朱學明

摘 要：高中化學《水溶液中的離子平衡》中有關(guān)pH的計算對于高中學生來說是一個難點，不知道用H+還是用OH-計算，很容易出錯。教師應(yīng)該教會學生會對這方面的計算進行歸納、分析，教學生明確知道該溶液中H+還是OH-多。

關(guān)鍵詞：H+；OH-；酸；堿；pH

高中化學《水溶液中的離子平衡》中有關(guān)pH的計算以及溶液的酸堿性既是本節(jié)的重點也是本節(jié)的難點，許多學生對于這類題不知道是用溶液H+還是OH-來計算pH,感覺這類題無從下手。教師應(yīng)該做好以下幾個方面的工作。

一、打下基礎(chǔ)，做好鋪墊

1. 明確對象，把握關(guān)鍵，理清思路

本節(jié)課要講清水的離子積的含義是完成pH計算教學任務(wù)的關(guān)鍵。教師首先要讓學生建立水的電離方程式的書寫→水的電離平衡常數(shù)→水的離子積常數(shù)的知識主線。教師先讓學生借助對化學平衡狀態(tài)以及化學平衡常數(shù)的理解，去理解水的電離平衡，并要求學生必須明確水是極弱電解質(zhì)，水電離的H+、OH-的離子濃度極少。接著教師說明在水中增加或減少H+、OH-能破壞水的電離平衡，在水中增加H+要忽略水電離H+，增加OH-要忽略水電離出OH-。最后教師強調(diào)在酸或堿的稀溶液中水的濃度基本不變：引出電解質(zhì)的水溶液中水的離子積都是溶液中C(H+)×C(OH-)=KW的一個常數(shù)，并且是溫度常數(shù)，隨溫度變化而變化，為認識溶液pH和學習鹽類水解打基礎(chǔ)。

2. 分析本質(zhì)，作出判斷，做好鋪墊

要使學生從本質(zhì)上認識稀溶液的酸堿性與C（H+）、C（OH-）的關(guān)系，關(guān)鍵還是要學生在思路上緊扣平衡移動原理，通過對水的電離平衡及其影響因素分析，明確不管外界條件對溶液中C（H+）、C（OH-）做如何改變，溶液中的C（H+）×C（OH-）=KW，而與此相反的是KW值并不隨溶液中的C(H+)、C（OH-）改變而改變。

二、明確考綱要求，分析計算類型

關(guān)于溶液pH計算，考綱只要求學生能夠?qū)娝?、強堿溶液，強酸、強堿溶液稀釋以及強酸、強堿之間發(fā)生中和反應(yīng)前后的溶液pH進行一些簡單的計算；明確溶液中C(H+)、C（OH-）相對大小，用離子濃度大的進行計算。

三、明確掌握概念、會對公式進行變形。

pH概念：溶液中H+的物質(zhì)的量濃度負對數(shù)。

對象：C(H+)＜1mol/L時。

涉及公式：pH=logC(H+)、C(H+)=10-PH、 C(H+)×C（OH-）=KW。

四、找準對象進行計算

學生只要掌握了上面所說到的幾個方面，對公式進行掌握，會靈活運用公式，明確知道溶液中離子濃度的大小關(guān)系，對于溶液pH的計算就能順利掌握。

1. pH計算的分類

（1）酸溶液。強酸的水溶液中，溶液中的H+是酸電離的H+，忽略水電離出H+，溶液中的OH-是水電離的OH-，此時不能忽略水電離出OH-。因此，公式就可以做如下變形：

pH=logC(H+)酸、C(H+)酸=10-PH、C(H+)酸×C(OH-)水=KW。

題型包括：單一酸溶液、酸與酸相混、酸溶液的稀釋。（無限稀釋pH≤7）

（2）堿溶液。

強堿的水溶液中，溶液中的OH-是堿電離的OH-，忽略水電離出OH-，溶液中的H+是水電離的H+，此時不能忽略水電離出H+。因此，公式就可以做如下變形：

pH=logC(H+)水、C(H+)水=10PH、C(H+)水×C(OH-)堿=KW。

題型包括：單一堿溶液、堿與堿相混、堿溶液的稀釋。(無限稀釋pH≥7)

