高中化学选修4考点过关：考点8-溶液的酸碱性与pH计算(Word版,含解析)
溶液的酸碱性质与pH计算
溶液的酸碱性质与pH计算酸碱溶液是我们生活中常见的化学物质，了解它们的性质和如何计算pH值对于理解溶液的酸碱平衡非常重要。
本文将详细介绍溶液的酸碱性质以及pH计算的基本原理和方法。
一、溶液的酸碱性质酸和碱是溶液中常见的两种化学物质，它们在溶液中产生特殊的化学反应。
酸可产生氢离子（H+），而碱可产生氢氧化离子（OH-）。
溶液中的酸碱性质主要由溶液中氢离子和氢氧化离子的浓度决定。
pH值是用于描述溶液酸碱性的测量指标，它表示溶液中氢离子的浓度。
pH值的计算公式为pH=-log10[H+]。
常见的酸性溶液pH值小于7，中性溶液pH值等于7，碱性溶液pH值大于7。
二、pH计算计算溶液的pH值需要确定溶液中氢离子浓度。
不同的酸碱溶液需要采用不同的计算方法，下面将分别介绍酸性溶液和碱性溶液的pH计算方法。
1. 酸性溶液的pH计算酸性溶液中的氢离子浓度可以通过酸的离解度计算得出。
离解度表示溶液中酸分子离解成的氢离子的比例，可以通过酸的酸解离常数（Ka）来确定。
酸的酸解离常数是指酸分子在溶液中离解成氢离子和酸根离子的平衡常数。
根据酸的离解度和酸解离常数，可以得出溶液中氢离子的浓度，从而计算pH值。
以硫酸为例，假设溶液中硫酸的浓度为C，酸解离常数为Ka，则硫酸溶液的氢离子浓度[H+]为C*Ka。
将氢离子浓度带入pH 值的计算公式可得pH值。
2. 碱性溶液的pH计算碱性溶液中的氢离子浓度可通过碱的碱解离常数计算得出。
碱解离常数是指碱分子在溶液中离解成氢氧化离子和碱根离子的平衡常数。
与酸性溶液类似，根据碱的离解度和碱解离常数，可以得出溶液中氢离子的浓度，从而计算pH值。
以氢氧化钠为例，假设溶液中氢氧化钠的浓度为C，碱解离常数为Kb，则氢氧化钠溶液的氢离子浓度[H+]为C*Kb。
将氢离子浓度带入pH值的计算公式可得pH值。
三、总结溶液的酸碱性质与pH计算是化学中重要的内容。
通过理解酸碱性质和计算pH值，我们可以更好地理解溶液的平衡性质和相关的化学反应。
高中化学溶液pH值计算详解
高中化学溶液pH值计算详解溶液的pH值是指溶液中酸碱程度的度量，它可以帮助我们了解溶液的酸碱性质以及溶液中水解反应的程度。
在化学学习中，计算溶液的pH值是一个重要的内容。
本文将详细介绍如何计算溶液的pH值以及一些注意事项。
一、溶液的酸碱性质在化学中，酸和碱是两种常见的溶液。
酸具有增加H+离子浓度的性质，而碱具有增加OH-离子浓度的性质。
当酸和碱混合后，会发生中和反应，生成水和盐。
二、pH值的定义pH值是对溶液酸碱程度的度量。
它是由以负对数形式表示的溶液中[ H+ ]离子浓度的函数得出的。
pH值的计算公式为：pH = -log[ H+ ]，其中[ H+ ]表示溶液中H+离子的浓度。
三、溶液中H+离子的计算在溶液中，H+离子的浓度可以通过酸碱反应的平衡常数来计算。
对于一元酸和弱碱的中和反应，可以使用如下的平衡常数Ka来计算H+离子的浓度：Ka = [ H+ ][ A- ] / [ HA ]四、弱酸溶液的pH值计算对于弱酸溶液，可以通过Ka值和酸的初始浓度来计算pH值。
以A 酸为例，其初始浓度为Ca，平衡时酸的浓度为C，pH值的计算公式为：pH = -log[ H+ ] = -log( √(CaKa) - ( 1 - x^2 /CaKa ) )，其中，x为酸的电离度，可以通过酸的初始浓度和平衡浓度计算得出。
五、弱碱溶液的pH值计算对于弱碱溶液，其pOH值可以通过酸的pKa值和碱的初始浓度计算得出，然后通过如下公式计算pH值：pH = 14 - pOH六、强酸和强碱溶液的pH值计算对于强酸和强碱溶液，其pH值直接等于其离子浓度的负对数。
比如，对于1mol/L的HCl溶液，其pH值为-log(1) = 0。
七、温度对pH值的影响在计算pH值时，需要注意温度对计算结果的影响。
温度的改变会导致酸碱反应速率的变化，从而影响平衡浓度的计算。
在一些情况下，需要考虑温度对pH值的修正。
综上所述，计算溶液pH值是化学学习中的重要内容。
溶液的酸碱性及PH的计算概述
溶液的酸碱性及PH的计算概述在化学中，酸是指能够释放出氢离子的物质，而碱是指能够释放出氢氧根离子的物质。
当酸和碱混合在一起时，它们会发生中和反应，生成水和盐。
这个过程被称为酸碱中和反应。
当酸和碱混合在一起时，水中的氢离子和氢氧根离子浓度发生变化。
溶液的酸碱性可以通过pH值来表征。
pH是指负对数酸离子浓度的数值，它可以用来确定溶液是酸性、中性还是碱性。
pH的计算公式为pH = -log[H+]，其中[H+]表示氢离子浓度。
pH值通常在0-14的范围内变化，数值越小表示酸性越强，数值越大表示碱性越强，而pH值为7表示中性。
在计算溶液的pH值时，首先需要确定溶液中[H+]的浓度。
如果知道了酸或碱的浓度，可以通过其酸碱性质的知识来计算[H+]的浓度。
例如，对于盐酸溶液，可以根据其浓度和酸的离子化方程来确定[H+]的浓度。
如果只知道溶液的pH值，可以采用反向计算的方法来确定[H+]的浓度。
即[H+]=10^(-pH)。
在一些情况下，需要计算溶液中的氢离子和氢氧根离子的浓度，以评估溶液的酸碱性。
这可以通过酸碱的离子平衡关系来计算。
例如，在水溶液中，水的离子化方程式是H2O⇌H++OH-。
根据离子的水解常数，可以确定[H+]和[OH-]的浓度。
除了计算溶液的酸碱性和pH值外，还有其他一些与之相关的概念。
例如，酸度和碱度是表示溶液酸碱性强弱的两个量。
酸度可以通过酸的腐蚀性和酸解离常数来评估，碱度可以通过碱的强度和碱解离常数来评估。
