201X-201x版高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 第1节 水溶液 第2课时学案 鲁科版选修
高中化学第三章物质在水溶液中的行为第一节水溶液(第2课时)鲁科4鲁科高二4化学
例8.将100mL 0.02mol/L的NaOH溶液(róngyè)与200mL 0.005mol/L的NaOH溶液混合后，溶液的pH是多少?
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5、强酸与强碱溶液混合——有关(yǒuguān)pH 的计算
例9.在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积 (tǐjī)0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH等于多少？
• [H+] = [OH-] 中性溶液
• [H+] ＜ [OH-] 碱性溶液
• 2.PH计算公式： PH=-lg [H+]
• 室温下：酸性溶液PH<7
•
中性溶液 PH=7
•
碱性溶液 PH>7
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同步 练习 (tóngbù)
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c根( 据N)K、Hb=＋4c(OHc-()N 均H减，＋ 4小则) c，溶OH液导电能，力减弱c((jiN ǎnH ruò＋ 4)，) ⑤＝ 错；Kb
由于温度不变，c(KNb不H3变H，2O而)c(OH-)减小c，(N 则H3 H2O)
c OH
c
(
N
H
＋ 4
)
增大，⑥正确。综上，应选C项。
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二、溶液的PH
pH为氢离子物质(wùzhì)的量浓度的负常用对数
PH= - lg [H+]
试计算当H+浓度(nóngdù)分别为10-1、10-3、10-5、10-7、 10-9、10-13mol/L时，溶液的pH是多少？
延伸 ： (yánshēn) PＯH = - lg[ＯH－]
高二化学第3章 物质在水溶液中的行为 第1节 水溶液鲁教版知识精讲
高二化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液鲁教版【本讲教育信息】一. 教学内容：第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液二. 教学目的1. 了解水的电离和水的离子积2. 了解溶液的酸碱性和溶液酸碱度的表示方法3. 掌握pH值的简单计算及其与溶液酸碱性的关系4. 掌握电解质在溶液中的存在形式三. 教学重点、难点溶液pH的计算四. 知识分析（一）水的电离1. 水的电离大量实验证实了，水是能够电离的，其电离方程式为：H2O H++OH-实验也同时表明：水很难电离，其平衡常数为：Kc＝[H+][OH-]/[H2O ]2. 水的离子积常数（1）定义：在水溶液中H+和OH- 浓度的乘积。
（2）表达式：K W=〔H+〕〔OH-〕（3）与电离平衡常数Kc 的关系：K W=Kc〔H2O〕因为在一定温度下Kc和〔H2O〕都是不变的常数，故Kw也是只与温度有关的常数。
（4）影响因素及影响效果：温度：因为电离过程是吸热的，所以温度越高，Kw越大。
（5）特定温度下水的离子积常数①25℃时，Kw=×10-14 mol2·L-2②100℃时，Kw=×10-13 mol2·L-2（二）溶液的酸碱度1. 溶液的酸碱性（1）表示方法：H+浓度、OH-浓度、pH.（2）酸碱性强弱判断标准：〔H+〕和〔OH-〕相对大小、pH值大小、指示剂。
酸性溶液：〔H+〕>〔OH-〕碱性溶液：〔H+〕<〔OH-〕中性溶液：〔H+〕=〔OH-〕2. 有关溶液pH值的求算（1）单一溶液①强酸：先求出溶液的H+浓度，再通过pH=-lg〔H+〕求溶液的pH。
②强碱：先求出溶液的OH-浓度，再通过〔H+〕=Kw/〔OH-〕求出溶液的H+浓度，最后求得pH值。
（2）溶液的冲稀（强酸或强碱）①一般冲稀（冲稀后pH ≤6的酸或pH ≥8的碱）：不要考虑水电离出的H+（酸溶液中）和OH-（碱溶液中），而酸电离出的H+或碱电离出的OH-的物质的量是主体。
高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液(第2课时)鲁科4鲁科高二4化学
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(2)该温度下0.1 mol·L－1的盐酸(yán suān)溶液的pH＝1 。 答案 (dá àn)
pH＝－lg[H＋]＝－lg0.1＝1。
解析