(3)強酸與強堿混合。強酸強堿混合要進行比較并看誰過量，酸過量用第一種方法計算，恰好完全反應(yīng)溶液呈中性，堿過量用第二種情況計算。(以HnR與M(OH)m為例分析)

①若n（H+）>n（OH-）（或nC（酸）V（酸）>mC（堿）V（堿）），C（H+）=。

pH=logC（H+）酸、C(H+)酸=10-PH、C（H+）酸×C(OH-)水=KW。

②若n（H+）=n（OH-）（或nC（酸）V（酸）=mC（堿）V（堿）），溶液中C（H+）=C(OH-)= 。

③若n（H+）

pH=logC(H+)水、C（H+）水、C(H+)水=10-PH、C(H+)水×C(OH-)堿=KW。

2. 常見例題分類

（1）有關(guān)酸溶液混合計算題。

例1：①C(H+)=0.01mol/L的鹽酸、C(H+)=0.01mol/L的硫酸溶液中的pH。② C(H+)=1×10-5mol/L鹽酸溶液與C(H+)=1×10-3mol/L鹽酸溶液等體積混合后溶液的pH。③ C(H+)=1×10-5mol/L鹽酸溶液與C(H+)=1×10-3mol/L硫酸溶液等體積混合后溶液的pH。

解答：①C(H+)= 0.01，pH=2。

②C(H+)=≈，pH=3+log2。

③C(H+)=≈，pH=3+log2。

（2）有關(guān)堿溶液混合計算題。

例2：常溫下，計算下列溶液中的pH。

①C(OH-)=1×10-5mol/L溶液中的pH。

②C(OH-)=0.01mol/L的氫氧化鈉、C(OH-)=0.01mol/L的氫氧化鋇溶液中的pH。

③C(OH-)=1×10-5mol/L氫氧化鈉溶液與C(OH-)=1×10-3mol/L氫氧化鈉溶液等體積混合后溶液的pH。

解答：①C(H+)==10-9mol/L，pH=9。

②C(OH-)=0.01mol/L， C(H+)==10-12mol/L， pH=12-log2+log3。

③C(OH-)=≈mol/L，C(H+)==2×10-11mol/L，pH=11-log2。

（3）強酸與強堿混合。

計算步驟首先判斷過量，再根據(jù)C（H+）或C（OH-）計算。

例3 ：①把0.01mol/L的鹽酸與0.01mol/L的氫氧化鋇混合以等體積混合的pH。

②把0.01mol/L的鹽酸與0.01mol/L的氫氧化鈉混合以等體積混合的pH。

③把0.01mol/L的硫酸與0.01mol/L的氫氧化鈉混合以等體積混合的pH。

解答：①混合前C(H+)=0.01mol/L

混合后C(OH-)==0.005mol/L，C(H+)==

2×10-12mol/L，pH=12-log2。

②混合前C(H+)=0.01mol/L=C(OH-)=0.02mol/L，pH=7。

③混合前C(H+)=0.02mol/L＞C(OH-)=0.01mol/L，C(H+)==0.005 mol/L，pH=2+log2。

五、合理分析，靈活應(yīng)用

學生對上述各種情況掌握以后，對于不同類型的題就會作出合理的判斷。例如計算電解質(zhì)溶液中的水電離的H+或OH-、計算溶液中的H+或OH-和其他離子的比值，就不會無從下手。

總之，導有法，學有法，但無定法，定要得法。教師無論以何種形式把知識傳授給學生，都要讓學生直到掌握為止。這也是同課異構(gòu)、高效課堂、用教材而不拘泥于教材，是新課改的要求。

（白河縣第一中學）