总之，溶液的酸碱性以及其pH的计算是化学中重要的概念。
通过计算溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度，可以确定溶液的酸碱性质。
pH值是一个常用的指标，用于表示溶液的酸碱性。
酸碱的离子平衡关系和离子解离常数可以用来计算溶液中的离子浓度。
以上是对溶液酸碱性及pH的计算方法的概述。
溶液的酸碱度和pH值的计算
溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度 1. 强酸（碱）溶液pH（pOH）值的计算
常见的强酸大多为一元酸，以HCl为例，计算HCl溶液的pH。 溶液中的H+来源于HCl和H2O的解离：
溶液的酸碱度和pH值的计算
通常当溶液中酸的浓度ca≥10-6 mol·L-1时，水解离产生的H+ 可忽略不计，即［H+］≈［Cl-］=cHCl，
（4-6）
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-3】
计算0.10 mol·L-1HCOOH溶液的pH值。 解：已知HCOOH的Ka=1.8×10-4，满足c/Ka≥105， cKa≥10Kw，根 据式（4-5）得
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-4】
计算 0.10 mol·L-1NaAc溶液的pH值，已知HAc的Ka=1.8×10-5。 解：Ac-是HAc的共轭碱，根据式（4-2）可得Ac-的Kb为
由于c/Kb≥105，cKb≥10Kw，则可根据式（4-6）得 所以
溶液的酸碱度和pH值的计算
3. 多元弱酸（碱）溶液pH值的计算
多元弱酸（碱）是分步解离的，一般多元弱酸的各 级解离常数Ka1> Ka2>…> Kan，若Ka1/ Ka2＞101.6，可认 为溶液中H+主要由弱酸的第一级解离产生，其他各级解 离忽略不计，按一元弱酸处理。多元弱碱的处理方式同 多元弱酸。
分析化学
分析化学
溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
溶液的酸碱性和pH计算知识点讲解
目录
• 溶液的酸碱性和pH定义 • 酸碱指示剂 • pH值的测量方法 • pH值对生物和环境的影响 • pH值计算方法
01 溶液的酸碱性和pH定义
酸碱性的定义
01
酸碱性是指溶液中氢离子和氢氧 根离子的相对浓度。当溶液中氢 离子浓度大于氢氧根离子浓度时 ，溶液呈酸性；反之，呈碱性。
公式法
总结词
通过使用pH值的计算公式来求解。
详细描述
对于任何给定的溶液，我们可以通过测量其氢离子浓度，然后代入pH值的计算公式中 来得到结果。这种方法需要精确的测量和计算，但对于实验室和科学研究中，这是非常
常见和实用的方法。
电位法
总结词
利用电化学原理来测量溶液的pH值。
VS
详细描述
电位法是一种常用的测量溶液pH值的方 法。通过测量电极电位的变化，可以推算 出溶液的pH值。这种方法具有较高的精 度和准确性，因此在工业生产和实验室中 广泛应用。
离子交换法
利用离子交换剂吸附溶液 中的氢离子或氢氧根离子， 达到调节pH值的目的。
05 pH值计算方法
定义法
总结词
通过定义来理解pH值的概念，即氢离 子浓度的负对数。
详细描述
pH值是衡量溶液酸碱性的一个指标，其 计算公式为pH=-lg[H+]，其中[H+]表 示氢离子的浓度。当pH值小于7时，溶 液呈酸性；当pH值等于7时，溶液呈中 性；当pH值大于7时，溶液呈碱性。
02 酸碱指示剂
指示剂的种类
01
02
03
04
酚酞
变色范围在pH8.2-10，呈粉红 色。
甲基橙
变色范围在pH3.1-4.4，呈橙 色。
高中化学知识点详解溶液pH值计算
高中化学知识点详解溶液pH值计算一、引言在化学中，溶液pH值是一个重要的概念。
pH值是对溶液酸碱性的度量，它的值可以告诉我们溶液中的氢离子浓度。
因此，了解如何计算溶液的pH值对于理解溶液的化学性质以及相关实验具有重要意义。
本文将详细介绍溶液pH值的计算方法。
二、pH值的定义和意义pH值是对溶液酸碱性的度量，它用于描述溶液中氢离子（H+）的浓度。
pH值的定义如下：pH = -log[H+]其中，[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
pH值的范围通常为0-14，pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱；pH值为7表示中性溶液。
三、溶液pH值计算方法1. 强酸和强碱溶液的pH值计算强酸和强碱溶液的pH值可以直接由其浓度得出。
当溶液为强酸时，[H+]的浓度等于酸的浓度，因此可以直接取负对数得到pH值。
同样，当溶液为强碱时，[H+]的浓度等于0，因此pH值为14减去碱的浓度的负对数。
例如，浓度为0.1 mol/L的HCl溶液的pH值为-log(0.1) = 1。
2. 弱酸和弱碱溶液的pH值计算弱酸和弱碱溶液的pH值计算稍微复杂一些。
在这种情况下，我们需要考虑酸碱的离解程度和酸碱常数。
以弱酸溶液为例，计算pH值的一般步骤如下：（1）确定弱酸的酸碱常数Ka。
（2）假设弱酸在溶液中的离解程度为x。
（3）根据酸碱离解平衡式，写出离子的平衡方程式和数学表达式。
（4）解方程，计算x的值。
（5）根据x的值计算[H+]的浓度，然后取负对数得到pH值。
四、实例演示以下是一个具体的实例演示，以柠檬酸（C6H8O7）为例，计算其0.1 mol/L溶液的pH值。