(3)该温度(wēndù)下0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝11 。 答案 解析
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活学活用
3.常温下，关于溶液(róngyè)的稀释下列说法正确的是 A.pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5
答案
(dá àn)
解析
( jiě xī)
B.pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的[H＋]＝ 1×10－6 mol·L－1
C.将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13 D.pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6
B.8.7
C.9
解析
( jiě xī)
√ D.9.7
稀溶液混合体积近似等于两种溶液体积之和。强碱溶液混合，应按
[OH－]计算：[OH－]混＝(1×10－6 mol·L－1＋1×10－4 mol·L－1)/2＝5.05×10－5 mol·L－1，[H＋]混＝Kw/[OH－]≈2×10－10 mol·L－1，pH≈9.7。
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2.将pH为3和pH为5的盐酸等体积(tǐjī)相混合，所得溶液的pH为
A.3.7
√ B.3.3
C.4.7
D.5.3
答案
(dá àn)
解析
( jiě xī)
混和后所得溶液中[H＋]＝ 10－3 mol·L－1＋10－5 mol·L－≈1 5×10－4 mol·L－1，所
物质在水溶液中的行为
判断正误：
1.任何水溶液中都存在水的电离平衡。 √
2. 任何水溶液中（不论酸、碱或中性） ，都存在
Kw=10-14 mol2/L2
×
3.某温度下，某液体[H+]= 10-7mol/L，则该溶液
一定是纯水。
×
分析上表数据可得出怎样的结论？
KW只与温度有关，温度越高， KW 越大
根据平衡移动原理分析影响水的电离平 衡的因素有哪些?
5
交流研讨1
外界条件对水的电离平衡 的影响
H2O
H＋ ＋OH－
促进向水右的移电动离
增大
抑向制左水的移电动离
减小
酸
抑制向水左的移电动离
不变
碱
向左移动
不变
Kw 是 温度的函数, 随温度的升高而增大 与溶液的成分无关
6
（1）Kw只随温度变化，温度升高则Kw增 大。通常是指在25℃时，即认为 Kw=1×10-14（mol/L）2。 （2）水的离子积是水电离平衡时的性质， 它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、 盐的稀溶液。即稀水溶液中的[H+]与[OH-] 的乘积是一个常数。 （3）不管任何稀的水溶液中，水电离产生 的[H+]和水电离产生的[OH-]一定相等
第三章 物质在水溶液中的行为
第一节：水溶液
联想·质疑：
酸、碱、盐的水溶液能导电， 纯水能导电吗？
一、水的电离
定性：精确的实验证明，纯水能微弱地电离，
生成自由移动的H+和OH-，所以水是一种极弱的电 解质。
电离方程式是： H2O
H++OH-
水的电离是一个可逆的过程，在一定温度下可 以达到电离平衡。其过程遵循化学平衡移动原 理。电离平流
高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液(第2课时)溶液的酸碱性与pH获奖公开课优质课件
3．溶液的 pH＝－lg[H＋]。利用 pH 判断溶液酸碱性时要注 意温度，室温下，pH＝7，溶液呈中性；pH<7，溶液呈 酸性；pH>7，溶液呈碱性。
(2)pH 试纸法 ①种类 a．广泛 pH 试纸：其 pH 范围是 1～14(最常用)。 b．精密 pH 试纸：其 pH 范围较窄，可判别 0.2 或 0.3 的 pH 差值。 c．专用 pH 试纸：用于酸性、中性和碱性溶液的专用 pH 试纸。 ②使用方法：把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取 待测溶液点在干燥的 pH 试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比， 即确定溶液的 pH。 (3)pH 计法 精确测定溶液的 pH 时使用 pH 计，测量时可以从 pH 计上直接读 出溶液的 pH。
4．强酸或强碱稀释 10n 倍，pH 变化 n 个单位；弱酸或弱碱 稀释 10n 倍，pH 变化小于 n 个单位；酸或碱无论怎样稀 释，酸不会变为碱，碱也不会变为酸。
溶液的酸碱性
