高考化学二轮复习 溶液pH的求算教学案
江苏省2013年高考化学二轮 专题十 水溶液中的离子平衡最新讲义
专题十 水溶液中的离子平衡容之一。
在江苏近三年高考中，I 卷的离子浓度大小I 卷的溶液的pH 计算、Ksp 计算是常规考题。
展2013年江苏高考，电离平衡和溶解平衡在某一个选项中出现，或者在第Ⅱ卷中涉及有关Ksp 的简单计算和沉淀转化分析。
在备考中，需要关注沉淀溶解平衡的要求：“理解难溶电解质存在沉淀溶解平衡，能运用溶度积常数(Ksp)进行简单计算”由“定性”上升到“定量”，应引起重视。
类型一、电解质与弱电解质电离平衡例1．（2012·重庆理综卷）下列叙述正确的是盐酸中滴加氨水至中性，溶液中溶质为氯化铵稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH 减小饱和石灰水中加入少量CaO ，恢复至室温后溶液的pH 值不变沸水中滴加适量饱和FeCl3溶液，形成带电的胶体，导电能力增强【考点透视】1．弱电解质的电离平衡的特点(1)动态平衡，电离方程式中用“”。
如：CH3COOH CH3COO 一+H+。
(2)条件改变，平衡被打破。
如在CH3COOH 的石蕊溶液中(呈红色)加入固体CH3COONH4，即增大了c(CH3COO 一)，平衡左移，c(H+)变小，使红色变浅。
2．电离常数的影响因素(1)电离常数随温度而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。
(2)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。
【变式训练1】下列有关叙述中正确的是（ ）A 、难溶于水的电解质一定是弱电解质B 、强电解质的水溶液导电能力不一定比弱电解质水溶液的导电能力强C 、易溶于水的电解质一定是强电解质D 、强电解质在水溶液中的电离过程是不可逆的类型二、电解质溶液中离子量计算例2．（2012·江苏各地模拟组题）（1）在常温下，某硫酸和硫酸铝两种溶液的pH 都是3，那么硫酸中水电离出的c(H ＋)是硫酸铝溶液中水电离出的c(H ＋)的________倍。
高二化学教案：溶液的酸碱性教学案
以下是为⼤家整理的关于《⾼⼆化学教案：溶液的酸碱性教学案》，供⼤家学习参考！本⽂题⽬：⾼⼆化学教案：溶液的酸碱性教学案第⼆单元溶液的酸碱性第1课时 溶液的酸碱性[⽬标要求] 1.了解溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系。
2.了解pH的定义及简单的计算。
⼀、溶液的酸碱性1.⼀种溶液显酸性、中性还是碱性，取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对⼤⼩。
在⼀定温度下，⽔溶液中氢离⼦和氢氧根离⼦的物质的量浓度之积为常数。
只要知道溶液中氢离⼦(或氢氧根离⼦)的浓度，就可以计算溶液中氢氧根离⼦(或氢离⼦)的浓度，并据此判断酸碱性。
例如室温下测得某溶液中的c(H+)为1.0×10-5mol•L-1，根据KW=c(H+)•c(OH-)=1.0×10-14mol2•L-2可求得该酸溶液中c(OH-)=1.0×10-9mol•L-1 。
2.酸性溶液：c(H+)>c(OH-)，c(H+)越⼤，酸性越强;中性溶液：c(H+)=c(OH-);碱性溶液：c(H+)⼆、溶液的酸碱性与pH的关系1.溶液pH的定义(1)由于⽤c(H+)及c(OH-)来表⽰溶液的酸碱性有时数值⾮常⼩，使⽤很不⽅便。
在实际应⽤中，⼈们常⽤溶液中氢离⼦浓度的负对数(pH)来表⽰溶液的酸碱性。
pH与氢离⼦浓度的关系式为pH=-lg_c(H+)。
(2)pH值与溶液酸碱性的关系在25 ℃时，纯⽔中c(H+)=c(OH-)=10-7mol•L-1，所以在25 ℃时，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。
pH>7时，溶液中氢离⼦浓度⼩于氢氧根离⼦浓度，溶液显碱性，且pH越⼤，溶液中c(OH-)越⼤，溶液的碱性越强。
pH<7时，溶液中氢离⼦浓度⼤于氢氧根离⼦浓度，溶液显酸性，且pH越⼩，溶液中氢离⼦浓度越⼤，溶液的酸性越强。
2.强酸与强酸(或强碱与强碱)混合溶液pH的计算(1)强酸与强酸混合液的pH强酸Ⅰ：c1(酸)，V1(酸)――→电离n1(H+)=c1(H+)•V1，强酸Ⅱ：c2(酸)，V2(酸)――→电离n2(H+)=c2(H+)•V2，⇒V混=V1+V2 n混(H+)=c1(H+)•V1+c2(H+)•V2⇒c混(H+)=c1 H+ •V1+c2 H+ •V2V1+V2⇒pH。
选修4 3-2 课时2 溶液PH值的计算
9、常温下，甲溶液pH=2, 乙溶液pH=12. 当
两者等体积混和后,有关pH值变化的叙述正
确的是 (
A.pH＞7
D
)
B.pH=7
C.pH＜7 D.前面三种情况都有可能
06年高考上海卷）室温下，下列溶液 等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的 是（ AD ）。 A.0.1mol/L的醋酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶 液 B.0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氨水
(1)、强酸或强碱：在水中完全电离,加水稀释后 不会有溶质进一步电离,故仅仅是体积增大的因素 导致酸溶液中的C(H+)或碱溶液中的C(OH- )减小。
[规律1]： pH=a的强酸稀释10n倍，
pH值增大n个单位，pH= a+n。
[规律2]：pH=b的强碱稀释10n倍，
pH值减小n个单位，pH= b- n。
（5）、强酸与强碱混合。 酸过量：
③、在25℃时，pH=3的HCl溶液和pH=10的 NaOH溶液等体积，求混合液的pH值等于多 少？
c1V1 --c2V2 ，再求pH。 V1+V2
強酸与強酸混合：先求 c(H+)总=
计算问题方法归纳：
(1)若等体积混合，且△pH≧2 ：
①強酸与強酸混合 ： pH混 = pH小 + 0.3
A.若x=y,且a+b=14,则pH>7
B.若10x=y,且a+b=13,则pH=7
C.若ax=by,且a+b=13,则pH=7
D.若x=10y,且a+b=14,则pH>7