首先，柠檬酸的酸碱常数Ka可由文献或相关实验数据获得。
假设其Ka为1.8x10^-4。
其次，假设柠檬酸的离解程度为x。
根据柠檬酸的酸碱离解平衡式：C6H8O7(aq) ⇌ H+(aq) + C6H7O7-(aq)根据离子的平衡表达式和酸碱常数的定义式，可得：x^2 / (0.1 - x) ≈ 1.8x10^-4解方程可得x的值为0.01。
溶液的酸碱性与pH值的计算
溶液的酸碱性与pH值的计算溶液的酸碱性与pH值的计算是化学研究中常见的问题。
pH值是一种表示溶液酸碱性强弱的指标，通过pH值的计算可以了解溶液的酸碱性质。
本文将介绍pH值的计算方法以及与酸碱性相关的概念。
1. pH值的定义与计算方法pH值是溶液酸性或碱性强弱的量度，其定义为负对数关系，即pH = -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
pH值的取值范围为0-14，pH＜7表示酸性溶液，pH＞7表示碱性溶液，pH＝7表示中性溶液。
pH值可以通过数学运算和化学指示剂的颜色变化来计算或测定。
1.1. pH值的数学计算方法pH值的数学计算方法首先需要通过溶液中的氢离子浓度来计算。
以溶液的H+浓度为0.001mol/L为例，计算其pH值的步骤如下：Step 1: 求负对数pH = -log[H+] = -log(0.001) = 3因此，溶液的pH值为3。
1.2. pH值的化学指示剂法化学指示剂法通过溶液的颜色变化来判断其酸碱性质。
常用的指示剂有酚酞、溴酚蓝和甲基红等。
不同指示剂在不同酸碱条件下都有各自独特的颜色表现。
以酚酞为例，其在酸性溶液中呈现红色，而在碱性溶液中呈现黄色。
通过观察溶液的颜色变化，可以初步判断其酸碱性质。
2. 溶液酸碱性的影响因素溶液的酸碱性不仅与pH值有关，还受到其他因素的影响。
以下是一些影响溶液酸碱性的因素：2.1. 强酸与强碱的酸碱性强酸和强碱的酸碱性较强，其pH值分别接近于0和14。
例如，盐酸是一种强酸，其pH值约为0；氢氧化钠是一种强碱，其pH值约为14。
2.2. 酸碱离子的浓度溶液中酸碱离子的浓度越高，其酸碱性越强。
溶液中酸离子浓度高于碱离子浓度时，溶液呈酸性；反之，溶液呈碱性。
2.3. 反应速率溶液中酸碱反应的速率也会影响溶液的酸碱性质。
一些反应速率较快的酸碱反应会导致溶液的酸碱性变化较快。
3. pH值的应用pH值在生活和工业中有广泛的应用。
以下是一些常见的应用领域：3.1. 饮用水检测pH值常用于饮用水的检测，以判断其是否酸性或碱性。
高中化学选修4考点过关：考点8溶液的酸碱性与pH计算含解析
溶液的酸碱性是物质的一种重要化学性质，高中化学中关于溶液酸碱性是用溶液pH值来衡量的,溶液的酸碱性与pH计算是中学化学的重要知识点,其考查的主要内容有溶液中离子浓度间的关系；酸、碱、盐对水电离平衡的影响；酸、碱、盐或酸与碱溶液混合后pH的计算；稀释酸与碱溶液后pH的变化等。
在水溶液中，无论是酸性，中性，还是碱性溶液，H+和OH－始终同时存在．．．．，二者相互依存，缺一不可，共同组成水的电离平衡体系，同时二者又相互矛盾，此消彼涨，一个增大时，另一个必然减小，使得二者的乘积始终不变，恒等于Kw。
溶液的酸碱性决定于c(H＋)和c(OH－)的相对大小，如果c(H+)>c(OH-),溶液显酸性；如果c(H+)<c(OH-),溶液显碱性；如果c(H+)=c(OH-),溶液显中性。
pH决定于c(H＋)的大小，pH=7的溶液不一定呈中性,因为水的电离受温度的影响,只有在室温时,K w=1.0×10-14,pH=7的溶液才显中性。
PH相同的酸，酸越弱，酸物质的量浓度越大，pH相同的碱，碱越弱，碱物质的量浓度越大；酸与碱的PH之和为14且等体积混合时，强酸与强碱混合后溶液PH=7，强酸与弱碱混合后溶液PH＞7，强碱与弱酸混合后溶液PH＜7；等物质的量浓度的一元酸、碱等体积混合后，强酸和强碱混合后溶液PH=7；强酸和弱碱混合后溶液PH<7，弱酸和强碱混合后溶液PH>7，弱酸和弱碱混合后溶液PH由强者决定，未注明酸、碱强弱时后溶液PH无法判断；等体积强酸（PH1）和强碱（PH2）混合时，若溶液呈中性，二者PH之和为14；若溶液呈碱性，二者PH之和大于14；若溶液呈酸性，二者PH之和小于14。
【例题1】(1)25 ℃时，pH＝3的盐酸中由水电离出的c(H＋)是pH＝5的盐酸中由水电离的c(H＋)的倍。
(2)25 ℃时，某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，则该溶液的pH可能为。
高中化学酸碱中的pH计算与题目解析
高中化学酸碱中的pH计算与题目解析化学是一门重要的科学学科，其中酸碱反应是化学中的基础知识之一。
在酸碱反应中，pH值的计算是一个关键的考点。
本文将介绍pH值的计算方法，并通过具体题目进行解析，帮助高中学生和他们的父母更好地理解和应用这一知识点。
一、什么是pH值pH值是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，其数值范围从0到14。
pH值小于7的溶液被称为酸性溶液，pH值大于7的溶液被称为碱性溶液，pH值等于7的溶液被称为中性溶液。
pH值的计算公式为：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
二、pH值的计算方法1. 已知溶液的氢离子浓度，求pH值例如，已知某溶液的氢离子浓度为1.0×10^-4 mol/L，求其pH值。