1．溶液的酸碱性 任何水溶液中都既有 H＋也有 OH－，溶液的酸碱性与它们的 数值无关，由它们浓度的相对大小决定，溶液酸碱性的判断标准 是[H＋]与[OH－]的相对大小。 2．溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系 (1)[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。 (2)[H＋]>[OH－]，溶液呈 酸 性，且[H＋]越大， 酸 性越强。 (3)[H＋]<[OH－]，溶液呈 碱 性，且[OH－]越大，碱 性越强。
(2)两强碱混合后 pH 的计算： 由[OH－]混＝[OH－]1VV11＋＋[VO2 H－]2V2先求出混合后的[OH－]混， 再通过 KW 求出混合后的[H＋]，最后求 pH。
高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 第1节 水溶液课件1 鲁科高中选修4化学课件
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利用Kw的定量计算(jì suàn)——求溶液中的[H+]或 [OH-]
25℃ 时，向纯水中通入HCl气体，使其浓度(nóngdù) 为0.01mol·L-1。 [H+]、[OH-]分别为多少？
[H+]＝ [H+]酸+[H+] 水≈ [H+]酸= 10-2mol·L-1、 [OH-] =[OH-] 水＝ 10-12 mol·L-1
第一节 水溶液
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联想 ·质疑： (liánxiǎng)
酸、碱、盐的水溶液能导电(dǎodiàn)， 纯水能导电吗？
第二页，共二十页。
一、水的电离(diànlí)
定性：精确的实验证明，纯水能微弱地电离，生
成自由移动(yídòng)的H+和OH-，所以水是一种极弱的电解
质。
水的电离(diànlí)是水分子和水分子相互作用发生。
电离方程式是：
H2O + H2O H3O++OH- △H>0
简写为：H2O
H++OH- △H﹥0
第四页，共二十页。
注意 ： (zhùyì)
1.在水中
H H 共存 +，OH-， 2O
(gòngcún)
主要以水分子形式存在
2.水的电离是吸热的可逆的过程
第五页，共二十页。
H2O
H+ + OH-
电离(diànlí)平衡常数为：
No =1g/cm3*1000mL/18g*mol-1。3.某温度下，某液体[H+]= 10-7mol/L，则该溶液。纯水或酸、碱、盐的稀溶
液。25℃ 时，向纯水中通入HCl气体，使其浓度为0.01mol·L-1。可能为酸液，也可能为碱液
高中化学 第三章 物质在水溶液中的行为 第1节 水溶液(
第三章物质在水溶液中的行为第1节 水溶液第1课时【教学目标】知识与技能1.知道水分子能电离，存在电离平衡，其平衡常数成为水的离子积常数；2.了解强、弱电解质的特点，知道弱电解质的电离存在电离平衡，并能结合实例进行描述；3.能够书写常见弱电解质的电离方程式。
过程与方法1. 学会运用观察、实验、查阅资料等多种手段获取所需要的信息；2. 学习水的电离及强、弱电解质的判断，学习科学探究的基本方法，提高科学探究能力；3. 培养团队合作精神，在活动中学会与人相处。
情感态度与价值观通过小组协作，发挥团队精神，发扬献身科研的品质 【教学过程】本节内容是这一章的引领，在认识水的电离之后，才能深入继续学习其它物质或体系在水溶液中的行为，故正确理解、运用本节的知识点，认识其地位有着重要的意义。
本节的关键点有以下几点：水的电离平衡及定量表示（水的离子积Kw ）；水的平衡影响因素；两个定量关系，即：[H +]·[OH —]=Kw ，[H +]水电离的=[OH —]水电离的 ；强、弱电解质的判断及电离方程式的书写。
通过学习，让学生了解水的电离平衡特点及外界对其的影响，深化对水溶液体系的认识。
一、水 的 电 离1．纯水具有导电性，是因为纯水中存在能够自由移动的离子：H ＋、OH －。
水的电离方程式为H 2OH ＋＋OH －。
2．25 ℃时，纯水中[H ＋]＝[OH －]＝1.0×10－7mol·L －1。
3．水的电离平衡常数表达式为K ＝[H ＋]·[OH －][H 2O]。
教材整理2 水的离子积常数 1．表达式：K W ＝[H ＋][OH －]。
2．影响因素：(1)25 ℃时，K W ＝1.0×10－14_mol 2·L －2。
(2)水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，K W增大。
(3)水的离子积常数只受温度的影响，与[H＋]、[OH－]的变化无关。
[探究·升华][思考探究](1)某温度下，测得纯水中的[H＋]＝2.5×10－7mol·L－1，则[OH－]为多少？【提示】只要是纯水，水电离出来的氢离子浓度就等于水电离出来的氢氧根离子浓度，故[OH－]＝2.5×10－7mol·L－1。