25℃时，若体积为Va、pH=a的某一元强酸与体积 为Vb、pH=b的某一元强碱混合，恰好中和，且已 知Va < Vb和a=0.5b。请填写下列空白：
高二化学第二节 水的电离和溶液的pH教案 人民版
高二化学第二节水的电离和溶液的pH教案人民版【预习导航学案】（走进去，眼前一道美丽的风景）〖目标导入〗一、水的电离1、水是一种极弱的电解质，在水中水的电离形式为：，加入盐酸会水的电离（填“促进”、“抑制”），加入烧碱会水的电离（填“促进”、“抑制”）；加入盐不一定影响水的电离，加入食盐则水的电离平衡移动。
2、水的离子积常数记做，其含义可以表示为：，常温下（250C）水所电离出的c(H+)=c(OH-)= ，所以常温下的K W= ，水的离子积常数只和因素有关，比如，已知在1000C时，K W=1×10-12，则此时纯水中c(H+)=c(OH-)= ，3、pH是描述溶液酸碱性强弱的一个数值，其计算式为：。
常温时纯水的pH= ；二、溶液的酸碱性4、由于任何溶液中都同时含有H+和OH-，故而判断溶液的酸碱性关键看H+和OH-的相对大小：在常温下（250C）时：酸性溶液：c(H+) c(OH-)，其pH范围；中性溶液：c(H+) c(OH-)，其pH范围；碱性溶液：c(H+) c(OH-)，其pH范围；5、对于一个溶液，其pH 则酸性越强，其 pH 则碱性越强。
〖轻松鼠标〗一、1．H2O H++OH-抑制抑制不2．Kw Kw =c(H+)×c(OH-) 1×10-7mol/L1×10-14温度1×10-6mol/L3．pH= —lg c(H+)7二、4．> pH<7= pH<=7< pH>75．越小越大【互动研学课堂】（名师点拨，顺利走进互动学习快车道）〖教材串讲〗一、水的电离水是一种极弱的电解质, 它能微弱的电离,成水合氢离子和氢氧根离子，其电离的方程式为：H2O+H2O H3O++OH-或 H2O H++OH-这个过程是一个吸热过程, 升温, 水的电离平衡右移, 其电离程度增大。
1、精确的实验证明测得，在25℃(常温)时, 纯水中 c(H+) 和 c(OH-) 都等于1×10-7mol/L，即25 ℃时，kw=c(H+) · c(OH-) =1×10-14，kw 为水的离子积常数，〖例题解说〗【例1】1、下列物质溶于水时，会使水的电离平衡逆向移动的是（）A. NaClB.NaOHC.HClD.乙醇答案：BC点拨：由水的电离H2O H++OH-，结合勒夏特列原理可以判断，加入NaOH 或HCl 后，相应增加溶液中OH-或 H+的浓度，故而使水的电离向逆向移动；而加入NaCl后，其电离出的Na+ 和Cl- 对水的电离不会产生任何影响；乙醇是非电解质，不会电离，故而对于谁的电离平衡也没有任何影响。
高考化学二轮复习 专题突破 电解质溶液教案
专题九 电解质溶液【考纲要求】1.了解强弱电解质的概念及在水溶液中的电离、导电性和弱电解质的电离平衡。
2.了解水的电离、离子积常数，了解溶液pH 的定义，能进行pH 的简单计算。
3.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
4.了解盐类水解的原理及影响的主要因素和盐类水解的应用，会比较离子浓度大小。
5.了解难溶电解质的溶解平衡，了解应用及沉淀转化的实质。
【考情分析】本专题的考查点主要集中在物质在水溶液中的行为，包括弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀的溶解平衡三大平衡体系，侧重于对平衡、平衡影响因素以及平衡移动后结果的分析等的考查。
其中盐类水解的应用、对图像的分析、溶液中微粒浓度大小的对比、平衡移动分析、平衡常数和pH 的计算为考试热点。
尤其要注意带有图像的题目。
【课时安排】3课时 【教学过程】 考点1 电离平衡 一、知识梳理1. 化合物的一种分类方法：⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧混合物非电解质衡）弱电解质（存在电离平强电解质电解质化合物单质纯净物物质 2.弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因：弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH 3COOH)。
（2）外因①浓度：越稀越电离。
②温度：温度越高，电离程度越大③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离(正反应)方向移动。
3．电离平衡的移动以CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq) ΔH>0为例减小4一元弱酸 HA H＋＋A－K a＝c(H＋)×c(A－)/c(HA)一元弱碱BOH B＋＋OH－K b＝c(B＋)×c(OH－)/c(BOH)多元弱酸是分步进行的（如二元弱酸）：H2A H＋＋HA－K a1＝c(H＋)×c(HA－)/c(H2A)HA－H＋＋A2－K a2＝c(H＋)×c(A2－)/c (HA－)K a1≫K a2，以第一步为主，第二步电离往往忽略不计，故c(A2－)很小。
苏教版高中化学选修四32《溶液的酸碱性pH的简单计算》参考教
苏教版高中化学选修四32《溶液的酸碱性pH的简单计算》参考教专题单元节题知识与技能教学目标过程与方法情感态度与价值观专题4溶液中的离子反应第二单元溶液的酸碱性第1、2课时溶液的酸碱性了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
通过实验联想、比较等培养学生的想象能力和思维能力通过溶液PH的测定，何会化学在生产生活中的应用。
