3-2水的电离和溶液的酸碱性学案
3-2水的电离和溶液的pH教案.docx
【课题】第二单元溶液的酸碱性3-2-1溶液的酸碱性(1)【三维学习目标】1、知识与技能(1)使学生了解溶液的酸碱性和c(H*)、C(OH)的关系；(2)使学生了解溶液的酸碱性和pH的关系；(3)使学生掌握有关溶液pH的简单计算。
2、过程与方法(1)通过阅读、讨论、计算、分析，加深学生对溶液酸碱性、pH跟c(Hj和溶液酸碱性的关系的理解；(2)通过回忆、阅读、自学、讨论，提高学生的自学能力。
3、情感、态度与价值观(1)培养学生对知识的迁移能力及分析问题、解决问题的能力，并对学生进行对立统一等辩证唯物主义观点的教育。
(2)通过合作、讨论，培养学生主动参与交流、团队合作的精神。
【教学重点】pH与溶液酸碱性的关系。
【教学难点】有关pH的简单计算。
【教学过程】［交流与讨论］已知在25°C时,水的离子积Kw=c(H+)Xc(0H-)=1X10-14,请分别计算浓度均为0.01mol/L的盐酸、氯化钠溶液、氢氧化钠溶液中氢离子及氢氧根离子的浓度。
请根据计算讨论溶液的酸碱性与氢离子及氢氧根离子浓度的关系。
［问题探究］(1)O.Olmol/L的HC1溶液中，c(H+)=?由水电离岀的c水(OHJ=? c水(H「=?(2)O.Olmol/L 的NaCl 溶液中,c(H+)=? c(OH )=?(3)O.Olmol/L 的NaOH 溶液中，c(OH )=?由水电离出的c 水(OHA? c 水(H+)=? 解析：(1) O.Olmol/L表示什么物质的浓度?通过它能求算什么微粒的浓度？表示HC1的浓度。
因为HC1是一元强酸，HC1二H* + CF, HC1电离出的c(H+)=c(Cr)=0.01mol/L；O.Olmol/L是否为溶液屮的c(H+)?为什么？严格说不是。
因为溶液中C(HA C(H*+C(H」水，但由于c(H「酸＞＞c(Hj水，c(Hj水完全可以忽略不计，可认为O.Olmol/L就是溶液中的c(H+)0如何求算水电离产生的C(OH)4＜和c(H。
高中化学第三章水溶液中的离子平衡3-2水的电离和溶液的酸碱性第2课时溶液PH的计算导学案-2019word版可打印
酸碱性
——————酸性减弱——————→中性——————碱性增强——————→
在上表中 c(H+) ＝10—3mol·L—1的溶液中，c(OH—)=10—11mol·L—1
合作探究:
（一）溶液pH的简单计算
1．强酸或强碱溶液的pH计算
（1）．求0．05 mol·L—1 H2SO4溶液的pH。
（2）1求.0.01mol/L盐酸的pH
①HA+HC2-(少量)=A-+H2C-
②H2B（少量）+2A-=B2-+2HA
③H2B（少量）+H2C-=HB-+H3C
回答下列问题：
（1）相同条件下，HA、H2B、H3C三种酸中酸性最强的是_______。
（2）A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2- 6种离子中，最易结合质子（H+）的是______，最难结合质子的是________。
（3）1求.0.01mol/LNaOH溶液的pH
（4）．求0．5 mol·L—1 的Ba(OH)2溶液的H+浓度及pH。
规律：已知 c(H+)或已知c(OH—)，求溶液的pH
若某溶液c(H+) = m×10— n mol·L—1 ，溶液的pH。
若某溶液c(OH-) = m×10— n mol·L—1 ，溶液的pH。
B．太快而且太深的呼吸可导致酸中毒(pH过低)
C太浅的呼吸可导致酸中毒(pH过低)
D．太浅的呼吸可导致碱中毒(pH过高)
4．水是一种极弱的电解质，在室温下，平均每n个水分子中只有1个水分子发生电离，则n值是
A、1×10-14 B、55.6×107 C、107 D、55.6