根据pH = -log[H+]的计算公式，将[H+]的值代入可得：pH = -log(1.0×10^-4) = -(-4) = 4因此，该溶液的pH值为4。
2. 已知溶液的pH值，求氢离子浓度例如，已知某溶液的pH值为3，求其氢离子浓度。
根据pH = -log[H+]的计算公式，将pH值代入可得：3 = -log[H+][H+] = 10^(-3) = 0.001 mol/L因此，该溶液的氢离子浓度为0.001 mol/L。
三、题目解析1. 题目：已知某溶液的pH值为6，求其氢离子浓度。
解析：根据已知条件，将pH值代入计算公式可得：6 = -log[H+][H+] = 10^(-6) = 0.000001 mol/L因此，该溶液的氢离子浓度为0.000001 mol/L。
2. 题目：已知某溶液的氢离子浓度为0.01 mol/L，求其pH值。
解析：根据已知条件，将氢离子浓度代入计算公式可得：pH = -log(0.01) = -(-2) = 2因此，该溶液的pH值为2。
通过以上的题目解析，我们可以发现，pH值的计算方法是根据其定义公式进行推导和计算的。
掌握了pH值的计算方法，我们可以更好地理解和应用酸碱反应中的酸碱性质。
溶液的酸碱性与PH计算
溶液的酸碱性与PH计算一、溶液的酸碱性酸碱性是指溶液中的氢离子（H+）与氢氧根离子（OH-）的相对浓度。
在溶液中，当H+离子的浓度高于OH-离子时，该溶液呈酸性；当OH-离子的浓度高于H+离子时，该溶液呈碱性；当H+离子与OH-离子的浓度相等时，该溶液呈中性。
酸碱性的浓度可以通过pH值来表示。
pH值是对数尺度上的值，用来表示溶液中H+离子的浓度。
pH值的计算公式为：pH = -log[H+]，其中[H+]表示溶液中H+离子的浓度。
pH值的范围为0-14，当溶液的pH值小于7时，表明溶液为酸性；当溶液的pH值等于7时，表明溶液为中性；当溶液的pH值大于7时，表明溶液为碱性。
二、pH值的计算1.酸性溶液的pH值计算当溶液为酸性时，pH值小于7、酸性溶液中H+离子的浓度越高，其pH值越小。
例如，酸性溶液的[H+]离子浓度为1.0×10^-3mol/L，计算其pH值：pH = -log(1.0×10^-3) ≈ -(-3) = 3因此，该酸性溶液的pH值为3，属于弱酸性。
2.碱性溶液的pH值计算当溶液为碱性时，pH值大于7、碱性溶液中OH-离子的浓度越高，其pH值越大。
例如，碱性溶液的[OH-]离子浓度为1.0×10^-2mol/L，计算其pH值：pH = -log(1.0×10^-2) ≈ -(-2) = 2因此，该碱性溶液的pH值为2，属于弱碱性。
3.中性溶液的pH值计算当溶液为中性时，pH值等于7、这表示[H+]离子的浓度等于[OH-]离子的浓度。
例如，中性溶液的[H+]离子浓度和[OH-]离子浓度均为1.0×10^-7mol/L，计算其pH值：pH = -log(1.0×10^-7) ≈ -(-7) = 7因此，该中性溶液的pH值为7三、调节溶液的酸碱性调节溶液的酸碱性可以通过向溶液中添加酸性物质或碱性物质来实现。
1.添加酸性物质在酸性溶液中添加酸性物质可以增加H+离子的浓度，进而降低溶液的pH值。
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最新人教版一年级数学下册混合运算同步练习及答案（A4打印版）一、口算题1、细心算，你一定能算得对又快．3＋7＝ 4＋5＝ 7－3＝ 10－5＝ 0＋5＝ 4－0＝ 5＋3＝ 8－4＝ 2＋6＝ 10－4＝ 8＋0＝ 6＋4＝ 9－6＝ 6－6＝ 2＋8＝ 8-2+3= 4+2+4= 9-3-5= （ ）-3=5 （ ）+4=7 2、直接写得数．3＋9＝ 7＋8＝ 10－9＝ 6＋8＝ 8－5＝ 10－5＝ 12＋4＝ 5＋7＝ 10－6＋6＝ 6－3＋10＝ 10－4＋3＝ 2＋8＋5＝ 16－10＋9＝ 15－5－5＝ 3、直接写出得数。
15－10＝ 6＋6＝ 4＋8＝ 9＋7＝ 13－2＝ 3＋2＝ 7＋3＝ 19－5＝ 7＋8＝ 18－5＝ 6＋5＝ 17－7＝ 9＋6－10＝ 8＋3＋5＝ 8＋8－6＝ 9－6＋4＝ 4、直接写得数。
5－1＝ 8＋6＝ 16－3＝ 10－4＝ 6＋6＝ 3＋2＝ 7－2＝ 5＋9＝ 10＋3＝ 9－9＝ 0＋8＝ 15－5＝ 6＋8＝ 18－10＝ 30－30＝ 5、直接写得数.123-= 147-= 94+= 1243--= 1379-+= 67+= 119-= 167-= 1254-+= 537++=159-= 128-= =-715 1843-+= 1625--=二、竖式计算1、用竖式计算.81＋19＝ 34＋27＝ 80－48＝ 98－89＝51－8＝ 100－34＝ 9＋46＝ 36＋13＝2、竖式计算.73－28＝ 49＋51＝ 32－15＋27＝ 40＋11－9＝3、用竖式计算.46－9＝ 76＋8＝ 87－35＝ 45＋9＝4、用竖式计算.-= 2117+=7637-=6827+=4723--=631739+-=++=9460153423195、用竖式计算.-=679+= +=55345413-=9057-= +=76672733三、看图列式计算1、看图列式计算。
化学选修4精炼 溶液的酸碱性与PH的计算 含解析