pH的简单计算pH的简单计算讨论法学生主体活动练习口答、检查25℃[H+]·[OH—]=10—7=10—14=Kw[阅读]P71本质对照表3—6大于7显碱性，小于7显酸性等于7显中性学生主体活动不湿润注意：强酸直接由[H+]总求pH值强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值（注意）先判断显性离子！教学课题教学重点教学难点教学方法教师主导活动教学过程[知识回顾]写出醋酸、一水合氨溶于水和水的电离方程式：CH3COOHCH3COO－＋H＋NH3·H2ONH4++OH—H2OH++OH—水的离子积常数[完成下表]溶液酸碱性酸性中性碱性c（H+）与c（OH—）关系任意温度室温（mol/L）pH值（室温）小于77大于7c（H+）>c（OH—）c（H+）=c （OH—）c（H+）①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3[分析]①呈中性：即pH=7.nH+=nOH—10—a·V1=10—（14－b）·V2V1：V2=10—14+a+b10n=10a+b－14n=a+b－14a+b=14+n②若呈酸性.即pH＜7nH+＞nOH—10—a·V1＞10—（14－b）·V2V1：V2＞10—14+a+b10n＞10－14+a+ba+b＜14+n③若呈碱性，即pH＞7，同理可知a+b＞14+n教学过程教师主导活动学生主体活动3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。
2019-2020学年高考化学第8章第2节考点2溶液的酸碱性与pH的计算教师用书
考点2 溶液的酸碱性与pH的计算1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，25 ℃时，pH<7。
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，25 ℃时，pH＝7。
c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性，25 ℃时，pH>7。
2．溶液的pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系室温下：(3)pH的测定①用pH试纸测定把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
注意：a.pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
易错警示(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)pH的取值范围为0～14，即只适用于c(H＋)≤1 mol·L－1或c(OH－)≤1 mol·L－1的电解质溶液，当c(H＋)或c(OH－)≥1 mol·L－1时，直接用c(H＋)或c(OH－)表示溶液的酸碱性。
(3)也可以用pOH来表示溶液的酸碱度。
pOH是OH－浓度的负对数，pOH＝－lg c(OH－)。
因为常温下，c(OH－)·c(H＋)＝10－14，若两边均取负对数得：pH＋pOH＝14。
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)25 ℃时，用pH试纸测得某酸溶液的pH等于1.5。
(×)(2)用pH试纸测溶液的pH时，若用水湿润试纸一定会引起误差。
(×)(3)用pH试纸测得新制氯水的pH为2。
(×)(4)任何温度下，利用H＋和OH－浓度的相对大小均可判断溶液的酸碱性。
(新课标)高考化学二轮复习 专题二 化学基本理论 第8讲 水溶液中的离子平衡学案
第8讲水溶液中的离子平衡一、选择题(本题包括8个小题,每小题6分,共48分)1.将n mol·L-1氨水滴入10 mL 1.0 mol·L-1盐酸中,溶液pH和温度随加入氨水体积变化曲线如图所示。
下列有关说法正确的是( )A.n=1.0B.水的电离程度:B>C>A>DC.C点:c(N)=c(Cl-)=1.0 mol·L-1D.25 ℃时,NH4Cl的水解常数(K h)=(n-1)×10-7答案D解析根据图知,二者完全反应时氨水体积小于10 mL,则氨水浓度大于1.0 mol·L-1,即n>1.0,A错误。
A点溶液中没有滴加氨水,溶质为HCl,B点溶液温度最高,说明二者恰好完全反应生成氯化铵,所以溶质为NH4Cl,C点溶液中溶质为NH4Cl和NH3·H2O,D点溶液中溶质为NH4Cl和NH3·H2O,且c(NH4Cl)<c(NH3·H2O),A点、D点抑制水电离,且A点抑制水电离程度大于D;B、C点促进水电离,但B点促进水电离程度大于C;所以水电离程度大小顺序是B>C>D>A,B错误。
C点溶液呈中性,则c(N)=c(Cl-),因为溶液体积是盐酸的二倍,所以c(Cl-)是原来的一半,为0.5 mol·L-1,C错误。
C 点溶液呈中性,c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-1,则c(N)=c(Cl-),c(Cl-)是原来的一半,则C点c(N)=c(Cl-)=0.5 mol·L-1,C点溶液中c(NH3·H2O)=0.5n mol·L-1-0.5 mol·L-1,水解平衡常数K h==(n-1)×10-7,D正确。
2.在25 ℃时,关于0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液的说法正确的是( )A.加水稀释后,溶液中不变B.加入少量NaOH固体,c(CH3COO-)减小C.该溶液中c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)D.与0.1 mol·L-1硝酸等体积混合后:c(Na+)=c(N)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)答案A解析,故其值不变,A正确。
第2课时 溶液pH的计算
10-14/c(OH-)混 ，则pH=-lgc(H+)=_____________ 14+lgc(OH-)混 。 c(H+)=_____________
பைடு நூலகம்
3.强酸强碱混合时 7。 (1)恰好完全反应，则c(H+)V酸=c(OH-)V碱,则溶液的pH=__ (2)若酸过量，直接求反应后溶液的氢离子浓度，c(H+)混 +)V -c(OH-)V ］/(V ［ c(H 酸 碱 酸 + V 碱) 。 =________________________________ (3)若碱过量，应先求反应后溶液的氢氧根离子浓度， ［c(OH-)V碱-c(H+)V酸］/(V酸+V碱) ，再求 c(OH-) =______________________________
【特别提醒】(1)酸碱稀释时注意无限稀释的时候，水电离的氢 离子和氢氧根离子对溶液的贡献； (2)主要注意强酸弱酸、强碱弱碱稀释时候的 pH的曲线变化趋势；
(3)尤其注意弱酸弱碱的电离平衡在讨论和比较溶液酸碱性中的
原因解释。
【典例2】某化学学习小组为研究HA、HB和MOH的酸碱性的相对 强弱，设计以下实验：将pH＝2的两种酸溶液HA、HB和pH＝12的