5．下列叙述中正确的是（ ）。
水的电离和溶液的酸碱性 导学案
《水的电离和溶液的酸碱性》（第1课时）导学案【学习目标】认识水的电离和水的离子积常数，明确水的离子积常数与温度的关系；1、初步学会有关水的离子积的简单计算2、明确溶液PH的意义以及c（H+），PH与溶液酸碱性的关系【学习重点】：水的离子积，溶液的酸碱性【学习难点：】水溶液中c(H+)和c(OH—)的计算【知识链接】水的密度近似为1g/ml，1L水的质量是1000g其物质的量是55.6mol ，25℃时1L水中只有1×10—7 mol的水电离。
水的电离百分率为1.8×10—7%，所以纯水几乎不导电，只有通过精确的导电性实验来证明水是一种极弱的电解质。
【学习过程】阅读45页—46页上半：一、水的电离和水的离子积1、水的电离方程式为可简写为____________ ___.25℃时，纯水中c(H+)=c(OH—)= mol/L。
（上面的知识链接黑体字）2、水的电离平衡常数表达式：K=3、水的离子积Kw= _______ （列算式）。
由水中的离子浓度可得，25℃时Kw= .（写得数）4影响水的电离的因素：分析以下条件改变对于水的电离平衡的影响，填空：（1）Kw只受________的影响。
温度越高，水的电离程度越__________， Kw越________。
（2）加酸（或加碱）都能使水的电离平衡向__________移动，即酸（或碱）对水的电离有______________作用（填“促进”或“抑制”）。
而加酸（或加碱）Kw___________（填“改变”或“不变”）。
☆利用Kw进行下列计算：1、25℃时，向水中加入NaOH固体，使C(OH-)=0.1mol/L，则此时水电离的C(H+) = ?2、25℃时，向水中通HCl气体，使C(H+)=0.1mol/L，则此时水电离的C(OH-) = ?☆小结：Kw不仅适用于纯水，还适用于______________________。
不管哪种溶液，只要温度一定，Kw就一定。
3-2 水的电离和溶液的酸碱性
⒊pH的测定 ⑴定性测定： 酸碱指示剂法 ⑵定量测定： ①粗略测定： pH试纸法
注意：①试纸不能用水润湿②不能将试纸伸到溶 液中③广泛pH试纸只能读出整数 ②精确测定： pH计（酸度计）
三、pH的应用
酸碱中和滴定
⒈原理： [总结] 酸碱中和反应的实质：H+ + OH－ ＝ H2O ⒉定义：
标准液 待测液
调液面 至“0”刻度或“0”刻度以下
记录 v起始读数
读数时要注意： Ⅰ.滴定管要直立 Ⅱ装液或放液后，需等1-2分钟才能观察液面高度 Ⅲ.读数时，视线应与凹液面最低处在同一水平线 上，防止俯视或仰视 Ⅳ.必须准确到0.1mL，并估计到0.01mL。 ⑷取液（待测液）、滴加指示剂（2-3滴）
⑸滴定
思路：混合前后H+的物质的量守恒,
10 V 10 V 10 结论： 解：c(OH ) m ol/ L m ol/ L 2 V 2 若两种强碱等体积混合且两溶液中 pH 相差 2 14 1 10 10 或2个单位以上时，可忽略离子浓度小的溶液中 c( H ) m ol/ L 2 10 m ol/ L 4 10 pH＝pH -0.3 的溶质，混合后溶液 大 2
6 4 4
pH ＝ -lgC(H+) ＝ -lg2×10-10 ＝ 10 - 0.3
⑶强酸-强碱混合 若是酸过量则应先求出反应后溶液中剩余酸 的c(H+)，再求pH 。
若是碱过量，则先求出反应后溶液中剩余碱 的C(OH-)，再求pH 。
c ( OH ) V c ( H )酸 V酸 碱 碱 c(OH ) 混 V酸 V碱
⒉溶液的酸、碱性和pH的关系 ⑴pH的计算： pH ＝ -lgC(H+) c(H+) ＝ 10-pH
3-2水的电离和溶液的酸碱性学案.