溶液的酸碱性与pH的计算1．常温下，0.1mol·L−1某一元酸HA溶液中()()c OHc H-+=1×10−8，下列叙述正确的是（）A．溶液中水电离出的c(H+)=10−10mol·L−1B．溶液中c(H+)+c(A−)=0.1mol·L−1C．常温下将HA稀释10倍，氢离子浓度变为原来的十分之一D．上述溶液加NaA晶体，溶液的c(OH−)增大2．100℃的纯水K W=10−12，在该温度下pH均为11的NaOH和NaCN溶液中，由水电离出的c(OH−)之比为（）A．1∶1 B．10−10∶1 C．11∶3 D．10−8∶11．25℃时，在等体积的下列溶液中，发生电离的水的物质的量之比是（）①0.5mol·L−1的H2SO4溶液，②0.05mol·L−1的Ba(OH)2溶液，③1mol·L−1的NaCl溶液，④纯水A．107∶107∶1∶1 B．1∶10∶107∶107C．107∶106∶2∶2 D．107∶106：2×107∶22．对于溶液的酸碱性说法正确的是（）A．含OH−的溶液一定呈碱性B．pH小于7的溶液一定呈酸性C．c(H+)=c(OH−)的溶液一定呈中性D．pH＝14的溶液碱性最强3．pH＝2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则由水电离的c(H+)和c(OH−)的变化（）A．c(H+)和c(OH－)都减少B．c(H+)和c(OH－)都增大C．c(H+)增大和c(OH－)减少D．c(H+)减小和c(OH－)增大4．下列各组的酸，碱溶液等体积混合后，pH=7的是（）A．0.01mol·L−1 H2SO4溶液，0.01mol·L−1的NaOH溶液B．0.01mol·L−1的CH3COOH溶液，0.01mol·L−1的NaOH溶液C ．pH=2的H 2SO 4溶液，pH=12的NaOH 溶液D ．pH=2的CH 3COOH 溶液，pH=12的NaOH 溶液5．下列叙述正确的是（ ）A ．某CH 3COOH 溶液的pH=a ，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH=b ，则a>bB ．25℃时，0.1mol·L −1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力强C ．常温下，1.0×10−3 mol·L −1盐酸的pH=3.0，1.0×10−8 mol·L −1盐酸的pH=8.0D ．常温下，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=116．常温下，浓度均为0.1mol·L −1、体积为V 0的HX 、HY 溶液，分别加水稀释至体积V ，pH 随lg 0V V 的变化关系如图所示。
高考化学热点题型和提分秘籍专题82溶液的酸碱性与pH计算含解析
－ 12
－1
10 mol·Ｌ ，即水电离出的
c(H ＋
)
＝
c
－
(OH )
－
＝10
12
－1
mol·Ｌ 。
c(OH－) ＝ ( Kw/10 －2) mol ·Ｌ－1＝
3．溶质为碱的溶液
(1) 来源 H＋全部来自水的电离，水电离产生的
c(OH－) ＝ c(H＋) 。
(2) 实例 如计算 pH＝ 12 的 NaOH溶液中水电离出的 离出的 c(OH－) ＝ c(H＋) ＝ 10－ 12mol·Ｌ－1。
m倍、 n 倍，溶液的 pH 都
变成 3，则 m与 n 的关系为 ________________ 。
2
(3) 体积相同， pH 均等于 1 的盐酸和 CH3COOH溶液，分别加水稀释 m倍、 n 倍，溶液的 pH 都变成 3，则 m与 n 的关系为 ________________ 。
(4) 体积相同， pH 均等于 13 的氨水和 NaOH溶液，分别加水稀释 m倍、 n 倍，溶液的 pH 都变成 9，则 m 与 n 的关系为 ________________ 。
(5) 常温下，将 pH＝ 5 的盐酸与 pH＝ 9 的 NaOH溶液以体积比 11∶９混合
(6) 将 pH＝ 3 的 HCl 与 pH＝ 3 的 H2SO4 等体积混合 (7)0.001mol · L－1 的 NaOH溶液
(8)pH ＝ 2 的盐酸与等体积的水混合
(9)pH ＝ 2 的盐酸加水稀释到 1000 倍
c(OH－) ，方法是知道溶液中的
c(H＋) ＝ 10－12mol·Ｌ－ 1，即水电
4．水解呈酸性或碱性的盐溶液
(1)pH ＝ 5 的 NH4Cl 溶液中 H＋ 全部来自水的电离，由水电离的
【最新】人教课标版化学选修4第三章考点梳理：溶液的酸碱性与pH的关系(共16张PPT).ppt
法 c(H＋)＝10n－c14 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
溶液pH的计算方法
2．混合溶液 pH 的计算类型
(1)两种强酸混合：直接求出 c(H＋)混，再据此求 pH。
规 律
c(H＋)混＝c(H＋)1VV11＋ ＋cV(2H＋)2V2。
方 (2)两种强碱混合：先求出 c(OH－) 混，再据 KW 求出 c(H＋)混， 法 最后求 pH。
a、b、c、d 的关系正确的是( A )。
A．b>a＝d>c B．a＝b>c>d C．a＝b>d>c D．c>a＝d>b
转 解析
真题演练
❖【真题】 (2012·浙江理综，12)下列说法正确的是 (C )
。 ❖A．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后 ，溶液的pH＝4 ❖B．为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的 pH。若pH＞7，则H2A是弱酸；若pH＜7，则H2A是强酸 ❖C．用0.200 0 mol·L－1 NaOH标准溶液滴定HCl与 CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol·L －1)，至中性时，溶液中的酸未被完全中和 ❖D．相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的 ①蒸馏水、②0.1 mol·L－1盐酸、③0.1 mol·L－1氯化镁溶液、 ④0.1 mol·L－1硝酸银溶液中，Ag＋浓度：①＞④＝②转 ＞解③析