分析:对于两种强碱溶液的混合，氢离子浓度的计算不能直接根
据两溶液的pH计算，而是应该先计算氢氧根离子浓度，然后由 水的离子积计算，氢离子浓度约等于2×10－10 mol·L-1。 4.要使醋酸的pH由5变到6，加水稀释倍数大于10。(√ ) 分析:醋酸溶液存在电离平衡，稀释时继续电离出 H+，所以pH=5 的醋酸稀释10倍，pH<6，若稀释至pH=6，则大于10倍。
混
高二化学化学平衡与酸碱平衡教案
高二化学化学平衡与酸碱平衡教案一、引言化学平衡与酸碱平衡是高中化学中的重要概念，对于学生理解化学反应以及相关性质具有重要意义。
本教案旨在通过系统而有趣的学习活动，帮助学生深入理解化学平衡与酸碱平衡的相关知识。
二、教学目标1. 掌握化学平衡的基本概念和相关表达式。
2. 了解化学平衡中的影响因素，如温度、浓度、压力等。
3. 理解酸碱中的定义和性质，并能运用相应知识解决相关问题。
4. 培养学生的实验设计和数据分析能力。
三、教学重点1. 化学平衡的概念和相关表达式。
2. 酸碱的定义和性质。
四、教学内容与方法1. 化学平衡(1) 概念解释化学平衡是指在封闭容器中，反应物和生成物浓度达到一定比例后，反应速率前后相等的状态。
引导学生通过例子理解平衡的概念，并引出反应的正向和逆向过程。
(2) 平衡常数介绍平衡常数的概念和计算方法，通过简单的数学计算和实验数据进行学习。
鼓励学生自主思考并提供引导性问题。
(3) 影响平衡位置的因素通过实例讲解温度、浓度、压力等因素对平衡位置的影响，引导学生理解这些因素与平衡常数的关系。
2. 酸碱平衡(1) 酸碱的定义介绍阿仑尼乌斯酸碱理论，引导学生理解酸碱的离子和氢氧离子的转移。
(2) 酸碱的性质通过实验观察和数据整理，让学生了解酸碱溶液的味道、颜色及与金属反应的特点。
(3) pH与pOH的计算介绍pH和pOH的定义与计算方法，通过练习题和实验现象理解溶液的酸碱性。
五、教学活动安排1. 实验探究选择一种化学反应进行实验，观察反应物浓度、温度等因素对平衡位置的影响。
学生自行设计实验方案，并记录实验数据，最后进行数据分析和结果讨论。
2. 案例分析选取酸碱中常见的实际问题进行分析，让学生掌握运用所学知识解决实际问题的能力。
鼓励学生进行小组讨论，并汇报研究结果。
六、教学评估1. 知识测试通过选择题、填空题等形式进行知识点的检测。
2. 实验报告评估根据学生的实验报告质量、数据分析能力和结论推理能力进行评估。
2012届第二轮教学案---第2讲 化学实验基本操作一
第2讲化学实验基本操作【2012年考试说明】1、掌握化学实验的基本操作，初步掌握测定溶液pH的方法。
2、掌握一定溶质质量分数、物质的量浓度的溶液配制方法。
3、初步掌握中和滴定的原理和方法。
【要点精讲】要点一、试纸的使用2、使用方法：（1）检验溶液：取一小块试纸放在表面皿上，用沾有试液的点于试纸中部，观察颜色变化。
（2）检验气体：用润湿，粘在玻璃棒的一端，并使其靠近气体，观察颜色变化。
注意：使用PH试纸不能。
【典例1】用pH试纸测定溶液pH的正确操作是（）A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上C．将一小条试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照D．将一小条试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照要点二、气密性的检查1、原理：。
2、常用方法：。
要点三、溶液的配制1、配制溶质质量分数一定的溶液（如：配制10%NaCl溶液）计算：称量：溶解：2、配制一定物质的量浓度的溶液（如：配制2mol/l NaCl溶液）计算：称量（量取）：溶解（稀释）：洗涤（转移）：定容：振荡摇匀：【典例2】实验室里需用480mL 0.1mol·L－1的硫酸铜溶液，现选取500mL容量瓶进行配制，以下操作正确的是（）。
A.称取7.68g硫酸铜，加入 500mL水B.称取12.0g胆矾配成500mL溶液C.称取8.0g硫酸铜，加入500mL水D.称取12.5g胆矾配成500mL溶液要点四、中和滴定1、滴定时，在锥形瓶下垫一白纸。
左手，右手，眼睛的变化，余光观察滴液速度。
2、确定滴定终点方法是：。
要点五、硫酸铜晶体结晶水含量的测定1、步骤：①称量②加热③称量④⑤⑥计算2、注意事项：①托盘天平只能用于粗略的称量，只能称准到 g。
②完成本实验，至少要称量次。
【典例3】下列实验操作或对实验事实的叙述中存在错误的是____________(填序号) A．用50 mL酸式滴定管准确量取25.00 mL 酸性KMnO4溶液，放入锥形瓶中待用B．在测定硫酸铜晶体的结晶水时，将灼热的坩埚放在空气中冷却，然后称量C．中和热的测定所需的玻璃仪器有烧杯、温度计、量筒D．实验室配制氯化亚铁溶液时，将氯化亚铁先溶解在盐酸中，然后用蒸馏水稀释并加入少量铁粉【典例4】在定量实验中，采用下列操作会导致实验结果偏低的是（填代号）。
高三化学二轮复习 酸碱中和滴定曲线 课件
c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(Ac-)
(3) 物料守恒
Na:Ac=1:1
c(Na+)=c(HAc)+c(Ac-)
强 = 弱 +弱
中性点
(2010·江苏)常温下，用 0.1000mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00mL 0.1000mol·L-1 HAc溶液的滴定曲线
[中性点]：pH=7 的点(中和点之前）
NaOH,CH3COOH:终点显碱性，酚酞（8.2-10）
HCl,NaOH:终点显中性，酚酞或甲基橙
【提示】酸碱中和滴定一般不用石蕊作指 示剂，因其变色范围大，颜色变化不明显
2023
2-中和滴定5个点
1-中和滴定相关考点
起始点
室温：0.10 mol·L－1 NaOH溶液滴入20.00 mL0.10 mol·L－1 一元酸HA，
V(NaOH)＝20.00 mL(图中c点)，二者恰好完全反应
半中和点
过量点
中性点 中和点
起始点
中和点 中性点
过量点
半中和点
起 始 点 室温：0.10 mol·L－1 NaOH溶液滴入20.00 mL0.10 mol·L－1 一元酸HA，
V(NaOH)＝20.00 mL(图中c点)，二者恰好完全反应