3-2水的电离和溶液的酸碱性学案班级____________姓名______________一、水的电离1、水是一种________的电解质_______________________________________、___________________________2、水的离子积常数（1）概念：在一定温度下，c(H+)和c(OH-)的乘积是一个______，即K W=____________ 25℃K W=__________（2）注意点：①K W随温度变化而变化，温度升高，K W______________；②适用范围：____________________________________；③任何水溶液中均含有_____________，且由水电离的c(H+)和c(OH-)________。
【强调】水的离子积常数虽然是定值，但它是相对的，当温度改变时，这一数值要发生变化，如不指明温度，一律按常温考虑(即K W=1×10-14)。
3、影响水的电离的因素[思考]改变下列条件水的电离平衡是否移动？向哪个方向移动？水的离子积是否改变？是增大还是减小？（1）升高温度（2）加入NaCl （3）加入NH4Cl（4）加Na2CO3（5）加NaOH （6）加HCl【强调】（1）升高温度，_______水的电离，水的离子积________；（2）加入某些盐，________水的电离，K W________；（3）加入酸或碱，________水的电离，K W________。
二、溶液的酸碱性1、溶液酸碱性的实质【问题探究】1、0.01mol/L的HCl溶液中，c(H+)=?由水电离出的c水(OH-)=?c水(H+)=?2、0.01mol/L的NaCl溶液中，c(H+)=?c(OH-)=?3、0.01mol/L的NaOH溶液中，c(OH-)=?由水电离出的c水(OH-)=?c水(H+)=?【归纳】计算强酸、强碱溶液中的H+、OH-浓度的解题途径c(强酸) c(H+) c(OH-)水=c(H+)水c(强碱) c(OH-) c(H+)水=c(OH-)水【小结】常温下：（1）溶液中，c(H+)>c(OH-)，且c(H+)____10-7mol/L时，溶液显____性；（2）溶液中，c(H+)<c(OH-)，且c(OH-)____10-7mol/L时，溶液显____性；（3）溶液中，c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L时，溶液显____性；（4）无论在什么溶液中，水电离出的H+浓度总________水电离出的OH-浓度。
高中化学第3-2水的电离与溶液的酸碱性教学设计
第二节水的电离和溶液的酸碱性教学设计叙永尹莉玮第一课时教学目标：1、使学生了解水的电离和水的离子积2、生了解溶液的酸碱性与pH的关系3、通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育教学重点：水的离子积，溶液酸碱性和溶液pH值的关系教学难点：水的离子积教学方法：交流讨论法、多媒体教学法、引导法、类比推理法等等教具：多媒体教学设备、教材教学过程：【师】复习提问醋酸是弱酸，在溶液中存在如下电离平衡COOH CH3+-+HCOOCH3①少量盐酸；②加适量碱；③适当加热对醋酸的电离平衡和电离度有什么影响？为什么？【生】参加盐酸，上述平衡逆向移动，电离度减小加碱，平衡正向移动，电离度增大；加热，平衡正向移动，电离度增大【引入】水是不是电解质？研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。
那么水是如何电离的呢？【探究一】水的电离H2O + H2O H3O+ + OH—简写为：H2O H++ OH—【生】思考：既然一定温度下纯水中c(H+)和C(OH-)浓度是定值，那么乘积呢？【探究二】水的离子积常数K w = c〔H+〕·c〔OH—〕250C时，K w = c〔H+〕·c〔OH—〕=1×10－14其中常数K与常数c(H2O)的积记为Kw,称为水的离子积常数，简称为离子积实验测得：在25℃，水电离出来的c(H+)=c(OH-)=10-7mol/LK w = c〔H+〕·c〔OH—〕=10-14如果温度变化K w会如何变化?为什么?