第一篇：溶液pH值計算教學設計

課題：溶液的pH計算

高二化學組

2013年12月24日

時間：2013年12月24日上午第二節 地點：高二三樓16班 講課人： 一、三維目標

1、知識與技能

(1)了解單一溶液pH求算方法；(2)掌握溶液稀釋規律。

(3)掌握混合溶液pH值的計算

2、過程與方法

(1)通過復習回顧pH的定義、計算方法為后面的學習打下基礎；(2)通過不同類型溶液的pH值的計算來鞏固提高學生的分析、解決計算問題的能力。

3、情感態度與價值觀

(1)培養學生的歸納思維能力和知識的綜合運用能力

(2)通過pH值的教學，培養學生的計算能力，并對學生進行科學方法的指導

二、教學重難點

1.溶液稀釋規律

2.混合溶液的pH值計算

三、教學過程設計

【引入】回顧溶液pH的定義表達式，求算簡單pH，突出抓住c（H+）計算?！就队啊縫H值表示方法：pH=－lg c(H+)，計算原理，方法?！緦W生計算回答】 1、25℃時，0.01mol/L鹽酸的PH、0.5mol/L稀硫酸的pH？

25℃時，10-5mol/L的NaOH的PH？ 2、25℃時，0.005mol/L的氫氧化鋇溶液的pH？ 【板書】

一、單一溶液PH值計算 【學生計算回答】略

【過渡】溶液濃度改變，pH值怎么變呢？ 【板書】

二、酸堿溶液稀釋后的PH值計算 【投影】溶液pH值的計算

例1、0.001 mol/L鹽酸的pH =____，加水稀釋到原來的10倍，pH=___，加水到原來的102倍，pH =___,加水到原來的103 倍pH= _____,加水到原來的106倍，pH______ 例

2、pH=10的NaOH溶液加水稀釋到原來的10倍，則溶液的pH=_____，加水稀釋到原來的102倍，則溶液的pH=_______加水稀釋到原來的103倍，則溶液的pH=___加水稀釋到原來的105倍，則溶液的pH___ 【學生練習并總結】 強酸強堿的稀釋規律 【過渡】 弱酸弱堿稀釋又是什么情況呢? 【思考】 若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O稀釋1000倍，所得溶液PH在什么范圍？ 【分析歸納】

弱酸弱堿稀釋規律

【過渡】 把不同溶液混合在一起，pH有何變化呢？ 【板書】

三、混合溶液的PH值計算

1.強酸+強酸

例.PH=2的HCl溶液與PH=5的HCl溶液等體積混合后，求溶液的PH值?！痉治觥?強酸混合的注意事項

2.強堿+強堿

例.PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后，求溶液的PH值?！痉治觥?強堿混合的注意事項

【過渡】 酸和堿混合的情況是什么樣呢？

【例】常溫下，100ml 0.6mol/L的HCl和等體積的0.4mol/L的NaOH混合后，溶液的PH。

【過渡】

如果堿過量呢？

常溫下100ml 0.4mol/L的HCl和等體積的0.6mol/L的NaOH混合后，溶液的PH?！景鍟?3.強酸+強堿

【總結】歸納強酸+強堿的規律 【本節小結】 【課堂練習】 【課后練習】《優化探究》

【板書設計】

溶液pH的計算

一、單一溶液的PH

二、酸堿溶液稀釋后的PH

三、混合溶液的PH

1.強酸+強酸

2.強堿+強堿

3.強酸+強堿

第二篇：PH的計算教學設計

溶液PH的計算

教學內容：溶液PH的計算

適用對象：高二級理科

高三級復習（人教版）教學目標：

1.掌握溶液PH的計算方法。

2.總結計算溶液PH的解題思路和規律。教學重點：計算溶液PH的解題思路和規律。教學難點：混合溶液的PH計算解題思路和規律 教學背景：

判斷溶液的酸堿性是溶液性質應用的前提，如果不清楚溶液的酸堿性，對溶液的應用和相關反應很難準確把握，通過溶液的PH判斷溶液的酸堿性是一種簡單常用的方法，所以學習溶液PH的計算方法和規律是必須的，能靈活應用這些方法和規律對以后的學習和研究有很大幫助。教學設計：

本課教學是在已經學習了溶液PH的定義之后進行總結性的教學，所以直接進入主題，先進行單一溶液的PH計算，再進行混合溶液的PH計算，最后進行稀釋溶液時PH的計算，每個計算類型都有對應的例題，通過對習題的分析和解答體會公式和規律的應用，便于理解和掌握規律。