考点3——中和滴定：强碱滴定强、弱酸的滴定曲线比较
用0.1000mol·L-1的NaOH溶液分别滴定20mL0.1mol·L-1的HCl和CH3COOH
滴定形成 HAc-Ac-缓 冲体系，加 入酸碱时pH 变化减弱
①起点不同 ②pH=7用碱不同 ③图像形状不同
pH=1
V1=20mL 突变pH变化大
2020高考化学二轮复习专题七电解质溶液教案
电解质溶液[考纲要求] 1.了解水的电离、离子积常数(K w)。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a、K b、K w)进行相关计算。
4.了解盐类水解的原理，影响盐类水解程度的主要因素，盐类水解的应用。
5.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算。
6.以上各部分知识的综合运用。
考点一溶液中的“三大”平衡电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。
这三种平衡都遵循勒夏特列原理——如果改变影响化学平衡的条件之一，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
1．对比“四个”表格，正确理解影响因素(1)外界条件对醋酸电离平衡的影响CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH>0(2)外界条件对水的电离平衡的影响H2O H＋＋OH－ΔH>0(3)外界条件对FeCl 3溶液水解平衡的影响 Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋ΔH >0(4)外界条件对AgCl 溶解平衡的影响 AgCl(s)Ag ＋(aq)＋Cl －(aq) ΔH >0[易错易混辨析](1)弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性。
加水稀释醋酸溶液，在稀释过程中，c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )______(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，c(H＋)·c(CH3COO－)c(CH3COOH)________，c(CH3COO－)c(CH3COOH)·c(OH－)________，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)________________，n(CH3COOH)＋n(CH3COO－)____________。
答案增大不变不变减小不变(2)试判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
①相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( )②相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( )③相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )④pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )⑤pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( )⑥pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )⑦pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )⑧pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合( )答案①中性②碱性③酸性④中性⑤酸性⑥碱性⑦酸性⑧碱性2．pH的计算已知水在25℃和95℃时，其电离平衡曲线如图所示：(1)则25℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)，请说明理由：_______________________。
酸碱平衡和pH值的教案
酸碱平衡和pH值教案一、教学目标：1、了解酸碱平衡和pH值的基本概念；2、掌握酸碱指示剂颜色和pH值之间的关系；3、理解酸碱平衡对生命体系的重要性；4、学习使用pH计测定物质的pH值。
二、预习导引：寻找日常生活中有酸性、中性和碱性的物质，了解它们的特性及其在生活中的用途。
三、教学过程：【课前导入】请同学们想一想在生活、工作或研究中有哪些需要用到pH值的情形，并举例说明。
【知识传递】1、酸碱平衡和pH值的定义酸碱平衡是指体液中酸性和碱性成分的平衡状态。
酸碱指的是水中的氢离子(H+)和氢氧根离子(OH-)的浓度，也叫 pH 值。
pH 值越小，酸性越强，越大则越碱性，中性就是 7。
人体内 pH 值偏酸性，大约为 7.35 ~ 7.45。
血液 pH 值下降至 7.3 以下或升高到 7.5 以上，都将影响细胞内外环境的平衡，导致神经、肌肉、心血管等多方面的功能异常。
2、酸碱指示剂的使用pH值可以通过酸碱指示剂的颜色来判断。
酸碱指示剂是根据它们在不同 pH 值下的结构和颜色变化而设计出来的。
常用的酸碱指示剂有酚红、甲基橙、溴甙酸、酚酞等。
3、生命体系中的酸碱平衡酸碱平衡对生命体系至关重要。
生命体系中的酸碱平衡是一个复杂的平衡过程，涉及到多种化学反应和调节机制。
人的肺、肝、肾等器官都有重要的调节作用，帮助维持酸碱平衡。
4、pH计的使用pH计是一种用来测定物质 pH 值的仪器。
pH计利用玻璃电极和参比电极之间的电势差来测定溶液的 pH 值。
pH计一般由电极、电路和数字显示器等组成。
【课堂互动】请同学们分组，进行小实验。
用酚红、甲基橙酸碱指示剂检测一下日常所见的几种饮品，测出它们的pH值。
试着加入一些盐酸或氢氧化钠溶液来调节饮品的pH 值，看看会发生什么样的变化。
【课后作业】1、了解某种生活或工作环境中酸碱的特性；2、调查一种物质的 pH 值对我们日常生活的影响。
四、板书设计：酸碱平衡和pH值教案一、酸碱平衡和pH值的定义二、酸碱指示剂的使用三、生命体系中的酸碱平衡四、pH计的使用五、小实验：测定饮品的pH值五、教学评价：1、掌握了酸碱平衡和pH值的基本概念；2、学会了使用酸碱指示剂和pH计测定物质的pH值；3、了解了酸碱平衡对生命体系的重要性；4、参与了小实验，积极探究和发现问题。