考点精讲
2．pH试纸的使用 ❖ (1)方法：把小片试纸放在__表__面__皿___上，用洁净干燥的
玻__璃__棒__蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化 稳定后的颜色，与__标__准__比__色__卡__对__比__即可确定溶液的pH。 (2)注意：试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因 被稀释可能会产生误差。广范pH试纸只能测出pH的整 数值。
高中化学选修四《溶液的PH的计算》知识与易丢分细节
高中化学选修四《溶液的PH的计算》知识与易丢分细节常温下的溶液pH的计算方法（1 ）单一溶液强酸：H n A 溶液，设溶质的物质的浓度为c mol/L，c(H + )=nc mol/L ，pH= -lgc(H +) = -lg nc强碱：B(OH) n溶液，设溶质的物质的量浓度为c mol/L，c(H + )=mol/L，pH= -lgc(H+) =14+lg nc例：25℃时，0.05mol/L的H 2 SO 4 溶液：pH= -lgc(H +) = =1例题：25℃时，0.01mol/L的NaOH溶液：c(H + )=mol/L pH=12（2 ）强酸混合1. 先求出:2. 再计算公式pH= -lgc(H +) ；3. 最后根据公式pH= -lgc(H + ) 求出。
例：25℃时，pH=3和pH=5的两种盐酸等体积混合，求混合后的pH。
解析：（3 ）强碱混合1. 先求出2.再计算3.最后根据公式pH= -lgc(H + ) 求出。
例题：25℃时，pH=9和pH=11的两种烧碱等体积混合，求混合后的pH。
解析：知识拓展——0.3规则（近似规则）若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2个或2 个以上时，混合液的PH 有如下近似规律：两强酸等体积混合，PH=PH 小+0.3；两强碱等体积混合，PH=PH 大－0.3（4 ）强酸强碱混合①恰好中和。
②酸过量，先求剩余的c(H + ) ，再求pH。
c(H + )= [n(H + )-n(OH -)]/混合溶液总体积③碱过量，先求剩余c(OH -)，再通过Kw求c(H + ) ，最后求pH。
c(OH—)=[n(OH—)-n(H + ) ]/混合溶液总体积例题：25℃时，20mL 0.05 mol/L的盐酸和10mL 0.07mol/L的烧碱混合，求混合后的pH。
解析：注意：在相关计算过程中，应遵守“酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量”。
选修4 溶液PH的计算
总结感悟
规律：两种强酸pH相差大于等于2，且等体积混合，混合液 pH ＝ pH 小＋ lg2 ＝ pH小＋0.3
任务一：溶液pH的计算
讨论总结
3、强碱与强碱混合的pH 关键：求出氢氧根离子浓度，再求氢离子浓度！
c(OH-)混合 = n1(OH- ) + n2 (OH- ) V1 + V2
mol/L =2×10-11 mol/L
pH=-lg (2×10-11) = 11-lg2 =10.7
建立模型
总结感悟
规律：两种强碱pH相差大于等于2，且等体积混合，混合液pH ＝ pH 大 － lg2 ＝ pH大－ 0.3
■计算：pH=13和pH＝11的强碱等体积混合的pH值
解：⑴pH混＝ pH大－0.3＝13－0.3＝12.7
（1）若a + b =14，则Va/Vb = 1
，
（2）若a + b =13，则Va/Vb = 1 ׃10 ，
（3）若a + b >14，则Va/Vb = 10(a + b – 14) ，
且Va > Vb(填“<”“>”“=”)(题中a<b ， b≥8)。
1
经典再研
当堂巩固
5、25 ℃时，若体积为Va、pH = a的某一元强酸与体积Vb、
经典再研
当堂巩固
2 、 将 pH ＝ 6 的 盐 酸 与 pH ＝ 4 的 盐 酸 等 体 积 混 合 后 ， 溶 液 中 c(OH－)最接近于( D )
A．0.5×(10－8＋10－10) mol/L B．(10－8＋10－10) mol/L C．(1×10－5－5×10－14) mol/L D．2×10－10 mol/L
溶液的酸碱性和PH值的计算解析
3 2 pH
盐酸
醋酸
稀释到相同pH时 稀释的倍数： 醋酸＞盐酸
10倍 V水
弱酸、弱碱的稀释
弱碱稀释 11 例：pH=12的NaOH溶液稀释10倍后pH=？ ＞11 pH=12的氨水稀释10倍后pH=？ 结论：稀释10倍pH变化（减小）＜1.
稀释相同倍数时
pH 12 氨水 11 NaOH 10倍
例
A.含有H+的溶液
题
下列溶液肯定呈酸性的是( C ) B.含有OH-的溶液
C.C(H+) ＞C（OH-） D. PH小于7的溶液
E.非电解质得到的溶液
PH值的有关计算
1、单一溶液的计算： ①强酸溶液：
例1：0.001mol/L的HCl溶液，pH是多少？
pH=3
练习：0.05mol/L H2SO4溶液100mL,求pH.