第三篇：“溶液的酸堿性及PH”教學設計專題

一、教材分析

本節內容為魯科版教材第三章物質在水溶液中的行為第一節水溶液第二課時，在上節課探究水的電離和hcl、naoh、nacl在水中的存在形態的基礎上，進一步分析溶液呈酸、堿性的規律，ph的計算和酸堿對水的電離平衡的影響。教材提供了交流研討、酸堿性與ph關系的圖示、思考題、例題等素材供學生參考。溶液的導電實驗、圖3-1-3 hcl和ch3cooh電離情況的比較、圖3-1-4 hcl和hf在水中的存在形態示意圖豐富了學生對強、弱電解質的感性認識和定性分析能力，內容有助于完善學生的知識體系，有利于學生形成分析溶液呈酸、堿性的規律，ph的計算的分析方法，數據分析有利于培養學生定量的化學觀念。教程提供的圖片資料較少，故采用計算機模擬教學作為輔助，給學生更多的感性認識，進一步培養學生的微粒觀和形象思維。同時，本節課是“從簡單到復雜，從單一物質到多種物質的認識層次”的第一步，課程暗含了分析溶液體系研究的一般思路和方法，為后續課程的學習打下了基礎。

二、學情分析

三、教學目標

1.知識與技能

（1）認識溶液的酸、堿度與[h+]、[oh-]以及與ph的關系。（2）會進行有關ph的簡單計算。

2.過程與方法

了解從水到水溶液、從單一物質到多種物質的研究程序。

3.情感、態度與價值觀

培養學生分清主次矛盾的科學方法。

四、重點難點

重難點：有關ph的簡單計算。

五、教學過程

1.溫故知新

2.自主建構

學生充分閱讀教材，自主完成下面的表格。

由表中的數據定量分析，總結如下規律：酸性溶液中也存在oh-，堿性溶液中也存在h+。

第四篇：pH值調節計算理論知識培訓

pH值調節計算理論知識培訓

水的硬度和pH的關系

水的硬度是由水中所溶解的各種鹽離子（陽離子和陰離子）的數量決定的。陽離子主要是指鈣、鎂離子，鈣離子的含量是最主要的，要比鎂離子多3-10倍。陰離子主要是指碳酸氫根離子、硫酸根離子和氯離子。雖然水的硬度并不直接決定水的pH值，但在通常情況下軟水的pH值低、偏酸性；硬水的pH值高、偏堿性。

水的硬度（KH值）決定了水pH的緩沖能力。水中碳酸硬度(KH)是穩定水pH值的最重要指標，硬度高的水含各種離子的數量非常多，其中碳酸氫根離子在水中和碳酸一起構成了水體最主要的緩沖系統～碳酸氫鹽緩沖體系，這個緩沖體系的作用是在一定范圍內，抵抗（中和）外來的酸堿對pH值的改變，保持pH值的穩定。碳酸氫根離子濃度越高、KH值越大，水抗酸堿的能力就越強。調pH會出現反彈是為什么？就是這些緩沖體系在起作用，雖然當時把pH調下來了，但是這些緩沖體系會慢慢地把水的pH值再“拉回”到原來的水平上。

軟水和硬水的緩沖能力差別很大。軟水所含離子較少緩沖能力差，水質越軟緩沖能力越差，軟水KH值過低時（小于4時），會使pH值快速下降，造成酸跌。硬水所含離子較多緩沖能力強，水質越硬緩沖能力越強。硬水KH值高（大于8），高KH值會導致pH值升高，所以一般情況下硬水顯堿性。做過化學試驗的人應該知道：在軟水里加一滴酸，就能引起pH的較大下降；在同體積的硬水里加十滴酸，pH值可能只會輕微下降或者不變。這是一個很普通的化學常識，但對我們來說卻非常重要，因為pH就是要以它做為理論基礎來調整的。