高三化学化学平衡与酸碱平衡的计算教案
高三化学化学平衡与酸碱平衡的计算教案一、引言在高三化学教学中，化学平衡与酸碱平衡计算是一个重要的内容。
通过本教案的设计和实施，旨在帮助学生掌握化学平衡和酸碱平衡的基本概念和计算方法，培养学生的问题解决能力和实践操作能力。
二、教学目标1. 理解化学平衡和酸碱平衡的概念及其意义；2. 掌握计算化学平衡和酸碱平衡的方法和步骤；3. 能够运用所学知识解决化学平衡和酸碱平衡的计算问题；4. 培养学生观察、实验和分析的能力。
三、教学内容1. 化学平衡的概念与特征1.1 概念：化学平衡是指反应物与生成物浓度或活度在一定条件下保持不变的状态。
1.2 特征：反应速率达到动态平衡，正反应速率相等，且不随时间变化。
2. 化学平衡常用的计算方法2.1 平衡常数K的计算2.1.1 反应物和生成物在平衡时的浓度/活度的比值与K的关系；2.1.2 K的数值与反应方程式系数的关系。
2.2 K的意义与应用2.2.1 K的大小与反应的趋势；2.2.2 K的物理意义与化学意义。
3. 酸碱平衡的概念与性质3.1 酸碱的定义3.1.1 布朗酸碱定义；3.1.2 列文斯坦酸碱定义。
3.2 酸碱中的离子动态平衡3.2.1 电离程度与酸碱强弱的关系；3.2.2 pH和pOH的定义和计算方法。
4. 酸碱平衡计算的方法4.1 酸碱物质溶液的计算4.1.1 酸碱溶液中的离子浓度计算；4.1.2 水的电离常数的计算。
4.2 pH、pOH、酸度、碱度的计算4.2.1 pH和酸度的计算方法；4.2.2 pOH和碱度的计算方法。
四、教学方法1. 理论讲解法：通过教师讲解，让学生理解化学平衡和酸碱平衡的基本概念和计算方法。
2. 实验探究法：组织学生进行实验，观察、测量和记录数据，培养学生的实践操作能力和观察分析能力。
3. 问题解决法：提供一些实际问题，让学生运用所学知识解决问题，培养学生的问题解决能力。
五、教学过程（教学步骤根据实际情况适当增删）六、教学评价通过课堂观察、实验报告、作业和小测验等方式进行教学评价，重点评估学生的理解程度、计算能力和问题解决能力。
高考化学二轮复习 冷门考点五 pH的定性判断和定量计算
冷门考点五 pH 的定性判断和定量计算 考 情说明 在近几年的高考题中，有关水溶液中的离子反应问题、水溶液中的化学平衡问题考查较多，而pH 的相关知识的考查忽略了。
在2013年的高考中，此知识点的考查可能性有所增大。
【押题5】 T ℃时，某NaOH 溶液中c (H ＋)＝10－a mol·L －1，c (OH －)＝10－b mol·L －1，已知a ＋b ＝12。
向该溶液中逐滴加入pH ＝c 的盐酸(T ℃)，测得混合溶液的部分pH 如表中所示；序号 NaOH 溶液的体积/mL盐酸的体积/mL 溶液的pH ① 20.00 0.00 8 ② 20.00 20.00 6假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c 为( )。
A ．3B ．4C ．5D ．6解析 由题意可知在该温度下水的离子积常数为1×10－12，通过①可知此NaOH 溶液中c (OH －)＝1×10－4 mol·L －1。
由②可知加入20.00 mL 盐酸后溶液的pH ＝6，此时恰好完全中和，则c (H ＋)＝0.020 00 L×1×10－4 mol·L －10.020 00 L ＝1×10－4 mol·L －1，则c ＝4。
答案 B试题猜想1．下列变化能使所得溶液的pH 变为7的是 ( )。
A ．将25 ℃pH ＝7的NaCl 溶液加热至80 ℃B ．常温下，pH ＝2的NaHSO 4溶液与pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合C ．常温下，pH ＝2的CH 3COOH 溶液与pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合D ．常温下，0.1 mol·L －1的NaAlO 2溶液和0.1 mol·L －1的HCl 溶液按体积比1∶4混合2．下列叙述正确的是 ( )。
A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a>bB．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7 C．1.0×10－3mol·L－1盐酸的pH＝3.0,1.0×10－8mol·L－1盐酸的pH＝8.0D．若1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝113．下列说法中正确的是 ( )。
微专题六溶液pH值的计算2024年高考化学一轮专题复习课件((1))
3、（1）某温度时，测得0.01mol·L−1 NaOH溶液的pH为11，则该温度下水的离子积
常数 Kw =__1_×___1_0_−_1_3____，该温度__高___于___（填“高于”或“低于”）25℃。
（2）在（1）所述温度下，将pH=a的NaOH溶液V1L与pH=b的H2SO4溶液V2L混合 （忽略体积变化）。
达式：c(M2+)·c2(OH-)
=
a
；确定C2(OH-)=a/b，经过计算的pH
=
14
+
1 1g ( a ) 2b
4、一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是（ D ）
A．pH=5的H2S溶液中，c(H+)= c(HS－)=1×10-5 mol·L-1 B．pH=a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH=b，则a=b+1
规律：谁弱谁过量， 谁弱显谁性。
（2）常温下，等体积强酸(pH1)和强碱(pH2)混合。 若pH1+pH2 = 14，则溶液呈中性，pH = 7 若pH1+pH2 > 14 ，则溶液呈碱性，pH > 7 若pH1+pH2 < 14 ，则溶液呈酸性，pH < 7
【典例研磨】
4、现有温度相同，pH=a和pH=b的两种NaOH溶液，已知b=a+2，将两种溶液等
①若所得混合溶液呈中性，且a=12，b=2，则V1：V2=__1__:_1_0___。 ②若所得混合溶液的pH=10，且a=12，b=2，则V1：V2=___1_:_9____。
