶液相似，能抑制水的電離，故該溶液中水的電離程度比純水的電離程度小;③強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽、弱酸弱堿鹽都能發(fā)生水解反應(yīng)，將促進水的電離，故使水的電離程度增大。
三、水的電離度的計算
計算水的電離度首先要區(qū)分由水電離產(chǎn)生的氫離子和溶液中氫離子的不同，由水電離的氫離子濃度和溶液中的氫離子濃度并不是相等，由于酸也能電離出氫離子，因此在酸溶液中溶液的氫離子濃度大于水電離的氫離子濃度;同時由于氫離子可以和弱酸根結(jié)合，因此在某些鹽溶液中溶液的氫離子濃度小于水電離的氫離子濃度。只有無外加酸且不存在弱酸根的條件下，溶液中的氫離子才和水電離的氫離子濃度相同。溶液的氫離子濃度和水電離的氫氧根離子濃度也存在相似的關(guān)系。
因此計算水的電離度，關(guān)鍵是尋找與溶液中氫離子或氫氧根離子濃度相同的氫離子或氫氧根離子濃度。我們可以得到下面的規(guī)律：①在電離顯酸性溶液中，c(OH)溶液=c(OH)水=c(H+)水;②在電離顯堿性溶液中，c(H+溶液=c(H+)水=c(OH)水;③在水解顯酸性的溶液中，c(H+)溶液=c(H+)水=c(OH)水;④在水解顯堿性的溶液中，c(OH)溶液=c(OH)水=c(H+)水。
并非所有已知pH值的溶液都能計算出水的電離度，比如CH3COONH4溶液中，水的電離度既不等于溶液的氫離子濃度，也不等于溶液的氫氧根離子濃度，因此在中學階段大家沒有辦法計算
四、例題分析
【例題1】常溫下，在pH=12的某溶液中，由水電離出的c(OH)為：
A.1.0×10﹣7mol/L
B.1.0×10﹣6mol/L
C.1.0×10﹣2mol/L
D.1.0×10﹣12mol/L
解析：pH=12的溶液為堿性溶液，其中c(H+)=1.0×1012mol/L，c(OH)總=1.0×102mol/L。但堿性溶液的形成是多方面的。若溶質(zhì)為堿性，則堿電離出的OH抑制了水的電離，溶液中的OH來自兩個方面，一是堿的電離的(主要部分)，二是水的電離的(少量);但溶液中的H+無疑都是由水電離的，即c(H+)水=c(H+)總=1.0×1012mol/L，而水電離生成的OH和H+是等物質(zhì)的量的，所以c(OH)水=1.0×1012mol/L。若溶質(zhì)為強堿弱酸鹽，則鹽的水解促進水的電離。設(shè)弱酸的陰離子為B，則水解方程式為Bn﹣+H2O=HB(n﹣1)+OH，這時溶液中的OH和H+都是水電離生成的，但要注意：水電離出的H+并非完全存在于溶液中，而是部分存在于溶液中，部分被弱酸根Bn結(jié)合了，但溶液中的OH確是由水電離生成的，根據(jù)水的離子積常數(shù)可得c(OH)水=c(OH)總=Kw/c(H+)=1.0×10﹣2mol/L。因此答案為C或D
【例題2】下列敘述正確的是
A.在醋酸溶液的，pH=a將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b，則ab
B.在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH7
C.1.0×10﹣3mol/L鹽酸的pH=3.0，1.0×10-8mol/L鹽酸的pH=8.0
D.若1mLpH=1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH=7.0，則NaOH溶液的pH=11
解析：若是稀醋酸溶液稀釋則C(H+)減小，pH增大，ba，故A錯誤;B酚酞的變色范圍是pH=8.0～10.0(無色→紅色)，現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在7～8之間，故B錯誤;C常溫下酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7;D正確，直接代入計算可得是正確，也可用更一般的式子：設(shè)強酸pH=a，體積為V1;強堿的pH=b，體積為V2，則有10﹣aV1=10﹣(14﹣b)V2,V1/V2=10a+b-14?，F(xiàn)在V1/V2=10﹣2，又知a=1,所以b=11。答案為D