高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第1课时10鲁科4鲁科4化学
×
Kw=10-14 mol2/L2 §某温度(wēndù)下，纯水中H+浓度为1×10-6mol/L，则
OH-浓度为1×10-8mol/L
×
第二十六页，共二十九页。
巩固(gǒnggù)练习
（4）．弱电解质与强电解质的本质区别
在A．于离( 子数) 目C的多少
B．物质的量浓度相同时，溶液的导电能 力强弱
根据平衡移动原理分析影响水的电离平衡的 因素
条件
移动方向
加热 通入HCl
右移
(yòu yí)
左移
加NaOH固
体
左移
加NaCl 不移动
水电离程度
溶液中 ［H+］
水电离出 ［H+］
增大 增大 增大 (zēnɡ dà)
(zēnɡ dà)
减小 增大 减小
减小
不变
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减小 不变
减小
不变
注意(zhù yì)
= 1×10-9 mol/L
第十三页，共二十九页。
巩固(gǒnggù)练习
（3）、判断正误：
§任何水溶液中都存在水的电离平衡。 √
§任何水溶液中（不论(bùlùn)酸、碱或中性） ，都存 在
Kw=10-14 mol2/L2
§某温度下，纯水中H+浓度为1××10-6mol/L，则
OH-浓度为1×10-8mol/L
第三章 物质(wùzhì)在水溶液中的行为 第1节 水溶液（第一(dìyī)课时)
第一页，共二十九页。
水 -----生命之源
水溶液 -----广泛应用于生产生 活中 物质在水溶液中的行为
(xíngwéi)
-----本章研究的主要内 容
2018-2019学年高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 第1节 水溶液 第2课时 溶液的酸碱性
第2课时溶液的酸碱性与pH知能演练轻松闯关[学生用书单独成册][基础温故]1．一定温度下，在0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液和0.1 mol·L－1的盐酸中，水的电离程度( )A．前者大B．前者小C．一样大D．无法确定解析：选C。
碱提供的[OH－]和酸提供的[H＋]相同，所以对水的抑制程度相同。
2．下列说法中正确的是( )A．碳酸钙难溶于水，放入水中不导电，且碳酸钙960 ℃时分解，故碳酸钙是非电解质B．熔融态的铁能导电，所以铁是电解质C．Na 2S的电离方程式是Na2S2Na＋＋S2－D．NH3·H2O虽然极易溶于水，但在水中是部分电离的，所以它是弱电解质解析：选D。
碳酸钙、Na2S属于盐，均为强电解质，A、C选项错误；铁属于单质，既不是电解质也不是非电解质，B选项错误。
3．下列叙述中正确的是( )A．pH＝3和pH＝4的盐酸各10 mL混合，所得溶液的pH＝3.5B．溶液中[H＋]越大，pH也越大，溶液的酸性就越强C．液氯虽然不导电，但溶于水后导电情况良好，因此，液氯也是电解质D．当温度不变时，在纯水中加入强碱不会影响水的离子积常数解析：选D。
pH＝3和pH＝4的盐酸各10 mL混合，所得溶液的pH＝－lg (5.5×10－4)≈3.3，A项错误；溶液中[H＋]越大的溶液，pH越小，溶液的酸性越强，B项错误；液氯是单质，单质既不属于电解质，也不属于非电解质，C项错误；水的离子积常数只与温度有关，D项正确。
4．下列公式能用来精确地计算任意浓度的盐酸溶液中的氢离子浓度的是( )A．[H＋]＝[HCl]B．[H＋]＝[HCl]＋K W[H＋] C．[H＋]＝[HCl]＋K WD．[H＋]＝[HCl]－K W[H＋]解析：选B。
盐酸溶液中的H＋有两个来源：一个是水提供的，一个是盐酸提供的，但溶液中OH－只有水提供，即[H＋]水电离＝[OH－]水电离＝[OH－]溶液＝K W[H＋]溶液，B选项正确。
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第2课时溶液的酸碱性与pH[学习目标定位] 1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3.能够进行有关pH的简单计算。
一、溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系溶液的酸碱性是由溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小决定的。
请填写下表：[H＋]与[OH－][H＋]的范围(25 ℃)的相对大小中性溶液[OH－]＝[H＋] [H＋]＝1.0×10－7mol·L－1酸性溶液[OH－]<[H＋] [H＋]>1.0×10－7mol·L－1碱性溶液[OH－]>[H＋] [H＋]<1.0×10－7mol·L－12.溶液的pH(1)定义：pH是[H＋]的负对数，其表达式是pH＝－lg[H＋]。