总结论： 两种强酸（碱）溶液等体积混合，溶液的pH值以原 浓溶液的pH向7靠拢0.3个单位。
3、酸碱中和后溶液pH的计算：
在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等 体积0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液 的pH值等于多少？
解：NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.04 0.06
pH=-lgC(H+)
=-lg0.02/（0.1+0.1）
=-lg10—1 =1
关键是判断谁过量
结论：酸碱混合时，先计算过量的C (H+) 或C (OH－) 再计算pH
练习：0.1L pH=4盐酸和0.1L pH=13的NaOH溶 液相混合，求混合后溶液的pH值？
PH=12.7
巩固练习
取80 mL NaOH溶液加入到120 mL盐酸中，所得溶液的
溶液的酸碱性与pH的关系
溶液的酸碱性与pH的关系高考第一轮复习《化学选修4》第3章物质在水溶液中的行为第1节溶液的酸碱性与pH的关系1、水的电离平衡和水的离子积。
2、影响水电离平衡的因素。
3、溶液的酸碱性与pH关系。
4、pH的有关计算。
二. 教学目的1、理解水的电离平衡和离子积的概念。
2、掌握影响水的电离平衡的因素。
3、掌握溶液的酸碱性和pH的关系。
4、初步学会有关pH的简单计算。
三. 重点和难点1、水的电离平衡和离子积的概念。
2、溶液酸碱性和pH的关系及有关pH的计算。
四. 考点分析本节内容在高考中的主要考查点是：1、水的电离平衡和水的离子积。
2、利用水的离子积进行有关计算。
3、溶液的酸碱性与pH的关系及有关pH的计算。
4、影响水的电离平衡的因素。
五. 知识要点（一）水的电离1. 水是一种极弱的__________，它能微弱的电离，电离方程式是____________________，25℃时，1L纯水中有__________mol水电离，__________，__________。
2. 水的离子积常数__________，室温时__________，升温时，水的电离平衡__________移动，____________________。
100℃时纯水中，则__________。
3. 水的电离是吸热的，故升温，水的电离平衡向___________移动，降温，电离平衡向__________移动，降温时水电离出的都__________。
（二）溶液的酸碱度1. 溶液酸碱性的本质判断标准是__________，25℃时，酸性溶液的判断标准是__________、__________或__________；碱性溶液的判断标准有__________、__________、__________；中性溶液的判断标准还有__________、__________、__________。
2. pH可以用来表示溶液酸碱性的强弱，计算溶液pH的表达式为__________，反之，如果知道了溶液的pH，也可用pH来表示溶液中的__________，__________。
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溶液的酸碱性是物质的一种重要化学性质，高中化学中关于溶液酸碱性是用溶液pH值来衡量的,溶液的酸碱性与pH计算是中学化学的重要知识点,其考查的主要内容有溶液中离子浓度间的关系；酸、碱、盐对水电离平衡的影响；酸、碱、盐或酸与碱溶液混合后pH的计算；稀释酸与碱溶液后pH的变化等。
在水溶液中，无论是酸性，中性，还是碱性溶液，H+和OH－始终同时存在．．．．，二者相互依存，缺一不可，共同组成水的电离平衡体系，同时二者又相互矛盾，此消彼涨，一个增大时，另一个必然减小，使得二者的乘积始终不变，恒等于Kw。
溶液的酸碱性决定于c(H＋)和c(OH－)的相对大小，如果c(H+)>c(OH-),溶液显酸性；如果c(H+)<c(OH-),溶液显碱性；如果c(H+)=c(OH-),溶液显中性。
pH决定于c(H＋)的大小，pH=7的溶液不一定呈中性,因为水的电离受温度的影响,只有在室温时,K w=1.0×10-14,pH=7的溶液才显中性。
PH相同的酸，酸越弱，酸物质的量浓度越大，pH相同的碱，碱越弱，碱物质的量浓度越大；酸与碱的PH之和为14且等体积混合时，强酸与强碱混合后溶液PH=7，强酸与弱碱混合后溶液PH＞7，强碱与弱酸混合后溶液PH＜7；等物质的量浓度的一元酸、碱等体积混合后，强酸和强碱混合后溶液PH=7；强酸和弱碱混合后溶液PH<7，弱酸和强碱混合后溶液PH>7，弱酸和弱碱混合后溶液PH由强者决定，未注明酸、碱强弱时后溶液PH无法判断；等体积强酸（PH1）和强碱（PH2）混合时，若溶液呈中性，二者PH之和为14；若溶液呈碱性，二者PH之和大于14；若溶液呈酸性，二者PH之和小于14。
【例题1】(1)25 ℃时，pH＝3的盐酸中由水电离出的c(H＋)是pH＝5的盐酸中由水电离的c(H＋)的倍。
(2)25 ℃时，某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，则该溶液的pH可能为。
(3)99 ℃时，向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH＝2。
此时水的离子积K w＝，水电离出的c(H＋)＝，溶液中c(Na＋)(填“>”、“＝”或“<”)c(SO2－4)。
(4)25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1盐酸等体积混合，反应后溶液中c(NH＋4)＝c(Cl－)，则溶液显(填“酸”、“碱”或“中”)性。
(5)25 ℃时，pH＝3的醋酸和pH＝11的NaOH溶液混合后，溶液呈(填“酸”、“中”或“碱”)性，溶液中c(Na ＋)(填“>”、“＝”或“<”)c(CH－)。
3COO＝6的蒸馏水可知，该温度下水电离产生的c (H ＋)＝c (OH －)＝1.0×10－6mol·L －1，故此时K w ＝1.0×10－12，水电离产生的c (H ＋)＝K wc＋溶液＝1.0×10－10mol·L －1，根据原子守恒知溶液中c (Na ＋)＝c (SO 2－4)。
(4)根据电荷守恒可知c (H ＋)＝c (OH －)，溶液显中性。
(5)pH ＝3的CH 3COOH 和pH ＝11的NaOH 溶液等体积混合，溶液中剩余CH 3COOH 。
溶液显酸性，c (H ＋)>c (OH －)，根据电荷守恒知c (Na ＋)<c (CH 3COO －)。
【答案】(1)10－2(2)2或12 (3)1.0×10－121.0×10－10mol·L －1＝ (4)中 (5)酸 <计算强酸溶液的pH ，先求出溶液中的c (H ＋)，，然后用公式pH ＝－lg c (H ＋)求出pH ；计算强碱溶液的pH ，先由碱的浓度求出c (OH －)，再根据水的离子积换算出c (H ＋)，然后用公式pH ＝－lg c (H ＋)求出pH ；计算酸、碱溶液混合后溶液的pH 原则是碱按碱、酸按酸，同强混合在中间，异强混合看过量，无限稀释7为限。