延伸閱讀

高二化學《弱電解質(zhì)的電離》知識點

高二化學《弱電解質(zhì)的電離》知識點匯總

弱電解質(zhì)的電離
1、定義：
電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物，叫電解質(zhì)。
非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。
強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。
弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。
物質(zhì)分為兩種：一種是混合物，另一種是純凈物
純凈物分為兩種：一種是單質(zhì)，另一種是化合物
化合物分為兩種：一種是電解質(zhì)，另一種是非電解質(zhì)
電解質(zhì)分為兩種：一種是強電解質(zhì)，另一種是弱電解質(zhì)
強電解質(zhì)：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O
非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機物。如：SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2、C6H12O6
2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：
電解質(zhì)--離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)--共價化合物
注意：
①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物
②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)
①強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質(zhì))--電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。
C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。
D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)
6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)
表示方法：AB(相互反應(yīng))A++B-Ki=[A+][B-]/[AB]
7、影響因素：
a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。
b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。
如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO

高二化學下冊《水的電離和溶液的酸堿性》知識點整理

高二化學下冊《水的電離和溶液的酸堿性》知識點整理

1、水電離平衡：:
水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]
25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定
KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

2、水電離特點：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱

3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離(水的電離是吸熱的)
③易水解的鹽：促進水的電離KW〉1*10-14

4、溶液的酸堿性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的測定方法：
酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。
變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(淺紅色)
pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。
注意：①事先不能用水濕潤PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

高二化學水的電離和溶液的pH教案

高二化學學案第15課時
——水的電離和溶液的pH(四)，習題孫源清
[例1]在25℃時，某溶液中由水電離出的c（H+）=1×10-12molL-1，該溶液的pH可能是[]
A.12B.7C.6D.2
[例2]在25℃時，將某強酸和某強堿溶液按1：10的體積比混合后溶液恰好呈中性，求混合前此強酸與強堿溶液的pH之和。

[例3]有兩種pH都等于2的酸溶液，一種是強酸，一種是弱酸，現(xiàn)只有石蕊試液、酚酞、pH試紙和蒸餾水，而沒有其他試劑，簡述如何用最簡便的方法來鑒別哪一瓶是強酸。
（1）所選用的試劑是
（2）采用的方法是
（3）所依據(jù)的原理是
[練習]
1.pH相同的醋酸溶液和鹽酸，分別用蒸餾水稀釋至原體積的M倍和N倍，稀釋后兩溶液的pH仍然相同，則M、N的關(guān)系正確的是[]
A.M﹥NB.M=NC.M﹤ND.不能確定
2.常溫下等體積的酸和堿的溶液，混合后pH一定小于7的是[]
A.pH=3的硝酸和pH=11的氫氧化鈉溶液
B.pH=3的鹽酸和pH=11的氨水
C.pH=3的硫酸和pH=11的氫氧化鈉溶液
D.pH=3的醋酸和pH=11的氫氧化鋇溶液
[體會]
3.在48ml0.1molL-1HNO3溶液中加入12ml0.4molL-1的KOH溶液，所得到的溶液呈[]
A.弱酸性B.強酸性C.堿性D.中性
4.重水（D2O）的離子積為1.6×10-15，可以用pH一樣的定義來規(guī)定pD=--lg{c（D+）}，以下關(guān)于pD的敘述中，正確的是[]
A.中性溶液中pD=7
B.含0.01mol的NaOD的D2O的溶液1L，其pD=12.0
C.溶解0.01molDCl的D2O的溶液1L，其pD=2.0
D.在100ml0.25molL-1的DCl重水溶液中，加入50ml0.2molL-1的NaOD的重水溶液，所得的pD=1.0
5.pH=2的強酸溶液和pH=11的強堿溶液相結(jié)合，若要使混合后的pH=3，則強酸溶液與強堿溶液的體積之比約為[]
A.10：1B.1：10C.1：100D.無法確定
6.用0.1molL-1的NaOH溶液中和0.1molL-1的鹽酸，如已正好完全反應(yīng)時不慎多加了一滴NaOH溶液（一滴NaOH溶液的體積約為0.05ml），繼續(xù)加水至50ml，所得溶液的pH是[]
A.4B.7.2C.10D.11.3
7.在60℃時，水的離子積常數(shù)KW，pH分別為4、6、8、10的同體積的水溶液，所含H+和OH-微粒數(shù)之和最小的溶液是[]
A.4B.6C.8D.10
8.pH=5和pH=3的兩種鹽酸以1：2體積比混合，求該混合溶液的pH。