【生】温度越高，Kw越大，水的电离是一个吸热过程注意:1000C时，K w = c〔H+〕·c〔OH—〕=1×10-12K w适用于一定温度下任何稀的电解质溶液【牛刀小试】的盐酸溶液中，c(H＋)=？、c(OH-)=？、由水电离出的c(OH-)水=？、c(H＋)水=？的NaOH溶液中，c(OH-)=？、c(H＋)=？、由水电离出的c(OH-)水=？、c(H＋)水=？的NaCl溶液中，c(OH-)=？、c(H＋)=？【探究三】影响水的电离平衡的因素【生】升高温度，促进水的电离，K w增大注意：水的离子积只随温度的改变而改变K w时要强调温度【思考与交流】(2)参加酸或碱，抑制水的电离，K w不变。
学案2：水的电离和溶液的pH
第2讲水的电离和溶液的pH【考试说明要求】1．了解水的电离和水的离子积。
2．了解溶液的酸碱性和pH的关系。
3．学会有关强酸、强碱的pH的简单计算。
【考点扫描】1. 水的电离(1) 水的电离是吸热反应，常温时水的离子积K w＝10－14，100℃时，K w＝10－12。
(2) 不能把10－7作为判断一切溶液酸、碱性的分界线，应比较c(H+)和c(OH－)的大小。
(3) 已知水的c(H+)或c(OH－)，并不能确定溶液的酸碱性。
(4) 什么物质或条件可以打破水的电离平衡？平衡向何方移动？①酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，造成c(H+)≠c(OH－)，αw下降。
溶液的pH表示的c(H+)为溶质酸的，通过水的离子积(K w) 的公式计算出水电离的c(OH－)w，c(H+)w＝c(OH－)w。
碱溶液的pH表示的c(H+)则为水电离出的c(H+)w，因为碱本身不含有H+。
②水解盐可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡正向移动，αw增大。
只有一种弱离子水解，则c(H+)≠c(OH－)；若双水解，则可能相等，也可能不相等。
水解呈酸性的盐溶液的pH与碱溶液相同，水解呈碱性的盐溶液的pH与酸溶液相同。
增大，K w增③温度可以影响水的电离平衡。
温度升高，水的电离平衡向右移动，αw大，pH降低，但c(H+)＝c(OH－)。
如果K w≠10－14，则pH≠7，那么在中性以下且小于7时，酸的浓度与pH的关系和K w ＝10－14时相同，如果按酸的浓度算出的pH与中性值相等或大时，一定错了！碱溶液毫无上述关系，一定要计算。
2. 溶液的pH定义：pH＝-lg{c(H+)}，通常的使用范围0─14，pH值变化1个单位，则c(H+)变化10倍。
(1) pH─c(H+)─酸性─碱性─c(OH－)的关系；(2) 两溶液的pH相差n个单位，则c(H+)和c(OH－)相差10n倍(3) 酸、碱溶液稀释时，pH与c(H+)或c(OH－)的关系；酸、碱溶液稀释后的pH计算：若把已知pH的酸或碱溶液稀释n倍，①强酸、强碱溶液的pH＝原pH±lg n(酸为“＋”，碱为“－”)②弱酸、弱碱溶液的pH＝原pH±lg n(酸为“＋”，碱为“－”)一般情况下，强酸溶液稀释10倍，溶液的pH增大1；而弱酸溶液稀释10倍后，其pH 只增大0.5左右。
水的电离和溶液的酸碱性学案 人教课标版(优秀教案)
第二节水的电离和溶液的酸碱性重难点一影响水的电离平衡的因素．温度因水的电离是吸热过程，故升高温度，水的电离平衡向右移动，(＋)和(－)同时增大，但因由水电离出的(＋)和(－)始终相等，故溶液呈中性。
．加入酸或碱向纯水中加入酸(或碱)，由于酸(或碱)电离产生＋(或－)，使水中(＋)[或(－)]增大，水的电离平衡向左移动，达到新平衡时，溶液中(＋)[或(－)]增大，水的电离程度减小，但温度未变，则不变。
．加入活泼金属向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的＋直接发生置换反应，产生，使水的电离平衡向右移动。
重难点二溶液酸碱性的判断溶液呈酸性、碱性还是中性，应看(＋)和(－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：判据在℃时的溶液中：(＋)>×－溶液呈酸性(＋)＝×－溶液呈中性(＋)<×－溶液呈碱性常温下，(＋)>－时，溶液呈酸性，且(＋)越大，酸性越强；(－)越大，碱性越强。