(2)25 ℃时，溶液酸碱性与[H＋]、pH的关系如下图所示3.溶液酸碱性的测定方法(1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。
指示剂变色范围(颜色与pH的关系)石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色(2)利用pH试纸测定，使用时的正确操作为将pH试纸放在表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。
(3)利用pH计测定，pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。
溶液酸碱性的判断依据溶液性质[H ＋]与[OH－]大小关系[H＋]/mol·L－1Ph(25 ℃)任意温度25 ℃中性[H＋]＝[OH－] [H＋]＝Kw[H＋]＝1×10－7pH＝7酸性[H＋]>[OH－] [H＋]>Kw[H＋]>1×10－7pH<7碱性[H＋]<[OH－] [H＋]<Kw[H＋]<1×10－7pH>7例1下列溶液一定显酸性的是( )A.溶液中[OH－]>[H＋]B.滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液C.溶液中[H＋]＝10－6mol·L－1D.溶液中水电离的[H＋]＝10－9mol·L－1答案 B解析A项中判断溶液酸碱性的关键是看[H＋]和[OH－]的相对大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；C项中pH<7或[H＋]>10－7mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确定，就不能用来判断溶液的酸碱性；B项中可使紫色石蕊溶液变红，则该溶液显酸性；D项中温度影响水的电离，所以[H＋]＝10－9mol·L－1，温度不确定，无法判断[H＋]、[OH－]关系，溶液的酸碱性不能确定。
考点溶液的酸碱性与pH题点溶液酸碱性的判断方法易错警示溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小，[H＋]＝10－7mol·L－1或pH ＝7的溶液不一定呈中性，常温下[H＋]＝10－7mol·L－1或pH＝7的溶液才呈中性，而其他温度下不呈中性，100 ℃时，pH＝7的溶液呈碱性。
例2下列说法正确的是( )A.强酸的水溶液中不存在OH－B.pH＝0的溶液是酸性最强的溶液C.在温度不变时，水溶液中[H＋]和[OH－]不能同时增大D.某温度下，纯水中[H ＋]＝2×10－7mol·L －1，其呈酸性 答案 C解析 在酸性或碱性水溶液中均存在H ＋和OH －，故A 项错误；pH ＝0的溶液中[H ＋]＝ 1.0 mol·L －1，并不是酸性最强的溶液，只是[H ＋]>1.0 mol·L －1的溶液用pH 表示酸碱性强弱不方便，故B 项错误；在温度一定时，[H ＋][OH －]＝K w 是一个定值，故二者不能同时增大，故C 项正确；纯水中，[H ＋]＝[OH －]，呈中性，故D 项错误。
考点 溶液的酸碱性与pH 题点 溶液的酸碱性与pH 的综合知识总结 pH 的取值范围为0～14，即只适用于[H ＋]≤1 mol·L －1或[OH －]≤1 mol·L －1的电解质溶液，当[H ＋]或[OH －]>1 mol·L －1时，直接用[H ＋]或[OH －]表示溶液的酸碱性。
二、酸、碱溶液混合后pH 的计算方法 1.强酸、强碱溶液pH 的计算 (1)计算c mol·L －1H n A 强酸溶液的pH ①[H ＋]＝nc mol·L －1； ②pH＝－lg nc 。
(2)计算c mol·L －1B(OH)n 强碱溶液的pH(25 ℃) ①[H ＋]＝10－14ncmol·L －1；②pH＝14＋lg nc 。
2.酸、碱溶液混合后pH 的计算 (1)强酸与强酸混合[H ＋]混＝[H ＋]1·V 1＋[H ＋]2·V 2V 1＋V 2，然后再求pH 。
(2)强碱与强碱混合先计算：[OH －]混＝[OH －]1·V 1＋[OH －]2·V 2V 1＋V 2再求[H ＋]混＝K w[OH －]混，最后求pH 。
(3)强酸与强碱混合①恰好完全反应，溶液呈中性，pH ＝7。
(25 ℃) ②酸过量：先求[H ＋]余＝[H ＋]·V 酸－[OH －]·V 碱V 酸＋V 碱，再求pH 。
③碱过量：先求[OH －]余＝[OH －]·V 碱－[H ＋]·V 酸V 酸＋V 碱，再求[H ＋]＝K w[OH －]余，然后求pH 。
例3 室温下，将0.1 mol·L －1HCl 溶液和0.06 mol·L －1的Ba(OH)2溶液等体积混合后，则该溶液的pH 是( ) A.1.7 B.12.3 C.12 D.1 答案 C解析 这是强酸和强碱的混合，要先判断混合液的酸碱性。