9.80℃時，純水中的pH小于7，其原因是
。
10.（MCE-2000）25℃時，若體積為Va、pH=a的某一元強酸與體積為Vb、pH=b的某一元強堿混合，恰好中和，且已知Va＜Vb和a=0.5b。請?zhí)顚懴铝锌瞻祝?br> （1）a值可否等于3，其理由是
。
（2）a值可否等于5，其理由是
。
（3）A的取值范圍是，推導(dǎo)過程為

高二化學水的電離和溶液的pH教案2

高二化學3.2《水的電離和溶液的pH》大綱人教版
［復(fù)習提問］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1×10－9molL－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，在化學上常用pH來表示溶液的酸堿性，我們這節(jié)課就學習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+濃度的負對數(shù)。
［板書］pH=－lg{c(H+)}
［講述并板書］若某溶液c(H+)=m×10－nmolL－1，那么，該溶液的pH=n－lgm
［師］請同學們根據(jù)pH的計算方法填寫下表。
［投影］
c(H+)molL－110010－110－210－310－410－510－610－710－810－910－1010－1110－1210－1310－14
PH
酸堿性

［學生填完后，指定學生匯報結(jié)果，最后得出下列結(jié)論］
c(H+)molL－110010－110－210－310－410－510－610－710－810－910－1010－1110－1210－1310－14
PH0[1234567891011121314
酸堿性
—————酸性減弱中性—————堿性增強

［問］在上表中，c(H+)=10－3molL－1的溶液中c(OH－)等于多少？
［生］10－11molL－1
［師］你是怎樣求出來的？
［生］用水的離子積除以c(H+)。
［師］請同學們做以下練習。
［投影］1.求0.05molL－1的H2SO4溶液的pH。
2.求0.5molL－1的Ba(OH)2溶液的H+濃度及pH
［指定兩個學生板演］
答案：1.pH=12.c(H+)==10－14（molL－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+)=10－2molL－1
［以下師生邊分析邊板書］
因為1molH2SO4電離出2molH+，所以c(H2SO4)=c(H+)=0.5×10－2molL－1=5×10－3molL－1
因為c(OH－)=，所以c(OH－)=
［師］請同學們自己完成以下練習：
［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－)=10－5molL－1c(OH－)水=10－9molL－1
［問題探究］已知100℃時，純水的離子積為1×10－12，此時純水的pH等于多少？呈酸性嗎？為什么？
［學生討論得出答案］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－)=10－6molL－1，和H+和OH－的濃度相等，所以水仍是中性的
［師］那么請同學們計算一下，100℃時，pH=7的溶液是酸性還是堿性的？
［生］因為100℃時，pH=6的溶液是中性的，pH6的溶液中,c(OH－)c(OH+),因而pH=7的溶液堿性的.
［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0.1mL0.5molL－1的硫酸，稀釋成100mL的溶液，求稀釋后溶液的pH。
［師］請同學們先求一下稀釋前溶液的pH。
［學生計算后回答］pH=0。
［師］稀釋后H+的物質(zhì)的量是否改變？
［生］不變。
［師］請同學們算一下稀釋后溶液的pH。
［一個學生板演］
c(H+)==1×10－3molL－1
pH=－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10－13molL－1，c(OH－)為10－1molL－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－)==10－1molL－1，稀釋1000倍后，c(OH－)==10－4molL－1，所以c(H+)==10－10molL－1
pH=－lg10－10=10
［投影練習］
1.常溫下，將0.05mL1molL－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。但當溶液很稀，由溶質(zhì)電離出的H+或OH-濃度接近10-7molL－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+)=≈1.1×10－7molL－1
pH=7－lg1.1＜7
［師］同學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+m；
b.pH=n的強堿稀釋10m倍，稀釋后pH=n－m；
c.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.×(10－8+10－10)molL－1
B.(10－8+10－10)molL－1
C.(1×10－4+5×10－10)molL－1
D.2×10－10molL－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+)=10－8molL－1
則c(OH－)==10－6molL－1
又因為pH=10,所以c(H+)=10－10molL－1
則c(OH－)==10－4molL－1
等體積混合后：
c(OH－)=≈×10－4molL－所以c(H+)==2×10－10molL－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？
［學生討論后回答，教師總結(jié)并板書］