（1）常温下，酸与碱的pH之和为14，等体积混合。
若为强酸与强碱，则pH = 7 若为强酸与弱碱，则pH > 7 若为弱酸与强碱，则pH < 7
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溶液pH的求算教学目标知识技能：掌握简单酸、碱体系的pH计算。
能力培养：通过pH的计算，培养学生定量解决化学问题的能力，并进一步加强对弱电解质电离平衡的理解。
科学思想：注重学科之间的交叉，学会用数学公式解决化学问题。
科学品质：通过pH在医疗及工业生产上应用的介绍，激发学生学习化学的兴趣。
科学方法：归纳，总结法。
重点、难点有弱电解质参予的简单体系pH的计算。
教学过程设计第一课时教师活动【引入】我们知道，正常情况下人体血液略显碱性。
但是一些疾病却可以使血液的酸性增强。
医生就此可以通过测血液pH的办法来帮助诊断病情。
同样在工业生产中反应液的酸碱性对化学反应能否发生及反应产物的判断也非常重要。
那么如何定量计算溶液的pH 呢？这就是我们这节课要解决的问题。
首先请同学回忆下面已学过的旧知识：①pH定义②溶液物质的量浓度的计算公式③电离度的定义④水的离子积常数。
学生活动回忆并回答（略）。
酸性体系：1．强酸的pH例1 ①求 0.1mol/L盐酸溶液的pH？②求0.05mol/L硫酸溶液的pH？【设问】通过以上两题请同学思考，已知强酸溶液的物质的量浓度，如何求pH，并且应注意什么？心算口答。
解答：因①、②中[H+]=0.1mol/L，所以pH相等均为1。
两两议论。
结论：求pH实际是求[H+]，在已知溶液的物质的量浓度求[H+]浓度时一定要注意强酸的元数。
【小结】由于完全电离，强酸溶液的[H+]=n·c，其中n表示强酸的元数。
那么对于不完全电离的弱酸[H+]又如何计算呢？2．一元弱酸的pH例2 求0.1mol/L醋酸溶液的pH。
已知a=1.32％。
【设问】①在一元弱酸溶液中[H+]为什么不等于溶液的物质的量的浓度？动笔解答。
解答：因为[H+]=c a=0.1×1.3％所以pH=-lg[H+]=2.87回答：①弱酸部分电离，所以[H+]小于物质的量浓度这一点就好像有一个仓库一样，仓库外面是已电离的离子，而仓库内是未电离的离子，仓库的门是双向的。
已电离的离子的物质的量永远小于总的溶质的物质的量。
②若pH相同的一元强酸与一元弱酸[H+]关系如何？溶液的物质的量浓度关系又如何？讨论后回答：pH相同的一元强酸与弱酸之间，[H+]相同，而溶液的物质的量浓度是弱酸大于强酸。
【小结】弱酸是弱电解质，要通过电高度求溶液中的氢离子浓度。
3．稀释强酸溶液例3 ①将0.1mol/L的盐酸溶液稀释成原体积的10倍，求稀释后溶液的pH。
②将pH=5的盐酸溶液分别稀释成原体积的10倍、1000倍。
求稀释后溶液的pH。
【设问】常温下，当无限稀释酸时，溶液的pH为何接近7？计算。
解答：①由于盐酸完全电离，所以稀释过程中氢离子的物质的量不变。
有稀释后的[H+]=0.01 mol/L，pH=2。
②稀释10倍时pH=6，稀释1000倍时pH近似等于7。
两两讨论。
总结：当对溶液无限稀释时，溶液中由水电离出的氢离子浓度远大于酸电离出的氢离子浓度，这时可忽略酸电离出的氢离子，以水电离出的氢离子为主，所以pH趋近7。
【设问】在求上述例1溶液的pH时，我们忽略了水电离出的氢离子。
但是在对酸溶液无限稀释时又忽略了酸电离的氢离子，这样做的道理是什么？讨论并回答：在浓度较大的酸溶液中，计算氢离子浓度时忽略水电离出的氢离子，在浓度极稀的酸溶液中又可以忽略酸电离出的氢离子。
原因就是两种情况下影响溶液氢离子浓度的主要因素不同。
【小结】同学们总结的非常好，这样做正是抓住了解决问题的主要方面，下面让我们一起讨论稀释弱酸溶液的问题。
4．稀释弱酸溶液例4 将pH为1的醋酸溶液稀释成原体积的10倍，求稀释后溶液pH与2的关系。
讨论并回答：因为弱电解质的电离度与浓度成反比，所以在稀释过程中一方面将已电离出的氢离子稀释成原浓度的1/10，另一方面弱电解质还会继续电离出部分氢离子，所以溶液中氢离子的物质的量会大于原溶液的物质的量。
因此稀释后溶液的pH＜2。
【小结】由于在弱酸中存在电离平衡，所以弱酸稀释与强酸的情况有所不同。
【设问】①pH相同的强酸与弱酸同倍数稀释时，pH变化的情况是否相同，这是为什么？【过渡】由于弱电解质溶液中存在电离平衡，对于弱电解质参与的化学反应会有什么影响？请思考下面的例题：例5 体积相同，pH相同的盐酸与醋酸溶液，分别投入足量的锌粉，试比较最初时反应的速率和最终放出氢气的物质的量的关系。
回答：强酸的pH变化大于弱酸的pH变化，原因是在弱电解质溶液中存在电离平衡。
小组讨论，并由代表发言。
回答：由于氢离子浓度相等，所以最初时反应速率相等。
但由于盐酸中溶质的物质的量小于醋酸中溶质的物质的量，所以最终放出氢气是盐酸小于醋酸。
5．求混合酸溶液的pH例6 若下列混合过程中体积的变化忽略不计：①将0.1mol/L的盐酸与0.1mol/L的硫酸等体积混合，求混合后溶液的pH。
②将pH均为1的盐酸与硫酸以体积比1∶2的比例混合，求混合后溶液的pH。
③将pH=1的盐酸与pH=5的盐酸等体积混合，求混合后溶液的pH。
动笔计算，由三名同学板演过程。
解答：pH=0.824pH=1pH=1.3【小结】通过以上练习可知，求酸溶液的pH须先求[H+]，再求pH。
求算中注意混合溶液的体积变化。
【过渡】以上我们讨论了酸性体系的pH计算。
请同学来小结一下解题的思路。
【过渡】那么在碱性溶液中呢？我们又应该如何求pH？让我们带着这个问题进入下节课的学习。
第二课时二、碱性体系【过渡】希望我们通过下面例题的训练，总结出求碱性溶液pH的方法，并与酸性溶液对比，理解其中相同与不同的原因。
1．强碱溶液的pH计算例7 ①常温下，求0.1mol/L氢氧化钠溶液的pH。
②常温下，求0.05 mol/L氢氧化钡溶液的pH。
口算回答。
解答：因为①、②中氢氧根离子浓度相等，且[OH-]=0.1mol/L，所以[H+]=10-13mol/L。
pH=132．弱碱溶液的pH例8 已知常温下，0.1mol/L氨水的电离度为1.33％。
求pH。
动笔计算。
解答：因为[OH-]=1.33×10-3mol/L所以[H+]=7.52×10-12mol/LpH=11.12或：因为[OH-]=1.33×10-3mol/L所以pOH=-lg[OH-]=2.876pH=14pOH=11.123．稀释碱溶液例9 ①常温下，将0.1mol/L的氢氧化钠稀释成原体积的10倍，求pH？②常温下，将0.1mol/L的氨水稀释成原体积的10倍，求pH与①中结果的大小关系。