酸中 [H ＋]＝0.1 mol·L －1碱中 [OH －]＝0.12 mol·L －1等体积混合碱过量[OH －]＝[OH －]·V 碱－[H ＋]·V 酸V 酸＋V 碱＝0.01 mol·L －1[H ＋]＝K w[OH －]＝1×10－12mol·L －1pH ＝－lg[H ＋]＝12。
考点 溶液pH 的计算题点 酸、碱溶液混合的pH 计算易错警示 两种溶液混合，不论是两种碱溶液混合，还是酸碱混合，只要混合液显碱性，计算溶液pH 值时，一定先计算混合溶液中的[OH －]，再根据K w ＝[H ＋][OH －]，推出溶液中的[H ＋]，进一步得pH 。
例4 pH ＝13的强碱溶液与pH ＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH ＝11，则强碱与强酸的体积比是( )A.11∶1B.9∶1C.1∶11D.1∶9 答案 D解析 可设碱与酸的体积分别为V (碱)和V (酸)，由题意可知，混合后碱过量，可列等式： 10－14－13·V 碱－10－2·V 酸V 酸＋V 碱＝10－(14－11)，解之可得V (碱)∶V (酸)＝1∶9。
考点溶液pH的计算题点酸、碱溶液混合的pH计算规律总结25 ℃，pH强酸＋pH强碱＝14，等体积混合时，pH混＝7。
25 ℃，pH强酸＋pH强碱>14，等体积混合时，pH混>7。
25 ℃，pH强酸＋pH强碱<14，等体积混合时，pH混<7。
三、酸碱溶液稀释后的pH变化规律1.室温下计算下列酸溶液稀释后的pH(1)pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为3；若加水稀释10n倍，其pH为2＋n(2＋n<7)(若n≥5，则pH无限接近7)。
(2)若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH接近于7。
(3)pH＝2的醋酸溶液，加水稀释10倍，其pH大小范围应是2<pH<3。
2.室温下计算下列碱溶液稀释后的pH(1)pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为10；若加水稀释10n倍，其pH为11－n(11－n>7)(若n≥4，则pH无限接近7)。
(2)pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是11－n<pH<11；若无限稀释时，其pH接近于7。
酸或碱溶液稀释后溶液的pH变化图例5常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是( )A.pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5B.pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的[H＋]＝1×10－6mol·L－1C.将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13D.pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6答案 C解析A项，pH＝3的醋酸溶液在稀释过程中电离平衡正向移动，稀释100倍时，3<pH<5；B 项，pH＝4的H2SO4溶液稀释100倍时，溶液中的[H＋]＝1×10－6mol·L－1，溶液中的[OH－]＝1×10－141×10－6 mol·L－1＝1×10－8 mol·L －1＝水电离的[OH －]，而水电离的[H ＋]＝水电离的[OH －]＝1×10－8 mol·L －1；C 项，将1 L 0.1 mol·L －1 Ba(OH)2溶液稀释为2 L 时，[OH －]＝0.22 mo l·L－1＝0.1 mol·L －1，[H ＋]＝1×10－13mol·L －1，pH ＝13；D 项，NaOH 是强碱溶液，无论怎么稀释，pH 在常温下不可能为6，只能无限接近于7。
考点 溶液pH 的计算题点 酸、碱溶液稀释时pH 的计算及变化规律易错警示 计算很稀的酸或碱的溶液中[H ＋]或[OH －]时，不能忽视水的电离。
例6 在25 ℃的条件下，将体积都为10 mL ，pH 都等于3的醋酸和盐酸，加水稀释到a mL 和 b mL ，测得稀释后溶液的pH 均为5，则稀释时加入水的体积为( ) A.a ＝b ＝1 000 mL B.a ＝b >1 000 mL C.a <b D.a >b答案 D解析 在溶液中，盐酸的电离是不可逆的，而CH 3COOH 的电离是可逆的，存在电离平衡，在加水稀释的过程中，盐酸溶液里[H ＋]的主要变化只有一个，即减小；CH 3COOH 溶液里[H ＋]的主要变化有两个，即减小和增大。