判据在℃时的溶液中：< 溶液呈酸性＝溶液呈中性> 溶液呈碱性判据在任意温度下的溶液中：(＋)>(－) 溶液呈酸性(＋)＝(－) 溶液呈中性(＋)<(－) 溶液呈碱性注意用判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。
不能简单地认为等于的溶液一定为中性，如℃时，＝为中性，<才显酸性，>显碱性，所以使用时需注明温度，若未注明温度，一般认为是常温，就以＝为中性。
重难点三试纸的使用．使用试纸测量溶液的时，一般先把一小片试纸放在洁净干燥的表面器皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，不能把试纸放在待测液中测定。
．使用试纸测量溶液时，不能用水将试纸润湿。
因为这样做，已将溶液稀释，导致测定的不准确。
．用广泛试纸测出的溶液只是整数值，而不会是、等小数值。
重难点四有关的计算．单一溶液的计算强酸溶液()，其物质的量浓度为，则：(＋)＝，＝－(＋)＝－；强碱溶液[()]，其物质的量浓度为，则(－)＝，(＋)＝，＝－(＋)＝＋。
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3-2水的电离和溶液的酸碱性学案班级____________姓名______________一、水的电离1、水是一种________的电解质_______________________________________、___________________________2、水的离子积常数（1）概念：在一定温度下，c(H+)和c(OH-)的乘积是一个______，即K W=____________ 25℃K W=__________（2）注意点：①K W随温度变化而变化，温度升高，K W______________；②适用范围：____________________________________；③任何水溶液中均含有_____________，且由水电离的c(H+)和c(OH-)________。
【强调】水的离子积常数虽然是定值，但它是相对的，当温度改变时，这一数值要发生变化，如不指明温度，一律按常温考虑(即K W=1×10-14)。
3、影响水的电离的因素[思考]改变下列条件水的电离平衡是否移动？向哪个方向移动？水的离子积是否改变？是增大还是减小？（1）升高温度（2）加入NaCl （3）加入NH4Cl（4）加Na2CO3（5）加NaOH （6）加HCl【强调】（1）升高温度，_______水的电离，水的离子积________；（2）加入某些盐，________水的电离，K W________；（3）加入酸或碱，________水的电离，K W________。
二、溶液的酸碱性1、溶液酸碱性的实质【问题探究】1、0.01mol/L的HCl溶液中，c(H+)=?由水电离出的c水(OH-)=?c水(H+)=?2、0.01mol/L的NaCl溶液中，c(H+)=?c(OH-)=?3、0.01mol/L的NaOH溶液中，c(OH-)=?由水电离出的c水(OH-)=?c水(H+)=?【归纳】计算强酸、强碱溶液中的H+、OH-浓度的解题途径c(强酸) c(H+) c(OH-)水=c(H+)水c(强碱) c(OH-) c(H+)水=c(OH-)水【小结】常温下：（1）溶液中，c(H+)>c(OH-)，且c(H+)____10-7mol/L时，溶液显____性；（2）溶液中，c(H+)<c(OH-)，且c(OH-)____10-7mol/L时，溶液显____性；（3）溶液中，c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L时，溶液显____性；（4）无论在什么溶液中，水电离出的H+浓度总________水电离出的OH-浓度。
【巩固练习】1、0.1moL/L硫酸溶液中H+和OH-浓度是多少?2、0.5mol/LBa(OH)2溶液中OH-和H+浓度是多少?2、溶液酸碱性的表示方法－－pH（1）规定：溶液的pH等于H+浓度的________。