1、基本知識：

1.1酸性pH調節劑：

鹽酸：一元無機酸，常用。濃度36%~38%（W/W），1mol=36.46g

0.1mol/L（pH=1.0）: 9ml(3.65g)→1000ml

硫酸：二元無機酸。濃度95%~98%，d=1.841mol=98.08g

0.05mol/L（pH=1.0）: 3ml(4.9g)→1000ml。僅用于含硫酸鹽的制劑中。

磷酸:三元無機酸。僅用于地塞米松磷酸鈉注射液等含磷酸鹽的制劑中。

枸櫞酸、酒石酸：屬有機酸。用于在強電解質溶液中不穩定的制劑，如利血平注射液。

1.2堿性pH調節劑：

氫氧化鈉：強堿，最常用。1mol=40g常用百分比濃度0.1%~2%（W/W），或采用摩爾濃度：0.1mol/L（pH=13.0）: 4.0g→1000ml

碳酸鈉、碳酸氫鈉：碳酸鈉為強堿弱酸鹽；碳酸氫鈉為酸式鹽，其堿性較弱，常用于遇強堿發生分解的制劑中調節pH值。

磷酸氫二鈉:弱堿性，1%水溶液pH值為8.8～9.2。常與磷酸二氫鈉組成緩沖溶液使用。氨水：弱堿性，濃度25%~28%。用于在強電解質中不穩定的制劑調節pH值。

1.3pH調節基本要求

調節pH值時采用與主藥酸根離子相同的酸，以不增加其它雜質為原則。如硫酸阿米卡星注射液使用硫酸調節，地塞米松磷酸鈉注射液使用磷酸調節。

按照工藝規定的酸堿濃度調節pH，并不得超過規定的酸堿用量。若工藝中未同時標出酸堿2種調節劑，一般不允許隨意回調！以免產生的氯化鈉引起滲透壓改變。

調節pH時必須分次緩緩加入酸堿，防止局部酸性或堿性過強引起分解。越是靠近控制范圍越應小心加入，防止調節過頭。

若pH 值必須回調，加入量應經過計算，且加入時先要進行小試，觀察藥液顏色、澄清度等

變化情況。

2、酸性溶液加酸調節pH計算：——僅適用于加入強酸強堿，未考慮藥液的緩沖作用。

2.1計算：pH4.97調節至pH4.5，13.2萬ml藥液應加入0.1mol/L HCl 多少ml？

若在13.2萬ml藥液中加入0.1mol/L HCl 50ml，其pH=？

2.2堿性溶液加堿調節pH：若藥液為堿性，pH在7～14之間，則上述公式中的C0、Cb均為［OH-］濃度。還要將pH轉換為pOH，再求其反對數。轉換方法為：pOH = 14-pH3、酸性溶液加堿調節pH計算：

3.1計算：pH4.9調節至pH5.2，51.6萬ml藥液應加入0.1mol/L NaOH 多少ml？ 若在51.6萬ml藥液中加入0.1mol/L NaOH 50ml，其pH=？

3.2加堿過量：當加入70ml時再按上式計算，會出現什么問題？

＜0

3.3堿性溶液加酸調節pH：若藥液為堿性，pH在7～14之間，則上述公式中的C0為［OH-］濃度、Ca為［H+］濃度同樣要將pH轉換為pOH，再求其反對數。轉換方法為：pOH = 14-pH

附：H+濃度與pH值換算表(反對數表)：略

酸性pH調節劑和堿性pH調節劑的使用經驗

酸性pH調節劑：

鹽酸：一元無機酸，常用。濃度36%~38%（W/W），1mol=36.46g

0.1mol/L（pH=1.0）: 9ml(3.65g)→1000ml

硫酸：二元無機酸。濃度95%~98%，d=1.84 1mol=98.08g

0.05mol/L（pH=1.0）: 3ml(4.9g)→1000ml。僅用于含硫酸鹽的制劑中。

磷酸:三元無機酸。僅用于含磷酸鹽的制劑中。

枸櫞酸、酒石酸：屬有機酸。用于在強電解質溶液中不穩定的制劑。

堿性pH調節劑：

氫氧化鈉：為強堿，最常用。1mol=40g 常用百分比濃度0.1%~2%（W/W），或采用摩爾濃度：0.1mol/L（pH=13.0）: 4.0g→1000ml

碳酸鈉、碳酸氫鈉：碳酸鈉為強堿弱酸鹽；碳酸氫鈉為酸式鹽，其堿性較弱，常用于遇強堿發生分解的制劑中調節pH值。

磷酸氫二鈉:弱堿性，1%水溶液pH值為8.8～9.2。常與磷酸二氫鈉組成緩沖溶液使用。氨水：弱堿性，濃度25%~28%。用于在強電解質中不穩定的制劑調節pH值。

pH調節基本要求

調節pH值時采用與主藥酸根離子相同的酸，以不增加其它雜質為原則。

按照工藝規定的酸堿濃度調節pH，并不得超過規定的酸堿用量。若工藝中未同時標出酸堿2種調節劑，一般不允許隨意回調！以免產生的氯化鈉引起滲透壓改變。（嚴格來說，pH回調也屬于工藝變更）

調節pH時必須分次緩緩加入酸堿，防止局部酸性或堿性過強引起分解。越是靠近控制范圍越應小心加入，防止調節過頭。

若pH 值必須回調，加入量應經過計算，且加入時先要進行小試，觀察藥液顏色、澄清度等變化情況。

第五篇：pH值分析原始記錄[范文模版]

H pH 值分析原始記錄

項目編號：

第 頁

共

頁 檢測項目

檢測方法依據

環境溫度

濕度

檢測日期

儀器名稱及編號

標準緩沖溶液

樣品處理

樣品測定表 定位用 pH 標準值

校準用 pH 標準值

樣品編號 pH 測定值 樣品編號 pH 測定值

檢測人：

檢測日期：

復核人：

復核日期：