強酸和強堿等體積混合

［講述］我們這節(jié)課主要學習了pH的計算方法，從pH的取值范圍我們可以看出，當H+或OH－濃度大于1molL－1時，用pH表示溶液酸堿性并不簡便，此時pH會出現(xiàn)負值，因此，對于c(H+)或c(OH－)大于1molL－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)課學習的溶液的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，下面請同學們討論以下兩題：
［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，可用以下化學方程式表示：H2O+CO2H2CO3H++HCO。又知人體呼出的氣體中CO2體積分數(shù)約5%。下列說法正確的是（）
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：AC
2.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NH3H2O等。
以NH4Cl與NH3H2O為例說明：在NH4Cl與NH3H2O的混合溶液中，NH4Cl====NH+Cl－，NH3H2ONH+OH－，加酸時NH3H2O電離出的OH－中和了加進去的H+，使NH3H2O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NH3H2O，使溶液pH幾乎不變。
［布置作業(yè)］課本習題二三、2
●板書設(shè)計
2.溶液的pH
pH=－lg{c(H+)}
若c(H+)=m×10－nmolL－1，則pH=n－lgm
①溶液稀釋后pH的計算
a.pH=n的強酸稀釋10m倍，稀釋后pH=n+m；
b.pH=n的強堿稀釋10m倍，稀釋后pH=n－m；
c.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

強酸、強堿等體積混合

●教學說明
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學生是很容易掌握的。本節(jié)課在教學中通過典型例題和練習，在使學生掌握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。從而使學生從更深更廣的角度認識pH。
參考練習
1．某溶液在25℃時由水電離出的H+的濃度為1×10-12molL－1，下列說法正確的是（）
A.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2
C.向該溶液中加入鋁片后，一定能生成H2
D.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1×10-12molL－1，這是水的電離平衡被抑制的結(jié)果。抑制水電離的物質(zhì)，可能是NaOH等堿，也可能是HCl等非強氧化性酸，還可能是HNO3這樣的強氧化性酸，另外也可能是NaHSO4這樣的鹽?！?br> 答案：AB
2．25℃，NaOH溶液pH為a，某酸溶液pH為b，a+b=14,a≥11，將兩種溶液按等體積混合，下列說法中正確的是（）
A.混合溶液的pH必定為7
B.混合溶液pH≤7
C.向混合溶液中加入Cl2溶液，可能生成Mg（OH）2沉淀
D.混合溶液中可能有兩種溶液
解答提示：酸溶液中的酸可能是強酸，也可能是弱酸
答案：BD[
3．在25℃時，若10體積的強酸溶液與1體積的強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強酸溶液的pH與強堿溶液的pH之和應(yīng)滿足的關(guān)系是（）
答案：pH酸+pH堿=15