pH=______________若某溶液c(H+)=m×10-n mol/L，那么，该溶液的pH=______________（1）纯水的c(H+)=1×10-7mol/L，它的pH值是多少?（2）c(H+)=1mol/L的酸性溶液，pH值是多少?（3）c(H+)=2×10-5mol/L酸性溶液，pH值是多少?（4）c(OH-)=2×10-5mol/L的碱性溶液，pH值是多少?（2）意义：pH的大小能反映出溶液中H+浓度的大小，即能表示溶液的酸碱性______。
【小结】常温时：①pH<7，溶液显___性，pH值越小，酸性越___。
(pH值每减小1个单位，c(H+)增大____倍)②pH>7，溶液显___性，pH值越大，碱性越___。
(pH值每增大1个单位，c(H+)减小____倍)③pH=7，溶液显___性。
（3）适用范围________________________________________________（4）溶液酸碱性的判断①用______________________________关系判断(无条件)；②用______________________判断(25℃)。
[思考]在95℃时，纯水的pH____7，理由是______________________________________ _________________________________________________________________________ 例2、计算pH=2的H2SO4溶液的浓度及溶液中OH-浓度。
[练习]求pH=9的NaOH溶液中的c(OH-)及由水电离出的c(OH-)水。
3、pH的测量（1）酸碱指示剂酸碱指示剂用于粗测溶液的pH范围。
如石蕊试纸(红色和蓝色)可用来定性判断溶液的酸碱性(测气体酸碱性时必须用蒸馏水湿润)。
常用的酸碱指示剂及变色范围（2）pH试纸pH试纸既可以粗略测定溶液酸碱性强弱,也可用于粗略测量溶液的pH。
【强调】Ⅰ、使用pH试纸测溶液的pH时,一般先把一小片试纸放在表面皿或玻璃片上,用沾有溶液的玻璃棒点在试纸的中部,不能把试纸放到待测液中测定。
Ⅱ、在测定溶液pH时,pH试纸不能用蒸馏水湿润。
（3）pH计【巩固练习】1、求0.1mol/L盐酸溶液的pH。
2、求0.005mol/L硫酸溶液的pH。
3、求0.1mol/LNaOH溶液的pH。
4、求0.05mol/LBa(OH)2溶液的pH。
三、关于pH的有关计算1、有关pH的基本计算例1、90℃时,水的离子积K W=3.8×-13,该温度时纯水的pH值是( ) A.等于7 B.小于7 C.大于7 D.无法确定例2、将8gNaOH溶于水配制成200mL溶液,求所得溶液的pH为多少?[练习一]1、25℃时，纯水的pH=______；2、求0.01mol/LHCl溶液的pH=______；3、求0.01mol/LNaOH溶液的pH=______。
2、两种强酸(或强碱)溶液混合后pH值的计算分析:首先要注意两点:(1)由于pH值适用于稀溶液,两种稀溶液混合,其总体积可以近似看作混合前两者体积之和。
(2)对于稀强酸溶液混合,可先求出混合溶液中的c(H+),再求其pH值,若是强碱溶液混合,必须先求出混合液的c(OH-),然后通过水的离子积计算出c(H+),再求其pH值。
例3、pH值为2和4的两种盐酸溶液等体积混合，求pH值?常见错误：解：例4、pH为8和13的两种NaOH溶液按1:2体积比混合，求pH值?常见错误：原因:两种强碱混合,溶质是NaOH,c(OH-)是决定混合溶液pH值变化的主因,直接采用c(H+)平均的计算方法,属于本末倒置。
解：【归纳】解题途径两种强酸混合c(H+)混pH两种强碱混合c(OH-)混c(H+)混pH[练习二]1、pH为3和5的两种硫酸溶液等体积混合后pH为多少?2、pH为12和10的两种氢氧化钡溶液按2:1体积比混合后pH为多少?3、强酸与强碱溶液反应后溶液pH值的计算分析:对于强酸与强碱混合,若恰好完全中和,则混合液pH=7;若酸有剩余,则计算剩余的c(H+),从而求pH;若碱有剩余,应先计算剩余的c(OH-),再求c(H+),最后求pH。
例5、求pH=4的盐酸和pH=12的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH。