pH 差值≥2的两种强酸等体积混合后，pH 混＝pH 小＋0.3；pH 差值≥2的两种强碱等体积混合后，pH 混＝pH 大－0.3。
c (H ＋)＝c 1＋V 1＋c 2＋V 2，然后再求pH先计算：c (OH －)混＝c 1－V 1＋c 2－V 2V 1＋V 2，再求c (H ＋)混＝K wc－混，最后求pH酸过量先求c (H ＋)余＝c＋V 酸－c－V 碱V 酸＋V 碱，再求pH碱过量先求c (OH －)余＝c－V 碱－c ＋V 酸V 酸＋V 碱，再求c (H ＋)＝K wc－余，然后求pH【例题2】(1)某H 2SO 4溶液的浓度是0.005 mol·L -1,则此溶液的pH 为 ，用水稀释到原来体积的100倍,pH 为 ，再继续稀释104倍,pH 为 。
(2)将pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合,混合后pH 为 。
(3)将pH=10和pH=12的两种NaOH 溶液等体积混合,溶液的pH 为 。
(4)将pH=12的NaOH 溶液和pH=4的HCl 溶液等体积混合,混合后溶液的pH 为 。
【解析】①c(H+)=0.005 mol·L-1×2=0.01 mol·L-1,pH=-lg10-2=2；c(H+)==10-4mol·L-1,pH=-lg10-4=4；pH接近7(酸无限稀释后不会变成碱)。
(2)c(H+)=mol·L-1=5×10-4mol·L-1,pH=-lg(5×10-4)=4-lg 5=3.3(10-3是10-5的100倍,所以10-5可以忽略不计)。
(3)c(OH-)=mol·L-1=5×10-3mol·L-1,c(H+)=mol·L-1=2×10-12mol·L-1，pH=-lg(2×10-12)=12-lg 2=11.7。
(4)NaOH溶液中c(OH-)=10-2mol·L-1,HCl溶液中c(H+)=10-4mol·L-1,二者等体积反应,碱过量,反应后溶液呈碱性。
所以反应后c(OH-)=mol·L-1=5×10-3mol·L-1,c(H+)= mol·L-1=2×10-12mol·L-1,pH=-lg(2×10-12)=12-lg 2=11.7。
【答案】(1)24接近7(2)3.3(3)11.7(4)11.7对于pH＝a的强酸和弱酸溶液，每稀释10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(其中a＋n<7)；由于稀释过程中，弱酸还会继续电离，故弱酸的pH范围是a<pH<a＋n(其中a＋n<7)；酸溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能大于7，如图Ⅰ所示。
对于pH＝b的强碱和弱碱溶液，每稀释10n倍，强碱的pH减小n个单位，即pH＝b－n(其中b－n>7)；由于稀释过程中，弱碱还会继续电离，故弱碱的pH范围是b－n<pH<b(其中b－n>7)；碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不能小于7，如图Ⅱ所示。
【例题3】某温度下，pH＝11的氨水和NaOH溶液分别加水稀释100倍，溶液的pH随溶液体积变化的曲线如图所示。
根据图像判断错误的是( )A.a值一定大于9B.Ⅰ为NaOH溶液稀释时溶液的pH变化曲线C.完全中和稀释相同倍数后的两溶液，消耗相同浓度的稀H2SO4的体积V(NaOH)<V(氨水)D.稀释后氨水中水的电离程度比NaOH溶液中水的电离程度大【考点练习】1.在25 ℃时，关于下列溶液混合后溶液pH的说法中正确的是( )A.pH＝10与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液的pH约为11B.pH＝5的盐酸溶液稀释1 000倍，溶液的pH＝8C.pH＝2的H2SO4与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，混合液pH＝7D.pH＝12的NH3·H2O与pH＝2的HCl溶液等体积混合，混合液pH＝72.常温下，用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液，关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是( )①b不可能显碱性②a可能显酸性或碱性③a不可能显酸性④b可能显碱性或酸性A.①②B.③④C.①③D.②④3.对室温下pH相同、体积相同的醋酸溶液和盐酸分别采取下列措施,有关叙述正确的是( )A.加适量的醋酸钠晶体后,两溶液的pH均增大B.使温度都升高20 ℃后,两溶液的pH均不变C.加水稀释2倍后,两溶液的pH均减小D.加足量的锌充分反应后,两溶液中产生的氢气一样多4.下列溶液在室温下等体积混合后,pH一定小于7的是( )。
A.pH=3的硝酸和pH=11的氢氧化钾溶液B.pH=3的盐酸和pH=11的氨水C.pH=3的硫酸和pH=11的氢氧化钠溶液D.pH=3的醋酸和pH=11的氢氧化钡溶液5.pH＝1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积的关系如图。
下列说法正确的是( )①若a＜4，则A、B都是弱酸；②稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强；③若a＝4，则A是强酸，B是弱酸；④A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等A.①④B.②③C.①③D.②④6.(1)某温度时,测得0.01 mol·L-1NaOH溶液的pH为11,则该温度下水的离子积常数K w= 。
(2)在此温度下,将V1 L pH=a的NaOH溶液与V2 L pH=b的硫酸混合，若所得混合溶液为中性,且a=12,b=2,则V1∶V2= ，若所得混合溶液的pH=10,且a=12,b=2,则V1∶V2= 。
（3）在25 ℃时，有pH为a的HCl溶液和pH为b的NaOH溶液，取V a L该HCl溶液用该NaOH溶液中和，需V b L NaOH溶液。
若a＋b＝14，则V a∶V b＝，若a＋b＝13，则V a∶V b＝，若a＋b>14，则V a∶V b＝，且V a(填“>”“<”或“＝”)V b。
7.(1)常温下，将1 mL pH＝1的H 2SO4溶液加水稀释到100 mL，稀释后的溶液中c＋c－＝____。
(2)某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH为11，则该温度下水的离子积常数K w＝________。
该温度________(填“高于”或“低于”)25 ℃。
(3)常温下，设pH＝5的H2SO4溶液中由水电离出的H＋浓度为c1；pH＝5的Al2(SO4)3溶液中由水电离出的H＋浓度为c2，则c1c2＝________。