解答：①pH=12②PH＞12【设问】通过上述练习，试总结求碱性溶液pH的方法。
回答：先求[OH-]的浓度，再求溶液的pH。
【设问】为什么先求[OH-] 的浓度？通过计算可知上例①中[H+]=10-13mol/L。
若按氢离子浓度计算，则稀释后溶液中[H+]=10-14mol/L， pH为14。
这个结果显然不对，为什么？两两讨论。
因为氢离子是水电离产生的。
【讲解】上述计算成立的前提是稀释过程中氢离子的物质的量保持不变。
在碱性溶液中氢离子是水电离产生的，水是弱电解质，当溶液中[OH-] 变化时，[OH-] 对水的电离平衡影响的程度也在变化。
其结果是溶液中水电离的氢离子的物质的量发生改变，因此计算结果是错误的。
4．强碱溶液混合例10 若混合过程中体积变化忽略不计：①0.1mol/L的氢氧化钠溶液与0.05mol/L的氢氧化钡溶液混合，求pH。
②pH=13的氢氧化钠与pH=10的氢氧化钠溶液混合，求pH。
解答：①pH=13②pH=12.7【思考】请总结出在酸性或碱性溶液中求pH的顺序。
小结：在酸性溶液中先求氢离子浓度再求pH，碱性溶液中先求氢氧根离子浓度，再求pH。
【小结】求 pH，一定要先求显性离子的浓度，再利用数学工具求pH。
三、酸、碱混合体系的pH计算例11 ①99 mL0.5 mol/L硫酸与101mL1 mol/L氢氧化钠溶液混合，求混合后的pH。
动笔计算。
解答：①已知 n（H+）=0.099 moln（OH-）=0.101 mol/L因为H++OH-=H2O经判断为碱过量，且过量的OH- 的物质的量为0.002mol。
=0.01 mol/LpH=12②把pH=3的盐酸和pH=9的氢氧化钠溶液混合成中性溶液，求酸和碱的体积比。
解答：②已知[H+]=10-3mol/L，[OH-]=10-5 mol/L，若反应后溶液呈中性，则有酸提供的氢离子的物质的量等于碱提供的氢氧根离子的物质的量。
有10-3·V酸=10-5·V碱V酸∶V碱=1∶100【设问】①请总结出强酸与强碱反应后求pH的程序，并总结出解题过程的注意事项。
讨论：先判断酸碱反应进行的程度，再求过量的显性离子的浓度，最后再求pH。
解题过程中应注意多元强酸和多元强碱物质的量浓度与相应离子浓度的换算。
【过渡】强酸与强碱的反应进行程度很容易判断。
如果题目中没有明确指出酸碱的强弱，又如何处理呢？例12 常温下，将pH=3的盐酸与pH=11的一元碱等体积混合，求混合后的pH。
解答：已知酸溶液中[H+]=10-3mol/L，碱溶液中[OH-]=10-3mol/L。
如果碱是强碱，则反应后溶液为中性，pH=7；如果碱是弱碱，则碱中已电离出的氢氧根恰好能中和酸中的所有氢离子。
这样反应后碱过量，pH＞7。
综合起来应是pH≥7。
方法2：若碱是弱碱，则c碱=[OH-]/a＞10-3mol/L，c酸=10-3mol /L，所以碱过量，pH＞7。
【设问】上述题目是碱的强弱未知，如果改成酸的强弱未知的话，相应的试题应如何出呢？你能否举出一例？举例：例如室温下将pH=3的酸与pH=11的氢氧化钠等体积混合，求混合后的PH？（答案为pH≤7）。
【过渡】若酸碱的强或弱都未知呢？例13 pH=3的酸与 pH=11的碱等体积混合，求混合后的pH。
解答：无法判断是大于7、小于7还是等于7。
【总结】对于酸碱中和反应，在进行pH的计算时需解决的是求显性离子的浓度问题。
同样这种方法也适用于其它酸碱体系的pH的计算。
练习1 amL浓度为 c mol/L的AgNO3溶液中，加入一定量pH=1的盐酸时，恰好将Ag+完全沉淀，此时得到pH=2的溶液100mL。
则c值应该接近何值（反应前后体积的变化忽略不计）？答案：0.011。
精选题一、选择题1．pH=3 的醋酸溶液用水稀释，体积变为原体积的2倍，这时溶液的pH接近于[ ]A．1.5 B．3.1C．3.5 D．2.72．15 mL 0.1mol/L HCl和5mL0.1mol/L Ba（OH）2溶液相混合并稀释至500mL，所得溶液的pH为 [ ]A．2．4 B．3C．11 D．123．定温时将pH=2的盐酸和醋酸分别稀释到pH=3时，所稀释时用水的体积前者与后者的关系是 [ ]A．大于 B．小于C．等于 D．不能确定4．在相同的条件下，浓度均为 0.1mol/L的氨水和氢氧化钠溶液，前者的pH与后者的pH相比较，结论正确的是[ ]A．大于 B．小于C．等于 D．不能确定5．已知常温下有pH=2的一元弱酸HA溶液，其电离度为5％；又种溶液等体积混合，所得溶液中离子浓度大小关系正确的是[ ]A．[OH-]＞[H+]＞[B+]＞[A-] B．[A-]＞[B+]＞[H+]＞[OH-]C．[B+]＞[A-]＞[OH-]＞[H+] D．[B+]＞[A-]＞[OH-]＞[H+]6．室温时，pH=a的氢氧化钠溶液与pH=b的醋酸溶液等体积混合，恰好完全反应，则该醋酸的电离度可表示为[ ]A．（1016-a-b）％ B．（10a+b-14）％C．（10a+b-16）％ D．（1014-a-b）％7．在室温下，酸和碱的溶液等体积混合后，pH一定大于7的是 [ ] A．pH=3的盐酸与 pH=11的氢氧化钡溶液B．pH=3的醋酸（电离度约为1％）和pH=12的氢氧化钠溶液C．pH=3的硝酸与pH=11的氨水（电离度约为1％）D．pH=3的硫酸与pH=12的氢氧化钾溶液8．常温下要使10mL0.5mol/L的硫酸溶液pH恰好变为7，可采用的方法是[ ]A．加水稀释至1000 LB．加入10mL0.1mol/L的氨水C．加入100mL0.005 mol/L的氢氧化钡D．加入10mL0.05 mol/L氢氧化钠溶液9．25℃时，向VmLpH=a的盐酸中滴加pH=b的氢氧化钠溶液10VmL时，溶液中恰好有[Cl-]=[Na+] ，此时（a+b）的值为[ ]A．13 B．15C．14 D．不能确定10．若200mL[H+]=10-3mol/L的某一元酸与100mL[OH-]=10-3mol/L的某一元碱溶液相混合后，溶液呈碱性，所用的酸和碱应是[ ]A．等浓度的弱酸和强碱 B．稀的弱酸和浓的强碱C．稀的强酸和稀的强碱 D．稀的强酸和浓的弱碱11．已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2。