解：【归纳】解题途径H+ + OH- = H2O[练习三]1、求pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合,求pH?2、求pH=2的盐酸和pH=10的氢氧化钾溶液等体积混合,求pH?4、强酸(强碱)、弱酸(弱碱)加水稀释后的pH值的计算（1）强酸(强碱)稀释后pH的计算例6、常温下取0.1mL0.5mol/L的硫酸，稀释成100mL的溶液，求稀释后溶液的pH。
解析：例7、pH=13的NaOH溶液稀释1000倍，求稀释后溶液的pH。
[练习四]1、常温下，将0.05mL1mol/L的盐酸滴加到50mL纯水中，求此溶液的pH。
2、pH=10的NaOH加水稀释至原来的100倍，求稀释后溶液的pH。
例8、将pH为5的HCl溶液稀释1000倍，请同学们想一想若不考虑水电离出的H+，溶液的pH为几?【归纳】①强酸pH=n,加水稀释10m倍c(H+)=10-n10-n-m pH=__________②强碱pH=n,加水稀释10m倍c(H+)=10-n c(OH-)=10-14+n10-14+n-m c(H+)=10-n+m pH=_________③酸、碱溶液无限稀释时,pH值只能约等于或接近于7,酸略小于7,碱略大于7。
(2)弱酸(弱碱)稀释后pH的计算①弱酸pH=n,加水稀释10m倍稀释电离程度增大c(H+)必大于同等情况下强酸的c(H+),pH<n+m②弱碱pH=n,加水稀释10m倍稀释电离程度增大c(OH-)必大于同等情况下强碱的c(OH-),pH>n-m四、酸碱中和滴定1、原理：用物质的量浓度的酸(或碱)来测定物质的量浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定，在化学上属于定量分析实验。
2、准确测定c待的两个因素：（1）准确测定两种溶液的。
措施：使用精确刻度的仪器，滴定管。
（2）准确判断中和反应的。
措施：滴入指示剂（变色要明显、要灵敏）。
3、仪器（1）酸式滴定管：不能盛放液；碱式滴定管：不能盛放液和溶液。
①零刻度在方；②酸式滴定管下端为活塞，盛放碱液会生成Na2SiO3，使活塞不能旋转；③碱式滴定管下端为一段橡皮管，酸液会橡胶。
④滴定管可以读到小数后位。
（2）和；（3）；（4）指示剂：、和。
4、操作步骤（1）：检查是否漏水，若漏水则应更换和修理；（2）：用蒸馏水洗涤滴定管、锥形瓶，再用相关溶液润洗滴定管；（3）：将待测的盐酸溶液装入酸式滴定管，将标准氢氧化钠溶液装入碱式滴定管；（4）：排除滴定管中的气泡，调整液面到“0”或“0”刻度以下，并记录读数；（5）：从酸式滴定管中放出20.00mL未知浓度的盐酸溶液于锥形瓶中，加入2～3滴酚酞试液；（6）：将碱式滴定管中的标准氢氧化钠溶液逐滴滴加到锥形瓶中，直至溶液的颜色由无色变为红色，且在内不恢复成原来的颜色，此时即达到滴定终点；注意：左手控制碱式滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛观察溶液颜色的变化。
（7）记录和计算注意：①读数时，视线与溶液液面水平相切。
为什么？②滴定操作应重复二至三次，然后求出用去盐酸体积的平均值。
5、误差分析根据：前提：待测液的体积一定。
可知：待测液测定的结果取决于所用标准液的体积，有“滴多偏多”、“滴少偏少”之说。
[讨论]用标准盐酸滴定未知溶液,下列错误操作将对V(酸)和c(碱)有何影响?(填偏大或偏小或无影响)1、预先未用标准酸液润洗滴定管，V(酸) _____ C(碱) _____ ；2、预先未用待测液润洗碱式滴定管，V(酸) ______ C(碱) _____ ；3、水洗后又用待测碱液润洗锥形瓶，V(酸) _____ C(碱) _____ ；4、读标准酸液初始体积数时仰视，V(酸) _____ C(碱) _____ ；5、读标准酸液初始体积数时俯视，V(酸) _____ C(碱) _____ ；6、读标准酸液终了数时仰视，V(酸) _____ C(碱) _____ ；7、读标准酸液终了数时俯视，V(酸) _____ C(碱) _____ ；8、酸式滴定管未赶气泡就开始滴定，V(酸) _____ C(碱) _____ ；9、滴定终了时发现尖嘴处有一滴标准酸液没滴下，V(酸) _____ C(碱) _____ ；10、滴定时，指示剂变色后未能“保持半分钟”就停止滴定，V(酸) _____ C(碱) _____ 。